微型專題三水溶液中的離子平衡,第三章水溶液中的離子平衡,學(xué)習(xí)目標定位 1.正確理解弱電解質(zhì)的電離平衡及其平衡常數(shù)。 2.掌握鹽類水解的規(guī)律及其應(yīng)用。 3.會比較溶液中粒子濃度的大小。 4.會分析沉淀溶解平衡及其應(yīng)用。,1.弱電解質(zhì)的證明 例1下列事實一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是 常溫下NaNO2溶液的pH大于7用HNO2溶液做導(dǎo)電實驗，燈泡很暗 HNO2和NaCl不能發(fā)生反應(yīng)0.1 molL1 HNO2溶液的pH2.1 NaNO2和H3PO4反應(yīng)，生成HNO20.1 molL1 HNO2溶液稀釋至100倍，pH約為3.9 A. B. C. D.全部,一、弱電解質(zhì)及其電離平衡,答案,解析,解析中證明NO 能水解，證明HNO2為弱酸。 中未指明濃度，也沒有參照物，不能說明問題。 HNO2無論是強酸還是弱酸都不與NaCl反應(yīng)。 中說明c(H)c(HNO2)，說明HNO2部分電離，存在電離平衡，是弱電解質(zhì)。 中的H3PO4為中強酸，而被中強酸制備的酸必定酸性更弱，即為弱電解質(zhì)。 中HNO2溶液被稀釋，c(H)變化與c(HNO2)變化不同步，證明存在電離平衡移動，即為弱電解質(zhì)。,規(guī)律方法,證明HA為弱電解質(zhì)的基本思路有兩種：一種是直接根據(jù)酸或其對應(yīng)鹽的性質(zhì)進行實驗設(shè)計，二是選擇一種已知的強酸進行對照性實驗設(shè)計。,答案,2.酸、堿溶液稀釋pH的變化規(guī)律 例2pH11的X、Y兩種堿溶液各10 mL，分別稀釋至1 000 mL，其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是,A.X、Y兩種堿的物質(zhì)的量濃度一定相等 B.稀釋后，X溶液堿性比Y溶液堿性強 C.若9V(Y),易錯辨析,(1)弱酸、弱堿在稀釋過程中既有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH的范圍。 (2)酸、堿無限稀釋，pH無限接近于7，但不能超過7。,3.強、弱電解質(zhì)的對比 例3pH3的兩種一元酸HX和HY溶液，分別取50 mL加入足量的鎂粉，充分反應(yīng)后，收集到H2的體積分別為 V(HX)和V(HY)，若V(HX)V(HY)，則下列說法正確的是 A.HX可能是強酸 B.HY一定是強酸 C.HX的酸性強于HY的酸性 D.反應(yīng)開始時二者生成H2的速率相等,答案,解析,解析本題考查了強、弱酸的判斷及溶液酸性大小的比較。據(jù)題意，Mg粉足量，酸不足，應(yīng)根據(jù)酸的物質(zhì)的量來計算H2的體積，由V(HX)V(HY)，知pH相等時，HX的物質(zhì)的量濃度比HY的大，即HX是酸性比HY弱的弱酸，而無法判斷HY是強酸還是弱酸，故A、B、C項錯誤； 反應(yīng)開始時生成H2的速率取決于c(H)，因為開始時c(H)相等，故D項正確。,易錯辨析,強弱電解質(zhì)比較時，易錯的是不知道用離子濃度還是物質(zhì)的量進行比較，比較快慢時比的是溶液中存在的離子濃度的大??；比較多少時比的是溶質(zhì)物質(zhì)的量的大小。,4.酸、堿、鹽溶液中c(H)或c(OH)的計算與比較 例425 時，在等體積的pH0的H2SO4溶液、0.05 molL1的Ba(OH)2溶液、pH10的Na2S溶液、pH5的NH4NO3溶液中，由水電離出的c(H)之比是 A.1101010109 B.15(5109)(5108) C.1201010109 D.110104109,答案,解析,解析25 時，pH0的H2SO4溶液中由水電離出的c(H)1014molL1； 0.05 molL1的Ba(OH)2溶液中c(OH)0.05 molL120.1 molL1，根據(jù)Kwc(H)c(OH)1.01014，則由水電離出的c(H)1013 molL1； pH10的Na2S溶液中由水電離出的c(H)104 molL1； pH5的NH4NO3溶液中由水電離出的c(H)105molL1，故等體積上述溶液中由水電離的c(H)之比為101410131041051101010109，即選項A正確。