2027届高三化学一轮复习课件：第十章　水溶液中的离子反应与平衡_含解析

这是一份2027届高三化学一轮复习课件：第十章　水溶液中的离子反应与平衡_含解析，共150页。
第1节　弱电解质的电离平衡第2节　溶液的酸碱性 酸碱中和滴定第3节　盐类的水解第4节　沉淀溶解平衡考法突破19　溶液中微粒浓度关系判断
目 录 CONTENTS
第1节　弱电解质的电离平衡
一、弱电解质的电离平衡1.强电解质和弱电解质 2.弱电解质电离方程式的书写(1)用“  ”连接。(2)二元或多元弱酸分步电离,但以第一步电离为主,书写时写出第一步电离的方程式即
可,如果全部写出,则需要分步书写。(3)二元或多元弱碱分步电离,但书写电离方程式时“一步到底”,如Cu(OH)2  Cu2++2OH-。
注意硼酸(H3BO3)是一元弱酸,但并不是它本身电离出H+,而是其中的B提供空轨道,H2O电离出的OH-中的O原子提供孤电子对,二者结合形成了配位键,表示为B(OH)3+H2O  　　　　　　　　　+H+。
3.弱电解质的电离平衡(1)建立与特征
(2)外界条件对电离平衡的影响①温度:升高温度,电离平衡右移,电离程度增大。②浓度:稀释溶液,电离平衡右移,电离程度增大;增大电解质溶液的浓度,电离平衡右移,
电离程度减小。③同离子效应:加入与弱电解质具有某种相同离子的强电解质,电离平衡左移,电离程度减小。④发生反应,促进电离:加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质,电离平衡右移,电离程度增大。以0.1 ml·L-1的醋酸溶液[CH3COOH  H++CH3COO-(ΔH>0)]为例,改变条件后,有如下变化:
注意电离平衡右移,电离程度不一定增大。如增大弱电解质的浓度,电离平衡右移,但电离程度减小。(3)电解质溶液的导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数,自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多,导电能力越强。
注意电解质溶液的导电能力与电解质的强弱无必然关系,强电解质溶液的导电能力不一定强,如BaSO4。
知识拓展　　将冰醋酸和稀醋酸分别加水稀释,其导电能力随加水量的变化曲线如图所示:      ①OA段随加水量的增多,导电能力增强,原因是冰醋酸发生了电离,溶液中离子浓度增大。②AB段随加水量的增多,导电能力减弱,原因是随着水的加入,溶液的体积增大,溶液中离子浓度减小,与稀释稀醋酸过程中导电能力变化一样。　
二、电离度和电离平衡常数1.电离度(1)定义:在一定条件下,弱电解质在溶液中达到电离平衡时,已电离的电解质分子数占原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分比。(2)表示方法:α= ×100%。(3)影响因素①浓度:相同温度下,同一弱电解质,浓度越大,电离度越小。②温度:相同浓度下,同一弱电解质,温度越高,电离度越大。
注意电离度实质上是一种平衡转化率,表示弱电解质在溶液中的电离程度。
注意多元弱酸分步电离,各级电离常数的大小关系是 ≫ ≫ ……故其酸性主要取决于第一步电离,计算多元弱酸溶液中的c(H+),也只考虑第一步电离。(1)电离平衡常数的应用
　注意不能根据反应CuSO4+H2S  CuS↓+H2SO4判断H2S的酸性比H2SO4强;不能根据反应NaI+H3PO4(浓)  NaH2PO4+HI↑判断H3PO4的酸性比HI强。
(2)电离平衡相关计算(以弱酸HA为例)
三、一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像的比较(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸溶液
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸溶液
四、判断强酸、弱酸的方法
1.根据下列实验不能证明一元酸HR为弱酸的是 (　　　 )A.室温下,NaR溶液的pH大于7B.加热HR溶液时,溶液的pH变小C.HR溶液中加入少量NaR固体,溶解后溶液的pH变大D.20 ℃时,0.01 ml·L-1 HR溶液的pH=2.8
