資源簡介

中小學教育資源及組卷應用平臺
沉淀溶解平衡
【核心素養分析】
1.變化觀念與平衡思想：認識難溶電解質的溶解平衡有一定限度，是可以調控的。能多角度、動態地分析難溶電解質的溶解平衡，并運用難溶電解質的溶解平衡原理解決實際問題。
2.證據推理與模型認知:知道可以通過分析、推理等方法認識難溶電解質的溶解平衡的本質特征、建立模型。能運用模型解釋難溶電解質的溶解平衡的移動，揭示現象的本質和規律。
3．科學探究與創新意識：能發現和提出有關難溶電解質的溶解平衡的問題；能從問題和假設出發，確定探究目的，設計探究方案，進行沉淀轉化等實驗探究。
【目標導航】
1.能用化學用語正確表示水溶液中的離子反應與平衡，能通過實驗證明水溶液中存在的離子平衡，能舉例說明離子反應與平衡在生產、生活中的應用。
2. 能進行溶液pH的簡單計算，能正確測定溶液pH，能調控溶液的酸堿性。能選擇實例說明溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的重要作用。
3. 能綜合運用離子反應、化學平衡原理，分析和解決生產、生活中有關電解質溶液的實際問題。
【重難點精講】
一、沉淀溶解平衡
【思考與討論】參考答案：
（1）通常說的難溶物是指在常溫下，其溶解度小于0.01g,并不是完全不溶。
（2）生成AgCI沉淀的離子反應是指進行到一定限度，并不能完全進行到底，此時溶液中還有Ag+和Cl-。
1.難溶、可溶、易溶界定：
20 ℃時，電解質在水中的溶解度與溶解性存在如下關系：
2.沉淀溶解平衡
(1)沉淀溶解平衡的概念:在一定溫度下，當難溶電解質溶于水形成飽和溶液時，溶解速率和生成沉淀速率相等的狀態。
(2)沉淀溶解平衡的建立
固體溶質溶液中的溶質
(3)沉淀溶解平衡的特點:逆、等、定、動、變(適用平衡移動原理)
二、影響沉淀溶解平衡的因素
1．內因：難溶電解質本身的性質，這是決定因素。
2．外因
①濃度：加水稀釋，平衡向沉淀溶解的方向移動；
②溫度：絕大多數難溶電解質的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向沉淀溶解的方向移動；
③同離子效應：向平衡體系中加入難溶電解質溶解產生的離子，平衡向生成沉淀的方向移動；
④其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子時，平衡向沉淀溶解的方向移動。
3．實例：外因：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0為例
外界條件 移動方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp
升高溫度 正向 增大 增大 增大
加水稀釋 正向 不變 不變 不變
加入少量AgNO3 逆向 增大 減小 不變
通入HCl 逆向 減小 增大 不變
通入H2S 正向 減小 增大 不變
三、溶度積常數及其應用
1．溶度積和離子積
以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)為例：
溶度積 離子積
概念 沉淀溶解的平衡常數 溶液中有關離子濃度冪的乘積
符號 Ksp Qc
表達式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的濃度都是平衡濃度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的濃度是任意時刻的濃度
應用 判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解(1)Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出(2)Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(3)Qc2.Ksp的影響因素
(1)內因：難溶物質本身的性質，這是主要決定因素。
(2)外因
①濃度：加水稀釋，平衡向溶解方向移動，但Ksp不變。
②溫度：絕大多數難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解方向移動，Ksp增大。
③其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶物質或更難電離物質或氣體的離子時，平衡向溶解方向移動，但Ksp不變。