,規(guī)律方法,酸堿抑制水的電離，酸中的OH、堿中的H全部來自水的電離；鹽類的水解促進水的電離，若鹽溶液顯酸性，H全部來自水的電離；若鹽溶液呈堿性，OH全部來自水的電離。,5.滴定原理的遷移與應(yīng)用 例5(2017天津理綜，9)用沉淀滴定法快速測定NaI等碘化物溶液中c(I)，實驗過程包括準備標準溶液和滴定待測溶液。 .準備標準溶液 a.準確稱取AgNO3基準物4.246 8 g(0.025 0 mol)后，配制成250 mL標準溶液，放在棕色試劑瓶中避光保存，備用。 b.配制并標定100 mL 0.100 0 molL1 NH4SCN標準溶液，備用。 .滴定的主要步驟 a.取待測NaI溶液25.00 mL于錐形瓶中。,b.加入25.00 mL 0.100 0 molL1 AgNO3溶液(過量)，使I完全轉(zhuǎn)化為AgI沉淀。 c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示劑。 d.用0.100 0 molL1 NH4SCN溶液滴定過量的Ag，使其恰好完全轉(zhuǎn)化為AgSCN沉淀后，體系出現(xiàn)淡紅色，停止滴定。 e.重復(fù)上述操作兩次。三次測定數(shù)據(jù)如下表：,f.數(shù)據(jù)處理。,回答下列問題： (1)將稱得的AgNO3配制成標準溶液，所使用的儀器除燒杯和玻璃棒外還有_。,250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管,解析配制AgNO3標準溶液，所使用的儀器除燒杯和玻璃棒外還有250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管。,答案,解析,(2)AgNO3標準溶液放在棕色試劑瓶中避光保存的原因是_ _。,避免AgNO3見光,解析因AgNO3見光易分解，所以AgNO3標準溶液應(yīng)放在棕色細口試劑瓶中并避光保存。,分解,(3)滴定應(yīng)在pH0.5的條件下進行，其原因是_ _。,防止因Fe3的水解而影響滴,解析NH4Fe(SO4)2為強酸弱堿鹽，且Fe3的水解程度很大，為防止因Fe3的水解而影響滴定終點的判斷(或抑制Fe3的水解)，所以滴定應(yīng)在pH0.5的條件下進行。,答案,解析,定終點的判斷(或抑制Fe3的水解),(4)b和c兩步操作是否可以顛倒_，說明理由_ _。,否(或不能),解析因Fe3能與I發(fā)生氧化還原反應(yīng)，而使指示劑耗盡，無法判斷滴定終點，所以b和c兩步操作不能顛倒。,答案,解析,若顛倒，F(xiàn)e3與I,反應(yīng)，而使指示劑耗盡，無法判斷滴定終點,答案,解析,(5)所消耗的NH4SCN標準溶液平均體積為_ mL，測得c(I)_ molL1。,10.00,0.060 0,答案,解析,(6)在滴定管中裝入NH4SCN標準溶液的前一步，應(yīng)進行的操作為_ _。,用NH4SCN,標準溶液潤洗滴定管23次,解析在滴定管中裝入NH4SCN標準溶液的前一步：用NH4SCN標準溶液潤洗滴定管23次。,(7)判斷下列操作對c(I)測定結(jié)果的影響(填“偏高”“偏低”或“無影響”) 若在配制AgNO3標準溶液時，燒杯中的溶液有少量濺出，則測定結(jié)果_。 若在滴定終點讀取滴定管刻度時，俯視標準液液面，則測定結(jié)果_。,偏高,偏高,解析若在配制AgNO3標準溶液時，燒杯中的溶液有少量濺出，造成溶質(zhì)減少，則使配制AgNO3標準溶液的濃度偏低，則使消耗的n(NH4SCN)偏小，由c(I)n(AgNO3)n(NH4SCN)/VNaI(aq)可推斷，c(I)測定結(jié)果將偏高。,解析若在滴定終點讀取滴定管刻度時，俯視標準液液面，使讀取的NH4SCN標準溶液的體積偏低，由c(I)n(AgNO3)n(NH4SCN)/VNaI(aq)可推斷，c(I)測定結(jié)果將偏高。