2020屆二輪復習電解質溶液學案（全國通用）-學案下載-教習網

【考綱點擊】　
1.了解水的電離、離子積常數。2.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。3.理解弱電解質在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數進行相關計算。4.了解鹽類水解的原理，影響鹽類水解程度的因素，鹽類水解的應用。5.了解難溶電解質的沉淀溶解平衡。理解溶度積(Ksp)的含義，能進行相關的計算。6.以上各部分知識的綜合運用。
考點1　溶液的酸、堿性及pH

1.溶液酸堿性判斷的兩個標準
任何溫度
常溫下pH
溶液酸堿性
c(H＋)＞c(OH－)
＜7
酸性
c(H＋)＝c(OH－)
＝7
中性
c(H＋)＜c(OH－)
＞7
堿性
2.pH的三種測量方法
(1)pH試紙：取一小塊pH試紙放在干凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取液體，點在試紙中部，待試紙變色后，與標準比色卡對比，讀出pH。
注意：①pH試紙不能預先潤濕。
②pH試紙不能測定氯水、NaClO溶液的pH。
(2)pH計：精確測定溶液的pH，可精確到0.1。
(3)酸堿指示劑：粗略測定溶液的pH范圍。
常見酸堿指示劑的變色范圍如下表所示：
指示劑
變色范圍的pH
石蕊
＜5紅色
5～8紫色
＞8藍色
甲基橙
＜3.1紅色
3.1～4.4橙色
＞4.4黃色
酚酞
＜8.2無色
8.2～10淺紅色
＞10紅色
3.四條判斷規(guī)律
(1)正鹽溶液
強酸強堿鹽顯中性，強酸弱堿鹽(如NH4Cl)顯酸性，強堿弱酸鹽(如CH3COONa)顯堿性。
(2)酸式鹽溶液
NaHSO4溶液顯酸性(NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO)、NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4溶液顯酸性(酸式根電離程度大于水解程度)；NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液顯堿性(酸式根水解程度大于電離程度)。
注意：因為濃度相同的CH3COO－與NH的水解程度相同，所以CH3COONH4溶液顯中性，而NH4HCO3溶液略顯堿性。
(3)弱酸(或弱堿)及其鹽1∶1(物質的量之比)混合溶液
①1∶1的CH3COOH和CH3COONa混合溶液呈酸性。
②1∶1的NH3·H2O和NH4Cl混合溶液呈堿性。
(4)25 ℃ pH之和等于14的酸、堿等體積混合溶液
“pH之和等于14”的意義：酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。
①已知酸、堿溶液的pH之和為14，則等體積混合時：
a.―→pH＝7
b.―→pH＞7
c.―→pH＜7
②已知酸、堿溶液的pH之和為14，若混合后溶液的pH為7，則溶液呈中性。
a.―→V酸∶V堿＝1∶1
b.―→V酸∶V堿＞1∶1
c.―→V酸∶V堿＜1∶1
③強酸、強堿等體積混合后溶液酸、堿性的判斷：

4.pH計算的兩個公式
(1)pH＝－lg c(H＋)
(2)pH＋pOH＝pKw

角度一　強弱電解質的判斷方法
1.(真題改編)下列事實中，不能比較氫硫酸與亞硫酸的酸性強弱的是(　　)
A.氫硫酸不能與碳酸氫鈉溶液反應，而亞硫酸可以
B.氫硫酸的導電能力低于相同濃度的亞硫酸
C.0.10 mol·L－1的氫硫酸和亞硫酸的pH分別為4.5和2.1
D.氫硫酸的還原性強于亞硫酸
解析　H2SO3能和NaHCO3反應放出CO2，說明酸性：H2SO3>H2CO3，而H2S不能和NaHCO3反應，說明酸性：H2SHY>HZ
B.反應HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發(fā)生
C.相同溫度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
D.相同溫度下，1 mol·L－1 HX溶液的電離常數大于0.1 mol·L－1 HX
解析　由表中電離常數大小可知，三種酸酸性的強弱關系為HZ>HY>HX，A錯誤；根據強酸制取弱酸的原理可知，B正確；酸越弱，對應的鈉鹽水解程度越大，C錯誤；電離常數只與溫度有關，與濃度無關，D錯誤。
答案　B
2.下列說法不正確的是(　　)
A.某溫度下，水的離子積常數Kw＝10－13，在此溫度下，將pH＝12的NaOH溶液Va L與pH＝2的硫酸Vb L混合，所得溶液呈中性，則Va∶Vb＝1∶10
B.已知醋酸電離平衡常數為Ka；醋酸根水解常數為Kh；水的離子積為Kw，則三者關系為Ka·Kh＝Kw
C.常溫下，pH＝1的強酸溶液，加水稀釋后，溶液中各離子濃度均降低
D.甲、乙兩溶液都是強電解質，已知甲溶液的pH是乙溶液pH的兩倍，則甲、乙兩溶液等體積混合，混合液pH可能等于7
解析　某溫度下，水的離子積常數Kw＝10－13，在此溫度下，pH＝12的NaOH溶液中氫氧根的濃度為0.1 mol·L－1，pH＝2的硫酸溶液中氫離子的濃度為0.01 mol·L－1，混合后顯中性，即n(OH－)＝n(H＋)，故有0.1 mol·L－1×Va L＝0.01 mol·L－1×Vb L，故有Va∶Vb＝1∶10，A項正確；水解和電離為可逆過程，Ka＝，Kh＝；則有Ka·Kh＝Kw，B項正確；強酸溶液全部電離，加水稀釋后，溶液中H＋離子濃度及酸根離子濃度一定都降低，但氫氧根離子濃度增大，C項錯誤；當pH之和等于14時，則混合液pH＝7，D項正確。
答案　C
題后悟道
實驗判斷HA是弱酸的依據：
(1)測鈉鹽NaA溶液的pH，若pH＞7，則說明HA為弱酸。
(2)測一定物質的量濃度的HA溶液的pH，若0.01 mol·L－1 HA溶液的pH＞2，則說明HA為弱酸。
題組二　一強一弱的比較
3.(2019·山東煙臺一模)電導率是衡量電解質溶液導電能力大小的物理量。常溫下，將相同體積的鹽酸和氨水分別加水稀釋，溶液的電導率隨加入水的體積V(H2O)變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　)

A.曲線Ⅰ表示鹽酸加水稀釋過程中溶液電導率的變化
B.a、b、c三點溶液的pH：a＞b＞c
C.將a、b兩點溶液混合，所得溶液中：c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH2·H2O)
D.氨水稀釋過程中，c(NH)/c(NH3·H2O)不斷減小
解析　A項，鹽酸完全電離，稀釋離子濃度下降快，電導率變化大，對應曲線為Ⅱ，錯誤；B項，曲線Ⅰ對應氨水，a點溶液pH＞7，曲線Ⅱ對應鹽酸，b、c兩點pH＜7，b點溶液濃度小，c(H＋)小，pH大。故pH的大小順序為a＞b＞c，正確；C項，由起點知開始時兩溶液電導率相同，故c(NH3·H2O)遠大于c(HCl)，故a、b兩點溶液混合氨水過量，所得溶液中含NH4Cl、NH3·H2O，c(Cl－)＜c(NH)＋c(NH3·H2O)，錯誤；D項，＝＝，稀釋氨水，Kb不變，c(OH－)減小，故增大，錯誤。
答案　B
4.(2019·成都二診)298 K時，將0.1 mol·L－1的兩種鈉鹽NaX、NaY溶液加水稀釋，溶液的pH與稀釋倍數的對數lg的關系如圖所示。下列說法不正確的是(　　)

