09衡水中学高三化学一轮复习资料-水溶液中的离子平衡

衡水中学高三化学一轮复习资料——水溶液中的离子平衡第一节——弱电解质的电离平衡考点一弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)定义与物质类别(2)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。②弱电解质：a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。③酸式盐：a．强酸的酸式盐如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)；熔融时：NaHSO4=Na＋＋HSOeq\o\al(－,4)。b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。2．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立①开始时，v电离最大，而v结合为0。②平衡的建立过程中，v电离>v结合。③当v电离＝v结合时，电离过程达到平衡状态。(2)电离平衡的特征(3)外界条件对电离平衡的影响①温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。②浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。④实例展示实例(稀溶液)CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0改变条件平衡移动方向n(H＋)c(H＋)导电能力Ka加水稀释→增大减小减弱不变加入少量冰醋酸→增大增大增强不变通入HCl(g)←增大增大增强不变加NaOH(s)→减小减小增强不变加入镁粉→减小减小增强不变升高温度→增大增大增强增大加CH3COONa(s)←减小减小增强不变考点阐释：弱电解质的判断方法要证明某电解质是弱电解质，关键在于一个“弱”字，即证明它只是部分电离或其溶液中存在电离平衡。以一元酸HA为例，证明它是弱电解质的常用方法有：角度依据(实验设计或现象)结论(1)酸溶液的pH①0.1mol·L－1的HA溶液pH>1(室温下)；②将pH＝2的HA溶液稀释100倍，稀释后2<pH<4；③向HA溶液中滴加2滴石蕊试液，溶液呈红色，再加入少量NaA晶体，红色变浅。HA是一元弱酸，是弱电解质。其项还能证中(5)、(6)明HA的：酸性比H2CO3弱(2)盐溶液的pHNaA溶液的pH>7(室温下)(3)溶液的导电性0.1mol·L－1的HCl和HA溶液，前者的导电能力明显更强(4)与金属反应的速率相同浓度的HCl和HA溶液，与相同(形状、颗粒大小)的锌粒或碳酸盐反应，前者的反应速率快；相同pH的HCl和HA溶液，与相同(形状、颗粒大小)的锌粒或碳酸盐溶液反应，后者的反应速率快。(5)其钠盐能与弱酸反应生成HACO2通入NaA溶液中有HA生成：CO2＋NaA＋H2O=HA＋NaHCO3或CO2＋2NaA＋H2O=2HA＋Na2CO3HA是一元弱酸，是弱电解质。其项还能证中(5)、(6)明HA的：酸性比H2CO3弱(6)不与碳酸氢钠溶液反应HA溶液不与NaHCO3溶液反应(7)中和能力分别取等体积等pH的酸HA溶液和盐酸进行中和滴定，达到终点时酸HA比盐酸消耗的同浓度的NaOH溶液体积大考点二电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HAHAH＋＋A－，平衡常数K＝eq\f(cH＋·cA－,cHA)；(2)对于一元弱碱BOHBOHB＋＋OH－，平衡常数K＝eq\f(cOH－·cB＋,cBOH)。2．意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。3．特点(1)多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。4．意义eq\x(K越大)→eq\x(越易电离)→eq\x(酸碱性越强)考点阐释：有关电离平衡常数的计算以弱酸HX为例：(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)则：K＝eq\f(cH＋·cX－,cHX)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝eq\f(c2H＋,cHX)，代入数值求解即可。(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)则：K＝eq\f(cH＋·cX－,cHX)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)由于K值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则：c(H＋)＝eq\r(K·cHX)，代入数值求解即可。考点三强酸(碱)与弱酸(碱)的比较浓度均为0.01mol·L－1的盐酸与醋酸pH均为2的盐酸与醋酸pH或物质的量浓度pH(HCl)＝2<pH(CH3COOH)c(HCl)＝0.01mol·L－1<c(CH3COOH)开始时与金属反应的速率盐酸>醋酸盐酸＝醋酸体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量盐酸＝醋酸盐酸<醋酸体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量盐酸＝醋酸盐酸<醋酸c(Cl－)与c(CH3COO－)大小c(Cl－)>c(CH3COO－)c(Cl－)＝c(CH3COO－)分别加入固体NaCl、CH3COONa后pH变化盐酸不变；醋酸变大盐酸不变；醋酸变大加水稀释10倍后pH(HCl)＝3<pH(CH3COOH)pH(HCl)＝3>pH(CH3COOH)>2溶液的导电性盐酸>醋酸盐酸＝醋酸考点阐释：设计实验证明电解质为弱电解质的两个角度(以CH3COOH为例)(1)若有与CH3COOH比较的强电解质(如HCl)，应从与已知强电解质比较的角度设计，如配制与已知强电解质等物质的量浓度溶液比较导电性或在相同条件与锌、碳酸氢钠反应比较反应速率等。(2)若没有与CH3COOH比较的强电解质，应从CH3COOH自身性质的角度设计，如证明醋酸溶液中c(CH3COOH)≠c(H＋)、存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋以及CH3COONa溶液的pH>7等。第二节——水的电离及溶液的酸碱性考点一水的电离1．