沉淀的转化和溶度积
沉淀溶解平衡与溶度积规则
1－2型：
Ag2CrO4 (s) = 2 Ag+ (aq) + CrO42- (aq)
2S
S
Ksp = [Ag+]2[CrO42-] = (2s)2(s)
S
3
Ksp 4
另外要注意： 对于同种类型化合物而言， Ksp ，
S 。 但对于不同种类型化合物之间，不能
根据Ksp来比较S的大小。
4、溶度积规则
2、难溶物质的沉淀与溶解平衡 • （1）溶解过程：固体中的离子受极性
水分子的吸引和碰撞，离开固体表面扩 散到溶液中成为自由运动的水合离子的 过程。表面积越大，溶解度越大
V溶解=k1P
• （2）沉淀过程：溶液中不断运动的离 子与固体碰撞，又被吸引到固体表面重 新析出的过程。 • V沉淀=k2P[离子]
AgCl, [Ag+] AgCl= (Ksp(AgCl )/ [Cl–] ) = (1.76 × 10–10 / 0.010) = 1.8 × 10–8 mol/L
Ag2CrO4, [Ag+]
= (Ksp(Ag2CrO4 )/ [CrO42－] )0.5
Ag2CrO4
= (2.0× 10–12 / 0.010)0.5 = 1.4 × 10–5 mol/L
5、分级沉淀
• 分级沉淀：在混合离子的溶液中加入沉淀剂时， 溶液中离子沉淀有先后的现象称为分级沉淀。
• 离子沉淀顺序：何种离子先沉淀，何种离子后沉 淀。
离子开始沉淀时，所需沉淀剂浓度小者先沉淀。
离子开始沉淀时，所需沉淀剂浓度大者后沉淀。
• 第二种离子开始沉淀时，第一种离子是否沉淀完 全：残余量小于等于0.1%
•
[Cl-]
=
K s 10 1.4 10 -5
沉淀溶解平衡、溶度积及计算
例1：将4×10-3mol·L-1的AgNO3溶液与4×10-3mol·L-1 的NaCl溶液等体积混合能否有沉淀析出？ Ksp(AgCl)= 1.8×10-10mol2·L-2 解：只有当 Qc > Ksp时，离子才能生成沉淀。混合后：
⑤ 滴定
左手控制旋塞，右手拿住锥形瓶颈，边滴边振荡；眼 睛要始终注视锥形ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ中溶液的颜色变化。 ⑥ 判断终点并记录实验数据 当看到滴加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变为无 色，且在半分钟内不褪色时。 ⑦ 滴定操作重复三次。
次 待测液体积
标准液体积（Ｌ）
数 （Ｌ） 滴定前 滴定后 实际 平均值
1 2
3
A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点
C
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
2、已知Ag2SO4的KSP 为2.0×10-5，将适量Ag2SO4固
体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag+和SO42浓度随时间变化关系如右图（饱和Ag2SO4溶液中
4、以MnO2为原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu2+、 Pb2+、Cd2+等金属离子，通过添加过量难溶电解质
MnS，可使这些金属离子形成硫化物沉淀，经过滤除
去包括MnS在内的沉淀，再经蒸发、结晶，可得纯净
的MnCl2。根据上述实验事实，可推知MnS具有的相
沉淀溶解平衡溶度积及计算
沉淀溶解平衡溶度积及计算沉淀是指溶液中的物质在达到饱和时生成固态的沉淀物，溶解则是指将物质溶解在溶剂中形成溶液。
在平衡状态下，溶解和沉淀的速率相等，达到溶解平衡。
溶解平衡可以用溶解度来描述，而溶解度则可以通过溶解度积计算。
溶解度积定义：对于一种固体化合物AB，当其达到溶解平衡时，可以用以下溶解度积（Ksp）来表示：Ksp = [A+]^m [B-]^n其中，[A+]和[B-]分别代表溶解物中的阳离子A和阴离子B的活性（或浓度），m和n代表它们的摩尔系数。
