第五讲 沉淀溶解平衡 离子反应
无机化学课件PPT-沉淀溶解平衡
FeS Hg2Cl2 Hg2Br2 Hg2I2
HgS PbCl2 PbCO3 PbCrO4 PbSO4 PbS PbI2 Pb(OH)2
Ksp 4.87 10-17 2.64 10-39 1.59 10-19 1.45 10-18 5.8 10-25 4.5 10-29 4.0 10-53 1.17 10-5 1.46 10-13 1.77 10-14 1.82 10-8 9.04 10-29 8.49 10-9 1.42 10-20
若考虑PO43-离子水解，则[PO43-] S，而是:
S
[PO
3 4
]
[HPO
2 4
]
[H
2
PO
4
]
[H
3PO
4
]
[PO
3 4
]1
[H ] Ka3
[H ]2 K a2K a3
[H ]3 K a1K a2Ka3
三、溶度积规则
溶度积规则：可以通过比较沉淀溶解平衡的反应商Q和Ksp的大 小来判断难溶强电解质溶液中反应进行的方向：
沉淀溶解平衡 （Precipitation and Dissolution Equilibrium）
根据物质在水中的溶解度（S）大小，将其分为四个级别：
易溶：S > 1 g/100g H2O 可溶：S = 0.1 – 1 g/100g H2O 微溶：S = 0.01 – 0.1 g/100g H2O 难溶：S < 0.01 g/100g H2O 不存在完全不溶的化合物
解：沉淀出Ni(OH)2，则溶液中[Ni2+][OH-]2 > Ksp(Ni(OH)2) [Ni2+] = 0.01 moldm-3 最低的[OH-]浓度为 [OH-]min2 = Ksp(Ni(OH)2) /[Ni2+]
沉淀溶解平衡知识点总结
沉淀溶解平衡知识点总结沉淀溶解平衡是指在一定温度和压力下，溶液中的某种物质能够同时存在溶解态和沉淀态之间的平衡状态。
以下是沉淀溶解平衡的一些重要知识点总结：1. 沉淀反应：当溶液中的两种离子相互反应生成一种难溶的化合物时，称为沉淀反应。
例如，银离子和氯离子反应生成难溶的氯化银。
2. 溶解反应：当沉淀物中的离子溶解在溶液中时，称为溶解反应。
例如，氯化银溶解为银离子和氯离子。
3. 溶解度积：对于一个难溶的化合物，其溶解度可以用溶解度积（Ksp）来表示。
溶解度积是指在饱和溶液中，溶质的离子浓度的乘积。
例如，对于氯化银，其溶解度积可以表示为Ksp = [Ag+][Cl-]，其中[Ag+]和[Cl-]分别表示银离子和氯离子的浓度。
4. 影响溶解度的因素：溶解度受到温度、压力和溶液中其他离子的影响。
通常情况下，随着温度的升高，大部分溶质的溶解度会增加；而对于气体溶解度来说，随着温度的升高，溶解度会减小。
压力对溶解度的影响主要存在于气体溶解中，根据亨利定律，溶解度随着压力的增加而增加。
溶液中其他离子的存在也会影响溶解度，有时可以通过共沉淀反应来降低某种物质的溶解度。
5. 平衡常数：对于沉淀溶解平衡反应，可以用平衡常数（Keq）来表示。
平衡常数是指在平衡状态下，反应物和生成物浓度的比值。
对于沉淀溶解平衡反应，平衡常数可以表示为Keq = [生成物浓度]/[反应物浓度]。
根据平衡常数的大小，可以判断反应的方向和反应的进行程度。
6. 判断沉淀的存在：根据溶解度积和平衡常数的大小关系，可以判断溶液中是否会生成沉淀。
如果溶液中的离子浓度的乘积大于溶解度积，说明溶液中会生成沉淀。
如果溶液中的离子浓度的乘积小于溶解度积，说明溶质会继续溶解。
7. 沉淀溶解平衡的应用：沉淀溶解平衡在化学分析、环境科学等领域有着广泛的应用。
通过控制溶解度和沉淀反应条件，可以实现分离、富集、分析和净化等目的。
同时，沉淀溶解平衡也在药物合成、材料科学等领域中起到重要作用。
高二化学沉淀溶解平衡知识点
高二化学沉淀溶解平衡知识点沉淀溶解平衡是一门受欢迎而又有趣的课程，是高中生们必修的一门科目。
高二化学沉淀溶解平衡集中讨论微量离子溶液中的溶解平衡。
它是一个描述溶解过程中物质之间移动以及溶解物及溶剂之间关系的过程。
沉淀溶解平衡是指溶解性物质在溶解过程中及溶剂中的移动平衡。
它涉及两个离子的溶质的溶解过程，离子的混合溶液和溶解过程中的离子比，还有离子的溶解能力。
一般来说，沉淀溶解平衡的研究基于离子的交换反应，即离子的移动以及离子的移动对溶解物及溶剂的影响。
因此，研究沉淀溶解平衡需要了解其中包含的定义、特性和相关概念。
第一，沉淀溶解平衡首先涉及离子及其混合物。
