資源簡介

專題七　水溶液中的離子平衡
　溶液中的三大平衡
1．電離平衡
(1)弱電解質的電離解題方法
(2)認識電離平衡的兩個誤區
誤區一：誤認為電離平衡正向移動，電離程度一定增大。如增大電解質的濃度，平衡向電離方向移動，電離程度減小，但電離得到的離子濃度增大。
誤區二：誤認為加水稀釋所有粒子的濃度都減小。如加水稀釋醋酸溶液，c(OH－)增大。
(3)厘清溶液中H＋或OH－的來源是正確計算水電離的c(H＋)水或c(OH－)水的關鍵。
①溶質為酸的溶液
H＋來源于酸的電離和水的電離，而OH－只來源于水的電離：c(H＋)水＝c(OH－)溶液＝。
②溶質為堿的溶液
H＋全部來源于水的電離，OH－來源于堿的電離和水的電離：c(OH－)水＝c(H＋)溶液＝。
③水解呈酸性的鹽溶液
H＋或OH－全部來源于水的電離：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)溶液。
④水解呈堿性的鹽溶液
H＋或OH－全部來源于水的電離：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)溶液。
2．水解平衡
(1)解決鹽類水解問題的方法
鹽類的水解存在平衡，外界條件(如溫度、濃度、溶液的酸堿性等)的改變會引起平衡的移動。解答此類問題一般采用如下步驟：找出影響平衡的條件→判斷平衡移動的方向→分析平衡移動的結果及移動結果與所解答問題的聯系。
(2)認識鹽類水解的三個誤區
誤區一：誤認為水解平衡正向移動，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。
誤區二：誤認為弱酸強堿鹽都因水解而顯堿性。如NaHSO3溶液顯酸性。
誤區三：誤認為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質。對于水解程度不大且水解產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。
3．沉淀溶解平衡
(1)沉淀溶解平衡認識上的誤區
誤區一：把沉淀溶解平衡誤認為電離平衡。實際上，如BaSO4(s)??Ba2＋(aq)＋SO(aq)是溶解平衡，因為BaSO4是強電解質，不存在電離平衡。
誤區二：誤認為Ksp越小，物質的溶解度越小，溶解能力越弱。實際上只有物質類型相同時(如AB型、AB2型等)才能比較。
(2)Ksp與物質溶解度的關系判斷
對于組成形式相同的物質來說，Ksp越小，物質越難溶解或溶解度越小；組成形式(AmBn)不同的物質，Ksp越小且(m＋n)越小的物質越難溶。
4．溶液中粒子濃度的大小比較
(1)比較溶液中粒子濃度大小的解題流程
(2)巧抓“四點”，突破酸堿中和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，生成什么溶質，判斷溶液的酸堿性。
③抓溶液的“中性”點，生成什么溶質，哪種物質過量或不足。
④抓反應的“過量”點，溶液中是什么溶質，判斷哪種物質過量。
實例分析：常溫下，向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液，溶液pH與加入NaOH溶液體積的關系如圖所示：
(注：a點為反應一半點，b點呈中性，c點恰好完全反應，d點NaOH過量一倍)
分析：
四點 溶質 離子濃度關系
a CH3COONa CH3COOH (1∶1) c(CH3COO－)＞c(Na＋) ＞c(H＋)＞c(OH－)
b CH3COONa CH3COOH c(CH3COO－)＝c(Na＋) ＞c(H＋)＝c(OH－)
c CH3COONa c(Na＋)＞c(CH3COO－) ＞c(OH－)＞c(H＋)
d CH3COONa NaOH (1∶1) c(Na＋)＞c(OH－)＞ c(CH3COO－)＞c(H＋)
1．(2024·山東卷)常溫下Ag(Ⅰ)-CH3COOH水溶液體系中存在反應：Ag＋＋CH3COO－??CH3COOAg(aq)，平衡常數為K。已知初始濃度c0(Ag＋)＝c0(CH3COOH)＝0.08 mol·L－1，所有含碳物種的摩爾分數與pH變化關系如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法正確的是(　　)
A．線Ⅱ表示CH3COOH的變化情況
B．CH3COOH的電離平衡常數Ka＝10－n
C．pH＝n時，c(Ag＋)＝ mol·L－1
D．pH＝10時，c(Ag＋)＋c(CH3COOAg)＝0.08 mol·L－1
C　解析：隨著pH增大，c(H＋)減小，CH3COOH??CH3COO－＋H＋的平衡正向移動，CH3COOH的摩爾分數減小，CH3COO－的摩爾分數增大，c(CH3COO－)增大，Ag＋＋CH3COO－??CH3COOAg(aq)的平衡正向移動，c(CH3COOAg)增大，但當pH增大至一定程度時，由于c(OH－)較大，Ag＋部分轉化為沉淀，c(Ag＋)減小，Ag＋＋CH3COO－??CH3COOAg(aq)的平衡逆向移動，c(CH3COOAg)減小，c(CH3COO－)增大，故線Ⅰ表示CH3COOH的摩爾分數隨pH變化的關系，線Ⅱ表示CH3COO－的摩爾分數隨pH變化的關系，線Ⅲ表示CH3COOAg的摩爾分數隨pH變化的關系。根據分析，線Ⅱ表示CH3COO－的變化情況，A項錯誤；由圖可知，當c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)時(即線Ⅰ和線Ⅱ的交點)，溶液的pH＝m，則CH3COOH 的電離平衡常數Ka＝＝10－m，B項錯誤；pH＝n時，＝10－m，c(CH3COO－)＝＝10n－m·c(CH3COOH)，Ag＋＋CH3COO－??CH3COOAg(aq)的K＝，c(Ag＋)＝，由圖可知pH＝n時，c(CH3COOH)＝c(CH3COOAg)，代入整理得c(Ag＋)＝ mol·L－1，C項正確；根據元素守恒，pH＝10時，溶液中c(Ag＋)＋c(CH3COOAg)＋c(AgOH)＝0.08 mol·L－1，D項錯誤。
2．(2024·湖北卷)CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖所示?？v坐標(δ)為組分中鉛占總鉛的質量分數。已知c0(Pb2＋)＝2.0×10－5 mol·L－1，pKa1(H2CO3)＝6.4，pKa2(H2CO3)＝10.3，pKsp(PbCO3)＝12.1。下列說法錯誤的是(　　)
A．pH＝6.5時，溶液中c(CO)B．δ(Pb2＋)＝δ(PbCO3)時，c(Pb2＋)<1.0×10－5 mol·L－1
C．pH＝7時，2c(Pb2＋)＋c[Pb(OH)＋]<2c(CO)＋c(HCO)＋c(ClO)
D．pH＝8時，溶液中加入少量NaHCO3(s)，PbCO3會溶解
D　解析：已知pKsp(PbCO3)＝12.1，當δ(Pb2＋)＝25%，即c(Pb2＋)＝5×10－6 mol·L－1時，c(CO)＝＝2×10－7.1mol·L－16.5，則pH＝6.5時，c(Pb2＋)>5×10－6 mol·L－1，c(CO)<2×10－7.1mol·L－1，故c(CO)2n(Pb2＋)＋2n[Pb(OH)＋]＋2n[Pb(CO3)]，故c(ClO)>2c(Pb2＋)＋2c[Pb(OH)＋]＋2c[Pb(CO3)]，即2c(Pb2＋)＋c[Pb(OH)＋]<2c(CO)＋c(HCO)＋c(ClO)，C正確；pH＝8時，含Pb物種主要以PbCO3(s)形式存在，溶解PbCO3有兩種方式：將其轉化為Pb2＋或Pb(CO3)，即使PbCO3??Pb2＋＋CO正向移動，或使PbCO3＋CO??Pb(CO3)正向移動，則需要補充CO，若由HCO電離提供CO，同時電離出的H＋會降低溶液的pH，與Pb(CO3)存在時需要較高的pH矛盾，D錯誤。
理解守恒原理，突破離子濃度等量關系
3．(2024·全國甲卷)將0.10 mmol Ag2CrO4配制成1.0 mL懸濁液，向其中滴加0.10 mol·L－1的NaCl溶液。lg [cM/(mol·L－1)](M代表Ag＋、Cl－或CrO)隨加入NaCl溶液體積(V)的變化關系如圖所示。
下列敘述正確的是(　　)
A．交點a處：c(Na＋)＝2c(Cl－)
B.＝10－2.21
C．V≤2.0 mL時，不變
D．y1＝－7.82，y2＝－lg 34
D　解析：向1.0 mL含0.10 mmol Ag2CrO4的懸濁液中滴加0.10 mol·L－1的NaCl溶液，發生反應：Ag2CrO4(s)＋2Cl－(aq)??2AgCl(s)＋CrO(aq)，兩者恰好完全反應時，NaCl溶液的體積V(NaCl)＝＝2 mL，2 mL之后再加NaCl溶液，c(Cl－)增大，據AgCl(s)??Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)c(Cl－)可知，c(Ag＋)會隨著c(Cl－)增大而減小，所以加入2 mL NaCl溶液后降低的曲線，即最下方的虛線代表Ag＋，升高的曲線，即中間虛線代表Cl－，則剩余最上方的實線代表CrO；由此分析解題。加入2 mL NaCl溶液時Ag2CrO4與NaCl溶液恰好完全反應，則a點時溶質為NaCl和Na2CrO4，電荷守恒：c(Na＋)＋c(Ag＋)＋c(H＋)＝2c(CrO)＋c(Cl－)＋c(OH－)，此時c(H＋)、c(OH－)、c(Ag＋)可忽略不計，a點為Cl－和CrO曲線的交點，即c(CrO)＝c(Cl－)，則溶液中c(Na＋)≈3c(Cl－)，A錯誤；當V(NaCl)＝1.0 mL時，有一半的Ag2CrO4轉化為AgCl，Ag2CrO4與AgCl共存，均達到沉淀溶解平衡，取圖中橫坐標為1.0 mL的點，得Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝10－5.18×10－4.57＝10－9.75，Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝(10－5.18)2×10－1.60＝10－11.96，則＝＝102.21，B錯誤；＝為定值，即為定值，由圖可知，在V≤2.0 mL時，c(Ag＋)并不是定值，則的值也不是定值，C錯誤；V＞2.0 mL時，AgCl處于飽和狀態，V(NaCl)＝2.4 mL時，c(Cl－)＝10－1.93 mol·L－1，則c(Ag＋)＝＝＝10－7.82 mol·L－1，故y1＝－7.82，此時Ag2CrO4全部轉化為AgCl，n(CrO)守恒，等于起始時n(Ag2CrO4)，則c(CrO)＝＝＝ mol·L－1，則y2＝lg c(CrO)＝lg ＝－lg 34，D正確。
4．(2024·黑吉遼卷)25 ℃下，AgCl、AgBr和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。某實驗小組以K2CrO4為指示劑，用AgNO3標準溶液分別滴定含Cl－水樣、含Br－水樣。
已知：①Ag2CrO4為磚紅色沉淀；
②相同條件下AgCl溶解度大于AgBr；
③25 ℃時，pKa1(H2CrO4)＝0.7，pKa2(H2CrO4)＝6.5。
下列說法錯誤的是(　　)
A．曲線②為AgCl沉淀溶解平衡曲線
B．反應Ag2CrO4＋H＋??2Ag＋＋HCrO的平衡常數K＝10－5.2
