沉淀-溶解反应解读
沉淀-溶解反应解读
安徽科技学院理学院《普通化学》教案（六）第六章 沉淀-溶解反应6.1难溶电解质的沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡：当沉淀速率和溶解速率相等时就达到沉淀溶解平衡。
特点：反应的特点是在反应过程中伴随着物相的变化，属于多相平衡。
2、溶度积：以固体AgCl 置于水中为例：AgCl(s) Ag +(aq) + Cl －(aq)（1）饱和溶液：在一定温度下，AgCl 达到沉淀溶解平衡时的溶液。
对于任一难溶电解质的沉淀溶解平衡：A mB n (s) mA n+(aq) + nB m-(aq)K θsp = [c eq (A n+)/c Ө]m [c eq (B n －)/c Ө]n（6-1）（2）溶度积常数（溶度积）：K θsp 大小表示难溶电解质溶解趋势。
（3）K θsp 的特点：K θsp 与沉淀的量及离子的浓度变化无关；K θsp 随温度的升高而增大，但温度的影响并不显著。
（4）溶解度：难溶电解质在水中的溶解趋势还可以用溶解度s 来表示。
溶度积和溶解度可以互相换算，换算时必须注意浓度单位，要把溶解度的单位换算成物质的量浓度单位(即mol ∙dm －3)。
【例6.1】298K 时，AgCl 的溶解度为1.92×10-4g ／100gH 2O ，求该温度下AgCl 的K θsp 。
【解】 设AgCl 的溶解度为s ，溶度积为K θsp∵ = 1g ∙cm -3，∴ s = 1.01441092.14⨯⨯- = 1.33×10-5 mol ∙dm -3AgCl(s) Ag +(aq) + Cl -(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3s sK θsp=[c eq (Ag +)/c Ө][c eq (Cl -)/c Ө]=(s/c Ө )2=(1.33×10-5)2=1.77×10-10【例6.2】 己知室温时K θsp (BaSO 4)=1.07×10－10、K θsp[Mg(OH)2]＝5.61×10-12、 K θsp(Ag 2CrO 4)＝1.12×10-12，求它们的溶解度s 。
六章难溶强电解质的沉淀-溶解平衡讲解学习
（二） 发生氧化还原反应使沉淀溶解 在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入
某种氧化剂或还原剂，与难溶电解质的阳离子或 阴离子发生氧化还原反应，使 J Ksp ，导致难溶 强电解质的沉淀溶解。
（三） 生成配位个体使沉淀溶解 在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入
某种电解质，与难溶强电解质的阳离子或阴离子 生成配离子，使 J Ksp ，导致难溶电解质沉淀溶 解。
对于沉淀-溶解反应：
M v A v (s) v M z(a q ) v A z(a q )
其反应商为：
J [c (M z)/c]v [c (A z)/c]v
沉淀-溶解反应的摩尔吉布斯自由能变为：
rG m R TlnK spR TlnJ
由上式可以得出如下结论：
（1）当K sp J 时，rGm 0 ，沉淀-溶解反应 正向进行。
实现分步沉淀的最简单方法是控制沉淀剂的浓 度。
例题
实现分步沉淀的另一种方法是控制溶液 pH, 这种方法只适用于难溶强电解质的阴离子是弱酸 根或 OH- 两种情况。
例题
二、沉淀的转化
把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，称为沉 淀的转化。沉淀转化反应的进行程度，可以利用反 应的标准平衡常数来衡量。
沉淀转化反应的标准平衡常数越大，沉淀转化 反应就越容易进行。若沉淀转化反应的标准平衡常 数太小，沉淀转化反应将是非常困难，甚至是不可 能的。