离子及其混合物是指离子在水中溶解成离子溶液而形成的溶质，以及各种离子混合物形成的溶质。
第二，沉淀溶解平衡需要考虑离子的溶解能力。
溶解能力是指离子在溶质中的溶解状态，可以用离子的溶解能力及溶解空间来描述。
第三，沉淀溶解平衡涉及离子混合溶液中的离子比。
离子比是由离子的溶解能力影响的，决定离子在溶液中的比例。
最后，沉淀溶解平衡还涉及离子溶液中的构成因子。
构成因子描述了溶液中的离子比例，这包括离子的总浓度和溶解能力的影响。
在掌握了沉淀溶解平衡的定义、特性及相关概念之后，就可以开始学习沉淀溶解平衡的相关知识，了解其中的具体概念及实际应用。
沉淀溶解平衡的实际应用之一就是对混合溶液进行分析和鉴定。
即通过测量混合溶液中的离子比例和浓度，从而确定混合溶液中包含的物质及其比例，并进行分析判断。
此外，沉淀溶解平衡还可用于解决在化学实验中遇到的问题。
比如，可以用沉淀溶解平衡分析来测定混合溶液中溶质的浓稠程度，从而计算出所需要添加的离子浓度。
此外，沉淀溶解平衡还可应用于制备药物或化学试剂，如氯化钠溶液的制备，乙酸钠溶液的制备等等。
通过学习沉淀溶解平衡，可以更好地了解物质的溶解过程，解决实际问题，从而帮助我们更好地探索、利用自然规律。
以上就是本文关于高二化学沉淀溶解平衡的基本知识点的全部内容，希望对大家有所帮助。
《沉淀溶解平衡》 讲义
《沉淀溶解平衡》讲义一、什么是沉淀溶解平衡在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和沉淀速率相等的状态，就称为沉淀溶解平衡。
我们可以想象一下，把一块难溶的固体物质放入水中，一开始它会不断溶解，同时溶解在水中的离子又会结合重新形成固体沉淀。
刚开始，溶解的速率比较快，随着时间的推移，溶解的离子越来越多，沉淀的速率也逐渐加快。
最终，会达到一个平衡状态，此时溶解的速率和沉淀的速率相等，溶液中离子的浓度不再发生变化。
比如说，氯化银（AgCl）在水中就存在这样的平衡：AgCl(s) ⇌Ag+（aq) ＋ Cl(aq) 。
二、沉淀溶解平衡的特征1、动态平衡沉淀溶解平衡是一种动态平衡，溶解和沉淀这两个过程仍在持续进行，只是速率相等。
2、等速进行溶解速率和沉淀速率相等，这是平衡的关键特征。
3、离子浓度不变平衡时，溶液中各离子的浓度保持不变。
4、条件改变平衡移动当外界条件发生改变时，比如温度、浓度等，平衡会发生移动。
三、影响沉淀溶解平衡的因素1、内因物质本身的性质决定了其溶解度的大小，这是影响沉淀溶解平衡的内在因素。
比如，氯化银和氢氧化铁，它们的溶解度差异很大，这是由它们自身的化学结构和性质决定的。
2、外因（1）温度大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解的方向移动，溶解度增大；反之，降低温度，平衡向沉淀的方向移动，溶解度减小。
（2）浓度对于平衡体系：AmBn(s) ⇌ mAn+（aq) ＋ nBm(aq) ，增大离子浓度，平衡向沉淀的方向移动；减小离子浓度，平衡向溶解的方向移动。
例如，在氯化银的饱和溶液中，加入氯化钠固体，氯离子浓度增大，平衡会向生成氯化银沉淀的方向移动。
（3）同离子效应在难溶电解质的饱和溶液中，加入含有相同离子的强电解质，会使难溶电解质的溶解度降低，这种效应称为同离子效应。
（4）盐效应在难溶电解质的饱和溶液中，加入不含相同离子的强电解质，会使难溶电解质的溶解度增大，这种效应称为盐效应。
沉淀溶解平衡和沉淀滴定法
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第二节 溶度积规则及其应用
所以Fe3+先生成沉淀。 ①当Fe3+沉淀完全时， 则有
得:pH=3. 20。 ②欲使Mg2+离子不生成Mg(OH)2沉淀，则:
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第二节 溶度积规则及其应用
得:pH=3. 20。 答:只要将pH控制在3.20~9.62之间，就能使Fe3+沉淀完全，而 Mg2+沉淀还没有产生。
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第二节 溶度积规则及其应用
这些离子均能与加入的同一种沉淀剂发生沉淀反应，并生成难溶电解 质。由于各种难溶电解质的溶度积不同，因此析出的先后次序也不同， 这种现象被称为分步沉淀。随着沉淀剂的加入，离子积首先达到溶度 积的难溶电解质将会先析出。
