（2）沉淀的转化方法
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动，非氧化还原类离子反应都是向离子浓度减小的方向移动，从溶解角度说，一般是易溶物质转化成微溶物质，微溶物质转化为难溶物质。
有些金属硫化物（如CuS、HgS等）溶度积特别小，在饱和溶液中这些金属硫化物不能溶于非氧化性强酸，只能溶于氧化性酸，c（S2－）减小，可达到沉淀溶解的目的。
（3）溶度积（Ksp）与溶解能力的关系的突破方法
溶度积（Ksp）反映了电解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的数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强；但对于阴阳离子个数比不同的电解质，不能直接比较Ksp数值的大小。
题组一 影响弱电解质电离平衡因素的多角度分析
1．已知NaHSO3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡：
HSO
＋H2OH2SO3＋OH－①
HSO
H＋＋SO
②
向0.1mol·L－1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是（ ）
A．加入少量金属Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c（HSO
）增大
B．加入少量Na2SO3固体，则c（H＋）＋c（Na＋）＝c（HSO
）＋c（OH－）＋
c（SO
）
C．加入少量NaOH溶液，
、
的值均增大
D．加入氨水至中性，则2c（Na＋）＝c（SO
）＞c（H＋）＝c（OH－）
2．下列条件变化会使H2O的电离平衡向电离方向移动，且pH＜7的是（ ）
A．将纯水加热到100℃
B．向水中加少量HCl
C．向水中加入少量NaOH
D．向水中加少量Na2CO3
规律探究
酸、碱、盐对水的电离的影响：
酸和碱抑制水的电离，强酸弱碱盐和强碱弱酸盐促进水的电离，强酸弱碱盐和碱溶液中由水电离的c（H＋）或c（OH－）取决于溶液中的c（H＋），强碱弱酸盐和酸溶液中由水电离出的c（H＋）或c（OH－）取决于溶液中的c（OH－），但应关注酸式盐的特殊性，如硫酸氢钠完全电离，会抑制水的电离，碳酸氢钠以水解为主，呈碱性，促进水的电离。
题组二 多角度攻克盐类水解问题
3．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
（1）为确定某酸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
（2）25℃时，amol·L－1一元酸HA与bmol·L－1NaOH等体积混合后，pH为7，则
c（A－）≤c（Na＋）
（3）NaHSO4溶液、KF溶液、KAl（SO4）2溶液、NaI溶液中，前三个都对水的电离平衡产生影响，且都促进水的电离
（4）盐酸中滴加氨水至中性，溶液中的溶质为NH4Cl
（5）向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成（6）25℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH
（7）NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同
4．某学生在0.1mol·L－1NaHCO3溶液中滴加酚酞溶液1滴，整个溶液几乎没有什么变化，但溶液加热后，显明显淡红色，加热较长时间后冷却，红色不褪去。
该学生为了了解该过程的原因，进行了下列探究过程：
[实验探究]
实验1：
加热NaHCO3溶液，测得溶液pH变化如下表
温度（℃）
10
20
30
50
70
80
100
pH
8.3
8.4
8.5
8.9
9.4
9.6
10.1
实验2：
10℃时，在烧杯中加入0.1mol·L－1NaHCO3溶液200mL，测得该溶液pH＝8.3，加热到100℃，测得pH＝10.2，恢复到10℃，pH＝9.8。
实验3：
加热0.1mol·L－1NaHCO3溶液，将产生的气体通入澄清石灰水，溶液变浑浊。
实验4：
①配制0.1mol·L－1NaHCO3溶液和0.1mol·L－1Na2CO3溶液各200mL,10℃时，分别测得NaHCO3溶液pH＝8.3，Na2CO3溶液pH＝11.5。
②加热蒸发0.1mol·L－1NaHCO3溶液200mL，至溶液体积100mL，停止加热，加水至200mL，冷却至原温度，测得溶液pH＝9.8。
③将0.1mol·L－1NaHCO3溶液200mL敞口放置三天，再加水至200mL，测得溶液pH＝10.1。
请根据上述实验回答下列问题：
（1）用离子方程式表示0.1mol·L－1NaHCO3溶液中存在的平衡（除水电离平衡外）__________________、__________________。
这两个平衡以__________________为主，理由是____________________________________________。
（2）实验3得到的结论是__________________________________________________。
（3）结合实验2、3分析，加热0.1mol·L－1NaHCO3溶液，pH增大的原因可能是__________________、__________________、__________________。
