資源簡介

沉淀溶解平衡及應用
一、沉淀溶解平衡
1.難溶的界定
(1)沒有絕對不溶的電解質，難溶電解質都會發生微量溶解，溶解度小于0.01g即視為難溶
(2)殘留在溶液中的離子濃度小于1×10-5 mol/L，沉淀就達完全
2.沉淀溶解平衡
(1)概念
一定溫度下，當沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等時，形成電解質的飽和溶液，達到平衡狀態，我們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡
(2)溶解平衡的建立
盡管AgCl難溶于水，但仍有部分Ag+和Cl-離開固體表面進入溶液，同時進入溶液的Ag+和Cl-又會在固體表面沉淀下來，當這兩個速率相等時，即達到沉淀溶解平衡狀態
3.表示方法
標明物質狀態和可逆符號：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)
4.溶解平衡的特征
(1)逆：溶解和沉淀互為可逆過程
(2)等：v溶解 = v沉淀
(3)動：動態平衡，溶解和沉淀仍在進行
(4)定：溶液中各離子濃度保持不變
(5)變：當條件改變時，溶解平衡將發生移動
二、影響因素
1.內因
難溶電解質本身的性質(決定因素)
2.外因
(1)溫度： 絕大多數難溶鹽溶解是吸熱過程，溫度升高，平衡正向移動 [氣體、Ca(OH)2除外]
(2)濃度： 加水稀釋，平衡正向移動
(3)同離子效應：加與難溶電解質相同離子，平衡逆向移動 【總結】同離子濃度越大，溶解度越小
(4)反應離子：加反應消耗難溶電解質的離子，平衡正向移動
【例1】將足量AgCl分別加入下列溶液中，AgCl溶解度由大到小的順序是(　B　)
①20ml 0.01 mol·L-1 KCl溶液 ②20ml 0.02 mol·L-1 CaCl2溶液 ③20ml蒸餾水
④20ml 0.03 mol·L-1 HCl溶液 ⑤20ml 0.05 mol·L-1 AgNO3溶液
A.①>②>④>③>⑤ B.③>①>④>②>⑤
C.⑤>③>②>①>④ D.③>④>⑤>②>①
【例2】當氫氧化鎂固體在水中達到沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH－(aq)時，為使Mg(OH)2固體的量減少，需加入少量的(　A　)
A.NH4NO3 B.NaOH
C.MgSO4 D.Na2SO4
三、沉淀溶解平衡的應用
1.沉淀的生成
(1)沉淀劑
【例如】除去污水中重金屬離子(如 Cu2+ 、Hg2+)：以 Na2S、H2S等做沉淀劑，Cu2++S2-=CuS↓、Hg2++S2-=HgS↓
【例1】將4×10-3 mol·L-1的AgNO3溶液與4×10-3 mol·L-1的NaCl溶液等體積混合能否有沉淀析出？Ksp(AgCl) = 1.8×10-10
(2)調節 PH
①除Cu2+中Fe3+：加入CuO或CuCO3或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3，調節PH至3.7~4.67，與Fe3+水解產生的H+反應，促進Fe3+水解，將Fe3+轉化為Fe(OH)3沉淀除去
②除Cu2+中Fe2+：先加入氧化劑(H2O2)將溶液中的Fe2+氧化成Fe3+，再除去Fe3+
氫氧化物 開始沉淀時的pH值 沉淀完全時的pH值(<10-5mol/L)
Cu(OH)2 4.67 6.7
Fe(OH)3 1.48 3.7
(3)同離子效應：增大溶解平衡中某離子濃度， 使平衡向沉淀方向移動
2.沉淀的溶解
(1)加酸：CaCO3 可溶于鹽酸
(2)加鹽：Mg(OH)2 可溶于NH4Cl溶液
3.沉淀的轉化
(1)AgCl、AgI、Ag2S的轉化
實驗操作
實驗現象 有白色沉淀析出 白色沉淀轉化為黃色沉淀 黃色沉淀轉化為黑色沉淀
