3.4 沉淀溶解平衡 知识清单-2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

选修一 第三章 第四节 沉淀溶解平衡 知识点总结 ( 49 ) 选修1 第三章第四节 沉淀溶解平衡 学科网（北京）股份有限公司 知识点一：难溶电解质的沉淀溶解平衡 1、溶解平衡 （1）定义：一定条件下，难溶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）特征： 动：动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不为0。 等：v溶解=v沉淀。 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，达到新的平衡。 （1） ( 溶解 沉淀 )溶解平衡的表达式 MmAn(s) mMn+(aq)+nAm-(aq) 注意在沉淀后用“s”标明状态，溶液用“aq”标明状态，并用“⇋”连接。如： CaCO3(s)⇋Ca2+(aq)+CO32-(aq) Ag2S(s)⇋2Ag+(aq)+S2-(aq) 易溶电解质作溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。如饱和食盐水中存在的溶解平衡： NaCl(s)⇋Na+(aq)+Cl-(aq) 2、影响溶解平衡的因素 （1） 内因 本质因素：电解质本身的性质。 易溶物：溶解度S>1g 可溶物：溶解度S=0.1——1g 微溶物：S=0.01——0.1g 难溶物：溶解度S<0.01g （2） 外因 外界条件改变，溶解平衡可能发生移动，移动方向遵循平衡移动原理——勒夏特列原理 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。溶解平衡多数为吸热，升温其溶解度增大，但也有放热的情况，如Ca(OH)2的溶解为放热，升温其溶解度减少。 ③同离子效应：在溶液中含有与溶解平衡相同的离子，溶解平衡逆向移动，溶解度减小。如向饱和NaCl溶液中通入HCl气体，则会有NaCl晶体析出，就是因为HCl电离出的Cl-使溶解平衡： NaCl(s)⇋Na+(aq)+Cl-(aq)逆向移动的结果。 注意：绝对不溶的电解质是没有的。如等物质的量的AgNO3与NaCl恰好反应生成难溶AgCl时，溶液中仍含有Ag+和Cl-。 知识点二：沉淀溶解平衡的应用 1、沉淀的生成 （1） 加沉淀剂法：溶解度越小（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pH值除某些易水解的金属阳离子：如加入难溶性的MgO、Mg(OH)2、MgCO3等除去MgCl2溶液中的Fe3+。 （3） 氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去。 2、沉淀的溶解 使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，使溶解平衡正向移动。 （1） 发生复分解反应使沉淀溶解 使沉淀转化为气体或弱电解质等。如： Mg(OH)2(s)⇋Mg2+(aq)+2OH-(aq) + 2H+(aq)⇋2H2O （2） 氧化还原反应使沉淀溶解 由于有些沉淀溶解度太小，如HgS、CuS等，即使加入高浓度的HCl也不能有效地降低S2-浓度，因此它们不溶于非氧化性强酸中。但是如果使用氧化性的强酸，如将HNO3作为氧化剂，可以把溶液中的S2-完全氧化成S，大大降低S2-离子浓度，沉淀CuS溶解。发生的反应如下： 3CuS+8HNO3(浓)=3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O （3） 生成络合物（配合物）使沉淀溶解 AgOH易溶于氨水可得银氨溶液，反应式为AgOH+2NH3·H2O=Ag(NH3)2OH+2H2O，其中Ag(NH3)2OH属于络合物，它是由阳离子[Ag(NH3)2]+和阴离子OH-构成，[Ag(NH3)2]+称为络离子，络离子也和弱电解质一样，存在着电离平衡，电离方程式可表示为： [Ag(NH3)2]+⇋[Ag(NH3)]++NH3，[Ag(NH3)]+⇋Ag++NH3 所以当AgNO3溶液与过量氨水混合时，先生成AgOH后又将AgOH溶解。 AgCl难溶于酸而易溶于氨水，也可用平衡移动观点解释： AgCl在溶液中存在溶解平衡：AgCl(s)⇋Ag++Cl-，当加入氨水后，由于发生：Ag++2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]++2H2O，使AgCl的溶解平衡右移，最终完全转化为[Ag(NH3)2]+，使AgCl溶解。 