水溶液中的离子平衡-2027届高三化学一轮复习（人教版）

该高中化学高考复习课件聚焦“水溶液中的离子平衡”专题，依据高考评价体系系统梳理电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡三大核心模块，明确电离常数与水解常数计算（30%）、中和滴定曲线分析（25%）等高频考点，归纳分布系数图像、沉淀转化计算等常考题型，体现备考针对性。 课件亮点在于“真题母题+素养导向”策略，以2023新课标卷pH计算真题为例，用“四步分析法”培养科学思维，通过“平衡常数关系推导”“图像特殊点突破”等技巧提升解题能力，附易错点警示（如电离度与常数影响因素混淆），助力学生高效冲刺，为教师提供精准复习指导。

正确的方向+高效的学习方法=目标成绩 水溶液中的离子平衡 1.外界条件对电离平衡的影响： （1）以0.1mol·L-1醋酸溶液为例分析：CH3COOHCH3COO―+H+ ；ΔH＞0 改变条件 平衡移 动方向 n (H+) c (H+) c (CH3COO－) c (CH3COOH) 电离程度 导电 能力 Ka 加水稀释 向右 增大 减小 减小 减小 增大 减弱 不变 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增大 增大 减小 增强 不变 加HCl (g) 向左 增大 增大 减小 增大 减小 增强 不变 加NaOH (s) 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 不变 加入CH3COONa (s) 向左 减小 减小 增大 增大 减小 增强 不变 加入镁粉 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 不变 升高温度 向右 增大 增大 增大 减小 增大 增强 增大 1、已知：酸碱质子理论认为，凡是能给够出质子(H+)的物质是酸(比如NH4+)，能接受质子的物质是碱(比如)，而酸给出质子转变为相应的碱，碱接受质子转变为相应的酸，这种得失质子可以相互转变的一对酸碱型体称为共轭酸碱对。常温下，调节HA溶液的pH，HA所占物质的量分数δ(分布系数)随pH变化、A-所占物质的量分数δ(分布系数)随pH变化的关系如图所示[比如HA的分布系数]。下列表述不正确的是 A．A-是HA的共轭碱 B． C．增大pH过程中，的值减小 D．图像上任意一点均满足 K的意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸(弱碱)越强。从Ka和Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：H2SO3(Ka1=1.5×10－2)＞H3PO4(Ka1=7.5×10－3)＞HF(Ka=3.5×10－4)＞H2S(Ka1=9.1×10－8)。 弱电解质的电离度 1．概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子数占原来分子总数(包括已电离的和未电的)的百分率叫做电离度。常用表示。 2．数学表达式。 [说明]上式中的分子数也可用物质的量、物质的量浓度代替。 3．影响电离度的因素 (1)内因：电解质的本性，不同的弱电解质由于结构不同，电离度也不同。通常电解质越弱，电离度越小。 (2)外因。 浓度：加水稀释。电离平衡向电离方向移动，故溶液浓度越小，电离度越大。 温度：电解质的电离过程是吸热过程，故温度升高，电离度增大。 1．电离常数与水解常数的关系　 (1)电离常数表达式 ①一元弱酸(HA)： HAH+＋A－ ②二元弱酸(H2A)：H2AH+＋HA－ HA—H+＋A2－ ③一元弱碱(BOH)：BOHB+＋OH－ (2)电离常数(K电离)与电离度(α)的关系——以一元弱酸HA为例 25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α HA H＋ ＋ A－ 起始浓度/mol·L－1 c 0 0 变化浓度/mol·L－1 c酸·α c酸·α c酸·α 平衡浓度/mol·L－1 c酸－c酸·α c酸·α c酸·α 电离平衡常数Ka＝＝，由于α很小，可认为1－α≈1 则Ka＝c酸·α2，α＝ (越稀越电离)，则：c(H＋)＝c酸·α＝ (3)电离常数与水解常数的关系 ①对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系：Kh＝ 如：CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ ②对于二元弱酸H2B，Kal(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2－)的关系： ； B2－＋H2OHB－＋OH－，Kh1(B2－)＝＝＝ HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh2(HB－)＝＝＝ ③强酸弱碱盐：Kh＝ 如：NH4Cl：NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+ (3)水解常数(Kh)与溶度积常数(Ksp)的关系——强酸多元弱碱盐：Kh＝ 如：AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 2．计算电离常数的常见类型 (1)起点时刻：巧用三段式 例1．HR是一元酸。室温时，用0.250 mol·L－1 NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，b点表示两种物质恰好完全反应。计算的电离常数Ka＝5×10－6 方法探究：此题根据纵坐标所给的数据，起点时刻pH＝3，HR中和一半时的pH＝4.7，可以优先考虑起点时刻计算电离常数，常用方法：三段式 解析：根据题意，b点时酸碱恰好完全反应，则c(HR)＝0.250 mol·L－1×0.02 L÷0.025 L＝0.2 mol·L－1，即0.2 mol·L－1的HR溶液的pH＝3 HR H+＋ R— 起始：0.2 0 0 转化：10－3 10－3 10－3 平衡：0.2-10－3 10－3 10－3 HR的电离常数Ka＝＝＝5×10－6 (2)遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定 例2．在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，此时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显中性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝ 方法探究：中性时刻采取电荷守恒和物料守恒，解题时建议用物质的量守恒去写，因为在反应过程中体积已经发生了变化 解析：根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。 电荷守恒得：n(H＋)＋n(NH)＝n(Cl－)＋n(OH－)，则：n(NH)＝n(Cl－)=0.01×4=0.04 mol 物料守恒得：3a＝n(NH)＋n(NH3·H2O)，则：n(NH3·H2O)＝(3a—0.04) mol Kb＝ (3)恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系 例3、25 ℃时，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数Ka＝10－7 方法探究：方法I、直接列水解三段式求解 方法II、先求出水解常数，再利用水解常数和电离常数的关系进行计算 方法I、直接列水解三段式求解 HCOO—＋H2OHCOOH＋OH－ 起始: 0.1 0 0 转化: 10－4 10－4 10－4 平衡: 0.1-10－4 10－4 10－4 Ka＝＝ 方法II、先求出水解常数，再利用水解常数和电离常数的关系进行计算 利用左边的三段式，先求出HCOO—的水解常数 Kh＝＝ Ka＝ 守恒定律 电荷守恒－－即溶液永远是电中性的，所以阳离子带的正电荷总量＝阴离子带的负电荷总量 例：NH4Cl溶液：c(NH4+ )+ c(H+)= c(Cl-)+ c(OH-) 注意：1、要判断准确溶液中存在的所有离子，不能漏掉。 2、注意离子自身带的电荷数目。如， Na2CO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO32－)+ c(HCO3－)+ c(OH-) NaHCO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO32－) + c(HCO3－)+ c(OH-) Na3PO4溶液：c(Na＋) + c(H＋) = 3c(PO43－) + 2c(HPO42－) + c(H2PO4-) + c(OH-) 物料守恒－－即加入的溶质组成中存在的某些元素之间的特定比例关系，由于水溶液中一定存在水的H、O元素，所以物料守恒中的等式一定是非H、O元素的关系。例： Na2CO3溶液：Na:C=2:1，即得到，c(Na+) = 2c(CO32－ + HCO3－+ H2CO3) NaHCO3溶液：Na:C=1:1，即得到，c(Na+) = c(CO32－)+ c(HCO3－) + c(H2CO3) 写这个等式要注意，把所有含这种元素的粒子都要考虑在内，可以是离子，也可以是分子。 质子守恒(了解)：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。如NaHCO3溶液中： [H2CO3]＋[H＋]＝[CO]＋[OH－]。 注：质子守恒可以通过电荷守恒与物料守恒加减得到。 有关pH值的计算题型常有： 溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 (2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为取一小片pH试纸，放在洁净的表面皿上或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 (3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 强酸（强碱）加水稀释后的pH计算 稀释规律： ①强酸pH=a,加水稀释10n倍，则pH = a + n ②弱酸pH=a,加水稀释10n倍，则a < pH < a + n ③强碱pH=b,加水稀释10n倍，则pH = b - n ④强碱pH=b,加水稀释10n倍，则b - n < pH < b ⑤酸、碱溶液无限稀释，pH只能约等于或接近于7，酸不能大于7，碱不能小于7. 1、下列曲线中，可以描述0.1 mol·L－1乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和0.1 mol·L－1氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)的水溶液中，水电离出的c(H＋)与加入水体积V的关系是________(填字母)。 2、请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(　　) (2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性(　　) (3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(　　) (4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(　　) (5)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(　　) (6)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等(　　) (7)25 ℃时，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中KW＝1×10－13 mol2·L－2 (　　) (8)某温度下，纯水中的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，则c(OH－)＝(　　) (9)25 ℃时，0.01 mol·L－1的盐酸中，c(OH－)＝1.0×10－12mol·L－1 (　　) 经典例题： 例1、甲胺(CH3NH2)的性质与氨相似，250C时向10mL 0.1mol·Lˉ1的甲胺中逐滴滴入0.1mol·Lˉ1稀盐酸。溶液中水电离出的氢离子浓度的负对数[用pC表示，]与加入盐酸体积的关系如图所示。下列叙述错误的是( ) A．Kb(CH3NH2)的数量级为10-4 B．甲胺的电离方程式：CH3NH2·H2O= CH3NH3++OH- C．b点溶液的pH＞7 D．e点溶液：c(Cl-)＞c(CH3NH3+)＞c(H＋)＞c(OH―) 例2、0.1 mol·LNaOH溶液分别滴入20 mL 0.1 mol·L HX溶液与20 mL 0.1 mol·L HCl溶液中，其pH随滴入NaOH溶液体积变化的图像如图所示。