电离平衡与沉淀溶解平衡
二、有关操作 1. 试管
滴加试剂 滴管要垂直，以保 证滴加体积的准确。
试管振荡 拇指和食指拿试管中上部, 试 管略微倾斜, 手腕用力左右振 荡或用中指轻轻敲打试管。
加热试管中的液体
1. 试管中所盛液体量不超 过试管高度的 1 / 3 。 2. 用试管夹夹住试管中上 部（离管口 1 / 4 处）。 3. 试管稍微倾斜，先加热 液体的中上部，再慢慢往 下移动加热下部，并不时 地移动或振荡。不要集中 加热某一部分（液体易冲 出）。
简明步骤
1. pH 试纸试验 0.1 mol· L-1 HCl HAc NH3· H2 O NaOH 2. 同离子效应 （1）1 mL 0.1 mol· L-1 HCl + 甲基橙 + 甲基橙 + NaAc （2）„„„„„„„„„„ „„„„„„„„„„ „„„„„„„„„„ „„„„„„„„„„ „„ 色 „„ 色 „„ 色 „„ 色 „„„„„„„„„„ „„„„„„„„„„ „„„„„„„„„„ „„„„„„„„„„
实验现象 解释或(和)反应式
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3. 缓冲溶液 弱酸及其共轭碱（如 HAc - NaAc）, 弱碱及其共 轭酸（如 NH3· H2O - NH4Cl）具有抵抗外加酸碱 而保持 pH 基本不变的作用，即缓冲作用。此溶 液称为缓冲溶液。 配制缓冲溶液和计算缓冲溶液的 pH 时，根据下 式计算 cr (共轭酸) pH p K a lg cr (共轭碱) 由此算得本实验中加 0.1 mol · L-1 HAc 8.5 mL、 0.1 mol · L-1 NaAc 1.5 mL 可配得 pH = 4.0 的缓冲 溶液 10 mL。 非缓冲溶液（如稀 HCl）无缓冲作用。
（2） Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2 ↓(白色) 加 HCl 与 OH- 生成水，使以上平衡左移，沉淀 溶解。 加 NH4Cl 后
NH
+ H O = NH + H O+ 2 3 3 4 H3O+ + OH- = 2H2O
使生成 Mg(OH)2↓的平衡左移，致使 Mg(OH)2 溶解。
4. 盐类的水解 （1）强酸强碱盐（如 NaCl）、弱酸弱碱盐 （如 NH4Ac）的溶液呈中性； 强酸弱碱盐(如 NH4Cl)水解呈酸性，强碱弱 酸盐(如 NaAc, Na2CO3等)水解呈碱性。 （2）Sb3+ 水解式：
SbCl3 + H2O = SbOCl↓+ 2HCl
一氯一氧化锑
加 HCl 使以上平衡左移，沉淀消失； 加水稀释使以上平衡右移, 沉淀重新生成。
6. 分步沉淀Biblioteka 沉淀转化2 （1）Cl- 和 CrO 4 都能和Ag 生成沉淀。但 AgCl 沉淀所 需的 Ag+ 浓度小, Ag2CrO4↓(砖红色)所需的 Ag+ 浓度大, 所以先生成白色 AgCl , 后生成砖红色的Ag2CrO4 。 显然, 最后得到的沉淀中仍有 AgCl 沉淀。这可以通 过向沉淀混合物中加 HNO3 后 Ag2CrO4 溶解而氯化银不 溶（留下白的沉淀）得以证实。
3. 转速一般不超过 2000 r / min，3 ~ 4 min。
4. 关机后，应待离心机转动自行停止，然后取出试管。
三、 实验步骤
按 p90~92 “四、实验步骤”进行。
部分同学从第一个实验开始做，另一部分 同学可从别的实验开始做，这样可避开同 时使用同一试剂，减少延误时间。
实验报告（示例）
（2）Pb2+ + 2Cl- = PbCl2↓(白色) + S2|| PbS↓（黑色）
（3）2Cl- + 2Ag+ = 2AgCl↓（白色） +
CrO
2 4
AgCl 沉淀不能转化 为 Ag2CrO4 沉淀。
Ag 2CrO 4 （砖红色）
≠
2 4
CrO 2 Ag Ag 2CrO 4 （砖红色） + Ag2CrO4 沉淀能转 2Cl 化为 AgCl 沉淀。 || 2AgCl↓（白色）
Fe3+ 的水解式：
[Fe(H2O)6]3+ + H2O = [Fe(OH)(H2O)5]2+ + H3O+
黄色
加酸使以上平衡左移，故黄色变浅。 加热促进水解，使以上平衡右移，故颜色加深。 5. 沉淀的生成和溶解 （1）Cl- + Ag+ = AgCl↓(白色) 滴加 NH3· H2O 时， AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl致使沉淀溶解。
