电离平衡和沉淀溶解平衡
化学平衡 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡习题
化学平衡电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡习题(较难）一．本题共18小题，每小题有一个正确答案，共54分。
1．决定化学反应速率的根本因素是A．温度和压强 B．反应物的浓度 C．反应物的性质 D．催化剂2．C+CO22CO △H 1＞0，反应速率v1 ,N2+3H22NH3△H 2＜0，反应速率v2 。
若升高温度，v1和v2的变化是A．同时增大 B．同时减少 C．v1增大,v2减少 D．v1减少,v2增大3．某温度下在密闭容器中发生如下反应：2SO 2(g)+O2（g）2SO3(g），若开始时只充入2 molSO3，达到平衡时，混合气体的压强比起始时增大了10％;若开始时只充入了2 mol SO2和1 molO2的混合气体,达到平衡时SO2的转化率为:A．10％ B．60％ C．80％ D．90%4．氢气既是最理想的能源又是重要的化工原料，用甲烷制氢气是一种廉价的制氢方法.有关的热化学方程式如下：①CH 4（g)＋1/2O2（g）CO（g）＋2H2(g）ΔH〈0②CH 4（g)＋H2O（g）CO（g)＋3H2(g）ΔH>0下列说法不正确的是()A．当反应①中v（CH4)正＝v(CO)逆时，表明该反应达平衡状态B．其他条件不变时，增大体系压强，反应①、②中甲烷的转化率均减小C．使用高效催化剂可以加快反应速率，同时提高CH4的转化率D．同一容器内同时发生反应①与②时,容器内温度可能保持不变5．在一密闭容器中发生反应：2X（g)＋Y（g)aZ（g）ΔH＝Q kJ·mol－1,开始按体积比2∶1将X、Y充入反应器中，一定条件下发生反应。
图甲和图乙是根据反应绘制的图象，下列有关说法正确的是（）甲乙6题图A．图甲，p1〉p2,a<3 B．图甲，T1〈T2,Q〉0C．图乙，t1时表示恒温、恒压条件下，向平衡体系中充入一定量的Z气体D．图乙，如果a＝3，t2时表示向体系中加入了催化剂或增大压强6．在密闭容器中充入一定量的NO 2，发生反应2NO2（g）N2O4（g) △H＝－57kJ/mol,在温度为T1、T2时,平衡体系中NO2的体积分数随压强变化的曲线如下图所示。
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。
1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。
2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。
3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。
解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。
当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。
4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。
需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。
如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。
另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。
如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。
第五‘六章 电离,沉淀溶解平衡习题及答案
第7章电离平衡和沉淀平衡习题参考答案7.1根据酸碱质子理论，写出下列分子或离子的共轭酸的化学式：SO-24；S2-；HPO-24；HSO-4；NH3答：SO-24S2-HPO-24HSO-4NH3共轭酸HSO-4HS- H2PO-4H2SO4 NH+47.2 写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：NH+4；H2S；H2SO4；H2PO-4；HSO-4NH+4H2S H2SO4H2PO-4HSO-4答：共轭碱NH3HS- HSO-4HPO-24SO-247.3 根据质子理论，下列分子或离子哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？HS-；CO-23；H2PO-4；NH3；H2S；HAc;OH-；H2O；NO-2。
答：酸：H2S HAc碱：CO-23NH3OH-NO-2（水溶液中）既是酸又是碱:HS-、H2PO-4、H2O在液氨中：2NH3（l）NH-2+NH+4NH3既是酸，又是碱。