【易錯提醒】(1)Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關。
(2)溶液中離子濃度的變化只能使溶解平衡移動，并不能改變溶度積。
(3)沉淀的生成和溶解相互轉化的條件是離子濃度的大小，改變反應所需的離子濃度，可使反應向著所需的方向轉化。
(4)Ksp小的難溶電解質也能向Ksp大的難溶電解質轉化，需看溶液中生成沉淀的離子濃度的大小。
四、沉淀溶解平衡的應用
1．沉淀的生成
(1)調節pH法
如除去CuCl2溶液中的雜質FeCl3，可以向溶液中加入CuO，調節溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
(2)沉淀劑法：工業廢水中以Na2S沉淀劑，使廢水中的某些金屬離子Cu2＋、Hg2-，離子方程式為S2-＋Cu2＋=CuS↓、S2-＋Hg2-=HgS↓。
【思考與討論】參考答案：
(1)選擇鋇鹽，因為Ksp(BaSO4)(2)可以增大所用沉淀劑的濃度。
2．沉淀的溶解
(1)酸溶解法
如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
(2)鹽溶液溶解法
【實驗3-3】
實驗裝置
實驗原理 氫氧化鎂難溶于水，但與酸反應，溶于酸性溶液。NH4C1水解顯酸性，能溶解氫氧化鎂。Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O，Mg(OH)2+2NH4+=Mg2++2NH3 H2O
實驗用品 蒸餾水、鹽酸、氯化銨溶液、氫氧化鎂固體；試管、膠頭滴管
實驗步驟 分別向三支試管盛有少量Mg(OH)2固體的試管中分別滴加適量蒸餾水、鹽酸和氯化銨溶液，充分振蕩，觀察并記錄現象
實驗現象 氫氧化鎂中加入蒸餾水沉淀量無明顯減少；氫氧化鎂中加入鹽酸溶液，沉淀迅速完全溶解，得無色溶液；氫氧化鎂中加入氯化銨溶液，沉淀完全溶解，得無色溶液。
實驗結論 ①氫氧化鎂溶于酸和酸性溶液。
實驗說明 在含有難溶物氫氧化鎂的溶液中存在溶解平衡，加入酸或酸性溶液能促進沉淀的溶解。加入能與沉淀溶解所產生的離子發生反應的試劑，生成揮發性物質或弱電解質而使溶解平衡向溶解的方向移動。
Mg(OH)2溶于鹽酸和NH4Cl溶液，離子方程式為Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O、Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
【思考與討論】參考答案：
（1）Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O、Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O
（2）Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+20H-(aq),向其中加入鹽酸，中和OH,使該沉淀溶解平衡向正反應方向移動，促進Mg(OH)2(s)的溶解;向其中加入NH4Cl溶液，NH和OH,反應使該沉淀溶解平衡向正反應方向移動，促進Mg(OH)2(s)的溶解。
(3)配位溶解法
如AgCl溶于氨水，離子方程式為AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
3．沉淀的轉化
（1）氯化銀、碘化銀、硫化銀沉淀的轉化
【實驗3-4】
實驗裝置
實驗原理 Ag++Cl=AgCl↓，AgCl+I-=AgI+Cl-，2AgI+S2-==Ag2S+2I-
實驗用品 0.1mol/LAgNO3溶液、0.1mol/LNaCl溶液、0.1mol/LKI溶液、0.1mol/LNa2S溶液；試管、滴管。
實驗步驟 ①向盛有2mL0.1mol/LNaCl溶液的試管中滴加2滴0.1mol/LAgNO3溶液，觀察并記錄現象。②振蕩試管，然后向其中滴加4滴0.1mol/LKI溶液，觀察并記錄現象。③振蕩試管，然后再向其中滴加8滴0.1mol/LNa2S溶液，觀察并記錄現象。
實驗現象 ①NaCl溶液和AgNO3溶液混合產生白色沉淀。②向所得固液混合物中滴加KI溶液，沉淀顏色逐漸變成黃色。③再向所得固液混合物中滴加Na2S溶液，沉淀顏色逐漸變成黑色。
