专题七水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡知识点总结
第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成电解质分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14物质单质化合物电解质非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。
关于水溶液中的离子平衡课件
单质和混合物既不是电解质也不是非电解质
②离子型电解质在水溶液中或熔融状态下可以导 电，而共价型电解质只有在水溶液中才能导电。
③水溶液导电溶质才是电解质 ④电解质溶(熔)液导电是由于自由移动的离子。 电解质溶(熔)液导电必须先电离。
⑤电解质本身不导电，能导电的不是电解质。 （熔融除外）
NH3 •H2O
NH4+ + OH-
②多元弱酸分步电离，分步书写，不能合并
H2CO3
H+ + HCO3- （一级电离 主要）
HCO3-
H+ + CO32- （二级电离 次要）
电离级数越高，电离程度越小
③多元弱碱分步电离，一步书写
Fe(OH)3
Fe3+ + 3OH-
④两性氢氧化物按两种方式电离
H2O+H++AlO2- Al(OH)3 5.影响电离平衡移动的因素
化合物
电解质 强电解质
非电解质 CO2、酒精
弱电解质 弱酸、弱碱、水
课堂练习： 1、判断正误：
C盐食SOa酸 盐C3 O溶 水、3液 、N不H一S溶3O都定于3是比、水电弱N，H解酸无3质溶醋熔于酸化水溶×状都液态能的，导导所电电以，性是食强非盐×电水解、质× 金属Fe、稀硫酸、熔化Na2SO4都是电解质 ×
1、电离平衡： 在一定条件下（如浓度、温度），弱电解质
在水溶液中电离的速率和离子结合成分子的
速率相等的平衡状态。 ２、特点：
V V电离成离子
（１）研究对象：弱电解质 （２）本质原因：Ｖ电离＝Ｖ形成分子 V离子结合成分子 （３）状态特征：“逆、等、定、动、变” t
2018高考化学专题_水溶液中的离子平衡
2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡考点一：水溶液中离子平衡的存在1、弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH 3COOH)。
（2）外因 以CH 3COOHCH 3COO -+H +为例①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH 3COOH电离程度增大，c(H +)、c(CH 3COO -)增大。
②浓度：加水稀释CH 3COOH 溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
n(CH 3COO -)、n(H +)增大，但c(CH 3COO -)、c(H +)减小。
③同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。
例如 0.1 mol/L 的醋酸溶液中存在如下平衡CH 3COOHCH 3COO -+H +。
加入少量CH 3COONa 固体或HCl ，由于增大了c(CH 3COO -)或c(H +)，使CH3COOH 的电离平衡向逆反应方向移动。
前者使c(H +)减小，后者使c(H +)增大。
④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。
例如，在CH 3COOH 溶液中加入NaOH 或Na 2CO 3溶液，由于OH -+H +=H 2O 、CO 2-3 +2H += H 2O+CO 2↑，使c(H +)减小，平衡向着电离的方向移动。
2、水的电离（1）影响水的电离平衡的因素①温度：若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c (H ＋)与c (OH －)同时增大，K W 增大pH 变小，但由于c (H ＋)与c (OH －)始终保持相等，故仍显中性。
如纯水的温度由25 ℃升高到100 ℃，则c (H ＋)与c (OH －)都从1×10－7m ol·L －1增大为1×10－6 mol·L －1，K W 由1×10－14增大为1×10－12，pH 由7变为6，由于c (H ＋)＝c (OH －)，仍然显中性。
第七讲：水溶液中的离子平衡
策
2.对于Ksp相关计算一定要熟练列出其表达式再带入相关离子浓度 进行相关求解过程
3.强化应用两种沉淀Ksp的比值去解决沉淀转化问题
5
[2015全国I卷28] (2)上述浓缩液中含有I-、Cl-等离子，取一定量的浓缩液，向其中滴 加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，溶液中为c（I-）/c（Cl-）=_____________。
