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2012届高考化学一轮复习学案课件(人教版)：第8章_水溶液中的离子平衡第4节_难溶电解质的溶解平衡[1]

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高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第4讲难溶电解质的溶解平衡课件

高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第4讲难溶电解质的溶解平衡课件
同一曲线上的点，溶度积常数相同。
真题演练•素养通关
答案：B
2．[2021·全国乙卷，13]HA是一元弱酸，难溶盐MA的饱和溶液中c(M＋) 随c(H＋)而变化，M＋不发生水解。实验发现，298 K时c2(M＋)～c(H＋)为线 性关系，如下图中实线所示。
下列叙述错误的是( ) A．溶液pH ＝ 4 时，c(M＋)＜ ×10－4mol·L－1 B．MA的溶度积Ksp(MA)＝×10－8 C．溶液 pH ＝ 7 时， c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－) D．HA的电离常数Ka(HA)≈ ×10－4
[判断] (正确的打“√”，错误的打“×”) (1)Ksp既与难溶电解质的性质和温度有关，也与沉淀的量和溶液中的 离子浓度有关( × ) (2)在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉
淀( √ ) (3)常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的Ksp减小
(× )
答案：A
解析：沉淀工业废水中的Pb2＋时，生成沉淀的反应进行得越完全越好，由于 PbS的溶解度最小，故选硫化物作为沉淀剂。
练后归纳
沉淀生成的两大应用 (1)分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶 度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。 (2)控制溶液的pH来分离物质，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中 加入CuO或Cu(OH)2等物质，将Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去。
答案：A
答案：B
5．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：
化合物 溶解度/g
PbSO4 1.03×10－4
PbCO3 1.81×10－7

高三化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡教案

高三化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡教案

第八章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离复习目标：1、巩固对电解质、强弱电解质概念的理解。

2、了解弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。

3、能对溶液的导电能力判断及对强弱酸碱进行比较。

基础知识：一、强电解质与弱电解质的区别（一）电解质和非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。

【注意】1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。

2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。

如：SO2、SO3、CO2、NO2等。

3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。

4．溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。

（二）强电解质和弱电解质强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。

则强电解质溶液中不存在电离平衡。

弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。

则弱电解质溶液中存在电离平衡。

【注意】1．强、弱电解质的范围：强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐弱电解质：弱酸、弱碱、水2．强、弱电解质与溶解性的关系：电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。

一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。

如：BaSO4、BaCO3等。

3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。

强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。

而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。

4．强、弱电解质与物质结构的关系：强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。

2024届高考化学一轮总复习第八章水溶液中的离子反应与平衡第四节沉淀溶解平衡课件

2024届高考化学一轮总复习第八章水溶液中的离子反应与平衡第四节沉淀溶解平衡课件

不变
沉淀析出的方向
沉淀溶解的方向
5.溶度积常数(Ksp) (1)溶度积常数和离子积
以 AmBn(s)
mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：
项目
溶度积常数(Ksp)
离子积(Q)
含义 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积
表达 Ksp(AmBn)＝c_m_(_A__n＋__)_·c_n_(_B_m_－__)， Q(AmBn)＝__c_m_(_A__n＋__)_·c_n_(_B_m_－__)，
(3)溶度积常数的影响因素 溶度积常数只与难溶性电解质的性质和温度有关，而与沉淀 的量和溶液中离子的浓度无关。
考点二 沉淀反应的应用 1.沉淀的生成
(1)原理：当 Q＞Ksp 时，难溶电解质的溶解平衡向生成沉淀的 方向移动，析出沉淀。
(2)应用：可利用生成沉淀来达到分离或除去溶液中某些离子 的目的。
＝10 y2 10 y1
＝10 y1－y2 ，D
错误。
答案：B
2.(2022 年沧州二模)常温下，Ksp(MnS)＝2.5×10－13，Ksp(FeS) ＝6.3×10－18。FeS 和 MnS 在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示 (X2+表示 Fe2+或 Mn2+)。下列说法正确的是( )
A.曲线Ⅱ表示 MnS 的沉淀溶解平衡曲线 B.升高温度，曲线Ⅱ上的 c 点可沿虚线平移至 d 点 C.常温下，反应 MnS(s)＋Fe2+(aq) FeS(s)＋Mn2+(aq)的平 衡常数 K≈4×105 D.向 b 点溶液中加入少量 Na2S 固体，溶液组成由 b 点沿曲线 Ⅰ向 a 点方向移动
(2)“母液①”中 Mg2+浓度为____________。 (3)“水浸渣”在 160 ℃“酸溶”，最适合的酸是________。 “酸溶渣”的成分是________、________。

