鹽類水解沉淀平衡復(fù)習(xí)教案

鹽類的水解反應(yīng)1、鹽的分類⑴按組成分：正鹽、酸式鹽和堿式鹽。⑵按生成鹽的酸和堿的強(qiáng)弱分：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱堿鹽(如NH4HCO3)、強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl)、強(qiáng)堿弱酸鹽(如CH3COONa)。⑶按溶解性分：易溶性鹽(如Na2CO3)、微溶性鹽(如CaSO4)和難溶性鹽(如BaSO4)。2、鹽類水解的定義和實(shí)質(zhì)⑴定義鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。⑵實(shí)質(zhì)鹽電離出的離子(弱堿陽(yáng)離子或弱酸根陰離子)跟水電離出的OH-或H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)(弱堿或弱酸)并建立電離平衡，從而促進(jìn)水的電離。⑶鹽類水解的特點(diǎn)①可逆的，其逆反應(yīng)是中和反應(yīng)；②反應(yīng)一般是微弱的，所以一般是可逆反應(yīng)；④大多數(shù)是吸熱反應(yīng)。3、鹽類水解的規(guī)律⑴有弱才水解：含有弱酸根陰離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽才發(fā)生水解。⑵無(wú)弱不水解：不含有弱酸根陰離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽即強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解。⑶誰(shuí)弱誰(shuí)水解：發(fā)生水解的是弱酸根陰離子和弱堿陽(yáng)離子。⑷誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性：弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強(qiáng)弱。⑸越弱越水解：弱酸根陰離子所對(duì)應(yīng)的酸越弱，則越容易水解，水解程度越大。若酸性HA>HB>HC，則相同濃度的NaA、NaB、NaC溶液的堿性逐漸增強(qiáng)，pH逐漸增大。CO32-和HCO3-所對(duì)應(yīng)的弱酸分別是HCO3-和H2CO3，HCO3-比H2CO3的電離程度小得多，相同濃度時(shí)Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。⑹都弱雙水解：當(dāng)溶液中同時(shí)存在弱酸根陰離子和弱堿陽(yáng)離子時(shí)，離子水解所生成的OH-和H+相互結(jié)合生成水而使其水解相互促進(jìn)，稱為“雙水解”。①NH4+與S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等雖然相互促進(jìn)，水解程度仍然很小，離子間能大量共存。②徹底雙水解離子間不能大量共存。Al3+與S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3—Fe3+與AlO2—、CO32—、HCO3—NH4+與AlO2—、SiO32—如：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫滅火器原理)③特殊情況下的反應(yīng)FeCl3和Na2S溶液發(fā)生氧化還原反應(yīng)(生成Fe2+、S)Na2S和CuSO4溶液發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)(Na2S+CuSO4=CuS↓+Na2SO4)生成更難溶物FeCl3和KSCN溶液發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)[FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl]4、影響鹽類水解的因素主要因素：是鹽本身的性質(zhì)(對(duì)應(yīng)的酸堿越弱，水解程度就越大)。外界條件：（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。（2）濃度：稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。（3）外加酸堿鹽：外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。向鹽溶液中加入H+，可抑制陽(yáng)離子水解，促進(jìn)陰離子水解；向鹽溶液中加入OH-，能抑制陰離子水解，促進(jìn)陽(yáng)離子水解。分析：以NH4++H2ONH3?H2O+H+的水解平衡移動(dòng)為例，加熱加水加NH3加NH4Cl加HCl加NaOHc(NH4+)c(NH3?H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度5、鹽類水解離子方程式的書寫⑴一般水解程度很小，用可逆符號(hào)，不標(biāo)“↓”或“↑”，不寫分解產(chǎn)物形式(如H2CO3等)。