水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子反应与平衡知识点
水溶液中的离子反应与平衡知识点水溶液中的离子反应与平衡是化学中非常重要的知识点，它涉及到溶液中离子的生成、反应以及平衡状态的维持。
在化学反应中，溶液中的离子反应是指溶液中溶质（通常是离子化合物）发生离子交换或结合的过程。
这些离子反应可以分为酸碱中和反应、沉淀反应和氧化还原反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱在水溶液中发生中和反应，生成盐和水。
例如，氢氧化钠（NaOH）与盐酸（HCl）在水中发生中和反应，生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）的反应可以表示为：NaOH + HCl → NaCl + H2O.沉淀反应是指在溶液中生成固体沉淀的反应。
当两种溶液混合后，溶液中的离子重新排列并形成沉淀。
例如，银离子与氯化物离子在水溶液中发生沉淀反应，生成白色的固体氯化银：Ag+ + Cl→ AgCl↓。
氧化还原反应是指化学物质失去或获得电子的反应。
在水溶液中，氧化还原反应通常涉及到金属离子和非金属离子之间的电子转移。
例如，铁离子与硫酸根离子在水溶液中发生氧化还原反应，生成亚铁离子和硫酸：Fe2+ + SO4^2→ FeSO4。
在这些离子反应中，化学平衡是一个重要的概念。
化学平衡是指在反应达到一定条件下，反应物和生成物的浓度保持稳定的状态。
根据Le Chatelier原理，当影响平衡的条件发生变化时，平衡会向着能够抵消这种变化的方向移动。
因此，通过调整温度、压力、浓度等条件，可以控制化学反应的平衡状态。
总之，水溶液中的离子反应与平衡知识点是化学中的重要内容，它不仅有助于我们理解化学反应的基本过程，还可以应用于工业生产、环境保护等方面。
对于学习化学的人来说，掌握这些知识点是至关重要的。
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)水溶液中的离子平衡高考知识点一：离子的概念•离子是指在溶液或熔融状态下带有电荷的化学物质。
•阳离子是带有正电荷的离子，形成离子时失去了一个或多个电子。
•阴离子是带有负电荷的离子，形成离子时获得了一个或多个电子。
知识点二：水的电离和自离解•水的分子在一定程度上可以发生电离，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
•自离解是指水分子自身发生电离，形成氢离子和氢氧根离子的平衡反应。
•自离解可表示为：H2O ⇌ H+ + OH-知识点三：酸性和碱性溶液•酸性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•碱性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•中性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度等于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
知识点四：酸碱指示剂•酸碱指示剂是一种能够通过颜色的变化来判断溶液酸碱性的化学物质。
•酸性溶液下常见的指示剂有酚酞和甲基橙，颜色呈红色。
•碱性溶液下常见的指示剂有苏丹红和碘化钾淀粉溶液，颜色呈黄色或蓝色。
•中性溶液下常见的指示剂是酚酞和甲基橙的混合物，呈橙黄色。
知识点五：酸碱中和反应•酸碱中和反应是指酸和碱发生反应，生成盐和水的化学反应。
•酸和碱的中和反应满足反应物摩尔比为1:1的化学方程式。
•例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐是NaCl，水是H2O。
知识点六：电解质和非电解质•电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的物质，可以分为强电解质和弱电解质。
•强电解质在溶液中能完全离解成离子，如NaCl。
•弱电解质在溶液中只能部分离解成离子，如醋酸。
•非电解质是指在溶液中不能导电的物质，如蔗糖。
知识点七：水溶液中离子浓度的计算•根据溶液中离子的摩尔比例，可以计算出离子的浓度。
•离子浓度的计算公式为：离子浓度 = 溶质摩尔浓度× 离子的电离度（当为电解质时）。
•电离度是指电解质溶液中某种离子溶液中的浓度与溶质摩尔浓度的比值。
高中化学第八章 水溶液中的离子平衡知识点总结
第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
2．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
高中化学第八章 水溶液中的离子平衡知识点总结
第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
2．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1．电解质、非电解质的概念2．强电解质与弱电解质的概念3．强弱电解质通过实验进行判断的方法（以醋酸HAc为例）：（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测0.01mol/L HAc溶液的pH>2（3）测NaAc溶液的pH值：常温下，pH>7（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mL pH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快特别提醒：1．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质。
2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。