离子浓度用负对数形 式来表示，概念的转 换
KSP的计算
平衡常数的计算及用平衡 常数判断反应进行的程度。
11
2018-III-12．用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL0.0500 mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所 示。下列有关描述错误的是
A．根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl) 的数量级为10-10 B．曲线上各点的溶液满足关系式
5.利用多重平衡规则进行的计算
1.熟练应用电离平衡常数表达式，明确电离平衡常数只与温度有关，与 对策 酸碱浓度无关。
2.Ka的大小可以反映弱酸的电离程度，K越大电离程度越大，弱酸酸性越 强。 2.温度和浓度都相同时，电离度α的大小可以反映弱电解质的电离程度。
4
新增Ksp知识的考查
难溶电解质的溶度积常数Ksp
A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关 B．Na+与A2−的导电能力之和大于HA−的 C．b点的混合溶液pH=7 D．c点的混合溶液中，(Na+)>c(K+)>c(OH−)
本题考查电解质溶液与电离平衡，涉及溶液导电能力的影响因素、混合溶液 中离子浓度大小比较、pH判断等知识，考查的核心素养是变化观念与平衡思想。
c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl) C．相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L-1 Cl-，反应终点c移到a D．相同实验条件下，若改为0.0500mol·L-1 Br-，反应终点c向b方向移动
高考化学二轮专题冲刺第7讲水溶液中的离子平衡
的组合是
()
①醋酸与水能以任意比互溶 ②醋酸溶液能导电
③醋酸溶液中存在醋酸分子 ④0.1 mol/L 醋酸溶液的 pH
比 0.1 mol/L 盐酸的 pH 大 ⑤醋酸能和碳酸钙反应放出 CO 2 ⑥0.1 mol/L 醋酸钠溶液 pH ＝8.9 ⑦大小相同的锌粒与相同
物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液反应，开始醋酸产生 H2 速率 慢
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专题二 基本理论
A．②⑥⑦ C．③④⑥⑦
B．③④⑤⑥ D．①②
[ 解析] 醋酸溶液中存在 CH 3COOH 的分子，0.1 mol/L CH 3COOH 溶液的 pH>1 ，由 CH 3COONa 溶液呈碱性及等物 质 的 量 浓 度 的 CH 3COOH 和 盐 酸 的 对 比 实 验 均 能 说 明 CH 3COOH 为弱电解质。
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专题二 基本理论
(4)(2013·江苏高考 )CH 3COOH 溶液加水稀 3COO －?
的值减小
(√ )
(5)(2013·天津高考 )NaCl 溶液和 CH 3COONH 4 溶液均显
中性，两溶液中水的电离程度相同
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专题二 基本理论
[ 演练 1] (2013·新课标卷Ⅰ)短周期元素 W、X、Y、Z 的 原子序数依次增大，其简单离子都能破坏水的电离平衡的是
A．W2－、X＋ C．Y3＋、 Z2－
() B．X＋、Y3＋ D．X＋、Z2－
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(整理)高三水溶液中的离子平衡专题复习
高三 水溶液中的离子平衡专题复习第一节电离平衡概念辨析：⑴“盐类水解”中的“强、弱”就来自于电解质中强碱或弱碱中的阳离子和强酸或弱酸中的阴离子。
⑵ 电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物即不是电解质也不是非电解质。
⑶ 判断电解质看该化合物能否自身电离，如SO 3、SO 2、NH 3等是非电解质。
⑷ 判断电解质的强弱看它能否完全电离（在水溶液或熔化时），与其溶解性的大小、导电性强弱无关。
⑸ 溶液的导电性与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数目有关，而与电解质的强弱无必然的关系。
⑹ 有的电解质只能在水溶液中导电，如酸；有的电解质在水溶液和熔化状态下都能导电，如碱、盐。
此法可区分共价键和离子键。
二：电解质的电离及电离平衡注：多元弱酸分步电离，每次只电离出一个H +，以 为主 例：⑶ 影响弱电解质电离平衡的因素：见表。
