2019高考化學(xué)二輪沖刺復(fù)習(xí)精講 第一部分 必考部分 第8講 水溶液中的離子平衡講義（含解析）.doc

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第8講　水溶液中的離子平衡 [考綱要求]1.理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性；了解電解質(zhì)的概念；了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計算。3.了解水的電離、離子積常數(shù)。4.了解溶液pH的定義及測定方法，能進(jìn)行pH的簡單計算。5.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。6.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡；理解溶度積(Ksp)的含義，能進(jìn)行相關(guān)的計算。 [學(xué)科素養(yǎng)]1.變化觀念與平衡思想：認(rèn)識弱電解質(zhì)是存在電離平衡的，并會運(yùn)用電離度、平衡常數(shù)多角度分析弱電解質(zhì)的電離平衡；認(rèn)識鹽類水解的本質(zhì)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，能多角度、動態(tài)地分析鹽類水解和沉淀溶解平衡，并用相關(guān)理論解決實際問題。2.證據(jù)推理與模型認(rèn)知：能運(yùn)用平衡模型解釋化學(xué)現(xiàn)象，揭示現(xiàn)象的本質(zhì)和規(guī)律。3.科學(xué)探究與創(chuàng)新意識：能發(fā)現(xiàn)和提出有探究價值的弱電解質(zhì)電離平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡的問題；能從問題和假設(shè)出發(fā)，確定探究目的，設(shè)計探究方案，進(jìn)行實驗探究；在探究中學(xué)會合作，面對“異常”現(xiàn)象敢于提出自己的見解。4.科學(xué)精神與社會責(zé)任：應(yīng)具有嚴(yán)謹(jǐn)求實的科學(xué)態(tài)度，具有探索未知、崇尚真理的意識；贊賞化學(xué)對社會發(fā)展的重大貢獻(xiàn)，具有可持續(xù)發(fā)展意識和綠色化學(xué)觀念，能對與電離平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡有關(guān)的社會熱點問題做出正確的價值判斷。 [網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建] [核心強(qiáng)化] 1．證明HA是弱酸的2種典型方法 (1)測鈉鹽NaA溶液的pH，若pH>7，則說明HA為弱酸。 (2)測一定物質(zhì)的量濃度的HA溶液，若0.01 molL－1 HA溶液的pH>2，則說明HA為弱酸。 2．計算溶液的pH時的“3”個關(guān)注條件 (1)外界條件是否為室溫。 (2)溶液中的H＋和水電離出的H＋的濃度不同。 (3)是否為強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的溶液。 3．必考的“1”個常數(shù)、“2”個比較和“3”個守恒 (1)水的離子積Kw＝c(H＋)c(OH－)(只與溫度有關(guān))。 (2)鹽溶液中陰、陽離子濃度比較；c(H＋)與c(OH－)的比較。 (3)電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒。 4．值得關(guān)注的熱點 難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡、沉淀的生成及轉(zhuǎn)化、Ksp的應(yīng)用。 5．“5”考酸堿中和滴定 (1)“考”實驗儀器。 (2)“考”操作步驟。 (3)“考”指示劑選擇。 (4)“考”誤差分析。 (5)“考”數(shù)據(jù)處理。 