例如，在浓度均为0.010 mol/L的I-和C-溶液中，逐滴加入 AgNO3试剂，开始只生成黄色的AgI沉淀，加入到一定量的 AgNO3时，才出现白色的AgCI沉淀。在上述溶液中，开始生成A刃 和AgCI沉淀时，所需要的Ag+离子的浓度分别是:
(1)在0.10 L 0.020 mol/L BaClz中，加入0.10 L 0.020 mol/L Na2SO4;
(2)在0.10 L 0.020 mol/L BaCl2中，加入0.10 L 0.040 mol/L Na2SO4。
解:(1)由于两种离子的物质的量相等，因此混合后生成等物质的 量的BaSO4沉淀，且溶液中Ba2+浓度等于BaSO4处于沉淀一且溶 解平衡时的浓度:
(2)判断能否实现沉淀的转化。 在科学实验中，有时需要将一种沉淀转化为另一种沉淀，这种过 程叫沉淀的转化。沉淀的转化有许多实用的价值。例如，锅炉中的锅 垢CaSO4不溶于酸，常用Na2CO4处理，以使锅垢中的CaSO4转化 为疏松的可溶于酸的CaCO3沉淀，这样就可以把锅垢清除掉了。该 沉淀转化反应的平衡常数很大，反应能进行完全:
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)Ksp＝[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，Ksp的数值越大，电解质在水中的溶解能力越强。
（4）影响Ksp的因素Ksp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Ksp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，Ksp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QC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：QC>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
QC=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
化学沉淀溶解平衡离子积
化学沉淀溶解平衡离子积
化学反应中的溶解和沉淀是化学平衡中重要的概念。
溶解是指固体物质在水或其他溶剂中溶解成离子或分子，而沉淀则是指在溶液中形成的固体沉淀物。
化学平衡则是指在反应物和生成物之间达到动态平衡的状态，其中反应物和生成物的浓度保持不变。
在化学反应中，溶解和沉淀的平衡是由离子积来决定的。
离子积是指在溶液中离子的乘积，它决定了溶解度平衡和沉淀反应的进行与否。
离子积的大小与溶解度积有关，溶解度积是指在溶液中固体物质的溶解度的乘积。
当溶解度积大于离子积时，溶解平衡向右移动，固体物质溶解；当溶解度积小于离子积时，溶解平衡向左移动，产生沉淀。
化学沉淀溶解平衡离子积的概念对于理解溶解度平衡和沉淀反应至关重要。
它帮助我们预测化学反应的进行与否，以及在实验室中控制溶解度平衡和沉淀反应的条件。
通过对离子积的理解，我们可以更好地理解溶解和沉淀的化学过程，从而更好地掌握化学平衡的知识。
沉淀溶解平衡方程式
沉淀溶解平衡方程式溶解平衡是指在溶液中的溶质（通常是固体）与其在溶液中的离子形态之间的平衡关系。
在化学反应中，溶液与固体之间存在着溶解度的平衡，即固体溶解到溶液中的程度与从溶液中沉淀回固体的程度之间的平衡。
溶解平衡方程式描述了溶质的溶解和沉淀过程。
溶解平衡方程式可以用来确定溶解度、溶解度积以及溶解度产物的活度等信息。
在化学反应中，溶解平衡方程式可以用来计算反应的平衡常数和预测反应的方向。
以一般的离子化合物为例，如AB。
在溶液中，该化合物可以溶解为离子A+和离子B-。
溶解度平衡方程式可以写成：AB（固体）⇌A+（溶质）+B-（溶质）该方程式表示离子化合物AB溶解为离子A+和离子B-的过程。
反应符号↔表示溶解过程是一个平衡反应，并且在平衡时溶解度不再发生改变。
溶解平衡方程式可以通过溶解度积常数（Ksp）来描述。
溶度积常数是溶解度产物各离子浓度的乘积，其表达式为：Ksp = [A+][B-]其中[A+]和[B-]分别表示溶液中离子的浓度。
溶度积常数越大，表示溶解度产物离子浓度越高，即离子化合物在溶液中的溶解度越大。
在溶解平衡方程式中，溶解度产物的活度可以通过活度系数来表示。