　解析　室温下,NaR溶液的pH大于7,说明R-能水解,故能证明HR为弱酸,A正确。加热时,水的电离程度也会变大,pH变小,故溶液的pH变小不能证明HR为弱酸,B错误。HR溶液中加入少量NaR固体,溶解后溶液的pH变大,说明HR溶液中存在电离平衡HR  H++R-,能证明HR为弱酸,C正确。20 ℃时,0.01 ml·L-1 HR溶液的pH=2.8,说明HR没有完全电离,可证明HR为弱酸,D正确。
2.(2025天津南开二模,11)室温下,对于1 L 0.1 ml·L-1 NH3·H2O溶液,下列判断正确的是 (　　　 )A.该溶液中N 的物质的量为0.1 mlB.c(OH-)=c(NH3·H2O)+c(N )+c(H+)C.加入少量水,溶液中 减小D.滴加HCl溶液过程中,n(NH3·H2O)与n(N )之和始终为0.1 ml
　解析　NH3·H2O为弱碱,在水中部分电离,则1 L 0.1 ml·L-1 NH3·H2O溶液中n(N ) ,即酸性:H2CO3>HC ,根据越弱越水解,可知水解程度:C >HC ,故相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液,pH:Na2CO3>NaHCO3,A错误。滴定到终点时,溶液中溶质为NaF,NaF为强碱弱酸盐,溶液呈碱性,故可选用酚酞溶液作指示剂,B正确。由题表中数据知,Ka(HF)> (H2CO3),即酸性:HF>H2CO3,则足量HF溶液与少量Na2CO3溶液反应会产生CO2,化学方程式为2HF+Na2CO3  2NaF+CO2↑+H2O,C错误。在NaF与Na2CO3混合溶液中,存在元素守恒:c(Na+)=c(F-)+c(HF)+2c(C )+2c(HC )+2c(H2CO3),D错误。
第2节　溶液的酸碱性　酸碱中和滴定
一、水的电离和溶液的酸碱性1.水的电离(1)水的电离平衡:H2O H++OH-(2H2O  H3O++OH-)。(2)水的离子积:KW=c(H+)·c(OH-)。一定温度时,KW为常数,只与温度有关。水的电离是吸热过程,温度越高,KW越大。常温下,KW=1×10-14。(3)影响水的电离平衡的因素有①温度:升高温度,促进水的电离;②酸、碱:加酸或碱,抑制水的电离;③能水解的盐:促进水的电离。
2.溶液的酸碱性和pH(1)溶液的酸碱性
(2)溶液的pH①计算公式:pH=-lgc(H+)。②适用范围:稀溶液,pH=0~14。③表示意义:表示溶液酸碱性的强弱,pH越小,酸性越强。(3)计算溶液pH的一般思维模型
3.溶液酸碱性的测定(1)用酸碱指示剂测定:只能测定范围,不能测定具体值[注意:常温下,甲基橙显黄色的溶液可能呈酸性,也可能呈中性,还可能呈碱性;酚酞呈无色,溶液可能呈酸性,也可能呈中性]。(2)用pH试纸测定:①广泛pH试纸可以识别的pH差约为1;②精密pH试纸可以识别的pH差为0.2或0.3[注意:测定时,pH试纸不能润湿,不能测定浓硫酸和具有漂白性的溶液的pH]。(3)用pH计测定:pH计精确度高,能精确到小数点后2位。
二、酸碱中和滴定1.强酸与强碱的中和滴定(学生必做实验)
注意①指示剂选择依据:变色明显,变色范围越窄越好;指示剂的变色范围在滴定突跃范围内,如强酸滴定弱碱选用甲基橙,强碱滴定弱酸选用酚酞,强酸滴定强碱选用酚酞或甲基橙。②酸碱恰好完全反应的点与滴定终点不相同。酸碱恰好完全反应是指酸与碱恰好完全反应,都不剩余,此时溶液可能为中性,也可能为酸性或碱性;而滴定终点是指指示剂颜色恰好变化的点,二者不相同。酸碱恰好完全反应的点与滴定终点特别接近,在一般实验研究中不会造成大的误差。
③酸式滴定管可以盛装酸性溶液和强氧化性溶液,碱式滴定管一般盛装碱性溶液,而使用聚四氟乙烯活塞的滴定管为酸碱通用滴定管。④锥形瓶不能用待测液润洗,如果润洗则会增加溶质的物质的量,使待测液浓度偏高;锥形瓶不需要干燥,因为残留的蒸馏水对溶质的物质的量没有影响,不影响测定结果。⑤洗涤后,滴定管内壁会残留蒸馏水,若不用标准溶液润洗,则会使标准溶液的浓度降低,使测定结果偏高。2.关于酸碱中和滴定的答题模版(1)滴定管检漏。酸式滴定管:先关闭活塞,装水至“0”刻度线以上,直立约2 min,若滴定管口及活塞两端不漏水,再将活塞转180°,直立2 min,滴定管口及活塞两端仍不漏水,即可以使用。
