資源簡介

一、對比剖析三大平衡
平衡類型 電離平衡(以CH3COOHCH3COO-+H+為例) 水解平衡(以CH3COO-+H2OCH3COOH+ OH-為例) 沉淀溶解平衡[以AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)為例]
研究對象 弱電解質溶液 能水解的鹽溶液 難溶電解質
影 響 因 素 升溫 促進電離 Ka增大 促進水解 Kh增大 若難溶物的溶解度與溫度成正比，促進溶解；反之，則抑制溶解 若難溶物的溶解度與溫度成正比，Ksp增大；反之，則Ksp減小
加水 促進電離 Ka不變 促進水解 Kh不變 促進溶解 Ksp不變
加入相 應離子 (或物質) 加入CH3COONa 或HCl，抑制 電離 Ka不變 加入CH3COOH或NaOH，抑制水解 Kh不變 加入AgNO3或NaCl，抑制溶解 Ksp不變
加入反應 離子(或 物質) 加入OH-，促進電離 Ka不變 加入H+，促進 水解 Kh不變 加入氨水，促進 溶解 Ksp不變
二、溶液中粒子濃度大小比較
1.單一溶液
(1)Na2S溶液
水解方程式：　　　　；
離子濃度大小關系：　　　　；
電荷守恒：　　　　；
元素守恒：　　　　；
質子守恒：　　　　。
(2)NaHS溶液
水解方程式：　　　　；
離子濃度大小關系：　　　　；
電荷守恒：　　　　；
元素守恒：　　　　；
質子守恒：　　　　。
2.混合溶液
(1)等物質的量濃度、等體積的CH3COOH、CH3COONa混合溶液
水解方程式：　　　　；
離子濃度大小關系：　　　　；
電荷守恒：　　　　；
元素守恒：　　　　；
質子守恒：　　　　。
(2)CH3COOH、CH3COONa混合溶液呈中性
離子濃度大小關系：　　　　；
電荷守恒：　　　　；
元素守恒：　　　　。
(3)常溫下pH=2的CH3COOH與pH=12的NaOH等體積混合的溶液
離子濃度大小關系：　　　　；
電荷守恒：　　　　。
三、電解質溶液的曲線類型與分析思路
1.弱酸、弱堿溶液的稀釋
圖像 理解與分析
HXH+ + X- Ka=≈≈ c(H+)≈c(X-)≈，α≈×100% 酸性：HA>HB，c(HA)V(HB)
lg =0代表沒稀釋；lg =1代表稀釋10倍 ①MOH為強堿、ROH為弱堿 ②lg =0時，c(ROH)>c(MOH) ③水的電離程度：a>b
2.中和反應過程中粒子濃度變化
(1)一元弱酸(弱堿)
(以常溫下，用0.1 mol·L-1 NaOH溶液中和20 mL 0.1 mol·L-1弱酸HX為例)
圖像 理解與分析
滴定曲線： 0點：HX溶液 c(HX)>c(H+)>c(X-)>c(OH-) ①點：c(HX)∶c(NaX)=1∶1 c(X-)>c(Na+)>c(HX)>c(H+)>c(OH-) ②點：pH=7 c(Na+)=c(X-)>c(HX)>c(H+)=c(OH-) ③點：NaX溶液 c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(HX)>c(H+)
對數曲線： Ka(HX)= A點：c(X-)=c(HX) 則：Ka(HX)=c(H+)，pKa(HX)=pH
分布系數曲線： W點，δ(X-)=δ(HX) Ka(HX)==c(H+) pKa(HX)=pH 此時，c(HX)∶c(NaX)≠ 1∶1
(2)二元弱酸(弱堿)
(以常溫下，用某濃度NaOH溶液中和10 mL同濃度弱酸H2X為例)
圖像 理解與分析
滴定曲線(兩個突躍點)： 平衡常數表達式： Ka1(H2X)=，Ka2(HX)= Ka1·Ka2=·= 由W點計算Ka1=10-2.3 由M點計算Ka2=10-9.7
分布系數曲線： Ⅰ.曲線①代表H2X，曲線②代表HX-，曲線③代表X2- Ⅱ.根據W點，得Ka1=10-a，pKa1=a 根據M點，得Ka2=10-b，pKa2=b Q點：c==，對應的c(HX-)最大 Ⅲ.當pHc(HX-)>c(X2-) ac(H2X)>c(X2-) cc(X2-)>c(H2X) pH>b時，c(X2-)>c(HX-)>c(H2X)
對數曲線： pH=lg -lg[Ka1(H2X)] pH=lg - lg[Ka2(H2X)]
3.沉淀溶解平衡曲線
圖像 理解與分析
(1)a→c，曲線上變化，增大c(S) (2)b→c，加入1×10-5 mol·L-1 Na2SO4溶液(加水不行，忽略溶液的體積變化) (3)d→c，加入BaCl2固體(忽略溶液的體積變化) (4)c→a，曲線上變化，增大c(Ba2+) (5)曲線上方的點表示有沉淀生成；曲線下方的點表示不飽和溶液 (6)不同曲線(T1、T2)之間變化僅能通過改變溫度實現
