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第3章
水溶液中的离子平衡
章末复习
【学习目标】　
1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。
2.掌握溶液酸碱性规律与pH的计算。
3.掌握盐类水解的规律及其应用。
4.会比较溶液中粒子浓度的大小。
5.会分析沉淀溶解平衡及其应用。
一　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，K＝，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K1、K2、K3，它们的关系是K1 K2 K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。
例1　下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25
℃)。
酸
电离方程式
电离平衡常数K
CH3COOH
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3??H＋＋HCOHCO??H＋＋CO
K1＝4.31×10－7K2＝4.70×10－11
H3PO4
H3PO4??H＋＋H2POH2PO??H＋＋HPO
HPO??H＋＋PO
K1＝7.10×10－3K2＝6.23×10－8K3＝4.20×10－13
下列说法正确的是(　　)
A．温度升高，K减小
B．向0.1
mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H＋)/c(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)
D．PO、HPO和H2PO在溶液中能大量共存
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>0
NH3·H2O??NH＋OH－　ΔH>0
改变条件
平衡移动方向
电离平衡常数
c(H＋)
c(OH－)
平衡移动方向
电离平衡常数
c(OH－)
c(H＋)
加水稀释
向右
不变
减小
增大
向右
不变
减小
增大
加HCl
向左
不变
增大
减小
向右
不变
减小
增大
加NaOH
向右
不变
减小
增大
向左
不变
增大
减小
加CH3COONH4
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
例2　在0.1
mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，对于该平衡体系下列叙述正确的是(　　)
A．加入水时，平衡逆向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动
C．加入少量0.1
mol·L－1盐酸，溶液中c(H＋)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动
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c(H＋)和c(OH－)的相对大小：
溶液类别
c(H＋)与c(OH－)的关系
室温(25
℃)
数值
pH
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝c(OH－)＝10－7
mol·L－1
＝7
酸性溶液
c(H＋)>
c(OH－)
c(H＋)>
10－7
mol·L－1
<7
碱性溶液
c(H＋)<
c(OH－)
c(H＋)<
10－7
mol·L－1
>7
特别提示　常温下，溶液酸碱性判定规律
(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。
例3　等浓度的下列稀溶液：①乙酸、②次氯酸、③碳酸、④乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是(　　)
A．④②③①
B．③①②④
C．①②③④
D．①③②④
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c(H＋)，再求pH。
②若溶液为碱性，先求c(OH－)，再由c(H＋)＝求出c(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a③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－n⑤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。
例4　室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是(　　)
A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合
B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
C．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合
(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酸·V酸＝c碱·V碱。
三　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c(H＋)>c(OH－)
水解实质：盐电离出的阴离子、阳离子与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c(OH－)>c(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，c(H＋)>c(OH－)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4
若电离程度<水解程度，c(H＋)2.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)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。
特别提示　(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：c(A－)>c(B－)，c(HA)(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－，HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，CO和HCO对应的弱酸分别是HCO和H2CO3，HCO的电离程度比H2CO3小得多，所以CO的水解程度比HCO大得多，相同浓度时Na2CO3溶液的碱性强，pH大。
例5　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>HClO
B．pH：HClO>HCN
C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN
D．酸根离子浓度：c(CN－)3．水解离子方程式的书写方法规律
类型
要求
示例
一价阴、阳离子
用“??”，不标“↓”、“↑”
CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－NH＋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＋OHHCO＋H2O??H2CO3＋OH－
弱酸的铵盐
共同水解，但仍用“??”，不标“↓”、“↑”
NH＋HCO＋H2O??NH3·H2O＋H2CO3
完全的双水解反应
完全水解，用“===”，标“↓”、“↑”
Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓
特别提示　(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－)
例6　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↓＋3HCl
B．Al2S3＋6H2O??2Al(OH)3＋3H2S
C．S2－＋2H2O??H2S＋2OH－
D．HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
四　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c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(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c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)。
特别提示　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，c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。
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：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(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：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(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，
HCOH2O
，
所以c(H2CO3)＋c(H3O＋)＝c(CO)＋c(OH－)，
即c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO)＋c(OH－)。
