高考化学二轮复习针对性练习专题九 水溶液中的离子平衡（考点剖析）（解析版）

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一、弱电解质的电离（ 弱电解质：包括 弱酸 、 弱碱 、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、 水等。）
1．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分数。
(2)表示方法
α＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,溶液中原有弱电解质的总分子数)×100%
也可表示为α＝eq \f(弱电解质的离子浓度,弱电解质的浓度)×100%
(3)影响因素
2．电离常数
(1)概念：电离平衡的常数叫做电离常数。
(2)表达式
①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，电离常数Ka＝eq \f(c(H＋)·c(A－),c(HA))。
②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝eq \f(c(B＋)·c(OH－),c(BOH-))。
(3)特点
多元弱酸各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3，故其酸性取决于第一步电离。
(4)影响因素
内因：弱电解质本身的性质
外因：电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。
(5)意义
eq \x(K越大)―→eq \x(越易电离)―→eq \x(酸碱性越强)
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：
H2C2O4＞H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。
3.电离常数的四大应用
①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
④计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
HX H＋ ＋ X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
则：K＝eq \f(c（H＋）·c（X－）,c（HX）－c（H＋）)＝eq \f(c2（H＋）,c（HX）－c（H＋）)
由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝eq \r(K·c（HX）)，代入数值求解即可。
稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝eq \r(c·Ka)，弱碱溶液中c(OH－)＝eq \r(c·Kb)。用来计算PH值。
4.电离度和电离常数的关系α≈eq \r(\f(K,c))或K≈cα2。
5．水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算
(1)任何情况下，中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 ml·L－1。
(2)常温下，酸或碱抑制水的电离，水电离出的c水 (H＋)＝c(OH－)=eq \f(1.0×10－14,c总(H＋))＜10－7 ml·L－1。当溶液中的c总(H＋)＜10－7 ml·L－1时就是水电离出的c(H＋)，c水 (H＋)=c总(H＋），是碱溶液；当溶液中的c(H＋)＞10－7 ml·L－1时，水电离出的c水 (H＋)＝c(OH－)=eq \f(1.0×10－14,c总(H＋))＜10－7 ml·L－1。如pH＝2的硫酸中水电离出的c水(H＋)＝c水(OH－)＝eq \f(1.0×10－14,10－2)＝10－12 ml·L－1。
(3)常温下，可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7ml·L－1。盐是不能电离出H+或OH-的，可水解的盐的溶液中H+和OH-都是水电离的。水电离的H+和OH-应该是相等的，但是，盐溶液可以是酸性也可是碱性的，也就是说，盐溶液中，水电离的H+和OH-又是不相等的，这是什么原因？
若给出的c(H＋)＞10－7 ml·L－1，即为水电离的c(H＋)，水解显酸性；若给出的c(H＋)＜10－7 ml·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(OH－)，水解显碱性；如pH＝4的NH4Cl中水电离出的c水(H＋)＝10－4 ml·L－1。
水解规律及应用
1.实质
盐电离→eq \b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\c1(弱酸的阴离子―→结合H＋,弱碱的阳离子―→结合OH－))→破坏水的电离平衡→水的电离程度增大―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性、酸性或中性
2.盐类水解规律
(1)“谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性。”如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下溶液的碱性：NaCN＞CH3COONa。
(2)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。如NaHCO3溶液中：HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)(次要)，HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。
②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：HSOeq \\al(－,3)H＋＋SOeq \\al(2－,3)(主要)，HSOeq \\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。
(3)相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐，如COeq \\al(2－,3)＞HCOeq \\al(－,3)。
(4)相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。如NHeq \\al(＋,4)的水解：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。
（5）FeCl3、NH4Cl、CH3COONa等溶液中由于自己不能电离出H+和OH-，它们的水溶液中的H+和OH-都是由水电离出来的。能水解的离子都能破坏水的电离平衡。
3.盐类水解的一些应用
4.双水解和双水解反应
熟记下列因双水解不能大量共存的离子组合
(1)Al3＋与HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\al(2－,3)、HS－、S2－、ClO－。
(2)Fe3＋与HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\al(2－,3)、ClO－。
(3)NHeq \\al(＋,4)与SiOeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)。
[特别提醒]
①NHeq \\al(＋,4)与CH3COO－、HCOeq \\al(－,3)虽能发生双水解，但不能发生双水解反应，能大量共存。②Fe3＋在中性条件下已完全水解。
5.判断盐溶液蒸干时所得产物的5种类型
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。Al2(SO4)3蒸干后得Al2(SO4)3
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
三、沉淀溶解平衡KSP
1.溶度积和离子积
以AmBn(s)mAn+ QUOTE A?+ (aq)+nBm- QUOTE B?- (aq)为例
2.溶解图像
（1）.KSP的大小可以表示难溶电解质的溶解度。
沉淀有AB、AnB、ABn有多种形式，溶度积的表达式也有多种形式。
形式相同的沉淀，KSP大的表示溶解度大，可以自动转化KSP小的沉淀。
KSP小的沉淀不能自动转化KSP大沉淀，但KSP相差不大的也可转化。
当两种沉淀同在一种溶液中时，离子的浓度同时符合两种沉淀的KSP.