C．滴定Cl－時，理論上混合液中指示劑濃度不宜超過10－2.0 mol·L－1
D．滴定Br－達終點時，溶液中＝10－0.5
D　解析：AgCl和AgBr中陰、陽離子個數比均為1∶1，即代表二者的沉淀溶解平衡曲線平行，所以①代表Ag2CrO4，相同條件下，AgCl溶解度大于AgBr，即Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)，所以②代表AgCl，則③代表AgBr，根據①上的點(2.0,7.7)，可求得Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝(10－2)2×10－7.7＝10－11.7，根據②上的點(2.0，7.7)，可求得Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝10－2×10－7.7＝10－9.7，根據③上的點(6.1,6.1)，可求得Ksp(AgBr)＝c(Ag＋)·c(Br－)＝10－6.1×10－6.1＝10－12.2。由分析得，曲線②為AgCl沉淀溶解平衡曲線，故A正確；反應Ag2CrO4＋H＋??2Ag＋＋HCrO的平衡常數K＝＝＝＝＝10－5.2，故B正確；當Cl－恰好滴定完全時，c(Ag＋)＝＝10－4.85 mol·L－1，即c(CrO)＝＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1，因此，指示劑的濃度不宜超過10－2 mol·L－1，故C正確；滴定Br－達終點時，c(Ag＋)＝c(Br－)＝＝10－6.1 mol·L－1，即c(CrO)＝＝ mol·L－1＝100.5 mol·L－1，＝＝10－6.6，故D錯誤。
沉淀溶解平衡曲線解題要點
(1)沉淀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溶液，此時有沉淀析出，曲線下方的任一點均表示不飽和溶液。
(2)從圖像中找到數據，根據Ksp公式計算得出Ksp的值。
(3)比較溶液的Q與Ksp的大小，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溶液的體積。
　溶液中的“四大常數”及其應用
1．四大平衡常數的比較
平衡常數 符號 影響因素 表達式
水的離子積 Kw 溫度升高，Kw、Ka、Kb、Kh增大 Kw＝c(OH－)·c(H＋)
電離常數 酸Ka HA??H＋＋A－，電離常數Ka＝
堿Kb BOH??B＋＋OH－，電離常數Kb＝
鹽的水解常數 Kh A－＋H2O??OH－＋HA，水解常數Kh＝
溶度積常數 Ksp 升溫，大多數Ksp增大 MmAn的飽和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
2.四大平衡常數的應用
(1)平衡常數間的數學關系模型
①電離平衡常數與水解平衡常數的聯系(以多元弱酸H3A為例)：
方程式 常數表達式 關系式
電離：H3A??H＋＋H2A－ H2A－??H＋＋HA2－ HA2－??H＋＋A3－ Ka1＝ Ka2＝ Ka3＝ Ka1·Kh3＝Kw Ka2·Kh2＝Kw Ka3·Kh1＝Kw
水解：A3－＋H2O??HA2－＋OH－ HA2－＋H2O??H2A－＋OH－ H2A－＋H2O??H3A＋OH－ Kh1＝ Kh2＝ Kh3＝
H3AH2A－HA2－A3－
②水解平衡常數與溶度積常數的聯系：
Fe3＋(aq)＋3H2O(aq)??Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)：Kh＝＝＝。
③化學平衡常數與溶度積常數的聯系：
2Fe3＋(aq)＋3Mg(OH)2(s)??2Fe(OH)3(s)＋3Mg2＋(aq)的K＝。
(2)判斷離子濃度比值的大小變化。如將NH3·H2O溶液加水稀釋，c(OH－)減小，因電離平衡常數為，此值不變，故的值增大。
(3)利用四大平衡常數進行有關計算。如運用Ksp進行多種沉淀共存時離子濃度關系計算：
①化學組成相同時：直接通過二者的Ksp進行兩種離子濃度的互求，如在AgI和AgCl沉淀同時存在的溶液中，＝。
②化學組成不相同時：可以通過二者的Ksp和共同含有的離子濃度為中介，實現互求。如Fe(OH)3和Mg(OH)2同時存在的體系中，如果知道c(Fe3＋)，可通過Ksp[Fe(OH)3]求出c(OH－)，再根據Ksp[Mg(OH)2]可求出c(Mg2＋)。
1．(2024·江蘇卷)室溫下，通過下列實驗探究SO2的性質。已知Ka1(H2SO3)＝1.3×10－2，Ka2(H2SO3)＝6.2×10－8。
實驗1：將SO2氣體通入水中，測得溶液pH＝3。
實驗2：將SO2氣體通入0.1 mol·L－1 NaOH溶液中，當溶液pH＝4時停止通氣。
實驗3：將SO2氣體通入0.1 mol·L－1 酸性KMnO4溶液中，當溶液恰好褪色時停止通氣。
下列說法正確的是(　　)
A．實驗1所得溶液中：c(HSO)＋c(SO)>c(H＋)
B．實驗2所得溶液中：c(SO)>c(HSO)
C．實驗2所得溶液經蒸干、灼燒制得NaHSO3固體
D．實驗3所得溶液中：c(SO)>c(Mn2＋)
D　解析：實驗1所得溶液為H2SO3溶液，存在電荷守恒：c(H＋)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(OH－)，故c(H＋)>c(HSO)＋c(SO)，A錯誤；pH＝4時，c(H＋)＝10－4 mol·L－1，Ka2(H2SO3)＝，則＝＝＝6.2×10－4<1，則c(SO)c(Mn2＋)，D正確。
2．(2024·河北卷)在水溶液中，CN－可與多種金屬離子形成配離子。X、Y、Z三種金屬離子分別與CN－形成配離子達平衡時，lg 與－lg c(CN－)的關系如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A．99%的X、Y轉化為配離子時，兩溶液中CN－的平衡濃度：X>Y
B．向Q點X、Z的混合液中加少量可溶性Y鹽，達平衡時>
C．由Y和Z分別制備等物質的量的配離子時，消耗CN－的物質的量：YD．若相關離子的濃度關系如P點所示，Y配離子的解離速率小于生成速率
B　解析：99%的X、Y轉化為配離子時，溶液中＝＝，則lg ＝lg ≈－2，根據圖像可知，縱坐標約為－2時，溶液中－lg cX(CN－)>－lg cY(CN－)，則溶液中CN－的平衡濃度：Xlg ，則>，B正確；設金屬離子形成配離子的離子方程式為金屬離子＋mCN－===配離子，則平衡常數K＝，lg K＝lg －mlg c(CN－)＝－lg －mlg c(CN－)，即lg ＝－mlg c(CN－)－lg K，故X、Y、Z三種金屬離子形成配離子時結合的CN－越多，對應lg ～－lg c(CN－)曲線斜率越大，由題圖知，曲線斜率：Y>Z，則由Y、Z制備等物質的量的配離子時，消耗CN－的物質的量：Z3．(2024·湖南卷)常溫下Ka(HCOOH)＝1.8×10－4，向20 mL 0.10 mol·L－1NaOH溶液中緩慢滴入相同濃度的HCOOH溶液，混合溶液中某兩種離子的濃度隨加入HCOOH溶液體積的變化關系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．水的電離程度：MB．M點：2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)
C．當V(HCOOH)＝10 mL時，c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)
D．N點：c(Na＋)>c(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)>c(HCOOH)
D　解析：結合起點和終點，隨著加入HCOOH溶液，發生濃度改變的粒子是Na＋、OH－、H＋和HCOO－，c(Na＋)與c(OH－)會減小，c(HCOO－)與c(H＋)會增大，加入20 mL HCOOH溶液前，c(H＋)一定小于c(OH－)，因此經過M點下降的曲線表示的是OH－濃度的改變，經過M點上升的曲線表示的是HCOO－濃度的改變。N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa，此時僅存在HCOO－的水解，M點仍剩余有未反應的NaOH，抑制水的電離，故水的電離程度M＜N，故A正確；M點溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，M點為交點，c(HCOO－)＝c(OH－)，整理兩式可得2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，故B正確；當V(HCOOH)＝10 mL時，溶液中c(NaOH)∶c(HCOONa)＝1∶1，根據電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，根據元素守恒有c(Na＋)＝2c(HCOO－)＋2c(HCOOH)，整理兩式可得c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)，故C正確；N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa，HCOO－發生水解，因此c(Na＋)>c(HCOO－)，c(OH－)>c(H＋)，觀察圖中N點可知，c(HCOO－)≈0.05 mol·L－1，根據Ka(HCOOH)＝＝1.8×10－4，可知c(HCOOH)>c(H＋)，故D錯誤。
4．(1)(2022·江蘇卷節選)已知：Ksp(FeS)＝6.5×10－18，Ksp[Fe(OH)2]＝5.0×10－17；H2S電離常數分別為Ka1＝1.1×10－7、Ka2＝1.3×10－13。
在弱酸性溶液中，反應FeS＋H＋??Fe2＋＋HS－的平衡常數K的數值為________。
(2)已知：①Ksp[Fe(OH)3]＝8×10－38；②Ksp[Ce(OH)3]＝1×10－22；③lg 2≈0.3。
“濾液Ⅰ”中c(Ce3＋)＝0.1 mol·L－1，為除去溶液中的Fe3＋(溶液中某離子濃度小于1×10－5 mol·L－1時，認為該離子沉淀完全)，用氨水調pH的范圍是________。
解析：(1)反應FeS＋H＋??Fe2＋＋HS－的平衡常數K＝，由題目信息可知，Ksp(FeS)＝c(Fe2＋)·c(S2－)＝6.5×10－18，H2S的電離常數Ka2＝＝1.3×10－13，所以K＝＝＝5×10－5。(2)“濾液Ⅰ”中c(Ce3＋)＝0.1 mol·L－1，Ce3＋開始沉淀時，Ksp[Ce(OH)3]＝1×10－22，c(OH－)＝ mol·L－1＝10－7 mol·L－1，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，pH＝7時，Ce3＋開始沉淀；Fe3＋沉淀完全時，Ksp[Fe(OH)3]＝8×10－38，c(OH－)＝ mol·L－1＝2×10－11 mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1＝ mol·L－1，pH＝－lg ＝3.3，用氨水調pH的范圍是3.3≤pH<7。
