专题03 水溶液中的离子反应与平衡（期末复习知识清单）高二化学上学期人教版

该高中化学知识清单系统梳理“水溶液中的离子反应与平衡”专题，涵盖弱电解质电离、水的电离、酸碱中和滴定、盐类水解、沉淀溶解平衡等14大考点，搭建从基础概念辨析到平衡移动分析再到实际应用的递进式学习支架。 清单以“思维导图-考点清单-易错清单”三级架构呈现知识体系，如弱电解质电离平衡影响因素通过表格对比浓度、温度等外因作用，离子浓度关系模块整合电荷守恒、元素守恒等科学思维方法。10大易错点聚焦沉淀溶解曲线分析等难点，配具体实例助学生突破认知障碍，既方便学生自主复习，也为教师教学设计提供精准素材。

专题03水溶液中的离子反应与平衡（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（14大考点）→易错清单（10大易错点） 考点01 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.电离平衡含义 在一定条件下(如浓度、温度等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，达到电离平衡状态。 2.电离平衡的建立与特征 ①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 ②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。 ③当v(电离)=v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 3.外因对电离平衡的影响 (1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。 (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，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。 考点02 电离平衡常数及其应用 1.概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2.表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH++A- BOHB++OH- 电离常数表达式 Ka= Kb= 3.电离常数的影响因素 (1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大。 (2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 4.电离常数的意义 (1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。 (2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是……，当时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 考点03 电离度 1.概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的百分比。 2.表达式 α=×100%或 α=×100% 3.影响因素 温度 的影响 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大； 降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小 浓度 的影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小； 当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大 考点04 水的电离与水的离子积常数 1.水的电离和水的离子积常数 2.外界条件对水的电离平衡的影响 分析下列条件的改变对水的电离平衡H2OH++OH-　ΔH>0的影响，并填写下表： 改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(OH-) 水的电离程度 Kw 升高温度 右移 增大 增大 增大 增大 加入HCl(g) 左移 增大 减小 减小 不变 加入NaOH(s) 左移 减小 增大 减小 不变 加入NaHSO4(s) 左移 增大 减小 减小 不变 加入Na2CO3(s) 右移 减小 增大 增大 不变 加入NH4Cl(s) 右移 增大 减小 增大 不变 3.Kw的应用 计算溶液中水电离的H+或OH-浓度 (1)任何温度，任何水溶液，水电离的H+和OH-浓度总是相等。 (2)当抑制水的电离时(如酸或碱溶液) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较小的是水电离出来的。 (3)当促进水的电离时(如盐的水解) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较大的是水电离出来的。 考点05 溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性 (1)溶液呈酸碱性的本质：溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小。 (2)填写空格 溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下溶液pH 酸性溶液 c(H+)>c(OH-) <7 中性溶液 c(H+)=c(OH-) =7 碱性溶液 c(H+)<c(OH-) >7 2.溶液的pH及测定 (1)关系：pH=-lg c(H+)。  (2)范围：0~14。 (3)测定：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照。 (4)溶液酸碱性的另外一种表示——pOH ①pOH=-lg c(OH-)；  ②常温下：pH+pOH=14。 考点06 酸碱中和滴定 1.滴定原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。以标准HCl溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=。 2.酸碱指示剂 (1)常见酸碱指示剂的变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 甲基橙 酚酞 (2)选取适当指示剂 ①滴定终点溶液为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 ②滴定终点溶液为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。 ③强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 (3)准确判断滴定终点。 3.实验仪器与操作过程 (1)主要仪器 (2)滴定前准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡调液面→记录。 锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂。 (3)滴定操作 (4)滴定终点 滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，停止滴定，并记录标准溶液的体积。 (5)数据处理 按上述操作重复2~3次，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质的量浓度的平均值。 (6)误差分析 分析依据cB=(VB表示准确量取的待测液的体积、cA表示标准溶液的浓度)。 若VA偏大⇒cB偏大；若VA偏小⇒cB偏小。 考点07 盐类的水解及其规律 1.盐类的水解 2.盐类水解的规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 强酸强碱盐 NaCl、NaNO3 否 - 中性 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 N、Cu2+ 酸性 强碱弱酸盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO-、C 碱性 3.盐类水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般用“”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号。 (2)多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。 (3)多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成。 (4)阴、阳离子相互促进的水解 ①若水解程度不大，用“”表示。 ②相互促进的水解程度较大的，书写时用“===”“↑”“↓”。 考点08 外界因素对盐类水解的影响 1.温度 盐类水解反应是中和反应的逆反应，因而盐类的水解为吸热反应，升高温度，水解平衡向右移动。 2.浓度 (1)加水稀释，促进水解，水解程度增大。 (2)加溶质(增大浓度)，促进水解，水解程度减小。 3.同离子效应 向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；若水解产物被消耗，则促进水解。 考点09 盐类水解原理的应用 1.在生产、生活中的应用 (1)热的纯碱溶液去油污效果好，原因是碳酸钠的水解为吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，溶液的碱性增强，去污效果增强。 (2)铵态氮肥与草木灰不得混用的理由：铵态氮肥中的N水解显酸性，草木灰中的C水解显碱性，相互促进，使氨气逸出降低肥效。 (3)泡沫灭火器反应原理：NaHCO3与Al2(SO4)3饱和溶液发生相互促进的水解反应：Al3++3HC===Al(OH)3↓+3CO2↑。 (4)简述明矾的净水原理：明矾溶液中的铝离子水解：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中的悬浮物，起到净水作用。 (5)ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂的原因：Zn2+水解使溶液显酸性，能溶解铁锈。 2.在教学、科研中的应用示例 (1)纯碱溶液不能保存在带玻璃塞的试剂瓶中的原因：溶液中碳酸根离子水解：C+OH-，使溶液显碱性，会与玻璃中的SiO2反应。 (2)选择最佳试剂，除去下列括号内的杂质 ①Mg2+(Fe3+)加入MgO或Mg(OH)2，能除杂的原因是溶液中存在Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO或Mg(OH)2能与溶液中的H+反应，使Fe3+的水解平衡向右移动，最终生成Fe(OH)3沉淀而除去。 ②Cu2+(Fe3+)加入CuO或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3。优点是不引入新的杂质。 (3)在配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液时为抑制水解，常先将盐溶于少量浓盐酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。 (4)用MgCl2·6H2O晶体得到纯的无水MgCl2操作方法及理由是在干燥的HCl气流中加热MgCl2·6H2O，可以得到无水MgCl2，HCl气流能抑制MgCl2的水解，且带走MgCl2·6H2O因受热产生的水蒸气。 3.盐溶液蒸干后剩余固体成分的判断 在空气中加热蒸干并灼烧下列盐溶液，将所得产物填入表格中。 盐溶液 产物 Ca(HCO3)2/NaHCO3 CaO/Na2CO3 NH4Cl 无 Na2SO3 Na2SO4 FeCl2/AlCl3 Fe2O3/Al2O3 Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4 Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4 Na2CO3 Na2CO3 考点10 溶液中粒子浓度的关系 1.电荷守恒 电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，即电荷守恒，溶液呈电中性。 2.元素守恒 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。离子所含的某种元素在变化前后是守恒的，即元素守恒。 3.质子守恒 质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出的H+总数等于粒子接受的H+总数。 方法一：可以由电荷守恒与元素守恒推导出来。 如：Na2CO3溶液中 将电荷守恒和元素守恒中的金属阳离子消去得c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3)。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH++OH-，水电离产生的H+和OH-的物质的量总是相等的，不论溶液中由水电离出的H+和OH-以什么形式存在。 如：Na2CO3溶液中 即c(OH-)=2c(H2CO3)+c(HC)+c(H+)。 考点11 离子浓度大小比较 1.单一溶液中粒子浓度大小比较 (1)多元弱酸溶液 根据多步电离分析知：一级电离>二级电离>三级电离。 (2)多元弱酸的正盐溶液 根据弱酸根分步水解分析知：一级水解>二级水解。 (3)多元弱酸的酸式盐溶液 ①若离子的水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。 ②若离子的水解程度小于电离程度，溶液呈酸性。 2.混合溶液中粒子浓度大小比较 混合溶液中各离子浓度大小比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。 (1)分子的电离程度大于对应离子的水解程度 (2)分子的电离程度小于对应离子的水解程度 (3)若溶液混合后发生反应，则先分析反应物的用量问题，依据反应后溶液中溶质的种类及浓度关系再进行分析。 考点12沉淀溶解平衡及影响因素 1.物质的溶解性与溶解度的关系 20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2.