注意若酸式滴定管漏水应在活塞上涂抹凡士林,再试。碱式滴定管:装水至“0”刻度线以上,直立约2 min,若滴定管口不漏水,即可以使用;若碱式滴定管漏水,应更换胶管中的玻璃珠,再试。(2)滴定管润洗。从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸溶液或碱溶液,倾斜着转动滴定管,使液体润湿全部滴定管内壁;然后,一手控制活塞(轻轻转动酸式滴定管的活塞或者轻轻挤压碱式滴定管中的玻璃球),将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。重复2~3次。
(3)滴定管排气泡。酸式滴定管:排出酸式滴定管中的气泡时,应控制活塞使液体快速流下。碱式滴定管:应使尖嘴向上,轻轻挤压胶管中的玻璃球。赶出碱式
滴定管胶管中气泡的方法如图所示。(4)滴定操作。滴定时,一般左手控制活塞,右手摇动锥形瓶,两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
注意滴加速度先快后慢→边滴边振荡→注意锥形瓶中溶液颜色变化→判断终点(半分钟不再变化)。(5)滴定管读数。手拿滴定管上端无溶液处,使滴定管自然下垂,视线与凹液面最低处保持水平,进行读数。
注意在装好标准溶液或放出标准溶液后,都必须等1~2分钟,使溶液完全从内壁上流下后再读数。(6)滴加半滴液体:慢慢转动酸式滴定管的活塞(或轻轻挤压碱式滴定管胶管中的玻璃球),使滴定管的尖嘴处悬挂一滴液体(不滴落),用锥形瓶内壁将其靠下来,并用蒸馏水将其冲入锥形瓶内。(7)滴定终点的判断方法:当滴入最后半滴××溶液,锥形瓶中溶液由×色变为×色,且半分钟内颜色不变,说明达到滴定终点。
3.误差分析根据c(NaOH)= 可将所有误差都归结到对V标准(HCl)的影响上。
4.滴定曲线(pH曲线)分析(1)强酸与强碱滴定过程中的pH曲线
(2)强碱(酸)与强酸(碱)、弱酸(碱)的滴定曲线比较
　注意①滴定终点溶液不一定呈中性。②曲线起点不同:强碱滴定等浓度强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定等浓度强碱、弱碱的曲线,强碱起点高。③突变范围不同:强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突变范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)的突变范围。
三、中和滴定迁移应用(一)氧化还原滴定法1.原理:以氧化剂或还原剂为滴定剂,直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质,或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性,但能与某些氧化剂或还原剂反应的物质。2.试剂:常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等;常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、硫代硫酸钠(Na2S2O3)等。3.指示剂:氧化还原滴定的指示剂有三类。(1)氧化还原指示剂,如二苯胺磺酸钠为滴定Fe2+的常用氧化还原指示剂,其还原型呈无色,氧化型呈紫红色。当用氧化剂滴定Fe2+时,二苯胺磺酸钠由无色突变为紫红色时,指示滴定终点。
(2)专属指示剂,如淀粉溶液遇I2变蓝,常用作碘量法中的专属指示剂。(3)自身指示剂,如用高锰酸钾标准溶液滴定草酸,滴定终点时溶液由无色变为浅红色,不用另加指示剂。4.示例(1)直接滴定例如,用酸性KMnO4标准溶液滴定Fe2+,生成Mn2+和Fe3+,根据得失电子守恒可得Mn ~5Fe2+~5e-,故n(Fe2+)=c(KMnO4)×V(KMnO4)×5。(2)返滴定例如,对于不能直接滴定的氧化性物质如MnO2,可在稀硫酸条件中,加入已知体积和浓度的过量Na2C2O4标准溶液,将MnO2还原为Mn2+,再用KMnO4标准溶液滴定过量的Na2C2
O4。整个过程中,MnO2和Mn 为氧化剂且都转化为Mn2+(MnO2~2e-,Mn ~5e-);C2 为还原剂,转化为CO2(C2 ~2e-)。根据得失电子守恒可得n(MnO2)×2+c(KMnO4)×V(KMnO4)×5=c(Na2C2O4)×V(Na2C2O4)×2,代入已知数据即可求出n(MnO2)。(二)沉淀滴定法1.原理:利用沉淀反应进行滴定,例如用Ag+滴定Cl-来测定溶液中Cl-的浓度。2.指示剂(1)沉淀指示剂:①指示剂本身能与滴定剂反应形成沉淀。②滴定剂与被滴定物质形成沉淀的溶解度必须小于滴定剂与指示剂形成沉淀的溶解度。例如,用AgNO3溶液测定溶液中Cl-的含量时,常以Cr 为指示剂,这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶,Ag+优先与Cl-