考點一　電離平衡和溶液的酸堿性 [解析]　水的電離吸熱，溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大，圖中Q點Kw＝10－14，P點Kw＝10－12，因此曲線A表示的是25 ℃時水的電離平衡曲線，A項錯誤；25 ℃時，pH＝1的稀硫酸中氫離子抑制了水的電離，逐滴滴入pH＝11的稀氨水，氫離子濃度逐漸減小，水的電離程度逐漸增大，過量后氨水中的氫氧根離子抑制水的電離，水的電離程度又逐漸減小，B項正確；Q點對應(yīng)的溶液呈中性，F(xiàn)e3＋水解生成氫氧化鐵沉淀，不能大量存在，C項錯誤；100 ℃時，Kw＝10－12，pH＝2的稀硫酸中c(H＋)＝110－2 mol/L，pH＝12的氫氧化鈉溶液中c(OH－)＝1 mol/L，等體積混合，氫氧化鈉過量，溶液顯堿性，D項錯誤。 [答案]　B (1)外界條件對水的電離的影響：酸和堿抑制水的電離，強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽促進(jìn)水的電離，升高溫度促進(jìn)水的電離。強(qiáng)酸弱堿鹽和堿溶液中，H＋均來自水的電離，故c水(OH－)＝c水(H＋)＝c(H＋)；強(qiáng)堿弱酸鹽和酸溶液中，OH－均來自水的電離，故c水(H＋)＝c水(OH－)＝c(OH－)。酸式鹽比較特殊，如NaHSO4完全電離，會抑制水的電離；NaHCO3中HCO以水解為主，呈堿性，促進(jìn)水的電離。 (2)溶液pH計算模板 [分點突破] 角度一：弱電質(zhì)的電離平衡及影響因素 1．室溫下，向a molL－1氨水中逐滴加入鹽酸至過量，下列描述不正確的是(　　) A．溶液的pH減小 B.增大 C．水的電離程度先減小后增大 D．Kb(NH3H2O)不變 [解析]　A項，氨水中存在NH3H2O??NH＋OH－，加入鹽酸后c(OH－)減小，pH減小，正確；B項，加入鹽酸后c(OH－)減小，電離平衡右移，c(NH)增大，增大，正確；C項，NH3H2O抑制水的電離，隨著鹽酸的加入，濃度減小，抑制程度減弱，水的電離程度增大，但隨著鹽酸的過量，鹽酸抑制水的電離，水的電離程度減小，故水的電離程度先增大后減小，錯誤；D項，NH3H2O的電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，正確。 [答案]　C 2．(2017全國卷Ⅰ)下列事實中，不能比較氫硫酸與亞硫酸的酸性強(qiáng)弱的是(　　) A．氫硫酸不能與碳酸氫鈉溶液反應(yīng)，而亞硫酸可以 B．氫硫酸的導(dǎo)電能力低于相同濃度的亞硫酸 C．0.10 molL－1的氫硫酸和亞硫酸的pH分別為4.5和2.1 D．氫硫酸的還原性強(qiáng)于亞硫酸 [解析]　A項，根據(jù)較強(qiáng)酸制備較弱酸原理，氫硫酸不和NaHCO3反應(yīng)，亞硫酸與NaHCO3反應(yīng)，說明亞硫酸、碳酸、氫硫酸的酸性依次減弱，正確；B項，相同濃度，溶液的導(dǎo)電能力與離子總濃度有關(guān)，相同濃度下，氫硫酸溶液導(dǎo)電能力弱，說明氫硫酸的電離能力較弱，即電離出的H＋數(shù)較少，正確；C項，相同濃度下，亞硫酸的pH較小，故它的酸性較強(qiáng)，正確；D項，酸性強(qiáng)弱與還原性無關(guān)，酸性強(qiáng)調(diào)酸電離出H＋的難易，而還原性強(qiáng)調(diào)還原劑失電子的難易，錯誤。 [答案]　D 3．在不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)有如圖所示關(guān)系。下列說法中不正確的是(　　) A．T>25 B．b點溶液中c(H＋)一定比a點大 C．要實現(xiàn)a點到b點，可以加入CH3COONa固體 D．a(chǎn)c線上任意點對應(yīng)的溶液均呈中性 [解析]　A項，由題圖可知，由25 ℃到T ℃，水的電離程度增大，由于升高溫度，水的電離程度增大，故T>25，正確；B項，由題圖可知，b點溶液中c(H＋)＝110－6 molL－1，a點溶液中c(H＋)＝110－7 molL－1，正確；C項，a點到b點為中性溶液變?yōu)樗嵝匀芤?，若加入CH3COONa固體，則溶液因CH3COO－水解而呈堿性，錯誤；D項，ac線上任意點對應(yīng)的溶液中均存在c(OH－)＝c(H＋)，正確。 [答案]　C (1)電離平衡中的3個易錯點 ①電離平衡向正向移動，弱電解質(zhì)的電離程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動，但醋酸的電離程度減小。 ②弱電解質(zhì)在加水稀釋的過程中，溶液中離子濃度不一定都減小，如氨水加水稀釋時，c(H＋)增大。 ③由水電離出的c(H＋)＝1.010－13 molL－1的溶液不一定呈堿性。 (2)利用電離常數(shù)(K)巧判溶液稀釋中有關(guān)粒子濃度比值大小 弱電解質(zhì)(HA)加水稀釋時，溶液中的H＋、HA、A－的濃度均是降低的，但稀釋過程中溫度不變，電離常數(shù)(K)不變。因此解答弱電解質(zhì)溶液稀釋時粒子濃度比值的變化，可借助電離常數(shù)K來解答。 如0.1 molL－1的CH3COOH溶液，加水稀釋，是增大還是減??？ 因為加水稀釋時，溶液中c(CH3COOH)和c(CH3COO－)均是減小的，式中存在兩個“變量”，不易確定比值的變化情況，利用電離常數(shù)(K)將變形為＝＝，由兩個“變量”變成一個“變量”，加水稀釋時K不變，而c(H＋)減小，故比值增大。 角度二：溶液的酸堿性和pH計算 4．某溫度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分別加水稀釋100倍，溶液的pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷錯誤的是(　　) A．Ⅱ為氨水 B．a(chǎn)一定大于9 C．稀釋后氨水中水的電離程度比NaOH溶液中水的電離程度大 D．恰好完全中和相同體積、pH＝11的兩溶液時，消耗相同濃度的稀硫酸的體積：V(NaOH)9，正確；C項，稀釋后氨水電離出的c(OH－)大于NaOH溶液電離出的c(OH－)，故氨水中水的電離程度小于NaOH溶液中水的電離程度，錯誤；D項，pH＝11的氨水和NaOH溶液，NH3H2O的物質(zhì)的量濃度大于NaOH的物質(zhì)的量濃度，則恰好完全中和相同體積的兩溶液時，消耗相同濃度的稀硫酸的體積：V(NaOH)鹽酸，錯誤；B項，混合溶液的c(H＋)＝ molL－1＝5.0510－4 molL－1，pH＝3.3，錯誤；C項，混合溶液的c(OH－)＝ molL－1＝5.0510－4 molL－1，c(H＋)＝ molL－1≈1.9810－11 molL－1，pH≈10.7，錯誤；D項，橙汁和西瓜汁中c(H＋)的比值＝＝100，正確。 [答案]　D 警惕溶液稀釋、混合的3個誤區(qū) 誤區(qū)1：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律 常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。 誤區(qū)2：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律 誤區(qū)3：不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律 pH＝n(n<7)的強(qiáng)酸和pH＝14－n的強(qiáng)堿溶液等體積混合，pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的鹽酸和pH＝14－n的氨水溶液等體積混合，混合溶液pH>7。 考點二　鹽類水解和粒子濃度大小的比較 [解析]　在a點溶液中，NaOH反應(yīng)了一半，且碳酸根離子水解產(chǎn)生氫氧根離子，所以c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)，A不符合題意；在b點溶液中，根據(jù)電荷守恒可推出n(Na＋)＋n(H＋)＝2n(CO)＋n(Cl－)＋n(OH－)＋n(HCO)，溶液pH＝7，則n(H＋)＝n(OH－)，故n(Na＋)＝2n(CO)＋n(Cl－)＋n(HCO)，則2n(CO)＋n(HCO)＝n(Na＋)－n(Cl－)<0.1 molL－10.01 L3－0.1 molL－10.02 L＝0.001 mol，則2n(CO)＋n(HCO)<0.001 mol，B符合題意；NaHCO3顯堿性，碳酸氫根離子的水解程度大于其電離程度，C不符合題意；將0.1 molL－1的鹽酸換成同濃度的醋酸，當(dāng)?shù)沃寥芤旱膒H＝7時根據(jù)電荷守恒有c(CH3COO－)＋2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，又因c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)>c(CH3COO－)，D不符合題意。 [答案]　B 電解質(zhì)溶液中微粒濃度關(guān)系判斷方法 (1)判斷思路 (2)“三大守恒”的應(yīng)用：電荷守恒存在于所有電解質(zhì)溶液中；水中含有H、O原子，因此利用物料守恒時，不考慮這兩種原子的守恒，而選取其他有特定組成比或投料比的原子；使用質(zhì)子守恒過程中容易出錯，在沒有絕對把握的情況下，盡量先寫出電荷守恒和物料守恒，消去相同物質(zhì)得到質(zhì)子守恒關(guān)系式。 [分點突破] 角度一：鹽類水解的應(yīng)用 1．Na2CO3水溶液中存在平衡CO＋H2O??HCO＋OH－。下列說法不正確的是(　　) A．稀釋溶液，增大 B．通入CO2，溶液pH減小 C．升高溫度，平衡常數(shù)增大 D．加入NaOH固體，減小 [解析]　稀釋溶液，平衡向正反應(yīng)方向移動，但平衡常數(shù)不變，A項錯；通入CO2，發(fā)生反應(yīng)CO2＋2OH－===CO＋H2O，溶液pH減小，B項正確；升高溫度，平衡正向移動，平衡常數(shù)增大，C項正確；加入NaOH固體，溶液中c(OH－)增大，平衡逆向移動，c(HCO)減小，c(CO)增大，減小，D項正確。 [答案]　A 2．某同學(xué)探究溶液的酸堿性對FeCl3水解平衡的影響，實驗方案如下：配制50 mL 0.001 molL－1 FeCl3溶液、50 mL對照組溶液X，向兩種溶液中分別滴加1滴1 molL－1 HCl溶液、1滴1 molL－1 NaOH溶液，測得溶液pH隨時間變化的曲線如圖所示。下列說法不正確的是(　　) A．依據(jù)M點對應(yīng)的pH，說明Fe3＋發(fā)生了水解反應(yīng) B．對照組溶液X的組成可能是0.003 molL－1 KCl C．依據(jù)曲線c和d說明Fe3＋水解平衡發(fā)生了移動 D．通過儀器檢測體系渾濁度的變化，可表征水解平衡移動的方向 [解析]　FeCl3溶液的pH小于7，溶液顯酸性，原因是FeCl3是強(qiáng)酸弱堿鹽，F(xiàn)e3＋在溶液中發(fā)生了水解，故A項正確；對照組溶液X加堿后溶液的pH的變化程度比加酸后的pH的變化程度大，而若對照組溶液X的組成是0.003 molL－1 KCl，則加酸和加堿后溶液的pH的變化應(yīng)呈現(xiàn)軸對稱的關(guān)系，故B項錯誤；在FeCl3溶液中加堿、加酸后，溶液的pH的變化均比對照組溶液X的變化小，因為加酸或加堿均引起了Fe3＋水解平衡的移動，故溶液的pH的變化比較緩和，故C項正確；FeCl3溶液水解出Fe(OH)3，故溶液的渾濁程度變大，則水解被促進(jìn)，否則被抑制，故D項正確。 [答案]　B 警惕溶液中水解平衡的3個易錯點 (1)誤認(rèn)為水解平衡向正向移動，離子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固體，平衡向水解方向移動，但Fe3＋的水解程度減小。 (2)誤認(rèn)為弱酸強(qiáng)堿鹽都因水解而顯堿性。如NaHSO3溶液顯酸性是因為HSO的電離強(qiáng)于水解。 (3)誤認(rèn)為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質(zhì)。對于水解程度不大且水解產(chǎn)物不離開平衡體系的情況[如Al2(SO4)3]來說，溶液蒸干仍得原溶質(zhì)。 角度二：粒子濃度的比較 3．常溫下，下列有關(guān)說法正確的是(　　) A．0.1 molL－1的Na2S溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋c(H2S) B．pH＝11的氨水與pH＝3的硫酸各1 L混合后，c(NH)>2c(SO) C．pH＝11的氨水與pH＝11的醋酸鈉溶液，由水電離出的c(H＋)相等 D．pH相同的①NaClO溶液②CH3COONa溶液中的c(Na＋)：①>② [解析]　A項，Na2S溶液中質(zhì)子守恒關(guān)系式為：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)，錯誤；B項，pH＝11的氨水與pH＝3的硫酸各1 L混合后，氨水過量，反應(yīng)后為氨水、(NH4)2SO4的混合溶液，其中NH3H2O電離產(chǎn)生NH，所以c(NH)>2c(SO)，正確；C項，NH3H2O是堿，電離產(chǎn)生的OH－對水的電離起抑制作用，使水的電離程度減小，而CH3COONa水解消耗水電離產(chǎn)生的H＋，使水的電離程度增大，兩溶液中，由水電離出的c(H＋)后者大，前者小，錯誤；D項，酸性CH3COOH>HClO，水解程度ClO－>CH3COO－，相同pH的NaClO和CH3COONa溶液，后者濃度大，即c(Na＋)：①<②，錯誤。 [答案]　B 4．下列關(guān)系式錯誤的是(　　) A．CO2的水溶液：c(H＋)>c(HCO)>2c(CO) B．等濃度的HCN溶液與NaOH溶液等體積混合，所得溶液pH>7，則溶液中離子濃度：c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋) C．0.4 molL－1某一元酸HA溶液和0.2 molL－1 NaOH溶液等體積混合的溶液中：2c(OH－)＋c(A－)＝2c(H＋)＋c(HA) D．兩種弱酸HX和HY混合后，溶液中的c(H＋)為(Ka為電離平衡常數(shù))c(H＋)＝＋＋c(OH－) [解析]　A項，CO2與水反應(yīng)生成H2CO3，H2CO3發(fā)生兩步電離：H2CO3??H＋＋HCO，HCO??H＋＋CO，第二步電離較第一步弱，所以c(CO)遠(yuǎn)小于c(HCO)，c(H＋)>c(HCO)>2c(CO)，正確；B項，二者恰好完全反應(yīng)產(chǎn)生NaCN，所得溶液pH>7，c(OH－)>c(H＋)；CN－發(fā)生水解反應(yīng)：c(Na＋)>c(CN－)，溶液中離子濃度：c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)，正確；C項，二者發(fā)生反應(yīng)產(chǎn)生NaA，同時存在過量的HA，二者的物質(zhì)的量的比是1∶1，根據(jù)物料守恒可得：c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)，根據(jù)電荷守恒可得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，將第一個式子代入第二個式子，整理可得：2c(OH－)＋c(A－)＝2c(H＋)＋c(HA)，正確；D項，兩種弱酸HX和HY混合后，則根據(jù)電離常數(shù)及水的離子積常數(shù)的含義可得：c(H＋)＝＝＝，錯誤。 [答案]　D 5．25 ℃時，用0.0500 molL－1 H2C2O4(二元弱酸)溶液滴定25.00 mL 0.1000 molL－1 NaOH溶液所得滴定曲線如圖。下列說法不正確的是(　　) A．點①所示溶液中：c(H＋)＋c(H2C2O4)＋c(HC2O)＝c(OH－) B．點②所示溶液中：c(HC2O)＋2c(C2O)＝c(Na＋) C．點③所示溶液中：c(Na＋)>c(HC2O)>c(C2O)>c(H2C2O4) D．滴定過程中可能出現(xiàn)：c(Na＋)>c(C2O)＝c(HC2O)>c(H＋)>c(OH－) [解析]　A項，點①為Na2C2O4溶液，其質(zhì)子守恒關(guān)系式為c(H＋)＋2c(H2C2O4)＋c(HC2O)＝c(OH－)，錯誤；B項，點②溶液呈中性，電荷守恒關(guān)系為c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)＝c(H＋)＋c(Na＋)，因為c(H＋)＝c(OH－)，則有c(HC2O)＋2c(C2O)＝c(Na＋)，正確；C項，點③為NaHC2O4溶液，溶液呈酸性，說明電離大于水解，c(C2O)>c(H2C2O4)，正確；D項，點①為Na2C2O4溶液呈堿性，點②為Na2C2O4、NaHC2O4混合溶液，呈中性，點③為NaHC2O4溶液，呈酸性，所以在介于②～③之間，隨著H2C2O4溶液的滴入，NaHC2O4逐漸增多，可能出現(xiàn)c(Na＋)>c(C2O)＝c(HC2O)>c(H＋)>c(OH－)，正確。 [答案]　A 6．已知H2SO3??HSO＋H＋　Ka1、 HSO??SO＋H＋　Ka2 常溫下，向某濃度的H2SO3溶液中逐滴加入一定量濃度的NaOH溶液，所得溶液中H2SO3、HSO、SO三種粒子的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(δ)與溶液pH的關(guān)系如圖所示，則下列說法中不正確的是(　　) A．曲線3表示的粒子是SO B．溶液pH＝4.2時：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO) C．常溫下，Ka1/Ka2＝1000 D．