溶解平衡及Ksp
五沉淀溶解平衡
七、沉淀的转化
PbSO4 Na2S Pb2＋ ＋ SO42－ ＋ S2－ ＋ 2Na + PbS PbSO4 ＋ S2－ PbS ＋ SO42－
由一种难溶物质转化为另一种更难溶的物质，过程是较 容易进行的。我们来讨论转化的条件，若上述两种沉淀溶解平
衡同时存在，则有
七、沉淀的转化
K sp (PbSO4 ) [Pb2 ][SO42 ] 2.53108
解：硫化物MS在盐酸中会发生如下变化：
MS(s) M2+(aq) + S2－(aq) S2 － + H + HS－ HS－+H+ H2 S
总反应 MS(s) +
Ksp [M ][H2S] 2 [H ] K1K 2
2
Ksp 1/K2 1/K1
+ H2S
Kቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
2H+
M2+
K sp K1 K 2
六、沉淀的溶解
使沉淀溶 解所需酸
六、沉淀的溶解
MnS (肉色)
Ksp
ZnS (白色)
CdS (黄色)
CuS (黑色)
HgS (黑色)
1.41015 1.21023 1.01029 8.51045 4.01053
使沉淀溶 解所需酸
醋酸
稀盐酸
浓盐酸
浓硝酸
sp＜
王水
沉淀物与饱和溶液共存，如果能使 Q
例：计算使0.10mol的MnS、ZnS、CuS溶解于1L盐酸中所需盐 酸的最低浓度。(已知：c(H2S饱和溶液)=0.10 mol/L， Ksp(MnS)=1.4×10－15、Ksp(ZnS)=1.2×10－23、 Ksp(CuS)=8.5×10－45)
沉淀溶解平衡、溶度积及计算
例1：将4×10-3mol·L-1的AgNO3溶液与4×10-3mol·L-1 的NaCl溶液等体积混合能否有沉淀析出？ Ksp(AgCl)= 1.8×10-10mol2·L-2 解：只有当 Qc > Ksp时，离子才能生成沉淀。混合后：
⑤ 滴定
左手控制旋塞，右手拿住锥形瓶颈，边滴边振荡；眼 睛要始终注视锥形ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ中溶液的颜色变化。 ⑥ 判断终点并记录实验数据 当看到滴加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变为无 色，且在半分钟内不褪色时。 ⑦ 滴定操作重复三次。
次 待测液体积
标准液体积（Ｌ）
数 （Ｌ） 滴定前 滴定后 实际 平均值
1 2
3
A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点
C
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
2、已知Ag2SO4的KSP 为2.0×10-5，将适量Ag2SO4固
体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag+和SO42浓度随时间变化关系如右图（饱和Ag2SO4溶液中
4、以MnO2为原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu2+、 Pb2+、Cd2+等金属离子，通过添加过量难溶电解质
MnS，可使这些金属离子形成硫化物沉淀，经过滤除
去包括MnS在内的沉淀，再经蒸发、结晶，可得纯净
的MnCl2。根据上述实验事实，可推知MnS具有的相
沉淀溶解平衡计算解读
沉淀溶解平衡计算解读沉淀溶解平衡是指在给定的温度和溶液组成下，固体与溶液之间存在着一种动态平衡，即溶解和沉淀相互转化的现象。
在化学反应中，沉淀溶解平衡是一种重要的现象，对于理解溶解和沉淀的行为以及预测产物的生成有着重要的意义。
A(s) ⇌ A+(aq) + e-B(s) ⇌ B+(aq) + e-根据沉淀溶解平衡的原理，可以得出溶解度积的表达式：Ksp = [A+][B-]其中，[A+]代表A离子的浓度，[B-]代表B离子的浓度。
溶解度积的数值越大，表示凝聚体体相的不稳定性越大，即溶质在溶液中的溶解程度越大。
首先，我们需要确定溶解度积的表达式。
根据已知的化学方程式，我们可以得到A和B离子的配比，然后带入表达式中即可得到溶解度积的表达式。
其次，我们需要确定溶解度积的数值。
根据已知的实验数据，我们可以求解出溶质的摩尔溶解度，即溶液中溶质的摩尔浓度。
然后根据摩尔浓度计算出离子浓度，并代入溶解度积的表达式中，就可以得到溶解度积的数值。
最后，我们需要解读溶解度积的数值。
根据溶解度积的数值大小，可以判断溶质在溶液中的溶解程度。
如果溶解度积的数值很小，接近于零，说明溶质在溶液中的溶解程度很小，即凝聚体稳定性很强，溶液中的离子浓度很低。
如果溶解度积的数值很大，接近于无穷大，说明溶质在溶液中的溶解程度很大，即凝聚体稳定性很弱，溶液中的离子浓度很高。
此外，溶解度积还可以用来预测沉淀的生成。
如果溶解度积的数值超过一些化学反应的Q值（即反应商），说明凝聚体的稳定性较差，沉淀将会生成；而如果溶解度积的数值小于Q值，说明凝聚体的稳定性较好，沉淀将不会生成。
需要注意的是，溶解度积的数值是与温度和溶液组成有关的，因此在计算和解读溶解度积时需要考虑温度和溶液组成的影响。
通常，随着温度的升高，溶解度积的数值会增大，溶质的溶解程度会增加。
综上所述，沉淀溶解平衡的计算和解读对于理解溶解和沉淀的行为以及预测产物的生成有着重要的意义。
通过计算溶解度积的数值，可以判断溶质在溶液中的溶解程度和凝聚体的稳定性，从而了解化学反应的过程和结果。
