专题9 水溶液中的离子平衡(课件PPT)-【零起点考大学】2026年高考化学高效备考方案

该高中化学高考复习课件聚焦水溶液中的离子平衡四大核心考点，严格对接高考评价体系，通过真题大数据明确沉淀溶解平衡（31次）、盐类水解（21次）等高频考点权重，系统归纳电离方程式书写、pH计算等常考题型，体现备考针对性与实用性。 课件亮点在于高考真题实战训练与科学思维培养，如以2025年山东卷沉淀溶解平衡题为例，详解Q与Ksp比较判断沉淀生成的方法，结合盐类水解“三大守恒”突破离子浓度比较难题。通过“考点梳理+易错点分析+变式训练”模式，帮助学生掌握答题技巧，教师可据此精准教学，提升复习效率。

水溶液中的离子平衡 09 考点1 电离平衡 考点2 水的电离和 溶液的pH 考点3 盐类的水解 考点4 沉淀溶解平衡 1 真题大数据 考点 核心知识 考频 年份与卷别 水溶液中的离子平衡 电离平衡 20次 2025：山东卷、浙江1月卷、河北卷、广东卷、湖北卷 水溶液中的 离子平衡 水的电离与溶液的pH 21次 2025：山东卷、河北卷 水溶液中的 离子平衡 盐类的水解 42次 2025：山东卷、浙江1月卷、江苏卷、河北卷、广东卷、湖南卷、湖北卷、重庆卷、黑吉辽蒙卷、安徽卷、河南卷、云南卷、陕晋青宁卷 水溶液中的 离子平衡 沉淀溶解平衡 31次 2025：山东卷、浙江1月卷、广东卷、湖南卷、湖北卷、重庆卷、安徽卷、河南卷、云南卷、陕晋青宁卷 一、弱电解质的电离平衡 1.电离平衡 （1）电离平衡的含义：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变，达到电离平衡状态。 （2）电离平衡的特征 ①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。 ②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。 ③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。 考点1 电离平衡 3 ④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中各离子的浓度、分子的浓度都不再改变。 ⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。 （3）电离方程式的书写 ①强电解质用“===”，弱电解质用“ ”。 ②多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。如： H2CO3的电离：H2CO3 H++HCO3- ，HCO3- H++CO32-； Cu(OH)2的电离：Cu(OH)2 Cu2++2OH- 。 考点1 电离平衡 4 ③弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。如 NaHCO3的电离：NaHCO3==Na++HCO3-，HCO3- H++CO32-。 ④强酸的酸式盐(如NaHSO4)完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。如NaHSO4的电离：熔融状态时，为NaHSO4==Na++HSO4-；溶于水时，为NaHSO4==Na++H++SO42-。题目中若无特殊强调，一般默认为水溶液环境。 考点1 电离平衡 5 2.影响电离平衡的因素 （1）内因 弱电解质本身的性质决定了弱电解质电离的程度。 （2）外因 ①浓度：越稀越电离。 例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+中，加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+ )、c(CH3COO-)变小，加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但电离程度变小。 考点1 电离平衡 6 ②温度：温度越高，电离程度越大。 ③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，电离平衡向逆反应方向移动。 ④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，可使平衡向电离方向移动。 3.强酸(HA)与弱酸(HB)的区别 ①溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)<pH(HB)。 ②pH相同时，溶液的浓度c(HA)<c(HB)。 ②pH相同时，加水稀释同等倍数后，pH(HA)>pH(HB)。 考点1 电离平衡 7 4.电离平衡常数 （1）定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离形成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离的分子的浓度之比为一个常数，这个常数称为电离平衡常数（一般分别用Ka、Kb表示弱酸、弱碱的电离常数）。 （2）表达式 ①一元弱酸HA：对于反应 HA H++A-，电离平衡常数 考点1 电离平衡 8 ②多元弱酸 HnA：分步电离，对应的有Ka1、Ka2…… ③一元弱碱BOH：对于反应BOH B++OH-，电离平衡常数 ④多元弱碱B(OH)n：实际电离情况比较复杂，高中阶段认为是一步电离，即B(OH)n 􀜩Bn++nOH- 考点1 电离平衡 9 （2）注意事项 ①电离常数只与温度有关，与浓度无关。升高温度，K 值增大；降低温度，K 减小。 ②多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系为：Ka1≫Ka2≫Ka3，故多元弱酸的酸性强弱取决于第一步电离。 5.外界条件对电离平衡影响的四个“不一定” （1）稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有离子的浓度都减小。因为温度不变，Kw=c(H+)·c(OH-)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H+)减小，故c(OH-)增大。 考点1 电离平衡 10 （2）电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOH CH3COO-+H+，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除条件改变带来的影响，故再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 （3）电离平衡右移，不一定所有离子的浓度都增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量 NaOH固体，都会引起CH3COOH电离平衡右移，但c(H+)比原平衡时要小。 （4）电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，但弱电解质的电离程度减小。 考点1 电离平衡 11 ★应考基础训练 1.二氧化碳的过量排放可对海洋生物的生存环境造成很大影响，其原理如下图所示。下列叙述错误的是（ ） A.海水酸化能引起 HCO3-浓度增大、CO32-浓度减小 B.海水酸化能促进CaCO3的溶解，导致珊瑚礁减少 C.CO2能引起海水酸化，其原理为HCO3-+H+ CO32- D.使用太阳能、氢能等新能源可改善珊瑚的生存环境 C 考点1 电离平衡 12 2.下列说法不正确的是（ ） A.2.0×10-7 mol·L-1 的盐酸中c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1 B.将KCl溶液从常温加热至80℃，溶液的pH变小但仍保持中性 C.常温下，NaCN溶液呈碱性，说明 HCN是弱电解质 D.常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大 A 考点1 电离平衡 13 3.以酚酞为指示剂，用0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如图所示。{比如A2-的分布系数：δ(A2-)=c(A2-)/[c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)]} 下列叙述正确的是（ ） A.曲线①代表δ(H2A)，曲线②代表δ(HA-) B.H2A溶液的浓度为0.200 0 mol·L-1 C.HA-的电离常数Ka=1.0×10-2 D.滴定终点时，溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-) C 考点1 电离平衡 14 一、水的电离平衡 1.水的电离平衡的含义 水是极弱的电解质，能微弱电离，一般水溶液中存在电离平衡：H2O+ H2O H3O++OH-，通常简写为H2O H++OH-。 考点2 水的电离和溶液的pH 2.影响水的电离平衡的因素 （1）温度：温度越高，水的电离程度越大。25 ℃ 时，纯水中c(H+)=c(OH-)= 1×10-7 mol/L，升高温度，c(H+ )和c(OH-)同时增大，但c(H+ )和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。纯水由25 ℃升到100 ℃，c(H+ )和c(OH-)从1×10-7 mol/L增大到1×10-6 mol/L(pH变为6)。 15 考点2 水的电离和溶液的pH (2)酸、碱：向纯水中加入酸、碱，抑制了水的电离，平衡向左移动，水的电离程度减小，但Kw不变。 (3)加入易水解的盐：由于盐中水解的离子结合 H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大，但Kw不变。 二、水的离子积常数 1.表达式 在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，符号为Kw，其表达式为：Kw=c(H+)·c(OH-)。 16 考点2 水的电离和溶液的pH 2.注意事项 （1）Kw只受温度影响，25 ℃ 时Kw=1×10-14，100 ℃时，Kw≈1×10-12。水的电离为吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，Kw增大。 （2）水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，Kw就不变。 