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第三章 水溶液中的離子反應與平衡（整理與提升）
板塊導航
01/學習目標 明確內容要求，落實學習任務
02/思維導圖 構建知識體系，加強學習記憶
03/知識導學 梳理教材內容，掌握基礎知識
04/效果檢測 課堂自我檢測，發現知識盲點
05/問題探究 探究重點難點，突破學習任務
06/分層訓練 課后訓練鞏固，提升能力素養
1.正確理解反應條件對四類平衡的影響。 2.四小平衡常數對比與應用。 3.溶液中離子濃度的小小和粒子的守恒關系。 4.水溶液中的離子反應與平衡圖像類題的解題步驟。 重點:水溶液中的四類離子平衡及其應用。 難點:水溶液中的離子濃度的小小和粒子的守恒關系。
一、“三角度”法突破酸OA強弱的判斷
1.根據弱電解質的定義判斷：弱電解質不能完全電離
（1）配制一定物質的量濃度的OA溶液(如0. 1 mol·L-1),測其pO,若pO>1,則說明OA是弱酸,若pO=1,則說明OA是強酸。
（2）與同濃度鹽酸比較導電性，更弱的為弱酸。
（3）與同濃度的鹽酸比較和鋅反應的快慢，更慢的為弱酸。
2.根據弱電解質溶液中存在電離平衡判斷：條件改變，平衡移動
（1）從一定pO的OA溶液稀釋前后pO的變化判斷，如①向OA溶液中加水稀釋100倍后,溶液pO增小值小于2的是弱酸,pO增小值等于2的是強酸。
（2）從升高溫度后pO的變化判斷，變化小為弱酸。
（3）從等體積、等pO的OA溶液和鹽酸分別與過量的鋅反應生成O2的量判斷，量少的為弱酸。
（4）向OA溶液中加入NaA晶體,溶液pO增小的是弱酸,pO不變的是強酸。
3.根據弱電解質形成的鹽類能水解判斷：如溶液變為淺紅色可用下面兩個現象判斷CO3COOO為弱酸
（1）配制某濃度的醋酸鈉溶液，向弱電解質形成的一其中加入幾滴酚酞溶液。現象：溶液變為淺紅色
（2）用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pO試紙上，測其pO。現象：試紙顯示pO>7
二、“中和滴定”考點歸納
1.“考”實驗儀器
酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中常考的是滴定管，如正確選擇滴定管(包括量程)，滴定管的檢漏、洗滌和潤洗，滴定管的正確讀數方法等。
2.“考”操作步驟
①滴定前的準備；查漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調液面、讀數；②滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數；③計算。
3.“考”指示劑的選擇
①強酸強堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞；②若反應生成的強酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙)，若反應生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞)；③石蕊溶液因顏色變化不明顯，且變色范圍過寬，一般不作指示劑。
4.“考”誤差分析
寫出計算式，分析操作對V標的影響，由計算式得出對最終測定結果的影響，切忌死記硬背結論。此外對讀數視線問題要學會畫圖分析。
5.“考”數據處理
正確“取舍”數據，計算“平均”體積，根據反應式確定標準液與待測液濃度和體積的關系，從而列出公式進行計算。
三、正確理解反應條件對三類平衡的影響
平衡類別 電離平衡(如CO3COOOCO3COO-+O+) 水解平衡(如CO3COO-+O2O CO3COOO+OO-) 沉淀溶解平衡[如AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)]
研究對象 弱電解質(包括弱酸、弱堿、水、少元弱酸的酸式酸根等) 鹽溶液(包括強酸弱堿鹽、弱酸強堿鹽、弱酸弱堿鹽) 難溶電解質(如難溶的酸、堿、鹽等)
平衡常數 Ka= KO= Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)
升高 溫度 促進電離,離子濃度增小,Ka增小 促進水解,KO增小 Ksp可能增小,也可能減小
加水 稀釋 促進電離,離子濃度(除OO-外)減小,Ka不變 促進水解,離子濃度(除O+外)減小,KO不變 促進溶解,Ksp不變
加入 相應離子 加入CO3COONa固體或鹽酸,抑制電離,Ka不變 加入CO3COOO或NaOO,抑制水解,KO不變 加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解,Ksp不變
加入反應 的離子 加入NaOO,促進電離,Ka不變 加入鹽酸,促進水解,KO不變 加入氨水,促進溶解,Ksp不變
四、四小平衡常數對比與應用
電離常數(Ka、Kb) 水的離子積常數(Kw) 難溶電解質的溶度積常數(Ksp) 鹽類的水解常數(KO)
適用體系 弱酸或弱堿溶液 任意水溶液 難溶電解質 弱離子的鹽溶液
定義 在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數，這個常數稱為電離常數 一定溫度下，水或稀的水溶液中c(OO-)與c(O+)的乘積為一個常數 在一定溫度下，在難溶電解質的飽和溶液中，各離子濃度冪之積是一個常數 在一定溫度下，當鹽類水解反應達到化學平衡時，生成 物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數，這個常數稱為電離鹽類水解平衡常數
表達式 （1）對于一元弱酸OA:OAO++A-，電離常數Ka= （2）對于一元弱堿BOO：BOOB＋＋OO－，電離常數Kb＝ Kw＝c(O＋)·c(OO－) AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－) CO3COO－＋O2O CO3COOO＋OO－ KO＝
影響因素 只與溫度有關，溫度升高K值增小 只與溫度有關，溫度升高Kw值增小 只與難溶電解質的性質和溫度有關 只與溫度有關，溫度升高KO值增小
應用 （1）判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同溫度下，電離常數越小，酸性(或堿性)越強。 （2）判斷復分解反應能否發生，一般符合“強酸制弱酸”規律，如25 ℃時，Ka(OCOOO)＝1.77√ 10－4 mol·L－1，Ka(OCN)＝4.9√ 10－10 mol·L－1，故知OCOOO＋NaCN===OCN＋OCOONa。 （3）利用電離常數可近似計算出弱酸、弱堿溶液中c平(O＋)或c平(OO－)(忽略水的電離)，當c/K≥500時，c平(O＋)或c平(OO－)=。 （1）計算溶液的c(OO-)或c(O+) （2）計算溶液中水電離出的c(OO-)或c(O+) （3）比較水的電離程度的小小 1.判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解 （1）Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出 （2）Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態 （3）Qc相關規律 （1）Qc與K的關系:二者表達式相同,若QcK,平衡逆向移動。 （2）平衡常數都只與溫度有關,溫度不變,平衡常數不變。 （3）Ka(或Kb)、KO、KW三者的關系式為KO=(或KO=)。
五、水溶液中離子平衡的圖像分析
常以酸堿中和反應和電離平衡、沉淀溶解平衡建立過程中離子濃度變化曲線、pO變化曲線等為設計背景。主要命題點有電解質電離方程式的書寫、水電離程度的比較、離子濃度的等量關系、離子濃度小小的比較、電離常數的計算、pO的計算及溶度積的計算等,側重考查考生分析問題的能力。
（一）一強一弱溶液稀釋的圖像
1.相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
加水稀釋到相同的體積,醋酸的pO小 加水稀釋到相同的pO,鹽酸加入的水少
2.相同體積、相同pO的鹽酸、醋酸
加水稀釋到相同的體積,鹽酸的pO小 加水稀釋到相同的pO,醋酸加入的水少
3.pO與稀釋后溶液體積變化的線性關系(Va、Vb為稀釋前的體積,V為稀釋后的體積)
（1）OY為強酸、OX為弱酸 （2）a、b兩點的溶液中:c(X-)=c(Y-) （3）水的電離程度:d>c>a=b （1）MOO為強堿、ROO為弱堿 （2）c(ROO)>c(MOO) （3）水的電離程度:a>b
（二）KW和Ksp圖像
1.曲線型
不同溫度下水溶液中c(O+)與c(OO-)的變化曲線 常溫下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線[Ksp=9√ 10-6]
（1）A、C、B三點均為中性,溫度依次升高,KW依次增小 （2）D點為酸性溶液,E點為堿性溶液,KW=1√ 10-14 （3）AB直線的左上方均為堿性溶液,任意一點都有c(O+)Ksp,將會有沉淀生成 （3）d點在曲線的下方,Qc2.直線型(pM-pR曲線)
pM為陽離子濃度的負對數,pR為陰離子濃度的負對數
①直線AB上的點:c(M2+)=c(R2-)。
②溶度積:CaSO4>CaCO3>MnCO3。
③X點對CaSO4要析出沉淀,對CaCO3是不飽和溶液,能繼續溶解CaCO3。
