备战高一高二高三高考化学抢分秘籍（新高考专用）通关10 水溶液中的离子平衡（原卷版）

通关10水溶液中的离子平衡目录【高考预测】预测考向，总结常考点及应对的策略【技法必备】提供方法技巧，解决问题策略【误区点拨】点拨常见的易错点【抢分通关】分析命题热点，把握解题技巧，精选名校模拟题概率预测☆☆☆☆☆题型预测选择题☆☆☆☆☆考向预测①溶液的酸碱性和pH②溶液中粒子浓度大小的比较③电解质溶液中的三大平衡常数和三类平衡图像分析水溶液中的离子平衡是化学反应原理摸块中的重要章节，涉及宏观辨识与微观探析，变化观念与平衡思想以及证据推理与模型认知等多重学科素养，属于高考中的常考经典题型，在近几年的高考中主要是以电解质溶液曲线变化为载体，考查电离平衡常数、水解平衡常数、溶度积的计算，指示剂的选择，对水的电离平衡的影响，溶液中粒子浓度的大小关系，以及外界条件对电离平衡、水解平衡、溶解平衡的影响，从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题。此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。题型为选择题，难度较大，作为选择题中压轴题出现。技法1水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算方法(25℃)(1)中性溶液c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。(2)溶质为酸或碱(以溶质为酸的溶液为例)H＋来源于酸和水的电离，而OH－只来源于水，如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。(3)水解呈酸性或碱性的正盐溶液H＋和OH－均由水电离产生，如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2mol·L－1；pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2mol·L－1。技法2关于pH值的计算1．单一溶液pH的计算强酸溶液(HnA)，其物质的量浓度为cmol/L，则：c(H＋)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc；强碱溶液[B(OH)n]，其物质的量浓度为cmol/L，则c(OH－)＝ncmol/L，c(H＋)＝eq\f(1.0×10－14,nc)mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。2．强酸、强碱混合液的pH计算(1)强酸与强酸混合求pH①非等体积混合c(H＋)＝eq\f(c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2,V1＋V2)，然后再求pH。②等体积混合可近似计算pH＝pH小＋0.3(2)强碱与强碱混合求pH①非等体积混合先计算：c(OH－)＝eq\f(c1(OH－)·V1＋c2(OH－)·V2,V1＋V2)，再求c(H＋)＝eq\f(KW,c(OH－))，最后求pH。②等体积混合，可近似计算pH＝pH大－0.3。(3)强酸与强碱混合①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。②酸过量：先求c(H＋)余＝eq\f(c(H＋)·V(酸)－c(OH－)·V(碱),V(酸)＋V(碱))，再求pH。③碱过量：先求c(OH－)余＝eq\f(c(OH－)·V(碱)－c(H＋)·V(酸),V(酸)＋V(碱))，再求c(H＋)＝eq\f(KW,c(OH－))，然后求pH。3、pH和等于14时酸、碱混合问题的分析判断pH和等于14的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。(1)已知酸、碱溶液的pH之和为14，则等体积混合时：①eq\x(强酸、强碱)pH＝7②eq\x(强酸、弱碱)pH>7③eq\x(弱酸、强碱)pH<7(2)已知酸、碱溶液的pH之和为14，若混合后溶液的pH为7，即溶液呈中性时：①eq\x(强酸、强碱)→V酸∶V碱＝1∶1②eq\x(强酸、弱碱)→V酸∶V碱>1∶1③eq\x(弱酸、强碱)→V酸∶V碱<1∶1技法3滴定常见误差分析以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：步骤操作V(标准)c(待测)洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)变小偏低滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)变大偏高技法4溶液中粒子浓度大小比较的方法1.理解电解质溶液中的两个“微弱”，即弱酸和弱碱的电离是微弱的，电离度<10%；弱碱阳离子和弱酸阴离子的水解是微弱的，水解程度<10%。2.掌握三个守恒和一个不等式。①电荷守恒规律：阴离子所带负电荷总数和阳离子所带正电荷总数相等(注意表达式中离子浓度的前面乘以电荷数)。②物料守恒规律：溶液中某一元素的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。③质子守恒规律：水电离产生的氢离子浓度等于水电离产生的氢氧根离子的浓度，也可以由电荷守恒和物料守恒关系式联立得出。④对于不等式，要具体分析溶液中电离过程和水解过程哪个起了主导作用。技法5中和滴定曲线图象分析1．强酸与强碱滴定过程中pH曲线(以0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1盐酸为例)2.滴定曲线特点氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)室温下pH＝7不一定是终点：强碱与强酸反应时，终点是pH＝7；强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应时，终点不是pH＝7(强碱与弱酸反应终点是pH＞7，强酸与弱碱反应终点是pH＜7)3.