實驗結論 ①溶解度由大到小的順序為：AgCl>AgI>Ag2S[或Ksp(AgCl)＞Ksp(AgI)，因沉淀類型不同通常不能比較Ksp(AgCl)、Ksp(AgI)與Ksp(Ag2S)的大小]。②溶解度小的沉淀會轉化成溶解度更小的沉淀，且兩者差別越大，轉化越容易。
實驗說明 利用沉淀的轉化探究沉淀的溶解度大小時，與多個沉淀均相關的離子(如Ag+)不能過量。
（2）氫氧化鎂、氫氧化鐵沉淀的轉化
【實驗3-5】
實驗裝置
實驗原理 Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓，3Mg(OH)2+2Fe3+=3Mg2++2Fe(OH)3
實驗用品 0.1mol/LMgCl2溶液、0.1mol/LFeCl3溶液、2mol/LNaOH溶液；試管、量筒、膠頭滴管。
實驗步驟 （1）向盛有2mL0.1mol/LMgCl2溶液的試管中滴加2 4滴2mol/LNaOH溶液，觀察并記錄現象。（2）向上述試管中滴加4滴0.1mol/L FeCl3溶液，靜置，觀察并記錄現象。
實驗現象 MgCl2溶液中加入NaOH得到白色沉淀，再加入FeCl3后，沉淀逐漸變為紅褐色。
實驗結論 ①溶解度由大到小的順序為：Mg(OH)2>Fe(OH)3(因沉淀類型不同通常不能比較兩者Ksp的大小)。②溶解度小的沉淀會轉化成溶解度更小的沉淀，且兩者差別越大，轉化越容易。
實驗說明 利用沉淀的轉化探究沉淀的溶解度大小時，與多個沉淀均相關的離子(如OH-)不能過量。
(3)實質：沉淀溶解平衡的移動。
①NaCl溶液AgClAgIAg2S，則溶解度：AgCl>AgI>Ag2S。
②MgCl2溶液Mg(OH)2Fe(OH)3，則溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3。
(4)規律
一般說來，溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀容易實現，沉淀的溶解度差別越大，越容易轉化。
(5)應用
鍋爐除垢：將CaSO4轉化為CaCO3，離子方程式為CaSO4＋CO===CaCO3＋SO。
礦物轉化：CuSO4溶液遇ZnS轉化為CuS，離子方程式為ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。
【易錯提醒】(1)沉淀溶解平衡移動過程是固體溶解和析出的相互轉化過程，屬于物理變化，但遵循勒夏特列原理。
(2)沉淀溶解達到平衡時，再加入該難溶物對平衡無影響。
(3)用沉淀法除雜不可能將雜質離子全部通過沉淀除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10－5 mol·L－1時，沉淀已經完全。
(4)對于化學式中陰、陽離子個數比不同的難溶物，不能直接根據Ksp的大小來確定其溶解能力的大小，需通過計算轉化為溶解度。
【典題精練】
考點1、考查沉淀溶解平衡的特點及其影響因素
例1．下列有關沉淀溶解平衡的說法正確的是
A．平衡時沉淀生成和溶解的速率都等于零
B．難溶于水，溶液中不存在和
C．向沉淀溶解平衡體系中加入固體，的不變
D．升高溫度，的溶解度不變
【解析】A.平衡時AgBr沉淀生成和溶解的速率相都等且不等于零，沉淀溶解平衡屬于動態平衡，故A錯誤；B.AgBr難溶于水，但溶液中仍存在和離子，其濃度很小，故B錯誤；C.只與難溶電解質的性質和溫度有關，溫度不變，不變，故C正確；
D.溫度升高，AgBr的溶解度增大，故D錯誤；故答案：C。
【答案】C
【易錯提醒】(1)AgBr===Ag＋＋Br－表示的是AgCl的電離方程式，而AgBr(s)Ag＋(aq)＋Br－(aq)表示的是AgCl的沉淀溶解平衡表達式。
(2)沉淀溶解平衡移動過程是固體溶解和析出的相互轉化過程，屬于物理變化，但遵循勒夏特列原理。
(3)沉淀溶解達到平衡時，再加入該難溶物對平衡無影響。
(4)難溶電解質不一定是弱電解質，如BaSO4、AgCl等都是強電解質。
(5)用沉淀法除雜不可能將雜質離子全部通過沉淀除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10－5 mol·L－1時，沉淀已經完全。
(6)AgBr的澄清飽和溶液，加水稀釋沉淀溶解平衡正移，但離子濃度減小，而AgBr懸濁液，加水稀釋，平衡正移，但c(Ag＋)和c(Br－)不變。
考點2、考查溶度積常數的概念及影響因素
例2．下列說法中，正確的是
A．難溶電解質在水溶液中達到沉淀溶解平衡時，沉淀和溶解均停止
