苏教版2019高二化学选择性必修第一册 第三章+水溶液中的离子反应（知识梳理）

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第三章 水溶液中的离子反应知识梳理弱电解质的电离平衡第1节一、强电解质和弱电解质1．电解质和非电解质电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。如酸、碱、盐等。非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。如苯、乙醇等。2．强电解质和弱电解质(1)二者的比较(2)常见的强、弱电解质 二、弱电解质的电离平衡1．电解质电离的表示方法——电离方程式(1)强电解质完全电离，用“===”。HCl===H＋＋Cl－、Na2SO4===2Na＋＋SOeq \o\al(2－,4)。(2)弱电解质部分电离，用“”。CH3COOHCH3COO－＋H＋(或CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋)、NH3•H2ONHeq \o\al(＋,4)＋OH－。多元弱酸，以第一步电离为主，分步可逆电离如：H2CO3H＋＋HCOeq \o\al(－,3)；HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3)。多元弱碱，分步可逆电离，但书写较为复杂，只写一步可逆电离如：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。2．弱电解质的电离平衡(1)弱电解质电离平衡的建立①开始时，v电离最大，而v结合为0。②平衡的建立过程中，v电离>v结合。③当v电离＝v结合时，电离过程达到平衡状态。(2)弱电解质电离平衡状态在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，电离过程就达到了平衡状态。(3)电离平衡状态的特征①逆——弱电解质的电离过程是可逆的。②等——平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。③动——平衡时，电离过程与离子结合成弱电解质分子的过程仍在进行，是动态平衡。④定——平衡时，各微粒(分子、离子)的浓度保持恒定。⑤变——外界条件改变时，平衡会发生移动。（4）外界条件对电离平衡的影响电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。第2节电离平衡常数和电离度一、电离平衡常数1．概念在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂之积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，用符号K表示。2．表示方法①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数：CH3COOH电离常数的表达式：Ka＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))。NH3•H2O电离平衡常数的表达式：Kb＝eq \f(c(NHeq \o\al(＋,4))•c(OH－),c(NH3•H2O))。②多元弱酸的电离常数：H2CO3H＋＋HCOeq \o\al(－,3)　 Ka1＝eq \f(c(H＋)•c(HCOeq \o\al(－,3)),c(H2CO3))HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3) Ka2＝eq \f(c(H＋)•c(COeq \o\al(2－,3)),c(HCOeq \o\al(－,3)))多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。3．意义表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。4．影响因素(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本身性质所决定。(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。5．电离常数的应用(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。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF＞CH3COOH。(2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))不变，稀释后c(CH3COO－)减小，则eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))＝eq \f(Ka,c(CH3COO－))增大。二、电离度1．概念弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α表示。2．数学表达式α＝eq \f(已电离的弱电解质浓度,弱电解质的起始浓度)×100%或α＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,弱电解质的起始分子数)×100%。或α＝ eq \f(已电离的弱电解质的物质的量,弱电解质的初始物质的量) ×100%3．意义(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。(2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。4．影响因素 5.电离常数的相关计算(以弱酸HX为例)HX　　　H＋　＋　X－起始/(mol•L－1)) c0(HX) 0 0平衡/(mol•L－1)) c0(HX)－c(H＋)　 c(H＋) c(H＋)则K＝eq \f(c(H＋)•c(X－),c(HX))＝eq \f(c2(H＋),c0(HX)－c(H＋))。(1)已知c0(HX)和c(H＋)，求电离常数，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则K≈eq \f(c2(H＋),c0(HX))，代入数值求解即可。(2)已知c0(HX)和电离常数，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则c(H＋)≈eq \r(K•c0(HX))，代入数值求解即可。