2018届二轮复习电解质溶液课件（64张）（全国通用） 64页

1 电解质溶液 2 热点知识剖析 关于电解质部分的主要的考点有强、弱电解质的区别与对弱电解质电离平衡知识的理解，水的电离、离子积常数及pH的有关计算，盐类水解的原理及其应用，沉淀溶解平衡等。溶液pH计算、离子浓度大小的比较、离子共存等是选择题中常见的题型，将离子平衡的知识与生产、生活相结合，是非选择题中常见的题型。 3 　 　 在复习中要注意理清“强、弱电解质”、“水的电离和溶液的pH”、“盐类水解”和有关“平衡”等各个知识块中的主干知识点和有关规律，学会从化学平衡的角度理解弱电解质的电离平衡和水的电离，从弱电解质的电离特点理解盐的水解知识，通过知识的运用强化对问题的分析判断和推理计算的能力。 4 　 　 基础知识回顾 　 　 1. 在水溶液中或熔融状态下，能够导电的化合物叫电解质；能够完全电离的电解质称为强电解质。弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡，如将NH 3 ·H 2 O溶于水电离生成 ， 同时生成的 　 　　　 　 　 又会相互碰撞结合生成 　 　　　　 ，表示为 　 　　　　　　　　　　 。 和OH - 和 OH - NH 3 ·H 2 O NH 3 ·H 2 O 　 　　　 +OH - 　 5 　 　 一元弱酸电解质HB的电离方程式为 　 　　　　　 ，HB的电离常数表达式为 ，多元弱酸的电离是分步的，对于二元弱酸，第一步的电离程度远 　 　 (填“大于”或“小于”)第二步的电离程度。弱电解质溶液的浓度越大，电离程度越 　 ，温度越高，电离程度越 　 。 HB H + +B - 大 大于 小 6 2.精确的实验表明： 纯水存在着极少量的H + （或H 3 O + ）和OH - ，表明水是一种 　 　 的电解质。水的电离方程式可简写为H 2 O 　 　　 H + +OH - ，水的离子积常数可表达为 　 　　　　　　　 ，随温度的升高，水的离子积增大，说明水的电离过程是吸热过程。 极弱 K w = c (H + )· c (OH - ) 7 　 　 在室温下， K w 值为 　 　　　　 。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。室温下，在酸性溶液中， c (H + ) 　 c (OH - )，即 c (H + ) 　 1.0×10 -7 mol·L -1 ；中性溶液中 c (H + ) 　 c (OH - )，即 c (H + ) 　 1.0×10 -7 mol·L -1 ；碱性溶液中， c (H + ) 　 c (OH - )，即 c (H + ) 1.0×10 -7 mol·L -1 。 1.0×10 -14 ＞ ＞ = = ＜ ＜ 8 　 　 3. pH 可用来表示溶液酸碱性强弱， pH=-lgc(H + ) 。常温下 pH=7 的溶液为中性， pH 越小，酸性越强， pH 越大，碱性越强。溶液的 pH 可以用 测量，也可以用 来测量。 pH 试纸 pH 计 9 　 　 4. 酸碱反应曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘出的一条溶液pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。在酸碱反应（以强酸与强碱反应为例）曲线中，刚开始反应时溶液pH的变化较小，当反应接近反应终点(pH≈7)时，溶液pH发生突变。在利用酸碱反应原理测定未知浓度的碱(或酸)的浓度时，一是要准确测量参加反应的酸和碱的体积，二是要准确判断中和反应是否恰好进行完全。 10 5. 盐溶液的酸碱性常与盐所含离子在水中与水电离出的H + 或OH - 能否生成弱电解质有关。强酸弱碱盐(如NH 4 Cl)溶于水时其电离出的阳离子与水电离出的OH - 生成弱碱，使得溶液中 c (H + ) c (OH - )，因而其溶液呈现 　 性；强碱弱酸盐(如CH 3 COONa)溶于水时其电离出的阴离子与水电离出的H + 生成 　 　 ，使得溶液中 c (H + ) c (OH - )，因而其溶液呈现 　 性；强酸强碱盐溶于水时，电离出的阴阳离子都不能与水电离出的H+或OH - 生成弱电解质，使得溶液中 c (H + ) c (OH - )，因而其溶液呈现 　 性，即强酸强碱盐不发生水解。 ＞ 酸 弱酸 ＜ 碱 = 中 11 　 　 6. 盐类水解的离子方程式一般都用可逆或“　　　”符号，盐类水解一般没有气体和沉淀生成。盐类水解中生成弱电解质的电离程度越弱，则水解程度越 　 。水解反应的逆反应是中和反应，因而水解反应是 　　 反应，升高温度使水解程度 　　 。 大 吸热 增大 12 7. 如20℃时，AgCl的溶解度仅为1.5×10 -4 g。尽管AgCl的溶解度很小，但并不是绝对不溶，生成AgCl沉淀后的溶液中存在着溶解平衡。一方面，在水分子作用下，少量Ag + 和Cl - 脱离AgCl的表面溶于水中；另一方面，溶液中的Ag + 和Cl - 受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时建立动态平衡。AgCl(s) 　 　 Ag + (aq)+Cl - (aq),K sp = c (Ag + )· c (Cl - )。 13 重点知识归纳 　 　 1.强电解质与弱电解质 　 　 (1)电解质与非电解质 　 　 ①电解质： 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 　 　 ②非电解质： 在水溶液中或熔融状态下都不能导电的化合物。 14 　　 (2) 电解质溶液导电能力 　　 ①电解质溶液的导电机理： 自由离子 ( 阴阳 ) 定向迁移形成电流。 　　 ②溶液的导电能力： 溶液的导电能力主要由溶液中离子的浓度和电荷数决定。 　　 ③溶液导电能力的影响因素： 　　内因：电解质本身电离能力； 　　外因：温度、溶液浓度等。 15 　 　 (3)强电解质与弱电解质 强电解 质弱电解质 不 同 点 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电 化学键 离子键或共价键 共价键 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程，存在电离平衡 表示方法 电离方程式用“　　　”表示 电离方程式用“　　　”表示 16 续表 强电解 质弱电解质 不同点 水溶液中微粒存在形式 电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 实例 绝大多数盐： NaCl 、 BaSO 4 等 强酸： H 2 SO 4 、 HCl 、 HClO 4 、 HBr 、 HI 等 强碱： Ba(OH) 2 、 Ca(OH) 2 、 NaOH 、 KOH 等 弱酸： H 2 CO 3 、 CH 3 COOH 、 HF 、 HClO 、 H 2 SO 3 、 H 2 S 等 弱碱： NH3·H2O 、 Cu(OH) 2 、 Fe(OH) 2 、 Fe(OH) 3 、 AgOH 等 极少数盐 17 (4)弱电解质的电离 ①电离特点： 弱电解质的电离是可逆的，一定条件下，弱电解质离子化速率与分子化速率相等时，则建立平衡。这种平衡也具有化学平衡的特点——动［动态平衡， v (电离)= v (结合)≠0)］、定(条件一定，分子、离子浓度一定)、变(条件改变，平衡被破坏，发生移动)。 18 ②表示方法： 用电离方程式，可逆符号，多元弱酸分步书写，如： NH 3 ·H 2 O：NH 3 ·H 2 O 　　　　　 +OH - H 2 CO 3 ：H 2 CO 3 　 　　　　　　 +H + 　 　　　　　　　　 +H + 19 ③电离平衡常数： 弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。电离平衡常数的大小反映弱电解质的电离程度，不同温度时有不同的电离常数，不受浓度的影响。 20 ④影响因素： 电离过程是吸热的，温度升高电离平衡向电离方向移动，即升温促进弱电解质的电离；溶液稀释时，电离平衡向着有利于电离的方向移动，即加水可促进弱电解质的电离；若水中有与弱电解质相同的离子，则弱电解质的电离程度减小；若加入能与弱电解质的离子结合的离子，则弱电解质的电离程度将变大。 