例子：以AgCl为例，表达式为：Ksp = [Ag+] [Cl-]计算溶解度积：由于溶解度积只与溶解物相关，所以可以按照以下步骤计算：1.确定离子的活性：活性是溶液中离子的有效浓度，可以使用浓度来估算。
如果浓度非常低，则需要使用活度系数来校正，这般计算更为精确。
活性指数可以根据溶液的离子浓度与标准活度的比值来确定。
2.计算溶解度积：当得到活性后，将其代入到溶解度积表达式中，即可计算出溶解度积的值。
3.考虑溶质溶剂的物质平衡：物质的溶解需要满足一定的物质平衡，这个平衡方程可以用来计算直接的离子浓度。
4.考虑离子间的反应平衡：由于离子之间可能会发生反应，所以需要考虑离子间的反应平衡。
举例说明：以AgCl的溶解为例，假设溶解度为s：AgCl→Ag++Cl-根据溶解度积定义可以得到方程式：Ksp = [Ag+][Cl-] = s^2根据电离程度分析或电解质分析方法，可得出Ag+的浓度为s，Cl-的浓度为2s。
考虑AgCl的溶解与Ag+和Cl-间的反应：AgCl→Ag++Cl-AgCl具有很小的溶解度，因此可以假设它的溶解度为x，而Ag+和Cl-的浓度分别为2x和x。
根据反应过程可得：AgCl(s)+Ag+→AgCl2-K1=[AgCl2-]/[Ag+][Cl-]=（x）/(2x)(x)=1/(2x)由于化学平衡，可得出：K1 × Ksp = 1由此可得出x = 4/Ksp这样我们就可以根据溶解度积的值计算出溶解度了。
无机化学第六章+沉淀-溶解平衡
1. 同离子效应
在难溶强电解质溶液中加入与其含有相同离
子的易溶强电解质，而使难溶强电解质的溶解度降
低的作用。
加入 I-
PbI2 (s) Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)
平衡移动的方向
例：对已达到平衡的下列反应，分别给其加入HCl、
BaCl2 或 Na2CO3 溶液，结果怎样？
BaCO3 (s)
Ksp (AgCl) = 1.8×10-10 Ksp (AgI) = 8.3×10-17
解:
(a) 哪一种离子先沉淀？
c1( Ag )AgI
Ksp ( AgI ) c(I )
8.3 1017 1.0 103
8.31014 mol
L1
c2 ( Ag )AgCl
Ksp (AgCl) c(Cl )
AgCl AgBr
（2）不同类型要计算
AgI Ksp 减小
S 减小
二、沉淀的生成与溶解
1. 溶度积规则
比较 Q 和 Ksp的大小，可以用来 判读沉淀的 生成及沉淀溶解平衡的移动方向。
An Bm (s)
nAm (aq) mBn (aq)
Q [Am ]n [Bn ]m 离子积
① 若 Q > Ksp，过饱和溶液，沉淀析出 ②若 Q < Ksp ，不饱和溶液，无沉淀析出；若原来
3、 沉淀-溶解平衡和酸碱平衡 ① 难溶金属硫化物的沉淀-溶解平衡 --- 形成弱电解质 H2S
PbS Bi2S3 CuS CdS Sb2S3 SnS2 As2S3 HgS
FeS Fe2+ + S2-
2 HCl 2 Cl_ + 2 H+
溶度积规则主要内容
溶度积规则主要内容
溶度积规则是一种用于描述沉淀生成与溶解平衡、沉淀转化和溶液中离子浓度计算的物理化学原理。
1.沉淀生成与溶解平衡
沉淀生成是指离子或分子在溶液中形成不溶性固体，从而导致溶液中离子浓度发生变化的过程。
沉淀的生成主要取决于离子或分子的浓度、溶液的pH值、温度等因素。
溶解平衡是指沉淀在溶解和生成之间的动态平衡状态。
在一定条件下，沉淀的生成和溶解达到平衡状态，此时溶液中的离子浓度保持不变。
溶度积规则可以用来描述沉淀的溶解度和生成量之间的关系。
2.沉淀转化
沉淀转化是指一种沉淀转化为另一种沉淀的过程。
这种过程可以通过改变溶液中的离子浓度或添加其他离子来实现。
沉淀转化的原理是溶度积规则，即沉淀的生成和溶解平衡的移动。
