高中化学化学反应原理课件第3章章末重难点专题突破课件（71张）

章末重难点专题突破第3章物质在水溶液中的行为一强、弱电解质的概念及其判断方法技巧二溶液酸碱性规律与pH计算方法内容索引三弱电解质的电离平衡与电离常数四“三角度”解读盐类水解基本规律五溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则六难溶电解质的溶解平衡及其三个应用一强、弱电解质的概念及其判断方法技巧1.强电解质和弱电解质的比较

强电解质弱电解质概念在稀的水溶液中完全电离的电解质在水溶液中部分电离的电解质电离程度几乎完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中的粒子种类只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子化合物类别绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等金属氧化物：如Na2O等弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水电离方程式H2SO4===2H＋＋NaHCO3===Na＋＋HA

H＋＋A－BOH

B＋＋OH－(1)强电解质溶液的导电能力不一定强；难溶性盐如果能完全电离，也是强电解质(如BaSO4、CaCO3等)。(2)弱电解质的电离用可逆符号“

”表示，多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，电离方程式需分步书写，如：特别提示

典例1

下列叙述中，能说明该物质是弱电解质的是A.熔化时不导电B.不是离子化合物，而是共价化合物C.水溶液的导电能力很差D.溶液中溶质分子和电离出的离子共存答案解析A选项，熔融状态下能否导电是区分离子化合物和共价化合物的条件，而不是区分强、弱电解质的条件；B选项，有许多共价化合物(如HCl、H2SO4等)是强电解质；C选项，水溶液的导电能力不仅与电解质的强弱有关，还与溶液中离子的浓度及所带电荷有关；D选项，弱电解质的电离是可逆的，溶液中溶质分子和电离出的离子共存，则说明该物质是弱电解质。2.弱电解质的判断方法技巧要判断某电解质是弱电解质，关键在于一个“弱”字，即证明它只是部分电离或其溶液中存在电离平衡。以一元弱酸HA为例，证明它是弱电解质的常用方法有：方法依据(实验设计或现象)结论(1)酸溶液的pH①0.1mol·L－1的HA溶液pH＞1(室温下)；②将pH＝2的HA溶液稀释100倍，稀释后2＜pH＜4；③向HA溶液中滴加2滴石蕊溶液，溶液呈红色，再加入少量NaA晶体，红色变浅HA是一元弱酸，是弱电解质。其中(5)、(6)项还能证明HA的酸性比H2CO3弱(2)盐溶液的pHNaA溶液的pH＞7(室温下)HA是一元弱酸，是弱电解质。其中(5)、(6)项还能证明HA的酸性比H2CO3弱(3)溶液的导电性0.1mol·L－1的HCl和HA溶液，前者的导电能力明显更强(4)与金属反应的速率相同浓度的HCl与HA溶液，与相同(形状、颗粒大小)的金属或碳酸盐反应，前者的反应速率快(5)其钠盐能与弱酸反应生成HACO2通入NaA溶液中有HA生成(6)不与碳酸氢钠溶液反应HA溶液不与NaHCO3溶液反应

典例2

下列事实能说明醋酸是弱电解质的是①醋酸与水能以任意比互溶②醋酸溶液中滴入石蕊溶液呈红色③醋酸溶液中存在醋酸分子④0.1mol·L－1醋酸溶液的pH比0.1mol·L－1盐酸的pH大⑤醋酸能和碳酸钙反应放出CO2⑥0.1mol·L－1醋酸钠溶液pH＝8.9⑦大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液反应，开始时醋酸产生H2的速率慢A.②⑥⑦ B.③④⑤⑥