溶液pH＝1.2時：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(H2SO3) [解析]　曲線1、2、3分別表示的粒子是H2SO3、HSO、SO，A項正確；溶液pH＝4.2時，依據(jù)電荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)，B項錯誤；由圖象可知溶液pH＝1.2時，c(H2SO3)＝c(HSO)，則Ka1＝c(H＋)＝10－1.2，pH＝4.2時，c(HSO)＝c(SO)，則Ka2＝c(H＋)＝10－4.2，由電離常數(shù)可知Ka1/Ka2＝1000，C項正確；溶液pH＝1.2時，H2SO3、HSO的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)相等，且c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)，則c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(H2SO3)，D項正確。 [答案]　B 抓住矛盾的主要方面，破解溶液中粒子濃度關(guān)系式 (1)依據(jù)“3大守恒”，理解電離平衡、水解平衡，樹立“微弱”意識。 (2)鎖定3種情況，判斷溶液酸堿性 ①電離能力大于水解能力，如等濃度的CH3COOH與CH3COONa溶液等體積混合后溶液顯酸性；等濃度的NH3H2O和NH4Cl溶液等體積混合后溶液顯堿性。 ②水解能力大于電離能力，如：HClO的電離程度小于ClO－水解程度，所以等濃度的HClO與NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性。 ③酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式酸根的電離能力和水解能力哪一個更強(qiáng)。如在NaHCO3溶液中，HCO的水解大于電離，故溶液顯堿性；而在NaHSO3溶液中，HSO的電離大于水解，故溶液顯酸性。 (3)剖析反應(yīng)過程，掌握滴定時粒子濃度的變化 向強(qiáng)堿(或弱堿)溶液中逐滴滴入弱酸(或強(qiáng)酸)溶液，離子濃度、pH有一定的變化規(guī)律。 考點三　三大平衡和四大平衡常數(shù)的理解應(yīng)用 [解析]　根據(jù)圖象分析可知，當(dāng)圖中取橫坐標(biāo)為2[即c(Cl－)＝10－2 molL－1]時，c(Cu＋)<10－4.75 molL－1，則Ksp(CuCl)的數(shù)量級為110－7，A項正確；根據(jù)題干信息可知，除Cl－的反應(yīng)為Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl，B項正確；銅為固體，不影響該化學(xué)平衡，C項錯誤；在圖中取縱坐標(biāo)為－6的點求算出反應(yīng)2Cu＋===Cu2＋＋Cu的K＝1106>1105(一般可逆反應(yīng)的K>1105就認(rèn)為反應(yīng)完全了)，D項正確。 [答案]　C 沉淀溶解平衡原理應(yīng)用類題的解法 (1)沉淀溶解平衡是建立在化學(xué)平衡理論基礎(chǔ)上的，也滿足化學(xué)平衡移動原理，題目往往結(jié)合沉淀溶解平衡圖象進(jìn)行考查。分析圖象時，要注意縱、橫坐標(biāo)表示的是何種變量及與微粒物質(zhì)的量濃度的關(guān)系，當(dāng)坐標(biāo)為lgc(M)時，lgc(M)隨著c(M)的增大而增大，但坐標(biāo)為－lgc(M)時，－lgc(M)隨著c(M)的增大而減小。 (2)明確圖象中點的含義，注意分析處在曲線上的點與曲線外的點有什么區(qū)別，如圖所示，斜線b左上方的點表示Fe(OH)2不飽和溶液，斜線b右下方的點表示Fe(OH)2過飽和溶液。 (3)不要陷入慣性思維，認(rèn)為只有溶度積較大的物質(zhì)才能轉(zhuǎn)化為溶度積較小的物質(zhì)，其實這與離子的物質(zhì)的量濃度密切相關(guān)，當(dāng)離子物質(zhì)的量濃度足夠大時，使Qc>K(沉淀轉(zhuǎn)化平衡常數(shù))時，溶度積較小的物質(zhì)也能轉(zhuǎn)化為溶度積較大的物質(zhì)。 [分點突破] 角度一：三大平衡 1．室溫下，將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入下列物質(zhì)，有關(guān)結(jié)論正確的是(　　) [解析]　0.05 mol Na2CO3與50 mL 1 molL－1 H2SO4恰好完全反應(yīng)生成Na2SO4，c(Na＋)＝2c(SO)，A項錯誤；含0.05 mol Na2CO3的溶液中加入0.05 mol CaO，兩者恰好完全反應(yīng)生成CaCO3沉淀和NaOH，溶液中c(OH－)增大，c(HCO)減小，兩者的比值將增大，B項正確；在碳酸鈉溶液中加水，水電離出的c(OH－)和c(H＋)減小，則由水電離出的c(H＋)c(OH－)將減小，C項錯誤；在碳酸鈉溶液中加入NaHSO4固體，溶液中c(Na＋)必然增大，D項錯誤。 [答案]　B 2．(2016海南卷)向含有MgCO3固體的溶液中滴加少許濃鹽酸(忽略體積變化)，下列數(shù)值變小的是(　　) A．c(CO) B．c(Mg2＋) C．c(H＋) D．Ksp(MgCO3) [解析]　MgCO3固體的溶液中存在溶解平衡：MgCO3(s)??Mg2＋(aq)＋CO(aq)，加入少許濃鹽酸可與CO反應(yīng)促使溶解平衡正向移動，使c(Mg2＋)增大，結(jié)合Ksp(MgCO3)＝c(CO)c(Mg2＋)，且溫度不變，其數(shù)值也不變，故c(CO)減??；CO水解使溶液呈堿性，故c(CO)減小時，c(OH－)減小、c(H＋)增大。 [答案]　A 3．某溫度下，將0.1 mol BaSO4粉末置于盛有500 mL蒸餾水的燒杯中，然后向燒杯中加入Na2CO3固體(忽略溶液體積的變化)并充分?jǐn)嚢?，加入Na2CO3固體的過程中，溶液中幾種離子的濃度變化曲線如圖所示，下列說法中正確的是(　　) A．該溫度下，Ksp(BaSO4)>Ksp(BaCO3) B．BaSO4在水中的溶解度和Ksp均比在BaCl2溶液中的大 C．反應(yīng)BaSO4(s)＋CO(aq)BaCO3(s)＋SO(aq)的K2”、“<”或“＝”)7。 ②0.1 mol/L Na2SO3溶液的pH＝________，從平衡移動的角度解釋SO的Kh1>Kh2。__________________________________________ ______________________________________________________________________________________________________。 (2)含有Cr2O的廢水毒性較大，某工廠廢水中含5.010－3 molL－1的Cr2O。為了使廢水的排放達(dá)標(biāo)，進(jìn)行如下處理： Cr2OCr3＋、Fe3＋Cr(OH)3、Fe(OH)3 ①該廢水中加入綠礬和H＋，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為 ________________________________________________________________________。 ②若處理后的廢水中殘留的c(Fe3＋)＝2.010－13 molL－1，則殘留的Cr3＋的濃度為________。(已知：Ksp[Fe(OH)3]＝4.010－38，Ksp[Cr(OH)3]＝6.010－31) [解析]　(1)①Ka1＝，由HSO＋H2O??H2SO3＋OH－，Kh＝＝＝＝1.010－120.1 molL－1時，溶液pH變化不明顯，C錯誤；由圖2可知，當(dāng)pH達(dá)到4.66時，H2PO的分布分?jǐn)?shù)為0.994，故H3PO4幾乎全部轉(zhuǎn)化為LiH2PO4，D正確。 [答案]　D 6．(2017海南卷)碳酸鈉是一種重要的化工原料，主要采用氨堿法生產(chǎn)。回答下列問題： 碳酸鈉俗稱________，可作為堿使用的原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________(用離子方程式表示)。 [解析]　碳酸鈉俗稱純堿或蘇打；碳酸鈉水解使其溶液呈堿性，故可作為堿使用，CO的水解以第一步為主：CO＋H2O??OH－＋HCO。 [答案]　純堿(或蘇打)　CO＋H2O??OH－＋HCO 考向三　溶液中粒子濃度的比較 7．(2017全國卷Ⅱ)改變0.1 molL－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(X) 隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)＝]。 下列敘述錯誤的是(　　) A．pH＝1.2時，c(H2A)＝c(HA－) B. lg[K2(H2A)]＝－4.2 C．pH＝2.7時，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－) D．pH＝4.2時， c(HA－)＝c(A2－)