高中化学第三章水溶液中的离子平衡第四节难溶电解质的溶解平衡(第2课时)教案新人教版选修4
第二课时沉淀反应的应用
三维目标
知识与技能
让学生掌握沉淀反应的应用，并运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题。
过程与方法
引导学生根据已有的知识经验，分析推理出新的知识。
情感态度与价值观
认识自然科学中的对立统一的辩证唯物主义。
教学重难点
教学重点
沉淀的转化。
教学难点
沉淀的转化和溶解。
教学方法
实验法、自主学习、合作探究、多媒体展示。
教学过程设计
引入新课
[复习]难溶电解质的沉淀溶解平衡作为一种动态的平衡，我们可以通过改变条件，控制其进行的方向，沉淀转为溶液中的离子，或者溶液中的离子转化为沉淀。本节课我们共同探究沉淀反应的应用。
[板书]沉淀溶解平衡的应用
1．沉淀的生成
[学生思考]向饱和NaCl溶液中加浓盐酸会有什么现象？
学生动手实验：观察实验现象，并运用平衡移动原理，讨论产生现象的原因。
[总结]加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。
以上是存在溶解平衡时的情况，如果不存在溶解平衡，如何生成沉淀呢？
[提问]：如果想沉淀溶液中的碳酸根，可以用什么方法？
学生阅读课本P61第一部分：沉淀的生成，完成思考与交流。
1．如果要除去某溶液中的硫酸根离子，你选择加入钙盐还是钡盐？为什么？
2．以你现有的知识，你认为判断沉淀能否生成可从哪些方面考虑？是否可能使要除去的离子全部通过沉淀除去？说明原因。
[分析]应该加入钡盐，因为在相同条件下硫酸钡的溶解度比硫酸钙小。
[总结]根据物质的溶解性，加入一种离子生成沉淀即可。
例1.为除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是( ) A．NaOH B．Na2CO3 C．氨水 D．MgO
例2.将4×10－3mol·L－1的AgNO3溶液与4×10－3mol·L－1的NaCl溶液等体积混合能否有沉淀析出？K sp(AgCl)＝1.8×10－10 mol2·L－2
解：只有当Q c＞K sp时，离子才能生成沉淀。
混合后：c(Ag＋)＝4×10－3mol·L－1，c(Cl－)＝4×10－3mol·L－1
Q c＝c(Ag＋)c(Cl－)＝4×10－3mol·L－1×4×10－3mol·L－1
＝1.6×10－5 mol2·L－2＞1.8×10－10 mol2·L－2
Q c＞K sp，所以有AgCl沉淀析出。
练习：将4×10－3mol·L－1的Pb(NO3)2溶液与4×10－3mol·L－1的KI溶液等体积混合能否有沉淀析出？K sp(PbI2)＝7.1×10－9 mol3·L－3
解：Q c＝c(Pb2＋)C2(I－)＝4×10－3mol·L－1×(4×10－3mol·L－1)2＝6.4×10－8＞K sp(PbI2) 所以有PbI2沉淀析出。
例3.在1L含1.0×10－3mol·L－1的SO2－4溶液中，注入0.01 mol BaCl2溶液(假设溶液体积不变)能否有效除去SO2－4？已知：K sp(BaSO4)＝4×10－10 mol2·L－2(注意：当剩余离子即平衡离子浓度≤10－5 mol/L时，认为离子已沉淀完全或离子已有效除去)。
解：c(Ba2＋)＝0.01 mol/L，c(SO2－4)＝0.001 mol/L，生成BaSO4沉淀后，Ba2＋过量，剩余的即(Ba2＋)＝0.01( mol/L)－0.001( mol/L)＝0.009 mol/L。(SO2－4)＝K sp/(Ba2＋)＝1.1×10－10/9.0×10－3＝1.2×10－8( mol/L)。因为剩余的c(SO2－
－8 mol/L＜1.0×10－5
4)＝1.2×10
mol/L。所以，SO2－4已沉淀完全，即有效除去了SO2－4。
2．沉淀的溶解
[过渡]既然已经存在沉淀，就存在沉淀溶解平衡。
[思考]为什么医学上常用BaSO4作为内服造影剂“钡餐”，而不用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”？
BaSO4和BaCO3的沉淀溶解平衡分别为：
BaSO 4(s) Ba2＋(ag)＋SO2－4(ag) K sp＝1.1×10－10 mol2·L－2
BaCO 3(s) Ba2＋(ag)＋CO2－3(ag) K sp＝5.1×10－9 mol2·L－2
由于人体内胃酸的酸性较强(pH0.9－1.5)，如果服下BaCO3，胃酸会与CO2－3反应生成CO2和水，使CO2－3离子浓度降低，使Q c＜K sp，使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，使体内的Ba2＋浓度增大而引起人体中毒。
而SO2－4不与H＋结合生成硫酸，胃酸中的H＋对BaSO4的溶解平衡没有影响，Ba2＋浓度保持在安全浓度标准下，所以用BaSO4作“钡餐”，而不能用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”。
[分析]BaCO3(s)等难溶盐溶解在强酸溶液中：
BaCO3＋2H＋＝＝＝CO2↑＋H2O＋Ba2＋CaCO3＋2H＋＝＝＝CO2↑＋H2O＋Ca2＋
ZnS＋2H＋＝＝＝Zn2＋＋H2S↑
难溶于水的氢氧化物溶解在酸中：
Mg(OH)2＋2H＋＝＝＝Mg2＋＋2H2O Fe(OH)3＋3H＋＝Fe3＋＋3H2O
Mg(OH)2(s)溶解在氯化铵等酸性的盐溶液中：
Mg(OH)2＋2NH＋4＝＝＝Mg2＋＋H2O＋2NH3
[提问]结合以前的知识，如果想溶解碳酸钙，可以用什么方法？
[学生]阅读课本P61第二部分
教师指导学生完成试验33
[总结]溶解沉淀的方法：
①加入足量的水；
②使沉淀转化为气体；
③使沉淀转化为弱电解质。
[交流、讨论]1.溶洞里美丽的石笋、钟乳是如何形成的？
2．海洋中的多彩珊瑚又是怎样生长形成的？
练习2：试用平衡移动原理解释下列事实
1．FeS不溶于水，但却能溶于稀盐酸中。
2．CaCO3难溶于稀硫酸，但却能溶于醋酸中。
3．分别用等体积的蒸馏水和0.010 mol/L硫酸洗涤BaSO4沉淀，用水洗涤造成的BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤造成的损失量。
[过渡提问]当向AgNO3和NaCl恰好完全反应的平衡体系中加入I－，若再加入S2－，会看到什么现象？
[学生思考]根据实验34的实验步骤，完成实验。
[设问]通过实验你观察到了什么现象？
[探究实验](1)在1试管中加入ZnSO4溶液，再滴入Na2S溶液，观察现象。
