新高考化學復習專題十三鹽類水解和沉淀溶解平衡教學課件

專題十三鹽類水解和沉淀溶解平衡考點1鹽類水解1.鹽類水解的相關概念鹽類水解是指在水溶液中,鹽電離產生的離子與水電離產生的H+或OH-結合生成弱電

解質的反應。水解反應是可逆的,是微弱的,它是酸堿中和反應的逆反應,是吸熱反應。2.鹽類水解的規(guī)律(1)“有弱才水解,無弱不水解,越弱越水解;誰強顯誰性,同強顯中性”。例如①酸性

HCN<CH3COOH,則相同條件下溶液堿性NaCN>CH3COONa;②NaCl為強酸強堿鹽,不

水解,溶液呈中性;NH4Cl為強酸弱堿鹽,溶液呈酸性;CH3COONa為強堿弱酸鹽,溶液呈堿性;CH3COOH的Ka與NH3·H2O的Kb近似相等,則CH3COONH4溶液接近中性;HCOOH

的Ka大于NH3·H2O的Kb,則HCOONH4溶液呈酸性。(2)正鹽的水解程度大于酸式鹽。例如同濃度時Na2CO3比NaHCO3的水解程度大,溶液

pH:Na2CO3>NaHCO3。(3)酸式鹽溶液酸堿性的判斷①強酸的酸式鹽只電離,不水解,其溶液一定顯酸性,如NaHSO4。②弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。a.若電離程度大于水解程度,則溶液顯酸性。如NaHSO3、NaH2PO4。b.若電離程度小于水解程度,則溶液顯堿性。如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。3.鹽類水解的影響因素(1)內因:鹽本身的性質。(2)外因因素及其變化水解平衡水解程度水解產物的濃度溫度升溫右移增大增大濃度增大(加溶質)右移減小增大減小(加水稀釋)右移增大減小外加酸、堿加酸弱堿陽離子水解程度減小加堿弱酸陰離子水解程度減小4.水解方程式的書寫(1)一般來說,鹽類水解的程度不大,應該用“

”表示。鹽類水解一般不會產生沉淀和氣體,一般不用符號“↓”和“↑”。如:Cu2++2H2O

Cu(OH)2+2H+N

+H2O

NH3·H2O+H+(2)多元弱酸鹽的水解是分步進行的,水解方程式分步書寫。如Na2CO3的水解反應:C

+H2O

HC

+OH-HC

+H2O

H2CO3+OH-(3)相互促進的水解反應①弱酸陰離子和弱堿陽離子會相互促進水解,若水解產物均為容易脫離反應體系的溶

解度較小的物質(如溶解度不大的氣體或沉淀),其相互促進水解的程度非常大,可認為

水解反應完全進行,應用“

”“↑”“↓”表示,如Al3++3HC

Al(OH)3↓+3CO2↑。②若水解產物中有溶解度較大的物質(無法脫離反應體系),雖水解反應能相互促進,但

水解程度還是較小,如N

+CH3COO-+H2O

CH3COOH+NH3·H2O,N

與CH3COO-可大量共存。注意

Mn2+與HC

、Al

與HC

的反應不是相互促進的水解反應,前者是HC

電離出的C

與Mn2+反應,后者是HC

電離出的H+與Al

反應。5.鹽的水解常數(以A-+H2O

HA+OH-為例)(1)表達式:Kh=

(2)Kh與KW、Ka的關系Kh=

=

注意①Na2CO3的第一步水解常數Kh=

,NaHCO3的水解常數Kh=

。②水解常數只受溫度影響。水解反應是吸熱反應,故Kh隨溫度升高而增大。Kh越大,水

解趨勢越大。③根據電離常數與水解常數的大小關系可判斷弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性。例如根據Kh(HC

