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专题 07 水溶液中的离子平衡
考点01 弱电解质的电离平衡··············································································1
考点02 水的电离和溶液的酸碱性········································································5
考点03 酸碱中和滴定······················································································10
考点04 盐类水解和粒子浓度大小比较·································································15
考点05 难溶电解质的溶解平衡··········································································20
考点 01 弱电解质的电离平衡
1．弱电解质
(1)概念
(2)与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等
时，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程达到了平衡。
平衡建立过程的v-t图像如图所示。
(2)弱电解质电离平衡的特征
3．影响电离平衡的外界条件
外界条件 电离平衡移动方向 电离程度变化温度 升高温度 向右移动 增大
浓度 稀释溶液 向右移动 增大
加入与弱电解质相同离子
相同离子 向左移动 减小
的强电解质
加入能与弱电解质离子
向右移动 增大 增大
反应的物质
4．弱电解质平衡移动的“三个不一定”
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。因为温度不变，K ＝c(H＋)·c(OH－)是定值，
w
稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
(3)对于浓的弱电解质溶液加HO稀释的过程，弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度不一定减小，可
2
能先增大后减小。
5．一元强酸与一元弱酸的比较
等物质的量浓度的盐酸
等pH的盐酸(a)与醋酸溶液(b)
(a)与醋酸溶液(b)
pH或物质的量浓度 pH：a＜b 物质的量浓度：a＜b
溶液的导电性 a＞b a＝b
水的电离程度 a＜b a＝b
加水稀释等倍数pH的变化量 a＞b a＞b
等体积溶液中和NaOH反应的量 a＝b a＜b
分别加该酸的钠盐固体后pH a：不变；b：变大 a：不变；b：变大
开始与金属反应的速率 a＞b 相同
等体积溶液与过量活泼金属产生
相同 a＜b
H 的量
2
6．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CHCOOH)稀释图像比较
3
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
大
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸加水稀释相同的倍数， 加水稀释到相同的pH，
盐酸的pH大 醋酸加入的水多
7．电离平衡常数
(1)①填写下表(25 ℃)
弱电解质 电离方程式 电离常数
NH ·H O NH ·H O NH＋OH－ K ＝1.8×10－5
3 2 3 2 b
CHCOOH CHCOOH CHCOO－＋H＋ K＝1.8×10－5
3 3 3 a
HClO HClO H＋＋ClO－ K＝3.0×10－8
a
②CH COOH酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数
3
越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。
③电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电
离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。
④外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无
关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。
(2)多元弱酸的分步电离，以碳酸为例，碳酸是二元弱酸，在水溶液中的电离是分步进行。
①电离方程式是HCO H＋＋HCO，HCO H＋＋CO。
2 3
②电离平衡常数表达式： ， 。
③比较大小：K >K 。
a1 a2
1.下列物质属于强电解质的是( )
A．KOH B．HPO C．SO D．CHCHO
3 4 3 3
2．已知某温度下CHCOOH和NH ·H O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CHCOOH溶
3 3 2 3
液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中( )
A．水的电离程度始终增大
B． 先增大再减小
C．c(CHCOOH)与c(CHCOO－)之和始终保持不变
3 3
D．当加入氨水的体积为10 mL时，c(NH)＝c(CHCOO－)
3
3．常温下pH＝2的两种酸溶液A和B，分别加水稀释1 000倍，其pH与所加水的体积变化如图所示。下
列结论正确的是( )A．B酸比A酸的电离度大 B．A为弱酸，B为强酸
C．B酸的物质的量浓度比A的小 D．A酸比B酸易电离
4．(2022•浙江省湖州、衢州、丽水三地市高三教学质量检测)相同温度下，三种酸在一定物质的量浓度下