(2)静置后倾去上层清液，蒸馏水洗涤沉淀2～3次。
(3)向沉淀中滴加适量的CuSO4溶液，观察现象。
[实验现象]有白色沉淀出现，白色沉淀转化成为黑色沉淀。
[追问]为什么白色的ZnS沉淀会转化成为黑色的CuS沉淀？
[分析]ZnS在水中存在沉淀溶解平衡：
ZnS(s) Zn2＋(aq)＋S2－(aq) K sp＝1.6×10－24 mol2·L－2
CuS在水中存在沉淀溶解平衡：
CuS(s) Cu2＋(aq)＋S2－(aq) K sp＝1.3×10－36 mol2·L－2
ZnS与CuS是同类难溶物，K sp(ZnS)＞K sp(CuS)，CuS的溶解度远小于ZnS的溶解度。
(1)ZnS沉淀转化为CuS沉淀的定性解释
当向ZnS沉淀上滴加CuSO4溶液时，ZnS溶解产生的S2－与CuSO4溶液中的Cu2＋足以满足Q c＞K sp(CuS)的条件，S2－与Cu2＋结合产生CuS沉淀并建立沉淀溶解平衡。CuS沉淀的生成，使得S2－的浓度降低，导致S2－与Zn2＋的Q c＜K sp(ZnS)，使得ZnS不断地溶解，结果是ZnS沉淀逐渐转化成为CuS沉淀。
ZnS沉淀转化为CuS沉淀的总反应：
ZnS(s)＋Cu2＋(aq)＝CuS(s)＋Zn2＋(aq)
沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。一种沉淀可转化为更难溶的沉淀，难溶物的溶解度相差越大，这种转化的趋势越大。
如：在AgCl(s)中加入NaI溶液可转化为AgI(s)沉淀。
在CaSO4(s)加入Na2CO3溶液可转化为CaCO3(s)沉淀。
(2)ZnS沉淀转化为CuS沉淀的定量计算
例1.在ZnS沉淀加入10 mL 0.001 mol/L的CuSO4溶液是否有CuS沉淀生成？
已知：K sp(ZnS)＝1.6×10－24K sp(CuS)＝1.3×10－36 mol2·L－2
解：ZnS沉淀中的硫离子浓度为：
c(S2－)＝c(Zn2＋)＝(K sp)1/2＝(1.6×10－24)1/2＝1.26×10－12( mol/L)
Q c＝c(Cu2＋)c(S2－)＝1.0×10－3mol/L×1.26×10－12 mol/L＝1.26×10－15 mol2·L－2因为：Qc(CuS)＞K sp(CuS)，所以ZnS沉淀会转化为CuS沉淀。
[板书]3.沉淀的转化
完成试验35，学生阅读P63剩余部分。
[总结]加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或放出气体的离子，使平衡向溶解的方向移动。
利用沉淀转化原理，在工业废水的处理过程中，常用FeS(s)、MnS(s)等难溶物作为沉淀剂除去废水中的Cu2＋、Hg2＋、Pb2＋等重金属离子。
K sp(FeS)＝6.3×10－18 mol2·L－2K sp(CuS)＝1.3×10－36 mol2·L－2
K sp(HgS)＝6.4×10－53 mol2·L－2K sp(PbS)＝3.4×10－28 mol2·L－2
FeS(s)＋Cu2＋(aq)＝CuS(s)＋Fe2＋(ag)
FeS(s)＋Hg2＋(aq)＝HgS(s)＋Fe2＋(ag)
FeS(s)＋Pb2＋(aq)＝PbS(s)＋Fe2＋(ag)
[提问]水垢中的Mg(OH)2是怎样生成的？
硬水：是含有较多Ca2＋、Mg2＋、HCO－3、Cl－和SO2－4的水。
加热时：Ca2＋＋2HCO－3＝CaCO3↓＋CO2↑＋H2O
Mg2＋＋2HCO－3＝MgCO3↓＋CO2↑＋H2O
MgCO3(s)＋H2O＝Mg(OH)2(s)＋CO2↑
为什么在水垢中镁主要以Mg(OH)2沉淀形式存在，而不是以MgCO3沉淀的形式存在？比
较它们饱和时c(Mg2＋)的大小。
在MgCO3的饱和溶液中：
c(Mg2＋)＝K sp(MgCO3)＝ 6.8×10－6＝2.6×10－3mol·L－1在Mg(OH)2饱和溶液中：
c(Mg2＋)＝3K
sp(Mg(OH)2)
4
＝
3 5.6×10－12
4
＝1.1×10－4mol·L－1
练习3：将AgNO3溶液依次加入氯化钠溶液、溴化钠溶液、碘化钾溶液中都会出现不同颜色的沉淀，沉淀的颜色变化是________→________→________。出现这种颜色变化的原因是：________________________________________________________________________ [小结]沉淀的生成、溶解、转化本质上都是沉淀溶解平衡的移动问题，其基本依据主要有：________________________________________________________________________。
[投影]：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
③加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。
④加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或放出气体的离子，使平衡向溶解的方向移动。
板书设计
1．沉淀的生成
加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。
根据物质的溶解性，加入一种离子生成沉淀即可
2．沉淀的溶解
溶解沉淀的方法
①加入足量的水；②使沉淀转化为气体；③使沉淀转化为弱电解质。
3．沉淀的转化
加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动。
教学反思
沉淀的溶解与转化，其实就是沉淀溶解平衡移动的问题。我们应该用平衡移动的观点去解释分析。同时教材虽然对溶度积常数不要求进行计算，但适当的分析还是必须的，有利于巩固所学知识。
难溶电解质的溶解平衡知识点
