?題型8　平衡原理在電解質溶液中的應用
真題·考情
全國卷
1.[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
2．[2021·全國甲卷]已知相同溫度下，Ksp(BaSO4)c(CH3COO－)
B．將濃度均為0.10 mol·L－1的C6H5ONa和NaOH溶液加熱，兩種溶液的pH均變大
C．25 ℃時，C6H5OH溶液與NaOH溶液混合，測得pH＝10.00，則此時溶液中c(C6H5O－)＝c(C6H5OH)
D．25 ℃時，0.10 mol·L－1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固體，水的電離程度變小

3．[2021·廣東卷]鳥嘌呤(G)是一種有機弱堿，可與鹽酸反應生成鹽酸鹽(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性，下列敘述正確的是(　　)
A．0.001 mol·L－1 GHCl水溶液的pH＝3
B．0.001 mol·L－1 GHCl水溶液加水稀釋，pH升高
C．GHCl在水中的電離方程式為GHCl===G＋HCl
D．GHCl水溶液中：c(OH－)＋c(Cl－)＝c(GH＋)＋c(G)

4．[2020·天津卷]常溫下，下列有關電解質溶液的說法錯誤的是(　　)
A．相同濃度的HCOONa和NaF兩溶液，前者的pH較大，則Ka(HCOOH)>Ka(HF)
B．相同濃度的CH3COOH和CH3COONa兩溶液等體積混合后pH約為4.7，則溶液中c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
C．FeS溶于稀硫酸，而CuS不溶于稀硫酸，則Ksp(FeS)>Ksp(CuS)
D．在1 mol·L－1 Na2S溶液中，c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＝1 mol·L－1

5．[2020·浙江1月]室溫下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L－1鹽酸中滴加0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液，溶液的pH隨NaOH溶液體積的變化如圖。已知lg 5＝0.7。下列說法不正確的是(　　)

A．NaOH與鹽酸恰好完全反應時，pH＝7
B．選擇變色范圍在pH突變范圍內的指示劑，可減小試驗誤差
C．選擇甲基紅指示反應終點，誤差比甲基橙的大
D．V(NaOH溶液)＝30 mL時，pH＝12.3

6．[2019·北京卷]實驗測得0.5 mol·L－1 CH3COONa溶液、0.5 mol·L－1CuSO4溶液以及H2O的pH隨溫度變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　)

A．隨溫度升高，純水中c(H＋)>c(OH－)
B．隨溫度升高，CH3COONa溶液的c(OH－)減小
C．隨溫度升高，CuSO4溶液的pH變化是Kw改變與水解平衡移動共同作用的結果
D．隨溫度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因為CH3COO－、Cu2＋水解平衡移動方向不同

考情分析

考向
考點
考情1
電離平衡
電離平衡影響因素
借助滴定圖像計算Ka或Kb
考情2
溶液酸堿
性與中和滴定
酸、堿稀釋過程中pH的變化特點
中和滴定曲線
考情3
鹽類的水解平衡
鹽類水解的影響因素
粒子大小關系
考情4
沉淀溶解平衡
根據圖像計算Ksp
外界條件對溶解平衡的影響


題型·練透
精準備考·要有方向——研析題型角度
題型角度1電離平衡基礎類變化曲線的分析
例1 常溫下，向1 L 0.1 mol·L－1 H2A溶液中加入NaOH固體，所得溶液中含A元素的微粒的物質的量分數隨溶液pH的變化如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列敘述正確的是(　　)

A．H2A的電離方程式為H2A?H＋＋HA－、HA－?H＋＋A2－
B．lg[Ka2(H2A)]＝－3.0
C．NaHA溶液中：c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)＝c(Na＋)
D．pH＝3時，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
練　某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　)

A．曲線Ⅰ代表HNO2溶液
B．溶液中水的電離程度：b點＞c點
C．從c點到d點，溶液中保持不變(其中HA、A－分別代表相應的酸和酸根離子)
D．相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同