答案：(1)5×10－5　(2)3.3≤pH<7
利用平衡常數解題的審題流程
(1)根據平衡常數的意義，確定反應進行程度、酸堿性強弱、鹽溶液的酸堿性。
(2)確定平衡常數表達式，判斷反應所處狀態，進行有關計算。
近四年山東高考考情
考點分析 2021年山東卷 2022年山東卷 2023年山東卷 2024年山東卷
pH與沉淀離子濃度變化圖 T14
分布分數或摩爾分數隨pH的變化 T15 T10
對數圖像 T15
酸堿滴定中離子濃度變化
溶液中離子濃度關系 T15
沉淀溶解平衡圖像 T15
“導電能力與V”變化圖
　對數圖像
(2023·山東卷)(雙選)在含HgI2(s)的溶液中，一定c(I－)范圍內，存在平衡關系：HgI2(s)??HgI2(aq)、HgI2(aq)??Hg2＋＋2I－、HgI2(aq)??HgI＋＋I－、HgI2(aq)＋I－??HgI、HgI2(aq)＋2I－??HgI，平衡常數依次為K0、K1、K2、K3、K4。已知lg c(Hg2＋)、lg c(HgI＋)、lg c(HgI)、lg c(HgI)隨lg c(I－)的變化關系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．線L表示lg c(HgI)的變化情況
B．隨c(I－)增大，c[HgI2(aq)]先增大后減小
C．a＝lg
D．溶液中I元素與Hg元素的物質的量之比始終為2∶1
任務1　對數圖像的分析解讀
(1)對數圖像的含義：將溶液中某一粒子的濃度[如c(A)]或某些粒子濃度的比值[如]取常用對數，即lg c(A)或lg，與溶液中的pH或溶液的體積等關系作出的圖像稱為對數圖像。
(2)?？紝祱D像的類型
圖像種類 具體類型 含義 變化規律
對數 圖像 lg 生成物與反應物離子濃度比的常用對數 lg越大，反應向正反應方向進行的程度越大
AG＝ lg H＋與OH－濃度比的常用對數 AG越大，酸性越強，中性時，＝1，AG＝0
負對數 圖像 pH＝ －lg c(H＋) H＋濃度的常用負對數 pH越大，c(H＋)越小，溶液的堿性越強
pC＝ －lg c(C) C離子濃度的常用負對數 pC越大，c(C)越小
－lg 生成物與反應物離子濃度比的常用負對數 －lg越大，反應向正反應方向進行的程度越小
(3)本題的對數圖像有何特點？
提示：本題圖像的橫坐標和縱坐標均為相應離子濃度的對數。
任務2　如何確定圖中四條曲線分別代表哪種離子？
提示：先根據平衡常數表達式確定每種離子的曲線方程，再結合曲線隨c(I－)增大的變化趨勢和程度來確定各曲線代表的離子。由題干反應方程式HgI2(aq)??Hg2＋＋2I－可知，K1＝，則有c(Hg2＋)＝，即lg c(Hg2＋)＝lg K1＋lg c(HgI2)－2lg c(I－)，同理可得：lg c(HgI＋)＝lg K2＋lg c(HgI2)－lg c(I－)，lg c(HgI)＝lg K3＋lg c(HgI2)＋lg c(I－)，lg c(HgI)＝lg K4＋lg c(HgI2)＋2lg c(I－)，且由HgI2(s)??HgI2(aq)可知，K0＝c[HgI2(aq)]為一定值，故可知圖示中曲線1、2、3、4(即L)分別代表lg c(HgI＋)、lg c(Hg2＋)、lg c(HgI)、lg c(HgI)的變化情況。
任務3　如何利用圖中曲線的“交點”(M點)進行計算？
提示：M點為lg c(HgI＋)和lg c(Hg2＋)兩條曲線的交點，則lg c(HgI＋)和lg c(Hg2＋)的數值相等。據此可得到相應等式進行計算。
任務4　以上試題的正確選項為________。
BD　解析：由題干所給離子方程式HgI2(aq)??Hg2＋＋2I－可知，K1＝，即c(Hg2＋)＝，即lg c(Hg2＋)＝lg K1＋lg c(HgI2)－2lg c(I－)，同理可得：lg c(HgI＋)＝lg K2＋lg c(HgI2)－lg c(I－)，lg c(HgI)＝lg K3＋lg c(HgI2)＋lg c(I－)，lg c(HgI)＝lg K4＋lg c(HgI2)＋ 2lg c(I－)，且由HgI2(s)??HgI2(aq)可知，K0＝c[HgI2(aq)]為一定值，故可知下圖所示中，曲線1、2、3、4(即L)分別代表lg c(HgI＋)、lg c(Hg2＋)、lg c(HgI)、lg c(HgI)的變化情況，據此分析解題。
由分析可知，線L表示lg c(HgI)的變化情況，故A正確；已知HgI2(s)??HgI2(aq)的化學平衡常數K0＝c[HgI2(aq)]，溫度不變平衡常數不變，故隨c(I－)增大，c[HgI2(aq)]始終保持不變，故B錯誤；由分析可知，曲線1對應的數量關系為lg c(HgI＋)＝lg K2＋lg c(HgI2)－lg c(I－)，曲線2對應的數量關系為lg c(Hg2＋)＝lg K1＋lg c(HgI2)－2lg c(I－)，即有b＝lg K2＋lg c(HgI2)－a①，b＝lg K1＋lg c(HgI2)－2a②，聯合①②可得a＝lg K1－lg K2＝lg ，故C正確；調節HgI2體系中的c(I－)需要額外加入含I－的物質如KI等，則溶液中I元素與Hg元素的物質的量之比不是始終為2∶1，故D錯誤。
1．對數圖像的解題策略
(1)先確定圖像的類型是對數圖像還是負對數圖像。
(2)再弄清楚圖像中橫坐標和縱坐標的含義，是濃度對數還是比值對數。
(3)抓住圖像中特殊點：如pH＝7，lg x＝0，交叉點。
(4)厘清圖像中曲線的變化趨勢及含義，根據含義判斷線上、線下的點所表示的意義。
(5)將圖像中數據或曲線的變化與所學知識對接，作出選項的正誤判斷。
2．離子平衡曲線的分析模板
　分布分數圖像
(2022·遼寧卷)甘氨酸(NH2CH2COOH)是人體必需氨基酸之一。在25 ℃時，NHCH2COOH、NHCH2COO－和NH2CH2COO－的分布分數[如δ(A2－)＝]與溶液pH關系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．甘氨酸具有兩性
B．曲線c代表NH2CH2COO－
C．NHCH2COO－＋H2O??NHCH2COOH＋OH－的平衡常數K＝10－11.65
D．c2(NHCH2COO－)c(NH2CH2COO－)
任務1　分布分數圖像的解讀
(1)分布分數圖像，簡稱分布曲線，是指以pH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，分布分數與溶液pH之間的關系曲線。
一元弱酸(以CH3COOH 為例) 二元酸(以草酸為例) 三元酸(以H3PO4為例)
δ0為CH3COOH 的分布分數，δ1為CH3COO－的分布分數 δ0為H2C2O4的分布分數， δ1為HC2O的分布分數， δ2為C2O的分布分數 δ0為H3PO4的分布分數， δ1為H2PO的分布分數， δ2為HPO的分布分數， δ3為PO的分布分數
隨著pH增大，溶質分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據分布分數可以書寫一定pH時發生反應的離子方程式
同一pH條件下可以存在多種溶質粒子。根據在一定pH時的分布分數和酸的濃度，可以計算出各成分在該pH時的平衡濃度
(2)根據上述分布分數圖像的特征分析本題分布曲線是否與上述相同？
提示：NH2CH2COOH中存在—NH2和—COOH，所以甘氨酸既有酸性又有堿性，其分布分數隨pH變化與一般弱酸不同。
任務2　如何判斷a、b、c三條曲線分別代表哪種粒子？
提示：氨基具有堿性，在酸性較強時會結合氫離子，羧基具有酸性，在堿性較強時與氫氧根離子反應，故曲線a表示NHCH2COOH的分布分數隨溶液pH的變化，曲線b表示NHCH2COO－的分布分數隨溶液pH的變化，曲線c表示NH2CH2COO－的分布分數隨溶液pH的變化。
任務3　根據曲線交點數據可求得什么？
提示：利用曲線的兩個交點可以分別求出反應的K。
任務4　以上試題的正確選項為________。
D　解析：NH2CH2COOH中存在—NH2和—COOH，所以甘氨酸既有酸性又有堿性，故A正確；氨基具有堿性，在酸性較強時會結合氫離子，羧基具有酸性，在堿性較強時與氫氧根離子反應，故曲線a表示NHCH2COOH的分布分數隨溶液pH的變化，曲線b表示NHCH2COO－的分布分數隨溶液pH的變化，曲線c表示NH2CH2COO－的分布分數隨溶液pH的變化，故B正確；NHCH2COO－＋H2O??NHCH2COOH＋OH－的平衡常數K＝，25 ℃時，根據a、b曲線交點坐標(2.35,0.50)可知，pH＝2.35 時，c(NHCH2COO－)＝c(NHCH2COOH)，則K＝＝10－11.65，故C正確；由C項分析可知，＝，根據b、c曲線交點坐標(9.78,0.50)分析可得NHCH2COO－??NH2CH2COO－＋H＋的電離常數K1＝10－9.78，＝＝，則×＝×<1，即c2(NHCH2COO－)>c(NHCH2COOH)·c(NH2CH2COO－)，故D錯誤。
1．一元弱酸的分布分數——以“弱酸HA”為例
曲線的名稱 δ0為HA的分布分數，δ1為A－的分布分數 弱酸HA的分布分數
曲線的規律 ①隨著pH增大，溶質分子(HA)濃度不斷減小，離子(A－)濃度逐漸增大 ②當pHpKa時，主要存在形式是A－ ③根據分布分數可以書寫一定pH時所發生反應的離子方程式，pH由2到6發生反應的離子方程式：HA＋OH－===A－＋H2O ④根據一定pH時的粒子分布分數和酸的分析濃度，可以計算各成分在該pH時的平衡濃度
交點 利用曲線的交點可以求出弱酸的Ka＝c(H＋)＝10－4.76
2.二元弱酸的分布分數——以“弱酸H2A”為例
曲線的名稱 δ0為H2A的分布分數，δ1為HA－的分布分數，δ2為A2－的分布分數 弱酸H2A的分布分數
曲線的規律 ①當溶液的pH＝1.2時，δ0＝δ1；當pH＝4.2時，δ1＝δ2；當pH<1.2時，H2A占優勢；當1.24.2時，A2－占優勢 ②根據分布分數可以書寫一定pH時所發生反應的離子方程式，pH由3到6發生反應的離子方程式：HA－＋OH－===A2－＋H2O ③根據一定pH時的粒子分布分數和酸的分析濃度，可以計算各成分在該pH時的平衡濃度
交點 利用曲線的兩個交點可以分別求出弱酸的Ka1＝c(H＋)＝10－1.2、Ka2＝c(H＋)＝10－4.2
NaHA酸堿性 的判斷方法 方法1：δ1為HA－的分布分數，當最大時可以認為全部是NaHA，此時橫坐標為酸性，可以判定NaHA溶液顯酸性 方法2：利用Ka1和Ka2，比較NaHA的水解常數Kh＝和電離常數Ka2的相對大小，若Ka2>Kh，即可判斷NaHA溶液顯酸性
3.多元弱酸的分布分數——以“弱酸H3A”為例
曲線的名稱 δ0為H3A的分布分數，δ1為H2A－的分布分數，δ2為HA2－的分布分數，δ3為A3－的分布分數 弱酸H3A的分布分數
曲線的規律 ①當溶液的pH＝2時，δ0＝δ1，pH＝7.1時，δ1＝δ2，pH＝12.2時，δ2＝δ3；當pH<2時，H3A占優勢；當212.2時，A3－占優勢 ②根據分布分數可以書寫一定pH時所發生反應的離子方程式，pH由10到14發生反應的離子方程式：HA2－＋OH－===A3－＋H2O ③根據一定pH時的粒子分布分數和酸的分析濃度，可以計算各成分在該pH時的平衡濃度
