沉淀-溶解反应解读
沉淀-溶解反应解读
安徽科技学院理学院《普通化学》教案（六）第六章 沉淀-溶解反应6.1难溶电解质的沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡：当沉淀速率和溶解速率相等时就达到沉淀溶解平衡。
特点：反应的特点是在反应过程中伴随着物相的变化，属于多相平衡。
2、溶度积：以固体AgCl 置于水中为例：AgCl(s) Ag +(aq) + Cl －(aq)（1）饱和溶液：在一定温度下，AgCl 达到沉淀溶解平衡时的溶液。
对于任一难溶电解质的沉淀溶解平衡：A mB n (s) mA n+(aq) + nB m-(aq)K θsp = [c eq (A n+)/c Ө]m [c eq (B n －)/c Ө]n（6-1）（2）溶度积常数（溶度积）：K θsp 大小表示难溶电解质溶解趋势。
（3）K θsp 的特点：K θsp 与沉淀的量及离子的浓度变化无关；K θsp 随温度的升高而增大，但温度的影响并不显著。
（4）溶解度：难溶电解质在水中的溶解趋势还可以用溶解度s 来表示。
溶度积和溶解度可以互相换算，换算时必须注意浓度单位，要把溶解度的单位换算成物质的量浓度单位(即mol ∙dm －3)。
【例6.1】298K 时，AgCl 的溶解度为1.92×10-4g ／100gH 2O ，求该温度下AgCl 的K θsp 。
【解】 设AgCl 的溶解度为s ，溶度积为K θsp∵ = 1g ∙cm -3，∴ s = 1.01441092.14⨯⨯- = 1.33×10-5 mol ∙dm -3AgCl(s) Ag +(aq) + Cl -(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3s sK θsp=[c eq (Ag +)/c Ө][c eq (Cl -)/c Ө]=(s/c Ө )2=(1.33×10-5)2=1.77×10-10【例6.2】 己知室温时K θsp (BaSO 4)=1.07×10－10、K θsp[Mg(OH)2]＝5.61×10-12、 K θsp(Ag 2CrO 4)＝1.12×10-12，求它们的溶解度s 。
六章难溶强电解质的沉淀-溶解平衡讲解学习
（二） 发生氧化还原反应使沉淀溶解 在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入
某种氧化剂或还原剂，与难溶电解质的阳离子或 阴离子发生氧化还原反应，使 J Ksp ，导致难溶 强电解质的沉淀溶解。
（三） 生成配位个体使沉淀溶解 在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入
某种电解质，与难溶强电解质的阳离子或阴离子 生成配离子，使 J Ksp ，导致难溶电解质沉淀溶 解。
对于沉淀-溶解反应：
M v A v (s) v M z(a q ) v A z(a q )
其反应商为：
J [c (M z)/c]v [c (A z)/c]v
沉淀-溶解反应的摩尔吉布斯自由能变为：
rG m R TlnK spR TlnJ
由上式可以得出如下结论：
（1）当K sp J 时，rGm 0 ，沉淀-溶解反应 正向进行。
实现分步沉淀的最简单方法是控制沉淀剂的浓 度。
例题
实现分步沉淀的另一种方法是控制溶液 pH, 这种方法只适用于难溶强电解质的阴离子是弱酸 根或 OH- 两种情况。
例题
二、沉淀的转化
把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，称为沉 淀的转化。沉淀转化反应的进行程度，可以利用反 应的标准平衡常数来衡量。
沉淀转化反应的标准平衡常数越大，沉淀转化 反应就越容易进行。若沉淀转化反应的标准平衡常 数太小，沉淀转化反应将是非常困难，甚至是不可 能的。
例题
（2）当 K sp J 时，rGm 0 ，沉淀-溶解反应 处于平衡状态，此时的溶液为饱和溶液。
（3）当 K sp J 时，rGm 0 ，沉淀-溶解反 应逆向进行，有沉淀析出。
这就是沉淀 - 溶解平衡的反应商判据，也称 溶度积规则。
二、沉淀的生成
沉淀的生成与溶解
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2、沉淀的溶解
(1)实质:是设法不断移去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
(2) 必要条件： Qc < Ksp ，
(3)方法 ①酸（碱）溶解法 例：CaCO3易溶于H2CO3,易溶于HCl 例：Al(OH)3既溶于HCl，又溶于NaOH ②难溶于水的电解质溶于某些盐溶液
BaSO4(s)
Ba2 +(aq)+SO42- (aq)
硫酸中硫酸根浓度大，使平衡左移 有利于沉淀生成。
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例:已知AgI的Ksp=8.5×10-17,AgCl的 Ksp=1.8×10-10.在含有0.01mol/LNaI和 0.01mol/LNaCl的溶液中，逐滴加入
AgNO3溶液，先析出什么沉淀？
S + NO + H2O
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如何控制pH值？（讨论）
加入氢氧化铜或碱式碳酸铜或氧化铜，调 节ＰＨ至３～４，铁离子全部转化为氢氧 化铁沉淀除去
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③氧化还原法
开始沉淀时的
氢氧化物
pH值 （0.1mol/L）
Fe(OH)2 Cu(OH)2 Fe(OH)3
6.34 4.67 1.48
沉淀完全时的 pH值
(＜10-5 mol/L)
分析：只有当 Qc > Ksp时，离子才能生成 沉淀
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②调pH