NH4++H2ONH3·H2O+H+HCO3-+H2OH2CO3+OH-NH4++CH3COO-+H2ONH3·H2O+CH3COOH⑵多元弱酸根分步水解，以第一步水解為主，弱堿陽(yáng)離子一步到位。⑶能進(jìn)行完全的雙水解反應(yīng)寫總的離子方程式，用“=”且標(biāo)注“↓”和“↑”。2Al3++3CO3-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑注意區(qū)別酸式鹽的陰離子的電離和水解HS-+H2OH3O++S2-HS-+H2OH2S+OH-【針對(duì)訓(xùn)練1】試書寫下列物質(zhì)溶液中的水解離子方程式醋酸鈉氯化銨碳酸鈉磷酸一氫鈉氯化鋁硫酸鋁和碳酸氫鈉的混合溶液2.等濃度的三種鹽NaX、NaY、和NaZ的溶液，其中PH值依次為8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性由強(qiáng)到弱的順序是？3.在一定條件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32-+H2O?HCO3-+OH-。下列說(shuō)法正確的是（）A.稀釋溶液，水解平衡常數(shù)增大B.通入CO2，平衡朝正反應(yīng)方向進(jìn)行C.升高溫度，c（HCO3-）/c（CO32-）減小D.加入NaOH固體，溶液PH減小6、電解質(zhì)溶液中的三個(gè)守恒關(guān)系①電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽(yáng)離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)Na2CO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－)②物料守恒：離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會(huì)改變的。如，0.1mol/LCH3COONa和0.1mol/LCH3COOH混合溶液，c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/LNa2S溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=1/2c(Na+)；在NaHS溶液中，c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)。③水的電離守恒（也稱質(zhì)子守恒）：是指溶液中，由水所電離的H＋與OH－量相等。如：0.1mol·L－1的Na2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)質(zhì)子參考水準(zhǔn)法【針對(duì)訓(xùn)練2】1.寫出下列物質(zhì)溶液中的三個(gè)守恒關(guān)系。Na2SO3KCNNaNH4HPO47、電解質(zhì)溶液中微粒濃度大小的比較規(guī)律（1）多元弱酸如H2CO3溶液中，各離子濃度大小關(guān)系：（2）多元弱酸的正鹽如Na2CO3溶液中，各微粒濃度大小關(guān)系：（3）不同溶液中同一離子的比較物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4④(NH4)2SO4⑤(NH4)2CO3；按c(NH4+)由小到大的排列順序?yàn)椋海?）弱酸酸式鹽溶液如NaHSO3溶液中電離＞水解，則電離產(chǎn)生離子＞水解產(chǎn)生的離子，則各離子濃度大小順序?yàn)椋喝鏝aHCO3溶液中電離＜水解，則電離產(chǎn)生離子＜水解產(chǎn)生的離子，則各離子濃度大小順序?yàn)椋貉a(bǔ)充：電離大于水解（溶液呈酸性）的離子有：亞硫酸氫根，磷酸二氫根，草酸氫根HC2O4-等等，其余多元弱酸的酸式酸根離子均是水解大于電離（溶液呈堿性）（5）混合溶液①分子的電離程度大于對(duì)應(yīng)離子的水解程度如等濃度的NH4Cl和氨水，各離子的濃度大小順序?yàn)椋孩诜肿拥碾婋x程度小于對(duì)應(yīng)離子的水解程度如等濃度的HCN和NaCN，各離子的濃度大小順序?yàn)椋?、鹽類水解的應(yīng)用⑴溶液酸堿性的判斷①等濃度不同類型物質(zhì)溶液pH：多元強(qiáng)堿＞一元強(qiáng)堿＞弱堿＞強(qiáng)堿弱酸鹽＞水＞強(qiáng)酸弱堿鹽＞弱酸＞一元強(qiáng)酸＞多元強(qiáng)酸②對(duì)應(yīng)酸(堿)越弱，水解程度越大，堿(酸)性越強(qiáng)。常見酸的強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>HAc>H2CO3>H2S>HClO>HCN>HCO3—>HS—③弱酸酸式鹽溶液當(dāng)電離程度大于水解程度時(shí)，溶液成酸性，如HSO3—、、H2PO4—（一般只此兩種）當(dāng)水解程度大于電離程度時(shí)，溶液成堿性，如HCO3—、HPO32—、HS—等④同pH溶液濃度比較相同條件下，測(cè)得：①NaHCO3②CH3COONa③NaClO④Na2CO3四種鹽溶液pH相同，那么它們的物質(zhì)的量濃度由大到小順序?yàn)?。