沉淀溶解平衡原理
沉淀溶解平衡原理
沉淀溶解平衡原理
1沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡原理是指，在一定的温度和pH环境下，溶质分为沉淀形态和溶质形态。
一般地，一种物质的沉淀率会随溶液的温度或pH 值，以及物质分子间相互作用或催化剂、补助试剂等辅助物质的存在而发生变化。
如同撒水石头一样，如果溶液中化学分子间的斥力弱于粘附力，溶质就有可能析出沉淀物。
2生成溶质沉淀物的条件
从沉淀溶解平衡的原理可以推断，如果满足一定条件，就会发生溶质沉淀物的产现。
这些条件包括：（1）沉淀物含有水溶性的盐类；（2）反应温度和pH值适宜，一般反应温度在室温左右；（3）物质分子间的相互作用或催化剂的存在，促使反应发生；（4）物质的分子量足够大，可以结晶沉淀物。
3萃取、沉淀及析出的关系
沉淀溶解平衡原理提到的溶质沉淀物，包括离子与离子、离子与分子、分子与分子三种类型。
在实际操作中，由于分子之间的性质，选择合适的介质就可以使其中一种物质从另一种物质中脱除，从而做出萃取、沉淀及析出作用，增强或相反降低物料的浓度，达到精炼或分离的目的。
4生物溶解平衡
在生物领域，沉淀溶解平衡也可以应用，例如用沉淀技术来检测耳鼻咽喉疾病的溶血病变细胞。
由于人体血液中多种蛋白质的存在，若反应环境或者溶解过程中到达了某一个极限条件，多种种蛋白质组成的复合物会有一定气泡形成，在这个环境中，溶质就有可能析出沉淀物，就可以做出诊断。
总的来说，沉淀溶解平衡原理是一个非常重要的化学和生物原理，可以有效地用来结合溶液中物质的分子属性，采用沉淀方式做出分离、萃取和溶质的析出等反应，达到我们分离或检测物质的目的。
沉淀溶解平衡在这方面可以说是不可或缺的。
沉淀溶解平衡(知识点)
第3节沉淀溶解平衡知识点核心知识点及知识点解读一、沉淀溶解平衡和溶度积1、沉淀溶解平衡的建立：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。
2、沉淀溶解平衡常数－－溶度积（1）定义：在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或溶度积。
（2）表达式：以PbI2(s)溶解平衡为例：PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)K sp＝[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3L-3（3）意义溶度积反映了物质在水中的溶解能力。
对于阴阳离子个数比相同的电解质，K sp的数值越大，电解质在水中的溶解能力越强。
（4）影响K sp的因素K sp与其他化学平衡常数一样，只与难溶性电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。
3、沉淀溶解的特征：等、动、定、变。
等——v溶解 = v沉淀（结晶）动——动态平衡， v溶解 = v沉淀≠0定——达到平衡时，溶液中离子浓度不再改变。
变——当外界条件改变，溶解平衡将发生移动。
4、影响溶解平衡的因素（1）内因：电解质本身的性质①绝对不溶的电解质是没有的。
②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
③易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
（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：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但K sp 不变。
④其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，K sp不变。
二、沉淀溶解平衡的应用1、溶度积规则通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积－－浓度商Q C的现对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：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。
沉淀溶解平衡及应用
沉淀溶解平衡及应用1.难溶、可溶、易溶界定：20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：2.沉淀溶解平衡 (1)溶解平衡的建立溶质溶解的过程是一个可逆过程：固体溶质溶解结晶溶液中的溶质⎩⎪⎨⎪⎧v 溶解＞v 结晶 固体溶解v 溶解＝v 结晶 溶解平衡v 溶解＜v 结晶 析出晶体(2)特点(同其他化学平衡)：逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理) 3.影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
(2)外因①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动； ③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动； ④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或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。