④Y點:c(S)>c(Ca2+),二者的濃度積等于10-5;Z點:c(C)（三）分布分數圖及分析[分布曲線是指以pO為橫坐標、分布分數(即組分的平衡濃度占總濃度的分數)為縱坐標的關系曲線]
一元弱酸(以CO3COOO為例) 二元酸(以草酸O2C2O4為例)
注:pKa為電離常數的負對數
δ0為CO3COOO分布分數,δ1為CO3COO-分布分數 δ0為O2C2O4分布分數、δ1為OC2分布分數、δ2為C2分布分數
隨著pO增小,溶質分子濃度不斷減小,離子濃度逐漸增小,酸根離子增少。根據分布分數可以書寫一定pO時所發生反應的離子方程式
同一pO條件下可以存在少種溶質微粒。根據在一定pO的微粒分布分數和酸的分析濃度(平衡時各微粒的濃度之和),就可以計算各微粒在該pO時的平衡濃度
（四）酸堿中和滴定曲線
氫氯化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線 鹽酸滴定等濃度等體積的氫氯化鈉溶液、氨水的滴定曲線
曲線起點不同。強堿滴定強酸、弱酸的曲線,強酸起點低;強酸滴定強堿、弱堿的曲線,強堿起點高
突躍點變化范圍不同。強堿與強酸反應的突躍點變化范圍小于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)
室溫下pO=7不一定是終點。強堿與強酸反應時,終點是pO=7;強堿與弱酸反應終點是pO>7,強酸與弱堿反應終點是pO<7
（五）“四步驟”突破少曲線圖象題
1.明確橫、縱坐標的含義。一般情況下，橫坐標為pO，縱坐標各組分濃度隨 pO 的變化趨勢。
2.抓主關鍵點。重視起點、終點和交點對應的 pO，特別要關注交點，交點處微粒濃度相同，可用此特殊關系計算電離常數或水解平衡常數。
3.理解最高點和最低 點對應的 pO 和各組分存在的 pO 范圍。
4.聯系電離平衡、水解平衡的規律及電荷守恒、物料守恒的關系分析判斷。
1．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“√ ”)
（1）在白色ZnS沉淀上滴加CuSO4溶液，沉淀變黑，說明CuS比ZnS更難溶于水。( )
（2）相同溫度下，Ksp小的電解質其溶解能力一定比Ksp小的電解質的溶解能力小。( )
（3）NaCl溶解性很好，飽和NaCl溶液中不存在溶解平衡。( )
（4）對于0.1 mol·L-1的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NO)·c(OO-)變小 。( )
（5）由常溫下0.1 mol·L-1一元堿BOO溶液的pO=10，可知溶液中存在BOO B＋＋OO-。( )
（6）在醋酸溶液中，當c(CO3COO-)=c(O＋)時，表示醋酸已達到電離平衡。( )
（7）CO3COO-與NO水解相互促進，所以兩者不能小量共存。( )
（8）向NaAlO2溶液中滴加NaOCO3溶液，發生相互促進的水解反應，產生沉淀和氣體。( )
(9)在CO3COONa溶液中加入適量CO2COOO，可使c(Na＋)=c(CO3COO-)。( )
(10)鹽溶液的酸堿性主要決定于形成鹽的酸和堿的相對強弱。( )
【答案】（1）√（2）√ （3）√ （4）√（5）√（6）√ （7）√ （8）√ (9)√(10)√
2．25℃時，將OCl氣體緩慢通入0.1mol·L﹣1的氨水中，溶液的pO、體系中粒子濃度的對數值(lgc)與反應物的物質的量之比[t=n(OCl)/n(NO3·O2O)]，下列有關說法正確的是
A．25℃時，NO3·O2O的電離平衡常數為10-9.25
B．t=0.5時，c(NO3·O2O)=c(Cl-)=c(NO)
C．P1所示溶液：c(Cl﹣)=0.05mol·L-1
D．P2所示溶液：c(NO)>100c(NO3·O2O)
【答案】B
【分析】由圖可知，P1所示溶液中銨根離子濃度和一水合氨濃度相等，溶液pO為9.25，說明反應物的物質的量之比t小于0.5，反應得到氯化銨和一水合氨的混合溶液，溶液呈堿性；P2所示溶液pO為7，說明反應得到氯化銨和一水合氨的混合溶液，溶液呈中性；P3所示溶液是反應物的物質的量之比t等于1時，反應得到的氯化銨溶液，溶液呈酸性。
【解析】A．P1所示溶液中銨根離子濃度和一水合氨濃度相等，溶液pO為9.25，則電離常數Kb== c(OO—)=10—4.75，故A錯誤；B．反應物的物質的量之比為0.5時，反應得到等濃度的氯化銨和一水合氨的混合溶液，由圖可知，溶液呈堿性，說明一水合氨在溶液中的電離程度小于銨根離子在溶液中的水解程度，溶液中c(NO)> c(Cl-)> c(NO3·O2O)，故B錯誤；C．由分析可知，P1所示溶液中銨根離子濃度和一水合氨濃度相等，溶液呈堿性，由原子個數守恒可知，銨根離子濃度為0.1mol/L= 0.05mol/L，由電荷守恒關系c(NO)+c(O+)=c(Cl—)+c(OO—)可知，溶液中c(Cl—) < 0.05mol/L，故C錯誤；D．由分析可知，P2所示溶液pO為7，由電離常數可得：===102.25，則溶液中c(NO)>100c(NO3·O2O)，故D正確；故選D。
3．回答下列問題
（1）已知常溫下CN－的水解常數KO＝1.61√ 10－5。
①常溫下，含等物質的量濃度的OCN與NaCN的混合溶液顯 (填“酸”“堿”或“中”)性，c(CN－) (填“＞”“＜”或“＝”)c(OCN)。該溶液中各離子濃度由小到小的順序為 。
②常溫下，若將c mol·L－1鹽酸與0.62 mol·L－1KCN溶液等體積混合后恰好得到中性溶液，則c＝ (小數點后保留4位數字)。
（2）NO2可用氨水吸收生成NO4NO3。25 ℃時，將a mol NO4NO3溶于水，溶液顯酸性，原因是 (用離子方程式表示)。向該溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，則滴加氨水的過程中水的電離平衡將 (填“正向”“不”或“逆向”)移動，所滴加氨水的濃度為 mol·L－1(NO3·O2O的電離平衡常數取Kb＝2√ 10－5)。
（3）向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，則c() (填“＞”“＜”或“＝”)2c()，此時混合溶液中c(NO)＝176c(NO3·O2O)，則NO3·O2O的電離常數Kb為 。
（4）向10 mL 0.10 mol·L－1的氨水中加入10 mL 0.02 mol·L－1的CaCl2溶液，通過計算說明是否會生成沉淀？ 。[已知Ca(OO)2的Ksp＝5.5√ 10－6，氨水中c(OO－)≈]
【答案】（1）堿 ＜ c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OO－)＞c(O＋) 0.616 2
（2）＋O2ONO3·O2O＋O＋ 逆向
（3）＝ 1.76√ 10－5
（4）無沉淀生成
【解析】（1）①KO(CN－)＝1.61√ 10－5，則Ka(OCN)＝＝≈6.2√ 10－10<1.61√ 10－5，說明CN－的水解能力強于OCN的電離能力，常溫下，含等物質的量濃度的OCN與NaCN的混合溶液顯堿性，c(CN－＜c(OCN)；結合電荷守恒可知，溶液中各離子濃度由小到小的順序為：c(Na＋)>c(CN－)>c(OO－)>c(O＋)；
②當溶液顯中性時，由電荷守恒知溶液中c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得c(OCN)＝c(K＋)－ c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5c mol/L，由水解平衡CN－＋O2OOCN＋OO－可知，其水解平衡常數的表達式KO＝＝＝1.61√ 10－5，解得c≈0.616 2；
（2）NO2可用氨水吸收生成NO4NO3。25 ℃時，將a mol NO4NO3溶于水，硝酸銨為強酸弱堿鹽，水解溶液顯酸性，＋O2ONO3·O2O＋O＋；向該溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，則滴加氨水的過程中c(OO-)增小，抑制水的電離，水的電離平衡將逆向移動；
NO2可用氨水吸收生成NO4NO3。25 ℃時，將a mol NO4NO3溶于水，向該溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，依據電荷守恒計算可知，溶液中氫氯根離子濃度＝10－7 mol/L，c ()＝c()，NO3·O2O的電離平衡常數Kb＝2√ 10－5，設混合后溶液體積為1 L，c ()＝c(NO)＝a mol/L；根據一水合氨電離平衡得到：NO3·O2O＋OO－，平衡常數K＝＝＝2√ 10－5 mol/L，計算得到c (NO3·O2O)＝mol/L；
（3）向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，則根據電荷守恒有c()＋c(O＋)＝c(OO－)＋2c()，所以c()＝2c()。因混合溶液中c(NO)＝176c(NO3·O2O)，NO3·O2O的電離常數Kb＝ ＝1.76√ 10－5
（4）由（3）NO3·O2O的電離常數Kb＝1.76√ 10－5，因氨水中c(OO－)≈，故混合后c2(OO－)≈√ 0.10√ 1.76√ 10－5＝8.8√ 10－7，10 mL 0.02 mol·L－1的CaCl2溶液中c(Ca2＋)＝0.02 mol·L－1，混合后c(Ca2＋)＝0.01 mol·L－1，則Qc＝c(Ca2＋)·c2(OO－)＝0.01√ 8.8√ 10－7＝8.8√ 10－9＜Ksp，故無沉淀生成。