已知： 开始沉淀时的 沉淀完全时的pH
氢氧化物
pH值 （0.1mol/L）
值 (＜10-5 mol/L)
Cu(OH)2 Fe(OH)3
4.67 1.48
实验五离解平衡和沉淀-溶解平衡解读
四、实验内容
1.弱电解质的同离子效应 (1) 在两支试管中加入各2ml0.10mol/LHAc溶液和1滴 甲基橙，在另一支试管中加入固体 NH4Ac 少许， 振摇使之溶解，观察溶液盐的变化，与另一支试 管进行比较，解释之。 (2)参照上述步骤，自行设计简单实验，证实弱碱溶 液中的同离子效应。
5.沉淀的溶解 （1） 取0.1 mol/LMgCl2溶液10滴，并逐滴加入2 mol/L NH3•H2O6滴观察现象，然后逐滴加入1 mol/L NH4Cl溶液，观察现象，解释并写出有关反应方程式。 （2）在试管中加入饱和(NH4)2C2O45滴、0.1mol/LCaCl2 溶液5滴，观察现象，然后逐滴加入2 mol/LHCl溶液，振 荡，观察现象，解释并写出有关反应方程式。 （3）试管中加入2ml蒸馏水，加入0.1mol/LPb(NO3)1 滴和0.1mol/LKI溶液2滴，振荡试管，观察沉淀颜色和 形状，然后加入少量固体NaNO3，振荡，观察现象， 解释之。
（4）取1ml 0.1 mol/LAgNO3溶液，加入2 mol/L氨水1 滴，观察现象，再继续逐滴加入2 mol/L氨水，观察现 象，解释之。 （5）取0.1 mol/LZnCl2溶液10滴，逐滴加入0.1 mol/LNaOH溶液，观察现象，解释并写出反应方程式。
6.分步沉淀 （1）在试管中加入1滴0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液和2滴 0.1 mol/L AgNO3，再加入1滴逐滴加入0.1 mol/L KI溶液， 观察沉淀的颜色和形状、根据沉淀颜色的变化和溶度 积规则，判断哪一种难溶物先沉淀？
2.盐类水解 （1） 配制试剂及初步实验： 配制100ml0.1mol/L的 NaCl 、 NaAc、 NH4Cl 、 NH4Ac溶液、用pH试纸和pH计测定其pH、一 并测出蒸馏水的pH。 在两支试管中各加入3mL蒸馏水、然后分别加入少 量固体Fe(NO3)•9H2O和BiCl3、振荡、观察现 象、测其pH值、解释之。 （2）取上面制得的NaAc溶液、加1滴酚酞指示 剂、加热、观察溶液颜色变化、并解释之。
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。
化学反应中的溶解和沉淀知识点总结
化学反应中的溶解和沉淀知识点总结化学反应是物质之间发生变化的过程，其中涉及到溶解和沉淀两种常见的现象。
溶解是指溶质与溶剂相互作用使溶质分子或离子被溶解在溶剂中，而沉淀则是在反应中形成不溶于溶液的固体物质。
本文将对化学反应中的溶解和沉淀进行知识点总结。
一、溶解溶解是指溶质与溶剂之间发生相互作用，使溶质分散在溶剂中形成均匀的溶液。
溶解通常涉及到溶解度、饱和溶解度和离子溶解等概念。
1. 溶解度：指单位溶剂中能够溶解的溶质的最大量。
溶解度与温度和压力有关，通常用克/100克溶剂、摩尔/升或其他单位表示。
2. 饱和溶解度：指在给定条件下，溶剂中已经溶解的溶质量达到最大值的状态。
此时的溶液称为饱和溶液。
饱和溶液的溶解度取决于温度，温度升高通常会使溶解度增大。
3. 离子溶解：离子溶解是指当离子化合物溶解在水中时，其离子会与水分子进行相互作用形成水合离子。
例如，氯化钠（NaCl）溶解时，成为钠离子（Na+）和氯离子（Cl-）的水合离子。
二、沉淀沉淀是指在化学反应中形成不溶于溶液的固体物质。
沉淀通常与溶解度、溶液浓度等因素有关，以下是一些与沉淀相关的知识点。
1. 沉淀反应：沉淀反应是指在化学反应中生成沉淀的反应。
通常涉及到两种反应物溶液混合后产生的固体产物，这些固体产物会沉淀到溶液底部形成沉淀物。
2. 溶解度积：溶解度积是指在饱和溶液中，离子化合物的离子浓度之间的乘积。
对于一般的溶解度积反应，当离子浓度乘积大于溶解度积时，产生沉淀。
3. 沉淀规律：对于一些沉淀物，其生成的条件往往与溶解度有关。
例如，当溶液中的离子浓度超过其溶解度时，就会生成沉淀。
此外，一些其他因素如温度变化、溶液酸碱性等也会影响沉淀的生成。
三、应用实例溶解和沉淀在化学中有着广泛的应用，以下是一些常见的应用实例。
1. 盐类结晶：通过溶解离子化合物，在适当条件下使其溶解度超过饱和溶解度，然后进行结晶操作，从而得到纯净的盐类物质。
2. 沉淀析出：在一些化学反应中，通过反应生成的沉淀物可以用作分离、纯化和分析物质的工具。
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+
溶液的沉淀反应和溶解反应
溶液的沉淀反应和溶解反应一、引言在化学中，溶液是一种将溶质溶解在溶剂中形成的混合物。
溶液可以发生多种反应，其中包括溶液的沉淀反应和溶解反应。
本文将对这两种反应进行详细探讨，并分析它们在化学实验和工业中的应用。
二、沉淀反应1. 沉淀反应的定义沉淀反应是指当两种溶液混合时，溶液中某些离子会以无法形成溶解物的形态，在溶液中生成可见的固体颗粒沉淀的过程。
这种沉淀物通常是一种离子间的化合物。
2. 沉淀反应的实验现象在进行沉淀反应实验时，可以添加试剂A和试剂B的混合物。
当两者混合后，如果形成 visible solid particles，即可认为发生了沉淀反应。
例如，当添加氯化钠溶液到硝酸银溶液中时，会产生可见的白色氯化银沉淀。
3. 沉淀反应的化学方程式沉淀反应的化学方程式需要根据反应过程中产生的离子进行推导。
以下是一些常见的沉淀反应方程式示例：- AgNO3（硝酸银）+ NaCl（氯化钠）→ AgCl（氯化银）↓ + NaNO3（硝酸钠）- Pb(NO3)2（硝酸铅）+ 2KI（碘化钾）→ PbI2（碘化铅）↓ +2KNO3（硝酸钾）4. 沉淀反应的应用沉淀反应在日常生活和实验室中具有广泛的应用。
