8/13專題03水溶液中的離子反應(yīng)與平衡（期末復(fù)習(xí)知識(shí)清單）思維導(dǎo)圖→考點(diǎn)清單（14大考點(diǎn)）→易錯(cuò)清單（10大易錯(cuò)點(diǎn)）考點(diǎn)01弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素1.電離平衡含義在一定條件下(如濃度、溫度等)，當(dāng)弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的時(shí)，達(dá)到電離平衡狀態(tài)。2.電離平衡的建立與特征①開(kāi)始時(shí)，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為0。②平衡的建立過(guò)程中，v(電離)>v(結(jié)合)。③當(dāng)v(電離)=v(結(jié)合)時(shí)，電離過(guò)程達(dá)到平衡狀態(tài)。3.外因?qū)﹄婋x平衡的影響(1)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，越易。(2)溫度：溫度越高，電離程度。(3)同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)。(4)化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向方向移動(dòng)?？键c(diǎn)02電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用1.概念在一定條件下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。2.表達(dá)式一元弱酸HA一元弱堿BOH電離方程式HAH++A-BOHB++OH-電離常數(shù)表達(dá)式Ka=cKb=c3.電離常數(shù)的影響因素(1)內(nèi)因：相同溫度下，電解質(zhì)越弱，其電離常數(shù)，反之，電離常數(shù)。(2)外因：電離平衡常數(shù)與有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，升高溫度，K。4.電離常數(shù)的意義(1)反映弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離能力越強(qiáng)。(2)多元弱酸的各步電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1>Ka2>Ka3……，當(dāng)考點(diǎn)03電離度1.概念在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總分子數(shù)的百分比。2.表達(dá)式α=已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)α=弱電解質(zhì)的某離子濃度溶液中原有弱電解質(zhì)的濃度3.影響因素溫度的影響升高溫度，電離平衡移動(dòng)，電離度增大；降低溫度，電離平衡移動(dòng)，電離度減小濃度的影響當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度增大時(shí)，電離度；當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度減小時(shí)，電離度考點(diǎn)04水的電離與水的離子積常數(shù)1.水的電離和水的離子積常數(shù)2.外界條件對(duì)水的電離平衡的影響分析下列條件的改變對(duì)水的電離平衡H2OH++OH-ΔH>0的影響，并填寫下表：改變條件平衡移動(dòng)方向c(H+)c(OH-)水的電離程度Kw升高溫度加入HCl(g)加入NaOH(s)加入NaHSO4(s)加入Na2CO3(s)加入NH4Cl(s)3.Kw的應(yīng)用計(jì)算溶液中水電離的H+或OH-濃度(1)任何溫度，任何水溶液，水電離的H+和OH-濃度總是相等。(2)當(dāng)抑制水的電離時(shí)(如酸或堿溶液)在溶液中c(H+)、c(OH-)較小的是水電離出來(lái)的。(3)當(dāng)促進(jìn)水的電離時(shí)(如鹽的水解)在溶液中c(H+)、c(OH-)較大的是水電離出來(lái)的?？键c(diǎn)05溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性(1)溶液呈酸堿性的本質(zhì)：溶液的酸堿性取決于c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小。(2)填寫空格溶液的酸堿性c(H+)與c(OH-)比較常溫下溶液pH酸性溶液中性溶液堿性溶液2.溶液的pH及測(cè)定(1)關(guān)系：pH=-lgc(H+)。

(2)范圍：0~14。(3)測(cè)定：用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照。(4)溶液酸堿性的另外一種表示——pOH①pOH=-lgc(OH-)；

②常溫下：pH+pOH=14?？键c(diǎn)06酸堿中和滴定1.滴定原理利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的方法。以標(biāo)準(zhǔn)HCl溶液滴定待測(cè)的NaOH溶液，待測(cè)的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)=c(HCl)2.酸堿指示劑(1)常見(jiàn)酸堿指示劑的變色范圍指示劑變色范圍石蕊甲基橙酚酞(2)選取適當(dāng)指示劑①滴定終點(diǎn)溶液為堿性時(shí)，用作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。②滴定終點(diǎn)溶液為酸性時(shí)，用作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。③強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿一般用，但用酚酞也可以。(3)準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。3.實(shí)驗(yàn)儀器與操作過(guò)程(1)主要儀器(2)滴定前準(zhǔn)備滴定管：查漏→洗滌→潤(rùn)洗→裝液→排氣泡調(diào)液面→記錄。錐形瓶：洗滌→裝待測(cè)液→加指示劑。(3)滴定操作(4)滴定終點(diǎn)滴入最后半滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來(lái)的顏色，停止滴定，并記錄標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積。(5)數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)2~3次，根據(jù)每次所用標(biāo)準(zhǔn)液的體積計(jì)算待測(cè)液的物質(zhì)的量濃度，最后求出待測(cè)液的物質(zhì)的量濃度的平均值。(6)誤差分析分析依據(jù)cB=cA·VAVB(若VA偏大?cB偏大；若VA偏小?cB偏小?？键c(diǎn)07鹽類的水解及其規(guī)律1.鹽類的水解2.鹽類水解的規(guī)律有弱才水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。