7.4 将下列酸按酸强度从大到小的顺序排列：H3O+；HClO4；HNO3；H2O；[Al(H2O)6]3+答：酸强度顺序：HClO4＞HNO3＞H3O+＞[Al（H2O）6]3+＞H2O7.5 将下列碱按碱的强度从大到小的顺序排列：S2-（K b约为为10-15）、OH-、NH3、PO-34、CO-23、Ac-、答：碱强度顺序：S2-＞OH-＞PO-34＞CO-23＞NH3＞AC-7.6 下列物质中那些能作为HCl、H2SO4、HClO4的区分溶剂？NH3、H2O、NaOH、甲醇、乙酸答：甲醇与乙酸可作为HCl、H2SO4及HClO4的区分溶剂。
7.7 计算下列溶液的[H+]和[OH-]：（1）25.00g NaOH溶解于400 mL水中；（2）50.0 mL 0.500 mol·L-1 HCl稀释至175mL;（3）30ml 2.5mol·L-1 KOH稀释至120 mL;（4）4.5×10-4mol·L-1 Ba(OH)2解：（1）[OH-]= 25.00÷40.00÷0.400 = 1.56mol·l-1[H+] = 1.00×10-14÷1.56 = 0.647×10-14 = 6.47×10-15(mol·l-1) （2）0.500×50.0 = 175x，x=[H+]= 0.143(mol·l-1)[OH-]= 1.00×10-14÷0.143 = 6.99×10-14(mol·l-1) （3）2.5×30= 120x，[OH-]= 0.625(mol·l-1)[H+] = 1.0×10-14÷[OH-] = 1.6×10-14(mol·l-1)（4）[OH-]= 4.5×10-4×2 = 9.0×10-4 mol·l-1[OH-]=1.0×10-14/9.0×10-4 = 1.1×10-11 mol·l-17.8 写出下列离子水解反应的离子方程式：CO-23；HPO-24；F-；[Fe(H2O)6]3+解：CO-23+H2O HCO-3+ OH-HPO-24+ H2O H2PO-4+ OH-F-+ H2O HF+ OH-[Fe(H2O)6]3++H2O [Fe(H2O)5(OH)]2++H3O+HCO-3、HPO-24及[Fe(H2O)5(OH)]2+还可再水解（略）7.9 按其水溶液是酸性、中性还是碱性，将下列盐分类。
解离平衡和沉淀-溶解平衡
解离平衡和沉淀-溶解平衡一、实验目的1.加深对解离平衡、同离子效应及盐类水解原理的理解。
2.了解难溶电解质的多相离子平衡及溶度积规则。
3.学习快速测量溶液pH的方法和操作技术。
二、实验原理1．弱电解质的解离平衡及其移动弱电解质在水溶液中发生部分解离，在一定温度下，弱电解质（例如Hac）存在下列解离平衡：如果在平衡体系中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。
2．缓冲溶液弱酸及其盐(如HAc和NaAc)或弱碱及其盐(如NH3·H20和NH4Cl)所组成的溶液，在一定程度上可以对外来少量酸或碱起缓冲作用。
即当加入少量的酸、碱或对其稀释时，溶液的pH基本不变，这种溶液叫做缓冲溶液。
3．盐类的水解强酸强碱盐在水溶液中不水解。
强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐，在水溶液中都发生水解。
因为组成盐的离子和水电离出来的H+或0H-离子作用，生成弱酸或弱碱，往往使水溶液显酸性或碱性。
根据同离子效应，往溶液中加入H+或0H-可以抑制水解。
水解反应是吸热反应，因此，升高温度有利于盐类的水解。
4．难溶电解质的多相解离平衡及其移动在一定温度下，难溶电解质与其饱和溶液中的相应离子处于平衡状态。
根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解，利用溶度积规则，可以使沉淀溶解或转化。
降低饱和溶液中某种离子的浓度，使两种离子浓度的乘积小于其溶度积，沉淀便溶解。
对于相同类型的难溶电解质，可以根据其K sp的相对大小判断沉淀生成的先后顺序。
根据平衡移动原理，可以将一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，这种过程叫做沉淀的转化。
沉淀的转化一般是溶度积较大的难溶电解质可以转化为溶度积较小的难溶电解质。
三、试剂0.1mol·L-1的HCl，HAc，NaOH 和NH3·H2O；甲基橙；NH4Ac固体；酚酞；O.1mol·L-1NaAc；0.1mol·L-1的NaCl，NH4Cl，Na2C03，NH4Ac，NaAc，NaH2P04，Na2HP04，Na3P04溶液；固体Fe(N03)3·9H2O；6mol·L-1HNO3溶液；饱和Al2(SO4)3溶液；饱和Na2C03溶液；0.1mol·L-1AgNO3溶液； 0.1mol·L-1K2Cr04溶液；饱和(NH4)2C2O4溶液；0.1 mol·L-1CaCl2溶液；2 mol·L-1HCl溶液；2 mol·L-1HAc。
高中化学---难溶物质溶解、电离平衡的常见疑难问题、解答