例如，在水处理过程中，通过沉淀反应可以去除水中的污染物。
实验室中常用沉淀反应来检测物质的存在和浓度，或者用于分离和纯化化合物。
三、溶解反应1. 溶解反应的定义溶解反应是指将固体物质通过与溶剂的相互作用转变为离子或分子，从而形成溶液的过程。
在溶解反应中，固体被溶解于溶液中而不产生新的物质。
2. 溶解反应的实验现象溶解反应的实验现象通常是固体物质完全消失，转变为液体或气体状态，并与溶剂形成均匀的混合物。
例如，将食盐颗粒加入水中，食盐颗粒会逐渐消失，形成透明的盐水。
3. 溶解反应的化学方程式溶解反应的化学方程式通常以离子或分子的形式表示。
以下是一些常见的溶解反应方程式示例：- NaCl（氯化钠）→ Na+（钠离子）+ Cl-（氯离子）- H2O（水）→ H+（氢离子）+ OH-（氢氧根离子）4. 溶解反应的应用溶解反应在日常生活和工业中起着重要作用。
沉淀溶解平衡知识点
沉淀溶解平衡知识点沉淀溶解平衡是化学中重要的概念之一，它描述了在某种条件下溶液中发生的物质的沉淀和溶解的平衡状态。
在化学反应中，物质可以从溶液中沉淀出来，也可以从固体状态溶解到溶液中。
了解沉淀溶解平衡的知识，对于理解和控制化学反应过程具有重要意义。
本文将介绍沉淀溶解平衡的基本概念和相关的知识点。
一、溶液的溶解度溶解度是指在一定条件下溶液中能溶解的物质的最大量。
不同物质的溶解度受到温度、压力、溶剂性质等因素的影响。
一般来说，温度升高可以增加物质的溶解度，而压力的变化对溶解度的影响较小。
溶解度的测定方法有多种，常用的包括测定饱和溶液中物质的质量、体积和浓度等。
二、溶液中物质的沉淀和溶解当一个物质溶解到溶液中，溶液中的浓度随之增加。
当溶液中物质的浓度超过其溶解度时，就会发生沉淀反应，即物质从溶液中沉淀出来形成固体颗粒。
沉淀的过程可以用沉淀反应方程式来描述，例如：AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)其中，AgNO3和NaCl是溶解物质，AgCl是沉淀物质，NaNO3是剩余的溶解物质。
相反，当溶液中物质的浓度低于其溶解度时，就会发生溶解反应，即固体物质从溶质态转变为溶质态。
溶解的过程也可以用溶解反应方程式来描述。
三、溶解度积常数在沉淀溶解平衡中，溶液中沉淀物质的浓度和溶解物质的浓度之间存在一个定量关系，这个关系由溶解度积常数来表示。
溶解度积常数是指在特定温度下，溶解物质溶解生成的离子在溶液中的浓度的乘积。
对于沉淀反应，溶解度积常数是沉淀物质的溶解度的平方，例如：Ksp = [Ag+][Cl-]其中，Ksp是溶解度积常数，[Ag+]和[Cl-]分别是溶液中银离子和氯离子的浓度。
溶解度积常数的大小可以反映溶解物质的溶解性，当Ksp值较大时，表示溶解度较高，溶解物质较易溶解。
四、影响沉淀溶解平衡的因素沉淀溶解平衡受到多种因素的影响，包括温度、浓度、压力和溶剂性质等。
【知识解析】难溶电解质的沉淀溶解平衡
难溶电解质的沉淀溶解平衡1 沉淀溶解平衡的建立生成沉淀的离子反应之所以能够发生，在于生成物的溶解度很小，但生成的沉淀并不是绝对不溶。
如AgCl在溶液中存在两个过程：一方面，在水分子作用下，少量Ag＋和Cl－脱离AgCl 的表面进入水中——溶解；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl的表面析出——沉淀。
在一定温度下，当v溶解＝v沉淀时，得到AgCl的饱和溶液，即建立动态平衡：AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）2 沉淀溶解平衡在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即达到沉淀溶解平衡状态。
3 沉淀溶解平衡的特征4 沉淀溶解平衡的表达式M m A n（s）m M n＋（aq）＋n A n－（aq）难溶电解质用“s”标明状态，溶液中的离子用“aq”标明状态，并用“”连接。
如Ag2S （s）2Ag＋（aq）＋S2－（aq）。
注意易溶电解质作溶质时，如果是饱和溶液，存在沉淀溶解平衡。
如饱和食盐水中存在的沉淀溶解平衡为NaCl（s）Na＋（aq）＋Cl－（aq），向饱和食盐水中滴入浓盐酸，可以清楚地观察到有晶体析出。
5 沉淀溶解平衡的影响因素内因难溶电解质本身的性质。
不存在绝对不溶的物质；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶物质的饱和溶液也存在沉淀溶解平衡外因温度升高温度，多数平衡向沉淀溶解方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca（OH）2的沉淀溶解平衡浓度加水稀释，平衡向沉淀溶解方向移动同离子效应向平衡体系中加入与难溶电解质中相同的离子，平衡向生成沉淀的方向移动其他向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子时，平衡向沉淀溶解方向移动名师提醒物质的溶解性与溶解度的关系（20 ℃）1．物质的溶解性与溶解度的关系（数轴记忆法）：2．难溶物质是指溶解度小于0.01 g的物质，其溶解度很小，但不会等于0。
溶解是绝对的，不溶是相对的，没有绝对不溶的物质。
考点47_沉淀的溶解平衡及其应用-高考化学一轮复习过考点(解析版)
考点47 沉淀的溶解平衡及其应用一、难溶电解质的沉淀溶解平衡1．25 ℃时，溶解性与溶解度的关系溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度>10 g 1～10 g 0.01～1 g <0.01 g 2.难溶电解质的沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的建立(2)沉淀溶解平衡方程式以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)溶解沉淀Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