鹽的類型實(shí)例是否水解水解的離子溶液的酸堿性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl、NaNO3-強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl、Cu(NO3)2NH4+強(qiáng)堿弱酸鹽CH3COONa、Na2CO3CH3COO-、CO3.鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(1)鹽類水解的離子方程式一般用“”連接，且一般不標(biāo)“↑”“↓”等狀態(tài)符號(hào)。(2)多元弱酸鹽：分步書(shū)寫，以第一步為主。(3)多元弱堿鹽：水解反應(yīng)的離子方程式一步完成。(4)陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)的水解①若水解程度不大，用“”表示。②相互促進(jìn)的水解程度較大的，書(shū)寫時(shí)用“===”“↑”“↓”?？键c(diǎn)08外界因素對(duì)鹽類水解的影響1.溫度鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，因而鹽類的水解為吸熱反應(yīng)，升高溫度，水解平衡移動(dòng)。2.濃度(1)加水稀釋，水解，水解程度增大。(2)加溶質(zhì)(增大濃度)，水解，水解程度減小。3.同離子效應(yīng)向能水解的鹽溶液中加入與水解產(chǎn)物相同的離子，水解被抑制；若水解產(chǎn)物被消耗，則促進(jìn)水解?？键c(diǎn)09鹽類水解原理的應(yīng)用1.在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用(1)熱的純堿溶液去油污效果好，原因是碳酸鈉的水解為吸熱反應(yīng)，升高溫度水解平衡向右移動(dòng)，溶液的堿性增強(qiáng)，去污效果增強(qiáng)。(2)銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用的理由：銨態(tài)氮肥中的NH4+水解顯酸性，草木灰中的CO32?水解顯堿性(3)泡沫滅火器反應(yīng)原理：NaHCO3與Al2(SO4)3飽和溶液發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)：Al3++3HCO3?===Al(OH)3↓+3CO(4)簡(jiǎn)述明礬的凈水原理：明礬溶液中的鋁離子水解：Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+，Al(OH)3膠體能吸附水中的懸浮物，起到凈水作用。(5)ZnCl2溶液可作焊接時(shí)的除銹劑的原因：Zn2+水解使溶液顯酸性，能溶解鐵銹。2.在教學(xué)、科研中的應(yīng)用示例(1)純堿溶液不能保存在帶玻璃塞的試劑瓶中的原因：溶液中碳酸根離子水解：CO32?+H2OHCO(2)選擇最佳試劑，除去下列括號(hào)內(nèi)的雜質(zhì)①M(fèi)g2+(Fe3+)加入MgO或Mg(OH)2，能除雜的原因是溶液中存在Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO或Mg(OH)2能與溶液中的H+反應(yīng)，使Fe3+的水解平衡向右移動(dòng)，最終生成Fe(OH)3沉淀而除去。②Cu2+(Fe3+)加入CuO或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3。優(yōu)點(diǎn)是不引入新的雜質(zhì)。(3)在配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液時(shí)為抑制水解，常先將鹽溶于少量濃鹽酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度。(4)用MgCl2·6H2O晶體得到純的無(wú)水MgCl2操作方法及理由是在干燥的HCl氣流中加熱MgCl2·6H2O，可以得到無(wú)水MgCl2，HCl氣流能抑制MgCl2的水解，且?guī)ё進(jìn)gCl2·6H2O因受熱產(chǎn)生的水蒸氣。3.鹽溶液蒸干后剩余固體成分的判斷在空氣中加熱蒸干并灼燒下列鹽溶液，將所得產(chǎn)物填入表格中。鹽溶液產(chǎn)物Ca(HCO3)2/NaHCO3CaO/Na2CO3NH4Cl無(wú)Na2SO3Na2SO4FeCl2/AlCl3Fe2O3/Al2O3Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4Na2CO3Na2CO3考點(diǎn)10溶液中粒子濃度的關(guān)系1.電荷守恒電解質(zhì)溶液中陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等，即電荷守恒，溶液呈電中性。2.元素守恒在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化。離子所含的某種元素在變化前后是守恒的，即元素守恒。3.質(zhì)子守恒質(zhì)子守恒是指電解質(zhì)溶液中粒子電離出的H+總數(shù)等于粒子接受的H+總數(shù)。方法一：可以由電荷守恒與元素守恒推導(dǎo)出來(lái)。如：Na2CO3溶液中將電荷守恒和元素守恒中的金屬陽(yáng)離子消去得c(OH-)=c(H+)+c(HCO3?)+2c(H2CO方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2OH++OH-，水電離產(chǎn)生的H+和OH-的物質(zhì)的量總是相等的，不論溶液中由水電離出的H+和OH-以什么形式存在。如：Na2CO3溶液中即c(OH-)=2c(H2CO3)+c(HCO3?)+c(H考點(diǎn)11離子濃度大小比較1.單一溶液中粒子濃度大小比較(1)多元弱酸溶液根據(jù)多步電離分析知：一級(jí)電離>二級(jí)電離>三級(jí)電離。(2)多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根分步水解分析知：一級(jí)水解>二級(jí)水解。(3)多元弱酸的酸式鹽溶液①若離子的水解程度大于電離程度，溶液呈堿性。②若離子的水解程度小于電離程度，溶液呈酸性。2.混合溶液中粒子濃度大小比較混合溶液中各離子濃度大小比較，根據(jù)電離程度、水解程度的相對(duì)大小綜合分析。(1)分子的電離程度大于對(duì)應(yīng)離子的水解程度(2)分子的電離程度小于對(duì)應(yīng)離子的水解程度(3)若溶液混合后發(fā)生反應(yīng)，則先分析反應(yīng)物的用量問(wèn)題，依據(jù)反應(yīng)后溶液中溶質(zhì)的種類及濃度關(guān)系再進(jìn)行分析?？键c(diǎn)12沉淀溶解平衡及影響因素1.物質(zhì)的溶解性與溶解度的關(guān)系20℃時(shí)，電解質(zhì)在水中的溶解度與溶解性存在如下關(guān)系：2.沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的建立溶質(zhì)溶解的過(guò)程是一個(gè)可逆過(guò)程：固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)v溶解(2)特點(diǎn)(同其他化學(xué)平衡)：逆、等、定、動(dòng)、變(適用平衡移動(dòng)原理)。3.沉淀溶解平衡的影響因素(1)內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)，即難溶電解質(zhì)的溶解能力。