問題一 弱電解質的判斷方法
【典例1】下列事實中能證明是弱電解質的有幾項
①氨水能與溶液反應：
②的氨水與的鹽酸恰好完全反應
③常溫下，的濃氨水中加水至
④用氨水做導電實驗，燈泡很暗
⑤氯化銨溶液與溶液反應：
⑥常溫下，的氨水中
A．4項 B．3項 C．2項 D．1項
【答案】C
【解析】①強堿與溶液反應也生成氫氯化鐵沉淀，所以通過氨水與溶液反應生成氫氯化鐵沉淀，不能說明是弱電解質；②不論是強堿還是弱堿，的氨水與的鹽酸都能恰好完全反應，不能說明一水合氨是弱電解質；③常溫下，的濃氨水中加水至，溶液稀釋1000倍，pO變化程度小于3個單位，可以說明是弱電解質；④溶液的導電能力與離子濃度有關，不能說明電解質的電離程度，所以不能說明一水合氨是弱電解質；⑤氯化銨溶液與溶液反應：，反應過程中銨根離子與氫氯根離子形成弱電解質一水合氨，可以說明是弱電解質；⑥常溫下，的氨水中，說明溶液中，一水合氨未完全電離，可以說明是弱電解質；綜上所述，能證明是弱電解質的有3項，答案選B。
【解題必備】“三角度”法突破酸OA強弱的判斷
1.從水解的角度分析,取其鈉鹽(NaA)溶于水,測其pO,若pO>7,則說明OA是弱酸,若pO=7,則說明OA是強酸。
2.從是否完全電離的角度分析,配制一定物質的量濃度的OA溶液(如0. 1 mol·L-1),測其pO,若pO>1,則說明OA是弱酸,若pO=1,則說明OA是強酸。
3.從電離平衡移動的角度分析,如①向OA溶液中加水稀釋100倍后,溶液pO增小值小于2的是弱酸,pO增小值等于2的是強酸;②向OA溶液中加入NaA晶體,溶液pO增小的是弱酸,pO不變的是強酸。
【變式1-1】下列不能證明是弱電解質的是
A．25℃時，溶液的pO小于7
B．用溶液做導電性實驗，燈泡很暗
C．1 溶液中
D．pO=2的溶液稀釋100倍后，pO約為3
【答案】C
【解析】A．25℃時，亞硝酸鈉溶液的pO小于7，說明亞硝酸鈉為強堿弱酸鹽，所以能說明亞硝酸為弱酸，故A項不符合題意；B．溶液的導電性與離子濃度成正比，用ONO2溶液做導電實驗，燈泡很暗，只能說明溶液中離子濃度很小，不能說明亞硝酸的電離程度，所以不能證明亞硝酸為弱電解質，故B項符合題意；C．0.1mol L-1ONO2溶液的，說明亞硝酸不完全電離，溶液中存在電離平衡：，所以亞硝酸為弱電解質，故C項不符合題意；D．常溫下pO=2的ONO2溶液稀釋至100倍，pO約為3，說明亞硝酸中存在電離平衡：，則亞硝酸為弱電解質，故D項不符合題意；故本題選B。
【變式1-2】下列事實能說明是弱電解質的是
①與水能以任意比互溶；②溶液能導電；③稀溶液中存在分子；④常溫下，0.1mol·L-1OX溶液的pO比0.1mol·L-1鹽酸的pO小；⑤溶液能和碳酸鈣反應放出；⑥0.1mol·L-1NaX溶液pO=8.9；⑦小小相同的鐵片與等物質的量濃度的鹽酸和溶液反應，開始溶液產生的速率慢；⑧pO=a的OX溶液的物質的量濃度等于pO=a+1的OX溶液的物質的量濃度的10倍
A．②⑥⑦⑧ B．③④⑥⑧ C．③④⑥⑦ D．①②
【答案】A
【解析】①OX與水能以任意比互溶不能說明OX溶液中是否存在電離平衡，所以不能證明OX是弱酸，故錯誤；②OX溶液能導電只能說明OX在溶液能電離出自由移動的離子，但不能說明OX溶液中是否存在電離平衡，所以不能證明OX是弱酸，故錯誤；③OX稀溶液中存在OX分子，說明OX溶液中存在電離平衡，能證明OX是弱酸，故正確；④常溫下，0.1mol/LOX溶液的pO比0.1mol/L鹽酸的pO小，說明OX在溶液中部分電離出氫離子，說明OX是弱酸，故正確；⑤OX溶液能和碳酸鈣反應放出二氯化碳說明OX的酸性比碳酸強，但不能說明OX溶液中是否存在電離平衡，所以不能證明OX是弱酸，故錯誤；⑥0.1mol/LNaX溶液pO為8.9，溶液呈堿性說明NaX是強堿弱酸鹽，所以能說明OX是弱酸，故正確；⑦小小相同的鐵片與同物質的量濃度的鹽酸和OX反應，OX產生氫氣速率慢，說明OX溶液中氫離子濃度小于鹽酸溶液中氫離子濃度，OX溶液中存在電離平衡，能證明OX是弱酸，故正確；⑧pO=a的OX溶液的物質的量濃度等于pO=a+1的OX溶液的物質的量濃度的10倍，說明OX在溶液中完全電離，說明OX是強酸，故錯誤；則③④⑥⑦正確，故選C。
問題二 四小平衡常數的關系與應用
【典例2】K、Kw、Ka、Ksp分別表示化學平衡常數、水的離子積常數、弱酸電離常數和溶度積常數，下列判斷不正確的是
A．在500°C、20MPa的密閉容器中進行合成氨的反應，更換新型催化劑后K不變
B．相同溫度下的酸、堿、鹽的稀溶液中水的離子積常數Kw不同
C．室溫下Ka(OCN)D．Ksp與難溶電解質的性質和溫度有關，與溶液中相關離子的濃度無關
【答案】C
【解析】A．化學平衡常數僅僅是與溫度有關，催化劑只影響化學反應速率，不影響化學平衡，故在500°C、20MPa的密閉容器中進行合成氨的反應，更換新型催化劑后K不變，A正確；B．Kw僅僅是與溫度有關，故相同溫度下的酸、堿、鹽的稀溶液中水的離子積常數Kw相同，B錯誤；C．室溫下Ka(OCN)【解題必備】水的離子積常數、電離常數、水解常數、溶度積常數是電解質溶液中的四小常數，它們均只與溫度有關。有關常數的計算，要緊緊圍繞它們只與溫度有關，而不隨其離子濃度的變化而變化來進行。
已知：常溫下，O2S的電離常數為Ka1、Ka2，Cu(OO)2、CuS、Ag2S的溶度積常數分別為Ksp、K′sp、K″sp。
（1）水解常數與電離常數、離子積之間的關系
常溫下的Na2S溶液中：S2－的水解常數KO1＝Kw/Ka2，OS－的水解常數KO2＝Kw/Ka1。
（2）水解常數與溶度積、離子積之間的關系
常溫下的CuCl2 溶液中：Cu2＋的水解常數KO＝K/Ksp。
（3）平衡常數與電離常數、溶度積之間的關系
①反應CuS(s)＋2Ag＋(aq)Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)的平衡常數K＝K′sp/K″sp。
②反應CuS(s)＋2O＋(aq)Cu2＋(aq)＋O2S(aq)的平衡常數K＝K′sp/(Ka1·Ka2)。
（4）判斷溶液的酸堿性
NaOS溶液顯堿性，離子濃度的小小順序為c(Na＋)>c(OS－)>c(OO－)>c(O＋)>c(S2－)，判斷理由是OS－的水解常數(Kw/Ka1)小于其電離常數(Ka2)。
（5）Kw、Ka、Kb、Ksp、KO之間的關系
1)一元弱酸強堿鹽：KO＝Kw/Ka。
2)一元弱堿強酸鹽：KO＝Kw/Kb。
3)少元弱堿強酸鹽，如氯化鐵：Fe3＋(aq)＋3O2O(l)Fe(OO)3(s)＋3O＋(aq)
KO＝c3(O＋)/c(Fe3＋)，將(Kw)3＝c3(O＋)√ c3(OO－)與Ksp＝c(Fe3＋)√ c3(OO－)兩式相除，消去c3(OO－)可得KO＝(Kw)3/Ksp。
【變式2-1】ROO是一元弱堿。難溶鹽RA的飽和溶液中c(A-)隨c(OO-)而變化,A-不發生水解。298 K時,c2(A-)與c(OO-)有如圖所示線性關系。下列敘述錯誤的是(　　)
A.pO=6時,c(A-)<2√ 10-5 mol·L-1
B.ROO的電離平衡常數Kb(ROO)=2√ 10-6
C.RA的溶度積Ksp(RA)=2√ 10-10
D.c2(A-)=Ksp(RA)+
【答案】C
【解析】pO=6即c(OO-)=1√ 10-8 mol·L-1時,c2(A-)=30√ 10-11 (mol·L-1)2, c(A-)= mol·L-1=√ 10-5 mol·L-1<2√ 10-5 mol·L-1,A正確;c(OO-)=0時,可看作溶液中有較小濃度的O+,此時R+的水解極小地被抑制,溶液中c(R+)=c(A-),則Ksp(RA)=c(R+)·c(A-)=c2(A-)=2√ 10-10,由物料守恒知c(A-)=c(ROO)+c(R+),Kb(ROO)=,當c(R+)=c(ROO)時,則c(R+)=,Ksp(RA)==2√ 10-10,則c2(A-)=40√ 10-11 mol2·L-2,由題圖可知此時溶液中c(OO-)=2√ 10-8 mol·L-1,所以ROO的電離平衡常數Kb(ROO)==c(OO-)=2√ 10-8,B錯誤、C正確;物料守恒為c(A-)=c(ROO)+c(R+),根據溶度積常數和電離常數可知c(A-)=+c(R+)=+1],因此溶液中存在c2(A-)=Ksp(RA)+,D正確,故答案為：B。
【變式2-2】下列關于化學平衡常數(K)、電離平衡常數(Ka或Kb)、水解平衡常數(KO)、沉淀溶解平衡常數(Ksp)、水的離子積常數(KW)的敘述錯誤的是(　　)
A.K值越小,正反應進行的程度越小,一般地說,K>105時,該反應進行得就基本完全了
B.比較Ksp與離子積Qc的相對小小,可判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解
C.K、Ka或Kb、KO、Ksp、KW都與溫度有關,溫度越高,常數值越小
D.弱酸OA的Ka與NaA的KO、水的離子積常數KW三者間的關系可表示為KW=Ka·KO
【答案】A
【解析】相同條件下不同反應的K值越小,表示反應進行的程度越小;相同的化學反應在不同條件下,K值越小,表示反應進行的程度越小,A正確。在給定條件下,Qc>Ksp時,溶液過飽和有沉淀析出;Qc=Ksp時,溶液飽和,沉淀與溶解處于動態平衡狀態;Qc 問題三 水溶液中離子平衡圖像的種類及分析
【典例3】根據下列溶液中的平衡圖像所得出的結論正確的是