交點 利用曲線的兩個交點可以分別求出弱酸的Ka1＝c(H＋)＝10－2、Ka2＝c(H＋)＝10－7.1、Ka3＝c(H＋)＝10－12.2
4.分布分數曲線分析模型
(1)利用交點可計算弱電解質的平衡常數。
(2)判斷酸式鹽的酸堿性：在最高點附近。
(3)判斷酸式鹽溶液中粒子濃度的大小：
在最高點附近作橫軸的垂線，當酸式鹽的電離程度大于水解程度時，垂線在最高點偏右；當酸式鹽的水解程度大于電離程度時，垂線在最高點偏左。直接讀垂線與曲線的交點的分布分數即可比較粒子濃度大小。
　沉淀溶解平衡圖像
(2023·全國乙卷)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(CrO)，Ksp(AgCl)＝Ksp(Ag2CrO4)
C．Ag2CrO4＋2Cl－??2AgCl＋CrO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
任務1　沉淀溶解平衡圖像解讀
第一步：明確圖像中縱、橫坐標的含義。
第二步：理解圖像中線上點、線外點的含義。
(1)在該沉淀溶解平衡圖像上，曲線上任意一點都達到了沉淀溶解平衡狀態，此時Q＝Ksp。在溫度不變時，無論改變哪種離子的濃度，另一種離子的濃度只能在曲線上變化，不會出現在曲線外的點，比如本題的a點。
(2)曲線下方區域的點均為過飽和溶液，此時Q＞Ksp。
(3)曲線上方區域的點均為不飽和溶液，此時Q＜Ksp。
第三步：抓住Ksp的特點，結合選項分析判斷。
(1)溶液在蒸發時，離子濃度的變化分兩種情況：
①原溶液不飽和時，離子濃度要增大都增大；
②原溶液飽和時，離子濃度都不變。
(2)溶度積常數只是溫度的函數，與溶液中溶質的離子濃度無關，在同一曲線上的點，溶度積常數相同。
任務2　如何計算Ag2CrO4和AgCl的溶度積？
提示：根據圖像，由(1.7,5)可得到Ag2CrO4的溶度積 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的溶度積Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝1×10－5×1×10－4.8＝10－9.8。
任務3　b點Ksp(AgCl)和Ksp(Ag2CrO4)不相等的原因是什么？
提示：b點時c(Ag＋)相同，c(Cl－)＝c(CrO)，但溶度積常數的表達式不同。
任務4　以上試題的正確選項為________。
C　解析：a點在兩條曲線上方，Q(AgCl)和Q(Ag2CrO4)均小于其對應的溶度積Ksp，不生成沉淀，A錯誤；Ksp為難溶物的溶度積，是一種平衡常數，平衡常數只與溫度有關，與濃度無關，根據分析可知，二者的溶度積不相同，B錯誤；該反應的平衡常數表達式為K＝，將表達式轉化為與兩種難溶物的溶度積有關的式子得K＝＝＝＝＝1×107.9，C正確；向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L－1 的混合溶液中滴加AgNO3溶液，開始沉淀時所需要的c(Ag＋)分別為10－8.8 mol·L－1和10－5.35 mol·L－1，說明此時沉淀Cl－需要的銀離子濃度更低，在這種情況下，先沉淀的是AgCl，D錯誤。
沉淀溶解平衡圖像題的解題思路
1．沉淀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，當曲線的坐標表示離子濃度時，曲線上方的點表示過飽和溶液，此時有沉淀析出，曲線下方的點表示不飽和溶液；當曲線的坐標表示離子濃度的負對數時，曲線上方的點表示不飽和溶液，曲線下方的點表示過飽和溶液。
2．從圖像中找到數據，根據Ksp公式計算得出Ksp的值。
3．比較溶液的Q與Ksp的大小，當Q＞Ksp時，有沉淀析出，當Q＜Ksp時，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溶液的體積。
專題限時評價(七)
(建議用時：60分鐘)
一、選擇題：每小題只有一個選項符合題目要求。
1．(2023·北京卷)下列過程與水解反應無關的是(　　)
A．熱的純堿溶液去除油脂
B．重油在高溫、高壓和催化劑作用下轉化為小分子烴
C．蛋白質在酶的作用下轉化為氨基酸
D．向沸水中滴入飽和FeCl3溶液制備Fe(OH)3膠體
B　解析：熱的純堿溶液因碳酸根離子水解顯堿性，油脂在堿性條件下能水解生成易溶于水的高級脂肪酸鹽和甘油，故可用熱的純堿溶液去除油脂，A不符合題意；重油在高溫、高壓和催化劑作用下發生裂化或裂解反應生成小分子烴，與水解反應無關，B符合題意；蛋白質在酶的作用下可以發生水解反應生成氨基酸，C不符合題意；Fe3＋能發生水解反應生成 Fe(OH)3，加熱能增大Fe3＋的水解程度，D不符合題意。
2．(2023·湖南卷)常溫下，用濃度為0.020 0 mol·L－1 的NaOH標準溶液滴定濃度均為0.020 0 mol·L－1 的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定過程中溶液的pH隨η[η＝]的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．Ka(CH3COOH)約為10－4.76
B．點a：c(Na＋)＝c(Cl－)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
C．點b：c(CH3COOH)D．水的電離程度：aD　解析：NaOH溶液和HCl、CH3COOH混酸反應時，先與強酸反應，然后再與弱酸反應，由滴定曲線可知，a點時NaOH和HCl恰好完全反應生成NaCl和水，CH3COOH未發生反應，溶質成分為NaCl和CH3COOH；b點時NaOH反應掉一半的CH3COOH，溶質成分為NaCl、CH3COOH和 CH3COONa；c點時NaOH與CH3COOH恰好完全反應，溶質成分為NaCl、CH3COONa；d點時NaOH過量，溶質成分為NaCl、CH3COONa和NaOH，據此解答。由分析可知，a點時溶質成分為NaCl和CH3COOH，c(CH3COOH)＝0.010 0 mol·L－1，c(H＋)＝10－3.38 mol·L－1，Ka(CH3COOH)＝≈＝10－4.76，故A正確；點a溶液為等濃度的NaCl和CH3COOH混合溶液，存在元素守恒關系：c(Na＋)＝c(Cl－)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，故B正確；點b溶液中含有NaCl及等濃度的CH3COOH和 CH3COONa，由于pH<7，溶液顯酸性，說明CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，則c(CH3COOH)d，故D錯誤。
3．常溫時，向20.00 mL 0.1 mol·L－1 C6H5COOH(苯甲酸)溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液，混合溶液的pH與粒子濃度變化的關系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．a點溶液對應的pH為3.2
B．b點對應的NaOH溶液體積為10.00 mL
C．c點溶液中：c(C6H5COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
D．常溫時，C6H5COO－的水解常數Kh＝10－9.8
B　解析：由圖可知，b點lg ＝0，溶液中c(C6H5COOH)＝c(C6H5COO－)，溶液pH為4.2，則C6H5COOH的電離常數Ka＝＝c(H＋)＝10－4.2；a點lg ＝－1，則溶液中c(H＋)＝＝10－3.2 mol·L－1；c點lg ＝2，則溶液中c(H＋)＝＝10－6.2 mol·L－1。由分析可知，a點溶液中c(H＋)＝10－3.2 mol·L－1，則溶液的pH為3.2，故A正確；若b點對應的氫氧化鈉溶液體積為10.00 mL，反應后得到等濃度的苯甲酸和苯甲酸鈉混合溶液，由苯甲酸根離子的水解常數Kh＝＝＝10－9.8＜Ka可知，苯甲酸在溶液中的電離程度大于苯甲酸根離子的水解程度，溶液中苯甲酸的濃度小于苯甲酸根離子，由分析可知，b點溶液中c(C6H5COOH)＝c(C6H5COO－)，則對應氫氧化鈉溶液的體積應小于10.00 mL，故B錯誤；由分析可知，c點溶液中氫離子濃度為10－6.2 mol·L－1，溶液中c(H＋)＞c(OH－)，由電荷守恒：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(C6H5COO－)＋c(OH－)可得c(C6H5COO－)＞c(Na＋)，則溶液中離子濃度的大小順序為c(C6H5COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，故C正確；由上述分析知，故D正確。
4．25 ℃時，用NaOH溶液分別滴定HX、CuSO4、FeSO4三種溶液，pM[pM＝－lg M，M表示、c(Cu2＋)、c(Fe2＋)等]隨pH變化關系如圖所示，其中③的M代表。已知Ksp[Cu(OH)2]＜Ksp[Fe(OH)2]，下列有關分析正確的是 (　　)
A．①代表滴定FeSO4溶液的變化關系
B．Ksp[Cu(OH)2]＝10－19.6
C．a點時，③中c(H＋)與②中c(M)的關系為10－5c(H＋)＝c(M)
D．Fe(OH)2、Cu(OH)2固體均易溶于HX溶液
B　解析：由題干信息可知，Ksp[Cu(OH)2]＜Ksp[Fe(OH)2]，加堿后溶液中Cu2＋先沉淀，Fe2＋后沉淀，即①代表滴定CuSO4溶液的變化關系，②代表滴定FeSO4溶液的變化關系，③表示p隨pH變化的變化關系，pc(Cu2＋)＝0時，c(Cu2＋)＝1 mol·L－1，pH＝4.2，c(OH－)＝10－9.8 mol·L－1，Ksp[Cu(OH)2]＝1×(10－9.8)2＝10－19.6，同理，Ksp[Fe(OH)2]＝1×[10－(14－6.5)]2＝10－15。由分析可知，A錯誤，B正確；p＝0時，pH＝5.0，c(H＋)＝10－5 mol·L－1，此時HX的電離平衡常數Ka＝＝c(H＋)＝10－5，a點時c(Fe2＋)＝，在該溫度下Ka＝＝10－5，＝＝c(Fe2＋)，所以c(H＋)＝10－5c(Fe2＋)，即c(H＋)＝10－5c(M)，C錯誤；Fe(OH)2＋2HX??Fe2＋＋2X－＋2H2O，反應的平衡常數K＝＝×＝＝＝103，同理，Cu(OH)2＋2HX??Cu2＋＋2X－＋2H2O反應的平衡常數K′＝＝＝10－1.6，Fe(OH)2固體易溶于HX溶液，而Cu(OH)2難溶于HX溶液，D錯誤。
5．(2022·全國乙卷)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某體系中，H＋與A－離子不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。設溶液中c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，當達到平衡時，下列敘述正確的是(　　)
A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
B．溶液 Ⅱ 中HA的電離度為