(3)同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈eq \r(Kb•c0(MOH))。6．计算电离度(以一元弱酸HA为例)　　　　　HA　　H＋　＋　A－起始： c酸 0 0平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·αKa＝ eq \f(（c酸·α）2,c酸·（1－α）)＝ eq \f(c酸·α2,1－α)，因为α很小，所以1－α≈1，即Ka＝c酸·α2，所以α＝ eq \r(\f(Ka,c酸))。第3节水的电离平衡一、水的电离平衡及影响因素1．水的电离：水是一种极弱的电解质，水的电离存在电离平衡。(1)电离方程式：2H2OH3O＋＋OH－，通常简写为H2OH＋＋OH－。(2)室温下纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol•L－1。2．影响水的电离平衡的因素(1)升高温度可促进水的电离。(2)酸、碱均可抑制水的电离。(3)活泼金属(如Na)可促进水的电离。3．水的离子积常数(1)符号：Kw。(2)表达式：Kw＝c(H＋)•c(OH－)，25 ℃时，Kw＝1.0×10－14。(3)影响因素：只与温度有关，升高温度Kw增大，降低温度Kw减小。(4)适用范围：Kw不仅适用于纯水也适用于稀的电解质水溶液。4.影响水电离平衡的因素(25 ℃)二、水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(1)等量关系无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水的电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)。(2)定量关系任何电解质稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)•c(OH－)，在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。①稀酸溶液—OH－全部来自水的电离，水电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝eq \f(Kw,c(H＋))。②稀碱溶液—H＋全部来自水的电离，水电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝eq \f(Kw,c(OH－))。第4节溶液的酸碱性与pH一、溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是c(H＋)与c(OH－)的相对大小。2．溶液酸碱性与溶液中c(H＋)和c(OH－)的关系c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越强；c(H＋)c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。2.盐溶液中离子的水解是微弱的。如CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。三、溶液中粒子浓度比较的思路1.溶液中粒子浓度比较的一般步骤2.溶液中粒子浓度比较的规律方法解题思路eq \b\lc\{(\a\vs4\al\co1(单一,溶液\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(酸或碱溶液——考虑电离,盐溶液——考虑水解)),混,合,溶,液\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(不反应——同时考虑电离和水解,反应\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(恰好,反应\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(生成酸或碱——考虑电离,生成盐溶液——考虑水解)),过量——根据过量程度考虑电离和水解))))))解题方法→确定溶液中粒子的构成eq \o(――→,\s\up11(利用守),\s\do4(恒思想)) eq \b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(元素质量守恒,质子守恒,电荷守恒))eq \o(――→,\s\up17(推断))结论解题技巧eq \b\lc\{(\a\vs4\al\co1(不等式关系——\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(电离理论,水解理论)),等式关系\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(电荷守恒,元素质量守恒))))四、离子浓度的关系比较1．单一溶液中离子浓度大小的比较(1)氯化铵溶液。①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程。电离：NH4Cl===NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))＋Cl－、H2OH＋＋OH－。水解：NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))＋H2ONH3·H2O＋H＋。判断溶液中存在的离子有NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))、Cl－、H＋、OH－。②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4)))>c(H＋)>c(OH－)。(2)碳酸钠溶液。①先分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程：电离：Na2CO3===2Na＋＋CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、H2OH＋＋OH－。水解：CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))＋H2OHCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))＋OH－、HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))＋H2OH2CO3＋OH－。溶液中存在的离子有Na＋、CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))、OH－、H＋。