高考化学一轮总复习课件第八单元 水溶液中的离子平衡 (共566张PPT)

高考化学一轮总复习课件第八单元 水溶液中的离子平衡 (共566张PPT)

二、弱电解质的电离平衡 1.电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度)下,当电解质分子 的速率 和 的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态,叫作电离 平衡。 2.电离平衡的特点 弱电解质的电离是一个可逆过程,存在着电离平衡。 电离平衡是 一种特殊的化学平衡。它符合化学平衡的一切特征。 (1)动——电离平衡是相对的、有条件的动态平衡。
外因: (1)浓度:浓度越大,电离程度 衡 移动,而离子浓度一般会 (2)温度:温度越高,电离程度 热过程。 (3)外加试剂:
。 在稀释溶液时,电离平 。 ,这是因为电离是
a.酸碱效应:弱酸溶液中加强酸,或弱碱溶液中加强碱,均 弱电解质的电离;弱酸溶液中加强碱,或弱碱溶液中加强酸,均 弱电解质的电离。 b.同离子效应:在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离 子的电解质,会 电解质的电离。
c.能反应的离子:加入能与电解质电离出来的离子发生反应的 另一物质,会 电解质的电离。
4.电离常数 在一定条件下,弱电解质的电离达到平衡时,溶液中电离出的各 种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数,这 个常数叫电离平衡常数,简称电离常数,用 K 表示(弱酸——Ka;弱碱 ——Kb)。
(1)表达式:对于电离过程 AB A++B-,
K=
。 (2)电离平衡常数只与 有关,温度不变,K 值不变。
(3)电离常数表达式中各组分浓度是指电离达到平衡后的 的值,而不是初始值。 (4)一般来说,稀溶液中 H2O 的浓度可视为常数,不写入电离常数 表达式中。
(5)多元弱酸的电离平衡常数大小一般为 K1≫K2≫K3,溶液酸性主 要由 步电离决定。 (6)同温、同体积、同浓度的弱酸电离常数越大,达到电离平衡 时电离出的 H+越 ,酸性越 ;反之,酸性越 。

高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡章末专题复习讲座 新人教版

高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡章末专题复习讲座 新人教版

表示。
(2)表达式：对于一般的可逆反应 mA(g)＋nB(g) 在定温度下达到平衡时，K＝ccmpCA··ccqnDB。
pC(g)＋qD(g)，
(3)影响因素：温度。
(4)常考题型
①平衡常数表达式的书写。
②应用平衡常数 K 判断平衡移动的方向(或放热、吸热)。
③有关计算[计算 K、转化率(或产率)、浓度]。
＝60%，v(CO2)＝ΔcΔCtO2＝0.0160mmoiln·L－1＝0.006 mol·L－1·min－1。
(3)根据勒夏特列原理，A、B、E、F 四项的条件改变不影响平衡
移动，D 项升温平衡向左移动，CO 的转化率降低，故选 C。
2．弱电解质的电离常数
(1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各
酸 HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
从表格中判断以下说法中不正确的是( )
A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸 C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为 H2SO4===2H＋＋SO24－ D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区别这四
明平衡向左移动，故 ΔH<0。
(2)
13Fe2O3(s)＋CO(g)
23Fe(s)＋CO2(g)
起始/mol·L－1 0.1
0.1
转化/mol·L－1 x
x
平衡/mol·L－1 0.1－x
0.1＋x
由题意得 K＝00..11＋ －xx＝4.0，解得 x＝0.06。所以 α(CO)＝00..016×100%
种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数。

