2014-2015学年高中化学同步讲练：第3章 本章重难点专题突破 6(鲁科版选修4)
2014-2015学年高中化学同步讲练：3.1.2 溶液pH的计算2(鲁科版选修4)
第2课时溶液pH的计算[学习目标定位] 1.学会pH的简单计算。
2.知道溶液稀释时pH的变化规律，会计算各类混合溶液的pH。
根据pH＝－lg[H＋]计算溶液pH的关键是先判断溶液的酸碱性，然后再确定溶液的[H＋]。
(1)若为强酸溶液：可由强酸的浓度直接求[H＋]，再计算其pH。
如：①常温下，1.0×10－4 mol·L－1盐酸溶液的pH为4；②常温下，5.0×10－3 mol·L－1硫酸溶液的pH为2。
(2)若为强碱溶液：先确定溶液中的[OH－]，由K w求出[H＋]，再计算其pH。
如：①常温下，将0.4 g NaOH固体溶于水得到1 L溶液，该溶液的pH为12；②常温下，b mol·L－1强碱B(OH)n溶液的pH为14＋lg(nb)。
探究点一酸、碱溶液混合后pH计算方法1．室温下pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的[H＋]为1.0×10－3_mol·L－1，pH为3；若等体积混合后，溶液的pH为2.3。
2．室温下将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH 溶液混合后，溶液的[OH－]为1.0×10－2_mol·L－1，[H＋]为1.0×10－12_mol·L－1，pH 为12。
3．室温下pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH 为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为11。
[归纳总结]溶液pH的计算方法1．强酸、强碱溶液的pH计算方法先求出强酸、强碱溶液中的[H＋]，强酸直接由酸的浓度求出，强碱先由碱的浓度求出[OH－]，再根据水的离子积换算出[H＋]，然后用公式pH＝－lg[H＋]求出pH。
2014-2015学年高中化学同步讲练：3章 物质在水溶液中的行为 章末复习(鲁科版选修4)
本章复习课练基础落实1．下列事实能说明醋酸是弱电解质的是()①醋酸与水以任意比例互溶②醋酸溶液能导电③醋酸溶液中存在醋酸分子④0.1 mol·L－1醋酸的pH比盐酸pH大⑤在漂白剂溶液中滴加醋酸能增强漂白效果⑥0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝2⑦大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生氢气速率慢⑧CH3COOK溶液能使酚酞试液变红色A．②④⑥⑧B．③④⑥⑦C．④⑤⑥⑧D．③⑥⑦⑧2．某种一元强碱MOH溶液加入一种一元酸HA反应后，溶液呈中性，下列判断一定正确的是()A．加入的酸过量B．生成的盐不水解C．酸和碱等物质的量混合D．反应后溶液中[A－]＝[M＋]3．下列叙述正确的是()A．溶度积大的化合物溶解度肯定大B．向含有AgCl固体的溶液中加入适量的水使AgCl溶解又达到平衡时，AgCl的溶度积不变，其溶解度也不变C．将难溶电解质放入纯水中，溶解达到平衡时，电解质离子的浓度的乘积就是该物质的溶度积D．AgCl水溶液的导电性很弱，所以AgCl为弱电解质4．下列叙述正确的是()A．95℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性B．pH＝3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH＝4C．0.2 mol·L－1的盐酸与等体积水混合后pH＝1D．pH＝3的醋酸溶液与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝75．下列各组离子一定能大量共存的是()A．在含有大量[Al(OH)4]－的溶液中：NH＋4、Na＋、Cl－、H＋B．在强碱溶液中：Na＋、K＋、CO2－3、NO－3C．在pH＝12的溶液中：NH＋4、Na＋、SO2－4、Cl－D．在[H＋]＝0.1 mol·L－1的溶液中：K＋、I－、Cl－、NO－36．某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。
则下列描述正确的是()A．该溶液由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合而成B．该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成C．加入适量NaOH，溶液中离子浓度为[CH3COO－]>[Na＋]>[OH－]>[H＋] D．加入适量氨水，[CH3COO－]一定大于[Na＋]、[NH＋4]之和练方法技巧7．pH＝5的氯化镁溶液中含有杂质氯化铁，为除去该杂质，可加入的试剂是()①MgO ②MgCO3③NaOH ④Na2CO3A．①②B．②③C．③④D．①③8．盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。