水的电离方程式H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。2．水的离子积常数(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)(2)数值：室温下，纯水中c(H＋)＝1.0×10－7_mol·L－1，c(OH－)＝1.0×10－7_mol·L－1，Kw＝1.0×10－14。(3)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。(4)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。考点阐释：1．影响水电离平衡的因素2.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25℃时)(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L。(2)溶质为酸的溶液H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol/L。(3)溶质为碱的溶液OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol/L。(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液H＋和OH－均由水电离产生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2mol/L；pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2mol/L。考点二溶液的酸碱性和pH1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小溶液酸碱性 c(H＋)与c(OH－)的关系 c(H＋)室温下c(H＋)pHKw中性c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝10－7_mol/L＝710－14酸性c(H＋)>c(OH－)c(H＋)>10－7mol/L<7碱性c(H＋)<c(OH－)c(H＋)<10－7mol/L>72.pH(1)定义：pH＝－lg_c(H＋)。(2)适用范围：通常应用于c(H＋)、c(OH－)都较小的稀溶液，小于1mol/L。(3)表示意义：溶液酸性越强，c(H＋)越大，pH越小；溶液碱性越强，c(H＋)越小，pH越大。3．pH的测定(1)用pH试纸测定，撕下一小片pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。(2)用pH计测定：可精确测量溶液的pH。4．常用酸碱指示剂及其变色范围指示剂变色范围(pH)石蕊<5.0红色5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0浅红色>10.0红色考点阐释：1．酸、碱溶液pH的计算(1)强酸溶液，如HnA设浓度为cmol/L，c(H＋)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。(2)强碱溶液，如B(OH)n设浓度为cmol/L，c(OH－)＝ncmol/L，则c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol/L，故pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。2．酸、碱混合pH的计算(1)两强酸混合：c混(H＋)＝eq\f(c1H＋V1＋c2H＋V2,V1＋V2)(2)两强碱混合：c混(OH－)＝eq\f(c1OH－V1＋c2OH－V2,V1＋V2)(3)强酸、强碱混合酸过量：c混(H＋)＝eq\f(c酸H＋V酸－c碱OH－V碱,V酸＋V碱)碱过量：c混(OH－)＝eq\f(c碱OH－V碱－c酸H＋V酸,V酸＋V碱)3．pH和等于14的酸碱混合问题的判断与计算pH和等于14的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。(1)已知酸、碱溶液的pH之和为14，则等体积混合时：eq\x(强酸、强碱)eq\o(→,\s\up17(恰好中和))pH＝7eq\x(强酸、弱碱)eq\o(→,\s\up17(碱过量))pH>7eq\x(弱酸、强碱)eq\o(→,\s\up17(酸过量))pH<7(2)已知酸、碱溶液的pH之和为14，若混合后溶液的pH为7，则溶液呈中性。eq\x(强酸、强碱)→V酸∶V碱＝1∶1eq\x(强酸、弱碱)→V酸∶V碱>1∶1eq\x(弱酸、强碱)→V酸∶V碱<1∶1考点三酸、碱中和滴定1．概念用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定。2．原理c待＝eq\f(c标×V标,V待)(以一元酸与一元碱的滴定为例)。3．酸碱中和滴定的关键(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。(2)选取适当指示剂，准确判断滴定终点。4．实验用品(1)仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。酸式碱式(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。(3)滴定管①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。②精确度：读数可估计到0.01mL。③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。④排气泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。⑤操作注意事项：a．强氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为氧化性物质易腐蚀橡胶管。b．碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。c．读数时眼睛与凹液面最低点处在同一水平面上。若仰视，读数偏大；若俯视，读数偏小。5．中和滴定实验操作(以酚酞作指示剂，用盐酸滴定氢氧化钠溶液为例)(1)滴定前的准备：(2)滴定滴定管活塞颜色变化锥形瓶(3)终点判断：等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且在半分钟内不能恢复原来的颜色，视为滴定终点，并记录标准液的体积。