例题
（2）当 K sp J 时，rGm 0 ，沉淀-溶解反应 处于平衡状态，此时的溶液为饱和溶液。
（3）当 K sp J 时，rGm 0 ，沉淀-溶解反 应逆向进行，有沉淀析出。
这就是沉淀 - 溶解平衡的反应商判据，也称 溶度积规则。
二、沉淀的生成
沉淀的生成与溶解
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2、沉淀的溶解
(1)实质:是设法不断移去溶解平衡体系中的相应 离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动
(2) 必要条件： Qc < Ksp ，
(3)方法 ①酸（碱）溶解法 例：CaCO3易溶于H2CO3,易溶于HCl 例：Al(OH)3既溶于HCl，又溶于NaOH ②难溶于水的电解质溶于某些盐溶液
BaSO4(s)
Ba2 +(aq)+SO42- (aq)
硫酸中硫酸根浓度大，使平衡左移 有利于沉淀生成。
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例:已知AgI的Ksp=8.5×10-17,AgCl的 Ksp=1.8×10-10.在含有0.01mol/LNaI和 0.01mol/LNaCl的溶液中，逐滴加入
AgNO3溶液，先析出什么沉淀？
S + NO + H2O
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6
如何控制pH值？（讨论）
加入氢氧化铜或碱式碳酸铜或氧化铜，调 节ＰＨ至３～４，铁离子全部转化为氢氧 化铁沉淀除去
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③氧化还原法
开始沉淀时的
氢氧化物
pH值 （0.1mol/L）
Fe(OH)2 Cu(OH)2 Fe(OH)3
6.34 4.67 1.48
沉淀完全时的 pH值
(＜10-5 mol/L)
分析：只有当 Qc > Ksp时，离子才能生成 沉淀
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②调pH
已知： 开始沉淀时的 沉淀完全时的pH
氢氧化物
pH值 （0.1mol/L）
值 (＜10-5 mol/L)
Cu(OH)2 Fe(OH)3
4.67 1.48
实验五离解平衡和沉淀-溶解平衡解读
四、实验内容
1.弱电解质的同离子效应 (1) 在两支试管中加入各2ml0.10mol/LHAc溶液和1滴 甲基橙，在另一支试管中加入固体 NH4Ac 少许， 振摇使之溶解，观察溶液盐的变化，与另一支试 管进行比较，解释之。 (2)参照上述步骤，自行设计简单实验，证实弱碱溶 液中的同离子效应。
5.沉淀的溶解 （1） 取0.1 mol/LMgCl2溶液10滴，并逐滴加入2 mol/L NH3•H2O6滴观察现象，然后逐滴加入1 mol/L NH4Cl溶液，观察现象，解释并写出有关反应方程式。 （2）在试管中加入饱和(NH4)2C2O45滴、0.1mol/LCaCl2 溶液5滴，观察现象，然后逐滴加入2 mol/LHCl溶液，振 荡，观察现象，解释并写出有关反应方程式。 （3）试管中加入2ml蒸馏水，加入0.1mol/LPb(NO3)1 滴和0.1mol/LKI溶液2滴，振荡试管，观察沉淀颜色和 形状，然后加入少量固体NaNO3，振荡，观察现象， 解释之。
（4）取1ml 0.1 mol/LAgNO3溶液，加入2 mol/L氨水1 滴，观察现象，再继续逐滴加入2 mol/L氨水，观察现 象，解释之。 （5）取0.1 mol/LZnCl2溶液10滴，逐滴加入0.1 mol/LNaOH溶液，观察现象，解释并写出反应方程式。