C.③④⑥⑦

D.①②答案解析弱电解质不完全电离，存在电离平衡，在溶液中主要以分子形式存在，0.1mol·L－1CH3COOH溶液的pH>1，由CH3COONa溶液呈碱性及等物质的量浓度的醋酸和盐酸与锌粒反应的对比实验均能说明CH3COOH为弱电解质。醋酸与水能以任意比互溶与酸性强弱无关，醋酸能与碳酸钙反应，醋酸溶液能使石蕊溶液呈红色，证明醋酸有酸性，不能证明醋酸为弱酸。二溶液酸碱性规律与pH计算方法1.溶液的酸碱性规律溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小：溶液类别[H＋]与[OH－]的关系室温(25℃)数值pH中性溶液[H＋]＝[OH－][H＋]＝[OH－]＝10－7mol·L－1＝7酸性溶液[H＋]>[OH－][H＋]>10－7mol·L－1<7碱性溶液[H＋]<[OH－][H＋]<10－7mol·L－1>7常温下，溶液酸碱性判断规律(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大。特别提示

典例3

已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为amol·L－1的一元酸HA和bmol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是A.a＝bB.混合溶液的pH＝7C.混合溶液中，[H＋]＝

mol·L－1D.混合溶液中，[H＋]＋[B＋]＝[OH－]＋[A－]答案解析溶液呈中性的依据是[H＋]＝[OH－]。A项，酸HA、碱BOH的强弱未定，故a＝b不可作为判断混合溶液呈中性的依据；B项，该混合溶液的温度未确定为25℃，故其pH＝7时不一定呈中性；C项，混合溶液中[H＋][OH－]＝Kw，则[H＋]＝

mol·L－1时，[OH－]＝

mol·L－1，[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性；D项，[H＋]＋[B＋]＝[OH－]＋[A－]，表示该混合溶液中阴、阳离子所带电荷符合电荷守恒规律，该混合溶液无论呈酸性、中性还是碱性都成立。2.pH的计算方法(1)基本方法思路先判断溶液的酸碱性，再计算其pH；①若溶液为酸性，先求[H＋]，再求pH。②若溶液为碱性，先求[OH－]，再由[H＋]＝

求[H＋]，最后求pH。(2)稀释后溶液的pH估算①强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n。②弱酸pH＝a，加水稀释10n倍，则a<pH<a＋n。③强碱pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n。④弱碱pH＝b，加水稀释10n倍，则b－n<pH<b。⑤酸、碱溶液被无限稀释后，pH只能接近于7。酸不能大于7，碱不能小于7。(3)强(弱)酸与弱(强)碱混合后溶液的pH判断规律③以上两种混合，若为强酸与强碱，则都呈中性。(4)酸碱中和滴定过程中的pH变化在中和反应中，溶液pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变化(滴定曲线如图。)通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出消耗酸(或碱)溶液的体积，根据化学方程式中酸与碱物质的量之比求出未知溶液的浓度。对于一元酸碱，则有：c(H＋)V(H＋)＝c(OH－)V(OH－)。三弱电解质的电离平衡与电离常数1.弱电解质的电离平衡电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒·夏特列原理，其规律是①浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。②温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。③同离子效应。如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。④能反应的物质。如向醋酸溶液中加入锌粒或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。2.电离常数(电离平衡常数)以CH3COOH为例，Ka＝

K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为Ka1、Ka2、Ka3，它们的关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，因此多元弱酸电离程度的强弱主要由Ka1的大小决定。酸电离方程式电离平衡常数K(mol·L－1)CH3COOHCH3COOH

CH3COO－＋H＋1.7×10－5H2CO3H2CO3

H＋＋

H＋＋K1＝4.2×10－7K2＝5.6×10－11H3PO4K1＝7.1×10－3

K2＝6.2×10－8K3＝4.5×10－13典例4下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25℃)。

下列说法正确的是A.温度升高，K减小B.向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，[H＋]/[CH3COOH]将减小C.等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4)

在溶液中能大量共存答案解析选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，K增大；选项B，在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中[CH3COO－]增大，K不变，[H＋]/[CH3COOH]＝K/[CH3COO－]，因此[H＋]/[CH3COOH]将减小；选项C，

的电离常数<CH3COOH的电离常数，因此正确的关系为pH(Na3PO4)>pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)；选项D，根据H3PO4的三级电离常数可知能发生如下反应

