溶液中微粒濃度的關系知識點01溶液中微粒濃度的等量關系知識點03溶液中微粒濃度的不等量關系知識點05電解質溶液圖像分析知識點02溶液酸堿性的判斷知識點04微粒濃度的比較常見類型知識點01溶液中微粒濃度的等量關系1．電荷守恒（1）含義：陽離子所帶的正電荷總數與陰離子所帶的負電荷總數相等（2）系數：電荷數（3）特點：只含離子，與物質的種類、比例、是否反應無關，只與離子的種類有關（4）判斷：先看系數是否正確，再看離子是否齊全2．物料守恒（1）含義①原始物質中某些微粒間存在特定的比例關系②溶液中所有含某元素或原子團的微粒的濃度之和等于某一特定的數值（2）系數：按照比例確定（3）特點：一定沒有H+和OH－，與比例有關，與是否反應無關（4）判斷：先看比例是否正確，再看微粒是否齊全3．質子守恒（1）含義：水電離出的c（H+）和c（OH－）相等（2）表達式：c（OH－）+c（OH－）消耗－c（OH－）外來＝c（H+）+c（H+）消耗－c（H+）外來（3）系數：變化量（4）特點：一定有H+和OH－，還有分子（5）混合液中質子守恒＝電荷守恒與物料守恒消不變或特定的離子（6）判斷：先根據變化量確定系數是否正確，再看微粒方向是否正確分析粒子濃度關系的策略(1)若使用的是“>”或“<”，應主要考慮“電離”和“水解”。(2)若用“＝”連接，應根據“守恒”原理，視不同情況而定。①若等號一端全部是陰離子或陽離子，應首先考慮電荷守恒；②若等號一端各項中都含有同一種元素，應首先考慮這種元素的元素質量守恒；③若出現等號，但既不是電荷守恒，也不是元素質量守恒，則可考慮將電荷守恒和元素質量守恒進行合并處理，即推得質子守恒。【典例01】50℃時，下列各溶液中，離子的物質的量濃度關系正確的是A．pH=4的醋酸中：c平(H＋)=4.0mol·L-1B．飽和小蘇打溶液中：c平(Na＋)>c平(HCO)C．飽和食鹽水中：c平(Na＋)＋c平(H＋)=c平(Cl-)＋c平(OH-)D．pH=12的純堿溶液中，c平(OH-)=1.0×10-2mol·L-1【答案】BC【詳解】A．pH=-lgc(H+)=4，則c(H+)=10-pH=10-4mol/L，故A錯誤；B．小蘇打溶液中溶質碳酸氫鈉，其中碳酸氫根離子水解溶液顯堿性，飽和小蘇打溶液中：c平(Na＋)>c平(HCO)，故B正確；C．溶液中存在電荷守恒，c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，故C正確；D．溶液的溫度常溫，水的離子積常數不是10-14，則pH=12的純堿溶液中：c(OH-)≠1.0×10-2mol?L-1，故D錯誤；故答案為BC。【典例02】常溫下，將溶液滴入的HX溶液，溶液pH和溫度隨加入NaOH溶液體積變化曲線如圖所示。下列說法正確的是

A．，HX為強酸B．A點存在守恒關系C．B點存在守恒關系D．A、B、C三點中由水電離出的順序為【答案】D【詳解】A．由圖可知，加入20.00mL氫氧化鈉時，與HX恰好反應，則氫氧化鈉與HX濃度相等，；由圖可知，0.0100mol/L的HX的pH大于1，則HX部分電離，為弱酸，A錯誤；

B．A點得到溶液為等量的NaX、HX，由電荷守恒可知，由物料守恒可知，，則存在守恒關系，B錯誤；C．由電荷守恒可知，B點為中性溶液，則，C錯誤；D．酸和堿都會抑制水的電離，C點氫氧化鈉、HX恰好反應生成NaX此時水的電離程度最大，A點酸的濃度最大水的電離程度最弱，則A、B、C三點中由水電離出的順序為，D正確；故選D。知識點02溶液酸堿性的判斷1．根據電離常數判斷（1）弱酸（堿）與其相應鹽（1∶1）混合：比較Ka或Kb與Kh的相對大小（2）弱酸的酸式鹽：比較水解程度（Kh2）和電離程度（Ka2）的相對大小（3）弱酸弱堿鹽：比較Kh陽和Kh陰的相對大小2．