电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。
3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。
一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。
弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。
4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。
如难溶物BaCO 3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。
二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1．温度：升高温度，促进电离（因为电离过程吸热），离子浓度增大2．浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；4．加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。
水溶液中的离子平衡知识点
水溶液中的离子平衡知识点离子平衡的知识点包括离子的解离、离子浓度、离子平衡常数、溶解度积、溶解度和配位化学等。
首先，离子的解离是指溶解物质的分子在溶液中分解成离子的过程。
例如，当盐酸溶解在水中时，盐酸分子会解离成氢离子和氯离子，可以表示为HCl->H++Cl-。
不同物质的解离程度不同，有些物质完全解离，有些物质只部分解离。
其次，溶液中离子的浓度对离子平衡有重要影响。
离子溶液的浓度可以通过摩尔浓度或者摩尔分数来表示。
离子浓度的高低会影响离子间相互作用的强度，从而影响溶液中的化学反应。
一般来说，离子浓度越高，反应速率越快。
离子平衡常数是指当反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度之比的乘积。
离子平衡常数通常用K表示。
例如，对于反应A+B->C+D，离子平衡常数可以表示为：K=[C][D]/[A][B]。
离子平衡常数的大小可以通过判断离子在溶液中的浓度来确定化学反应的方向性和平衡程度。
溶解度积是指固体物质在溶液中达到饱和时，溶质的离子浓度之乘积。
溶解度积常用Ksp表示。
当达到溶解度积时，溶解物质的离子浓度就达到了平衡状态。
溶解度积的大小取决于物质的溶解度及其解离程度。
例如，对于固体AgCl的溶解度积可以表示为：AgCl <-> Ag+ + Cl-，Ksp =[Ag+][Cl-]。
溶解度是指在给定温度下，单位体积溶剂中可以溶解的物质最大量。
溶解度的大小与物质的性质、溶剂的性质以及温度有关。
不同物质的溶解度可以通过实验测定，通常用摩尔溶度或质量溶度来表示。
配位化学是指溶液中离子之间的空间结构和相互作用。
在溶液中，离子还可以与水分子形成配合物。
配位化学涉及到配体、配合物和配位数等概念。
配合物的稳定性和反应性取决于配体的性质和配位数。
配位化学在生物化学、药物化学等领域有重要应用。
总结来说，水溶液中的离子平衡涉及离子的解离、离子浓度、离子平衡常数、溶解度积、溶解度和配位化学等知识点。
了解离子平衡的原理和相关知识，可以帮助我们理解溶液中的化学反应以及溶解物质在溶液中的特性。
水溶液中的离子平衡高考知识点
水溶液中的离子平衡高考知识点
1. 水溶液中的离子平衡指的是在溶液中存在的离子浓度达到一定平衡的状态。
2. 溶解度积常数：当某个物质在水溶液中达到饱和溶解时，其离子的浓度与饱和溶液的浓度的乘积称为溶解度积常数。
3. 离解度：指溶质在溶液中离解成离子的程度。
4. 离子的活度：离子以实际浓度的形式存在于溶液中，它的活度与浓度存在关系。
活度是描述溶液中离子活动性的指标。
5. 离子强度：是指溶液中离子浓度的度量。
6. 水的自离解：水分子在水溶液中会自发地互相转化为氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻），这种转化称为水的自离解。
7. 酸碱中和反应：酸和碱反应时，产生水和盐的反应称为酸碱中和反应。
8. 离子的溶剂化：离子在溶液中被水分子包围的过程。
9. 离子强度对离子溶剂化的影响：随着离子浓度的增加，离子强度增大，离子溶剂化减弱。
10. 活动系数和离子强度的关系：离子强度越大，活动系数越小，活动系数是描述溶液中离子活动性的指标。
11. 离子稳定性：在水溶液中，具有相对稳定性的离子一般不会发生反应，而不稳定离子则容易发生反应。
12. 离子产物原理：可通过离子产物原理，根据离子生成反应的离子产物的溶度积常数，预测离子反应的方向和倾向性。
13. pH值与酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，pH值越小表示酸性越强，越大表示碱性越强。
14. 离子反应速率：离子反应速率与离子活度有关，活度越高，反应速率越快。
15. 离子反应热：离子反应的热效应称为离子反应热，通常与离子强度以及离子溶剂化的程度有关。
以上为水溶液中的离子平衡的一些高考知识点，希望对你有帮助。
选修4第三章 水溶液中的离子平衡第一节知识点总结详细
第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 弱电解质的电离知识点一 强弱电解质1. 电解质和非电解质（1）电解质： 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物,叫电解质 。
包括酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水。
（2）非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。
包括大多数有机物、非金属氧化物和氨。
注意：①电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。