沉淀溶解平衡计算解读
[Ba2+]=(1.1×10-10mol2L-2)/ (0.352mol/L)
=2.9×10-10molL-1 因为剩余的[Ba2+]< 10-5mol/L 所以有效除去了误食的Ba2+。
交流•研讨
1.溶洞里美丽的石笋、钟乳是如何形成的？
2.海洋中的多彩珊瑚又是怎样生长形成的？
2.沉淀的转化 ZnS沉淀转化为CuS沉淀 观察思考
ZnS(s)
Zn2+(aq)
+
S2-(aq) +
Cu2+(aq)
平衡向右移动
ZnS沉淀转化为CuS沉淀的总反应： ZnS(s) + Cu2+(aq) = CuS(s) + Zn2+
CuS(s)
沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。一种沉淀可转 化为更难溶的沉淀，难溶物的溶解度相差越大，这种转化的 趋势越大。 如：在AgCl(s)中加入NaI溶液可转化为AgI(s)沉淀。 在CaSO4(s)加入Na2CO3溶液可转化为CaCO3(s)沉淀。
因为，剩余的即[SO42-]=1.2×10-8mol/L<1.0×10-5mol/L
所以， SO42-已沉淀完全，即有效除去了SO42-。 已知某一离子浓度， 求形成沉淀所需另一 注意：当剩余离子即平衡离子浓度离子浓度。 ≤10-5mol/L时，认为离子 已沉淀完全或离子已有效除去。
例. 用5%的Na2SO4溶液能否有效除去误食的Ba2+?已知: Ksp(BaSO4)=1.1×10-10mol2L-2 解：5% 的Na2SO4溶液中的[SO42-]≈0.352mol/L,
FeS(s) + Pb2+(aq) = PbS(s) + Fe2+
沉淀溶解平衡整理
、难溶电解质的溶解平衡：一定条件下，强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。
溶解平衡同样具有：等、动、定、变等特征。
溶解平衡的表达式：Mm AnmM n+(aq)+nA m－(aq)溶度积(Ksp)：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。
溶度积(Ksp)的表示方法：MmAn的饱和溶液：Ksp=[c(M n+)]m·[c(A m－)]n溶度积规则：离子积Qc=c(M n+)m·c(A m－)nQc＞Ksp,溶液处于过饱和溶液状态，生成沉淀。
Qc=Ksp,沉淀和溶解达到平衡，溶液为饱和溶液。
Qc＜Ksp,溶液未达饱和，沉淀发生溶解。
说明：1、溶解平衡方程式的书写：注意在沉淀后用(s)标明状态，溶液中用“aq”标明状态，并用“”连接。
如：Ag2S(s)2Ag+(aq)+S2－(aq)2、影响溶解平衡的因素：内因：电解质本身的性质外因：遵循平衡移动原理：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(Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少)。
③同离子效应：在溶液中含有与溶解平衡相同的离子，溶解平衡逆向移动，溶解度减小。
3、溶解平衡的应用主要有：沉淀的溶解、生成和转化三种形式。
（1）.沉淀的生成：Qc＞Ksp可用生成沉淀来分离和除去杂质离子。
①调节pH法：NH4Cl(FeCl3)：加入调节pH至7~8，使p59：4：MgCl2(Fe3＋)：加入或或，最后加入适量盐酸。
②沉淀剂法：沉淀Cu2＋、Hg2＋离子：加入沉淀剂如，使其生成极难溶的SO42－沉淀：选取钙盐还是钡盐？依据？（2）沉淀溶解：Qc＜Ksp①酸溶解法：如CaCO3、 FeS 、 Fe(OH)3、Cu(OH)2②盐溶解法：Mg(OH)2溶解在NH4Cl中的化学方程式的写法Mg(OH)2在水中能使酚酞变红说明什么？（3）配位溶解法：（4）氧化还原法（3）沉淀的转化：溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。
2019备考Ksp难溶共话溶度积 聚散两难两依依
MgCO3 3.5×10－3
Mg(OH)2 1.9×10－13
△
Mg(OH)2 + CO2↑
C．ZnS + 2H2O===Zn(OH)2 + H2S↑ D．Mg(HCO3)2 + 2Ca(OH)2===Mg(OH)2↓+ 2CaCO3↓+ 2H2O
10．判断、计算物质的溶解度：
〖练习 16〗已知 25℃时，Ksp (AgCl)＝1.8×10－10，则在 1mol/L 的盐酸中 AgCl 的溶解度为 〖练习 17〗一定温度下，试推断氢氧化镁在下列物质中的溶解度由大到小的顺序是 ① 0.1 mol·L－1 AlCl3 溶液 ③ 0.1 mol·L－1 KCl 溶液 ② 0.1 mol·L－1 NH4Cl 溶液 ④ 0.1 mol·L－1 KAlO2 溶液
课题：Ksp—难溶共话溶度积 聚散两难两依依
学号
姓名
一．溶解平衡化学用语：
书写下列物质溶解平衡的方程式和溶度积常数 Ksp 的表达式： AgCl： PbSO4： Cu(OH)2： ，Ksp(AgCl)= ，Ksp(PbSO4)= ，Ksp〖Cu(OH)2〗=
二．溶度积规则
某难溶电解质的溶液中任一情况下离子积 Qc 和溶度积 Ksp 的关系：（大多数物质规则如图） ① Qc>Ksp 时，溶液过于饱和，析出沉淀 ② Qc= Ksp 时，饱和溶液，沉淀溶解平衡状态 ③ Qc<Ksp 时，溶液未饱和，无沉淀析出 〖练习 1〗请用化学用语、溶度积规则解释下列事实： ⑴ CaCO3 溶于稀盐酸中：