沉淀溶解平衡 (1)沉淀溶解平衡的建立 溶质溶解的过程是一个可逆过程： 固体溶质溶液中的溶质 (2)特点(同其他化学平衡)：逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理)。 3.沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因：难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力。 (2)外因：难溶电解质在水溶液中会建立动态平衡，改变温度和某离子浓度，会使沉淀溶解平衡发生移动。 考点13 溶度积常数及其应用 1.溶度积和离子积 以AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)为例： 溶度积 离子积 含义 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Q 表达式 Ksp(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)，式中的浓度是平衡浓度 Q(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)，式中的浓度是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Q>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出； ②Q=Ksp：溶液饱和，处于平衡状态； ③Q<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 2.溶度积的影响因素 (1)内因：溶度积与难溶电解质溶解能力的关系：阴、阳离子个数比相同的难溶电解质，溶度积越小，其溶解能力越小；不同类型的难溶电解质，应通过计算才能进行比较溶解能力。 (2)外因：仅与温度有关，与浓度、压强、催化剂等无关。 考点14沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成 (1)沉淀生成的实际应用 在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。 (2)使溶液中的离子转化为沉淀的条件：溶液中离子积Q>Ksp。 (3)常用的方法 方法 举例 解释 调节 pH法 除去CuCl2溶液中的FeCl3，可向溶液中加入CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3] CuO与H+反应，促进Fe3+水解生成Fe(OH)3沉淀 除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH Fe3+与NH3·H2O反应生成Fe(OH)3沉淀 沉淀 剂法 以Na2S等沉淀污水中的Hg2+、Cu2+等重金属离子 Na2S与Cu2+、Hg2+反应生成沉淀 2.沉淀的溶解 (1)原理：不断减少溶解平衡体系中的相应离子，使Q< Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移动。 (2)溶解方法 ①酸溶解法，如CaCO3溶于盐酸； ②盐溶液溶解法，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液； ③配位溶解法，如AgCl溶于氨水。 3.沉淀的转化 (1)原理：由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，实质是沉淀溶解平衡的移动。 (2)沉淀转化规律 ①一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。 如，AgNO3溶液AgClAgI，Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。 ②一定条件下溶解度小的沉淀也可以转化成溶解度相对较大的沉淀。 重晶石[BaSO4(s)]BaCO3(s)，但Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3)。 (3)实际应用 ①锅炉除垢：水垢中的CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2+(aq)。离子方程式为CaSO4(s)+C(aq)CaCO3(s)+S(aq)。 ②矿物转化：原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)。 ZnS转化为CuS的离子方程式为ZnS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Zn2+(aq)。 PbS转化为CuS的离子方程式为PbS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Pb2+(aq)。 易错点01 判断弱电解质的两种方法 1.弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 2.弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上，pH>7，说明CH3COONa为强碱弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。 易错点02 加水稀释粒子浓度比值变化分析 1.同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) 2.将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 易错点03 酸、碱混合后溶液酸碱的判断 1.等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。 2.室温下c酸(H+)=c碱(OH-)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 3.室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析(两强混合) ①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH=7。 ②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。 ③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。 易错点04 酸碱滴定中溶液pH曲线 1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线 如以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸的滴定曲线如下： 2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠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、氨水的滴定曲线 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，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 3.