)>

(H2CO3)可知NaHCO3溶液呈堿性。6.鹽類水解的應用(1)判斷溶液中離子能否大量共存。如Al3+、Fe3+與HC

、C

、Al

等因相互促進水解不能大量共存。(2)判斷物質間能否反應。如因N

水解使溶液顯酸性,將Mg加到NH4Cl溶液中會產生氫氣。(3)加熱濃縮某些鹽溶液時,要考慮水解,如濃縮FeCl3、AlCl3溶液,蒸干得氫氧化物,灼

燒得金屬氧化物。(4)保存某些鹽溶液時,要考慮鹽類水解,如在FeCl3溶液中加少量鹽酸來抑制Fe3+的水解,保存Na2CO3等堿性鹽溶液不能用磨口玻璃塞,保存NH4F溶液不能用玻璃瓶。(5)解釋生活、生產中的一些化學現象,如:①利用水解原理制備某些膠體,如實驗室制備Fe(OH)3膠體:Fe3++3H2O

Fe(OH)3(膠體)+3H+。②泡沫滅火器的工作原理:Al3++3HC

Al(OH)3↓+3CO2↑。③明礬作凈水劑:Al3++3H2O

Al(OH)3(膠體)+3H+。考點2沉淀溶解平衡1.溶解平衡溶質溶解的過程是一個可逆過程:固體溶質

溶液中的離子

溶解平衡的特點:逆、等、動、定、變(適用平衡移動原理)。2.溶度積(1)溶度積常數(簡稱溶度積):一定溫度下,難溶電解質的飽和溶液中,各組分離子濃度

冪的乘積為常數,用Ksp表示。對于沉淀溶解平衡AmBn(s)

mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=[c(An+)]m·[c(Bm-)]n。注意

Ksp的大小只與難溶電解質的性質和溫度有關,與沉淀的量和溶液中離子的濃度

無關。(2)某溫度下,難溶電解質溶液在任意時刻下有關離子濃度冪的乘積為Q(離子積)。比

較Ksp與Q的相對大小,可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解。當Q<Ksp時,溶液不飽和,無沉淀析出;當Q=Ksp時,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài);當Q>Ksp時,溶液過飽和,有沉淀析出。(1)沉淀的生成:在溶液中,當Q>Ksp時,就會生成沉淀。利用生成沉淀可除去溶液中的雜

質離子,常用方法有:①加沉淀劑法,如用Na2S、H2S等作沉淀劑,使某些金屬離子(如Cu2+、Hg2+等)生成極難溶的硫化物(CuS、HgS等)沉淀;②調節(jié)pH法,如除去CuCl2溶液中

的FeCl3,可加入CuO、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3等物質消耗H+,使平衡Fe3++3H2O

Fe(OH)3+3H+正向移動,生成Fe(OH)3沉淀。注意①不可能使要除去的離子全部通過沉淀除去。一般認為殘留在溶液中的離子

濃度≤1×10-5mol·L-1時,沉淀完全。②判斷兩種溶液混合時是否有沉淀生成,要注意混

合后溶液體積改變引起的濃度變化,利用混合后的離子濃度計算出Q,再與Ksp進行比較。3.沉淀溶解平衡的應用(2)沉淀的溶解:當Q<Ksp時,沉淀就會溶解。常用方法有:①酸、堿溶解法,如用鹽酸溶

解BaCO3;②氧化還原法,適用于具有明顯氧化性或還原性的難溶物,如用硝酸溶解金

屬硫化物(CuS、HgS等);③生成配合物法,如要溶解AgCl可加入氨水生成[Ag(NH3)2]+;

④鹽溶解法,如用NH4Cl溶液溶解Mg(OH)2。(3)沉淀的轉化:一般來說,若難溶電解質類型相同,則Ksp較大的沉淀易轉化為Ksp較小的

沉淀;若類型不同,沉淀的溶解度差別越大,越容易轉化。注意一種沉淀可以轉化為更難溶的沉淀,這是一般規(guī)律,并不意味著溶解度小的沉

淀不能轉化為溶解度大的沉淀,沉淀轉化的實質是沉淀溶解平衡的移動。如BaSO4比

BaCO3更難溶解,但將BaSO4沉淀加入飽和的Na2CO3溶液中,只要c(Ba2+)·c(C

)>Ksp(BaCO3),BaSO4就可以緩慢轉化為BaCO3。(4)Ksp的應用①根據沉淀的先后次序,比較Ksp的大小。如向濃度均為0.1mol·L-1(同濃度)的NaCl和