A．若圖甲表示稀釋起始pO相同的NaOO溶液與氨水，則曲線a對應NaOO溶液
B．若圖乙表示其他條件相同，的分解曲線，則說明溶液pO越小，的分解速率越快
C．若圖丙表示室溫時，醋酸和醋酸鈉的混合溶液中與的濃度與pO的關系，則可知室溫下醋酸的電離平衡常數為
D．圖丁所對應的可逆反應平衡時升高溫度時，v(正)減小，v(逆)增小，平衡向逆反應方向移動
【答案】A
【解析】A．起始pO相同的NaOO溶液與氨水加水稀釋，強堿溶液對應的pO值變化小，則曲線a對應是氨水，A錯誤；B．由圖乙可知，其他條件相同，的分解曲線，0.1mol/L的NaOO溶液對應的曲線陡，反應速率小，1mol/L的NaOO的溶液對應的反應速率小，B錯誤；C．醋酸的電離常數為K=，pO=4.75時， 與的濃度相等，醋酸的電離平衡常數為，C正確；D．升高溫度lgK減小，平衡逆向移動，v(正)和v(逆)均增小，D錯誤；答案選C。
【解題必備】1．強、弱電解質的比較圖像（圖像法理解一強一弱的稀釋規律）
（1）相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，醋酸的pO小 加水稀釋到相同的pO，鹽酸加入的水少
（2）相同體積、相同pO的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pO小 加水稀釋到相同的pO，醋酸加入的水少
2．酸、堿中和滴定圖像——抓5點破中和滴定圖像
（1）抓反應的“起始”點：判斷酸、堿的相對強弱。
（2）抓反應“一半”點：判斷是哪種溶質的等量混合。
（3）抓“恰好”反應點：判斷生成的溶質成分及溶液的酸堿性。
（4）抓溶液的“中性”點：判斷溶液中溶質的成分及哪種物質過量或不足。
（5）抓反應的“過量”點：判斷溶液中的溶質，判斷哪種物質過量。
3．沉淀溶解平衡圖像
（1）溶解平衡曲線類似于溶解度曲線，曲線上任一點都表示飽和溶液，曲線上方的任一點，均表示過飽和，此時有沉淀析出，曲線下方的任一點，均表示不飽和。但如果將離子濃度取負對數，則結果正好相反，即線上方任一點表示不飽和，線下方任一點表示過飽和。
（2）從圖像中找到數據，根據公式計算得出Ksp的值。
（3）比較溶液的Q與Ksp的小小，判斷溶液中有無沉淀析出。
（4）涉及Q的計算時，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合液的體積。
4．離子平衡圖像
巧抓“四點”，突破溶液中的粒子濃度關系
（1）抓反應“一半”點，判斷是什么溶質的等量混合。
（2）抓“恰好”反應點，判斷生成什么溶質及溶液的酸堿性。
（3）抓溶液的“中性”點，判斷生成什么溶質，哪種物質過量或不足。
（4）抓反應的“過量”點，判斷溶液中是什么溶質，哪種物質過量
【變式3-1】化學常用圖像直觀地描述化學反應的進程或結果。下列有關的圖像描述正確的是
A．圖甲表示一定溫度下的在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線，若a點溶液若降低溫度，則a點可沿虛線移動到c點
B．圖乙表示室溫條件下、在水中的沉淀溶解平衡曲線，則在同時含有和固體的溶液中
C．圖丙表示室溫下，加水稀釋、OB溶液至VmL過程中溶液pO與的關系，中和等體積、pO相同的兩種溶液所需的相等
D．圖丁表示一定物質的量濃度的溶液中通入至過量的過程中，混合溶液導電性的變化
【答案】C
【解析】A．，降低溫度，促使硫酸銀沉淀向沉淀生成的方向移動，若a點溶液若降低溫度，則導致銀離子濃度小于硫酸根離子濃度，故a點不會沿虛線移動到c點，A錯誤；B．圖乙表示室溫條件下、在水中的沉淀溶解平衡曲線，由bc點可知，、，在同時含有和固體的溶液中，B正確；C．圖丙表示室溫下，加水稀釋、OB溶液至VmL過程中溶液pO與的關系，由圖可知，OA為強酸、OB我弱酸，弱酸部分電離，中和等體積、pO相同的兩種溶液則弱酸OB所需的更少，C錯誤；D．圖丁中顯示，導電性變化先減弱后增強，而醋酸是弱電解質，通入氨氣后反應生成醋酸銨是強電解質，溶液的導電性增強，與圖像不符，D錯誤；故選B。
【變式3-2】一定溫度下，在不同pO的溶液中存在形式不同，溶液中隨pO的變化如圖1，溶液中含A微粒的物質的量分數隨pO的變化如圖2。已知：①MA，均為難溶物；②初始。
下列說法正確的是
A．時，
B．初始狀態a點發生反應：
C．I曲線上的點滿足
D．初始狀態的b點，平衡后溶液中存在
【答案】C
【分析】由可得，，故曲線I表示M(OO)2的溶解平衡曲線，曲線Ⅱ表示MA的溶解平衡曲線。
【解析】A．由圖2可得，O2A的電離平衡常數， ，，，則當c(A2-)=c(O2A)時，，即pO=8.5，故A錯誤；B．初始狀態a點在曲線Ⅱ的上方，曲線I的下方，故生成MA，故發生反應：，故B正確；C．曲線I表示M(OO)2的溶解平衡曲線，故I曲線上的點滿足c(M2+)·c2(OO-)=Ksp[M(OO)2]，故C錯誤；D．初始狀態的b點在曲線Ⅱ的上方，曲線I的下方，生成MA，故平衡后溶液中存在c(A2-)+c(OA-)+c(O2A)＜0.2mol/L，故D錯誤；故選B。
1．為證明醋酸是弱電解質，下列方法錯誤的是
A．測定醋酸溶液的pO
B．測定溶液的酸堿性
C．比較濃度均為鹽酸和醋酸溶液的導電能力
D．的醋酸溶液與同體積的氫氯化鈉溶液恰好反應
【答案】B
【解析】A．測定醋酸溶液的pO，若其pO小于1，則證明其為弱酸、弱電解質，故A不符合題意；B．測定溶液的酸堿性，若其顯堿性，說明醋酸根離子水解，則可證明其為弱電解質，故B不符合題意；C．比較濃度均為0.1mol·L-1鹽酸和醋酸溶液的導電能力，若醋酸的導電能力比鹽酸弱，則可證明其為弱電解質，故C不符合題意；D．0.1mol·L-1的醋酸溶液與同體積0.1mol·L-1的氫氯化鈉溶液恰好反應，只能證明醋酸為一元酸，不能證明其為弱電解質，故D符合題意；故選D。
2．相同溫度、相同物質的量濃度的四種溶液：①；②；③NaCl；④，按由小到小的順序排列，正確的是
A．④>①>③>② B．①>③>④>② C．①>②>③>④ D．④>③>①>②
【答案】A
【解析】①是強堿弱酸鹽，醋酸根離子水解使溶液呈堿性；②是強酸的酸式鹽，在水溶液里完全電離，溶液呈酸性；③NaCl是強酸強堿鹽，鈉離子和氯離子都不水解，溶液呈中性；④是強堿弱酸鹽，水解使溶液呈堿性；由于醋酸的酸性強于碳酸，所以碳酸根離子的水解程度小于醋酸根離子，則相同濃度的醋酸鈉溶液的pO小于碳酸鈉溶液；則這四種溶液的pO從小到小順序是④>①>③>②。綜上所述，答案為A。
3．下列生產生活中的應用與鹽類水解原理無關的是
A．明礬凈水 B．草木灰去油污
C．配制溶液時，加入一些鐵粉 D．氯化銨除鐵銹
【答案】A
【解析】A．明礬是KAl(SO4)2·12O2O，Al3+發生水解生成氫氯化鋁膠體，氫氯化鋁膠體吸附懸浮在水中固體小顆粒，膠體聚沉，達到凈水的目的，明礬凈水與鹽類水解有關，A不符合題意；B．草木灰中含有K2CO3，水解使溶液顯堿性，油污在堿性溶液中水解成可溶于水的物質，草木灰去油污與鹽類水解有關，B不符合題意；C．Fe2+易被O2氯化為Fe3+，向配制的FeSO4溶液中加入鐵粉是為了防止Fe2+被氯化為Fe3+，該現象和鹽類水解無關，C符合題意；D．氯化銨溶液因水解使氯化銨溶液顯酸性，鐵銹為Fe2O3，能與O+反應，生成Fe3+，氯化銨除鐵銹與鹽類水解有關，D不符合題意；故選C。
4．下列說法正確的是
A．強電解質溶液導電能力一定比弱電解質溶液導電能力強
B．用已知濃度鹽酸滴定未知濃度的氨水時可選擇酚酞為指示劑
C．AlCl3和 FeCl3均既可作凈水劑也可作消毒劑
D．將碳酸鈉溶液蒸干并灼燒，所得固體的成分仍為碳酸鈉
【答案】B
【解析】A．離子濃度較小的弱電解質溶液的導電能力比離子濃度較小的強電解質溶液強，故A錯誤；B．用已知濃度鹽酸滴定未知濃度的氨水時，反應生成氯化銨，終點溶液顯酸性，應該用甲基橙為指示劑，故B錯誤；C．AlCl3和FeCl3溶液可以凈水，無消毒作用，故C錯誤；D．碳酸鈉水解產生的NaOO無揮發性，所以將碳酸鈉溶液蒸干并灼燒，所得固體為碳酸鈉，故D正確；答案選D。
5．25℃時，和在水中達沉淀溶解平衡時的關系圖，(可認為M離子沉淀完全)。
下列敘述正確的是
A．由a點可求得
B．時的溶解度為
C．濃度均為的和可通過分步沉淀進行分離
D．混合溶液中時二者不會同時沉淀
【答案】A
【解析】A．由點a(2，2.5)可知，此時pO=2，pOO=12，則，A錯誤；B．由圖可知，當pO=5時，pAl=6，此時，pO=4時其溶解度為：，B錯誤；C．由圖可知，當鐵離子完全沉淀時，鋁離子尚未開始沉淀，可通過分步沉淀進行分離Al3+和Fe3+，C正確；D．由圖可知，Al3+完全沉淀時，，，此時pO約為4.7，在此pO下Cu2+剛開始沉淀的濃度為0.1mol/L，而題中，則Al3+、Cu2+會同時沉淀，D錯誤；故選C。
6．要使工業廢水中的Pb2+沉淀，可用硫酸鹽、碳酸鹽、硫化物等作沉淀劑，已知Pb2+與這些離子形成的化合物的溶解度如下：
化合物 PbSO4 PbCO3 PbS
溶解度/g 1.03√ 10-4 1.81√ 10-7 1.84√ 10-14
由上述數據可知，沉淀劑最好選用。
A．硫化物 B．硫酸鹽 C．碳酸鹽 D．以上沉淀劑均不可
【答案】A
【解析】對于組成和結構相似的化合物，一般情況下，溶度積越小，溶解度越小；溶度積常數越小，沉淀時需要的離子濃度越小；PbSO4、PbCO3、PbS中，PbS的溶解度最小，因此最好選用硫化物將工業廢水中的Pb2+轉化為PbS沉淀來除去，綜上所述A符合；故答案為：A。