6.分步沉淀 （1）在试管中加入1滴0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液和2滴 0.1 mol/L AgNO3，再加入1滴逐滴加入0.1 mol/L KI溶液， 观察沉淀的颜色和形状、根据沉淀颜色的变化和溶度 积规则，判断哪一种难溶物先沉淀？
2.盐类水解 （1） 配制试剂及初步实验： 配制100ml0.1mol/L的 NaCl 、 NaAc、 NH4Cl 、 NH4Ac溶液、用pH试纸和pH计测定其pH、一 并测出蒸馏水的pH。 在两支试管中各加入3mL蒸馏水、然后分别加入少 量固体Fe(NO3)•9H2O和BiCl3、振荡、观察现 象、测其pH值、解释之。 （2）取上面制得的NaAc溶液、加1滴酚酞指示 剂、加热、观察溶液颜色变化、并解释之。
沉淀溶解平衡计算解读
沉淀溶解平衡计算解读沉淀溶解平衡是指在给定的温度和溶液组成下，固体与溶液之间存在着一种动态平衡，即溶解和沉淀相互转化的现象。
在化学反应中，沉淀溶解平衡是一种重要的现象，对于理解溶解和沉淀的行为以及预测产物的生成有着重要的意义。
A(s) ⇌ A+(aq) + e-B(s) ⇌ B+(aq) + e-根据沉淀溶解平衡的原理，可以得出溶解度积的表达式：Ksp = [A+][B-]其中，[A+]代表A离子的浓度，[B-]代表B离子的浓度。
溶解度积的数值越大，表示凝聚体体相的不稳定性越大，即溶质在溶液中的溶解程度越大。
首先，我们需要确定溶解度积的表达式。
根据已知的化学方程式，我们可以得到A和B离子的配比，然后带入表达式中即可得到溶解度积的表达式。
其次，我们需要确定溶解度积的数值。
根据已知的实验数据，我们可以求解出溶质的摩尔溶解度，即溶液中溶质的摩尔浓度。
然后根据摩尔浓度计算出离子浓度，并代入溶解度积的表达式中，就可以得到溶解度积的数值。
最后，我们需要解读溶解度积的数值。
根据溶解度积的数值大小，可以判断溶质在溶液中的溶解程度。
如果溶解度积的数值很小，接近于零，说明溶质在溶液中的溶解程度很小，即凝聚体稳定性很强，溶液中的离子浓度很低。
如果溶解度积的数值很大，接近于无穷大，说明溶质在溶液中的溶解程度很大，即凝聚体稳定性很弱，溶液中的离子浓度很高。
此外，溶解度积还可以用来预测沉淀的生成。
如果溶解度积的数值超过一些化学反应的Q值（即反应商），说明凝聚体的稳定性较差，沉淀将会生成；而如果溶解度积的数值小于Q值，说明凝聚体的稳定性较好，沉淀将不会生成。
需要注意的是，溶解度积的数值是与温度和溶液组成有关的，因此在计算和解读溶解度积时需要考虑温度和溶液组成的影响。
通常，随着温度的升高，溶解度积的数值会增大，溶质的溶解程度会增加。
综上所述，沉淀溶解平衡的计算和解读对于理解溶解和沉淀的行为以及预测产物的生成有着重要的意义。
通过计算溶解度积的数值，可以判断溶质在溶液中的溶解程度和凝聚体的稳定性，从而了解化学反应的过程和结果。
化学反应中的溶解和沉淀知识点总结
化学反应中的溶解和沉淀知识点总结化学反应是物质之间发生变化的过程，其中涉及到溶解和沉淀两种常见的现象。
溶解是指溶质与溶剂相互作用使溶质分子或离子被溶解在溶剂中，而沉淀则是在反应中形成不溶于溶液的固体物质。
本文将对化学反应中的溶解和沉淀进行知识点总结。
一、溶解溶解是指溶质与溶剂之间发生相互作用，使溶质分散在溶剂中形成均匀的溶液。
溶解通常涉及到溶解度、饱和溶解度和离子溶解等概念。
1. 溶解度：指单位溶剂中能够溶解的溶质的最大量。
溶解度与温度和压力有关，通常用克/100克溶剂、摩尔/升或其他单位表示。
2. 饱和溶解度：指在给定条件下，溶剂中已经溶解的溶质量达到最大值的状态。
此时的溶液称为饱和溶液。
饱和溶液的溶解度取决于温度，温度升高通常会使溶解度增大。
3. 离子溶解：离子溶解是指当离子化合物溶解在水中时，其离子会与水分子进行相互作用形成水合离子。
例如，氯化钠（NaCl）溶解时，成为钠离子（Na+）和氯离子（Cl-）的水合离子。