反应,当出现Ag2CrO4砖红色沉淀时达到滴定终点。(2)专属指示剂:如用NH4SCN溶液滴定Ag+时(生成AgSCN沉淀),可用Fe3+作为指示剂,当溶液变红时达到滴定终点。(三)络合滴定法(配位滴定法)1.原理利用金属离子与配体结合生成配合物来进行滴定,例如用EDTA(乙二胺四乙酸)滴定Zn2+来测定溶液中Zn2+的浓度。2.滴定剂(1)无机滴定剂:无机配位反应中,除个别反应(如Ag+与CN-、Hg2+与Cl-等反应)外,大多数
不能用于配位滴定。(2)有机滴定剂:有机配体中常含有两个及以上可配位的原子,与金属离子配位时形成低配位比的具有环状结构的螯合物,其中应用最广的是EDTA。一般情况下,EDTA与金属离子的配位比为1∶1。
1.下列判断正确的是 (　　　 )A.50 ℃时,某pH=7的水溶液呈碱性B.将1 mL 10-6 ml·L-1盐酸稀释至1 000 mL,所得溶液pH为9C.pH=1的盐酸和pH=13的氢氧化钠溶液混合后呈中性D.已知NaHS溶液显碱性,则KW10-14,则pH=7时,溶液显碱性,A正确;常温下,酸溶液无限稀释,溶液pH会无限接近7,不可能大于7,B错误;溶液体积未知,无法计算,C错误;NaHS溶液显碱性,说明HS-的水解程度大于电离程度,即Kh> ,Kh= ,则 > ,即KW> · ,D错误。
2.(2025四川成都三诊,5)相同质量的某谷物麦片经消解,所蒸馏出的氨用50.00 mL 0.600 0 ml·L-1过量盐酸吸收,再用0.100 0 ml·L-1 NaOH溶液返滴定,记录至终点时消耗NaOH溶液体积,四次平行测定结果为7.80 mL、7.47 mL、7.88 mL、7.85 mL。下列说法正确的是 (　　　 )A.使用量筒量取盐酸B.可选择甲基红(变色的pH范围:4.4~6.2)为指示剂C.用1.000 ml·L-1 NaOH溶液滴定的相对误差更小D.平均消耗NaOH溶液体积为7.75 mL
　解析　量筒只能精确到0.1 mL,无法准确量取50.00 mL盐酸,应使用酸式滴定管量取,A错误;达到滴定终点时,溶液中溶质为NH4Cl、NaCl,NH4Cl水解使溶液呈酸性,可选择甲基红(变色的pH范围:4.4~6.2)为指示剂,B正确;使用1.000 ml·L-1 NaOH溶液滴定,因浓度大,相对误差会更大,C错误;四个数据中7.47 mL误差较大需要舍弃,剩余三次测定结果的平均体积约为7.84 mL,D错误。
3.下列图示与对应的叙述相符的是 (　　　 )A.图1表示相同温度下pH=1的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释时pH的变化曲线,其中曲线Ⅱ为盐酸,且b点溶液的导电性比a点强B.图1中,中和等体积的两种酸,消耗等浓度的NaOH溶液体积V(Ⅰ)>V(Ⅱ)C.图2中纯水仅升高温度,就可以从a点变到c点D.图2中在b点对应温度下,将pH=2的H2SO4与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液显中性
　解析　相同pH的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释相同倍数时,盐酸的pH变化大,所以曲线Ⅰ代表盐酸;b点的pH大,则对应的溶液中离子浓度低,导电性b点比a点弱,A错误。盐酸和醋酸溶液的pH相同,则醋酸溶液的浓度大,中和等体积的两种酸,消耗等浓度的NaOH溶液体积V(Ⅰ) (H2CO3)可知NaHCO3溶液呈碱性。
8.学生必做实验——盐类水解的应用
注意①在制备Fe(OH)3胶体的实验中,饱和FeCl3溶液要酸化,使其pH为1,否则实验中容易产生沉淀。②在洗涤试管内壁的植物油的实验中,植物油对饱和碳酸钠溶液会起到液封的作用,在加热过程中,液体容易因沸腾而冲出。因此,加热时务必注意安全,不要振荡试管,试管口不能对着自己和他人。③实验室配制FeCl3溶液时,先将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中,然后加水稀释到所需的浓度。