(3)以AgCl(s)Ag ＋(aq)＋Cl －(aq) ΔH ＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响4.沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成①调节pH 法如：除去NH 4Cl 溶液中的FeCl 3杂质，可加入氨水调节pH 至7～8，离子方程式为 Fe 3＋＋3NH 3·H 2O===Fe(OH)3↓＋3NH ＋4。
②沉淀剂法如：用H 2S 沉淀Cu 2＋，离子方程式为H 2S ＋Cu 2＋===CuS ↓＋2H ＋。
(2)沉淀的溶解 ①酸溶解法如：CaCO 3溶于盐酸，离子方程式为 CaCO 3＋2H ＋===Ca 2＋＋H 2O ＋CO 2↑。
②盐溶液溶解法如：Mg(OH)2溶于NH 4Cl 溶液，离子方程式为 Mg(OH)2＋2NH ＋4===Mg 2＋＋2NH 3·H 2O 。
③氧化还原溶解法如：不溶于盐酸的硫化物Ag 2S 溶于稀HNO 3。
④配位溶解法如：AgCl 溶于氨水，离子方程式为AgCl ＋2NH 3·H 2O===[Ag(NH 3)2]＋＋Cl －＋2H 2O 。
沉淀溶解平衡
学以致用 如果将2×10-4mol·L-1的CaCl2溶液与3×10-4 mol·L-1的Na2CO3溶液等体积混合，问能否产生沉淀？[已知CaCO3的Ksp=5.0×10-9(mol·L-1)2]
BaCO3(s)
Ba2+ + CO32- Ksp=5.1×10-9mol2•L-2
提示：人体内胃酸的酸性较强(pH为0.9-1.5)
例2. 在1L含1.0×10-3mol•L-1 的SO42-溶液中，注入0.01mol BaCl2溶液（假设溶液体积不变）能否有效除去 SO42-?已知:Ksp(BaSO4)= 4×10-10 mol2•L-2
重晶石（主要成分是BaSO4）是制备钡化合物的重要原料 :BaSO4不溶于酸，但可以用饱和Na2CO3溶液 处理转化为易溶于酸的BaCO3
BaSO4
Ba2+ + SO42-
+
Na2CO3
CO32- + 2Na+
BaSO4 + CO32-
BaCO3(s) BaCO3 +SO42-
BБайду номын сангаасSO4
①饱和Na2CO3溶液 ②移走上层溶液
AgCl(s) AgBr(s) AgI(s)
Ag+ + ClAg+ + BrAg+ + I-
Ksp= [Ag+][Cl-] = 1.8×10-10mol2•L-2 Ksp= [Ag+][Br-] = 5.0×10-13mol2•L-2 Ksp= [Ag+][I-] = 8.3×10-17mol2•L-2
沉淀溶解平衡原理
上述就是溶度积规则，可以判断溶液中沉淀的生成和溶解。
思考交流
用沉淀溶解平衡原理解释导语 中“溶洞”形成的原因。
方法总结
沉淀溶解和生成的本质：
平衡体系中离子浓度改变，导致Qc与 Ksp不相等，沉淀溶解平衡发生移动。 解决沉淀溶解平衡问题的基本思路：
溶解
沉淀 平衡
移动
沉淀
自主学习
（1）试试看：AgCl的KSP=1.8×10—10，将 0.001mol/LNaCl溶液和0.001mol/LAgNO3 溶液等体积混合,是否有AgCl沉淀生成? （2）有人认为：盐与盐在溶液中发生复分 解反应的条件之一是两种盐均为可溶性盐。 请你查阅有关资料验证这一结论是否正确。
8.4X10-6 2.1X10-7 2.2X10-3
（2）在“实验探究”方案一（1）的PbI2固体与上层清液共 存体系中，逐滴加入KI溶液，有何现象？试用平衡移动原理 加以解释。
三、 沉淀溶解平衡常数
2、溶度积的意义：
（1）反映了难溶电解质在水中的溶解能力。同类型的难溶 电解质，在相同温度下，Ksp越大，溶解度就越大；不同类 型的难溶电解质，通过计算进行比较。 （2）在一定温度下，通过比较任意状态离子积（Qc）与溶 度积（Ksp）的大小，判断难溶电解质沉淀溶解平衡进行的 限度。 ①当Qc = Ksp时， 饱和溶液，已达到沉淀溶解平衡状态。 ②当Qc ＜ Ksp时，不饱和溶液，沉淀溶解，即反应向沉淀溶解 的方向进行，直达平衡状态（饱和为止）。 ③当Qc ＞ Ksp时，离子生成沉淀，即反应向生成沉淀方向进行， 直到平衡状态（饱和为止）。
沉淀溶解平衡原理
知识回顾
一定温度下，可逆反应： aA＋bB cC＋dD cc（C）cd（D）
K=
沉淀溶解平衡
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沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡是指在溶液中存在着溶解物质与沉淀物质之间的平衡。
当溶解物质和沉淀物质之间的反应达到动态平衡时，称为沉淀溶解平衡。
在沉淀溶解平衡中，溶解物质会溶解为离子，在溶液中以溶解度的形式存在。
而沉淀物质则会以固态的形式存在，在溶液中无法溶解。
溶解物质和沉淀物质之间的平衡是受溶液中各种离子浓度和溶液温度等因素的影响的。