的电离度如表所示，下列说法正确的是( )
酸 HA HB HD
浓度/mol∙L-1 1 0.1 0.5 0.9 1
电离度/% 0.3 0.3 0.15 0.1 10
A．HD是强酸
B．酸性：HBc(OH−)
B．随温度升高，CHCOONa溶液的c(OH−)减小
3
C．随温度升高，CuSO 溶液的pH变化是K 改变与水解平衡移动共同作用的结果
4 w
D．随温度升高，CHCOONa溶液和CuSO 溶液的pH均降低，是因为CHCOO−、Cu2+水解平衡移动方向
3 4 3
不同
2.某温度下， 和 的电离常数分别为 和 。将 和体积均相同的两种
酸溶液分别稀释，其 随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是A．曲线Ⅰ代表 溶液
B．溶液中水的电离程度：b点＞c点
C．从c点到d点，溶液中 保持不变（其中 、 分别代表相应的酸和酸根离子）
D．相同体积a点的两溶液分别与 恰好中和后，溶液中 相同
3.（2022·河北衡水中学高三调研）25 ℃时，向10 mL 0.1 mol·L－1一元弱碱XOH溶液中逐滴滴加0.1
mol·L－1的HCl溶液，溶液的AG[AG＝lg ]变化如图所示(溶液混合时体积变化忽略不计)。下列说法不正确
的是( )
A．若a＝－8，则a点溶液中水电离出的c(H＋)＝1×10－11 mol·L－1
B．M点表示盐酸和XOH恰好完全反应
C．R点溶液中可能存在c(X＋)＋c(XOH)＝c(Cl－)
D．M点到N点，水的电离程度先增大后减小
4.25℃时，某混合溶液中 ，1gc( CH COOH)、
3
1gc(CHCOO-)、lgc(H+)和1gc(OH-)随pH变化的关系如下图所示。K 为CHCOOH的电离常数，下列说法
3 a 3
正确的是( )
A. O点时，
B. N点时，C. 该体系中，
D. pH由7到14的变化过程中， CHCOO-的水解程度始终增大
3
5.（2022·湖北黄冈高三调研）25 ℃时，将0.1 mol NaOH固体加入1.0 L x mol·L－1 CHCOOH溶液中(忽略
3
溶液体积、温度变化)，充分反应后向混合液中加入CHCOOH或CHCOONa固体，溶液pH的变化如图。
3 3
下列叙述正确的是( )
A．c点对应的溶液中c(Na＋)>c(CHCOO－)
3
B．从b点对应溶液到a点对应溶液的过程中减小
C．a、b、c点对应的溶液中，水的电离程度：a>b>c
D．a、b、c点对应的溶液中，K(CHCOOH)均为×10－7
a 3
考点 03 酸碱中和滴定
1．概念：用已知物质的量浓度的 酸 ( 或碱 )来测定未知物质的量浓度的 碱 ( 或酸 )的方法。
2．原理：c ＝(以一元酸与一元碱的滴定为例)。
待
在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。
当滴定接近终点(pH＝7)时，很少量(一滴，约0.04 mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH突变(如图所示)。
3．酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。
(2)选取适当指示剂，准确判断滴定终点。
4．实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管，图B是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。(2)试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
指示剂 变色范围的pH
甲基橙 <3．1红色 3．1～4．4橙色 >4．4黄色
酚酞 <8．2无色 8．2～10．0浅红色 >10．0红色
5．中和滴定实验操作(以酚酞作指示剂，用盐酸滴定氢氧化钠溶液)。
(1)滴定前的准备。
(2)滴定。
(3)终点判断：等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且在半分钟内不能恢复原来的颜色，视为滴定终点，
并记录标准液的体积。
(4)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。
c(NaOH)＝
6．氧化还原滴定的原理及指示剂的选择：
(1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身
并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
(2)试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO 、KCr O 等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素
4 2 2 7
C等。(3)指示剂：氧化还原滴定的指示剂有三类：
①氧化还原指示剂；
②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝；
③自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
7．沉淀滴定：
(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很
少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－浓度。
(2)原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定
剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO 溶液测定溶液中Cl－的含量时
3
常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比AgCrO 更难溶。
4