A.酸性：HY＞HX
B.298 K時，＝
C.lg ＝2時，c(HX)＋c(X－)＝c(HY)＋c(Y－)
D.相同濃度時，NaX和NaY兩溶液中離子總濃度相等
解析　A項，由起點知0.1 mol·L－1NaX、NaY溶液的pH分別為10、9，故X－的水解程度大于Y－的水解程度，酸性HX＜HY，正確；B項，298 K時0.1 mol·L－1 NaX溶液pH＝10，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，c(HX)≈c(OH－)＝10－4 mol·L－1，c(X－)≈0.1 mol·L－1，K(HX)＝＝＝10－7，同理K(HY)＝＝＝10－5，＝＝，正確；C項，lg ＝2時，c(NaX)＝c(NaY)，由物料守恒知c(X－)＋c(HX)＝c(Y－)＋c(HY)＝c(Na＋)，正確；D項，相同濃度時，NaX溶液中c(Na＋)＋c(H＋)1＝c(X－)＋c(OH－)1，NaY溶液中c(Na＋)＋c(H＋)2＝c(Y－)＋c(OH－)2，由于c(H＋)1≠c(H＋)2，故離子總濃度不相等，錯誤。
答案　D
題后悟道
圖像法理解一強一弱的稀釋現象
(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的鹽酸、醋酸

加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大
加水稀釋至相同的pH，醋酸加入的水多
考點2　溶液中的“三大平衡”

外界條件對平衡的影響
(1)外界條件對醋酸電離平衡的影響
CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0
體系變化
條件　　　　　　
平衡移動方向
n(H＋)
c(H＋)
導電能力
Ka
加水稀釋
向右
增大
減小
減弱
不變
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增強
不變
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增強
不變
加NaOH(s)
向右
減小
減小
增強
不變
加入鎂粉
向右
減小
減小
增強
不變
升高溫度
向右
增大
增大
增強
增大
加CH3COONa(s)
向左
減小
減小
增強
不變
(2)外界條件對水的電離平衡的影響
H2OH＋＋OH－　ΔH＞0
體系變化
條件　　　　　　
平衡移動方向
水的電離程度
c(OH－)
c(H＋)
Kw
加酸
向左
減小
減小
增大
不變
加堿
向左
減小
增大
減小
不變
加可水
解的鹽
Na2CO3
向右
增大
增大
減小
不變
NH4Cl
向右
增大
減小
增大
不變
改變
溫度
升溫
向右
增大
增大
增大
增大
降溫
向左
減小
減小
減小
減小
(3)外界條件對FeCl3溶液水解平衡的影響
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋　ΔH＞0
體系變化
條件　　　　　　
平衡移動方向
n(H＋)
pH
水解程度
Kh
升溫
向右
增大
減小
增大
增大
通HCl
向左
增大
減小
減小
不變
加H2O
向右
增大
增大
增大
不變
加FeCl3固體
向右
增大
減小
減小
不變
加NaHCO3
向右
減小
增大
增大
不變
(4)外界條件對AgCl溶解平衡的影響
AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0
體系變化
條件　　　　　　
平衡移動方向
c(Ag＋)
c(Cl－)
Ksp
升高溫度
向右
增大
增大
增大
加水稀釋
向右
不變
不變
不變
加入少量AgNO3
向左
增大
減小
不變
通入HCl
向左
減小
增大
不變
通入H2S
向右
減小
增大
不變
注意對溶液中同時存在的其他平衡的影響。

角度一　影響弱電解質電離平衡的因素
1.(2019·課標全國Ⅲ，11)設NA為阿伏加德羅常數值。關于常溫下pH＝2的H3PO4溶液，下列說法正確的是(　　)
A.每升溶液中的H＋數目為0.02NA
B.c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)
C.加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小
D.加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強
解析　pH＝2的H3PO4溶液中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，每升溶液中所含N(H＋)＝0.01NA，A錯誤；由電荷守恒知，該H3PO4溶液中存在c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)，B正確；加水稀釋能促進H3PO4的電離，使其電離度增大，由于以增大溶液體積為主，導致溶液中c(H＋)減小，溶液pH增大，C錯誤；向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固體，溶液中c(H2PO)增大，促使平衡H3PO4H＋＋H2PO逆向移動，抑制H3PO4電離，溶液酸性減弱，D錯誤。
答案　B
2.(2016·課標全國Ⅲ，13)下列有關電解質溶液的說法正確的是(　　)
A.向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小
B.將CH3COONa溶液從20 ℃升溫至30 ℃，溶液中增大
C.向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中>1
D.向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不變
解析　A項，＝，加水稀釋，c(CH3COO―)減小，Ka不變，所以比值增大，錯誤；B項，＝(Kh為水解常數)，溫度升高水解常數Kh增大，比值減小，錯誤；C項，向鹽酸中加入氨水至中性，根據電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl―)＋c(OH―)，此時c(H＋)＝c(OH―)，故c(NH)＝c(Cl―)，所以＝1，錯誤；D項，在飽和溶液中＝，溫度不變溶度積Ksp不變，則溶液中不變，正確。
答案　D
3.(2019·北京理綜，12)實驗測得0.5 mol·L－1 CH3COONa溶液、0.5 mol·L－1 CuSO4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
解析　任何溫度時，純水中H＋濃度與OH－濃度始終相等，A項錯誤；隨溫度升高，CH3COONa水解程度增大，溶液中c(OH－)增大，且溫度升高，水的電離程度增大，c(OH－)也增大，B項錯誤；溫度升高，水的電離程度增大，c(H＋)增大，又CuSO4水解使溶液顯酸性，溫度升高，水解平衡正向移動，故c(H＋)增大，C項正確；溫度升高，能使電離平衡和水解平衡均向正反應方向移動，而CH3COONa溶液隨溫度升高pH降低的原因是水的電離程度增大得多，而CuSO4溶液隨溫度升高pH降低的原因是Cu2＋水解程度增大得多，D項錯誤。
答案　C
角度二　影響鹽的水解平衡的因素
4.(2018·北京理綜，11)測定0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH，數據如下。
時刻
①
②
③
④
溫度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
實驗過程中，取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產生白色沉淀多。下列說法不正確的是(　　)
A.Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－
B.④的pH與①不同，是由于SO濃度減小造成的
C.①→③的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致
D.①與④的Kw值相等
解析　從表格數據可以看出隨著溫度升高，pH變小，不符合水解程度越熱越水解的規(guī)律，只能是亞硫酸根離子濃度變小造成的，而取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產生白色沉淀多，說明部分亞硫酸根氧化生成了不水解的硫酸根，符合實驗事實。A.水解方程式書寫正確，B.推斷合理，C.①→③的過程中，隨著溫度升高，pH變小，該結果并不是溫度升高促進水解造成的，并不能得出該結論，D.①與④的溫度相同，因此Kw值相等，正確。
答案　C
5.(2016·安徽理綜)已知NaHSO3溶液常溫時顯酸性，溶液中存在以下平衡：
HSO＋H2OH2SO3＋OH－?、?br /> HSOH＋＋SO?、?br /> 向0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質，下列有關說法正確的是(　　)
A.加入少量金屬Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO)增大
B.加入少量Na2SO3固體，則c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋c(SO)
C.加入少量NaOH溶液，、的值均增大
D.加入氨水至中性，則2c(Na＋)＝c(SO)>c(H ＋)＝c(OH－)
解析　NaHSO3溶液顯酸性，則HSO的電離程度>HSO的水解程度，加入鈉后平衡①左移、平衡②右移，c(HSO)減小，A項錯誤；根據電荷守恒可知B項錯誤，應為c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋2c(SO)；加入少量NaOH，平衡②右移，、的值均增大，C項正確；D項，c(Na＋)>c(HSO)>c(SO)，錯誤。
答案　C
6.(2019·課標全國Ⅱ，12)絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(chuàng)造了古代繪畫和彩陶的輝煌。硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料，其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)

