《水溶液中的電離平衡》復(fù)習(xí)專題(印刷版)

《水溶液中的電離平衡》復(fù)習(xí)專題(基礎(chǔ)篇)一、弱電解質(zhì)的電離平衡與電離常數(shù)1．弱電解質(zhì)的電離平衡：電離平衡也是一種動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)溶液的溫度、濃度改變時(shí)，電離平衡都會(huì)發(fā)生移動(dòng)，符合勒夏特列原理，其規(guī)律是：(1)濃度：濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時(shí)，電離平衡向右移動(dòng)，而離子濃度一般會(huì)減小。(但不是所有的都減小！)(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。因電離是吸熱過程，升溫時(shí)平衡向右移動(dòng)。(3)同離子效應(yīng)：如向醋酸溶液中加入醋酸鈉晶體，增大了CH3COO-的濃度，平衡左移，電離程度減??；加入稀鹽酸，平衡也會(huì)左移。(4)能反應(yīng)的物質(zhì)：如向醋酸溶液中加入鋅或NaOH溶液，平衡右移，電離程度增大。2．電離常數(shù)(電離平衡常數(shù))以CHCOOH為例，K=°9喏以c，)，K的大小可以衡量弱電解質(zhì)電離的難易，K只3c(CH3COOH)與溫度有關(guān)。對(duì)多元弱酸(以H3PO4為例)而言，它們的電離是分步進(jìn)行的，電離常數(shù)分別為K1、K2、K3,它們的關(guān)系是K1》K2》K3,因此多元弱酸的強(qiáng)弱主要由K1的大小決定。3.電離平衡的移動(dòng)與電離平衡常數(shù)K、離子濃度的關(guān)系實(shí)例改變條件CH3COO；平衡移動(dòng)方向H。電離平衡常數(shù)H3COO-c(H+)+H+H>0c(OH-)NH3-H2平衡移動(dòng)方向O-^-^N電離平衡常數(shù)H+OH-c(OH-)AH>0c(H+)加水稀釋力口HCl加NaOH力口CH3COONH4升高溫度二、溶液酸堿性規(guī)律與pH計(jì)算方法1.溶液的酸堿性規(guī)律：溶液的酸堿性取決于溶液中c3+)和c(OH-)的相對(duì)大小:溶液類別c(H+)與c(OH-)的關(guān)系室溫(25℃)數(shù)值pH中性溶液c(H+)=c(OH-)c(H+)=c(OH-)=10-7mol-L-1=7酸性溶液c(H+)>c(OH-)c(H+)>10-7mol-L-1<7堿性溶液c(H+)<c(OH-)c(H+)<10-7mol-L-1>7【特別提示】常溫下，溶液酸堿性判定規(guī)律(1)pH相同的酸(或堿)，酸(或堿)越弱，其物質(zhì)的量濃度越大。(2)pH相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數(shù)時(shí)，強(qiáng)酸溶液的pH變化大。2.pH的計(jì)算方法(1)基本方法思路：先判斷溶液的酸堿性，再計(jì)算其pH：①若溶液為酸性，先求c(H+),再求pH。②若溶液為堿性，先求c(OH-),再由c(H+)=忐與求出c(H+),最后求pH。(2)稀釋后溶液的pH估算①?gòu)?qiáng)酸pH=a，加水稀釋10〃倍，則pH=a+n。②弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則a<pH<a+n。③強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n。④弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則b—n<pH<b。⑤酸、堿溶液被無限稀釋后，pH只能接近于7。酸不能大于7,堿不能小于7。

⑶強(qiáng)(弱)酸與弱(強(qiáng))堿混合后溶液的pH判斷規(guī)律⑶強(qiáng)(弱)酸與弱(強(qiáng))堿混合后溶液的pH判斷規(guī)律③以上兩種混合，若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿，則都呈中性。(4)酸堿中和滴定過程中的pH變化在中和反應(yīng)中，溶液pH發(fā)生很大的變化，在滴定過程中會(huì)因pH突變而使指示劑發(fā)生顏色變化(滴定曲線如圖)。通過溶液的顏色變化判斷反應(yīng)終點(diǎn)，測(cè)出消耗酸(或堿)溶液的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸與堿物質(zhì)的量之比求出未知溶液的濃度。對(duì)于一元酸堿，則有：c酸喙一堿丫堿。堿滴定酸141210酸滴