題型角度2中和滴定曲線中的平衡分析
例2 常溫下，用0.100 mol·L－1的NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.100 mol·L－1的鹽酸和0.100 mol·L－1的醋酸，得到兩條滴定曲線，如圖所示：

下列說法正確的是(　　)
A．滴定鹽酸的曲線是圖2
B．兩次滴定均可選擇甲基橙或酚酞作指示劑
C．達到B、E點時，反應消耗的n(CH3COOH)＝n(HCl)
D．以HA表示酸，當0 mL＜V(NaOH)＜20.00 mL時，圖2對應混合液中各離子濃度由大到小的順序一定是c(A－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
練1　常溫下，用0.10 mol·L－1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL濃度均為 CH3COOH溶液和HCN溶液，所得滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　)

A．點①和點②所示溶液中：c(CH3COOH)－c(CN－)＝c(HCN)－c(CH3COO－)
B．醋酸的滴定終點是點③
C．滴定CH3COOH過程中不可能出現(xiàn)：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)
D．滴定HCN過程中可以用石蕊溶液指示終點

練2　常溫下，用0.100 0 mol·L－1的鹽酸滴定20.00 mL未知濃度的Na2CO3溶液，溶液的pH與所加鹽酸體積關系如圖所示。下列有關敘述錯誤的是(　　)
A．a點溶液呈堿性的原因用離子方程式表示為：＋OH－
B．b點處的溶液中)＝)＋c(Cl－)
C．滴定過程中使用酚酞作為指示劑比石蕊更準確
D．d點處溶液中水電離出的c(H＋)小于c點處

題型角度3沉淀溶解平衡曲線的分析
例3 某電路板生產企業(yè)的水質情況及國家允許排放的污水標準如下表所示。為研究廢水中Cu2＋處理的最佳pH，取5份等量的廢水，分別用30%的NaOH溶液調節(jié)pH至8.5、9、9.5、10、11，靜置后，分析上層清液中銅元素的含量，實驗結果如圖所示。

查閱資料，平衡Ⅰ：Cu(OH)2＋4NH3?[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－；
平衡Ⅱ：Cu(OH)2＋2OH－?[Cu(OH)4]2－
項目
廢水水質
排放標準
pH
1.0
6～9
Cu2＋/mg·L－1
72
≤0.5
/mg·L－1
2 632
≤15
下列說法不正確的是(　　)
A．廢水中Cu2＋處理的最佳pH約為9
B．b～c段：隨pH升高，Cu(OH)2的量增加，平衡Ⅰ正向移動，銅元素含量上升
C．c～d段：隨pH升高，c(OH－)增加，平衡Ⅰ逆向移動，銅元素含量下降
D．d點以后，隨c(OH－)增加，銅元素含量可能上升
練　已知：T℃時，Ksp(CaSO4)＝4.90×10－5、Ksp(CaCO3)＝2.8×10－9、Ksp(PbCO3)＝8.4×10－14，三種鹽的沉淀溶解平衡曲線如圖所示，pM＝－lg c(陰離子)、pN＝－lg c(陽離子)。下列說法錯誤的是(　　)

A．a線是CaSO4沉淀溶解平衡曲線
B．T℃時，向10 mL水中加入CaCO3和PbCO3至二者均飽和，溶液中＝
C．d點表示CaCO3的飽和溶液，且)
D．T℃時，向CaSO4沉淀中加入1 mol·L－1的Na2CO3溶液，CaSO4沉淀會轉化為CaCO3沉淀

題型角度4不規(guī)則圖像中的平衡分析
例4 25 ℃時，某混合溶液中c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1，lg c(CH3COOH)、lg c(CH3COO－)、lg c(H＋)和lg c(OH－)隨pH變化的關系如圖所示。Ka為CH3COOH的電離常數，下列說法正確的是(　　)