(2)外因：難溶電解質(zhì)在水溶液中會(huì)建立動(dòng)態(tài)平衡，改變溫度和某離子濃度，會(huì)使沉淀溶解平衡發(fā)生移動(dòng)。考點(diǎn)13溶度積常數(shù)及其應(yīng)用1.溶度積和離子積以AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)為例：溶度積離子積含義沉淀溶解平衡的平衡常數(shù)溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積符號(hào)KspQ表達(dá)式Ksp(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)，式中的濃度是平衡濃度Q(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)，式中的濃度是任意濃度應(yīng)用判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解①Q(mào)>Ksp：溶液過(guò)飽和，；②Q=Ksp：溶液飽和，處于；③Q<Ksp：溶液未飽和，2.溶度積的影響因素(1)內(nèi)因：溶度積與難溶電解質(zhì)溶解能力的關(guān)系：陰、陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比相同的難溶電解質(zhì)，溶度積越小，其溶解能力越小；不同類型的難溶電解質(zhì)，應(yīng)通過(guò)計(jì)算才能進(jìn)行比較溶解能力。(2)外因：僅與溫度有關(guān)，與濃度、壓強(qiáng)、催化劑等無(wú)關(guān)?？键c(diǎn)14沉淀溶解平衡的應(yīng)用1.沉淀的生成(1)沉淀生成的實(shí)際應(yīng)用在無(wú)機(jī)物的制備和提純、廢水處理等領(lǐng)域，常利用生成沉淀來(lái)達(dá)到分離或除去某些離子的目的。(2)使溶液中的離子轉(zhuǎn)化為沉淀的條件：溶液中離子積Q>Ksp。(3)常用的方法方法舉例解釋調(diào)節(jié)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與H+反應(yīng)，促進(jìn)Fe3+水解生成Fe(OH)3沉淀除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質(zhì)，可加入氨水調(diào)節(jié)pHFe3+與NH3·H2O反應(yīng)生成Fe(OH)3沉淀沉淀劑法以Na2S等沉淀污水中的Hg2+、Cu2+等重金屬離子Na2S與Cu2+、Hg2+反應(yīng)生成沉淀2.沉淀的溶解(1)原理：不斷減少溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使Q<Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)。(2)溶解方法①酸溶解法，如CaCO3溶于鹽酸；②鹽溶液溶解法，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液；③配位溶解法，如AgCl溶于氨水。3.沉淀的轉(zhuǎn)化(1)原理：由一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過(guò)程，實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動(dòng)。(2)沉淀轉(zhuǎn)化規(guī)律①一般來(lái)說(shuō)，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)。如，AgNO3溶液AgClAgI，Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。②一定條件下溶解度小的沉淀也可以轉(zhuǎn)化成溶解度相對(duì)較大的沉淀。重晶石[BaSO4(s)]BaCO3(s)，但Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3)。(3)實(shí)際應(yīng)用①鍋爐除垢：水垢中的CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2+(aq)。離子方程式為CaSO4(s)+CO32?(aq)CaCO3(s)+SO42?②礦物轉(zhuǎn)化：原生銅的硫化物CuSO4溶液銅藍(lán)(CuS)。ZnS轉(zhuǎn)化為CuS的離子方程式為ZnS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Zn2+(aq)。PbS轉(zhuǎn)化為CuS的離子方程式為PbS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Pb2+(aq)。易錯(cuò)點(diǎn)01判斷弱電解質(zhì)的兩種方法1.弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)，如pH=1的CH3COOH溶液加水稀釋10倍后，1<pH<2。2.弱電解質(zhì)形成的鹽能水解，如用玻璃棒蘸取一定濃度的CH3COONa溶液滴在pH試紙上，pH>7，說(shuō)明CH3COONa為強(qiáng)堿弱酸鹽，即CH3COOH為弱酸。易錯(cuò)點(diǎn)02加水稀釋粒子濃度比值變化分析1.同一溶液、濃度比等于物質(zhì)的量比。如HF溶液：c(2.將濃度比換算成含有某一常數(shù)的式子，然后分析。如HF溶液：c(易錯(cuò)點(diǎn)03酸、堿混合后溶液酸堿的判斷1.等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性”。2.室溫下c酸(H+)=c堿(OH-)，即pH之和等于14時(shí)，一強(qiáng)一弱等體積混合——“誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性”。3.室溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合酸堿性分析(兩強(qiáng)混合)①若pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH=7。②若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH>7。③若pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH<7。易錯(cuò)點(diǎn)04酸堿滴定中溶液pH曲線1.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿滴定過(guò)程中pH曲線如以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1鹽酸的滴定曲線如下：2.強(qiáng)酸(堿)滴定弱堿(酸)pH曲線比較氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線曲線起點(diǎn)不同：強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸、弱酸的曲線，強(qiáng)酸起點(diǎn)低；強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿、弱堿的曲線，強(qiáng)堿起點(diǎn)高突躍點(diǎn)變化范圍不同：強(qiáng)堿與強(qiáng)酸反應(yīng)(強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng))的突躍點(diǎn)變化范圍大于強(qiáng)堿與弱酸反應(yīng)(強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng))3.