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10－4
B　解析：常溫下溶液Ⅰ的pH＝7.0，則溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A錯誤；常溫下溶液 Ⅱ 的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，Ka＝＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，則＝1.0×10－3，解得＝，B正確；根據題意，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，C錯誤；常溫下溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，Ka＝＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，＝1.0×10－3，溶液Ⅰ中c總(HA)＝(104＋1)c(HA)，溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液Ⅱ中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，Ka＝＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，＝1.0×10－3，溶液Ⅱ中c總(HA)＝1.01c(HA)，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c總(HA)之比為[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D錯誤。
6．常溫下，向0.2 mol·L－1 NH4HCO3溶液中逐滴滴入NaOH溶液并恢復至常溫，溶液中NH、NH3·H2O、HCO、CO的分布比例如圖所示(忽略溶液體積的變化)。已知常溫下Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5，Ka1(H2CO3)＝4.2×10－7，Ka2(H2CO3)＝5.6×10－11。下列說法錯誤的是(　　)
A．曲線m表示的是HCO的變化
B．HCO比NH更易于與OH－反應
C．溶液中任意一點存在：
＝756
D．X點溶液中：c(NH)＋c(H＋)<3c(HCO)＋c(OH－)
B　解析：向0.2 mol·L－1NH4HCO3溶液中逐滴滴入NaOH溶液，NH＋OH－??NH3·H2O，K1＝≈5.6×104；HCO＋OH－??H2O＋CO，K2＝＝＝＝5.6×103，K1>K2，所以NH首先反應，濃度首先減小，故曲線m表示的是HCO的變化，A正確，B錯誤；＝××＝1.8×10－5×4.2×10－7×＝756，C正確；由電荷守恒可知，c(NH)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，由分析可知，m為HCO的變化曲線，n為NH的變化曲線，p為NH3·H2O的變化曲線，q為CO的變化曲線，X點時c(HCO)＝c(CO)，則c(NH)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋3c(HCO)，故c(NH)＋c(H＋)<3c(HCO)＋c(OH－)，D正確。
7．用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL 濃度分別為c1、c2的醋酸、草酸(H2C2O4)溶液，得到如圖所示滴定曲線，其中c、d為兩種酸恰好完全中和的化學計量點。下列敘述不正確的是(　　)
A．X曲線代表草酸，Y曲線代表醋酸，c1>c2
B．若b點時c(H＋)＝Ka(CH3COOH)，則b點消耗了8.60 mL的NaOH溶液
C．對于CH3COOH而言，滴定過程中始終有 n(CH3COOH)＝0.02 L×c1＋n(OH－)－n(H＋)－n(Na＋)
D．若a點V(NaOH)＝7.95 mL，則a點有3c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋2c(H＋)＝c(C2O)＋2c(OH－)
B　解析：H2C2O4是二元弱酸，有兩次滴定突變，CH3COOH為一元弱酸，故X曲線代表H2C2O4，Y曲線代表CH3COOH，而CH3COOH消耗的NaOH更多，則c1>c2，選項A正確；若b點時c(H＋)＝Ka(CH3COOH)，則c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)，若b點消耗的NaOH溶液體積為8.60 mL，則CH3COOH被中和一半，溶液呈酸性，c(CH3COO－)>c(CH3COOH)，現在二者相等，故b點消耗的NaOH溶液的體積小于8.60 mL，選項B錯誤；對于CH3COOH而言，滴定過程中始終有電荷守恒：n(H＋)＋n(Na＋)＝n(CH3COO－)＋n(OH－)，元素守恒：n(CH3COOH)＋n(CH3COO－)＝0.02 L×c1，故n(H＋)＋n(Na＋)＝0.02 L×c1－n(CH3COOH)＋n(OH－)，故得n(CH3COOH)＝0.02 L×c1＋n(OH－)－n(H＋)－n(Na＋)，選項C正確；完全中和時消耗V(NaOH)＝10.60 mL，則a點V(NaOH)＝7.95 mL時為NaHC2O4與Na2C2O4按1∶1 形成的溶液，則a點電荷存在關系c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C2O)＋c(OH－)＋c(HC2O)，同時有2c(Na＋)＝3c(C2O)＋3c(H2C2O4)＋3c(HC2O)，后式代入前式有3c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋2c(H＋)＝c(C2O)＋2c(OH－)，選項D正確。
二、選擇題：每小題有一個或兩個選項符合題目要求。
8．酒石酸，用H2R表示)可作食品抗氧化劑，是一種二元弱酸。25 ℃時，Ka1＝10－3.04，向10 mL 0.01 mol·L－1的酒石酸溶液中滴加0.01 mol·L－1的氫氧化鈉溶液，溶液中－lg與所加氫氧化鈉溶液的體積關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．n點溶液呈中性
B．p點溶液中存在c(OH－)＝c(HR－)＋c(H2R)＋c(H＋)
C．n點到p點過程中水的電離程度變小
D．NaHR溶液中HR－的電離平衡常數小于其水解平衡常數
A　解析：分析－lg的意義，利用25 ℃時Kw＝c(OH－)·c(H＋)＝10－14，－lg ＝－lg c(OH－)＋lg c(H＋)＝－lg 10－14＋lg c(H＋)＋lg c(H＋)＝14－2pH，可根據縱坐標數據判斷 25 ℃時pH大小，進而確定溶液酸堿性。n點時－lg ＝0，則c(OH－)＝c(H＋)，即為中性溶液，A項正確；p點時加入0.01 mol·L－1的氫氧化鈉溶液體積為20 mL，與10 mL 0.01 mol·L－1的酒石酸恰好完全反應，得到Na2R溶液，根據電荷守恒有2c(R2－)＋c(HR－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，根據元素守恒有c(Na＋)＝2c(HR－)＋2c(H2R)＋2c(R2－)，兩式聯立可得c(OH－)＝c(HR－)＋2c(H2R)＋c(H＋)，B項錯誤；n點溶液呈中性說明此時溶液中HR－電離與HR－及R2－水解恰好相等，繼續滴加氫氧化鈉溶液，HR－減少，R2－增多，水的電離程度應變大，C項錯誤；當加入0.01 mol·L－1的氫氧化鈉溶液體積為10 mL 時，為NaHR溶液，m點可求得pH＜7，溶液呈酸性，說明此時溶液中HR－的電離程度大于其水解程度，即HR－的電離平衡常數大于其水解平衡常數，D項錯誤。
9．已知：AgA、Ag2B都是難溶鹽。室溫下，向體積均為10 mL、濃度均為0.1 mol·L－1的NaA溶液、Na2B溶液中分別滴加0.1 mol·L－1的AgNO3溶液，溶液中pX與AgNO3溶液體積的關系如圖所示[已知：pX＝－lg c(A－)或－lg c(B2－)]。下列推斷錯誤的是(　　)
A．室溫下，Ksp(Ag2B)＝4×10－3a
B．對應溶液中c(Ag＋)：eC．室溫下，在等量的水中，AgA溶解的物質的量更多
D．若c(AgNO3)變為0.05 mol·L－1，則NaA溶液中的反應終點移至d點
BC　解析：由圖可知，e點時Na2B與AgNO3完全反應，沉淀溶解平衡為Ag2B(s)??2Ag＋(aq)＋B2－(aq)，則c(Ag＋)＝2c(B2－)，根據pX＝a可知，c(B2－)＝10－a mol·L－1，c(Ag＋)＝2×10－a mol·L－1，Ksp(Ag2B)＝c2(Ag＋)×c(B2－)＝4×10－3a，A項正確；由圖可知，f點時Na2B溶液過量，e點時Na2B溶液恰好反應，根據溫度不變，溶度積不變可知，e點Ag＋的濃度大于f點Ag＋的濃度，B項錯誤；由圖分析，AgA飽和溶液中Ag＋的濃度小于Ag2B飽和溶液，所以在等量的水中，AgA溶解的物質的量更少，C項錯誤；若c(AgNO3)變為0.05 mol·L－1，則加入20 mL AgNO3溶液時，NaA溶液完全反應得到AgA飽和溶液，由溫度不變，溶度積不變可知，溶液中Ag＋的濃度不變，則NaA溶液中的反應終點由c點移至d點，D項正確。
10．常溫時，某濃度的二元弱酸H2B溶液在不同pH下測得pc(M)變化如圖所示[已知：pc(M)＝－lg c(M)，M代指H2B或HB－或B2－]。下列說法正確的是(　　)
A．NaHB溶液中，c(Na＋)>c(HB－)>c(H2B)>c(H＋)>c(B2－)
B．X點的pH為4.06
C．pH＝6.0時，pc(B2－)－pc(HB－)＝0.23
D.的值為104.34
BC　解析：溶液的pH越大，溶液中的c(H2B)越小、c(B2－)越大，c(HB－)先增大后減小，pc(M)＝－lg c(M)，則隨著pH的增大，溶液中pc(H2B)增大、pc(B2－)減小，pc(HB－)先減小后增大，根據圖知，a、b、c分別表示pc(HB－)、pc(H2B)、pc(B2－)隨pH變化的曲線。pc(H2B)＝pc(HB－)時，溶液的pH＝1.89，c(HB－)＝c(H2B)，H2B的Ka1＝＝10－1.89，pc(HB－)＝pc(B2－)時，pH＝6.23，c(HB－)＝c(B2－)，H2B的Ka2＝＝10－6.23，NaHB溶液中存在HB－的電離平衡和水解平衡，常溫下，HB－水解常數Kh＝＝＝10－12.11c(H2B)，A錯誤；X點pc(H2B)＝pc(B2－)，則c(H2B)＝c(B2－)，Ka1×Ka2＝×＝c2(H＋)＝10－1.89×10－6.23，解得c(H＋)＝10－4.06 mol·L－1，pH為4.06，B正確；pH＝6.0時，c(H＋)＝10－6 mol·L－1，pc(B2－)－pc(HB－)＝－lg c(B2－)＋lg c(HB－)＝lg ＝lg ＝lg ＝0.23，C正確；＝÷＝＝＝10－4.34，D錯誤。
三、非選擇題。
