化学课程-专题八水溶液中的电离平衡-高考化学

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r专题八水溶液中的电离平衡

专题导语：

考点分布1.电离平衡

2.水的电离和溶液的酸碱性

3.盐类水解

4.溶液中微粒浓度的大小比较

5.沉淀溶解平衡

分值分布1.选择题：6分

2.填空题：4-6分

题型特点本专题考查主要集中在物质在水溶液中的行为，包括弱电解质的电离平

衡、盐类的水解平衡、沉淀的溶解平衡三大平衡体系，侧重于平衡、平衡

的影响因素以及平衡移动后结果的分析等的考查。其中盐类水解的应用、

对图像的分析、溶液中微粒浓度大小的比较、平衡移动的分析、平衡常数

的计算和PH的计算等为常考点。常用的方法有勒夏特列原理（平衡移动

结果的分析）、计算法（沉淀溶解平衡常数的计算）、三大守恒（离子浓度

大小的判断）等。备考时尤其要关注有图像的题目,选择题考查单一，填

空题往往在反应原理综合题中考查。

复习策略1.本专题在复习了弱电解质的电离平衡之后，抓住水的电离特点，认真剖

析相关知识，弄清重要概念（降，PH）的含义以及与计算的关系，并灵活

运用。

2.复习盐类水解时应依据勒夏特列原理分析影响盐类水解的因素，结合生

产、生活实际了解其应用并能提供相关解释，综合运用两个平衡（电离平

衡、水解平衡），两个守恒（物料守恒、电荷守恒）解答溶液中离子浓度

大小比较的问题。

3.复习沉淀溶解平衡时要注意满足平衡的变化规律,再弄清楚沉淀的溶解

度与溶度积的关系以及沉淀的生成、溶解和转化。

教学流程（策1.教师重点阅读专题导语和学习目标、方法突破三个模块，课前根据学生

略）实际情况精选试题，明确授课流程。

2.指导学生填写必备知识模块，可以是学生填写老师纠错，也可以是学生

和老师一起回顾知识，一定要做到先复习再练习。

3.基础过关后，根据题型分类来指导学生做题，做题的过程中发现问题要

及时指导学生修正并标识，总结易错点、重难点等记录在我的记录空间，

以备课后复习。

4.选取相关练习题来强化训练，也可以根据学生的具体情况进行限时训

练。特别是简单题，一定要提高正确率。

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5.回顾总结，可以是没有掌握好的概念、原理、水解方程式、解题方法，

也可以是做错的题目。最后留出课后作业，作业根据学生实际情况，选留

30分钟到60分钟的题目。

学习目标：

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。

2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

3.了解水的电离、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。

5.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。

6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。了解溶度积的含义及其表达式，并能进行相关的计算。

方法突破：

解题方法

一、弱电解质的电离平衡及其影响因素

电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡

移动也遵循勒夏特列原理。解答本类题目，关键在于掌握以下两点：

I.理解外界条件对电离平衡的影响

以CHaCOOH(aq)^^CHaCOO-(aq)+H+(aq)△a0为例，各种因素对弱酸电离平衡的影响

可归纳为：

平衡移动

条件变化。(心H+数目

方向

加水稀释向右减小增多不变

升高温度向右增大增多变大

加入NaOH(s)向右减小减少

通入HC1(g)向左增大增多

加CH3COONH,(S)向左减小减少不变

加金属Mg向右减小减少

加CaC03(s)向右减小减少

2.弱电解质电离平衡的移动结果需克服定式思维

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防止出现平衡向右移动，则左边物质所有的量均减小，右边物质的量均增加的定式思维。

因为引起平衡移动的因素不确定，如加水稀释可使平衡右移，右移的结果是反应物的量减小；

加入溶质也可以使平衡右移，右移的结果是反应物的量增大；各个物理量的定义不同，如加

水稀释可使平衡右移，右移的结果是生成物的物质的量增大，但生成物的物质的量浓度却减

小。

二、弱电解质的判断方法及与强电解质的对比

高考对本考点的考查主要围绕强、弱电解质的判断与比较，外界条件对弱电解质电离平

衡的影响等展开。考生可从以下几个方面重点掌握：

1.掌握判断弱电解质的三个思维角度

(D角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1口。1・「I的CMCOOH溶

液的pH>l。

(2)角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡发生移动，如pH=l的CH：C00H

加水稀释10倍，l〈pH<2。

(3)角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH£OOH为弱酸可用下面两个实验：

①配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚儆溶液。现象：溶液变为浅红色。

②用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液并滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7o