根據微粒濃度判斷（1）NaHA溶液中：c（H2A）＞c（A2－），則溶液呈堿性（2）MA溶液中：c（M+）＞c（A－），則溶液呈堿性（3）HA+NaB（1∶1）溶液中：c（HA）＞c（B－），則溶液呈堿性3．根據酸堿混合后所得物質判斷（1）等濃度等體積的醋酸和燒堿混合，則溶液呈堿性（2）等濃度等體積的氨水和鹽酸混合，則溶液呈酸性（3）pH之和等于14的鹽酸和燒堿等體積混合，則溶液呈中性（4）pH之和等于14的醋酸和燒堿等體積混合，則溶液呈酸性（5）pH之和等于14的氨水和鹽酸等體積混合，則溶液呈堿性4．四種常考混合溶液的酸堿性（1）CH3COOH與CH3COONa等濃度時：CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，等體積混合后溶液呈酸性。（2）NH4Cl和NH3·H2O等濃度時：NH3·H2O的電離程度大于NH4+的水解程度，等體積混合后溶液呈堿性。（3）HCN與NaCN等濃度時：CN－的水解程度大于HCN的電離程度，等體積混合后溶液呈堿性。（4）Na2CO3與NaHCO3等濃度時：由于CO32－的水解程度大于HCO3－的水解程度，所以等體積混合后c（HCO3－）＞c（CO32－）＞c（OH－）＞c（H+）。不能用c(H+)等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過c(H+)、c(OH-)兩者相對大小比較。【典例03】下列關于溶液的酸堿性，說法正確的是A．pH=7的溶液呈中性B．中性溶液中一定有c平(H＋)=1.0×10-7mol·L-1C．在100℃時，純水的pH<7，因此顯酸性D．c平(OH-)=c平(H＋)的溶液呈中性【答案】D【詳解】A．在100°C時，純水的pH=6，呈中性，該溫度下pH=7時溶液呈堿性，溫度未知，不能根據pH大小判斷溶液酸堿性，A錯誤；B．常溫下中性溶液中c(H+)=c()=1.0×10-7mol·L-1，溫度未知，中性溶液中不一定有c(H+)=1.0×10-7mol·L-1，B錯誤；C．在100°C時，純水中存在c(H+)=c()=1.0×10-6mol·L-1，pH=6仍然呈中性，C錯誤；D．任何水溶液中只要存在c平(H＋)＝c平()則該溶液一定呈中性，D正確；故選D。【典例04】室溫時，在由水電離出的c(H+)=1.0×10-13mol?L-1的無色溶液中，一定能大量共存的離子組是A．K+、Na+、HCO、Cl- B．K+、Fe3+、Br-、Cl-C．Na+、Cl-、NO、SO D．Al3+、NH、Cl-、SO【答案】C【分析】室溫時，在由水電離出的c(H+)=1.0×10-13mol?L-1，則水的電離受到了抑制，結合Kw=1×10-14，此時溶液可能顯酸性，pH=1，也可能顯堿性pH=13。【詳解】A．在溶液顯堿性pH=13時，HCO可與OH-反應，無法大量共存，故A錯誤；B．Fe3+溶液顯黃色，不符合題目的無色溶液要求，故B錯誤；C．Na+、Cl-、NO、SO，四個離子均為無色，且無反應發生，能大量共存，故C正確；D．在溶液顯堿性pH=13時，Al3+、NH均可與OH-反應，無法大量共存，故D錯誤；故選C。知識點03溶液中微粒濃度的不等量關系1．三個原則（1）原始物質中微粒濃度大①鹽在溶液中主要以離子形式存在②弱酸或弱堿在溶液中主要以分子形式存在（2）化學式中個數多的微粒濃度大（3）主要反應生成的微粒濃度大2．