NaI(同類型)混合溶液中滴加少量AgNO3溶液(少量沉淀劑),先出現黃色沉淀(先生成的

沉淀的Ksp更小),則Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。②根據Ksp判斷沉淀某離子的pH范圍。如已知:Ksp[Al(OH)3]=1×10-33,Ksp[Fe(OH)3]=3×10-39,pH=7.1時Mn(OH)2開始沉淀。室溫下,除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+又不使Mn2+沉淀出來,由Ksp[Al(OH)3]>Ksp[Fe(OH)3]可知,Al3+沉淀完全時Fe3+早已沉淀完全,當Al3+恰好完全沉淀時,c(Al3+)=10-5mol·L-1,Ksp[Al(OH)3]=c(Al3+)·c3(OH-)=1×10-33,此時c(OH-)≈10-9.3

mol·L-1,c(H+)=KW/c(OH-)=10-4.7mol·L-1,即pH=4.7,故需調節(jié)溶液pH范圍為4.7≤pH<7.1。

1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。(1)酸式鹽溶液一定呈酸性。

(

)(2)向CH3COONa溶液中加入適量CH3COOH,可使c(Na+)=c(CH3COO-)。

(

)(3)0.1mol·L-1NH3·H2O和0.1mol·L-1NH4Cl的混合溶液(呈堿性):c(N

)>c(Cl-)>c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(H+)。(

)(4)NaHSO3溶液中:c(Na+)>c(HS

)>c(H2SO3)>c(S

)。

(

)(5)KHS溶液中離子濃度關系:c(H+)+c(H2S)=c(OH-)+c(S2-)。

(

)(6)0.1mol·L-1Na2CO3和0.1mol·L-1NaHCO3的混合溶液中,c(Na+)>c(HC

)>c(C

)>c(OH-)>c(H+)。

(

)

√×√×√√(7)向AgCl飽和溶液中加入NaCl固體,沉淀質量增大,但Ksp(AgCl)不變。

(

)(8)向濃度均為0.1mol·L-1的NaCl和NaI混合溶液中滴加少量AgNO3溶液,出現黃色沉

淀,說明Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。

(

)(9)向AgCl、AgBr飽和溶液中加入少量AgNO3,溶液中c(Br-)/c(Cl-)不變。(

)(10)常溫下,Mg(OH)2的Ksp=5×10-13,則飽和Mg(OH)2溶液的pH=10。

(

)(11)難溶電解質溶解后形成的陰、陽離子濃度相等。

(

)√√√√×2.為了配制N

的濃度與Cl-的濃度比為1∶1的溶液,可在NH4Cl溶液中加入

(

)①適量的HCl氣體②適量的NaCl固體③適量的氨水④適量的NaOHA.①②B.③C.③④D.④B3.下列關于鹽類水解應用的說法不正確的是

(

)A.盛放Na2CO3溶液的試劑瓶用磨口玻璃塞B.實驗室配制Na2S溶液時,常滴加少量的NaOH溶液C.用小蘇打溶液與Al2(SO4)3溶液作滅火劑D.常用可溶性的鋁鹽、鐵鹽作凈水劑A4.化工生產中常用MnS作沉淀劑除去工業(yè)廢水中的Cu2+:Cu2+(aq)+MnS(s)

CuS(s)+Mn2+(aq)。下列說法錯誤的是(

)A.MnS的Ksp比CuS的Ksp大B.該反應達平衡時c(Mn2+)=c(Cu2+)C.向平衡體系中加入少量CuSO4固體后,c(Mn2+)變大D.該反應的平衡常數K=

B物質FeSCuSZnSKsp6.3×10-181.3×10-361.6×10-245.已知25℃下列物質的溶度積常數如下表所示。以下說法正確的是

(

)A.25℃時,飽和CuS溶液中Cu2+的濃度為

×10-18mol·L-1B.25℃時,CuS的溶解度大于ZnS的溶解度C.因為H2SO4是強酸,故反應CuSO4+H2S

CuS↓+H2SO4不能發(fā)生D.向物質的量濃度相同的FeCl2、ZnCl2的混合液中加入少量Na2S,只有FeS沉淀生成A考法溶液中微粒濃度關系判斷1.溶液中微粒濃度大小比較的原則(1)單一鹽溶液中離子濃度的比較,需要考慮弱電解質離子的水解或電離。如在Na2CO3溶液中:C