定堿pH突變鹽的類別溶液的酸堿性原因一510152025強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性，pH<7弱堿陽離子與H2O電離出的OH-結(jié)合，使c(H+)>c(OH-)水解實(shí)質(zhì)：鹽電離出的陰離子、陽離子與H2O電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性，pH>7弱酸根陰離子與H2O電離出的H+結(jié)合，使c(OH-)>c(H+)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性，pH=7,H2O的電離平衡不被破壞，不水解弱酸的酸式鹽若電離程度,水解程度，c(H+)>c(OH-),呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若電離程度〈水解程度，c(H+)<c(OH-),呈堿性，如NaHCO；、NaHS-三、三角度解讀鹽類水解基本規(guī)律1．鹽溶液的酸堿性規(guī)律2.鹽類水解的規(guī)律3035(1)有弱才水解——必須含有弱酸或弱堿的離子才能發(fā)生水解。(2)無弱不水解——強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不發(fā)生水解。(3)誰弱誰水解——發(fā)生水解的是弱堿陽離子或弱酸根陰離子。(4)誰強(qiáng)顯誰性——組成鹽的酸根陰離子(堿性陽離子)是強(qiáng)酸根(強(qiáng)堿的陽離子)，則顯酸(堿)性。(5)都弱都水解——弱酸弱堿鹽因陰、陽離子都能發(fā)生水解且兩水解過程可相互促進(jìn)，所以水解程度較大，少數(shù)可以完全水解，稱為雙水解反應(yīng)。(6)越弱越水解——組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽離子對(duì)應(yīng)的堿的堿性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”規(guī)律。【特別提示】(1)能發(fā)生完全雙水解反應(yīng)的離子不能大量共存，反應(yīng)進(jìn)行完全，產(chǎn)生沉淀或氣體，如2Al3口口3s2口口6H2O===2Al(OH)3J13H2sf,Fe3口13HCO3===Fe(OH)3；13CO2T口(2)相同溫度下，Ka(HA)>Ka(HB),0HA的酸性比HB強(qiáng)，那么相同濃度時(shí)B口的水解程度比A口大。相同濃度的NaA、NaBDOO：c(A口)>c(B口),c(HA)<c(HB),NaA溶液的c(OH口)小，堿性弱。(3)多元口酸的電離常數(shù)Na2cO3和NaHCO3為例:(3)多元口酸的電離常數(shù)Na2cO3和NaHCO3為例:和HCO3對(duì)應(yīng)的口酸分別是CO?3H2O^-^HCO31OH口,HCO31H2OH2CO3DOH口,CO%解程度比HCO3大得多，相同濃度時(shí)Na2CO3溶液的堿性強(qiáng)，PH大。HCO3和H2CO3,HCO3的電離程度比H解程度比HCO3大得多，相同濃度時(shí)Na2CO3溶液的堿性強(qiáng)，PH大。3.水解離子方程式的書寫方法規(guī)律類型一價(jià)陰、陽離子要求用“”，不標(biāo)”「'、“T”示例CH3COO-+H2O^^-^CH3COOH+OH-NH++H.Of-NH3-H2O+H+高價(jià)陽離子同上，不分步書寫Al3++3H2OAl(OH)3+3H+CO2-+H2O-^-^HCO-+OH-HCO-+H2O^-=H2CO3+OH-NH++HCO-+H2O-^-^NH3^H2O+H2CO3高價(jià)陰離子分步書寫或只寫第一步弱酸的銨鹽共同水解，但仍用“”，不標(biāo)”「'、“T”【離子離出完全的雙水解反應(yīng)特別提示】(1)鹽類水解的水口生成陽離子(H口H口)HR1H2O完全水解，用“==="，標(biāo)“「，、”廣，規(guī)律是“陰生陰、陽生陽)。