A.圖中a和b分別為T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度
B.圖中各點對應的Ksp的關系為：Ksp(m)＝Ksp(n)＜Ksp(p)＜Ksp(q)
C.向m點的溶液中加入少量Na2S固體，溶液組成由m沿mpn線向p方向移動
D.溫度降低時，q點的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動
解析　a、b分別表示溫度為T1、T2時溶液中Cd2＋和S2－的物質的量濃度，可間接表示對應溫度下CdS在水中的溶解度，A項正確；Ksp只受溫度影響，即m、n、p三點對應的Ksp相同，又T1→T2，c(S2－)、c(Cd2＋)都增大，故Ksp(m)＝Ksp(n)＝Ksp(p)c>a＝b
①MOH為強堿、ROH為弱堿
②c(ROH)>c(MOH)
③水的電離程度：a>b
題組二　影響鹽的水解平衡的因素
3.常溫下，現有0.01 mol·L－1 NaHY(酸式鹽，Y表示原子或原子團)溶液，下列說法正確的是(　　)
A.溶液一定呈酸性
B.溶液中一定存在：Y2－＋H2OOH－＋HY－
C.溶液加水稀釋，離子濃度都減小
D.溶液中：c(Na＋)≥c(Y2－)
解析　A項，溶液的酸堿性取決于HY－水解程度和電離程度的大小，不正確；B項，HY－不一定是弱酸的酸式根，不正確；C項，若溶液呈酸性，c(OH－)增大，若溶液呈堿性，c(H＋)增大，不正確；D.若NaHY為強酸的酸式鹽，則c(Na＋)＝c(Y2－)，若為弱酸的酸式鹽，則c(Na＋)＞c(Y2－)，正確。
答案　D
4.在NaCN溶液中存在水解平衡：CN－＋H2OHCN＋OH－，水解常數Kh(NaCN)＝≈[c0(NaCN)是NaCN溶液的起始濃度]。25 ℃時，向1 mol·L－1的NaCN溶液中不斷加水稀釋，NaCN溶液濃度的對數值lgc0與2pOH[pOH＝－lgc(OH－)]的關系如下圖所示，下列說法中錯誤的是(　　)

A.25 ℃時，Kh(NaCN)的值為10－4.7
B.升高溫度，可使曲線上a點變到b點
C.25 ℃，向a點對應的溶液中加入固體NaCN，CN－的水解程度減小
D.c點對應溶液中的c(OH－)大于a點
解析　2pOH＝－2lgc(OH－)，則c2(OH－)＝10－2pOH。Kh(NaCN)≈c2(OH－)/c0(NaCN)，由a點坐標可知，c0(NaCN)＝0.1 mol·L－1，c2(OH－)＝10－5.7，代入表達式可得Kh(NaCN)＝10－4.7，A項正確；升高溫度，促進CN－的水解，OH－濃度增大，則2pOH的值減小，B項錯誤；加入NaCN固體，CN－濃度增大，水解平衡正向移動，但CN－水解的程度減小，C項正確；pOH是OH－濃度的負對數，因c點的pOH小于a點，所以c點OH－的濃度大于a點，D項正確。
答案　B
題組三　影響難溶電解質溶解平衡的因素
5.(2019·黃岡調研)已知金屬離子M2＋，25 ℃時在水中存在M2＋(aq)、M(OH)＋(aq)、M(OH)2(s)、M(OH)(aq)、M(OH)(aq)五種形態(tài)，該體系中各形態(tài)的物質的量分數(α)隨pH的變化關系如圖，下列敘述錯誤的是(　　)

A.P點的pH為12，則M(OH)M(OH)2＋OH－的平衡常數為10－2
B.M(OH)2完全沉淀后，增大溶液的pH，沉淀不會立即開始溶解
C.溶液pH達到14之前，沉淀M(OH)2已完全溶解
D.M(NO3)2溶液顯酸性，其水解的離子方程式為：M2＋＋H2OM(OH)＋＋H＋
解析　根據M2＋M(OH)＋M(OH)2M(OH)M(OH)，可知曲線1為M2＋，曲線2為M(OH)＋，曲線3為M(OH)2，曲線4為M(OH)，曲線5為M(OH)。P點處M(OH)2和M(OH)的物質的量分數相等，c(OH－)＝10－2 mol·L－1，而M(OH)M(OH)2＋OH－的平衡常數K＝，A項錯誤；根據題圖，pH約為9時，M(OH)2完全沉淀，pH約為11時，M(OH)2開始溶解，故M(OH)2完全沉淀后，增大溶液的pH，沉淀不會立即溶解，B項正確；由圖像可知，溶液pH約為13時，M(OH)2已經完全溶解，C項正確；M(NO3)2溶液顯酸性是因為M2＋發(fā)生水解：M2＋＋H2OM(OH)＋＋H＋，D項正確。
答案　A
6.(2019·金太陽猜想卷)某溫度下兩種難溶性鹽的沉淀溶解平衡曲線如圖所示，圖中X2－表示CO、SO，且MSO4不溶于酸，下列有關說法錯誤的是(　　)

A.MSO4的飽和溶液中c(M2＋)＝1×10－5 mol·L－1
B.MCO3(s)＋SO(aq)MSO4(s)＋CO(aq)的平衡常數K為10
C.用鹽酸和濃Na2CO3溶液有可能將MSO4轉化為MCl2
D.向a點含MSO4的分散系中加入M(NO3)2固體后，體系有可能轉化為b點的分散系
解析　由題圖知，當c(M2＋)＝1 mol·L－1 時，c(CO)＝1×10－9 mol·L－1，c(SO)＝1×10－10 mol·L－1，由此可求出Ksp(MCO3)＝1×10－9，Ksp(MSO4)＝1×10－10。選項A，MSO4的飽和溶液中，c(M2＋)·c(SO)＝Ksp(MSO4)＝1×10－10，c(M2＋)＝1×10－5 mol·L－1，正確；選項B，K＝＝＝＝10，正確；選項C，由于兩種鹽組成形式相同且二者Ksp相差不大，故MSO4在濃Na2CO3溶液中可轉化為MCO3，難溶性MCO3可溶于鹽酸生成MCl2，正確；選項D，加入的M(NO3)2溶解后會使溶液中c(M2＋)增大，盡管平衡向生成沉淀的方向移動，但由勒夏特列原理知，重新達到平衡后c(M2＋)仍是增大的，錯誤。
答案　D
考點3　溶液中的“四大常數”

1.影響平衡常數的因素
(1)電離平衡常數、水的離子積常數、水解平衡常數、溶度積常數只受溫度影響。溫度不變，平衡常數不變，不隨離子濃度的變化而變化。溫度變化，平衡常數隨之變化。
(2)弱電解質的電離過程、水的電離過程、鹽的水解過程均吸熱，溫度升高，平衡常數增大。沉淀的溶解過程有的吸熱，有的放熱，升溫溶度積常數可能增大，也可能減小。
2.兩個關系
(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的關系是Kw＝Ka·Kh。
(2)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間的關系
M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq)
Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝。

角度一　Ka、Kb、Kh的計算及應用
1.(1)[2018·天津理綜，10(1)]CO2可以被NaOH溶液捕獲。若所得溶液pH＝13，CO2主要轉化為________(寫離子符號)；若所得溶液c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，溶液pH＝________。(室溫下，H2CO3的K1＝4×10－7；K2＝5×10－11)
(2)[2016·全國卷Ⅱ，26(4)]聯氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯氨第一步電離反應的平衡常數值為________(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。聯氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式為
____________________________________________________________。
解析　(1)若所得溶液的pH＝13，溶液呈強堿性，則CO2主要轉化為CO。若所得溶液c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，根據K2＝，則c(H＋)＝K2×＝5×10－11×2 mol·L－1＝10－10 mol·L－1，pH＝－lg 10－10＝10。
(2)聯氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似，則聯氨第一步電離的方程式為N2H4＋H2ON2H＋OH－，再根據已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107及Kw＝1.0×10－14，故聯氨第一步電離平衡常數為K＝＝＝×c(OH－)·c(H＋) ＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7；聯氨為二元弱堿，酸堿發(fā)生中和反應生成鹽，則聯氨與硫酸形成酸式鹽的化學式為N2H6(HSO4)2。
答案　(1)CO　10
(2)8.7×10－7　N2H6(HSO4)2
角度二　Ksp的計算及應用
2.(1)[2016·課標全國Ⅰ，27(3)]在化學分析中采用K2CrO4為指示劑，以AgNO3標準溶液滴定溶液中的Cl－，利用Ag＋與CrO生成磚紅色沉淀，指示到達滴定終點。當溶液中Cl－恰好完全沉淀(濃度等于1.0×10－5 mol·L－1)時，溶液中c(Ag＋)為________mol·L－1，此時溶液中c(CrO)等于________mol·L－1(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分別為2.0×10－12和2.0×10－10)。
(2)[2019·江蘇化學，19(1)]室溫下，反應CaSO4(s)＋CO(aq)CaCO3(s)＋SO(aq)達到平衡，則溶液中＝________[Ksp(CaSO4)＝4.8×10－5，Ksp(CaCO3)＝3×10－9]。
(3)[2015·海南化學，15(2)]已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，若向50 mL 0.018 mol·L－1的AgNO3溶液中加入50 mL 0.020 mol·L－1的鹽酸，混合后溶液中Ag＋的濃度為________mol·L－1，pH為________。
解析　(1)根據Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝2.0×10－10，可計算出當溶液中Cl－恰好完全沉淀(即濃度等于1.0×10－5 mol·L－1)時，溶液中c(Ag＋)＝2.0×10－5 mol·L－1，然后再根據Ksp(Ag2 CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝2.0×10－12，又可計算出此時溶液中c(CrO)＝5×10－3 mol·L－1。
(2)＝＝＝＝1.6×104。
(3)根據反應中HCl和AgNO3的物質的量可知HCl過量，則剩余的氯離子的物質的量濃度為(0.02－0.018)mol·L－1/2＝0.001 mol·L－1，根據AgCl的溶度積即可計算出c(Ag＋)；因為該反應中氫離子未參加反應，溶液的體積變?yōu)?00 mL時，則氫離子的濃度為0.01 mol·L－1，則pH＝2。
答案　(1)2.0×10－5　5×10－3　(2)1.6×104
(3)1.8×10－7 　2
角度三　以Ksp為中心的計算
3.(2018·課標全國Ⅲ，12)用0.100 mol·L－1 AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 mol·L－1 Cl－溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關描述錯誤的是(　　)

