第20讲 离子浓度大小比较及沉淀溶解平衡离子浓度的大小比较一、熟悉两大理论，构建思维基点1电离理论(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3H2O、NH、OH浓度的大小关系是c(NH3H2O)c(OH)c(NH)。(2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS、S2、H的浓度大小关系是c(H2S)c(H)c(HS)c(S2)。2水解理论(1)弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H)或碱性溶液中c(OH)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。如NH4Cl溶液中：NH、Cl、NH3H2O、H的浓度大小关系是c(Cl)c(NH)c(H)c(NH3H2O)。(2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO)c(HCO)c(H2CO3)。二、把握3种守恒，明确等量关系1电荷守恒规律电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，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Na2CO3溶液中存在着Na、H、HCO、CO、OH，存在如下关系：c(Na)c(H)c(HCO)c(OH)2c(CO)。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，但元素总是守恒的。如Na2CO3溶液中CO、HCO都能水解，故C元素以HCO、CO 、H2CO3三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(Na)2c(CO)2c(HCO)2c(H2CO3)。3质子守恒规律：以Na2CO3溶液为例。由水所电离产生的浓度H的浓度=水所电离产生OH的浓度可得质子守恒式：c(H)2c(H2CO3)c(HCO)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。巩固练习1. 在10 mL 0.1 molL1 NaOH溶液中加入同体积、同浓度的HAc（醋酸）溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是()Ac(Na)c(Ac)c(H)c(OH) Bc(Na)c(Ac)c(OH)c(H)Cc(Na)c(Ac)c(HAc) Dc(Na)c(H)c(Ac)c(OH)2. 25 时将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH7时，下列关系正确的是()Ac(NH)c(SO) Bc(NH)c(SO)Cc(NH)c(Na)，对该溶液的下列判断正确的是()Ac(H)c(OH) Bc(CH3COO)0.1 molL1Cc(CH3COOH)c(CH3COO) Dc(CH3COO)c(OH)0.1 molL14. 在25 时，将pH11的NaOH溶液与pH3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是()Ac(Na)c(CH3COO)c(CH3COOH) Bc(H)c(CH3COO)c(OH)Cc(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H) Dc(CH3COO)c(Na)c(H)c(OH)5. 有关100 mL 0.1 molL1 NaHCO3、100 mL 0.1 molL1 Na2CO3两种溶液的叙述正确的是()A溶液PH：BNaHCO3俗称小苏打，水溶液显酸性，Na2CO3俗称纯碱，水溶液显碱性C溶液中：c(CO)c(H2CO3)D溶液中：c(HCO)c(H2CO3)6将0.2molL1HCN溶液和0.1molL1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中不正确的是( )A c（HCN）c（CN） D c（HCN）+c（CN）=0.1molL17在CH3COONa与CH3COOH的混合溶液中，下列有关离子浓度的关系在任何条件下都不可能成立的是（ ） A.c(Na)c(H) c(CH3COO)c(OH) B.c(Na)c(CH3COO)c(H) c(OH) C.c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H) D.c(CH3COO)c(Na)c(OH)c(H)8酸式盐NaHY在水溶液中，HY-的电离程度小于HY-的水解程度。有关叙述中不正确的是 .H2Y在电离时为：H2Y HY-+H+. HY-水解方程式为：HY-+H2OY2-+H3O+.在该盐的溶液中，离子浓度为： c (OH-) c (H+).在该盐的溶液中，离子浓度为： c (H2Y) c (HY-)沉淀溶解平衡考点一溶解平衡和溶度积常数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，溶解的速率和生成沉淀速率相等的状态。