活度系数是一个校正因子，用来修正理论活度和实际活度之间的差异。
活度系数的表达式一般为γ=a/(C0)，其中a为溶液中的活动物质浓度，C0为溶液中的平均离子浓度。
溶解平衡方程式还可以用于计算反应的平衡常数。
平衡常数（K）是表示反应进程到达平衡时反应物和生成物浓度之比的一个指标。
平衡常数越大，表示反应的平衡向生成物一侧偏移。
溶解平衡方程式还可以用来预测反应的方向。
根据Le Chatelier原理，当溶液中溶解度产物的离子浓度超过它们的溶解度时，将会发生沉淀反应。
反之，当溶液中溶解度产物的离子浓度低于它们的溶解度时，将会出现溶解反应。
总之，溶解平衡方程式是描述溶质在溶液中溶解和沉淀过程的方程式。
它可以用来确定溶解度、溶解度积以及溶解度产物的活度等信息，并用于计算反应的平衡常数和预测反应的方向。
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沉淀溶解平衡离子反应沉淀溶解平衡知识点一、难溶电解质的溶解平衡1．固体物质的溶解度(S)与溶解性的关系溶解性难溶微溶可溶易溶S的范围S＜0.01 g 0.01 g＜S＜1 g 1 g ＜S＜10 g S＞10 g 2. 溶解平衡状态：在一定温度下，固体溶质在水中形成饱和溶液时，溶液中溶质质量保持不变的状态，该状态下，固体溶质溶解的速率和溶液中溶质分子结晶的速率达到相等，但溶解和结晶仍在进行。
3．沉淀溶解平衡(1)概念在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做难溶电解质的溶解平衡。
如AgCl溶于水的溶解平衡表示为：(2)特征逆：沉淀的溶解是一个过程动：动态平衡等：溶解速率和沉淀速率相等定：平衡状态时，溶液中离子的浓度保持不变变：当外界条件改变时，溶解平衡发生移动练习：1.已知溶解平衡Mg(OH)2 Mg2+(aq)+2OH-(aq),请分析当下列条件改变时，对该溶解平衡的影响，填写下表，并归纳其影响因素。
2.从物质类别、变化过程角度分析沉淀溶解平衡与弱电解质的电离平衡有何区别？答案(1)从物质类别看，难溶电解质可以是强电解质，也可以是弱电解质[如BaSO4是强电解质，而Al(OH)3是弱电解质]，而难电离物质只能是弱电解质。
(2)从变化的过程来看，沉淀溶解平衡是指已溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成沉淀与溶解的平衡状态；而电离平衡则是指已经溶解在溶液中的弱电解质分子与离子之间的转化达到平衡状态。
二、影响沉淀溶解平衡的因素：(1)内因：溶质本身的性质。
绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在溶解平衡。
(2)外因：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；少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的溶解平衡。
③同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使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的物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动。
三、沉淀溶解平衡的应用1．沉淀的生成(1)调节pH法：如加入氨水调节pH＝4，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。
反应离子方程式：Fe3++3NH3.H2O==Fe(OH)3↓+3NH+4。
(2)加沉淀剂法：以Na2S、H2S等作沉淀剂，使Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀。
反应离子方程式如下：①加Na2S生成CuS： S2-+Cu2+==CuS↓。
②通入H2S生成CuS：__H2S+Cu2+==CuS↓+2H+ 。
2．沉淀的溶解(1)原理：根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，只要不断移去溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。