2012届高考化学一轮复习学案课件(人教版)第8章水溶液中的离子平衡第4节难溶电解质的溶解平衡

2012届高考化学一轮复习学案课件(人教版)第8章水溶液中的离子平衡第4节难溶电解质的溶解平衡
(2)条件 ①生成沉淀的反应能够 ________ ；②生成沉淀的反应进行得越 ________越好。
(3)方法 方法 调节 pH 法 沉淀剂 实例 除去 NH4Cl 溶液中的 FeCl3 除去污水中的重金属离子(如 Hg )
2＋
发生反应的离子方程式 Fe3 ＋3NH3· H2O=== ＋ Fe(OH)3↓＋3NH4
(1)Qc＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到平衡；
(2)Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；
(3)Qc＜Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，
难溶电解质溶解直到溶液饱和。
【温馨提示】化学平衡、电离平衡、盐类的水解平衡、气体(或固体)
的溶解平衡、沉淀溶解平衡均符合平衡移动原理即勒夏特列原理。
第四节
难溶电解质的溶解平衡
【想一想】
AgCl（s） Ag+(aq)+Cl-(aq); ②AgCl=Ag++Cl-。①②两个
方程式所表示的意义相同吗？ 【答案】 不同。①式表示难溶电解质AgCl在水溶液中的溶解平衡方程式；
②式表示强电解质AgCl在水溶液中的电离方程式。
4. 影响溶解平衡的因素 (1)内因：电解质本身的性质 (2)外因：遵循平衡移动原理 ①浓度：加水，平衡向________方向移动。
认为残留在溶液中的该离子浓度小于1×10－5mol/L时，沉淀已经
完全。 【知识关联】沉淀溶解与溶解度、勒夏特列原理、元素化合物知 识等联系。
1. (2010高考·北京卷，11)自然界地表层原生铜的硫化物经氧化、淋 滤作用后变成CuSO4溶液，向地下层渗透，遇到难溶的ZnS或PbS， 慢慢转变为铜蓝(CuS)。下列分析正确的是( ) A. CuS的溶解度大于PbS的溶解度

高考化学一轮精品复习学案：第8章 水溶液中的离子平衡 单元复习(选修4)

单元复习八【章节知识网络】非电解质：无论在水溶液或熔融状态都不导电的化合物定义：凡是在水溶液或熔融状态能够导电的化合物化合物 强碱强电解质→水溶液中全部电离的电解质 大多数盐 离子化合物金属氧化物电解质：分类 强酸 →强极性化合物弱酸电解质和 弱电解质→水溶液中部分电离的电解质 弱碱 弱极性化合物电解质溶液 水①、（强）一步电离与（弱）分步电离表示：电离方程式 ②、（强）完全电离与（弱）可逆电离③、质量守恒与电荷守恒能否导电：有自由移动离子，溶液能导电；导电能力：相同条件下，离子浓度越大，则导电能力越强。

意义：一定条件下，弱电解质离子化速率与分子化速率相等时，则建立平衡。

动：动态平衡，v(电离)=v （结合）≠0弱电解质的 特征： 定：条件一定，分子、离子浓度一定电离平衡 变：条件改变，平衡被破坏，发生移动 如：H 2CO 3 H 2CO 3 3-+H +表示：电离方程式，可逆符号，多元弱酸分步书写； HCO 3- CO 32-+H +影响因素：温度越高，电离程度越大； 而多元弱碱不需分步写，如：Cu(OH)2浓度越小，电离程度越大。

Cu(OH)2 Cu 2++2OH水是极弱电解质：H 2O H + + OH -①、c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol -1纯水常温下数据： ②、Kw=c(H +)·c(OH -)=1×10-14③、pH=-lgc(H +)=7水的电离： c(H +)>c(OH -) 酸性 PH<7水溶液的酸碱性： c(H +)=c(OH -) 中性 PH=7c(H +)<c(OH -) 碱性 PH>7 抑制电离：加入酸或碱影响水电离的因素 加入活泼金属，如Na 、K 等；促进电离： 加入易水解的盐，如NaAc 、NH 4Cl 等；升高温度。