1.下列过程与水解反应无关的是 (　　　 )A.用TiCl4和沸水制备TiO2·xH2OB.水垢用碳酸钠溶液浸泡转化将CaSO4转化为CaCO3C.用调pH的方法除去硫酸铜中的Fe3+D.核苷酸在酶的作用下得到核苷和磷酸
　解析　加热促进Ti4+水解,生成TiO2·xH2O;水垢用Na2CO3溶液浸泡,发生沉淀转化:CaSO4(s)+C (aq)  CaCO3(s)+S (aq),不属于水解;Fe3+水解:Fe3++3H2O  Fe(OH)3+3H+,调pH,使c(H+)减小,平衡正向移动,Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀除去;核苷酸在酶的作用下发生水解反应得到核苷和磷酸;故选B。
2.在一定条件下,Na2CO3溶液中存在如下平衡:C +H2O  HC +OH-。下列说法正确的是 (　　　 )A.稀释溶液,平衡正向移动, 增大B.向蒸馏水中加入Na2CO3固体,水的电离程度减小C.加入NaOH固体(忽略温度变化),促使平衡逆向移动,溶液pH减小D.升高温度, 增大
　解析　稀释溶液水解平衡正向移动,水解常数Kh= ,但温度不变,Kh不变,A错误。C 水解促进水的电离,故向蒸馏水中加入Na2CO3固体,水的电离程度增大,B错误。加入NaOH固体,c(OH-)增大,平衡逆向移动,但由于c(OH-)增大,溶液pH增大,C错误。升高温度,水解平衡正向移动,c(HC )增大,c(C )减小,故 增大,D正确。
3.实验测得0.10 ml·L-1 NaHCO3溶液的pH随温度的变化如下图所示。
下列说法正确的是 (　　　 )A.OM段随温度升高溶液的pH减小,原因是HC 水解被抑制B.O点溶液和P点溶液中c(OH-)相等C.将N点溶液恢复到25 ℃,pH可能大于8.62D.Q点、M点溶液中均有:c(C )+c(HC )+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)
　解析　水解过程吸热,升高温度,HC 水解程度增大[提示:pH减小与温度升高水的电离程度增大有关],A错误;O点溶液和P点溶液中c(H+)相等,但温度不同KW不同,即c(H+)·c(OH-)的值不相等,故c(OH-)不相等,B错误;温度升高后,NaHCO3可能会部分分解,将N点溶液恢复到25 ℃,C 的水解程度大于HC ,故pH可能大于8.62,C正确;Q点、M点溶液中均存在电荷守恒:2c(C )+c(HC )+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),D错误。
4.(2021天津,10,3分)常温下,下列有关电解质溶液的叙述正确的是 (　　　 )A.在0.1 ml·L-1 H3PO4溶液中,c(H3PO4)>c(H2P )>c(HP )>c(P )B.在0.1 ml·L-1 Na2C2O4溶液中,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2 )+c(C2 )C.在0.1 ml·L-1 NaHCO3溶液中,c(H2CO3)+c(HC )=0.1 ml·L-1D.氨水和NH4Cl溶液混合,形成pH=9的溶液中,c(Cl-)>c(N )>c(OH-)>c(H+)
　解析　A项,H3PO4为三元弱酸,分步电离且电离程度逐级减弱,正确;B项,1个C2 带2个单位负电荷,电荷守恒关系式中应为2c(C2 ),错误;C项,含碳微粒还有C ,元素守恒关系式应为c(C )+c(HC )+c(H2CO3)=0.1 ml·L-1,错误;D项,因c(OH-)>c(H+),由电荷守恒可知c(N )>c(Cl-),错误。
5.(2024江苏,12,3分)室温下,通过下列实验探究SO2的性质。已知 (H2SO3)=1.3×10-2, (H2SO3)=6.2×10-8。实验1:将SO2气体通入水中,测得溶液pH=3。实验2:将SO2气体通入0.1 ml·L-1 NaOH溶液中,当溶液pH=4时停止通气。实验3:将SO2气体通入0.1 ml·L-1酸性KMnO4溶液中,当溶液恰好褪色时停止通气。下列说法正确的是 (　　　 )A.实验1所得溶液中:c(HS )+c(S )>c(H+)B.实验2所得溶液中:c(S )>c(HS )C.实验2所得溶液经蒸干、灼烧制得NaHSO3固体D.实验3所得溶液中:c(S )>c(Mn2+)