已知：pM=-lg c(M)(M：Mg2+、Ca2+、Mn2+)，p(C)=-lg c(C) (1)橫坐標數值越大，c(C)越小 (2)縱坐標數值越大，c(M)越小 (3)直線上方的點為不飽和溶液 (4)直線上的點為飽和溶液 (5)直線下方的點表示有沉淀生成
四、多類型曲線于一體的圖像分析思路
1.注意坐標系圖像的指向，明確曲線的類型以及讀取坐標的方向。
2.抓住關鍵點。重視起點、終點和交點對應的坐標數值及含義。
3.理解最高點和最低點對應的pH和各組分存在的pH范圍。
4.聯系電離平衡、水解平衡的規律及電荷守恒、元素守恒的關系分析判斷。
1.(2020·全國卷Ⅰ，13)以酚酞為指示劑，用0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知濃度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系數δ隨滴加NaOH溶液體積VNaOH的變化關系如下圖所示。[比如A2-的分布系數：δ(A2-)=]
下列敘述正確的是(　　)
A.曲線①代表δ(H2A)，曲線②代表δ(HA-)
B.H2A溶液的濃度為0.200 0 mol·L-1
C.HA-的電離常數Ka=1.0×10-2
D.滴定終點時，溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)
[思路分析]　A項，分布系數曲線只有一個交點，滴定曲線只有一個突躍點，說明H2A第一步電離完全：H2A===H++HA-，
曲線①代表HA-；B項，根據反應2NaOH+H2A===Na2A+2H2O，c(H2A)=× mol·L-1=0.100 0 mol·L-1；C項，基于圖像數據計算：
HA-的電離常數Ka==1.0×10-2；D項，基于守恒的離子濃度判斷：
則c(Na+)>2c(A2-)+c(HA-)。
2.(2024·新課標卷，13)常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中，分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。[比如：δ(CH2ClCOO-)=]
下列敘述正確的是(　　)
A.曲線M表示δ(CHCl2COO-)~pH的變化關系
B.若酸的初始濃度為0.10 mol·L-1，則a點對應的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-)
C.CH2ClCOOH的電離常數Ka=10-1.3
D.pH=2.08時，=
[思路分析]　隨著pH的增大，CH2ClCOOH、CHCl2COOH濃度減小，CH2ClCOO-、CHCl2COO-濃度增大，—Cl為吸電子基團，CHCl2COOH的酸性強于CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)>Ka(CH2ClCOOH)，δ(酸分子)=δ(酸根離子)=0.5時的pH分別約為1.3、2.8，則兩種酸的電離常數分別為Ka(CHCl2COOH)≈10-1.3，Ka(CH2ClCOOH)≈10-2.8，C錯誤；根據分析，曲線M表示δ(CH2ClCOO-)~pH的變化關系，A錯誤；CHCl2COOH為弱酸，若c0(CHCl2COOH)=0.1 mol·L-1，且溶液中溶質只有CHCl2COOH時，c(H+)<0.1 mol·L-1，a點對應的c(H+)=0.1 mol·L-1，說明此時溶液中加入了酸性更強的酸，根據電荷守恒，c(H+)>c(CHCl2COO-)+c(OH-)，B錯誤；電離度α=×100%，n始=n電離+n未電離，則pH=2.08時，α(CH2ClCOOH)=δ(CH2ClCOO-)，α(CHCl2COOH)=δ(CHCl2COO-)，δ(CH2ClCOO-)=0.15，δ(CHCl2COO-)=0.85，D正確。
3.(2023·全國乙卷，13)一定溫度下，AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A.a點條件下能生成Ag2CrO4沉淀，也能生成AgCl沉淀
B.b點時，c(Cl-)=c(Cr)，Ksp(AgCl)=Ksp(Ag2CrO4)
C.Ag2CrO4+2Cl-2AgCl+Cr的平衡常數K=107.9
D.向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，先產生Ag2CrO4沉淀
[思路分析]　第一步　選特殊點
本題為對數圖像，可選取特殊點：曲線交點(微粒濃度相等的點)、標有具體坐標的點。
第二步　分析判斷