当溶液中的离子浓度超过了溶解度时，溶解物质就会发生沉淀，反之，当溶液中的离子浓度低于溶解度时，沉淀物质就会溶解。
沉淀溶解平衡在实际应用中有广泛的应用。
例如，在水处理过程中，我们常常需要控制水中的溶解物质（如钙、镁等）和沉淀物质（如碳酸钙、硫酸钙等）之间的平衡，以防止沉淀物质堆积在管道和设备上，造成堵塞和损坏。
1。
沉淀溶解平衡
沉淀转化及先后规律：
1、沉淀转化规律：
易溶→微溶→难溶→更难溶：一定可以实现 易溶←微溶←难溶←更难溶：计算后确定
2、沉淀先后规律：
Ksp小者优先【表达式相同】 注意：若Ksp相差很大则不必考虑表达式
【问题与探究】
1.试用平衡移动原理解释下列事实： (1)BaCO3不溶于水，为什么不能作钡餐？
(2)CaCO3难溶于稀H2SO4，却能溶于醋酸中；
D
5．已知：25 ℃时，Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12， Ksp(MgF2)＝7.42×10－11。下列说法正确的是( B ) 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的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体，c(Mg2＋)增大 C．25 ℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L－1氨水中的Ksp比在 20 mL 0.01 mol·L－1 NH4Cl溶液中的Ksp小 D．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MgF2
A (填以下字母 (2)上述流程中两次使用试剂①，推测试剂①应该是____ 编号)。 A．氢氧化钠 B．氧化铝 C．氨水 D．水 (3)溶液D到固体E过程中需要控制溶液pH＝13，如果pH过小，可能导致 的后果是(任写一点)。 镁离子沉淀不完全或氢氧化铝溶解不完全等 NaHCO (4)H中溶质的化学式： ____________ 。 3 5.6×10－10 mol·L－1 (5)计算溶液F中c(Mg2＋)＝_____________________(25 ℃时，氢氧化 镁的Ksp＝5.6×10－12)。
C
)
3．某温度时，AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)在水中的沉淀溶解 平衡曲线如图所示。下列说法正确的是( C )
沉淀溶解平衡原理
练习
写出BaSO4 ，Fe(OH)3的溶度积表达式。
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二、溶度积常数
3 意义
(1)Ksp的大小反映了物质在水中的溶解能力。
思考：Ksp越大，则难溶物越容易溶解吗？
AgCl
AgBr
AgI
Ag2CrO4
Ksp
1.8×10-10 5.4×10-13 8.5×10-17 1.1×10-12
以AgCl的溶解过程作为例子
在一定温度下，当 (溶解) (沉淀) 时，形成AgCl饱和 溶液，达到平衡状态，这种平衡叫做沉淀溶解平衡。
溶解
AgCl(s)
沉淀
Ag＋(aq) + Cl－(aq)
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一 、沉淀溶解平衡
1 定义
在一定温度下，当沉淀溶解的速率等于沉淀生成的 速率，形成饱和溶液，达到平衡状态，称为沉淀溶 解平衡。
Mg(OH)2 Cu(OH)2 Fe(OH)2 Fe(OH)3
溶解度/g 9×10-4 1.7×10-6 1.5×10-4 3.0×10-9
沉淀完全时的pH 11.1 6.7 9.6 3.7
难溶电解质在水中的溶解情况
以AgCl的溶解过程作为例子
在水分子的作用下，少量的Ag+和Cl-脱离AgCl表面进 入水中（溶解过程）
条件不变，达到沉淀溶解平衡，溶液中离 子的浓度不变
变 条件改变时，沉淀溶解平衡发生移动。
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一 、沉淀溶解平衡 练习2
下列有关AgCl的说法正确的是（ D ）
A. AgCl难溶于水，溶液中没有Ag+和ClB. 在AgCl饱和溶液中，AgCl没有再溶解了 C. AgCl是一种难溶物，所以是弱电解质 D.在AgCl饱和溶液中，AgCl生成和溶解不
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5.沉淀溶解平衡的判断
任意时刻溶液中离子积为Qc和溶度 积Ksp的关系： ①Qc > Ksp时, 过饱和,析出沉淀。
②Qc ＝Ksp时, 饱和溶液 ③Qc < Ksp时, 溶液未饱和。
小结：
难溶≠完全不溶
溶解 平衡
难溶物的 溶解平衡 溶度积 (Ksp)
一定条件下,溶质离子与该 固态物质间建立动态平衡 表达式 如:Ksp= c(Pb2+).c2(I-)
定： 溶液中离子的浓度不再变化
变： 条件改变,平衡发生移动,达到新的平衡
3.影响因素:
(1)内因： 难溶电解质本身的溶解度 升温，促进溶解 {Ca(OH)2例外} (2)外因： 加水稀释,促进溶解 同离子,抑制溶解 盐效应
4.溶度积常数(简称溶度积)