滴定曲线分析步骤 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再次找滴定终点和pH=7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH=7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。但要注意中性点与恰好反应点的区别。 易错点05 中和滴定曲线 1.巧抓“5点”，突破滴定曲线中粒子浓度关系 (1)抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。 (2)抓反应“一半”点：判断是什么溶质的等量混合。 (3)抓“恰好”反应点：生成的溶质是什么，判断溶液的酸碱性。 (4)抓溶液的“中性”点：生成什么溶质，哪种物质过量或不足。 (5)抓反应的“过量”点：溶液中的溶质是什么，判断哪种物质过量。 2.抓住滴定曲线中的5个关键点——模型构建 以室温时用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液为例。如图所示： 关键点 离子浓度关系 反应起始点(与pH轴的交点) 起始点为HA的单一溶液，0.1 mol·L-1 HA溶液pH>1说明HA是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-) 反应一半点(点①) 溶液中含等物质的量的NaA和HA，此时溶液pH<7，说明HA的电离程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-) 中性点(点②) 溶液pH=7，溶液呈中性，酸没有完全被中和，c(Na+)=c(A-)>c(HA)>c(H+)=c(OH-) 恰好完全反应点(点③) 此时二者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液显碱性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>(H+) 过量点(点④) 此时，NaOH溶液过量，得到NaA与NaOH等物质的量的混合液，溶液显碱性，c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) 易错点6 分布系数曲线 1.认识分布曲线 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO-分布系数 δ0为H2C2O4分布系数，δ1为HC2分布系数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分布浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度。 2.读图解题要领 (1)读“曲线”——每条曲线所代表的粒子及变化趋势(以上图中H2C2O4为例)随pH增大，δ只减不增的为H2C2O4曲线，δ先增后减的为HC2曲线，δ只增不减的为C2曲线。 (2)“用交点”——交点是某两种粒子浓度相等的点，可计算电离常数K： ①图中①点：c(HC2)=c(H2C2O4)，其pH为pH1，(H2C2O4)=。 ②同理图中②点：c(HC2)=c(C2)，对应pH为pH2，。 ③图中③点，c(H2C2O4)=c(C2)，此时c(HC2)最大，其溶液pH为pH3，则pH3=。 推理过程如下： H2C2O4H++HC2，HC2，，由于交点③时，c(H2C2O4)=c(C2)，c2(H+)=，两边取负对数，即可得，pH3=。 易错点7 对数图像 1.图像含义 将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取常用对数，即lg c(A)或lg 得到的粒子浓度对数图像。 2.破解对数图像的数据 (1)运算法则：lg ab=lg a+lg b、lg =lg a-lg b、lg 1=0。 (2)运算突破点：如lg =0的点有c(A)=c(B)；lg c(D)=0的点有c(D)=1 mol·L-1。 3.破解对数图像的步骤 (1)识图像：观察横坐标、纵坐标的含义，看清每条曲线代表的粒子种类以及曲线的变化趋势，计算电离常数时应利用两种粒子浓度相等的点，如lg =0。 (2)找联系：根据图像中的坐标含义和曲线的交点，分析所给电解质的电离平衡常数或pH与纵、横坐标之间的联系。 (3)想原理：涉及电离平衡常数，写出平衡常数表达式，在识图像、想原理的基础上，将图像与原理结合起来思考。 (4)用公式：运用对数计算公式分析。 易错点8 离子积曲线 1.阴、阳离子浓度单曲线 以BaSO4在不同条件下沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： a→c 曲线上变化，增大c(S) b→c 加入1×10-5 mol·L-1 Na2SO4溶液(加水不行) d→c 加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，增大c(Ba2+) 曲线上方的点表示有沉淀生成；曲线下方的点表示不饱和溶液 2.阴、阳离子浓度-温度双曲线图 以BaSO4沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液；曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出；曲线下方的任一点均表示不饱和溶液。 T1曲线：a、b点都表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液。 T2曲线：a、b、c点都表示不饱和溶液。 ②计算Ksp：由a或b点可以计算出T1温度下的Ksp。 ③比较T1和T2大小：因BaSO4沉淀溶解平衡吸热，可知：T1<T2。 易错点9 对数曲线 1.正对数[lg c(M+)~lg c(R-)]曲线 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液(Q>Ksp)，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液(Q<Ksp)。 ZnS曲线：a点表示饱和溶液，c点表示不饱和溶液[Q(ZnS)<Ksp(ZnS)]。 CuS曲线：b点表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液[Q(CuS)>Ksp(CuS)]。 ②计算Ksp：由曲线上面给定数据可以计算CuS、ZnS的Ksp。 ③比较Ksp大小：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)。 2.负对数[-lg c(M+)~-lg c(R-)]曲线 提取曲线信息 (1)MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次减小。 (2)a点可表示MnCO3的饱和溶液，c(Mn2+)等于c(C)。 (3)b点可表示CaCO3的饱和溶液，且c(Ca2+)大于c(C)。 (4)c点可表示MgCO3的不饱和溶液，且c(Mg2+)小于c(C)。 易错点10 沉淀滴定曲线 1.沉淀滴定曲线的特点 沉淀溶解平衡滴定曲线，一般横坐标为滴加溶液的体积，纵坐标为随溶液体积增加，相应离子浓度的变化。