A.根據曲線數據計算可知Ksp(AgCl)的數量級為10－10
B.曲線上各點的溶液滿足關系式c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)
C.相同實驗條件下，若改為0.040 0 mol·L－1 Cl－，反應終點c移到a
D.相同實驗條件下，若改為0.050 0 mol·L－1 Br－，反應終點c向b方向移動
解析　根據滴定曲線，當加入25 mL AgNO3溶液時，Ag＋與Cl－剛好完全反應，AgCl處于沉淀溶解平衡狀態(tài)，此時溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)＝10－4.75 mol·L－1，Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝10－9.5＝3.16×10－10，A項正確；曲線上各點都處于沉淀溶解平衡狀態(tài)，故符合c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)，B項正確；根據圖示，Cl－濃度為0.050 0 mol·L－1時消耗25 mL AgNO3溶液，則Cl－濃度為0.040 0 mol·L－1時消耗20 mL AgNO3溶液，a點對應AgNO3溶液體積為15 mL，所以反應終點不可能由c點移到a點，C項錯誤；由于AgBr的Ksp小于AgCl的Ksp，初始c(Br－)與c(Cl－)相同時，反應終點時消耗的AgNO3溶液體積相同，但Br－濃度小于Cl－濃度，即反應終點從曲線上的c點向b點方向移動，D項正確。
答案　C
4.(2017·課標全國Ⅲ，13)在濕法煉鋅的電解循環(huán)溶液中，較高濃度的Cl－會腐蝕陽極板而增大電解能耗?？上蛉芤褐型瑫r加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀從而除去Cl－。根據溶液中平衡時相關離子濃度的關系圖，下列說法錯誤的是(　　)

A.Ksp(CuCl)的數量級為10－7
B.除Cl－反應為Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl
C.加入Cu越多，Cu＋濃度越高，除Cl－效果越好
D.2Cu＋=== Cu2＋＋Cu平衡常數很大，反應趨于完全
解析　A項，根據CuCl(s)Cu＋(aq)＋Cl－(aq)可知Ksp(CuCl)＝c(Cu＋)·c(Cl－)，從Cu＋圖像中任取一點代入計算可得Ksp(CuCl)≈10－7，正確；B項，由題干中“可向溶液中同時加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀從而除去Cl－”可知Cu、Cu2＋與Cl― 可以發(fā)生反應生成CuCl沉淀，正確；C項，Cu(s)＋Cu2＋(aq)2Cu＋(aq)，固體對平衡無影響，故增加固體Cu的物質的量，平衡不移動，Cu＋的濃度不變，錯誤；D項，2Cu＋(aq)Cu(s)＋Cu2＋(aq)，反應的平衡常數K＝，從圖中兩條曲線上任取橫坐標相同的c(Cu2＋)、c(Cu＋)兩點代入計算可得K≈106，反應平衡常數較大，反應趨于完全，正確。
答案　C
5.(2013·新課標Ⅰ)已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(AgBr)＝7.7×10－13，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12。某溶液中含有Cl－、Br－和CrO，濃度均為0.010 mol·L－1，向該溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液時，三種陰離子產生沉淀的先后順序為(　　)
A.Cl－、Br－、CrO B.CrO、Br－、Cl－
C.Br－、Cl－、CrO D.Br－、CrO、Cl－
解析　根據已知的三種陰離子的濃度計算出要產生三種沉淀所需Ag＋的最小濃度，所需Ag＋濃度最小的先沉淀。要產生AgCl沉淀，c(Ag＋)＞ mol·L－1＝1.56×10－8 mol·L－1；要產生AgBr沉淀，c(Ag＋)＞ mol·L－1＝7.7×10－11 mol·L－1；要產生Ag2CrO4，需c2(Ag＋)·c(CrO)＞Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12，即c(Ag＋)＞ mol·L－1＝3.0×10－5 mol·L－1；顯然沉淀的順序為Br－、Cl－、CrO。
答案　C

題組一　Ka(或Kb)、Kw、Kh的計算及應用
1.在25 ℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯________(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數式表示NH3·H2O的電離常數Kb＝________。
解析　氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中的電荷守恒關系式為c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。Kb＝＝＝。
答案　中　
2.25 ℃時，H2SO3HSO＋H＋的電離常數Ka＝1×10－2 mol·L－1，則該溫度下NaHSO3水解反應的平衡常數Kh＝________ mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中將________(填“增大”“減小”或“不變”)。
解析　Ka＝
Kh＝＝＝＝＝1×10－12 mol·L－1。
HSO＋H2OH2SO3＋OH－，當加少量I2時，發(fā)生I2＋HSO＋H2O===2I－＋3H＋＋SO，導致水解平衡左移，c(H2SO3)稍減小，c(OH－)減小，所以＝增大。
答案　1×10－12　增大
3.已知：0.10 mol·L－1的Na2CO3溶液的pH為11.6，H2CO3的電離平衡常數Ka1遠遠大于Ka2，則Ka2約為________。
解析　解法一　因為H2CO3的電離平衡常數Ka1遠遠大于Ka2，Na2CO3的水溶液中以CO的第一步水解為主，第二步忽略不計，CO＋H2OHCO＋OH－，c(HCO)≈c(OH－)，0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液中pH＝11.6，c(H＋)＝10－11.6mol·L－1，c(OH－)＝10－2.4mol·L－1，c(CO)＝0.1 mol·L－1－10－2.4mol·L－1≈0.1 mol·L－1，則Ka2＝＝＝1.0×10－10.2。
解法二　Kh1＝
＝＝10－3.8
Ka2·Kh1＝Kw
Ka2＝＝10－10.2。
答案　1.0×10－10.2
4.25 ℃時，亞碲酸(H2TeO3)的Ka1＝1×10－3，Ka2＝2×10－8。該溫度下，0.1 mol·L－1 H2TeO3的電離度α約為________(α＝×100%)；NaHTeO3溶液的pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7。
解析　亞碲酸(H2TeO3)為二元弱酸，以一級電離為主，H2TeO3的電離度為α，