,答案,解析,知識鏈接 1.三角度證明電解質(zhì)的強弱 角度一：是否存在電離平衡 (1)同溫度、同濃度的強酸溶液的導(dǎo)電性強于弱酸溶液的導(dǎo)電性。 (2)pH相同的強酸和弱酸，弱酸的物質(zhì)的量濃度大于強酸的物質(zhì)的量濃度，酸體積相等時，與足量的活潑金屬反應(yīng)，產(chǎn)生H2多的是弱酸。 (3)相同pH、相同體積的強酸和弱酸，當加水稀釋相同倍數(shù)時，pH變化大的為強酸，pH變化小的為弱酸。,教師用書獨具,(4)稀釋濃的弱酸溶液，一般是c(H)先增大后減??；稀釋濃的強酸溶液，c(H)一直減小。 (5)相同pH、相同體積的強酸和弱酸分別與等物質(zhì)的量n(H)電離n(OH)電離的同元強堿發(fā)生中和反應(yīng)后，若溶液呈中性，該酸為強酸；若溶液呈酸性，則該酸為弱酸。 (6)中和相同體積、相同pH的強酸和弱酸，弱酸的耗堿量多于強酸。,角度二：是否存在水解平衡 (1)測定相應(yīng)強堿鹽的酸堿性，強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性，弱酸強堿鹽溶液水解顯堿性，且水解程度越大的酸根對應(yīng)的酸越弱。 (2)相同濃度、相同體積的強酸和弱酸分別與等物質(zhì)的量的同元強堿發(fā)生中和反應(yīng)后，若溶液呈中性，該酸為強酸；若溶液呈堿性，則該酸為弱酸。 角度三：復(fù)分解反應(yīng)強酸制備弱酸 根據(jù)復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件可知，強酸可以和弱酸的鹽反應(yīng)生成弱酸和強酸的鹽，或弱酸和更弱酸的鹽反應(yīng)生成更弱的酸。如鹽酸能與石灰石反應(yīng)生成二氧化碳，由此可判斷酸性：鹽酸碳酸。,2.強、弱酸(堿)稀釋時pH的變化規(guī)律 (1)對于pH相同的強酸與弱酸(或強堿與弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù)，強酸(或強堿)溶液的pH變化幅度大。這是因為強酸(或強堿)已完全電離，隨著水的加入，溶液中H(或OH)數(shù)目不會增多(不考慮水的電離)，濃度改變大，而弱酸(或弱堿)隨著水的加入，電離程度增大，H(或OH)數(shù)目會增多，濃度改變小。 (2)對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸與弱酸(或強堿與弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，pH的變化幅度不同，強酸(或強堿)稀釋后pH變化幅度大。,3.強、弱電解質(zhì)的比較 (1)相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較(見下表)：,(2)相同體積、相同c(H)的一元強酸與一元弱酸的比較(見下表)：,4.計算、比較溶液中c(H)或c(OH)的兩原則 (1)溶液中水電離產(chǎn)生的c(H)c(OH)。 (2)按照“促進以大，抑制以小”的原則計算酸、堿、鹽溶液中水電離的c(H)或c(OH) 若在酸或堿溶液中，就選擇溶液中c(H)、c(OH)數(shù)值較小的，若在可水解的鹽溶液中，就選擇溶液中c(H)、c(OH)數(shù)值較大的。,5.氧化還原滴定過程中指示劑的選擇及計算依據(jù) (1)指示劑的選擇 用KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或Fe2溶液時，不需另加指示劑。用Na2S2O3溶液滴定含I2的溶液時，以淀粉為指示劑。 (2)計算 依據(jù)化學(xué)方程式或離子方程式或關(guān)系式列比例式，或運用原子守恒、電荷守恒、得失電子守恒等列式進行計算。,1.鹽類水解規(guī)律的應(yīng)用 例6相同物質(zhì)的量濃度的NaCN、NaClO、Na2CO3相比，Na2CO3溶液的pH最大，NaClO溶液的pH最小，則下列說法中正確的是 A.同溫、同濃度時，酸的強弱：HClO HCN H2CO3 B.