突跃点表示恰好完全反应，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态。利用突跃点对应的数据可计算对应沉淀的Ksp。 2.沉淀滴定曲线图像突破方法 第一步，识图像。认识图像横坐标、纵坐标表示什么，如表示离子浓度、pM等。 第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度积表达式书写、影响沉淀溶解平衡的因素以及溶度积常数的影响因素。如浓度不会改变溶度积，溶度积只与温度有关，多数情况下，温度越高，溶度积越大。 第三步，找联系。将图像与溶度积原理联系起来，分析题目设置的问题，如求离子浓度、判断沉淀溶解平衡状态等。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题03水溶液中的离子反应与平衡（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（14大考点）→易错清单（10大易错点） 考点01 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.电离平衡含义 在一定条件下(如浓度、温度等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的 时，达到电离平衡状态。 2.电离平衡的建立与特征 ①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 ②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。 ③当v(电离)=v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 3.外因对电离平衡的影响 (1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易 。 (2)温度：温度越高，电离程度 。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有 离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向 方向移动。 考点02 电离平衡常数及其应用 1.概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2.表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH++A- BOHB++OH- 电离常数表达式 Ka= Kb= 3.电离常数的影响因素 (1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数 ，反之，电离常数 。 (2)外因：电离平衡常数与 有关，与浓度无关，升高温度，K 。 4.电离常数的意义 (1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。 (2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是……，当时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 考点03 电离度 1.概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的百分比。 2.表达式 α=×100%或 α=×100% 3.影响因素 温度 的影响 升高温度，电离平衡 移动，电离度增大； 降低温度，电离平衡 移动，电离度减小 浓度 的影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度 ； 当弱电解质溶液浓度减小时，电离度 考点04 水的电离与水的离子积常数 1.水的电离和水的离子积常数 2.外界条件对水的电离平衡的影响 分析下列条件的改变对水的电离平衡H2OH++OH-　ΔH>0的影响，并填写下表： 改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(OH-) 水的电离程度 Kw 升高温度 加入HCl(g) 加入NaOH(s) 加入NaHSO4(s) 加入Na2CO3(s) 加入NH4Cl(s) 3.Kw的应用 计算溶液中水电离的H+或OH-浓度 (1)任何温度，任何水溶液，水电离的H+和OH-浓度总是相等。 (2)当抑制水的电离时(如酸或碱溶液) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较小的是水电离出来的。 (3)当促进水的电离时(如盐的水解) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较大的是水电离出来的。 考点05 溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性 (1)溶液呈酸碱性的本质：溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小。 (2)填写空格 溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下溶液pH 酸性溶液 中性溶液 碱性溶液 2.溶液的pH及测定 (1)关系：pH=-lg c(H+)。  (2)范围：0~14。 (3)测定：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照。 (4)溶液酸碱性的另外一种表示——pOH ①pOH=-lg c(OH-)；  ②常温下：pH+pOH=14。 考点06 酸碱中和滴定 1.滴定原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。以标准HCl溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=。 2.酸碱指示剂 (1)常见酸碱指示剂的变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 甲基橙 酚酞 (2)选取适当指示剂 ①滴定终点溶液为碱性时，用 作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 ②滴定终点溶液为酸性时，用 作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。 ③强酸滴定强碱一般用 ，但用酚酞也可以。 (3)准确判断滴定终点。 3.实验仪器与操作过程 (1)主要仪器 (2)滴定前准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡调液面→记录。 锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂。 (3)滴定操作 (4)滴定终点 滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，停止滴定，并记录标准溶液的体积。 (5)数据处理 按上述操作重复2~3次，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质的量浓度的平均值。 (6)误差分析 分析依据cB=(VB表示准确量取的待测液的体积、cA表示标准溶液的浓度)。 