(2)实例：①CaCO3沉淀溶于盐酸中：CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的CO32－浓度不断减小，平衡向_沉淀溶解的方向移动。
②分别写出用HCl溶解难溶电解质FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2的离子方程式_FeS＋2H＋===Fe2＋＋H2S↑、Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O、Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O③向Mg(OH)2悬浊液中分别滴加蒸馏水、稀盐酸、NH4Cl溶液，白色沉淀将__不溶解、溶解、溶解 (填“溶解”或“不溶解”)。
3．沉淀的转化(1)实验探究①AgCl、AgI、Ag2S的转化(教材实验3－4)②Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化(教材实验3－5)(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，即将_溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀。
(3)沉淀转化的应用①除锅炉水垢锅炉水垢中含CaSO4，可将CaSO4用Na2CO3处理，使之转化为CaCO3，然后用酸除去，其化学方程式为 CaSO4+Na2CO3==CaCO3+Na2SO4； CaCO3+2H+==Ca2++H2O+CO2↑②自然界中矿物的转化注意：除去溶液中的SO42－，选择钙盐还是钡盐？为什么？怎样选择沉淀剂？答案(1)根据CaSO4微溶于水，BaSO4难溶于水，除去SO42－时，应选择钡盐，因为钡盐可使SO42－沉淀更完全。
(2)选择沉淀剂时，使生成沉淀的反应越完全越好；不能影响其他离子的存在，由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质离子。
四、溶度积(Ksp)1．溶度积Ksp一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为常数，称之为溶度积常数，用Ksp表示。
2．表达式AmBn(s)== mA n+(aq)+nB m_(aq)Ksp＝cm(A n＋)·cn(B m－)例如：Ag2SO4的溶度积常数为__Ksp(Ag2SO4)＝c2(Ag＋)×c(SO42－)3．影响因素3Mg(OH)2+2FeCl3==2Fe(OH)3↓+MgCl4．溶度积Ksp与离子积Qc的关系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，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
注意：1．溶解度较小的沉淀易转化成溶解度更小的沉淀，而溶解度小的沉淀不能向溶解度大的沉淀转化，这种认识对吗？答案不对。
只要离子积Qc＞Ksp，溶解度小的沉淀也可以转化为溶解度大的沉淀。
2．同温条件下，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强，这种认识对吗？答案不对，对于同类型物质而言，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强，如AgCl＞AgBr＞AgI；而对于不同类型的物质，则不能直接比较，如Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11，不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶，需转化为溶解度进行比较。
离子反应知识点一、电解质、非电解质：1.电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物．．．①对象是化合物．．．；②条件是在水溶液．．．或熔融状态．．．．下；③自由移动的离子应该是电解质本身．．电离出来的强酸：HCl、H2SO4、HNO3强电解质、强碱：KOH、 NaOH、Ca（OH）2电解质大多数盐：BaSO4、AgCl、CaCO3、CaCl2活泼金属氧化物：Na2O 、Al2O3 、CaO弱电解质弱酸：H2CO3、H2SO3、H3PO4、H2S、 HF 、CH3COOH弱碱：Fe（OH）3、Fe（OH）2、Cu（OH）2、NH3•H2O 、Al（OH）3Zn（OH）2）等2.非电解质：在水溶液里或熔融状态下都不能导电的化合物．．．如：CO2 、CO 、NH3、CH4、、酒精、蔗糖等大部分有机物二、离子反应及发生条件：1.离子反应：有离子参加或生成的反应。