沉淀转化的应用包括废水处理、工业制取沉淀物等方面。
例如，通过向废水中添加化学试剂，可以将废水中的重金属离子转化为氢氧化物沉淀，从而降低废水的污染程度。
3.溶液中离子浓度的计算
溶液中离子浓度的计算是溶度积规则的一个重要应用。
通过测量溶液中离子的浓度，可以计算出溶度积常数，从而了解沉淀的生成和溶解情况。
离子浓度计算的方法包括滴定法、分光光度法、电导法等。
这些
方法可以用来测量溶液中离子的浓度，并计算出溶度积常数。
例如，通过滴定法可以测量出溶液中氢氧根离子的浓度，从而计算出氢氧化物的溶度积常数。
总之，溶度积规则是描述沉淀生成与溶解平衡、沉淀转化和溶液中离子浓度计算的重要原理。
通过了解溶度积规则，可以更好地理解这些过程的发生机制，从而更好地应用它们进行实际生产和研究。
沉淀溶解平衡知识点
沉淀溶解平衡知识点沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，涉及到溶解度的概念和沉淀生成与转化等知识点。
下面将对沉淀溶解平衡知识点进行详细的介绍。
一、沉淀溶解平衡的定义沉淀溶解平衡是指在一定温度下，当溶液中的离子浓度达到平衡状态时，沉淀溶解反应停止，形成的固体和溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
此时，溶液中的阴阳离子浓度满足溶度积常数，并且溶液中的沉淀和溶解反应速率相等。
二、沉淀溶解平衡的特点1、动态平衡：沉淀溶解平衡是一个动态平衡，即沉淀和溶解反应不断进行，但速率相等，因此溶液中的离子浓度保持不变。
2、溶解度与温度有关：物质的溶解度随温度变化而变化。
一般来说，温度越高，溶解度越大。
3、溶度积常数：在一定温度下，沉淀溶解平衡时，溶液中的阴阳离子浓度满足溶度积常数。
这个常数只与温度有关，与溶液的浓度无关。
4、沉淀的生成与转化：当溶液中某离子的浓度超过其溶度积常数时，会形成沉淀。
然而，形成的沉淀可以转化为更难溶的物质，或者转化为可溶性的化合物。
三、沉淀溶解平衡的应用1、判断沉淀的生成与转化：通过比较溶液中的离子浓度和溶度积常数，可以判断是否会形成沉淀以及沉淀的生成与转化。
2、计算溶解度：已知某物质的溶度积常数和溶液中的离子浓度，可以计算该物质的溶解度。
3、处理工业废水：在处理含有重金属离子的工业废水时，可以利用沉淀溶解平衡的原理，将重金属离子转化为难溶性的化合物，从而降低对环境的危害。
4、药物制备：在药物制备过程中，可以利用沉淀溶解平衡的原理，将药物中的有效成分转化为难溶性的化合物，以提高药物的疗效和稳定性。
总之，沉淀溶解平衡是化学平衡的一种重要类型，涉及到溶解度的概念和沉淀生成与转化等知识点。
理解并掌握沉淀溶解平衡的概念和特点对于解决相关问题具有重要意义。
“沉淀溶解平衡”的单元整体教学设计一、教学内容与目标本单元将带领学生探究沉淀溶解平衡的原理及其在日常生活中的应用。
通过实验和实践，学生将了解沉淀溶解平衡的基本概念，掌握沉淀溶解平衡的规律，了解影响沉淀溶解平衡的因素，并能够解释这些因素对沉淀溶解平衡的影响。
实验二、沉淀反应
实验二沉淀反应一、实验目的1、了解沉淀的生成、溶解和沉淀的转化条件，掌握沉淀平衡，同离子效应以及溶度积原理。
2、学习离子分离操作和同离子效应和电动离心机的使用。
二、实验的内容1、沉淀的生成和溶解①查表得：PbI2的ksp为7.1×10-9取1d 0.1mol/L的Pb（NO3）2+9d水，取1d+9d水，配成1×10-3mol/L的Pb（NO3）2溶液取1d 0.1mol/L的kI+9d水，取其中1d+9d水，再取1d+1d 水+首先配好的1×10-3mol/L的Pb（NO3）2溶液2d→不出现黄色沉淀，溶液无变化。
计算：Q=【pb2+】·【I-】2=25/8×10-11﹤ksp计算值也不应该有沉淀。