2.掌握强酸与弱酸的性质比较

等物质的量浓度

的盐酸(a)与醋等pH的盐酸(a)与醋酸(b)

酸⑹

pH或物质的量浓度pH：a<b物质的量浓度：a<b

溶液导电性a>ba=b

水的电离程度a<ba=b

c(Cl")>

c(C『)与0：£00一)大小c(C『)=c(CH3co0一)

C(CH3C00")

等体积溶液中和NaOH的量a=ba<b

a：不变a：不变

分别加该酸的钠盐固体后pH变化

b：变大b：变大

开始时与金属反应的速率a>b相同

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等体积溶液与过量活泼金属反应产

相同a<b

生出的量

3.记住强、弱电解质判断中的注意事项

（1）电解质的强弱与化学键没有必然联系，主要区别是其在水溶液中或熔融状态下能否完全

电离。

一般情况下，含有离子键的离子化合物是强电解质；含有强极性键的共价化合物可能是非电

解质（如SO2、CH3cH20H等）、弱电解质（如HF、HC10、HCN、H2cO3等弱酸,H2s&、H3P0』等中强

酸，NH3-H2。等弱碱和40等）、强电解质（如HC1、NaOH、KNO3等）。

（2）电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。溶液的导电性强弱取决于溶液中自由移动

的离子浓度和离子所带的电荷数。离子浓度越大、离子所带的电荷数越多，溶液的导电性越

强。在相同条件下（如温度、电解质的浓度等），强电解质溶液的导电能力比弱电解质强。

（3）电解质的强弱与电解质的溶解度无关。强电解质的溶解性不一定强，弱电解质的溶解性

不一定弱。如BaSO,是强电解质，但难溶于水，CH£OOH是弱电解质，但易溶于水。

三、电离平衡常数的应用和计算

高考对电离平衡常数的考查主要涉及电离平衡常数的概念、简单计算及其应用。考生除

要掌握基础知识之外，还可以从以下几方面下功夫：

1.电离平衡常数及其应用

应用组论举例

判断酸性相对醋酸：4=1.75X10-5,次氯酸：仁

电离常数越大，酸性（或碱性）越强

强弱2.95X1（）T,则酸性:醋酸〉次氯酸

醋酸：《=1.75X10-,次氯酸：K=

判断盐溶液的

电离常数越大,对应的盐水解程度越2.95X10、则同浓度的醋酸钠和次

酸性（或碱性）

小，盐溶液的碱性（或酸性）越弱氯酸钠溶液的pH：醋酸钠V次氯酸

强弱

钠

H2c。3：4=4.2X10,A^=5.6X10

判断反应能否■*',苯酚：4=1.3X107°,向苯酚

发生或者判断根据强酸可以制取弱酸来判断钠溶液中通入的CO?不论是少量还是

产物是否正确过量，其化学方程式为CMONa+Ca

+H2O=CfiH5OH+NaHCO3,不能生成

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Na2C03

如；0.1mol/LCHsCOOH溶液中加水

利用温度不变电离常数就不变来判c(CH.COQ-)_

柿样'c(CHC00H)-

判断微粒浓度3

断溶液中微粒浓度或者比值的变化

c(CHaCOO-)・cW)K

或浓度比值的

c(CH.COOH)•c(H+)-c(H+)'

情况，有时候还会结合用一起进行

变化加水稀释，C(HD减小，A值不变，

判断

则：C(党Cn3C黑UUn；)增大

2.以弱酸HX为例，关于电离平衡常数计算总结

计算类型计算过程说明

e(1广)・C(XD

6%(HX)

已知。和或求

(HX)c(H+)pH,1")_

c(HX)一。(H+)-由于弱酸只有极少一部分电

电离常数

/W)离，c(f)的数值很小，c(HX)

c(HX)

-c(H+)gc(HX)

已知。(HX)和电离常数，求由上式变形可得。(H+)=

。(心c(HX)