1.沉淀溶解平衡与电离平衡有什么区别？难溶电解质物质的溶解过程与电离过程例如Baso4,是不是先溶解后完全电离呢？难溶电解质物质的溶解过程与电离是什么关系我由于硫酸钡是强电解质，即溶液中不存在硫酸钡分子，所以，硫酸钡的溶解和电离同步，溶解即电离，一般只写其溶解平衡，而不应该写电离平衡。
其他难溶的强电解质与此相同，常见于难溶盐。
固体化合物AmBn难溶于水，但仍有部分An+和Bm-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的An+和Bm-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，离子An+和Bm-的沉淀与固体AmBn的溶解在水中达到平衡状态，固体的量就不再减小，得到AmBn的饱和溶液。
这种平衡状态叫做沉淀溶解平衡。
具有极性共价键的弱电解质(例如部分弱酸、弱碱)（水也是弱电解质）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。
一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。
那Ca(OH)2为什么是中强碱？不完全电离吗？回答强碱和碱性强弱不是一个概念，强碱说的是这种物质是碱性强的物质。
而碱性强弱，一般是指溶液的酸碱性。
Ca（OH）2本身是强碱，但是它的溶液显示的碱性却不强，也就是说PH值不大，因为它在水中的溶解度不大，微溶于水但溶于水的部分完全电离，Ca(OH)2是强电解质，电解质强弱与其电离程度有关，与其溶解度无关。
2.弱电解质是不是难电离的物质？那又是不是难溶物？不是的强电解质指的是在水溶液中完全电离的物质它和溶解度大小没有关系只有溶解的那一部分完全电离那就是强电解质了所以BASO4虽然是难溶物但它在水中不可能完全一丁点都不溶解而溶解的那一丁点BASO4是完全电离为BA2+和SO42-的所以它是难溶物却也是强电解质类似的情况还有很多的比如CACO3 BACO3 等等大部分的难溶盐其实都是强电解质同理弱电解质就是在水中不完全电离的物质它和溶解度一样没有关系所以弱电解质是难电离的物质不一定是难溶物强电解质是难完全电离的物质也不一定是难溶物够清楚了吗？你说的那些观点他们的理解是难电离就是完全不能电离这是一种理解的方法但不一定的到底弱电解质和难电离是不是相同要看怎么定义这个难电离了总之只要记住弱电解质是不能完全电离的物质注意不能完全那就够了和难电离的物质略有差别把。
学案十一电离平衡、水解平衡和沉淀的溶解平衡
数Ksp=c(Ba2+)·c(SO
2)，称为溶度积常数。
4
A.加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点 B.通过蒸发可以使溶液由d点变到c点 C.d点无BaSO4沉淀生成 D.a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp 解析 Ksp在温度一定的条件下是一定值，与Ba2+和 SO 24的浓度大小有一定关系，但两者浓度的乘积是 一定值。b点本身已过饱和，d点没有达到沉淀溶解 平衡。
4
（2）刚出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中Cl-浓度是多 少？（设混合溶液在反应中体积不变）
解析 由Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)得c(Ag+)
=
K AgCl sp cCl
1.8 1010 0.01
=1.8×10-8
mol/L。
由Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)·c(CrO
2 4
),得c(Ag+)=
Ksp Ag2CrO4
c
CrO
2
4
1.91012 mol/L =4.36×10-5mol/L， 0.001
生成AgCl沉淀需c(Ag+)=1.8×10-8 mol/L＜生成Ag2CrO4
沉淀时所需c(Ag+)，故Cl-先沉淀。刚开始生成Ag2CrO4
沉淀时，c(Cl-)=
D.加水
解析 本题主要考查考生对电离平衡移动的理解，侧
重考查考生分析问题的能力。
变式训练1 将0.1 mol/L醋酸溶液加水稀释，下列说
法正确的是 A.溶液中c(H+)和c(OH-)都减小
（D ）
B.溶液中c(H+)增大
C.醋酸电离平衡向左移动
酸碱平衡和沉淀溶解平衡
通常把Ka>1的酸称为强酸; Ka在 1~10-3的酸称为中强酸; Ka在10-4~10-7的酸称为弱酸; Ka<10-7的酸称为极弱酸， 弱碱亦可按Kb大小进行分类。
共轭酸碱对的解离常数之间的关系：
HB B-+H+
Ka=[B-][H+]/[HB]
其共轭碱的电离为：
B-+H2O HB+OH-
部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac- 酸1 碱2 酸2 碱1