11．Ⅰ.25 ℃時，幾種酸的電離平衡常數如下表所示。
H2CO3 H2SO3 HClO CH3COOH
Ka1＝ 4．5×10－7 Ka1＝ 1．4×10－2 Ka＝ 4．0×10－8 Ka＝ 1．8×10－5
Ka2＝ 4．7×10－11 Ka2＝ 6．0×10－8
(1)下列事實能說明亞硫酸的酸性強于碳酸的是________(填標號，下同)。
A．亞硫酸飽和溶液的pH小于碳酸飽和溶液的pH
B．亞硫酸能使酸性高錳酸鉀溶液褪色，而碳酸不能
C．同溫下，等濃度的亞硫酸氫鈉溶液和碳酸氫鈉溶液，碳酸氫鈉溶液的堿性強
D．將過量二氧化硫氣體通入碳酸氫鈉溶液中，逸出的氣體能使澄清石灰水變渾濁
(2)室溫下，向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加入水稀釋后，下列說法正確的是________。
A．溶液中導電粒子的數目減少
B．溶液中不變
C．醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大
D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7
(3)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為________________________________________________________________________________。
(4)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，反應的離子方程式為_________________
_________________________________________________________。
Ⅱ.常溫下，將NaOH溶液滴加到亞磷酸(H3PO3)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示，則：
(5)表示lg的是曲線________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(6)亞磷酸(H3PO3)的Ka1＝________。
解析：(1)亞硫酸飽和溶液和碳酸飽和溶液的濃度不相等，因此不能根據二者飽和溶液的pH比較其酸性強弱，A項錯誤；亞硫酸使酸性高錳酸鉀溶液褪色是因為其具有還原性，與酸性強弱無關，B項錯誤；同溫、等濃度條件下，碳酸氫鈉溶液的堿性強，即HCO的水解程度大，說明其對應酸的酸性弱，C項正確；反應生成的CO2和過量的SO2均能使澄清石灰水變渾濁，故不能確定是否生成CO2，即不能比較亞硫酸和碳酸的酸性強弱，D項錯誤。(2)醋酸是弱電解質，加水稀釋促進醋酸電離，導致溶液中陰、陽離子數目增大，故A錯誤；＝＝，溫度不變，Ka、Kw都不變，所以不變，故B正確；加水稀釋促進醋酸電離，但醋酸電離增大程度小于溶液體積增大程度，所以氫離子濃度減小，故C錯誤；室溫下，pH＝3的醋酸濃度大于pH＝11的NaOH溶液濃度，二者等體積混合，醋酸過量導致混合溶液呈酸性，即混合液pH<7，故D錯誤。(3)酸性越弱，酸根離子結合氫離子的能力越強，結合氫離子的能力由強到弱的順序為CO、ClO－、HCO、CH3COO－。(4)少量CO2氣體通入NaClO溶液中，生成HClO和NaHCO3，反應的離子方程式為ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO。(5)Ka1(H3PO3)＝，當c(H2PO)＝c(H3PO3) 時，即lg ＝0時，Ka1(H3PO3)＝c(H＋)；同理，Ka2(H3PO3)＝，當c(HPO)＝c(H2PO)時，即lg ＝0時，Ka2(H3PO3)＝c(H＋)。由于Ka1>Ka2，由圖中橫坐標為0時，曲線Ⅰ對應的pH大，曲線Ⅱ對應的pH小，知曲線Ⅰ表示lg ，曲線Ⅱ表示lg 。(6)根據曲線Ⅱ，lg ＝1時，pH＝2.4，即＝10時，c(H＋)＝10－2.4 mol·L－1，故亞磷酸的Ka1＝＝10－2.4×10＝10－1.4。
答案：(1)C　(2)B
(3)CO、ClO－、HCO、CH3COO－
(4)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO　(5)Ⅰ
(6)10－1.4
12．(2022·廣東卷)食醋是烹飪美食的調味品，有效成分主要為醋酸(用HAc表示)。HAc的應用與其電離平衡密切相關。25 ℃時，HAc的Ka＝1.75×105＝10－4.76。
(1)配制250 mL 0.1 mol·L－1的HAc溶液，需5 mol·L－1HAc溶液的體積為________mL。
(2)下列關于250 mL容量瓶的操作，正確的是________(填標號)。
(3)某小組研究25 ℃下HAc電離平衡的影響因素。
[提出假設]
稀釋HAc溶液或改變Ac－濃度，HAc電離平衡會發生移動。
[設計方案并完成實驗]
用濃度均為0.1 mol·L－1的HAc和NaAc溶液，按下表配制總體積相同的系列溶液；測定pH，記錄數據。
序號 V(HAc)/mL V(NaAc)/mL V(H2O)/mL n(NaAc)：n(HAc) pH
Ⅰ 40.00 — — 0 2.86
Ⅱ 4.00 — 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
①根據表中信息，補充數據：a＝__________，b＝________。
②由實驗Ⅰ和Ⅱ可知，稀釋HAc溶液，電離平衡________(填“正”或“逆”)向移動；結合表中數據，給出判斷理由：___________________________________
_____________________________________________________。
③由實驗Ⅱ～Ⅷ可知，增大Ac－濃度，HAc電離平衡逆向移動。
[實驗結論]
假設成立。
(4)小組分析上表數據發現：隨著的增加，c(H＋)的值逐漸接近HAc的Ka。
查閱資料獲悉：一定條件下，按＝1配制的溶液中，c(H＋)的值等于HAc的Ka。
對比數據發現，實驗Ⅷ中pH＝4.65與資料數據Ka＝10－4.76存在一定差異；推測可能由物質濃度準確程度不夠引起，故先準確測定HAc溶液的濃度再驗證。
①移取20.00 mL HAc溶液，加入2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定至終點，消耗體積為22.08 mL，則該HAc溶液的濃度為________mol·L－1。在虛線框中，畫出上述過程的滴定曲線示意圖并標注滴定終點。
②用上述HAc溶液和0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液，配制等物質的量的HAc與NaAc混合溶液，測定pH，結果與資料數據相符。
(5)小組進一步提出：如果只有濃度均約為0.1 mol·L－1的HAc和NaOH溶液，如何準確測定HAc的Ka？小組同學設計方案并進行實驗。請完成下表中Ⅱ的內容。
Ⅰ 移取20.00 mL HAc溶液，用NaOH溶液滴定至終點，消耗NaOH溶液V1 mL
Ⅱ ________________________________________________________________________________________________________________________________________________，測得溶液的pH為4.76
實驗總結　得到的結果與資料數據相符，方案可行。
(6)根據Ka可以判斷弱酸的酸性強弱。寫出一種無機弱酸及其用途：____________
________________________________________________________________________________________。
解析：(1)溶液稀釋過程中，溶質的物質的量不變，因此250 mL×0.1 mol·L－1＝V×5 mol·L－1，解得V＝5.0 mL。(2)容量瓶使用過程中，不能用手等觸碰瓶口，以免污染試劑，故A錯誤；定容時，視線應與溶液凹液面最低處相切，不能仰視或俯視，故B錯誤；向容量瓶中轉移液體，需用玻璃棒引流，玻璃棒下端位于刻度線以下，同時玻璃棒不能接觸容量瓶口，故C正確；定容完成后，蓋上瓶塞，將容量瓶來回顛倒，將溶液搖勻，顛倒過程中，左手食指抵住瓶塞，防止瓶塞脫落，右手扶住容量瓶底部，防止容量瓶從左手掉落，故D錯誤。(3)①實驗Ⅶ的溶液中n(NaAc)∶n(HAc)＝3∶4，V(HAc)＝4.00 mL，因此V(NaAc)＝3.00 mL，即a＝3.00，由實驗Ⅰ可知，溶液最終的體積為40.00 mL，因此V(H2O)＝40.00 mL－4.00 mL－3.00 mL＝33.00 mL，即b＝33.00。②實驗Ⅰ所得溶液的pH＝2.86，實驗Ⅱ的溶液中c(HAc)為實驗Ⅰ的，稀釋過程中，若不考慮電離平衡移動，則實驗Ⅱ所得溶液的pH＝2.86＋1＝3.86，但實際溶液的pH＝3.36<3.86，說明稀釋過程中，溶液中n(H＋)增大，即電離平衡正向移動。(4)①滴定過程中發生反應：HAc＋NaOH===NaAc＋H2O，由化學方程式可知，滴定至終點時，n(HAc)＝n(NaOH)，因此22.08 mL×0.1 mol·L－1＝20.00 mL×c(HAc)，解得c(HAc)＝0.110 4 mol·L－1。滴定過程中，當V(NaOH)＝0時，c(H＋)＝＝ mol·L－1≈10－2.86 mol·L－1，溶液的pH＝2.86，當V(NaOH)＝11.04 mL時，n(NaAc)＝n(HAc)，溶液的pH＝4.76，當V(NaOH)＝22.08 mL時，達到滴定終點，溶液中的溶質為NaAc，Ac－發生水解，溶液呈弱堿性，當NaOH溶液過量較多時，c(NaOH)無限接近0.1 mol·L－1，溶液pH接近13，因此滴定曲線如圖所示：。(5)向20.00 mL的HAc溶液中加入V1 mL NaOH溶液達到滴定終點，滴定終點的溶液中溶質為NaAc，當＝1時，溶液中c(H＋)的值等于HAc的Ka，因此可再向溶液中加入20.00 mL HAc溶液，使溶液中n(NaAc)＝n(HAc)。(6)不同的無機弱酸在生活中應用廣泛，如HClO具有強氧化性，在生活中可用于漂白和消毒，H2SO3具有還原性，可用作還原劑，在葡萄酒中添加適量H2SO3可用作防腐劑，H3PO4是中強酸，可用作食品添加劑，同時在制藥、生產肥料等行業有廣泛用途。
答案：(1)5.0　(2)C　(3)①3.00　33.00?、谡嶒灑蛳噍^于實驗Ⅰ，醋酸溶液稀釋了10倍，而實驗Ⅱ的pH增大值小于1
(4)①0.110 4　
(5)向滴定后的混合液中加入20.00 mL HAc溶液
(6)HClO：漂白劑和消毒液(或H2SO3：還原劑、防腐劑或H3PO4：食品添加劑、制藥、生產肥料)
1．(對數圖像)(雙選)CH3NH2·H2O為一元弱堿，常溫下，將HCl氣體通入0.1 mol·L－1 CH3NH2·H2O水溶液中，混合溶液中pH與粒子濃度的對數值(lg c)的關系如圖所示(忽略溶液體積的變化)。下列說法正確的是(　　)
A．Kb(CH3NH2·H2O)的數量級為10－4
B．該體系中，c(OH－)＝ mol·L－1
