第三章 水溶液中的离子反应（复习课件）-第二辑：苏教版2019选择性必修1高二化学课件+练习 特供省重点 2021-2022学年高中化学苏教版（2019）选择性必修一课件+练习

第三章

水溶液中的离子反应授课人：目录CONTENTS第一节

弱电解质的电离平衡第二节溶液的酸碱性第三节盐类的水解第三节沉淀溶解平衡第四节第一节PartOne弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质强电解质弱电解质电解质在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质。在水溶液里只有部分分子电离成离子的电解质。如HCl溶于水完全电离成H＋和Cl－。如氨水中只有少部分一水合氨分子电离成OH-和NH4+，大部分仍以分子的形式存在。一、强电解质和弱电解质强电解质弱电解质①强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等②强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等③绝大多数盐：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等④活泼金属氧化物：Na2O、CaO等①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3、H3PO4

等。②弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等③水是极弱的电解质。④少数盐：(CH3COO)2Pb强电解质、弱电解质与其溶解性无关二、弱电解质的电离平衡

在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离达到最大限度时，电离过程并未停止。此时弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中电解质分子和离子的浓度都不再发生变化，弱电解质的电离达到了电离平衡状态。定义反应速率V(电离)V(结合)V(电离)=V(结合)电离平衡状态弱电解质电离平衡状态建立示意图时间电离平衡也是一种化学平衡二、弱电解质的电离平衡如0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3mol·L-1左右。特点电离过程是吸热的。弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。电离方向是微粒数增多的过程。二、弱电解质的电离平衡逆：弱电解质的电离是可逆过程等：v(电离)

=v(结合)

≠0动：电离平衡是一种动态平衡定：溶液中各分子、离子的浓度不变。变：条件改变时，电离平衡发生移动平衡移动规律—勒夏特列原理特

征二、弱电解质的电离平衡外因①温度②浓度③同离子效应当外界条件改变时符合“勒夏特列原理”越强越电离影响因素内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱电离程度越小。④化学反应“越热越电离”“越稀越电离”“同抑异促”三、电离平衡常数电离平衡常数1、含义：在一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。

弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示.

K值越大，电离能力越强，相应弱酸(或弱碱)的酸(或碱)性越强。三、电离平衡常数2、表示方法：c(A-）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Ka=c(H+).c(A-)c(HA)Kb=c(B+).c(OH-)c(BOH)多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。

H2CO3H＋＋HCO3－

HCO3－H＋＋CO32－

c(HCO3-)c(H+)c(H2CO3)c(H+)c(HCO3-)c(CO32-)Ka1＝Ka2＝三、电离平衡常数由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。三、电离平衡常数电离常数的大小：Ka1≫Ka2≫Ka3；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。分步进行，一步定性Ka1≫Ka2≫Ka3原因：第一步电离产生的H＋对第二、三步的电离起抑制作用，使其电离平衡逆向移动。三、电离平衡常数3、影响因素：（1）内因：弱电解质的本身性质。电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸(碱)的酸(碱)性越弱。越热越电离（2）外因：只与T有关T越大，Ka（Kb）越大。三、电离平衡常数4、应用：根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。1根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。2根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，一般符合相同条件下“强酸（碱）制弱（碱）”规律。3根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度大小或比值。4一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力就越强。5已电离的弱电解质浓度弱电解质的起始浓度＝1、概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α表示。2、数学表达式α四、电离度3、意义：表示弱电解质在水中的电离程度，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。电离度与化学平衡的转化率类似。4、电离度的影响因素内因（决定因素）——弱电解质本身的性质外因温度浓度——随温度升高而增大——随浓度增大而减小四、电离度K相关计算五、电离常数的相关计算电离常数的计算——三段式法起始浓度(mol·L−1)变化浓度(mol·L−1)平衡浓度(mol·L−1)a00xa－xxxxxCH3COOHCH3COO－＋H＋25℃amol·L－1的CH3COOHc(CH3COOH)Ka＝

c(CH3COO－

)·c(H＋)a－x＝

x2≈ax2注意由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x)mol·L－1一般近似为amol·L－1。五、电离常数的相关计算五、电离常数的相关计算一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈。已知c0(HX)和电离常数，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则c(H＋)≈，代入数值求解即可。

KW＝c(H+)·c(OH-)KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积，无单位。当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，记作KW：

＝1×10-14六、水的电离平衡只与温度有关，升高温度Kw增大

，降低温度Kw

减小。影响因素KW是常数，KW

不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液，在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。c(H+)表示溶液中总的H+浓度,c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度。注意：六、水的电离平衡总结六、水的电离平衡外界条件对水的电离平衡及Kw的影响⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，