特别提醒沉淀溶解平衡方程式各物质要标明聚集状态。
(3)沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Ag＋与Cl－的反应不能完全进行到底。
一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5 mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。
3．难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素(1)内因(决定因素)：难溶电解质本身的性质。
(2)外因：温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。
(3)实例分析已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当改变下列条件时，对该沉淀溶解平衡的影响，填写下表(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)：条件改变移动方向c(Mg2＋) c(OH－)加少量水正向移动不变不变升温正向移动增大增大加MgCl2(s) 逆向移动增大减小加盐酸正向移动增大减小加NaOH(s) 逆向移动减小增大特别提醒大多数电解质溶解度随温度的升高而增大，但有许多例外，如Ca(OH)2，温度越高，溶解度越小。
二、溶度积常数1．概念难溶电解质的沉淀溶解平衡常数称为溶度积常数，简称溶度积，符号为K sp，K sp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力。
2．表达式A mB n(s)m A n＋(aq)＋n B m－(aq)K sp＝c m(A n＋)·c n(B m－)。
如：Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)K sp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)。
3．影响因素溶度积K sp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关。
化学反应中的沉淀与溶解度知识点总结
化学反应中的沉淀与溶解度知识点总结化学反应是物质发生变化的过程，其中涉及了许多重要的概念和知识点。
本文将对化学反应中的沉淀与溶解度进行总结，以帮助读者更好地理解这一内容。
1. 沉淀反应沉淀反应是指在两种溶液混合时，生成的产物中有一种或多种是不溶于溶液中的物质，从而在溶液中沉淀下来的反应过程。
这些沉淀物可以是单质、化合物或离子。
2. 沉淀物的生成条件沉淀物的生成与其溶解度有关。
如果溶液中的离子浓度超过了该沉淀物的溶解度，就会生成沉淀物。
以下是沉淀物生成的条件：- 高浓度溶液：当溶液中某种物质的浓度增加时，溶剂无法继续溶解物质，产生过饱和溶液，从而形成沉淀物。
- 温度变化：在一些反应中，溶解物质的溶解度会随着温度的升高或降低而改变。
- 添加沉淀物：当沉淀物作为反应的一部分添加到溶液中时，可以促使更多的沉淀物生成。
3. 溶解度溶解度是指在一定温度下，单位溶剂中能溶解溶质的最大量。
它是不同溶质在相同溶剂中溶解程度的比较指标。
通常用摩尔溶解度表示，单位为mol/L。
4. 影响溶解度的因素溶解度受多种因素影响，包括以下几个方面：- 温度：溶解度一般随着温度的升高而增加，但也有例外情况。
例如，氧气在水中的溶解度随着温度的升高而降低。
- 压力：固体溶解度对压力变化不敏感，而气体溶解度则随压力的增加而增加。
- 溶剂的性质：溶剂的极性与溶解度有关，极性溶剂通常可以溶解极性物质，而非极性溶剂则不易溶解极性物质。
- 溶质的性质：溶质的分子结构和极性也会影响其在溶剂中的溶解度。
例如，极性溶质在极性溶剂中溶解度较高。
5. 溶解度曲线溶解度曲线可以表示在不同温度下溶质的溶解度变化。
典型的溶解度曲线通常是随着温度的升高而递增或递减的。
在溶解度曲线上，可以找到一个特定的温度点，称为饱和温度。
在这个温度下，溶质的溶解度与溶液中已溶质的浓度相平衡。
总结：化学反应中的沉淀与溶解度是重要的概念和知识点。
沉淀反应是指在溶液中沉淀出不溶于溶剂的物质。
沉淀溶解知识点总结
沉淀溶解知识点总结一、沉淀与溶解的定义1. 沉淀：指在溶液中发生的析出现象，通常是由两种溶液混合后发生的化学反应导致的，称为沉淀反应。
在沉淀反应中，会生成一种或多种不溶于溶剂的沉淀物。
2. 溶解：指一种物质在溶剂中发生溶解的过程。
通常情况下，溶解是指固体在液体中的溶解,也有液体与液体溶解、气体在液体中的溶解。
二、沉淀与溶解的条件1. 沉淀的条件：通常来说，沉淀是由两种溶液中的两种离子发生置换反应而产生，其条件包括：两种离子在溶液中能够相遇；发生化学反应形成不溶的沉淀物；沉淀物的溶解度相当小，不能在溶液中保持稳定。
2. 溶解的条件：溶解的过程主要受到温度、溶剂种类、溶质的性质等因素的影响。
通常情况下，随着温度的升高，溶解度会增加，而溶质的溶解度则会因溶质的性质以及溶剂的种类而有所不同。
三、沉淀与溶解的实验方法1. 沉淀反应实验：进行沉淀反应实验时，首先要准备两种带电离状态的溶液，然后将它们混合在一起，观察是否会产生沉淀。
如果产生沉淀，则可以通过过滤得到沉淀物，并进行一些化学性质分析。
2. 溶解性实验：进行溶解性实验时，通常是将固态物质加入到溶剂中加热，观察其是否能够溶解。
也可以通过测定溶解度的大小来进行溶解性实验。
四、常见的沉淀反应1. 金属与酸的反应：通常情况下，金属与强酸反应会生成金属的盐和氢气。
其中，生成的金属盐通常是可溶的，但在一些情况下也会生成沉淀物，例如铜与硫酸的反应会生成不溶的硫酸铜沉淀。
2. 双水材小离子反应：双水材小离子反应可以根据双方离子在溶液中是否能相互置换来分为两类，一类是生成不溶沉淀的。