4
五．冥思苦想 思而不罔 深度练习 觉而不迷
1．已知：25 ℃时，Ksp[M(OH)2]＝3.2×10－11，则此温度下 M(OH)2 饱和溶液的 pH 为（ A．10 B．10 + lg 2 C．10 + 2lg2 D．10－2lg 2 ）
沉淀溶解平衡及相关计算
2．同一类型的难溶电解质，Ksp 大的，其溶解度也大；不同类型的难溶电解质，溶解度 的大小不能用 Ksp 作简单比较，只能通过计算 so 来说明。从上面的 AgCl 与 Ag2CrO4 的 Ksp 与 S 的例子可以充分说明这一点。
3．难溶电解质的简单水合离子的浓度与其摩尔溶解度往往不是等同的。这是由于除了水
溶液中的多相平衡之外，经常还存在着一些其它的重要因素：如水解、配位、同离子
效应等。例如 Ag3PO4 的溶解度为 s0，若不考虑 Ag+离子水解，则[Ag+] = 3 s0；若考虑
PO34- 离子水解，则 [PO34- ] ¹ s0 ，而是
s0
=
[PO34-
]
+
[HPO
24
]
+
[H
2
PO4-
]
+
[H
(3) so 与 Ksp 的关系：
AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl－(aq)
Mg(OH)2(s)
Mg2+(aq) + 2OH－(aq)
s0
s0
Ksp = s02
s0
2 s0
Ksp = s0· (2 s0)2 = 4s03
一般式： AnBm (s)
nAm+ (aq) + mBn- (aq)
Ksp = (n s0 ) n · (m s0) m = nn · mm · ( s0)m + n
开始时，同离子效应起主导作用，PbSO4溶解度降低；但当 Na2SO4(aq)的浓度超过 0.04 mol·dm-3时，PbSO4的溶解度又随着 Na2SO4(aq)浓度的增加而增大，这时盐效应上升为矛盾 的主要方面，所以为使沉淀完全，加沉淀剂的量一般以过量 20%─50%为宜。
沉淀溶解平衡计算
由于人体内胃酸的酸性较强(pH0.9-1.5)，如果服下BaCO3,胃 ，如果服下 由于人体内胃酸的酸性较强 胃 酸会与CO32-反应生成 反应生成CO2和水，使CO32-离子浓度降低，使 和水， 离子浓度降低， 酸会与 Qc < Ksp，使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，使体内的 2+ 的沉淀溶解平衡向右移动，使体内的Ba 浓度增大而引起人体中毒。 浓度增大而引起人体中毒。 BaCO3 Ba2+ + CO32- 所以，不能用 所以，不能用BaCO3作 + 2-不与H+结合生成硫 而SO4 不与 为内服造影剂“钡餐” 为内服造影剂“钡餐”。 胃酸中的H 酸，胃酸中的 +对BaSO4的 H+ 溶解平衡没有影响， 溶解平衡没有影响，Ba2+浓 度保持在安全浓度标准下， 度保持在安全浓度标准下， 所以用BaSO4 作“钡餐”。CO2+H2O 钡餐” 所以用
(2)沉淀的生成 (2)沉淀的生成
溶液与4× 例1：将4×10-3mol•L-1的AgNO3溶液与 ×10-3mol•L-1的NaCl ： × • • 溶液等体积混合能否有沉淀析出 等体积混合能否有沉淀析出？ 溶液等体积混合能否有沉淀析出？Ksp(AgCl)= 1.8×10-10mol2•L-2 × 离子才能生成沉淀。 解：只有当 Qc > Ksp时，离子才能生成沉淀。 混合后： 混合后：[Ag+]=2 ×10-3mol•L-1,[Cl-]= 2 ×10-3mol•L-1 • • • • Qc=[Ag+][Cl-]=2 ×10-3mol•L-1 × 2 ×10-3mol•L-1 =4.0 ×10-6mol2•L-2 >1.8×10-10mol2•L-2 × Qc>Ksp,所以有 所以有AgCl沉淀析出。 沉淀析出。 所以有 沉淀析出
化学知识点高中总结ksp
化学知识点高中总结ksp在化学中，Ksp（溶解度积常数）是指溶液中某种化合物达到饱和时，其溶解度乘积的数值。
具体来说，Ksp是指当某种化合物溶解于水中后，其离子在溶液中的浓度乘积的数值。
Ksp值的大小可以反映出该化合物在水中的溶解程度，从而为我们提供了评估溶解度和溶解平衡的重要参数。
Ksp值的大小与溶解度密切相关，溶解度越大，Ksp值就越大，反之亦然。
对于易溶于水的化合物，其Ksp值通常较大；而对于不易溶于水的化合物，其Ksp值则较小。
Ksp值的大小还可以用来估计溶液中化合物的浓度，从而为溶液的调配和质量控制提供参考。
Ksp值的概念和意义在化学中具有重要的实验和理论意义。
通过Ksp值的测定，我们可以了解化合物在水溶液中的溶解度和溶解平衡，进而为我们的实验设计和数据分析提供重要依据。
同时，Ksp值的不同可以反映出不同化合物在水中的化学性质和溶解特点，从而拓展了我们对溶解动力学和溶解平衡的认识。
溶解度积常数的计算方法和应用Ksp值是溶解度积常数的缩写，用来描述溶解度平衡过程发生的定量关系。
溶解度积常数的计算方法和应用是化学知识中的基础内容，对于化学学习和研究都具有重要意义。
一般来说，溶解度积常数的计算方法与化学平衡常数的计算方法类似。
在溶解度积常数的计算过程中，我们需要了解化合物的溶解平衡反应式，根据平衡反应式编写反应方程，并求解离子浓度的乘积。
通常来说，我们首先需要根据给定的化学方程式写出其离子方程式，然后根据溶解平衡定律进行离子浓度的保持，并进行浓度的计算。