因此

在溶液中不能大量共存。3.电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系实例CH3COOH

CH3COO－＋H＋

ΔH>0NH3·H2O

＋OH－

ΔH>0改变条件

平衡移动方向

电离平衡常数[H＋][OH－]平衡移动方向电离平衡常数[OH－][H＋]加水稀释向右不变减小增大向右不变减小增大加HCl(g)向左不变增大减小向右不变减小增大加NaOH(s)向右不变减小增大向左不变增大减小加CH3COONH4(s)向左不变减小增大向左不变减小增大升高温度向右变大增大

向右变大增大

典例5

常温下0.1mol·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是A.将溶液稀释到原体积的10倍B.加入适量的醋酸钠固体C.加入等体积0.2mol·L－1盐酸D.提高溶液的温度答案解析醋酸是弱酸，稀释10倍同时也促进了其电离，溶液的a<pH<(a＋1)，A错误；醋酸根离子水解显碱性，向酸溶液中加入适量碱性溶液可以使pH增大1，B正确；盐酸完全电离，加入盐酸后溶液的pH<a，C错误；升高温度促进醋酸的电离，溶液的pH<a，D错误。四“三角度”解读盐类水解基本规律1.盐溶液的酸碱性规律盐的类别溶液的酸碱性原因强酸弱碱盐呈酸性，pH<7弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使[H＋]>[OH－]水解实质：盐电离出的离子与H2O电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质强碱弱酸盐呈碱性，pH>7弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使[OH－]>[H＋]强酸强碱盐呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解弱酸的酸式盐若电离程度>水解程度，[H＋]>[OH－]，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若电离程度<水解程度，[H＋]<[OH－]，呈碱性，如NaHCO3、NaHS2.盐类水解的规律(1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。(2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。(3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。(4)谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。(5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解，称为双水解反应。(6)越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)的酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。(1)能发生完全双水解反应的离子不能大量共存，反应进行完全，产生沉淀或气体，如2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑，Fe3＋＋3HCO===Fe(OH)3↓＋3CO2↑。(2)相同温度下，Ka(HA)>Ka(HB)，即HA的酸性比HB强，那么相同浓度时B－的水解程度比A－大。相同浓度的NaA、NaB溶液中：[A－]>[B－]，[HA]<[HB]，NaA溶液的[OH－]小，碱性弱。(3)多元弱酸的电离常数Ka1≫Ka2≫Ka3，由此可以推知弱酸的正盐的碱性比酸式盐强，以Na2CO3和NaHCO3为例：CO＋H2O

HCO＋OH－，特别提示大得多，相同浓度时Na2CO3溶液的碱性强，pH大。

典例6相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是A.酸的强弱：HCN>HClOB.pH：HClO>HCNC.与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCND.酸根离子浓度：[CN－]<[ClO－]答案解析在相同浓度条件下，酸越弱，对应盐溶液的碱性越强，即pH较大。由pH：NaCN>NaClO，可以确定酸性：HCN<HClO，pH：HCN>HClO，由于是同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好反应，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均错误；由酸性越强电离程度越大，故[CN－]<[ClO－]，D正确。类型要求示例一价阴、阳离子用“

”，不标“↓”、“↑”CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－＋H2O

NH3·H2O＋H＋高价阳离子同上，不分步书写Al3＋＋3H2O

Al(OH)3＋3H＋高价阴离子分步书写或只写第一步CO＋H2O

HCO＋OH－HCO＋H2O

H2CO3＋OH－3.水解离子方程式的书写方法规律弱酸的铵盐共同水解，但仍用“

”，不标“↓”、“↑”

＋HCO＋H2O

NH3·H2O＋H2CO3完全的双水解反应完全水解，用“===”，标“↓”、“↑”Al3＋＋3[Al(OH)4]－===4Al(OH)3↓(1)盐类水解的规律是“阴生阴、阳生阳”——阴离子水解生成阴离子(OH－)，阳离子水解生成阳离子(H＋)。(2)酸式盐离子的电离与水解：HR－＋H2O

R2－＋H3O＋(电离，电离出H＋)HR－＋H2O

H2R＋OH－(水解，产生OH－)特别提示

典例7试根据水解反应离子方程式的书写原则及其注意的问题，判断下列选项正确的是A.FeCl3＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3HClB.Al2S3＋6H2O