②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3)))>c(OH－)>c(HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3)))>c(H＋)。(3)碳酸氢钠溶液。①先分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程：电离：NaHCO3===Na＋＋HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))、HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))H＋＋CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、H2OH＋＋OH－。水解：HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))＋H2OH2CO3＋OH－。溶液中存在的离子有Na＋、HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))、CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、H＋、OH－。②由于HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))的电离程度小于HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3)))>c(OH－)>c(H＋)>c(CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3)))。(4)亚硫酸氢钠溶液。①先分析NaHSO3溶液中的电离、水解过程。电离：NaHSO3===Na＋＋HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))、HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))H＋＋SO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、H2OH＋＋OH－。水解：HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))＋H2OH2SO3＋OH－。溶液中存在的离子有：Na＋、HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))、H＋、SO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、OH－。②由于HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))的电离程度大于HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小顺序为：c(Na＋)>c(HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3)))>c(H＋)>c(SO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3)))>c(OH－)。2．混合溶液中各离子浓度比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析(1)分子的电离程度大于对应离子的水解程度。在0.1 mol·L－1NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中：由于NH3·H2O的电离程度大于NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c(NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4)))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。(2)分子的电离程度小于对应离子的水解程度。在0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)，且c(HCN)>c(Na＋)＝0.1 mol·L－1。第9节沉淀溶解平衡与溶度积一、沉淀溶解平衡原理1．沉淀溶解平衡难溶电解质是指溶解度小于0.01 g的物质，其实它们在水中并不是不溶，只是溶解度相对比较小而已。(1)沉淀溶解平衡建立AgCl的沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag＋＋Cl－。上述平衡存在两个过程：一方面，在水分子的作用下，少量Ag＋和Cl－脱离氯化银表面进入水中(溶解过程)；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受氯化银表面阴、阳离子的吸引，回到氯化银表面析出(沉淀过程)，如图。(2)沉淀溶解平衡①在一定温度下，固体物质在水中溶解速率和沉淀速率相等时，体系中形成饱和溶液，这种平衡称为沉淀溶解平衡。②沉淀溶解平衡的特征2．影响沉淀溶解平衡的因素(1)内因：溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；物质的溶解度差别是很大的；易溶溶质的饱和溶液中也存在溶解平衡。(2)外因：包括浓度、温度等，遵循勒夏特列原理。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；少数平衡向生成沉淀的方向移动[如Ca(OH)2的溶解平衡]。③同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动。④化学反应：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动。已知溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋＋2OH－，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)：二、溶度积常数1．概念：以AmBn(s)mAn＋＋nBm－为例，Ksp＝cm(An＋)•cn(Bm－)。在一定温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。