2014-2015学年高中化学同步讲练：3.2.3 影响盐类水解的因素和盐类水解的应用2(鲁科版选修4)
第3课时影响盐类水解平衡的因素和盐类水解的应用[学习目标定位]会分析外界条件对盐类水解平衡的影响，知道盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。
1．水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－。
若在水中分别加入下列各物质：①NaOH(s)②NH4Cl(s)③Na2CO3(s)④CH3COOH(l)⑤Na(s)⑥K2SO4(s)，试回答下列问题：(1)能使水的电离平衡向左移动的是①④，不发生移动的是⑥。
(2)溶液呈酸性的是②④，溶液呈碱性的是①③⑤。
(3)能促进水的电离，且溶液pH>7的是③⑤；能抑制水的电离，且溶液呈酸性的是④。
(4)写出③、⑤中反应的离子方程式：③CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－；⑤2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑。
2．写出下列盐类水解的离子方程式，并指出其溶液的酸碱性。
(1)硫酸铝溶液：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋(显酸性)。
(2)硝酸铵溶液：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋(显酸性)。
(3)硫化钠溶液：S2－＋H2O HS－＋OH－、HS－＋H2O H2S＋OH－(显碱性)。
(4)碳酸氢钠溶液：HCO－＋H2O H2CO3＋OH－(显碱性)。
探究点一影响盐类水解平衡的因素1．盐类水解是可逆反应，在一定条件下达到水解平衡状态(简称水解平衡)时，盐水解的程度大小主要由盐的本质属性所决定。
生成盐的弱酸酸性越弱，其盐中弱酸根离子的水解程度越大；生成盐的弱碱碱性越弱，其盐中弱碱阳离子的水解程度越大，通常称为“越弱越水解”。
2．实验探究外界因素对FeCl3水解平衡Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋的影响。
(1)FeCl3溶液浓度改变对水解平衡的影响①取一支试管加入1 mL棕黄色的FeCl3溶液，再加入少量的FeCl3(s)，振荡，观察到的现象是溶液颜色加深。
②取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，再加入5 mL蒸馏水，观察到的现象是溶液的颜色变浅。
2014-2015学年高中化学同步讲练：第2章 本章重难点专题突破 6(鲁科版选修4)
6 全面解读外界条件对化学反应速率的影响规律影响化学反应速率的因素包括内因和外因。
内因是指反应物本身的性质；外因包括浓度、温度、压强、催化剂、反应物颗粒大小等。
这些外界条件对化学反应速率影响的规律和原理如下： 1．浓度(1)浓度增大，单位体积内活化分子数增多(活化分子百分数不变)，有效碰撞的几率增加，化学反应速率增大。
(2)浓度改变，可使气体间或溶液中的化学反应速率发生改变。
固体或纯液体的浓度可视为常数，它们的物质的量的变化不会引起反应速率的变化，但固体颗粒的大小会导致接触面积的变化，故影响化学反应速率。
2．压强改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度的改变。
对于有气体参加的反应体系，有以下几种情况：(1)恒温时：增大压强――→引起体积缩小――→引起浓度增大――→引起反应速率增大。
(2)恒容时：①充入气体反应物――→引起反应物浓度增大――→引起总压增大――→引起反应速率增大。
②充入“稀有气体”――→引起总压增大，但各物质的浓度不变，反应速率不变。
(3)恒压时：充入“稀有气体”――→引起体积增大――→引起各物质浓度减小――→引起反应速率减小。
3．温度(1)温度升高，活化分子百分数提高，分子间的碰撞频率提高，化学反应速率增大。
(2)温度升高，吸热反应和放热反应的速率都增大。
实验测得，温度每升高10 ℃，化学反应速率通常增大为原来的2～4倍。
4．催化剂(1)催化剂对反应历程的影响通常可用图表示(加入催化剂，B 点降低)。
催化剂能改变反应路径、降低活化能、增大活化分子百分数、加快反应速率，但不影响反应的ΔH 。
(2)催化剂只有在适宜的温度下活性最大，反应速率才达到最大。
(3)对于可逆反应，催化剂能够同等程度地改变正、逆反应速率，对化学平衡状态无影响，生产过程中使用催化剂主要是为了提高生产效率。
[特别提示]在分析多个因素(如浓度、温度、反应物颗粒大小、催化剂、压强等)对反应速率的影响规律时，逐一改变一个因素而保证其他因素相同，通过实验分析得出该因素影响反应速率的结论，这种方法叫控制变量法。