2Al(OH)3＋3H2SC.S2－＋2H2O

H2S＋2OH－D.HCO＋H2O

H2CO3＋OH－答案解析A中FeCl3水解的产物Fe(OH)3很少，不应标“↓”符号，且水解程度较小，不应用“===”，而应用“

”，故A选项错误；B项中Al2S3中的Al3＋和S2－发生强烈的双水解，生成Al(OH)3沉淀和H2S气体，应用“↓”及“↑”标出，且反应彻底，应用“===”，而不应用“

”，故B选项错误；C项中多元弱酸根S2－的水解是分步进行的，一般第二步水解程度很小，往往可以忽略，更不能将这两步合并为S2－＋2H2O

H2S＋2OH－，故C选项错误；D中由于HCO水解程度较小，应用“

”，故正确。五溶液中粒子(离子、分子)浓度

大小比较的“二三四”规则1.明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中[HA]>[H＋]>[A－]>[OH－]。(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐NaA溶液中[Na＋]>[A－]>[OH－]>[HA]>[H＋]。(1)多元弱酸要考虑分步电离(Ka1≫Ka2≫Ka3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，[Na＋]>[CO]>[OH－]>[HCO]>[H＋]。(2)强酸的酸式盐NaHSO4只电离不水解；NaHSO3等的溶液中弱酸的酸式根离子的水解能力小于其电离能力，溶液显酸性；NaHS、NaHCO3等的溶液水解能力大于其电离能力，溶液显碱性。特别提示2.熟知“三个”守恒(1)电荷守恒规律：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，必存在如下关系：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋[OH－]＋2[CO]。(2)物料守恒规律(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：[K＋]＝2[S2－]＋2[HS－]＋2[H2S]。(3)质子守恒规律：质子即H＋，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中，(1)一元酸HA与碱BOH的混合溶液中只含有H＋、A－、B＋、OH－4种离子，不可能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如[B＋]>[A－]>[H＋]>[OH－]等肯定错误。(2)将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。特别提示3.掌握“四个”步骤溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤：(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直观地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏。(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。

典例8常温下，将aL0.1mol·L－1的NaOH溶液与bL0.1mol·L－1的CH3COOH溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正确是A.a<b时，[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]B.a>b时，[CH3COO－]>[Na＋]>[OH－]>[H＋]C.a＝b时，[CH3COOH]＋[H＋]＝[OH－]D.无论a、b有何关系，均有[H＋]＋[Na＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]解析答案理解感悟由电荷守恒得[H＋]＋[Na＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，故D正确；若b>a，醋酸过量，溶液为CH3COONa与CH3COOH的混合溶液，当溶液呈酸性时A正确；若a＝b，反应后的溶液为CH3COONa溶液，由于CH3COO－水解而显碱性，根据质子守恒可知，C正确；若a>b，说明碱过量，溶液为CH3COONa与NaOH的混合溶液，存在[Na＋]>[CH3COO－]，B错误。理解感悟酸碱混合后，如CH3COOH与NaOH溶液混合，溶液中会出现四种离子，有H＋、OH－、CH3COO－、Na＋，可按以下几种情况考虑溶液的酸碱性和离子浓度的关系：(1)当溶液是单一的盐(CH3COONa)溶液并呈碱性时的情形：守恒关系：(物料守恒)[CH3COO－]＋[CH3COOH]＝[Na＋]；(质子守恒)[OH－]＝[CH3COOH]＋[H＋]；(电荷守恒)[CH3COO－]＋[OH－]＝[Na＋]＋[H＋]。大小关系：[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]。(2)当溶液呈中性，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合物，相当于CH3COONa没水解。守恒关系：(物料守恒)[CH3COO－]＝[Na＋]；(质子守恒)[OH－]＝[H＋]；(电荷守恒)[CH3COO－]＋[OH－]＝[Na＋]＋[H＋]。大小关系：[Na＋]＝[CH3COO－]>[OH－]＝[H＋]。(3)当溶液呈酸性，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合物，相当于CH3COONa和CH3COOH的混合溶液呈中性的基础上又加入了醋酸。大小关系：[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]。(4)强碱弱酸盐碱过量，溶质是CH3COONa和NaOH的混合物。大小关系：[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]或[Na＋]>[CH3COO－]＝[OH－]>[H＋]或[Na＋]>[OH－]>[CH3COO－]>[H＋]。六难溶电解质的溶解平衡及其三个应用1.难溶电解质的溶解平衡与溶度积(1)难溶电解质在水中会建立如下平衡：MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)。因此，难溶电解质的溶解度虽然很小，但不可能为零(完全不溶解)，溶液中的离子结合成难溶电解质时，也不可能完全进行到底。勒·夏特列原理同样适用于溶解平衡。(2)下列沉淀溶解平衡：MmAn(s)