滴定曲線分析步驟首先看橫、縱坐標(biāo)，搞清楚是酸加入堿中，還是堿加入酸中；其次看起點(diǎn)，起點(diǎn)可以看出酸性或堿性的強(qiáng)弱；再次找滴定終點(diǎn)和pH=7的中性點(diǎn)，判斷滴定終點(diǎn)的酸堿性，然后確定中性點(diǎn)(pH=7)的位置；最后分析其他的特殊點(diǎn)(如滴定一半點(diǎn)，過(guò)量一半點(diǎn)等)，分析酸、堿過(guò)量情況。但要注意中性點(diǎn)與恰好反應(yīng)點(diǎn)的區(qū)別。易錯(cuò)點(diǎn)05中和滴定曲線1.巧抓“5點(diǎn)”，突破滴定曲線中粒子濃度關(guān)系(1)抓反應(yīng)的“起始”點(diǎn)：判斷酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱。(2)抓反應(yīng)“一半”點(diǎn)：判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。(3)抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn)：生成的溶質(zhì)是什么，判斷溶液的酸堿性。(4)抓溶液的“中性”點(diǎn)：生成什么溶質(zhì)，哪種物質(zhì)過(guò)量或不足。(5)抓反應(yīng)的“過(guò)量”點(diǎn)：溶液中的溶質(zhì)是什么，判斷哪種物質(zhì)過(guò)量。2.抓住滴定曲線中的5個(gè)關(guān)鍵點(diǎn)——模型構(gòu)建以室溫時(shí)用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L-1HA溶液為例。如圖所示：關(guān)鍵點(diǎn)離子濃度關(guān)系反應(yīng)起始點(diǎn)(與pH軸的交點(diǎn))起始點(diǎn)為HA的單一溶液，0.1mol·L-1HA溶液pH>1說(shuō)明HA是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)反應(yīng)一半點(diǎn)(點(diǎn)①)溶液中含等物質(zhì)的量的NaA和HA，此時(shí)溶液pH<7，說(shuō)明HA的電離程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)中性點(diǎn)(點(diǎn)②)溶液pH=7，溶液呈中性，酸沒(méi)有完全被中和，c(Na+)=c(A-)>c(HA)>c(H+)=c(OH-)恰好完全反應(yīng)點(diǎn)(點(diǎn)③)此時(shí)二者恰好完全反應(yīng)生成NaA，為強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液顯堿性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>(H+)過(guò)量點(diǎn)(點(diǎn)④)此時(shí)，NaOH溶液過(guò)量，得到NaA與NaOH等物質(zhì)的量的混合液，溶液顯堿性，c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)易錯(cuò)點(diǎn)6分布系數(shù)曲線1.認(rèn)識(shí)分布曲線一元弱酸(以CH3COOH為例)二元酸(以草酸H2C2O4為例)δ0為CH3COOH分布系數(shù)，δ1為CH3COO-分布系數(shù)δ0為H2C2O4分布系數(shù)，δ1為HC2O4隨著pH增大，溶質(zhì)分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據(jù)分布系數(shù)可以書(shū)寫一定pH時(shí)所發(fā)生反應(yīng)的離子方程式同一pH條件下可以存在多種溶質(zhì)微粒。根據(jù)在一定pH的微粒分布系數(shù)和酸的分布濃度，就可以計(jì)算各成分在該pH時(shí)的平衡濃度。2.讀圖解題要領(lǐng)(1)讀“曲線”——每條曲線所代表的粒子及變化趨勢(shì)(以上圖中H2C2O4為例)隨pH增大，δ只減不增的為H2C2O4曲線，δ先增后減的為HC2O4?曲線，δ只增不減的為C2(2)“用交點(diǎn)”——交點(diǎn)是某兩種粒子濃度相等的點(diǎn)，可計(jì)算電離常數(shù)K：①圖中①點(diǎn)：c(HC2O4?)=c(H2C2O4)，其pH為pH1，Ka1(H2C2O②同理圖中②點(diǎn)：c(HC2O4?)=c(C2O42?)，對(duì)應(yīng)pH為pH③圖中③點(diǎn)，c(H2C2O4)=c(C2O42?)，此時(shí)c(HC2O4?)最大，其溶液pH為pH3，則pH推理過(guò)程如下：H2C2O4H++HC2O4?，HC2O4?H++C2O42?，Ka1·Ka2=c(C2O42?)·c2(H+)c(H易錯(cuò)點(diǎn)7對(duì)數(shù)圖像1.圖像含義將溶液中某一微粒的濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值c(A)c(B)取常用對(duì)數(shù)，即lgc2.破解對(duì)數(shù)圖像的數(shù)據(jù)(1)運(yùn)算法則：lgab=lga+lgb、lgab=lga-lgb(2)運(yùn)算突破點(diǎn)：如lgc(A)c(B)=0的點(diǎn)有c(A)=c(B)；lgc(D)=0的點(diǎn)有c3.破解對(duì)數(shù)圖像的步驟(1)識(shí)圖像：觀察橫坐標(biāo)、縱坐標(biāo)的含義，看清每條曲線代表的粒子種類以及曲線的變化趨勢(shì)，計(jì)算電離常數(shù)時(shí)應(yīng)利用兩種粒子濃度相等的點(diǎn)，如lgc(A)(2)找聯(lián)系：根據(jù)圖像中的坐標(biāo)含義和曲線的交點(diǎn)，分析所給電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)或pH與縱、橫坐標(biāo)之間的聯(lián)系。(3)想原理：涉及電離平衡常數(shù)，寫出平衡常數(shù)表達(dá)式，在識(shí)圖像、想原理的基礎(chǔ)上，將圖像與原理結(jié)合起來(lái)思考。(4)用公式：運(yùn)用對(duì)數(shù)計(jì)算公式分析。易錯(cuò)點(diǎn)8離子積曲線1.陰、陽(yáng)離子濃度單曲線以BaSO4在不同條件下沉淀溶解平衡為例。提取曲線信息：a→c曲線上變化，增大c(SO4b→c加入1×10-5mol·L-1Na2SO4溶液(加水不行)d→c加入BaCl2固體(忽略溶液的體積變化)c→a曲線上變化，增大c(Ba2+)曲線上方的點(diǎn)表示有沉淀生成；曲線下方的點(diǎn)表示不飽和溶液2.陰、陽(yáng)離子濃度-溫度雙曲線圖以BaSO4沉淀溶解平衡為例。提取曲線信息：①曲線上各點(diǎn)的意義：每條曲線上任一點(diǎn)都表示飽和溶液；曲線上方的任一點(diǎn)均表示過(guò)飽和溶液，此時(shí)有沉淀析出；曲線下方的任一點(diǎn)均表示不飽和溶液。T1曲線：a、b點(diǎn)都表示飽和溶液，c點(diǎn)表示過(guò)飽和溶液。T2曲線：a、b、c點(diǎn)都表示不飽和溶液。②計(jì)算Ksp：由a或b點(diǎn)可以計(jì)算出T1溫度下的Ksp。