（4）实验4①得到的结论是___________________________________________________。
（5）实验4②“加水至200mL”的目的是______________________________________。
实验4③可以得到的结论是_________________________________________________。
（6）要确定NaHCO3溶液加热后pH增大的主要原因还需要解决的问题是________________________________________________________________________。
规律探究
（1）盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响，以氯化铁水解为例，当改变条件如升温、通入HCl气体、加水、加铁粉、加碳酸氢钠等时，学生应从移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面去归纳总结，加以分析掌握。
（2）多元弱酸的酸式盐问题。
酸式盐一般既存在水解，又存在电离。
如果酸式盐的电离程度大于其水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3溶液；如果酸式盐的水解程度大于其电离程度，则溶液显碱性，如NaHCO3溶液。
题组三 正确理解外界因素对难溶电解质溶解平衡的影响
5．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
（1）相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的①蒸馏水
②0.1mol·L－1盐酸 ③0.1mol·L－1氯化镁溶液 ④0.1mol·L－1硝酸银溶液中，
Ag＋浓度：
①＞④＝②＞③
（2）AgCl沉淀易转化为AgI沉淀且K（AgX）＝c（Ag＋）·c（X－），故K（AgI）＜K（AgCl）
6．实验：
①0.1mol·L－1AgNO3溶液和0.1mol·L－1NaCl溶液等体积混合得到浊液a，过滤得到滤液b和白色沉淀c；
②向滤液b中滴加0.1mol·L－1KI溶液，出现浑浊；
③向沉淀c中滴加0.1mol·L－1KI溶液，沉淀变为黄色。
下列分析不正确的是（ ）
A．浊液a中存在沉淀溶解平衡：
AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）
B．滤液b中不含有Ag＋
C．③中颜色变化说明AgCl转化为AgI
D．实验可以证明AgI比AgCl更难溶
考点三 溶液中的“三大常数”
电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数是溶液中的三大常数，它们均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热反应。
有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化来进行。
题组一 水的离子积常数及应用
1．不同温度下，水溶液中c（H＋）与c（OH－）的关系如图所示。
下列有关说法中正确的是（ ）
A．若从a点到c点，可采用在水中加入酸的方法
B．b点对应的醋酸中由水电离的c（H＋）＝10－6mol·L－1
C．c点对应溶液的Kw大于d点对应溶液的Kw
D．T℃时，0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液的pH＝11
题组二 电离平衡常数、水解平衡常数的计算
2．在25℃下，将amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c（NH
）＝c（Cl－），则溶液显__________（填“酸”、“碱”或“中”）性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝____________________________________________。
3．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。
常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c（H2CO3）＝1.5×10－5mol·L－1。
若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO
＋H＋的平衡常数K1＝________。
（已知：
10－5.60＝2.5×10－6）
4．25℃时，H2SO3HSO
＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2mol·L－1，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝______mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中
将________（填“增大”、“减小”或“不变”）。
题组三 电离平衡常数、溶度积常数的综合应用
5．下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积Ksp（25℃）。
电解质
平衡方程式
平衡常数K
Ksp
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
