水溶液中的离子反应与平衡（复习课件） 2023-2024学年高二化学人教版2019选择性必修1.pptx

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1、单元复习与测试水溶液中的离子反应与平衡第三章第三章水溶液中的离子反应与平衡电离平衡水的电离和溶液的pH强电解质和弱电解质弱电解质的电离平衡水的电离溶液的酸碱性与pH电离平衡常数盐类的水解沉淀溶解平衡酸碱中和滴定盐类的水解沉淀溶解平衡溶度积常数盐的水解常数与影响盐类水解的因素盐类水解的应用沉淀溶解平衡的应用考点一电离平衡考点一电离平衡l强电解质和弱电解质强电解质弱电解质概念在水溶液中能够全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质在溶液中的存在形式只有阴、阳离子既有阴、阳离子，又有电解质分子化合物类型 离子化合物、部分共价化合物共价化合物实例大部分盐(包括难溶性盐)强酸，如HCl、H2SO4

2、等强碱，如KOH、Ba(OH)2等弱酸，如CH3COOH、HClO等弱碱，如NH3H2O等水极少数盐，如(CH3COO)2Pb等相同点在水溶液中均能电离出自由移动的阴、阳离子考点一电离平衡注意事项CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质l强电解质和弱电解质电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但其在水溶液中只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等电解质本身

3、不一定能导电，如NaCl晶体；能导电的物质不一定是电解质，如石墨。非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石【典例】(2324上浙江期中)下列事实中一定能证明CH3COOH是弱电解质的是用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗常温下，0.1molL-1CH3COOH溶液的pH=2.87等pH等体积的硫酸、醋酸溶液分别和足量锌反应，醋酸放出的氢气较多20mL0.2molL-1醋酸溶液恰好与20mL0.2molL-1NaOH溶液完全反应pH=1的CH3COOH溶液稀释至1000倍，pH4ABCD【答案】B【详解】用醋酸溶液做导电实验时，没有做同浓度的强电解质对比实验，灯泡很暗不能证明

4、醋酸是否部分电离，无法判断醋酸是否为弱电解质，故不符合题意；20mL0.2mol/L醋酸溶液恰好与20mL0.2mol/L氢氧化钠溶液完全反应说明醋酸是一元酸，但不能证明醋酸是否部分电离，无法判断醋酸是否为弱电解质，故不符合题意；在一定条件(如温度、浓度)下，溶液中弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离达到平衡状态。考点二弱电解质的电离平衡l电离平衡状态概念建立过程研究对象为弱电解质电离平衡与化学平衡一样是动态平衡达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓变浓度度都保持不变弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等弱等动定变条件改变改变，电离平衡发生发生

5、移动，各粒子的浓度都要发生改变12345弱等动定变弱电解质的电离的特征考点二弱电解质的电离平衡弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb表示。l电离平衡常数概念表达式HAA+H+c(A)c(H+)c(HA)Ka一元弱酸(HA)的电离的平衡常数一元弱碱(BOH)的电离的平衡常数Kbc(B+)c(OH)c(BOH)HBOH+B+考点二弱电解质的电离平衡特点同一弱电解质的稀溶液来说，平衡常数只与温度有关，升高温度，K值增大从电离平衡常数的大小可以判断弱

6、电解质的相对强弱，某弱电解质的K越大，表示该弱电解质越易电离。例如，在25时,Ka(HNO2)=5.610-4，Ka(CH3COOH)=1.751-5。由此可知，HNO2的酸性比CH3COOH强多元弱酸的各级电离常数的大小关系是故其酸性强弱主要取决于第一步电离l电离平衡常数相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较比较项目酸溶液c(H+)酸性中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的总量与同一金属反应时的起始反应速率一元强酸溶液大强相同相同大一元弱酸溶液小弱小l一元强酸与一元弱酸的比较相同体积、相同c(H+)的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的

7、比较比较项目酸溶液c(H+)酸性中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的总量与同一金属反应时的起始反应速率一元强酸溶液相同相同小少相同一元弱酸溶液大多l一元强酸与一元弱酸的比较【典例】(2324高二上天津期中)硼酸，化学式H3BO3，为白色结晶性粉末，大量用于玻璃工业，也可用作防腐、消毒剂。硼酸在水中存在的平衡。下列关于硼酸说法正确的是AH3BO3是一元弱酸B升高温度，该平衡逆向移动C滴加少量浓盐酸，该平衡正向移动DH3BO3和足量的NaOH溶液反应：【答案】A【详解】A硼酸中B原子属于缺电子原子，在水溶液中可以结合水电离出的氢氧根，由电离方程式可知硼酸电离出一个氢离子，所以为一元酸，A正确；