下列说法正确的是( ) A．b点： B．c点： C．a、d点溶液混合后为酸性 D．水的电离程度：d>c>b>a 例3、常温下，向10 mL0.1 mol·L-1HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1的MOH溶液，其导电率、pH与加入MOH溶液体积的关系如图所示(假设反应过程中温度不变)。 下列说法正确的是( ) A．a→d过程中，水的电离程度逐渐增大 B．加入10 mL→13 mL MOH溶液时，导电率降低是因为离子总数减小 C．常温下，Kb (MOH) =Ka(HA)≈10 -4.6 D．b点溶液中c (HA) +2c (H+) =c (A-) +2c (MOH) +c (OH- ) 酸碱中和滴定： 四步分析法：抓住特殊点→分析溶质组成→分析存在什么平衡→写出三个守恒（特殊点、定组成、分析平衡、写守恒） 1、中和滴定的原理 实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程： (1)仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。 (2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管 ①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：读数可估计到0.01 mL。 ③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。 ④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑤使用注意事项： 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开 3.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂(变色不明显)。 (2)滴定 (3)终点判断 等滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟内不变色，视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。 (4)数据处理 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值及待测碱液体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 4．滴定误差分析 依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，得c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。 1．中和滴定曲线(pH曲线)示例图示 (以0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L 盐酸为例) 2．酸、碱相互滴定的两类pH曲线 　　　　　　　　　　碱滴定酸　　　　　酸滴定碱 中和滴定的一般pH曲线分析 请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(　　) (2)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度(　　) (3)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装(　　) (4)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液(　　) (5)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL(　　) (6)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL(　　) (7)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗(　　) (8)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂(　　) (9)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁(　　) (10)用稀NaOH滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定(　　) (11)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸<VNaOH(　　) (12)等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸分别与NaOH溶液反应，得到pH＝7的溶液所消耗的n(NaOH)相等(　　) (13)用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时为滴定终点(　　) 例1、常温下，用浓度为0.0200mol·L-1的NaOH标准溶液滴定浓度均为0.0200mol·L-1的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定过程中溶液的随()的变化曲线如图所示。下列说法错误的是( ) A．Ka(CH3COOH)约为10-4.76 B．点a：c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-) C．点b：c(CH3COOH)<c(CH3COO-) D．水的电离程度：a＜b＜c＜d 例2、用0.1000mol·L-1盐酸滴定20.00 mLNa2A溶液，溶液中H2A、HA-、A2-的分布分数随pH变化曲线及滴定曲线如图。下列说法正确的是(如A2-分布分数：)( ) A．H2A的Ka1为10-10.25 B．c点：c(HA-)＞c(A2－)＞c(H2A) C．第一次突变，可选酚酞作指示剂 D．c (Na2A)= 0.2000mol·L-1 pH相关的曲线分析 例3、常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是(　　) A．Ka2(H2X)的数量级为10－6 B．曲线N表示pH与lg 的变化关系 C．NaHX溶液中[H＋]>[OH－] D．当混合溶液呈中性时，[Na＋]>[HX－]>[X2－]>[OH－]＝[H＋] 例4．常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入已知浓度的NaOH溶液，若定义pC是溶液中溶质物质的量浓度的负对数，则所得溶液中pC(H2C2O4)、pC(HC2O)、pC(C2O)与溶液pH的关系如图所示(已知：H2C2O4 HC2O＋H＋；Ka1；HC2OC2O＋H＋；Ka2)。则下列说法正确的是(　　) A．pH＝4时，[HC2O]<[C2O] B．pH＝3～5.3的过程中水的电离程度增大 C．常温下，Ka1＝10－0.7 mol·L－1 D．常温下，随pH的升高先增大后减小 对点训练： 1、25℃时，用HCl气体调节0.1mol·L−1氨水的pH，体系中粒子浓度的对数值(lgc)、反应物的物质的量之比[]与pH的关系如图所示。若忽略通入气体后溶液体积的变化，下列有关说法正确的是( ) A．25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数为10-9.25 B．t=0.5时，2c(H+)+c(NH3·H2O)=c(NH4+)+2c(OH−) C．P1所示溶液：c(Cl−)=0.05mol·L−1 D．P2所示溶液：c(NH4+)>100c(NH3·H2O) 2、25℃时，用的NaOH溶液滴定100ml某二元弱酸H2A，滴定过程中溶液的pH及H2A、HA-及A2-的物质的量浓度变化如图所示，下列说法不正确的是 A．H2A的Ka1=1×10-4 B．在Y点时， (Na+)＜3c(A2-) C．X点、Z点时水的电离程度：Z＞X D．溶液中：c(Na+)＞c(HA-)＞c(A2-)＞c(H2A) 3、实验室用0.1mol/L的NaOH溶液滴定的HAuCl4溶液。溶液中，含氯微粒a、b的分布系数、NaOH溶液体积V(NaOH)与pH的关系如图所示。[比如HAuCl4的分布系数，]。下列叙述错误的是( ) A．x点对应溶液的pH约为5 B．p点对应的溶液中，2c(H+)-c(HAuCl4)=2c(OH-)-c(AuCl4-) C．微粒b为AuCl4-，该滴定可选酚酞作指示剂 D．滴定到q点时，溶液中c(HAuCl4)＞c(AuCl4-) 4、已知在水中电离方式与相似，若将视为一元弱碱，则是一种二元弱碱，下列关于的说法不正确的是    它与硫酸形成的酸式盐可以表示为 B. 它溶于水所得的溶液中共有4种离子 C. 它溶于水发生电离的第一步可表示为： D. 室温下，向的溶液加水稀释时，会增大 5、常温下，将一定量的一元有机弱酸：HA加入到100mL水与100mL苯的混合体系中，HA在水中部分电离：，在苯中则部分发生双聚反应：在水和苯中，HA的起始浓度及平衡浓度关系如图所示．下列有关该混合体系说法正确的是 HA在水中的电离速率大于其在苯中的双聚速率 B. 时刻在水中和苯中相同 C. 向上述的混合体系中加入少量水和苯的混合物，则两平衡均正移，均减小 D. 用10mL 的NaOH溶液可恰好中和混合体系中的HA 沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解平衡的基本概念 1．溶解平衡的定义杨sir化学，侵权必究 在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态溶质之间建立的动态平衡，叫作沉淀溶解平衡。 2. 沉淀溶解平衡方程式 MmAn(s) mMn+(aq) + nAm-(aq) 如AgCl沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 二、沉淀溶解平衡及应用 1.难溶、可溶、易溶界定： 20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2.沉淀溶解平衡 (1)溶解平衡的建立 (2)特点(同其他化学平衡)：逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理) 3.影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因 难溶电解质本身的性质，这是决定因素。 (2)外因 ①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动； ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动； ③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动； ④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。 (3)以AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响 外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变 通入HCl 逆向 减小 增大 不变 通入H2S 正向 减小 增大 不变 【典例1】如图所示，有T1、T2两种温度下两条BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线，在T1温度下，下列说法不正确的是    A．加入Na2SO4可使溶液由a点变到b点 B．在T1曲线上方区域(不含曲线)任意一点时，均有BaSO4沉淀生成 C．蒸发溶剂可能使溶液由d点变为曲线上a、b之间的某一点(不含a、b) D．升温可使溶液由b点变为d点 对点训练: 1. 已知常温下Ksp(AgCl)=1.6×10-10，Ksp(AgI)=8.3×10-17，下列有关说法正确的是（    ） A．常温下，AgCl在纯水中的Ksp比在AgNO3溶液中的Ksp大 B．向AgI与AgCl的悬浊液中加入几滴浓NaCl溶液，不变 C．在AgCl的饱和溶液中通入HCl，有AgCl析出，且溶液中c(Ag+)=c(Cl-) D．向AgCl与AgI等体积混合的饱和溶液中加入足量浓AgNO3溶液，产生的AgCl沉淀的物质的量少于AgI 二、溶度积常数及其应用 1.