1.以酚酞为指示剂，用0.1000 mol·L−1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸HA溶液。溶液中，
2
pH、分布系数 随滴加NaOH溶液体积V 的变化关系如图所示。[比如A2−的分布系数：
NaOH
]
下列叙述正确的是( )
A. 曲线①代表 ，曲线②代表
B. HA溶液的浓度为0.2000 mol·L−1
2
C. HA−的电离常数K=1.0×10−2
a
D. 滴定终点时，溶液中
2.用0.100 mol·L-1 AgNO 滴定50.0 mL 0.0500 mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是
3
( )A. 根据曲线数据计算可知K (AgCl)的数量级为10-10
sp
B. 曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=K (AgCl)
sp
C. 相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L-1 Cl-，反应终点c移到a
D. 相同实验条件下，若改为0.0500 mol·L-1 Br-，反应终点c向b方向移动
3.中华人民共和国国家标准(GB 27602011)规定葡萄酒中SO 最大使用量为0.25 g·L－1。某兴趣小组用图1装
2
置(夹持装置略)收集某葡萄酒中SO ，并对其含量进行测定。
2
图1 图2
(1)仪器A的名称是____________，水通入A的进口为______。
(2)B中加入300.00 mL葡萄酒和适量盐酸，加热使SO 全部逸出并与C中HO 完全反应，其化学方程式为
2 2 2
__________________________________。
(3)除去C中过量的HO ，然后用0.090 0 mol·L－1NaOH标准溶液进行滴定，滴定前排气泡时，应选择图2
2 2
中的________；若滴定终点时溶液的pH＝8．8，则选择的指示剂为________；若用50 mL滴定管进行实
验，当滴定管中的液面在刻度“10”处，则管内液体的体积(填序号)________(①＝10 mL，②＝40 mL，③
＜10 mL，④＞40 mL)。
(4)滴定至终点时，消耗NaOH溶液25．00 mL，该葡萄酒中SO 含量为________g·L－1。
2
(5) 该 测 定 结 果 比 实 际 值 偏 高 ， 分 析 原 因 并 利 用 现 有 装 置 提 出 改 进 措 施 ：
________________________________________________________________________。
考点 04 盐类水解和粒子浓度大小比较
1．盐类水解的应用应用 举例
判断溶液的酸碱性 FeCl 显酸性，原因是Fe3+＋3HO Fe(OH) ＋3H+
3 2 3
配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO 溶液时，加入少量HSO ，防止Cu2+水解
4 2 4
加热蒸干AlCl [加热Al(NO ) 、FeCl 、AlBr 溶液与之类似]溶液，因
3 3 3 3 3
为水解产物之一为挥发性物质盐酸，不断挥发出氯化氢气体，导致
判断盐溶液蒸干产物
水解平衡不断向右移动，最后彻底水解，蒸干后得到AI(OH) ，进一
3
步灼烧得到Al O。
2 3
胶体的制取 制取Fe(OH) 胶体的离子反应：Fe3+＋3HO====Fe(OH) (胶体)＋3H+
3 2 3
物质的提纯 除去MgCl 溶液中的Fe3+，可加入MgO、镁粉或Mg(OH) 或MgCO
2 2 3
离子共存的判断 Al3+与AlO、CO、HCO、S2-、HS-等因相互促进水解而不共存
成分为NaHCO 与Al (SO ) ，发生反应为Al3+＋3HCO===Al(OH) ↓
3 2 4 3 3
泡沫灭火器原理
＋3CO↑
2
作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3+＋3HO Al(OH) (胶体)＋3H+
2 3
铵态氮肥与草木灰不得混用，原因是 2NH＋CO＝2NH ↑＋CO↑＋
3 2
化肥的使用
HO
2
2．盐类水解程度大小比较的三个规律
(1)盐水解生成的弱酸(弱碱)越弱水解程度越大。常以此判断弱酸(弱碱)的相对强弱。
(2)相同条件下：正盐>相应酸式盐，如CO>HCO。
(3)相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。
如(NH )CO>(NH)SO >(NH)Fe(SO )
4 2 3 4 2 4 4 2 4 2
3．离子浓度大小比较
(1)微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系
A．两个理论依据
①弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。
例如，HCO 溶液中：c(H CO)>c(HCO)≫c(CO)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。
2 3 2 3
②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。
例如，NaCO 溶液中：c(CO)>c(HCO)≫c(H CO)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。
2 3 2 3
B．三个守恒关系
①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电
荷总浓度。
例如，NaHCO 溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。
3
②物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