同溫、同濃度時，酸溶液的pH：HClOHCN H2CO3 C.同體積、同濃度的HCN和HClO與NaOH恰好完全反應(yīng)時，消耗NaOH的 物質(zhì)的量：HClOHCN D.同體積、同濃度的HCN和HClO的溶液中酸根離子濃度：c(CN)<c(ClO),二、鹽類水解平衡,答案,解析,解析在相同濃度條件下，酸越弱，對應(yīng)鹽溶液的堿性越強，即pH較大。可以確定酸性：HCO HClO，由于是同體積、同濃度的HCN和HClO與NaOH恰好反應(yīng)，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均錯誤； 由酸性越強電離程度越大，故c(CN)<c(ClO)，D正確。,誤區(qū)警示,利用鹽的水解規(guī)律時一定把鹽與酸的對應(yīng)關(guān)系找準確，尤其是二元弱酸，如Na2CO3對應(yīng)的酸是HCO ，NaHCO3對應(yīng)的酸是H2CO3。,答案,解析,2.溶液中離子濃度的關(guān)系 例7常溫下，將a L 0.1 molL1的NaOH溶液與b L 0.1 molL1的CH3COOH溶液混合。下列有關(guān)混合溶液的說法一定不正確是 A.ac(Na)c(H)c(OH) B.ab時，c(CH3COO)c(Na)c(OH)c(H) C.ab時，c(CH3COOH)c(H)c(OH) D.無論a、b有何關(guān)系，均有c(H)c(Na)c(CH3COO)c(OH),解析由電荷守恒得c(H)c(Na)c(CH3COO)c(OH)，故D正確； 若ba，醋酸過量，溶液為CH3COONa與CH3COOH的混合溶液，當溶液呈酸性時A正確； 若ab，反應(yīng)后的溶液為CH3COONa溶液，由于CH3COO水解而顯堿性，根據(jù)質(zhì)子守恒可知，C正確； 若ab，說明堿過量，溶液為CH3COONa與NaOH的混合溶液，存在c(Na)c(CH3COO)，B錯誤。,規(guī)律方法,分析酸堿混合溶液中離子濃度關(guān)系時，要注意以下幾個步驟： (1)混合后溶液中的溶質(zhì)有哪些？各溶質(zhì)的物質(zhì)的量關(guān)系是什么？ (2)混合后溶液是酸性還是堿性？是電離導(dǎo)致的還是水解導(dǎo)致的？ (3)溶液中的守恒關(guān)系電荷守恒和物料守恒。 (4)酸或堿與可水解的鹽的混合溶液，要近似處理：如果電解質(zhì)的電離決定溶液的酸堿性，可認為鹽不水解；反之，酸或堿不電離。,3.酸堿滴定曲線的綜合考查 例8室溫下，用相同濃度的NaOH溶液，分別滴定濃度均為0.1 molL1的三種酸(HA、HB和HD)溶液，滴定曲線如圖所示。下列判斷錯誤的是,A.三種酸的電離常數(shù)關(guān)系：KHAKHBKHD B.滴定至P點時，溶液中：c(B)c(Na) c(HB)c(H)c(OH) C.pH7時，三種溶液中：c(A)c(B) c(D) D.當中和百分數(shù)達100%時，將三種溶液混 合后：c(HA)c(HB)c(HD)c(OH) c(H),答案,解析,解析A項，根據(jù)圖像知，在未滴加NaOH溶液時，0.1 molL1的三種酸(HA、HB和HD)溶液的pH均大于1，說明三種酸均為弱酸，且HA的pH最小、酸性最強，HD的pH最大、酸性最弱，因酸性越強，電離常數(shù)越大，故KHAKHBKHD，正確； B項，滴定至P點時，溶液中未反應(yīng)的HB與生成的NaB的濃度相等，且溶液呈酸性，說明HB的電離程度大于B的水解程度，故c(B)c(Na)c(HB)c(H) c(OH)，正確； C項，pH7時，三種離子的濃度分別等于c(Na)，然而三種溶液中陰離子水解程度不同，加入的NaOH的體積不同，故三種陰離子的濃度也不同，錯誤； D項，根據(jù)質(zhì)子守恒即可得出，三種溶液混合后溶液的質(zhì)子守恒關(guān)系：c(HA)c(HB)c(HD)c(OH)c(H)，正確。,誤區(qū)警示,酸堿中和滴定時，滴定終點、中和點、中性點不一定重合。中和點是指酸和堿恰好完全反應(yīng)，溶液可能呈中性，也可能呈酸性或堿性，取決于所生成鹽的類型；滴定終點是指指示劑恰好變色的點，二者不完全相同。