三、溶液的酸碱性与pH 1.溶液酸碱性的判断 （1）本质：溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+ )和c(OH- )的相对大小。 a.c(H+ )>c(OH- ) 酸性 b.c(H+ )=c(OH- ) 中性 c.c(H+ )<c(OH- ) 碱性 17 考点2 水的电离和溶液的pH （2）pH：常温（25 ℃）下，pH与溶液酸碱性的强弱的关系如下。 a.pH<7 酸性 b.pH=7 中性 c.pH>7 碱性 2.酸碱指示剂 常见的酸碱指示剂有：石蕊、甲基橙、酚酞。 指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞 pH变色范围 3.1~4.4 5.0~8.0 8.2~10.0 溶液颜色变化 红→橙→黄 红→紫→蓝 无色→浅红→红 18 考点2 水的电离和溶液的pH 3.溶液的pH （1）定义式：pH=-lgc(H+) 。 若c(H+)=10-n mol/L，则pH=n；若c(H+)=m×10-n mol/L，则pH=n-lgm。 （2）pH的适用范围： c(H+)的大小范围为：1.0×10-14 mol·L-1<c(H+)<1 mol·L-1。即pH 范围通常是0~14。当c(H+)≥1 mol·L-1 或c(OH-)≥1 mol·L-1时，不能用pH表示。 19 考点2 水的电离和溶液的pH 4.溶液pH的测定方法 （1）pH试纸法：粗略测定溶液的pH。 pH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸上，随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。用pH试纸测出的pH只能取整数。 （2）pH计法：精确测定溶液pH。 20 考点2 水的电离和溶液的pH 四、有关pH的计算 基本原则：酸性溶液中先算c(H+)，碱性溶液中先算c(OH-)。 1.单一溶液pH的计算 （1）强酸溶液：根据酸的浓度先求出强酸溶液中的c(H+)，然后对其取负对数就可求得pH。 （2）强碱溶液：根据碱的浓度先求出强碱溶液中的c(OH-)，然后通过该温度下的Kw求出c(H+)，再求pH。 21 考点2 水的电离和溶液的pH 2.稀释过程中溶液pH的变化规律 （1）强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）。 （2）弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀<pH原+n（但始终不能大于或等于7）。 （3）强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原-n（但始终不能小于或等于7）。 （4）弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀>pH原-n（但始终不能小于或等于7）。 （5）常温下，不论任何溶液，稀释时p 均是向7靠近(即向中性靠近)；任何溶液无限稀释后pH均为7。 22 考点2 水的电离和溶液的pH 3.混合型溶液pH的计算 （1）强酸溶液混合：先求出混合后的c(H+)混。 即：c(H+)混=，再根据公式pH=-lg[c(H+)]求pH。 （2）强碱溶液混合：先求出混合后的c(OH-)混。 即：c(OH-)混=，再通过Kw求出c(H+)，最后求pH。 23 考点2 水的电离和溶液的pH （3）强酸和强碱溶液混合： ①若恰好完全反应，pH=7。 ②若酸过量，先求反应后剩余的c(H+)过。 即：c(H+)过=，再根据公式pH=-lg[c(H+)]求pH。 ③若碱过量，先求反应后剩余的c(OH-)过。 即：c(OH-)过=，再通过Kw求出c(H+)，最后求pH。 24 考点2 水的电离和溶液的pH 五、酸碱中和滴定实验 1.实验原理 使用已知浓度的酸(或碱)溶液与未知浓度的碱(或酸)溶液完全中和，测出二者消耗的体积，根据化学方程式中酸碱反应的物质的量之比求出未知溶液的物质的量浓度。 2.实验步骤 （1）滴定前的准备工作 ①检查滴定管是否漏水，操作中活塞转动是否灵活。 ②洗涤滴定管。依次用洗液、自来水、蒸馏水洗涤干净(要视情况确定是否需用洗液、需要什么样的洗液)。 ③用待装溶液润洗滴定管2~3次，以保证装入溶液时不改变溶液的浓度。 25 考点2 水的电离和溶液的pH （2）滴定(以已知标准酸液滴定未知碱液为例) ①准备标准酸溶液：注酸液→赶气泡→调液面(在“0”或“0”以下)→记读数V(始)。用同样的方法把碱式滴定管准备好并记下读数。 ②量取待测碱液：取碱溶液→放入锥形瓶→滴加指示剂。把锥形瓶放在酸式滴定管下：垫一张白纸。 ③操作：左手控制滴定管活塞使标准溶液逐滴滴入锥形瓶中，右手拇、食、中三指拿锥形瓶颈部，并不断按同一方向旋转摇动；眼睛一定要注视锥形瓶中溶液颜色变化及滴定流速。边滴边振荡→滴加速度先快后慢→注意指示剂的变化→判断终点(半分钟不再变化)→记下V(终)读数，V(酸)=V(终)-V(始)。 26 考点2 水的电离和溶液的pH 3.计算 使用已知浓度的酸(或碱)溶液与未知浓度的碱(或酸)溶液完全中和，测出二者消耗的体积，根据化学方程式中酸碱反应的物质的量之比求出未知溶液的物质的量浓度。 指示剂 酚酞 甲基橙 酸滴碱 红→无 黄→橙 碱滴酸 无→浅红 红→橙 4.