A．O點時，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)
B．N點時，pH＝lg Ka
C．該體系中，c(CH3COOH)＝ mol·L－1
D．pH由7到14的變化過程中，CH3COO－的水解程度始終增大
練1　已知草酸為二元弱酸：
Ka1
＋H＋　　Ka2
常溫下，向某濃度的草酸溶液中逐滴加入一定物質的量濃度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、、三種微粒的物質的量分數(δ)與溶液pH的關系如圖所示，則下列說法中不正確的是(　　)

A．pH＝1.2的溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(H2C2O4)
B．pH＝2.7的溶液中：＝1 000
C.將相同物質的量的KHC2O4和K2C2O4固體完全溶于水所得混合液的pH為4.2
D.向pH＝1.2的溶液中加KOH溶液，將pH增大至4.2的過程中水的電離度一定增大
練2　已知：pKa＝－lgKa，25 ℃時，H2A的pKa1＝1.85，pKa2＝7.19。常溫下，用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 H2A溶液的滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　)

A．A點所得溶液中：V0＝10 mL
B．B點所得溶液中：c(H2A)＋c(H＋)＝c(HA－)＋c(OH－)
C．C點所得溶液中：c(A2－)＝c(HA－)
D．D點所得溶液中A2－水解平衡常數Kh1＝10－7.19

精準備考·要有方案——高考必備基礎
一、水電離的c(H＋)或c(OH－)的判斷
1．溶質為酸的溶液
H＋來源于酸和水的電離，而OH－只來源于水。如計算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12 mol·L－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。
2．溶質為堿的溶液
OH－來源于堿和水的電離，而H＋只來源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即水電離產生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
3．水解呈酸性或堿性的正鹽溶液
H＋和OH－均由水電離產生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－2 mol·L－1；如pH＝12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。

二、電解質溶液中的“三大平衡”
電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。這三種平衡都遵循勒夏特列原理——當只改變體系的一個條件時，平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
1．電離平衡、水解平衡與沉淀溶解平衡的比較

電離平衡
CH3COOH?CH3COO－＋H＋
水解平衡(如CH3COONa溶液)CH3COO－＋H2O?CH3COOH＋OH－
沉淀溶解平衡AgCl(s)?Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
研究
對象
弱電解質(包括弱酸、弱堿、水、多元弱酸的酸式酸根)
鹽溶液(包括強酸弱堿鹽、弱酸強堿鹽、弱酸弱堿鹽)
難溶電解質(如難溶的酸、堿、鹽等)
影
響
因
素
升高
溫度
促進電離，離子濃度增大，Ka增大
促進水解，Kh增大
Ksp可能增大，也可能減小
加水
稀釋
促進電離，離子濃度(除OH－外)減小，Ka不變
促進水解，離子濃度(除H＋外)減小，Kh不變
促進溶解，Ksp不變
加入
相應
離子
加入CH3COONa固體或鹽酸，抑制電離，Ka不變
加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，Kh不變
加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解，Ksp不變
加入
反應
離子
加入NaOH，促進電離，Ka不變
加入鹽酸，促進水解，Kh不變
加入氨水，促進溶解，Ksp不變

2.“電離平衡”分析判斷中的常見誤區(qū)
(1)誤認為電離平衡正向移動，弱電解質的電離程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動，但醋酸的電離程度減小。
(2)誤認為弱電解質在加水稀釋的過程中，溶液中離子濃度都減小。如氨水加水稀釋時，c(H＋)增大。
(3)誤認為由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液一定呈堿性。如25 ℃，0.1 mol·L－1鹽酸或氫氧化鈉溶液中由水電離的c(H＋)都為1.0×10－13 mol·L－1。
(4)弱電解質溶液在加水稀釋的過程中，判斷某些微粒濃度的關系式是否發(fā)生變化時，首先要考慮該關系式是否是電離常數、離子積常數或者是它們的變形。
3．“水解平衡”常見的認識誤區(qū)
(1)誤認為水解平衡向正向移動，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。
(2)由于加熱可促進鹽類水解，錯誤地認為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質。其實不一定，對于那些水解程度不是很大，水解產物離不開平衡體系的情況[如、NaAlO2、Na2CO3]來說，溶液蒸干后仍得原溶質。
(3)極端化認為水解相互促進即能水解徹底。如CH3COONH4溶液中盡管CH3COO－、水解相互促進，但仍然能大量共存，常見水解促進比較徹底而不能大量共存的離子有Al3＋與、(或)、S2－(或HS－)、(或)等。
4．根據多元弱酸“共軛酸堿對”判斷電離常數(Ka)與水解常數(Kh)大小