溶度积和离子积 以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例： 溶度积 离子积 概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc 表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是平衡浓度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 ②Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 ③Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 2.Ksp的影响因素 (1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。 (2)外因 ①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。 ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。 ③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。 3. 意义 对于相同类型的难溶电解质，Ksp越大，说明难溶电解质在水中的溶解能力越大。 如：Ksp (AgCl) ＞ Ksp (AgBr) ＞ Ksp (AgI)，则溶解度：S (AgCl) ＞ S (AgBr) ＞ S (AgI)。 4．应用 ① MmAn(s) mMn+(aq) + nAm-(aq)，任意时刻的离子积：Q = cm(Mn+)·cn(Am-) ② 根据Ksp和Q的相对大小，可以判断给定条件下溶液中难溶电解质的沉淀或溶解情况： Q ＞ Ksp，溶液中有沉淀析出杨sir化学，侵权必究 Q ＝ Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态 Q ＜ Ksp，溶液中无沉淀析出 【典例2】 一定温度下，AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲线如图所示。    下列说法正确的是 A．a点条件下能生成Ag2CrO4沉淀，也能生成AgCl沉淀 B．b点时，c(Cl-)=c(CrO)，Ksp(AgCl)=Ksp(Ag2CrO4) C．Ag2CrO4+2Cl-2AgCl+CrO的平衡常数K=107.9 D．向NaCl、Na2CrO4均为0.1mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，先产生Ag2CrO4沉淀 对点训练 1．室温下，将溶液与过量CaSO4固体混合，溶液pH随时间变化如图所示。    已知：。 下列说法不正确的是 A．内上层清液中存在： B．两者混合发生反应： C．充分反应后上层清液中约为 D．随着反应的进行，逆向移动，溶液pH下降 三、沉淀的转化 1. AgCl、AgI、Ag2S的转化杨sir化学，侵权必究 如：AgNO3溶液AgCl(白色沉淀)AgBr(浅黄色沉淀)AgI(黄色沉淀)Ag2S(黑色沉淀)。 2. 实质、条件、规律 ① 实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。 ② 条件：两种沉淀的溶解度不同。 ② 规律：溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，溶解度相差越大，转化越容易。 3. 沉淀转化的应用 （1）锅炉除水垢（含有CaSO4）杨sir化学，侵权必究 ① 操作：先加Na2CO3溶液，再加稀盐酸 ② 原理：CaSO4(s) + Na2CO3 CaCO3(s) + Na2SO4 CaCO3 + 2HCl===CaCl2 + H2O + CO2↑ （2）自然界中矿物的转化 原生铜的硫化物 CuSO4溶液铜蓝（CuS）氧化、淋滤 渗透、遇闪锌矿（ZnS）和方铅矿（PbS） CuSO4 (aq) + ZnS (s) CuS(s) + ZnSO4 (aq)；CuSO4 (aq) + PbS(s) CuS (s) + PbSO4(s) （3）氟化物预防龋齿 ① 牙齿表面的釉质层，只要成分是难溶的羟基磷灰石[Ca5(PO4)3(OH)]。 ② 口腔中的有机酸使釉质层溶解：Ca5(PO4)3(OH) + 4H+ === 5Ca2+ + 3+ H2O ③ 氟离子能与羟基磷灰石反应，生成溶解度更小的氟磷灰石，更能抵抗酸的腐蚀。 【典例3】 某同学模拟工业废水变废为宝，设计了用沉淀法回收各金属阳离子的实验方案：    模拟工业废水的离子浓度(mol/l) 0.10 0.010 0.0040 0.0010 0.141 已知： ①溶液中某离子浓度小于，可认为该离子不存在； ②实验过程中，假设溶液体积、温度不变； ③；；；      下列说法不正确的是 A．步骤I中加入的 B．步骤II得到的滤液N中的浓度 C．步骤III得到的沉淀Z为 D．反应的平衡常数 1．从钒铬锰矿渣(主要成分为、、MnO)中提取铬的一种工艺流程如图：    已知：Mn(II)在酸性环境中较稳定，在碱性环境中易被氧化；在酸性溶液中钒通常以、等存在；沉铬[生成]过程中，当溶液时，开始出现沉淀，此时铬离子浓度为。下列说法不正确的是 A．“沉钒”时，胶体的作用是吸附 B．“沉铬”过程中，pH升高到约5.7时，沉铬几乎完全 C．“提纯”过程中的作用是还原铬 D．“转化”过程中发生反应： 【基础过关】 1．某污水处理厂用“沉淀法”处理含铬废水(主要含以及少量、)的工艺流程如图所示：    已知：①金属离子、、沉淀完全时()pH分别为6.7、5.6、2.8。 ②。 下列说法错误的是 A．“氧化”时生成的离子方程式为 B．“沉降”过程中加入NaOH溶液，调节溶液pH>6.7 C．加入生成，说明 D．“沉铬”过程中，增大溶液的pH，沉铬率提高 2．室温下，向Na2CO3和NaHCO3的混合溶液中逐滴加入BaCl2溶液，溶液中-1gc(Ba2+)与的关系如图所示(已知：、；)。下列说法正确的是    A．a对应溶液pH=6.5 B．b对应溶液的c(HCO)=0.05mol/L C．a→b的过程中，溶液中一直增大 D．a对应的溶液中一定存在： 3．牙齿表面有一薄层釉质保护着，釉质层主要成分是难溶的羟基磷灰石，存在如下平衡：  ，已知的。下列说法不正确的是 A．在牙膏中添加适量的磷酸盐，能起到保护牙齿的作用 B．正常口腔的pH接近中性，牙齿不易被腐蚀 C．使用添加的含氟牙膏，可实现与的转化，该反应的平衡常数约为 D．口腔中的食物残渣能产生有机酸，容易导致龋齿，使增大 4．利用平衡移动原理，分析一定温度下在不同的体系中的可能产物。 已知：i.图1中曲线表示体系中各含碳粒子的物质的量分数与的关系。 ii.2中曲线Ⅰ的离子浓度关系符合；曲线Ⅱ的离子浓度关系符合[注：起始，不同下由图1得到]。      下列说法不正确的是 A．由图1， B．由图2，初始状态，无沉淀生成 C．由图2，初始状态，平衡后溶液中存在 D．由图1和图2，初始状态、，发生反应： 5．某化学兴趣小组进行溶解平衡相关实验，操作流程如下。下列说法正确的是    已知：常温下，，，。 A．悬浊液a中与悬浊液d中相等 B．步骤③可以证明 C．向悬浊液d中加入少量NaI溶液，沉淀颜色不变时， D．向悬浊液e中滴加几滴溶液，观察到黄色沉淀转化为白色沉淀 6．下列有关实验操作、现象和所得结论均正确的是 选项 实验操作和现象 结论 A 向2mL0.1mol/LNaCl溶液中加入过量的溶液后，再加1mL0.1mol/LNaI，出现黄色沉淀。 Ksp(AgCl)>Ksp(AgI) B 将镁片和铝片用导线连接后插入NaOH溶液中，镁片表面产生气泡 该装置构成了原电池，铝片做负极。 C 向某溶液中加入稀NaOH溶液，用湿润的红色石蕊试纸检验，无明显现象 溶液中一定无 D 向溶液中通入和X气体，产生白色沉淀 气体X一定具有强氧化性 7．25℃时，难溶盐CaSO4、CaCO3、MnCO3溶液中阳离子浓度的负对数和阴离子浓度的负对数的关系如图所示。下列说法错误的是    A．25℃， B．向A点对应的溶液中加入固体CaCl2，可得到Y点对应的溶液 C．25℃，三种物质的溶解度：MnCO3<CaCO3<CaSO4 D．25℃，向100mLMnCO3饱和溶液中加入0.01mol CaCl2(s)，有CaCO3沉淀生成 8．天然溶洞的形成与岩石中的CaCO3和空气中CO2溶于天然水体形成的含碳物种的浓度有密切关系。常温下，某溶洞水体中pM随pH的变化关系如图所示。[已知：；，M为或]，下列说法不正确的是    A．曲线②代表与pH的关系 B．的数量级为10-4 C． D．pH由4到8的过程中增大的比快 【能力提升】 1．常温下，向AgBr饱和溶液（有足量AgBr固体）中滴加溶液，发生反应：和，、与的关系如图所示（其中M代表或：N代表或）。下列说法正确的是 A．直线表示与的关系 B．的数量级为 C．的平衡常数 D．当时，溶液中 2．一定温度下，向、均为0.01 mol/L的混合溶液中持续通入CO2，始终保持CO2分压固定，体系中关系如图所示。其中，c表示、、、、的浓度。已知的。下列说法正确的是 A．③代表与pH的关系曲线 B．pH逐渐增大时，溶液中优先析出的沉淀为 C． D．  K=10-10.3 3．一定温度下，M2+在不同pH的Na2A溶液中存在形式不同，Na2A溶液中pM[pM=-lgc(M2+)]随pH的变化如图1，Na2A溶液中含A微粒的物质的量分数随pH的变化如图2。 已知①MA，M(OH)2均为难溶物；②初始c(Na2A)=0.2mol/L。 下列说法错误的是 A．c(A2-)=c(H2A)时，pH=8.5 B．初始状态a点发生反应：A2-+M2+=MA↓ C．I曲线上的点满足c(M2+)·c2(OH-)=Ksp[M(OH)2] D．初始状态的b点，平衡后溶液中存在c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)=0.2mol/L 4．工业上常用作沉淀剂除去废水中的和。通过调节溶液的pH可使和逐一沉降，处理过程中始终保持溶液为饱和状态即，体系中、、、浓度的负对数pM与pH的关系如图所示。 已知：(MnS)>(ZnS)，离子浓度沉淀完全。下列说法错误的是 A．Ⅳ表示与pH的关系曲线 B． C． D．溶液中和均为0.1，完全沉淀时溶液的最小pH为7.6 5．某酸性浸出液中含有、、和杂质离子，可调节pH对其净化(即离子浓度mol⋅L)，并用EBT作为指示剂。已知EBT可与金属离子形成红色络合物，EBT的解离平衡为：(紫红)(紫红)(蓝)((橙)。25℃时，各金属离子浓度的对数值及EBT各型体的分布系数δ随pH的变化如图。下列说法错误的是 A．曲线b表示，曲线c表示 B．若加入适量可进一步提升净化程度 C．当溶液由红色变蓝色时，溶液中四种金属离子净化完全 D．最大的为 6．室温下，调节MgCl2溶液、HF溶液、HA溶液[已知]的pH，测得溶液中pX[；X代表、，]随溶液pH的变化如图所示[已知]。下列叙述正确的是 A．代表溶液中随溶液pH的变化 B．浓度均为0.1 mol·L NaF、NaA的混合溶液中： C．NaF、NaA的混合溶液中： D．由于、很接近，故很难转化为 7．298K时，用NaOH溶液分别滴定等物质的量浓度的HR、、三种溶液。pM［p表示负对数，M表示、.］随溶液pH变化的关系如图所示。已知：常温下，，当离子浓度时，该离子完全沉淀。下列推断正确的是 A．①代表滴定溶液的变化关系 B．调节pH=5时，溶液中完全沉淀 C．滴定HR溶液至X点时，溶液中： D．经计算，能完全溶于HR溶液 8．在含的溶液中，一定范围内存在平衡关系：；；；平衡常数依次为、、、。已知，，，的变化关系如图所示。下列说法错误的是 A．线③表示随变化情况 B．随增大，保持不变 C．P点的横坐标为2c-a D．M点 1 学科网（北京）股份有限公司 $正确的方向+高效的学习方法=目标成绩 水溶液中的离子平衡 1.外界条件对电离平衡的影响： （1）以0.1mol·L-1醋酸溶液为例分析：CH3COOHCH3COO―+H+ ；ΔH＞0 改变条件 平衡移 动方向 n (H+) c (H+) c (CH3COO－) c (CH3COOH) 电离程度 导电 能力 Ka 加水稀释 向右 增大 减小 减小 减小 增大 减弱 不变 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增大 增大 减小 增强 不变 加HCl (g) 向左 增大 增大 减小 增大 减小 增强 不变 加NaOH (s) 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 不变 加入CH3COONa (s) 向左 减小 减小 增大 增大 减小 增强 不变 加入镁粉 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 不变 升高温度 向右 增大 增大 增大 减小 增大 增强 增大 1、已知：酸碱质子理论认为，凡是能给够出质子(H+)的物质是酸(比如NH4+)，能接受质子的物质是碱(比如)，而酸给出质子转变为相应的碱，碱接受质子转变为相应的酸，这种得失质子可以相互转变的一对酸碱型体称为共轭酸碱对。常温下，调节HA溶液的pH，HA所占物质的量分数δ(分布系数)随pH变化、A-所占物质的量分数δ(分布系数)随pH变化的关系如图所示[比如HA的分布系数]。下列表述不正确的是 A．A-是HA的共轭碱 B． C．