③比較T1和T2大?。阂駼aSO4沉淀溶解平衡吸熱，可知：T1<T2。易錯(cuò)點(diǎn)9對(duì)數(shù)曲線1.正對(duì)數(shù)[lgc(M+)~lgc(R-)]曲線提取曲線信息：①曲線上各點(diǎn)的意義：每條曲線上任一點(diǎn)都表示飽和溶液，曲線上方的任一點(diǎn)均表示過(guò)飽和溶液(Q>Ksp)，此時(shí)有沉淀析出，曲線下方的任一點(diǎn)均表示不飽和溶液(Q<Ksp)。ZnS曲線：a點(diǎn)表示飽和溶液，c點(diǎn)表示不飽和溶液[Q(ZnS)<Ksp(ZnS)]。CuS曲線：b點(diǎn)表示飽和溶液，c點(diǎn)表示過(guò)飽和溶液[Q(CuS)>Ksp(CuS)]。②計(jì)算Ksp：由曲線上面給定數(shù)據(jù)可以計(jì)算CuS、ZnS的Ksp。③比較Ksp大小：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)。2.負(fù)對(duì)數(shù)[-lgc(M+)~-lgc(R-)]曲線提取曲線信息(1)MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次減小。(2)a點(diǎn)可表示MnCO3的飽和溶液，c(Mn2+)等于c(CO3(3)b點(diǎn)可表示CaCO3的飽和溶液，且c(Ca2+)大于c(CO3(4)c點(diǎn)可表示MgCO3的不飽和溶液，且c(Mg2+)小于c(CO3易錯(cuò)點(diǎn)10沉淀滴定曲線1.沉淀滴定曲線的特點(diǎn)沉淀溶解平衡滴定曲線，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。突躍點(diǎn)表示恰好完全反應(yīng)，曲線上的點(diǎn)都處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。利用突躍點(diǎn)對(duì)應(yīng)的數(shù)據(jù)可計(jì)算對(duì)應(yīng)沉淀的Ksp。2.沉淀滴定曲線圖像突破方法第一步，識(shí)圖像。認(rèn)識(shí)圖像橫坐標(biāo)、縱坐標(biāo)表示什么，如表示離子濃度、pM等。第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度積表達(dá)式書(shū)寫、影響沉淀溶解平衡的因素以及溶度積常數(shù)的影響因素。如濃度不會(huì)改變?nèi)芏确e，溶度積只與溫度有關(guān)，多數(shù)情況下，溫度越高，溶度積越大。第三步，找聯(lián)系。將圖像與溶度積原理聯(lián)系起來(lái)，分析題目設(shè)置的問(wèn)題，如求離子濃度、判斷沉淀溶解平衡狀態(tài)等。

專題03水溶液中的離子反應(yīng)與平衡（期末復(fù)習(xí)知識(shí)清單）思維導(dǎo)圖→考點(diǎn)清單（14大考點(diǎn)）→易錯(cuò)清單（10大易錯(cuò)點(diǎn)）考點(diǎn)01弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素1.電離平衡含義在一定條件下(如濃度、溫度等)，當(dāng)弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，達(dá)到電離平衡狀態(tài)。2.電離平衡的建立與特征①開(kāi)始時(shí)，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為0。②平衡的建立過(guò)程中，v(電離)>v(結(jié)合)。③當(dāng)v(電離)=v(結(jié)合)時(shí)，電離過(guò)程達(dá)到平衡狀態(tài)。3.外因?qū)﹄婋x平衡的影響(1)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，越易電離。(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。(3)同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)。(4)化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向電離方向移動(dòng)?？键c(diǎn)02電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用1.概念在一定條件下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。2.表達(dá)式一元弱酸HA一元弱堿BOH電離方程式HAH++A-BOHB++OH-電離常數(shù)表達(dá)式Ka=cKb=c3.電離常數(shù)的影響因素(1)內(nèi)因：相同溫度下，電解質(zhì)越弱，其電離常數(shù)越小，反之，電離常數(shù)越大。(2)外因：電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，升高溫度，K增大。4.電離常數(shù)的意義(1)反映弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離能力越強(qiáng)。(2)多元弱酸的各步電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1>Ka2>Ka3……，當(dāng)考點(diǎn)03電離度1.概念在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總分子數(shù)的百分比。2.表達(dá)式α=已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)α=弱電解質(zhì)的某離子濃度溶液中原有弱電解質(zhì)的濃度3.影響因素溫度的影響升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，電離度增大；降低溫度，電離平衡向左移動(dòng)，電離度減小濃度的影響當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度增大時(shí)，電離度減小；當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度減小時(shí)，電離度增大考點(diǎn)04水的電離與水的離子積常數(shù)1.水的電離和水的離子積常數(shù)2.外界條件對(duì)水的電離平衡的影響分析下列條件的改變對(duì)水的電離平衡H2OH++OH-ΔH>0的影響，并填寫下表：改變條件平衡移動(dòng)方向c(H+)c(OH-)水的電離程度Kw升高溫度右移增大增大增大增大加入HCl(g)左移增大減小減小不變加入NaOH(s)左移減小增大減小不變加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變加入Na2CO3(s)右移減小增大增大不變加入NH4Cl(s)右移增大減小增大不變3.Kw的應(yīng)用計(jì)算溶液中水電離的H+或OH-濃度(1)任何溫度，任何水溶液，水電離的H+和OH-濃度總是相等。(2)當(dāng)抑制水的電離時(shí)(如酸或堿溶液)在溶液中c(H+)、c(OH-)較小的是水電離出來(lái)的。(3)當(dāng)促進(jìn)水的電離時(shí)(如鹽的水解)在溶液中c(H+)、c(OH-)較大的是水電離出來(lái)的?？键c(diǎn)05溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性(1)溶液呈酸堿性的本質(zhì)：溶液的酸堿性取決于c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小。(2)填寫空格溶液的酸堿性c(H+)與c(OH-)比較常溫下溶液pH酸性溶液c(H+)>c(OH-)<7中性溶液c(H+)=c(OH-)=7堿性溶液c(H+)<c(OH-)>72.溶液的pH及測(cè)定(1)關(guān)系：pH=-lgc(H+)。