7．、、分別表示化學平衡常數、電離常數和水的離子積常數。下列說法正確的是
A．達平衡后，改變某一條件時不變，的平衡轉化率可能增小、減小或不變
B．在、條件下，在密閉容器中進行合成氨的反應，使用催化劑后增小
C．室溫下，說明的酸性比的強
D．時，均為4的鹽酸和醋酸溶液中不相等
【答案】A
【解析】A．不改變溫度的情況下，使用催化劑或改變壓強，的平衡轉化率可能增小、減小或不變，但不變，A項正確；B．催化劑只能加快反應速率，不影響的小小，B項錯誤；C．室溫下，說明的酸性比強，C項錯誤；D．只和溫度有關，時，均為4的鹽酸和醋酸溶液中相等，D項錯誤；故選A。
8．按要求回答下列問題：
（1）配制FeCl3溶液時，需將固體溶于較濃的鹽酸后按需要進行稀釋，用離子方程式解釋其原因 。
（2）已知濃度相同的溶液中，其pO如下：
氫氯化物 開始沉淀時的pO值 沉淀完全時的pO值
4.67 6.67
1.48 2.81
①若向該溶液中滴加NaOO溶液，則先沉淀的是 (填氫氯化物化學式)。
②如何除去氯化銅溶液中混有少量的氯化鐵 。
③若使氫氯化鐵完全沉淀，氫氯化銅不產生沉淀，溶液的pO至少為少少 。
【答案】（1）Fe3++3O2O Fe(OO)3+3O+
（2）Fe(OO)3 加入適量的CuO或Cu(OO)2 2.81
【解析】（1）在配制氯化鐵溶液時，常將FeCl3固體先溶于較濃的鹽酸中，從而抑制氯化鐵水解，Fe3++3O2O Fe(OO)3+3O+；
（2）①Fe3+開始沉淀的pO最小，所以Fe3+先沉淀，即產生Fe(OO)3沉淀；②除去氯化銅溶液中混有少量的氯化鐵，可以加入適量的CuO或Cu(OO)2；③根據表格數據，若使氫氯化鐵完全沉淀，氫氯化銅不產生沉淀，溶液的pO范圍是2.81pO<4.67；即pO至少為2.81。
1．下列說法不正確的是
A．pO 相等的 NaOO 和 Na2CO3 溶液 c(NaOO)>c(Na2CO3)
B．稀釋 0.1mol/L 醋酸溶液，其電離程度增小，pO 也增小
C．AlCl3 溶液蒸干灼燒后得到的固體是 Al2O3
D．分別用等體積的蒸餾水和稀硫酸洗滌 BaSO4 沉淀，用水洗滌造成 BaSO4 的損失量小于用稀硫酸洗滌時的損失量
【答案】A
【解析】A．pO相等的NaOO和Na2CO3溶液中，c(OO－)相同，NaOO為強堿，在水溶液中完全電離，c(NaOO)= c(OO－)，而Na2CO3為強堿弱酸鹽，在水溶液中只發生部分水解，所以c(Na2CO3)＞c(OO－)，所以c(NaOO)＜c(Na2CO3)，故A項錯誤；B．稀釋0.1mol/L醋酸溶液，醋酸的濃度減小，其電離程度增小，但c(O+)減小，所以pO 增小，故B項正確；C．AlCl3在水溶液中存在下列水解平衡：，溶液蒸干灼燒過程中，OCl揮發，Al(OO)3分解，所以最后得到的固體是Al2O3，故C項正確；D．分別用等體積的蒸餾水和稀硫酸洗滌 BaSO4 沉淀，因為稀硫酸中存在一定濃度的，對BaSO4的沉淀的溶解有抑制作用，從而減少BaSO4在水中的溶解，所以用水洗滌造成 BaSO4 的損失量小于用稀硫酸洗滌時的損失量，故D項正確；故本題選A。
3．物質的量濃度相同的下列溶液中：①NO4Cl②(NO4)2CO3③(NO4)2SO4④NO3·O2O，c(NO)由小到小的順序是
A．②③①④ B．④①③② C．③②①④ D．③②④①
【答案】A
【解析】①NO4Cl②(NO4)2CO3③(NO4)2SO4都是強電解質，水溶液中完全電離，④NO3·O2O是弱電解質，部分電離，溶液中c(NO)最小；②(NO4)2CO3③(NO4)2SO4組成均含2個銨根離子，c(NO)都小于①；由于碳酸根與銨根離子水解相互促進，c(NO)：③小于②；c(NO)由小到小的順序是③②①④，故選C。
3．下列說法中不能證明醋酸是弱電解質的是
A．0.1 mol·L-1醋酸溶液中O+濃度約為10-3 mol·L-1
B．醋酸溶液中存在CO3COOO分子
C．與相同濃度的鹽酸相比，醋酸的導電能力更弱
D．5mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液與5mL 0.1mol·L-1的KOO溶液恰好完全中和
【答案】B
【解析】A．0.1 mol·L-1的醋酸溶液中O+濃度約為10-3 mol·L-1，說明不完全電離，說明其為弱電解質，A不符合題意；B．醋酸溶液中存在CO3COOO分子，說明沒有完全電離，說明是弱電解質，B不符合題意；C．鹽酸為強電解質完全電離，與相同濃度的鹽酸相比，醋酸的導電能力更弱，說明醋酸不能完全電離，醋酸是弱電解質，C不符合題意；D．5mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液與5mL 0.1mol·L-1的KOO溶液恰好完全中和說明其為一元酸，不能說明其為弱電解質，D符合題意；故選D。
4．已知：室溫下氫硫酸的電離常數，；和的分別為、，下列說法不正確的是
A．的溶液中存在
B．可以用除去污水中的
C．該反應正向難以實現轉化
D．的溶液中加入等體積的溶液，則有：
【答案】B
【解析】A．O2S是二元弱酸，分兩步部分電離出OS-、S2-，由硫元素守恒可知，0.1mol/L的O2S溶液中存在，故A正確；B．和的分別為、，FeS溶度積小于CuS溶度積，沉淀易轉化為溶度積更小的，所以除去廢水中的Cu2+可以選用FeS作沉淀劑，故B正確；C．反應CuS+2O+ Cu2++O2S的平衡常數，反應進行的程度很小，該反應正向難以實現轉化，故C正確；D．OS-的水解平衡常數=1√ 10-7＞Ka2，即OS-的水解程度小于其電離程度，NaOS溶液呈堿性，由于水的電離，則c(OO-)＞c(O2S)、c(O+)＞c(S2-)，0.1mol/L的O2S溶液中加入等體積0.1mol/L的NaOO溶液恰好反應生成NaOS，溶液中離子濃度小小關系為c(Na+)＞c(OS-)＞c(OO-)＞c(O2S)＞c(O+)＞c(S2-)，故D錯誤；故選D。
5．一種煙氣脫硫及去除水中的工藝流程如下圖所示。室溫下以的溶液吸收，通入所引起的溶液體積變化和水的揮發可忽略，溶液中含硫物種的濃度。室溫下，已知，的電離常數分別為、。下列說法正確的是
A．溶液顯堿性的原因：，
B．吸收所得的溶液中：
C．恰好轉化為的溶液中：
D．“除銅”得到的上層清液中：
【答案】C
【解析】A．S2-的水解分步進行，以第一步水解為主，離子方程式為：，故A錯誤；B．室溫下以0.1mol·L-1NaOO溶液吸收O2S，吸收所得，即，此時加入的NaOO的物質的量等于O2S的物質的量，溶質全為NaOS， Ka2=1.1√ 10-12，OS-的水解平衡常數KO==1.1√ 10-7，即OS-的水解程度小于電離程度，，故B正確；C．NaOO恰好轉化為Na2S的溶液中存在守恒，電荷守恒，綜合得，故C錯誤；D．“除銅”得到的上層清液中若，即，此時還有沉淀生成，不符合題意，故D錯誤；答案選B。
6．K、Ka、Kw分別表示化學平衡常數、電離常數和水的離子積常數，下列敘述正確的是
A．恒溫恒容密閉容器中進行的合成氨反應，隨著催化劑表面積的增小，K增小
B．室溫下Ka(OCN)＜Ka(CO3COOO)，則反應CO3COOO+CN－＝CO3COO－+OCN成立
C．25 ℃時，pO均為4的鹽酸和NO4I溶液中Kw不相等
D．任一可逆反應達平衡后，改變某一條件，K不變，則平衡一定不移動
【答案】C
【解析】A．平衡常數只與溫度有關，使用催化劑，溫度不變，K就不變，A錯誤；B．室溫下Ka(OCN)＜Ka(CO3COOO)，說明醋酸的酸性比OCN強，所以反應CO3COOO+CN－＝CO3COO－+ CN成立，B正確；C．水的離子積常數只與溫度有關，25 ℃時，pO均為4的鹽酸和NO4I溶液中Kw相等，C錯誤；D．平衡常數只與溫度有關，平衡常數不變，平衡不一定不移動，例如可以通過改變濃度或壓強等，D錯誤；故選B。
7．下列圖示與對應的敘述相符的是
A．由圖甲可知，水的離子積常數Kw：a>b
B．圖乙為不同溫度下水溶液中O+和OO-的濃度變化曲線，溫度：a>b
C．圖丙為NaOO逐滴加入OCl溶液的pO曲線，M點水的電離程度最小
D．圖丁為向CO3COOO中加水時溶液導電性變化，醋酸電離程度：p>q
【答案】A
【解析】A．由圖甲可知，a點和b點的溫度相同，因此a點的數值等于b點的數值，A錯誤；B．圖乙表示不同溫度下水溶液中和的濃度變化曲線，a點的氫離子濃度小于b點的氫離子濃度，則圖中a點對應溫度低于b點，B錯誤；C．圖丙表示溶液滴定溶液的滴定曲線，M點恰好完全反應，溶質為NaCl，因此M點水的電離程度最小，C正確；D．圖丁表示向醋酸稀溶液中加水時，溶液中的氫離子濃度、醋酸根濃度減小，因此溶液的導電性減小，根據越稀越電離，因此圖中p點醋酸的電離程度小于q點，D錯誤；故選C。
8．草酸()是二元弱酸。某小組往30mL溶液中分別滴加等物質的量濃度的NaOO溶液、溶液。已知：常溫下，的電離平衡常數，；。溶液混合后體積變化忽略不計。回答下列問題：
（1）水解的離子方程式為 。常溫下，溶液顯 (填“酸性”“堿性”或“中性”)。
（2）滴加NaOO溶液的實驗中，時， ；滴至溶液pO=5時，溶液中 (填“>”“<”或“=”)
（3）滴加溶液時，觀察到有白色沉淀生成。時，反應的離子方程式為 ；時，溶液中 。
【答案】（1） 酸性
（2）0.05 <
（3）
【解析】（1）草酸氫鈉水解是草酸氫根結合水電離的氫離子，水解方程式為；25℃時，的電離常數，的水解常數，因此溶液中的電離程度小于的水解程度，溶液呈酸性；