若VA偏大⇒cB偏大；若VA偏小⇒cB偏小。 考点07 盐类的水解及其规律 1.盐类的水解 2.盐类水解的规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 强酸强碱盐 NaCl、NaNO3 - 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 N、Cu2+ 强碱弱酸盐 CH3COONa、Na2CO3 CH3COO-、C 3.盐类水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般用“”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号。 (2)多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。 (3)多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成。 (4)阴、阳离子相互促进的水解 ①若水解程度不大，用“”表示。 ②相互促进的水解程度较大的，书写时用“===”“↑”“↓”。 考点08 外界因素对盐类水解的影响 1.温度 盐类水解反应是中和反应的逆反应，因而盐类的水解为吸热反应，升高温度，水解平衡 移动。 2.浓度 (1)加水稀释， 水解，水解程度增大。 (2)加溶质(增大浓度)， 水解，水解程度减小。 3.同离子效应 向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；若水解产物被消耗，则促进水解。 考点09 盐类水解原理的应用 1.在生产、生活中的应用 (1)热的纯碱溶液去油污效果好，原因是碳酸钠的水解为吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，溶液的碱性增强，去污效果增强。 (2)铵态氮肥与草木灰不得混用的理由：铵态氮肥中的N水解显酸性，草木灰中的C水解显碱性，相互促进，使氨气逸出降低肥效。 (3)泡沫灭火器反应原理：NaHCO3与Al2(SO4)3饱和溶液发生相互促进的水解反应：Al3++3HC===Al(OH)3↓+3CO2↑。 (4)简述明矾的净水原理：明矾溶液中的铝离子水解：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中的悬浮物，起到净水作用。 (5)ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂的原因：Zn2+水解使溶液显酸性，能溶解铁锈。 2.在教学、科研中的应用示例 (1)纯碱溶液不能保存在带玻璃塞的试剂瓶中的原因：溶液中碳酸根离子水解：C+OH-，使溶液显碱性，会与玻璃中的SiO2反应。 (2)选择最佳试剂，除去下列括号内的杂质 ①Mg2+(Fe3+)加入MgO或Mg(OH)2，能除杂的原因是溶液中存在Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO或Mg(OH)2能与溶液中的H+反应，使Fe3+的水解平衡向右移动，最终生成Fe(OH)3沉淀而除去。 ②Cu2+(Fe3+)加入CuO或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3。优点是不引入新的杂质。 (3)在配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液时为抑制水解，常先将盐溶于少量浓盐酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。 (4)用MgCl2·6H2O晶体得到纯的无水MgCl2操作方法及理由是在干燥的HCl气流中加热MgCl2·6H2O，可以得到无水MgCl2，HCl气流能抑制MgCl2的水解，且带走MgCl2·6H2O因受热产生的水蒸气。 3.盐溶液蒸干后剩余固体成分的判断 在空气中加热蒸干并灼烧下列盐溶液，将所得产物填入表格中。 盐溶液 产物 Ca(HCO3)2/NaHCO3 CaO/Na2CO3 NH4Cl 无 Na2SO3 Na2SO4 FeCl2/AlCl3 Fe2O3/Al2O3 Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4 Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4 Na2CO3 Na2CO3 考点10 溶液中粒子浓度的关系 1.电荷守恒 电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，即电荷守恒，溶液呈电中性。 2.元素守恒 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。离子所含的某种元素在变化前后是守恒的，即元素守恒。 3.质子守恒 质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出的H+总数等于粒子接受的H+总数。 方法一：可以由电荷守恒与元素守恒推导出来。 如：Na2CO3溶液中 将电荷守恒和元素守恒中的金属阳离子消去得c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3)。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH++OH-，水电离产生的H+和OH-的物质的量总是相等的，不论溶液中由水电离出的H+和OH-以什么形式存在。 如：Na2CO3溶液中 即c(OH-)=2c(H2CO3)+c(HC)+c(H+)。 考点11 离子浓度大小比较 1.单一溶液中粒子浓度大小比较 (1)多元弱酸溶液 根据多步电离分析知：一级电离>二级电离>三级电离。 (2)多元弱酸的正盐溶液 根据弱酸根分步水解分析知：一级水解>二级水解。 (3)多元弱酸的酸式盐溶液 ①若离子的水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。 ②若离子的水解程度小于电离程度，溶液呈酸性。 2.混合溶液中粒子浓度大小比较 混合溶液中各离子浓度大小比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。 (1)分子的电离程度大于对应离子的水解程度 (2)分子的电离程度小于对应离子的水解程度 (3)若溶液混合后发生反应，则先分析反应物的用量问题，依据反应后溶液中溶质的种类及浓度关系再进行分析。 考点12沉淀溶解平衡及影响因素 1.物质的溶解性与溶解度的关系 20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2.沉淀溶解平衡 (1)沉淀溶解平衡的建立 溶质溶解的过程是一个可逆过程： 固体溶质溶液中的溶质 (2)特点(同其他化学平衡)：逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理)。 3.沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因：难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力。 (2)外因：难溶电解质在水溶液中会建立动态平衡，改变温度和某离子浓度，会使沉淀溶解平衡发生移动。 