(2)范圍：0~14。(3)測(cè)定：用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照。(4)溶液酸堿性的另外一種表示——pOH①pOH=-lgc(OH-)；

②常溫下：pH+pOH=14?？键c(diǎn)06酸堿中和滴定1.滴定原理利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的方法。以標(biāo)準(zhǔn)HCl溶液滴定待測(cè)的NaOH溶液，待測(cè)的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)=c(HCl)2.酸堿指示劑(1)常見(jiàn)酸堿指示劑的變色范圍指示劑變色范圍石蕊甲基橙酚酞(2)選取適當(dāng)指示劑①滴定終點(diǎn)溶液為堿性時(shí)，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。②滴定終點(diǎn)溶液為酸性時(shí)，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。③強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。(3)準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。3.實(shí)驗(yàn)儀器與操作過(guò)程(1)主要儀器(2)滴定前準(zhǔn)備滴定管：查漏→洗滌→潤(rùn)洗→裝液→排氣泡調(diào)液面→記錄。錐形瓶：洗滌→裝待測(cè)液→加指示劑。(3)滴定操作(4)滴定終點(diǎn)滴入最后半滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來(lái)的顏色，停止滴定，并記錄標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積。(5)數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)2~3次，根據(jù)每次所用標(biāo)準(zhǔn)液的體積計(jì)算待測(cè)液的物質(zhì)的量濃度，最后求出待測(cè)液的物質(zhì)的量濃度的平均值。(6)誤差分析分析依據(jù)cB=cA·VAVB(若VA偏大?cB偏大；若VA偏小?cB偏小?？键c(diǎn)07鹽類的水解及其規(guī)律1.鹽類的水解2.鹽類水解的規(guī)律有弱才水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。鹽的類型實(shí)例是否水解水解的離子溶液的酸堿性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl、NaNO3否-中性強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl、Cu(NO3)2是NH4+酸性強(qiáng)堿弱酸鹽CH3COONa、Na2CO3是CH3COO-、CO堿性3.鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(1)鹽類水解的離子方程式一般用“”連接，且一般不標(biāo)“↑”“↓”等狀態(tài)符號(hào)。(2)多元弱酸鹽：分步書(shū)寫，以第一步為主。(3)多元弱堿鹽：水解反應(yīng)的離子方程式一步完成。(4)陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)的水解①若水解程度不大，用“”表示。②相互促進(jìn)的水解程度較大的，書(shū)寫時(shí)用“===”“↑”“↓”?？键c(diǎn)08外界因素對(duì)鹽類水解的影響1.溫度鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，因而鹽類的水解為吸熱反應(yīng)，升高溫度，水解平衡向右移動(dòng)。2.濃度(1)加水稀釋，促進(jìn)水解，水解程度增大。(2)加溶質(zhì)(增大濃度)，促進(jìn)水解，水解程度減小。3.同離子效應(yīng)向能水解的鹽溶液中加入與水解產(chǎn)物相同的離子，水解被抑制；若水解產(chǎn)物被消耗，則促進(jìn)水解?？键c(diǎn)09鹽類水解原理的應(yīng)用1.在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用(1)熱的純堿溶液去油污效果好，原因是碳酸鈉的水解為吸熱反應(yīng)，升高溫度水解平衡向右移動(dòng)，溶液的堿性增強(qiáng)，去污效果增強(qiáng)。(2)銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用的理由：銨態(tài)氮肥中的NH4+水解顯酸性，草木灰中的CO32?水解顯堿性(3)泡沫滅火器反應(yīng)原理：NaHCO3與Al2(SO4)3飽和溶液發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)：Al3++3HCO3?===Al(OH)3↓+3CO(4)簡(jiǎn)述明礬的凈水原理：明礬溶液中的鋁離子水解：Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+，Al(OH)3膠體能吸附水中的懸浮物，起到凈水作用。(5)ZnCl2溶液可作焊接時(shí)的除銹劑的原因：Zn2+水解使溶液顯酸性，能溶解鐵銹。2.在教學(xué)、科研中的應(yīng)用示例(1)純堿溶液不能保存在帶玻璃塞的試劑瓶中的原因：溶液中碳酸根離子水解：CO32?+H2OHCO(2)選擇最佳試劑，除去下列括號(hào)內(nèi)的雜質(zhì)①M(fèi)g2+(Fe3+)加入MgO或Mg(OH)2，能除雜的原因是溶液中存在Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO或Mg(OH)2能與溶液中的H+反應(yīng)，使Fe3+的水解平衡向右移動(dòng)，最終生成Fe(OH)3沉淀而除去。②Cu2+(Fe3+)加入CuO或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3。優(yōu)點(diǎn)是不引入新的雜質(zhì)。(3)在配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液時(shí)為抑制水解，常先將鹽溶于少量濃鹽酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度。(4)用MgCl2·6H2O晶體得到純的無(wú)水MgCl2操作方法及理由是在干燥的HCl氣流中加熱MgCl2·6H2O，可以得到無(wú)水MgCl2，HCl氣流能抑制MgCl2的水解，且?guī)ё進(jìn)gCl2·6H2O因受熱產(chǎn)生的水蒸氣。3.鹽溶液蒸干后剩余固體成分的判斷在空氣中加熱蒸干并灼燒下列鹽溶液，將所得產(chǎn)物填入表格中。