例如：AgCl(s)Ag＋＋Cl－Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)•c(Cl－)。Fe(OH)3(s)Fe3＋＋3OH－Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)•c3(OH－)。2．影响因素：只与温度、物质本身有关，在一定温度下，某物质的Ksp为一常数。3．意义：难溶电解质Ksp的大小反映物质在水中溶解能力。对于同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)Ksp越小，在水中溶解能力越小。三、关于Ksp的计算类型(1)已知溶度积，求饱和溶液中某种离子的浓度。如Ksp(AgCl)＝a，则饱和AgCl溶液中，c(Ag＋)＝eq \r(a) mol•L－1。(2)已知溶度积和溶液中某种参与沉淀溶解平衡的离子浓度，求达到沉淀溶解平衡后另一种参与沉淀溶解平衡的离子浓度。如某温度下Ksp(AgCl)＝a，在0.1 mol•L－1 NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol•L－1。(3)计算沉淀转化反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋＋ZnS(s)CuS(s)＋Zn2＋，Ksp(ZnS)＝c(Zn2＋)•c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)•c(S2－)，该反应的平衡常数K＝eq \f(c(Zn2＋),c(Cu2＋))＝eq \f(c(Zn2＋)•c(S2－),c(Cu2＋)•c(S2－))＝eq \f(Ksp(ZnS),Ksp(CuS))。(4)利用Ksp和Kw的关系计算溶液的pH①沉淀开始时pH的计算已知25 ℃时，Ksp[Cu(OH)2]＝2×10－20，计算向2 mol/L CuSO4溶液中加入NaOH调节溶液pH是多少时才开始生成Cu(OH)2沉淀。提示：Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)•c2(OH－)＝2×c2(OH－)＝2×10－20，c(OH－)＝10－10 mol/L，c(H＋)＝eq \f(Kw,c(OH－))＝eq \f(1×10－14,10－10) mol/L＝10－4 mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg 10－4＝4。②沉淀完全时pH的计算已知25 ℃时，Ksp[Zn(OH)2]＝1.0×10－17，计算向0.1 mol/L ZnCl2溶液中加入NaOH调节溶液pH是多少时，溶液中Zn2＋沉淀完全。提示：当溶液中c(Zn2＋)≤10－5 mol/L时，可视为Zn2＋沉淀完全。Ksp[Zn(OH)2]＝c(Zn2＋)•c2(OH－)＝10－5•c2(OH－)＝1×10－17，c(OH－)＝10－6 mol/L，c(H＋)＝eq \f(Kw,c(OH－))＝eq \f(10－14,10－6) mol/L＝10－8 mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg 10－8＝8。四、溶度积Ksp常见的应用(1)比较难溶电解质在水中的溶解能力 (2)判断沉淀生成的顺序对于同类型且含有相同离子的沉淀，溶度积越小，沉淀越先生成。例如向物质的量浓度相等的NaCl和NaI的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液，先生成AgI沉淀，后生成AgCl沉淀。这是因为沉淀I－所需的c(Ag＋)比沉淀Cl－所需的c(Ag＋)小。(3)判断沉淀生成的条件生成沉淀的条件是满足Qc>Ksp，由此可以计算出使离子沉淀完全的条件。通常认为当溶液中的离子浓度小于等于10－5 mol•L－1时，该离子已沉淀完全。以Fe(OH)3为例，可计算Fe3＋完全沉淀所需控制的pH：Ksp[Fe(OH)3]＝2.8×10－39，当c(Fe3＋)＝10－5 mol•L－1时，c(OH－)＝eq \r(3,2.8×10－34) mol•L－1≈6.54×10－12 mol•L－1，c(H＋)≈1.53×10－3 mol•L－1，pH≈2.8，故Fe3＋在pH＝2.8时沉淀完全。同理可计算Cu2＋、Mg2＋、Fe2＋等金属离子沉淀完全时溶液的pH。五．沉淀溶解平衡图像题的解题策略第一步：明确图中横、纵轴的含义。第二步：理解图中曲线上的点、曲线外的点的含义。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，改变一种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外。第10节沉淀溶解平衡原理的应用一、沉淀的转化与溶解1．沉淀的转化实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化(1)根据实验现象可知三种沉淀溶解能力从大到小的顺序是AgCl>AgI>Ag2S。(2)向AgCl沉淀中滴加KI溶液时，溶液中的Ag＋和I－结合生成了更难溶解的AgI，溶液中Ag＋浓度减小，促使AgCl的沉淀溶解平衡向其溶解的方向移动，最终AgCl完全转化为AgI。AgI转化为Ag2S的原理相同。(3)沉淀转化的离子方程式：AgCl(s)＋I－AgI(s)＋Cl－；2AgI(s)＋S2－Ag2S(s)＋2I－。转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积大于Ksp。2．沉淀的溶解(1)原理：根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，只要不断移去溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。(2)实例：①CaCO3沉淀溶于盐酸中：CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的COeq \o\al(2－,3)浓度不断减小，平衡向沉淀溶解的方向移动。②分别写出用HCl溶解难溶电解质FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2的离子方程式：FeS＋2H＋===Fe2＋＋H2S↑、Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O、Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O。