向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，形成AgCl沉淀時所需要的c(Ag+)= mol·L-1=10-8.8 mol·L-1，形成Ag2CrO4沉淀時所需要的c(Ag+)= mol·L-1=10-5.35 mol·L-1，所以先產生AgCl沉淀，D錯誤。
4.(2024·廣西1月適應性測試)0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 H3PO4溶液時，V(NaOH)、各含磷元素微粒的lg[c/(mol·L-1)]和pH的關系如圖。下列說法中正確的是(　　)
A.①為P的lg[c/(mol·L-1)]與pH的關系
B.b點時，溶液中c(HP)>c(H3PO4)
C.H3PO4的=102.88
D.d點時，溶液中存在著c(Na+)=c(H2)+2c(HP)+3c()
[思路分析]　
b點對應溶液的溶質為NaH2PO4，溶液顯酸性，證明H2P的電離程度大于其水解程度，故b點對應溶液中c(HP)>c(H3PO4)，B正確；a點時，pH=2.12，c(H3PO4)=c(H2P)，Ka1(H3PO4)==10-2.12；c點時，pH=7.20，c(H2P)=c(HP)，Ka2(H3PO4)==10-7.20，==105.08，C錯誤；d點對應溶液的溶質為Na2HPO4，溶液中存在電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(H2P)+2c(HP)+3c(P)+c(OH-)，此時溶液的pH為10.00，故c(OH-)>c(H+)，即c(Na+)>c(H2P)+2c(HP)+3c(P)，D錯誤。
答案精析
二、
1.(1)S2-+H2OHS-+OH-、HS-+H2OH2S+OH-　c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)　c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)　c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)]　c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
(2)HS-+H2OH2S+OH-　c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H+)>c(S2-)
c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)　c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)　c(OH-)+c(S2-)=c(H+)+c(H2S)
解析　NaHS既能發生水解又能發生電離，水溶液呈堿性：HS-+H2OH2S+OH-(主要)；HS-H++S2-(次要)。
2.(1)CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
c(CH3COO-)+2c(OH-)=c(CH3COOH)+2c(H+)
(2)c(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
c(Na+)=c(CH3COO-)(3)c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)　c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
解析　(1)CH3COOHCH3COO-+H+(主要)，CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-(次要)，水溶液呈酸性。
(2)CH3COOHCH3COO-+H+
CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
若溶液呈中性，則電離和水解相互抵消。
(3)由于CH3COOH是弱酸，所以當完全反應后，CH3COOH仍過量許多，溶液呈酸性。
三、
1.>　<　>
2.(2)10-a　10-b
四、
應用舉例
1.C　2.D　3.C　4.B(共32張PPT)
考前必備
專題八　水溶液中的
離子平衡
一、對比剖析三大平衡
二、溶液中粒子濃度大小比較
內容索引
三、電解質溶液的曲線類型與分析思路
四、多類型曲線于一體的圖像分析思路
一、對比剖析三大平衡
PART ONE