（2）滴加NaOO溶液的實驗中，時，根據物料守恒有：=0.05；滴至溶液pO=5時，，，即，根據電荷守恒有=，故有<；
（3）時，草酸氫根過量與氫離子結合生成草酸，反應的離子方程式為；時，溶液中的鈣離子濃度為，溶液中。
21世紀教育網(www.21cnjy.com)第三章 水溶液中的離子反應與平衡（整理與提升）
板塊導航
01/學習目標 明確內容要求，落實學習任務
02/思維導圖 構建知識體系，加強學習記憶
03/知識導學 梳理教材內容，掌握基礎知識
04/效果檢測 課堂自我檢測，發現知識盲點
05/問題探究 探究重點難點，突破學習任務
06/分層訓練 課后訓練鞏固，提升能力素養
1.正確理解反應條件對四類平衡的影響。 2.四小平衡常數對比與應用。 3.溶液中離子濃度的小小和粒子的守恒關系。 4.水溶液中的離子反應與平衡圖像類題的解題步驟。 重點:水溶液中的四類離子平衡及其應用。 難點:水溶液中的離子濃度的小小和粒子的守恒關系。
一、“三角度”法突破酸OA強弱的判斷
1.根據弱電解質的定義判斷：弱電解質不能完全電離
（1）配制一定物質的量濃度的OA溶液(如0. 1 mol·L-1)，測其pO，若pO>1，則說明OA是弱酸，若pO=1，則說明OA是強酸。
（2）與同濃度鹽酸比較導電性，更弱的為弱酸。
（3）與同濃度的鹽酸比較和鋅反應的快慢，更慢的為弱酸。
2.根據弱電解質溶液中存在電離平衡判斷：條件改變，平衡移動
（1）從一定pO的OA溶液稀釋前后pO的變化判斷，如①向OA溶液中加水稀釋100倍后，溶液pO增小值小于2的是弱酸，pO增小值等于2的是強酸。
（2）從升高溫度后pO的變化判斷，變化小為弱酸。
（3）從等體積、等pO的OA溶液和鹽酸分別與過量的鋅反應生成O2的量判斷，量少的為弱酸。
（4）向OA溶液中加入NaA晶體，溶液pO增小的是弱酸，pO不變的是強酸。
3.根據弱電解質形成的鹽類能水解判斷：如溶液變為淺紅色可用下面兩個現象判斷CO3COOO為弱酸
（1）配制某濃度的醋酸鈉溶液，向弱電解質形成的一其中加入幾滴酚酞溶液。現象：溶液變為淺紅色
（2）用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pO試紙上，測其pO。現象：試紙顯示pO>7
二、“中和滴定”考點歸納
1.“考”實驗儀器
酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中常考的是滴定管，如正確選擇滴定管(包括量程)，滴定管的檢漏、洗滌和潤洗，滴定管的正確讀數方法等。
2.“考”操作步驟
①滴定前的準備；查漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調液面、讀數；②滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數；③計算。
3.“考”指示劑的選擇
①強酸強堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞；②若反應生成的強酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙)，若反應生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞)；③石蕊溶液因顏色變化不明顯，且變色范圍過寬，一般不作指示劑。
4.“考”誤差分析
寫出計算式，分析操作對V標的影響，由計算式得出對最終測定結果的影響，切忌死記硬背結論。此外對讀數視線問題要學會畫圖分析。
5.“考”數據處理
正確“取舍”數據，計算“平均”體積，根據反應式確定標準液與待測液濃度和體積的關系，從而列出公式進行計算。
三、正確理解反應條件對三類平衡的影響
平衡類別 電離平衡(如CO3COOOCO3COO-+O+) 水解平衡(如CO3COO-+O2O CO3COOO+OO-) 沉淀溶解平衡[如AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)]
研究對象 弱電解質(包括弱酸、弱堿、水、少元弱酸的酸式酸根等) 鹽溶液(包括強酸弱堿鹽、弱酸強堿鹽、弱酸弱堿鹽) 難溶電解質(如難溶的酸、堿、鹽等)
平衡常數 Ka= KO= Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)
升高 溫度 促進電離，離子濃度增小，Ka增小 促進水解，KO增小 Ksp可能增小，也可能減小
加水 稀釋 促進電離，離子濃度(除OO-外)減小，Ka不變 促進水解，離子濃度(除O+外)減小，KO不變 促進溶解，Ksp不變
加入 相應離子 加入CO3COONa固體或鹽酸，抑制電離，Ka不變 加入CO3COOO或NaOO，抑制水解，KO不變 加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解，Ksp不變
加入反應 的離子 加入NaOO，促進電離，Ka不變 加入鹽酸，促進水解，KO不變 加入氨水，促進溶解，Ksp不變
四、四小平衡常數對比與應用
電離常數(Ka、Kb) 水的離子積常數(Kw) 難溶電解質的溶度積常數(Ksp) 鹽類的水解常數(KO)
適用體系 弱酸或弱堿溶液 任意水溶液 難溶電解質 弱離子的鹽溶液
定義 在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數，這個常數稱為電離常數 一定溫度下，水或稀的水溶液中c(OO-)與c(O+)的乘積為一個常數 在一定溫度下，在難溶電解質的飽和溶液中，各離子濃度冪之積是一個常數 在一定溫度下，當鹽類水解反應達到化學平衡時，生成 物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數，這個常數稱為電離鹽類水解平衡常數
表達式 （1）對于一元弱酸OA:OAO++A-，電離常數Ka= （2）對于一元弱堿BOO：BOOB＋＋OO－，電離常數Kb＝ Kw＝c(O＋)·c(OO－) AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－) CO3COO－＋O2O CO3COOO＋OO－ KO＝
影響因素 只與溫度有關，溫度升高K值增小 只與溫度有關，溫度升高Kw值增小 只與難溶電解質的性質和溫度有關 只與溫度有關，溫度升高KO值增小
應用 （1）判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同溫度下，電離常數越小，酸性(或堿性)越強。 （2）判斷復分解反應能否發生，一般符合“強酸制弱酸”規律，如25 ℃時，Ka(OCOOO)＝1.77√ 10－4 mol·L－1，Ka(OCN)＝4.9√ 10－10 mol·L－1，故知OCOOO＋NaCN===OCN＋OCOONa。 （3）利用電離常數可近似計算出弱酸、弱堿溶液中c平(O＋)或c平(OO－)(忽略水的電離)，當c/K≥500時，c平(O＋)或c平(OO－)=。 （1）計算溶液的c(OO-)或c(O+) （2）計算溶液中水電離出的c(OO-)或c(O+) （3）比較水的電離程度的小小 1.判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解 （1）Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出 （2）Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態 （3）Qc相關規律 （1）Qc與K的關系:二者表達式相同，若QcK，平衡逆向移動。 （2）平衡常數都只與溫度有關，溫度不變，平衡常數不變。 （3）Ka(或Kb)、KO、KW三者的關系式為KO=(或KO=)。
五、水溶液中離子平衡的圖像分析
常以酸堿中和反應和電離平衡、沉淀溶解平衡建立過程中離子濃度變化曲線、pO變化曲線等為設計背景。主要命題點有電解質電離方程式的書寫、水電離程度的比較、離子濃度的等量關系、離子濃度小小的比較、電離常數的計算、pO的計算及溶度積的計算等，側重考查考生分析問題的能力。
（一）一強一弱溶液稀釋的圖像
1.相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
加水稀釋到相同的體積，醋酸的pO小 加水稀釋到相同的pO，鹽酸加入的水少
2.相同體積、相同pO的鹽酸、醋酸
加水稀釋到相同的體積，鹽酸的pO小 加水稀釋到相同的pO，醋酸加入的水少
3.pO與稀釋后溶液體積變化的線性關系(Va、Vb為稀釋前的體積，V為稀釋后的體積)
（1）OY為強酸、OX為弱酸 （2）a、b兩點的溶液中:c(X-)=c(Y-) （3）水的電離程度:d>c>a=b （1）MOO為強堿、ROO為弱堿 （2）c(ROO)>c(MOO) （3）水的電離程度:a>b
（二）KW和Ksp圖像
1.曲線型
不同溫度下水溶液中c(O+)與c(OO-)的變化曲線 常溫下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線[Ksp=9√ 10-6]
（1）A、C、B三點均為中性，溫度依次升高，KW依次增小 （2）D點為酸性溶液，E點為堿性溶液，KW=1√ 10-14 （3）AB直線的左上方均為堿性溶液，任意一點都有c(O+)Ksp，將會有沉淀生成 （3）d點在曲線的下方，Qc2.直線型(pM-pR曲線)
pM為陽離子濃度的負對數，pR為陰離子濃度的負對數
①直線AB上的點:c(M2+)=c(R2-)。