如石墨、Cl2、Cu 虽然在一定条件下能导电，但因其不是化合物，所以它们既不是电解质也不是非电解质。
②在水溶液里能够导电或熔融状态下能导电，两个条件只要具备一个的化合物即成为电解质，不比两个条件同时具备。
③在水溶液里或熔融状态时，化合物本身电离出自由移动的离子而导电的才是电解质。
如Na2O 在熔融状态下能电离出Na+和O2-，而不是其水溶液电离出Na+和OH-；如NH3、CO2、SO3等的水溶液能导电，但他们是非电解质。
④离子化合物（强碱、大多数盐、金属氧化物）自身含有离子，在熔融状态或水溶液中能电离成自由移动的离子而导电；固态或无水的液态酸中只有分子，不能导电，只有溶于水才会电离成离子而导电。
⑤电解质溶液的导电能力由自由移动的离子的浓度与离子所带的电荷数来决定。
⑥电解质自身不一定能导电（在水溶液中或熔融状态下才能导电），导电的物质不一定是电解质；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
2. 强电解质和弱电解质 实验探究电解质强弱：等体积、等浓度的盐酸和醋酸与等量镁条的反应，并测这两种酸的pH 。
(1)HCl 和CH3COOH 都是电解质,在水溶液中都能发生电离;(2)镁无论是与盐酸还是醋酸反应,其实质都是与溶液中的H+反应; (3)由于酸液浓度、温度、体积均相同，且镁条的量也相同，因此，实验中影响反应速率的因素只能是溶液中C(H+)的大小;结论：(1)盐酸和醋酸与活泼金属反应的剧烈程度及PH 都有差别，这说明两种溶液中的H+浓度是不同的。
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水溶液中的离子平衡知识点总结
在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子
（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。
水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子
浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它
等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
中性溶液的
pH值为7.
3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性
变化颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。
4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，
生成盐和水。
酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值
来判断。
强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的
电离程度低，pH值高。
5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确
定另一种酸或碱浓度的方法。
滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。
常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。
6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。
在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。
水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度
的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw
值不变。
Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、
碱和盐。
水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。
外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。
酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。
而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。
溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。
pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。
酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
需要注意的是，事先不能用水湿润pH试纸，广泛pH试纸只能读取整数值或范围。
混合液的pH值计算方法公式包括强酸与强酸的混合、强碱与强碱的混合以及强酸与强碱的混合。
在稀释过程中，强酸溶液的pH值稀释10n倍时，pH值会增加n；弱酸溶液的pH 值稀释10倍时，pH值会增加小于n的值；强碱溶液的pH值稀释10倍时，pH值会减少n；弱碱溶液的pH值稀释10n倍时，pH值会减少小于n的值。
不论任何溶液，稀释时pH值均会向7靠近，即向中性靠近；任何溶液无限稀释后pH值均会接近7.
稀释溶液的pH变化速度取决于其是弱酸、弱碱还是水解盐，强酸和强碱的pH变化速度更快。
当强酸和强碱混合时，根据等体积混合的计算规律，pH1和pH2之和等于14，则溶液呈中性，pH为7；pH1和pH2之和大于等于15，则溶液呈
碱性，pH为2-0.3(pH1+pH2)；pH1和pH2之和小于等于13，
则溶液呈酸性，pH为pH1+0.3.