21 (5) 判断弱电解质（一元弱酸）的实验方法 ①电导法： 同温同浓度的弱酸（如CH 3 COOH）的导电性比强酸（如HCl）弱 ②速率法： 同温同浓度弱酸与锌粒反应时比强酸反应速率慢 ③pH法： 0.01 mol/L酸HX的pH>2,则为弱酸 ④中和法： pH相同HX和强酸取等体积分别与NaOH溶液完全中和,耗碱多的为弱酸HX 22 ⑤稀释法： 同等倍数稀释pH相同的强酸与弱酸,pH增加幅度小为弱酸 ⑥水解法： 盐的水溶液呈碱性的,其相应的酸为弱酸 ⑦平衡法： 同pH的强酸和弱酸分别加入该酸的钠盐,溶液pH增大的是弱酸,几乎不变的是强酸 ⑧强生弱法： 若HA+NaB NaA+HB则HA>HB,若同时知HA为弱酸,则HB必为弱酸 23 2.水的电离与溶液的酸碱性 (1)水的电离 ①水的电离和水的离子积水是极弱电解质： H 2 O H + +OH - 纯水常温下，水中的氢离子与氢氧根离子浓度相等，即 c (H + )= c (OH - )=1×10 -7 mol·L -1 水的离子积 K w = c (H + )· c (OH - )=1×10 -14 。 24 ②影响水电离的因素 A.加入酸或碱时，由于增加了氢离子或氢氧根离子的浓度，会抑制水的电离。 B.加入能水解的盐(如NaAc、NH 4 Cl等)时，由于水中电离出的氢离子或氢氧根离子与盐中的离子结合成弱电解质，会促进水的电离。 C.升高温度时，使水的离子积 K w 增大，会促进水的电离。 25 (2)水溶液的酸碱性 溶液酸碱性只与 c (H + )和 c (OH - )相对大小有关，与绝对大小无关。 酸性 c (H + )> c (OH - ) 室温下， c (H + )>1×10 -7 mol·L -1 pH<7 中性 c (H + )= c (OH - ) 室温下， c (H + )=1×10 -7 mol·L -1 pH=7 碱性 c (H + )< c (OH - ) 室温下， c (H + )<1×10 -7 mol·L -1 pH>7 26 (3)pH 的测定方法 石蕊： ( 红 ) 5.0 ( 紫 ) 8.0 ( 蓝 ) 酚酞： ( 无 ) 8.2 ( 粉红 ) 10.0 ( 红 ) 甲基橙： ( 红 ) 3.1 ( 橙 ) 4.4 ( 黄 ) ② pH 试纸：用干净的玻璃棒分别蘸取少量的待测溶液点在试纸上，观察试纸颜色变化并跟比色卡比较，确定该溶液的 pH 。 ③ pH 计：可以比较精密地测定溶液的 pH 。 ① 酸碱 指示剂 27 (4) pH的计算 pH=-lgc(H + )，通常的使用范围0~14，pH变化1个单位，则 c (H + )变化10倍。常见pH的计算方法有 ① 若把已知pH的强酸或强碱溶液稀释 n 倍，pH=原pH±lgn(酸为“+”，碱为“-”)。 28 　 　 ② 当用水稀释溶液并求溶液的pH时，如强酸溶液的 c (H + )远远大于纯水的 c (H + )，水电离的氢离子浓度可以忽略不计。若溶液中的氢离子浓度接近于水电离的氢离子浓度(1×10 -7 mol/L)时，水的 c (H + )则不可忽略不计。当溶液稀释时，若“高度稀释”时，pH接近于7，酸略小于7，碱略大于7；无限稀释时，可看作pH等于7。 29 ③ 两种强酸溶液混合，先求混合溶液的 c (H + )，再求pH。 ④ 两种强碱溶液混合，先求混合溶液的 c (OH - )，通过 K w 求 c (H + )，再求pH。 ⑤ 强酸与强碱溶液混合，首先判断是否过量，若恰好中和时，pH=7；若非完全中和，则依酸碱反应的相对量，求过量酸或碱的浓度，再求 c (H + )或 c (OH - )，若是 c (OH - )，则换算成 c (H + )，最后求pH。 30 3.中和反应 (1) 酸碱中和反应的实质 酸碱中和反应的实质是H + +OH - H 2 O，若酸碱恰好中和，必满足： n (H + )（酸所提供的）= n (OH - )（碱所提供的）。对于 n 元酸 m 元碱的中和反应，则有关系式： nc （酸） V （酸） = mc （碱） V （碱） 。 31 (2) 酸碱中和反应中的几个问题 ① 0.1 mol·L -1 CH 3 COOH 与 0.1 mol·L -1 NaOH 溶液等体积混合，两者恰好完全中和，但中和后的溶液却显弱碱性。因生成 0.05 mol·L -1 的 CH 3 COONa 会发生水解的缘故。 ② pH=1 的 CH 3 COOH 与 pH=13 的 NaOH 溶液等体积混合 , 反应后的溶液显酸性。这是因为 pH=1 的 CH 3 COOH 溶液中 c (H + )=0.1 mol·L -1 , 而 c (CH 3 COOH)=(0.1/α)>>0.1 mol·L -1 ，醋酸过量了。 32 ③ 分别中和相同浓度、相同体积的一元弱酸和一元强酸，耗碱量是一样的。因两酸同浓度同体积，所含酸的总物质的量相同，又因都是一元酸，可提供的总 n （ H + ）是相同的。 33 ④ 分别中和相同 pH 、相同体积的弱酸和强酸，弱酸耗碱量多。因 pH 虽相同，但弱酸只部分电离，弱酸溶液的浓度要比强酸大，两酸溶液体积又相同，弱酸总物质的量要大于强酸，使得中和需碱量多。这时不必考虑是一元酸还是二元酸。 ⑤ 恰好中和指酸碱均无剩余，溶液中只有盐类，但溶液不一定是中性，可能是酸性，也可能是碱性。 34 4. 盐类的水解 (1) 盐的水解实质 盐中弱 ( 弱酸根或弱碱阳离子 ) 离子与水电离出的 H + 或 OH - 结合生成难电离的分子或离子，破坏水的电离平衡，向促进电离的方向移动，使溶液中 H + 和 OH - 浓度发生变化。 35 (2) 盐的水解特征与影响因素 ① 盐的水解属于可逆反应，其逆反应为酸碱中和 ( 符合化学平衡规律 ) ； ② 稀释可促进盐类的水解，浓度越低水解程度越大； ③ 水解程度一般微弱，且吸热，升高温度，水解程度变大。 36 　　 (3) 盐的水解类型 　　 ①强碱弱酸盐： 弱酸根离子与水中的氢离子结合成弱酸，溶液呈碱性。如： 　　 CH 3 COONa 　 CH 3 COO - CH 3 COOH+OH - 　　 Na 2 CO 3 ( 分步 ) 　 　 +H 2 O 　　　　 +OH - +H 2 O H 2 CO 3 +OH - +H 2 O 37 ②强酸弱碱盐： 弱碱的阳离子与水中的氢氧根离子结合成弱碱，溶液呈酸性。如： NH 4 Cl NH 4 Cl+H 2 O HCl+NH 3 ·H 2 O AlCl 3 ( 中学不要求分步 ) Al 3+ +3H 2 O Al(OH) 3 +3H + 38 　 　 ③弱酸弱碱盐： 两种离子都水解，即双水解，溶液的酸碱性与弱酸、弱碱的性质有关。如： 　 　 CH 3 COONH 4 　 　　　　 +CH 3 COO - +H 2 O 　 　　 　 　 NH 3 ·H 2 O+CH 3 COOH 　 　 常见易双水解进行到底而不能共存的离子组合有Al 3+ 与 　 　 、 　 　 、S 2- 、HS - 、 　 　 等。如：2Al 3+ + 3　 　 +3H 2 O 2Al(OH) 3 ↓ +3CO 2 ↑，Al 3+ +3 +6H 2 O 4Al(OH) 3 ↓ 39 (4) 水解反应的规律 谁弱谁水解、谁强显谁性；都弱均水解、不弱不水解。 (5) 盐的水解的应用 ①判断盐溶液的酸碱性 正盐：弱酸强碱盐 ( 碱性 ) 、弱碱强酸盐 ( 酸性 ) 、弱酸弱碱盐 ( 视相对强弱 ) 。 酸式盐：弱酸的酸式盐，既能水解又能电离，酸碱性视电离和水解的相对强弱。如 NaHCO 3 显碱性， NaH 2 PO 4 、 NaHSO 3 显酸性。 40 ②判断弱电解质的相对强弱 碱性 Na 2 CO 3 ＞ CH 3 COONa→ 酸性 CH 3 COOH>H 2 CO 3 酸性 NH 4 Cl ＜ AlCl 3 → 碱性 NH 3 ·H 2 O ＞ Al(OH) 3 ③ 利用盐的水解原理解释问题 在实验、化工生产和生活中利用盐的水解原理的问题主要包括两方面：一是运用水解平衡移动原理，采取相应措施促进水解，如泡沫灭火器原理，明矾、 Na 2 FeO 4 净水原理，纯碱的去污原理等。二是根据平衡移动原理，控制条件抑制水解的发生，如实验室配制 FeCl 3 、 SnCl 2 等溶液，酸性肥料和碱性肥料不能混合使用等。 41 5. 溶液中微粒浓度大小比较的原则 (1) 电荷守恒 因溶液呈电中性 , 故阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数 , 简称电荷守恒。