例如铅离子在硫酸根离子作用下生成不溶的硫酸铅沉淀。
五、常见的溶解性实验1. 溶解性物质的试剂：通常用于溶解性实验的试剂有：酒精、醚、苯、氯仿、二甲基苯等。
不同的溶剂对溶解性会有显著差别。
2. 测定溶解度的方法：通常可以通过溶解度曲线来测定物质的溶解度，也可以通过观察沉淀物的生成来进行溶解性实验。
第二节沉淀的生成和溶解详解
当判断两种溶液混合后能否生成沉淀时， 可按下列步骤进行。
(1) 先计算出混合后与沉淀有关的离子浓度；
(2) 计算出浓度积Qc； (3) 将Qc与Ksp进行比较，判断沉淀能否生成。
例1 将20.0mL 0.0010mol/L的CaCl2溶液与30.0mL 0.010 mol/L 的 KF 溶 液 混 合 后 ， 有 无 CaF2 沉 淀 ？ 已 知 Ksp(CaF2) =1.5×10-10
则 BaSO4(s) 平衡
Ba2+ + SO42x 0.1+ x
x ·0.10 = 1.08×10-10
≈ 0.1 mol ·l-1
x = 1.08×10-9 mol ·l-1
一般认为：残留在溶液中的被沉淀离子的浓度< 10-5 或10-6时，通常认为该离子已经沉淀完全了。
应用溶度积规则判断沉淀的生 成在实际应用过程中应该注意：
= 1.4×10-8
∵Q＞Ksp
∴有CaF2沉淀析出。
例2 将100mL 2.0×10-4mol/L的BaCl2溶液和100mL 1.0×10-3 mol/L的K2CrO4溶液混合，试问混合后 ⑴ 达平衡时溶液中的Ba2+离子浓度是多少？ ⑵ 生成BaCrO4沉淀多少克? 已知Ksp(BaCrO4)=1.17×10-10
第二节 沉淀的生成和溶解
一、沉淀的生成 (QC ＞Ksp)
根据溶度积规则，在一定温度下，难溶 电解质形成沉淀的必要条件是QC ＞Ksp 。因 此要使某物质以沉淀方式从溶液中析出，必 须设法增大有关离子浓度，使其离子浓度幂
的乘积大于该难溶电解质的溶度积，平衡就
向生成沉淀方向移动。通常采用的方法是加 入适当的沉淀剂。
⑵ BaCrO4的摩尔质量为253g/mol，所以BaCrO4的沉淀量 m=(1.0×10-4-x) ×(200／1000) ×253 ≈ 5.0×10-3g
高考化学复习考点知识专题讲解27 沉淀溶解平衡
高考化学复习考点知识专题讲解专题二十七、沉淀溶解平衡考点知识沉淀溶解平衡就是难溶电解质的溶解平衡，其实质是指已经溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀于溶解的平衡状态。
同样遵循勒夏特列原理。
由于生产、生活、科研联系较为密切，在近几年高考中频繁出现，特别是广东卷、浙江卷、山东卷，考查的内容主要是沉淀的转化和溶度积的应用。
在高考中仪器了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的实质。
考试通常从图像题来考查溶解平衡原理、Ksp的简单计算、沉淀的生成、溶解和转化等，以生产、生活或产品的制备为背景解释某些现象。
重点、难点探源一．溶解平衡1、溶解平衡的建立⑴v溶解＞v沉淀，固体溶解；⑵v溶解=v沉淀，溶解平衡；⑶v溶解＜v沉淀，析出晶体。
2、电解质在水中的溶解度20℃，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：一、溶度积常数及其应用1、表达式对于溶解平衡M m A n（s）mM m+(aq)+nA n+(aq),K sp=c m(M n+)•c n(A m-)。
K sp仅受温度的影响。
2、溶度积规则某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Q c（离子积）与K sp的关系。
二、沉淀溶解平衡的应用1、沉淀的生成⑴调节pH法如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7~8，离子方程式为：Fe3++3NH3•H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+。
⑵加入沉淀剂法如用H2S沉淀Cu2+，离子方程式为：H2S+ Cu2+=CuS↓+2H+2、沉淀的溶解⑴酸溶解法如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+ H2O。
⑵盐溶液溶解法如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液：Mg(OH)2+2 NH4+=Mg2++2 NH3•H2O。
3、沉淀的转化⑴实质：难溶电解质溶解平衡的移动。
（沉淀的溶解度差别越大，越容易转化） ⑵应用：锅炉除垢、矿物转化等。
三、四大平衡的比较平衡类型存在条件平衡常数平衡移动的判断表示形式影响因素化学平衡 一定条件下的可逆反应 K 温度 均符合平衡移动原理（勒夏特列原理），即：平衡始终是向减弱条件改变的方向移动电离平衡 一定条件下的弱电解质溶液 K a 或K b 温度 水解平衡含有弱酸根或弱碱阳离子的盐 K w温度沉淀溶解平衡一定条件下难溶或微溶盐的饱和溶液K sp温度追踪高考1．【2022新课标3卷】用0.100 mol·L -1 AgNO 3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L -1 Cl -溶液的滴定曲线如图所示。
化学反应的溶解与沉淀
化学反应的溶解与沉淀化学反应是物质发生变化的过程，其中溶解与沉淀是常见的反应类型之一。
溶解是指固体物质在液体中逐渐消失，转化为分子或离子的过程；而沉淀则是指溶液中的溶质逐渐聚集并沉积下来形成固体物质的过程。
本文将详细探讨溶解与沉淀的机制及相关实例，以加深对这一化学现象的理解。
一、溶解的机制溶解是固体物质在液体中消失的过程，涉及到溶质与溶剂之间的相互作用。
在大部分情况下，溶解是通过溶质与溶剂之间的分子间相互作用实现的。
具体机制包括两个步骤：分散与溶解。