离心试管(底部呈锥形的试管)
用于沉淀的离心沉降，观察少量沉淀的生成 和沉淀颜色的变化，还可进行溶剂萃取。 离心管不能直接在火上加热，应放在水浴上 加热。
2. 离心机 使用方法
1. 若有多个离心管中的溶液 需离心分离，应放在对称的 套管中且重量应相近。若只 有一支离心管中的溶液需离 心分离则应取一支装入等量 常用的电动离心机 水的离心管放入其对称位置。 目的是保持离心机的平衡，避免转动时发生震动，损坏 离心机。 然后盖上盖子。 2. 启动离心机时应由慢速开始, 待运转平稳后再加快。
化学平衡 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡习题
化学平衡电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡习题(较难）一．本题共18小题，每小题有一个正确答案，共54分。
1．决定化学反应速率的根本因素是A．温度和压强 B．反应物的浓度 C．反应物的性质 D．催化剂2．C+CO22CO △H 1＞0，反应速率v1 ,N2+3H22NH3△H 2＜0，反应速率v2 。
若升高温度，v1和v2的变化是A．同时增大 B．同时减少 C．v1增大,v2减少 D．v1减少,v2增大3．某温度下在密闭容器中发生如下反应：2SO 2(g)+O2（g）2SO3(g），若开始时只充入2 molSO3，达到平衡时，混合气体的压强比起始时增大了10％;若开始时只充入了2 mol SO2和1 molO2的混合气体,达到平衡时SO2的转化率为:A．10％ B．60％ C．80％ D．90%4．氢气既是最理想的能源又是重要的化工原料，用甲烷制氢气是一种廉价的制氢方法.有关的热化学方程式如下：①CH 4（g)＋1/2O2（g）CO（g）＋2H2(g）ΔH〈0②CH 4（g)＋H2O（g）CO（g)＋3H2(g）ΔH>0下列说法不正确的是()A．当反应①中v（CH4)正＝v(CO)逆时，表明该反应达平衡状态B．其他条件不变时，增大体系压强，反应①、②中甲烷的转化率均减小C．使用高效催化剂可以加快反应速率，同时提高CH4的转化率D．同一容器内同时发生反应①与②时,容器内温度可能保持不变5．在一密闭容器中发生反应：2X（g)＋Y（g)aZ（g）ΔH＝Q kJ·mol－1,开始按体积比2∶1将X、Y充入反应器中，一定条件下发生反应。
图甲和图乙是根据反应绘制的图象，下列有关说法正确的是（）甲乙6题图A．图甲，p1〉p2,a<3 B．图甲，T1〈T2,Q〉0C．图乙，t1时表示恒温、恒压条件下，向平衡体系中充入一定量的Z气体D．图乙，如果a＝3，t2时表示向体系中加入了催化剂或增大压强6．在密闭容器中充入一定量的NO 2，发生反应2NO2（g）N2O4（g) △H＝－57kJ/mol,在温度为T1、T2时,平衡体系中NO2的体积分数随压强变化的曲线如下图所示。
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。
1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。
2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。
3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。
解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。
当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。
4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。
需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。
如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。
另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。
如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。
电离平衡和沉淀溶解平衡