二、沉淀沉淀是指在化学反应中形成不溶于溶液的固体物质。
沉淀通常与溶解度、溶液浓度等因素有关，以下是一些与沉淀相关的知识点。
1. 沉淀反应：沉淀反应是指在化学反应中生成沉淀的反应。
通常涉及到两种反应物溶液混合后产生的固体产物，这些固体产物会沉淀到溶液底部形成沉淀物。
2. 溶解度积：溶解度积是指在饱和溶液中，离子化合物的离子浓度之间的乘积。
对于一般的溶解度积反应，当离子浓度乘积大于溶解度积时，产生沉淀。
3. 沉淀规律：对于一些沉淀物，其生成的条件往往与溶解度有关。
例如，当溶液中的离子浓度超过其溶解度时，就会生成沉淀。
此外，一些其他因素如温度变化、溶液酸碱性等也会影响沉淀的生成。
三、应用实例溶解和沉淀在化学中有着广泛的应用，以下是一些常见的应用实例。
1. 盐类结晶：通过溶解离子化合物，在适当条件下使其溶解度超过饱和溶解度，然后进行结晶操作，从而得到纯净的盐类物质。
2. 沉淀析出：在一些化学反应中，通过反应生成的沉淀物可以用作分离、纯化和分析物质的工具。
沉淀溶解平衡计算解读
[Ba2+]=(1.1×10-10mol2L-2)/ (0.352mol/L)
=2.9×10-10molL-1 因为剩余的[Ba2+]< 10-5mol/L 所以有效除去了误食的Ba2+。
交流•研讨
1.溶洞里美丽的石笋、钟乳是如何形成的？
2.海洋中的多彩珊瑚又是怎样生长形成的？
2.沉淀的转化 ZnS沉淀转化为CuS沉淀 观察思考
ZnS(s)
Zn2+(aq)
+
S2-(aq) +
Cu2+(aq)
平衡向右移动
ZnS沉淀转化为CuS沉淀的总反应： ZnS(s) + Cu2+(aq) = CuS(s) + Zn2+
CuS(s)
沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。一种沉淀可转 化为更难溶的沉淀，难溶物的溶解度相差越大，这种转化的 趋势越大。 如：在AgCl(s)中加入NaI溶液可转化为AgI(s)沉淀。 在CaSO4(s)加入Na2CO3溶液可转化为CaCO3(s)沉淀。
因为，剩余的即[SO42-]=1.2×10-8mol/L<1.0×10-5mol/L
所以， SO42-已沉淀完全，即有效除去了SO42-。 已知某一离子浓度， 求形成沉淀所需另一 注意：当剩余离子即平衡离子浓度离子浓度。 ≤10-5mol/L时，认为离子 已沉淀完全或离子已有效除去。
例. 用5%的Na2SO4溶液能否有效除去误食的Ba2+?已知: Ksp(BaSO4)=1.1×10-10mol2L-2 解：5% 的Na2SO4溶液中的[SO42-]≈0.352mol/L,
FeS(s) + Pb2+(aq) = PbS(s) + Fe2+
溶液的沉淀反应和溶解反应
溶液的沉淀反应和溶解反应一、引言在化学中，溶液是一种将溶质溶解在溶剂中形成的混合物。
溶液可以发生多种反应，其中包括溶液的沉淀反应和溶解反应。
本文将对这两种反应进行详细探讨，并分析它们在化学实验和工业中的应用。
二、沉淀反应1. 沉淀反应的定义沉淀反应是指当两种溶液混合时，溶液中某些离子会以无法形成溶解物的形态，在溶液中生成可见的固体颗粒沉淀的过程。
这种沉淀物通常是一种离子间的化合物。
2. 沉淀反应的实验现象在进行沉淀反应实验时，可以添加试剂A和试剂B的混合物。
当两者混合后，如果形成 visible solid particles，即可认为发生了沉淀反应。
例如，当添加氯化钠溶液到硝酸银溶液中时，会产生可见的白色氯化银沉淀。
3. 沉淀反应的化学方程式沉淀反应的化学方程式需要根据反应过程中产生的离子进行推导。
以下是一些常见的沉淀反应方程式示例：- AgNO3（硝酸银）+ NaCl（氯化钠）→ AgCl（氯化银）↓ + NaNO3（硝酸钠）- Pb(NO3)2（硝酸铅）+ 2KI（碘化钾）→ PbI2（碘化铅）↓ +2KNO3（硝酸钾）4. 沉淀反应的应用沉淀反应在日常生活和实验室中具有广泛的应用。
