专题10 电解质溶液与离子平衡讲高考二轮复习化学附解析763936.docx
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专题10电解质溶液与离子平衡讲高考二轮复习化学附解析763936
专题10电解质溶液与离子平衡（讲）-2017年高考二轮复习化学
考向一弱电解质的电离与水的离子积
（1）考纲要求
1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
了解电解质的概念。
了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离，水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义。
了解测定溶液pH的方法。
能进行pH的简单计算。
（2）命题规律
水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。
电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。
抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。
【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）
A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2
B．0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7
C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2
D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
【答案】B
【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。
【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。
以CH3COOH为例，通常采用的方法是：
①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/LCH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。
【例2】【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合的是（）
A．图甲表示燃料燃烧反应的能量变化
B．图乙表示酶催化反应的反应速率随反应温度的变化
C．图丙表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程
D．图丁表示强碱滴定强酸的滴定曲线
【答案】A
一、弱电解质及其电离
1．弱电解质的电离平衡
（1）电离平衡的建立
在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
（2）电离平衡的特征：
（3）影响因素（以CH3COOH
CH3COO－+H+为例）
浓度：
加水稀释促进电离，溶液中ｎ（H+）增大，c（H+）减小
温度：
升温促进电离（因为电离过程是吸热的）
③相关离子：
例如加入无水CH3COONa能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。
2．电离平衡常数（K）----弱电解质电离程度相对大小一种参数
（1）电离平衡常数的表达式
对于一元弱酸HA
H++A-，平衡时，
对于一元弱碱MOH
M++OH-，平衡时，
（2）多元弱酸的电离
多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3，故其酸性取决于第一步。
（3）电离平衡常数的化学含义
相同条件下，K值越大，电离程度越大，相应酸（或碱）的酸性（或碱性）越强。
（4）影响电离平衡常数的因素：
K值只随温度变化，升温，K值增大。
二、水的电离和溶液的pH
1．水的离子积
（1）定义
H2O= H++OH-；△H＞0，KW=c（H+）·c（OH-）
室温下纯水中：
c（H＋）＝c（OH－）＝1.0×10－7_mol/L，pH＝7，呈中性。
（2）性质
溶液中H2O电离产生的c（H+）=c（OH-）
在溶液中，Kw中的c（OH-）、c（H+）指溶液中总的离子浓度。
酸溶液中c（H+）=c（H+）（酸）+c（H+）（水）≈c（H+）（酸），c（H+）（水）=c（OH-）；
碱溶液中c（OH-）=c（OH-）（碱）+c（OH-）（水）≈c（OH-）（碱），c（OH-）（水）=c（H+）；
盐溶液显中性时c（H+）=c（OH-）=c（H+）（水）=c（OH-）（水），水解显酸性时c（H+）=c（H+）（水）=c（OH-）（水）＞c（OH-），水解显碱性时c（OH-）=c（OH-）（水）=c（H+）（水）＞c（H+）。