最终根据离子的浓度乘积来求得溶解度积常数的数值。
在化学实验中，溶解度积常数的应用十分广泛。
通过测定化合物在水溶液中的溶解度和溶解平衡，我们可以求解该化合物的Ksp值，并进而对溶解度和溶解平衡进行分析和判定。
通过Ksp值的测定和分析，我们可以了解化合物溶解性的大小和溶解平衡的趋势，从而为实验设计和数据解释提供了重要的依据。
同时，在工业生产和质量控制中，Ksp值的应用也十分重要。
选修1 沉淀溶解平衡知识点
第八讲沉淀溶解平衡一、溶解平衡1．溶解平衡（1）概念：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即达到溶解平衡。
（2）表达式(以AgCl为例)AgCl(s)Ag+(aq)+Cl−(aq)。
2．生成难溶电解质的离子反应的限度（1）25℃时，溶解性与溶解度的关系。
（2）反应完全的标志。
对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10−5 mol·L−1时，反应就达完全。
3.平衡常数（溶度积）K sp①表达式对于一般的溶解平衡：A m B n(s)mA n+(aq)+nB m−(aq)，K sp=[c(A n+)]m·[c(B m−)]n。
①通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Q c的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。
Q c＞K sp：溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；Q c=K sp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；Q c＜K sp：溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
注意事项：①K sp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。
①溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，并不能改变溶度积。
①沉淀的生成和溶解这两个相反过程相互转化的条件是离子浓度的大小，改变反应所需的离子浓度，可使反应向着所需的方向转化。
①只有组成相似的物质（如AgCl与AgI、CaCO3与BaCO3），才能用K sp的相对大小来判断物质溶解度的相对大小。
①K sp小的难溶电解质也能向K sp大的难溶电解质转化，需看溶液中生成沉淀的离子浓度的大小。
二、沉淀反应的应用1．沉淀的生成（1）应用：可利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
（2）条件：①生成沉淀的反应能够发生；②生成沉淀的反应进行得越完全越好：（3）方法：Fe3+ +3NH3·H2O Fe(OH)3↓+3NH4+H2S+Cu2+CuS↓+2H+2．沉淀的溶解（1）含义：减少溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。
沉淀溶解平衡方程式
沉淀溶解平衡方程式溶解平衡是指在溶液中的溶质（通常是固体）与其在溶液中的离子形态之间的平衡关系。
在化学反应中，溶液与固体之间存在着溶解度的平衡，即固体溶解到溶液中的程度与从溶液中沉淀回固体的程度之间的平衡。
溶解平衡方程式描述了溶质的溶解和沉淀过程。
溶解平衡方程式可以用来确定溶解度、溶解度积以及溶解度产物的活度等信息。
在化学反应中，溶解平衡方程式可以用来计算反应的平衡常数和预测反应的方向。
以一般的离子化合物为例，如AB。
在溶液中，该化合物可以溶解为离子A+和离子B-。
溶解度平衡方程式可以写成：AB（固体）⇌A+（溶质）+B-（溶质）该方程式表示离子化合物AB溶解为离子A+和离子B-的过程。
反应符号↔表示溶解过程是一个平衡反应，并且在平衡时溶解度不再发生改变。
溶解平衡方程式可以通过溶解度积常数（Ksp）来描述。
溶度积常数是溶解度产物各离子浓度的乘积，其表达式为：Ksp = [A+][B-]其中[A+]和[B-]分别表示溶液中离子的浓度。
溶度积常数越大，表示溶解度产物离子浓度越高，即离子化合物在溶液中的溶解度越大。
在溶解平衡方程式中，溶解度产物的活度可以通过活度系数来表示。
活度系数是一个校正因子，用来修正理论活度和实际活度之间的差异。
活度系数的表达式一般为γ=a/(C0)，其中a为溶液中的活动物质浓度，C0为溶液中的平均离子浓度。
溶解平衡方程式还可以用于计算反应的平衡常数。
平衡常数（K）是表示反应进程到达平衡时反应物和生成物浓度之比的一个指标。
平衡常数越大，表示反应的平衡向生成物一侧偏移。
溶解平衡方程式还可以用来预测反应的方向。
根据Le Chatelier原理，当溶液中溶解度产物的离子浓度超过它们的溶解度时，将会发生沉淀反应。
反之，当溶液中溶解度产物的离子浓度低于它们的溶解度时，将会出现溶解反应。
总之，溶解平衡方程式是描述溶质在溶液中溶解和沉淀过程的方程式。
它可以用来确定溶解度、溶解度积以及溶解度产物的活度等信息，并用于计算反应的平衡常数和预测反应的方向。
溶解平衡及Ksp剖析
① AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
② AgCl =Ag＋＋Cl－.
①②两个方程式所表示的意义相同吗？
提示：不同。①式表示难溶电解质 AgCl在水溶液中的溶解平衡 ②式是强电解质AgCl在水溶液中的电 离方程式．
(4) 影响难溶电解质溶解平衡的因素 1）内因：电解质本身的性质
第四节 难溶电解质的溶解平衡
一、沉淀溶解平衡
1、溶解度与溶解性的关系
20℃ 易溶 可溶 微溶 难溶 溶解度/g >10 1~10 0.01~1 <0.01
注：没有绝对不溶的物质。溶与不溶是相 对的，不溶一般是指难溶。
滴加KI溶液后,上层清液中 出现黄色沉淀,说明上层清
液中存在Pb2+离子.
上层清液中有I-吗？
①当溶液中残留的离子浓度 <1×10-5mol/L时，沉淀就达到完全。
②易溶电解质只要是饱和溶液也存在 溶解平衡。难溶电解质更易建立溶解 平衡。
2）外因：遵循平衡移动原理 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。
③同离子效应：加入含有相同离子电 解质，平衡向生成沉淀的方向移动. ④其他：
Cr(OH)3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：
Cr(OH)3(s) Cr3+(aq)+3OH—(aq) 常温下，Cr(OH)3的溶度积Ksp＝ c(Cr3+)·c3(OH—)＝10-32，要使c(Cr3+)降 至10-5mol/L，溶液的pH应调至 5 。
已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI) ＝ 1.5×10－16，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，则 下列难溶盐的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺
沉淀溶解平衡知识点
[归纳·助学]
1．难溶电解质的沉淀溶解平衡与溶度积
难溶电解质在溶液中存在沉淀溶解平衡：
M m A n(s) m M n＋(aq)＋n A m－(aq)，
其溶度积K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)。
2．沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的溶解和生成：当溶液的浓度商Q c大于K sp时，沉淀的溶解平衡向左移动，就
会生成沉淀；当Q c小于K sp时，沉淀的溶解平衡向右移动，沉淀就会溶解；
(2)沉淀的转化：由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程。
若难溶电解质类型相同，则K sp
较大的沉淀易转化为K sp较小的沉淀。
与K sp相关的常见错误
(1)溶度积(K sp)的大小只与难溶电解质性质和温度有关，不同的难溶电解质在相同温度
下K sp不同，离子溶度的改变可使沉淀溶解平衡发生移动，但不能改变溶度积。
(2)难溶电解质的K sp越小，溶解度就一定越小，如：常温下，K sp(AgCl)＝1.8×10－10，
K sp(Ag2C r O4)＝2.0×10－12，但溶解度Ag2C r O4大于AgCl。
(3)误认为K sp大的难溶电解质只能向K sp小的难溶电解质转化，反之不可能。
实际上当
两种难溶电解质K sp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现难溶电解质由K sp小的向K sp大的转化。
沉淀溶解平衡溶积及计算
分之一，则应向溶液里加入NaOH溶液，使溶液pH为_6_
二、沉淀溶解平衡的应用
离子的浓度商Qc和浓度积Ksp的关系(溶度积规则)： Qc > Ksp，溶液处于过饱和溶液状态，生成沉淀。 Qc = Ksp，沉淀和溶解达到平衡，溶液为饱和溶液 Qc < Ksp，溶液未饱和，沉淀全部溶解，无沉淀生成。
（1）沉淀的溶解
A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点
C
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
2、已知Ag2SO4的KSP 为2.0×10-5，将适量Ag2SO4固体 溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag+和SO42- 浓 度随时间变化关系如右图（饱和Ag2SO4溶液中c(Ag+)＝ 0.034 mol·L-1）。若t1时刻在上述体系中加入 100mL 0.020 mol·L-1 Na2SO4 溶液，下列示意图中，能正确表
一、沉淀溶解平衡：
PbI2 (s)
Pb2+ + 2I-
Pb2+和I-的沉淀与PbI2固体的溶解达到平衡状态[ V （溶解）= V（沉淀）]即达到沉淀溶解平衡状态。
1、溶度积常数或溶度积(Ksp )：