C．P點，c(Cl－)＋c(CH3NH)＋c(CH3NH2·H2O)＝0.2 mol·L－1
D．P點之后，溶液中可能存在c(Cl－)＋c(OH－)＝2c(CH3NH)
BD　解析：CH3NH2·H2O為一元弱堿，可以類比NH3·H2O，CH3NH2·H2O的電離方程式為CH3NH2·H2O??CH3NH＋OH－，當pH增大時，c(OH－)增大，c(H＋)減小，同時c(CH3NH2·H2O)增大，c(CH3NH)減小，根據關系圖，圖中兩條對角線，斜率為正的對角線代表H＋，斜率為負的對角線代表OH－，虛線代表CH3NH2·H2O，最后的實線代表CH3NH，據此分析解答。由圖可知，Q點時pH＝9.5，則c(H＋)＝10－9.5 mol·L－1，因此c(OH－)＝＝10－4.5 mol·L－1，又c(CH3NH2·H2O)＝c(CH3NH)，則CH3NH2·H2O的電離平衡常數Kb＝＝10－4.5，數量級為10－5，A錯誤；體系中存在元素守恒：c(CH3NH2·H2O)＋c(CH3NH)＝0.1 mol·L－1，代入Kb可得c(OH－)＝ mol·L－1，B正確；c(Cl－)未知，c(Cl－)＋c(CH3NH)＋c(CH3NH2·H2O) 無法計算，C錯誤；溶液中存在電荷守恒：c(H＋)＋c(CH3NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，若c(H＋)＝c(CH3NH)，則2c(CH3NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，斜率為正的對角線代表H＋，除對角線外的另一實線代表CH3NH，兩條線在P點之后有交點，即此時c(H＋)＝c(CH3NH)，D正確。
2．(分布分數圖像)常溫下，將一定量稀硫酸滴入高鐵酸鈉(Na2FeO4)溶液中，溶液中含鐵粒子FeO、HFeO、H2FeO4、H3FeO的物質的量分數δ(X)隨pOH的變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．曲線Ⅲ表示H3FeO的變化曲線
B．a、b、c三點水的電離程度相等
C．25 ℃時，FeO＋3H2O??H3FeO＋3OH－的平衡常數K＝10－12.1
D．b點：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(H3FeO)＝c(OH－)＋2c(FeO)＋3c(HFeO)
C　解析：①由a點可知，溶液中c(HFeO)＝c(FeO)，此時溶液的pH為12.4，則HFeO??FeO＋H＋的電離平衡常數Ka2＝c(H＋)＝10－12.4，②由 b點可知，此時溶液的pH為10.8，溶液中c(HFeO)＝c(H2FeO4)，則H2FeO4??HFeO＋H＋的電離平衡常數Ka1＝c(H＋)＝10－10.8，③由c點可知，此時溶液的pH為6.7，溶液中c(H3FeO)＝c(H2FeO4)。由分析可知，曲線Ⅲ代表H2FeO4的變化曲線，故A錯誤；a、b、c三點溶液中粒子成分不同，溶液pOH不同，對水的電離影響程度不同，則水的電離程度不相等，故B錯誤；FeO＋H2O??HFeO＋OH－的平衡常數K1＝，當c(FeO)＝c(HFeO)時，K1＝c(OH－)，由圖可知a點c(FeO)＝c(HFeO)，pOH＝1.6，則K1＝10－1.6，同理可知HFeO＋H2O??H2FeO4＋OH－的平衡常數K2＝10－3.2，H2FeO4＋H2O??H3FeO＋OH－的平衡常數K3＝10－7.3，FeO＋3H2O??H3FeO＋3OH－的平衡常數K＝＝××＝K1×K2×K3＝10－12.1，故C正確；b點溶液中c(HFeO)＝c(H2FeO4)，溶液中存在電荷守恒關系：c(Na＋)＋c(H＋) ＋c(H3FeO)＝c(OH－)＋2c(FeO)＋c(HFeO)＋2c(SO)，溶液中c(HFeO)≠c(SO)，故D錯誤。
3．(沉淀溶解平衡圖像)已知298 K時，Ksp(NiS)＝1.0×10－21，Ksp(FeS)＝6.0×10－18，其沉淀溶解平衡曲線如圖所示(圖中R表示Ni或Fe)。下列說法正確的是(　　)
(已知：≈2.4，≈3.2)
A．曲線Ⅰ代表NiS
B．FeS＋Ni2＋??NiS＋Fe2＋的平衡常數K＝60 000
C．與P點相對應的FeS的分散系是均一、穩定的
D．M點對應的溶液中，c(S2－)≈3.2×10－11mol·L－1
C　解析：由298 K時，Ksp(NiS)＝1.0×10－21，Ksp(FeS)＝6.0×10－18可知，NiS較難溶于水，其溶度積常數更小，則圖中曲線Ⅰ代表FeS，曲線Ⅱ代表NiS，A錯誤；FeS＋Ni2＋??NiS＋Fe2＋的平衡常數K＝＝＝＝＝6 000，B錯誤；曲線Ⅰ表示FeS的沉淀溶解平衡曲線，P點在平衡線以上，為物質的不飽和溶液，因此是均一、穩定的，C正確；M點對應的溶液為FeS飽和溶液，c(S2－)＝＝mol·L－1≈2.4×10－9 mol·L－1，D錯誤。
4．(沉淀溶解平衡圖像)(雙選)工業上常用H2S作沉淀劑除去廢水中的Zn2＋和Mn2＋。通過調節溶液的pH可使Zn2＋和Mn2＋逐一沉降，處理過程中始終保持H2S溶液為飽和狀態即c(H2S)＝0.1 mol·L－1，體系中S2－、HS－、Zn2＋、Mn2＋濃度的負對數pM與pH的關系如圖所示。已知：Ksp(MnS)>Ksp(ZnS)，離子濃度≤10－5mol·L－1沉淀完全。下列說法錯誤的是(　　)
A．Ⅲ表示－lg c(Mn2＋)與pH的關系曲線
B．a＝2.6
C．Ka2(H2S)＝10－13.7
D．溶液中c(Zn2＋)和c(Mn2＋)均為0.1 mol·L－1，Mn2＋完全沉淀時溶液的最小pH為7.6
AC　解析：H2S飽和溶液中隨著pH增大，c(H＋)減小，c(HS－)、c(S2－)均增大，則－lg c(HS－)和－lg c(S2－)隨著pH增大而減小，且pH相同時，c(HS－)>c(S2－)，即－lg c(HS－)<－lg c(S2－)，則Ⅰ、Ⅱ分別表示－lg c(HS－)、－lg c(S2－)與pH的關系曲線；隨著pH增大，c(S2－)增大，則c(Zn2＋)和c(Mn2＋)逐漸減小，且Ksp(MnS)>Ksp(ZnS)，即當c(S2－)相同時，c(Mn2＋)>c(Zn2＋)，則－lg c(Mn2＋)和－lg c(Zn2＋)隨著pH增大而增大，且－lg c(Mn2＋)<－lg c(Zn2＋)，則Ⅲ、Ⅳ分別表示－lg c(Zn2＋)、－lg c(Mn2＋)與pH的關系曲線。Ⅲ表示－lg c(Zn2＋)與pH的關系曲線，故A錯誤；Ⅰ表示－lg c(HS－)與pH的關系曲線，當c(H＋)＝10－2.2mol·L－1時，c(HS－)＝10－5.9mol·L－1，Ka1(H2S)＝＝10－7.1，且Ka1(H2S)＝＝＝10－7.1，則a＝2.6，故B正確；Ka1(H2S)·Ka2(H2S)＝×＝，由圖可知，當c(H＋)＝10－5.45 mol·L－1時，c(S2－)＝10－11.9 mol·L－1，則Ka1(H2S)·Ka2(H2S)＝＝＝10－21.8，Ka1(H2S)＝10－7.1，則Ka2(H2S)＝10－14.7，故C錯誤；曲線Ⅱ、Ⅳ的交點表示c(H＋)＝10－8.25 mol·L－1時，c(S2－)＝c(Mn2＋)＝10－6.3 mol·L－1，則Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)＝10－6.3×10－6.3＝10－12.6，恰好完全沉淀時，c(S2－)＝＝ mol·L－1＝10－7.6 mol·L－1，由Ka1(H2S)·Ka2(H2S)＝得：c(H＋)＝＝ mol·L－1＝10－7.6 mol·L－1，即pH＝7.6，則Mn2＋完全沉淀時溶液的最小pH為7.6，故D正確。(共99張PPT)
專題七　水溶液中的離子平衡
層級一　考點突破
01
1．電離平衡
(1)弱電解質的電離解題方法
考點一　溶液中的三大平衡
(2)認識電離平衡的兩個誤區
誤區一：誤認為電離平衡正向移動，電離程度一定增大。如增大電解質的濃度，平衡向電離方向移動，電離程度減小，但電離得到的離子濃度增大。
誤區二：誤認為加水稀釋所有粒子的濃度都減小。如加水稀釋醋酸溶液，c(OH－)增大。
③水解呈酸性的鹽溶液
H＋或OH－全部來源于水的電離：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)溶液。
④水解呈堿性的鹽溶液
H＋或OH－全部來源于水的電離：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)溶液。
2．水解平衡
(1)解決鹽類水解問題的方法
鹽類的水解存在平衡，外界條件(如溫度、濃度、溶液的酸堿性等)的改變會引起平衡的移動。解答此類問題一般采用如下步驟：找出影響平衡的條件→判斷平衡移動的方向→分析平衡移動的結果及移動結果與所解答問題的聯系。
(2)認識鹽類水解的三個誤區
誤區一：誤認為水解平衡正向移動，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。
誤區二：誤認為弱酸強堿鹽都因水解而顯堿性。如NaHSO3溶液顯酸性。
誤區三：誤認為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質。對于水解程度不大且水解產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。
(2)Ksp與物質溶解度的關系判斷
對于組成形式相同的物質來說，Ksp越小，物質越難溶解或溶解度越??；組成形式(AmBn)不同的物質，Ksp越小且(m＋n)越小的物質越難溶。
4．溶液中粒子濃度的大小比較
(1)比較溶液中粒子濃度大小的解題流程
(2)巧抓“四點”，突破酸堿中和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，生成什么溶質，判斷溶液的酸堿性。
③抓溶液的“中性”點，生成什么溶質，哪種物質過量或不足。
④抓反應的“過量”點，溶液中是什么溶質，判斷哪種物質過量。
實例分析：常溫下，向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液，溶液pH與加入NaOH溶液體積的關系如圖所示：
(注：a點為反應一半點，b點呈中性，
c點恰好完全反應，d點NaOH過量一倍)
分析：
四點 溶質 離子濃度關系
a CH3COONa
CH3COOH
(1∶1) c(CH3COO－)＞c(Na＋)
＞c(H＋)＞c(OH－)
b CH3COONa
CH3COOH c(CH3COO－)＝c(Na＋)
＞c(H＋)＝c(OH－)
c CH3COONa c(Na＋)＞c(CH3COO－)
＞c(OH－)＞c(H＋)
d CH3COONa
NaOH
(1∶1) c(Na＋)＞c(OH－)＞
c(CH3COO－)＞c(H＋)
√
2．(2024·湖北卷)CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖所示?？v坐標(δ)為組分中鉛占總鉛的質量分數。已知c0(Pb2＋)＝2.0×10－5 mol·L－1，pKa1(H2CO3)＝6.4，pKa2(H2CO3)＝10.3，pKsp(PbCO3)＝12.1。下列說法錯誤的是(　　)
√
