考点24 沉淀溶解平衡-2023-2024学年高二化学核心考点归纳与分层测试（苏教版2019选择性必修1）

考点24 沉淀溶解平衡 【核心考点梳理】 一、沉淀溶解平衡 1．25℃时，溶解性与溶解度的关系 2．概念 （1）建立条件：在一定温度下，难溶性固体的水溶液中 （2）两种关系①速率关系：沉淀溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率 ②量的关系：固体的质量和溶液中各离子的浓度保持不变的状态 3．特征 二、溶度积常数（溶度积） 1．概念（1）研究对象：在一定温度下，沉淀达到溶解平衡后的饱和溶液 （2）文字叙述：溶液中各离子浓度幂之积为常数（3）表示符号：用Ksp表示。 2．表达式 （1）AgCl（s）Ag+（aq）+Cl－（aq）Ksp＝c平（Ag+）c平（Cl－）； （2）Fe（OH）3（s）Fe3+（aq）+3OH－（aq）Ksp＝c平（Fe3+）c3平（OH－）； （3）AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq）Ksp＝cm平（An+）cn平（Bm－）。 【特别提醒】注意电离方程式和沉淀溶解平衡方程式的区别 （1）完全电离：AgCl（s）Ag+（aq）+Cl－（aq） （2）沉淀溶解平衡：AgCl（s）Ag+（aq）+Cl－（aq） 3．意义：Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力。 4．影响因素（1）内因：难溶电解质的性质（2）外因：只与温度有关，与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。 5．溶度积常数和溶解度的关系 （1）反应：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq） （2）表达式：Ksp（AmBn）＝cm（An+）×cn（Bm－） （3）溶度积常数和溶解度的关系x＝mol/L ①阴阳离子个数比相同：Ksp小，溶解度小 ②阴阳离子个数比不同：Ksp小，溶解度不一定小 ③大小比较：将Ksp开离子个数次方，比较数量级即可 三、沉淀溶解平衡移动 1．反应条件对沉淀溶解平衡的影响 （1）温度：升高温度，多数溶解平衡向溶解方向移动；少数溶解平衡向生成沉淀方向移动，如Ca（OH）2的溶解平衡。 （2）浓度：加水稀释，溶解平衡向溶解方向移动。 （3）同离子：加入与难溶电解质构成中相同的离子，平衡向生成沉淀方向移动。 （4）反应离子：加入可与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，溶解平衡向溶解方向移动。 2．实例分析：Mg（OH）2（s）Mg2+（aq）+2OH－（aq）ΔH＞0 条件改变 移动方向 c平（Mg2+） c平（OH－） 加水 正向移动 不变 不变 升温 正向移动 增大 增大 加MgCl2（s） 逆向移动 增大 减小 加盐酸 正向移动 增大 减小 加NaOH（s） 逆向移动 减小 增大 四、沉淀溶解平衡的应用 1．溶度积规则（浓度商Q与Ksp的关系） （1）Q＞Ksp：溶液中的离子生成沉淀，直至平衡。（2）Q＝Ksp：沉淀溶解与离子生成沉淀处于平衡状态。 （3）Q＜Ksp：若体系中有足量固体，则固体溶解，直至平衡。 2．沉淀的生成 （1）本质原因：Q＞Ksp （2）分步沉淀原理①实验前提：被沉淀的离子浓度必须相同 ②反应规律：混合液中滴加沉淀剂，优先生成溶解度小的沉淀 3．沉淀的转化 （1）Ag+沉淀转化的实验探究 ①分别写出A、B、C对应离子方程式： A中：Ag+（aq）+Cl－（aq）＝AgCl（s）；B中：AgCl（s）+I－（aq）＝AgI（s）+Cl－（aq）； C中：2AgI（s）+S2－（aq）＝Ag2S（s）+2I－（aq）。 ②结论：Ksp（AgCl）＞Ksp（AgI）。 （2）Mg（OH）2与Fe（OH）3转化的实验探究 ①分别写出①、②对应离子方程式： 试管①中：Mg2+（aq）+2OH－（aq）＝Mg（OH）2（s）； 试管②中：3Mg（OH）2（s）+2Fe3+（aq）＝3Mg2+（aq）+2Fe（OH）3（s）。 ②结论：沉淀可以由溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。 （3）实质：沉淀溶解平衡的正向移动 （4）沉淀转化的平衡常数 ①方程式：MX（s）+Y－（aq）MY（s）+X－（aq）②表达式：K＝＝ （5）基本规律 ①一般来说，溶解度大→溶解度小 ②沉淀的溶解度差别越大，越容易转化 （6）特殊规律：溶解度小的也可能转化为溶解度大的沉淀 ①内在条件：Ksp相差不大，一般相差1~2个数量级 ②外在条件：控制离子浓度（加浓溶液、可溶性固体），使Q＞Ksp （7）实验设计：两种沉淀所含的共同离子的量要少 ①少量AgNO3溶液AgClAgBr ②少量NaOH溶液Mg(OH)2Fe(OH)3 五、沉淀溶解平衡的实际应用 1．沉淀的溶解（1）作“钡餐”用BaSO4而不用BaCO3。①用BaSO4的原因：BaSO4不溶于盐酸 ②不用BaCO3原因：BaCO3（s）Ba2+（aq）+CO32－（aq），H+与CO32－反应使平衡正向移动