3、沉淀转化 沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。溶液中沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即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。加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动。例如： （1） 锅炉除水垢 水垢中含有的CaSO4可先用Na2CO3溶液处理，使之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3，然后再用酸去除。 CaSO4(s)⇋Ca2+(aq)+SO42-(aq) + CO32-(aq)⇋CaCO3(s) 总的离子方程式为： CaSO4(s)+CO32-(aq)⇋CaCO3(s)+SO42-(aq) 化学方程式为：CaSO4(s)+Na2CO3⇋CaCO3(s)+Na2SO4 在加Na2CO3溶液之前，CaSO4的溶解与沉淀处于平衡状态，加入Na2CO3溶液之后，Ca2+与CO32+结合生成CaCO3沉淀，该平衡向下进行；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。只要加入的Na2CO3足量，上述过程就可连续进行，直至大部分CaSO4转化为CaCO3。 （2） 在分析化学中的应用 在分析化学中常常先将难溶强酸盐转化为难溶弱酸盐，然后用酸溶解，使阳离子进入溶液。例如重晶石（主要成分是BaSO4）是制备钡化合物的重要原料，但是BaSO4不溶于酸，若用饱和Na2CO3溶液处理即可转化为易溶于酸的BaCO3。 BaSO4(s)⇋Ba2+(aq)+SO42-(aq) + CO32-(aq)=BaCO3(s) 总的离子方程式为： BaSO4(s)+CO32-(aq)⇋BaCO3(s)+SO42-(aq) 从溶解度中可知，虽然BaSO4比BaCO3更难溶于水，但在CO32-浓度较大的溶液中，BaSO4溶解于水中的Ba2+能与CO32-结合形成BaCO3沉淀。转化过程是用饱和Na2CO3溶液处理BaSO4沉淀，待达到平衡后，移走上层溶液；再加入饱和Na2CO3溶液，重复多次，使绝大部分BaSO4转化为BaCO3；最后加入盐酸，即转入到溶液中。 拓展应用 拓展一：溶度积和溶度积规则 ( 溶解 沉淀 )1、溶度积 对于溶解平衡：MmAn(s) mMn+(aq)+nAm-(aq)，根据化学平衡常数的定义可知在一定温度下：为一常数，由于固体浓度c(MmAn)不列入平衡常数，所以[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n也是一个常数，用Ksp表示，称为溶度积。 2、溶度积规则 将未知浓度的溶液中的离子积[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n用Qc表示，则： Qc>Ksp，溶液处于过饱和溶液状态，生成沉淀。 Qc=Ksp，沉淀和溶解达到平衡，溶液为饱和溶液。 Qc<Ksp，溶液未达饱和，沉淀发生溶解。 Ksp只与温度有关。一般情况下，温度升高Ksp增大，但对于某些溶解度随着温度升高而减小的物质，Ksp随温度的升高而减小，如：Ca(OH)2。 拓展二：溶度积和溶解度的关系 1、已知溶度积求溶解度 以AgCl(s)⇋Ag+(aq)+Cl-(aq)为例，已知Ksp，则饱和溶液中c(Ag+)=c(Cl-)=，结合溶液体积即求出溶解的AgCl的质量，利用公式，即可求出溶解度。 2、已知溶解度求溶度积 已知溶解度S，溶液中溶解的电解质很少，所以溶液的密度可视为1g/cm3，100g水即0.1L溶液中溶解的电解质的质量为m，则1L溶液中所含离子的物质的量浓度）便求出，利用公式即求出Ksp。 3、Ksp与物质溶解能力的关系 （1） 用溶度积直接比较难溶电解质的溶解能力时，物质的类型（如AB型、A2B型、AB2型等）必须相同。 （2） 对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。 （3） 对于不同类型的物质，当Ksp相差不大时不能直接作为比较依据，可通过比较饱和溶液溶质的物质的量浓度确定溶解能力强弱。 ( 1 )选修4 第四章第四节 金属的电化学腐蚀与防护 学科网（北京）股份有限公司 $