(3)應用
以H3PO4為例：
共軛酸堿對

由此可推斷各形式鹽電離與水解何者為主

三、有關溶液中粒子濃度的變化圖像題分類
類型一、一強一弱溶液的稀釋圖像
1．相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸


加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大
加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多
2.相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸


加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大
加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多
3.pH與稀釋倍數的線性關系


(1)HY為強酸、HX為弱酸
(2)a、b兩點的溶液中：c(X－)＝c(Y－)
(3)水的電離程度：d>c>a＝b
(1)MOH為強堿、ROH為弱堿
(2)c(ROH)>c(MOH)
(3)水的電離程度：a>b

類型二、Kw和Ksp曲線
1．雙曲線型
不同溫度下水溶液中c(H＋)與c(OH－)的變化曲線
常溫下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線[Ksp＝9×10－6]


(1)A、C、B三點均為中性，溫度依次升高，Kw依次增大
(2)D點為酸性溶液，E點為堿性溶液，Kw＝1×10－14
(3)AB直線的左上方均為堿性溶液，任意一點：c(H＋)Ksp，將會有沉淀生成
(3)d點在曲線的下方，QcCaCO3>MnCO3；
③X點對CaCO3要析出沉淀，對CaSO4是不飽和溶液，能繼續(xù)溶解CaSO4；
④Y點：)>c(Ca2＋)，二者的濃度積等于10－5；Z點：)7，強酸與弱堿反應終點是pH③
B．將③稀釋到原來的100倍后，pH與④相同
C．②與④混合后，若溶液呈酸性，則所得溶液中離子濃度可能為c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)
D．①與③混合后，若溶液pH＝7，則V(NaOH)>V(CH3COOH)
2．用0.1 mol·L－1的鹽酸滴定20 mL約0.1 mol·L－1氨水，滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是(　　)


A．a點溶液中：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
B．滴定過程中，當溶液的pH＝7時，兩者恰好中和
C．用酚酞作指示劑比用甲基橙作指示劑，滴定誤差更小
D．當滴入鹽酸為30 mL時，溶液中：)＋c(H＋)＜c(OH－)＋c(Cl－)
3．常溫下，向的HR溶液中逐滴滴入0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液，所得溶液pH及導電性變化如圖。下列分析不正確的是(　　)

A．a～b點導電能力增強，說明HR為弱酸
B．b點溶液pH＝5，此時酸堿恰好中和
C．c點溶液存在)>c(R－)、c(OH－)>c(H＋)
D．b～c任意點溶液均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw＝1.0×10－14

4．在T℃時，鉻酸銀(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法不正確的是(　　)

A．T℃時，在Y點和Z點，Ag2CrO4的Ksp相等
B．向飽和Ag2CrO4溶液中加入固體K2CrO4不能使溶液由Y點變?yōu)閄點
C．T℃時，Ag2CrO4的Ksp為1×10－8
D．圖中a＝×10－4
5．常溫下，向20 mL 0.2 mol·L－1二元酸H2A溶液中滴加0.2 mol·L－1 NaOH溶液，有關微粒物質的量變化如圖。下列敘述正確的是(　　)