电解质溶液 混合物←电解质溶液 溶于水表示方法：p H=—lgc(H +)适用范围：浓度小于1mol ·L -的稀酸或稀碱溶液。

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2. 沉淀的溶解 (1)概念 移去溶解平衡体系中的相应________，使平衡向________的方向移 动，从而使沉淀溶解。 (2)方法 ① 酸 溶 解 法 ： CaCO3 溶 于 盐 酸 的 离 子 方 程 式 为 _____________ ______________________。 ②盐溶液溶解法：Mg(OH)2 溶于NH4Cl溶液的离子方程式为 _______ ____________________。 3. 沉淀的转化 (1)概念：由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程。 (2)实质：____________的移动。 (3)规律：一般说来，溶解度__________的沉淀转化成溶解度 ______的沉淀容易实现。沉淀的溶解度差别_______，转化越容易。
(3)方法 方法 调节 pH 法 沉淀剂 实例 除去 NH4Cl 溶液中的 FeCl3 除去污水中的重金属离子(如 Hg2 )
＋
发生反应的离子方程式 Fe3 ＋3NH3·H2O Fe(OH)3↓＋3NH 用 H2S：Hg2 ＋H2S == ＋ － 用 Na2S：Hg2 ＋S2 ==
＋ ＋
【想一想】 如果要除去某溶液中的SO2-4，选择加入钙盐还是钡盐？为什么？ 【答案】 钡盐。因为BaSO4比CaSO4更难溶。
3L×0.1 3L×0.1
mol·L － 1/1 L ＝ 5 ×10 － 6 mol/L ， c(Ag ＋ ) ＝ 0.05×10 － mol·L － 1/1 L＝5×10 － 6 mol/L，Qc ＝c(Cl － )·c(Ag ＋ )＝
1. 下列有关AgCl沉淀的溶解平衡的说法中，不正确的是 ( A. AgCl沉淀生成和溶解不断进行，但速率相等 B. AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－ C. 升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大 D. 向AgCl沉淀中加入NaCl固体，AgCl沉淀的溶解度降低
)
【解析】本题考查沉淀溶解平衡的特点。 AgCl固体在溶液中达到 溶解平衡后，沉淀生成与溶解速率相等，但不为零，A正确； AgCl难溶于水，但溶解的部分完全电离出Ag＋和Cl－，B错误；一 般来说，升高温度有利于固体物质的溶解，C正确；向AgCl沉淀 中加入NaCl固体，增大了Cl－浓度，使溶解平衡逆向移动，降低了 AgCl的溶解度，D正确。 【答案】B
2. 若在1 L蒸馏水中加入1滴(约0.05 mL)0.1 mol·L－1的NaCl溶液， 搅拌均匀后再滴入1滴0.1 mol·L－1AgNO3溶液，请估算是否会产生 沉淀(已知AgCl的Ksp＝1.8×10－10) ( A. 否 C. 可能是 B. 是 D. 以上都不正确 )
【解析】本题考查沉淀溶解平衡的应用。 c(Cl － )＝0.05×10 －
4. 影响溶解平衡的因素 (1)内因：电解质本身的性质 (2)外因：遵循平衡移动原理 ①浓度：加水，平衡向________方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向________方向移动(Ca(OH)2 为放热， 升温其溶解度减小)。 ③同离子效应：在溶液中加入与溶解平衡相同的离子，溶解平衡 ________移动，溶解度________。 三、沉淀反应的应用 1. 沉淀的生成 (1)可利用生成沉淀来达到__________________的目的。 (2)条件 ①生成沉淀的反应能够________；②生成沉淀的反应进行得越 ________越好。
2. 某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说 法正确的是( )
提 示 ： BaSO4(s)Ba2 ＋ (aq) ＋ SO(aq) 的 平 衡 常 数 Ksp ＝ c(Ba2 ＋)·c(SO)，称为溶度积常数 A. 加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点 B. 通过蒸发可以使溶液由d点变到c点 C. d点无BaSO4沉淀生成 D. a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp
1. 溶度积常数 (1)定义 在一定条件下的难溶电解质饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其 平衡常数即为溶度积常数或溶度积，符号Ksp。 (2)表达式 对于沉淀溶解平衡MmAn(s)mMn＋ (aq)＋nAm－ (aq)，则有Ksp ＝ cm(Mn＋)·cn(Am－) (3)影响因素 同一难溶电解质的Ksp仅仅是温度的函数，温度不变， Ksp不变。 2. 溶度积的应用 通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Qc的 相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶 解：