25℃时， Ksp = [Pb2+][I-]2 = 7.1×10-9 mol3 ·L-3 2、溶度积(Ksp )的性质：
溶度积(Ksp )的大小只与温度有关。 Ksp表示难溶电解质在水中的溶解能力，相同类型的 难溶电解质的Ksp越小，溶解度S越小，越难溶解。
如: Ksp (AgCl) > Ksp (AgBr) > Ksp (AgI) 溶解度： S(AgCl) > S(AgBr) > S(AgI)
铁和铜的沉淀溶解平衡常数
铁和铜的沉淀溶解平衡常数
铁和铜的沉淀溶解平衡常数是指沉淀和溶解反应达到平衡时溶液中铁离子和铜离子的浓度之比。
根据沉淀溶解反应的化学方程式可知，铁的沉淀溶解平衡常数表示为Ksp(Fe)=
[Fe2+][OH-]，其中[Fe2+]为铁离子的浓度，[OH-]为氢氧根离子的浓度。
铜的沉淀溶解平衡常
数表示为Ksp(Cu)= [Cu2+][OH-]，其中[Cu2+]为铜离子的浓度，[OH-]为氢氧根离子的浓度。
要确定铁和铜的沉淀溶解平衡常数值，可以通过实验测定沉淀和溶解反应的平衡浓度，再根据平衡浓度计算平衡常数。
实验过程中可以使用各种分析方法如化学计量、电位滴定等来测定浓度。
但由于沉淀和溶解反应具有动态平衡的特性，因此平衡常数的测定需要严格控制实验条件。
在实际应用中，铁和铜的沉淀溶解平衡常数对于了解它们在溶液中的溶解程度和沉淀产物的稳定性具有重要意义。
通过平衡常数的大小可以判断溶液中铁离子和铜离子的浓度，进而预测它们在溶液中的行为和相互作用。
对于一些实际问题如水质净化、金属腐蚀等，了解铁和铜的沉淀溶解平衡常数有助于指导实际操作和处理。
然而，需要注意的是，实际情况中还可能存在其他因素如温度、溶液酸碱性等，对溶解反应和平衡常数的影响，因此研究时需要综合考虑这些因素。
4、Ksp(溶解平衡常数)知识点讲解及练习-高中化学人教版(2019)选择性必修1(教师版)
（一）沉淀转化的离子方程式&电离方程式和溶解平衡方程式：1、向PbS浊液中加入CuSO4aq，将沉淀转化为CuS(离子反应)：Cu2+(aq)+SO42-(aq)+PbS(s)⇌CuS(s)+PbSO4(s)2、向Mg(OH)2中FeCl3aq，沉淀颜色由白色转化成红褐色(离子反应)：3Mg(OH)2(s)+2Fe3+(aq)⇌2Fe(OH)3(s)+3Mg2+(aq)3、(1)CaCO3电离方程式：CaCO3=Ca2++CO32-(2)CaCO3沉淀溶解平衡：CaCO3(s)⇌Ca2+(aq)+CO32-(aq)（二）记住几组Ksp：例：下表是3种物质的溶解度(20℃)，下列说法正确的是())=c(CO32﹣)，3sp32+c(Mg2+)•c(CO32﹣)=6.82×10﹣6B．用石灰水处理含有Mg2+和HCO3﹣的硬水，发生反应的离子方程式：Mg2++2HCO3﹣+2Ca2++4OH﹣═2CaCO3↓+Mg(OH)2↓+2H2OC．将表中3种物质与水混合，加热蒸干、灼烧，最终的固体产物不相同D．除去粗盐中含有的MgCl2杂质，最佳除杂试剂为Na2CO3溶液（三）规律：1、任何一个离子都有向Ksp更小的方向生成的趋势：例：已知：25 ℃时，K sp[Mg(OH)2]=1.8×10−11，K sp(MgF2)=7.42×10−11，下列说法正确的是A．25 ℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2+)大B．25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化为MgF2C．25 ℃时，在等体积等浓度的氨水、NH4Cl溶液中，Mg(OH)2的K sp前者小于后者D．25 ℃时，在MgF2的悬浊液中通入少量的HF气体，c(Mg2+)减小2、不同类型的沉淀不能通过Ksp直接推出溶解度的大小：×(1)K sp(AB2)小于K sp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度√(2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。
2022年高考化学第二轮复习课时讲义沉淀溶解平衡及Ksp的计算
2022年高考化学第二轮复习课时讲义沉淀溶解平衡及K sp 的计算【明确考纲】1、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
2、理解溶度积(K sp )的含义，能进行相关的计算。
【考情汇总】电解池有关知识在近5年全国卷I 命题角度汇总命题角度考情汇总及分值溶度积大小比较，溶度积计算 2015年全国卷I ，T10，6分；T28(2)，2分 溶度积计算 2016年全国卷I ，T27（3），4分 溶度积计算 2017年全国卷I ，T27（5），2分 碳酸锂沉淀的生成 2018年全国卷I ，T7，6分2019年全国卷I 未涉及 【真题回放】1、（2015·课标全国Ⅰ卷）上述浓缩液中主要含有I －、Cl －等离子，取一定量的浓缩液，向其中滴加AgNO 3溶液，当AgCl 开始沉淀时，溶液中c （I －）c （Cl －）为________，已知K sp (AgCl)＝1.8×10－10，K sp (AgI)＝8.5×10－17。