鹽溶液產(chǎn)物Ca(HCO3)2/NaHCO3CaO/Na2CO3NH4Cl無(wú)Na2SO3Na2SO4FeCl2/AlCl3Fe2O3/Al2O3Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4Na2CO3Na2CO3考點(diǎn)10溶液中粒子濃度的關(guān)系1.電荷守恒電解質(zhì)溶液中陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等，即電荷守恒，溶液呈電中性。2.元素守恒在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化。離子所含的某種元素在變化前后是守恒的，即元素守恒。3.質(zhì)子守恒質(zhì)子守恒是指電解質(zhì)溶液中粒子電離出的H+總數(shù)等于粒子接受的H+總數(shù)。方法一：可以由電荷守恒與元素守恒推導(dǎo)出來(lái)。如：Na2CO3溶液中將電荷守恒和元素守恒中的金屬陽(yáng)離子消去得c(OH-)=c(H+)+c(HCO3?)+2c(H2CO方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2OH++OH-，水電離產(chǎn)生的H+和OH-的物質(zhì)的量總是相等的，不論溶液中由水電離出的H+和OH-以什么形式存在。如：Na2CO3溶液中即c(OH-)=2c(H2CO3)+c(HCO3?)+c(H考點(diǎn)11離子濃度大小比較1.單一溶液中粒子濃度大小比較(1)多元弱酸溶液根據(jù)多步電離分析知：一級(jí)電離>二級(jí)電離>三級(jí)電離。(2)多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根分步水解分析知：一級(jí)水解>二級(jí)水解。(3)多元弱酸的酸式鹽溶液①若離子的水解程度大于電離程度，溶液呈堿性。②若離子的水解程度小于電離程度，溶液呈酸性。2.混合溶液中粒子濃度大小比較混合溶液中各離子濃度大小比較，根據(jù)電離程度、水解程度的相對(duì)大小綜合分析。(1)分子的電離程度大于對(duì)應(yīng)離子的水解程度(2)分子的電離程度小于對(duì)應(yīng)離子的水解程度(3)若溶液混合后發(fā)生反應(yīng)，則先分析反應(yīng)物的用量問(wèn)題，依據(jù)反應(yīng)后溶液中溶質(zhì)的種類及濃度關(guān)系再進(jìn)行分析?？键c(diǎn)12沉淀溶解平衡及影響因素1.物質(zhì)的溶解性與溶解度的關(guān)系20℃時(shí)，電解質(zhì)在水中的溶解度與溶解性存在如下關(guān)系：2.沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的建立溶質(zhì)溶解的過(guò)程是一個(gè)可逆過(guò)程：固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)v溶解(2)特點(diǎn)(同其他化學(xué)平衡)：逆、等、定、動(dòng)、變(適用平衡移動(dòng)原理)。3.沉淀溶解平衡的影響因素(1)內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)，即難溶電解質(zhì)的溶解能力。(2)外因：難溶電解質(zhì)在水溶液中會(huì)建立動(dòng)態(tài)平衡，改變溫度和某離子濃度，會(huì)使沉淀溶解平衡發(fā)生移動(dòng)。考點(diǎn)13溶度積常數(shù)及其應(yīng)用1.溶度積和離子積以AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)為例：溶度積離子積含義沉淀溶解平衡的平衡常數(shù)溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積符號(hào)KspQ表達(dá)式Ksp(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)，式中的濃度是平衡濃度Q(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)，式中的濃度是任意濃度應(yīng)用判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解①Q(mào)>Ksp：溶液過(guò)飽和，有沉淀析出；②Q=Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)；③Q<Ksp：溶液未飽和，無(wú)沉淀析出2.溶度積的影響因素(1)內(nèi)因：溶度積與難溶電解質(zhì)溶解能力的關(guān)系：陰、陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比相同的難溶電解質(zhì)，溶度積越小，其溶解能力越小；不同類型的難溶電解質(zhì)，應(yīng)通過(guò)計(jì)算才能進(jìn)行比較溶解能力。(2)外因：僅與溫度有關(guān)，與濃度、壓強(qiáng)、催化劑等無(wú)關(guān)?？键c(diǎn)14沉淀溶解平衡的應(yīng)用1.沉淀的生成(1)沉淀生成的實(shí)際應(yīng)用在無(wú)機(jī)物的制備和提純、廢水處理等領(lǐng)域，常利用生成沉淀來(lái)達(dá)到分離或除去某些離子的目的。(2)使溶液中的離子轉(zhuǎn)化為沉淀的條件：溶液中離子積Q>Ksp。(3)常用的方法方法舉例解釋調(diào)節(jié)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與H+反應(yīng)，促進(jìn)Fe3+水解生成Fe(OH)3沉淀除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質(zhì)，可加入氨水調(diào)節(jié)pHFe3+與NH3·H2O反應(yīng)生成Fe(OH)3沉淀沉淀劑法以Na2S等沉淀污水中的Hg2+、Cu2+等重金屬離子Na2S與Cu2+、Hg2+反應(yīng)生成沉淀2.沉淀的溶解(1)原理：不斷減少溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使Q<Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)。(2)溶解方法①酸溶解法，如CaCO3溶于鹽酸；②鹽溶液溶解法，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液；③配位溶解法，如AgCl溶于氨水。3.沉淀的轉(zhuǎn)化(1)原理：由一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過(guò)程，實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動(dòng)。(2)沉淀轉(zhuǎn)化規(guī)律①一般來(lái)說(shuō)，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)。如，AgNO3溶液AgClAgI，Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。②一定條件下溶解度小的沉淀也可以轉(zhuǎn)化成溶解度相對(duì)較大的沉淀。重晶石[BaSO4(s)]BaCO3(s)，但Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3)。(3)實(shí)際應(yīng)用①鍋爐除垢：水垢中的CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2+(aq)。