难溶电解质的溶解平衡 一．固体物质的溶解度 1.溶解度：在一定温度下，某固体物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。符号：S ，单位：g ，公式：S=（m 溶质/m 溶剂 ）×100g 2.不同物质在水中溶解度差别很大，从溶解度角度，可将物质进行如下分类： 3.解度随温度的升高而减小。 二?沉淀溶解平衡 1.溶解平衡的建立 讲固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。 溶质溶解的过程是一个可逆过程： ? ?? ??→<→=→>????→→晶体析出 溶解平衡固体溶解 结晶溶液中的溶质溶解固体溶质结晶溶解结晶溶解结晶溶解v v v v v v 2.沉淀溶解平衡 绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以AgCl 为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡： AgCl(s) Ag ＋(aq)＋Cl － (aq) 3.溶解平衡的特征 1）动：动态平衡 2）等：溶解和沉淀速率相等 3）定：达到平衡，溶液中离子浓度保持不变 4）变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 三．沉淀溶解平衡常数——溶度积 1）定义：在一定温度下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫溶度积常数。 2）表达式：即：AmBn(s) mA n+(aq)＋nB m － (aq) Ksp =[A n+]m ·[B m － ]n 例如：常温下沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag +(aq)＋Cl － (aq)， Ksp(AgCl)=[Ag +][Cl － ] ＝1.8×10 －10 常温下沉淀溶解平衡：Ag 2CrO 4(s) 2Ag +(aq)＋CrO 42-(aq)， Ksp(Ag 2CrO 4)=[Ag +]2 [CrO2- 4] ＝1.1×10 －12 3）意义：反应了物质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp 数值越大，电解质在 溶解 沉淀
难溶电解质的溶解平衡习题及答案
专题难溶电解质的溶解平衡 一、物质的溶解性 1．下列属于微溶物质的是( ) A．AgCl B．BaCl2C．CaSO4D．Ag2S 2．下列物质的溶解度随温度升高而减小的是( ) ①KNO3②Ca(OH)2③BaSO4④CO2 A．①②B．②④C．①③D．①④ 3．下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是( ) A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等 B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等 C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变 D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶的该沉淀物，将促进溶解 二、沉淀反应的应用 4．除去NaCl中的FeCl3需加入的试剂是( ) A．NaOH B．石灰水C．铜片D．氨水 5．已知K sp(AgCl)＝1.8×10－10，K sp(AgI)＝1.0×10－16。下列说法错误的是( ) A．AgCl不溶于水，不能转化为AgI B．在含有浓度均为0.001 mol·L－1的Cl－、I－的溶液中缓慢加入AgNO3稀溶液，首先析出AgI沉淀C．AgI比AgCl更难溶于水，所以，AgCl可以转化为AgI D．常温下，AgCl若要在NaI溶液中开始转化为AgI，则NaI的浓度必须不低于1 1.8 ×10－11 mol·L－1 三、溶度积及其计算 6．下列有关溶度积常数K sp的说法正确的是( ) A．常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的K sp减小 B．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp减小 C．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp增大 D．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的K sp不变 7．在CaCO3饱和溶液中，加入Na2CO3固体，达到平衡时( ) A．c(Ca2＋)＝c(CO2－3) B．c(Ca2＋)＝c(CO2－3)＝K sp(CaCO3) C．c(Ca2＋)≠c(CO2－3)，c(Ca2＋)·c(CO2－3)＝K sp(CaCO3) D．c(Ca2＋)≠c(CO2－3)，c(Ca2＋)·c(CO2－3)≠K sp(CaCO3) 8. 某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度 的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是( ) A．K sp[Fe(OH)3] 电解质溶液中离子浓度关系 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为： c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。 ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS- S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。 2.水解理论： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。 【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， + 2H2O 2OH-+2H+， 2NH3·H2O，由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。 第四节难溶电解质的溶解平衡 一、溶解平衡 1、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？在20℃时电解质的溶解性 2、当 3 AgCl的饱和溶液？ 3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔细阅读、思考理解，并写出AgCl的 溶解平衡表达式。 4、特征：动、等、定、变 5、影响溶解平衡的因素： （1）内因：电解质本身的性质 ①、绝对不溶的电解质是没有的。 ②、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 （2）外因： ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 二、沉淀反应的应用 （1）沉淀的生成 ①沉淀生成的应用：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中， 常利用生成沉淀达到分离或某些离子的目的。 ②废水处理化学沉淀法工艺流程示意图 ③沉淀的方法 a调节PH法： b加沉淀剂法： 写出使用Na 2S、H 2 S作沉淀剂使Cu2+、Hg2+形成沉淀的离子方程式. （2）沉淀的溶解 ①沉淀溶解的原理： 例如CaCO 3 的溶解 ②沉淀溶解的实验探究（实验3-3）[讨论] a、为什么加入1ml盐酸沉淀溶解了？写出反应的化学方程式。 b、为什么加入过量的氯化铵溶液，沉淀也可以溶解？写出反应的化学方程式。（3）沉淀的转化 ①沉淀转化的实验探究（实验3-4） ③沉淀转化的应用 三、溶度积（K sp ） （1）概念： （2）表达式：对于沉淀溶解平衡M m A n Mm n+(aq)+Na m-(aq)，K sp = (3) 溶度积常数的意义： ○1对于相同类型的电解质，K sp越大，其在水中的溶解能力越大。 ○2K sp 和S均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质，才有K sp 越大S 越大的结论。 ○3同一物质的K sp与温度有关，与溶液中的溶质离子浓度无关。 （4）溶度积规则：比较K sp 与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Q c ）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。 Q c ＞K sp 时 Q c ＝K sp 时 Q c ＜K sp 时 高中化学难溶电解质的溶解平衡的练习题含答案 1、向含有AgCl(s)的饱和AgCl溶液中加水，下列叙述正确的是( ) A.AgCl的溶解度增大 B.AgCl的溶解度、Ksp均不变 C.Ksp(AgCl)增大 D.AgCl的溶解度、Ksp均增大 2、CaCO3在下列液体中溶解度最大的是( ) A.H2O B.Na2CO3溶液 C.CaCl2溶液 D.乙醇 3、得到较纯的FeS沉淀,应在FeCl2溶液中加入的试剂( ) A.(NH4)2S B.Na2S C.H2S D.NaHS 4、要除去MgCl2酸性溶液里少量的FeCl3，不宜选用的试剂是( )。 A. MgO B.MgCO3 C.NaOH D.Mg(OH)2 5、非结合胆红素(VCB)分子中有羟基，被氧化后(生成羧基)与钙离子结合形成胆红素钙的反应，就是一个沉淀生成的离子反应，从动态平衡的角度分析能预防胆结石的方法是( ) A.大量食用纯碱可使钙离子沉淀完全.，防止胆结石生成 B.不食用含钙的食品 C.适量服用低维生素E、低维生素C等抗氧化自由基可防治胆结石 D.常喝水稀释钙离子，溶解沉淀 6、工业废水中常含有Cu2+、Cd2+、Pb2+等重金属离子，可通过加入过量的难溶电解质FeS、MnS，使这些金属离子形成硫化物沉淀除去。根据以上事实，可推知FeS、MnS具有的相关性质是( ) A.在水中的溶解能力大于CuS、CdS、PbS B.在水中的溶解能力小于CuS、CdS、PbS C.在水中的溶解能力与CuS、CdS、PbS相同 D.二者均具有较强的吸附性 7、在100mL 0.01mol?L-1KCl溶液中，加入lmL 0.01mol?L-1 AgNO3溶液，下列说法正确的是(AgCl的Ksp=1.8×10—10mol?L-1) ( ) A.有AgCl沉淀析出 B.无AgCl沉淀析出 C.无法确定 D.有沉淀但不是AgCl 8、向5mL NaCl溶液中滴入一滴AgNO3溶液，出现白色沉淀，继续滴加一滴KI溶液并振荡，沉淀变为黄色，再滴入一滴Na2S溶液并振荡，沉淀又变成黑色。根据上述变化过程，分析此三种沉淀物的溶解度关系为( ) A.AgCl=AgI=Ag2S B.AgCl C.AgCl>AgI> Ag2S D.AgI>AgCI> Ag2S 9、在一定温度下，一定量的水中，石灰乳悬浊液存在下列平衡：Ca(OH)2(s) Ca(OH)2(aq) Ca2+(aq)+2OH-(aq)，当向此悬浊液中加入少量生石灰时，下列说法正确的是( ) A.n(Ca2+)增大 B.c(Ca2+)不变 C.n(OH-)增大 D.c(OH-)减小 10、已知Ksp(AgCl )=1.8×10-10，Ksp(AgI)=1.0×10-16。下列关于不溶物之间转化的说法中错误的是( ) A.AgCl不溶于水，不能转化为AgI B.两种不溶物的Ksp相差越大，不溶物就越容易转化为更难溶的不溶物 题型分组训练8平衡原理在电解质溶液中的应用 (A组) 1．向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸(忽略体积变化)，下列数值变小的是() A．c(CO2－3) B．c(Mg2＋) C．c(H＋) D．K sp(MgCO3) 2．下列叙述正确的是() A．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍，稀释后溶液的pH＝4 B．25 ℃时K sp(AgCl)＝1.8×10－10，向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl 的溶解度增大 C．浓度均为0.1 mol·L－1的下列溶液，pH由大到小的排列顺序为NaOH>Na2CO3>(NH4)2SO4>NaHSO4 D．为确定二元酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH，若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A是强酸 3．下列溶液中各微粒的浓度关系正确的是() A．pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合：c(Na＋)>c(CH3COO －)>c(OH－)>c(H＋) B．含等物质的量的CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中：c(Na ＋)>c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－) C．0.1 mol·L－1CH3COONa溶液与0.1 mol·L－1HCl溶液混合至pH＝7：c(Na＋)>c(Cl －)>c(OH－)>c(H＋) D．