【解析】 AgI 的溶度积小于AgCl ，当滴加AgNO 3溶液时，AgI 沉淀先生成，AgCl 开始沉淀时，AgI 已经沉淀完全，则c （I －）c （Cl －）＝K sp （AgI ）c （Ag ＋）K sp （AgCl ）c （Ag ＋）＝K sp （AgI ）K sp （AgCl ）＝4.7×10－7。
答案： 4.7×10－72、（2016·课标全国Ⅰ卷）在化学分析中采用K 2CrO 4为指示剂，以AgNO 3标准溶液滴定溶液中的Cl－，利用Ag ＋与CrO 2－4生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。
当溶液中Cl －恰好完全沉淀(浓度等于1.0×10－5mol·L －1)时，溶液中c (Ag ＋)为________mol·L －1，此时溶液中c (CrO 2－4)等于________mol·L －1(已知Ag 2CrO 4、AgCl 的K sp 分别为2.0×10－12和2.0×10－10)。
2022年高考化学第二轮复习课时讲义沉淀溶解平衡及Ksp的计算
2022年高考化学第二轮复习课时讲义沉淀溶解平衡及K sp的计算【明确考纲】1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2．理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
3．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。
4．了解水的电离、离子积常数。
5．了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
6．了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
【考情汇总】电解池有关知识在近5年全国卷I命题角度汇总命题角度考情汇总及分值设计实验证明草酸草酸为二元酸2015年全国卷I，T26（3）②，2分氨水中滴入盐酸有关图像问题2016年全国卷I，T12，6分有关NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）2017年全国卷I，T13，6分溶液中图像问题用氧化还原滴定法测样品中Na2S2O52018年全国卷I，T27(4)，4分的残留量NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾2019年全国卷I，T11，6分【真题回放】1.(2016·全国高考卷Ⅰ)298K时，在20.0mL0.10mol·L－1氨水中滴入0.10mol·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0.10mol·L－1氨水的电离度为1.32 %，下列有关叙述正确的是()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20.0mLC．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【解析】A.向氨水当中滴加稀盐酸，两者等物质的量反应，产物为NH 4Cl ，其溶液显酸性，应选择在酸性范围内变色的指示剂，如甲基橙的变色范围为3.1～4.4。
而酚酞的变色范围是8.2～10.0，在碱性范围内变色，不能作为该滴定的指示剂，故A 项错误。
B.盐酸体积为20mL 时恰好反应生成NH 4Cl ，NH ＋4＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋导致其溶液pH 小于7，而M 点处pH ＝7，故B 项错误。
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某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液 中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳 离子浓度的变化如图所示．据图分析，下列判 断错误的是 B A．Ksp[Fe(OH)3]＜Ksp[Cu(OH)2] B．加适量NH4Cl固体可使溶液由 a点变到b点 C．c、d两点代表的溶液中c(H＋) 与c(OH－)乘积相等 D．Fe(OH)3、Cu(OH)2分别在b、c 两点代表的溶液中达到饱和
第四节
难溶电解质的溶解平衡
一、沉淀溶解平衡
1、溶解度与溶解性的关系
20℃
易溶 可溶
微溶
难溶
溶解度/g >10 1~10 0.01~1 <0.01
注：没有绝对不溶的物质。溶与不溶是相 对的，不溶一般是指难溶。
滴加KI溶液后,上层清液中 出现黄色沉淀,说明上层清 液中存在Pb2+离子.