離子方程式為CaSO4(s)+CO32?(aq)CaCO3(s)+SO42?②礦物轉(zhuǎn)化：原生銅的硫化物CuSO4溶液銅藍(lán)(CuS)。ZnS轉(zhuǎn)化為CuS的離子方程式為ZnS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Zn2+(aq)。PbS轉(zhuǎn)化為CuS的離子方程式為PbS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Pb2+(aq)。易錯(cuò)點(diǎn)01判斷弱電解質(zhì)的兩種方法1.弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)，如pH=1的CH3COOH溶液加水稀釋10倍后，1<pH<2。2.弱電解質(zhì)形成的鹽能水解，如用玻璃棒蘸取一定濃度的CH3COONa溶液滴在pH試紙上，pH>7，說(shuō)明CH3COONa為強(qiáng)堿弱酸鹽，即CH3COOH為弱酸。易錯(cuò)點(diǎn)02加水稀釋粒子濃度比值變化分析1.同一溶液、濃度比等于物質(zhì)的量比。如HF溶液：c(2.將濃度比換算成含有某一常數(shù)的式子，然后分析。如HF溶液：c(易錯(cuò)點(diǎn)03酸、堿混合后溶液酸堿的判斷1.等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性”。2.室溫下c酸(H+)=c堿(OH-)，即pH之和等于14時(shí)，一強(qiáng)一弱等體積混合——“誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性”。3.室溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合酸堿性分析(兩強(qiáng)混合)①若pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH=7。②若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH>7。③若pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH<7。易錯(cuò)點(diǎn)04酸堿滴定中溶液pH曲線1.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿滴定過(guò)程中pH曲線如以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1鹽酸的滴定曲線如下：2.強(qiáng)酸(堿)滴定弱堿(酸)pH曲線比較氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線曲線起點(diǎn)不同：強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸、弱酸的曲線，強(qiáng)酸起點(diǎn)低；強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿、弱堿的曲線，強(qiáng)堿起點(diǎn)高突躍點(diǎn)變化范圍不同：強(qiáng)堿與強(qiáng)酸反應(yīng)(強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng))的突躍點(diǎn)變化范圍大于強(qiáng)堿與弱酸反應(yīng)(強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng))3.滴定曲線分析步驟首先看橫、縱坐標(biāo)，搞清楚是酸加入堿中，還是堿加入酸中；其次看起點(diǎn)，起點(diǎn)可以看出酸性或堿性的強(qiáng)弱；再次找滴定終點(diǎn)和pH=7的中性點(diǎn)，判斷滴定終點(diǎn)的酸堿性，然后確定中性點(diǎn)(pH=7)的位置；最后分析其他的特殊點(diǎn)(如滴定一半點(diǎn)，過(guò)量一半點(diǎn)等)，分析酸、堿過(guò)量情況。但要注意中性點(diǎn)與恰好反應(yīng)點(diǎn)的區(qū)別。易錯(cuò)點(diǎn)05中和滴定曲線1.巧抓“5點(diǎn)”，突破滴定曲線中粒子濃度關(guān)系(1)抓反應(yīng)的“起始”點(diǎn)：判斷酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱。(2)抓反應(yīng)“一半”點(diǎn)：判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。(3)抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn)：生成的溶質(zhì)是什么，判斷溶液的酸堿性。(4)抓溶液的“中性”點(diǎn)：生成什么溶質(zhì)，哪種物質(zhì)過(guò)量或不足。(5)抓反應(yīng)的“過(guò)量”點(diǎn)：溶液中的溶質(zhì)是什么，判斷哪種物質(zhì)過(guò)量。2.抓住滴定曲線中的5個(gè)關(guān)鍵點(diǎn)——模型構(gòu)建以室溫時(shí)用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L-1HA溶液為例。如圖所示：關(guān)鍵點(diǎn)離子濃度關(guān)系反應(yīng)起始點(diǎn)(與pH軸的交點(diǎn))起始點(diǎn)為HA的單一溶液，0.1mol·L-1HA溶液pH>1說(shuō)明HA是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)反應(yīng)一半點(diǎn)(點(diǎn)①)溶液中含等物質(zhì)的量的NaA和HA，此時(shí)溶液pH<7，說(shuō)明HA的電離程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)中性點(diǎn)(點(diǎn)②)溶液pH=7，溶液呈中性，酸沒(méi)有完全被中和，c(Na+)=c(A-)>c(HA)>c(H+)=c(OH-)恰好完全反應(yīng)點(diǎn)(點(diǎn)③)此時(shí)二者恰好完全反應(yīng)生成NaA，為強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液顯堿性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>(H+)過(guò)量點(diǎn)(點(diǎn)④)此時(shí)，NaOH溶液過(guò)量，得到NaA與NaOH等物質(zhì)的量的混合液，溶液顯堿性，c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)易錯(cuò)點(diǎn)6分布系數(shù)曲線1.認(rèn)識(shí)分布曲線一元弱酸(以CH3COOH為例)二元酸(以草酸H2C2O4為例)δ0為CH3COOH分布系數(shù)，δ1為CH3COO-分布系數(shù)δ0為H2C2O4分布系數(shù)，δ1為HC2O4隨著pH增大，溶質(zhì)分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據(jù)分布系數(shù)可以書(shū)寫一定pH時(shí)所發(fā)生反應(yīng)的離子方程式同一pH條件下可以存在多種溶質(zhì)微粒。根據(jù)在一定pH的微粒分布系數(shù)和酸的分布濃度，就可以計(jì)