　解析　A项,SO2溶于水生成H2SO3,溶液中存在电荷守恒:c(H+)=c(OH-)+c(HS  )+2c(S ),则c(H+)>c(HS )+c(S ),错误;B项,溶液中存在:HS   H++S , (H2SO3)= =6.2×10-8,pH=4时,c(H+) = 10-4 ml·L-1, =6.2×10-4Ksp时,就会生成沉淀。利用生成沉淀可除去溶液中的杂质离子,常用方法有:
注意①不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度≤1×10-5 ml·L-1时沉淀完全。②判断两种溶液混合时是否有沉淀生成,要注意混合后溶液体积改变引起的浓度变化,利用混合后的离子浓度计算出Q,再与Ksp进行比较。
(2)沉淀的溶解当QKsp(BaCO3),BaSO4就可以缓慢转化为BaCO3。
(4)Ksp的应用①根据沉淀的先后次序,比较Ksp的大小。如向浓度均为0.1 ml·L-1(同浓度)的NaCl和NaI(同类型)混合溶液中滴加少量AgNO3溶液(少量沉淀剂),先出现黄色沉淀(先生成的沉淀的Ksp更小),则Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。②根据Ksp判断沉淀某离子的pH范围。如已知:Ksp[Al(OH)3]=1×10-33,Ksp[Fe(OH)3]=3×10-39,pH=7.1时Mn(OH)2开始沉淀。室温下,除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+又不使Mn2+沉淀出来,由Ksp[Al(OH)3]>Ksp[Fe(OH)3]可知,Al3+沉淀完全时Fe3+早已沉淀完全,当Al3+恰好完全沉淀时,c(Al3+)=10-5 ml·L-1,Ksp[Al(OH)3]=c(Al3+)·c3(OH-)=1×10-33,此时c(OH-)≈10-9.3 ml·L-1,c(H+)=KW/c(OH-)=10-4.7 ml·L-1,即pH=4.7,故需调节溶液pH范围为4.7≤pHKsp(CuS),A正确;该反应达平衡时c(Mn2+)、c(Cu2+)保持不变,但不一定相等,B错误;向平衡体系中加入少量CuSO4固体后,c(Cu2+)增大,则平衡正向移动,c(Mn2+)变大,C正确;该反应的平衡常数K= = = ,D正确。
2.已知25 ℃下列物质的溶度积常数如下表所示。
以下说法正确的是 (　　　 )A.25 ℃时,饱和CuS溶液中Cu2+的浓度为  ×10-18 ml·L-1B.25 ℃时,CuS的溶解度大于ZnS的溶解度C.因为H2SO4是强酸,故反应CuSO4+H2S  CuS↓+H2SO4不能发生D.向物质的量浓度相同的FeCl2、ZnCl2的混合液中加入少量Na2S,只有FeS沉淀生成
　解析　饱和CuS溶液中c(Cu2+)=c(S2-),且c(Cu2+)×c(S2-)=Ksp(CuS),则c(Cu2+)=  ml·L-1= ×10-18 ml·L-1,A正确;CuS和ZnS的类型相同,根据题中所给Ksp数据,可得出CuS的溶解度小于ZnS,B错误;CuS的Ksp很小,CuSO4可以与H2S电离出的S2-结合生成不溶于硫酸的CuS沉淀,题给反应可发生,C错误;ZnS的Ksp比FeS的小,则向物质的量浓度相同的FeCl2、ZnCl2的混合液中加入少量Na2S,ZnS先沉淀出来,D错误。
3.绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料,其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是 (　　　 )
A.图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的溶解度B.图中各点对应的Ksp的关系为Ksp(m)=Ksp(n)c(HC )>c(C )。(2)盐的水解平衡①盐的水解程度一般是微弱的。例如CH3COONa溶液中:c(CH3COO-)>c(CH3COOH)。②多元弱酸酸根离子的分步水解逐级减弱。例如Na2CO3溶液中:c(C )>c(HC )>c(H
注意①若弱酸HA的Ka较大(即电离程度较大),有可能出现c(HA)c(CH3COOH)。