终点判断 当滴入最后半滴标准液，溶液颜色 发生突变，且半分钟不再变化。不同酸 碱指示剂与滴定终点现象的对照如右表： 27 考点2 水的电离和溶液的pH 5.滴定曲线的分析方法 （1）分析步骤 ①看纵坐标，明确是酸加入碱中，还是碱加入酸中； ②看起点，明确起始溶液的酸性或碱性； ③看中性点，明确滴定终点的酸碱性； ④分析其他特殊点，如滴定一半点，过量一倍点等，明确酸或碱过量情况。 （2）滴定过程中的定量关系 ①电荷守恒关系在任何时候均存在。 ②物料守恒可以根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定。 28 考点2 水的电离和溶液的pH 6.中和滴定的迁移应用 （1）氧化还原滴定法 ①原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。 ②试剂：常见用于滴定的氧化剂有 KMnO4、K2Cr2O7等。常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素 C、KI等。 ③指示剂：涉及I2的常用淀粉试液；涉及Fe3+的常用 KSCN溶液；涉及高锰酸钾溶液的无需用指示剂。 29 考点2 水的电离和溶液的pH （2）沉淀滴定法 ①概念：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法，生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用 Ag+与卤素离子的反应来测定Cl-、Br-、I-的浓度。 ②原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用 AgNO3溶液测定溶液中Cl-的含量时常以CrO42- 为指示剂，这是因为 AgCl比 Ag2CrO4更难溶。 30 考点2 水的电离和溶液的pH ★应考基础训练 1.25 ℃时，下列有关pH=13的Ba(OH)2溶液说法正确的是（ ） A.溶液中c(Ba2+)为0.1 mol·L-1 B.稀释2倍，溶液的pH为12 C.与pH=1的H2SO4溶液能恰好中和 D.溶液中水电离的c(H+)为1×10-13 mol·L-1 D 31 考点2 水的电离和溶液的pH 2.实验室用标准NaOH溶液滴定食用白醋，测定所含醋酸的浓度，下列说法错误的是（ ） A.将NaOH固体放在烧杯中用托盘天平称量 B.用量筒量取25.00 mL NaOH标准溶液置于锥形瓶中 C.滴定时眼睛—直注视锥形瓶中溶液颜色变化 D.用酚酞作指示剂，滴定终点时溶液为浅红色 B 32 考点3 盐类的水解 一、盐类的水解 1.盐类水解的定义和实质 （1）定义 盐电离出的一种或多种离子跟水电离出H+或 OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。盐类的水解反应是吸热反应。 （2）实质 盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或 H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)，从而促进水的电离。 33 考点3 盐类的水解 2.盐类水解离子方程式的书写 （1）水解程度很小，用可逆符号，不标“↓”或“↑”，不写分解产物形式。如 HCO3-+H2O H2CO3+OH-。 （2）多元弱酸根分步水解，弱碱阳离子一步到位。 （3）“双水解”反应的离子方程式中用“ === ”，需要标注“↓”和 “↑”符号，如 2Al3++3CO32-+3H2O===2Al(OH)3↓+3CO2↑。 （4）注意区别酸式阴离子的电离和水解方程式(以HS-为例)：电离时为 HS- 􀜩H++S2-；水解时为HS-+H2O􀜩H2S+OH 34 考点3 盐类的水解 二、影响盐类水解的因素 1.内因 盐本身的性质是影响盐类水解程度的主要因素。对应的酸、碱越弱，水解程度就越大。 2.外因 （1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 （2）浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。 （3）外加物质：根据平衡移动原理分析。 ①加入OH-：弱根离子的水解程度减小，弱碱阳离子的水解程度增大。 ②加入H+：弱根离子的水解程度增大，弱碱阳离子的水解程度减小。 35 考点3 盐类的水解 三、盐类水解的规律 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性； 越弱越水解，都弱双水解。 四、盐类水解的应用 1.溶液酸碱性的判断 （1）等浓度不同类型物质溶液的pH： 多元强碱>一元强碱>弱碱>强碱弱酸盐>水>强酸弱碱盐>弱酸>一元强酸>多元强酸 （2）对应酸(碱)越弱，水解程度越大，溶液最终碱(酸)性越强。 （3）弱酸酸式盐溶液： 当电离程度大于水解程度时，溶液呈酸性，如HSO3-、H2PO4- (一般只此两种)。 当水解程度大于电离程度时，溶液呈碱性，如HCO3-、HS-等。 36 考点3 盐类的水解 2.判断盐溶液蒸干所得到的固体 （1）将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeCl3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。