1. 分散：当固体溶质与液体溶剂接触时，溶剂分子通过与溶质分子间的相互作用力改变溶质的聚集状态。
溶剂分子与溶质分子之间的相互作用力通常是使溶质分子离开固体晶格结构的主要推动力，如氢键、范德华力等。
2. 溶解：一旦分散到一定程度，溶质分子就会进一步与溶剂分子发生相互作用，这种过程通常与溶质分子的离子性质有关。
当溶质分子与溶剂分子相互作用力大于溶质分子与自身分子的相互作用力时，溶质分子会被减弱聚集力的溶剂分子所包裹，从而实现溶解。
实例：将食盐（NaCl）加入水中，水分子会通过氢键与盐中的离子进行作用，使盐的晶格结构逐渐解体。
当作用力足够强大时，晶体中的Na+和Cl-离子被溶剂包围并完全分散，最终形成溶液。
二、沉淀的机制沉淀是指溶解性物质在溶解液中由于逆向反应、温度变化等因素而重新聚集并沉积下来形成固体的过程。
沉淀反应可由溶解反应的逆过程实现，也可通过改变反应条件或引入其他试剂来改变溶解平衡。
1. 溶解反应的逆过程：某些溶质在溶剂溶液中的溶解度是有限的，当溶液达到饱和状态时，溶质分子将开始重新聚集形成固体。
这种情况下，逆向溶解反应会占据主导地位，导致溶液中溶质的浓度下降，溶质开始沉淀下来。
2. 改变反应条件：沉淀反应也可通过改变反应条件来实现，例如调整温度、浓度、pH值等。
在改变条件后，原本溶解的物质可能发生逆向反应而重新聚集形成沉淀。
3. 引入其他试剂：通过引入其他试剂或反应加剂，可以改变沉淀反应的驱动力，促进溶质再次沉淀。
沉淀溶解平衡(定稿)解读
写出下列难溶物的溶度积表达式
难溶物 AgCl
溶解度（g）
AgBr
AgI
5.0×10-13 mol2L-2
8.3×10-17 mol2L-2
8.4×10-6
2.1×10-7
Mg(OH)2
Cu(OH)2
5.6×10-12 mol3L-3
2.2×10-20 mol3L-3
6.5×10-3
1.7×10-5
当化学式所表示的组成中阴阳离子个数比相同时， Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力强
问题探究
(2)将0.001mol/L NaCl溶液和0.001mol/L AgNO3溶液等体积混合,是否有AgCl沉淀生成?
(AgCl的KSP=1.8×10－10 mol2L-2)
Q＝[Ag+ ] [Cl- ] ＝ 0.0005 mol/L× 0.0005 mol/L ＝2.5 × 10－7 mol2/L-2
学以致用
问题3：一般认为溶液中的离子浓度小于
1×10-5 mol/L时，离子已除净。若已知 Ksp（BaSO4）=1.1×10-11 mol2/L-2 ，若5.0%的 Na2SO4溶液物质的量为0.36mol/L，则使用该溶 液能否有效除去误食的Ba2+？
1.将4×10-3mol/L的Pb(NO3)2溶液与
4×10-3mol/L的KI溶液等体积混合能否
有沉淀析出？
(Ksp(PbI2)= 7.1×10-9mol3L-3)
2、牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH 的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡： Ca5(PO4)3OH（s）=5Ca2++3PO43-+OH会受到腐蚀，其原因是 进食后， 。
沉淀溶解平衡(1)解读
学习目标：
１、了解难溶物在水中的溶解情况，认识沉淀溶解平衡的建立 过程。 2、理解溶度积的概念，能用平衡移动原理和溶度积规则判断 沉淀的产生、溶解、转化。 3、了解沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用。
1、盐类的水解实质： 盐电离出来的离子与水电离出来的H+ 或OH–结合，从而使 水的电离平衡发生移动的过程。 2、水解规律： 有弱才水解,无弱不水解; 谁弱谁水解,谁强显谁性; 越弱越水解,都弱双水解。 3、影响因素
讨论：对于平衡AgCl（s）≒ Ag+(aq) + Cl-(aq) 若改变条件， 对其有何影响 改变条件 升 温 加 水 加AgCl（s） 加NaCl（s） 加NaI（s） 加AgNO3(s) 加NH3· H2O 平衡移动方向 → → 不移动 ← → ← → c（Ag+ ） ↑ 不变 不变 ↓ ↓ ↑ ↓ c（Cl-） ↑ 不变 不变 ↑ ↑ ↓ ↑
溶解 AgCl(s)
沉淀
Ag+(aq) + Cl-(aq)
一、Ag+和Cl-的反应真能进行到底吗？
沉淀
Cl-(aq)+Ag+(aq) 溶解 生成沉淀的离子反应反应之所以能够发生，在于生成物的 溶解度小。例如，AgCl 20°C时在100g水中仅能溶解1.5×10-4 g。尽管AgCl溶解很小，但并不是绝对不溶，生成的AgCl沉淀会 有少量溶解。因此，生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的 粒子在反应体系中共存。难溶电解质的溶解度尽管很小，但不 会等于0。 •习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质 •化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时,沉 淀达到完全。 AgCl(s)
请运用化学平衡的特征分析下列说法是否正确：
化学反应中的溶解与沉淀
化学反应中的溶解与沉淀化学反应是许多实验室和工业应用中的重要过程。
在化学反应中，溶解和沉淀是两个常见的现象。
溶解是指固体物质在溶剂中被分散成分子或离子的过程，而沉淀则是指在溶液中形成固体颗粒的过程。
这两个过程在化学反应中具有重要的意义。
首先，让我们来了解溶解的过程。
当溶质与溶剂接触时，溶质分子或离子与溶剂分子之间发生相互作用。
这些相互作用力有助于溶质与溶剂之间的混合，从而使溶质被完全分散在溶剂中。
这个过程被称为溶解。
通常情况下，溶剂的分子结构能够与溶质的分子或离子结构相互作用，使其离开固体形态转变为分散在溶剂中的溶液。
在化学反应中，溶解可以促进反应的进行。