Ka1＝1×10－3＝，解得：α≈10%；
已知Ka1＝1×10－3，則HTeO的水解常數Kh＝＝(1×10－14)/(1×10－3)＝1×10－11＜Ka2，故HTeO的電離大于其水解，NaHTeO3溶液顯酸性，pH＜7。
答案　10%　＜
題后悟道
Ka(或Kb)、Kw、Kh的計算的兩種模式
(1)表達式?找出相關數據代入計算
(2)表達式?借助Kw＝Ka×Kh計算
題組二　Ka、Kh、Kw、Ksp的關系及應用
5.(2019·山東濟寧質檢)化學反應原理中也涉及到許多硫、鐵的化合物。
(1)已知常溫下，H2S的電離常數K1＝1.0×10－7，K2＝7.0×10－15。0.1 mol·L－1NaHS溶液的pH________7(填“＞”“＝”或“＜”)，理由是____________________________________________________________。
(2)工業(yè)上利用硫化氫除去濾液A中少量的Pb2＋，發(fā)生的反應為Pb2＋＋H2SPbS↓＋2H＋，該反應的平衡常數為________。(已知Ksp(PbS)＝8.4×10－28)
(3)已知25 ℃時Ksp[Fe(OH)3]＝4.0×10－38，此溫度下若在實驗室中配制5 mol·L－1 100 mL FeCl3溶液，為使配制過程中不出現渾濁現象，則至少需要加入________mL 2 mol·L－1的鹽酸(忽略加入鹽酸時溶液體積的變化)。
解析　(1)NaHS溶液中存在①HS－H＋＋S2－，②HS－＋H2OH2S＋OH－，K①＝Ka2＝7.0×10－15，K②＝Kh2＝＝＝1×10－7，K①＜K②，溶液呈堿性，pH＞7。
(2)該反應的平衡常數K＝＝＝
＝＝8.3×105
(3)由Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)知c(OH－)＝＝＝2×10－13 mol·L－1
c(H＋)＝＝＝0.05 mol·L－1
VHCl＝×103 mL·L－1＝2.5 mL。
答案　(1)＞　Ka2＝7.0×10－15＜Kh2＝＝＝10－7，以水解為主，溶液呈堿性
(2)8.3×105　(3)2.5
6.利用反應CaSO4(s)＋(NH4)2CO3(aq)CaCO3(s)＋(NH4)2SO4(aq)可將磷石膏轉化為硫酸銨。若反應達到平衡后溶液中c(CO)＝1.75×10－2mol·L－1，此時溶液中c(SO)＝________mol·L－1。[已知：Ksp(CaCO3)＝2.8×10－9，Ksp(CaSO4)＝3.2×10－7]
解析　根據CaSO4(s)＋CO(aq)CaCO3(s)＋SO(aq)
K＝＝＝
c(SO)＝×1.75×10－2 mol·L－1＝2.0 mol·L－1。
答案　2.0
7.(2019·山東濰坊二模)(1)CH4超干重整CO2得到的CO經偶聯反應可制得草酸(H2C2O4)。常溫下，向某濃度的草酸溶液中加入一定濃度的NaOH溶液，所得溶液中c(H2C2O4)＝c(C2O)，則此時溶液的pH＝________。(已知常溫下H2C2O4的Ka1＝6×10－2，Ka2＝6×10－5，lg 6＝0.8)
(2)T ℃時，碳酸鑭的溶解度為1.0×10－7mol·L－1，HCO的電離平衡常數為6.0×10－11。請計算反應2LaCl3＋3NaHCO3La2(CO3)3↓＋3NaCl＋3HCl的平衡常數K＝________。
解析　(1)Ka1＝，Ka2＝
Ka1×Ka2＝，c(H2C2O4)＝c(C2O)
c(H＋)＝(Ka1×Ka2)＝(6×10－2×6×10－5)
pH＝－lg c(H＋)＝－lg[3.6×10－6]＝2.7。
(2)由反應方程式2LaCl3＋3NaHCO3La2(CO3)3↓＋3NaCl＋3HCl可知離子方程式為2La3＋＋3HCOLa2(CO3)3↓＋3H＋，故平衡常數表達式為
K＝
＝＝＝＝200。
答案　(1)2.7　(2)200
題組三　Ksp在沉淀溶解平衡曲線中的應用
8.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
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(CrO)·c2(Ag＋)＝(1×10－5)×(1×10－3)2＝1×10－11，C錯誤；溫度不變Ksp＝c(CrO)·c2(Ag＋)＝(1×10－5)×(1×10－3)2＝a2×5×10－4，解得a＝×10－4，D正確。
答案　C
9.常溫時，Ca(OH)2和CaWO4(鎢酸鈣)的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列分析不正確的是(　　)

A.常溫時Ksp[Ca(OH)2]>Ksp(CaWO4)
B.a點表示無Ca(OH)2沉淀、有CaWO4沉淀
C.加熱飽和Ca(OH)2溶液有白色沉淀生成
D.常溫時這兩種飽和溶液中c(Ca2＋)相等
解析　Ca(OH)2沉淀溶解平衡曲線起點的定量信息是c(Ca2＋)＝1.0×10－7 mol·L－1、c(OH－)＝1.0 mol·L－1，Ksp[Ca(OH)2]＝c(Ca2＋)·c2(OH－)＝1.0×10－7，CaWO4的沉淀溶解平衡曲線起點的定量信息是c(Ca2＋)＝1.0×10－7 mol·L－1、c(WO)＝1.0×10－3 mol·L－1，Ksp(CaWO4)＝c(Ca2＋)·c(WO)＝1.0×10－10Ksp(CaWO4)，A項正確。a點的定量信息是c(Ca2＋)＝1.0×10－4 mol·L－1、c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1或c(WO)＝1.0×10－3 mol·L－1，Qc[Ca(OH)2]＝c(Ca2＋)·c2(OH－)＝1.0×10－10Ksp(CaWO4)，有鎢酸鈣沉淀生成，B項正確。氫氧化鈣的溶解度隨溫度升高而降低，故加熱飽和Ca(OH)2溶液有白色氫氧化鈣沉淀生成，C項正確。設飽和氫氧化鈣溶液中c(Ca2＋)為x mol·L－1，則c(OH－)為2x mol·L－1，x×(2x)2＝1.0×10－7，4x3＝1.0×10－7，x＝×10－3，飽和鎢酸鈣溶液中c(Ca2＋)為y mol·L－1，c(WO)也為y mol·L－1，則y2＝1.0×10－10，y＝1.0×10－5，x>y，D項不正確。
答案　D
題后悟道
分析沉淀溶解平衡題的三點注意事項
(1)理清縱橫坐標表示的含義
沉淀溶解平衡是建立在化學平衡理論基礎上的，也滿足化學平衡移動原理，題目往往結合沉淀溶解平衡圖像進行考查。分析圖像(特別是對數圖像)時要注意縱、橫坐標表示的是何種變量及與微粒物質的量濃度的關系，如當坐標為lg c(M)時，lg c(M)隨著c(M)的增大而增大，但坐標為－lg c(M)時，－lg c(M)隨著c(M)的增大而減小。
(2)明確圖像中點的含義
注意分析處在曲線上的點與曲線外的點有什么區(qū)別，如圖所示，斜線b左上方的點表示Fe(OH)2不飽和溶液，斜線b右下方的點表示Fe(OH)2過飽和溶液。

(3)不要用慣性思維看待沉淀的轉化
不要陷入慣性思維，認為只有溶度積較大的物質才能轉化成溶度積較小的物質；其實能否實現物質轉化與離子的物質的量濃度有關，當離子物質的量濃度足夠大，使Qc＞Ksp時，溶度積較小的物質也能轉化為溶度積較大的物質。
考點4　溶液中微粒濃度關系的判斷

1.“兩個微弱”
弱電解質的電離和弱離子的水解是微弱的。
2.溶液中的“三大守恒”
(1)電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子的正電荷總數與所有陰離子的負電荷總數相等。
(2)物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化，變成其他離子或分子等，但離子或分子中某些特定元素的原子的總數存在確定的比例關系。
(3)質子守恒：即H2O電離出的氫離子和氫氧根離子總數相等。
3.質子守恒
以Na2CO3和NaHCO3溶液為例，可用下圖所示幫助理解質子守恒：
(1)Na2CO3溶液中：

所以c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋)，即c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)。
(2)NaHCO3溶液中：