B．Ksp越小，難溶電解質在水中的溶解能力一定越弱
C．Ksp的大小與離子濃度無關，只與難溶電解質的性質和溫度有關
D．溶度積常數是不受任何條件影響的常數，簡稱溶度積
【解析】A．沉淀溶解平衡是動態平衡，難溶電解質在水溶液中達到沉淀溶解平衡時，沉淀和溶解均仍在進行，但沉淀和溶解速率相同，A項錯誤；B．Ksp可用來判斷相同類型化合物在水中溶解度的大小，同類型的沉淀，Ksp越小在水中的溶解能力一定越弱，但化合物的類型不同，就不能進行直接判斷，B項錯誤；C．Ksp的大小只與難溶電解質的性質和溫度有關，C項正確；D．溶度積常數受溫度影響， D項錯誤；選C。
【答案】C
【名師點睛】本題涉及難溶電解質的溶解度和溶度積常數兩個概念，解題時要注意兩個概念的區別和聯系。注意溶度積常數只和溫度有關，溫度不變，Ksp不變。溶解度則隨沉淀溶解平衡的移動而改變，不僅和溫度有關，還和影響平衡的離子濃度有關。
考點3、考查沉淀溶解平衡的應用
例3．往鍋爐注入Na2CO3溶液浸泡，將水垢中的CaSO4轉化為CaCO3，再用鹽酸去除，下列敘述中正確的是
A．溫度升高，Na2CO3溶液的Kw和c(H+)均會增大
B．CaSO4能轉化為CaCO3，說明Ksp(CaCO3)>Ksp(CaSO4)
C．CaCO3溶解于鹽酸而CaSO4不溶，是因為硫酸酸性強于鹽酸
D．沉淀轉化的離子方程式為(aq)+CaSO4(s) CaCO3(s)+(aq)
【解析】A．溫度升高，水的電離平衡正向移動，KW增大；溫度升高，Na2CO3的水解平衡正向移動，c(OH-)增大，c(H+)減小，A錯誤；B．CaSO4能轉化為CaCO3，說明Ksp(CaCO3)＜Ksp(CaSO4)，B錯誤；C．CaCO3與鹽酸反應生成可溶性的氯化鈣、水和二氧化碳，CaSO4與鹽酸不滿足復分解反應發生的條件，與酸性強、弱無關，C錯誤；D．硫酸鈣沉淀轉化為碳酸鈣沉淀的的離子方程式為CaSO4(s)+(aq)CaCO3(s)+(aq)，D正確；故選D。
【答案】D
【易錯提醒】(1)沉淀溶解平衡移動過程是固體溶解和析出的相互轉化過程，屬于物理變化，但遵循勒夏特列原理。
(2)沉淀溶解達到平衡時，再加入該難溶物對平衡無影響。
(3)用沉淀法除雜不可能將雜質離子全部通過沉淀除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10－5 mol·L－1時，沉淀已經完全。
考點4　考查溶度積常數的相關計算及應用
例4．一定溫度下，兩種鈣鹽的沉淀溶解平衡曲線如圖所示(，p表示以10為底的負對數)。已知：相同溫度下，碳酸鈣比硫酸鈣更難溶。下列說法錯誤的是
A．該溫度下，
B．欲使反應正向進行，需滿足
C．欲使c點移動到b點，可向c點的飽和溶液中加入適量固體
D．生活中，用飽和碳酸鈉溶液浸泡硫酸鈣后的濾液中一定存在
【解析】相同溫度下，CaCO3比CaSO4更難溶，則X曲線代表CaSO4的沉淀溶解平衡曲線，Y曲線代表CaCO3的沉淀溶解平衡曲線；由X曲線可得Ksp(CaSO4)=10-5，由Y曲線可得Ksp(CaCO3)=10-8。
【解析】A．根據分析，該溫度下Ksp(CaCO3)=10-8，A項正確；B．反應CaSO4+ CaCO3+的平衡常數K=====103，欲使反應CaSO4+ CaCO3+正向進行，需滿足＜103，B項錯誤；C．c點存在的沉淀溶解平衡為CaCO3(s) Ca2+(aq)+(aq)，向c點的飽和溶液中加入適量CaCl2固體，Ca2+濃度增大，平衡逆向移動，濃度減小，Ksp(CaCO3)不變，可使c點移動到b點，C項正確；D．生活中用飽和碳酸鈉溶液浸泡硫酸鈣可發生沉淀的轉化生成CaCO3，濾液中為CaCO3的飽和溶液，一定存在，D項正確；答案選B。
【答案】B
【規律總結】(1)已知溶度積求溶液中的某種離子的濃度，如Ksp＝a的飽和AgCl溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)＝ mol·L－1。
(2)已知溶度積溶液中某離子的濃度，求溶液中的另一種離子的濃度，如某溫度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入過量的AgCl固體，達到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。
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沉淀溶解平衡