水的离子积常数Kk

c(H+)-c(0H-),X一水解平衡

某个比值的分子和分母，同时

求HX电离平衡常数&、水的常数&=

乘以。(H+)或者

离子积4和x-水解平衡常数c〔HX)・C(OIT)

c(X-)'c(0H)拼凑出K或者4的形

间的关系

4Hx的4-c(H+)-c(XD

HX的4-ex)式再进行计算

一・c(X-)♦

一c(OH")・c(HX)-6

四、水的电离平衡及影响因素

高考中对水的电离平衡的考查，主要涉及离子积常数和外界条件改变对电离平衡的影响。

考生需牢固掌握基本概念,理解外界条件对电离平衡的影响，克服思维定式,紧抓以下两点：

1.知道水的电离平衡是化学平衡的一种，可以根据勒夏特列原理判断外界条件对水的电离

平衡的影响

平衡移动方c(0H0(心与c(0H

改变的条件c(H+)变化萩变化溶液性质

向■)变■)大小关系

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化

c(H，)=6?(OH

升高温度正向增大增大增大中性

■)

加入活泼金碱性

正向减小增大不变c(H+)<C(0H-)

属

加入酸逆向增大减小不变c(H+)>C(0H)酸性

加入NaHSO.逆向增大减小不变c(H+)>C(0H「)酸性

加入NaHCO.,碱性

正向减小增大不变c(H+)<C(0H-)

粉末

加入NH.C1固酸性

正向增大减小不变c(H+)>C(0H-)

体

2.掌握利用水的电离平衡的方法技巧

(1)常温下，中性溶液中c(0H-)=c(H+)=10-7mol・L-lo

(2)溶质为酸的溶液，全部来自水的电离，水电离产生的。(H+)=C(0IT)。

(3)溶质为碱的溶液，H+全部来自水的电离，水电离产生的c(0K)=c(H+)。

(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液

①pH=5的NHO溶液中卜厂全部来自水的电离，由水电离出的。(1广)=10-5mol•

L-1,c(0H-)=10-9mol•L-',是因为部分0旷与部分NH：结合；

②pH=12的Na2c。3溶液中01T全部来自水的电离，由水电离出的c(OE­)=

10--mol,L-'o

五、PH与溶液酸碱性

解答围绕溶液川相关知识的题目，无论是定性分析还是定量计算，考生只要掌握以下

规律，即可顺利解答：

1.紧抓pH的计算公式

溶液酸碱性的判断，一般可根据酸、碱混合或稀释的相关规律进行分析。pH的计算一般按

如下步骤：

计算NH-)|f西

确定溶液_

的酸碱性桂

--------瞰住计算c(OH-)|士|c(H-)卜时

2.理解强酸、强碱稀释规律

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（1）强酸溶液，被稀释10"倍，溶液的pH增大〃（溶液的pH不会大于7）。

⑵强碱溶液，被稀释10"倍，溶液的pH减小〃（溶液的pH不会小于7）。

3.记忆酸碱混合溶液的酸碱性（或pH）规律

（D等体积等浓度的一元强酸、一元强碱混合呈中性。

（2）等体积等浓度的一元弱酸、一元强碱混合呈碱性。

（3）强酸、强碱等体积混合

①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。

（4）pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体

积混合呈酸性。

六、酸碱中和滴定实验

中和滴定实验常常以中和滴定曲线或者实验题的形式考杳仪器选择、实验步骤、终点判

断、误差分析等。考生需掌握以下方法：

1.中和滴定误差分析方法

⑴依据原理：。（标准）-K标准）=。（待测）・夕（待测），所以。（待测）=

c（标准）・P（标准）

/（待测）°

（2）误差分析

以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚醐作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有:

步骤操作/标准C特测

酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高

碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低

洗涤

锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高

锥形瓶洗净后还留有蒸储水不变无影响

放出碱液的滴定管开始时尖嘴处有气

取液变小偏低

泡，放出液体后气泡消失

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时

变大偏高

气泡消失

滴定振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低

部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高

溶液颜色较浅时滴入酸液过快,停止滴变大偏高

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定后反加一滴NaOH溶液无变化

滴定前读数正确，滴定后俯视读数变小偏低

读数

滴定前读数正确，滴定后仰视读数变大偏高

2.涉及中和滴定曲线的题目时，解题要注意以下三点：

（1）注意纵横坐标含义：一般横坐标为滴加酸碱溶液的体积。

（2）注意起点时的pH：可以通过起点时的pH判断溶液的浓度。

（3）注意“滴定终点”“恰好中和”“呈中性”的不同。

①滴定终点：指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差（允

许误差），而指示剂变色点都不是pH=7的情况。

②恰好中和：指酸和碱恰好完全反应生成盐和水的时刻，此时的溶液不一定呈中性。

③呈中性：溶液中的氢离子浓度等于氢氧根离子浓度（常温下pH=7）＜

七、滴定的相关计算

近年出现的滴定计算主要包括中和反应滴定法、氧化还原反应滴定法及沉淀滴定法，总

结如下：

滴定类型滴定实例解题策略

用中和滴定的方法测定NaOH和Na£Oa的

中和反应滴混合液中的NaOH含量时，可先在混合液H,A+M3OH=B,A+/此0则根据以下

定法（包括反中加过量BaCk溶液，使NazCCh完全变成关系计算：c(JU)=

c(BOH)・/(BOH)