2014-2015学年高中化学同步讲练：3.2.2 盐类水解的实质与规律2(鲁科版选修4)
第2课时盐类水解的实质与规律[学习目标定位] 1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，并进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律。
2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。
1．水的电离与溶液的酸碱性(1)水的电离方程式是H2O H＋＋OH－，若在水中加入酸或碱，水的电离平衡移动方向是向逆反应方向移动，理由是增大了水中[H＋]或[OH－]。
(2)溶液呈酸碱性的根本原因是[H＋]≠[OH－]，溶液呈中性是因为[H＋]＝[OH－]，呈酸性是[H＋]>[OH－]，呈碱性是[H＋]<[OH－]。
2．(1)写出下列中和反应的化学方程式：①盐酸与NaOH溶液：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O；②盐酸与氨水：HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O；③醋酸与NaOH溶液：CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O；④醋酸与氨水：CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O。
(2)上述反应物中，属于强电解质的是HCl、NaOH，属于弱电解质的是CH3COOH、NH3·H2O。
(3)若按酸、碱强弱不同，上述反应生成的四种盐可分为四种不同的类型，分别为NaCl强酸强碱盐，NH 4Cl强酸弱碱盐，CH3COONa弱酸强碱盐，CH3COONH4弱酸弱碱盐。
探究点一盐类水解1．常温下，酸溶液的pH<7，碱溶液的pH>7。
通过实验测定下列0.1 mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。
实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。
2．CH3COONa水溶液呈碱性的原因分析(1)溶液中都存在水的电离平衡：H2O OH－＋H＋，CH3COONa溶于水后完全电离：CH3COONa===Na＋＋CH3COO－，溶液中的离子可能结合生成的新弱电解质分子是CH3COOH。
2014-2015学年高中化学同步讲练：3章 物质在水溶液中的行为 章末检测(鲁科版选修4)
章末检测卷(时间100分钟满分100分)一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分；每小题只有一个选项符合题意)1．下列说法正确的是()A．强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强B．强电解质的稀溶液中不存在溶质分子C．强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物D．不同的弱电解质只要物质的量的浓度相同，电离程度也相同2．下列各组离子在给定条件下能大量共存的是()A．在pH＝1的溶液中：NH＋4、K＋、ClO－、Cl－B．有SO2－4存在的溶液中：Na＋、Mg2＋、Ca2＋、I－C．有NO－3存在的强酸性溶液中：NH＋4、Ba2＋、Fe2＋、Br－D．在[H＋]＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液中：Na＋、S2－、[Al(OH)4]－、SO2－33．醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是()A．CH3COOH溶液中离子浓度的关系满足：[H＋]＝[OH－]＋[CH3COO－] B．0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中[OH－]增大C．CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动D．常温下，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH<74．在常温下，pH＝9的NaOH溶液和CH3COONa溶液中，假设由水电离产生的OH－浓度分别为a和b，则a与b的关系为()A．a>b B．a＝10－4b C．b＝10－4a D．a ＝b5．对于某些离子的检验及结论一定正确的是()A．加入硝酸银溶液产生白色沉淀，则一定有Cl－B．加入氯化钡溶液有白色沉淀产生，再加盐酸，沉淀不消失，一定有SO2－4 C．加入氢氧化钠溶液并加热，产生的气体能使湿润红色石蕊试纸变蓝，一定有NH＋4D．通入氯气，然后加入硫氰化钾溶液，溶液变为红色，一定含有Fe2＋6．下列离子方程式书写正确的是()A．向FeCl2溶液中通入Cl2：Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－B．