（2）.沉淀溶解图像
EQ \\ac(○,2) 沉淀溶解平衡中浓度变化图像分析
应考能力解密
一、粒子浓度大小比较
1．电荷守恒规律
电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq \\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq \\al(2－,3))。
2．物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素的原子总是守恒的，或两种原子的数目比是固定的。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＝c(HCOeq \\al(－,3))＋c(H2CO3)＋c(COeq \\al(2－,3))。
3．质子守恒规律
如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：
即给出H＋后剩余微粒浓度之和等于得到H＋后生成微粒浓度之和，故由图可得Na2S水溶液中质子守恒式：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。
二、溶液中粒子浓度大小比较3大类型
类型一 单一溶液中各粒子浓度的比较
1.弱酸弱碱溶液酸分步电离，电离程度逐级减弱。如H3PO4溶液中：c(H＋)＞c(H2POeq \\al(－,4))＞c(HPOeq \\al(2－,4))＞c(POeq \\al(3－,4))。
②一元弱酸：如CH3COOH溶液中：C(CH3COOH)>C(H+)>C(CH3COO-)>C(OH-)
EQ \\ac(○,3)一元弱碱：NH3.H2O溶液：C（NH3.H2O）>C（OH-）>C(NH4+)>C(H+)
2.弱酸酸式盐：
EQ \\ac(○,1)碱性酸式盐：如NaHCO3溶液:C(Na+)>C(HCO3-)>C(OH-)>C(H2CO3)>C(CO32-)
EQ \\ac(○,2)酸性酸式盐：如NaHSO3溶液:C(Na+)>C(HSO3-)>C(H+)>C(SO32-)>C(OH-)>C(H2SO3)
3.多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸的酸根离子分步水解，水解程度逐级减弱。如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(COeq \\al(2－,3))＞c(OH－)＞c(HCOeq \\al(－,3))＞c(H+)。
类型二 两种电解质混合溶液中
等体积、等浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液
(溶液呈酸性，说明CH3COOH电离程度大于CH3COO-水解程度)： c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-)
等体积、等浓度的NH4Cl和NH3·H2O溶液(溶液呈碱性，说明NH3·H2O电离程度大于NH4+水解程度)： c(NH4+)>(Cl-)>c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(H+)
等体积、等浓度的NaCN和HCN溶液(溶液呈碱性，说明CN-水解程度大于HCN电离程度)：c(HCN)>(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)
(4)等体积、等浓度的Na2CO3与NaHCO3混合溶液(CO32-一级水解远大于二级水解)： c(Na+)>c(HCO3-)>C（CO32-)>C(OH-)>C(H+)
(5)向0.2 ml·L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1 ml·L-1
NaOH溶液：c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)>c(H+)
（6）向0.2 ml·L―1NH4Cl溶液中加入等体积0.1 ml·L-1
NaOH溶液，得到pH>7的溶液c(Cl-)>c(NH4+)>c(Na+)>c(NH3·H2O)>c(OH-)
(7)0.2 ml·L-1HCl与0.1 ml·L-1NaAlO2溶液等体积混合：
c(Cl-)>c(Na+)>c(Al3+)>c(H+)>c(OH-)
(8)0.1 ml·L-1CH3COONa溶液与0.1 ml·L-1HCl溶液等
体积混合：c(Na+)=c(Cl-)>C(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)
类型三 不同溶液中同一粒子浓度的比较
不同溶液要看溶液中其他离子对该离子的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4，c(NHeq \\al(＋,4))由大到小的顺序为③＞①＞②。