中和滴定曲线图像解题步骤第一步：分析滴定曲线关键“点”的成分抓反应的“起始”点判断酸、碱的相对强弱抓反应的“一半”点判断是哪种溶质的等量混合抓溶液的“中性”点判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足抓“恰好”反应点判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性抓反应的“过量”点判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量如：常温下，用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1CH3COOH溶液所得滴定曲线如图：第二步：确定粒子浓度关系常温下，用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1CH3COOH溶液不同时刻溶液中溶质成分及粒子浓度关系V(NaOH)=0mL溶质是CH3COOH：c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)②V(NaOH)=10mL溶质是等物质的量浓度的CH3COOH和CH3COONa：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-)pH=7溶质是CH3COONa和少量的CH3COOH：c(Na+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)④V(NaOH)=20mL溶质是CH3COONa：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(CH3COOH)>c(H+)技法6水溶液中离子平衡图像分析1．分布系数图象，简称分布曲线，是指以pH为横坐标，分布系数即组分的平衡浓度占总浓度的分数为纵坐标，分布系数与溶液pH之间的关系曲线。一元弱酸(以CH3COOH为例)二元酸(以草酸为例)三元酸(以H3PO4为例)δ0为CH3COOH，δ1为CH3COO-δ0为H2C2O4、δ1为HC2O4-、δ2为C2O42-δ0为H3PO4、δ1为H2PO4-、δ2为HPO42-、δ3为PO43-随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时发生反应的离子方程式。同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH时的分布系数和酸的浓度，就可以计算出各成分在该pH时的平衡浓度2．对数图像。将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值[如c(A)/c(B)]取常用对数，即lgc(A)或lg[c(A)/c(B)]，与溶液中的pH或溶液的体积等关系作出的图像称为对数图像。常考对数图像的类型如下：图像种类具体类型含义变化规律对数图像lgc生成物与反应物离子浓度比的常用对数lgc(Hlgeq\f(V,V0)稀释后与稀释前体积比的常用对数lgeq\f(V,V0)越大，稀释程度越大AG＝lgc氢离子与氢氧根离子浓度比的常用对数AG越大，酸性越强，中性时，c(负对数图像pH＝－lgc(H＋)氢离子浓度的常用对数负值pH越大，c(H＋)越小，溶液的碱性越强pC＝－lgc(C)C离子浓度的常用对数负值pC越大，c(C)越小技法7沉淀溶解平衡曲线分析1．双曲线型(1)阳离子~阴离子单曲线图：横、纵坐标分别为阳离子或阴离子以“BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SOeq\o\al(2－,4)(aq)”为例图像展示曲线可知信息=1\*GB3①曲线上任意一点(a点、c点)都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外=2\*GB3②曲线上方区域的点(b点)均为过饱和溶液，此时Qc＞Ksp，表示有沉淀生成=3\*GB3③曲线下方区域的点(d点)均为不饱和溶液，此时Qc＜Ksp，表示无沉淀生成=4\*GB3④计算Ksp：由c点可以计算出Ksp点的变化a→c曲线上变化，增大c(SOeq\o\al(2－,4))b→c加入1×10－5mol·L－1Na2SO4溶液(加水不可以)d→c加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化)c→a曲线上变化，增大c(Ba2＋)溶液蒸发时，离子浓度的变化原溶液不饱和时，离子浓度都增大；原溶液饱和时，离子浓度都不变溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同(2)阴阳离子浓度~温度双曲线图：横、纵坐标分别为阳离子或阴离子，两条曲线为不同温度BaSO4曲线可知信息=1\*GB3①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液T1曲线：a、b点都表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液T2曲线：a、b点都表示不饱和溶液，c点表示不饱和溶液=2\*GB3②计算Ksp：由a或b点可以计算出T1温度下的Ksp=3\*GB3③比较T1和T2大小：因沉淀溶解平衡大部分为吸热，可知：T1<T22．对数曲线(1)正对数[lgc(M＋)~lgc(R－)]曲线：横、纵坐标分别为阳离子或阴离子的正对数CuS、ZnS曲线可知信息=1\*GB3①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液ZnS曲线：a点表示饱和溶液，c点表示不饱和溶液CuS曲线：b点表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液=2\*GB3②计算Ksp：由曲线上面给定数据可以计算CuS、ZnS的Ksp=3\*GB3③比较Ksp大小：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)(2)负对数[－lgc(M＋)~－lgc(R－)]曲线：横、纵坐标分别为阳离子或阴离子的负对数图像展示函数关系函数关系：随着COeq\o\al(2－,3)浓度增大，Ca2＋浓度减小曲线可知信息=1\*GB3①横坐标数值越大，COeq\o\al(2－,3))越小；纵坐标数值越小，c(M)越大=2\*GB3②直线上各点的意义：直线上的任何一点为饱和溶液；直线上方的点为不饱和溶液；直线下方的点为过饱和溶液，有沉淀生成如：c点，相对于MgCO3来说，处于直线上方，为不饱和溶液；相对于CaCO3来说，处于直线下方，为过饱和溶液，此时有CaCO3沉淀生成=3\*GB3③计算Ksp：由曲线上面给定数据可以计算出相应的Ksp=4\*GB3④比较Ksp大小：Ksp(MgCO3)>Ksp(CaCO3)>Ksp(MnCO3)3．