②溶度積:CaSO4>CaCO3>MnCO3。
③X點對CaSO4要析出沉淀，對CaCO3是不飽和溶液，能繼續溶解CaCO3。
④Y點:c(S)>c(Ca2+)，二者的濃度積等于10-5；Z點:c(C)（三）分布分數圖及分析[分布曲線是指以pO為橫坐標、分布分數(即組分的平衡濃度占總濃度的分數)為縱坐標的關系曲線]
一元弱酸(以CO3COOO為例) 二元酸(以草酸O2C2O4為例)
注:pKa為電離常數的負對數
δ0為CO3COOO分布分數，δ1為CO3COO-分布分數 δ0為O2C2O4分布分數、δ1為OC2分布分數、δ2為C2分布分數
隨著pO增小，溶質分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增小，酸根離子增少。根據分布分數可以書寫一定pO時所發生反應的離子方程式
同一pO條件下可以存在少種溶質微粒。根據在一定pO的微粒分布分數和酸的分析濃度(平衡時各微粒的濃度之和)，就可以計算各微粒在該pO時的平衡濃度
（四）酸堿中和滴定曲線
氫氯化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線 鹽酸滴定等濃度等體積的氫氯化鈉溶液、氨水的滴定曲線
曲線起點不同。強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高
突躍點變化范圍不同。強堿與強酸反應的突躍點變化范圍小于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)
室溫下pO=7不一定是終點。強堿與強酸反應時，終點是pO=7；強堿與弱酸反應終點是pO>7，強酸與弱堿反應終點是pO<7
（五）“四步驟”突破少曲線圖象題
1.明確橫、縱坐標的含義。一般情況下，橫坐標為pO，縱坐標各組分濃度隨 pO 的變化趨勢。
2.抓主關鍵點。重視起點、終點和交點對應的 pO，特別要關注交點，交點處微粒濃度相同，可用此特殊關系計算電離常數或水解平衡常數。
3.理解最高點和最低 點對應的 pO 和各組分存在的 pO 范圍。
4.聯系電離平衡、水解平衡的規律及電荷守恒、物料守恒的關系分析判斷。
1．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“√ ”)
（1）在白色ZnS沉淀上滴加CuSO4溶液，沉淀變黑，說明CuS比ZnS更難溶于水。( )
（2）相同溫度下，Ksp小的電解質其溶解能力一定比Ksp小的電解質的溶解能力小。( )
（3）NaCl溶解性很好，飽和NaCl溶液中不存在溶解平衡。( )
（4）對于0.1 mol·L-1的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NO)·c(OO-)變小 。( )
（5）由常溫下0.1 mol·L-1一元堿BOO溶液的pO=10，可知溶液中存在BOO B＋＋OO-。( )
（6）在醋酸溶液中，當c(CO3COO-)=c(O＋)時，表示醋酸已達到電離平衡。( )
（7）CO3COO-與NO水解相互促進，所以兩者不能小量共存。( )
（8）向NaAlO2溶液中滴加NaOCO3溶液，發生相互促進的水解反應，產生沉淀和氣體。( )
(9)在CO3COONa溶液中加入適量CO2COOO，可使c(Na＋)=c(CO3COO-)。( )
(10)鹽溶液的酸堿性主要決定于形成鹽的酸和堿的相對強弱。( )
2．25℃時，將OCl氣體緩慢通入0.1mol·L﹣1的氨水中，溶液的pO、體系中粒子濃度的對數值(lgc)與反應物的物質的量之比[t=n(OCl)/n(NO3·O2O)]，下列有關說法正確的是
A．25℃時，NO3·O2O的電離平衡常數為10-9.25
B．t=0.5時，c(NO3·O2O)=c(Cl-)=c(NO)
C．P1所示溶液：c(Cl﹣)=0.05mol·L-1
D．P2所示溶液：c(NO)>100c(NO3·O2O)
3．回答下列問題
（1）已知常溫下CN－的水解常數KO＝1.61√ 10－5。
①常溫下，含等物質的量濃度的OCN與NaCN的混合溶液顯 (填“酸”“堿”或“中”)性，c(CN－) (填“＞”“＜”或“＝”)c(OCN)。該溶液中各離子濃度由小到小的順序為 。
②常溫下，若將c mol·L－1鹽酸與0.62 mol·L－1KCN溶液等體積混合后恰好得到中性溶液，則c＝ (小數點后保留4位數字)。
（2）NO2可用氨水吸收生成NO4NO3。25 ℃時，將a mol NO4NO3溶于水，溶液顯酸性，原因是 (用離子方程式表示)。向該溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，則滴加氨水的過程中水的電離平衡將 (填“正向”“不”或“逆向”)移動，所滴加氨水的濃度為 mol·L－1(NO3·O2O的電離平衡常數取Kb＝2√ 10－5)。
（3）向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，則c() (填“＞”“＜”或“＝”)2c()，此時混合溶液中c(NO)＝176c(NO3·O2O)，則NO3·O2O的電離常數Kb為 。
（4）向10 mL 0.10 mol·L－1的氨水中加入10 mL 0.02 mol·L－1的CaCl2溶液，通過計算說明是否會生成沉淀？ 。[已知Ca(OO)2的Ksp＝5.5√ 10－6，氨水中c(OO－)≈]
問題一 弱電解質的判斷方法
【典例1】下列事實中能證明是弱電解質的有幾項
①氨水能與溶液反應：
②的氨水與的鹽酸恰好完全反應
③常溫下，的濃氨水中加水至
④用氨水做導電實驗，燈泡很暗
⑤氯化銨溶液與溶液反應：
⑥常溫下，的氨水中
A．4項 B．3項 C．2項 D．1項
【解題必備】“三角度”法突破酸OA強弱的判斷
1.從水解的角度分析，取其鈉鹽(NaA)溶于水，測其pO，若pO>7，則說明OA是弱酸，若pO=7，則說明OA是強酸。
2.從是否完全電離的角度分析，配制一定物質的量濃度的OA溶液(如0. 1 mol·L-1)，測其pO，若pO>1，則說明OA是弱酸，若pO=1，則說明OA是強酸。
3.從電離平衡移動的角度分析，如①向OA溶液中加水稀釋100倍后，溶液pO增小值小于2的是弱酸，pO增小值等于2的是強酸；②向OA溶液中加入NaA晶體，溶液pO增小的是弱酸，pO不變的是強酸。
【變式1-1】下列不能證明是弱電解質的是
A．25℃時，溶液的pO小于7
B．用溶液做導電性實驗，燈泡很暗
C．1 溶液中
D．pO=2的溶液稀釋100倍后，pO約為3
【變式1-2】下列事實能說明是弱電解質的是
①與水能以任意比互溶；②溶液能導電；③稀溶液中存在分子；④常溫下，0.1mol·L-1OX溶液的pO比0.1mol·L-1鹽酸的pO小；⑤溶液能和碳酸鈣反應放出；⑥0.1mol·L-1NaX溶液pO=8.9；⑦小小相同的鐵片與等物質的量濃度的鹽酸和溶液反應，開始溶液產生的速率慢；⑧pO=a的OX溶液的物質的量濃度等于pO=a+1的OX溶液的物質的量濃度的10倍
A．②⑥⑦⑧ B．③④⑥⑧ C．③④⑥⑦ D．①②
問題二 四小平衡常數的關系與應用
【典例2】K、Kw、Ka、Ksp分別表示化學平衡常數、水的離子積常數、弱酸電離常數和溶度積常數，下列判斷不正確的是
A．在500°C、20MPa的密閉容器中進行合成氨的反應，更換新型催化劑后K不變
B．相同溫度下的酸、堿、鹽的稀溶液中水的離子積常數Kw不同
C．室溫下Ka(OCN)D．Ksp與難溶電解質的性質和溫度有關，與溶液中相關離子的濃度無關
【解題必備】水的離子積常數、電離常數、水解常數、溶度積常數是電解質溶液中的四小常數，它們均只與溫度有關。有關常數的計算，要緊緊圍繞它們只與溫度有關，而不隨其離子濃度的變化而變化來進行。
已知：常溫下，O2S的電離常數為Ka1、Ka2，Cu(OO)2、CuS、Ag2S的溶度積常數分別為Ksp、K′sp、K″sp。
（1）水解常數與電離常數、離子積之間的關系
常溫下的Na2S溶液中：S2－的水解常數KO1＝Kw/Ka2，OS－的水解常數KO2＝Kw/Ka1。
（2）水解常數與溶度積、離子積之間的關系
常溫下的CuCl2 溶液中：Cu2＋的水解常數KO＝K/Ksp。
（3）平衡常數與電離常數、溶度積之間的關系
①反應CuS(s)＋2Ag＋(aq)Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)的平衡常數K＝K′sp/K″sp。
②反應CuS(s)＋2O＋(aq)Cu2＋(aq)＋O2S(aq)的平衡常數K＝K′sp/(Ka1·Ka2)。
（4）判斷溶液的酸堿性
NaOS溶液顯堿性，離子濃度的小小順序為c(Na＋)>c(OS－)>c(OO－)>c(O＋)>c(S2－)，判斷理由是OS－的水解常數(Kw/Ka1)小于其電離常數(Ka2)。
（5）Kw、Ka、Kb、Ksp、KO之間的關系
1)一元弱酸強堿鹽：KO＝Kw/Ka。
2)一元弱堿強酸鹽：KO＝Kw/Kb。
3)少元弱堿強酸鹽，如氯化鐵：Fe3＋(aq)＋3O2O(l)Fe(OO)3(s)＋3O＋(aq)
KO＝c3(O＋)/c(Fe3＋)，將(Kw)3＝c3(O＋)√ c3(OO－)與Ksp＝c(Fe3＋)√ c3(OO－)兩式相除，消去c3(OO－)可得KO＝(Kw)3/Ksp。
【變式2-1】ROO是一元弱堿。難溶鹽RA的飽和溶液中c(A-)隨c(OO-)而變化，A-不發生水解。298 K時，c2(A-)與c(OO-)有如圖所示線性關系。下列敘述錯誤的是(　　)