反应方程：pb2++ 2I-≒pbI2实验结论：1、计算结果与实际相符，Q﹤ksp，不出现沉淀2、没看到pbI2黄色沉淀，不等于不存在pbI2，溶液中还是存在少量的pbI2②查表得：pbs的ksp=8×10-28 pbcro4ksp=2.8×10-13取1d 0.1mol/L的Na2S+1d0.1mol/L的k2cro4,稀释至2.5mL 取1d上述溶液+1d 0.1mol/L的Pb（NO3）2→有棕黄色的混合沉淀出现。
计算：Q﹙pbs﹚=【S2-】【pb2+】=4×10-6﹥其kspQ﹙pbcro4﹚=【S2-】【cro42-】=4×10-6﹥其ksp反应方程：pb2++ S2-≒pbs pb2++ cro42-≒pbcro4实验结论：只要Q﹥ksp，就会出现沉淀，在同一溶液中也不会因沉淀的ksp的大小而出现沉淀的先后，而是同时沉淀。
如随着某离子的加入，Q先达到某个沉淀的ksp，后达到另一个沉淀的ksp，这是才会出现沉淀的先后之分。
2、沉淀的溶解和转化1d 0.1mol/L Pb（NO3）2+2d 0.1mol/L NaCL→Pbcl2↓（白色）+2d 0.1mol/L kI溶液→pbI2↓(黄色) {离心，去掉上清液→稀释至0.5mL}+饱和Na2so4晶体→ pbso4↓(白色) +0.1mol/L k2cro4→pbcro4↓（黄色）+2~3d 0.1mol/L k2S→pbs↓(黑色) {离心，取上清液，颜色为粉红色}★查表得：ksp（Pbcl2）=1.6×10-5 ksp（pbI2）=7.1×10-9 ksp（pbso4）=1.6×10-8ksp（pbcro4）=2.8×10-13 ksp（pbs）=8×10-28★计算：例Pbcl2转化为pbI2的过程：Pbcl2+ 2I-≒pbI2+2cl-K°=【cl-】2/【I-】2=【pb2+】【cl-】2/【pb2+】【I-】2= ksp （Pbcl2）/ ksp（pbI2）=1.6/7.1×104K°值越大，沉淀转化的越完全，对同一类型的沉淀来说，溶度积越大的沉淀越易转化成溶度积小的沉淀对ksp小→ksp大的方向进行的特例：ksp（pbI2）/ ksp（pbso4）=【pb2+】【cl-】2/【pb2+】【so42-】推出→【so42-】min=0.16/7.1 因此Na2so4晶体或饱和Na2so4溶液满足此条件。
高考化学复习考点知识专题讲解27 沉淀溶解平衡
高考化学复习考点知识专题讲解专题二十七、沉淀溶解平衡考点知识沉淀溶解平衡就是难溶电解质的溶解平衡，其实质是指已经溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀于溶解的平衡状态。
同样遵循勒夏特列原理。
由于生产、生活、科研联系较为密切，在近几年高考中频繁出现，特别是广东卷、浙江卷、山东卷，考查的内容主要是沉淀的转化和溶度积的应用。
在高考中仪器了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的实质。
考试通常从图像题来考查溶解平衡原理、Ksp的简单计算、沉淀的生成、溶解和转化等，以生产、生活或产品的制备为背景解释某些现象。
重点、难点探源一．溶解平衡1、溶解平衡的建立⑴v溶解＞v沉淀，固体溶解；⑵v溶解=v沉淀，溶解平衡；⑶v溶解＜v沉淀，析出晶体。
2、电解质在水中的溶解度20℃，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：一、溶度积常数及其应用1、表达式对于溶解平衡M m A n（s）mM m+(aq)+nA n+(aq),K sp=c m(M n+)•c n(A m-)。
K sp仅受温度的影响。
2、溶度积规则某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Q c（离子积）与K sp的关系。
二、沉淀溶解平衡的应用1、沉淀的生成⑴调节pH法如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7~8，离子方程式为：Fe3++3NH3•H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+。