2溶解平衡的建立： v溶解_v沉淀，固体溶解 ，v溶解_v沉淀，溶解平衡 ，v溶解_v沉淀，析出晶体4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：5溶度积和离子积以AmBn(s)mAn(aq)nBm(aq)为例：溶度积浓度商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KspQ表达式Ksp(AmBn)_，式中的浓度都是平衡浓度Q(AmBn)_，式中的浓度是任意浓度应用Q_Ksp：有沉淀析出Q_Ksp：处于平衡状态Q_Ksp：无沉淀析出6.Ksp的影响因素(1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。(2)外因：浓度：加水稀释，平衡向_方向移动，但Ksp_。温度：绝大多数难溶盐的溶解是_过程，升高温度，平衡向_方向移动，Ksp_。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物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。考点二沉淀溶解平衡的应用1沉淀的生成：Ksp (CaC2O4)=4.0109，若在c(Ca2)=0.020molL1的溶液生成CaC2O4沉淀，溶液中的c(C2O42)应大于_mol/L.2沉淀的溶解：如BaCO3可溶于盐酸应用：做透视时服用钡餐为BaSO4 不能用BaCO3，为什么？要是误食了BaCO3怎么办？3沉淀的转化：实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。两溶液混合是否会产生沉淀或同一溶液中可能会产生多种沉淀时，判断产生沉淀先后顺序问题，均可利用溶度积的计算公式或离子积与溶度积的关系加以判断。例如： K(SP) AgCl K(SP) AgBr K(SP) AgI,故向饱和AgCl溶液中加入NaBr会生成AgBr浅黄色沉淀，再加入NaI会转化为AgI黄色沉淀。考点三溶度积的计算(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度如Kspa mol2L2的饱和AgCl溶液中Ag molL1。(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Kspa mol2L2，在0.1 molL1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后根据Ag Cl-a mol2L2，即可计算。以AgCl(s)Ag(aq)Cl(aq)H0为例 外界条件移动方向平衡后c(Ag)Ksp溶解度升高温度加少量水加入少量AgNO3通入HCl通入HI巩固练习1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，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解2有关AgCl沉淀的溶解平衡说法不正确的是()AAgCl沉淀生成和沉淀溶解不断进行，但速率相等BAgCl难溶于水，溶液中没有Ag和ClC在AgCl的澄清饱和溶液中，只要向其中加入NaCl溶液，一定会有沉淀生成D向含有AgCl沉淀的悬浊液中加入NaCl固体，AgCl的溶解度变小3在BaSO4饱和溶液中，加入Na2SO4(s)，达平衡时()Ac(Ba2)c(SO)Bc(Ba2)c(SO)Ksp(BaSO4)1/2Cc(Ba2)c(SO)，c(Ba2)c(SO)Ksp(BaSO4)Dc(Ba2)c(SO)，c(Ba2)c(SO)Ksp(BaSO4)4已知常温下：Ksp(AgCl)1.81010 mol2L2，Ksp(Ag2CrO4)1.91012 mol3L3，下列叙述正确的是()AAgCl在饱和NaCl溶液中的Ksp比在纯水中的小B向AgCl的悬浊液中加入NaBr溶液，白色沉淀转化为淡黄色，说明Ksp(AgCl)Ksp(AgBr)C将0.001 molL1AgNO3溶液分别滴入0.001 molL1的KCl和0.001 molL1的K2CrO4溶液中先产生Ag2CrO4沉淀D向AgCl的悬浊液中滴加浓氨水，沉淀溶解，说明AgCl的溶解平衡向右移动5已知25 时，Ka(HF)3.6104 molL1，Ksp(CaF2)1.461010 mol3L3，现向1 L 0.2 molL1 HF溶液中加入 1 L 0.2 molL1 CaCl2溶液，则下列说法中正确的是()A25 时，0.1 molL1 HF溶液中pH1 BKsp(CaF2)随温度和浓度的变化而变化C该体系中没有沉淀产生 D该体系中HF与CaCl2反应产生沉淀6已知Ksp(AgCl)1.81010 mol2L2，Ksp(AgI)1.01016 mol2L2。下列关于不溶物之间转化的说法中错误的是()AAgCl不溶于水，不能转化为AgIB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CAgI比AgCl更难溶于水，所以AgCl可以转化为AgID常温下，AgCl若要在NaI溶