所以c(OH－)＋c(CO)＝c(H2CO3)＋c(H＋)。
(3)NaHCO3溶液中：
電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)
物料守恒c(Na＋)＝c(HCO)＋c(H2CO3)＋c(CO)
消去c(Na＋)，所以c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO)
4.離子濃度比較中的注意事項
(1)不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對該離子的影響。
(2)混合溶液和酸式鹽溶液中各離子濃度的比較要綜合考慮電離因素、水解因素等。

1.(2017·課標全國Ⅱ，12)改變0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物質的量分數δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)＝]。

下列敘述錯誤的是(　　)
A.pH＝1.2時，c(H2A)＝c(HA－)
B.lg[K2(H2A)]＝－4.2
C.pH＝2.7時，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)
D.pH＝4.2時，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
解析　A項，根據圖像，pH＝1.2時，H2A和HA－物質的量分數圖像相交，則有c(H2A)＝c(HA－)，正確；B項，根據pH＝4.2點，K2(H2A)＝c(H＋)·c(A2－)/c(HA－)＝c(H＋)＝10－4.2 mol·L－1，正確；C項，根據圖像，pH＝2.7時，H2A和A2－物質的量分數圖像相交，則有c(H2A)＝c(A2－)，正確；D項，根據pH＝4.2時，c(HA－)＝c(A2－)，且物質的量分數約為0.48，而c(H＋)＝10－4.2 mol·L－1，可知c(HA－)＝c(A2－)＞c(H＋)，錯誤。
答案　D
2.(2019·江蘇化學，14)室溫下，反應HCO＋H2OH2CO3＋OH－的平衡常數K＝2.2×10－8。將NH4HCO3溶液和氨水按一定比例混合，可用于浸取廢渣中的ZnO。若溶液混合引起的體積變化可忽略，室溫時下列指定溶液中微粒物質的量濃度關系正確的是(雙選)(　　)
A.0.2 mol·L－1氨水：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋)
B.0.2 mol·L－1 NH4HCO3溶液(pH＞7)：c(NH)＞c(HCO)＞c(H2CO3)＞c(NH3·H2O)
C.0.2 mol·L－1氨水和0.2 mol·L－1 NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)
D.0.6 mol·L－1氨水和0.2 mol·L－1 NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH3·H2O)＋c(CO)＋c(OH－)＝0.3 mol·L－1＋c(H2CO3)＋c(H＋)
解析　A項，氨水中存在NH3·H2ONH＋OH－，H2OH＋＋OH－，氨水中NH3·H2O部分電離，所以主要以NH3·H2O分子形式存在，兩個電離方程式均電離出OH－，所以c(OH－)＞c(NH)，錯誤；B項，NH4HCO3溶液顯堿性，說明HCO的水解程度大于NH的水解程度，所以c(NH)＞c(HCO)＞c(H2CO3)＞c(NH3·H2O)，正確；C項，由物料守恒可知，n(N)∶n(C)＝2∶1，則有c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2[c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)]，錯誤；D項，由物料守恒可知，n(N)∶n(C)＝4∶1，則有c(NH)＋c(NH3·H2O)＝4[c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)]①，電荷守恒式為c(NH)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)②，結合①②消去c(NH)，得：c(NH3·H2O)＋c(OH－)＝c(H＋)＋4c(H2CO3)＋3c(HCO)＋2c(CO)③，0.2 mol·L－1 NH4HCO3溶液與0.6 mol·L－1氨水等體積混合后，c(NH4HCO3)＝0.1 mol·L－1，由碳元素守恒可知，c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)＝0.1 mol·L－1④，將③等式兩邊各加一個c(CO)，則有c(NH3·H2O)＋c(OH－)＋c(CO)＝c(H＋)＋c(H2CO3)＋3c(H2CO3)＋3c(HCO)＋3c(CO)⑤，將④代入⑤中得，c(NH3·H2O)＋c(OH－)＋c(CO)＝c(H＋)＋c(H2CO3)＋0.3 mol·L－1，正確。
答案　BD
3.(2019·浙江4月選考，21)室溫下，取20 mL 0.1 mol·L－1某二元酸H2A，滴加0.2 mol·L－1 NaOH溶液。
已知：H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－。下列說法不正確的是(　　)
A.0.1 mol·L－1 H2A溶液中有c(H＋)－c(OH－)－c(A2－)＝0.1 mol·L－1
B.當滴加至中性時，溶液中c(Na＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)，用去NaOH溶液的體積小于10 mL
C.當用去NaOH溶液體積10 mL時，溶液的pHc(HB－)>c(H2B)>c(B2－)
B.等物質的量濃度的Na2S和NaHS溶液中：c(Na＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)
C.NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至恰好呈中性：c(Na＋)>c(SO)>c(NH)>c(OH－)＝c(H＋)
D.0.1 mol·L－1 NaH2PO4溶液中：c(Na＋)＝c(PO)＋c(HPO)＋c(H2PO)＋c(H3PO4)
解析　本題考查溶液中粒子濃度的大小關系。NaHB溶液的pH＝8.3說明HB－的水解程度(HB－＋H2OH2B＋OH－)大于HB－的電離程度(HB－H＋＋B2－)，溶液中粒子濃度由大到小的順序為c(Na＋)>c(HB－)>c(H2B)>c(B2－)，A項正確；等物質的量濃度的Na2S和NaHS溶液中的電荷守恒為c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)，由于溶液呈堿性，c(OH－)>c(H＋)，則c(Na＋)>c(HS－)＋2c(S2－)，B項錯誤；若NH4HSO4與NaOH以1∶1物質的量之比混合，發(fā)生的反應為2NH4HSO4＋2NaOH===(NH4)2SO4＋Na2SO4＋2H2O，所得溶液呈酸性，若NH4HSO4與NaOH以1∶2物質的量之比混合，發(fā)生的反應為NH4HSO4＋2NaOH===Na2SO4＋NH3·H2O＋H2O，所得溶液呈堿性，NH4HSO4溶液中滴加NaOH至溶液呈中性，則1∶2c(NH)>c(OH－)＝c(H＋)，C項正確；H2PO在溶液中既存在電離平衡(H2POH＋＋HPO、HPOH＋＋PO)，又存在水解平衡(H2PO＋H2OH3PO4＋OH－)，0.1 mol·L－1 NaH2PO4溶液中的物料守恒為c(Na＋)＝c(H2PO)＋c(HPO)＋c(PO)＋c(H3PO4)，D項正確。
答案　B
5.常溫下，現有0.1 mol·L－1 NH4HCO3溶液，該溶液的pH＝7.8。已知含氮(或含碳)各微粒的分布分數(平衡時，各微粒濃度占總微粒濃度之和的分數)與pH的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)

A.當pH＝9時，溶液中存在下列關系：c(NH)>c(HCO)>c(NH3·H2O)>c(CO)
B.NH4HCO3溶液中存在下列關系：＜1
C.向pH＝6.5的上述溶液中逐滴滴加氫氧化鈉溶液時，NH和HCO濃度逐漸減小
D.分析可知，常溫下水解平衡常數Kh(HCO)的數量級為10－7
解析　由圖像可得，pH＝9時，溶液中c(HCO)>c(NH3·H2O)>c(CO)，又因為含氮微粒為NH和NH3·H2O，所以NH和NH3·H2O的分布分數之和應等于1，所以當pH＝9時，溶液中存在關系：c(HCO)>c(NH)>c(NH3·H2O)>c(CO)，故A項錯誤；根據物料守恒，NH4HCO3溶液中存在關系：①c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)，又因為0.1 mol·L－1 NH4HCO3溶液的pH＝7.8，所以Kh(NH)c(HCO)，再結合①式可得：c(NH3·H2O)c(A－)>c(OH－)>c(H＋)
B.實驗①反應后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝ mol·L－1
C.實驗②反應后的溶液中：c(A－)＋c(HA)>0.1 mol·L－1
D.實驗②反應后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)
解析　由題干信息知，實驗①反應后為KA溶液，c(OH－)>c(H＋)，溶液中A－發(fā)生水解A－＋H2OHA＋OH－，故A正確；由電荷守恒知，c(OH－)＋c(A－)＝c(H＋)＋c(K＋)，即c(OH－)＝c(K＋)＋c(H＋)－c(A－)，故B錯誤；實驗②反應后溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，則c(K＋)＝c(A－)，又因HA為弱酸，所以x>0.2，由物料守恒得，等體積混合后c(A－)＋c(HA)＝ mol·L－1>0.1 mol·L－1，故C、D正確。
答案　B
題后悟道
電解質溶液中離子濃度大小比較的思路