⑵鹽溶液蒸干所得到的固體△①將揮發(fā)性酸對(duì)應(yīng)的鹽(AlCl3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身?！鰽lCl3溶液中，AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl2Al(OH)3Al2O3+3H2O②如果水解生成的酸難揮發(fā)，則可以得到原固體，如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。③強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液蒸干可以得到原固體，如K2CO3、Na2CO3等④不穩(wěn)定的鹽的溶液：發(fā)生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。⑤具有強(qiáng)還原性鹽的溶液：發(fā)生氧化反應(yīng)，如2Na2SO3+O2=2Na2SO4。△⑥由易水解變質(zhì)的鹽的結(jié)晶水合物得到無(wú)水物，應(yīng)在抑制其水解的氛圍中加熱脫水?！鳌鱉gCl2·6H2O加熱：MgCl2·6H2OMg(OH)Cl+HCl↑+5H2O△MgCl2·6H2OMgO+2HCl↑+5H2O)在干燥的HCl氣流中加熱便能得到無(wú)水MgCl2。⑶配制鹽溶液，需考慮抑制鹽的水解。如配制FeCl3、SnCl2等溶液，可滴入幾滴鹽酸或直接將固體溶解在鹽酸中再稀釋到所需濃度。⑷試劑的貯存要考慮鹽的水解。如Na2CO3、NaHCO3溶液不能用帶玻璃塞的試劑瓶貯存，必須用帶橡皮塞的試劑瓶保存。⑸化肥的合理使用，有時(shí)要考慮鹽類水解。①銨態(tài)氮肥與草木灰不能混合使用②過(guò)磷酸鈣不能與草木灰混合使用⑹Mg、Zn等較活潑金屬溶于強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，產(chǎn)生H2。⑺某些鹽的分離除雜要考慮鹽類的水解。如為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+可在加熱攪拌條件下加入氧化鎂⑻判斷離子共存時(shí)要考慮鹽的水解。Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等，F(xiàn)e3+與CO32-、HCO3-、AlO2-等。無(wú)法在溶液中制取Al2S3，只能由單質(zhì)直接反應(yīng)制取。⑼分析溶液中粒子的種數(shù)要考慮鹽的水解。⑽工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活中，常利用鹽的水解知識(shí)。①泡沫滅火器產(chǎn)生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合發(fā)生雙水解反應(yīng)：Al3++3HCO=Al(OH)3↓+3CO2↑。②日常生活中用熱堿液洗滌油污物品比冷堿液效果好。③水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不會(huì)生成MgCO3，是因?yàn)镸gCO3微溶于水，受熱時(shí)水解生成更難溶的Mg(OH)2。④用鹽(鐵鹽、鋁鹽等)作凈水劑時(shí)需考慮鹽類的水解。⑤.配制FeCl3溶液——將FeCl3先溶于鹽酸，再加水稀釋⑥.制備Fe(OH)3膠體——向沸水中滴加FeCl3溶液，并加熱至沸騰以促進(jìn)Fe3+水解Fe3++3H2O=加熱=Fe(OH)3（膠體）+3H+⑦.泡沫滅火器——Al3++3HCO32-===Al(OH)3↓+3CO2↑⑧.純堿作洗滌劑——加熱促進(jìn)其水解，堿性增加，去污能力增強(qiáng)【針對(duì)訓(xùn)練3】1.25oC時(shí)，10mL濃度均為0.1mol/L的NaOH和NH3?H2O混合溶液中滴加0.1mol/L鹽酸，下列有關(guān)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是（）A.未加鹽酸時(shí)：c(OH-)>c(Na+)=c(NH3?H2O)B.加入10ml鹽酸時(shí)：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)C.加入鹽酸至溶液pH=7時(shí)：c(Cl-)=c(Na+)D.加入20mL鹽酸時(shí)：c(Cl-)=c(NH4+)+c(Na+)2.鑭系元素的含水氯化物L(fēng)nCl3?nH2O，加熱脫水易發(fā)生水解，為了制得無(wú)水LnCl3,可以采用的措施是（）在HCl氣流中加熱使之脫水加入氯化銨固體加熱使之脫水加入五氧化二磷固體加熱使之脫水加入H2SO4加熱使之脫水難溶電解質(zhì)的溶解平衡一、沉淀溶解平衡與溶度積1.