三：本节题型题型之一：考查电解质的判断（1） 下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）A ．COOH CH 3 B ．2Cl C ．34HCO NH D ．2SO 题型之二：考查强弱电解质的比较（2）体积相同，浓度均为0.1mol/L的醋酸（a）、盐酸（b）、硫酸（c）溶液。
项目C(H+)酸性中和碱的能力与足量活泼金属产生H2的总量与同一金属反应时起始速率大小比较（3）体积相同，PH=1的醋酸（a）、盐酸（b）、硫酸（c）溶液。
项目C(酸)酸性中和碱的能力与足量活泼金属产生H2的总量与同一金属反应时起始速率大小比较题型之三：考查强弱电解质的证明方法提炼：测定某酸为弱酸的方法，一般从三个方面入手：①能否完全电离；②是否存在电离平衡，外界条件的改变会引起平衡的移动；③弱酸根离子水解呈碱性。
其方法（HA酸为例，延伸至弱电解质）㈠同条件下，测浓度都为0.1mol/L的HA和HCl的导电性，若HA弱则是弱酸。
㈡测浓度为0.01mol/L的HA的PH，若PH=2（强酸），若PH﹥2（弱酸）㈢取V相同，PH相同的HA和HCl，加入足量的锌粒，最终产生H2多的为弱酸。
微专题7 水溶液中的离子平衡
大二轮复习 化学 ( T )
知能点二 水溶液中离子平衡影响因素
(1)常考影响水电离程度大小的因素
降低温度
加入酸、碱 加入可电离出H＋的
―抑 电―制 离→
某些盐，如NaHSO4等
水的 电离
―促 电―进 离→加 N升a入高2C可温O水度3、解N的H4盐Cl，等如
考向一 考向二 考向三 限时规范训练
大二轮复习 化学 ( T )
考向一 考向二 考向三 限时规范训练
大二轮复习 化学 ( T )
【解析】 A 项中 H2S 为二元弱酸，分步电离，所以，c(H＋)＝1× 10－5 mol·L－1>c(HS－)，错误；B 中弱碱溶液稀释 10 倍，pH 变化小于 1，
大二轮复习 化学 ( T )
微专题 7 水溶液中的离子平衡
考向一 考向二 考向三 限时规范训练
大二轮复习 化学 ( T )
考向一 水溶液中的离子平衡
(2019·高考全国卷Ⅰ)固体界面上强酸的吸附和离解是多相 化学在环境、催化、材料科学等领域研究的重要课题。如图为少量 HCl 气体分子在 253 K 冰表面吸附和溶解过程的示意图，下列叙述错误的是 (D )
大二轮复习 化学 ( T )
(2)常考盐溶液的酸碱性 ①正盐：谁弱谁水解，谁强显谁性。 如：CH3COONa 溶液显碱性；NH4Cl 溶液显酸性。 CH3COONH4 溶液，CH3COO－和 NH＋ 4 水解程度几乎相同，溶液显 中性。 ②酸式盐(含有弱酸根)： 看弱酸酸式酸根电离程度和水解程度的相对大小，若电离程度大于 水解程度，则显酸性，反之显碱性。 如：NaHCO3 溶液，NaHS 溶液显碱性；NaHSO3 溶液显酸性， NH4HCO3 溶液显碱性。
水溶液中的离子平衡专题复习
水溶液中的离子平衡一、概念：在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。
二、特点：1. 电离平衡是动态平衡2. 弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向电解质电离的方向移动。
此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低。
3. 电离平衡是吸热过程，升高温度，电离平衡向正方向移动，此时，溶液中的离子数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强。
4. 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。
三、知识点：（1）水的电离和离子积常数及其影响因素水是一种极弱的电解质，发生微弱电离：H2O + H2O H3O+ + OH－或H2O H+ + OH－。
一定温度下，由水电离出的H+浓度与OH－浓度的乘积为一常数，通常用K W表示。
水的离子积常数（K W）只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关，K W随着温度的升高而增大，如25℃时，K W＝1×10－14、100℃时，K W＝1×10－12。
对水的电离平衡和离子积常数影响因素的比较：平衡移动方向c(H+)的变化c(OH－)的变化c(H+)与c(OH－)的关系K W溶液的酸碱性升高温度向右增大增大c(H+)＝c(OH－) 增大中性加少量固体NH4Cl向右增大减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性加少量固体向右减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性CH3COONa加少量金属向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性Na加入少量向左减小减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性H2SO4加人少量固向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性体NaOH提醒：①由于同离子效应的原因，酸、碱能抑制水的电离，但不能改变K W的大小。