（3）水的电离平衡的影响因素
①温度：
升高温度，促进水的电离，KW增大；降低温度，抑制水的电离，KW减小。
②酸、碱：
抑制水的电离。
③可水解的盐：
促进水的电离。
2．溶液的pH
（1）定义
pH=－lg[H+]，广泛pH的范围为0～14。
注意：
当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
（2）pH、c（H+）与溶液酸碱性的关系
pH（250C）
c（H+）与c（OH-）关系（任意温度）
溶液的酸碱性
pH<7
c（H+）＞c（OH-）
溶液呈酸性，
pH=7
c（H+）=c（OH-）
溶液呈中性
pH>7
c（H+）＜c（OH-）
溶液呈碱性，
（3）有关pH的计算
①酸溶液中，Kw=c（H+）·c（OH-）≈c（H+）（酸）·c（OH-）（水）=c（H+）（酸）·c（H+）（水）；
碱溶液中，Kw=c（H+）·c（OH-）≈c（OH-）（碱）·c（H+）（水）=c（OH-）（碱）·c（OH-）（水）。
②强酸、强碱溶液稀释的计算
强酸溶液，pH（稀释）=pH（原来）+lgn（n为稀释的倍数）
强碱溶液，pH（稀释）=pH（原来）－lgn（n为稀释的倍数）
酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。
pH值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。
③强酸、强碱溶液混合后溶液的pH计算
酸过量→c（H+）→pH
恰好完全反应，pH=7
碱过量→c（OH-）→c（H+）→pH
【例1】【百强校·2016届福建师大附中三模】常温下，向1L0.1mol/LH2A溶液中逐滴加入等浓度NaOH溶液，所得溶液中含A元素的微粒的物质的量分数与溶液pH的关系如图所示，则下列说法中正确的是（）
A．H2A的电离方程式为：
B．0.1mol/LNaHA溶液中存在
c（A2－）＋c（HA－）＋c（H2A）＝0.1mol/L
C．常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后溶液pH=3.0
D.pH=4.0时，图中n（HA－）约为0.0091mol
【答案】D
时HA－与A2－的物质的量相等，常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后HA－与A2－的物质的量不一定相等，则溶液pH不一定等于3.0，C错误；D、根据C点可知HA－的电离常数是10－3，则pH＝4时，设溶液中HA－的物质的量是x，则A2－的物质的量是0.1－x，所以根据平衡常数表达式可知
，解得x＝0.0091，D正确，答案选D。
考点：
考查弱电解质的电离平衡
【趁热打铁】【【百强校•2016届日照一中期末】25℃时，用0.1mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1的NaOH溶液，当滴加VmLCH3COOH溶液时，混合溶液的pH=7。
已知CH3COOH的电离平衡常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化，下列关系式正确的是（）
A．Ka=
B．V=
C．Ka=
D．Ka=
【答案】A
考点：
考查电离平衡常数的计算等知识。
【例2】【百强校·2016届沙市长郡中学上学期第四次月考】下列说法正确的是（）
A．将Ca（OH）2饱和溶液加热，溶液的pH增大
B．常温下，pH=11的氨水与pH=3的盐酸等体积混合后，溶液的pH>7
C．将0.1mol·L-1的HI溶液加水稀释100倍，溶液中所有离子的浓度随之减小
D．两种醋酸溶液的pH分别为a和（a+l），物质的量浓度分别为c1和c2,则c1=10c2
【答案】B
【解析】
试题分析：
A．Ca（OH）2的溶解度随着温度的升高而降低，将Ca（OH）2饱和溶液加热Ca（OH）2析出，溶液的pH减小，错误；B．pH=3的盐酸中c（H+）=10-3mol/L，pH=11的氨水中c（OH-）=10-3mol/L，两种溶液H+与OH-离子浓度相等，但由于氨水为弱电解质，不能完全电离，则氨水浓度大于盐酸浓度，反应后氨水过量，溶液呈碱性，则所得溶液的pH＞7，正确；C．HI为强电解质，将0.1mol/L的HI溶液加水稀释l00倍，氢离子浓度变成约为0.001mol/L，根据KW=c（H+）×c（OH-）可知，溶液中氢氧根离子的浓度随之变大，错误；D．醋酸为弱电解质，浓度越小，电离程度越大，当pH分别为a和（a+1），物质的量浓度分别为c1和c2时，则有c1＞10c2，错误。
考点：
考查本题主要考查了溶液的酸碱性和pH的关系的知识。
【趁热打铁】【百强校·2016届衡阳八中一模】下列有关溶液pH的说法正确的是（）
A．将pH=11的氢氧化钠溶液加水稀释100倍，溶液中c（H+）=10-13mol/L
B．将pH=9的氢氧化钠溶液和pH=13的氢氧化钡溶液等体积混合，所得混合溶液的pH=11