+H2O

HC

+OH-HC

+H2O

H2CO3+OH-則c(Na+)>c(C

)>c(OH-)>c(HC

)。在NaHCO3溶液中,HC

水解程度大于電離程度,溶液呈堿性,則c(Na+)>c(HC

)>c(OH-)>c(C

);在NaHSO3溶液中,HS

水解程度小于電離程度,溶液呈酸性,則c(Na+)>c(HS

)>c(H+)>c(S

)。(2)不同鹽溶液中同一離子濃度的比較,要看溶液中其他離子對它的影響。如相同濃度

的NH4Cl(a)、CH3COONH4(b)、NH4HSO4(c)三種溶液中c(N

)大小關系是c>a>b。(3)混合溶液中各離子濃度的比較,要綜合分析水解因素和電離因素。如相同濃度的

NH4Cl和氨水混合溶液中,因NH3·H2O的電離程度大于N

的水解程度,故離子濃度大小關系為c(N

)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。2.電解質溶液中的“三大守恒”(1)電荷守恒:溶液中陽離子所帶的正電荷總數等于陰離子所帶的負電荷總數。如在

NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HC

)+2c(C

)+c(OH-)。(2)元素守恒:電解質溶液中,變化前后某種元素守恒。如0.1mol·L-1NaHCO3溶液中:c

(Na+)=c(HC

)+c(C

)+c(H2CO3)=0.1mol·L-1。(3)質子守恒:電解質溶液中,分子或離子得到質子(H+)與失去質子(H+)的物質的量相

等。以Na2CO3溶液為例:

c(OH-)=c(H+)+c(HC

)+2c(H2CO3)。另外,質子守恒式還可以通過電荷守恒式、元素守恒式聯立得到。例1(2024屆陜西漢中中學8月質檢,14)25℃時,向20mL0.1mol·L-1NaOH溶液中滴加0.

1mol·L-1CH3COOH溶液,混合溶液中水電離的OH-濃度與滴加CH3COOH溶液體積(V)

的關系如圖所示。下列說法正確的是(

)

A.b點對應的溶液pH=7B.d點對應的V2=20C.d點對應的溶液中:c(OH-)=c(H+)D.c點對應的溶液中:c(CH3COO-)=c(Na+)

解題導引

分析滴定曲線要抓好五點:①抓反應的“起始”點,判斷酸、堿的相對強弱,計算電離平衡常數、c(H+)或pH等;②抓反應“一半”點,判斷是幾種溶質的等量混

合;③抓“恰好”反應點,判斷生成的溶質及溶液的酸堿性;④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,常結合電荷守恒進行判斷;⑤抓反應的

“過量”點,判斷溶液中的溶質,判斷哪種物質過量,溶液的酸堿性。

解析

c點水的電離程度最大,則c點時NaOH與CH3COOH恰好反應完全,可得b點溶液溶質為NaOH、CH3COONa,溶液呈堿性,pH>7,A項錯誤;二者恰好反應時生成CH3

COONa,水的電離程度最大,故c點對應的V1=20,則d點對應的V2>20,B項錯誤;d點溶質

為CH3COONa、CH3COOH,此時水電離出的c(OH-)=1×10-7mol·L-1,則CH3COOH的電離

程度和CH3COO-的水解程度相同,此時溶液呈中性,即c(OH-)=c(H+),C項正確;c點恰好反

應生成CH3COONa,CH3COO-水解,溶液顯堿性,則對應的溶液中:c(CHCOO-)<c(Na+),D

項錯誤。

答案

C例2常溫下,下列有關溶液的物質的量濃度關系正確的是

(

)A.物質的量濃度相等的①NH4Cl溶液、②(NH4)2SO4溶液、③NH4Al(SO4)2溶液中,c(N

)由大到小的順序為③>②>①B.0.1mol·L-1的Na2CO3溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HC

)+c(H2CO3)C.0.1mol·L-1CH3COOH溶液與0.05mol·L-1NaOH溶液等體積混合(pH<7):c(CH3COO

-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)D.0.1mol·L-1Na2CO3溶液與0.05mol·L-1NaHCO3溶液等體積混合:5c(Na+)=3c(C