澄清石灰水与少量的小苏打溶液混合：Ca2＋＋OH－＋HCO－3===CaCO3↓＋H2OC．FeS固体放入稀硝酸溶液中：FeS＋2H＋===Fe2＋＋H2S↑D．AlCl3溶液中加过量氨水：Al3＋＋4OH－===[Al(OH)4]－7．下列叙述正确的是()A．将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液pH＝7时，[SO2－4]＞[NH＋4]B．两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2，pH分别为a和a＋1，则c1＝10c2C．pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合，滴入石蕊溶液呈红色D．向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中[OH－][NH3·H2O]增大8．根据下表提供的数据，判断在等浓度的NaClO、NaHCO3混合溶液中，各种离子浓度关系正确的是()3B．[ClO－]>[HCO－3]>[H＋]C．[HClO]＋[ClO－]＝[HCO－3]＋[H2CO3]D．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO－3]＋[ClO－]＋[OH－]9．常温下，某溶液中由水电离的[H＋]＝1×10－13 mol·L－1，该溶液可能是()①三氧化硫水溶液②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液A．①④B．①②C．②③D．③④10．对于难溶盐MX，其饱和溶液中M＋和X－的物质的量浓度之间的关系类似于[H＋][OH－]＝K W，存在着[M＋]·[X－]＝K sp的关系。
2014-2015学年高中化学同步讲练：3.1.2 溶液pH的计算1(鲁科版选修4)
第2课时溶液的酸碱性与pH值[目标要求] 1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
＋－溶液酸碱性[OH－]与[H＋]的关系酸碱的强弱溶液呈中性[H＋]__[OH－]溶液呈酸性[H＋]__[OH－] [H＋]越大，酸性越__溶液呈碱性[H＋]__[OH－] [OH－]越大，碱性越__ 1．pH的表达式：pH＝________。
2．pH的物理意义：pH可以表示溶液的酸碱性及其强弱。
室温下，pH____，溶液呈中性；pH____，溶液呈碱性；pH____，溶液呈酸性。
3．pH的测定方法(1)粗略测定：酸碱指示剂，pH试纸。
(2)精确测定：________。
知识点一溶液的酸碱性1．下列溶液一定呈中性的是()A．pH＝7的溶液B．[H＋]＝[OH－]的溶液C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液D．非电解质溶于水得到的溶液2．下列溶液一定显酸性的是()A．溶液中[OH－]>[H＋]B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1D．pH<7的溶液3．下列说法正确的是()A．pH<7的溶液不一定是酸溶液B．常温下，pH＝5的溶液和pH＝3的溶液相比，前者[OH－]不一定是后者的100倍C．室温下，每1×107个水分子中只有一个水分子发生电离D．在1 mol·L－1的氨水中，改变外界条件使[NH＋4]增大，则溶液的pH一定增大知识点二pH值4．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13 mol2·L－2，该温度时纯水的pH是() A．等于7 B．小于7 C．大于7 D．无法确定5．常温下，某溶液中由水电离产生的[H＋]＝1×10－11 mol·L－1，则该溶液的pH可能是()A．4B．7C．8D．116．在常温下，将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH最接近于()A．8.3 B．8.7 C．9 D．9.7练基础落实1．25℃的下列溶液中，碱性最强的是()A．pH＝11的溶液B．[OH－]＝0.12 mol·L－1C．1 L中含有4 g NaOH的溶液D．[H＋]＝1×10－10 mol·L－1的溶液2．将pH为3和pH为5的稀盐酸等体积混合，所得溶液的pH为()A．3.7 B．3.3 C．4.7 D．5.33．下列说法正确的是()A．HCl溶液中无OH－B．NaOH溶液中无H＋C．KCl溶液中既无H＋也无OH－D．常温下，任何物质的水溶液中都有H＋和OH－，且K W＝1×10－14 mol2·L－2练方法技巧4．在某温度时，水的离子积为1.0×10－12 mol2·L－2，若该温度下某溶液中[H ＋]为1.0×10－7 mol·L－1，则该溶液()A．呈碱性B．呈酸性C．呈中性D．[OH－]＝1 000[H＋]5．在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的KHSO4溶液。
