2018-2019版高中化學(xué) 專題3 溶液中的離子反應(yīng) 微型專題4課件 蘇教版選修4.ppt

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1、微型專題4溶液中的離子反應(yīng),專題3溶液中的離子反應(yīng),學(xué)習(xí)目標(biāo)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。,,一、弱電解質(zhì)及其電離平衡,,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HNO2 0.1 molL1 HNO2溶液稀釋至100倍，pH約為3.9 A. B. C. D.全部,答案,解

2、析,,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，弱酸即為弱電解質(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(jìn)行實驗設(shè)計，二是選擇一種已知的強酸進(jìn)行對照性實驗設(shè)計。,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p

3、H與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是,答案,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3(2017南京調(diào)研)已知：25 時某些弱酸的電離平衡常數(shù)(如表)。右面圖像表示常溫下，稀釋CH3COOH、HClO兩種酸的稀溶液時，溶液pH隨加水量的變化。,下列說法正確的是 A.相同濃度CH3COONa和NaClO的混合液中，各離子濃度的大小

4、關(guān)系是 c(Na)c(ClO)c(CH3COO)c(OH)c(H) B.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為2ClOCO2 H2O===2HClO C.圖像中a、c兩點處的溶液中 相等(HR代表CH3COOH或HClO) D.圖像中a點酸的總濃度大于b點酸的總濃度,答案,解析,,CH3COOH的酸性強于HClO，pH相同時，HClO的濃度大于CH3COOH的濃度，D項錯誤。,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(jìn)行比較，比較快慢時比的是溶液中存在的離子濃度的大?。槐容^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)

5、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

6、的c(H)104 molL1；pH5的NH4NO3溶液中由水電離出的c(H)105 molL1，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(jìn)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(zhǔn)備標(biāo)準(zhǔn)溶液和滴定待測溶液。 .準(zhǔn)備標(biāo)準(zhǔn)溶液 a.準(zhǔn)確稱取AgNO3基準(zhǔn)物4.246 8 g(0.025 0 mol)后，配制成250 m

7、L標(biāo)準(zhǔn)溶液，放在棕色試劑瓶中避光保存，備用。 b.配制并標(biāo)定100 mL 0.100 0 molL1 NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)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(biāo)準(zhǔn)溶液，所

8、使用的儀器除燒杯和玻璃棒外還有_____________________________。,解析配制AgNO3標(biāo)準(zhǔn)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,250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管,(2)AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液放在棕色試劑瓶中避光保存的原因是_______________ ______。,解析因AgNO3見光易分解，所以AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液應(yīng)放在棕色細(xì)口試劑瓶中并避光保存。,答案,解析,避免AgNO3見光,分解,(3)滴定應(yīng)在pH0.5的條件下進(jìn)行，其原因是________________________ _________________

9、_________________。,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(jìn)行。,答案,解析,防止因Fe3的水解而影響,滴定終點的判斷(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_______________ ___________________________________________。,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,否(或不能),若顛倒

10、，F(xiàn)e3與,I反應(yīng)，而使指示劑耗盡，無法判斷滴定終點,(5)所消耗的NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液平均體積為________ mL，測得c(I)________ molL1。,解析由三次測定數(shù)據(jù)可知，第1組數(shù)據(jù)誤差較大，應(yīng)舍去，所以消耗的NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的平均體積為 10.00 mL，測得c(I) n(AgNO3)n(NH4SCN)/VNaI(aq)(25.00103 L0.100 0 molL1 10.00103 L0.100 0 molL1)/(25.00103 L)0.060 0 molL1。,答案,解析,10.00,0.060 0,(6)在滴定管中裝入NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的前

11、一步，應(yīng)進(jìn)行的操作為____________________________________。,解析 在滴定管中裝入NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的前一步：用NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗滴定管23次。,答案,解析,用NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)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(biāo)準(zhǔn)溶液時，燒杯中的溶液有少量濺出，則測定結(jié)果_____。,解析若在配制AgNO3標(biāo)準(zhǔn)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(biāo)準(zhǔn)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

12、)可推斷，c(I)測定結(jié)果將偏高。,答案,解析,偏高,若在滴定終點讀取滴定管刻度時，俯視標(biāo)準(zhǔn)液液面，則測定結(jié)果______。,解析若在滴定終點讀取滴定管刻度時，俯視標(biāo)準(zhǔn)液液面，使讀取的NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)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,偏高,,教師用書獨具,相關(guān)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。