)+3c(HC

)+3c(H2CO3)

解題導引

利用“三大守恒”細心計算,同時考慮水解、電離等影響因素。

解析

A項,等濃度的溶液中,化學式中N

個數越多,溶液中c(N

)越大,則②中c(N

)最大;化學式中N

個數相同時,N

水解程度越大,溶液中c(N

)越小,Al3+水解產生H+,抑制N

水解,則c(N

):③>①。B項,根據質子守恒得c(OH-)=c(H+)+c(HC

)+2c(H2CO3)。C項,混合溶液中溶質為等物質的量濃度的CH3COOH、CH3COONa,混合溶

液pH<7,溶液呈酸性,說明CH3COOH電離程度大于CH3COONa水解程度,則c(CH3COO

-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)。D項,根據元素守恒,n(Na)∶n(C)=(0.1×2+0.05)∶(0.1+

0.05)=5∶3;故選C。

答案C方法技巧微粒濃度大小比較的常用方法(1)定性比較法(2)定量比較法①守恒法如CH3COONa、CH3COOH混合溶液中存在電荷守恒:c(CH3COO-)+c(OH-)

=c(H+)+c(Na+)。若該混合溶液呈堿性,有c(OH-)>c(H+),則有c(Na+)>c(CH3COO-)。②常數法已知常溫下,Ka=

=1.8×10-5,若某CH3COONa、CH3COOH混合溶液的pH=6,將c(H+)=10-6mol·L-1代入Ka可得

=18,即c(CH3COO-)>c(CH3COOH)。微專題溶液中離子平衡圖像分析1.單一變量類圖像(1)常見圖像類型

(2)特征:①縱坐標為pH、lgc(A)、c(A)、導電能力等;②橫坐標為溶液體積V、c(B)、lgc(B)、等;③橫縱坐標一一對應,曲線數目僅有1條。

2.控制變量類圖像(1)常見圖像類型(2)特征:①縱坐標為c(A)、lgc(A)、pH等;②橫坐標為溶液體積V、c(B)、lgc(B)等;③橫縱坐標一一對應,曲線數目有2條或以上。3.復雜對數圖像將溶液中某一粒子的濃度[如c(A)]或某些粒子濃度的比值

取常用對數,即lgc(A)或lg

,與溶液的pH或溶液的體積等的關系作出的圖像稱為對數圖像。

(1)對數圖像的含義①若c(A)=1mol·L-1或

=1,則lgc(A)=0或lg

=0。②若c(A)>1mol·L-1或

>1,則lgc(A)或lg

取正值,且c(A)或

越大,lgc(A)或lg

越大。③若c(A)<1mol·L-1或

<1,則lgc(A)或lg

取負值,且c(A)或

越大,lgc(A)或lg

越大,但絕對值越小。(2)對數圖像中的常用對數①生成物與反應物離子濃度比的對數,如:H2X

HX-+H+,lg

越大,反應向正反應方向進行的程度越大。②稀釋后與稀釋前體積比的對數,lg

。lg

越大,稀釋程度越大。③氫離子與氫氧根離子濃度比的對數,AG=lg

。AG越大,酸性越強,中性時,

=1,AG=0。④氫離子或氫氧根離子濃度的對數負值,pH=-lgc(H+)或pOH=-lgc(OH-)。pH越大,c(H+)

越小,溶液的堿性越強;pOH越大,c(OH-)越小,溶液的酸性就越強。⑤C離子濃度的對數負值,pC=-lgc(C)。pC越大,c(C)越小。4.分布系數圖像分布曲線是指以pH為橫坐標,分布系數即各組分的平衡濃度占總濃度的分數[以H2A

為例,δ(X)=

]為縱坐標作出的關系曲線。

圖中需要注意的信息(以二元弱酸H2C2O4為例):(1)曲線代表的物質δ0為H2C2O4分布系數、δ1為HC2

分布系數、δ2為C2

分布系數。(2)交點區(qū)間信息當溶液的pH=1.2時δ0=δ1,pH=4.2時δ1=δ2;當pH<1.2時,H2C2O4占優(yōu)勢;在1.2<pH<4.2區(qū)間,HC2