沉淀溶解平衡一定溫度下，難溶電解質(zhì)AmBn(s)難溶于水，但在水溶液中仍有部分An+和Bm－離開固體表面溶解進(jìn)入溶液，同時(shí)進(jìn)入溶液中的An+和Bm－又會(huì)在固體表面沉淀下來(lái)，當(dāng)這兩個(gè)過(guò)程速率相等時(shí)，An+和Bm－的沉淀與AmBn固體的溶解達(dá)到平衡狀態(tài)，稱之為達(dá)到沉淀溶解平衡狀態(tài).AmBn固體在水中的沉淀溶解平衡可表示為：AmBn(s)mAn+(aq)＋nBm－(aq)難溶電解質(zhì)在水中建立起來(lái)的沉淀溶解平衡和化學(xué)平衡、電離平衡等一樣，符合平衡的基本特征,滿足平衡的變化基本規(guī)律.特征：（1）逆:可逆過(guò)程;（2）等:沉積和溶解速率相等;（3）動(dòng):動(dòng)態(tài)平衡;（4）定：離子濃度一定（不變）；（5）變：改變溫度、濃度等條件,沉淀溶解平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)直到建立一個(gè)新的沉淀溶解平衡。2.溶度積常數(shù)Ksp(或溶度積)難溶固體在溶液中達(dá)到沉淀溶解平衡狀態(tài)時(shí)，離子濃度保持不變（或一定）。各離子濃度冪的乘積是一個(gè)常數(shù),這個(gè)常數(shù)稱之為溶度積常數(shù)簡(jiǎn)稱為溶度積，用符號(hào)Ksp表示。即：AmBn(s)mAn+(aq)＋nBm－(aq)Ksp=[An+]m·[Bm－]n例如：常溫下沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag+(aq)＋Cl－(aq)，Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－]＝1.8×10－10常溫下沉淀溶解平衡：Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)＋CrO42-(aq)，Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO2-4]＝1.1×10－123.溶度積KSP的性質(zhì)（1）溶度積KSP的大小和平衡常數(shù)一樣，它與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，離子濃度的改變可使溶解平衡發(fā)生移動(dòng),而不能改變?nèi)芏确eKSP的大小。（2）溶度積KSP反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力的大小。相同類型的難溶電解質(zhì)的Ksp越小，溶解度越小，越難溶于水；反之Ksp越大，溶解度越大。如：Ksp(AgCl)=1.8×10-10;Ksp(AgBr)=5.0×10-13;Ksp(AgI)=8.3×10-17.因?yàn)?Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)>Ksp(AgI),所以溶解度:AgCl>AgBr>AgI。4.溶度積規(guī)則在一定溫度下，通過(guò)比較任意狀態(tài)離子積（Q）與溶度積（Ksp）的大小，判斷難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡進(jìn)行的方向。①當(dāng)Q＝Ksp時(shí)，飽和溶液， 沉淀溶解與離子生成沉淀達(dá)到平衡狀態(tài)。當(dāng)Q＜Ksp時(shí)，不飽和溶液，沉淀溶解，即反應(yīng)向沉淀轉(zhuǎn)化為溶液中離子的方向進(jìn)行，直到平衡狀態(tài)（飽和為止）。③當(dāng)Q＞Ksp時(shí)，離子生成沉淀，即反應(yīng)向 生成沉淀的方向進(jìn)行，直到平衡狀態(tài)（飽和為止）。【針對(duì)訓(xùn)練4】1.溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化的曲線如圖所示，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是()A．溴酸銀的溶解是放熱過(guò)程B．溫度升高時(shí)溴酸銀溶解速率加快C．60℃時(shí)溴酸銀的Ksp約等于6×10－4D．若硝酸鉀中含有少量溴酸銀，可用重結(jié)晶方法提純2.往飽和AgCl溶液中加水，下列敘述正確的是（）A.AgCl的溶解度增大B.AgCl的溶解度、Ksp均不變C.AgCl的Ksp增大D.AgCl的溶解度、Ksp增大沉淀反應(yīng)的應(yīng)用1、沉淀的生成①意義：在物質(zhì)的檢驗(yàn)、提純及工廠廢水的處理等方面具有重要意義。②A．加沉淀劑法：以硫化鈉、硫化氫等為沉淀劑沉淀某些金屬離子。B．調(diào)節(jié)pH法：用氨水調(diào)節(jié)pH除去氯化銨中的雜質(zhì)氯化鐵。③原則：生成沉淀的反應(yīng)能發(fā)生，且進(jìn)行得越完全越好。2、沉淀的溶解酸溶解法：碳酸鈣溶于鹽酸，氫氧化鋁、氫氧化銅溶于強(qiáng)酸鹽溶解法：氫氧化鎂可溶于氯化銨溶液中配合物法：AgCl可溶于氨水氧化還原法：硫化銅、硫化汞等可溶于稀HNO3中3、沉淀的轉(zhuǎn)化①AgCl（白色）→AgI（黃色）→Ag2S（黑色），溶解度大→溶解度小②除去水垢中的硫酸鈣：加碳酸鈉溶液，轉(zhuǎn)化為碳酸鈣之后加鹽酸4、溶度積的應(yīng)用1.