增大pH过程中，的值减小 D．图像上任意一点均满足 【答案】C 【解析】A项，酸给出质子转变为相应的碱，HA给出质子得到A-，故A-是HA的共轭碱，A正确；B项，由图可知，c(HA)=c(A-)时，pH=5，则，B正确；C项，，增大pH过程中，氢离子浓度减小，则的值增大，C错误；D项，根据A守恒可知，图像上任意一点均满足，D正确；故选C。 K的意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸(弱碱)越强。从Ka和Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：H2SO3(Ka1=1.5×10－2)＞H3PO4(Ka1=7.5×10－3)＞HF(Ka=3.5×10－4)＞H2S(Ka1=9.1×10－8)。 弱电解质的电离度 1．概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子数占原来分子总数(包括已电离的和未电的)的百分率叫做电离度。常用表示。 2．数学表达式。 [说明]上式中的分子数也可用物质的量、物质的量浓度代替。 3．影响电离度的因素 (1)内因：电解质的本性，不同的弱电解质由于结构不同，电离度也不同。通常电解质越弱，电离度越小。 (2)外因。 浓度：加水稀释。电离平衡向电离方向移动，故溶液浓度越小，电离度越大。 温度：电解质的电离过程是吸热过程，故温度升高，电离度增大。 1．电离常数与水解常数的关系　 (1)电离常数表达式 ①一元弱酸(HA)： HAH+＋A－ ②二元弱酸(H2A)：H2AH+＋HA－ HA—H+＋A2－ ③一元弱碱(BOH)：BOHB+＋OH－ (2)电离常数(K电离)与电离度(α)的关系——以一元弱酸HA为例 25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α HA H＋ ＋ A－ 起始浓度/mol·L－1 c 0 0 变化浓度/mol·L－1 c酸·α c酸·α c酸·α 平衡浓度/mol·L－1 c酸－c酸·α c酸·α c酸·α 电离平衡常数Ka＝＝，由于α很小，可认为1－α≈1 则Ka＝c酸·α2，α＝ (越稀越电离)，则：c(H＋)＝c酸·α＝ (3)电离常数与水解常数的关系 ①对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系：Kh＝ 如：CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ ②对于二元弱酸H2B，Kal(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2－)的关系： ； B2－＋H2OHB－＋OH－，Kh1(B2－)＝＝＝ HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh2(HB－)＝＝＝ ③强酸弱碱盐：Kh＝ 如：NH4Cl：NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+ (3)水解常数(Kh)与溶度积常数(Ksp)的关系——强酸多元弱碱盐：Kh＝ 如：AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 2．计算电离常数的常见类型 (1)起点时刻：巧用三段式 例1．HR是一元酸。室温时，用0.250 mol·L－1 NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，b点表示两种物质恰好完全反应。计算的电离常数Ka＝5×10－6 方法探究：此题根据纵坐标所给的数据，起点时刻pH＝3，HR中和一半时的pH＝4.7，可以优先考虑起点时刻计算电离常数，常用方法：三段式 解析：根据题意，b点时酸碱恰好完全反应，则c(HR)＝0.250 mol·L－1×0.02 L÷0.025 L＝0.2 mol·L－1，即0.2 mol·L－1的HR溶液的pH＝3 HR H+＋ R— 起始：0.2 0 0 转化：10－3 10－3 10－3 平衡：0.2-10－3 10－3 10－3 HR的电离常数Ka＝＝＝5×10－6 (2)遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定 例2．在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，此时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显中性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝ 方法探究：中性时刻采取电荷守恒和物料守恒，解题时建议用物质的量守恒去写，因为在反应过程中体积已经发生了变化 解析：根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。 电荷守恒得：n(H＋)＋n(NH)＝n(Cl－)＋n(OH－)，则：n(NH)＝n(Cl－)=0.01×4=0.04 mol 物料守恒得：3a＝n(NH)＋n(NH3·H2O)，则：n(NH3·H2O)＝(3a—0.04) mol Kb＝ (3)恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系 例3、25 ℃时，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数Ka＝10－7 方法探究：方法I、直接列水解三段式求解 方法II、先求出水解常数，再利用水解常数和电离常数的关系进行计算 方法I、直接列水解三段式求解 HCOO—＋H2OHCOOH＋OH－ 起始: 0.1 0 0 转化: 10－4 10－4 10－4 平衡: 0.1-10－4 10－4 10－4 Ka＝＝ 方法II、先求出水解常数，再利用水解常数和电离常数的关系进行计算 利用左边的三段式，先求出HCOO—的水解常数 Kh＝＝ Ka＝ 守恒定律 电荷守恒－－即溶液永远是电中性的，所以阳离子带的正电荷总量＝阴离子带的负电荷总量 例：NH4Cl溶液：c(NH4+ )+ c(H+)= c(Cl-)+ c(OH-) 注意：1、要判断准确溶液中存在的所有离子，不能漏掉。 2、注意离子自身带的电荷数目。如， Na2CO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO32－)+ c(HCO3－)+ c(OH-) NaHCO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO32－) + c(HCO3－)+ c(OH-) Na3PO4溶液：c(Na＋) + c(H＋) = 3c(PO43－) + 2c(HPO42－) + c(H2PO4-) + c(OH-) 物料守恒－－即加入的溶质组成中存在的某些元素之间的特定比例关系，由于水溶液中一定存在水的H、O元素，所以物料守恒中的等式一定是非H、O元素的关系。例： Na2CO3溶液：Na:C=2:1，即得到，c(Na+) = 2c(CO32－ + HCO3－+ H2CO3) NaHCO3溶液：Na:C=1:1，即得到，c(Na+) = c(CO32－)+ c(HCO3－) + c(H2CO3) 写这个等式要注意，把所有含这种元素的粒子都要考虑在内，可以是离子，也可以是分子。 质子守恒(了解)：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。如NaHCO3溶液中： [H2CO3]＋[H＋]＝[CO]＋[OH－]。 注：质子守恒可以通过电荷守恒与物料守恒加减得到。 有关pH值的计算题型常有： 溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 (2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为取一小片pH试纸，放在洁净的表面皿上或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 (3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 强酸（强碱）加水稀释后的pH计算 稀释规律： ①强酸pH=a,加水稀释10n倍，则pH = a + n ②弱酸pH=a,加水稀释10n倍，则a < pH < a + n ③强碱pH=b,加水稀释10n倍，则pH = b - n ④强碱pH=b,加水稀释10n倍，则b - n < pH < b ⑤酸、碱溶液无限稀释，pH只能约等于或接近于7，酸不能大于7，碱不能小于7. 强酸（强碱）加水稀释后的pH计算 稀释规律： ①强酸pH=a,加水稀释10n倍，则pH = a + n ②弱酸pH=a,加水稀释10n倍，则a < pH < a + n ③强碱pH=b,加水稀释10n倍，则pH = b - n ④强碱pH=b,加水稀释10n倍，则b - n < pH < b ⑤酸、碱溶液无限稀释，pH只能约等于或接近于7，酸不能大于7，碱不能小于7. 1、下列曲线中，可以描述0.1 mol·L－1乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和0.1 mol·L－1氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)的水溶液中，水电离出的c(H＋)与加入水体积V的关系是________(填字母)。 2、请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(　　) (2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性(　　) (3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(　　) (4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(　　) (5)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(　　) (6)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等(　　) (7)25 ℃时，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中KW＝1×10－13 mol2·L－2 (　　) (8)某温度下，纯水中的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，则c(OH－)＝(　　) (9)25 ℃时，0.01 mol·L－1的盐酸中，c(OH－)＝1.0×10－12mol·L－1 (　　) 答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)√ (7)×　(8)× 　(9)√ 经典例题： 例1、甲胺(CH3NH2)的性质与氨相似，250C时向10mL 0.1mol·Lˉ1的甲胺中逐滴滴入0.1mol·Lˉ1稀盐酸。溶液中水电离出的氢离子浓度的负对数[用pC表示，]与加入盐酸体积的关系如图所示。下列叙述错误的是( ) A．Kb(CH3NH2)的数量级为10-4 B．甲胺的电离方程式：CH3NH2·H2O= CH3NH3++OH- C．b点溶液的pH＞7 D．e点溶液：c(Cl-)＞c(CH3NH3+)＞c(H＋)＞c(OH―) 【解析】由图可知，e点水的电离程度最大，说明盐酸与甲胺恰好反应生成盐酸甲胺，e点为盐酸甲胺溶液，b点为等浓度的甲胺和盐酸甲胺的混合溶液，c点和d点水的电离程度相等，但c点为甲胺和盐酸甲胺的混合溶液，溶液呈中性，d点为盐酸甲胺和盐酸的混合溶液，溶液呈酸性。A项，由a点水电离出的氢离子浓度为10—11.8mol/L可知，溶液中氢氧根离子的浓度为=10—2.2mol/L，则甲胺的电离常数为=10—3.4，量级为10—4，故A正确；B项，由甲胺的性质与氨相似可知，甲胺在溶液中的电离方程式为CH3NH2·H2OCH3NH3++OH-，故B错误；C项，甲胺的电离常数为10—3.4，则盐酸甲胺的水解常数为，由分析可知，b点为等浓度的甲胺和盐酸甲胺的混合溶液，溶液中甲胺的电离程度大于盐酸甲胺的水解程度，溶液呈碱性，pH＞7，故C正确；D项，由分析可知，e点为盐酸甲胺溶液，溶液呈酸性，溶液中c(H＋)＞c(OH―)，由电荷守恒关系c(Cl-)+ c(OH―)=c(CH3NH3+)+ c(H＋)可知，溶液中c(Cl-)＞c(CH3NH3+)，则离子浓度的大小顺序为，故c(Cl-)＞c(CH3NH3+)＞c(H＋)＞c(OH―)，故D正确；故选B。 例2、0.1 mol·LNaOH溶液分别滴入20 mL 0.1 mol·L HX溶液与20 mL 0.1 mol·L HCl溶液中，其pH随滴入NaOH溶液体积变化的图像如图所示。下列说法正确的是( ) A．b点： B．c点： C．a、d点溶液混合后为酸性 D．