一個忽略：弱酸（堿）及其相應鹽的混合物，相互抑制，忽略程度小的平衡（1）CH3COONa+CH3COOH（1∶1）①酸堿性：酸性，電離＞水解，忽略水解②大小關系：c（CH3COO－）＞c（Na+）＞c（CH3COOH）＞c（H+）＞c（OH－）（2）NH4Cl和NH3·H2O（1∶1）①酸堿性：堿性，電離＞水解，忽略水解②大小關系：c（NH4+）＞c（Cl－）＞c（NH3·H2O）＞c（OH－）＞c（H+）（3）HCN和NaCN（1∶1）①酸堿性：堿性，電離＜水解，忽略電離②大小關系：c（HCN）＞c（Na+）＞c（CN－）＞c（OH－）＞c（H+）（4）pH＝3的一元弱酸HR與pH＝11的NaOH溶液等體積混合①反應后溶液的成分：NaR（少量）和HR（大量）②酸堿性：酸性，電離＞水解，忽略水解③大小關系：c（HR）＞c（R－）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH－）（5）pH＝9的一元弱堿ROH與pH＝5的HCl溶液等體積混合①反應后溶液的成分：RCl（少量）和ROH（大量）②酸堿性：堿性，電離＞水解，忽略水解③大小關系：c（ROH）＞c（R+）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H+）3．三個思維模型混合溶液中各離子濃度比較,根據電離程度、水解程度的相對大小綜合分析。（1）分子的電離程度大于對應離子的水解程度:在0.1mol·L-1NH4Cl和0.1mol·L-1氨水的混合溶液中:由于NH3·H2O的電離程度大于NH4+的水解程度,導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為:c平(NH4+)>c平(Cl-)>c平(OH-)>c平(H+)。（2）分子的電離程度小于對應離子的水解程度:在0.1mol·L-1的HCN和0.1mol·L-1的NaCN混合溶液中:由于HCN的電離程度小于CN-的水解程度,導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為:c平(Na+)>c平(CN-)>c平(OH-)>c平(H+),且c平(HCN)>c平(Na+)=0.1mol·L-1。【典例05】下列說法錯誤的是A．濃度均為的、的混合溶液中存在：B．已知碳酸電離常數為，則的碳酸鈉溶液中，C．常溫下溶液中加入少量固體，溶液中值減小D．室溫下，的醋酸溶液和的硫酸溶液，約等于20倍【答案】A【詳解】A．濃度均為0.1mol?L-1的NaHCO3、NaClO的混合溶液中，利用元素守恒可知，c(Na+)=c(H2CO3)+c()+c()+c(HClO)+c(ClO-)，故A錯誤；B．已知25℃碳酸電離常數為Ka1、Ka2，，，則pH=11的碳酸鈉溶液中，c(H2CO3)：c()：c()=1：(1011?Ka1)：(1022?Ka1?Ka2)，故B正確；C．常溫下Na2CO3溶液中存在：+H2O?+OH-，加入少量Ca(OH)2固體，氫氧根離子濃度增大，平衡逆移，碳酸氫根離子濃度減小，碳酸根離子濃度增大，則溶液中值減小，故C正確；D．pH=2的醋酸溶液中滿足：c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)=10-2mol/L≈c(CH3COO-)，pH=3的硫酸溶液中滿足：c(H+)=2c()+c(OH-)=10-3mol/L≈2c()，則c(CH3COO-)約等于20倍c()，故D正確；故選：A。【典例06】常溫下，已知、，向20mL的(HB為一元酸)溶液中逐滴滴加等濃度的HA溶液，溶液中與的變化關系如圖所示：下列說法錯誤的是A．溶液顯堿性B．當滴至溶液的時，C．當滴入HA溶液10mL時，D．當滴入HA溶液使時，溶液顯酸性，則【答案】D【詳解】A．由=0可知，由=-3可知，，所以<，故B-的水解程度大于的水解，溶液顯堿性，選項A正確；B．當滴至溶液的時，，且存在電荷守恒，故，則，選項B正確；C．當滴入HA溶液10mL時，溶液以、和HB為溶質按1：1：1形成的溶液，電荷守恒有①，物料守恒有②，①+②則，選項C正確；D．當滴入HA溶液使時，=-2，=1，得，溶液顯酸性，根據電荷守恒有，則，故，選項D錯誤；答案選D。知識點04微粒濃度的比較常見類型1．