C．将pH=1的硫酸溶液和pH=5的盐酸等体积混合，所得混合溶液的pH=1.3
D．pH=13的氢氧化钡溶液和pH=1的盐酸等体积混合，由于氢氧化钡过量，所得溶液的pH>7
【答案】C
考点：
考查了pH的简单计算、酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算的相关知识。
判断强弱电解质的方法和规律：
①若0.01mol·L－1的酸HA溶液的pH＞2，说明酸HA在水溶液中没有完全电离，HA为弱酸；
②相同pH的强酸、弱酸分别加水稀释相同倍数，溶液pH变化大的是强酸，变化小的是弱酸；
③相同pH的强酸和弱酸，分别加入等量相应的钠盐，溶液pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸；
④pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱NaOH完全反应时，耗碱量大的是弱酸，或与足量锌反应，产生H2多的是弱酸；
⑤取酸的钠盐溶于水，测定溶液pH，若pH=7，则对应酸为强酸，若pH＞7，对应酸为弱酸。
【例】【百强校·2016届静海一中下学期开学考】常温时，下列叙述正确的是（）
A．稀释pH=3的醋酸，溶液中所有离子的浓度均降低
B．一定浓度的CH3COOH和NaOH混合，溶液呈中性，则混合液中
c（H＋）=
mol/L
C．pH均为11的NaOH和Na2CO3溶液中，水的电离程度相同
D．分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸，硫酸消耗氢氧化钠的物质的量多
【答案】B
考点：
重点考查了水的离子积常数以及电离平衡的问题。
误区警示：
“电离平衡”分析判断中六大误区
（1）误认为电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。
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）误认为弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度都减小，如氨水加水稀释时，c（H＋）浓度增大。
（3）弱电解质溶液加水稀释过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数、水解常数以及它们的变形。
（4）误认为溶液的酸碱性取决于pH，如pH＝7的溶液在温度不同时，可能呈酸性或碱性，也可能呈中性。
（5）误认为由水电离出的c（H＋）＝10－13mol/L的溶液一定呈碱性。
如25℃，0.1mol/L的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离出的c（H＋）都为10－13mol/L。
（6）误认为酸碱恰好中和时溶液一定呈中性。
如强酸和弱碱恰好中和溶液呈酸性，强碱和弱酸恰好中和溶液呈碱性，强酸和强碱恰好中和溶液呈中性。
考向二盐类的水解与离子浓度比较
（1）考纲要求
1.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
2.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
（2）命题规律
电解质溶液是高考的必考题型，通常考查、盐类的水解、沉淀溶解平衡以及三大守恒关系。
通常以粒子浓度大小比较、守恒关系的应用、酸碱中和滴定等形式进行考查。
电解质溶液中离子浓度大小比较问题是高考的热点之一，这种题型考查的知识点多,灵活性、综合性较强,有较好的区分度,它能有效地测试考生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。
近几年的趋势是这类试题的综合性越来越强，从单一考查电离、水解到综合考查，从单纯的浓度大小比较到浓度比较、等量关系、反应规律等。
在备考中从理论的角度进行深入复习，着重方法的掌握和运用。
【例1】【2016年高考天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸（HA、HB和HD）溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是（）
A．三种酸的电离常数关系：
KHA>KHB>KHD
B．滴定至P点时，溶液中：
c（B－）>c（Na＋）>c（HB）>c（H＋）>c（OH－）
C．pH=7时，三种溶液中：
c（A－）=c（B－）=c（D－）
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：
c（HA）＋c（HB）＋c（HD）=c（OH－）－c（H＋）
【答案】C
【例2】【2016年高考四川卷】向1L含0.01molNaAlO2和0.02molNaOH的溶液中缓慢通入二氧化碳，随n（CO2）增大，先后发生三个不同的反应，当0.01mol0.015时发生的反应是：
2NaAlO2+CO2+2H2O=2Al（OH）3↓+Na2CO3。