A．當V(NaOH)＝20 mL時，溶液中各離子濃度的大小順序為c(Na＋)＞c(HA－)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B．等體積等濃度的NaOH溶液與H2A溶液混合后，其溶液中水的電離程度比純水的大
C．等濃度H2A和NaHA的混合溶液中無論加入少量的強酸或強堿，溶液的pH變化都不大
D．當V(NaOH)＝40 mL時，升高溫度，減小
6．實驗測得10 mL 0.50 mol·L－1 NH4Cl溶液、10 mL 0.50 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH分別隨溫度與稀釋加水量的變化如圖所示。已知25 ℃時CH3COOH和NH3·H2O的電離常數均為1.8×10－5。下列說法不正確的是 (　　)

A．圖中實線表示pH隨加水量的變化，虛線表示pH隨溫度的變化
B．將NH4Cl溶液加水稀釋至濃度為 mol·L－1，溶液pH變化值小于lg x
C．隨溫度升高，Kw增大，CH3COONa溶液中c(OH－)減小，c(H＋)增大，pH減小
D．25 ℃時稀釋相同倍數的NH4Cl溶液與CH3COONa溶液中：c(Na＋)－c(CH3COO－)＝)




























題型8　平衡原理在電解質溶液中的應用
真題·考情
全國卷
1．解析：常溫下溶液ⅠpH＝7.0，則溶液Ⅰ中c（H＋）＝c（OH－）＝1.0×10－7 mol·L－1，故c（H＋）c（Na＋）>c（H＋）>c（OH－），B項正確；FeS溶于稀硫酸，而CuS不溶于稀硫酸，說明FeS的溶解度大于CuS，Ksp（FeS）>Ksp（CuS），C項正確；根據物料守恒可知，c（S2－）＋c（HS－）＋c（H2S）＝1 mol·L－1，D項正確。
答案：A
5．解析：本題考查酸堿中和滴定過程中溶液pH隨NaOH溶液體積變化的關系。由題圖可知，甲基橙變色范圍在突變范圍之外，甲基紅變色范圍在突變范圍內，接近反應終點，甲基橙誤差會更大，C錯誤；因為是一元強酸與一元強堿之間的反應，恰好完全反應時pH＝7，A正確；指示劑的變色范圍應該在中和滴定pH突變范圍內，這樣的誤差較小，B正確；當消耗NaOH溶液體積為30 mL時，反應后溶液中c（OH－）＝0.02 mol·L－1，pH約為12.3，D正確。
答案：C
6．解析：本題考查了CH3COONa、CuSO4的水解，水的離子積常數及溫度對相關平衡移動的影響等知識。該題的綜合度高、思維容量大，側重考查了學生對實驗數據的提取、分析、處理能力。試題多角度、動態(tài)分析化學反應，運用化學反應原理來解決實際問題，體現(xiàn)了培養(yǎng)學生創(chuàng)新思維和創(chuàng)新意識的價值觀念。
A項，溫度升高，純水中的H＋、OH－的濃度都增大，但二者始終相等；B項，溫度升高，CH3COONa的水解平衡正向移動，溶液中OH－濃度增大，圖像中反映出的“隨溫度升高CH3COONa溶液的pH下降”的現(xiàn)象，是由“溫度升高水的離子積常數增大”導致的，并非OH－濃度下降了；D項，溫度升高對CH3COO－、Cu2＋的水解都有促進作用，二者水解平衡移動的方向是一致的。
答案：C
題型·練透
題型角度1
【例1】　解析：由圖像可知，H2A第一步完全電離，A項錯誤；HA－、A2－的物質的量分數均為50%時，Ka2（H2A）＝＝10－3，lg[Ka2（H2A）]＝－3.0，B項正確；因為H2A完全電離，所以溶液中沒有H2A，C項錯誤；pH＝3時，c（H＋）＝10－3 mol·L－1，c（HA－）＝c（A2－）＝0.05 mol·L－1，D項錯誤。
答案：B
練　解析：本題涉及弱酸的稀釋與pH變化的相關知識，通過加水的體積與酸的pH變化圖像，考查學生分析和解決問題的能力，以兩種弱酸的性質作比較，體現(xiàn)宏觀辨識與微觀探析的學科核心素養(yǎng)。