如 NaHCO 3 溶液中存在 Na + 、 H + 和 、 及 OH - ，由电荷守恒得关系： c (Na + )+ c (H + )= c ( )+2 c ( )+ c (OH - ) 42 (2) 物料守恒 由于电离、水解等反应，物质中某元素会以多种形式存在，但该元素的原子总数恒定不变，这就是所谓物料守恒。如在 K 2 S 水溶液中，原物料 K 2 S 中 n (K + )=2 n (S 2- ) ，因 S 2- 在水溶液中发生水解 , 故硫元素以 S 2- 、 HS - 、 H 2 S 三种形式存在，它们间有如下守恒关系： c (K + )=2 ［ c (S 2- )+ c (HS - )+ c (H 2 S) ］。 43 (3) 质子守恒 电解质溶液中微粒（分子或离子）所得到质子（ H + ）数应等于微粒所失去的质子数。例如在 NH 4 HCO 3 溶液中 H 3 O + 、 H 2 CO 3 分别为 H 2 O 和 　得到质子后的产物； NH 3 、 OH- 、　 分别为　　、 H 2 O 、　　失去质子后的产物，故有以下关系： c (H + )+ c (H 2 CO 3 )= c (NH 3 )+ c (OH - )+ c ( 　　 ) 。 44 质子守恒实质是物料守恒运用在以质子为研究对象的必然结果。如在 K 2 S 水溶液中 , 水电离产生的 H + 和 OH - 是要相等的 , 即 n (OH - ) 水 = n (H + ) 水 , 而水电离出的氢元素以 H + 、 HS - 和 H 2 S 三种形式存在 , 由物料守恒可得： c (OH - )= c (H + )+ c (HS - )+2 c (H 2 S) 。 45 6. 难溶电解质的溶解平衡 (1) 溶解平衡的概念 在一定条件下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。此时，溶质的离子与该固态物质之间动态平衡。如： AgCl(s) Cl - （ aq ） +Ag + （ aq ）。 46 (2) 沉淀溶解平衡的特征 具有化学平衡“逆、动、等、定、变”的特征。 (3) 影响溶解平衡的因素 ①浓度： 加水，平衡向溶解方向移动。 ②温度： 升温，多数平衡向溶解方向移动。 47 (4) 溶度积（平衡常数） —— K sp 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。用符号 K sp 表示。溶度积的大小取决于难溶电解质的本性，它随温度的升高而一般稍微增大，离子浓度的改变可使平衡发生移动，而不能改变溶度积。不同的难溶电解质在相同温度下 K sp 不同。对于 M m A n 型电解质来说，溶度积的公式是 K sp = ［ c （ M n + ）］ m · ［ c （ A m - ）］ n 。 48 (5) 沉淀溶解平衡的应用 ①沉淀的生成： 根据物质的溶解性选择沉淀剂，通过加入适当过量沉淀剂、调控溶液的 pH 和温度、改变某离子的存在形式等使沉淀完全。 ②沉淀的溶解： 通过加水、加酸等方法将沉淀溶解。 ③沉淀的转化： 将沉淀转化成更难溶的物质或更难电离的物质。 49 　　　　　　　（考查强弱电解质的概念）在甲烧杯中放入盐酸，乙烧杯中放入醋酸，两种溶液的体积和 pH 都相等，向两烧杯中同时加入质量不等的锌粒，反应结束后得到等物质的量的氢气。下列说法正确的是 ( ) 　　 A. 甲烧杯中放入锌的质量比乙烧杯中放入锌的质量小 　　 B. 甲烧杯中的酸过量 　　 C. 两烧杯中参加反应的锌等量 　　 D. 反应开始后乙烧杯中的 c (H + ) 始终比甲烧杯中的 c (H + ) 小 C 50 　　　　　 由于盐酸和醋酸的体积和pH都相等，所以两溶液中已经电离出的氢离子的物质的量 n (H + )相等。因为醋酸是弱酸，溶液中还存在大量未电离的醋酸分子，所以反应中醋酸分子不断继续电离， c (H + )始终比盐酸中大，而且最终所能产生 n (H + )也比盐酸多。根据“得到等物质的量的氢气”，可以推断参加反应的锌相等。如果醋酸中锌较多，那么过量的锌还会继续与醋酸反应，两个烧杯中产生的H 2 不会相等；如果盐酸中锌较多，那么盐酸不足，两个烧杯中产生的H 2 才会相等。 51 方法指导： 强电解质与弱电解质的本质区别是前者完全电离后者部分电离，一元强酸和一元弱酸浓度相同时，强酸中的氢离子多；而当一元强酸和一元弱酸中氢离子浓度相同时，前者的浓度小。