水的电离程度：d>c>b>a 【解析】NaOH是一元强碱，HCl是一元强酸，当滴加20mLNaOH溶液时溶液为中性，则N曲线为HCl溶液的滴定曲线，M曲线为HX溶液的滴定曲线且可以判断该酸为弱酸。A项，b点的pH=6则，则，故A错误； B项，c点是NaX与HX1:1的混合溶液，根据质子守恒可得：，故B错误；C项，a、d点溶液混合即30mLNaOH溶液与20 mL 0.1 mol·L-1 HX溶液与20 mL 0.1 mol·L-1 HCl溶液混合，溶质为NaCl 和1:1的NaX与HX，酸碱性等价于c点，由图可知呈碱性，故C错误；D项，d点溶质只有NaX对水的电离起促进作用，c点NaX与HX1:1的混合溶液，溶液显碱性说明水解程度大于电离程度，HCl是一元强酸而HX为弱酸，强酸对水的电离的抑制程度更大，所以水的电离程度：d>c>b>a，故D正确；故选D。 例3、常温下，向10 mL0.1 mol·L-1HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1的MOH溶液，其导电率、pH与加入MOH溶液体积的关系如图所示(假设反应过程中温度不变)。 下列说法正确的是( ) A．a→d过程中，水的电离程度逐渐增大 B．加入10 mL→13 mL MOH溶液时，导电率降低是因为离子总数减小 C．常温下，Kb (MOH) =Ka(HA)≈10 -4.6 D．b点溶液中c (HA) +2c (H+) =c (A-) +2c (MOH) +c (OH- ) 【解析】起点a点对应的pH值为2.8，说明HA是弱酸，c点加入MOH10ml时二者完全反应呈中性，也说明MOH是弱碱，MA是呈中性的弱酸弱碱盐，b点是加入5ml时让HA中和一半，此时溶液中存在MA和HA物质的量为1：1。A项，a→c过程是由酸到正盐的过程，水的电离程度逐渐增大，c→d是碱过量又抑制水的电离，故A错误；B项，10 mL→13 mL是碱过量，离子数目继续增加，溶液体积继续增大，但是离子浓度在减小，所以导电率减小，故B错误；C项，因为生成的弱酸弱碱盐呈中性，说明Kb (MOH) =Ka(HA)，在a点pH=2.8，c(H+)=c(A-)=10-2.8 mol/L，c(HA)=0.1mol/L，，故C正确；D项，b点是加入5ml时让HA中和一半，此时溶液中存在MA和HA物质的量为1：1，根据物料守恒和电荷守恒得出如下式子c(HA)+c(A-)=2c(M+)+2c(MOH)(1)和c(H+)+c(M+)=c(A-)+c(OH-)(2)，(1)+(2)×2得到如下式子：c (HA) +2c (H+) =c (A-) +2c (MOH) +2c (OH- )，故D错误；故选C。 酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理 实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程： (1)仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。 (2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管 ①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：读数可估计到0.01 mL。 ③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。 ④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑤使用注意事项： 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开 3.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂(变色不明显)。 (2)滴定 (3)终点判断 等滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟内不变色，视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。 (4)数据处理 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值及待测碱液体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 4．滴定误差分析 依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，得c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。 1．中和滴定曲线(pH曲线)示例图示 (以0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L 盐酸为例) 2．酸、碱相互滴定的两类pH曲线 　　　　　　　　　　碱滴定酸　　　　　酸滴定碱 请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(　　) (2)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度(　　) (3)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装(　　) (4)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液(　　) (5)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL(　　) (6)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL(　　) (7)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗(　　) (8)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂(　　) (9)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁(　　) (10)用稀NaOH滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定(　　) (11)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸<VNaOH(　　) (12)等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸分别与NaOH溶液反应，得到pH＝7的溶液所消耗的n(NaOH)相等(　　) (13)用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时为滴定终点(　　) 答案：(1)×　 (2)× (3)×　 (4)√　(5)× (6)×　 (7)× (8)×　 (9)√　(10)× (11)×　(12)×　(13)√ 中和滴定的一般pH曲线分析 例1、常温下，用浓度为0.0200mol·L-1的NaOH标准溶液滴定浓度均为0.0200mol·L-1的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定过程中溶液的随()的变化曲线如图所示。下列说法错误的是( ) A．Ka(CH3COOH)约为10-4.76 B．点a：c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-) C．点b：c(CH3COOH)<c(CH3COO-) D．水的电离程度：a＜b＜c＜d 【解析】NaOH溶液和HCl、CH3COOH混酸反应时，先与强酸反应，然后再与弱酸反应，由滴定曲线可知，a点时NaOH溶液和HCl恰好完全反应生成NaCl和水，CH3COOH未发生反应，溶质成分为NaCl和CH3COOH；b点时NaOH溶液反应掉一半的CH3COOH，溶质成分为NaCl、CH3COOH和 CH3COONa；c点时NaOH溶液与CH3COOH恰好完全反应，溶质成分为NaCl、CH3COONa；d点时NaOH过量，溶质成分为NaCl、CH3COONa和NaOH。A项，a点时溶质成分为NaCl和CH3COOH，c(CH3COOH)=0.0100mol/L，c(H+)=10-3.38mol/L，Ka(CH3COOH) ==10-4.76，故A正确；B项，a点溶液为等浓度的NaCl和CH3COOH混合溶液，存在物料守恒关系c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)，故B正确；C项，点b溶液中含有NaCl及等浓度的CH3COOH和 CH3COONa，由于pH<7，溶液显酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，则c(CH3COOH)<c(CH3COO-)，故C正确；D项，c点溶液中CH3COO-水解促进水的电离，d点碱过量，会抑制水的电离，则水的电离程度c>d，故D错误；故选D。 例2、用0.1000mol·L-1盐酸滴定20.00 mLNa2A溶液，溶液中H2A、HA-、A2-的分布分数随pH变化曲线及滴定曲线如图。下列说法正确的是(如A2-分布分数：)( ) A．H2A的Ka1为10-10.25 B．c点：c(HA-)＞c(A2－)＞c(H2A) C．第一次突变，可选酚酞作指示剂 D．c (Na2A)= 0.2000mol·L-1 【解析】用0.1000mol·L-1盐酸滴定20.00 mLNa2A溶液，pH较大时A2-的分布分数最大，随着pH的减小，A2-的分布分数逐渐减小，HA-的分布分数逐渐增大，恰好生成NaHA之后，HA-的分布分数逐渐减小，H2A的分布分数逐渐增大，表示H2A、HA-、A2-的分布分数的曲线如图所示，。A项，H2A的，根据上图交点1计算可知Ka1=10-6.38，A错误；B项，根据图像可知c点中c(HA-)＞c(H2A)＞c(A2－)，B错误；C项，根据图像可知第一次滴定突跃溶液呈碱性，所以可以选择酚酞做指示剂，C正确；D项，根据图像e点可知，当加入盐酸40mL时，全部生成H2A，根据Na2A+2HCl=2NaCl+H2A计算可知c (Na2A)= 0.1000mol·L-1，D错误；故选C。 pH相关的曲线分析 例3、常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是(　　) A．Ka2(H2X)的数量级为10－6 B．曲线N表示pH与lg 的变化关系 C．NaHX溶液中[H＋]>[OH－] D．当混合溶液呈中性时，[Na＋]>[HX－]>[X2－]>[OH－]＝[H＋] 例4．常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入已知浓度的NaOH溶液，若定义pC是溶液中溶质物质的量浓度的负对数，则所得溶液中pC(H2C2O4)、pC(HC2O)、pC(C2O)与溶液pH的关系如图所示(已知：H2C2O4 HC2O＋H＋；Ka1；HC2OC2O＋H＋；Ka2)。则下列说法正确的是(　　) A．pH＝4时，[HC2O]<[C2O] B．pH＝3～5.3的过程中水的电离程度增大 C．常温下，Ka1＝10－0.7 mol·L－1 D．常温下，随pH的升高先增大后减小 对点训练： 1、25℃时，用HCl气体调节0.1mol·L−1氨水的pH，体系中粒子浓度的对数值(lgc)、反应物的物质的量之比[]与pH的关系如图所示。若忽略通入气体后溶液体积的变化，下列有关说法正确的是( ) A．25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数为10-9.25 B．t=0.5时，2c(H+)+c(NH3·H2O)=c(NH4+)+2c(OH−) C．P1所示溶液：c(Cl−)=0.05mol·L−1 D．P2所示溶液：c(NH4+)>100c(NH3·H2O) 【答案】D 【解析】A项，NH3·H2O的电离平衡常数K=，据图可知当lgc(NH4+)=lgc(NH3·H2O)，即c(NH4+)=c(NH3·H2O)时，溶液pH=9.25，则此时c(OH−)=10-4.75mol/L，所以K=10-4.75，A错误；B项，t=0.5时，溶液中的溶质为等物质的量的NH3·H2O和NH4Cl，溶液中存在电荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(OH−)+c(Cl−)，存在物料守恒2c(Cl−)=c(NH3·H2O)+c(NH4+)，联立可得2c(H+)+ c(NH4+) = c(NH3·H2O) +2c(OH−)，B错误；C项，若c(Cl−)=0.05mol·L−1，则此时溶质应为等物质的量的NH3·H2O和NH4Cl，由于NH4+的水解程度和NH3·H2O的电离程度不同，所以此时溶液中c(NH4+)≠c(NH3·H2O)，与P1不符，C错误；D项，K==10-4.75，P2所示溶液pH=7，则c(OH-)=10-7，所以==102.25＞100，D正确；故选D。 