考點5　酸堿中和滴定及拓展應用、滴定曲線分析及應用

1.“中和滴定”考點
(1)“考”實驗儀器
酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中?？嫉氖堑味ü?，如正確選擇滴定管(包括量程)，滴定管的檢漏、洗滌和潤洗，滴定管的正確讀數方法等。
(2)“考”操作步驟
①滴定前的準備：查漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調液面、讀數；②滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數；③計算。
(3)“考”指示劑的選擇
①強酸強堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞；②若反應生成的強酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙)，若反應生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞)；③石蕊溶液因顏色變化不明顯，且變色范圍過寬，一般不作指示劑。
(4)“考”誤差分析
寫出計算式，分析操作對V標的影響，由計算式得出對最終測定結果的影響，切忌死記硬背結論。此外對讀數視線問題要學會畫圖分析。
(5)“考”數據處理
正確“取舍”數據，計算“平均”體積，根據反應式確定標準液與待測液濃度和體積的關系，從而列出公式進行計算。
2.滴定終點規(guī)范描述
(1)用a mol·L－1的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達到滴定終點的現象是______________________________________________
____________________________________________________________；
若用甲基橙作指示劑，滴定終點現象是_________________________
____________________________________________________________。
(2)用標準碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，應選用________作指示劑，達到滴定終點的現象是____________________________________。
(3)用標準酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，是否需要選用指示劑________(填“是”或“否”)，達到滴定終點的現象是____________________________________________________________
____________________________________________________________。
(4)用氧化還原滴定法測定TiO2的質量分數：一定條件下，將TiO2溶解并還原為Ti3＋，再用KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標準溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋時發(fā)生反應的離子方程式為__________________________
____________________________________________________________，
達到滴定終點時的現象是________________________________________
____________________________________________________________。
(5)用標準KI溶液滴定含有Fe3＋的溶液，應選用________作指示劑，滴定終點現象是____________________________________________________________。
答案　(1)當滴入最后一滴標準液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內不恢復紅色　當滴入最后一滴標準液，溶液由黃色變?yōu)槌壬野敕昼妰炔换謴忘S色
(2)淀粉溶液　當滴入最后一滴標準液，溶液由無色變?yōu)樗{色，且半分鐘內不褪色
(3)否　當滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由無色變?yōu)樽霞t色，且半分鐘內不褪色
(4)Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　當滴入最后一滴標準液，溶液變成紅色，且半分鐘內不褪色
(5)KSCN溶液　當滴入最后一滴標準KI溶液，溶液的紅色褪去，且半分鐘內不恢復紅色
3.酸堿中和滴定圖像
氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線
鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線

曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高
突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應(強酸與強堿反應)
的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)
室溫下，當等體積、等濃度的一元強堿和一元強酸反應時，pH＝7；但當等體積、等濃度的一元強堿和一元弱酸(或一元強酸和一元弱堿)反應時，pH>7(或pH7，C項錯誤；滴定終點時，c(K＋)＝c(Na＋)，a點到b點加入NaOH溶液的體積大于b點到c點的，故c點時c(K＋)>c(OH－)，所以c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)，D項正確。
答案　C
4.(2017·課標全國Ⅰ，13)常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)

A.Ka2(H2X)的數量級為10－6
B.曲線N表示pH與lg的變化關系
C.NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)
D.當混合溶液呈中性時，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)
解析　橫坐標取0時，曲線M對應pH約為5.4，曲線N對應pH約為4.4，因為是NaOH滴定H2X溶液，所以在酸性較強的溶液中會存在c(HX－)＝c(H2X)，所以曲線N表示pH與lg的變化關系，B項正確；＝1時，即lg＝0，pH＝5.4，c(H＋)＝1×10－5.4 mol·L－1，Ka2＝≈1×10－5.4，A正確；NaHX溶液中，c(HX－)>c(X2－)，即1，即c(X2－)>c(HX－)，錯誤。
答案　D

題組一　酸堿中和滴定及拓展應用
1.(2017·天津理綜，9)用沉淀滴定法快速測定NaI等碘化物溶液中c(I－)，實驗過程包括準備標準溶液和滴定待測溶液。
Ⅰ.準備標準溶液
a.準確稱取AgNO3基準物4.246 8 g(0.025 0 mol)后，配制成250 mL標準溶液，放在棕色試劑瓶中避光保存，備用。
b.配制并標定100 mL 0.100 0 mol·L－1 NH4SCN標準溶液，備用。
Ⅱ.滴定的主要步驟
a.取待測NaI溶液25.00 mL于錐形瓶中。
b.加入25.00 mL 0.100 0 mol·L－1 AgNO3溶液(過量)，使I－完全轉化為AgI沉淀。
c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示劑。
d.用0.100 0 mol·L－1 NH4SCN溶液滴定過量的Ag＋，使其恰好完全轉化為AgSCN沉淀后，體系出現淡紅色，停止滴定。
e.重復上述操作兩次。三次測定數據如下表：
實驗序號
1
2
3
消耗NH4SCN標準溶液體積/mL
10.24
10.02
9.98
f.數據處理。
回答下列問題：
(1)將稱得的AgNO3配制成標準溶液，所使用的儀器除燒杯和玻璃棒外還有____________________________________________________________。
(2)AgNO3標準溶液放在棕色試劑瓶中避光保存的原因是____________________________________________________________
____________________________________________________________。
(3)滴定應在pH＜0.5的條件下進行，其原因是____________________________________________________________
____________________________________________________________。
(4)b和c兩步操作是否可以顛倒________，說明理由____________________________________________________________
____________________________________________________________。
(5)所消耗的NH4SCN標準溶液平均體積為________mL，測得c(I－)＝________mol·L－1。
(6)在滴定管中裝入NH4SCN標準溶液的前一步，應進行的操作為____________________________________________________________。
(7)判斷下列操作對c(I－)測定結果的影響(填“偏高”、“偏低”或“無影響”)
①若在配制AgNO3標準溶液時，燒杯中的溶液有少量濺出，則測定結果________。
②若在滴定終點讀取滴定管刻度時，俯視標準液液面，則測定結果________。
解析　(1)配制AgNO3標準溶液，所使用的儀器除燒杯和玻璃棒外還有250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管。(2)因AgNO3見光易分解，所以AgNO3標準溶液應放在棕色細口試劑瓶中并避光保存。(3)NH4Fe(SO4)2為強酸弱堿鹽，且Fe3＋的水解程度很大，為防止因Fe3＋的水解而影響滴定終點的判斷(或抑制Fe3＋的水解)，所以滴定應在pH＜0.5的條件下進行。(4)因Fe3＋能與I－發(fā)生氧化還原反應，而使指示劑耗盡，無法判斷滴定終點，所以b和c兩步操作不能顛倒。(5)由三次測定數據可知，第1組數據誤差較大，應舍去，所以消耗的NH4SCN標準溶液平均體積為＝10.00 mL，測得c(I－)＝[n(AgNO3)－n(NH4SCN)]/V[NaI(aq)]＝(25.00×10－3 L×0.100 0 mol·L－1－10.00×10－3 L×0.100 0 mol·L－1)/25.00×10－3 L＝0.060 0 mol·L－1。(6)在滴定管中裝入NH4SCN標準溶液的前一步，用NH4SCN標準溶液潤洗滴定管2～3次。(7)①若在配制AgNO3標準溶液時，燒杯中的溶液有少量濺出，造成溶質減少，則使配制AgNO3標準溶液的濃度偏低，則使消耗的n(NH4SCN)偏小，由c(I－)＝[n(AgNO3)－n(NH4SCN)]/V[NaI(aq)]可推斷，對c(I－)測定結果影響將偏高。②若在滴定終點讀取滴定管刻度時，俯視標準液液面，使讀取的NH4SCN標準溶液的體積偏低，由c(I－)＝[n(AgNO3)－n(NH4SCN)]/V[NaI(aq)]可推斷，對c(I－)測定結果影響將偏高。
答案　(1)250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管
(2)避免AgNO3見光分解
(3)防止因Fe3＋的水解而影響滴定終點的判斷(或抑制Fe3＋的水解)
(4)否(或不能)　若顛倒，Fe3＋與I－反應，指示劑耗盡，無法判斷滴定終點
(5)10.00　0.060 0
(6)用NH4SCN標準溶液潤洗滴定管2～3次
(7)偏高　偏高
2.(2015·山東理綜，31)毒重石的主要成分為BaCO3(含Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋等雜質)，實驗室利用毒重石制備BaCl2·2H2O的流程如下：