滴定法）BaCQ,沉淀，然后用标准盐酸滴定（用酚

〃・M(FLA)

酣作指示剂）

①酸性KMnO,溶液滴定Fe?+或者H2c

当滴入一滴酸性KUnOi溶液后，溶液由无

色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明

到达滴定终点。一般根据电子守恒或配平化学方程

氧化还原反

②Na2s2O3溶液滴定碘液：2Na2s4+式，列出各物质的关系式进行计算。

应滴定法

如①中根据5Fe?+〜MnO；进行计算

I2=Na2S1Oft+2NaI,用淀粉作指示剂，

当滴入一滴Na2s2O3溶液后，溶液的蓝色

褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到

达滴定终点

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沉淀滴定所用的指示剂本身就是一

如测定水体中氯化物含量，常用标

种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应

沉淀滴定法准硝酸银法滴定，用Ag£r（h作该反应的

的生成物的溶解度要比滴定剂与指

指示剂

示剂反应的生成物的溶解度小

八、盐类水解平衡的影响因素

盐类的水解存在平衡，外界条件（如温度、浓度、溶液的酸碱性等）的改变会引起平衡的

移动，这是解题的关键也是命题的热点。解答此类问题一般采用如下步骤：找出影响平衡的

条件f判断平衡移动的方向一分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。外界条

件对反应Fe"+3H2。寸=Fe（0H）3+3H+（正反应为吸热反应）的影响规律如下:

Fe>水解

条件移动方向H+数pH现象

程度

升高温度向右增加降低增大颜色变深（黄一红褐）

通HC1向左增加降低减小颜色变浅

加压0向右增加升高增大颜色变浅

加镁粉向右减小升高增大红褐色沉淀，无色气体

加NaHCO3向右减小升高增大红褐色沉淀，无色气体

九、盐类水解的应用

盐类水解在生产、生活、科学实验等方面具有广泛的应用。解答此类题目，首先应弄清

盐类水解的一般规律，掌握哪些情况考虑水解；同时，在解题过程中应注意分析题意，理解

信息。一般可按如下思维流程分析：

分析条件变化一判断移动方向一得出移动结果

盐类水解应用总结如下表:

应用举例

加热促进水解热的纯碱溶液去污力强

等物质的最浓度的Na£03、NaHCOs溶液均显碱

分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱

性，且碱性：Na2C03>NaIIC03

Al"和HCO；因发生水解互促反应不能大量共

判断溶液中离子能否大量共存

存

配制或贮存易水解的盐溶液配制FeCk溶液，要向FeCC溶液中加入适量

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盐酸

明矶溶于水，生成胶状物氢氧化铝，能吸附

胶体的制备，作净水剂

水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清

化肥的使用钱态氮肥不宜与草木灰混合使用

泡沫灭火器的反应原理(双水解)A134+3HCO；=A1(OH)：U+3C02t

由MgCh•6H2O制MgCL在干燥的HC1气流

无水盐的制备

中加热

将A1CA溶液蒸干灼烧得到的是A1A,而不是

判断盐溶液的蒸干产物

AlCh

为除去MgCL酸性溶液中的Fe",可在加热搅

某些盐的分离除杂拌的条件下加入MgO、MgC6或Mg(OH)2,过滤

后再加入适量的盐酸

NHC1溶液除去金属表面的氧化物(NH：水解溶

盐溶液除锈

液显酸性)

CH3COONa溶液能使酚敌变红(pH＞7),说明

判断电解质的强弱

CH3COOH是弱酸

十、文字型离子浓度大小比较

离子浓度大小比较一般分为以下两种情况:

1.不等式关系

溶液类型典型实例离子浓度大小规律

显性离子＞一级电离离子》

+-

0.1mol/L的H2s溶液中：c(H)>c(HS)

多元弱酸溶液二级电离离子,水电离出的

>C(S2-)>C(0H-)

另一离子

不水解离子〉水解离子〉显

一元弱酸的正盐0.1mol/L的CH.C00Na溶液中：c(Na+)>

性离子》水电离出的另一离

+

溶液c(CH3C00')>c(0H")>c(H)