由電離常數的值可知酸性：HNO2>CH3COOH，則曲線Ⅰ代表CH3COOH溶液，曲線Ⅱ代表HNO2溶液，A項錯誤；當稀釋相同倍數時，b點溶液中c（H＋）大于c點，對水的電離的抑制作用：b點>c點，所以水的電離程度：b點c（HNO2），同體積的兩種酸溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n（Na＋）不同，D項錯誤。
答案：C
題型角度2
【例2】　解析：0.100 mol·L－1鹽酸的pH＝1，0.100 mol·L－1醋酸的pH＞1，故A項錯誤；甲基橙的變色范圍是3.1～4.4、酚酞的變色范圍是8.2～10.0，由圖2中pH突變的范圍（＞7）可知，當氫氧化鈉溶液滴定醋酸時，只能選擇酚酞作指示劑，B項錯誤；B、E兩點對應消耗氫氧化鈉溶液的體積均為a mL，所以反應消耗的n（CH3COOH）＝n（HCl），C項正確；0 mL＜V（NaOH）＜20.00 mL時，圖2對應混合溶液可能顯中性，此時c（A－）＝c（Na＋）＞c（H＋）＝c（OH－），D項錯誤。
答案：C
練1　解析：①、②兩點對應的V（NaOH）＝10 mL，點①溶液為等濃度HCN和NaCN混合液，根據物料守恒可得2c（Na＋）＝c（HCN）＋c（CN－）；點②溶液為等濃度CH3COOH和CH3COONa混合液，根據物料守恒可得2c（Na＋）＝c（CH3COOH）＋c（CH3COO－），從而可得c（HCN）＋c（CN－）＝c（CH3COOH）＋c（CH3COO－），即c（CH3COOH）－c（CN－）＝c（HCN）－c（CH3COO－），A項正確；NaOH溶液滴定醋酸時，達到滴定終點生成CH3COONa，溶液呈堿性，而點③溶液pH＝7，故醋酸的滴定終點不是點③，而應是點④，B項錯誤；滴定CH3COOH過程中，若滴加NaOH溶液的體積較小，混合液呈酸性，可能出現(xiàn)c（CH3COOH）>c（CH3COO－）>c（H＋）>c（Na＋）>c（OH－），C項錯誤；滴定HCN時，達到滴定終點生成NaCN，溶液呈堿性，應選酚酞溶液作指示劑，石蕊溶液因變色不明顯，一般不能作為中和滴定的指示劑，D項錯誤。
答案：A
練2　解析：a點是Na2CO3溶液，因水解而呈堿性，且一般只寫第一步的水解方程式，所以A正確；根據b點溶液的pH＝8可知，其溶液為等物質的量的NaCl和NaHCO3溶液，根據物料守恒可得c（Na＋）＝c（）＋c（H）＋c（Cl－）＋c（H2CO3），若按電荷守恒，b處溶液中c（OH－）＞c（H＋），則c（Na＋）＞2c（）＋c（H）＋c（Cl－），c（Na＋）－2c（）＞c（H）＋c（Cl－），所以B錯誤；Na2CO3與鹽酸的反應分兩步進行，第一步生成NaHCO3，溶液呈弱堿性，所以用酚酞作指示劑，也能求得Na2CO3的濃度，而石蕊的變色范圍大，顏色變化不明顯，所以不能用作指示劑，故C正確；由圖像可知d處溶液呈弱酸性，抑制了水的電離，而c處溶液呈中性，對水的電離沒有影響，所以D正確。
答案：B
題型角度3
【例3】　解析：根據圖像，在pH＝9時，Cu元素的含量最小，即廢水中Cu2＋處理的最佳pH約為9，故A說法正確；b～c段：pH增大，c（OH－）增大，根據勒夏特列原理，平衡Ⅰ中，Cu（OH）2增大，平衡向逆反應方向移動，故B說法錯誤；c～d段：pH增大，c（OH－）增大，平衡Ⅰ向逆反應方向移動，銅元素含量下降，故C說法正確；d點以后，c（OH－）增大，平衡Ⅱ向正反應方向移動，生成Cu[（OH）4]2－，銅元素含量增大，故D說法正確。
答案：B
練　解析：由以上分析可知，a線表示CaSO4的沉淀溶解平衡曲線，A項正確；T℃時向水中加入CaCO3和PbCO3至二者均飽和時，＝，B項正確；d點所示溶液為CaCO3的飽和溶液，c（Ca2＋）＞c（C），C項錯誤；一般來說，溶解度大的沉淀可以轉化成溶解度小的沉淀，向CaSO4沉淀中加入1 mol·L－1的Na2CO3溶液可得到溶解度較小的CaCO3沉淀，D項正確。
答案：C
題型角度4
【例4】　解析：結合題圖可知當pH最小時，溶液呈酸性，溶液中c（CH3COOH）最大，對應lg c（H＋）最大，隨著pH逐漸增大，當溶液中c（CH3COO－）最大時，對應lg c（OH－）最大。則4條曲線分別對應的lg c（x）如下：

