考点2 电解质溶液曲线分析
核心梳理
1.酸碱中和滴定曲线 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线
曲线起点不同。强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
突跃点变化范围不同。强碱与强酸反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
室温下pH＝7不一定是终点。强碱与强酸反应时，终点是pH＝7；强碱与弱酸反应终点是pH>7，强酸与弱碱反应终点是pH<7
2.弱电解质(弱酸或弱碱)分布系数图像
举例 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以H2C2O4为例)
弱电解质分布系数图
原因 弱酸溶液中加入强碱，发生中和反应，溶液的pH不断增大，各成分粒子的含量不断动态变化
δn δ0为CH3COOH、δ1为CH3COO－ δ0为H2C2O4、δ1为、δ2为
利用交点求K 交叉点的含义[图中pH＝4.76时，曲线相交，c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)]，Ka＝所以，Ka＝c(H＋)＝10－4.76，lgKa＝－4.76，pKa＝4.76 (1)当pH＝1.2时，由图可知：c(H2C2O4)＝)
K1＝所以，K1＝c(H＋)＝10－1.2。
(2)当pH＝4.2时，由图可知：)＝)
K2＝所以，K2＝c(H＋)＝10－4.2
3.对数图像
(1)常考的对数图像类型
类型 含义 变化规律 解题策略
pH＝－lgc(H＋) 氢离子浓度的常用对pH越大，c(H＋)越小，溶①先弄清是对数数负值 液的碱性越强 还是负对数
②弄清楚是什么的对数，如浓度对数、浓度比对数、体积比对数等
③弄清楚对数变化所表示的意义 pC＝－lgc(C) C离子浓度的常用对数负值 pC越大，c(C)越小
lg 生成物与反应物粒子浓度比的常用对数 lg越大，反应向正反应方向进行的程度越大
lg 稀释后与稀释前体积比的常用对数 lg越大，稀释程度越大
第四节 难溶电解质的溶解平衡
梳理基础
一、溶解平衡
1．定义。
在一定温度下，当沉淀的________和________速率相等时，固体质量、离子浓度不变的状态。
2．溶解平衡的建立。
溶解
固体溶质 溶液中的溶质
沉淀
(1)v溶解____v沉淀，固体溶解。
(2)v溶解____v沉淀，溶解平衡。
(3)v溶解____v沉淀，析出晶体。
3．溶解平衡的特征。
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：
二、沉淀溶解平衡常数——溶度积
1．表达式。
对于溶解平衡MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)，Ksp＝____________。
2．意义。
溶度积(Ksp)反映了物质在水中的________。
3．影响因素。
溶度积常数只与难溶性电解质的性质和________有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。
4．溶度积规则。
某难溶电解质的溶液中任一情况下的离子浓度乘积Qc(离子积)与Ksp的关系。
三、沉淀溶解平衡的应用
1．沉淀的溶解与生成。
在难溶电解质溶液中，当Qc＞Ksp时，就会______。当Qc＜Ksp时，就会__________。
(1)沉淀的生成。
①用氨水除NH4Cl中的FeCl3杂质，离子方____________。
②用Na2S沉淀Cu2＋，离子方程式为__________________。
③用H2S沉淀Hg2＋，离子方程式为___________________。
(2)沉淀的溶解。
①CaCO3溶于盐酸，离子方程式为___________________。
②FeS溶于稀盐酸，离子方程式为___________________。
③Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为____________。
2．沉淀的转化。
沉淀转化的实质是____________________，通常一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀，这两种难溶物的________________，这种转化趋势就越明显。
专题九 电解质溶液
【考纲展示】
1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离，水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。
5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
7.以上各部分知识的综合利用。
【知识回扣】
强、弱电解质的比较弱电解质的电离平衡：在一定条件下，弱电解质电离生成离子和离子结合生成分子的速率相等时，即达到电离平衡状态影响因素：温度、浓度、酸碱度、同离子效应等平衡常数：AB A++B—，K=c（A+）c（B—），K只与温度有关水的电离：水是弱电解质，存在电离平衡：H2O H++OH—溶液的酸碱性酸性溶液：c（H+）>c（OH—）碱性溶液：c（H+）>c（OH—）中性溶液：c（H+）=c（OH—）pHpH=—lgc（H+）pH的计算弱电解质的电离盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子与水电离出的H+ 或OH—结合生成弱电解质的反应实质：盐电离出来的离子和水电离出的H+或OH—结合生成弱电解质，促进了水的电离盐+水 酸+碱影响因素：温度、浓度、酸碱度等规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性应用水解中和难溶物的溶解平衡物质的溶解性：易溶、可溶、微溶、难溶溶解平衡：AgCl（s） Ag+（aq）+Cl—（aq）溶解沉淀对于AmBn（s） mAn+（aq）+nBm—（aq）表达式：Ksp=cm（An+）·cn（Bm—）
规则溶度积Q>Ksp，溶液过饱和，生成沉淀Q=Ksp，溶液饱和，溶剂和沉淀处于平衡状态Q
要点扫描
专题九 电解质溶液
考点一 溶液的酸碱性及pH
1．一个基本不变
相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。
2．两个判断标准
（1）任何温度
c(H＋)>c(OH－)，酸性；
c(H＋)＝c(OH－)，中性；
c(H＋)
（2）常温(25 ℃)
pH>7，碱性；
pH＝7，中性；
pH<7，酸性。
3．三种测量方法
（1）pH试纸
用pH试纸测定溶液的pH，精确到整数且只能在1～14范围内，其使用方法为取一小块试纸放在干净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取液体，点在试纸中部，待试纸变色后，与标准比色卡对比，读出pH。
注意 ①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。②pH试纸不能测定氯水的pH。
（2）pH计
pH计能精确测定溶液的pH，可精确到0.1。
（3）酸碱指示剂
酸碱指示剂能粗略测定溶液的pH范围。
常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：
指示剂 变色范围的pH
石蕊
<5红色 5～8紫色 >8蓝色
甲基橙 >3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 <8.2无色 8.2～10浅红色 >10红色
4.四条判断规律
（1）正盐溶液
强酸强碱盐显中性，强酸弱碱盐(如NH4Cl)显酸性，强碱弱酸盐(如CH3COONa)显碱性。
（2）酸式盐溶液
NaHSO4显酸性(NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4)、NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4水溶液显酸性(酸式根电离程度大于水解程度)；NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性(酸式根水解程度大于电离程度)。
特别提醒 因为浓度相同的CH3COO－与NH＋4的水解程度相同，所以CH3COONH4溶液显中性，而NH4HCO3溶液略显碱性。
（3）弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合溶液
①1∶1的CH3COOH和CH3COONa混合液呈酸性。