2、25℃时，用的NaOH溶液滴定100ml某二元弱酸H2A，滴定过程中溶液的pH及H2A、HA-及A2-的物质的量浓度变化如图所示，下列说法不正确的是 A．H2A的Ka1=1×10-4 B．在Y点时， (Na+)＜3c(A2-) C．X点、Z点时水的电离程度：Z＞X D．溶液中：c(Na+)＞c(HA-)＞c(A2-)＞c(H2A) 【答案】B 【解析】H2A是二元弱酸，在溶液中存在电离平衡：H2AH++HA-；HA-H++A2-，主要是第一步电离，随着氢氧化钠溶液滴入，H2A不断减小、HA-先增后减、A2-的量一开始几乎为0、加入氢氧化钠溶液一定体积之后不断增加，故根据离子浓度大小可知：图像中最细的实线表示H2A，最粗的实线表示HA-，中间的实线则表示A2-，根据溶液中各种各种离子浓度与溶液体积、pH关系分析。A项，由图知，加入氢氧化钠溶液5mL时，，对应溶液pH=4(X点)，c(H+)=1×10-4 mol·L-1，则H2A的，A正确；B项，根据图示可知：Y点对应溶液为Na2A与NaHA等浓度的混合溶液，溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(HA-)+c(OH-)，由于此时溶液pH=8，说明溶液中c(H+)＜c(OH-)，所以c(Na+)＞2c(A2-)+c(HA-)，由于溶液中c(HA-)=c(A2-)，则c(Na+)＞3c(A2-)，B错误； C项，酸H2A溶液中酸电离产生H+，对水电离平衡起抑制作用，向H2A溶液中逐滴加入NaOH溶液，H2A不断被中和，溶液的酸性逐渐减弱，水电离程度逐渐增大，在恰好被完全中和前，水电离程度逐渐增大。X点时酸H2A仅部分被中和，Z点恰好完全中和生成Na2A，所以水的电离程度：Z＞X，故C正确；D项，根据滴定曲线可知：在恰好发生反应：H2A+NaOH=NaHA+H2O时，得到的溶液为NaHA溶液，此时溶液pH=6，溶液显酸性，说明HA-的电离程度大于其水解程度，所以c(A2-)＞c(H2A)；NaHA是强碱弱酸盐，HA-发生电离、水解而消耗，所以c(Na+)＞c(HA-)；但盐电离产生的离子电离和水解程度是微弱的，主要以盐电离产生的离子存在，则c(HA-)＞c(A2-)，故0.01 mol·L-1NaHA溶液中：四种微粒浓度关系为c(Na+)＞c(HA-)＞c(A2-)＞c(H2A)，D正确；故选B。 3、实验室用0.1mol/L的NaOH溶液滴定的HAuCl4溶液。溶液中，含氯微粒a、b的分布系数、NaOH溶液体积V(NaOH)与pH的关系如图所示。[比如HAuCl4的分布系数，]。下列叙述错误的是( ) A．x点对应溶液的pH约为5 B．p点对应的溶液中，2c(H+)-c(HAuCl4)=2c(OH-)-c(AuCl4-) C．微粒b为AuCl4-，该滴定可选酚酞作指示剂 D．滴定到q点时，溶液中c(HAuCl4)＞c(AuCl4-) 【解析】A项，由图像可知，当V((NaOH)=0时，对应溶液的pH=3，此时溶液中的c(H+)=0.001mol·L-1，，x点时，根据图像有c(HAuCl4)= c(AuCl4-)，则此时的，，A正确；B项，p点时，V((NaOH)=10mL，根据电荷守恒有：c(H+)+c(Na+)= c(OH-)+ c(AuCl4-)，根据物料守恒有：2c(Na+)= c(HAuCl4)+ c(AuCl4-)，两式联立方程消去c(Na+)，解得：2c(H+)-c(HAuCl4)=2c(OH-)-c(AuCl4-)，B正确；C项，随着NaOH的加入，HAuCl4逐渐减少，AuCl4-逐渐增多，结合图像可知，微粒a为HAuCl4，微粒b为AuCl4-，滴定到q点时，V((NaOH)=20mL，两者恰好完全反应，生成NaAuCl4溶液，此时溶液呈碱性，所以选酚酞作指示剂，C正确；D项，滴定到q点时，V((NaOH)=20mL，由图可知c(AuCl4-)＞c(HAuCl4)，选项D错误；故选D。 4、已知在水中电离方式与相似，若将视为一元弱碱，则是一种二元弱碱，下列关于的说法不正确的是   A  A. 它与硫酸形成的酸式盐可以表示为 B. 它溶于水所得的溶液中共有4种离子 C. 它溶于水发生电离的第一步可表示为： D. 室温下，向的溶液加水稀释时，会增大 5、常温下，将一定量的一元有机弱酸：HA加入到100mL水与100mL苯的混合体系中，HA在水中部分电离：，在苯中则部分发生双聚反应：在水和苯中，HA的起始浓度及平衡浓度关系如图所示．下列有关该混合体系说法正确的是 A. HA在水中的电离速率大于其在苯中的双聚速率 B. 时刻在水中和苯中相同 C. 向上述的混合体系中加入少量水和苯的混合物，则两平衡均正移，均减小 D. 用10mL 的NaOH溶液可恰好中和混合体系中的HA 沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解平衡的基本概念 1．溶解平衡的定义杨sir化学，侵权必究 在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态溶质之间建立的动态平衡，叫作沉淀溶解平衡。 2. 沉淀溶解平衡方程式 MmAn(s) mMn+(aq) + nAm-(aq) 如AgCl沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 二、沉淀溶解平衡及应用 1.难溶、可溶、易溶界定： 20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2.沉淀溶解平衡 (1)溶解平衡的建立 (2)特点(同其他化学平衡)：逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理) 3.影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因 难溶电解质本身的性质，这是决定因素。 (2)外因 ①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动； ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动； ③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动； ④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。 (3)以AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响 外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变 通入HCl 逆向 减小 增大 不变 通入H2S 正向 减小 增大 不变 【典例1】（南京师大附中2023届高三模拟）如图所示，有T1、T2两种温度下两条BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线，在T1温度下，下列说法不正确的是    A．加入Na2SO4可使溶液由a点变到b点 B．在T1曲线上方区域(不含曲线)任意一点时，均有BaSO4沉淀生成 C．蒸发溶剂可能使溶液由d点变为曲线上a、b之间的某一点(不含a、b) D．升温可使溶液由b点变为d点 【答案】D 【解析】A．硫酸钡溶液中存在着溶解平衡，a点在平衡曲线上，加入Na2SO4，会增大c(SO)，平衡左移，c(Ba2+)应降低，故A正确； B．在曲线上方区域(不含曲线)任意一点时,Qc＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，故B正确； C．d点时溶液不饱和，蒸发溶剂水，c(SO)、c(Ba2+)均增大，所以可能使溶液变饱和、由d点变为曲线上a、b之间的某一点(不含a、b)，故C正确； D．升高温度, 促进溶解平衡右移，c(SO)、c(Ba2+)均增大，不会使溶液由b点变为d点，故D错误； 本题选D。 1. (广东省惠州一中2022-2023学年高三模拟)已知常温下Ksp(AgCl)=1.6×10-10，Ksp(AgI)=8.3×10-17，下列有关说法正确的是（    ） A．常温下，AgCl在纯水中的Ksp比在AgNO3溶液中的Ksp大 B．向AgI与AgCl的悬浊液中加入几滴浓NaCl溶液，不变 C．在AgCl的饱和溶液中通入HCl，有AgCl析出，且溶液中c(Ag+)=c(Cl-) D．向AgCl与AgI等体积混合的饱和溶液中加入足量浓AgNO3溶液，产生的AgCl沉淀的物质的量少于AgI 【答案】B 【解析】A. 只随温度的改变而改变，所以二者相等，A项错误； B. 与的悬浊液中滴入几滴浓溶液，仍是二者的饱和溶液，，温度不变不变，故不变，B项正确； C. 在的饱和溶液中通入增大，的沉淀溶解平衡向左移动，有析出，溶液中增大，减小，不再相等，C项错误； D. 在和两饱和溶液中，前者大于后者，且与等体积混合的饱和溶液中，，由可知，，则加入足量浓溶液，沉淀的物质的量增加更多，D项错误； 答案选B。 考法2 溶度积常数及其应用 二、溶度积常数及其应用 1.溶度积和离子积 以AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例： 溶度积 离子积 概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc 表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是平衡浓度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 ②Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 ③Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 2.Ksp的影响因素 (1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。 (2)外因 ①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。 ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。 ③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。 3. 意义 对于相同类型的难溶电解质，Ksp越大，说明难溶电解质在水中的溶解能力越大。 如：Ksp (AgCl) ＞ Ksp (AgBr) ＞ Ksp (AgI)，则溶解度：S (AgCl) ＞ S (AgBr) ＞ S (AgI)。 4．应用 ① MmAn(s) mMn+(aq) + nAm-(aq)，任意时刻的离子积：Q = cm(Mn+)·cn(Am-) ② 根据Ksp和Q的相对大小，可以判断给定条件下溶液中难溶电解质的沉淀或溶解情况： Q ＞ Ksp，溶液中有沉淀析出杨sir化学，侵权必究 Q ＝ Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态 Q ＜ Ksp，溶液中无沉淀析出 【典例2】 (湖南师范大学附属中学2024届高三摸底)一定温度下，AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲线如图所示。    下列说法正确的是 A．a点条件下能生成Ag2CrO4沉淀，也能生成AgCl沉淀 B．b点时，c(Cl-)=c(CrO)，Ksp(AgCl)=Ksp(Ag2CrO4) C．Ag2CrO4+2Cl-2AgCl+CrO的平衡常数K=107.9 D．向NaCl、Na2CrO4均为0.1mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，先产生Ag2CrO4沉淀 【答案】C 【分析】根据图像，由(1.7，5)可得到Ag2CrO4的溶度积Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)·c(CrO)=(1×10-5)2×1×10-1.7=10-11.7，由(4.8，5)可得到AgCl的溶度积Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl)=1×10-5×1×10-4.8=10-9.8，据此数据计算各选项结果。 【解析】A．假设a点坐标为(4，6.5)，此时分别计算反应的浓度熵Q得，Q(AgCl)=10-10.5，Q(Ag2CrO4)=10-17，二者的浓度熵均小于其对应的溶度积Ksp，二者不会生成沉淀，A错误； B．Ksp为难溶物的溶度积，是一种平衡常数，平衡常数只与温度有关，与浓度无关，根据分析可知，二者的溶度积不相同，B错误； C．该反应的平衡常数表达式为K=，将表达式转化为与两种难溶物的溶度积有关的式子得K=====1×107.9，C正确； D．