經上述分析可知N點時，c（CH3COOH）＝c（CH3COO－），Ka＝c（H＋），即pH＝－lg Ka，A、B項錯誤；該體系中，0.1c（H＋）＝[c（CH3COOH）＋c（CH3COO－）]×c（H＋）＝c（CH3COOH）×c（H＋）[＋1]＝c（CH3COOH）×[Ka＋c（H＋）]，C項正確；pH由7到14的過程中先促進CH3COO－的水解，后抑制其水解，D項錯誤。
答案：C

練1　解析：pH＝1.2時，H2C2O4、HC2的物質的量分數相等，且c（K＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（HC2），則c（K＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（H2C2O4），故A項正確；由圖像可知pH＝1.2時，c（HC2）＝c（H2C2O4），
則Ka1＝＝c（H＋）＝10－1.2，pH＝4.2時，c（HC2）＝c（C2），Ka2＝＝c（H＋）＝10－4.2，由電離常數可知＝＝1 000，故B項正確；將相同物質的量的KHC2O4和K2C2O4固體完全溶于水，可配成不同濃度的溶液，溶液濃度不同，pH不一定為定值，即不一定為4.2，故C項錯誤；向pH＝1.2的溶液中加KOH溶液將pH增大至4.2，溶液中由酸電離的氫離子濃度減小，則對水的電離的抑制程度減小，水的電離度一定增大，故D項正確。
答案：C
練2　解析：用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 H2A溶液，A點溶液中溶質為H2A和NaHA，pH＝1.85＝pKa1，則c（H2A）＝c（HA－），所加氫氧化鈉溶液的體積小于10 mL，A錯誤。B點是用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 H2A溶液，恰好反應生成NaHA，溶液顯酸性，溶液中電荷守恒c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HA－）＋c（OH－）＋2c（A2－），物料守恒c（Na＋）＝c（HA－）＋c（A2－）＋c（H2A），得到：c（H2A）＋c（H＋）＝c（A2－）＋c（OH－），B錯誤。C點pH＝7.19＝pKa2，Ka2＝＝10－7.19，所以c（A2－）＝c（HA－），C正確。A2－水解平衡常數Kh1＝＝10－6.81，D錯誤。
答案：C
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1．解析：NaOH完全電離，CH3COOH部分電離，前者對水的電離抑制程度更大，由水電離出的c（H＋）：①c（Na＋），結合電荷守恒可知溶液中離子濃度可能為c（CH3COO－）>c（H＋）>c（Na＋）>c（OH－），C項正確；①與③等體積混合后，溶液呈堿性，若要呈中性，則③應過量，即V（NaOH）7，混合液顯示堿性，則c（OH－）>c（H＋），結合電荷守恒可知：c（）>c（R－）；D項，b～c點，溶液的溫度不變，則水的離子積不變。
答案：B