占優(yōu)勢;而當pH>4.2時,C2

占優(yōu)勢。(3)相鄰曲線交點計算電離常數KK1=

,由圖可知,c(H2C2O4)=c(HC2

)時為δ0與δ1的交點,pH=1.2,因此K1=c(H+)=10-1.2,同理,觀察δ1與δ2交點的pH可以得出K2=

=c(H+)=10-4.2。(4)計算特定點的pHδ0與δ2的交點c(H2C2O4)=c(C2

),K1×K2=

×

=c2(H+),c(H+)=

,該點溶液的pH=-

lg(K1K2)=2.7。5.復合圖像復合圖像為在同一圖像中,集成了兩個或兩個以上坐標系的圖像。比如:注意:由于一個圖像有兩個或兩個以上的坐標系,且共用橫軸或縱軸,圖像相對復雜,可

以根據共用的坐標軸量的變化與其他不同坐標軸對應量之間的變化關系加以區(qū)分。如氨水滴入稀硫酸中,溶液溫度、pH隨滴加氨水體積V的變化關系圖:該圖有兩個坐標

系,均共用橫軸氨水體積,隨著體積的增大,曲線①先增大后減小,只能是溫度與溶液體

積坐標系的對應圖像。而曲線②隨著體積的增大逐漸增大,且在滴入20mL氨水時出

現了突變,是溶液pH與溶液體積坐標系對應圖像。例1(2024屆北京定位考,13)已知鄰苯二甲酸(H2A)的

=1.1×10-3,

=3.9×10-6。常溫下,用0.10mol·L-1的NaOH溶液滴定20.0mL0.10mol·L-1的鄰苯二甲酸氫鉀(KHA)溶液,溶

液pH的變化曲線如圖所示。下列敘述正確的是

(

)A.a點的混合溶液中:c(K+)>c(HA-)>c(Na+)>c(A2-)B.b點的混合溶液中:c(Na+)=c(A2-)+c(H2A)C.c點的混合溶液中:c(Na+)=c(K+)=c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)D.從a點到c點水的電離程度先增大后減小

解題導引

分析滴定曲線,首先看縱坐標,搞清楚是酸加入堿中,還是堿加入酸中;然后看起點,起點可以看出酸性或堿性的強弱,這在判斷滴定終點時至關重要;再次找滴

定終點和pH=7的中性點,判斷滴定終點時溶液的酸堿性,然后確定中性點(pH=7)的位

置;最后分析其他的特殊點(如滴定一半點,過量一半點等),分析酸、堿過量情況。

解析

由圖知,a點溶液為含等濃度HA-、A2-的混合溶液,溶液pH<7,說明HA-的電離程度大于A2-的水解程度,故c(A2-)>c(HA-),A項錯誤。b點時,溶液中存在電荷守恒:c(Na

+)+c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-),此時溶液pH=7,即c(H+)=c(OH-),故c(Na+)+c(K+)=

c(HA-)+2c(A2-);根據KHA溶液中存在的元素守恒得:c(K+)=c(H2A)+c(HA-)+c(A2-),兩式

聯立約掉c(K+)得:c(Na+)+c(H2A)=c(A2-),B項錯誤。c點溶液為等濃度Na2A、K2A的混合

溶液,溶液中c(Na+)=c(K+),由元素守恒可得:c(Na+)=c(K+)=c(HA-)+c(A2-)+c(H2A),C項正

確;a點時KHA反應一半,c點時KHA反應完全,從a點到c點,HA-逐漸轉化為A2-,KHA溶液

pH<7,HA-抑制水的電離,A2-促進水的電離,故水的電離程度逐漸增大,D項錯誤。

答案

C例2(2024屆山西運城開學考,16)草酸[H2C2O4]是一種二元弱酸。向草酸溶液中滴加稀

NaOH溶液,H2C2O4、HC2

和C2

的分布系數δ與溶液pH的變化關系如圖所示[δ(C2

)=

]。下列說法正確的是

(

)

A.草酸

的數量級為10-5B.NaHC2O4溶液中c(OH-)>c(H+)C.水的電離程度:N點<M點D.pH=5時,溶液中c(H+)=c(HC2

)+2c(C2

)+c(OH-)

解題導引

H2C2