酸碱中和滴定的原理是酸能提供的H+和碱能提供的OH-
物质的量相等。
在中和滴定的操作过程中，需要注意滴定管的刻度、溶液的用量、药品的准备过程等。
在误差分析中，利用
n酸(c酸V酸)=n碱(c碱V碱)公式，分析误差主要取决于V
酸的变化，当V酸实际值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。
同样地，用标准碱来滴定未知浓度的酸时也是如此。
盐类水解是指在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
只有可溶于水的盐
才会发生水解。
2.水解的实质是盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合，破坏水的电离平衡，从而促进水的电离。
水解是可
逆的，程度小，受外界因素的影响，如温度、浓度和酸碱性。
盐类的水解规律可以总结为：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
多元弱酸根在相同浓度下，正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
3.盐类水解的特点是可逆，程度小，吸热。
外界因素对盐
类水解有影响，如温度、浓度和酸碱性。
温度越高，水解程度越大；浓度越小，水解程度越大；酸碱性促进或抑制盐的水解，H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解，OH-促进阳离子水解
而抑制阴离子水解。
6.酸式盐溶液的酸碱性可以根据电离程度与水解程度的大
小比较来判断，只电离不水解的酸式盐显酸性，电离程度大于水解程度的酸式盐也显酸性，水解程度大于电离程度的酸式盐则显碱性。
7.双水解反应是指构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应，双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
常见的双水解反应包括Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、
S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)，S2-与NH4+，CO32-(HCO3-)与
NH4+，其特点是相互水解成沉淀或气体。
8.水解平衡常数（Kh）可以用来描述强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解程度。
对于强碱弱酸盐，Kh=Kw/Ka（Kw为该温
度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离
平衡常数）；对于强酸弱碱盐，Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下
水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡
常数）。
最后，电离、水解方程式的书写原则是多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）要分步书写，而多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）则可以一步书写。
在比较溶液中微粒浓度大小时，需要抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系的基本原则。
1.电荷守恒：在任何溶液中，总电荷为零，即阳离子浓度
与其所带电荷数的乘积之和等于阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和。
2.物料守恒：即原子个数守恒或质量守恒。
某种原子的总
量（或总浓度）等于以各种形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和。
3.质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
4.难溶电解质的溶解平衡：难溶电解质的溶解平衡是重要
的化学概念。
以下是一些常见知识：
1) 溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质。
2) 反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。
例如，在酸碱中和时，[H+]降至10-7mol/L以下，因此为完全
反应，用“=”表示。
常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于
10mol/L，因此也用“=”表示。
3) 难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
4) 掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4.
5) 溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温会使其
溶解度减少。
6) 溶解平衡存在的前提是必须存在沉淀，否则不存在平衡。
5.溶解平衡方程式的书写：在沉淀后用“(s)”标明状态，并
用“”表示。
例如：Ag2S(s)。
2Ag+(aq)+S2-(aq)。
6.沉淀生成的三种主要方式：
1) 加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
2) 调节pH值除某些易水解的金属阳离子：例如，加
MgO除去MgCl2溶液中的FeCl3.
3) 氧化还原沉淀法。
4) 同离子效应法。
7.沉淀的溶解：沉淀的溶解是指使溶解平衡正向移动的过程。
常用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化。
8.沉淀的转化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
例如：AgNO3 + AgCl(白色沉淀)。
AgBr （淡黄色）AgI（黄色）Ag2S（黑色）。
9.溶度积（Ksp）：
1) 定义：在一定条件下，难溶电解质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) 表达式：AmBn(s)。
mAn+(aq)+nBm-(aq)
Ksp=[c(An+)]m•[c(Bm-)]n。
3) 影响因素：
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。
4) 溶度积规则：如果离子积（QC）大于Ksp，则会有沉淀析出；如果QC等于Ksp，则处于平衡状态；如果QC小于Ksp，则不会有沉淀析出。
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