比值型微粒濃度的變化（1）適用范圍：分子和分母變化趨勢相同（2）方法：變形法①分子和分母同乘一個相同的量，盡可能將其轉化為平衡常數②分子和分母同乘溶液的體積，將其轉化為物質的量（3）極限法：無限加料或無限稀釋①無限加A，相當于只是A溶液，其濃度無限接近于所加入的A的濃度②無限加水，相當于只是水，c（H+）或c（OH－）→10－7mol?L－1，其他微粒濃度為0（4）中性溶液：結合電荷守恒進行判斷2．弱酸的酸式鹽溶液中微粒濃度的比較（1）NaHX（酸性）：c（Na+）＞c（HX－）＞c（H+）＞c（X2－）＞c（OH－）＞c（H2X）（2）NaHX（堿性）：c（Na+）＞c（HX－）＞c（OH－）＞c（H2X）＞c（H+）＞c（X2－）3．中性溶液中微粒濃度的比較（1）方法①在恰好中和的基礎上多（少）加一點酸（堿）性物質，不考慮水解和電離②正常的微粒濃度假設為1mol/L，額外多一點或少一點的微粒濃度假設為0.1mol/L（2）鹽酸滴定氨水①溶液成分：NH4Cl（1mol/L）和NH3·H2O（0.1mol/L）②濃度大小：c（Cl－）＝c（NH4+）＞c（NH3·H2O）＞c（OH－）＝c（H+）（3）醋酸滴定燒堿①溶液成分：CH3COONa（1mol/L）和CH3COOH（0.1mol/L）②濃度大小：c(Na+)＝c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＝c(OH－)（4）燒堿滴定氯化銨：NH4Cl和NH3·H2O（1∶1）顯堿性①溶液成分：NaCl（1mol/L）、NH3·H2O（1mol/L）和NH4Cl（1.1mol/L）②濃度大小：c（Cl－）＞c(NH4+)＞c(Na+)＝c（NH3·H2O）＞c(H+)＝c(OH－)（5）鹽酸滴定醋酸鈉：CH3COONa+CH3COOH（1∶1）顯酸性①溶液成分：CH3COONa（1.1mol/L）、CH3COOH（1mol/L）和NaCl（1mol/L）②濃度大小：c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)＝c（Cl－）＞c(H+)＝c(OH－)（6）氯氣通入燒堿①溶液成分：NaCl（1mol/L）、NaClO（0.9mol/L）和HClO（0.1mol/L）②濃度大小：c(Na+)＞c（Cl－）＞c(ClO－)＞c(HClO)＞c(H+)＝c(OH－)【典例07】（2023·重慶渝中·重慶巴蜀中學校考模擬預測）谷氨酸(

，用表示)在生物體內的蛋白質代謝過程中占重要地位，在水溶液中有4種分布形式(、、和)。常溫下，用溶液滴定溶液。下列敘述正確的是A．溶液中，B．當時，時，則的C．當時，D．當時，【答案】C【解析】A．溶液中由電荷守恒可知，，A錯誤；B．當時，；時，則，則的，B錯誤；C．當時，溶質為等濃度的、、NaCl，由電荷守恒可知：①，由物料守恒可知：②；①-②得：，C正確；D．當時，根據A、Cl元素守恒可知，，D錯誤；故選C。【典例08】HA和HB均為一元弱酸，在難溶鹽RA和RB的飽和溶液中，測得25℃時隨的變化關系如圖所示。已知：，不發生水解。下列說法錯誤的是A．實線甲表示RB的飽和溶液中隨的變化B．當時，溶液的C．D．溶液的時，RA和RB的飽和溶液中【答案】CD【分析】在RA和RB的飽和溶液中，當接近時，溶液中很大，此時A-和B-的水解被極大地抑制，使得，，則。由圖可知當時，實線甲的，實線乙的，又因為溶度積得，，所以實線乙表示難溶鹽RA中隨的變化，實線甲表示難溶鹽RB中隨的變化。【詳解】A．根據分析可知，實線甲表示難溶鹽RB中隨的變化，A正確；B．由得，觀察圖象可知，該點為實線甲和實線乙的相交點，其橫坐標為，因此溶液的，B正確；C．