②盐的水解能促进水的电离，但不改变K W的大小。
结论：①一定温度下，强酸强碱溶液中，水的电离不受影响，电离度不变；强酸弱碱盐或强碱弱酸盐溶液中水的电离得到促进，水的电离度变大；②强酸弱碱盐溶液中，水的电离度用c(H+)计算，强碱弱酸盐溶液中，水的电离度用c(OH－)计算；③25℃时，pH之和为14的一对强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的溶液中水的电离度相等，即此时两种盐对水的电离的促进效果相同。
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高三化学二轮复习专题七水溶液中的离子平衡考纲要求：1. 了解水的电离、离子积常数及溶液pH 的定义，了解测定溶液 PH 的方法，能进行 PH 的简单计算。
2. 了解强弱电解质的概念， 了解电解质在水溶液中的电离及电解质溶液的导电性， 了解电解质在水溶液中的电离平衡。
3. 了解盐类水解的原理及影响盐类水解程度的主要因素，了解盐类水解的应用。
4. 了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
咼考看台:1. (2011江苏高考14)下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是A. 在 0.1 mol • L^NaHCQ 溶液中：c(Na +)>c(HCOf)>c(CO 32「)>c(H 2CQ)B. 在 0.1 mol • L 1Na 2CO 3溶液中：c(OH 「)一 c(H +)= C (HCO B 「)+ 2C (H 2CO B 「)C. 向 0.2 mol • L^NaHCQ 溶液中加入等体积 0.1 mol • L^NaOH 溶液：c(CQ 2「)> c(HCQ 「)> D. 常温下，CH s COONa 和 CHsCOOH 混合溶液［pH = 7, c(Na +)= 0.1 mol • Lj :+ — + —c(Na ) = c(CH^COO )> c(CHsCOOH)> c(H )= c(OH )2. (2010天津理综，4)下列液体均处于 25 C,有关叙述正确的是 A. 某物质的溶液pH<7,则该物质一定是酸或强酸弱碱盐B. pH = 4.5的番茄汁中c(H +)是 pH= 6.5的牛奶中c(H +)的100倍C. AgCI 在同浓度的CaC 2和NaCl 溶液中的溶解度相同D. pH= 5.6 的 CH 3COOH 与 CH s COONa 混合溶液中，c(Na +)>c(CH s COO ) 考点一 弱电解质的电离平衡例1已知室温时，0.1 mo1/L 某一元酸HA 在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是 ()A.该溶液的pH = 4 B.升高温度，溶液的 pH 增大C.此酸的电离平衡常数约为1 X 10 7D.由HA 电离出的c(H +)约为水电离出的c(H +)的106倍小结：弱电解质存在 ___________ ，电离时 _热量，影响因素主要为 __________ 和_，对平衡的影响也遵守 __________________ ;电离平衡常数与其他平衡常数一样只与 ____________ 有关，与浓度 。
变式1为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸，某同学设计了如下实验方案，其中不合理的是 ___ ( )A. 室温下，测 0.1 mol/L 的HX 溶液的pH,若pH>1,证明HX 是弱酸B. 室温下，将等浓度等体积的盐酸和 NaX 溶液混合，若混合溶液 pH<7,证明HX 是弱酸C. 室温下，测1 mol/L NaX 溶液的pH,若pH>7,证明HX 是弱酸D.在相同条件下，对 0.1 mol/L 的盐酸和0.1 mol/L 的HX 溶液进行导电性实验，若 HX 溶液灯泡较暗，证 明HX 为弱酸考点二水的电离平衡和 pH 计算 例2 25C 时，水的电离达到平衡： H 2OH ++ OH—出〉0,下列叙述正确的是( )A. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移动， c(OH —)降低 B.向水中加入少量固体硫酸氢钠， c(H +)增大，K w 不变C. 向水中加入少量固体 CH 3COONa 平衡逆向移动，c(H +)降低D. 将水加热，K w 增大，pH 不变例3 室温时，将x mL pH = a 的稀NaOH 溶液与y mL pH = b 的稀盐酸充分反应。