8、B电离为吸热过程，升高温度，平衡正向移动，B错误；C滴加少量浓盐酸，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，C错误；DH3BO3为一元酸，与足量的NaOH溶液反应：，D错误。l电离平衡常数的应用及相关计算探究三电离常数具体应用应用一：判断弱酸(弱碱)的相对强弱，同一条件下，电离常数越大，酸性(碱性)越强应用二：判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律名称化学式电离常数(K)名称化学式电离常数(K)醋酸CH3COOHKa=1.7510-5亚硝酸HNO2Ka=5.6010-4氢氰酸HCNKa=6.2010-10氢氟酸HFKa=6.3010-4次氯酸HClOKa=4.0010-8甲酸HCOOHKa=

9、1.8010-42CH3COOH+Na2CO32CH3COONa+CO2+H2OKa(CH3COOH)Ka1(H2CO3)H2CO3l电离平衡常数的应用及相关计算探究三电离常数具体应用应用三：判断溶液中的某些离子浓度的变化应用四：计算弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度c(H+)cKa弱酸溶液中c(OH-)cKb弱碱溶液中0.1mol/LHNO2Ka=5.610-40.1mol/LHCOOHKa=1.810-40.1mol/LCH3COOHKa=1.7510-50.1mol/LHCNKa=6.210-10【典例】(2324高二上湖南期中)已知常温时HClO和HNO2的电离平衡常数分别为4.01

10、0-8和5.610-4。现将pH和体积都相同的两种酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是A曲线为HNO2稀释时pH变化曲线B从b点到d点，溶液中减小(HR代表HClO或HNO2)Cb点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度大D取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HNO2的体积较小【答案】C【详解】A酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，由电离平衡常数知，酸性：HClOHNO2，pH相同的一元酸稀释相同的倍数，pH值变化较大的酸其酸性较强，由图知，稀释相同倍数时，曲线pH值变化较大，所以曲线为HNO 稀释时pH变化曲线，故A错误；B水解

11、平衡常数只与温度有关，温度不变，则从b点到d点，溶液中不变，故B错误；C酸抑制水电离，c(H+)越大，水电离程度越小，c(H+)：c点大于b点，则水电离程度：b点大于c点，故C正确；DpH相同的HClO、HNO2，c(HNO2)c(OH-)c(H+)1.010-7molL-17中性溶液c(H+)=c(OH-)c(H+)=1.010-7molL-1=7碱性溶液c(H+)c(OH-)c(H+)7注 意 事 项：任 何 情 况 下，均 可 根 据 溶 液 中 c(H+)、c(OH-)的 相 对 大 小 来 判 断 溶 液 的 酸 碱 性；只 有 在 常 温 时 才 能 利 用 c(H+)与110-7

12、molL-1的相对大小来判断溶液的酸碱性。考点二水的电离和溶液的pHl溶液的酸碱性与pH【典例】(2324高二上江西景德镇期中)常温时，将初始体积均为V0L、浓度均为0.1mol/L的H3PO2(一元弱酸)溶液和HBF4溶液，分别加水稀释至体积为VL，两溶液的pH变化曲线如图所示。下列说法不正确的是A曲线a代表H3PO2溶液B水的电离程度CBAC降低温度，曲线a向上移动D向C、D点溶液中分别加入NaOH固体至溶液呈中性，消耗的NaOH质量CD【答案】D【详解】DC、D两点稀释程度相同即两酸此时浓度相同，但曲线a为弱酸，曲线b为强酸，相同浓度强酸和弱酸中和至中性时弱酸所需氢氧化钠更少，消耗的Na

13、OH质量CD，故D错误；(1)计算公式:pH=-lgc(H+)(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)考点二水的电离和溶液的pHl溶液的pH注意事项：常温下的溶液可能存在pH14的情况，这种酸性或碱性较强的溶液，用pH表示不如直接用c(H+)或c(OH-)表示方便溶液pH的计算类型一：单一溶液pH的计算(25)cmolL1HnA强酸溶液的pHc(H)ncmolL1pHlgnc(忽略水电离出的H的浓度)cmolL1B(OH)n强碱溶液的pH(忽略水电离出的OH的浓度)c(H)KWc(OH-)c(OH)ncmolL110-14ncpH14lgnc考点二水的电离和溶液的pHl溶液的pH溶液pH的计算