(2)口式鹽離子的電離與水解：l^=H2R口OH口(水解，產(chǎn)生A13++3A1O-+6H2O===4Al(OH)J”陰離子水解生成陰離子(OH口)，陽HR口口H2O^=^R2口口h3o口(電離，電OH口)四、溶液中粒子(離子、分子)濃度大小比較的“二三四”規(guī)則1．明確兩個(gè)“微弱”(1)弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的離子的濃度小于弱電解質(zhì)分子的濃度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)。(2)單一的弱酸根陰離子和弱堿陽離子的水解是微弱的，水解生成的粒子的濃度小于鹽電離產(chǎn)生的離子的濃度。如弱酸鹽NaA溶液中c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+)。2．熟知三個(gè)守恒⑴電荷守恒規(guī)律：陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中存在著Na+、H+、HCO->CO；-、OH)必存在如下關(guān)系：c(Na+)+c(H+)=c(HCO-)+c(OH-)+2c(CO23－)。(2)物料守恒規(guī)律(原子守恒)：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2s溶液中S2-、HS-都能水解，故S元素以S2-、HS-、H2s三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)O(3)質(zhì)子守恒規(guī)律：質(zhì)子即H+,酸堿反應(yīng)的本質(zhì)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移，能失去質(zhì)子的酸失去的質(zhì)子數(shù)和能得到質(zhì)子的堿得到的質(zhì)子數(shù)相等。如NaHCO3溶液中，所，曰二|廠以c(HCOJ+c(HO+)=c(CO2-)+c(OH-),即c(HCOJ+c(H+)4CO第到質(zhì)子HCO3失去吃COn=凌岳2-)+c(oh-)o323h3q-h2o-hoh—【特別提示】將物料守恒式代入電荷守恒式中，即可得出質(zhì)子守恒式。3．掌握四個(gè)步驟溶液中粒子濃度大小比較方法的四個(gè)步驟：(1)判斷反應(yīng)產(chǎn)物：判斷兩種溶液混合時(shí)生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過量，再確定反應(yīng)后溶液的組成。(2)寫出反應(yīng)后溶液中存在的平衡：根據(jù)溶液的組成，寫出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。(3)列出溶液中存在的等式：根據(jù)反應(yīng)后溶液中存在的溶質(zhì)的守恒原理，列出兩個(gè)重要的等式，即電荷守恒式和物料守恒式，據(jù)此可列出溶液中陰、陽離子間的數(shù)學(xué)關(guān)系式。(4)比大?。焊鶕?jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結(jié)合平衡的有關(guān)知識(shí)，分析哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)大一些，哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關(guān)鍵是要把握好電離平衡和水解平衡兩大理論，樹立“主次”意識(shí)。五、難溶電解質(zhì)的溶解平衡及其三個(gè)應(yīng)用1．難溶電解質(zhì)的溶解平衡與溶度積(1)難溶電解質(zhì)在水中會(huì)建立如下平衡：MA(s)等昱mMn+(aq)+nAm-(aq)。因此，難溶mn沉淀電解質(zhì)的溶解度雖然很小，但不可能為零(完全不溶解)，溶液中的離子結(jié)合成難溶電解質(zhì)時(shí)，也不可能完全進(jìn)行到底。勒夏特列原理同樣適用于溶解平衡。(2)下列沉淀溶解平衡：MA(s)千士小他+(aq)+〃A*(aq),固體純物質(zhì)不列入平衡常數(shù)，其溶度積為K=[c(Mn+)]m.[c(Amn)]n。對(duì)于相同類型的物質(zhì)，K的大小反映了難溶電解質(zhì)在溶液spsp中溶解能力的大小，也反映了該物質(zhì)在溶液中沉淀的難易。