下列关于反应后溶液 pH的判断，正确的是 ()A.若x= y,且 a+ b= 14,则 pH>7 B.若 10x= y,且 a +b = 13,则pH= 7C.若 ax= by,且 a+ b = 13,贝U pH= 7D.若 x= 10y,且 a+ b = 14,贝U pH>7 小结：1、PH 之和为14的酸、碱对水的电离的 ______________ (填“促进”或“抑止”)的程度—(填“相)— +c(OH ) > c(H )同”或“不同”)；PH之和为14的盐对水的电离的__________ 程度也 _ ;2、水的离子积常数K W适用于任何水系溶液，25C时K W=, K W只与温度有关，温度升高K W,25C时，中性溶液 PH_JZ;100 C时，中性溶液 PH_二；4C时，中性溶液 PH_J7变式2下列叙述正确的是( )A. 某醋酸溶液的pH= a ，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH= b ，贝U a>bB. 在滴有酚酞溶液的氨水里，加入 NH 4CI 至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7C. 1.0 X 10 mol/L 盐酸的 pH= 3.0,1.0 xj mol/L 盐酸的 pH= 8.0D. 若1 mL pH= 1的盐酸与100 mL NaOH 溶液混合后，溶液的 pH= 7,贝U NaOH 溶液的pH = 11 考点三盐类的水解和离子浓度大小比较例4 (2009江苏，13)下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 ( )A. 室温下，向 0.01 mol/L NH 4HSQ 溶液中滴加 NaOH 溶液至中性：c(Nar>c(NH ；)>c(sOT)>c(0H 「) = c(H +)B. 0.1 mol/L NaHCO 3 溶液：c(Na +)>c(OH ^)>C (HCO J )>C (H +)C. Na 2CO3溶液：c(OH 「)— c(H +)= c(HCO 3)+ 2C (H 2CO J )D.25C 时，pH= 4.75、浓度均为 0.1 mol/L 的 CH 3COOH CHCOONa 混合溶液： c(CH 3COO)+ c(OH —)<c(CH 3COOH)+ c(H +)小结：溶液中离子浓度大小比较步骤：①确定溶液中除水分子外粒子的种类，注意出现二元弱酸的酸根时 对应粒子有三种②根据粒子来源和最终溶液酸碱性把粒子划分为第一集团、 第二集团、第三集团③根据课堂练习1.常温下，下列溶液的 pH 或微粒的物质的量浓度关系不正确的是 ( )A.其他条件不变时，在 0.1 mol/L CH 3COOH 溶液中加入少量冰醋酸， c(H +)/c(CH3COOH 的值将减小B.pH = 3的二元弱酸H 2R 溶液与pH=混合后溶液中溶质的量关系写电荷守恒式和原子守恒式，推导出质子守恒式变式 3(2010 江苏，12)常温下，用 0.100 0 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 mL 0.100 0 mol/L CH 3COOH 溶液所得 滴定曲线如下图。
下列说法正确的是 A. 点①所示溶液中： B. 点②所示溶液中： C. 点③所示溶液中：D. 滴定过程中可能出现：c(CH 3COO )+ c(OH ) = c(CH 3COOH)+ c(H+ —c(Na ) = c(CH 3COOH)+ c(CH 3COO )+ — — +c(Na )>c(OH )>c(CH 3COO )>c(H )c(CH3COOH)>c(CH 3COO )>c(H +)>c(Na +)>c(OH —)考点四沉淀溶解平衡例5硫酸锶(SrSO 4)在水中的沉淀溶解平衡曲线如下。
下列说法正确的是()A. 温度一定时，K sp (SrSQ)随c(SOT)的增大而减小B. 三个不同温度中， 313 K 时K sp (SrSO 4)最大C. 283 K 时，图中a 点对应的溶液是饱和溶液D. 283 K 下的SrSO 4饱和溶液升温到 363 K 后变为不饱和溶液15 20V(NaOH)/mL18<(SO5 )变式4某温度下，Fe(OH)3(s)、C U (OH)2(S )分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变 溶液pH ，金属阳离子浓度的变化如图所示。