平衡類型 電離平衡(以CH3COOH CH3COO-+H+為例) 水解平衡(以CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-為例) 沉淀溶解平衡[以AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)為例]
研究對象 弱電解質溶液 能水解的鹽溶液 難溶電解質
影 響 因 素 升溫 促進電離 Ka增大 促進水解 Kh增大 若難溶物的溶解度與溫度成正比，促進溶解；反之，則抑制溶解 若難溶物的溶解度與溫度成正比，Ksp增大；反之，則Ksp
減小
加水 促進電離 Ka不變 促進水解 Kh不變 促進溶解 Ksp不變
平衡類型 電離平衡(以CH3COOH CH3COO-+H+為例) 水解平衡(以CH3COO-+H2O CH3COOH+ OH-為例) 沉淀溶解平衡[以AgCl(s) Ag+(aq)+ Cl-(aq)為例]
影 響 因 素 加入相 應離子 (或物質) 加入CH3COONa 或HCl，抑制 電離 Ka不變 加入CH3COOH 或NaOH，抑制水解 Kh不變 加入AgNO3或NaCl，抑制溶解 Ksp不變
加入反應 離子(或 物質) 加入OH-，促進電離 Ka不變 加入H+，促進 水解 Kh不變 加入氨水，促進溶解 Ksp不變
二、溶液中粒子濃度大小比較
PART TWO
1.單一溶液
(1)Na2S溶液
水解方程式：　　　 　；
離子濃度大小關系：　　　 　；
電荷守恒：　　　 　；
元素守恒：　　　 　；
質子守恒：　　　 　。
S2-+H2O HS-+OH-、HS-+H2O H2S+OH-
c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)
c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)
c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)]
c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
(2)NaHS溶液
水解方程式：　　　　 ；
離子濃度大小關系：　　　 　；
電荷守恒：　　　　 ；
元素守恒：　　　 　；
質子守恒：　　　 　。
HS-+H2O H2S+OH-
c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H+)>c(S2-)
c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)
c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)
c(OH-)+c(S2-)=c(H+)+c(H2S)
NaHS既能發生水解又能發生電離，水溶液呈堿性：HS-+H2O H2S+
OH-(主要)；HS- H++S2-(次要)。
2.混合溶液
(1)等物質的量濃度、等體積的CH3COOH、CH3COONa混合溶液
水解方程式：　　　 　；
離子濃度大小關系：　 　　　；
電荷守恒：　　 　　；
元素守恒：　　　　 ；
質子守恒：　　　　 。
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
c(CH3COO-)+2c(OH-)=c(CH3COOH)+2c(H+)
CH3COOH CH3COO-+H+(主要)，CH3COO-+H2O CH3COOH+
OH-(次要)，水溶液呈酸性。
(2)CH3COOH、CH3COONa混合溶液呈中性
離子濃度大小關系：　　 　 　；
電荷守恒：　　　 　；
元素守恒：　　　　 。
c(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
c(Na+)=c(CH3COO-)
CH3COOH CH3COO-+H+
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
若溶液呈中性，則電離和水解相互抵消。
(3)常溫下pH=2的CH3COOH與pH=12的NaOH等體積混合的溶液
離子濃度大小關系：　　　 　；
電荷守恒：　　　 　。
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
由于CH3COOH是弱酸，所以當完全反應后，CH3COOH仍過量許多，溶液呈酸性。
圖像 理解與分析
HX H+ + X-
Ka=≈≈
c(H+)≈c(X-)≈，α≈×100%
酸性：HA HB，c(HA) c(HB)
用a、b兩點處所示溶液中和等物質的量的NaOH，消耗HA與HB的體積：V(HA) V(HB)