特别提示　(1)一元酸HA、一元碱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c(B＋)>c(A－)>c(H＋)>c(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。
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接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。
例7　常温下，将a
L
0.1
mol·L－1的NaOH溶液与
b
L
0.1
mol·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．ac(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
B．a>b时，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋)
C．a＝b时，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(OH－)
D．无论a、b有何关系，均有c(H＋)＋c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
例8　常温下，下列有关各溶液的叙述正确的是(　　)
A．pH>7的溶液中不可能存在醋酸分子
B．20
mL
0.1
mol·L－1的醋酸钠溶液与10
mL
0.1
mol·L－1的盐酸混合后溶液显酸性：c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(H＋)>c(CH3COOH)
C．0.1
mol·L－1醋酸的pH＝a,0.01
mol·L－1的醋酸的pH＝b，则a＋1>b
D．已知酸性HF>CH3COOH，pH相等的NaF与CH3COOK溶液中：c(Na＋)－c(F－)五　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＝[c(Mn＋)]m·[c(Am－)]n，AgCl的Ksp＝c(Ag＋)·c(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离子积Qc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Qc＝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Qc>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Qc＝Ksp，则溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
③若Qc例9　溶液中含有Cl－、Br－和I－三种离子，其浓度均为0.010
mol·L－1。向该溶液中逐滴加入AgNO3溶液时，最先和最后沉淀的是[已知：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10
Ksp(AgBr)＝5.0×10－13　Ksp(AgI)＝8.3×10－17](　　)
A．AgBr和AgI
B．AgI和AgCl
C．AgBr和AgCl
D．一起沉淀
2．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1×10－5
mol·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Qc①使相关离子生成弱电解质：如要使ZnS溶解，可以加盐酸，H＋和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AgCl、AgBr、AgI。
②不同类型的沉淀，其沉淀的先后顺序要通过计算才能确定，如AgCl和Ag2CrO4。
(3)沉淀的转化
由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀易于转化为Ksp较小的沉淀。但要注意的是通过改变外界条件，利用勒夏特列原理也可以使溶解度小的沉淀转化成溶解度大的沉淀。
①易溶物向难溶物转化：如向BaCO3沉淀中加入Na2CrO4溶液，将会发现白色的BaCO3沉淀逐渐转化成黄色的BaCrO4沉淀。
②难溶物向易溶物转化：如BaSO4沉淀转化为BaCO3沉淀的反应为BaSO4(s)＋CO??BaCO3(s)＋SO，K＝＝＝≈，虽然平衡常数小，转化不彻底，但只要c(CO)比c(SO)大24倍以上，经多次转化，即能将BaSO4转化为BaCO3。
例10　痛风是以关节炎反复发作及产生肾结石为特征的一类疾病，关节炎的原因归结于在关节滑液中形成了尿酸钠(NaUr)晶体，有关平衡如下；
①HUr(尿酸，aq)??Ur－(尿酸根，aq)＋H＋(aq)(37
℃时，Ka＝4.0×10－6)
②NaUr(s)??Ur－(aq)＋Na＋(aq)
(1)37
℃时，1.0
L水中最多可溶解8.0×10－3
mol尿酸钠，此温度下尿酸钠的Ksp为________________________________________________________________________。
(2)关节炎发作多在脚趾和手指的关节处，这说明温度降低时，尿酸钠的Ksp________(填“增大”“减小”或“不变”)，生成尿酸钠晶体的反应是________(填“放热”或“吸热”)反应。
(3)37
℃时，某尿酸结石病人尿液中尿酸分子和尿酸根离子的总浓度为2.0×10－3
mol·L－1，其中尿酸分子的浓度为5.0×10－4
mol·L－1，该病人尿液的c(H＋)为________________，pH________7(填“>”“＝”或“<”)。
答案精析
例1　B　[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0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中c(CH3COO－)增大，K不变，c(H＋)/c(CH3COOH)＝K/c(CH3COO－)，因此c(H＋)/c(CH3COOH)将减小；选项C，由于HPO的电离常数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H2PO＋PO===2HPO，因此PO、HPO和H2PO在溶液中不能大量共存。]
例2　B　[根据勒夏特列原理，改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。A选项中加入水时，c(CH3COO－)和c(H＋)均减小，平衡向其浓度增大的方向(也就是正方向)移动；B选项加入的少量NaOH与H＋反应，c(H＋)变小，平衡正向移动；C选项中加入盐酸时c(H＋)变大，平衡向其减小的方向(也就是逆方向)移动，但最终c(H＋)比未加盐酸前还要大；D选项加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，导致平衡逆向移动。]
例3　D　[乙酸、碳酸和次氯酸的酸性依次降低，故pH依次增大。乙醇属于非电解质，pH最大。]
例4　C　[A、D项中氨水过量，溶液呈碱性；B项中恰好中和，呈中性；C项中醋酸过量，呈酸性。]
例5　D　[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：HCNHClO，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c(CN－)例6　D　[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，但不能将这两步合并为S2－＋2H2O??H2S＋2OH－，故错误；D中由于HCO水解程度较小，应用“??”，故正确。]
例7　B　[由电荷守恒得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(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c(Na＋)>c(CH3COO－)，B错误。]
例8　C　[醋酸钠溶液显碱性，pH>7，其中存在醋酸分子，选项A不正确；选项B中两者发生反应后溶液中的溶质为等浓度的醋酸、氯化钠和醋酸钠，醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，溶液显酸性，正确的关系为c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)，B错；对于弱电解质溶液，溶液越稀越容易电离，0.01
mol·L－1醋酸的电离程度大于0.1
mol·L－1醋酸的电离程度，因此选项C正确；根据电荷守恒，在NaF溶液中c(Na＋)－c(F－)＝c(OH－)－c(H＋)，在CH3COOK溶液中c(K＋)－c(CH3COO－)＝c(OH－)－c(H＋)，由于两溶液的pH相等，因此有c(Na＋)－c(F－)＝c(K＋)－c(CH3COO－)，D错。]
例9　B　[对于阴、阳离子的个数比相同即相同类型的难溶电解质，它们的溶解能力可以直接用Ksp来比较，浓度相同时，Ksp小的难溶电解质一定先析出沉淀。]
例10　(1)6.4×10－5　(2)减小　放热
(3)1.33×10－6
mol·L－1　<
解析　(1)尿酸钠的Ksp＝c(Na＋)·c(Ur－)＝8.0×10－3×8.0×10－3＝6.4×10－5。
(2)由题给信息，关节炎是因为形成了尿酸钠晶体，说明反应②的平衡向逆反应方向移动，Ksp减小。温度降低平衡逆向移动，说明生成尿酸钠晶体的反应是放热反应。
(3)c(HUr)＝5.0×10－4
mol·L－1，c(Ur－)＝2.0×10－3
mol·L－1－5.0×10－4
mol·L－1＝1.5×10－3
mol·L－1，根据：Ka＝，
c(H＋)＝
mol·L－1
≈1.33×10－6
mol·L－1。

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