考点13 溶度积常数及其应用 1.溶度积和离子积 以AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)为例： 溶度积 离子积 含义 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Q 表达式 Ksp(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)，式中的浓度是平衡浓度 Q(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)，式中的浓度是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Q>Ksp：溶液过饱和， ； ②Q=Ksp：溶液饱和，处于 ； ③Q<Ksp：溶液未饱和， 2.溶度积的影响因素 (1)内因：溶度积与难溶电解质溶解能力的关系：阴、阳离子个数比相同的难溶电解质，溶度积越小，其溶解能力越小；不同类型的难溶电解质，应通过计算才能进行比较溶解能力。 (2)外因：仅与温度有关，与浓度、压强、催化剂等无关。 考点14沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成 (1)沉淀生成的实际应用 在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。 (2)使溶液中的离子转化为沉淀的条件：溶液中离子积Q>Ksp。 (3)常用的方法 方法 举例 解释 调节 pH法 除去CuCl2溶液中的FeCl3，可向溶液中加入CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3] CuO与H+反应，促进Fe3+水解生成Fe(OH)3沉淀 除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH Fe3+与NH3·H2O反应生成Fe(OH)3沉淀 沉淀 剂法 以Na2S等沉淀污水中的Hg2+、Cu2+等重金属离子 Na2S与Cu2+、Hg2+反应生成沉淀 2.沉淀的溶解 (1)原理：不断减少溶解平衡体系中的相应离子，使Q< Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移动。 (2)溶解方法 ①酸溶解法，如CaCO3溶于盐酸； ②盐溶液溶解法，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液； ③配位溶解法，如AgCl溶于氨水。 3.沉淀的转化 (1)原理：由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，实质是沉淀溶解平衡的移动。 (2)沉淀转化规律 ①一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。 如，AgNO3溶液AgClAgI，Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。 ②一定条件下溶解度小的沉淀也可以转化成溶解度相对较大的沉淀。 重晶石[BaSO4(s)]BaCO3(s)，但Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3)。 (3)实际应用 ①锅炉除垢：水垢中的CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2+(aq)。离子方程式为CaSO4(s)+C(aq)CaCO3(s)+S(aq)。 ②矿物转化：原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)。 ZnS转化为CuS的离子方程式为ZnS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Zn2+(aq)。 PbS转化为CuS的离子方程式为PbS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Pb2+(aq)。 易错点01 判断弱电解质的两种方法 1.弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 2.弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上，pH>7，说明CH3COONa为强碱弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。 易错点02 加水稀释粒子浓度比值变化分析 1.同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) 2.将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 易错点03 酸、碱混合后溶液酸碱的判断 1.等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。 2.室温下c酸(H+)=c碱(OH-)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 3.室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析(两强混合) ①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH=7。 ②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。 ③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。 易错点04 酸碱滴定中溶液pH曲线 1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线 如以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸的滴定曲线如下： 2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠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、氨水的滴定曲线 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，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 3.滴定曲线分析步骤 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再次找滴定终点和pH=7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH=7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。但要注意中性点与恰好反应点的区别。 易错点05 中和滴定曲线 1.巧抓“5点”，突破滴定曲线中粒子浓度关系 (1)抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。 (2)抓反应“一半”点：判断是什么溶质的等量混合。 (3)抓“恰好”反应点：生成的溶质是什么，判断溶液的酸碱性。 (4)抓溶液的“中性”点：生成什么溶质，哪种物质过量或不足。 (5)抓反应的“过量”点：溶液中的溶质是什么，判断哪种物质过量。 2.抓住滴定曲线中的5个关键点——模型构建 以室温时用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液为例。如图所示： 关键点 离子浓度关系 反应起始点(与pH轴的交点) 起始点为HA的单一溶液，0.1 mol·L-1 HA溶液pH>1说明HA是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-) 反应一半点(点①) 溶液中含等物质的量的NaA和HA，此时溶液pH<7，说明HA的电离程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-) 中性点(点②) 溶液pH=7，溶液呈中性，酸没有完全被中和，c(Na+)=c(A-)>c(HA)>c(H+)=c(OH-) 恰好完全反应点(点③) 此时二者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液显碱性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>(H+) 过量点(点④) 此时，NaOH溶液过量，得到NaA与NaOH等物质的量的混合液，溶液显碱性，c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) 易错点6 分布系数曲线 1.认识分布曲线 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO-分布系数 δ0为H2C2O4分布系数，δ1为HC2分布系数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分布浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度。 2.读图解题要领 (1)读“曲线”——每条曲线所代表的粒子及变化趋势(以上图中H2C2O4为例)随pH增大，δ只减不增的为H2C2O4曲线，δ先增后减的为HC2曲线，δ只增不减的为C2曲线。 (2)“用交点”——交点是某两种粒子浓度相等的点，可计算电离常数K： ①图中①点：c(HC2)=c(H2C2O4)，其pH为pH1，(H2C2O4)=。 ②同理图中②点：c(HC2)=c(C2)，对应pH为pH2，。 ③图中③点，c(H2C2O4)=c(C2)，此时c(HC2)最大，其溶液pH为pH3，则pH3=。 推理过程如下： H2C2O4H++HC2，HC2，，由于交点③时，c(H2C2O4)=c(C2)，c2(H+)=，两边取负对数，即可得，pH3=。 易错点7 对数图像 1.图像含义 将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取常用对数，即lg c(A)或lg 得到的粒子浓度对数图像。 2.破解对数图像的数据 (1)运算法则：lg ab=lg a+lg b、lg =lg a-lg b、lg 1=0。 (2)运算突破点：如lg =0的点有c(A)=c(B)；lg c(D)=0的点有c(D)=1 mol·L-1。 3.破解对数图像的步骤 (1)识图像：观察横坐标、纵坐标的含义，看清每条曲线代表的粒子种类以及曲线的变化趋势，计算电离常数时应利用两种粒子浓度相等的点，如lg =0。 (2)找联系：根据图像中的坐标含义和曲线的交点，分析所给电解质的电离平衡常数或pH与纵、横坐标之间的联系。 (3)想原理：涉及电离平衡常数，写出平衡常数表达式，在识图像、想原理的基础上，将图像与原理结合起来思考。 (4)用公式：运用对数计算公式分析。 易错点8 离子积曲线 1.阴、阳离子浓度单曲线 以BaSO4在不同条件下沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： a→c 曲线上变化，增大c(S) b→c 加入1×10-5 mol·L-1 Na2SO4溶液(加水不行) d→c 加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，增大c(Ba2+) 曲线上方的点表示有沉淀生成；曲线下方的点表示不饱和溶液 2.阴、阳离子浓度-温度双曲线图 以BaSO4沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液；曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出；曲线下方的任一点均表示不饱和溶液。 T1曲线：a、b点都表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液。 T2曲线：a、b、c点都表示不饱和溶液。 ②计算Ksp：由a或b点可以计算出T1温度下的Ksp。 ③比较T1和T2大小：因BaSO4沉淀溶解平衡吸热，可知：T1<T2。 易错点9 对数曲线 1.正对数[lg c(M+)~lg c(R-)]曲线 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液(Q>Ksp)，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液(Q<Ksp)。 ZnS曲线：a点表示饱和溶液，c点表示不饱和溶液[Q(ZnS)<Ksp(ZnS)]。 CuS曲线：b点表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液[Q(CuS)>Ksp(CuS)]。 ②计算Ksp：由曲线上面给定数据可以计算CuS、ZnS的Ksp。 ③比较Ksp大小：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)。 2.负对数[-lg c(M+)~-lg c(R-)]曲线 提取曲线信息 (1)MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次减小。 (2)a点可表示MnCO3的饱和溶液，c(Mn2+)等于c(C)。 (3)b点可表示CaCO3的饱和溶液，且c(Ca2+)大于c(C)。 (4)c点可表示MgCO3的不饱和溶液，且c(Mg2+)小于c(C)。 易错点10 沉淀滴定曲线 1.沉淀滴定曲线的特点 沉淀溶解平衡滴定曲线，一般横坐标为滴加溶液的体积，纵坐标为随溶液体积增加，相应离子浓度的变化。突跃点表示恰好完全反应，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态。利用突跃点对应的数据可计算对应沉淀的Ksp。 2.沉淀滴定曲线图像突破方法 第一步，识图像。认识图像横坐标、纵坐标表示什么，如表示离子浓度、pM等。 第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度积表达式书写、影响沉淀溶解平衡的因素以及溶度积常数的影响因素。如浓度不会改变溶度积，溶度积只与温度有关，多数情况下，温度越高，溶度积越大。 第三步，找联系。将图像与溶度积原理联系起来，分析题目设置的问题，如求离子浓度、判断沉淀溶解平衡状态等。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $