高三化学二轮复习 第1部分 专题2 化学基本理论 突破点9 水溶液中的离子平衡课件
高考化学二轮复习 第一部分 专题篇 二 化学基本理论
考点一
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
试题
解析
1 精华聚集 A 项，稀释前，两种溶液的导电能力相同，所以溶液中离子浓度 相同，醋酸是弱电解质，所以醋酸的浓度大于盐酸的浓度，错误。
2 题组训练 B 项，导电能力越强，氢离子浓度越大，而溶液的 pH 越小，错误。 C 项，温度不变，水的离子积常数不变，错误。
弱酸、强碱 ―酸――过―量→pH<7
考点一
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
②已知酸、碱溶液的 pH 之和为 14，若混合后溶液的 pH 为 7，溶 1 精华聚集 液呈中性，则
2 题组训练
强酸、强碱 ―→V 酸∶V 碱＝1∶1 强酸、弱碱 ―→V 酸∶V 碱>1∶1
弱酸、强碱 ―→V 酸∶V 碱<1∶1
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
考点一
试题
3．(1)相同体积、相同浓度的 HCl(a)和 CH3COOH(b)，按要求画 出图像。
1 精华聚集 分别与足量的锌粉发生反应：
①产生 H2 的体积 V(H2)随时间(t)的变化图像； 2 题组训练 ②产生 H2 的速率 v(H2)随时间(t)的变化图像；
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
第9讲 水溶液中的离子平衡
最新考纲
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
1．了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的 概念。 2．了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液 的导电性。 3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 4．了解水的电离，离子积常数。
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高考化学大二轮复习专题二化学基本理论9水溶液中的离子平衡课件
下列叙述错误的是( )
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A 项A.,p根H据=1图.2像时,pc(HH=21A.2)=时c(H,HA2A-) 和 HA-物质的量分数相同,则有 c(HB2A.lg)=[Kc(2H(HA2A-),)A]=正-4.确2 ;B 项,根据 pH=4.2 时 时,,CDKH.2.App(HH-的2==A物24)..7=2质时时������(H的���,,���+cc(H)(量(·HH���A���(-分AAA) 2---)数))=>=cc最((HA大2+2A-)),=H=)1=c20Ac(-H(4A.和2+,)2B-)A正2-的确物;C质项的,根量据分图数像相,p同H=,则2.有7
考情分析
-5-
精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
(6)任何温度下,根据水溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小可判断溶 液的酸、碱性 ( √ )
(7)完全中和等体积、等pH的盐酸和醋酸消耗的NaOH的量相同 (× )
(8)某溶液的pH=7,该溶液一定为中性溶液 ( × )
考情分析
-6-
精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
考情分析
-13-
精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
3.图像法理解一强一弱的稀释规律 (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
大
的水多
考情分析
-14-
精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数,盐酸的 pH 加水稀释相同的 pH,醋酸加入的
溶液每稀释到体积为原来的10倍,pH增大小于1,说明HX是弱酸,A项错误;
高考化学二轮复习 第1部分 专题突破篇 专题2 化学基本理论 第8讲 水溶液中的离子平衡课件
考
点
点
一
四
考 点 二
第 8 讲 水溶液中的离子平衡
真 题
回
访
考 点 三
体系构建
考纲点击 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 素以及盐类水解的应用。 6．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡；了解溶度积的含 义及其表达式，能进行相关的计算。
ห้องสมุดไป่ตู้ 2．图像法理解一强一弱的稀释规律 (1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
①加水稀释相同的倍数，醋酸的 pH 大。 ②加水稀释到相同的 pH，盐酸加入的水多。
(2)相同体积、相同 pH 值的盐酸、醋酸
①加水稀释相同的倍数，盐酸的 pH 大。 ②加水稀释到相同的 pH，醋酸加入的水多。
题组 1 一强一弱的比较与水的电离判断
a．使电离平衡右移的有___。 b．使 c(H＋)增大的有___。 c．能使电离常数变大的有___。 (3)该酸液中水电离出的 c(H＋)H2O＝________mol/L。
【答案】 1.(1)√ (2)× (3)× (4)× (5)× (6)× 2．(1)c（Ac－（）H·cA（）H＋） 1×10－8 (2)a.①②③ b．①④ c．① (3)1×10
【答案】 C
2．(2015·陕西第一次质检)对室温下 100 mL pH＝2 的醋酸和盐酸两种溶液 分别采取下列措施，有关叙述正确的是( )
A．加水稀释至溶液体积为 200 mL，醋酸溶液的 pH 变为 4 B．温度都升高 20 ℃后，两溶液的 pH 不再相等 C．加水稀释至溶液体积为 200 mL 后，两种溶液的 c(OH－)都减小 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气体积可用题图表示
高考化学复习考点知识突破解析21： 水溶液中的离子平衡1(解析版)
高考化学复习考点知识突破解析水溶液中的离子平衡1．(2022届·湖南高三月考)Al 3+与F -具有很强的亲和性，当F -的浓度过大时，还会形成AlF 63-。
AlF 3在一定溶剂中也存在分步电离(溶液中存在AlF 3、AlF 2+、AlF 2+、Al 3+等含铝的粒子)，常温下，实验测定某浓度的AlF 3中各种含铝的粒子百分含量随p[p= - lg c(F －)]的变化如图所示，下列说法不正确的是( )A ．常温下，电离方程式：AlF3 AlF 2++F -的K(AlF 3)的数量级为10-4B ．曲线c 表示AlF 2+C ．p=6时，溶液中c(AlF 2+)＞c(Al 3+)＞c(AlF 2+)D ．常温下，向AlF 3溶液中加入氟化钠固体，()()22c AlF c AlF ++变小【答案】B【解析】根据图像得到，p[p= - lg c(F －)]越小，则c(F －)越大，从左到右c(F －)越来越大，当c(F －)很小时，浓度最大的是Al 3+，随着c(F －)逐渐增大，Al 3+与一个F －结合得到AlF 2+，然后AlF 2+再与一个F －结合得到AlF 2+，然后AlF 2+再与一个F －结合得到AlF 3，最后AlF 3与三个F －结合得到AlF 63-，因此a 、b 、c 、d 四条曲线分别代表Al 3+、AlF 2+、AlF 2+、AlF 3。
A 项，根据题中信息，p[p= - lg c(F －)]越小，则c(F －)越大，因此p ＝3.7时AlF 3与AlF 2+浓度相等，因此在常温下，电离方程式：AlF 3AlF 2++F -的2 3.73AlF F F Al ()()==()110()F c c K c c +---⋅=⨯，因此K(AlF 3)的数量级为10-4，故A 正确；B 项，根据前面分析得出曲线c 表示AlF 2+，故B 错误；C 项，根据图中信息，当p=6时，从p=6的点作一条与y 轴相平的平行线，根据a 、b 、c 曲线分别代表Al 3+、AlF 2+、AlF 2+，因此从图中曲线得到溶液中c(AlF 2+)＞c Al 3+)＞c(AlF 2+)，故C 正确；D 项，常温下，向AlF 3溶液中加入氟化钠固体，c(F －)增大，222()()()AlF AlF AlF F ()c K c c +++-=变小，故D 正确。
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡必备知识解读一、弱电解质的电离（弱电解质：包括弱酸、弱碱、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、水等。
）1．电离度(1)概念在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的分数。
(2)表示方法α＝已电离的弱电解质分子数溶液中原有弱电解质的总分子数×100%也可表示为α＝弱电解质的离子浓度弱电解质的浓度×100%(3)影响因素温度的影响升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小浓度的影响当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大2．电离常数(1)概念：电离平衡的常数叫做电离常数。
(2)表达式①对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离常数K a ＝c(H ＋)·c (A －)c(HA)。
②对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离常数K b ＝c(B ＋)·c(OH －)c(BOH -)。
(3)特点多元弱酸各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3，故其酸性取决于第一步电离。
(4)影响因素内因：弱电解质本身的性质外因：电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。
(5)意义K越大―→越易电离―→酸碱性越强如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2C2O4＞H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。
3.电离常数的四大应用①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
④计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。
有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
HX H＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)则：K＝c（H＋）·c（X－）c（HX）－c（H＋）＝c2（H＋）c（HX）－c（H＋）由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝K·c（HX），代入数值求解即可。
2020-2021备战高考化学压轴题之化水溶液中的离子平衡(备战高考题型整理,突破提升)及详细答案
2020-2021备战高考化学压轴题之化水溶液中的离子平衡(备战高考题型整理突破提升)及详细答案一、水溶液中的离子平衡1.亚硝酸钠是一种工业盐，外观与食盐非常相似，毒性较强。
I.经查：① K sp(AgNQ)=2X10 8, K sp(AgCl)=1.8 X10 10;② K a(HNO)=5.1 X10 4。
请设计最简单的方法鉴别NaNOO NaCl两种固体n .某小组同学用如下装置(略去夹持仪器)制备亚硝酸钠已知：①2NOF N&Q=2NaNQ ②酸性条件下，NO和NO都能与MnOT反应生成NO 一和M#(1)使用铜丝的优点是。
(2)装置A中发生反应的化学方程式为。
装置C中盛放的药品是 ;(填字母代号)A.浓硫酸 B . NaOHO( C .水D .四氯化碳(3)该小组称取5.000g制取的样品溶于水配成250ml溶液，取25.00ml溶液于锥形瓶中，用0.1000mol - L 1酸，fKMn丽液进行滴定，实验所得数据如下表所示：①第一次实验数据出现异常，造成这种异常的原因可能是 (填字母代号)。
a.锥形瓶洗净后未干燥b.酸式滴定管用蒸储水洗净后未用标准液润洗c.滴定终点时仰视读数②酸性KMn的液滴定亚硝酸钠溶液的离子方程式为。
③该样品中亚硝酸钠的质量分数为。
【来源】2017届江西省重点中学协作体高三下学期第一次联考理综化学试卷(带解析) 【答案】分别取两种固体样品少量于试管中加水溶解；再分别滴加酚酬:试液，变红的为NaNO可以控制反应的发生与停止Cu +4HNO(浓尸Cu(NQ) 2+2NOT +2H2OCbc6H +2MnO +5NO_ 2+ _ __________ _=2Mn +5NO +3H2O69%【解析】试题分析：I .根据NaNO2为强碱弱酸盐，亚硝酸根离子水解导致溶液显示碱性分析；n .装置A中是浓硝酸和铜加热发生的反应，反应生成二氧化氮、硝酸铜和水，装置C中是A 装置生成的二氧化氮和水反应生成硝酸和一氧化氮；通过装置 D 中的干燥剂吸收水蒸气，通过装置 F 中的干燥剂防止水蒸气进入，通过装置 E 中的过氧化钠与一氧化氮反应，最后通过酸性高锰酸钾溶液除去剩余一氧化氮防止污染空气，据此分析解答。
2020-2021高考化学综合题专题复习【化水溶液中的离子平衡】专题解析含详细答案
2020-2021高考化学综合题专题复习【化水溶液中的离子平衡】专题解析含详细答案一、水溶液中的离子平衡1．水合肼(N2H4·H2O)又名水合联氨，无色透明，是具有腐蚀性和强还原性的碱性液体，它是一种重要的化工试剂。
利用尿素法生产水合肼的原理为：CO(NH2)2＋2NaOH＋NaClO=N2H4·H2O＋Na2CO3＋NaCl。
实验1：制备NaClO溶液。
(已知：3NaClO Δ2NaCl＋NaClO3)(1)如图装置Ⅰ中烧瓶内发生反应的化学方程式为___________。
(2)用NaOH固体配制溶质质量分数为30%的NaOH溶液时，所需玻璃仪器除量筒外还有__________(填字母)。
a.烧杯b.容量瓶c.玻璃棒d.烧瓶(3)图中装置Ⅱ中用冰水浴控制温度的目的是__________ 。
实验2：制取水合肼。
(4)图中充分反应后，____________(填操作名称)A中溶液即可得到水合肼的粗产品。
若分液漏斗滴液速度过快，部分N2H4·H2O会参与A中反应并产生大量氮气，降低产品产率。
写出该过程反应生成氮气的化学方程式 ________。
实验3：测定馏分中水合肼的含量。
(5)称取馏分3.0g，加入适量NaHCO3固体(滴定过程中，调节溶液的pH保持在6.5左右)，加水配成250 mL溶液，移出25.00 mL置于锥形瓶中，并滴加2～3滴淀粉溶液，用0.15 mol·L－1的碘的标准溶液滴定(已知：N2H4·H2O＋2I2=N2↑＋4HI＋H2O)。
①滴定时，碘的标准溶液盛放在 ________(填“酸式”或“碱式”)滴定管中。
②下列能导致馏分中水合肼的含量测定结果偏高的是 _________(填字母)。
a.锥形瓶清洗干净后未干燥b.滴定前，滴定管内无气泡，滴定后有气泡c.读数时，滴定前平视，滴定后俯视d.盛标准液的滴定管水洗后，直接装标准液③实验测得消耗I2溶液的平均值为20.00mL，馏分中水合肼(N2H4·H2O)的质量分数为_________。