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱 酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在 水中的电离过程)。
H2O + NH3 NH4+ +OH- 酸1 碱2 酸2 碱1
二、溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大， 浓的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情况下， 用pH(负对数法)表示溶液的酸度更为方便， pH的定义是： 溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。
pH=-lg[H+]
弱酸弱碱的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离 1、电离常数
HAc+H2O H3O++Ac- or HAc H++Ac 在一定温度下，其平衡关系为：
Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。
H2O+NH3 NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利 用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质 电离的趋势。K值越大，电离常数越大。
水溶液中的离子反应与平衡
向左
加 NaOH(s)
向右
加入镁粉
向右
升高温度
向右
加 CH3COONa(s)
向左
CH3COO－＋H＋ ΔH>0
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小
减小 增大 增大 减小 减小 增大 减小
减弱 增强 增强 增强 增强 增强 增强
Ka
不变 不变 不变 不变 不变 增大 不变
解析：选 BC。醋酸溶液加水稀释，促进电离，溶液中 c(H＋)减小，但 c(OH－)增大，A
错误；醋酸的电离平衡常数
Ka
＝
c（CH3COO－）·c（H＋） c（CH3COOH）
，
温
度
不
变
，
Ka
不变，
c（CcH（3CCOHO3C－O）O·cH（）H＋）不变，B 正确；醋酸溶液加水稀释，醋酸的电离程度增大，因
向右 向右
增大 增大
增大 减小
增大 减小
加 NaHCO3
向右
减小
增大
增大
现象
颜色变深 颜色变浅 颜色变浅 颜色变深 生成红褐色沉 淀，放出气体
4.外界条件对 AgCl 溶解平衡的影响 AgCl(s)
Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH>0
体系变化 条件
平衡移动方向
c(Ag＋)
c(Cl－)
升高温度
向右
常温下，任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的 pH 都不可能大于 7 或小于 7，只能无限
接近 7。
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液 pH
强酸 酸
弱酸
pH＝a
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新乡医学院化学教研室年月日
实验 电离平衡和沉淀溶解平衡
一、实验目的
1．了解同离子效应对电离平衡的影响；
2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲原理及应用；
3．了解盐的水解及其影响因素；
4．理解沉淀的生成及溶解的条件；
二、实验原理
1. 同离子效应：
HAc
H +＋Ac -
同离子效应能使弱电解质的电离度降低，从而改变弱电解质溶液的pH 值。
PH 值的变化可借助指示剂变色来确定。
2. 缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸、强碱或水的稀释而保持溶液pH 基本不变。
3. 盐的水解：
Ac -＋H 2
O
HAc ＋OH - NH 4+＋H 2O NH 3·H 2O ＋H + 盐类水解程度的大小，主要由盐类的本性决定。
此外还受温度、盐的浓度和酸度等因素的影响。
根据同离子效应，向溶液中加入H +或OH -离子就可以防止它们的水解。
另外，由于水解反应是吸热反应，加热可促使盐类水解。
4. 沉淀－溶解平衡：
AB(s) A +(aq)＋B -(aq)
利用沉淀的生成可以将有关离子从溶液中除去，但不可能完全除去。
]
[][][HAc Ac H K a -+⋅=lg •=,Ac HAc HAc a c c pK pH 盐
酸c c pK HAc a lg •=,