pM——浓度图：纵坐标为阳离子的负对数，横坐标为滴加阴离子的溶液的体积向10mL0.2mol/LCuCl2溶液中滴加0.2mol/L的Na2S溶液曲线可知信息=1\*GB3①曲线上各点的意义：曲线上任一点(a、b、c点)都表示饱和溶液=2\*GB3②计算Ksp：由b点恰好完全反应可知的c(Cu2+)＝10－17.7，进而求出Ksp＝10－17.7×10－17.7＝10－35.4=3\*GB3③比较a、b、c三点水的电离程度大小4.解沉淀溶解平衡图像题三步骤第一步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。第二步：理解图像中线上点、线外点的含义。(1)以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc>Ksp。(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc<Ksp。第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断。(1)溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：①原溶液不饱和时，离子浓度都增大；②原溶液饱和时，离子浓度都不变。(2)溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。一、溶液稀释、混合的3个误区误区1不能正确理解酸、碱的无限稀释规律常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。误区2不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律溶液稀释前溶液pH加水稀释到体积为原来的10n倍稀释后溶液pH酸强酸pH＝apH＝a＋n弱酸a<pH<a＋n碱强碱pH＝bpH＝b－n弱碱b－n<pH<b误区3不能正确掌握混合溶液的定性规律pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水溶液等体积混合，混合溶液pH>7。二、电离平衡中的3个易错点1.电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。2.弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。3.由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1的溶液不一定呈碱性。4．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。5．在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在Kw的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。6．水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。7．水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；对于Kw，若未注明温度，一般认为在常温下，即25℃。8.溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。利用c(H＋)大于、小于或等于1×10－7mol·L－1或pH大于、小于或等于7来判断溶液的酸碱性，利用pH判断前提条件是在常温下。9．使用pH试纸测溶液pH时用蒸馏水润湿相当于将待测液稀释。10．不能用pH试纸测定“漂白性”溶液的pH。11．使用pH试纸测溶液的pH，读数只读取整数，如pH＝2。三、溶液中水解平衡的易错点1.误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。2.误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。3.误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。4.盐类的水解破坏了水的电离平衡，促进水的电离。5.盐类的水解反应是中和反应的逆反应，水解过程吸热。6.发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。7.(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性，虽然都能发生双水解，但既无气体产生，也无沉淀生成，所以NHeq\o\al(＋,4)和COeq\o\al(2－,3)、NHeq\o\al(＋,4)和HCOeq\o\al(－,3)在溶液中仍可大量共存。8.稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。9.向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，原因是：体系中c(CH3COOH)增大是主要因素，会使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移。10.水解平衡常数(Kh)只受温度的影响，它与Ka(或Kb)、Kw的定量关系为Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw。11.涉及易挥发性酸弱碱盐(CuCl2、AlCl3、FeCl3等)溶液蒸干、灼烧问题时,不能忽略盐类的水解问题,特别是在一些计算题中。四、沉淀溶解平衡的易错易混点1.