2014-2015学年高中化学同步讲练：第3章 本章重难点专题突破 3(鲁科版选修4)
3 弱电解质的电离平衡与电离常数1．弱电解质的电离平衡电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒·夏特列原理，其规律是①浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
②温度：温度越高，电离程度越大。
因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
③同离子效应。
如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH 3COO －的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
④能反应的物质。
如向醋酸溶液中加入锌粒或NaOH 溶液，平衡右移，电离程度增大。
2．电离常数(电离平衡常数)以CH 3COOH 为例，K a ＝[CH 3COO －][H ＋][CH 3COOH]，K 的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K 只与温度有关。
对多元弱酸(以H 3PO 4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K a1、K a2、K a3，它们的关系是K a1≫K a2≫K a3，因此多元弱酸电离程度的强弱主要由K a1的大小决定。
【典例5】 下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 ℃)。
CH 3COOHCH 3COO －H 2CO 3H ＋＋HCO －3HCO －3H ＋＋CO 2－3H 3PO 4H ＋＋H 2PO －4 H 2PO －4H ＋＋HPO2－4 HPO 2－4H＋＋PO 3－4A．温度升高，K减小B．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，[H＋]/[CH3COOH]将减小C．等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4)D．PO3－4、HPO2－4和H2PO－4在溶液中能大量共存答案 B解析选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，K增大；选项B，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中[CH3COO－]增大，K不变，[H＋]/[CH3COOH]＝K/[CH3COO－]，因此[H＋]/[CH3COOH]将减小；选项C，由于HPO2－4的电离常数<HCO－3的电离常数<CH3COOH的电离常数，因此正确的关系为pH(Na3PO4)>pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)；选项D，根据H3PO4的三级电离常数可知能发生如下反应H2PO－4＋PO3－4===2HPO2－4，因此PO3－4、HPO2－4和H2PO－4在溶液中不能大量共存。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
6难溶电解质的溶解平衡及其三个应用
1．难溶电解质的溶解平衡与溶度积
m M n＋(aq)＋n A m－(aq)。
因(1)难溶电解质在水中会建立如下平衡：M m A n(s)溶解
沉淀
此，难溶电解质的溶解度虽然很小，但不可能为零(完全不溶解)，溶液中的离子结合成难溶电解质时，也不可能完全进行到底。
勒·夏特列原理同样适用于溶解平衡。
(2)下列沉淀溶解平衡：M m A n(s)m M n＋(aq)＋n A m－(aq)，固体纯物质不列入平衡常数，其溶度积为K sp
＝[M n＋]m[A m－]n，AgCl的K sp＝[Ag＋][Cl－]。
对于相同类型的物质，K sp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。
与平衡常数一样，K sp与温度有关。
不过温度改变不大时，K sp变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。
(3)通过比较溶度积K sp与溶液中有关离子的浓度商Q的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。
如AgCl溶液的Q＝c(Ag＋)·c(Cl－)，该计算式中的离子浓度不一定是平衡浓度，而K sp计算式中的离子浓度一定是平衡浓度。
①若Q>K sp，则溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