子

不水解离子,水解离子,显

二元弱酸的正盐0.1mol/L的Na£()3溶液中：c(Na+)>

性离子〉二级水解离子＞水

溶液c(C点-)>c(0H-)>c(HCOT)>c(H+)

电离出的另一离子

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不水解离子,水解离子》显

二元弱酸的酸式0.1mol/L的NaHCCh溶液中：c(Na')>

性离子〉水电离出的另一离

盐溶液c(HC0D>c(0H-)>C(H+)>C(C0D

子,电离得到的酸根离子

该类型题要看溶液中其他离

在相同物质的量浓度的下列各溶液中：

子对其的影响，如多元强酸的

①NHC1、

不同溶液中同一酸式盐电离出的氢离子对钱

②CH3COONH,、

离子浓度的比较根水解有抑制作用，水解显碱

③NHiHSO,。

性的弱酸根离子则对钱根水

c(NH：)由大到小的顺序：③，①〉②

解有促进作用

常见的醋酸和醋酸钠溶液等

混合溶液中各离0.1mol/L的NH.C1溶液和0.1mol/L的浓度共存时，其电离程度大于

子浓度大小的比氨水混合溶液中：。(NH：)>c(C广)>c(0H水解程度，混合液显酸性。而

较")>c(H+)亚硫酸和亚硫酸钠溶液等浓

度共存时，混合溶液显碱性

2.等式关系

守恒关系实例说明

电解质溶液中所有阳离子所带正

NaHCd溶液中电荷守恒：c(Na')+c(H')

电荷守恒电荷总数与所有阴离子所带负电

=c(HC0；)+c(0H)+2e(C0D

荷总数相等

电解质溶液中由于电离或水解因

例如在NaHCOs溶液中，〃(Na)：〃(C)=

素，离子会发生变化变成其他离子

物料守恒1：1,推出c(Na+)=C(HC0D+C(C0D

或分子，但离子或分子中某种特定

+C(H£03)

元素原子的总数不变

质子守恒是指电解质溶液中的分

NHiHCQ溶液中由0+、H£Os为得到质子后子或离子得到或失去的质子的物

的产物；NFL0(、CO『为失去质子后的质的量相等。质子守恒也可根据电

质子守恒

产物，故有。(H故+i+u(H£03)=C(NH3)荷守恒和物料守恒联合求出，原溶

+C(0H)+C(C0T)质电离出的离子一定不会出现在

质子平衡式中

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十一、图像型离子浓度大小比较

结合图像考查离子浓度大小比较，一般为滴定曲级或者在某一溶液中持续滴入另一溶液

的反应曲线。下面以用0.1000mol•L-'NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol•L-1HA

溶液为例，总结抓住解决滴定曲线问题的几个关键点：

滴定曲线关键点离子浓度关系

原点为HA的单一溶液，0.1000mol-L-1HA的

点0pH>l,说明是弱酸,c(HA)>

c(H+)>c(A-)>c(0H")

两者反应生成等物质的量的HA和NaA,此时溶液

pH<7,说明HA电离程度大于

点①

A水解程度,c(A")>c(Na+)>c(HA)>

o

c(H+)>c(0H-)

此时溶液pH=7,溶液呈中性，酸没有完全被反

点②

应，c(A-)=c(Na+)>c(HA)>c(H+)=c(0H-)

05101520

*NaOH)/mL此时两者恰好反应生成NaA,为弱酸强碱溶液，

点③

c(Na+)>c(A-)>c(0H-)>c(H+)

此时NaOH过量或者远远过量，溶液显碱性，可

点③之能出现c(Na+)>c(A-)>c(0H­)>

后c(H+),也可能出现。(Na+)>c(0H—)>

c(A-)>c(Ht)