中性點是指溶液呈中性，酸和堿不一定完全反應(yīng)。,知識鏈接 1.鹽類水解的規(guī)律 (1)有弱才水解必須含有弱酸或弱堿的離子才能發(fā)生水解。 (2)無弱不水解強酸強堿鹽不發(fā)生水解。 (3)誰弱誰水解發(fā)生水解的是弱堿陽離子或弱酸根陰離子。 (4)誰強顯誰性組成鹽的酸根陰離子(堿性陽離子)是強酸根(強堿的陽離子)，則顯酸(堿)性。,教師用書獨具,(5)都弱都水解弱酸弱堿鹽因陰、陽離子都能發(fā)生水解且兩水解過程可相互促進，所以水解程度較大，少數(shù)可以完全水解，稱為雙水解反應(yīng)。 (6)越弱越水解組成鹽的酸根對應(yīng)的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽離子對應(yīng)的堿的堿性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”規(guī)律。,2.溶液中粒子濃度大小比較方法的四個步驟 (1)判斷反應(yīng)產(chǎn)物：判斷兩種溶液混合時生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過量，再確定反應(yīng)后溶液的組成。 (2)寫出反應(yīng)后溶液中存在的平衡：根據(jù)溶液的組成，寫出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直接地看出某些粒子濃度間的關(guān)系，在具體應(yīng)用時要注意防止遺漏。 (3)列出溶液中存在的等式：根據(jù)反應(yīng)后溶液中存在的溶質(zhì)的守恒原理，列出兩個重要的等式，即電荷守恒式和物料守恒式，據(jù)此可列出溶液中陰、陽離子間的數(shù)學(xué)關(guān)系式。,(4)比大?。焊鶕?jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結(jié)合平衡的有關(guān)知識，分析哪些平衡進行的程度相對大一些，哪些平衡進行的程度相對小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關(guān)鍵是要把握好電離平衡和水解平衡兩大理論，樹立“主次”意識。,3.滴定曲線解題方法 (1)注意縱橫坐標含義：一般橫坐標為滴加酸堿溶液的體積。 (2)注意起點時的pH：可以通過起點時的pH判斷溶液的濃度。 (3)注意“滴定終點”“恰好中和”“呈中性”的不同。 滴定終點：指示劑變色時即“達到了滴定的終點”，通常與理論終點存在著一定的誤差(允許誤差)，而指示劑變色點都不是pH7的情況。 恰好中和：指酸和堿恰好完全反應(yīng)生成鹽和水的時刻，此時的溶液不一定呈中性。 呈中性：溶液中的氫離子濃度等于氫氧根離子濃度(常溫下pH7)。,1.沉淀的生成、溶解及轉(zhuǎn)化 例9已知常溫下：Ksp(AgCl)1.81010，Ksp(Ag2CrO4)1.91012，下列敘述正確的是 A.AgCl在飽和NaCl溶液中的Ksp比在純水中的Ksp小 B.已知Ksp(AgBr)<Ksp(AgCl) ，故AgBr不可能轉(zhuǎn)化為AgCl C.將0.001 molL1的AgNO3溶液滴入0.001 molL1的KCl和0.001 molL1 的K2CrO4溶液中先產(chǎn)生Ag2CrO4沉淀 D.向AgCl的懸濁液中滴加濃氨水，沉淀溶解，說明AgCl的溶解平衡向右 移動,三、溶解平衡,答案,解析,解析A項，Ksp的值只跟溫度有關(guān)； B項，若將AgBr投入到足夠大濃度的NaCl溶液中，使Qc(AgCl) Ksp(AgCl)即可生成AgCl；,誤區(qū)警示,(1)一般情況下溶解度較小的沉淀易轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀，但是適當?shù)臈l件下也可反過來轉(zhuǎn)化。 (2)當一種試劑能沉淀溶液中的幾種離子時，生成沉淀所需試劑離子濃度越小的越先沉淀，但是一定要進行計算后再判斷，尤其是組成不同的難溶物質(zhì)不能僅憑Ksp的相對大小判斷沉淀的先后。