③向Mg(OH)2悬浊液中分别滴加蒸馏水、稀盐酸、NH4Cl溶液，白色沉淀将不溶解、溶解、溶解(填“溶解”或“不溶解”)。二、沉淀的生成与转化在生产和科研中的应用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 eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(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。a．通入H2S除去Cu2＋的离子方程式：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。b．加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式：Hg2＋＋S2－===HgS↓。c．同离子效应法：增大溶解平衡中离子浓度，使平衡向沉淀的方向移动。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)沉淀溶解的方法。①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在溶解平衡为CaCO3(s)Ca2＋＋CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))，当加入盐酸后发生反应：CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3)))降低，溶解平衡向溶解方向移动。②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为Mg(OH)2(s)＋2NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))===Mg2＋＋2NH3·H2O。3．沉淀转化(1)锅炉除水垢。水垢CaSO4(s) eq \o(――→,\s\up9(Na2CO3))CaCO3(s) eq \o(――→,\s\up9(盐酸))Ca2＋(aq)有关化学方程式：CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)、CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。(2)自然界中矿物的转化。如原生铜硫化物 eq \o(――→,\s\up11(氧化),\s\do4(淋滤))CuSO4(溶液) eq \o(――→,\s\up11(ZnS),\s\do4(PbS))CuS(铜蓝)有关化学方程式：ZnS(s)＋CuSO4(aq)CuS(s)＋ZnSO4(aq)，PbS(s)＋CuSO4(aq)CuS(s)＋PbSO4(s)。(3)工业废水处理。工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。用FeS除去Hg2＋的离子方程式：FeS(s)＋Hg2＋HgS(s)＋Fe2＋。强电解质弱电解质概念在水溶液里或熔融状态下能够完全电离成离子的电解质在水溶液里只有部分电离成离子的电解质相同点在水溶液里都能产生自由移动的离子，都是电解质不同点粒子的存在形式只存在电解质电离产生的阴、阳离子，不存在电解质分子大量存在电解质分子，少量存在弱电解质电离产生的离子电离过程不可逆，不存在电离平衡，电离方程式中用“===”可逆，存在电离平衡，电离方程式中用“”电离程度完全电离不完全电离影响因素电离程度原因本身性质电解质本身性质决定电解质的电离程度结构决定性质反应条件温度(升温)增大电离过程是吸热的浓度(减小)增大浓度减小，离子结合生成弱电解质分子的速率小外加电解质同离子效应减小离子(产物)浓度增大，平衡左移消耗弱电解质的离子增大离子(产物)浓度减小，平衡右移c(H＋)/(mol•L－1)c(OH－)/(mol•L－1)水的电离程度平衡移动Kw纯水1.0×10－71.0×10－7——1.0×10－14升温＞1.0×10－7＞1.0×10－7增大向右增大加酸＞1.0×10－7＜1.0×10－7减小向左不变加碱＜1.0×10－7＞1.0×10－7减小向左不变加活泼金属＜1.0×10－7＞1.0×10－7增大向右不变酸(pH＝a)碱(pH＝b)弱酸强酸弱碱强碱稀释10n倍pHb－npH＝b－n无限稀释pH趋向于7常见的酸碱指示剂变色范围(颜色与pH的关系)甲基红<4.4红色4.4～6.2橙>6.2黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色甲基橙<3.1红色3.1～4.4橙色>4.4黄色步骤操作V标准c待测洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低锥形瓶中指示剂加的过多变大偏高滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化变大偏高读数带来的误差用滴定管量取待测液先俯视后仰视变小偏低先仰视后俯视变大偏高标准液先俯视后仰视变大偏高先仰视后俯视变小偏低配制500 mL0．1 mol/L的NaOH溶液需要NaOH的质量为2．0 g误差来源V标准c待测NaOH已部分潮解或称量时间过长变大偏高杂质不与盐酸反应变大偏高NaOH中含有杂质所含杂质消耗1 mol盐酸需质量大于40 g(例如Na2CO3、NaHCO3)变大偏高所含杂质消耗1 mol盐酸需质量小于40 g(例如Na2O)变小偏低游码有油污变小偏低盐溶液盐的类型溶液pH酸碱性NaCl强酸强碱盐pH＝7中性CH3COONa强碱弱酸盐pH>7碱性NH4Cl强酸弱碱盐pH<7酸性Na2CO3强碱弱酸盐pH>7碱性AlCl3强酸弱碱盐pH<7酸性溶液中存在的离子H2OH＋＋OH－NaCl===Na＋＋Cl－离子间能否相互作用生成弱电解质否c(H＋)和c(OH－)的相对大小c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，无弱电解质生成理论解释水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－)溶液中存在的离子离子间能否相互作用生成弱电解质能c(H＋)和c(OH－)的相对大小c(H＋)>c(OH－)，呈酸性理论解释NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动，使溶液中c(H＋)>c(OH－)总反应离子方程式NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))＋H2ONH3·H2O＋H＋溶液中存在的离子离子间能否相互作用生成弱电解质能c(H＋)和c(OH－)的相对大小c(H＋)