三、中和滴定中图像
1.酸碱中和滴定曲线分析
（1）.滴定曲线上的特殊点的分析
示例:常温下,用0.100 0 ml·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 ml·L-1 CH3COOH溶液所得滴定曲线如图。
EQ \\ac(○,1)pH-V图 各特殊点对水电离程度的影响
根据图中pH数据,图中A、B、C、D、E、F各点对应的溶液中水的电离程度大小图示如图:
EQ \\ac(○,2) pH-V图 各特殊点粒子浓度大小关系
2.正态分布曲线
分布系数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(如二元酸H2A溶液中A2﹣的分布系数：δ（A2﹣）＝])为纵坐标的关系曲线]:
3.pH--分布系数δ--滴加NaOH溶液体积VNaOH
如：以酚酞为指示剂，用0.1000ml•L﹣1的NaOH溶液滴定20.00mL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﹣）＝]
如图可知：
EQ \\ac(○,1)在未加NaOH溶液时，曲线①的分布系数与曲线②的分布系数之和等于1，且δ曲线①一直在减小，曲线②在一直增加；说明H2A第一步完全电离，第二步存在电离平衡，即H2A＝HA﹣+H+，HA﹣⇌A2﹣+H+，曲线①代表δ（HA﹣）；加OH-增加的，只能是δ（A2﹣）
EQ \\ac(○,2)滴定终点时，消耗 的NaOH的体积是40ml，可计算H2A的浓度，C（H2A）=0.1ml/L，未加NaOH溶液时，PH=1，可确认H2A＝HA﹣+H+。
EQ \\ac(○,3)未加NaOH溶液时，δ（HA﹣）=0.9，PH=1,δ（A2﹣）=0.1,C（H2A）=0.1ml/L，可计算HA-的Ka
EQ \\ac(○,4)滴定终点时，溶质是Na2A,可确定各浓度大小。
四、沉淀溶解平衡曲线和计算
1.“三步”突破溶解平衡图像
(1)第一步：明确图像中纵、横坐标的含义
纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。或离子浓度的对数。
(2)第二步：理解图像中线上点、线外点的含义
①以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外的点。
②曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc>Ksp。
③曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc(3)第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断
①溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：
a．原溶液不饱和时，离子浓度要增大都增大；
b．原溶液饱和时，离子浓度都不变。
②溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。
2.沉淀溶解图像
EQ \\ac(○,1) 沉淀溶解平衡中浓度变化图像分析
例： (2019·全国Ⅱ卷)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)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
EQ \\ac(○,2) 沉淀溶解平衡中浓度对数变化图像分析
例： （2021·全国高考甲卷真题）已知相同温度下，。某温度下，饱和溶液中、、与的关系如图所示。
下列说法正确的是
A．曲线①代表的沉淀溶解曲线
B．该温度下的值为
C．加适量固体可使溶液由a点变到b点
D．时两溶液中
3．Ksp的计算
(1)已知溶度积求溶解度
以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)为例，已知Ksp，则饱和溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)＝eq \r(Ksp)，结合溶液体积即可求出溶解的AgCl的质量，利用公式eq \f(S,100 g)＝eq \f(m质,m剂)可求出溶解度。
(2)已知溶解度求溶度积
已知溶解度S(因为溶液中溶解的电解质很少，所以溶液的密度可视为1 g·cm－3)，100 g水(即0.1 L溶液)中溶解的电解质的质量m为已知，则1 L溶液中所含离子的物质的量(离子的物质的量浓度)便可求出，利用公式即可求出Ksp。
已知Ksp和阴（阳）离子浓度，计算阳（阴）离子的浓度
已知Ksp和阳离子浓度，计算溶液的PH值
已知溶液的浓度和体积、Ksp，计算加入沉淀剂的量
电离常数、电离度计算
1.KW、Ka(Kb)、Ksp、Kh之间的关系