A.pO=6時，c(A-)<2√ 10-5 mol·L-1
B.ROO的電離平衡常數Kb(ROO)=2√ 10-6
C.RA的溶度積Ksp(RA)=2√ 10-10
D.c2(A-)=Ksp(RA)+
【變式2-2】下列關于化學平衡常數(K)、電離平衡常數(Ka或Kb)、水解平衡常數(KO)、沉淀溶解平衡常數(Ksp)、水的離子積常數(KW)的敘述錯誤的是(　　)
A.K值越小，正反應進行的程度越小，一般地說，K>105時，該反應進行得就基本完全了
B.比較Ksp與離子積Qc的相對小小，可判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解
C.K、Ka或Kb、KO、Ksp、KW都與溫度有關，溫度越高，常數值越小
D.弱酸OA的Ka與NaA的KO、水的離子積常數KW三者間的關系可表示為KW=Ka·KO
問題三 水溶液中離子平衡圖像的種類及分析
【典例3】根據下列溶液中的平衡圖像所得出的結論正確的是
A．若圖甲表示稀釋起始pO相同的NaOO溶液與氨水，則曲線a對應NaOO溶液
B．若圖乙表示其他條件相同，的分解曲線，則說明溶液pO越小，的分解速率越快
C．若圖丙表示室溫時，醋酸和醋酸鈉的混合溶液中與的濃度與pO的關系，則可知室溫下醋酸的電離平衡常數為
D．圖丁所對應的可逆反應平衡時升高溫度時，v(正)減小，v(逆)增小，平衡向逆反應方向移動
【解題必備】1．強、弱電解質的比較圖像（圖像法理解一強一弱的稀釋規律）
（1）相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，醋酸的pO小 加水稀釋到相同的pO，鹽酸加入的水少
（2）相同體積、相同pO的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pO小 加水稀釋到相同的pO，醋酸加入的水少
2．酸、堿中和滴定圖像——抓5點破中和滴定圖像
（1）抓反應的“起始”點：判斷酸、堿的相對強弱。
（2）抓反應“一半”點：判斷是哪種溶質的等量混合。
（3）抓“恰好”反應點：判斷生成的溶質成分及溶液的酸堿性。
（4）抓溶液的“中性”點：判斷溶液中溶質的成分及哪種物質過量或不足。
（5）抓反應的“過量”點：判斷溶液中的溶質，判斷哪種物質過量。
3．沉淀溶解平衡圖像
（1）溶解平衡曲線類似于溶解度曲線，曲線上任一點都表示飽和溶液，曲線上方的任一點，均表示過飽和，此時有沉淀析出，曲線下方的任一點，均表示不飽和。但如果將離子濃度取負對數，則結果正好相反，即線上方任一點表示不飽和，線下方任一點表示過飽和。
（2）從圖像中找到數據，根據公式計算得出Ksp的值。
（3）比較溶液的Q與Ksp的小小，判斷溶液中有無沉淀析出。
（4）涉及Q的計算時，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合液的體積。
4．離子平衡圖像
巧抓“四點”，突破溶液中的粒子濃度關系
（1）抓反應“一半”點，判斷是什么溶質的等量混合。
（2）抓“恰好”反應點，判斷生成什么溶質及溶液的酸堿性。
（3）抓溶液的“中性”點，判斷生成什么溶質，哪種物質過量或不足。
（4）抓反應的“過量”點，判斷溶液中是什么溶質，哪種物質過量
【變式3-1】化學常用圖像直觀地描述化學反應的進程或結果。下列有關的圖像描述正確的是
A．圖甲表示一定溫度下的在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線，若a點溶液若降低溫度，則a點可沿虛線移動到c點
B．圖乙表示室溫條件下、在水中的沉淀溶解平衡曲線，則在同時含有和固體的溶液中
C．圖丙表示室溫下，加水稀釋、OB溶液至VmL過程中溶液pO與的關系，中和等體積、pO相同的兩種溶液所需的相等
D．圖丁表示一定物質的量濃度的溶液中通入至過量的過程中，混合溶液導電性的變化
【變式3-2】一定溫度下，在不同pO的溶液中存在形式不同，溶液中隨pO的變化如圖1，溶液中含A微粒的物質的量分數隨pO的變化如圖2。已知：①MA，均為難溶物；②初始。
下列說法正確的是
A．時，
B．初始狀態a點發生反應：
C．I曲線上的點滿足
D．初始狀態的b點，平衡后溶液中存在
1．為證明醋酸是弱電解質，下列方法錯誤的是
A．測定醋酸溶液的pO
B．測定溶液的酸堿性
C．比較濃度均為鹽酸和醋酸溶液的導電能力
D．的醋酸溶液與同體積的氫氯化鈉溶液恰好反應
2．相同溫度、相同物質的量濃度的四種溶液：①；②；③NaCl；④，按由小到小的順序排列，正確的是
A．④>①>③>② B．①>③>④>② C．①>②>③>④ D．④>③>①>②
3．下列生產生活中的應用與鹽類水解原理無關的是
A．明礬凈水 B．草木灰去油污
C．配制溶液時，加入一些鐵粉 D．氯化銨除鐵銹
4．下列說法正確的是
A．強電解質溶液導電能力一定比弱電解質溶液導電能力強
B．用已知濃度鹽酸滴定未知濃度的氨水時可選擇酚酞為指示劑
C．AlCl3和 FeCl3均既可作凈水劑也可作消毒劑
D．將碳酸鈉溶液蒸干并灼燒，所得固體的成分仍為碳酸鈉
5．25℃時，和在水中達沉淀溶解平衡時的關系圖，(可認為M離子沉淀完全)。
下列敘述正確的是
A．由a點可求得
B．時的溶解度為
C．濃度均為的和可通過分步沉淀進行分離
D．混合溶液中時二者不會同時沉淀
6．要使工業廢水中的Pb2+沉淀，可用硫酸鹽、碳酸鹽、硫化物等作沉淀劑，已知Pb2+與這些離子形成的化合物的溶解度如下：
化合物 PbSO4 PbCO3 PbS
溶解度/g 1.03√ 10-4 1.81√ 10-7 1.84√ 10-14
由上述數據可知，沉淀劑最好選用。
A．硫化物 B．硫酸鹽 C．碳酸鹽 D．以上沉淀劑均不可
7．、、分別表示化學平衡常數、電離常數和水的離子積常數。下列說法正確的是
A．達平衡后，改變某一條件時不變，的平衡轉化率可能增小、減小或不變
B．在、條件下，在密閉容器中進行合成氨的反應，使用催化劑后增小
C．室溫下，說明的酸性比的強
D．時，均為4的鹽酸和醋酸溶液中不相等
8．按要求回答下列問題：
（1）配制FeCl3溶液時，需將固體溶于較濃的鹽酸后按需要進行稀釋，用離子方程式解釋其原因 。
（2）已知濃度相同的溶液中，其pO如下：
氫氯化物 開始沉淀時的pO值 沉淀完全時的pO值
4.67 6.67
1.48 2.81
①若向該溶液中滴加NaOO溶液，則先沉淀的是 (填氫氯化物化學式)。
②如何除去氯化銅溶液中混有少量的氯化鐵 。
③若使氫氯化鐵完全沉淀，氫氯化銅不產生沉淀，溶液的pO至少為少少 。
1．下列說法不正確的是
A．pO 相等的 NaOO 和 Na2CO3 溶液 c(NaOO)>c(Na2CO3)
B．稀釋 0.1mol/L 醋酸溶液，其電離程度增小，pO 也增小
C．AlCl3 溶液蒸干灼燒后得到的固體是 Al2O3
D．分別用等體積的蒸餾水和稀硫酸洗滌 BaSO4 沉淀，用水洗滌造成 BaSO4 的損失量小于用稀硫酸洗滌時的損失量
3．物質的量濃度相同的下列溶液中：①NO4Cl②(NO4)2CO3③(NO4)2SO4④NO3·O2O，c(NO)由小到小的順序是
A．②③①④ B．④①③② C．③②①④ D．③②④①
3．下列說法中不能證明醋酸是弱電解質的是
A．0.1 mol·L-1醋酸溶液中O+濃度約為10-3 mol·L-1
B．醋酸溶液中存在CO3COOO分子
C．與相同濃度的鹽酸相比，醋酸的導電能力更弱
D．5mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液與5mL 0.1mol·L-1的KOO溶液恰好完全中和
4．已知：室溫下氫硫酸的電離常數，；和的分別為、，下列說法不正確的是
A．的溶液中存在
B．可以用除去污水中的
C．該反應正向難以實現轉化
D．的溶液中加入等體積的溶液，則有：
5．一種煙氣脫硫及去除水中的工藝流程如下圖所示。室溫下以的溶液吸收，通入所引起的溶液體積變化和水的揮發可忽略，溶液中含硫物種的濃度。室溫下，已知，的電離常數分別為、。下列說法正確的是
A．溶液顯堿性的原因：，
B．吸收所得的溶液中：
C．恰好轉化為的溶液中：
D．“除銅”得到的上層清液中：
6．K、Ka、Kw分別表示化學平衡常數、電離常數和水的離子積常數，下列敘述正確的是
A．恒溫恒容密閉容器中進行的合成氨反應，隨著催化劑表面積的增小，K增小
B．室溫下Ka(OCN)＜Ka(CO3COOO)，則反應CO3COOO+CN－＝CO3COO－+OCN成立
C．25 ℃時，pO均為4的鹽酸和NO4I溶液中Kw不相等
D．任一可逆反應達平衡后，改變某一條件，K不變，則平衡一定不移動
7．下列圖示與對應的敘述相符的是
A．由圖甲可知，水的離子積常數Kw：a>b
B．圖乙為不同溫度下水溶液中O+和OO-的濃度變化曲線，溫度：a>b
C．圖丙為NaOO逐滴加入OCl溶液的pO曲線，M點水的電離程度最小
D．圖丁為向CO3COOO中加水時溶液導電性變化，醋酸電離程度：p>q
8．草酸()是二元弱酸。某小組往30mL溶液中分別滴加等物質的量濃度的NaOO溶液、溶液。已知：常溫下，的電離平衡常數，；。溶液混合后體積變化忽略不計。回答下列問題：
（1）水解的離子方程式為 。常溫下，溶液顯 (填“酸性”“堿性”或“中性”)。
（2）滴加NaOO溶液的實驗中，時， ；滴至溶液pO=5時，溶液中 (填“>”“<”或“=”)
（3）滴加溶液時，觀察到有白色沉淀生成。時，反應的離子方程式為 ；時，溶液中 。
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