由物料守恒可知，c(R+)=c(A-)+c(HA)，Ka(HA)=，則，同理：，已知，Ksp(RA)>Ksp(RB)，故Ksp(RA)=7.0×10-8(乙)，Ksp(RB)=5.0×10-8(甲)，當c(H+)=10×10-5mol/L，c2(R+)=9.0×10-8mol/L，代入和，可得Ka(HA)=3.5×10-4；Ka(HB)=1.25×10-4；，C錯誤；D．由選項C分析可知，Ka(HA)=3.5×10-4；Ka(HB)=1.25×10-4，故酸性HA>HB，同濃度RA和RB的溶液的堿性：RA<RB，即pH(RA)<pH(RB)，當時，c(RA)>c(RB)，且Ksp(RA)>Ksp(RB)，故，D錯誤；故選CD。知識點05電解質溶液圖像分析1．酸堿中和滴定曲線以室溫時用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1HA溶液為例（1）起始點：HA的單一溶液①根據起點時的pH可以判斷電解質的強弱②根據起點時的pH可以計算弱酸（堿）的電離常數（2）半中和點：HA和NaA等量混合①酸性：HA的電離程度大于NaA的水解程度：c（A－）＞c（Na+）＞c（HA）＞c（H+）＞c（OH－）②堿性：HA的電離程度小于NaA的水解程度：c（HA）＞c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（H+）（3）中和點：原溶液中溶質恰好完全反應生成NaA①特點：溶液的溫度最高；水的電離度最大②溶液酸堿性：溶液顯堿性③微粒濃度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+）（4）中性點：判斷酸或堿稍微過量①溶液成分：NaA和少量的HA②微粒濃度的大小：c（Na+）＝c（A－）＞c（OH－）＝c（H+）（5）半過量點：NaA+NaOH（2∶1）①溶液酸堿性：NaOH溶液過量，溶液顯堿性②微粒濃度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+）（6）倍過量點：NaA+NaOH（1∶1）①溶液酸堿性：NaOH溶液過量，溶液顯堿性②微粒濃度大小：c（Na+）＞c（OH－）＞c（A－）＞c（HA）＞c（H+）2．中和滴定中直線圖像及分析常溫下，向二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示：（1）滴定原理：H2Y+OH－H2O+HY－、HY－+OH－H2O+Y2－（2）滴定過程：隨著NaOH的加入，c（H+）逐漸減小①lg＝lg＝lg逐漸增大②lg＝lg＝lg逐漸減小（3）電離常數：找濃度相等點①a點：lg＝0，c（H2Y）＝c（HY－），Ka1＝＝c（H+）＝10－1.3②e點：lg＝0，c（HY－）＝c（Y2－），Ka2＝＝c（H+）＝10－4.3（4）交點c的特殊性：lg＝lg，c（H2Y）＝c（Y2－）（5）酸式鹽NaHY的酸堿性：比較Ka2和Kh2的相對大小①若Ka2＞Kh2，說明HY－的電離程度大于HY－的水解程度，溶液呈酸性②若Ka2＜Kh2，說明HY－的電離程度小于HY－的水解程度，溶液呈堿性③Kh2＝＝＝10－12.7＜Ka2＝10－4.3，說明NaHY呈酸性3．電解質稀釋圖像分析（1）相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸稀釋圖像①加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大②加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多③無限稀釋，溶液的pH無限接近于7④稀釋過程中，水的電離程度變大⑤稀釋過程中，醋酸的pH變化幅度大（2）相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸稀釋圖像①加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大②加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多③無限稀釋，溶液的pH無限接近于7④稀釋過程中，水的電離程度變大⑤稀釋過程中，鹽酸的pH變化幅度大4．