例如：AlCl3溶液中，AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl，2Al(OH)3===Al2O3+ 3H2O。 （2）如果水解生成的酸难挥发，则可以得到原固体，如 Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。 （3）强碱弱酸盐的溶液蒸干可以得到原固体，如K2CO3、Na2CO3等 （4）不稳定的盐溶液：发生分解，如 Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。 （5）具有强还原性盐的溶液，发生氧化反应，如2Na2SO3+O2==2Na2SO4。 （6）由易水解变质的结晶水合物得到无水化合物，应抑制其水解。如加热 MgCl2·6H2O时，应在干燥的HCl气流中加热才能得到无水MgCl2。 △ 37 考点3 盐类的水解 3.配制盐溶液 配制盐溶液时需考虑抑制盐的水解。如配制FeCl3、SnCl2等溶液时，可将固体溶解在浓盐酸中，再稀释到所需浓度。 4.试剂的保存 试剂的保存也需考虑盐的水解。如 Na2CO3、NaHCO3等碱性溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶保存，必须用带橡皮塞的试剂瓶。 5.化肥的合理使用 使用化肥时，要考虑盐类的水解，如铵态氮肥与草木灰不能混合使用。 6.判断离子共存 判断离子共存时要考虑盐类的“双水解”。Al3+与CO32-、HCO3-、S2- 、HS-、[Al(OH)4]-、SiO32-等，Fe3+与CO32-、HCO3-、[Al(OH)4]-、SiO32-等因发生“双水解”而不能大量共存。 38 考点3 盐类的水解 7.工农业生产、日常生活中的水解知识 （1）泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合发生“双水解”反应的原理：Al3++3HCO3- Al(OH)3↓+3CO2↑。 （2）日常生活中用热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好。 （3）水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成 MgCO3，是因为 MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的 Mg(OH)2。 （4）明矾净水的原理：Al3+水解成氢氧化铝胶体，具有吸附性，吸附水中悬浮物而聚沉。 39 考点3 盐类的水解 五、离子浓度大小比较 1.把握溶液中的两个“微弱” （1）电离过程的“微弱”：如NaHCO3溶液中的HCO3-浓度远大于CO32-浓度。 （1）水解过程的“微弱”：如NH4Cl溶液中c(NH4+)远大于c(NH3·H2O)和c(H+)。 2.理解“三大守恒” ①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子的正电荷总数与所有阴离子的负电荷总数相等 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他离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子总数是不会改变的。 ③质子守恒：质子守恒是指酸失去的质子和碱得到的质子数目相同。 40 考点3 盐类的水解 例如： ①Na2CO3溶液中，有关系式： 电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-) 物料守恒：c(Na+)=2c(H2CO3)+2c(HCO3-)+2c(CO32-) 质子守恒：c(H+)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+2c(OH-) ②NaHCO3溶液中，有关系式： 电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-) 物料守恒：c(Na+)=c(H2CO3)+c(HCO3-)+c(CO32-) 质子守恒：c(H+)+c(H2CO3)=c(CO32-)+c(OH-) 41 考点3 盐类的水解 ★应考基础训练 1.下列说法正确的是（ ） A.加水稀释硫酸铜溶液，水的电离程度增大 B.加热蒸干并灼烧KMnO4溶液，可以得到KMnO4固体 C.100 ℃时将pH=2的硫酸与pH=12的KOH等体积混合后，溶液显中性 D.为除去MgCl2酸性溶液中混有的FeCl3杂质，可加入MgO，充分反应后过滤 D 42 考点3 盐类的水解 2.(双选)下列说法不正确的是（ ） A.相同温度下，pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3，三种溶液：c(NaOH)<c(Na2CO3)<c(CH3COONa) B. CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中 的值减小 C.相同温度下，pH相等的氨水和NaOH溶液中，n(OH-)相等 D.