與平衡常數(shù)一樣，K與溫度有關(guān)。不過溫度改變不大時(shí)，K變化也不大，常溫下的計(jì)算可不考慮溫度的影響。Sp(3)通過比較溶度積胃與溶液中有關(guān)離子的離子積Q的相對(duì)大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下能否生成沉淀或溶解。如AgCl溶液的Q=c(A&+>c(C1-),該計(jì)算式中的離子濃度不一定是平衡濃度，而K計(jì)算式中的離子濃度一定是平衡濃度。①若Q>K，則溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。csp②若Q=K，則溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。csp③若Qc<Ks:則溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。p2．沉淀溶解平衡的應(yīng)用難溶電解質(zhì)的溶解平衡也是動(dòng)態(tài)平衡，可以利用其逆反應(yīng)使溶液中的離子轉(zhuǎn)化為沉淀，化學(xué)上通常認(rèn)為溶液中的剩余離子濃度小于1X10-5mol.L-i時(shí)就沉淀完全。(1)沉淀的溶解根據(jù)溶度積規(guī)則，使沉淀溶解的必要條件是Q<K，因此創(chuàng)造條件使溶液中有關(guān)離子的濃度降低，就能達(dá)到此目的。降低溶液中離子的濃度可以通過以下兩種途徑：①使相關(guān)離子生成弱電解質(zhì)：如要使ZnS溶解，可以加鹽酸，H+和ZnS中溶解生成的S2-相結(jié)合形成弱電解質(zhì)HS-和H2s，于是ZnS溶解。只要鹽酸的量能滿足需要，ZnS就能不斷溶解。②使相關(guān)離子被氧化：如CuS在鹽酸中不能溶解，但在HNO3中可以溶解。原因是S2-被氧化，使得CuS(s)Cu2+(aq)+S2-(aq)平衡右移，CuS溶解。反應(yīng)的離子方程式為3CuS+2NO3+8H+===3Cu2++2NOf+3S；+4HQ。(2)分步沉淀若一種沉淀劑可使溶液中多種離子沉淀時(shí)，則可以控制條件，使這些離子先后分別沉淀，這種現(xiàn)象稱為分步沉淀。①同一類型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全，如AgCl、AgBr、AgI。②不同類型的沉淀，其沉淀的先后順序要通過計(jì)算才能確定，如AgCl和Ag2CrO4。(3)沉淀的轉(zhuǎn)化由一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過程，若難溶電解質(zhì)類型相同，則K較大的沉淀易于轉(zhuǎn)化為K較小的沉淀。但要注意的是通過改變外界條件，利用勒夏特列原理也可以使溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度大的沉淀。①易溶物向難溶物轉(zhuǎn)化：如向BaCO3沉淀中加入Na2CrO4溶液，將會(huì)發(fā)現(xiàn)白色的BaCO3沉淀逐漸轉(zhuǎn)化成黃色的BaCrO4沉淀。②難溶物向易溶物轉(zhuǎn)化：如BaSO4沉淀轉(zhuǎn)化為BaCO3沉淀的反應(yīng)為BaS04(s)+C03-千士BaCO(s)+SO2-,K=c(SO2-)=Ksp(BaSO4)=L07X10-1上1,雖然平衡常數(shù)小，轉(zhuǎn)化不徹底，Ba'^V73(s)'0VJ4，Kc(CO2—)K(BaCO)258X10-924，*八、、11弟用奴J，乜心i1刀內(nèi)，3sp3但只要c(CO3-)比c(SO2-)大24倍以上，經(jīng)多次轉(zhuǎn)化，即能將BaSO4轉(zhuǎn)化為BaCO3o《水溶液中的離子平衡》復(fù)習(xí)專題(提高篇)考點(diǎn)1：水溶液中的離子平衡1．判斷溶液的酸堿性(1)判斷方法：溶液的酸堿性由c(H+)、c(OH-)相對(duì)大小而定，與溶液的濃度、溫度無關(guān)。若c(H+)=c(OH-),則呈中性，c(H+)>c(OH-)呈酸性，反之呈堿性。(2)常考鹽溶液的酸堿性：①正鹽：誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性。如：CH3cOONa顯堿性；NH4cl顯酸性。CH3COONH4溶液，CH3COO4DNH+水解程度幾乎相同，溶液顯中性。