13、(3)相同pH、相同體積的強酸和弱酸，當(dāng)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。,(4)稀釋濃的弱酸溶液，一般是c(H)先增大后減?。幌♂対獾膹娝崛芤?，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

14、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

15、(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)：,相同,相同,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(jìn)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

16、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(jìn)行計算。,,二、鹽類水解平衡,,1.鹽類水解規(guī)律的應(yīng)用 例6(雙選)(2017泰州中學(xué)月考)下列說法正確的是 A.一定溫度下，反應(yīng)MgCl2(l)===Mg(l)Cl2(g)的H0，S0 B.常溫下，NH4Cl 溶液加水稀釋

17、 增大 C.電解飽和食鹽水產(chǎn)生了11.2 L H2，則反應(yīng)中轉(zhuǎn)移的電子數(shù)為6.02 1023 D.在NaCl 和KI 均為0.1 mo1L1的混合溶液中滴加AgNO3 溶液，則先產(chǎn)生 黃色沉淀,答案,解析,,,解析MgCl2(l)===Mg(l)Cl2(g)該反應(yīng)為吸熱、熵值增大的反應(yīng)，即MgCl2(l)===Mg(l)Cl2(g)的H0，S0，A項正確；,未注明是否為標(biāo)準(zhǔn)狀況，無法計算11.2 L H2的物質(zhì)的量，C項錯誤； 碘化銀的溶解度小于氯化銀，因此在NaCl 和KI均為0.1 molL1的混合溶液中滴加AgNO3 溶液，則先產(chǎn)生溶解度小的碘化銀黃色沉淀，D項正確。,2.溶

18、液中離子濃度的關(guān)系 例7(雙選)(2017南京、鹽城第一次模擬)已知：25 時H2C2O4 的pKa11.22，pKa24.19，CH3COOH的pKa4.76 (電離常數(shù)K的負(fù)對數(shù)lg KpK)。下列說法正確的是,答案,解析,,,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(rèn)為鹽不水解；反之，酸或堿不電離。,A.分別加入鹽

19、酸10 mL時：c(X)c(M)c(Y) c(Cl) B.分別加入鹽酸15 mL時：c(Cl)c(X)c(MOH)c(YOH) C.分別加入鹽酸至pH7時：c(X)c(M)c(Y) D.將分別加入鹽酸20 mL后的三種溶液混合：c(H)c(Y)c(OH)c(X) c(MOH),3.酸堿滴定曲線的綜合考查 例8(雙選)(2017蘇北三市二模)常溫下用0.100 0 molL1的鹽酸分別逐滴加入到20.00 mL 0.100 0 molL1的三種一元堿MOH、XOH、YOH溶液中，溶液的pH隨加入鹽酸體積的變化如圖所示。下列說法正確的是,答案,解析,,,解析0.100 0 molL1的XOH對應(yīng)

20、的pH13，則XOH為強堿，MOH的堿性比YOH強，反應(yīng)后Y的水解程度最大，故反應(yīng)：c(X)c(M)c(Y)，反應(yīng)后n(YCl)n(YOH)11，n(Cl)n(Y)n(YOH)2，由圖知，在加入10 mL鹽酸時，溶液的pH7，即YOH的電離大于Y的水解，所以有n(Y)n(Cl)n(YOH)，A項正確； n(X)0.020.100 0 mol0.002 mol，n(Cl)0.0150.100 0 mol0.001 5 mol，X不水解，則n(X)n(Cl)，Y水解程度比M大，故生成的YOH比MOH多，B項錯誤；,XOH與HCl等量混合后，pH7，MOH和YOH與HCl反應(yīng)后，生成的MCl和YCl

21、水解顯酸性，若pH7，則加入的HCl少一些，水解程度大的Y中，加入的HCl要更小，由電荷守恒：c(X)c(H)c(OH)c(Cl)，pH7，則c(X)c(Cl)1，另c(M)c(Cl)2，c(Y)c(Cl)3，所以c(X)c(M) c(Y)，C項錯誤； 反應(yīng)后溶液中n(YCl)n(MCl)n(YCl)111，電荷守恒：c(X)c(Y)c(M)c(H)c(OH)c(Cl)，物料守恒：c(X)c(M)c(MOH)c(Y)c(YOH)c(Cl)，物料守恒：c(X)c(Y)c(YOH)，用，可得c(H)c(Y)c(OH)c(X)c(MOH)，D項正確。,誤區(qū)警示,酸堿中和滴定時，滴定終點、中和點、中性