2.离子反应方程式：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子○1生成难溶物： Ag+ + Cl-====AgCl↓○2生成气体： 2H+ + CO32- ==== H2O+CO2↑○3生成弱电解质： H+ + OH—====H2O3.离子反应方程式的书写（1）写（符合事实）（2）拆（不能拆的：单质、难溶物、弱电解质、氧化物、气体）（3）删（左右相同的离子）（4）查（电荷、原子个数是否守恒）4.离子共存问题：由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
（1）有气体产生。
如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存，主要是由于发生CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、 HS-＋H+＝H2S↑等。
（2）有沉淀生成。
SiO32-、AlO2-、S2O3２－等不能与H+大量共存是因为SiO32-＋2H+＝H2 SiO3↓、AlO2-＋H+＋H2O＝Al(OH)3↓、S2O3２－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O （3）有弱电解质生成。
如OH-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-等与H+不能大量共存，主要是由于OH-＋H+＝H2O、CH3COO-＋H+＝CH3COOH等；（4）一些酸式弱酸根及NH4+不能与OH-大量共存是因为HCO3-＋OH-=CO32-＋H2O、HPO42-＋OH-＝PO43-＋H2O、NH4+＋OH-=NH3·H2O等。
三、离子的检验：1.常见阴离子的检验（1）利用酸碱指示剂检验OH－、H＋。
（2）利用盐酸和其他试剂检验。
（3）利用AgNO3和稀HNO3检验卤素阴离子。
（4）利用某些特征反应检验：I-―→滴入淀粉溶液和氯水，溶液变蓝色2.常见阳离子的检验（1）常规检验法用NaOH溶液能检验出溶液中的Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、Al3＋、NH4+。
（2）焰色反应（3）特殊检验法（20-40分钟）知识点一：沉淀溶解平衡在工业除杂中的应用例1．工业制氯化铜时，是将浓盐酸用蒸气加热至80 ℃左右，慢慢加入粗制氧化铜粉(含杂质氧化亚铁)，充分搅拌使之溶解，反应如下：CuO＋2HCl===CuCl2＋H2O，FeO＋2HCl===FeCl2＋H2O。
已知：pH≥9.6时，Fe2＋以Fe(OH)2的形式完全沉淀：pH≥6.4时，Cu2＋以Cu(OH)2的形式完全沉淀；pH为3～4时，Fe3＋以Fe(OH)3的形式完全沉淀。
(1)为除去溶液中的Fe2＋，可采用的方法是( )A．直接加碱，调整溶液pH≥9.6B．加纯铜粉，将Fe2＋还原出来C．先将Fe2＋氧化成Fe3＋，再调整pH到3～4D．通入硫化氢，使Fe2＋直接沉淀(2)工业上为除去溶液中的F e2＋，常使用NaClO，当溶液中加入NaClO后，溶液pH变化情况是( )A．肯定减小B．肯定增大C．可能减小D．可能增大(3)若此溶液中只含有Fe3＋时，要调整pH为3～4，此时最好向溶液中加入( ) A．NaOH溶液B．氨水C．CuCl2溶液D．CuO固体解析(1)A项中pH≥9.6时，Cu2＋也将沉淀；B项中，铜粉不能将Fe2＋还原出来；D项中，Fe2＋与H2S不反应。
(2)NaClO具有强氧化性，能将Fe2＋氧化：2Fe2＋＋ClO－＋2H＋===2Fe3＋＋Cl－＋H2O，反应中消耗H＋，pH一定增大。
(3)此溶液中只含杂质Fe3＋，要调整pH到3～4，加入的物质必须能与酸反应，使c(H＋)减小，且不引入新的杂质离子，D项符合条件。
答案(1)C (2)B (3)D知识点二：沉淀溶解平衡曲线例1．在t ℃时，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。