分布系數圖像分布系數圖像是酸堿中和滴定曲線的一種變式，常以pH、分布系數（δ）為橫、縱坐標，結合滴定實驗數據繪制出關系曲線，這里分布系數（δ）代表組分的平衡濃度占總濃度的比值。一元弱酸（HA）二元弱酸（H2A）δ0代表HA，δ1代表A－δ0代表H2A，δ1代表HA－，δ2代表A2－（1）電離常數的計算：找交點（微粒濃度相等點）①pH＝4.76時，c（HA）＝c（A－），Ka（HA）＝＝c（H+）＝10－4.76②pH＝1.2時，c（H2A）＝c（HA－），Ka1（H2A）＝＝10－1.2③pH＝4.1時，c（HA－）＝c（A2－），Ka2（H2A）＝＝10－4.1（2）水解常數的計算①A－的水解常數：Kh＝＝＝1×10－9.24②A2－的水解常數：Kh1＝＝＝1×10－9.9③HA－的水解常數：Kh2＝＝＝1×10－12.8（3）NaHA溶液①溶液的酸堿性：溶液呈酸性（Ka2＞Kh2）②微粒濃度大小：c（Na+）＞c（HA－）＞c（A－）＞c（A2－）＞c（H2A）＞c（H+）＞c（OH－）5．水的電離度圖像（1）c(H+)水和c(OH－)水的關系：在任何情況下都相等（2）溶液對水的電離度的影響①酸和堿抑制水的電離，酸堿性越強，c（H+）水越小②弱鹽促進水的電離，酸堿性越強，c（H+）水越大（3）化學反應過程中c(H+)水的變化①酸和堿反應過程中，恰好中和時，c(H+)水最大②強酸滴定弱酸鹽過程中，c(H+)水變小③強堿滴定弱堿鹽過程中，c(H+)水變小（4）水電離出的氫離子濃度和溶液pH的關系①c(H+)水＝10－5mol·L－1，pH＝5（酸鹽溶液）或9（堿鹽溶液）②c(H+)水＝10－10mol·L－1，pH＝10（堿溶液）或4（酸溶液）③c(H+)水＝10－7mol·L－1，該溶液對水的電離不促進也不抑制，溶液可能呈酸性、堿性和中性混合液溶液酸堿性NH3·H2O和NH4Cl中性CH3COOH和CH3COONa中性NaOH和Na2CO3堿性NH4Cl和HCl酸性（5）實例：鹽酸滴定氨水中由水電離的氫離子濃度隨加入鹽酸體積的變化圖①a點：溶液中全部是NH3·H2O，pH＝11②b點：NH3·H2O和NH4Cl的混合物，溶液呈中性③c點：恰好中和點，全部是NH4Cl溶液，溶液呈酸性④d點：NH4Cl和HCl的混合物，溶液呈酸性6．離子濃度隨離子濃度的變化曲線（1）反應：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq）（2）圖像中的點①曲線上的任意點：表示平衡狀態②曲線上方的點：表示過飽和狀態③曲線下方的點：表示不飽和狀態④恒溫下，平衡只能沿著曲線移動（3）溶液中離子濃度的變化①蒸發不飽和溶液時，電解質離子濃度都增大②蒸發飽和溶液時，電解質離子濃度都不變③稀釋溶液時，電解質離子濃度都減小（4）溶度積常數①只能用曲線上的某點上數據計算Ksp的值，要注意看清橫坐標、縱坐標是c還是lgc（或－lgc）。②在同一曲線上的點，溶度積常數相同③當溶液中離子濃度≤10－5mol·L－1時，可認為該離子沉淀完全，可結合Ksp確定此時另一離子的濃度。（5）根據濃度隨溫度的變化判斷熱效應①若T1＜T2，則該溶解過程吸熱②雖然曲線上溶解度隨溫度的變化幅度大，但實際上變化幅度不大（6）沉淀轉化的平衡常數①方程式：MX（s）+Y－（aq）MY（s）+X－（aq）②表達式：K＝＝7．沉淀滴定曲線（1）滴定終點：曲線上突變點（幾乎垂直于橫軸的線）①此時，溶液中的離子濃度滿足化學式中的計量關系②根據突變點對應的離子濃度，可以求出沉淀的Ksp（2）指示