1.76×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
HCO
H＋＋CO
K1＝4.31×10－7
K2＝5.61×10－11
C6H5OH
C6H5OH
C6H5O－＋H＋
1.1×10－10
H3PO4
H3PO4H＋＋H2PO
H2PO
H＋＋HPO
HPO
H＋＋PO
K1＝7.52×10－3
K2＝6.23×10－8
K3＝2.20×10－13
NH3·H2O
NH3·H2O
NH
＋OH－
1.76×10－5
BaSO4
BaSO4（s）
Ba2＋（aq）＋SO
（aq）
1.07×10－10
BaCO3
BaCO3（s）
Ba2＋（aq）＋CO
（aq）
2.58×10－9
回答下列问题：
（1）由上表分析，若①CH3COOH，②HCO
，③C6H5OH，④H2PO
均可看作酸，则它们酸性由强到弱的顺序为______________（填编号）。
（2）25℃时，将等体积等浓度的醋酸和氨水混合，混合液中：
c（CH3COO－）______c（NH
）（填“>”、“＝”或“<”）。
（3）25℃时，向10mL0.01mol·L－1苯酚溶液中滴加VmL0.01mol·L－1氨水，混合液中粒子浓度关系正确的是________。
A．若混合液pH>7，则V≥10
B．若混合液pH<7，则c（NH
）>c（C6H5O－）>c（H＋）>c（OH－）
C．V＝10时，混合液中水的电离程度小于10mL0.01mol·L－1苯酚溶液中水的电离程度
D．V＝5时，2c（NH3·H2O）＋2c（NH
）＝c（C6H5O－）＋c（C6H5OH）
（4）如图所示，有T1、T2两种温度下两条BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线，回答问题：
讨论T1温度时BaSO4的沉淀溶解平衡曲线，下列说法不正确的是________。
A．加入Na2SO4可使溶液由a点变为b点
B．在T1曲线上方区域（不含曲线）任意一点时，均有BaSO4沉淀生成
C．蒸发溶剂可能使溶液由d点变为曲线上a，b之间的某一点（不含a，b）
D．升温可使溶液由b点变为d点
考点四 溶液中的“粒子”浓度变化
1．理解三大守恒
（1）电荷守恒：
电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有的阴离子所带的负电荷总数相等。
如NaHCO3溶液中：
n（Na＋）＋n（H＋）＝n（HCO
）＋2n（CO
）＋n（OH－）推出：
c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCO
）＋2c（CO
）＋c（OH－）。
（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的总数是不会改变的。
如NaHCO3溶液中
n（Na＋）∶n（C）＝1∶1，推出：
c（Na＋）＝c（HCO
）＋c（CO
）＋c（H2CO3）。
（3）质子守恒：
电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H＋）的物质的量应相等。
例如在NH4HCO3溶液中H3O＋、H2CO3为得到质子后的产物，NH3·H2O、OH－、CO
为失去质子后的产物，故有以下关系：
c（H3O＋）＋c（H2CO3）＝c（NH3·H2O）＋c（OH－）＋c（CO
）。
2．弄清分析思路
一般来说，有关离子浓度关系判断的试题要联想上述三个守恒，或其中两个叠加、变形等。
而离子浓度大小比较是该部分内容中最常见的题型，除利用好上述守恒之外，还要考虑多方面的影响因素。
如：
题组一 不同溶液中“粒子”浓度关系判断
1．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
（1）含1molKOH的溶液与1molCO2完全反应后，溶液中c（K＋）＝c（HCO
）
（2）在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH，可使c（Na＋）＝c（CH3COO－）
（3）新制氯水中加入固体NaOH：
c（Na＋）＝c（Cl－）＋c（ClO－）＋c（OH－）
（4）pH＝8.3的NaHCO3溶液：
c（Na＋）＞c（HCO
）＞c（CO
）＞c（H2CO3）
（5）pH＝11的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合：
c（Cl－）＝c（NH
）＞c（OH－）＝c（H＋）
（6）0.2mol·L－1CH3COOH溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合：
2c（H＋）－2c（OH－）＝c（CH3COO－）－c（CH3COOH）
题组二 化学反应过程中“粒子”浓度关系判断
2．向10mL0.1mol·L－1NH4Al（SO4）2溶液中，滴加等浓度Ba（OH）2溶液xmL，下列叙述正确的是（ ）
A．x＝10时，溶液中有NH
、Al3＋、SO
，且c（NH
）>c（Al3＋）
B．x＝10时，溶液中有NH
、AlO
、SO
，且c（NH
）>c（SO
）
C．x＝30时，溶液中有Ba2＋、AlO
、OH－，且c（OH－））
D．x＝30时，溶液中有Ba2＋、Al3＋、OH－，且c（OH－）＝c（Ba2＋）
3．20℃时向20mL0.1mol·L－1醋酸溶
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