【核心素養分析】
1.變化觀念與平衡思想：認識難溶電解質的溶解平衡有一定限度，是可以調控的。能多角度、動態地分析難溶電解質的溶解平衡，并運用難溶電解質的溶解平衡原理解決實際問題。
2.證據推理與模型認知:知道可以通過分析、推理等方法認識難溶電解質的溶解平衡的本質特征、建立模型。能運用模型解釋難溶電解質的溶解平衡的移動，揭示現象的本質和規律。
3．科學探究與創新意識：能發現和提出有關難溶電解質的溶解平衡的問題；能從問題和假設出發，確定探究目的，設計探究方案，進行沉淀轉化等實驗探究。
【目標導航】
1.能用化學用語正確表示水溶液中的離子反應與平衡，能通過實驗證明水溶液中存在的離子平衡，能舉例說明離子反應與平衡在生產、生活中的應用。
2. 能進行溶液pH的簡單計算，能正確測定溶液pH，能調控溶液的酸堿性。能選擇實例說明溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的重要作用。
3. 能綜合運用離子反應、化學平衡原理，分析和解決生產、生活中有關電解質溶液的實際問題。
【重難點精講】
一、沉淀溶解平衡
【思考與討論】參考答案：
（1）通常說的難溶物是指在常溫下，其溶解度小于0.01g,并不是完全不溶。
（2）生成AgCI沉淀的離子反應是指進行到一定限度，并不能完全進行到底，此時溶液中還有Ag+和Cl-。
1.難溶、可溶、易溶界定：
20 ℃時，電解質在水中的溶解度與溶解性存在如下關系：
2.沉淀溶解平衡
(1)沉淀溶解平衡的概念:在一定溫度下，當難溶電解質溶于水形成飽和溶液時，溶解速率和生成沉淀速率相等的狀態。
(2)沉淀溶解平衡的建立
固體溶質溶液中的溶質
(3)沉淀溶解平衡的特點:逆、等、定、動、變(適用平衡移動原理)
二、影響沉淀溶解平衡的因素
1．內因：難溶電解質本身的性質，這是決定因素。
2．外因
①濃度：加水稀釋，平衡向沉淀溶解的方向移動；
②溫度：絕大多數難溶電解質的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向沉淀溶解的方向移動；
③同離子效應：向平衡體系中加入難溶電解質溶解產生的離子，平衡向生成沉淀的方向移動；
④其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子時，平衡向沉淀溶解的方向移動。
3．實例：外因：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0為例
外界條件 移動方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp
升高溫度 正向 增大 增大 增大
加水稀釋 正向 不變 不變 不變
加入少量AgNO3 逆向 增大 減小 不變
通入HCl 逆向 減小 增大 不變
通入H2S 正向 減小 增大 不變
三、溶度積常數及其應用
1．溶度積和離子積
以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)為例：
溶度積 離子積
概念 沉淀溶解的平衡常數 溶液中有關離子濃度冪的乘積
符號 Ksp Qc
表達式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的濃度都是平衡濃度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的濃度是任意時刻的濃度
應用 判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解(1)Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出(2)Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(3)Qc2.Ksp的影響因素
(1)內因：難溶物質本身的性質，這是主要決定因素。
(2)外因
①濃度：加水稀釋，平衡向溶解方向移動，但Ksp不變。
②溫度：絕大多數難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解方向移動，Ksp增大。
③其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶物質或更難電離物質或氣體的離子時，平衡向溶解方向移動，但Ksp不變。