,2.溶解平衡曲線的綜合考查 例10在t 時，Ag2CrO4(橘紅色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。又知AgCl的Ksp1.81010。下列說法不正確的是,答案,解析,A.t 時，Ag2CrO4的Ksp為1108 B.飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4不能使溶液由 Y點變?yōu)閄點 C.t 時，Y點和Z點時Ag2CrO4的Ksp相等 D.t 時，將0.01 molL1 AgNO3溶液滴入20 mL 0.01 molL1 KCl和0.01 molL1 K2CrO4的混 合溶液中，Cl先沉淀,Y點、Z點溶液的溫度相同，則Ksp相同，C項正確；,方法指導(dǎo),(1)溶度積曲線上的點表示該條件下達到溶解與沉淀平衡狀態(tài)。 (2)在曲線下方的點表示該溫度下未達到平衡。 (3)在曲線上方的點表示過飽和狀態(tài)。,知識鏈接 1.沉淀溶解、生成及轉(zhuǎn)化的判斷及措施 沉淀的溶解、生成及轉(zhuǎn)化本質(zhì)上是沉淀溶解平衡的移動，可借助相關(guān)物質(zhì)的Qc與Ksp的相對大小判斷，然后改變適當?shù)臈l件來完成。 (1)沉淀的生成 當QcKsp時，沉淀溶解平衡向左移動，會生成沉淀。常用方法：調(diào)節(jié)溶液的pH，加入合適沉淀劑。,教師用書獨具,(2)沉淀的溶解 當QcKsp時，沉淀溶解平衡向右移動，沉淀會溶解。常用方法：酸、堿溶解法，鹽溶法，配位溶解法，氧化還原溶解法。 (3)沉淀轉(zhuǎn)化的一般原則 溶解度較小的沉淀易轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀。若滿足QcKsp溶解度小的物質(zhì)也可以轉(zhuǎn)化為溶解度較大的物質(zhì)。 當一種試劑能沉淀溶液中的幾種離子時，生成沉淀所需試劑離子濃度越小的越先沉淀。 如果生成各種沉淀所需試劑離子的濃度相差較大，就能分步沉淀，從而達到分離離子的目的。,2.溶解平衡圖像的類型及解題策略 (1)常見溶解平衡圖像的類型 c(Mn)、c(An)型圖像：如果橫、縱坐標分別是陰、陽離子的濃度，溶解平衡曲線應(yīng)是雙曲線的一支。以BaSO4沉淀溶解平衡曲線為例，c(Ba2)與c(SO )關(guān)系如圖：,SpH或c(Mn)pH圖像：如果圖像反映的是難溶氫氧化物的溶解度或金屬陽離子濃度與pH的關(guān)系，則平衡曲線應(yīng)是一條體現(xiàn)S或c隨著pH的增大而減小的曲線。以Fe(OH)3和Cu(OH)2為例，cpH關(guān)系如圖： 圖中曲線為相應(yīng)金屬離子氫氧化物的沉淀溶解平衡曲線，可利用圖像判斷有關(guān)氫氧化物的Ksp的大小以及離子分離方法的選擇。,離子濃度(或離子濃度對數(shù))溶液體積圖：一般橫坐標為滴加溶液的體積，縱坐標為隨溶液體積增加，相應(yīng)離子濃度的變化，例如用0.1 molL1 AgNO3溶液滴定20.00 mL含有Cl、Br、I且濃度均為0.1 molL1的混合溶液，繪得滴定曲線如圖：,圖中曲線的起始部分，滴入c(Ag)不足，c(X)變化較小，在恰好反應(yīng)時出現(xiàn)突躍、突躍后的三條曲線為相應(yīng)AgX的沉淀溶解平衡曲線，若已知a、b、c所代表的鹵素離子的曲線，則可比較相應(yīng)AgX的Ksp大小或利用Ksp的大小分析a、b、c分別代表哪種鹵素離子的曲線。,難溶電解質(zhì)溶液中離子濃度都很小，為研究方便，常取離子濃度的對數(shù)或負對數(shù)。如果橫、縱坐標是離子濃度的對數(shù)或負對數(shù)，則二者的關(guān)系應(yīng)是一條直線。例如在一定溫度下，三種碳酸鹽MCO3(M：Mg2、Ca2、Mn2)的沉淀溶解平衡曲線如下圖所示：已知：pMlg c(M)，p(CO )lg c(CO ),圖中曲線為相應(yīng)碳酸鹽的沉淀溶解平衡曲線，因此可對比不同碳酸鹽Ksp的大小，對比線外點對不同碳酸鹽來說是過飽和溶液還是不飽和溶液，以及判斷相應(yīng)金屬離子與碳酸根離子濃度的大小。