14、类型二：混合溶液pH的计算方法(稀溶液体积变化忽略)强酸与强酸混合c混(H)c1(H)V1c2(H)V2V1V2然后再求pH强碱与强碱混合c混(OH-)c1(OH-)V1c2(OH-)V2V1V2然后再求pHKWc(OH-)c混(H)考点二水的电离和溶液的pHl溶液的pH强酸与强酸混合溶液pH的计算类型二：混合溶液pH的计算方法恰好完全反应，溶液呈中性，pH7(25)酸过量碱过量c余(H)c(H)V酸c(OH-)V碱V酸V碱c余(OH-)c(OH-)V碱c(H)V酸V酸V碱KWc余(OH-)c(H)考点二水的电离和溶液的pHl溶液的pH【典例】(2324高二上河北邢台期中)已知T 时，0.1m

15、ol/LNaOH溶液的pH=a，0.1mol/L的HA溶液中，则0.1mol/L的HA溶液中水电离出的c(OH-)为ABCD【详解】A的HA溶液中水电离出的c(OH-)等于溶液中c(OH-)=，A错误；B由分析可知，c(OH-)=，B错误；C由分析可知，c(OH-)=，C正确；D由分析可知，c(OH-)=，D错误；故选C。1.概念和原理(1)概念:依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。(2)原理:在中和反应中，酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等，即mc酸V酸=nc碱V碱(m、n分别代表酸和碱的元数)考点二水的电离和溶液的pHl酸碱中和滴定2.主要仪器及使

16、用方法(1)仪器:滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯(2)使用方法滴定管:查漏洗涤润洗装液排气泡调液面记录。锥形瓶:注液记体积加指示剂。考点二水的电离和溶液的pHl酸碱中和滴定3.指示剂的选择酸碱中和滴定时，通常选用变色明显、变色的pH范围与终点pH接近的酸碱指示剂确定滴定终点。滴定种类选用的指示剂滴定终点颜色变化指示剂用量强酸滴定强碱甲基橙黄色橙色23滴酚酞红色无色强酸滴定弱碱甲基橙黄色橙色强碱滴定强酸酚酞无色粉红色强碱滴定弱酸酚酞无色粉红色注意：(1)强酸滴弱碱用甲基橙,强碱滴弱酸用酚酞,强酸滴强碱或强碱滴强酸二者皆可，但不能选用石蕊(石蕊遇酸、碱变色不明显)。(2)指示剂一般为有机弱

17、酸或弱碱，滴入量不宜过多。考点二水的电离和溶液的pHl酸碱中和滴定4.滴定操作注意：滴速:先快后慢，当接近滴定终点时，改为滴加半滴标准溶液(利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液)。终点的判断:滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变色，视为滴定终点。(1)分析依据：为减少实验误差，重复实验23次，取消耗标准液体积的平均值，计算出待测液的物质的量浓度。考点二水的电离和溶液的pHl酸碱中和滴定5.数据处理6.误差分析c待测V待测c标准V标准c待测V待测c标准V标准c标准、V待测均为定值误差均体现在V标准的大小上V标偏大c待偏大V标偏小c待偏小步骤操作V(标准)c(待测)洗涤酸式滴定管未用

18、标准溶液润洗偏大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗偏小偏低锥形瓶用待测溶液润洗偏大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失偏小偏低(2)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差考点二水的电离和溶液的pH6.误差分析滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失偏大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出偏小偏低部分酸液滴到锥形瓶外偏大偏高溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后加一滴NaOH溶液无变化偏大偏高读数酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视液面读数偏小偏低酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视液面读数偏大偏高(2)以标准强酸溶液滴定未

19、知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差考点二水的电离和溶液的pH6.误差分析(1)强酸与强碱滴定过程中pH曲线变化(以0.1000molL-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000molL-1盐酸为例)7.滴定曲线的分析与应用考点二水的电离和溶液的pH恰好中和=酸碱恰好完全反应滴定终点溶液呈中性突跃点变化范围不同:强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应的突跃点变化范围氢氧化钠溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线l曲线起点不同:强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强

20、碱起点高l突跃点变化范围不同:强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应的突跃点变化范围(2)强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较编号溶液 氨水氢氧化钠溶液醋酸溶液 盐酸pH111133【典例】(2324高二上贵州六盘水期中)常温下，有关下列4种溶液的叙述正确的是A中加入少量的氯化铵固体，溶液的pH减小B分别取10mL上述溶液稀释至1000mL，四种溶液的pH：C、两种溶液等体积混合，所得溶液呈碱性D用滴定可选择酚酞试液作指示剂【答案】A【详解】A中氨水加入少量的氯化铵固体，溶液中铵根离子的浓度增大，会抑制氨水的电离，导致溶液的pH减小，A项正确；BpH均为1