十二、沉淀溶解平衡及其应用

沉淀溶解平衡属于四大动态平衡之一，达到平衡时沉淀的溶解速率与生成速率相等，也

具备动态平衡的四个基本特征，关键在于沉淀溶解平衡的应用：

1.沉淀的生成

在工业生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。

常见的方法有：

(1)调节溶液的pH法：使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。

如除去NH.C1溶液中的FcCh杂质，可加入氨水调节pH至7〜8,离子方程式为Fe"+

3NH3•H20=Fe(0H)31+3NH：。

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(2)加沉淀剂法：加入沉淀剂使杂质离子转化为沉淀除去。

2+2+-

如用H.S沉淀Cu,离子方程式为CU+H2S=CUSI+2H+；用BaCL溶液沉淀SO?,离子

方程式为Ba2++S0f=BaS041。

2.沉淀的溶解

根据平衡移动，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的相

应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。方法有：

(1)酸碱溶解法：加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向

溶解的方向移动，如CaCOa可溶于盐酸，离子方程式为CaC03+2H+=Ca2++C02f+H20。

(2)盐溶解法：加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成弱电解质，从而减小离子

浓度使沉淀溶解,如Mg(OH)2溶于NHC1溶液,离子方程式为:Mg(OH)2+2NH：=Mg"+2NH3佻0。

(3)配位溶解法：加入适当的配合剂，与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成稳定的配合物，

从而减小离子浓度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水，离子方程式为：AgCl+

2NH3・H?0=[Ag(NH3)2]++Cl-+2H2O。

十三、沉淀溶解平衡曲线

解答图像题的关键是明确曲线、各点所对应的含义。具体方法如下：

1.第一步：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。

2.第二步：理解图像中线上的点、线外点的含义。

(D以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，

此时g启。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变

化，不会出现在曲线外。

(2)曲线上方区域的点均为饱和溶液与沉淀共存的体系，此时0爆。

(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时我心。

c(Cr)/mol,L*1

3.第三步：抓住心的特点，结合选项分析判断。

(1)溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：①原溶液不饱和时，离子浓度要增大都增

大；②原溶液饱和时，离子浓度都不变。

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(2)溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度

积常数相同。

十四、溶度积的有关应用和计算

与心计算有关的常考题型和解题策略:

常考题型解题策略

1.根据定义式或者数形结合求《P,或者直接根据A；P(AB)=，(A"：一c"(B")解答，如果

判断沉淀金属离子所需pH已知溶解度，则化为物质的量浓度再代入计算

(D沉淀类型相同，则心小的化合物先沉淀；

2.沉淀先后的计算与判断(2)沉淀类型不同，则需要根据/计算出沉淀时

所需离子浓度，所需离子浓度小的先沉淀

如某溶液中含有「、C1一等离子，向其中滴加AgNO：,

溶液，当AgCl开始沉淀时，求溶液中:端「)),

3.根据两种含同种离子的化合物的心数

11111六。(1一)。(Ag')•。(1一)

据，求溶液中不同离子的比值则有c(C广)-c(Ag+)・c(C-)一

电(Agl)

K”(AgCl)

把离子浓度数值代入心表达式，若数值大于凡。，

4.判断沉淀的生成或转化

沉淀可生成或转化为相应难溶物质

必备知识

一、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)，当弱电解质电离的速率和离子结合成分子的速

率时，电离过程达到了平衡。

反

应弱电解责分子I

速、、电离成离子:

率、、、？颦率如种速率相等,处于电离平衡状态

二'霍藩

/介成弱电热

'质分子的速率：

，0时间

2.电离平衡的特征

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9—可逆过程

(§)■]

一“电离)=v(结合)X0

⑥」

3一条件一定•平衡体系中离子与分子的浓度一定

变)一条件改变•平衡发生移动

3.外界条件对电离平衡的影响

(1)内因：弱电解质本身的性质。

⑵外因

①温度：升高温度，电离平衡向,电离程度。

②浓度：稀释溶液，电离平衡向,电离程度。

③相同离子：加入与弱电解质具有相同囹子的强电解质,电离平衡向左移动,电囹程

度__________

④加入能与离子反应的物质：电离平衡向，电离程度

4.电离平衡常数及其应用

(1)表达式：对于HAUeH++A,；

—")C(二HA:)J")

对于BOH=EB++OH,K、=C:,

c(BOH)

(2)特点：电离平衡常数只与温度有关，升温，小值增大。

⑶意义：鹿大一越易电离一酸(碱)性越强

二、水的电离平衡

1.水的离子积常数

(1)25C时,水的离子积长=。(1「)・C(OI「)=1X1(T“，(称为水的离子积常数,简称水的

离子积。

(2)水的电离过程是吸热过程，温度升高，A；增大，温度,A；减小。

4注意

A；不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有。(H+)侬ncSHlw。

2.外界条件对水的电离平衡的影响

(D温度：温度升高，促进水的电离，(增大;温度降低，抑制水的电离，A；减小。

⑵酸、碱：抑制水的电离。

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(3)能水解的盐：促进水的电离。

三、溶液的酸碱性和pH

1.溶液的酸碱性

(1)酸性溶液:c(H+)>c(OH-),常温下，pH<7o

⑵中性