KW增大。⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电离程度减小，但KW不变。⑶

加入某些与水反应的物质，由于结合水电离出的H+或OH-能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但KW不变。碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。七、Kw的应用外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。七、Kw的应用水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算等量关系无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水的电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)。定量关系任何电解质稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)•c(OH－)，在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。七、Kw的应用Kwc(H+)c水(OH-)=c(OH-)=c水(H+)KwOH－全部来自水的电离，水电离产生的c水(H＋)＝H＋全部来自水的电离，水电离产生的c水(OH-)=酸性溶中：碱性溶中：水的电离平衡曲线0102曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。七、Kw的应用实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。03第二节Parttwo溶液的酸碱性溶液的酸碱性由c(H+)和c(OH-)相对大小决定c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)中性酸性碱性c(H+)＝c(OH-)用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液酸碱性，不受温度影响。一、溶液的酸碱性pH＝-lgc(H+)pH的大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即表示稀溶液酸、碱性的强弱。用H+物质的量浓度的负对数来表示溶液酸碱性。pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强。pH的适用范围：c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（小于1mol•L-1）1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1，即0≤pH≤14。一、溶液的酸碱性当c(H＋)或c(OH－)大于1mol•L-1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。溶液的pH与溶液中氢离子浓度的关系（25℃）当pH＜7时，溶液中c(H+)大于c(OH-)，溶液显酸性，且pH越小，溶液中c(H+)越大，溶液的酸性越强；当pH＞7时，溶液中c(H+)小于c(OH-)，溶液显碱性，且pH越大，溶液中c(OH-)越大，溶液的碱性越强。一、溶液的酸碱性溶液酸碱性的测定方法利用pH试纸测定。一、溶液的酸碱性利用pH计测定。pH计可精确测量溶液的pH(读至小数点后2位)。用pH传感器(pH探头)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)二、溶液pH计算(1)单一溶液pH的计算溶液类型相关计算强酸(HnA)溶液设HnA的浓度为cmol/L，则c(H＋)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc强碱[B(OH)n]溶液设B(OH)n的浓度为cmol/L，则c(OH－)＝ncmol/L，c(H＋)＝

mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc二、溶液pH计算溶液类型相关计算两种强酸混合两种强碱混合(2)混合溶液pH的计算二、溶液pH计算溶液类型相关计算强酸、强碱混合恰好完全反应pH＝7(25℃)酸过量碱过量酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧(1)酸与碱的pH之和为14，等体积混合常温时原因：酸和碱已电离的H＋和OH－恰好中和，谁弱谁的H＋或OH－有储备(即物质过量)，中和后还能继续电离。二、溶液pH计算酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧二、溶液pH计算常温下，每稀释到原溶液体积的10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)，弱酸的pH范围是：a<pH<a＋n(a＋n<7)，可用如图表示。2．对于pH＝a的强酸和弱酸溶液稀释二、溶液pH计算常温下，pH只能无限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。1．酸碱溶液无限稀释溶液稀释后的pH变化规律常温下，每稀释到原溶液体积的10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n>7)，弱碱的pH范围是：b－n(b－n>7)<pH<b，可用如图表示。3.对于pH＝b的强碱和弱碱溶液稀释二、溶液pH计算强酸pH变化程度比弱酸大(强碱和弱碱类似)。弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范围。4.对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数二、溶液pH计算可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。二、溶液pH计算滴定原理若是一元酸和一元碱反应

c酸·V酸＝c碱·V碱1.中和反应的实质：2.在酸碱恰好反应时，H++OH-

H2On(H+)＝n(OH-

)依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。三、酸碱中和滴定主要仪器

碱式滴定管酸式滴定管滴定管夹铁架台锥形瓶三、酸碱中和滴定滴定操作最小分刻度：0.1mL可估读到：0.01mL滴定管更加精确滴定前准备三、酸碱中和滴定查洗润装排滴定管使用前先检查滴定管活塞是否漏水。用蒸馏水洗涤滴定管2-3次。用待装液洗涤滴定管2-3次。记注入待装的酸、碱溶液至滴定管“0”刻度以上2~3mL，用滴定管夹固定滴定管。调节滴定管，使尖嘴部分充满反应液，并使液面位于某一刻度处。记录滴定管读数。滴定前准备锥形瓶三、酸碱中和滴定用蒸馏水洗涤锥形瓶，切记不能用待测液润洗。装入一定量的待测液。滴入2-3滴指示剂。洗装滴滴定终点的确定三、酸碱中和滴定滴定前准备指示剂几种常用指示剂的变色范围(一般用酚酞或甲基橙，一般不用石蕊，颜色改变不明显)。在接近终点时，半滴半滴地滴入溶液，当加入半滴后溶液恰好出现浅红色且30s内红色不褪去，则达到滴定终点。终点的判断：等到滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变回原色，视为滴定终点并记录标准液的体积。三、酸碱中和滴定数据处理：为减少实验误差，滴定时，要求重复实验2～3次，求出待测溶液的物质的量浓度，然后再求出测定数值的平均值。中和滴定误差分析分析依据c待测·V待测＝c标准·V标准c标准、V待测均为代入定值，误差均体现在