(1)毒重石用鹽酸浸取前需充分研磨，目的是________。實驗室用37%的鹽酸配制15%的鹽酸，除量筒外還需使用下列儀器中的________。
a.燒杯 b.容量瓶 c.玻璃棒 d.滴定管
(2)加入NH3·H2O調節(jié)pH＝8可除去________(填離子符號)，濾渣Ⅱ中含________(填化學式)。加入H2C2O4時應避免過量，原因是____________________________________________________________。

Ca2＋
Mg2＋
Fe3＋
開始沉淀時的pH
11.9
9.1
1.9
完全沉淀時的pH
13.9
11.1
3.2
已知：Ksp(BaC2O4)＝1.6×10－7，Ksp(CaC2O4)＝2.3×10－9。
(3)利用間接酸堿滴定法可測定Ba2＋的含量，實驗分兩步進行。
已知：2CrO＋2H＋===Cr2O＋H2O　Ba2＋＋CrO===BaCrO4↓
步驟Ⅰ：移取x mL一定濃度的Na2CrO4溶液于錐形瓶中，加入酸堿指示劑，用b mol·L－1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸體積為V0 mL。
步驟Ⅱ：移取y mL BaCl2溶液于錐形瓶中，加入x mL與步驟Ⅰ相同濃度的Na2CrO4溶液，待Ba2＋完全沉淀后，再加入酸堿指示劑，用b mol·L－1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V1mL。
滴加鹽酸標準液時應用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的________(填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的濃度為________mol·L－1，若步驟Ⅱ中滴加鹽酸時有少量待測液濺出，Ba2＋濃度測量值將________(填“偏大”或“偏小”)。
解析　(1)充分研磨的目的是增大反應物的接觸面積，從而使反應速率加快。配制一定質量分數的溶液，可以算出所需37%的鹽酸及水的體積，然后在燒杯中稀釋，為使溶液混合均勻，要用玻璃棒進行攪拌。(2)根據流程圖及表格中數據可知，加入NH3·H2O調節(jié)pH＝8時，只有Fe3＋完全沉淀而除去。加入NaOH，調pH＝12.5，對比表格中數據可知，此時Mg2＋完全沉淀，Ca2＋部分沉淀，所以濾渣Ⅱ中含Mg(OH)2、Ca(OH)2。根據Ksp(BaC2O4)＝1.6×10－7，H2C2O4過量時Ba2＋會轉化為BaC2O4沉淀，從而使BaCl2·2H2O的產量減少。(3)“0”刻度位于滴定管的上方。由題意可得關系式BaCl2～CrO～H＋，則有c(BaCl2)×y×10－3L＝b mol·L－1×(V0－V1)×10－3 L，解得c(BaCl2)＝ mol·L－1。若步驟Ⅱ中滴加鹽酸時有少量待測液濺出，則V1變小，Ba2＋濃度測量值將偏大。
答案　(1)增大接觸面積從而使反應速率加快　ac
(2)Fe3＋　Mg(OH)2、Ca(OH)2　H2C2O4過量會導致生成BaC2O4沉淀，產品的產量減少
(3)上方　　偏大
題組二　滴定曲線分析及應用
3.(2019·山東聊城一模)室溫下，向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液，若pc＝－lg c，則所得溶液中pc(H2C2O4)、pc(HC2O)、pc(C2O)與溶液pH的關系如圖所示。下列法說正確的是(　　)

A.M點時，2c(HC2O)＋c(C2O)＞c(Na＋)
B.pH＝x時，c(HC2O)＜c(H2C2O4)＝c(C2O)
C.常溫下，Ka2(H2C2O4)＝10－1.3
D.隨pH的升高而減小
解析　A項，M點對應溶液由電荷守恒知c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)，故c(Na＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)－c(H＋)，結合M點c(C2O)＝c(HC2O)，pH＝4.3可知c(Na＋)＜2c(HC2O)＋c(C2O)，正確；B項，pH＝x時，由x點的坐標c(H2C2O4)＝c(C2O)＜c(HC2O)，錯誤；C項，Ka2(H2C2O4)＝，M點時c(C2O)＝c(HC2O)，故Ka2(H2C2O4)＝10－4.3；D項，＝，不隨pH的變化而變化，錯誤。
答案　A
4.(2019·山東煙臺一模)25 ℃時，用0.10 mol·L－1的氨水滴定10.00 mL 0.05 mol·L－1的二元酸H2A的溶液，滴定過程中加入氨水的體積(V)與溶液中l(wèi)g 的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)

A.H2A的電離方程式為H2AH＋＋HA－
B.B點溶液中，水電離出的氫離子濃度為1.0×10－6 mol·L－1
C.C點溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(A2－)
D.25 ℃時，氨水的電離平衡常數為Kb＝
解析　A項，由A點坐標知lg ＝－12可知＝10－12，結合Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，可知c(H＋)＝0.1 mol·L－1，故H2A為強酸，電離方程式為H2A===2H＋＋A2－，錯誤；B項，由B點坐標知酸堿恰好完全反應，c(H＋溶液)＝c(H＋水)，lg ＝－2可知＝10－2，結合Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14可知c(H＋)＝10－6mol·L－1，正確；C項，C點溶液由lg ＝0知溶液呈中性，溶液中溶質為(NH4)2A和NH3·H2O，由物料守恒知c(NH)＋c(NH3·H2O)＞2c(A2－)，錯誤；D項，氨水的電離常數Kb＝，當溶液呈中性時，此時c(OH－)＝10－7 mol/L，c點時加入NH3·H2O體積為b mL，此時氨水過量，而并不為，所以kb≠，錯誤。
答案　B
5.(2019·大聯盟一模)常溫下，向20 mL 0.1 mol·L－1 NH4HSO4溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水電離的c水(H＋)與所加NaOH溶液的體積的關系如圖所示。下列分析錯誤的是(　　)

A.常溫下，NH3·H2O的電離常數K＝5×10－5.4
B.b點時，溶液的pH＝7
C.Vd＜30 mL
D.e點粒子濃度大小關系：c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)＞c(H＋)
解析　A項，c點時溶液中溶質為(NH4)2SO4、Na2SO4，c(H＋)＝10－5.3mol·L－1，c(NH)≈＝0.05 mol·L－1，c(NH3·H2O)≈c(H＋)＝10－5.3mol·L－1，Kh＝＝，Kb＝＝＝5×10－5.4，正確；B項，b點時，NH水解溶液呈酸性，pH＜7，錯誤；C項，d點時，溶液呈中性，c(NH3·H2O)＜c(NH)，故加入NaOH溶液的體積小于30 mL，正確；D項，e點時，溶液中的溶質為等物質的量濃度的Na2SO4、NH3·H2O，故粒子濃度的大小順序為c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)＞c(H＋)，正確。
答案　B
題后悟道
抓五點破中和滴定圖像
抓反應的“起始”點
判斷酸、堿的相對強弱
抓反應的“一半”點
判斷是哪種溶質的等量混合
抓溶液的“中性”點
判斷溶液中溶質的成分及哪種物質過量或不足
抓“恰好”反應點
判斷生成的溶質成分及溶液的酸堿性
抓反應的“過量”點
判斷溶液中的溶質，判斷哪種物質過量
例如：室溫下，向20 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示：

—
→→→
溶液中：c(A－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
→→→
溶液中：c(Na＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－)
→→→
溶液中：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
→→→
溶液中：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)