21、1的氨水和氢氧化钠溶液，均稀释100倍，氢氧化钠溶液pH变为9，氨水中存在平衡移动，氨水稀释，促进氨水的电离，导致氨水pH大于9；同理可知，pH均为3的醋酸溶液和盐酸，稀释100倍，盐酸的pH变为5，醋酸溶液的pH小于5，所以四种溶液的pH：，C项错误；C、两种溶液等体积混合，中的氢氧根离子浓度=中的氢离子浓度，但中还含有大量醋酸分子，酸过量，溶液呈酸性，C项错误；D酚酞的变色范围为8.2-10.0，盐酸滴定氨水反应终点为酸性，用酚酞做指示剂，会使误差变大，用甲基橙做指示剂，D项错误；故选A。考点三盐类的水解考点三盐类的水解l盐类的水解1.盐溶液呈现不同酸碱性的原因NaCl溶液NH4Cl溶液C

22、H3COONa溶液溶液中存在的粒子Na+、Cl-、H+、OH-、H2ONH4+、Cl-、H+、OH-、NH3H2O、H2ONa+、CH3COO-、H+、OH-、CH3COOH、H2O溶液中的相关反应(相关变化)NaCl Na+Cl-H2O H+OH-NH4Cl NH4+Cl-H2O H+OH-NH4+OH-NH3H2OCH3COONa Na+CH3COO-H2O H+OH-CH3COO-+H+CH3COOHNaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液有无弱电解质生成无生成NH3H2O生成CH3COOHc(H+)与c(OH-)的关系、溶液的酸碱性c(H+)=c(OH-)溶液呈中性c(H+)c(

23、OH-)溶液呈酸性c(H+)c(OH-)溶液呈碱性盐的类别强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐考点三盐类的水解l盐类的水解1.盐溶液呈现不同酸碱性的原因(1)概念在 水 溶 液 中，盐 电 离 出 来 的 离 子 与 水 电 离 出 来 的 H+或 OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。l盐类的水解考点三盐类的水解(2)实质弱酸的阴离子结合H+弱碱的阳离子结合OH-水溶液中盐电离破坏了水的电离平衡水的电离程度增大可能导致溶液中c(H+)c(OH-)溶液可能呈碱性或酸性性速记口诀：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性(3)特点水解反应的特点可逆反应水解反应的程度很微弱酸碱中和反应的逆

24、反应 吸热反应盐类水解反应的规律l强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，溶液的pH=7如NaCl、KNO3等如Cu(NO3)2等，水解的离子是Cu2+如Na2CO3等，水解的离子是CO32-l强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，溶液的pH7l盐类的水解考点三盐类的水解电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，溶液呈电中性阳离子(4)溶液中粒子浓度的关系与比较考点三盐类的水解l盐类的水解电荷守恒Na+CO32-H+OH-HCO3-示例分析：Na2CO3溶液阴离子注意：离子要写全，电荷要标对c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)【典例】写出下列溶液中的电

25、荷守恒Na2SO3某弱酸的酸式盐NaHA溶液CH3COONa与CH3COOH(1:1)混合向H3A溶液中通入一定量KOH后，溶液中的电荷守恒c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-)c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(OH-)c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(H2A-)+2c(HA2-)+3c(A3-)CH3COONa与CH3COOH(2:3)混合c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子

26、所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒(4)溶液中粒子浓度的关系与比较考点三盐类的水解l盐类的水解元素质量守恒(物料守恒)示例分析：0.1mol/LNa2CO3溶液第1步：列出原子比例关系(关键元素成比例，非氢非氧元素)第2步：替换成溶液中存在的形态c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)NaC21=Na=2C【典例】写出下列溶液中的元素质量守恒(物料守恒)Na2SO4NH4Cl与NH3H2O(1:1)混合c(Na+)=2c(SO42-)NH4Clc(NH4+)+c(NH3H2O)=c(Cl-)Na3PO4c(Na+)=3c(PO43-)+

27、3c(HPO42-)+3c(H2PO4-)+3c(H3PO4)NH4Cl与NH3H2O(1:2)混合c(NH4+)+c(NH3H2O)=2c(Cl-)c(NH4+)+c(NH3H2O)=3c(Cl-)电解质在水溶液中发生电离、水解时，存在H+的转移，在转移时，失去H+的物质的量与得到H+的物质的量是相等的(4)溶液中粒子浓度的关系与比较考点三盐类的水解l盐类的水解质子守恒示例分析：Na2S溶液S2-H2O+2H+H2S+H+HS-+H+H3O+-H+HO-得H失Hc(OH-)=c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)【典例】写出下列溶液中的质子守恒CH3COONaNa2CO3Na3PO4c(O