②酸式鹽(含有弱酸根)：看弱酸酸式酸根電離程度和水解程度的相對(duì)大小，若電離程度大于水解程度，則顯酸性，反之顯堿性。如：NaHCO3,NaHS顯堿性；NaHSO3顯酸性，NH4HCO3顯堿性。(3)弱酸(或弱堿)及其鹽(1：1)混合溶液：比較弱酸(或弱堿)電離常數(shù)K(或Kb)與對(duì)應(yīng)鹽的弱酸根(或陽離子)水解常數(shù)Kh的相對(duì)大小，若Ka>Kh則顯酸性，反之顯堿性(若Kb>Kh則顯堿性，反之顯酸性)。如：1：1的CH3COOH和CH3COONa混合溶液顯酸性；1：1的NH3^H2O和NH4cl的混合溶液顯堿性；1：1的HCN和NaCN的混合溶液顯堿性。2．水溶液中離子平衡影響因素(1)?？加绊懰婋x程度大小的因素降低溫度、(1)?？加绊懰婋x程度大小的因素降低溫度、加入酸、堿加入可電離出H+的某些鹽，如NaHSO4等［升高溫度促進(jìn)\1加入可水解的鹽，如電離I....〔Na2cO3、NH4cl等(2)弱電解質(zhì)平衡移動(dòng)的“三個(gè)”不一定①稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因?yàn)闇囟炔蛔?，K=c(H+>c(OH-)是定值，稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中的c(H+)減小，故c(OH-)增大。w②電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。③對(duì)于濃的弱電解質(zhì)溶液加H2O稀釋的過程，弱電解質(zhì)的電離程度逐漸增大，但離子濃度不一定減小，可能先增大后減小。如：冰醋酸的稀釋過程。(3)“水解平衡”常見的認(rèn)識(shí)誤區(qū)①誤認(rèn)為水解平衡向正向移動(dòng)，離子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固體，平衡向水解方向移動(dòng)，但Fe3+的水解程度減小。②由于加熱可促進(jìn)鹽類水解，錯(cuò)誤地認(rèn)為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質(zhì)。其實(shí)不一定，對(duì)于那些水解程度不是很大，水解產(chǎn)物離不開平衡體系的情況［如Al2(SO4)3、NaAlO2、Na2CO3］來說，溶液蒸干后仍得原溶質(zhì)。③極端化認(rèn)為水解相互促進(jìn)即能水解徹底。如CH3cOONH4溶液中盡管CH3COO-、NH：水解相互促進(jìn)，但仍然能大量共存，常見水解促進(jìn)比較徹底而不能大量共存的離子有Al3+與AlO-、CO3-(或HCO-)、S2-(或HS-)、SO3-(或HSO-)等。3．明確“三個(gè)”守恒原理(1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中陰離子所帶電荷總數(shù)等于陽離子所帶電荷總數(shù)，根據(jù)電荷守恒可準(zhǔn)確、快速地解決電解質(zhì)溶液中許多復(fù)雜的離子濃度問題。如(NH4)2cO3與NH4HCO3的混合溶液中一定有：c(NHp+c(H+)=2c(CO2-)+c(HCO3)+c(OH-)。(2)物料守恒：物質(zhì)發(fā)生變化前后，有關(guān)元素的存在形式不同，但元素的種類和原子數(shù)目在變化前后保持不變，根據(jù)物料守恒可準(zhǔn)確、快速地解決電解質(zhì)溶液中復(fù)雜離子、分子物質(zhì)的量濃度或物質(zhì)的量的關(guān)系。如：①0.1moll-1NaHCO3溶液中一定有c(Na+)=c(HCO-)+c(CO3-)+c(H2cO3)

=0.1mol-L-i。②0.1mol-L-1CH3cOOH與0.1mol-L-1CH3cOONa等體積混合一定有：c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=2c(Na+)=0.1mol-L-1。(3)質(zhì)子守恒：將混合溶液中的電荷守恒式和物料守恒式相聯(lián)立，通過代數(shù)運(yùn)算消去其中未參與平衡移動(dòng)的離子，即可推出溶液中的質(zhì)子守恒式。考點(diǎn)2：巧用三大平衡常數(shù)1．