(4)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。c(NaOH)＝eq\f(cHCl×VHCl,VNaOH)考点阐释：中和滴定的误差分析以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)，填写因操作不当引起的V(标)及c(待测)的变化。步骤操作V(标准)c(待测)洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化变大偏高未摇匀，出现局部变色或刚变色，未等待半分钟变色稳定，就停止滴定变小偏低读数酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)变小偏低酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)变大偏高第三节——盐类的水解考点一盐类水解及其规律1．盐类水解的“五个要点”盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性强酸强碱盐NaCl、KNO3否中性强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2是NHeq\o\al(＋,4)、Cu2＋酸性强碱弱酸盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、COeq\o\al(2－,3)碱性2.水解方程式的书写(1)一般要求一般盐类水解程度很小，则水解产物很少，则气体、沉淀不标“↑”或“↓”，易分解产物如NH3·H2O等不写其分解产物的形式。如NH4Cl的水解离子方程式为NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。(2)三种类型的盐水解方程式的书写①多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式。如Na2CO3的水解离子方程式为：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－。②多元弱碱盐水解：方程式一步写完。如FeCl3的水解离子方程式为：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。③阴、阳离子相互促进的水解：若水解进行彻底，书写时要用“=”“↑”“↓”等。如Na2S溶液与AlCl3溶液混合反应的离子方程式为：2Al3＋＋3S2－＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑。考点阐释：盐类水解的规律及拓展应用(1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN<CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN>CH3COONa。(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。(3)相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如COeq\o\al(2－,3)>HCOeq\o\al(－,3)。(4)相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如NHeq\o\al(＋,4)的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。考点二影响盐类水解平衡的因素1．内因酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。2．外因(1)温度、盐的浓度：条件移动方向水解程度水解产生的离子浓度升高温度向右增大增大反应物浓度增大向右减小增大减小向右增大减小(2)外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。①外加酸、碱外加物质水解程度的影响弱酸根离子弱碱阳离子酸增大减小碱减小增大②加能水解的盐考点阐释：(1)根据“越弱越水解”判断溶液中离子的水解程度，比较溶液酸碱性强弱。(2)离子浓度对水解程度的影响：水解的离子浓度越大，该离子的水解程度越小，水解出的c(OH－)或c(H＋)越大；反之，水解的离子浓度越小，该离子的水解程度越大，但水解出的c(OH－)或c(H＋)越小。考点三盐类水解的应用弱酸强碱盐(或弱碱强酸盐)由于溶于水时发生水解反应，导致溶液呈碱性(或酸性)，其具体应用如下表：应用举例判断溶液的酸碱性FeCl3溶液显酸性，原因是：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解判断盐溶液蒸干产物AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为Al2O3胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2Oeq\o(=,\s\up17(△))Fe(OH)3(胶体)＋3H＋物质的提纯除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入MgO、镁粉或Mg(OH)2或MgCO3离子共存的判断Al3＋与AlOeq\o\al(－,2)、COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－、HS－等因相互促进水解而不共存泡沫灭火器原理成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑作净水剂明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋化肥的施用铵态氮肥与草木灰不得混用，原因是COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－NHeq\o\al(＋,4)＋OH－=NH3↑＋H2O，释放出氨，使肥效降低【重点提示】除去Mg2＋中混有的Fe2＋、Fe3＋的方法：由于Fe3＋极易水解，故而常用降低溶液中c(H＋)的方法促进Fe3＋水解，进而保证Mg2＋不被消耗且Fe3＋可以被除去。(1)除Fe3＋常用试剂：Mg、MgO、Mg(OH)2、MgCO3等不溶于水，但溶于酸的固体物质。