例如，0.1 mol·L－1 NaHCO 溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H CO)＝0.1 mol·L-1。
3 2 3
③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的c(OH－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中
H＋守恒。例如，纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H CO)。
2 3
(2)四种情况分析
①多元弱酸溶液根据多步电离分析，如：在HPO 溶液中，c(H＋)>c(H PO)>c(HPO)>c(PO)。
3 3 2
②多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸根的分步水解分析，如：NaCO 溶液中：c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)。
2 3
③不同溶液中同一离子浓度的比较
要看溶液中其他离子对其产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH NO 溶液，
4 3
②CHCOONH 溶液，③NH HSO 溶液，c(NH)由大到小的顺序是③>①>②。
3 4 4 4
④混合溶液中各离子浓度的比较
要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。例如，在 0.1 mol·L-1的NH Cl和0.1 mol·L-1的氨水混合溶液
4
中，各离子浓度的大小顺序为c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。在该溶液中，NH ·H O的电离与NH的水解互
3 2
相抑制，但NH ·H O的电离程度大于NH的水解程度，溶液呈碱性，c(OH－)>c(H＋)，同时c(NH)>c(Cl－)。
3 2
1．电解质溶液中的守恒关系
(1)电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如NaHCO 溶液中：n(Na＋)＋n(H＋)＝n(HCO)＋2n(CO)＋n(OH－)
3
(2)物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子
中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
如NaHCO 溶液中n(Na＋)∶n(C)＝1∶1，推出：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H CO)
3 2 3
(3)质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H＋)的物质的量应相等。
例如在NH HCO 溶液中HO＋、HCO 为得到质子后的产物；NH ·H O、OH－、CO为失去质子后的产物，
4 3 3 2 3 3 2
故有以下关系：c(H O＋)＋c(H CO)===c(NH ·H O)＋c(OH－)＋c(CO)。
3 2 3 3 2
2．微粒浓度大小的比较
(1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在HPO 的溶液中，c(H＋)>c(H PO)>c(HPO)>c(PO)。
3 4 2
(2)多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如 NaCO 的溶液中：c(Na＋)>c(CO)>c(OH
2 3
－)>c(HCO)。
(3)不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如在相同的物质的量浓度的下
列各溶液中A．NH Cl b．CHCOONH c．NH HSO 。c(NH)由大到小的顺序是c>a>b。
4 3 4 4 4
(4)混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电解因素、水解因素等。如相同浓度的NH Cl溶液
4
和氨水等体积混合后，由于氨水的电离程度大于 NH 的水解程度，所以溶液中离子浓度顺序为：
c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
(5)巧抓“四点”，突破图象中的“粒子”浓度关系
a．抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。
b．抓“恰好”反应点，生成什么溶质，溶液的酸碱性，是什么因素造成的。
c．抓溶液“中性”点，生成什么溶质，哪种反应物过量或不足。
d．抓反应“过量”点，溶质是什么，判断谁多、谁少还是等量。
1.常温下，用 氨水滴定 浓度均为 的 和 的混合液，下列说法
不正确的是( )A. 在氨水滴定前， 和 的混合液中
B. 当滴入氨水 时，
C. 当滴入氨水 时，
D. 当溶液呈中性时，氨水滴入量大于 ，
2.常温下，下列有关电解质溶液的说法错误的是( )
A. 相同浓度的 HCOONa和NaF两溶液，前者的pH较大，则
B. 相同浓度的CHCOOH和CHCOONa两溶液等体积混合后pH约为4.7，则溶液中
3 3
C. FeS溶于稀硫酸，而CuS不溶于稀硫酸，则
D. 在 溶液中，
3.室温下，将两种浓度均为 的溶液等体积混合，若溶液混合引起的体积变化可忽略，下列各混
合溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是( )
A. 混合溶液(pH=10.30)：
B. 氨水-NH Cl混合溶液(pH=9.25)：
4
C. 混合溶液(pH=4.76):
D. 混合溶液(pH=1.68，HC O 为二元弱酸):
2 2 4