28、H-)=c(H+)+c(HPO42-)+2c(H2PO4-)+3c(H3PO4)NH4Cl与NH3H2O(1:2)混合2c(NH4+)+3c(H+)=c(NH3H2O)+3c(OH-)c(OH-)=c(H+)+c(CH3COO-)c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)CH3COONa与CH3COOH(1:1)混合c(CH3COOH)+2c(H+)=c(CH3COO-)+2c(OH-)Kh表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大(1)盐的水解常数考点三盐类的水解l盐的水解常数与影响盐类水解的因素强碱弱酸盐MA水解的离子方程式为A-+H2OHA+OH-，当水解达到平衡

29、时，盐的水解常数c(A-)c(HA)c(OH-)Kh=(2)意义(3)Kh与Ka、Kb的关系KwKaKh强碱弱酸盐KwKbKh强酸弱碱盐内因盐类水解程度的大小主要是由盐本身的性质决定的。取决于盐中弱酸阴离子或弱碱阳离子所对应的弱酸或弱碱的相对强弱，相同条件下，弱酸(碱)的酸(碱)性越弱，对应离子的水解程度越大。外界条件温度：升高温度能够促进水解。浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。外加酸、碱：水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然外加盐：加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解。(2)影响盐类水解的主要因素考点三盐类的水解l盐的水解常数与影响盐类水解的因素【典例】(232

30、4高二上山西大同期中)常温下，向20mL0.1000mo1/L溶液中滴加0.1000mol/LNaOH溶液，滴定曲线及混合溶液中lgX其中X表示或随pH的变化如图所示。下列说法错误的是A可选用酚酞做实验的指示剂BX表示CHB-的电离平衡常数D当时，所得溶液中：【答案】C【详解】C.由图2可知，当pH=2时，lgX=0即=1，HB的电离平衡常数，C项错误；考点四沉淀溶解平衡1.分析方法第1步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。第2步：理解图像中线上的点、线外点的含义。(1)以氯化银为例，在其沉淀溶解平衡图像中，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q

31、=Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度都只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。l沉淀溶解平衡图像分析考点四沉淀溶解平衡1.分析方法第1步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。第2步：理解图像中线上的点、线外点的含义。(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时QKsp(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时QKspl沉淀溶解平衡图像分析考点四沉淀溶解平衡l沉淀溶解平衡图像分析考点四沉淀溶解平衡第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断。(1)溶液在蒸发时，溶质离子浓度的变化有两种情况:原溶液不饱和时，离子浓度都增大原溶液饱和时，离

32、子浓度都不变。(2)对于同一难溶电解质，溶度积常数只与温度有关，与溶液中溶质的离子浓度无关(3)实现曲线上的点之间的转化需保持温度不变，改变相关微粒的浓度。2.典型图像(1)沉淀溶解平衡曲线分析以BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)为例l沉淀溶解平衡图像分析考点四沉淀溶解平衡分析图像可知:ac:增大c(SO42-)bc:加入110-5molL-1Na2SO4溶液(加水不可以)dc:加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化)ca:增大c(Ba2+)曲线上方的点表示过饱和溶液；曲线下方的点表示不饱和溶液(2)沉淀溶解平衡的对数图像(以MnCO3、CaCO3、MgCO3为例)2.典型图

33、像(1)沉淀溶解平衡曲线分析以BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)为例l沉淀溶解平衡图像分析考点四沉淀溶解平衡已知:pM=-lgc(M)(M:Mg2+、Ca2+、Mn2+),p(CO32-)=-lgc(CO32-)。由对数图像分析，可得以下信息:横坐标数值越大，c(CO32-)越小纵坐标数值越大，c(M)越小线上方的点为不饱和溶液线上的点为饱和溶液线下方的点表示过饱和溶液(有沉淀生成)【典例】(2324上湖南期中)难溶盐可溶于盐酸，常温下，用HCl气体调节：浊液的pH，测得体系中-lgc(F-)或-lgc(Mg2+)随的变化如图所示。下列说法正确的是A曲线N代表-lgc(F-)随的变化趋势BY点溶液中存在c(HF)=c(Mg2+)C氢氟酸的Ka=10-4.4D难溶盐的溶度积Ksp=10-11.6【答案】B