(2)除Fe2＋时一般先把Fe2＋氧化为Fe3＋，然后再加入(1)中试剂。考点阐释：盐溶液蒸干、灼烧时所得产物的类型(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)eq\o(→,\s\up17(蒸干))CuSO4(s)；盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)eq\o(→,\s\up17(蒸干))Al(OH)3eq\o(→,\s\up17(灼烧))Al2O3。(2)酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。(3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2→CaCO3(CaO)；NaHCO3→Na2CO3；KMnO4→K2MnO4＋MnO2；NH4Cl→NH3↑＋HCl↑。(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。例如Na2SO3(aq)eq\o(→,\s\up17(蒸干))Na2SO4(s)。考点四溶液中粒子浓度大小的比较1．粒子浓度大小比较理论依据(1)弱电解质的电离理论：弱电解质的电离程度是微弱的，多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。(2)弱酸盐或弱碱盐的水解理论：水解过程是微弱的，多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、H2CO3的浓度大小关系是c(COeq\o\al(2－,3))>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H2CO3)。2．粒子浓度的等量关系——三大守恒(1)电荷守恒电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，必存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))。(2)物料守恒电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但原子总数是守恒的，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。(3)质子守恒电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。如NaHCO3溶液中：即：c(OH－)＋c(COeq\o\al(2－,3))＝c(H2CO3)＋c(H＋)。3．理清一条思路，掌握分析方法考点阐释：溶液中粒子浓度大小比较的主要类型(1)多元弱酸溶液多元弱酸分步电离，逐级减弱，如：在H3PO4溶液中，c(H＋)>c(H2POeq\o\al(－,4))>c(HPOeq\o\al(2－,4))>c(POeq\o\al(3－,4))。(2)多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根离子的分步水解分析，水解程度逐级减弱，如：Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H＋)。(3)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NHeq\o\al(＋,4))由大到小的顺序是③>①>②。(4)混合溶液中各离子浓度的比较要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。例如，在0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。在该溶液中，NH3·H2O的电离与NHeq\o\al(＋,4)的水解互相抑制，但NH3·H2O的电离程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，溶液呈碱性，c(OH－)>c(H＋)，同时c(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)。第四节——难溶电解质的溶解平衡考点一沉淀溶解平衡及其应用1．沉淀溶解平衡(1)电解质在水中的溶解度在20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性的关系如下：(2)溶解平衡的建立过程固体溶质eq\o(,\s\up11(溶解),\s\do4(沉淀))溶液中的溶质eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(v溶解>v沉淀，固体溶解,v溶解＝v沉淀，溶解平衡,v溶解<v沉淀，析出晶体))(3)特征(4)影响因素2．沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成方法实例反应的离子方程式调节pH法用Cu(OH)2、CuO等除去CuCl2中的FeCl3Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、Cu(OH)2＋2H＋=Cu2＋＋2H2O沉淀剂法以Na2S、H2S等作沉淀剂除去污水中的重金属离子(Cu2＋、Hg2＋等)H2S＋Cu2＋=CuS↓＋2H＋(2)沉淀的溶解①酸溶解法：如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋=Ca2＋＋H2O＋CO2↑。②盐溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NHeq\o\al(＋,4)=Mg2＋＋2NH3·H2O。(3)沉淀的转化①实质：沉淀溶解平衡的移动。②特征：a．一般说来，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。b．沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。③应用：a．锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为：CaSO4＋COeq\o\al(2－,3)=CaCO3＋SOeq\o\al(2－,4)。b．矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS(闪锌矿)转化为CuS(铜蓝)的离子方程式为：Cu2＋(aq)＋ZnS