上层清液中有I-吗？
Cr(OH)3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡： Cr(OH)3(s) Cr3+(aq)+3OH—(aq) 常温下，Cr(OH)3的溶度积Ksp＝ c(Cr3+)· c3(OH—)＝10-32，要使c(Cr3+)降 至10-5mol/L，溶液的pH应调至 5 。
已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI) ＝ 1.5×10－16，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，则 下列难溶盐的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺 序正确的是( C ) A．AgCl＞AgI＞Ag2CrO4 B．AgCl＞Ag2CrO4＞AgI C．Ag2CrO4＞AgCl＞AgI D．Ag2CrO4＞AgI＞AgCl
←
← →
→
↓ ↑
↑
↓
↑ 不变
↓
不变
石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH-(aq)，加入下 列溶液，可使Ca(OH)2减少的是 AB A.Na2CO3溶液 B.AlCl3溶液 C.NaOH溶液 D.CaCl2溶液
3. 溶度积常数 （1）定义：在一定温度下，难溶电解 质形成沉淀溶解平衡状态时，饱和溶液 中各离子浓度化学计量数次方的乘积， 叫溶度积，用Ksp表示。 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Ksp(AgCl) =c(Ag+).c(Cl-)
PbI2在水中溶解平衡
尽管PbI2固体难溶于水， 但仍有部分Pb2＋和 I-
Pb2+ l-
离开固体表面进入溶液， 同时进入溶液的Pb2＋和 I-又会在固体表面沉淀 下来，当这两个过程速 率相等时， Pb2＋和 I的沉淀与PbI2固体的溶 解达到平衡状态即达到 沉淀溶解平衡状态. PbI2固体在水中的沉淀 溶解平衡可表示为：
已知溶度积求溶解度 已知Ksp[Mg(OH)2]=1.810－11，则 Mg(OH)2在pH=12的NaOH溶液中的 溶解度为 A A.1.810－7mol· L－1 B.1.010－5mol· L－1 C.1.010－7mol· L－1 D.1.810－9mol· L－1
溴酸银（AgBrO3）溶解度随温度变 化曲线如图所示，下列说法错误的是 A．溴酸银的溶解 是放热过程 B．温度升高时溴 酸银溶解速度加快 C．60℃时溴酸银 的Ksp约等于 6×10-4
D．若硝酸钾中含有少量溴酸银，可 用重结晶方法提纯 A
4. 溶度积的应用(1)
难溶物 Ksp 溶解度/g
AgCl AgBr Ag I
1.8×10-10 5.4×10-13 8.5×10-17
1.5×10-4 8.4×10-6 2.1×10-7
难溶物 AgCl Ag2CO3
Ksp 溶解度/g 1.8×10-10 1.5×10-4 8.1×10-12 3.45×10-3
溶度积应用（2） ①离子积 AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) Q c=c(Am+)n ·c(Bn-)m Q c称为离子积，其表达式中离子浓度 是任意的.
②溶度积规则
QC > KSP 溶液过饱和，有沉淀析出 QC = KSP 溶液饱和，沉淀与溶解处于 平衡状态 QC < KSP 溶液未饱和，可继续溶解 该难溶电解质
注: Ksp只与难溶电解质本身的性质和 温度有关，与浓度无关。
(2)通式： AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) 则Ksp(AnBm)= cn(Am+) .cm(Bn-)
练习：表示Ag2CrO4、Mg(OH)2的溶 度积
已知溶解度求溶度积 例：在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为 0.74 g，其饱和溶液密度为1 g· mL-1， -3 4 × 10 则该温度下，其离子积为 。 已知常温下BaSO4的溶解度为2.33×10 －4g，则其Ksp为A．2.33×10 C －4 B．1×10－5 C．1×10－10 D．1×10－12
2）外因：遵循平衡移动原理 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。 ③同离子效应：加入含有相同离子电 解质，平衡向生成沉淀的方向移动. ④其他：
AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq)
加入物质 平衡移 C(Ag+) C(Cl-) 动方向
HCl AgNO3 NH3· H2O H2O
例:AgCl的Ksp=1.80×10-10,将0.001 mol/LNaCl和0.001 mol/LAgNO3 溶液等体 积混合,是否有AgCl 沉淀生成. 解: 两溶液等体积混合后, Ag+ 和Cl-浓度都 减小到原浓度的1/2. C(Ag+)=C(Cl-)=1/2×0.001=0.0005(mol/L) 在混合溶液中,则 C(Ag+).C(Cl-) =(0.0005)2=2.5 ×10-7 因为c(Ag+).c(Cl-) ＞Ksp,所以有AgCl 沉淀生 成.
Ksp(AgCl) > Ksp(Ag2CO3), 但 S(AgCl) < S(Ag2CO3)
结论:①对同类型的难溶电解质（如 AgCl、AgBr、AgI）而言， Ksp 越小， 其溶解度也越小。
②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，可通 过比较饱和溶液溶质的物质的量浓度 确定溶解能力强弱。
2、溶解平衡：
AgCl(s)
溶解 沉淀
Ag+(aq) +Cl-(aq)
（1）概念：在一定条件下，当难溶 电解质的溶解速率与溶液中的离子重 新生成沉淀的速率相等时，称为沉淀 溶解平衡。
（2）特征：逆、等、动、定、变 （3）表达式：
AgCl(s)
BaSO4(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq)
Ba2+(aq) + SO42-(aq)
练习：Fe(OH)3、Ag2CrO4溶解平衡表达式
① AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq)
② AgCl =Ag＋＋Cl－. ①②两个方程式所表示的意义相同吗？ 提示：不同。①式表示难溶电解质 AgCl在水溶液中的溶解平衡 ②式是强电解质AgCl在水溶液中的电 离方程式．
(4) 影响难溶电解质溶解平衡的因素 1）内因：电解质本身的性质 ①当溶液中残留的离子浓度 <1×10-5mol/L时，沉淀就达到完全。 ②易溶电解质只要是饱和溶液也存在 溶解平衡。难溶电解质更易建立溶解 平衡。