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液与0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液等体积混合：2c(Na＋)＝3[c(CO2－3)＋c(HCO－3)＋c(H2CO3)] 4．向NaOH溶液中缓慢通入CO2气体，溶液中CO2－3的物质的量与通入CO2的物质的量的关系如图。下列说法错误的是() A．水的电离程度：a＝b 课时规范练25 难溶电解质的沉淀溶解平衡 一、选择题(本题共9小题，每小题6分，共54分.每小题只有一个选项符合题目要求) 1.(2018天津五区县期中)下列说法中正确的是( ) A.用等体积的蒸馏水或0.01 mol·L-1盐酸洗涤AgCl沉淀，AgCl损失量相同 B.向MgCO3沉淀中滴加NaOH溶液可以得到Mg(OH)2沉淀 C.向氨水中加入NH4Cl或NaOH固体，溶液的pH均增大 D.盐溶液加水稀释时，c(H+)、c(OH-)均减小 2.工业上向锅炉里注入Na2CO3溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，而后用盐酸去除.下列叙述不正确的是( ) A.温度升高，Na2CO3溶液的K W和c(OH-)均会增大 B.沉淀转化的离子方程式为C(aq)+CaSO4(s)CaCO3(s)+S(aq) C.在盐酸中，CaCO3的溶解性大于CaSO4 D.Na2CO3溶液遇CO2后，阴离子浓度均减小 3.(2018河南林州一中月考)已知常温下K sp(AgCl)=1.8×10-10，K sp(AgBr)=5×10-13，下列有关说法错误的是( ) A.在饱和AgCl、AgBr的混合溶液中:=360 B.向AgCl悬浊液中滴加浓NaBr溶液会产生淡黄色沉淀 C.AgCl在水中的K sp比在NaCl溶液中的大 D.AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中的溶解度不相同 4.(2018湖北武汉部分重点学校调研)在t℃时，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示.又知t℃时AgCl的K sp=4×10-10，下列说法不正确的是( ) A.在t℃时，AgBr的K sp为4.9×10-13 B.在AgBr饱和溶液中加入NaBr固体，可使溶液由c点到b点 C.图中a点对应的是AgBr的不饱和溶液 D.在t℃时，AgCl(s)+Br-(aq)AgBr(s)+Cl-(aq)的平衡常数K≈816 5.溴酸银(AgBrO3)溶解度随温度变化的曲线如下图所示.下列说法错误的是( ) 第2课时沉淀反应的应用 1.了解沉淀反应的应用。 2.知道沉淀转化的本质。 沉淀的生成和溶解 1．沉淀的生成 (1)沉淀生成的应用 在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。 (2)沉淀的方法 ①调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH＋4。 ②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。反应如下：Cu2＋＋S2－===CuS↓，Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋；Hg2＋＋S2－===HgS↓，Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋。 ③同离子效应法：增大溶解平衡中离子浓度，使平衡向沉淀生成的方向移动。 2．沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。 (2)溶解沉淀的试剂类型 ①主要类型：用强酸溶解。例如：溶解CaCO3、FeS、Cu(OH)2等难溶电解质。 ②用某些盐溶液溶解。例如：Mg(OH)2沉淀可溶于NH4Cl溶液，化学方程式为Mg(OH)2＋2NH4Cl===MgCl2＋2NH3·H2O。 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)沉淀溶液中的Ba2＋，加入的Na2SO4溶液浓度越大沉淀效果越好。( ) (2)可以使要除去的离子全部通过沉淀除去。( ) (3)除去MgCl2溶液中的Fe2＋，先加入双氧水，再加入MgO即可。( ) (4)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀H2SO4代替H2O来洗涤BaSO4沉淀。( ) (5)洗涤沉淀时，洗涤次数越多越好。( ) 答案：(1)√(2)×(3)√(4)√(5)× 2．(2017·九江高二月考)要使工业废水中的Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等作沉淀剂，已知Pb2＋与这些离子形成的化合物的溶解度如下： 由上述数据可知，选用的沉淀剂最好是( ) A．硫化物 B．硫酸盐 第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO 2 、NH 3 、CO 2 等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4 不溶于水，但溶于水 的BaSO 4 全部电离，故BaSO 4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子 结合成电解质分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的 方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生 成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。） 