对上述知识的理解是答好这类题的基础。 52 　 　　　 （考查水的离子积与pH的计算） 下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（ 　 　 ） A.室温下，向0.01mol·L -1 NH 4 HSO 4 溶液中滴加NaOH溶液至中性： c (Na + )＞ c ( 　 　 )＞ c ( 　 　 )＞ c (OH - )= c (H + ) B.0.1 mol·L -1 NaHCO 3 溶液： c (Na + )＞ c (OH - )＞ c ( 　 　　 )＞ c (H + ) AC 53 C.Na 2 CO 3 溶液： c (OH - )- c (H + )= c ( )+2 c (H 2 CO 3 ) D.25℃时，pH=4.75、浓度均为0.1 mol·L -1 的CH 3 COOH、CH 3 COONa混合溶液： c (CH 3 COO - )+ c (OH - )＜ c (CH 3 COOH)+ c (H + ) 54 　 　 B 项， NaHCO 3 溶液中， OH - 是 由 水解和水的电离所生成的，但是这些都是微弱的， 的浓度大于 OH - 浓度，故错； D 项，由电荷守恒有： c (CH 3 COO - )+ c (OH - )= c (H + )+ c (Na + ), 由物料守恒可得： 2 c (Na + )= c (CH 3 COO - )+ c (CH 3 COOH) ，将两式中的 c (Na + ) 消去，可得 c (CH 3 COO-)+2 c (OH - )=2 c (H + )+ c (CH 3 COOH) 。所以 c (CH 3 COO - )+ c (OH - )- c (H + )- c (CH 3 COOH)= c (H + )- c (OH - ) ，因为 pH=4.75 ，故 c (H + )- c (OH - )>0 ，所以 D 项不等式应为“ >” ，故错。 55 方法指导： ①混合溶液中离子浓度的关系，电荷守恒。②等pH的溶液中物质的量浓度的大小关系。③电离和水解的相互关系。④酸式盐溶液中离子的浓度大小关系。 56 57 58 59 60 方法指导： 离子浓度大小比较是一类综合性较强的问题，这类试题涉及电解质的电离、弱电解质的电离平衡和盐类水解等知识点，在分析这类试题时，一看有无反应，确定溶质种类；二看溶质电离、水解情况，确定浓度大小关系；三据守恒关系，确定浓度等式关系 ( 对电荷守恒式，如离子所带电荷数不是 1 时，计算时应将其物质的溶液浓度与其电荷数相乘后再求总和 ) 。 61 列守恒关系式要注意以下三点： ① 善于通过离子发生的变化，找出溶液中所有的离子和分子，不能遗漏，否则因遗漏会造成列式错误； ② 电荷守恒要注意离子浓度前面的系数；物料守恒要弄清发生变化的元素各微粒的浓度与未发生变化的元素微粒浓度间的关系； ③ 某些关系式既不是电荷守恒也不是物料守恒，通常是由两种守恒关系式通过某种变换 ( 如“相加”、“相减”等 ) 而得。 62 　　　　　（考查电离平衡与溶解平衡知识的综合运用） 硫酸锶 (SrSO 4 ) 在水中的沉淀溶解平衡曲线如下，下列说法正确的是 ( 　　　 ) BC 63 　　 A. 温度一定时， K sp (SrSO 4 ) 随 c ( 　　 ) 的增大而减小 　　 B. 三个不同温度中， 313 K 时 K sp (SrSO 4 ) 最大 　　 C.283 K 时，图中 a 点对应的溶液是不饱和溶液 　　 D.283 K 下的 SrSO 4 饱和溶液升温到 363 K 后变为不饱和溶液　　 64 　　　　　　　 K sp 只与温度有关， A 错；由图象可知：在相同条件下， c ( 　　 )· c (Sr 2- ) 越大， K sp (SrSO 4 ) 越大， B 正确； a 点在 283K 的下方，属于不饱和溶液， C 正确； 283K 下的 SrSO 4 饱和溶液升温到 363K 后会有晶体析出，还是属于饱和溶液， D 错。 　　 方法指导： 考查沉淀溶解平衡及 K sp ，利用图象信息，学会在新情景中对问题进行分析、归纳，解决实际问题。