下列对应关系正确的是（）
选项
n（CO2）/mol
溶液中离子的物质的量浓度
A
0
c（Na+）>c（AlO2-）+c（OH-）
B
0.01
c（Na+）>c（AlO2-）>c（OH-）>c（CO32-）
C
0.015
c（Na+）>c（HCO3-）>c（CO32-）>c（OH-）
D
0.03
c（Na+）>c（HCO3-）>c（OH-）>c（H+）
【答案】D
【解析】
试题分析：
向1L含0.01molNaAlO2和0.02molNaOH的溶液中缓慢通入二氧化碳，首先进行的反应为氢氧化钠和二氧化碳反应生成碳酸钠和水，0.02mol氢氧化钠消耗0.01mol二氧化碳，生成0.01mol碳酸钠；然
一、盐类水解
1．概念：
在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2．实质
3．水解规律：
有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
（1）多元弱酸盐分步水解，如CO32-+H2O
HCO3-+OH-，HCO3-+H2O
H2CO3+OH-。
（2）通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-离子的水解百分率不足1%。
（3）同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/LNa2CO3和0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32-、Ac-的水解程度都要比0.1mol/LNa2CO3溶液，0.1mol/LNaAc溶液中CO32-、Ac-的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0.1mol/LNH4Cl和0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+、Ac-的水解程度都要比0.1mol/LNH4Cl溶液，0.1mol/LNaAc溶液中NH4+、Ac-的水解程度大。
4．电离平衡与水解平衡的共存
（1）弱酸的酸式盐溶液，如：
NaHSO3、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、Na2HPO4溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。
（2）弱酸（碱）及弱酸（碱）对应盐的混合溶液，如；HAC与NaAc的混合溶液，NH3H2O与NH4Cl的混合溶液，一般等浓度时，弱酸（碱）的电离要比对应盐的水解强。
5．电解质溶液中的守恒关系
（1）电荷守恒：
电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如NaHCO3溶液中：
n（Na+）＋n（H+）＝n（HCO3-）＋2n（CO32-）＋n（OH-）
（2）物料守恒：
电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
如NaHCO3溶液中n（Na+）:
n（C）＝1:
1，推出：
c（Na+）＝c（HCO3-）＋c（CO32-）＋c（H2CO3）
（3）质子守恒：
电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：
c（H3O+）+c（H2CO3）=c（NH3）+c（OH-）+c（CO32-）。
二、沉淀溶解平衡
1．溶度积的概念
难溶电解质AmBn在水溶液中有如下平衡：
AnBm（s）
nAm+（aq）+mBn-（aq）根据化学平衡原理，它的平衡常数表达为：
Ksp=[Am+]n[Bn-]m
Ksp称为溶度积常数，简称溶度积。
（1）Ksp的数值在稀溶液中不受离子浓度的影响，只取决与温度。
温度升高，多数难溶化合物的溶度积增大。
但Ksp受温度影响不大，当温度变化不大时，可采用常温下的数据。
（2）溶度积的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小。
对于同种类型基本不水解的难溶强电解质，溶度积越大，溶解度也越大；对于不同类型难溶电解质，就不能简单用Ksp大小来比较溶解能力的大小，必须把溶度积换算程溶解度。
2．溶度积规则
对于难溶电解质AmBn，可以通过比较任意状态时的浓度商Qc与溶度积Ksp的大小判断沉淀的生成与溶解（注意浓度商Qc是任意状态下离子浓度指数的乘积，因此Qc值不固定）。
Qc＜Ksp时，若溶液中有固体存在，则沉淀量减少，直至沉积与溶解达到平衡状态；
Qc=Ksp时，沉积与溶解处于平衡状态；
Qc＞Ksp时，此时有沉淀析出，直至沉淀与溶解达到平衡状态。
3．溶度积的应用
利用该规则既可判断体系中有无沉淀生成，也可通过控制离子浓度，使产生沉淀、沉淀溶解或沉淀发生转化。
（1）沉淀的溶解——创造条件使溶液中Qc＜Ksp。
如：
酸碱溶解法、氧化还原溶解法等。