化學方程式 NaCl+AgNO3=AgCl↓+NaNO3 AgCl+KI=AgI+KCl 2AgI+Na2S=Ag2S+2NaI
實驗結論 AgCl沉淀轉化為AgI沉淀，AgI沉淀又轉化為Ag2S沉淀，溶解度：Ag2S(2)Mg(OH)2與Fe(OH)3的轉化
實驗操作
實驗現象 產生白色沉淀 白色沉淀轉化為紅褐色沉淀
化學方程式 MgCl2+2NaOH=Mg(OH)2↓+2NaCl 3Mg(OH)2+2FeCl3=2Fe(OH)3+3MgCl2
實驗結論 Mg(OH)2沉淀轉化為Fe(OH)3沉淀，溶解度：Fe(OH)3【例2】實驗：①0.1 mol·L－1 AgNO3溶液和0.1 mol·L－1 NaCl溶液等體積混合得到濁液a，過濾得到濾液b和白色沉淀c；②向濾液b中滴加0.1 mol·L－1 KI溶液，出現渾濁；③向沉淀c中滴加0.1 mol·L－1 KI溶液，沉淀變為黃色。下列分析不正確的是(　B　)
A.濁液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl－(aq)
B.濾液b中不含有Ag+
C.③中顏色變化說明AgCl轉化為AgI
D.實驗可以證明AgI比AgCl更難溶
四、溶度積常數
1.概念
在一定溫度下，沉淀達溶解平衡后的溶液為飽和溶液，其離子濃度不再發生變化，溶液中各離子濃度冪之積為常數，叫做溶度積常數(簡稱溶度積)，用Ksp表示
2.表達式
AmBn(s)mAn+(aq)+nBm－(aq) Ksp=cm(An+)·cn(Bm－)
3.影響因素
Ksp的大小只與難溶電解質本身的性質和溫度有關，T越高，Ksp越大 [Ca(OH)2相反]
4.反應條件對沉淀溶解平衡的影響
【例如】AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)
條件 移動方向 c(Ag+) c(Cl-) Ksp
加熱 正 ↑ ↑ ↑
加水 正 不變 不變 不變
加AgCl(s) 不移動 不變 不變 不變
加NaCl(s) 逆 ↓ ↑ 不變
加NaI(s) 正 ↓ ↑ 不變
加AgNO3(s) 逆 ↑ ↓ 不變
通HCl 逆 ↓ ↑ 不變
通H2S 正 ↓ ↑ 不變
5.應用
(1)判斷是否有沉淀
是否沉淀 是否飽和
Qc > Ksp 沉淀 過飽和
Qc = Ksp 平衡 恰好飽和
Qc < Ksp 不沉淀 不飽和
(2)計算
①溶解度
【例1】室溫下Ksp(AgCl)=1.56×10-10，Ksp(Ag2CrO4)=9×10-11，求溶解度
②沉淀轉化平衡常數
【例2】室溫下Ksp(AgCl)=1.8×10-10，Ksp(AgI)=8.5×10-17，求AgCl(s)+I-(aq)AgI(s)+(aq)的平衡常數
③沉淀所需離子濃度、PH
【例3】室溫下Ksp(PbSO4)=1.6×10-8，若將Pb2+完全沉淀，則溶液中c(SO42-)至少為 mol·L-1
【例4】室溫下Ksp[Mg(OH)2]=6.0×10-12，若Mg2+的濃度為6.0 mol·L-1，則溶液的PH > 才可能產生Mg(OH)2沉淀
【例5】某油脂廠廢棄的油脂加氫鎳催化劑主要含金屬Ni、Al、Fe及其氧化物，還有少量其他不溶性物質。采用如下工藝流程回收其中的鎳制備硫酸鎳晶體(NiSO4·7H2O)：
溶液中金屬離子開始沉淀和完全沉淀的pH如下表所示：
金屬離子 Ni2+ Al3+ Fe3+ Fe2+
開始沉淀時(c=0.01 mol·L－1)的pH 7.2 3.7 2.2 7.5
沉淀完全時(c=1.0×10－5 mol·L－1)的pH 8.7 4.7 3.2 9.0
回答下列問題：
利用上述數據，計算Ni(OH)2的Ksp=__________(列出計算式)。如果“轉化”后的溶液中Ni2+濃度為1.0 mol·L－1，則“調pH”應控制的pH范圍是________
【答案】0.01×(107.2－14)2或10－5×(108.7－14)2　3.2～6.2
(3)比較溶解度：看陰陽離子個數比
①相同：Ksp越小，溶解度越小
②不同：根據Ksp計算溶解度
(4)沉淀的轉化
①能否轉化：沉淀由溶解度大的向溶解度小的轉化
②沉淀順序：相同濃度，溶解度小的先沉淀
【例6】已知Ksp(AgCl)=1.56×10-10，Ksp(AgBr) =7.7×10-13，Ksp(Ag2CrO4)=9×10-11。某溶液中含有Cl-、Br-和CrO42-，濃度均為 0.010 mol·L-1，向該溶液中逐滴加入0.010 mol·L-1的AgNO3溶液時，三種陰離子產生沉淀的先后順序為( C )
A.Cl-、Br-、CrO42- B. CrO42-、Br-、Cl-
C.Br-、Cl-、CrO42- D. Br-、CrO42-、Cl-
【結論】CrO42-可作為Ag+滴定Cl-或Br-的指示劑
沉淀溶解平衡曲線
一、Ksp相關
1.Ksp計算
①離子濃度→Ksp
②Ksp→離子濃度
2.Ksp比較
①沉淀的轉化
②沉淀的順序
3.Ksp只與溫度有關
4.不同溫度比較
二、某一點溶液狀態
是否沉淀 是否飽和
Qc > Ksp 沉淀 過飽和
Qc = Ksp 平衡 恰好飽和
Qc < Ksp 不沉淀 不飽和
三、點的移動
看陰陽離子濃度變化
1.溫度
2.濃度
3.同離子效應
【例1】如圖是Ca(OH)2在溫度分別為T1、T2時的沉淀溶解平衡曲線(與曲線Ⅰ對應的Ksp=4×10－6，≈1.6)，下列說法正確的是(　D　)
A.T1B.T1時，P點對應的分散系中分散質粒子直徑小于1 nm
C.加水稀釋時溶液堿性減弱，Z點的溶液可轉化為Q點的溶液
D.Q點的溶液中c(OH－)約為0.0125 mol·L－1
【例2】某溫度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分別在溶液中達到沉淀溶解平衡后，改變溶液pH，金屬陽離子濃度的變化如圖所示。據圖分析，下列判斷錯誤的是(　B　)
A.Ksp[Fe(OH)3]的值小于Ksp[Cu(OH)2]的值
B.加適量NH4Cl固體可使溶液由a點變到b點
C.c、d兩點代表的溶液中c(H+)與c(OH－)乘積相等
D.Fe(OH)3、Cu(OH)2分別在b、c兩點代表的溶液中達到飽和
【例3】25℃時，FeS和ZnS的飽和溶液中，金屬陽離子與S2-的物質的量濃度的負對數關系如圖所示。下列說法正確的是( B )
A.溶解度S(FeS)B.a點表示FeS的不飽和溶液，且c(Fe2+)>c(S2﹣)
C.向b點對應溶液中加入Na2S溶液，可轉化為c點對應的溶液
D.向含有Fe2+和Zn2+的溶液中滴加Na2S溶液，FeS先析出
【例4】25 ℃時，碳酸鉛和碘化鉛在不同溶液中分別達到溶解平衡時-lg c(Pb2+)與-lg c(CO)或-lg c(I－)的關系如圖所示。已知≈100.2，題中涉及濃度的單位為mol/L。下列說法正確的是(　D　)
A.曲線L2表示-lg c(Pb2+)與-lg c(I－)的變化關系
B.25 ℃時，飽和溶液中c(Pb2+)：PbI2C.水的電離程度：p>q
D.反應PbI2(s)+CO(aq)PbCO3(s)+2I－(aq)的平衡常數K=105.1
【例5】已知：pAg=－lg c(Ag+)，Ksp(AgCl)=1×10－12，如圖是向10 mL AgNO3溶液中逐漸加入0.1 mol·L－1的NaCl溶液時，溶液的pAg隨著加入NaCl溶液的體積(單位：mL)變化的圖像。根據圖像所得下列結論不正確的是[提示：Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)](　C　)
A.原AgNO3溶液的物質的量濃度為1 mol·L－1
B.圖中x點滿足c(Ag+)·c(Cl－)=Ksp(AgCl)
C.相同實驗條件下，把0.1 mol·L－1的NaCl換成0.1 mol·L－1 NaI，則圖像中x點的縱坐標小于6
D.相同實驗條件下，若改為0.2 mol·L－1 NaCl溶液時，x點的橫坐標小于100
　沉淀溶解平衡及應用
一、沉淀溶解平衡
1.難溶的界定
(1)沒有絕對不溶的電解質，難溶電解質都會發生微量溶解，溶解度小于0.01g即視為難溶
(2)殘留在溶液中的離子濃度小于 mol/L，沉淀就達完全
2.沉淀溶解平衡
(1)概念
一定溫度下，當沉淀 的速率和沉淀 的速率相等時，形成電解質的飽和溶液，達到平衡狀態，我們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡
(2)溶解平衡的建立
盡管AgCl難溶于水，但仍有部分Ag+和Cl-離開固體表面進入溶液，同時進入溶液的Ag+和Cl-又會在固體表面沉淀下來，當這兩個速率相等時，即達到沉淀溶解平衡狀態
3.表示方法
標明物質狀態和可逆符號：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)
4.溶解平衡的特征
(1)逆：溶解和沉淀互為可逆過程
(2)等：v溶解 = v沉淀
(3)動：動態平衡，溶解和沉淀仍在進行
(4)定：溶液中各離子濃度保持不變
(5)變：當條件改變時，溶解平衡將發生移動
二、影響因素
1.內因
難溶電解質本身的性質(決定因素)
2.外因
(1)溫度： 絕大多數難溶鹽溶解是 過程，溫度升高，平衡 向移動 [氣體、Ca(OH)2除外]
(2)濃度： 加水稀釋，平衡 向移動
(3)同離子效應：加與難溶電解質相同離子，平衡 向移動 【總結】同離子濃度越大，溶解度越
(4)反應離子：加反應消耗難溶電解質的離子，平衡 向移動
【例1】將足量AgCl分別加入下列溶液中，AgCl溶解度由大到小的順序是(　　)
①20ml 0.01 mol·L-1 KCl溶液 ②20ml 0.02 mol·L-1 CaCl2溶液 ③20ml蒸餾水
④20ml 0.03 mol·L-1 HCl溶液 ⑤20ml 0.05 mol·L-1 AgNO3溶液
A.①>②>④>③>⑤ B.③>①>④>②>⑤
C.⑤>③>②>①>④ D.③>④>⑤>②>①
【例2】當氫氧化鎂固體在水中達到沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH－(aq)時，為使Mg(OH)2固體的量減少，需加入少量的(　　)
A.NH4NO3 B.NaOH
C.MgSO4 D.Na2SO4
三、沉淀溶解平衡的應用
1.沉淀的生成
(1)沉淀劑
【例如】除去污水中重金屬離子(如 Cu2+ 、Hg2+)：以 Na2S、H2S等做沉淀劑，Cu2++S2-=CuS↓、Hg2++S2-=HgS↓
【例1】將4×10-3 mol·L-1的AgNO3溶液與4×10-3 mol·L-1的NaCl溶液等體積混合能否有沉淀析出？Ksp(AgCl) = 1.8×10-10
(2)調節 PH
①除Cu2+中Fe3+：加入 或 或 或 ，調節PH至 ，與Fe3+水解產生的H+反應，促進Fe3+水解，將Fe3+轉化為Fe(OH)3沉淀除去
②除Cu2+中Fe2+：先加入氧化劑( )將溶液中的Fe2+氧化成Fe3+，再除去Fe3+
氫氧化物 開始沉淀時的pH值 沉淀完全時的pH值(<10-5mol/L)
Cu(OH)2 4.67 6.7
Fe(OH)3 1.48 3.7
(3)同離子效應：增大溶解平衡中某離子濃度， 使平衡向沉淀方向移動
2.沉淀的溶解
(1)加酸：CaCO3 可溶于鹽酸
(2)加鹽：Mg(OH)2 可溶于NH4Cl溶液
3.沉淀的轉化
(1)AgCl、AgI、Ag2S的轉化
實驗操作
實驗現象 有白色沉淀析出 白色沉淀轉化為黃色沉淀 黃色沉淀轉化為黑色沉淀
化學方程式 NaCl+AgNO3=AgCl↓+NaNO3 AgCl+KI=AgI+KCl 2AgI+Na2S=Ag2S+2NaI
實驗結論 AgCl沉淀轉化為AgI沉淀，AgI沉淀又轉化為Ag2S沉淀，溶解度：Ag2S(2)Mg(OH)2與Fe(OH)3的轉化
實驗操作
實驗現象 產生白色沉淀 白色沉淀轉化為紅褐色沉淀
化學方程式 MgCl2+2NaOH=Mg(OH)2↓+2NaCl 3Mg(OH)2+2FeCl3=2Fe(OH)3+3MgCl2
實驗結論 Mg(OH)2沉淀轉化為Fe(OH)3沉淀，溶解度：Fe(OH)3【例2】實驗：①0.1 mol·L－1 AgNO3溶液和0.1 mol·L－1 NaCl溶液等體積混合得到濁液a，過濾得到濾液b和白色沉淀c；②向濾液b中滴加0.1 mol·L－1 KI溶液，出現渾濁；③向沉淀c中滴加0.1 mol·L－1 KI溶液，沉淀變為黃色。下列分析不正確的是(　　)
A.濁液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl－(aq)
B.濾液b中不含有Ag+
C.③中顏色變化說明AgCl轉化為AgI
D.實驗可以證明AgI比AgCl更難溶
四、溶度積常數
1.概念
在一定溫度下，沉淀達溶解平衡后的溶液為飽和溶液，其離子濃度不再發生變化，溶液中各離子濃度冪之積為常數，叫做溶度積常數(簡稱溶度積)，用Ksp表示
2.表達式
AmBn(s)mAn+(aq)+nBm－(aq) Ksp=
3.影響因素
Ksp的大小只與難溶電解質本身的性質和 有關，T越高，Ksp [Ca(OH)2相反]
4.反應條件對沉淀溶解平衡的影響
【例如】AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)
條件 移動方向 c(Ag+) c(Cl-) Ksp
加熱
加水
加AgCl(s)
加NaCl(s)
加NaI(s)
加AgNO3(s)
通HCl
通H2S
5.應用
(1)判斷是否有沉淀
是否沉淀 是否飽和
Qc > Ksp
Qc = Ksp
Qc < Ksp
(2)計算
①溶解度
【例1】室溫下Ksp(AgCl)=1.56×10-10，Ksp(Ag2CrO4)=9×10-11，求溶解度
②沉淀轉化平衡常數
【例2】室溫下Ksp(AgCl)=1.8×10-10，Ksp(AgI)=8.5×10-17，求AgCl(s)+I-(aq)AgI(s)+(aq)的平衡常數
③沉淀所需離子濃度、PH
【例3】室溫下Ksp(PbSO4)=1.6×10-8，若將Pb2+完全沉淀，則溶液中c(SO42-)至少為 mol·L-1
【例4】室溫下Ksp[Mg(OH)2]=6.0×10-12，若Mg2+的濃度為6.0 mol·L-1，則溶液的PH > 才可能產生Mg(OH)2沉淀
【例5】某油脂廠廢棄的油脂加氫鎳催化劑主要含金屬Ni、Al、Fe及其氧化物，還有少量其他不溶性物質。采用如下工藝流程回收其中的鎳制備硫酸鎳晶體(NiSO4·7H2O)：
溶液中金屬離子開始沉淀和完全沉淀的pH如下表所示：
金屬離子 Ni2+ Al3+ Fe3+ Fe2+
開始沉淀時(c=0.01 mol·L－1)的pH 7.2 3.7 2.2 7.5
沉淀完全時(c=1.0×10－5 mol·L－1)的pH 8.7 4.7 3.2 9.0
回答下列問題：
利用上述數據，計算Ni(OH)2的Ksp=__________(列出計算式)。如果“轉化”后的溶液中Ni2+濃度為1.0 mol·L－1，則“調pH”應控制的pH范圍是________
(3)比較溶解度：看陰陽離子個數比
①相同：Ksp越小，溶解度越________
②不同：根據Ksp計算溶解度
(4)沉淀的轉化
①能否轉化：沉淀由溶解度________的向溶解度________的轉化
②沉淀順序：相同濃度，溶解度________的先沉淀
【例6】已知Ksp(AgCl)=1.56×10-10，Ksp(AgBr) =7.7×10-13，Ksp(Ag2CrO4)=9×10-11。某溶液中含有Cl-、Br-和CrO42-，濃度均為 0.010 mol·L-1，向該溶液中逐滴加入0.010 mol·L-1的AgNO3溶液時，三種陰離子產生沉淀的先后順序為( )
A.Cl-、Br-、CrO42- B. CrO42-、Br-、Cl-
C.Br-、Cl-、CrO42- D. Br-、CrO42-、Cl-
【結論】CrO42-可作為Ag+滴定Cl-或Br-的指示劑
沉淀溶解平衡曲線
一、Ksp相關
1.Ksp計算
①離子濃度→Ksp
②Ksp→離子濃度
2.Ksp比較
①沉淀的轉化
②沉淀的順序
3.Ksp只與溫度有關
4.不同溫度比較
二、某一點溶液狀態
是否沉淀 是否飽和
Qc > Ksp 沉淀 過飽和
Qc = Ksp 平衡 恰好飽和
Qc < Ksp 不沉淀 不飽和
三、點的移動
看陰陽離子濃度變化
1.溫度
2.濃度
3.同離子效應
【例1】如圖是Ca(OH)2在溫度分別為T1、T2時的沉淀溶解平衡曲線(與曲線Ⅰ對應的Ksp=4×10－6，≈1.6)，下列說法正確的是(　　)
A.T1B.T1時，P點對應的分散系中分散質粒子直徑小于1 nm
C.加水稀釋時溶液堿性減弱，Z點的溶液可轉化為Q點的溶液
D.Q點的溶液中c(OH－)約為0.0125 mol·L－1
【例2】某溫度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分別在溶液中達到沉淀溶解平衡后，改變溶液pH，金屬陽離子濃度的變化如圖所示。據圖分析，下列判斷錯誤的是(　　)
A.Ksp[Fe(OH)3]的值小于Ksp[Cu(OH)2]的值
B.加適量NH4Cl固體可使溶液由a點變到b點
C.c、d兩點代表的溶液中c(H+)與c(OH－)乘積相等
D.Fe(OH)3、Cu(OH)2分別在b、c兩點代表的溶液中達到飽和
【例3】25℃時，FeS和ZnS的飽和溶液中，金屬陽離子與S2-的物質的量濃度的負對數關系如圖所示。下列說法正確的是( )
A.溶解度S(FeS)B.a點表示FeS的不飽和溶液，且c(Fe2+)>c(S2﹣)
C.向b點對應溶液中加入Na2S溶液，可轉化為c點對應的溶液
D.向含有Fe2+和Zn2+的溶液中滴加Na2S溶液，FeS先析出
【例4】25 ℃時，碳酸鉛和碘化鉛在不同溶液中分別達到溶解平衡時-lg c(Pb2+)與-lg c(CO)或-lg c(I－)的關系如圖所示。已知≈100.2，題中涉及濃度的單位為mol/L。下列說法正確的是(　　)
A.曲線L2表示-lg c(Pb2+)與-lg c(I－)的變化關系
B.25 ℃時，飽和溶液中c(Pb2+)：PbI2C.水的電離程度：p>q
D.反應PbI2(s)+CO(aq)PbCO3(s)+2I－(aq)的平衡常數K=105.1
【例5】已知：pAg=－lg c(Ag+)，Ksp(AgCl)=1×10－12，如圖是向10 mL AgNO3溶液中逐漸加入0.1 mol·L－1的NaCl溶液時，溶液的pAg隨著加入NaCl溶液的體積(單位：mL)變化的圖像。根據圖像所得下列結論不正確的是[提示：Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)](　　)
A.原AgNO3溶液的物質的量濃度為1 mol·L－1
B.圖中x點滿足c(Ag+)·c(Cl－)=Ksp(AgCl)
C.相同實驗條件下，把0.1 mol·L－1的NaCl換成0.1 mol·L－1 NaI，則圖像中x點的縱坐標小于6
D.相同實驗條件下，若改為0.2 mol·L－1 NaCl溶液時，x點的橫坐標小于100
　

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