1. (2010高考·北京卷，11)自然界地表层原生铜的硫化物经氧化、淋 滤作用后变成CuSO4溶液，向地下层渗透，遇到难溶的ZnS或PbS， 慢慢转变为铜蓝(CuS)。下列分析正确的是( ) A. CuS的溶解度大于PbS的溶解度 B. 原生铜的硫化物具有还原性，而铜蓝没有还原性 C. CuSO4与ZnS反应的离子方程式是Cu2＋＋S2－===CuS↓ D. 整个过程涉及的反应类型有氧化还原反应和复分解反应 【解析】根据沉淀最终能转化为铜蓝，可以判断CuS比PbS的溶解度 更小，A错；根据CuS中硫元素的价态为－2价可得知其有还原性， 可以被氧化，B错； ZnS是难溶物质，不能用S2 － 表示，C错； CuSO4与ZnS反应属于复分解反应，D正确。 【答案】D
【解析】Ksp只与温度有关，A错；由图像可知：313 K时Ksp(SrSO4) 最大，B正确；a点在283 K线的下方，属于不饱和溶液，C错；283 K下的SrSO4饱和溶液升温到363 K后会有晶体析出，还是属于饱和 溶液，D错。 【答案】B
沉淀溶解的方法 1. 酸碱溶解法 (1) 难溶性酸常用强碱来溶解：H2SiO3(s)＋2NaOH === Na2SiO3＋ 2H2O。 (2)难溶弱酸盐常用强酸或较强酸来溶解：CaC2O4(s)＋2HCl === CaCl2＋H2C2O4。 (3)难溶性碱常用强酸(也可用较弱酸)来溶解：如向Mg(OH)2沉淀中， 加入酸或铵盐。 2. 氧化还原溶解法 有些金属硫化物(CuS、HgS等)溶度积特别小，在饱和溶液中c(S2－) 特别小，不能溶于非氧化性强酸，只能溶于氧化性酸，以减少c(S2 － )，达到沉淀溶解的目的。如：3CuS＋8HNO ===3Cu(NO ) ＋3S↓ 3 3 2 ＋2NO↑＋4H2O。
【答案】一、S＜0.01 g 二、1. 一定温度 3. (3)不变 4. (2)①溶解 ②溶解
0.01 g＜Байду номын сангаас＜1 g 沉淀溶解
1 g＜S＜10 g 沉淀生成
S＞10 g
饱和溶液
③逆向
减小 (2)①发生 ②完全 (3)HgS↓＋
三、1. (1)分离或除去某些离子 2H＋ HgS↓ 2. (1)离子
沉淀溶解
(2)①CaCO3＋2H＋===Ca2＋ 3.
＋CO2↑＋H2O
②Mg(OH)2 ＋2NH＋4===Mg2＋ ＋2NH3·H2O 更小 越大
(2)沉淀溶解平衡 (3)小
沉淀溶解的方法 【例1】 硫酸锶(SrSO4)在水中的沉淀溶解平衡曲线如下。下列说 法正确的是( )
A. 温度一定时，Ksp(SrSO4)随c(SO) 的增大而减小 B. 三个不同温度中，313 K时Ksp(SrSO4)最大 C. 283 K时，图中a点对应的溶液是饱和溶液 D. 283 K下的SrSO4饱和溶液升温到363 K后变为不饱和溶液
【解析】(1)由Ka(CH3COOH)＝1.8×10 －5 ＜Ka(HSCN)＝0.13可知， CH3COOH的酸性比HSCN的酸性弱，故等浓度的CH3COOH溶液 和HSCN溶液相比，CH3COOH溶液中的c(H ＋ )小，反应速率慢， 二者与NaHCO3 充分反应生成正盐后，CH3COONa的水解程度大， c(CH3COO－)应小于c(SCN－)。 (3)由题图可知，当pH＝4.0时，溶液中的c(F－)＝1.6×10－3 mol·L －1 ，注意混合后，体积为原来的2倍，所以c(Ca2＋ )为原来的1/2， c(Ca2＋)＝2.0×10－4 mol·L－1。 【答案】(1)HSCN的酸性比CH3COOH的酸性强，其溶液中c(H ＋ ) 较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率较快 ＜ (2)10－3.45(或 3.5×10－4) Ka＝，当c(F－)＝c(HF)时，Ka＝c(H＋)查 图中的交点处即为c(F－)＝c(HF)，故所对应的pH即为Ka的负对数 (3)查图，当pH＝4.0时，溶液中的c(F－)＝1.6×10－3 mol·L－1，溶 液中的c(Ca2＋)＝2.0×10－4 mol·L－1 c(Ca2＋)×c2(F－)＝5.1×10－ 10＞K (CaF )，有沉淀产生。 sp 2
溶度积的应用 【例2】 (2010高考·浙江卷，26)已知：①25 ℃时弱电解质电离平
衡常数：Ka(CH3COOH)＝1.8×10 －5 ，Ka(HSCN)＝0.13；难溶电解 质的溶度积常数：Ksp(CaF2)＝1.5×10－10。 ②25℃时，2.0×10－3 mol·L－1氢氟酸溶液中，调节溶液pH(忽略体 积变化)，得到c(HF)、c(F－)与溶液pH的变化关系，如下图所示：
【解析】a点在平衡曲线上，此时溶液中存在溶解平衡，加入 Na2SO4会增大SO的浓度，平衡左移，Ba2＋ 的浓度应降低，A 错；d点时溶液不饱和，蒸发溶液，c(SO)、c(Ba2＋)均增大，B 错；d点表示溶液的Qc<Ksp ，溶液不饱和，不会产生沉淀，C 正确；Ksp是一常数，温度不变，Ksp不变，所以该曲线上任一 点的Ksp都相等，D错。 【答案】C
(1)Qc＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到平衡； (2)Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； (3)Qc＜Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质， 难溶电解质溶解直到溶液饱和。 【温馨提示】化学平衡、电离平衡、盐类的水解平衡、气体(或固体) 的溶解平衡、沉淀溶解平衡均符合平衡移动原理即勒夏特列原理。 【知识关联】溶度积与溶解度、化学平衡常数、浓度－时间图像等 联系。
第四节
难溶电解质的溶解平衡