（2）难溶电解质的转化——生成更难溶的电解质。
如：
沉淀溶解和转化的实质：
难溶电解质溶解平衡的移动。
【例1】【百强校·2016届厦门一中12月月考】现有物质的量浓度均为0.1mol·L-1的四种溶液各25mL：
①氨水②NH4Cl溶液③Na2CO3溶液④NaHCO3溶液，下列说法正确的是（）
A．4种溶液pH的大小顺序：
①＞④＞③＞②
B．①、②混合后pH＞7，则混合溶液中c（NH4＋）＜c（NH3·H2O）
C．①、②中分别加入25mL0.1mol·L–1盐酸后，溶液中c（NH4＋）：
①＞②
D．③、④中分别加入12.5mL0.1mol·L–1NaOH溶液后，两溶液中离子种类相同
【答案】D
【考点定位】本题主要是考查了盐的水解、溶液中离子浓度大小比较
【趁热打铁】【百强校·2016届贵阳一中第八次月考】下列有关电解质溶液的说法，不正确的是（）
A.pH相同的NH4Cl，（NH4）2SO4溶液：
c（NH4Cl）>c[（NH4）2SO4]
B.少量碳酸氢钠固体加入到新制的氯水中，c（HClO）增大
C.等物质的量浓度的HA与NaA溶液等体积混合后，混合溶液一定呈酸性
D.常温下将醋酸钠、盐酸两溶液混合后，溶液呈中性，则混合后溶液中:
c（Na+）＞c（Cl-）=c（CH3COOH）
【答案】C
考点：
考查盐类的水解、离子浓度的大小比较
【例2】【百强校·2016届扬州中学3月质检】化工生产中常用FeS作沉淀剂除去工业废水中的Cu2＋：
Cu2＋（aq）＋FeS（s）
CuS（s）＋Fe2＋（aq）,下列有关叙述中正确的是（）
A．FeS的Ksp小于CuS的Ksp
B．该反应平衡常数K＝
C．溶液中加入少量Na2S固体后，溶液中c（Cu2＋）、c（Fe2＋）保持不变
D．达到平衡时c（Fe2＋）＝c（Cu2＋）
【答案】B
【解析】
试题分析：
A．分子式相似的分子，溶度积大的沉淀可以转化为溶度积小的沉淀，所以FeS的Ksp比CuS的Ksp大，A错误；B．反应的平衡常数K=c（Fe2+）/c（Cu2+）=c（Fe2+）·c（S2−）/cCu2+）·c（S2−）=Ksp（FeS）/Ksp（CuS），B正确；C．溶液中加入少量Na2S固体后，硫离子浓度增大，平衡向左移动，则溶液中c（Cu2＋）、c（Fe2+）均减小，C错误；D．该反应达到平衡时离子的浓度不变，但不一定相等，D错误，答案选B。
考点：
考查沉淀的平衡以及转化
【趁热打铁】【百强校·2016届六安一中适应性考试】常温时，向一定量的硫酸铜溶液中滴加pH=11的氨水，当Cu2+完全沉淀时，消耗氨水的体积为V，下列说法正确的（Ksp[Cu（OH）2]=2.2×10-20）（）
A．滴加过程中，当溶液的pH=7时，溶液中2c（NH4+）=c（SO42-）
B．滴加过程中，当溶液中c（Cu2+）=2.2×10-2mol/L时，溶液的pH=9
C．若滴加pH=11的Na0H溶液，Cu2+完全沉淀时消耗溶液的体积小于V
D．若将氨水加水稀释，则稀释过程中，
始终保持增大
【答案】D
考点：
考查了难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质的相关知识。
电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
多年以来全国高考化学试卷年年涉及这种题型。
这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。
首先必须有正确的思路：
其次要掌握解此类题的三个思维基点：
电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。
对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。
第三，要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：
淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。
【例】【2016届北京丰台一模】某同学探究溶液的酸碱性对FeCl3水解平衡的影响，实验方案如下：
配制50mL0.001mol/LFeCl3溶液、50mL对照组溶液x，向两种溶液中分别滴加1滴1mol/LHCl溶液、1滴1mol/LNaOH溶液，测得溶液pH随时间变化的曲线如下图所示。
下列说法不正确的是（）
A．依据M点对应的pH，说明Fe3+发生了水解反应
B．对照组溶液x的组成可能是0.003mol/LKCl
C．依据曲线c和d说明Fe3+水解平衡发生了移动
D．通过仪器检测体系浑浊度的变化，可表征水解平衡移动的方向
【答案】B
考点：
考查了影响水解平衡的因素的相关知识。
误区警示：
水解平衡分析中的常见误区:
（1）误认为水解平衡正向移动，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
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