(1)一元弱酸强碱盐:Kh=KWKa。
(2)一元弱碱强酸盐:Kh=KWKb。
(3)多元弱碱强酸盐,如氯化铁:Fe3+(aq)+3H2O(l)Fe(OH)3(s)+3H+(aq) Kh=c3(H+)c(Fe3+)。
将KW3=c3(H+)×c3(OH-)与Ksp=c(Fe3+)×c3(OH-)两式相除,消去c3(OH-)可得Kh=KW3Ksp。
(4)M(OH)n悬浊液中Ksp、KW、pH之间的关系:
M(OH)n(s)Mn+(aq)+nOH-(aq)
Ksp=c(Mn+)·cn(OH-)=c(OH-)n·cn(OH-)=cn+1(OH-)n=1n(KW10-pH)n+1。
（5).二元弱酸的Ka与其对应盐的Kh之间的关系
以H2CO3及其钠盐为例分析:
H2CO3H++HCO3-,Ka1=c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3),
NaHCO3的Kh=c(H2CO3)·c(OH-)c(HCO3-)=KWKa1; HCO3-H++CO32-,Ka2=c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-),
Na2CO3的Kh=c(HCO3-)·c(OH-)c(CO32-)=KWKa2。
2.已知电离常数（Ka）、溶液的PH，求电离度
例．（2022·全国乙卷）常温下，一元酸的。在某体系中，与离子不能穿过隔膜，未电离的可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中，当达到平衡时，下列叙述正确的是
A．溶液Ⅰ中
B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的之比为
高考实例剖析
高考实例剖析--高考怎么考《水溶液中的离子平衡》，根据高考指挥棒来学习《水溶液中的离子平衡》
【高考实例一】选择题中的应用
1.（2022·湖南卷）室温时，用的标准溶液滴定浓度相等的、和混合溶液，通过电位滴定法获得与的关系曲线如图所示(忽略沉淀对离子的吸附作用。若溶液中离子浓度小于时，认为该离子沉淀完全。，，)。下列说法正确的是
A．a点：有白色沉淀生成
B．原溶液中的浓度为
C．当沉淀完全时，已经有部分沉淀
D．b点：
【实战演练】
1.（2022·陕西汉中·二模）常温下，用0.1ml·L-1的NaOH溶液滴定20mL0.1ml·L-1的H3PO2溶液，滴定过程中混合溶液的pH随加入的NaOH溶液体积变化关系如图所示，下列说法不正确的是
A．常温下，Ka(H3PO2)的数量级为10—5
B．B点对应的溶液中：2[c(H+)—c(OH—)]=c(H2PO)—c(H3PO2)
C．H3PO2为一元弱酸
D．滴定至V=20mL的过程中，溶液中由水电离出的c( H+)·(OH—)不变
2．（2022·陕西宝鸡·三模）25℃时，向25mL0.lml·L-1邻苯二甲酸(H2A)溶液中加入KOH固体，混合溶液的pH随-lgc(HA-)以及-lgc(A2-)的关系如图所示(忽略溶液体积变化和邻苯二甲酸的挥发)。下列有关叙述错误的是
A．邻苯二甲酸的Ka1约为1.0×10-3
B．b点有关微粒浓度大小关系为(HA-)>c(A2-)>c(H2A)
C．从b点到e点，水电离产生的c(H+)先增大后减小
D．c点c(K+)>3c(A2-)
【高考实例二】综合题中的应用
2.（2022·广东卷）稀土()包括镧、钇等元素，是高科技发展的关键支撑。我国南方特有的稀土矿可用离子交换法处理，一种从该类矿(含铁、铝等元素)中提取稀土的工艺如下：
已知：月桂酸熔点为；月桂酸和均难溶于水。该工艺条件下，稀土离子保持价不变；的，开始溶解时的pH为8.8；有关金属离子沉淀的相关pH见下表。
(3)“过滤2”后，滤饼中检测不到元素，滤液2中浓度为。为尽可能多地提取，可提高月桂酸钠的加入量，但应确保“过滤2”前的溶液中低于_______(保留两位有效数字)。
【实战演练】
1．（2022·江西九江·二模）以碳酸锰铜矿(主要成分为MnCO3、CuCO3，还含有Fe2O3、FeO等杂质)为原料制备硫酸锰的一种工艺流程如下：
(2)加入MnCO3调节pH=3.3时可以将Fe3+转化为Fe(OH)3而除去，该反应的离子方程式为_______。
(3)“沉铜"时，若滤液中c(Mn2+)=0.21ml·L-1，向其中缓慢通入氨气，为了使铜离子完全沉淀而又避免生成Mn(OH)2，应控制pH的范围为_______。[已知：常温下，Ksp[Cu(OH)2]=1×10-20，Ksp[Mn(OH)2]=2.1×10-13，离子浓度小于或等于10-5ml/L可视为沉淀完全]
2．（2022·四川宜宾·二模）铟(In)作为一种稀有贵金属，广泛应用于很多高新领域。工业上从含铟废渣(主要成分是In3+、Cl−，还含有少量Bi3+、Pb2+、Sn2+等杂质)中提取粗铟的工艺流程如下图所示：
已知：①该工艺条件下，溶液中有关金属离子开始沉淀和沉淀完全的pH见下表：