三、電解質溶液的曲線類型與分析思路
PART THREE
1.弱酸、弱堿溶液的稀釋
>
<
>
圖像 理解與分析
lg =0代表沒稀釋；lg =1代表稀釋10倍
①MOH為強堿、ROH為弱堿
②lg =0時，c(ROH)>c(MOH)
③水的電離程度：a>b
2.中和反應過程中粒子濃度變化
(1)一元弱酸(弱堿)
(以常溫下，用0.1 mol·L-1 NaOH溶液中和20 mL 0.1 mol·L-1弱酸HX為例)
圖像 理解與分析
滴定曲線： 0點：HX溶液
c(HX)>c(H+)>c(X-)>c(OH-)
①點：c(HX)∶c(NaX)=1∶1
c(X-)>c(Na+)>c(HX)>c(H+)>c(OH-)
②點：pH=7
c(Na+)=c(X-)>c(HX)>c(H+)=c(OH-)
③點：NaX溶液
c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(HX)>c(H+)
圖像 理解與分析
對數曲線： Ka(HX)=
A點：c(X-)=c(HX)
則：Ka(HX)=c(H+)，pKa(HX)=pH
圖像 理解與分析
分布系數曲線： W點，δ(X-)=δ(HX)
Ka(HX)==c(H+)
pKa(HX)=pH
此時，c(HX)∶c(NaX)≠ 1∶1
(2)二元弱酸(弱堿)
(以常溫下，用某濃度NaOH溶液中和10 mL同濃度弱酸H2X為例)
圖像 理解與分析
滴定曲線(兩個突躍點)： 平衡常數表達式：
Ka1(H2X)=，Ka2(HX)=
Ka1·Ka2=·
=
由W點計算Ka1=10-2.3
由M點計算Ka2=10-9.7
圖像 理解與分析
分布系數曲線： Ⅰ.曲線①代表H2X，曲線②代表HX-，曲線③代表X2-
Ⅱ.根據W點，得Ka1= ，pKa1=a
根據M點，得Ka2= ，pKa2=b
Q點：c==，對應的c(HX-)最大
Ⅲ.當pHc(HX-)>c(X2-)
ac(H2X)>c(X2-)
cc(X2-)>c(H2X)
pH>b時，c(X2-)>c(HX-)>c(H2X)
10-a
10-b
圖像 理解與分析
對數曲線： pH=lg -lg[Ka1(H2X)]
pH=lg - lg[Ka2(H2X)]
3.沉淀溶解平衡曲線
圖像 理解與分析
(1)a→c，曲線上變化，增大c(S)
(2)b→c，加入1×10-5 mol·L-1 Na2SO4溶液(加水不行，忽略溶液的體積變化)
(3)d→c，加入BaCl2固體(忽略溶液的體積變化)
(4)c→a，曲線上變化，增大c(Ba2+)
(5)曲線上方的點表示有沉淀生成；曲線下方的點表示不飽和溶液
(6)不同曲線(T1、T2)之間變化僅能通過改變溫度實現
圖像 理解與分析
已知：pM=-lg c(M)(M：Mg2+、Ca2+、Mn2+)，p(C)=-lg c(C) (1)橫坐標數值越大，c(C)越小
(2)縱坐標數值越大，c(M)越小
(3)直線上方的點為不飽和溶液
(4)直線上的點為飽和溶液
(5)直線下方的點表示有沉淀生成
四、多類型曲線于一體的圖像分析思路
PART FOUR
1.注意坐標系圖像的指向，明確曲線的類型以及讀取坐標的方向。
2.抓住關鍵點。重視起點、終點和交點對應的坐標數值及含義。
3.理解最高點和最低點對應的pH和各組分存在的pH范圍。
4.聯系電離平衡、水解平衡的規律及電荷守恒、元素守恒的關系分析判斷。
1.(2020·全國卷Ⅰ，13)以酚酞為指示劑，用0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知濃度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系數δ隨滴加NaOH溶液體積VNaOH的變化關系如下圖所示。[比如A2-的分布系數：
δ(A2-)=]
下列敘述正確的是
A.曲線①代表δ(H2A)，曲線②代表δ(HA-)
B.H2A溶液的濃度為0.200 0 mol·L-1
C.HA-的電離常數Ka=1.0×10-2
D.滴定終點時，溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)
應用舉例
√
[思路分析]　A項，分布系數曲線只有一個交點，滴定曲線只有一個突躍點，說明H2A第一步電離完全：H2A===H++HA-，
曲線①代表HA-；
B項，根據反應2NaOH+H2A===Na2A+2H2O，c(H2A)=× mol·L-1
=0.100 0 mol·L-1；
C項，基于圖像數據計算：
HA-的電離常數Ka==1.0×10-2；
D項，基于守恒的離子濃度判斷：
則c(Na+)>2c(A2-)+c(HA-)。