的大小。V标准四、酸碱中和滴定误差分析步骤操作V标准c待测洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗________碱式滴定管未用标准溶液润洗________锥形瓶用待测溶液润洗________锥形瓶洗净后还留有蒸馏水___________取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失__________以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例：变大偏高变小偏低变大偏高不变无影响变小偏低四、酸碱中和滴定误差分析滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失________振荡锥形瓶时部分液体溅出________部分酸液滴出锥形瓶外________溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化________读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)________滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)________变大偏高变小偏低变大偏高变大偏高变小偏低变大偏高四、酸碱中和滴定误差分析俯视图仰视图

滴定管的读数正确视线仰视视线正确读数仰视读数读数偏大正确视线俯视视线正确读数俯视读数读数偏小四、酸碱中和滴定误差分析第三节Partthree盐类的水解盐在水溶液中电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。概念：实质：

010203生成弱电解质，破坏、促进水的电离。表达：盐+水

酸+碱一、盐类的水解特点：04可逆吸热微弱分步水解反应是可逆的水解反应可以看成酸碱中和反应的逆反应，是吸热反应水解反应程度很微弱多元弱酸盐水解是分步的，但以第一步为主一、盐类的水解盐类的水解规律一、盐类的水解盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“⇌”连接，产物不标“↑”或“↓”。01一、盐类的水解盐类水解离子方程式的书写多元弱酸根离子的水解分步进行，第一步水解远大于第二步水解，水解以第一步为主。02多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。0304弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。1、NH4＋与S2－、HCO3－、CO32－、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“⇌”表示。一、盐类的水解盐类水解离子方程式的书写2、Al3＋与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－，Fe3＋与CO32－、HCO3－等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡，弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度和水解程度的相对大小。水解程度大于电离程度：如呈碱性的NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液。电离程度大于水解程度：如呈酸性的NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液。一、盐类的水解只电离不水解的显酸性：如NaHSO4水解反应A-＋H2O

⇌

HA＋OH-的平衡常数（Kh）的表达式。二、影响盐类水解的因素c(HA)·c(OH-)

c(A-)

＝·c(H+)·c(H+)Kw

Ka

＝同理：一元弱碱的水解平衡常数（Kh）的表达式：Kh是化学平衡常数的一种，只与温度有关，与盐溶液的浓度无关，一般温度升高，Kh增大。水解常数的意义Kh定量的表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大。外因对水解常数的影响二、影响盐类水解的因素盐的离子对应的酸或碱越弱，则水解程度越大。内因对水解常数的影响越弱越水解正盐离子比其对应酸式盐离子的水解程度大。二、影响盐类水解的因素越热越水解升温，水解平衡正向移动，盐的水解程度增大。越稀越水解Q

＜K

，向正反应方向进行酸性溶液能抑制强酸弱碱盐的水解碱性溶液能抑制强碱弱酸盐的水解溶液的酸碱性对盐类水解的影响与盐的类型有关盐类的水解反应在生产、生活中应用广泛。混施化肥泡沫灭火剂胶体制备明矾净水判断溶液酸碱性离子浓度比较无机物制备盐溶液的蒸发溶液配制盐类水解的应用三、盐类水解的应用Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋泡沫灭火器===Al(OH)3↓＋3CO2↑三、盐类水解的应用硫酸铝的用途原理混凝剂等先将氯化铁溶于盐酸，再加水稀释。向沸水中滴加氯化铁溶液，持续加热保持沸腾以促进铁离子的水解。制备氢氧化铁胶体配制氯化铁溶液化学实验三、盐类水解的应用将纯碱溶于热水中清洗油污，通过升高温度促进纯碱水解以增强溶液的碱性，增强去污效果。清洗油污应用举例判断溶液的酸碱性FeCl3溶液显酸性，原因是_____________________________判断酸性强弱相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：___________配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO4溶液时，加入少量______，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用

玻璃塞。HX>HY>HZH2SO4磨口其他应用Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋三、盐类水解的应用制备无水盐将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干判断离子是否共存判断中和反应至中性的试剂用量如NH3·H2O与HCl反应至中性，

过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时

过量制备无机化合物如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为_______________________________________加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全NH3·H2OCH3COOH＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HClTiCl4＋(x＋三、盐类水解的应用化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混合施用除锈剂NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为_________________________、Zn2＋＋2H2O⇌Zn(OH)2＋2H＋三、盐类水解的应用强酸强碱盐溶液和水解生成难挥发性酸的盐溶液，蒸干后一般得到原物质，如NaCl溶液蒸干得