溶解后的溶质分子可以更好地与其他反应物分子相互作用，从而更容易发生反应。
此外，溶解还可以增加反应的速率，因为溶液中的分子和离子能够更快地在溶液中扩散。
因此，溶解在化学反应中起着重要的催化作用。
与溶解相反的是沉淀。
当一些溶质在溶液中达到饱和时，它们不再能够在溶液中完全溶解，过多的溶质开始形成固体颗粒，这个过程被称为沉淀。
沉淀的形成可以是由于溶质的溶解度达到了极限，或者是由于溶剂中的某些条件发生变化，如温度和浓度等。
沉淀在化学反应中通常具有重要的意义。
它可以用作反应的指示剂，帮助确定反应是否进行到了一定的程度。
例如，当两种反应物反应生成沉淀时，我们可以根据沉淀颜色、形态等特征来判断反应的进行。
此外，沉淀还可以用作分离和纯化化学物质的方法。
通过控制沉淀的形成，我们可以将目标物质与其他杂质分离开来，从而获得纯净的产物。
化学反应中的溶解和沉淀也与溶解度规律相关。
溶解度是指在一定条件下溶液中能够溶解的溶质的最大量。
不同物质的溶解度不同，这与溶质与溶剂之间的相互作用有关。
一些物质的溶解度随温度的增加而增加，而其他物质的溶解度则随温度的增加而减小。
此外，溶质之间的相互作用还可以影响其溶解度。
例如，当两种物质形成的沉淀具有较小的溶解度时，我们可以通过控制温度或添加其他剂来解除沉淀。
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安徽科技学院理学院《普通化学》教案（六）第六章 沉淀-溶解反应6.1难溶电解质的沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡：当沉淀速率和溶解速率相等时就达到沉淀溶解平衡。
特点：反应的特点是在反应过程中伴随着物相的变化，属于多相平衡。
2、溶度积：以固体AgCl 置于水中为例：AgCl(s) Ag +(aq) + Cl －(aq)（1）饱和溶液：在一定温度下，AgCl 达到沉淀溶解平衡时的溶液。
对于任一难溶电解质的沉淀溶解平衡：A mB n (s) mA n+(aq) + nB m-(aq)K θsp = [c eq (A n+)/c Ө]m [c eq (B n －)/c Ө]n（6-1）（2）溶度积常数（溶度积）：K θsp 大小表示难溶电解质溶解趋势。
（3）K θsp 的特点：K θsp 与沉淀的量及离子的浓度变化无关；K θsp 随温度的升高而增大，但温度的影响并不显著。
（4）溶解度：难溶电解质在水中的溶解趋势还可以用溶解度s 来表示。
溶度积和溶解度可以互相换算，换算时必须注意浓度单位，要把溶解度的单位换算成物质的量浓度单位(即mol ∙dm －3)。
【例6.1】298K 时，AgCl 的溶解度为1.92×10-4g ／100gH 2O ，求该温度下AgCl 的K θsp 。
【解】 设AgCl 的溶解度为s ，溶度积为K θsp∵ = 1g ∙cm -3，∴ s = 1.01441092.14⨯⨯- = 1.33×10-5 mol ∙dm -3AgCl(s) Ag +(aq) + Cl -(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3s sK θsp=[c eq (Ag +)/c Ө][c eq (Cl -)/c Ө]=(s/c Ө )2=(1.33×10-5)2=1.77×10-10【例6.2】 己知室温时K θsp (BaSO 4)=1.07×10－10、K θsp[Mg(OH)2]＝5.61×10-12、 K θsp(Ag 2CrO 4)＝1.12×10-12，求它们的溶解度s 。
【解】(1) BaSO 4(s) Ba 2+(aq) + SO -24(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3 s s水溶液ρρ≈K θsp= [c eq (Ba 2+)/c Ө][c eq (SO -24)/c Ө]= (s/c Ө )2 ∴s/c Ө = θsp K = 1010071-⨯. = 1.03×10-5s = 1.03×10-5 mol ∙dm －3(2) Mg(OH)2(s) Mg 2+(aq) + 2OH －(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3 s 2sK θsp= [c eq (Mg 2+)/c Ө][c eq (OH －)/c Ө]2= 4(s/c Ө )3∴ s/c Ө=3θsp4K = 31241061.5-⨯ = 1.12×10-4(3) Ag 2CrO 4(s) 2Ag +(aq) + CrO -24(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3 2s sK θsp = [c eq (Ag +)/c Ө]2[c eq (CrO -24)/c Ө]= 4(s/c Ө )2 ∴ s/ c Ө = 34θsp K = 31241012.1-⨯ = 6.54×10-5 mol ∙dm －3s = 6.54×10-5 mol ∙dm －3注：（1）对于不同类型的难溶电解质，不能用其K θsp 的大小直接判断它们的溶解度的大小，如：K θsp (AgCl)＞K θsp (Ag 2CrO 4)，但s(AgCl)＜s(Ag 2CrO 4)。
只有同一类型的难溶电解质，才能根据溶度积的数据直接判断其溶解度的大小，即溶度积大的，其溶解度则大，溶度积小的，其溶解度则小。
（2）溶度积K θsp 和溶解度s 之间的换算关系，与难溶电解质的类型有关：AB 型难溶电解质s/c Ө = θsp K (6-2)A 2B 型或AB 2型难溶电解质 s/c Ө= 34θspK (6-3)A 3B 型或AB 3型难溶电解质s/c Ө = 427θspK (6-4)A 3B 2型或A 2B 3型难溶电解质s/c Ө= 5108θspK (6-5)注：要求这些难溶电解质溶于水后的阴、阳离子在水中不发生任何化学反应。