②若Q＝K sp，则溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
③若Q<K sp，则溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
【典例11】某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(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NH4Cl固体可使溶液由a点变到b点
C．c、d两点代表的溶液中[H＋]与[OH－]乘积相等
D．Fe(OH)3、Cu(OH)2分别在b、c两点代表的溶液中达到饱和
答案 B
解析A项，分析图像中b、c两点，[Fe3＋]和[Cu2＋]相等，对应的pH分别为1.3、4.4，即前者[OH－]小，根据K sp的计算公式可得K sp[Fe(OH)3]<K sp[Cu(OH)2]；B项，NH4Cl水解呈酸性，向原溶液中加NH4Cl，pH变小，[Fe3＋]应变大，所以不能实现由a点变到b点；C项，[H＋]与[OH－]的乘积是K w，K w只与温度有关，c、d两点温度相同，K w也相等；D项，b、c两点分别是两溶液的溶解平衡状态，两溶液均达到饱和。
2．沉淀溶解平衡的应用
难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，可以利用其逆反应使溶液中的离子转化为沉淀，化学上通常认为溶液中的剩余离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时就沉淀完全。
(1)沉淀的溶解
根据溶度积规则，使沉淀溶解的必要条件是Q<K sp，因此创造条件使溶液中有关离子的浓度降低，就能达到此目的。
降低溶液中离子的浓度可以通过以下三种途径：
①使相关离子生成弱电解质：如要使ZnS溶解，可以加盐酸，H＋和ZnS中溶解生成的S2－相结合形成弱电解质HS－和H2S，于是ZnS溶解。
只要盐酸的量能满足需要，ZnS就能不断溶解。
②使相关离子被氧化：如CuS在盐酸中不能溶解，但在HNO3中可以溶解。
原因是S2－被氧化，使得CuS(s)Cu2＋(aq)＋S2－(aq)平衡右移，CuS溶解。
反应的离子方程式为3CuS＋2NO－3＋8H＋===3Cu2＋＋2NO↑＋3S↓＋4H2O。
(2)分步沉淀
若一种沉淀剂可使溶液中多种离子沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀，这种现象称为分步沉淀。
①同一类型的沉淀，K sp越小越先沉淀，且K sp相差越大分步沉淀越完全，如AgCl、AgBr、AgI。
②不同类型的沉淀，其沉淀的先后顺序要通过计算才能确定，如AgCl和Ag2CrO4。
(3)沉淀的转化
由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，若难溶电解质类型相同，则K sp较大的沉淀易于转化为K sp较小的沉淀。
但要注意的是通过改变外界条件，利用勒·夏特列原理也可以使溶解度小的沉淀转化成溶解度大的沉淀。
①易溶物向难溶物转化：如向BaCO3沉淀中加入Na2CrO4溶液，将会发现白色的BaCO3沉淀逐渐转化成黄色的BaCrO4沉淀。
②难溶物向易溶物转化：如BaSO4沉淀转化为BaCO3沉淀的反应为BaSO4(s)＋
CO2－3(aq)BaCO3(s)＋SO2－4(aq)，K＝[SO2－4]
[CO2－3]
＝
K sp(BaSO4)
K sp(BaCO3)
＝
1.1×10－10
5.1×10－9
≈
1
47，虽
然平衡常数小，转化不彻底，但只要[CO2－3]比[SO2－4]大47倍以上，经多次转化，即能将BaSO4转化为BaCO3。
【典例12】常温下，已知Cu(OH)2(s)Cu2＋(aq)＋2OH－(aq)的K sp＝2×10－20 mol3·L－3。
(1)某CuSO4溶液中[Cu2＋]＝0.02 mol·L－1，如果生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH使之大于________。
(2)要使0.2 mol·L－1 CuSO4溶液中的Cu2＋沉淀完全(使Cu2＋浓度降低至原来的千分之一)，则应向溶液中加入NaOH溶液，使溶液的pH为________。
答案(1)5(2)6
解析(1)当[Cu2＋][OH－]2＝2×10－20 mol3·L－3时开始出现沉淀，则[OH－]＝2×10－20
[Cu2＋]
mol·L－1＝1×10－9mol·L－1，[H＋]＝1×10－5 mol·L－1，pH＝5，所以要生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH>5。
(2)使Cu2＋的浓度降至0.2 mol·L－1/1 000＝2×10－4 mol·L－1，[OH－]＝
2×10－20
2×10－4
mol·L－1＝1×10－8 mol·L－1，[H＋]＝1×10－6 mol·L－1，此时溶液的pH ＝6。