例如，在水处理过程中，通过沉淀反应可以去除水中的污染物。
实验室中常用沉淀反应来检测物质的存在和浓度，或者用于分离和纯化化合物。
三、溶解反应1. 溶解反应的定义溶解反应是指将固体物质通过与溶剂的相互作用转变为离子或分子，从而形成溶液的过程。
在溶解反应中，固体被溶解于溶液中而不产生新的物质。
2. 溶解反应的实验现象溶解反应的实验现象通常是固体物质完全消失，转变为液体或气体状态，并与溶剂形成均匀的混合物。
例如，将食盐颗粒加入水中，食盐颗粒会逐渐消失，形成透明的盐水。
3. 溶解反应的化学方程式溶解反应的化学方程式通常以离子或分子的形式表示。
以下是一些常见的溶解反应方程式示例：- NaCl（氯化钠）→ Na+（钠离子）+ Cl-（氯离子）- H2O（水）→ H+（氢离子）+ OH-（氢氧根离子）4. 溶解反应的应用溶解反应在日常生活和工业中起着重要作用。
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安徽科技学院理学院《普通化学》教案（六）第六章 沉淀-溶解反应6.1难溶电解质的沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡：当沉淀速率和溶解速率相等时就达到沉淀溶解平衡。
特点：反应的特点是在反应过程中伴随着物相的变化，属于多相平衡。
2、溶度积：以固体AgCl 置于水中为例：AgCl(s) Ag +(aq) + Cl －(aq)（1）饱和溶液：在一定温度下，AgCl 达到沉淀溶解平衡时的溶液。
对于任一难溶电解质的沉淀溶解平衡：A mB n (s) mA n+(aq) + nB m-(aq)K θsp = [c eq (A n+)/c Ө]m [c eq (B n －)/c Ө]n（6-1）（2）溶度积常数（溶度积）：K θsp 大小表示难溶电解质溶解趋势。
（3）K θsp 的特点：K θsp 与沉淀的量及离子的浓度变化无关；K θsp 随温度的升高而增大，但温度的影响并不显著。
（4）溶解度：难溶电解质在水中的溶解趋势还可以用溶解度s 来表示。
溶度积和溶解度可以互相换算，换算时必须注意浓度单位，要把溶解度的单位换算成物质的量浓度单位(即mol ∙dm －3)。
【例6.1】298K 时，AgCl 的溶解度为1.92×10-4g ／100gH 2O ，求该温度下AgCl 的K θsp 。
【解】 设AgCl 的溶解度为s ，溶度积为K θsp∵ = 1g ∙cm -3，∴ s = 1.01441092.14⨯⨯- = 1.33×10-5 mol ∙dm -3AgCl(s) Ag +(aq) + Cl -(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3s sK θsp=[c eq (Ag +)/c Ө][c eq (Cl -)/c Ө]=(s/c Ө )2=(1.33×10-5)2=1.77×10-10【例6.2】 己知室温时K θsp (BaSO 4)=1.07×10－10、K θsp[Mg(OH)2]＝5.61×10-12、 K θsp(Ag 2CrO 4)＝1.12×10-12，求它们的溶解度s 。
【解】(1) BaSO 4(s) Ba 2+(aq) + SO -24(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3 s s水溶液ρρ≈K θsp= [c eq (Ba 2+)/c Ө][c eq (SO -24)/c Ө]= (s/c Ө )2 ∴s/c Ө = θsp K = 1010071-⨯. = 1.03×10-5s = 1.03×10-5 mol ∙dm －3(2) Mg(OH)2(s) Mg 2+(aq) + 2OH －(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3 