表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB] 11、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如： H 2 SO 3 >H 3 PO 4 >HF>CH 3 COOH>H 2 CO 3 >H 2 S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-] 物质单质 化合物 电解质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、 H2O…… 混和物 纯净物 水溶液中的离子平衡知 识点 Company number：【WTUT-WT88Y-W8BBGB-BWYTT-19998】 【人教版】选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 课标要求 1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念 2、掌握弱电解质的电离平衡 3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响 要点精讲 1、强弱电解质 （1）电解质和非电解质 电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。 注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 ②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。 （2）强电解质和弱电解质 ①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐） ②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。 注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。 （3）强电解质、弱电解质及非电解的判断 2、弱电解质的电离 （1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程） （2）电离平衡的特点 弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。 ①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。 ④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。 08~09学年各模拟考汇编（上海） 专题电解质溶液中的平衡 4．（浦东二）下列物质溶于水时会破坏水的电离平衡，且属于电解质的是（）A．氯气B．二氧化碳C．碘化钾D．醋酸钠 10．（虹口一）对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是（D） 6．（十四校一）室温下，将小苏打投入足量水中，下列过程不会发生的是（）A．溶解B．分解C．离解D．水解 14．（十四校一）常温下，某水溶液中水的电离度为1.8×10-12%，该溶液不可能是（）A．烧碱溶液B．碳酸氢钠溶液C．硝酸溶液D．硫酸氢钠溶液 3．（卢湾一）已知25℃时，氢氟酸（HF）的电离常数Ki为3.53×10—4，乙酸（CH3COOH）的电离常数Ki为1.75×10—5。关于该温度下，浓度同为0.10mol／L这两种酸的电离度大小判断正确是（）。 A.氢氟酸的电离度小于乙酸的电离度 B.氢氟酸的电离度等于乙酸的电离度 C.氢氟酸的电离度大于乙酸的电离度 D.无法判断 5．（卢湾一）根据有关化学原理，下列判断正确的是（）。 A.60℃时，NaCl溶液的PH <7，则溶液呈酸性 B.若盐KX溶于水时溶液温度降低，则KX一定发生了水解 C.若弱酸HA的酸性强于弱酸HB，则同浓度钠盐溶液的碱性:NaA 《难溶电解质的溶解平衡》 [学习目标] 1.了解难溶电解质的溶解平衡。2.了解溶度积的意义。3.知道沉淀生成、沉淀溶解、沉淀转化的本质是沉淀溶解平衡的移动。 [重点·难点]重点：溶度积的意义，沉淀生成、溶解及转化的本质。难点：溶度积的应用。 一、对“Ag+与Cl—的反应不能进行到底”的理解 1、不同电解质在中的溶解度差别很大，有的很大，有的很小。在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下： 物质在水中“溶”与“不溶”是相对的，“不溶”是指“难溶”，绝对不溶的物质是没有的。 2、生成沉淀的离子反应之所以能发生，是因为。 3、溶解平衡的建立 固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。 4、沉淀溶解平衡 （1）定义：绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以AgCl为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) 难溶电解质在水中建立起来的沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡等一样，符合平衡的基本特征,满足平衡的变化基本规律. （2）特征：（与化学平衡相比较） 等：达到沉淀溶解平衡时，沉淀_________速率的与沉淀__________速率相等 逆：沉淀生成过程与溶解过程时_________的 溶 沉 动：动态平衡，达沉淀溶解平衡时，沉淀的生成和溶解仍在进行，只是速率相等。 定：达沉淀溶解平衡，溶质各离子浓度保持不变。 变：当条件改变，平衡会破坏，后建立新的平衡。 （3）表达式：如：AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq） AgCl===Ag＋＋Cl－与AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq）区别 ［练习］书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式 碘化银：氢氧化镁 （4）生成难溶电解质的离子反应的限度 不同电解质在水中的溶解度差别很大，例如AgCl和AgNO3。习惯上将溶解度小于0.01g的称为难溶电解质。对于常量的化学反应来说，0.01g是很小的，所以一般情况下，相当量的离子互相反应生成难溶电解质，就可以认为反应完全了。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于，沉淀就达完全。 4.影响溶解平衡的因素： （1）内因：电解质本身的性质不同的电解质在水溶液中溶解的程度不一样，而且差别很. 注意：①绝对不溶的电解质是没有的，同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ②易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 （2）外因：（难溶电解质的溶解平衡作为一种平衡体系，遵从平衡移动原理） ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。