⑵加入沉淀剂法如用H2S沉淀Cu2+，离子方程式为：H2S+ Cu2+=CuS↓+2H+2、沉淀的溶解⑴酸溶解法如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+ H2O。
⑵盐溶液溶解法如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液：Mg(OH)2+2 NH4+=Mg2++2 NH3•H2O。
3、沉淀的转化⑴实质：难溶电解质溶解平衡的移动。
（沉淀的溶解度差别越大，越容易转化） ⑵应用：锅炉除垢、矿物转化等。
三、四大平衡的比较平衡类型存在条件平衡常数平衡移动的判断表示形式影响因素化学平衡 一定条件下的可逆反应 K 温度 均符合平衡移动原理（勒夏特列原理），即：平衡始终是向减弱条件改变的方向移动电离平衡 一定条件下的弱电解质溶液 K a 或K b 温度 水解平衡含有弱酸根或弱碱阳离子的盐 K w温度沉淀溶解平衡一定条件下难溶或微溶盐的饱和溶液K sp温度追踪高考1．【2022新课标3卷】用0.100 mol·L -1 AgNO 3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L -1 Cl -溶液的滴定曲线如图所示。
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度无关．溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移
动而不改变溶度积． 3．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— —离子积Qc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或溶解：
(1)Qc ＞ Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和 达到新的平衡； (2)Qc ＝ Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； (3)Qc ＜ Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难
③同离子效应：沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子， 沉淀溶解平衡逆向移动，但是Ksp不变． ④其他：沉淀溶解平衡体系中，加入可与某些离子反应 生成更难溶物质或者气体的离子，沉淀溶解平衡向溶解
方向移动，但是Ksp不变．
二、溶度积的应用 1．沉淀的溶解与生成 (1)在难溶电解质的溶液中，当Qc＞Ksp时，就会生成沉 淀．据此，可加入沉淀剂而析出沉淀，这是分离、
处理，使之转化为CaCO3，然后用酸除去，从
CaSO4到CaCO3的沉淀转化中，并存着两个沉淀溶 解平衡：
－ 2＋ 加入 Na2CO3 溶液之后，CO2 3 与 Ca 结合生成更难溶的 CaCO3
沉淀，使平衡向下进行；同时溶液中 Ca2＋的减少又使 CaSO4 的溶解平衡向右移动，CaSO4 逐渐溶解．
(2)自然界中矿物的转化 原生铜的硫化物 铜蓝(CuS)． CuSO4
二、溶度积 1．表达式 对于下列沉淀平衡MmAn(s) mMn＋(aq)＋nAm－
n＋)]m· m－)]n [ c (M [ c (A (aq)，其溶度积Ksp＝ .
2．影响Ksp的因素 与其他的化学平衡常数一样，Ksp只与难溶电解质的 性质和 温度 有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓
溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和.