含有CH3COOH与CH3COONa的混合液一定呈酸性 CD 43 一、沉淀溶解平衡 1.定义 在一定温度下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等的状态，称为沉淀溶解平衡状态。 2.溶解平衡的建立 固体溶质 溶液中的溶质 （1）v(溶解)>v(沉淀)，固体溶解。 （2）v(溶解)=v(沉淀)，溶解平衡。 （3）v(溶解)<v(沉淀)，析出晶体。 考点4 沉淀溶解平衡 44 3.影响沉淀溶解平衡的因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质是决定因素。 （2）外因 ①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动。 ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动。 ③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动。 ④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。 考点4 沉淀溶解平衡 45 二、溶度积常数 1.溶度积 沉淀溶解平衡的平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。对于反应AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)，溶度积常数为Ksp=cm (An+ )·cn(Bm-)。 考点4 沉淀溶解平衡 2.影响因素 溶度积常数只与难溶电解质本身和温度有关。 46 3.溶度积与离子积 以AmBn(s) mAn+ (aq)+nBm- (aq)为例： 类型 溶度积（Ksp） 离子积（Q） 定义 沉淀溶解平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 表达式 Ksp=cm (An+ )·cn(Bm-)，式中的浓度都是平衡时的浓度 Q=cm (An+ )·cn(Bm-)，式中的浓度是任意时刻浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解： ①Q>Ksp：溶液中有沉淀析出； ②Q=Ksp：沉淀与溶解处于平衡状态； ③Q>Ksp：溶液中无沉淀析出 考点4 沉淀溶解平衡 47 三、沉淀的转化及应用 1.沉淀转化的实质 沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。通常情况下，一种沉淀可以转化为更难溶（溶解度更小）的沉淀，两种难溶电解质的溶解能力差别越大，这种转化的趋势就越明显。 考点4 沉淀溶解平衡 2.沉淀转化的应用 ①锅炉除垢：将CaSO4转化为易溶于酸的CaCO3，离子方程式为：CaSO4(s) +CO32-(aq) === CaCO3(s)+SO42-(aq)。 ②矿物转化：CuSO4溶液遇PbS转化为CuS，离子方程式为：Cu2+(aq)+PbS(s) === CuS(s)+Pb2+(aq)。 48 ★知识拓展 ①AgCl === Ag++Cl-表示的是AgCl的电离方程式，而AgCl(s) === Ag+(s)+ Cl-(s)表示的是AgCl的沉淀溶解平衡方程式。 ②特殊情况下，当两种难溶电解质的Ksp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可以实现难溶电解质由Ksp小的向Ksp大的转化。 ③沉淀溶解达到平衡时，再加入该难溶物对平衡无影响。 考点4 沉淀溶解平衡 49 ★应考基础训练 1.回答下列问题： (1)向含Ca2+的滤液中加入 NH4F溶液，使Ca2+转化为CaF2沉淀除去。若溶液的pH偏低、将会导致CaF2沉淀不完全，其原因是 [Ksp(CaF2)=5.3×10-9，Ka(HF)=6.3×10-4]。 (2)将提纯后的FeSO4溶液与氨水-NH4HCO3混合溶液反应，生成FeCO3沉淀。 ①生成FeCO3沉淀的离子方程式为 。 ②设计以FeSO4溶液、氨水-NH4HCO3混合溶液为原料，制备FeCO3的实验方案： 。 。 [FeCO3沉淀需“洗涤完全”，Fe(OH)2开始沉淀的pH=6.5] pH偏低形成 HF，导致溶液中F-浓度减小，CaF2沉淀不完全 Fe2++HCO3-+NH3==FeCO3↓+NH4+ 在搅拌下向FeSO4溶液中缓慢加入氨水-NH4HCO3混合溶液，控制溶液pH不大于6.5；静置后过滤，所得沉淀用蒸馏水洗涤2~3次；取最后一次洗涤后的滤液，滴加盐酸酸化的BaCl2溶液，不出现白色沉淀。 考点4 沉淀溶解平衡 50 2.绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料，其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是（ ） A.图中a和b分别为T1、T2 温度下CdS在水中的溶解度 B.图中各点对应的Ksp的关系为： Ksp(m)=Ksp(n)<Ksp(p)<Ksp(q) C.向 m点的溶液中加入少量 Na2S固体，溶液组成由m 沿mpn线向p方向移动 D.温度降低时，q点的饱和溶液的组成由q沿qp线向p方向移动 B 考点4 沉淀溶解平衡 51 $