，CuSO4溶液蒸干得

。1盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到

，若灼烧则会生成

。2强碱弱酸正盐，蒸干后可得到原物质，如Na2CO3溶液蒸干得

固体。3盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断三、盐类水解的应用CuSO4固体NaCl固体Al(OH)3、Fe(OH)3Al2O3、Fe2O3Na2CO3考虑盐受热时是否分解。因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为

4还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3溶液蒸干得到

；FeSO4溶液蒸干得到

。5盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断三、盐类水解的应用Ca(HCO3)2→CaCO3；NaHCO3→Na2CO3；NH4Cl→NH3↑＋HCl↑。Na2SO4Fe2(SO4)3两大理论-两个”微弱“四、溶液中粒子浓度大小的比较理论依据①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒非常少，还要考虑水的电离。“有的”>“没有的”②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离。【模型】：分子>显性离子>__________>隐性离子电离产物1电离理论2水解理论①离子的水解损失是微量的(相互促进的水解除外)。②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。、溶液中的守恒关系-三个守恒四、溶液中粒子浓度大小的比较理论依据1.电荷守恒电解质溶液中

所带的电荷总数与

所带的电荷总数

。即电荷守恒，溶液呈

。阳离子阴离子相等电中性2、物料守恒电解质溶液中，某种原子的总浓度等于它的各种存在形态的浓度之和。3、质子守恒电解质溶液中粒子电离出来的H＋总数等于粒子接受的H＋总数。五、溶液中粒子浓度比较的类型单一盐溶液中离子浓度大小的比较思路五、溶液中粒子浓度比较的类型单一盐溶液中离子浓度大小的比较思路判断生成物，确定溶液组成。明确溶液中存在的所有平衡(电离平衡，水解平衡)。根据题给信息，确定程度大小(是电离为主还是水解为主)。比较粒子浓度大小，在比较中，要充分运用电荷守恒、物料守恒关系。01020304

判断酸碱混合溶液中粒子浓度大小的一般思路五、溶液中粒子浓度比较的类型五、溶液中粒子浓度比较的类型

判断溶液中粒子浓度大小的规律方法五、溶液中粒子浓度比较的类型

判断溶液中粒子浓度大小的规律方法第四节Partfour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，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。一、沉淀溶解平衡原理易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。动态平衡，即溶解速率与沉淀速率不等于0。溶解速率与沉淀速率相等平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变。当改变外界条件时，溶解平衡发生移动。特征一、沉淀溶解平衡原理沉淀溶解平衡的表达式：

AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)注意：①可逆号表示沉淀、溶解同时进行②物质状态：固体(s)、溶液(aq)AmBn(s)

mAn＋＋nBm－一、沉淀溶解平衡原理离子反应中易生成溶解度很小的沉淀物质。一、沉淀溶解平衡原理内因①难溶的电解质更易建立溶解平衡。②难溶的电解质溶解度很小，但不会等于0，并不是绝对不溶。③习惯上将生成难溶电解质的反应，认为反应完全了。对于常量的反应来说，0.01g是很小的。当溶液中残留的离子浓度<1×10-5mol/L时，沉淀就达到完全。外界条件对沉淀溶解平衡的影响加入可与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。温度浓度同离子其他升高温度，多数沉淀溶解平衡向溶解方向移动；少数沉淀溶解平衡向生成沉淀方向移动，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。加入与难溶电解质构成中相同的离子，平衡向生成沉淀方向移动。一、沉淀溶解平衡原理难溶电解质的沉淀溶解平衡的平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp。AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)Ksp＝

c(Ag+)·c(Cl-)Ag2S(s)2Ag+(aq)+S2-(aq)Ksp＝

c2(Ag+)·c(S2-

)（1）（2）二、溶度积常数Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。

Ksp越小，越难溶。溶度积Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。二、溶度积常数在一定温度下，某物质的Ksp为一常数。Ksp影响因素Ksp与温度有关。其它条件一定时，一般温度越高，Ksp越大。——1.溶度积规则通过比较溶度积与溶液中的离子浓度幂之积的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成。二、溶度积常数Ksp应用——2.溶解度的比较1、同种类型的难溶电解质，Ksp可用于溶解度的直接比较。2、对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度来确定溶解能力的大小。Ksp应用对于同类型且含有相同离子的沉淀，溶度积越小，沉淀越先生成。——3.判断沉淀生成的顺序Ksp应用二、溶度积常数生成沉淀的条件是满足Qc>Ksp，由此可以计算出使离子沉淀完全的条件。通常认为当溶液中的离子浓度小于等于10-5mol•L－1时，该离子已沉淀完全。——4.判断沉淀生成的条件Ksp应用二、溶度积常数已知溶度积和溶液中某种参与沉淀溶解平衡的离子浓度，求达到沉淀溶解平衡后另一种参与沉淀溶解平衡的离子浓度。关于Ksp的计