据图分析，下列判断错误的是 ( )A. K sp [Fe(OH)3]<K sp [Cu(OH)2]B. 加适量NH 4CI 固体可使溶液由 a 点变到b 点C. c 、d 两点代表的溶液中 c(H +)与c(OH —)乘积相等D. Fe(OH)3、C U (OH)2分别在b 、c 两点代表的溶液中达到饱和4 c/mol/L1.3 4-4 pHK 73I3K孙K~-1 ”4$ |一50-1.55 -l.(W-1,70-L65 -LAO -1.55 -L50 -1.45ab11的NaOH溶液混合后，混合液的pH等于7,则反应后的混合液：2C(R2 )+ c(HR )= c(Na )C.将0.2 mol/L的某一元酸 HA溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合后溶液 pH大于乙则反应后的混合液：2c(OH—) = 2C(H+)+ c(HA)— c(A—)2.向体积为 V a的0.05 mol/L CH3COOH溶液中加入体积为 V b的0.05 mol/L KOH溶液，下列关系错误的是( )A. V a>V b时：c(CH3COOH)+ c(CH3COO )>c(K+)B. V a= V b 时：c(CHCOOH)+ c(H+) = c(OH「)C. V a<V b时：c(CH3COO )>c(K+)>c(OH-)>c(H+)D. V a与 V b任意比时：c(K+)+ c(H+)= c(OH-) + c(CH3COO ) 3•已知下表数据：对含等物质的量的 CuSQ、FeSQ、Fe2(SC4)3的混合溶液的说法，不正确的是( )A.向该混合溶液中逐滴加入NaOH溶液，最先看到红褐色沉淀B.该溶液中 c(SO4-) : [c(Cu2+) + c(Fe2+)+ c(Fef )]>5 : 4C.向该溶液中加入适量氯水，并调节pH至3〜4后过滤，可获得纯净的CuSO溶液D.在pH等于5的溶液中Fe3+不能大量存在4. (2011安徽高考12)室温下，将1.000mol • L-1盐酸滴入20.00mL 1.000mol • L-1氨水中，溶液pH和温度随加入盐酸体积变化曲线如下图所示。
下列有关说法正确的是:veA. a 点由水电离出的 c(H+)=1.0x 10- 14mol/LB. b 点：c(NH4+)+ c(NH3 H2O)=c(C「)C.c点：c(Cl-)= c(NH k+)D.d点后，溶液温度略下降的主要原因是NH3H2O电离吸热5 (2011山东高考14)室温下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀释后，下列说法正确的是A.溶液中导电粒子的数目减少C(CH3COO )B.溶液中c(CH3COOH)?c(OH )不变C.醋酸的电离程度增大，c(H+)亦增大D.再加入10mlpH=11的NaOH溶液，混合液 pH=76.(2011天津)25C时，向10ml0.01mol/LKOH溶液中滴加0.01mol/L苯酚溶液，混合溶液中粒子浓度关系正确的A.pH>7 时，c(C6H5O-)>c(K+ )>c(H+)>c(OH-)B.pH<7 时，c(K+)>c(C6H5O-)>c(H+)>c(OH「)C.V[@H5OH(aq)] = 10ml 时，c(K+)= c(CsH5O-)>c(OH-)= c(H+)D.V[G6H5OH(aq)] = 20ml 时，c(C6H5O-)+c(C6H5OH)=2c(K+)1 17.用0.1 mol?.L的盐酸滴定0.10 mol?. L的氨水，滴定过程中不可能出现的结果是D.某物质的溶液中由水电离出的c(H+)= 1 x 10a mol/L，若a>7时，则该溶液的pH 一定为14-a A.c(NH4)>c(CI ) c(OH ) >c(H ) B. C(NH4)=C(CI ) c(OH ) =c(H )C c(Cl ) /(NH4) C(OH ) >c(H )D c(CI ) /(NH4) c(H ) >c(OH )弱酸化学式CfCOOH HCN H2CC3电离平衡常数(25 C)1.8 X 10 4.9 X 10K1=4.3 X 10K2=5.6 X 彳0则下列有关说法正确的是A.等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH(NaCN)> pH(Na2CQ)> pH(CH s COONa)B. a mol L-1 HCN溶液与b mol L-1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na+)> c(CN),贝U a 一定大于bC.冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、醋酸的电离度、pH均先增大后减小D.NaHCQ 和 Na z CC b混合溶液中，一定存在 c(Na+)+C(H+)=C(OH')+C^)+2c( * ■)9 •中学化学学科中的平衡理论主要包括：化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡衡移动原理。