理解守恒原理，突破離子濃度等量關系
√
4．(2024·黑吉遼卷)25 ℃下，AgCl、AgBr和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。某實驗小組以K2CrO4為指示劑，用AgNO3標準溶液分別滴定含Cl－水樣、含Br－水樣。
已知：①Ag2CrO4為磚紅色沉淀；
②相同條件下AgCl溶解度大于AgBr；
③25 ℃時，pKa1(H2CrO4)＝0.7，pKa2(H2CrO4)＝6.5。
√
沉淀溶解平衡曲線解題要點
(1)沉淀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溶液，此時有沉淀析出，曲線下方的任一點均表示不飽和溶液。
(2)從圖像中找到數據，根據Ksp公式計算得出Ksp的值。
(3)比較溶液的Q與Ksp的大小，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溶液的體積。
1．四大平衡常數的比較
考點二　溶液中的“四大常數”及其應用
2.四大平衡常數的應用
(1)平衡常數間的數學關系模型
①電離平衡常數與水解平衡常數的聯系(以多元弱酸H3A為例)：
1．(2024·江蘇卷)室溫下，通過下列實驗探究SO2的性質。已知Ka1(H2SO3)＝1.3×10－2，Ka2(H2SO3)＝6.2×10－8。
實驗1：將SO2氣體通入水中，測得溶液pH＝3。
實驗2：將SO2氣體通入0.1 mol·L－1 NaOH溶液中，當溶液pH＝4時停止通氣。
實驗3：將SO2氣體通入0.1 mol·L－1 酸性KMnO4溶液中，當溶液恰好褪色時停止通氣。
√
√
3．(2024·湖南卷)常溫下Ka(HCOOH)＝1.8×10－4，向20 mL 0.10 mol·L－1NaOH溶液中緩慢滴入相同濃度的HCOOH溶液，混合溶液中某兩種離子的濃度隨加入HCOOH溶液體積的變化關系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．水的電離程度：MB．M點：2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)
C．當V(HCOOH)＝10 mL時，c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)
D．N點：c(Na＋)>c(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)>c(HCOOH)
√
D　解析：結合起點和終點，隨著加入HCOOH溶液，發生濃度改變的粒子是Na＋、OH－、H＋和HCOO－，c(Na＋)與c(OH－)會減小，
c(HCOO－)與c(H＋)會增大，加入20 mL HCOOH溶液前，c(H＋)一定小于c(OH－)，因此經過M點下降的曲線表示的是OH－濃度的改變，經過M點上升的曲線表示的是HCOO－濃度的改變。N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa，此時僅存在HCOO－的水解，M點仍剩余有未反應的NaOH，抑制水的電離，故水的電離程度M＜N，故A正確；M點溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，M點為交點，c(HCOO－)＝c(OH－)，整理兩
4．(1)(2022·江蘇卷節選)已知：Ksp(FeS)＝6.5×10－18，Ksp[Fe(OH)2]＝5.0×10－17；H2S電離常數分別為Ka1＝1.1×10－7、Ka2＝1.3×10－13。
在弱酸性溶液中，反應FeS＋H＋??Fe2＋＋HS－的平衡常數K的數值為________。
(2)已知：①Ksp[Fe(OH)3]＝8×10－38；②Ksp[Ce(OH)3]＝1×10－22；③lg 2≈0.3。
“濾液Ⅰ”中c(Ce3＋)＝0.1 mol·L－1，為除去溶液中的Fe3＋(溶液中某離子濃度小于1×10－5 mol·L－1時，認為該離子沉淀完全)，用氨水調pH的范圍是________。
答案：(1)5×10－5　(2)3.3≤pH<7
利用平衡常數解題的審題流程
(1)根據平衡常數的意義，確定反應進行程度、酸堿性強弱、鹽溶液的酸堿性。
(2)確定平衡常數表達式，判斷反應所處狀態，進行有關計算。
層級二　高考預測
02
近四年山東高考考情
考點分析 2021年山東卷 2022年山東卷 2023年山東卷 2024年山東卷
pH與沉淀離子濃度變化圖 T14
分布分數或摩爾分數隨pH的變化 T15 T10
對數圖像 T15
酸堿滴定中離子濃度變化
溶液中離子濃度關系 T15
沉淀溶解平衡圖像 T15
“導電能力與V”變化圖
命題角度一　對數圖像
√
√
(2)常考對數圖像的類型
(3)本題的對數圖像有何特點？
提示：本題圖像的橫坐標和縱坐標均為相應離子濃度的對數。
任務2　如何確定圖中四條曲線分別代表哪種離子？
任務3　如何利用圖中曲線的“交點”(M點)進行計算？
提示：M點為lg c(HgI＋)和lg c(Hg2＋)兩條曲線的交點，則lg c(HgI＋)和lg c(Hg2＋)的數值相等。據此可得到相應等式進行計算。
任務4　以上試題的正確選項為________。
1．對數圖像的解題策略
(1)先確定圖像的類型是對數圖像還是負對數圖像。
(2)再弄清楚圖像中橫坐標和縱坐標的含義，是濃度對數還是比值對數。
(3)抓住圖像中特殊點：如pH＝7，lg x＝0，交叉點。
(4)厘清圖像中曲線的變化趨勢及含義，根據含義判斷線上、線下的點所表示的意義。
(5)將圖像中數據或曲線的變化與所學知識對接，作出選項的正誤判斷。
2．離子平衡曲線的分析模板
命題角度二　分布分數圖像
√
任務1　分布分數圖像的解讀
(1)分布分數圖像，簡稱分布曲線，是指以pH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，分布分數與溶液pH之間的關系曲線。
一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元酸(以草酸為例) 三元酸(以H3PO4為例)
隨著pH增大，溶質分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據分布分數可以書寫一定pH時發生反應的離子方程式
同一pH條件下可以存在多種溶質粒子。根據在一定pH時的分布分數和酸的濃度，可以計算出各成分在該pH時的平衡濃度
(2)根據上述分布分數圖像的特征分析本題分布曲線是否與上述相同？
提示：NH2CH2COOH中存在—NH2和—COOH，所以甘氨酸既有酸性又有堿性，其分布分數隨pH變化與一般弱酸不同。
任務2　如何判斷a、b、c三條曲線分別代表哪種粒子？
任務3　根據曲線交點數據可求得什么？
提示：利用曲線的兩個交點可以分別求出反應的K。
任務4　以上試題的正確選項為________。
1．一元弱酸的分布分數——以“弱酸HA”為例
曲線的名稱 δ0為HA的分布分數，δ1為A－的分布分數 弱酸HA的分布分數
曲線的規律 ①隨著pH增大，溶質分子(HA)濃度不斷減小，離子(A－)濃度逐漸增大
②當pHpKa時，主要存在形式是A－
③根據分布分數可以書寫一定pH時所發生反應的離子方程式，pH由2到6發生反應的離子方程式：HA＋OH－===A－＋H2O
④根據一定pH時的粒子分布分數和酸的分析濃度，可以計算各成分在該pH時的平衡濃度
交點 利用曲線的交點可以求出弱酸的Ka＝c(H＋)＝10－4.76
2.二元弱酸的分布分數——以“弱酸H2A”為例
曲線的名稱 δ0為H2A的分布分數，δ1為HA－的分布分數，δ2為A2－的分布分數 弱酸H2A的分布分數
曲線的規律 ①當溶液的pH＝1.2時，δ0＝δ1；當pH＝4.2時，δ1＝δ2；當pH<1.2時，H2A占優勢；當1.24.2時，A2－占優勢
②根據分布分數可以書寫一定pH時所發生反應的離子方程式，pH由3到6發生反應的離子方程式：HA－＋OH－===A2－＋H2O
③根據一定pH時的粒子分布分數和酸的分析濃度，可以計算各成分在該pH時的平衡濃度
3.多元弱酸的分布分數——以“弱酸H3A”為例
曲線的名稱 δ0為H3A的分布分數，δ1為H2A－的分布分數，δ2為HA2－的分布分數，δ3為A3－的分布分數 弱酸H3A的分布分數
曲線的規律 ①當溶液的pH＝2時，δ0＝δ1，pH＝7.1時，δ1＝δ2，pH＝12.2時，δ2＝δ3；當pH<2時，H3A占優勢；當212.2時，A3－占優勢
②根據分布分數可以書寫一定pH時所發生反應的離子方程式，pH由10到14發生反應的離子方程式：HA2－＋OH－===A3－＋H2O
③根據一定pH時的粒子分布分數和酸的分析濃度，可以計算各成分在該pH時的平衡濃度
交點 利用曲線的兩個交點可以分別求出弱酸的Ka1＝c(H＋)＝10－2、Ka2＝c(H＋)＝10－7.1、Ka3＝c(H＋)＝10－12.2
4.分布分數曲線分析模型
(1)利用交點可計算弱電解質的平衡常數。
(2)判斷酸式鹽的酸堿性：在最高點附近。
(3)判斷酸式鹽溶液中粒子濃度的大小：
在最高點附近作橫軸的垂線，當酸式鹽的電離程度大于水解程度時，垂線在最高點偏右；當酸式鹽的水解程度大于電離程度時，垂線在最高點偏左。直接讀垂線與曲線的交點的分布分數即可比較粒子濃度大小。
(2023·全國乙卷)一定溫度下，AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。
命題角度三　沉淀溶解平衡圖像
√
任務1　沉淀溶解平衡圖像解讀
第一步：明確圖像中縱、橫坐標的含義。
第二步：理解圖像中線上點、線外點的含義。
(1)在該沉淀溶解平衡圖像上，曲線上任意一點都達到了沉淀溶解平衡狀態，此時Q＝Ksp。在溫度不變時，無論改變哪種離子的濃度，另一種離子的濃度只能在曲線上變化，不會出現在曲線外的點，比如本題的___點。
a
(2)曲線下方區域的點均為過飽和溶液，此時Q___Ksp。
(3)曲線上方區域的點均為_______________，此時Q＜Ksp。
第三步：抓住Ksp的特點，結合選項分析判斷。
(1)溶液在蒸發時，離子濃度的變化分兩種情況：
①原溶液不飽和時，離子濃度要增大都增大；
②原溶液飽和時，離子濃度都不變。
(2)溶度積常數只是溫度的函數，與溶液中溶質的離子濃度無關，在同一曲線上的點，溶度積常數相同。
＞
不飽和溶液
任務2　如何計算Ag2CrO4和AgCl的溶度積？
任務3　b點Ksp(AgCl)和Ksp(Ag2CrO4)不相等的原因是什么？
任務4　以上試題的正確選項為________。
沉淀溶解平衡圖像題的解題思路
1．沉淀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，當曲線的坐標表示離子濃度時，曲線上方的點表示過飽和溶液，此時有沉淀析出，曲線下方的點表示不飽和溶液；當曲線的坐標表示離子濃度的負對數時，曲線上方的點表示不飽和溶液，曲線下方的點表示過飽和溶液。
2．從圖像中找到數據，根據Ksp公式計算得出Ksp的值。
3．比較溶液的Q與Ksp的大小，當Q＞Ksp時，有沉淀析出，當Q＜Ksp時，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溶液的體積。

展開更多......

收起↑