22、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)。,,教師用書獨具,相關(guān)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。 (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(jìn)，所以水解程度較大，少數(shù)可以完全水解，稱為

23、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

24、溶質(zhì)的守恒原理，列出三個重要的等式，即電荷守恒式、物料守恒式、質(zhì)子守恒式，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(jìn)行的程度相對大一些，哪些平衡進(jìn)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(biāo)含義：一般橫坐標(biāo)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

25、變色時即“達(dá)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)。,,三、溶解平衡,,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)

26、01 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,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(dāng)?shù)臈l件下也可反過來轉(zhuǎn)化。 (2)當(dāng)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(jìn)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

27、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 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,答案,解析,,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

28、線上的點表示該條件下達(dá)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(dá)到平衡。 (3)在曲線上方的點表示過飽和狀態(tài)。,,教師用書獨具,相關(guān)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(dāng)?shù)臈l件來完成。 (1)沉淀的生成 當(dāng)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。 (2)沉淀的溶解 當(dāng)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

29、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(dāng)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(dá)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(biāo)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 關(guān)系如圖：,圖中曲線上的任意一點均為達(dá)到溶解平衡的平衡點，可利用曲線上點(例如a、c點)的坐標(biāo)來計算Ksp(BaSO4)；b

30、點溶液過飽和，c(Ba2) Ksp(BaSO4)，有沉淀生成；d點為不飽和溶液，c(Ba2) Ksp(BaSO4)，無沉淀生成，加入BaSO4可繼續(xù)溶解。,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(biāo)為滴加溶液的體積，縱坐標(biāo)為隨溶液體積增加，相應(yīng)離子濃度的變化，例如用0

31、.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(fù)對數(shù)。如果橫、縱坐標(biāo)是離子濃度的對數(shù)或負(fù)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

32、溶解平衡曲線如下圖所示：,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(biāo)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(jìn)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

33、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。,1.有關(guān)平衡常數(shù)的綜合考查 例11(2017海安高級中學(xué)1月月考)已知常溫下CH3COOH和NH3H2O的電離平衡常數(shù)分別為Ka、Kb。若在常溫下向0.1 molL1的醋酸溶液中逐滴加入相同濃度的氨水直至完全過量，則下列說法正確的是 A.加入氨水的過程中，溶液的導(dǎo)電性一直不斷增強 B.CH3COONH4在水溶液中的水解平衡常數(shù)KhKw/(KaKb) C.若KaKb，當(dāng)加入等體積的氨

34、水時，溶液基本呈中性 D.該等式在滴加過程中始終成立c(CH3COO)c(CH3COOH) c(NH3H2O),,四、溶液中三種離子平衡的綜合,,答案,解析,,解析CH3COOH和NH3H2O都是弱電解質(zhì)，加入氨水的過程中生成強電解質(zhì)醋酸銨，氨水過量后，氨水稀釋醋酸銨溶液，導(dǎo)電性降低，所以溶液的導(dǎo)電性先增強再降低，A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。,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.鹽類水解平衡與沉淀溶解平衡的綜合應(yīng)用 例12硫

35、酸鎂在醫(yī)療上具有鎮(zhèn)靜、抗痙攣等功效。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________________________________ ________。,2NH3,H2O,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。,(2)步驟中調(diào)節(jié)pH6.06.5的目的是______________________________ ______。,答案,解析,抑制Mg2水解，以便得到較純的,產(chǎn)品,解析MgSO47H2O在加熱條件下容易失去結(jié)晶水，無

36、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。,(3)步驟的操作為_____________________。,答案,解析,蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶,(4)已知酸堿指示劑百里酚藍(lán)變色的pH范圍如表所示：,答案,解析,25 時，向Mg(OH)2的飽和溶液中滴加2滴百里酚藍(lán)指示劑，溶液所呈現(xiàn)的顏色為______(25 時 ，KspMg(OH)25.61012)。,藍(lán)色,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，,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(jìn)三大平衡。 (2)加熱均能促進(jìn)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。,,教師用書獨具,相關(guān)鏈接 溶液中三大平衡的分析與比較,