典例    (2026届广东广州第六中学开学考,12)常温下,浓度均为0.1 ml·L-1的下列溶液中,粒子的物质的量浓度关系正确的是 (　　　 )A.氨水中,c(N )=c(OH-)=0.1 ml·L-1B.NH4Cl溶液中,c(N )>c(Cl-)C.Na2SO4溶液中,c(Na+)>c(S )>c(OH-)=c(H+)D.Na2SO3溶液中,c(Na+)=2c(S )+c(HS )+c(H2SO3)
　解析　NH3·H2O为弱碱,不完全电离,故c(N )、c(OH-)均小于0.1 ml·L-1;氨水中存在电荷守恒:c(N )+c(H+)=c(OH-),则c(OH-)>c(N ),A错误。NH4Cl溶液中存在电荷守恒:c(N )+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-),NH4Cl(强酸弱碱盐)溶液呈酸性,即c(H+)>c(OH-),则c(N )c(S )>c(OH-)=c(H+),C正确。Na2SO3溶液中存在元素守恒:c(Na+)=2c(S )+2c(HS )+2c(H2SO3),D错误。
变式1　〔变考查形式:滴定图像分析〕(2026届重庆一中9月考,14)室温下,用a ml·L-1 KOH溶液滴定20 mL HCl和CH3COOH的混合溶液(混合溶液中,各溶质的浓度均为a ml·L-1),该过程溶液的pH变化如图所示。下列说法错误的是 (　　　 )A.点①时,c(H+)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(OH-)B.点②时,c(K+)=c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)C.点③时,c(K+)=c(Cl-)+c(CH3COO-)+c(CH3COOH)D.点④时,c(K+)+c(H+)=2c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(OH-)
　解析　用a ml·L-1的KOH溶液滴定等浓度的HCl和CH3COOH的混合溶液,KOH先与HCl反应,再与CH3COOH反应[提示:可用假设法判断反应的先后顺序],则消耗KOH溶液的体积为20 mL(点②)时,HCl反应完全;当消耗KOH溶液的体积为40 mL(点④)时,CH3COOH反应完全。点①溶液为等浓度的HCl、CH3COOH的混合溶液,HCl完全电离,CH3COOH电离程度比较小[提示:大于水的电离程度],且HCl电离出的H+也会抑制CH3COOH的电离,故离子浓度关系为c(H+)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(OH-),A正确。点②时,HCl恰好完全反应,此时溶液为等浓度的KCl、CH3COOH的混合溶液,KCl完全电离,CH3COOH电离程度比较小,故离子浓度关系为c(K+)=c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-),B正确。点③时,溶液pH=7,即c(H+)=c(OH-),溶液中存在电荷
守恒:c(K+)+c(H+)=c(Cl-)+c(CH3COO-)+c(OH-),则c(K+)=c(Cl-)+c(CH3COO-),C错误。由题图知,点④时,CH3COOH恰好完全反应,得到等浓度的KCl、CH3COOK混合溶液,溶液中存在电荷守恒:c(K+)+c(H+)=c(Cl-)+c(CH3COO-)+c(OH-),元素守恒:c(Cl-)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH),两式联立得:c(K+)+c(H+)=2c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(OH-),D正确。
变式2　〔变考查形式:分布分数图像分析〕(2026届湖北宜昌9月起点考,15)常温下,H2C2O4溶液中C2 、HC2 、H2C2O4的分布分数[如δ(H2C2O4)= ]与溶液pH的关系如图所示。下列说法正确的是(　　　 )
　解析　常温下,随着pH增大,H2C2O4溶液中δ(H2C2O4)逐渐减小,δ(HC2 )先增大后减小,δ(C2 )增大,结合题图及分布分数定义知pH=1.2时,c(H2C2O4)=c(HC2 ), = =c(H+)=10-1.2;pH=4.2时,c(HC2 )=c(C2 ), = =c(H+)=10-4.2,HC2 的水解常数Kh(HC2 )= = =10-12.8