溶液中的“三大平衡常數(shù)”符號(hào)平衡關(guān)系式(實(shí)例)及平衡常數(shù)表達(dá)式弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)廣c(H+)?c(F-)Ka或Kbh一Hf-k=c(HF)鹽的水解平衡常數(shù)KhCH3COO-+H2O^~^CH3COOH+OH-c(CHCOOH>c(OH-)K3Khc(CH3COO-)Mg(OH)2(s)-^-Mg2+(aq)+2OH-(aq)K[Mg(OH)2]=c(Mg2+)c2(OH-)沉淀溶解平衡常數(shù)Ksp2.相關(guān)規(guī)律⑴Qc與K的關(guān)系：二者表達(dá)式相同，若Qc<K,平衡正向移動(dòng)；若Qc=K,平衡不移動(dòng)，若Q>K，平衡逆向移動(dòng)。(2)平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變，平衡常數(shù)不變。升高溫度，Ka、Kb、Kw、Kh均增大。(3)K、K、K三者的關(guān)系式為K=K；K、K、K三者的關(guān)系式為K=K。ahwhKabhwhKb考點(diǎn)3：結(jié)合圖像判斷溶液中粒子濃度的變化1．一強(qiáng)一弱溶液的稀釋圖像(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸|加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大|加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多(3)pH|加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大|加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多(3)pH與稀釋倍數(shù)的線性關(guān)系①HY為強(qiáng)酸、HX為弱酸②a、b兩點(diǎn)的溶液中：c(X-)=c(Y-)③水的電離程度：d>c>a=b①M(fèi)OH為強(qiáng)堿、ROH為弱堿②c(ROH)>c(MOH)③水的電離程度：a>bc(OH>Tnol.l.-LId'HLdH4/mol-L1—⑴A、C、B三點(diǎn)均為中性，溫度依次升高，Kw依次增大(2)D點(diǎn)為酸性溶液，E點(diǎn)為堿性溶液，Kw=c(OH>Tnol.l.-LId'HLdH4/mol-L1—⑴A、C、B三點(diǎn)均為中性，溫度依次升高，Kw依次增大(2)D點(diǎn)為酸性溶液，E點(diǎn)為堿性溶液，Kw=1x10-14(3)AB直線的左上方均為堿性溶液，任意一點(diǎn)：c(H+)<c(OH-)(1)a、c點(diǎn)在曲線上，a-c的變化為增大c(SO2-),如加入NaSO,固體，但K不變

424sp(2)b點(diǎn)在曲線的上方，Qc>K1將會(huì)有沉淀生成sp(3)d點(diǎn)在曲線的下方，Q<K，則為不飽和溶液，還能繼續(xù)溶解CaSOs：3.直線型(雙曲線轉(zhuǎn)化為直線)(1)常考有關(guān)對(duì)數(shù)舉例①pC：類比pH,即為C離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，規(guī)律是pC越大，C離子濃度越小。②pK：平衡常數(shù)的負(fù)對(duì)數(shù)，規(guī)律是pK越大，平衡常數(shù)越小，對(duì)于一元弱酸(HX)：PKa=pH-lg混,lg1s越大,HX的電離程度越大。③AG=lg號(hào)瞿，氫離子濃度與氫氧根離子濃度比的對(duì)數(shù);c(OH-)規(guī)律是：AG越大，酸性越強(qiáng)，中性時(shí)AG=0。(2)?？加嘘P(guān)圖像舉例①pOH-pH曲線：a.表示一元酸與一元堿中和過程中H+與OH-離子濃度的關(guān)系。Q點(diǎn)代表中性。M點(diǎn)顯酸性，N點(diǎn)顯堿性，兩點(diǎn)水的電離程度相同。②直線型①乂一pR曲線)pM為陽離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，pR為陰離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)a.直線AB上的點(diǎn)：c(M2+)=c(R2-)；b.溶度積：CaSO4>CaCO3>MnCO3；X點(diǎn)對(duì)CaCO3要析出沉淀，對(duì)CaSO4