2023届高三化学高考备考二轮复习专题训练 水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡1.数形结合思想应用——分布系数曲线真题研究1．(2017·全国卷Ⅱ，12)常温下，改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝c(X)c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)]。
下列叙述错误的是()A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)B．lg[K2(H2A)]＝－4.2C．pH＝2.7时，c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－)D．pH＝4.2时，c(HA－)＞c(A2－)＞c(H＋)2．(2022·辽宁，15)甘氨酸(NH2CH2COOH)是人体必需氨基酸之一。
在25 ℃时，NH＋3CH2COOH、NH＋3CH2COO－和NH2CH2COO－的分布分数[如δ(A2－)＝c(A2－)c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)]与溶液pH关系如图。
下列说法错误的是()A．甘氨酸具有两性B．曲线c代表NH2CH2COO－C．NH＋3CH2COO－＋H2O NH＋3CH2COOH＋OH－的平衡常数K＝10－11.65D．c2(NH＋3CH2COO－)<c(NH＋3CH2COOH)·c(NH2CH2COO－)3．(2020·全国卷Ⅰ，13)以酚酞为指示剂，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。
溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积V NaOH的变化关系如下图所示。
[比如A2－的分布系数：δ(A2－)＝c(A2－)c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)]下列叙述正确的是()A．曲线①代表δ(H2A)，曲线②代表δ(HA－)B．H2A溶液的浓度为0.200 0 mol·L－1C．HA－的电离常数K a＝1.0×10－2D．滴定终点时，溶液中c(Na＋)＜2c(A2－)＋c(HA－)模拟演练1．(2022·福建漳州一模)边搅拌边向Na2CO3溶液中通入SO2制备NaHSO3溶液，水溶液中H2SO3、HSO－3、SO2－3的分布系数δ随pH的变化关系如图所示。
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回访1 (2016·全国乙卷)298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol·L－1氨 水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是( )
【导学号：14942040】
A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂 B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL C．M点处的溶液中c(NH＋4 )＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－) D．N点处的溶液中pH<12
5.溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大 小，而pH＝7或c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，仅仅是在室温下的特例，因此在使用pH 判断溶液酸碱性时，要特别注意温度条件。
提炼2 水解平衡及应用 1.水解是微弱的
如浓度为0.1 mol/L、pH＝5.5的(NH4)2SO4溶液中，由于c(H＋)水＝c(OH－)水，而
水电离产生的一部分OH－与很少量的NH
＋
4
结合产生NH3·H2O，所以溶液中微粒浓
度关系为c(NH＋4 )>c(SO24－)>c(H＋)>c(NH3·H2O)>c(OH－)。
2．盐溶液的酸碱性 (1)正盐：谁弱谁水解，谁强显谁性。 强碱弱酸盐(如CH3COONa)―→弱酸根离子水解→结果：c(OH－)>c(H＋)。 强酸弱碱盐(如NH4Cl)―→弱碱阳离子水解→结果：c(H＋)>c(OH－)。 (2)酸式盐溶液
核 心 知 识 · 聚 焦
突破点9 水溶液中的离子平衡
热 点 题 型 · 探 究
提炼1 电离平衡及应用
1.弱电解质只进行微弱电离，发生电离的弱电解质及产生的离子都是少量
的，同时注意考虑水的电离
如0.1 mol/L的氨水中，由于存在电离平衡：NH3·H2O H2O H＋＋OH－，所以溶液中微粒浓度的关系为
D [A项用0.10 mol·L－1盐酸滴定20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水，二者恰好完全反 应时生成强酸弱碱盐NH4Cl，应选用甲基橙作指示剂。B项当V(HCl)＝20.0 mL 时，二者恰好完全反应生成NH4Cl，此时溶液呈酸性，而图中M点溶液的pH＝7， 故M点对应盐酸的体积小于20.0 mL。C项M点溶液呈中性，则有c(H＋)＝c(OH－)； 据电荷守恒可得c(H＋)＋c(NH＋4 )＝c(OH－)＋c(Cl－)，则有c(NH＋4 )＝c(Cl－)，此时溶 液中离子浓度关系为c(NH＋4 )＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)。D项NH3·H2O为弱电解质， 部分发生电离，N点时V(HCl)＝0，此时氨水的电离度为1.32%，则有c(OH－)＝ 0.10 mol·L－1×1.32%＝1.32×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝cOKHw －＝11..302××1100－－143 mol·L－ 1≈7.58×10－12 mol·L－1，故N点处的溶液中pH<12。]