比較溶解能力：同型比較Ksp，不同型通過(guò)計(jì)算例：比較AgCl與AgBr、AgCl與Ag2CrO4的溶解度大小判斷沉淀先后：同型比較Ksp，不同型通過(guò)計(jì)算例：溶液中存在兩種以上可以與同一沉淀劑生成沉淀的離子時(shí)，誰(shuí)先生成沉淀？如AgCl與AgBr、AgCl與Ag2CrO4計(jì)算沉淀最小濃度：通過(guò)Ksp進(jìn)行計(jì)算例：若Cl-和Br-的濃度均為0.01mol/L,要保證不生成沉淀，那么Ag+的最大濃度是？溶度積Ksp、物質(zhì)的量濃度c、溶解度S之間的換算例：碳酸鈣的溶解平衡CaCO3（s）?Ca2+(aq)+CO32-（aq）①已知Ksp，求c和S②已知S，求c和Ksp③已知c，求S和Ksp【針對(duì)訓(xùn)練5】1.常溫下，Ca(OH)2的溶解度為0.148g，其溶于水達(dá)飽和時(shí)存在如下關(guān)系：Ca(OH)2（s）?Ca(OH)2（aq）,Ca(OH)2（aq）?Ca2+（aq）+2OH-（aq），若飽和石灰水的密度為1g/cm3,則常溫下Ca(OH)2的Ksp約為（）A.5×10-3B.8×10-4C.3.2×10-5D.1.6×10-72．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，濃度均為0.010mol·L－1，向該溶液中逐滴加入0.010mol·L－1的AgNO3溶液時(shí)，三種陰離子產(chǎn)生沉淀的先后順序?yàn)?)A．Cl－、Br－、B．、Br－、Cl－C．Br－、Cl－、D．Br－、、Cl－3.有下列實(shí)驗(yàn)：①0.1mol·L-1AgNO3溶液和0.1mol·L-1NaCI溶液等體積混合得到濁液a，過(guò)濾得到濾液b和白色沉淀c；②向?yàn)V液b中滴加0.1mol·L-1KI溶液，出現(xiàn)渾濁；③向沉淀c中滴加0.1mol·L-1KI溶液，沉淀變?yōu)辄S色。下列分析不正確的是A．濁液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)AUTOTEXT<=>Ag＋(aq)＋Cl－(aq)B．濾液b中不含有Ag+C．③中顏色變化說(shuō)明AgCI轉(zhuǎn)化為AgID．實(shí)驗(yàn)可以證明AgI比AgCI更難溶4.工業(yè)上制備BaCl2常產(chǎn)生H2S氣體：（1）氣體用過(guò)量NaOH溶液吸收，得到硫化鈉，硫化鈉水解的離子方程式為（2）向BaCl2溶液中加入硝酸銀和KBr，當(dāng)兩種沉淀共存時(shí)，c(Br-)/c(Cl-)=[Ksp(AgBr)=5.4×10-13,Ksp(AgCl)=2.0×10-10)【課后小測(cè)】1、將pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合，在所得的混合溶液中，下列關(guān)系式正確的是（)A、c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+)B、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)C、c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-)D、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)2、用物質(zhì)的量都是0.1mol的CH3COOH與CH3COONa配成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)大于c(Na+),對(duì)該混合溶液下列判斷正確的是()A、c(H+)＞c(OH-)B、c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2mol·L-1C、c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)D、c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1mol·L-13、室溫下向10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入0.1mol·L－1的一元酸HA溶液pH的變化曲線如圖所示。下列說(shuō)法正確的是（）A、a點(diǎn)所示溶液中c(Na+)>c(A—)>c(H+)>c(HA)B、a、b兩點(diǎn)所示溶液中水的電離程度相同C、pH=7時(shí)，c(Na+)=c(A—)+c(HA)D、b點(diǎn)所示溶液中c(A—)>c(HA)4、下列說(shuō)法中正確的是（）A．物質(zhì)的溶解性為難溶，則該物質(zhì)不溶于水B．不溶于水的物質(zhì)溶解度為0C．絕對(duì)不溶的物質(zhì)是不存在的D．某離子被沉淀完全是指該離子在溶液中的濃度為05、下列所列舉物質(zhì)的溶解度隨著溫度的升高而減小的是（）A．KNO3B．Ca(OH)2C．BaSO4D．CO26、CaCO3在下列哪種溶液中，溶解度最大（）A．H2OB．Na2CO3溶液C．CaCl2溶液D．乙醇7、除去NaNO3溶液中混有的AgNO3，所用下列試劑中效果最好的是（）A．NaCl溶液B．NaBr溶液C．NaI溶液D．Na2S8、已知Ksp(AgCl)=