s 2sK θsp= [c eq (Mg 2+)/c Ө][c eq (OH －)/c Ө]2= 4(s/c Ө )3∴ s/c Ө=3θsp4K = 31241061.5-⨯ = 1.12×10-4(3) Ag 2CrO 4(s) 2Ag +(aq) + CrO -24(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3 2s sK θsp = [c eq (Ag +)/c Ө]2[c eq (CrO -24)/c Ө]= 4(s/c Ө )2 ∴ s/ c Ө = 34θsp K = 31241012.1-⨯ = 6.54×10-5 mol ∙dm －3s = 6.54×10-5 mol ∙dm －3注：（1）对于不同类型的难溶电解质，不能用其K θsp 的大小直接判断它们的溶解度的大小，如：K θsp (AgCl)＞K θsp (Ag 2CrO 4)，但s(AgCl)＜s(Ag 2CrO 4)。
只有同一类型的难溶电解质，才能根据溶度积的数据直接判断其溶解度的大小，即溶度积大的，其溶解度则大，溶度积小的，其溶解度则小。
（2）溶度积K θsp 和溶解度s 之间的换算关系，与难溶电解质的类型有关：AB 型难溶电解质s/c Ө = θsp K (6-2)A 2B 型或AB 2型难溶电解质 s/c Ө= 34θspK (6-3)A 3B 型或AB 3型难溶电解质s/c Ө = 427θspK (6-4)A 3B 2型或A 2B 3型难溶电解质s/c Ө= 5108θspK (6-5)注：要求这些难溶电解质溶于水后的阴、阳离子在水中不发生任何化学反应。
[补充]：对于大多数难溶电解质而言，其溶度积K θsp 都可以用热力学数据来计算。
根据有关热力学公式，沉淀溶解反应的标准自由能变与标准溶度积常数的关系可表示为：△r G θm = －RTlnK θsp ＝－2.303lgK θsp【例6.3】 用热力学数据，计算298K 时AgCl 的溶度积K θsp 。
【解】 AgCl(s) Ag +(aq) + Cl －(aq)△f G θm /(kJ ·mol -1) -109.80 77.12 -131.26θm r ΔG =∑jj j G )(θm f 产物∆ν－∑∆νii i G )(θmf 反应物 = △f G θm (Ag +) + △f G θm (Cl －) － △f G θm (AgCl)= 77.12 + (-131.26) – (-109.80) = 55.66 kJ ∙mol -1lgK θsp(AgCl) = －RT .3032θm r G ∆ =－298314.8303.21066.553⨯⨯⨯=－9.75K θsp (AgCl) = 1.78×10－106.2 溶度积规则：1 离子积：对于任一难溶电解质沉淀溶解平衡A mB n (s) mA n+(aq) + nB m －(aq)根据化学反应等温式 △r G m = θsplnK QRT 式中： Q=[c(A n+)/c Ө]m [c(B n －)/c Ө]n 称为离子积。
2溶度积规则：可以判断沉淀的生成和溶解的可能性。
当 Q ＝K θsp △r G m ＝0，沉淀溶解处于平衡状态，体系为饱和溶液； Q ＜K θsp △r G m ＜0，反应向沉淀溶解的方向进行，未饱和溶液；Q ＞K θsp △r G m ＞0，反应向生成沉淀的方向进行，过饱和溶液。
【例6.4】 将等体积的0.004 mol ∙dm －3AgNO 3溶液和0.004 mol ∙dm －3的K 2CrO 4溶液混合，有无砖红色的Ag 2CrO 4沉淀生成?( K θsp(Ag 2CrO 4)=1.12×10-12) 【解】 等体积混合后，溶液浓度减半，c(Ag +) = 2004.0= 0.002 mol ∙dm －3 ，c(CrO -24)=2004.0 = 0.002 mol ∙dm －3 Q =[c 2(Ag +)/c Ө][c(CrO -24)/c Ө] = (0.002)2×0.002 = 8.0×10-9＞K θsp故有砖红色的Ag 2CrO 4沉淀生成。