沉淀溶解平衡不是电离平衡。如BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SOeq\o\al(2－,4)(aq)是溶解平衡，因为BaSO4是强电解质，不存在电离平衡。2.Ksp大，其溶解度不一定大。Ksp还与难溶物化学式中的各离子配比有关，只有同类型的难溶物的Ksp大小才可用于比较其溶解度大小。3.Ksp只受温度影响，温度不变则Ksp不变，如Mg(OH)2在MgCl2溶液中的溶解度要小于在纯水中的溶解度，而Ksp[Mg(OH)2]不变。4.既可以实现Ksp大的向Ksp小的转化，也可以实现Ksp小的转化为Ksp大的。实际上当两种难溶电解质的Ksp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现难溶电解质由Ksp小的向Ksp大的转化。5.AgCl=Ag＋＋Cl－表示的是AgCl的电离方程式，而AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)表示的是AgCl的沉淀溶解平衡表达式。6.沉淀溶解平衡移动过程是固体溶解和析出的相互转化过程，属于物理变化，但遵循勒夏特列原理。7.沉淀溶解达到平衡时，再加入该难溶物对平衡无影响。8.难溶电解质不一定是弱电解质，如BaSO4、AgCl等都是强电解质。9.用沉淀法除杂不可能将杂质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小于1×10－5mol·L－1时，沉淀已经完全。10.AgCl的澄清饱和溶液，加水稀释沉淀溶解平衡正移，但离子浓度减小，而AgCl悬浊液，加水稀释，平衡正移，但c(Ag＋)和c(Cl－)不变。11.对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶物，不能直接根据Ksp的大小来确定其溶解能力的大小，需通过计算转化为溶解度。12.Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。13.溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移动，并不能改变溶度积。14.沉淀的生成和溶解相互转化的条件是离子浓度的大小，改变反应所需的离子浓度，可使反应向着所需的方向转化。15.Ksp小的难溶电解质也能向Ksp大的难溶电解质转化，需看溶液中生成沉淀的离子浓度的大小。16.相同类型的难溶电解质的Ksp越小，一般溶解度越小，越难溶。如：由Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)>Ksp(AgI)可得出溶解度大小为AgCl>AgBr>AgI。17.溶度积小的难溶电解质在一定条件下也能向溶度积大的难溶电解质转化。当两种难溶电解质的Ksp差别不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可由溶度积小的难溶电解质向溶度积大的难溶电解质转化。18.溶解平衡一般是吸热的，温度升高，平衡正移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。【热点一】考查可溶性溶质在溶液中微粒变化图像的分析1．（2024·辽宁沈阳·模拟预测）常温下，用NaOH溶液滴定磷酸的稀溶液，溶液的与或或的关系如图所示，下列说法错误的是A．直线b表示与的关系B．Y点溶液的C．的平衡常数为D．等浓度的溶液与溶液按体积比混合后，2．（2024·北京朝阳·一模）常温下，用0.20mol·L-1盐酸滴定25.00mL0.20mol·L-1NH3·H2O溶液，所得溶液的pH、NH4+和NH3·H2O的物质的量分数(x)与滴加盐酸体积的关系如图所示。下列说法不正确的是A．曲线①代表x(NH3·H2O)B．当溶液显中性时，滴入盐酸的体积小于25.00mLC．NH3·H2O的电离常数约为1×10-9.26D．a点的溶液中存在c(NH)=c(NH3·H2O)>c(Cl-)3．（2024·安徽·一模）25℃时，用HCl气体调节0.1mol⋅L⁻¹氨水的pH，体系中粒子浓度的对数(lgc)、反应物的物质的量之比与溶液pH的关系如图所示。若忽略通入气体后溶液体积的变化，下列有关说法错误的是A．P1点溶液中：c(Cl⁻)>c(NH3⋅H2O)B．P2点溶液中：c(NH)=c(Cl-)C．25℃时，NH4Cl的水解平衡常数的数量级为10-9D．=0.5时，c(NH3⋅H2O)+c(NH)=2c(Cl-)4．（2024·广西·二模）常温下将NaOH溶液滴加到溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示[纵坐标为或]。下列叙述正确的是A．曲线N表示pH与的关系B．图中a点对应溶液中：C．NaHA溶液中：D．溶液pH从5.6到9.6的过程中，水的电离程度先增大后减小5．（2024·山西朔州·三模）常温下，已知亚磷酸(H3PO3二元弱酸)溶液中含磷物种浓度之和为0.1mol·L-1，溶液中各含磷物种的pc与pOH关系如图所示(纵坐标数值上小下大，横坐标数值左小右大)。图中pc表示各含磷物种浓度的负对数(pc=-lgc)，pOH对数[pOH=-lgc(OH-)]。x、y、z三点的坐标分别为x(7.3，1.3)，y(10.0，3.6)，z(12.6，1.3)。下列说法错误的是A．H3PO3的结构简式为B．曲线①表示pc()随pOH的变化C．H3PO3+HPO2H2PO的平衡常数K=1.0×106.3D．pH=4的溶液中，c(H2PO)=0.1mol·L-1-2c(HPO)【热点二】考查难溶性溶质在溶液中微粒变化图像的分析1．（2024·北京朝阳·一模）某温度下，PbCO3饱和溶液和PbI2饱和溶液中的阴、阳离子浓度满足如图所示的关系。下列说法正确的是A．曲线Ⅰ表示PbCO3的溶解平衡B．该温度下Ksp(PbI2)：Ksp(PbCO3)=108C．曲线Ⅱ上的b点可通过改变温度移动至d点D．向PbI2的悬浊液中加入Na2CO3浓溶液，可以将其转化成PbCO32．（2024·陕西商洛·三模）常温下，向含、和的溶液中滴加溶液，混合物中[、、]与关系如图所示。已知常温下，的溶解度大于；溶液为过饱和状态时，振荡或搅拌即可使晶体析出。下列叙述错误的是A．代表和的关