3．电离平衡常见影响因素分析 (以CH3COOH CH3COO－＋H＋为例)
改变条件 平衡移动方向 c(H＋) Ka 升高温度 正向移动 增大 增大 加水稀释 正向移动 减小 不变 加冰醋酸 正向移动 增大 不变 加浓盐酸 逆向移动 增大 不变 加入烧碱 正向移动 减小 不变
4.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸溶液的比较
如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO
2－ 3
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
、H＋、OH－、HCO
－
3
，它们存在如下关
系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO23－)＋c(HCO－3 )＋c(OH－)。
(2)物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，粒子种类增多，但某些关键性
的原子总是守恒的。
c(Na＋)＝2[c(CO23－)＋c(HCO－3 )＋c(H2CO3)]
c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4 )>c(H＋)。
NH＋4 ＋OH－、
2．多元弱酸的电离分步进行，主要以第一步电离为主 如H2S溶液中，由于存在电离平衡：H2S HS－＋H＋、HS－ S2－＋H＋、 H2O H＋＋OH－，所以溶液中微粒浓度关系为c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
3．盐类水解的离子方程式 (1)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子 方程式，如Na2CO3水解的离子方程式：CO23－＋H2O HCO－3 ＋OH－。 (2)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3水解的离子方程式：Fe3＋ ＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。 (3)能完全水解的离子组，由于水解程度较大，书写时要用 “===”“↑”“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式： Al3＋＋3HCO－3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(3)质子守恒规律 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋) 数。 如Na2CO3溶液中质子守恒关系可以用图示分析如下：
由得失氢离子守恒可得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO－3 )＋2c(H2CO3)。
提炼3 沉淀溶解平衡及应用 1.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＝[c(Mn＋)]m·[c(Am－)]n。 (2)意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。 (3)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。
2．溶度积的应用 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积(Qc)的相对大 小，判断难溶电解质在给定条件下能否生成或溶解： 当Qc>Ksp时，溶液为过饱和溶液，沉淀析出。 当Qc＝Ksp时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态。 当Qc<Ksp时，溶液为不饱和溶液，沉淀溶解。
3．Ksp的应用注意事项 (1)用溶度积直接比较难溶电解质的溶解能力时，物质的类型(如AB型、A2B型、 AB2型等)必须相同。 (2)对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强；当一种 离子和其他几种离子都可能产生沉淀时，Ksp越小，沉淀越容易生成。 (3)对于不同类型的物质，当Ksp相差不大时不能直接作为比较依据，如常温下 Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.1×10－12，不能判断前者溶解度大。 (4)沉淀的转化过程中一般是溶解度大的易转化为溶解度小的，但也可以使溶解 度小的沉淀转化成溶解度大的沉淀，如用饱和Na2CO3溶液浸泡重晶石(BaSO4)可制备 溶于酸的钡盐BaCO3。