②氧化性：Fe3+>Bi3+>Sn2+>Fe2+
回答下列问题：
(1)“中性水洗”时，含铟废渣中金属阳离子转化为氢氧化物或氧化物。Sn2＋转化为SnO的离子方程式是_______，该过程需加入大量水并加热，目的是_______。
(2)“酸浸”时，得到对应的硫酸盐，则“滤渣”的主要成分是_______(填化学式)。
(3)“净化”时，生成Bi的离子方程式是_______。
(4)“富铟”时，“调pH”应控制的pH范围是_______。
(5)利用上述表格数据，计算In(OH)3的Ksp=_______。
(6)实验室检验“滤液2”中主要金属阳离子的方法是_______。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
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
配制或贮存易水解的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞试剂瓶
判断酸性强弱、比较离子浓度的大小
NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性HX＞HY＞HZ
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2Oeq \(=====,\s\up7(△))Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或MgCO3调PH
离子共存的判断
Al3＋与AlOeq \\al(－,2)、COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、S2－、HS－等因相互促进水解而不能大量共存
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCOeq \\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的施用
铵态氮肥与草木灰不得混用
溶度积
离子积
概念
沉淀溶解的平衡常数
溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号
Ksp
Qc
表达式
Ksp(AmBn)=cm(An+ QUOTE A?+ )·cn(Bm- QUOTE B?- ),式中的浓度都是平衡浓度
Qc(AmBn)=cm(An+ QUOTE A?+ )·cn(Bm- QUOTE B?- ),
式中的浓度都是任意浓度
应用
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
①Qc>Ksp:溶液过饱和,有沉淀析出
②Qc=Ksp:溶液饱和,处于平衡状态
③Qc点
溶质
水的电离情况
A
CH3COOH
抑制
B
CH3COOH、CH3COONa
抑制
C
CH3COOH、CH3COONa
正常电离
D
CH3COONa
只促进
E
CH3COONa、NaOH
抑制
F
CH3COONa、NaOH
抑制
点
溶质
离子浓度大小比较
A
CH3COOH
c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)
B(1∶1)
CH3COOH、
CH3COONa
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
C(pH=7)
CH3COOH、
CH3COONa
c(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)
D
CH3COONa
c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
E(2∶1)
CH3COONa、NaOH
c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
F(1∶1)
CH3COONa、NaOH
c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)
一元弱酸
(以CH3COOH为例)
二元弱酸
(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HC2O4-分布系数、δ2为C2O42-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浓度,就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度
离子
开始沉淀时的pH
8.8
1.5
3.6
6.2~7.4
沉淀完全时的pH
/
3.2
4.7
/
金属离子
Fe3+
In3+
Fe2+
开始沉淀的pH
2.0
2.9
7.5
完全沉淀(c=1.0×10-5ml/L)的pH
3.2
5.0
9.7