4.室温下，反应 +H O HCO+OH−的平衡常数K=2.2×10−8。将NH HCO 溶液和氨水按一定比
2 2 3 4 3
例混合，可用于浸取废渣中的ZnO。若溶液混合引起的体积变化可忽略，室温时下列指定溶液中微粒物质
的量浓度关系正确的是( )
A．0.2 mol·L−1氨水：c (NH ·H O)>c( )> c (OH−)> c (H+)
3 2
B．0.2 mol·L−1NH HCO 溶液(pH>7)：c ( )> c ( )> c (H CO)> c (NH ·H O)
4 3 2 3 3 2
C．0.2 mol·L−1氨水和0.2 mol·L−1NH HCO 溶液等体积混合：c( )+c(NH ·H O)=c(H CO)+c ( )
4 3 3 2 2 3
+c( )
D．0.6 mol·L−1氨水和0.2 mol·L−1 NH HCO 溶液等体积混合：c (NH ·H O)+ c( )+ c(OH−)=
4 3 3 2
0.3 mol·L−1+ c (H CO)+ c (H+)
2 3
5.常温下，用0.1 mol·L−1氨水滴定10 mL浓度均为0.1 mol·L−1的HCl和CHCOOH的混合液，下列说法不
3正确的是( )
A．在氨水滴定前，HCl和CHCOOH的混合液中c(Cl−)＞c(CHCOO−)
3 3
B．当滴入氨水10 mL时，c(NH)＋c(NH ·H O)＝c(CHCOO−)＋c(CHCOOH)
3 2 3 3
C．当滴入氨水20 mL时，c(CHCOOH)＋c(H+)＝c(NH ·H O)＋c(OH−)
3 3 2
D．当溶液呈中性时，氨水滴入量大于20 mL，c(NH)＜c(Cl−)
考点 05 难溶电解质的溶解平衡
1．溶度积和离子积
以A B (s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例
m n
溶度积 离子积
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 K Q
sp c
K (A B )＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中 Q(A B )＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中
sp m n c m n
表达式
的浓度都是平衡浓度 的浓度是任意浓度
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
①Q＞K ：溶液过饱和，有沉淀析出
c sp
应用
②Q＝K ：溶液饱和，处于平衡状态
c sp
③Q＜K ：溶液未饱和，无沉淀析出
c sp
2．K 的影响因素
sp
(1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要因素。
(2)外因
①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但K 不变。
sp
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，K 增大。
sp
③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K 不变。
sp
3．沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的生成
①调节pH法
如除去NH Cl溶液中的FeCl 杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为Fe3＋＋
4 3
3NH ·H O===Fe(OH) ↓＋3NH。
3 2 3
②沉淀剂法
如用HS沉淀Cu2＋，离子方程式为HS＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。
2 2
(2)沉淀的溶解
①酸溶解法
如CaCO 溶于盐酸，离子方程式为CaCO ＋2H＋===Ca2＋＋HO＋CO↑。
3 3 2 2
②盐溶液溶解法
如Mg(OH) 溶于NH Cl溶液，离子方程式为Mg(OH) ＋2NH===Mg2＋＋2NH ·H O。
2 4 2 3 2③氧化还原溶解法
如不溶于盐酸的硫化物Ag S溶于稀HNO。
2 3
④配位溶解法
如AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH ·H O===[Ag(NH)]＋＋Cl－＋2HO。
3 2 3 2 2
(3)沉淀的转化
①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)。
②应用：锅炉除垢、矿物转化等。
4．溶度积曲线
溶度积曲线是分别以阳、阴离子的浓度为坐标作出的曲线，不同温度下曲线形状不尽相同。如图是 BaSO
4
溶液中的离子浓度曲线。
(1)曲线上的任意一点(如a、c点)，都代表指定温度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求K 。
sp
(2)可通过比较，观察得出溶液是否达到饱和状态，是否有沉淀析出。处于曲线上方的点(如b点)表明溶液
处于过饱和状态，一定会有沉淀析出，处于曲线下方的点(如d点)，则表明溶液处于未饱和状态，不会有
沉淀析出。
5．溶度积曲线的解题方法
(1)第一步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
(2)第二步：理解图像中线上的点、线外点的含义。
①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 Q＝K 。
sp
在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外的点。
②曲线上方区域的点均为饱和溶液与沉淀共存的体系，此时Q>K 。
sp
③曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q