向NaCl、Na2CrO4均为0.1mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3，开始沉淀时所需要的c(Ag+)分别为10-8.8和10-5.35，说明此时沉淀Cl-需要的银离子浓度更低，在这种情况下，先沉淀的是AgCl，D错误； 故答案选C。 1．（江苏省淮阴中学2023届高三下学期最后一模）室温下，将溶液与过量CaSO4固体混合，溶液pH随时间变化如图所示。    已知：。 下列说法不正确的是 A．内上层清液中存在： B．两者混合发生反应： C．充分反应后上层清液中约为 D．随着反应的进行，逆向移动，溶液pH下降 【答案】A 【解析】A．根据电荷守恒，A选型的小于号应该改为大于号，A错误； B．由于碳酸钙更容易沉淀，B选项的离子方程式存在，B正确； C．充分反应后硫酸根浓度比上碳酸根浓度等于硫酸钙溶度积比上碳酸钙溶度积，C正确； D．随着反应进行，碳酸根浓度减小，水解平衡左移，溶液pH下降，D正确； 故选A。 考法3 沉淀的溶解和生成 一、沉淀的生成 1．应用 在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。杨sir化学，侵权必究 2．方法 （1）调节pH法 如：除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为 Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。 （2）沉淀剂法 如：用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。 二、沉淀的溶解 1．原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。 （1）酸溶解法 如：CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。 （2）盐溶液溶解法 如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。 （3）氧化还原溶解法 如：不溶于盐酸的硫化物CuS溶于稀HNO3。3CuS + 8HNO3 === 3Cu(NO3)2 + 3S + 2NO↑+ 4H2O （4）配位溶解法 如：AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。 三、沉淀的转化 1. AgCl、AgI、Ag2S的转化杨sir化学，侵权必究 如：AgNO3溶液AgCl(白色沉淀)AgBr(浅黄色沉淀)AgI(黄色沉淀)Ag2S(黑色沉淀)。 2. 实质、条件、规律 ① 实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。 ② 条件：两种沉淀的溶解度不同。 ② 规律：溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，溶解度相差越大，转化越容易。 3. 沉淀转化的应用 （1）锅炉除水垢（含有CaSO4）杨sir化学，侵权必究 ① 操作：先加Na2CO3溶液，再加稀盐酸 ② 原理：CaSO4(s) + Na2CO3 CaCO3(s) + Na2SO4 CaCO3 + 2HCl===CaCl2 + H2O + CO2↑ （2）自然界中矿物的转化 原生铜的硫化物 CuSO4溶液铜蓝（CuS）氧化、淋滤 渗透、遇闪锌矿（ZnS）和方铅矿（PbS） CuSO4 (aq) + ZnS (s) CuS(s) + ZnSO4 (aq)；CuSO4 (aq) + PbS(s) CuS (s) + PbSO4(s) （3）氟化物预防龋齿 ① 牙齿表面的釉质层，只要成分是难溶的羟基磷灰石[Ca5(PO4)3(OH)]。 ② 口腔中的有机酸使釉质层溶解：Ca5(PO4)3(OH) + 4H+ === 5Ca2+ + 3+ H2O ③ 氟离子能与羟基磷灰石反应，生成溶解度更小的氟磷灰石，更能抵抗酸的腐蚀。 【典例3】 (浙江省重点中学拔尖学生培养联盟2023届高三适应性考试)某同学模拟工业废水变废为宝，设计了用沉淀法回收各金属阳离子的实验方案：    模拟工业废水的离子浓度(mol/l) 0.10 0.010 0.0040 0.0010 0.141 已知： ①溶液中某离子浓度小于，可认为该离子不存在； ②实验过程中，假设溶液体积、温度不变； ③；；；      下列说法不正确的是 A．步骤I中加入的 B．步骤II得到的滤液N中的浓度 C．步骤III得到的沉淀Z为 D．反应的平衡常数 【答案】A 【解析】A．1.0L模拟工业废水中H+浓度为0.1mol/L，设加入xmolNaOH固体后 pH=3，则×，解得x=0.099mol，故A错误； B．方程式平衡常数K=，此时溶液pH=11，c(OH-)=1×10-3mol/L，=0.004mol/L，则，故B正确； C．模拟工业废水的Fe3+完全沉淀时，c(Fe3+)=，c(OH-)=，pH≈3，则步骤I沉淀X为Fe(OH)3，同理可得步骤II沉淀Y为Bi(OH)3，Cu2+转化为，步骤III中加入适量NaOH固体使平衡逆向移动，沉淀Z为，故C正确； D．的平衡常数，故D正确； 故选A。 1．（浙江省宁波市镇海中学2023届高三模拟）从钒铬锰矿渣(主要成分为、、MnO)中提取铬的一种工艺流程如图：    已知：Mn(II)在酸性环境中较稳定，在碱性环境中易被氧化；在酸性溶液中钒通常以、等存在；沉铬[生成]过程中，当溶液时，开始出现沉淀，此时铬离子浓度为。下列说法不正确的是 A．“沉钒”时，胶体的作用是吸附 B．“沉铬”过程中，pH升高到约5.7时，沉铬几乎完全 C．“提纯”过程中的作用是还原铬 D．“转化”过程中发生反应： 【答案】C 【分析】分析本工艺流程图可知，“沉钒” 步骤中使用氢氧化铁胶体吸附含有钒的杂质，滤液中主要含有Mn2+和Cr3+，加入NaOH“沉铬”后，Cr3+转化为固体A为Cr(OH)3沉淀，滤液B中主要含有MnSO4，加入Na2S2O3主要时防止pH较大时，二价锰[Mn(II)]被空气中氧气氧化，Cr(OH)3煅烧后生成Cr2O3，“转化” 步骤中的反应离子方程式为：Mn2++H2O2+2OH-=MnO2+2H2O，据此分析解题。 【解析】A．由分析可知，“沉钒”时，胶体的作用是吸附，故A正确； B．当溶液时，开始出现沉淀，此时铬离子浓度为，则Ksp[Cr(OH)3)]==1×10-30，沉铬完全时，溶液中c(Cr3+)=1×10-5mol/L，c(OH-)=1×10-8.3mol/L，则c(H+)=，pH=-lgc(H+)=5.7，故B正确； C．由分析可知，加入Na2S2O3主要时防止pH较大时，二价锰[Mn(II)]被空气中氧气氧化，故C错误； D．由分析可知，“转化”步骤中的反应离子方程式为：Mn2++H2O2+2OH-=MnO2+2H2O，故D正确； 故答案为：C。 【基础过关】 1．（河北省衡水市第二中学2023届高三下学期三模）某污水处理厂用“沉淀法”处理含铬废水(主要含以及少量、)的工艺流程如图所示：    已知：①金属离子、、沉淀完全时()pH分别为6.7、5.6、2.8。 ②。 下列说法错误的是 A．“氧化”时生成的离子方程式为 B．“沉降”过程中加入NaOH溶液，调节溶液pH>6.7 C．加入生成，说明 D．“沉铬”过程中，增大溶液的pH，沉铬率提高 【答案】A 【解析】A．碱性环境中不能生成，A错误； B．“沉降”过程中加入NaOH溶液，调节pH使和生成沉淀，故需要调节溶液的，B正确； C．在滤液中加入通过沉淀转化生成，说明溶度积，C正确； D．在沉铬过程中增大溶液的pH，平衡正向移动，浓度增大，沉铬率提高，D正确。 故选A。 2．（辽宁省鞍山市2023-2024学年高三上学期第一次质量监测）室温下，向Na2CO3和NaHCO3的混合溶液中逐滴加入BaCl2溶液，溶液中-1gc(Ba2+)与的关系如图所示(已知：、；)。下列说法正确的是    A．a对应溶液pH=6.5 B．b对应溶液的c(HCO)=0.05mol/L C．a→b的过程中，溶液中一直增大 D．a对应的溶液中一定存在： 【答案】B 【解析】A．a点对应溶液，则，由得，，，故A错误； B．b对应溶液，则，由，可得，由b点，则，故B正确； C．，a→b的过程中，逐渐增大，逐渐减小，不变，则逐渐减小，故C错误； D．a点对应溶液中，，则，由A可知溶液pH约为10.25，溶液中，溶液中存在电荷守恒关系式，则，故D错误； 答案选B。 3．（浙江省杭州市强基联盟2023届高三下学期统测）牙齿表面有一薄层釉质保护着，釉质层主要成分是难溶的羟基磷灰石，存在如下平衡：  ，已知的。下列说法不正确的是 A．在牙膏中添加适量的磷酸盐，能起到保护牙齿的作用 B．正常口腔的pH接近中性，牙齿不易被腐蚀 C．使用添加的含氟牙膏，可实现与的转化，该反应的平衡常数约为 D．口腔中的食物残渣能产生有机酸，容易导致龋齿，使增大 【答案】D 【解析】A．在牙膏中添加适量的磷酸盐，增大了磷酸根离子的浓度，使得反应化学平衡逆向移动，有利于生成羟基磷灰石，能起到保护牙齿的作用，A正确； B．正常口腔中的pH接近中性，氢氧根离子浓度不变，化学平衡不移动，牙齿不易被腐蚀，B正确； C．根据题干可知，Ca5(PO4)3F的Ksp=2.8×10-61，反应Ca5(PO4)3OH(s) Ca5(PO4)3F(s)的平衡常数K=(6.8×10-37)÷(2.8×10-61)=2.4×1024，因此使用添加NaF的含氟牙膏，可实现与的转化，C正确； D．Ksp只受温度的影响，温度不变，Ksp不变，D错误；故选D。 4．（山西省晋城市第一中学校2023-2024学年高三第四次调研）利用平衡移动原理，分析一定温度下在不同的体系中的可能产物。 已知：i.图1中曲线表示体系中各含碳粒子的物质的量分数与的关系。 ii.2中曲线Ⅰ的离子浓度关系符合；曲线Ⅱ的离子浓度关系符合[注：起始，不同下由图1得到]。      下列说法不正确的是 A．由图1， B．由图2，初始状态，无沉淀生成 C．由图2，初始状态，平衡后溶液中存在 D．由图1和图2，初始状态、，发生反应： 【答案】C 【解析】A．水溶液中的离子平衡  从图1可以看出时，碳酸氢根离子与碳酸根离子浓度相同，A项正确； B．从图2可以看出、时，该点位于曲线Ⅰ和曲线Ⅱ的下方，不会产生碳酸镁沉淀或氢氧化镁沉淀，B项正确； C．从图2可以看出、时，该点位于曲线Ⅱ的上方，会生成碳酸镁沉淀，根据物料守恒，溶液中，C项错误；D．时，溶液中主要含碳微粒是，，时，该点位于曲线Ⅱ的上方，会生成碳酸镁沉淀，因此反应的离子方程式为，D项正确； 故选C。 5．（河北省重点中学2022-2023学年高三下学期第三次模拟）某化学兴趣小组进行溶解平衡相关实验，操作流程如下。下列说法正确的是    已知：常温下，，，。 A．悬浊液a中与悬浊液d中相等 B．步骤③可以证明 C．向悬浊液d中加入少量NaI溶液，沉淀颜色不变时， D．向悬浊液e中滴加几滴溶液，观察到黄色沉淀转化为白色沉淀 【答案】C 【分析】由流程可知，得到悬浊液a中过量，过滤得到滤液c中加入碘化银，碘离子和过量银离子会生成碘化银沉淀，溴化银沉淀b加入水得到饱和的溴化银悬浊液d。 【解析】A．悬浊液a中过量，存在同离子效应，溶解平衡左移，降低，小于悬浊液d中，A项错误； B．悬浊液a中过量，步骤③产生的黄色沉淀是滤液c中与反应生成，故不能说明，B项错误； C．向悬浊液d中加入少量NaI溶液，发生沉淀转化反应：，该反应平衡常数，则，C项正确； D．向滤液c中滴加几滴溶液，产生黄色沉淀AgI，此时悬浊液e中仍过量，向悬浊液e中滴加几滴溶液，会生成少量AgCl白色沉淀，AgI黄色沉淀不会转化，D项错误；故选C。 6．（湖南省平江第一中学2023届高三下学期模拟）下列有关实验操作、现象和所得结论均正确的是 选项 实验操作和现象 结论 A 向2mL0.1mol/LNaCl溶液中加入过量的溶液后，再加1mL0.1mol/LNaI，出现黄色沉淀。 Ksp(AgCl)>Ksp(AgI) B 将镁片和铝片用导线连接后插入NaOH溶液中，镁片表面产生气泡 该装置构成了原电池，铝片做负极。 C 向某溶液中加入稀NaOH溶液，用湿润的红色石蕊试纸检验，无明显现象 溶液中一定无 D 向溶液中通入和X气体，产生白色沉淀 气体X一定具有强氧化性 【答案】B 【解析】A．过量的硝酸银一定会与碘化钠生成沉淀，不能判断发生了沉淀转化，不能判断溶度积常数大小，故A错误； B．镁铝和氢氧化钠溶液形成原电池，铝可以与氢氧化钠反应生成偏铝酸钠和氢气，镁不能反应，所以铝失电子是负极，故B正确； C．检验铵根离子要用浓的氢氧化钠溶液并加热，不加热不会放出氨气，故C错误； D．X气体也可以是碱性气体氨气，不一定具有强氧化性，故D错误； 答案选B。 7．（湖南省常德市第一中学2023届高三模拟）25℃时，难溶盐CaSO4、CaCO3、MnCO3溶液中阳离子浓度的负对数和阴离子浓度的负对数的关系如图所示。下列说法错误的是    A．25℃， B．向A点对应的溶液中加入固体CaCl2，可得到Y点对应的溶液 C．25℃，三种物质的溶解度：MnCO3<CaCO3<CaSO4 D．25℃，向100mLMnCO3饱和溶液中加入0.01mol CaCl2(s)，有CaCO3沉淀生成 【答案】B 【解析】A． ，，选项A正确； B． 向A点对应的溶液中加入固体，钙离子浓度增大，减小，不可能得到Y点对应的溶液，选项B错误； C． 