改变平衡体系中某离子的浓度，平衡向削弱这种改变的方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。但也有少数电解质，溶解度随温度升高而减小（如Ca(OH)2）。 升高温度，平衡向沉淀方向移动。 ③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或更难电离或气体的离子时，平衡向溶 解方向移动，但K sp不变。 高考化学练习：电解质溶液、水溶液中的离子平衡有答案 *电解质溶液、水溶液中的离子平衡* 一、选择题 1、向浓度均为0.010 mol·L －1的Na 2CrO 4、NaBr 和NaCl 的混合溶液中逐滴加入0.010 mol·L －1的AgNO 3溶液。[已知K sp (AgCl)＝1.77×10－10，K sp (Ag 2CrO 4)＝ 1.12×10－12，K sp (AgBr)＝5.35×10－13，Ag 2CrO 4为砖红色]，下列叙述正确的是 ( ) A ．原溶液中n(Na ＋)＝0.040 mol B ．Na 2CrO 4可用作AgNO 3溶液滴定Cl －或Br －的指示剂 C ．生成沉淀的先后顺序是AgBr —Ag 2CrO 4—AgCl D ．出现Ag 2CrO 4沉淀时，溶液中c(Cl －)：c(Br －)＝177：535 答案：B 解析：原溶液中c(Na ＋)＝0.04 mol·L －1，未指明溶液的体积，无法计算溶液中Na ＋的物质的量，A 项错误；析出AgCl 沉淀时，c(Ag ＋)＝K sp (AgCl )c (Cl －) ＝1.77×10－100.01mol·L －1＝1.77×10－8 mol·L －1，AgBr 沉淀时，c(Ag ＋ )＝K sp (AgBr )c (Br －)＝5.35×10－130.01mol·L －1＝5.35×10 －11 mol·L －1，Ag 2CrO 4沉淀时，c(Ag ＋)＝??????K sp (Ag 2CrO 4)c (CrO 2－4)12＝? ????1.12×10－120.0112mol·L －1≈1.1×10－5 mol·L －1，c(Ag ＋)越小，则越先生成沉淀，所以产生沉淀的先 后顺序为Br －、Cl －、CrO 2－4，故可用Na 2CrO 4作AgNO 3溶液滴定Cl －或Br －的指 示剂，B 项正确、C 项错误；出现Ag 2CrO 4沉淀时，溶液中c (Cl －)c (Br －)＝K sp (AgCl )K sp (AgBr ) ＝1 770：5.35，D 项错误。 2、常温下，向1 L 0.1 mol·L －1NH 4Cl 溶液中不断加入固体NaOH 后，NH ＋4与NH 3·H 2O 的浓度变化趋势如图所示(不考虑体积变化和氨的挥发)。下列说法正确的是( ) -沉淀溶解平衡 一、学习点拨 1．目标要求 （1）了解难溶电解质在水中的溶解情况。 （2）理解难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡特点，正确理解和掌握溶度积K SP的概念。 （3）掌握运用浓度商和平衡常数来分析沉淀的溶解、生成和沉淀的转化。 （4）掌握简单的利用K SP的表达式，计算溶液中相关离子的浓度。 2．知识要点 （1）难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡特点，运用溶度积K SP简单计算溶液中相关离子的 浓度 （2）运用浓度商和平衡常数来分析沉淀的溶解、生成和沉淀的转化。 3．学习方法 难溶电解质在水中也会建立一种动态平衡，这种动态平衡和化学平衡、电离平衡一样合乎 平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律。难溶电解质溶解程度大小可以用沉淀溶解平衡常 数--溶度积K SP来进行判断，因此我们就可以运用溶度积K SP计算溶液中相关离子的浓度。对难 溶电解质的溶解平衡常数的正确的理解，一方面要运用前面的影响化学平衡、电离平衡的因素 知识进行牵移和类比以达到强化和内化的目标；另一方面要用溶度积K SP知识来分析沉淀的溶 解、生成和沉淀的转化。本节内容的核心知识点就是溶度积K SP 二、学习训练材料 第一课时 知识技能] 1．一些电解质如BaSO4在水中只能溶解很少、可以说是难以溶解，所以称为______________。 尽管这些电解质难以溶解于水中，但在水中也会建立一种________ _____。 2．难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡一样，合乎平衡的基本特征、满足 平衡的变化基本规律，其基本特征为：（1）________ ____（2）__ ______ ____ （3）________ ____（4）________ ____ 3．难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，其平衡常数称为_______ __，简称_______ __。请写出PbI2 Cu(OH)2 BaSO4 CaCO3 Al(OH)3 CuS的沉淀溶解平衡与溶度积K SP表达 式 沉淀溶解平衡巩固练习 一、选择题 1.在100 mL 0.01 mol L? KCI溶液中，加入1 mL 0.01 mol 的AgNO 3溶液，下列说法正确的是(已知AgCI 的K sp= 1.8 10 mol2 L「2)( ) A .有AgCI沉淀析出B.无AgCI沉淀析出 C.无法确定 D.有沉淀但不是AgCI 2 .已知CuSO4溶液分别与Na2CO3溶液、Na z S溶液的反应情况如下： (1)CuSO4+ Na2CO3 主要：Cu2+ + CO「+ H2O===Cu(OH) 2 J+ CO2T 次要：Cu2+ + CO2—===CuCO3 J (2)CuSO4+ Na2S 主要：Cu2+ + S2「===CuS j 次要：Cu2+ + S2「+ 2H2O===Cu(OH) 2 J+ H2S T 下列几种物质的溶解度大小的比较中，正确的是( ) A . CuS 水溶液中离子的平衡 知识点 Revised on November 25, 2020 水溶液中的离子平衡 【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较，如c（H+）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后PH的变化；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH 计算。