mMn＋(aq)＋nAm－(aq)，固体纯物质不列入平衡常数，其溶度积为Ksp＝[Mn＋]m[Am－]n，AgCl的Ksp＝[Ag＋][Cl－]。对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，Ksp与温度有关。不过温度改变不大时，Ksp变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。(3)通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子的浓度商Q的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。如AgCl溶液的Q＝c(Ag＋)c(Cl－)，该计算式中的离子浓度不一定是平衡浓度，而Ksp计算式中的离子浓度一定是平衡浓度。①若Q>Ksp，则溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。②若Q＝Ksp，则溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。③若Q<Ksp，则溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。

典例9已知25℃时，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，向100mL该条件下的CaSO4饱和溶液中加入400mL0.01mol·L－1Na2SO4溶液，下列叙述正确的是A.溶液中析出CaSO4固体沉淀，最终溶

液中

比原来的大B.溶液中无沉淀析出，溶液中[Ca2＋]、

都变小C.溶液中析出CaSO4固体沉淀，溶液中

[Ca2＋]、

都变小D.溶液中无沉淀析出，但最终溶液中

比原来的大答案解析本题是一道考查沉淀溶解平衡的图像题。由题意知，Ksp(CaSO4)＝[Ca2＋]

＝3.0×10－3mol·L－1×3.0×10－3mol·L－1＝9×10－6mol2·L－2，CaSO4饱和溶液中[Ca2＋]＝

＝3.0×10－3mol·L－1。加入400mL0.01mol·L－1Na2SO4溶液后，[Ca2＋]＝

＝8.6×10－3mol·L－1，Q＝c(Ca2＋)c()＝6×10－4mol·L－1×8.6×10－3mol·L－1＝5.16×10－6mol2·L－2＜Ksp(CaSO4)，所以溶液中无CaSO4沉淀产生，则D正确。0.5L3.0×10－3mol·L－1×0.1L＋0.01mol·L－1×0.4L2.沉淀溶解平衡的应用难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，可以利用其逆反应使溶液中的离子转化为沉淀，化学上通常认为溶液中的剩余离子浓度小于1×10－5mol·L－1时就沉淀完全。(1)沉淀的溶解根据溶度积规则，使沉淀溶解的必要条件是Q<Ksp，因此创造条件使溶液中有关离子的浓度降低，就能达到此目的。降低溶液中离子的浓度可以通过以下三种途径：①使相关离子生成弱电解质：如要使ZnS溶解，可以加盐酸，H＋与ZnS中溶解生成的S2－相结合形成弱电解质HS－和H2S，于是ZnS溶解。只要盐酸的量能满足需要，ZnS就能不断溶解。②使相关离子被氧化：如CuS在盐酸中不能溶解，但在HNO3中可以溶解。原因是S2－被氧化，使得CuS(s)

Cu2＋(aq)＋S2－(aq)平衡右移，CuS溶解。反应的离子方程式为3CuS＋2NO＋8H＋===3Cu2＋＋2NO↑＋3S↓＋4H2O。(2)分步沉淀若一种沉淀剂可使溶液中多种离子沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀，这种现象称为分步沉淀。①同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全，如