【易錯提醒】(1)Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關。
(2)溶液中離子濃度的變化只能使溶解平衡移動，并不能改變溶度積。
(3)沉淀的生成和溶解相互轉化的條件是離子濃度的大小，改變反應所需的離子濃度，可使反應向著所需的方向轉化。
(4)Ksp小的難溶電解質也能向Ksp大的難溶電解質轉化，需看溶液中生成沉淀的離子濃度的大小。
四、沉淀溶解平衡的應用
1．沉淀的生成
(1)調節pH法
如除去CuCl2溶液中的雜質FeCl3，可以向溶液中加入CuO，調節溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
(2)沉淀劑法：工業廢水中以Na2S沉淀劑，使廢水中的某些金屬離子Cu2＋、Hg2-，離子方程式為S2-＋Cu2＋=CuS↓、S2-＋Hg2-=HgS↓。
【思考與討論】參考答案：
(1)選擇鋇鹽，因為Ksp(BaSO4)(2)可以增大所用沉淀劑的濃度。
2．沉淀的溶解
(1)酸溶解法
如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
(2)鹽溶液溶解法
【實驗3-3】
實驗裝置
實驗原理 氫氧化鎂難溶于水，但與酸反應，溶于酸性溶液。NH4C1水解顯酸性，能溶解氫氧化鎂。Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O，Mg(OH)2+2NH4+=Mg2++2NH3 H2O
實驗用品 蒸餾水、鹽酸、氯化銨溶液、氫氧化鎂固體；試管、膠頭滴管
實驗步驟 分別向三支試管盛有少量Mg(OH)2固體的試管中分別滴加適量蒸餾水、鹽酸和氯化銨溶液，充分振蕩，觀察并記錄現象
實驗現象 氫氧化鎂中加入蒸餾水沉淀量無明顯減少；氫氧化鎂中加入鹽酸溶液，沉淀迅速完全溶解，得無色溶液；氫氧化鎂中加入氯化銨溶液，沉淀完全溶解，得無色溶液。
實驗結論 ①氫氧化鎂溶于酸和酸性溶液。
實驗說明 在含有難溶物氫氧化鎂的溶液中存在溶解平衡，加入酸或酸性溶液能促進沉淀的溶解。加入能與沉淀溶解所產生的離子發生反應的試劑，生成揮發性物質或弱電解質而使溶解平衡向溶解的方向移動。
Mg(OH)2溶于鹽酸和NH4Cl溶液，離子方程式為Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O、Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
【思考與討論】參考答案：
（1）Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O、Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O
（2）Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+20H-(aq),向其中加入鹽酸，中和OH,使該沉淀溶解平衡向正反應方向移動，促進Mg(OH)2(s)的溶解;向其中加入NH4Cl溶液，NH和OH,反應使該沉淀溶解平衡向正反應方向移動，促進Mg(OH)2(s)的溶解。
(3)配位溶解法
如AgCl溶于氨水，離子方程式為AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
3．沉淀的轉化
（1）氯化銀、碘化銀、硫化銀沉淀的轉化
【實驗3-4】
實驗裝置
實驗原理 Ag++Cl=AgCl↓，AgCl+I-=AgI+Cl-，2AgI+S2-==Ag2S+2I-
實驗用品 0.1mol/LAgNO3溶液、0.1mol/LNaCl溶液、0.1mol/LKI溶液、0.1mol/LNa2S溶液；試管、滴管。
實驗步驟 ①向盛有2mL0.1mol/LNaCl溶液的試管中滴加2滴0.1mol/LAgNO3溶液，觀察并記錄現象。②振蕩試管，然后向其中滴加4滴0.1mol/LKI溶液，觀察并記錄現象。③振蕩試管，然后再向其中滴加8滴0.1mol/LNa2S溶液，觀察并記錄現象。
實驗現象 ①NaCl溶液和AgNO3溶液混合產生白色沉淀。②向所得固液混合物中滴加KI溶液，沉淀顏色逐漸變成黃色。③再向所得固液混合物中滴加Na2S溶液，沉淀顏色逐漸變成黑色。