1．在有Cl－和Br－共同存在的溶液中，只要滴入AgNO3 溶液，就必须先有AgBr沉淀生成 ( ) 提示：错误．这要看原溶液中c(Cl－)、c(Br－)的大小，
因为形成沉淀必须满足的条件是c(Ag＋)· c(X
－)>K (AgX)，如果c(Cl－)较大而c(Br－)较小，c(Ag sp ＋)· c(Cl－)>Ksp(AgCl)．而c(Ag＋)· c(Br－)<Ksp(AgBr)时，
的溶解度比Fe(OH)3的大．
2．沉淀转化的实质
沉淀转化的实质就是 沉淀溶解平衡的移动 ． 3．沉淀转化的规律 (1)一般说来，溶解度小的沉淀转化为溶解度 更小 的沉淀． (2)沉淀的溶解度差别越 大 ，越容易转化．
4．沉淀转化的应用
对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀，可以 将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解的沉淀． (1)锅炉除垢 锅炉水垢中含CaSO4，可先将CaSO4用Na2CO3溶液
第二课时 沉淀的转化和溶度积
第 四 节 难 溶 电 解 质 的 溶 解 平 衡
第 二 课 时 沉 淀 的 转 化 和 溶 度 积
预习全程设计 名师全程导学
案例全程导航 训练全程跟踪
一、沉淀的转化
1．沉淀物之间转化的实验探究 (1)难溶性银盐之间的转化
实验步骤
实验
现象
白 色沉淀
黄 色沉淀
黑 色沉淀
化学 NaCl＋AgNO3=== AgCl＋KI=== 2AgI＋Na2S===
方程 式 实验 结论 AgCl↓＋NaNO3 AgI＋KCl Ag2S＋2NaI
溶解度小的沉淀可以转化成溶解度更小的沉淀
(2)Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化
实验
步骤
实验
现象 化学
产生 白色沉淀
产生的白色沉淀逐渐 变为红褐色
除杂常用的方法．如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使
某些金属离子如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物 CuS、HgS等沉淀．
(2)当Qc＜Ksp时，就能使沉淀溶解．常用的方法有： ①酸碱溶解法．加入酸或碱与溶解平衡体系中的相 应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解方向移 动．如难溶于水的BaCO3可溶于酸中．
②发生氧化反应使沉淀溶解．有些金属硫化物如CuS、
HgS等，其溶度积特别小，在其饱和溶液中c(S2－)特别
小，不溶于非氧性强酸，只有溶于氧化性酸(如硝酸、 王水等)，S2－被氧化以减小其浓度，而达到沉淀溶解的 目的．此法适用于那些具有明显氧化性或还原性的难 溶物．
③生成络合物使沉淀溶解 向沉淀溶解平衡体系中加入适当的络合剂， 使溶剂中某种离子 生成稳定的络合物，以减少其离子浓度，从而使沉淀溶解．如 溶解 AgCl 可加入氨水以生成 Ag(NH3)2 而使 AgCl 溶解．
度的乘积为常数，该平衡常数为溶度积Ksp.已知一定
温度下的溶度积Ksp可求出ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ解度(S)，反之亦然．
2．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因：难溶电解质的性质． (2)外因
①浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解方向移动，
但是Ksp不变．
②温度：多数难溶电解质溶解吸热，所以升温会使沉淀
溶解平衡向溶解方向移动，Ksp变大．
则先生成AgCl沉淀．
2．溶解度小的物质，Ksp一定小，溶解度大的物质，Ksp也 大 ( ) 提示：错误．BaSO4和Mg(OH)2两物质，溶解度BaSO4 为2.4×10－4 g，Mg(OH)2为9×10－4 g，Mg(OH)2比
BaSO4的溶解度大．溶度积Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10，
而Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11，Mg(OH)2的溶度积小．
3．改变溶解度平衡可改变溶解度，但溶度积不一定被改
变
(
)
提示：正确．溶解平衡受多种因素的影响，而溶度积
只受温度的影响．
一、Ksp与其他量及因素的关系
1．溶度积与难溶电解质溶解度的关系 溶解度(S)是指一定温度下，某溶质在100 g溶剂中形成 饱和溶液时所溶解的溶质的质量．而溶度积Ksp指一定 条件下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，离子浓
MgCl2＋2NaOH=== 3Mg(OH)2＋2FeCl3=== 2Fe(OH)3＋3MgCl2
方程式 Mg(OH)2↓＋2NaCl 实验 结论
Fe(OH)3的溶解度比Mg(OH)2 小
如果将上述两个实验中的沉淀生成和转化的操作步骤颠 倒顺序，会产生什么结果？ 提示：前者只能看到黑色沉淀，而看不到黄色沉淀和白 色沉淀．因为AgCl、AgI的溶解度比Ag2S的都大．后者 只能看到红褐色沉淀，看不到白色沉淀．因为Mg(OH)2