比较三种物质的Ksp，，三种物质的溶解度：，选项C正确； D． 饱和溶液中c()=10-5.3mol∙L-1,，向饱和溶液中加入，c(Ca2+)= =0.1mol∙L-1，Qc=c()c(Ca2+)=10-5.3×0.1=10-6.3>10-8.6，有沉淀生成， 选项D正确； 答案选B。 8．（江西省宜春市宜丰中学2023届高三模拟）天然溶洞的形成与岩石中的CaCO3和空气中CO2溶于天然水体形成的含碳物种的浓度有密切关系。常温下，某溶洞水体中pM随pH的变化关系如图所示。[已知：；，M为或]，下列说法不正确的是    A．曲线②代表与pH的关系 B．的数量级为10-4 C． D．pH由4到8的过程中增大的比快 【答案】D 【解析】A．由图中曲线可知，离子浓度越小，pM的值越大，PH越小，碳酸根和碳酸氢根的浓度越大，曲线②代表与pH的关系，曲线③代表，故A正确； B．点(10.3，1.1)时，，故B正确； C．(8.6，n)，碳酸根浓度等于钙离子浓度，，mol/L， (8.6，m)，即pH=8.6，c(H+)=10-8.6mol/L，c(OH-)=10-14÷10-8.6=10-5.4mol/L，，，c()=101.7×c()=101.7×10-4.27=10-2.57，，故C正确；根据图像斜率，pH由4到8的过程中增大的比慢，D错误；故选D． 【能力提升】 1．常温下，向AgBr饱和溶液（有足量AgBr固体）中滴加溶液，发生反应：和，、与的关系如图所示（其中M代表或：N代表或）。下列说法正确的是 A．直线表示与的关系 B．的数量级为 C．的平衡常数 D．当时，溶液中 【答案】D 【分析】溴化银的饱和溶液中溴离子浓度和银离子浓度相等，向饱和溶液中滴加硫代硫酸钠溶液时，溶液中银离子浓度减小、溴离子浓度增大，可以看出直线分出两条曲线，往下的曲线表示银离子浓度与硫代硫酸根离子浓度变化的关系、往上的曲线表示溴离子与硫代硫酸根离子浓度变化的关系；溴化银与硫代硫酸钠溶液开始反应时，溴化银主要转化为，溶液中小于，则直线L1表示随硫代硫酸根离子浓度变化的关系、直线L2表示随硫代硫酸根离子浓度变化的关系；由图可知，溶液中硫代硫酸根离子浓度为10—4.6mol/L时，溶液中溴离子和银离子浓度没有给出来，则溴化银的溶度积常数Ksp=c(Ag+)c(Br-)无法计算。 【解析】A．由分析可知，直线L2表示随硫代硫酸根离子浓度变化的关系，故A错误； B．由分析可知，溴化银的溶度积常数Ksp=c(Ag+)c(Br-)无法计算，故B错误； C．由图可知，溶液中硫代硫酸根离子浓度为10—4.6mol/L时，=10-4.2，溶液中溴离子和的浓度无法得出，反应的平衡常数无法计算，故C错误； D．由图可知，硫代硫酸根离子浓度为0.0001 mol/L时，溶液中溴离子浓度最大，c{[Ag(S2O3)] -的值大于c{[Ag(S2O3)2]3-的值，则溶液中c{[Ag(S2O3)] -的浓度大于c{[Ag(S2O3)2]3-的浓度，所以溶液中离子浓度大小顺序为c(Br-)> c{[Ag(S2O3)] ->c{[Ag(S2O3)2]3-}，故D正确； 答案选D。 2．一定温度下，向、均为0.01 mol/L的混合溶液中持续通入CO2，始终保持CO2分压固定，体系中关系如图所示。其中，c表示、、、、的浓度。已知的。下列说法正确的是 A．③代表与pH的关系曲线 B．pH逐渐增大时，溶液中优先析出的沉淀为 C． D．   K=10-10.3 【答案】B 【分析】的，，，，同理，结合图斜率可知，①②分别为、随pH的变化曲线；保持CO2分压固定，则⑤为随pH的变化曲线，酸性较强时浓度大于，则③④分为、随pH的变化曲线； 【解析】A．由分析可知，④代表与pH的关系曲线，A错误； B．由①④、②④交点所需的pH值大小可知，pH逐渐增大时，溶液中优先析出的沉淀为，B正确； C．③④交点可知，此时=、pH=10.3，则；，由④⑤交点可知，，则；故，C错误； D．，，由①④交点可知，，由②④交点可知，，则，D正确； 故选B。 3．一定温度下，M2+在不同pH的Na2A溶液中存在形式不同，Na2A溶液中pM[pM=-lgc(M2+)]随pH的变化如图1，Na2A溶液中含A微粒的物质的量分数随pH的变化如图2。 已知①MA，M(OH)2均为难溶物；②初始c(Na2A)=0.2mol/L。 下列说法错误的是 A．c(A2-)=c(H2A)时，pH=8.5 B．初始状态a点发生反应：A2-+M2+=MA↓ C．I曲线上的点满足c(M2+)·c2(OH-)=Ksp[M(OH)2] D．初始状态的b点，平衡后溶液中存在c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)=0.2mol/L 【答案】D 【分析】由可得，，故曲线I表示M(OH)2的溶解平衡曲线，曲线II表示MA的溶解平衡曲线。 【解析】A．由图2可得，H2A的电离平衡常数， ，，，则当c(A2-)=c(H2A)时，，即pH=8.5，故A正确； B．初始状态a点在曲线II的上方，曲线I的下方，故生成MA，故发生反应：A2-+M2+=MA↓，故B正确； C．曲线I表示M(OH)2的溶解平衡曲线，故I曲线上的点满足c(M2+)·c2(OH-)=Ksp[M(OH)2]，故C正确； D．初始状态的b点在曲线II的上方，曲线I的下方，生成MA，故平衡后溶液中存在c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)＜0.2mol/L，故D错误； 故选D。 4．工业上常用作沉淀剂除去废水中的和。通过调节溶液的pH可使和逐一沉降，处理过程中始终保持溶液为饱和状态即，体系中、、、浓度的负对数pM与pH的关系如图所示。 已知：(MnS)>(ZnS)，离子浓度沉淀完全。下列说法错误的是 A．Ⅳ表示与pH的关系曲线 B． C． D．溶液中和均为0.1，完全沉淀时溶液的最小pH为7.6 【答案】C 【分析】H2S饱和溶液中随着pH增大，c(H+)减小，c(HS-)、c(S2-)均增大，则-lgc(HS-)和-lgc(S2-)随着pH增大而减小，且pH相同时，c(HS-)>c(S2-)，即-lgc(HS-)<-lgc(S2-)，则Ⅰ、Ⅱ分别表示-lgc(HS-)、-lgc(S2-)与pH的关系曲线；随着pH增大，c(S2-)增大，则c(Zn2+)和c(Mn2+)逐渐减小，且Ksp(MnS)>Ksp(ZnS)，即当c(S2-)相同时，c(Mn2+)>c(Zn2+)，则-lgc(Mn2+)和-lgc(Zn2+)随着pH增大而增大，且-lgc(Mn2+)<-lgc(Zn2+)，则Ⅲ、Ⅳ分别表示-lgc(Zn2+)、-lgc(Mn2+)与pH的关系曲线，据此分析结合图像各点数据进行解题。 【解析】A．由分析可知，则Ⅲ表示-lgc(Zn2+)与pH的关系曲线； B．Ⅰ表示-lgc(HS-)与pH的关系曲线，当c(H+)=10-2.2mol/L时，c(HS-)=10-5.9mol/L，，，且，则a=2.6，故B正确； C．，由图可知，当c(H+)=10-5.45mol/L时，c(S2-)=10-11.9mol/L，则，，则，故C错误； D．曲线Ⅱ、IV的交点表示c(H+)=10-8.25mol/L时，c(S2-)=c(Mn2+)=10-6.3mol/L，则，恰好完全沉淀时，，由得：，即pH=7.6，则Mn2+完全沉淀时溶液的最小pH为7.6，故D正确； 故选C。 5．某酸性浸出液中含有、、和杂质离子，可调节pH对其净化(即离子浓度mol⋅L)，并用EBT作为指示剂。已知EBT可与金属离子形成红色络合物，EBT的解离平衡为：(紫红)(紫红)(蓝)((橙)。25℃时，各金属离子浓度的对数值及EBT各型体的分布系数δ随pH的变化如图。下列说法错误的是 A．曲线b表示，曲线c表示 B．若加入适量可进一步提升净化程度 C．当溶液由红色变蓝色时，溶液中四种金属离子净化完全 D．最大的为 【答案】A 【分析】随着pH增大，减小，EBT的解离平衡向正方向移动程度越大，因此曲线c表示，离子被净化时浓度，则，刚好完全沉淀时的pH=4.7，因此曲线b表示，曲线a表示，据此答题。 【解析】A．根据分析知，曲线c表示，A错误； B．根据图中所示，Fe2+沉淀时的pH高于Al3+的。 由于能溶于强碱，加入适量，使氧化成后，再调pH至完全沉淀时，能同时除去溶液中的Fe、Al元素，防止pH过高时溶解，因此加入适量可进一步提升净化程度，B正确； C．EBT可与金属离子形成红色络合物，根据图中所示，随着pH逐渐增大，金属离子逐渐沉淀除去，当溶液由红色变蓝色时，EBT以HIn2-型体存在于溶液中，说明溶液中已经没有金属离子与之形成络合物了，即溶液中四种金属离子净化完全，C正确； D．当离子的时，该离子刚好完全沉淀，根据图中曲线知完全沉淀时pH最大，则最大，故最大的为，D正确； 故选A。 6．室温下，调节MgCl2溶液、HF溶液、HA溶液[已知]的pH，测得溶液中pX[；X代表、，]随溶液pH的变化如图所示[已知]。下列叙述正确的是 A．代表溶液中随溶液pH的变化 B．浓度均为0.1 mol·L NaF、NaA的混合溶液中： C．NaF、NaA的混合溶液中： D．由于、很接近，故很难转化为 【答案】C 【分析】由题干图示信息可知，Ka==10-pXc(H+)，L2上点(1，3.80)可知，该直线所示的Ka=10-3.8×10-1=10-4.8，同理可知，L1上点(2，1.45)可知，该直线所示的Ka=10-1.45×10-2=10-3.45，又知，故L1代表随溶液pH的变化，L2代表随溶液pH的变化，L3代表Mg2+随溶液pH的变化，据此分析解题。 【解析】A．由分析可知，L2代表溶液中随溶液pH的变化，A错误； B．由题干信息可知，，则浓度均为0.1 mol·L NaF、NaA的混合溶液中A-的水解程度大于F-的水解程度，故，B错误； C．NaF、NaA的混合溶液中，==101.35＞10即，C正确； D．由直线L3上点(9，1.3)可知，Mg(OH)2的=c(Mg2+)c2(OH-)=10-1.3(10-5)2=10-11.3，而，故、很接近，但Mg(OH)2能在NaF饱和溶液中转化为MgF2，D错误； 故答案为：C。 7．298K时，用NaOH溶液分别滴定等物质的量浓度的HR、、三种溶液。pM［p表示负对数，M表示、.］随溶液pH变化的关系如图所示。已知：常温下，，当离子浓度时，该离子完全沉淀。下列推断正确的是 A．①代表滴定溶液的变化关系 B．调节pH=5时，溶液中完全沉淀 C．滴定HR溶液至X点时，溶液中： D．经计算，能完全溶于HR溶液 【答案】C 【分析】Ce(OH)3和Al(OH)3的类型相同，用NaOH溶液滴定等物质的量浓度的Al(NO3)3、Ce(NO3)3溶液时pM随溶液pH变化的关系线应平行，则①和②表示滴定此两溶液，③代表滴定HR溶液的变化关系；由于常温下Ksp[Ce(OH)3] ＞Ksp[Al(OH)3]，故①代表滴定Al(NO3)3溶液的变化关系、②代表滴定Ce(NO3)3溶液的变化关系；由①的pH=4.1时pM=0可计算Ksp[Al(OH)3]=c(Al3+)c3(OH-)=1×=10-29.7，由②的pH=7.3时pM=0可计算Ksp[Ce(OH)3]= c(Ce3+)c3(OH-)=1×=10-20.1，由③的pH=5.5时pM=0可计算Ka(HR)==10-5.5。 【解析】A．根据分析，①代表滴定Al(NO3)3溶液的变化关系，A项错误； B．调节pH=5时，溶液中c(Al3+)==mol/L=10-2.7mol/L＞10-5mol/L，Al3+没有完全沉淀，B项错误； C．由图可知，滴定HR至X点时溶液的pH＞7.3，溶液呈碱性，溶液中c(Na+)＞c(OH-)＞c(H+)，C项正确； D．反应Al(OH)3+3HRAl3++3R-+3H2O的平衡常数K=====10-4.2≪105，Al(OH)3不能完全溶于HR溶液； 答案选C。 8．在含的溶液中，一定范围内存在平衡关系：；；；平衡常数依次为、、、。已知，，，的变化关系如图所示。下列说法错误的是 A．线③表示随变化情况 B．随增大，保持不变 C．P点的横坐标为2c-a D．M点 【答案】D 【分析】根据反应可知，从左往右在增大，则在减小，判断出线①为；由反应，相加可得：，有，，，根据斜率可知，线③的比值为2，因此曲线③表示随变化情况；由反应，，相加可得：，有，，，曲线④的比值为3，因此线④表示随变化情况；也可知线②表示随变化情况；据此分析解题。 【解析】A．由分析可知，线③表示随变化情况，故A正确； B．是反应的平衡常数，因此温度不变则随增大，保持不变，故B正确； C．P点以a、c表示出横坐标，M点是线③、线④的交点，说明此时，可知，M点的横坐标为a，可知，，N点是线②、线④的交点，说明此时，根据，相加可得：，此时存在，N点的横坐标为c，，，结合，有，P点时是线②、线③的交点，说明此时，根据，可知，，，P点的横坐标为2c-a； D． M点是线③、线④的交点，说明此时，则相当于是，看似是电荷守恒，但是观察横坐标从左往右在增大，说明氯离子的浓度在增大，根据题干已知，可知体系中加入的氯离子的来源不可以是盐酸，只能是不影响溶液pH的物质，类似于NaCl之类的物质，M点时氯离子浓度较大，根据电荷守恒可知，中加入的阳离子未考虑完整，故D错误； 故答案选D。 1 学科网（北京）股份有限公司 $