2.(2024·新課標卷，13)常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中，分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。[比如：δ(CH2ClCOO-)=]
下列敘述正確的是
A.曲線M表示δ(CHCl2COO-)~pH的
變化關系
B.若酸的初始濃度為0.10 mol·L-1，
則a點對應的溶液中有c(H+)=
c(CHCl2COO-)+c(OH-)
C.CH2ClCOOH的電離常數Ka=10-1.3
D.pH=2.08時，=
√
[思路分析]　隨著pH的增大，CH2ClCOOH、CHCl2COOH濃度減小，CH2ClCOO-、CHCl2COO-濃度增大，—Cl為吸電子基團，CHCl2COOH的酸性強于CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)>Ka(CH2ClCOOH)，δ(酸分子)
=δ(酸根離子)=0.5時的pH分別約為1.3、2.8，則兩種酸的電離常數分別為Ka(CHCl2COOH)≈10-1.3，Ka(CH2ClCOOH)≈10-2.8，C錯誤；
根據分析，曲線M表示δ(CH2ClCOO-)~pH的變化關系，A錯誤；
CHCl2COOH為弱酸，若c0(CHCl2COOH)=0.1 mol·L-1，且溶液中溶質只有CHCl2COOH時，c(H+)<0.1 mol·L-1，a點對應的c(H+)=0.1 mol·L-1，說明此時溶液中加入了酸性更強的酸，根據電荷守恒，c(H+)>c(CHCl2COO-)+
c(OH-)，B錯誤；
電離度α=×100%，n始=n電離+n未電離，則pH=2.08時，α(CH2ClCOOH)=δ(CH2ClCOO-)，α(CHCl2COOH)=δ(CHCl2COO-)，δ(CH2ClCOO-)=0.15，δ(CHCl2COO-)=0.85，D正確。
3.(2023·全國乙卷，13)一定溫度下，AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。
下列說法正確的是
A.a點條件下能生成Ag2CrO4沉淀，也
能生成AgCl沉淀
B.b點時，c(Cl-)=c(Cr)，Ksp(AgCl)
=Ksp(Ag2CrO4)
C.Ag2CrO4+2Cl- 2AgCl+Cr的平衡常數K=107.9
D.向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，先產
生Ag2CrO4沉淀
√
[思路分析]　第一步　選特殊點
本題為對數圖像，可選取特殊點：曲線交點(微粒濃度相等的點)、標有具體坐標的點。
第二步　分析判斷
向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3溶液，形成
AgCl沉淀時所需要的c(Ag+)= mol·L-1=10-8.8 mol·L-1，形成Ag2CrO4沉淀時所需要的c(Ag+)= mol·L-1=10-5.35 mol·L-1，所以先產生AgCl沉
淀，D錯誤。
4.(2024·廣西1月適應性測試)0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 H3PO4溶液時，V(NaOH)、各含磷元素微粒的lg[c/(mol·L-1)]
和pH的關系如圖。下列說法中正確的是
A.①為P的lg[c/(mol·L-1)]與pH的
關系
B.b點時，溶液中c(HP)>c(H3PO4)
C.H3PO4的=102.88
D.d點時，溶液中存在著c(Na+)=c(H2)+2c(HP)+3c()
√
[思路分析]　
b點對應溶液的溶質為NaH2PO4，溶液顯酸性，證明H2P的電離程度大于其水解程度，故b點對應溶液中c(HP)>c(H3PO4)，B正確；
a點時，pH=2.12，c(H3PO4)=c(H2P)，Ka1(H3PO4)==10-2.12；c點時，pH=7.20，c(H2P)=c(HP)，Ka2(H3PO4)==10-7.20，==105.08，C錯誤；
d點對應溶液的溶質為Na2HPO4，溶液中存在電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=
c(H2P)+2c(HP)+3c(P)+c(OH-)，此時溶液的pH為10.00，故c(OH-)
>c(H+)，即c(Na+)>c(H2P)+2c(HP)+3c(P)，D錯誤。

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