⑴溶度积(Ksp):难溶电解质的溶解平衡中,离子浓 度幂的乘积。 MmAn (s) mMn+(aq)＋ nAm-(aq) ⑵.表达式： 平衡时：Ksp＝[c(Mn＋)]m.[c(Am-)]n
a.生成沉淀的离子反应之所以能够发生，在于生成 物的溶解度小。 b.习惯上,将溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电 解质。 c.化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于 1.0× 10-5mol/L时,沉淀反应达到完全。 d.物质的溶解量是有限的，无限可溶解的物质不存 在，也没有绝对不溶的物质，难溶电解质的溶解 度尽管很小，但不会等于0。
溶解性
溶解度
易溶
> 10g
可溶
1g~10g
微溶
0.01g~1g
难溶
< 0.01g
探讨：AgCl的溶解性？
AgCl溶解平衡的建立：
溶解
AgCl(s)
沉淀
＋ Ag (aq)
+
Hale Waihona Puke － Cl (aq)v（溶解）＞ v（沉淀） ——沉淀溶解 ——溶液不饱和 v（溶解）= v（沉淀） ——溶解的沉淀 = 生成的沉淀— ———溶液饱和状态——建立平衡状态 v（溶解）＜v（沉淀） ——沉淀生成 ——溶液过饱和
实战演练
写出难溶物PbI2 、Fe(OH)3的沉淀溶解 平衡的方程式、Ksp表达式。
PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I－ (aq) Ksp =c (Pb2+) ×c2( I－)
Fe(OH)3 (s)
Fe3+ (aq) +3OH－(aq)
Ksp =c (Fe3+) ×c3( OH－)
Ksp的求算：
AgI(s)
Mg(OH)2(s)
Ag+ (aq) + I- (aq)
Mg2+ (aq) +2OH- (aq)
Ksp= c(Ag+)c(I-) = 8.3×10-17mol2L-2 Ksp= c(Mg2+)c2(OH-) = 5.6×10-12mol3L-3 溶解能力大小有：AgCl > AgBr > AgI 问:AgCl、Mg(OH)2哪个更难溶?能由Ksp直接判断吗?
意义：沉淀溶解能力 Ksp求算： 利用Ksp求难溶物离子浓度
作业
P93 第4题
实验过程
2mL 0.1mol/L AgNO3 4mL 0.1mol/L NaCl
现象
解释与结论
产生白色沉淀 Ag+ + Cl- =AgCl↓
取少量的上层清 液，滴加少量KI 溶液
产生黄色沉淀
说明溶液中还有 少量的Ag+， Ag+ + I- =AgI↓
一.沉淀的溶解平衡:
1.概念： 一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生
成的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，达到平 衡状态，人们将这种平衡称为沉淀溶解平衡。
难：难溶的电解质 饱： 饱和溶液 逆： 沉淀与溶解是一个可逆过程
2.特征：
等： v（溶解）= v（沉淀）
动： v(溶解)= v(沉淀)≠0 —动态平衡
[例].25℃时,Ksp(PbI2)= 7.1×10-9 .求PbI2的饱和 溶液中的c(Pb2+)和c(I-). [解析]： PbI2 Pb2+ + 2I2X 浓度关系： X Ksp=
2+ 2 c(Pb ).c (I )=
c(Pb2+)×22.c(Pb2+)2 4X3 = 7.1×10-9
溶解的PbI2 的浓度为：1.2 ×10-3molL-1 -3 -1 2+ c(Pb )=1.2×10 molL ; c(I-)=2c(Pb2+)=2.4×10-3molL-1
Ksp与离子浓度无关
⑶特点： Ksp与温度有关,一般升温, Ksp增大 (Ca(OH)2例外）
同类型的难溶电解质，Ksp越小,溶解度越小
几种难溶电解质在25℃时的溶解平衡和溶度积：
AgCl(s) AgBr(s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ag+ (aq) + Br- (aq) Ksp= c(Ag+)c(Cl-) = 1.8×10-10mol2L-2 Ksp= c(Ag+)c(Br-) = 5.0×10-13mol2L-2
专题3 溶液中的离子反应
四都中学：欧阳晨莺
桂林溶洞
北京石花洞
安徽石台溶洞群
Ca5(PO4)3OH(s) 5Ca2+＋3PO43- ＋ OH-
固体物质的溶解度：
A.定义：在一定温度下,某固态物质在100g溶剂里 达到饱和状态时所溶解的质量.叫做这种物质在这 种溶剂里的溶解度
20℃时,溶解性与溶解度的大小关系
常温下AgCl、Mg(OH)2哪个更难溶？
[解析]：对AgCl有：
Ksp(AgCl) = c(Ag+).c(Cl-) = c2(Ag+)= 1.8×10-10mol2L-2 -1 -5 + c(Ag )=1.34×10 molL 即AgCl的溶解浓度为： 1.34×10-5mol L-1 对Mg(OH)2有： Ksp[Mg(OH)2]= c(Mg2+)c2(OH-)=4c(Mg2+)3 = 5.6×10-12mol3L-3 -1 -4 2+ c(Mg )=1.12×10 molL ; 即Mg(OH)2的溶解浓度为:1.12×10-4mol L-1。 可以看到:AgCl比Mg(OH)2更难溶！