其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。 【考点一电离和电离平衡】 强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质 化合物类型离子化合物及具有强极性键的 共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物。 电离程度几乎100％完全电离只有部分电离 电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡 溶液中存在的微粒（水分子 不计）只有电离出的阴阳离子，不存在 电解质分子 既有电离出的阴阳离子，又有电解质分 子 实例绝大多数的盐（包括难溶性盐） 强酸：H 2SO 4 、HCl、HClO 4 等 强碱：Ba（HO） 2 Ca（HO） 2 等 弱酸：H 2 CO 3 、CH 3 COOH等。 弱碱：NH 3 ·H 2 O、Cu（OH） 2 Fe（OH） 3 等。 少数盐：(CH 3 COO) 2 Pb、HgCl 2 电离方程式KNO 3=K++NO 3 — H 2SO 4 =2H++SO 4 2— NH 3 ·H 2 O NH 4 ++OH_ H 2 S H++HS_ HS_H++S2- ②SO 2、NH 3 、CO 2 等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4 全部电 离，故BaSO 4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。【注意】： (2)强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO 4=Na++H++SO 4 2-. 在熔融状态下 则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO 4=Na++HSO 4 - 酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同： 熔融Na2HSO4=Na++HSO4— NaHCO3=Na++HCO3— 溶于水Na2HSO4=Na++H++SO42— NaHCO3=Na++HCO3— HCO3—H++CO32— （3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。如 水溶液中的离子平衡 §1 知识要点 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质 下列说法中正确的是（ BC ） A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质； B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质； D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。 2、电解质与非电解质本质区别： 在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 下列说法中错误的是（ B ） A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质； B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电； C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强； D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。 3、强电解质与弱电质的本质区别： 在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电 离，故BaSO 4为强电解质） 4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)： （1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2； （3）测NaAc 溶液的pH 值； （4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH 难溶电解质的溶解平衡 1沉淀溶解平衡 1、沉淀溶解平衡的概念 在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。 2、溶解平衡的建立 固体溶质溶解 沉淀溶液中的溶质 ①v溶解>v沉淀，固体溶解 ②v溶解＝v沉淀，溶解平衡 ③v溶解 释 加入少 量 AgNO3 逆向增大减小不变通入HCl逆向减小增大不变 通入H2S正向减小增大不变 (5)电解质在水中的溶解度 20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡的比较 1．从物质类别方面看，难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质[如BaSO4是强电解质，而Al(OH)3是弱电解质]，而难电离物质只能是弱电解质。 2．从变化的过程来看 溶解平衡是指已溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态；而电离平衡则是指已经溶解在溶液中的弱电解质分子与离子之间的转化从而达到平衡状态。 3．表示方法不同：以Al(OH)3为例，Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH －(aq)表示溶解平衡， Al(OH)33＋＋3OH－表示电离平衡。 需要注意的是：BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO2－4(aq)表示BaSO4的溶解平衡，而BaSO4溶于水的部分完全电离，因此电离方程式为：BaSO4===Ba2＋＋SO2－4。 4．难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡都属于化学平衡，符合勒夏特列原理，外界条件改变时，平衡将会发生移动。电解质溶液中离子浓度关系
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