新乡医学院无机化学实验课教案首页授课教师姓名及职称：新乡医学院化学教研室年月日实验 电离平衡和沉淀溶解平衡一、实验目的1．了解同离子效应对电离平衡的影响；2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲原理及应用；3．了解盐的水解及其影响因素；4．理解沉淀的生成及溶解的条件；二、实验原理1. 同离子效应：HAcH +＋Ac -同离子效应能使弱电解质的电离度降低，从而改变弱电解质溶液的pH 值。
PH 值的变化可借助指示剂变色来确定。
2. 缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸、强碱或水的稀释而保持溶液pH 基本不变。
3. 盐的水解：Ac -＋H 2OHAc ＋OH - NH 4+＋H 2O NH 3·H 2O ＋H + 盐类水解程度的大小，主要由盐类的本性决定。
此外还受温度、盐的浓度和酸度等因素的影响。
根据同离子效应，向溶液中加入H +或OH -离子就可以防止它们的水解。
另外，由于水解反应是吸热反应，加热可促使盐类水解。
4. 沉淀－溶解平衡：AB(s) A +(aq)＋B -(aq)利用沉淀的生成可以将有关离子从溶液中除去，但不可能完全除去。
][][][HAc Ac H K a -+⋅=lg •=,Ac HAc HAc a c c pK pH 盐酸c c pK HAc a lg •=,在沉淀平衡中，同样存在同离子效应，若增加A +或B -的浓度，平衡向生成沉淀的方向移动，有沉淀析出。
根据溶度积规则可判断沉淀的生成或溶解，当Q i ＝sp B A K c c >•+ 时，则有沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c =•+时，溶液达到饱和，但仍无沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c <•+时，溶液未饱和，没有沉淀析出。
如果在溶液中有两种或两种以上的离子都可以与同一种沉淀剂反应生成难溶盐，沉淀的先后次序是根据所需沉淀剂离子浓度的大小而定。
所需沉淀剂离子浓度小的先沉淀出来，所需沉淀剂离子浓度大的后沉淀出来，这种先后沉淀的现象，称为分步沉淀。
第五‘六章 电离,沉淀溶解平衡习题及答案
第7章电离平衡和沉淀平衡习题参考答案7.1根据酸碱质子理论，写出下列分子或离子的共轭酸的化学式：SO-24；S2-；HPO-24；HSO-4；NH3答：SO-24S2-HPO-24HSO-4NH3共轭酸HSO-4HS- H2PO-4H2SO4 NH+47.2 写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：NH+4；H2S；H2SO4；H2PO-4；HSO-4NH+4H2S H2SO4H2PO-4HSO-4答：共轭碱NH3HS- HSO-4HPO-24SO-247.3 根据质子理论，下列分子或离子哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？HS-；CO-23；H2PO-4；NH3；H2S；HAc;OH-；H2O；NO-2。
答：酸：H2S HAc碱：CO-23NH3OH-NO-2（水溶液中）既是酸又是碱:HS-、H2PO-4、H2O在液氨中：2NH3（l）NH-2+NH+4NH3既是酸，又是碱。
7.4 将下列酸按酸强度从大到小的顺序排列：H3O+；HClO4；HNO3；H2O；[Al(H2O)6]3+答：酸强度顺序：HClO4＞HNO3＞H3O+＞[Al（H2O）6]3+＞H2O7.5 将下列碱按碱的强度从大到小的顺序排列：S2-（K b约为为10-15）、OH-、NH3、PO-34、CO-23、Ac-、答：碱强度顺序：S2-＞OH-＞PO-34＞CO-23＞NH3＞AC-7.6 下列物质中那些能作为HCl、H2SO4、HClO4的区分溶剂？NH3、H2O、NaOH、甲醇、乙酸答：甲醇与乙酸可作为HCl、H2SO4及HClO4的区分溶剂。
7.7 计算下列溶液的[H+]和[OH-]：（1）25.00g NaOH溶解于400 mL水中；（2）50.0 mL 0.500 mol·L-1 HCl稀释至175mL;（3）30ml 2.5mol·L-1 KOH稀释至120 mL;（4）4.5×10-4mol·L-1 Ba(OH)2解：（1）[OH-]= 25.00÷40.00÷0.400 = 1.56mol·l-1[H+] = 1.00×10-14÷1.56 = 0.647×10-14 = 6.47×10-15(mol·l-1) （2）0.500×50.0 = 175x，x=[H+]= 0.143(mol·l-1)[OH-]= 1.00×10-14÷0.143 = 6.99×10-14(mol·l-1) （3）2.5×30= 120x，[OH-]= 0.625(mol·l-1)[H+] = 1.0×10-14÷[OH-] = 1.6×10-14(mol·l-1)（4）[OH-]= 4.5×10-4×2 = 9.0×10-4 mol·l-1[OH-]=1.0×10-14/9.0×10-4 = 1.1×10-11 mol·l-17.8 写出下列离子水解反应的离子方程式：CO-23；HPO-24；F-；[Fe(H2O)6]3+解：CO-23+H2O HCO-3+ OH-HPO-24+ H2O H2PO-4+ OH-F-+ H2O HF+ OH-[Fe(H2O)6]3++H2O [Fe(H2O)5(OH)]2++H3O+HCO-3、HPO-24及[Fe(H2O)5(OH)]2+还可再水解（略）7.9 按其水溶液是酸性、中性还是碱性，将下列盐分类。
酸碱理论电离平衡沉淀溶解平衡-四川大学化学学院
《无机化学》（化学和应化专业）教学大纲一、课程基本信息：课程名称：《无机化学》，《 Inorganic Chemistry 》课程代码： 20326620, 20326740课程类别：必修课学时： 96学分： 6二、教学目的及要求：《无机化学》作为化学学院本科学生一年级基础课，首先要学习化学反应热力学基础，化学反应速度，化学平衡，原子、分子结构，配位化学基础，周期表中重要元素及无机化合物的结构，组成，重要性质及其变化规律。
以便为以后的高年级课程学习打下良好的基础。
三、教学内容：第一章物质的状态（ 2 学时）1 ．理解理想气体状态方程式的物理意义及其应用。
2 ．理解道尔顿气体分压定律及其应用。
3 ．气体扩散定律的概念。
4 ．了解气体分子运动论的基本内容。
（论点及对理想气体状态方程式的解释，理想气体运动方程式，速率及能量分布。
）5 ．实际气体状态方程式。
6 ．液体蒸发及沸腾的物理模型。
7 ．结晶化学的基础概念。
（晶与非晶，晶系，晶格，晶胞）第二章化学热力学（ 12 学时）第一节热力学第一定律一、基本概念：二、热力学第一定律第二节热化学一、化学反应的热效应二、盖斯定律三、生成热四、燃烧热第三节化学反应的方向一、反应方向的概念二、反应焓变对反应方向的影响第四节热力学第二定律一、自发变化的共同特征——不可逆性二、热力学第二定律三、卡若定律第五节熵的概念——熵与熵增原理一、熵的统计意义——熵和混乱度二、可逆循环过程与可逆过程的热温熵——熵函数三、可逆过程的热温熵四、不可逆循环过程与不可逆过程中的热温商五、绝热过程中的熵变第六节热力学第三定律和标准熵一、热力学第三定律——熵变的计算二、物质的标准熵三、化学反应的标准熵变第七节状态函数——吉布斯自由能一、吉布斯自由能二、标准生成吉布斯自由能第三章化学反应速率（ 4 学时）1 ．化学反应速率，定义及表示法。
（平均速率，即时速率）2 ．化学反应理论（碰撞理论，过渡态理论）：活化能，活化分子， v=pfZ ，质量作用定律，基元及非基元反应，反应级数和反应分子数，速率常数及阿氏公式， Ea 及 k 的测定方法。
高中化学---难溶物质溶解、电离平衡的常见疑难问题、解答
1.沉淀溶解平衡与电离平衡有什么区别？难溶电解质物质的溶解过程与电离过程例如Baso4,是不是先溶解后完全电离呢？难溶电解质物质的溶解过程与电离是什么关系我由于硫酸钡是强电解质，即溶液中不存在硫酸钡分子，所以，硫酸钡的溶解和电离同步，溶解即电离，一般只写其溶解平衡，而不应该写电离平衡。
其他难溶的强电解质与此相同，常见于难溶盐。
固体化合物AmBn难溶于水，但仍有部分An+和Bm-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的An+和Bm-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，离子An+和Bm-的沉淀与固体AmBn的溶解在水中达到平衡状态，固体的量就不再减小，得到AmBn的饱和溶液。
这种平衡状态叫做沉淀溶解平衡。
具有极性共价键的弱电解质(例如部分弱酸、弱碱)（水也是弱电解质）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。
一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。
那Ca(OH)2为什么是中强碱？不完全电离吗？回答强碱和碱性强弱不是一个概念，强碱说的是这种物质是碱性强的物质。
而碱性强弱，一般是指溶液的酸碱性。
Ca（OH）2本身是强碱，但是它的溶液显示的碱性却不强，也就是说PH值不大，因为它在水中的溶解度不大，微溶于水但溶于水的部分完全电离，Ca(OH)2是强电解质，电解质强弱与其电离程度有关，与其溶解度无关。
2.弱电解质是不是难电离的物质？那又是不是难溶物？不是的强电解质指的是在水溶液中完全电离的物质它和溶解度大小没有关系只有溶解的那一部分完全电离那就是强电解质了所以BASO4虽然是难溶物但它在水中不可能完全一丁点都不溶解而溶解的那一丁点BASO4是完全电离为BA2+和SO42-的所以它是难溶物却也是强电解质类似的情况还有很多的比如CACO3 BACO3 等等大部分的难溶盐其实都是强电解质同理弱电解质就是在水中不完全电离的物质它和溶解度一样没有关系所以弱电解质是难电离的物质不一定是难溶物强电解质是难完全电离的物质也不一定是难溶物够清楚了吗？你说的那些观点他们的理解是难电离就是完全不能电离这是一种理解的方法但不一定的到底弱电解质和难电离是不是相同要看怎么定义这个难电离了总之只要记住弱电解质是不能完全电离的物质注意不能完全那就够了和难电离的物质略有差别把。
学案十一电离平衡、水解平衡和沉淀的溶解平衡
数Ksp=c(Ba2+)·c(SO
2)，称为溶度积常数。
4
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 解析 Ksp在温度一定的条件下是一定值，与Ba2+和 SO 24的浓度大小有一定关系，但两者浓度的乘积是 一定值。b点本身已过饱和，d点没有达到沉淀溶解 平衡。
4
（2）刚出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中Cl-浓度是多 少？（设混合溶液在反应中体积不变）
解析 由Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)得c(Ag+)
=
K AgCl sp cCl
1.8 1010 0.01
=1.8×10-8
mol/L。
由Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)·c(CrO
2 4
),得c(Ag+)=
Ksp Ag2CrO4
c
CrO
2
4
1.91012 mol/L =4.36×10-5mol/L， 0.001
生成AgCl沉淀需c(Ag+)=1.8×10-8 mol/L＜生成Ag2CrO4
沉淀时所需c(Ag+)，故Cl-先沉淀。刚开始生成Ag2CrO4
沉淀时，c(Cl-)=
D.加水
解析 本题主要考查考生对电离平衡移动的理解，侧
重考查考生分析问题的能力。
变式训练1 将0.1 mol/L醋酸溶液加水稀释，下列说
法正确的是 A.溶液中c(H+)和c(OH-)都减小
（D ）
B.溶液中c(H+)增大
C.醋酸电离平衡向左移动
酸碱平衡和沉淀溶解平衡
通常把Ka>1的酸称为强酸; Ka在 1~10-3的酸称为中强酸; Ka在10-4~10-7的酸称为弱酸; Ka<10-7的酸称为极弱酸， 弱碱亦可按Kb大小进行分类。
共轭酸碱对的解离常数之间的关系：
HB B-+H+
Ka=[B-][H+]/[HB]
其共轭碱的电离为：
B-+H2O HB+OH-
部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac- 酸1 碱2 酸2 碱1
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱 酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在 水中的电离过程)。
H2O + NH3 NH4+ +OH- 酸1 碱2 酸2 碱1
二、溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大， 浓的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情况下， 用pH(负对数法)表示溶液的酸度更为方便， pH的定义是： 溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。
pH=-lg[H+]
弱酸弱碱的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离 1、电离常数
HAc+H2O H3O++Ac- or HAc H++Ac 在一定温度下，其平衡关系为：
Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。
H2O+NH3 NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利 用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质 电离的趋势。K值越大，电离常数越大。
水溶液中的离子反应与平衡
向左
加 NaOH(s)
向右
加入镁粉
向右
升高温度
向右
加 CH3COONa(s)
向左
CH3COO－＋H＋ ΔH>0
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小
减小 增大 增大 减小 减小 增大 减小
减弱 增强 增强 增强 增强 增强 增强
Ka
不变 不变 不变 不变 不变 增大 不变
解析：选 BC。醋酸溶液加水稀释，促进电离，溶液中 c(H＋)减小，但 c(OH－)增大，A
错误；醋酸的电离平衡常数
Ka
＝
c（CH3COO－）·c（H＋） c（CH3COOH）
，
温
度
不
变
，
Ka
不变，
c（CcH（3CCOHO3C－O）O·cH（）H＋）不变，B 正确；醋酸溶液加水稀释，醋酸的电离程度增大，因
向右 向右
增大 增大
增大 减小
增大 减小
加 NaHCO3
向右
减小
增大
增大
现象
颜色变深 颜色变浅 颜色变浅 颜色变深 生成红褐色沉 淀，放出气体
4.外界条件对 AgCl 溶解平衡的影响 AgCl(s)
Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH>0
体系变化 条件
平衡移动方向
c(Ag＋)
c(Cl－)
升高温度
向右
常温下，任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的 pH 都不可能大于 7 或小于 7，只能无限
接近 7。
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液 pH
强酸 酸
弱酸
pH＝a
实验二电离平衡与沉淀反应
2. 5mL缓冲溶液+1滴1 mol·L-1HCl，测其pH 值。
5mL缓冲溶液+1滴 1mol·L-1NaOH，测其 pH值。 3. 测蒸馏水的pH值;
5mL蒸馏水 +1滴 1mol·L-1HCl，测其pH 值；
5mL蒸馏水 +1滴 1mol·L-1NaOH，测其pH 值
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沉淀 生成
AgNO3+NaCl→AgCl CaCl2+(NH4)2C2O4→ CaC2O4 CuSO4+Na2S→CuS
(1)用生成弱电解质的
方法溶解CaC2O4沉淀
(2)生成配离子的方法 沉淀
溶解 AgCl沉淀
溶解
(3)用氧化还原的方法 溶解CuS
CaC2O4+2HCl=CaCl2+ H2C2O4 AgCl+2NH3·H2O= [Ag(NH3)2]Cl+2H2O
1. 8.5mL 1mol·L-1HAc +1.5mL 1mol·L-1 NaAc 组成缓冲溶液，用pH 试纸测其pH值。
pH=4
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4.0=4.74+lgVNaAc/VHAc VNaAc+V HAc=10mL 由上述两式得：
VHAc=8.5mL VNaAc=1.5mL
2. 5mL缓冲溶液+1滴
碱性 碱性 酸性
CO32-+H2O
HCO3-+OHNaCl=Na++ClAl3++3H2O Al(OH)3+3H+
PO43- +H2O HPO42- +OH– HPO42- +H2O H2PO4- +OH– H2PO4HPO42- +H+