[补充]：对于大多数难溶电解质而言，其溶度积K θsp 都可以用热力学数据来计算。
根据有关热力学公式，沉淀溶解反应的标准自由能变与标准溶度积常数的关系可表示为：△r G θm = －RTlnK θsp ＝－2.303lgK θsp【例6.3】 用热力学数据，计算298K 时AgCl 的溶度积K θsp 。
【解】 AgCl(s) Ag +(aq) + Cl －(aq)△f G θm /(kJ ·mol -1) -109.80 77.12 -131.26θm r ΔG =∑jj j G )(θm f 产物∆ν－∑∆νii i G )(θmf 反应物 = △f G θm (Ag +) + △f G θm (Cl －) － △f G θm (AgCl)= 77.12 + (-131.26) – (-109.80) = 55.66 kJ ∙mol -1lgK θsp(AgCl) = －RT .3032θm r G ∆ =－298314.8303.21066.553⨯⨯⨯=－9.75K θsp (AgCl) = 1.78×10－106.2 溶度积规则：1 离子积：对于任一难溶电解质沉淀溶解平衡A mB n (s) mA n+(aq) + nB m －(aq)根据化学反应等温式 △r G m = θsplnK QRT 式中： Q=[c(A n+)/c Ө]m [c(B n －)/c Ө]n 称为离子积。
2溶度积规则：可以判断沉淀的生成和溶解的可能性。
当 Q ＝K θsp △r G m ＝0，沉淀溶解处于平衡状态，体系为饱和溶液； Q ＜K θsp △r G m ＜0，反应向沉淀溶解的方向进行，未饱和溶液；Q ＞K θsp △r G m ＞0，反应向生成沉淀的方向进行，过饱和溶液。
【例6.4】 将等体积的0.004 mol ∙dm －3AgNO 3溶液和0.004 mol ∙dm －3的K 2CrO 4溶液混合，有无砖红色的Ag 2CrO 4沉淀生成?( K θsp(Ag 2CrO 4)=1.12×10-12) 【解】 等体积混合后，溶液浓度减半，c(Ag +) = 2004.0= 0.002 mol ∙dm －3 ，c(CrO -24)=2004.0 = 0.002 mol ∙dm －3 Q =[c 2(Ag +)/c Ө][c(CrO -24)/c Ө] = (0.002)2×0.002 = 8.0×10-9＞K θsp故有砖红色的Ag 2CrO 4沉淀生成。
【例6.5】 在10 cm 3 0.08 mol ∙dm -3FeCl 3溶液中， 加入含有0.1 mol ∙dm -3NH 3和1.0 mol ∙dm -3NH 4Cl 的混合溶液30 cm 3，能否产生Fe(OH)3沉淀。
[K θsp [Fe(OH)3]＝2.64×10-39]【解】 混合后溶液中各物质的浓度为： c (Fe 3+) = 301008.010+⨯ = 0.020 mol ∙dm －3c (NH 3)= 30101.030+⨯ = 0.075 mol ∙dm －3， c (NH +4)=30100.130+⨯ = 0.750 mol ∙dm －3根据平衡 NH 3∙H 2O OH － + NH +4计算c(OH －) 设平衡浓度/mol ∙dm －3 0.075-x x 0.750+xK θb= ()()θθθ][c/x .c /x .c /x -+⋅07507500 解得 x ＝c(OH －)= 1.77×10-6 mol ∙dm －3Q =[c(Fe 3+)θc /][c(OH －)θc /]3= 0.020×(1.77×10-6)3= 1.11×10-19Q ＞K θsp [Fe(OH)3], 故有Fe(OH)3沉淀生成。
【例6.6】 求298K 时，AgCl 在0.1 mol ∙dm －3NaCl 溶液中的溶解度。
【解】 设AgCl 在NaCl 溶液中的溶解度为x ，根据AgCl 的沉淀溶解平衡 AgCl(s) Ag +(aq) + Cl －(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3 x 0.1+xK θsp = [c(Ag +)θc /][c(Cl －)θc /] =x/c Ө[(0.1+x)/c Ө]∵ K θsp (AgCl)很小 ∴0.1 + x ≈ 0.1 得： x = 1.77×10-9 mol ∙dm －33同离子效应: 在难溶电解质的溶液中，加入与难溶电解质有相同离子的强电解质时，则难溶电解质的溶解度降低的现象。
沉淀“完全”：（1）对定性而言，是指反应完成之后，被沉淀离子的浓度≤1.0×10－5 mol ∙dm －3。
（2）对定量而言，是指反应完成之后，被沉淀离子的浓度≤1.0×10－6 mol ∙dm －3。
应用：为了使沉淀尽可能完全，都要加入过量的沉淀剂。
一般沉淀剂过量10％～20％为宜，沉淀剂过量太多，会由于盐效应或配位效应而使沉淀的溶解度增大。
6.3 分步沉淀1分步沉淀：溶液中含有两种或两种以上的离子，加入某种沉淀剂后，这些离子都能和沉淀剂反应生成沉淀，但由于形成的沉淀在溶液的溶解度不同，这些离子并非同时沉淀，而是按一定的顺序分先后依次析出沉淀的现象。
2 顺序判断：（1）对于同一类型的沉淀，可以用溶度积K θsp 的大小直接确定分步沉淀的顺序； （2）对于不同类型的沉淀而言，一定要用溶解度s 的大小来确定分步沉淀的顺序，如果被沉淀离子的浓度相同，那么溶解度小的先沉淀，溶解度大的后沉淀。
【例6.7】在含有0.001mol ∙dm -3Cl -和0.001 mol ∙dm -3CrO -24的混合溶液中，逐滴加入AgNO 3溶液(设体积不变)，问Cl -和CrO -24哪个先沉淀? 当第二种离子开始沉淀时，第一种离子能否沉淀完全? (K θsp (AgCl)＝1.77×10-10，K θsp (Ag 2CrO 4)=1.12×10-12) 【解】 设Cl -开始沉淀时，需要Ag +的浓度为x ，CrO -24开始沉淀时，需要Ag +的浓度为y ，根据溶度积规则Q ≥K θsp 出现沉淀。