,(2)溶解平衡圖像的解題策略 沉淀溶解平衡曲線圖像題同其他類型圖像解答方法一樣，也是一看(看橫坐標的意義、線的走勢以及關(guān)鍵點等)，二想(想有關(guān)計算公式、規(guī)律等)，三判斷(依據(jù)公式進行計算，作出相應(yīng)判斷)，具體解題方法和技巧有： 沉淀溶解平衡曲線類似于溶解度曲線，曲線上任意一點都表示飽和溶液，曲線上方或下方的任一點則表示過飽和溶液或不飽和溶液。 從圖像中找到數(shù)據(jù)，根據(jù)公式計算Ksp的值。 比較溶液中Qc與Ksp大小，判斷溶液中有無沉淀析出。 涉及Qc的計算時，所代入的濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合溶液的體積，即Qc是任意狀態(tài)下離子濃度冪的乘積，其值是不固定的。,四、溶液中三種離子平衡的綜合,答案,解析,電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，越易電離，但電離度還與溫度、濃度等有關(guān)，B項錯誤； 電離常數(shù)、水的離子積常數(shù)、溶度積常數(shù)都只與溫度有關(guān)，C項錯誤； 同類型的難溶物(如AgCl、AgBr、AgI)，Ksp越小，溶解度越小，而不同類型的難溶物(如Ag2SO4和AgI)，Ksp小的溶解度不一定小，需要進行換算，D項錯誤。,誤區(qū)警示,Ka、Kw、Ksp只是溫度的函數(shù)，只與相關(guān)物質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，溶液中有關(guān)離子濃度的改變只能使平衡移動，但不改變Ka、Kw、Ksp的值。,2.鹽類水解平衡與沉淀溶解平衡的綜合應(yīng)用 例12硫酸鎂在醫(yī)療上具有鎮(zhèn)靜、抗攣等功效。以菱鎂礦(主要成分是MgCO3)為主要原料制備硫酸鎂的方法如下：,答案,解析,(1)步驟中發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為_ _。,H2O,解析步驟中發(fā)生的反應(yīng)為硫酸銨和氧化鎂反應(yīng)生成氨氣、硫酸鎂和水。,(2)步驟中調(diào)節(jié)pH6.06.5的目的是_ _。,答案,解析,解析步驟中將硫酸鎂溶液蒸發(fā)、結(jié)晶時，為了抑制鎂離子的水解，調(diào)節(jié)pH為弱酸性，使鎂離子的水解平衡逆向移動，得到純凈的硫酸鎂晶體。,抑制Mg2水解，以便得到較純的,產(chǎn)品,(3)步驟的操作為_。,答案,解析,解析MgSO47H2O在加熱條件下容易失去結(jié)晶水，無法得到純凈的MgSO47H2O，所以從硫酸鎂溶液中獲得MgSO47H2O的方法為蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶。,蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶,(4)已知酸堿指示劑百里酚藍變色的pH范圍如表所示：,答案,解析,藍色,25 時，向Mg(OH)2的飽和溶液中滴加2滴百里酚藍指示劑，溶液所呈現(xiàn)的顏色為_(25 時 ，KspMg(OH)25.61012)。,解析25 時，Mg(OH)2的溶度積Ksp5.61012，根據(jù)反應(yīng)Mg(OH)2(s)Mg22OH可得： c(Mg2)c2(OH)5.61012， 設(shè)c(OH)2c(Mg2)x，則0.5xx25.61012， 解得：x2.24104 molL1，,溶液的pH10.39.6，所以溶液呈藍色。,方法規(guī)律,電離平衡、水解平衡、溶解平衡的共性 (1)加水均能促進三大平衡。 (2)加熱均能促進三大平衡(溶解平衡個別例外)。 (3)三大平衡均為水溶液中的平衡，故都不受壓強的影響。 (4)均遵循勒夏特列原理。,知識鏈接 溶液中三大平衡的分析與比較,教師用書獨具,Kspc(Pb2) c2(I),