在沉淀平衡中，同样存在同离子效应，若增加A +或B -的浓度，平衡向生成沉淀的方向移动，有沉淀析出。
根据溶度积规则可判断沉淀的生成或溶解，当Q i ＝sp B A K c c >•+ 时，则有沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c =•+时，溶液达到饱和，但仍无沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c <•+时，溶液未饱和，没有沉淀析出。
如果在溶液中有两种或两种以上的离子都可以与同一种沉淀剂反应生成难溶盐，沉淀的先后次序是根据所需沉淀剂离子浓度的大小而定。
所需沉淀剂离子浓度小的先沉淀出来，所需沉淀剂离子浓度大的后沉淀出来，这种先后沉淀的现象，称为分步沉淀。
使一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程称为沉淀的转化，一般说来，溶解度大的难溶电解质容易转化为溶解度小的难溶电解质。
三、实验用品（略）
四、实验内容
（一）同离子效应
1．在试管中加入5滴0.1mol·L -1HAc 溶液和1滴溴甲酚绿-甲基橙混合指示剂，摇匀，观察溶液颜色。
再加入固体NH 4Ac 少许，振摇使之溶解，观察溶液颜色的变化，解释之。
2．在试管中加入5滴0.1mol·L -1NH 3·H 2O 溶液和1滴酚酞指示剂，摇匀，观察溶液颜色。
再加入固体NH 4Ac 少许，振摇使之溶解，溶液颜色有何变化，解释原因。
（二）缓冲溶液
1．缓冲溶液的配制及其pH 的测定
用移液管吸取1mol·L -1NH 3·H 2O 和0.1mol·L -1NH 4Cl 溶液各25.00mL ，置于100mL 干燥洁净的小烧杯中，混匀后，用精密pH 试纸测定该缓冲溶液的pH ，并与计算值比较。
2．缓冲溶液的缓冲作用
在上面配制的缓冲溶液中，用量筒量取1mL0.1mol·L -1HCl 溶液加入摇匀，用精密pH 试纸测定pH 值；再加入2mL0.1mol·L -1NaOH 溶液并摇匀，测定pH 值；
3．缓冲溶液的应用
用1mol·L -1NH 3·H 2O 和0.1mol·L -1NH 4Cl 溶液配制成pH=9的缓冲溶液10mL （应取1mol·L -1NH 3·H 2O mL 和0.1mol·L -1NH 4Cl mL ，然后一分为二，在1支试管中加入10滴0.1 mol·L -1MgCl 2，另1支试管中加入10滴0.1mol·L -1FeCl 3溶液，观察现象，试
说明能否用此缓冲溶液分离Mg2+和Fe3+。
（三）盐类的水解及其影响因素
1．温度对水解平衡的影响
在两支试管中分别加入1mL0.5 mol·L-1NaAc溶液，先将其中一支试管加热，然后同时向两支试管中加入1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色的变化，并解释。
2．溶液酸度对水解平衡的影响
在试管中加米粒大Bi(NO3)3固体，再加少量水，摇匀后观察现象。
然后往试管中加6mol·L-1HCl溶液至沉淀完全溶解为止。
再用水稀释又有何变化？解释有关现象。
在配制Bi(NO3)3溶液时应注意什么问题？还能找出类似的盐类吗？
3．在试管中加入1mL0.1mol·L-1的Al2(SO4)3溶液，然后再加入1mL0.5 mol·L-1 NaHCO3溶液，有何现象？用水解平衡观点解释。
写出反应方程式并说明该反应的实际应用。
（四）沉淀的生成和溶解
1．取2支试管，分别加入0.01mol·L-1Pb(NO3)2溶液4滴，再在第一支试管中加入5滴0.001mol·L-1KI，在第二支试管中加入5滴0.1mol·L-1KI，观察现象并解释。
2．取一支试管，加入2滴0.1mol·L-1KCl和2滴0.1mol·L-1K2CrO4溶液，混匀后一边振荡试管。
一边沿器壁逐滴滴加0.1mol·L-1AgNO3溶液，观察现象并解释。
3．取一支试管，加入2滴0.1mol·L-1KCl和2滴0.1mol·L-1AgNO3溶液，振荡试管，观察反应产物的状态和颜色。
然后再加数滴1mol·L-1NH3·H2O溶液，观察现象并解释。
（五）沉淀的转化和分步沉淀
1．取两只离心管，分别加入几滴0.5mol·L-1K2CrO4、NaCl溶液，均加入2滴0.1mol·L-1AgNO3溶液，观察Ag2CrO4和AgCl沉淀的生成和颜色。
离心，弃去清液，往Ag2CrO4沉淀中加入0.5mol·L-1NaCl溶液，往AgCl沉淀中加入0.5mol·L-1K2CrO4溶液，充分搅拌，哪种沉淀的颜色发生变化？实验说明Ag2CrO4、AgCl中何者溶解度较小？
2．往试管中加2滴0.5mol·L-1NaCl和K2CrO4溶液，混合均匀后，逐滴加入0.1mol·L-1AgNO3溶液，并随即摇荡试管，观察沉淀的出现和颜色变化。
最后得到外观为砖红色的沉淀中有无AgCl？用实验证实你的想法（提示：可往沉淀中加6mol·L-1HNO3，使其中Ag2CrO4的溶解后观察之）。