【例6.5】 在10 cm 3 0.08 mol ∙dm -3FeCl 3溶液中， 加入含有0.1 mol ∙dm -3NH 3和1.0 mol ∙dm -3NH 4Cl 的混合溶液30 cm 3，能否产生Fe(OH)3沉淀。
[K θsp [Fe(OH)3]＝2.64×10-39]【解】 混合后溶液中各物质的浓度为： c (Fe 3+) = 301008.010+⨯ = 0.020 mol ∙dm －3c (NH 3)= 30101.030+⨯ = 0.075 mol ∙dm －3， c (NH +4)=30100.130+⨯ = 0.750 mol ∙dm －3根据平衡 NH 3∙H 2O OH － + NH +4计算c(OH －) 设平衡浓度/mol ∙dm －3 0.075-x x 0.750+xK θb= ()()θθθ][c/x .c /x .c /x -+⋅07507500 解得 x ＝c(OH －)= 1.77×10-6 mol ∙dm －3Q =[c(Fe 3+)θc /][c(OH －)θc /]3= 0.020×(1.77×10-6)3= 1.11×10-19Q ＞K θsp [Fe(OH)3], 故有Fe(OH)3沉淀生成。
【例6.6】 求298K 时，AgCl 在0.1 mol ∙dm －3NaCl 溶液中的溶解度。
【解】 设AgCl 在NaCl 溶液中的溶解度为x ，根据AgCl 的沉淀溶解平衡 AgCl(s) Ag +(aq) + Cl －(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3 x 0.1+xK θsp = [c(Ag +)θc /][c(Cl －)θc /] =x/c Ө[(0.1+x)/c Ө]∵ K θsp (AgCl)很小 ∴0.1 + x ≈ 0.1 得： x = 1.77×10-9 mol ∙dm －33同离子效应: 在难溶电解质的溶液中，加入与难溶电解质有相同离子的强电解质时，则难溶电解质的溶解度降低的现象。
沉淀“完全”：（1）对定性而言，是指反应完成之后，被沉淀离子的浓度≤1.0×10－5 mol ∙dm －3。
（2）对定量而言，是指反应完成之后，被沉淀离子的浓度≤1.0×10－6 mol ∙dm －3。
应用：为了使沉淀尽可能完全，都要加入过量的沉淀剂。
一般沉淀剂过量10％～20％为宜，沉淀剂过量太多，会由于盐效应或配位效应而使沉淀的溶解度增大。
6.3 分步沉淀1分步沉淀：溶液中含有两种或两种以上的离子，加入某种沉淀剂后，这些离子都能和沉淀剂反应生成沉淀，但由于形成的沉淀在溶液的溶解度不同，这些离子并非同时沉淀，而是按一定的顺序分先后依次析出沉淀的现象。
2 顺序判断：（1）对于同一类型的沉淀，可以用溶度积K θsp 的大小直接确定分步沉淀的顺序； （2）对于不同类型的沉淀而言，一定要用溶解度s 的大小来确定分步沉淀的顺序，如果被沉淀离子的浓度相同，那么溶解度小的先沉淀，溶解度大的后沉淀。
【例6.7】在含有0.001mol ∙dm -3Cl -和0.001 mol ∙dm -3CrO -24的混合溶液中，逐滴加入AgNO 3溶液(设体积不变)，问Cl -和CrO -24哪个先沉淀? 当第二种离子开始沉淀时，第一种离子能否沉淀完全? (K θsp (AgCl)＝1.77×10-10，K θsp (Ag 2CrO 4)=1.12×10-12) 【解】 设Cl -开始沉淀时，需要Ag +的浓度为x ，CrO -24开始沉淀时，需要Ag +的浓度为y ，根据溶度积规则Q ≥K θsp 出现沉淀。