實驗結論 ①溶解度由大到小的順序為：AgCl>AgI>Ag2S[或Ksp(AgCl)＞Ksp(AgI)，因沉淀類型不同通常不能比較Ksp(AgCl)、Ksp(AgI)與Ksp(Ag2S)的大小]。②溶解度小的沉淀會轉化成溶解度更小的沉淀，且兩者差別越大，轉化越容易。
實驗說明 利用沉淀的轉化探究沉淀的溶解度大小時，與多個沉淀均相關的離子(如Ag+)不能過量。
（2）氫氧化鎂、氫氧化鐵沉淀的轉化
【實驗3-5】
實驗裝置
實驗原理 Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓，3Mg(OH)2+2Fe3+=3Mg2++2Fe(OH)3
實驗用品 0.1mol/LMgCl2溶液、0.1mol/LFeCl3溶液、2mol/LNaOH溶液；試管、量筒、膠頭滴管。
實驗步驟 （1）向盛有2mL0.1mol/LMgCl2溶液的試管中滴加2 4滴2mol/LNaOH溶液，觀察并記錄現象。（2）向上述試管中滴加4滴0.1mol/L FeCl3溶液，靜置，觀察并記錄現象。
實驗現象 MgCl2溶液中加入NaOH得到白色沉淀，再加入FeCl3后，沉淀逐漸變為紅褐色。
實驗結論 ①溶解度由大到小的順序為：Mg(OH)2>Fe(OH)3(因沉淀類型不同通常不能比較兩者Ksp的大小)。②溶解度小的沉淀會轉化成溶解度更小的沉淀，且兩者差別越大，轉化越容易。
實驗說明 利用沉淀的轉化探究沉淀的溶解度大小時，與多個沉淀均相關的離子(如OH-)不能過量。
(3)實質：沉淀溶解平衡的移動。
①NaCl溶液AgClAgIAg2S，則溶解度：AgCl>AgI>Ag2S。
②MgCl2溶液Mg(OH)2Fe(OH)3，則溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3。
(4)規律
一般說來，溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀容易實現，沉淀的溶解度差別越大，越容易轉化。
(5)應用
鍋爐除垢：將CaSO4轉化為CaCO3，離子方程式為CaSO4＋CO===CaCO3＋SO。
礦物轉化：CuSO4溶液遇ZnS轉化為CuS，離子方程式為ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。
【易錯提醒】(1)沉淀溶解平衡移動過程是固體溶解和析出的相互轉化過程，屬于物理變化，但遵循勒夏特列原理。
(2)沉淀溶解達到平衡時，再加入該難溶物對平衡無影響。
(3)用沉淀法除雜不可能將雜質離子全部通過沉淀除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10－5 mol·L－1時，沉淀已經完全。
(4)對于化學式中陰、陽離子個數比不同的難溶物，不能直接根據Ksp的大小來確定其溶解能力的大小，需通過計算轉化為溶解度。
【典題精練】
考點1、考查沉淀溶解平衡的特點及其影響因素
例1．下列有關沉淀溶解平衡的說法正確的是
A．平衡時沉淀生成和溶解的速率都等于零
B．難溶于水，溶液中不存在和
C．向沉淀溶解平衡體系中加入固體，的不變
D．升高溫度，的溶解度不變
考點2、考查溶度積常數的概念及影響因素
例2．下列說法中，正確的是
A．難溶電解質在水溶液中達到沉淀溶解平衡時，沉淀和溶解均停止
B．Ksp越小，難溶電解質在水中的溶解能力一定越弱
C．Ksp的大小與離子濃度無關，只與難溶電解質的性質和溫度有關
D．溶度積常數是不受任何條件影響的常數，簡稱溶度積
考點3、考查沉淀溶解平衡的應用
例3．往鍋爐注入Na2CO3溶液浸泡，將水垢中的CaSO4轉化為CaCO3，再用鹽酸去除，下列敘述中正確的是
A．溫度升高，Na2CO3溶液的Kw和c(H+)均會增大
B．CaSO4能轉化為CaCO3，說明Ksp(CaCO3)>Ksp(CaSO4)
C．CaCO3溶解于鹽酸而CaSO4不溶，是因為硫酸酸性強于鹽酸
D．沉淀轉化的離子方程式為(aq)+CaSO4(s) CaCO3(s)+(aq)
考點4　考查溶度積常數的相關計算及應用
例4．一定溫度下，兩種鈣鹽的沉淀溶解平衡曲線如圖所示(，p表示以10為底的負對數)。已知：相同溫度下，碳酸鈣比硫酸鈣更難溶。下列說法錯誤的是
A．該溫度下，
B．欲使反應正向進行，需滿足
C．欲使c點移動到b點，可向c點的飽和溶液中加入適量固體
D．生活中，用飽和碳酸鈉溶液浸泡硫酸鈣后的濾液中一定存在
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