4．解析：一種物質的Ksp只與溫度有關，A正確；向飽和Ag2CrO4溶液中加入固體K2CrO4后，沉淀溶解平衡向左移動，導致c（Ag＋）減小，而圖像中由Y點變成X點的過程中，c（Ag＋）保持不變，B正確；T℃時，Ag2CrO4的Ksp＝c（Cr）·c2（Ag＋）＝（1×10－5）×（1×10－3）2＝1×10－11，C錯誤；溫度不變Ksp＝c（Cr）·c2（Ag＋）＝（1×10－5）×（1×10－3）2＝a2×5×10－4，解得a＝×10－4，D正確。
答案：C
5．解析：從圖像看出當V（NaOH）＝20 mL時，溶液中的溶質是NaHA，溶液中c（HA－）＞c（A2－）＞c（H2A），說明HA－以電離為主，故c（H＋）>c（OH－），故A錯；等體積等濃度的NaOH溶液與H2A溶液混合后的溶質是NaHA，HA－以電離為主，產生H＋，抑制水的電離，故B錯；等濃度H2A和NaHA的混合溶液形成緩沖溶液，溶液中存在電離平衡H2A?H＋＋HA－，水解平衡NaHA＋H2O?NaOH＋H2A，加入酸，HA－會消耗H＋生成H2A，加入堿，OH－和H2A反應生成HA－，溶液pH變化都不大，C正確；當V（NaOH）＝40 mL時，溶液中的溶質是Na2A，但存在HA－，說明A2－水解，其水解平衡：A2－＋H2O?HA－＋OH－，升高溫度，A2－的水解平衡正向移動，c（A2－）減小，增大，故D錯。
答案：C
6．解析：醋酸鈉溶液顯堿性，加水稀釋，堿性減弱，c（OH－）減小，c（H＋）增大，pH減??；氯化銨溶液顯酸性，加水稀釋，酸性減弱，c（H＋）減小，c（OH－）增大，pH增大，即實線表示pH隨加水量的變化；升溫，Kw增大，水電離出的氫離子和氫氧根離子濃度都會增大，pH表示氫離子濃度的負對數，所以pH都會減小，即虛線表示pH隨溫度的變化，A說法正確，C說法錯誤。將NH4Cl溶液加水稀釋至濃度為 mol·L－1時，若氯化銨的水解平衡不發(fā)生移動，則其中的c（H＋）變?yōu)樵瓉淼?，則溶液的pH將增大lg x，但是加水稀釋時，氯化銨的水解平衡向正反應方向移動，c（H＋）大于原來的，因此溶液pH的變化值小于lg x，B說法正確。25 ℃時稀釋相同倍數的NH4Cl溶液與CH3COONa溶液中分別存在電荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）、c（）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），即氯化銨溶液中：c（Cl－）－c（）＝c（H＋）－c（OH－），醋酸鈉溶液中：c（Na＋）－c（CH3COO－）＝c（OH－）－c（H＋），25 ℃時CH3COOH和NH3·H2O的電離常數均為1.8×10－5，由于原溶液的物質的量濃度相同，稀釋相同倍數后的NH4Cl溶液與CH3COONa溶液，溶質的物質的量濃度仍相等，由于電離常數相同，鹽的水解程度相同，因此，兩溶液中|c（OH－）－c（H＋）|（兩者差的絕對值）相等，故c（Na＋）－c（CH3COO－）＝c（Cl－）－c（），D說法正確。
答案：C

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