3.4 沉淀溶解平衡（知识清单）化学人教版选择性必修1

该高中化学知识清单系统梳理了沉淀溶解平衡的知识体系。承接水溶液中的离子反应与平衡，从难溶电解质沉淀溶解平衡的建立及影响因素入手，明确溶度积常数的概念与应用，进而掌握沉淀的生成、溶解、转化原理及图像分析方法。 知识链路按照概念建立、原理分析、应用实践到图像解读的逻辑清晰呈现，通过实例分析（如Mg(OH)₂平衡移动）、实验探究（AgCl转化实验）和图像类型归纳（c-c、pM-pH图像），培养科学思维中的证据推理与模型建构能力，易错点提醒强化严谨求实的科学态度，助力学生形成完整的平衡认知框架。

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第四节　沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1.沉淀溶解平衡及影响因素 (1)25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 (2)沉淀溶解平衡(以AgCl为例分析) ①沉淀溶解平衡建立 AgCl在溶液中存在下述两个过程：一方面，在水分子作用下，少量Ag＋和Cl－脱离AgCl的表面进入水中，即溶解过程；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl的表面析出，即沉淀过程。在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，达到平衡状态，得到AgCl的饱和溶液。 ②沉淀溶解平衡的概念 一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。 ③沉淀溶解平衡方程式 以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。 ④沉淀完全的判断 化学上通常认为，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5_mol·L－1时，已沉淀完全。 (3)难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素 ①内因(决定因素)：难溶电解质本身的性质。 ②外因：温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。 ③实例分析 已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s) ⇌Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当改变下列条件时，对该沉淀溶解平衡的影响，填写下表(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)： 条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－) 加少量水 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 2.溶度积常数 (1)概念 难溶电解质的沉淀溶解平衡也存在平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp。 (2)表达式 AmBn(s) ⇌mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 如：Fe(OH)3(s) ⇌Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)。 (3)影响因素 溶度积Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。 (4)Ksp的意义 反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 (5)应用 定量判断给定条件下有无沉淀生成。 离子积(Q)：对于AmBn(s) ⇌mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 ①Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 ②Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 ③Q<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。 二、沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成 (1)沉淀生成的应用 应用领域 无机物的制备和提纯、废水处理等 目的 利用生成沉淀分离物质或除去某些杂质离子 (2)利用生成沉淀分离或除去某些离子的原则 ①要使生成沉淀的反应能够发生。 ②沉淀反应完成后，溶液中剩余离子的浓度能够尽量小。 (3)沉淀生成的方法 ①调节pH法(以除去工业原料氯化铵中杂质氯化铁流程为例) 1)写出调pH步骤中发生反应的离子方程式：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。 2)调pH除铁时，当溶液中c(Fe3＋)＝10－5 mol·L－1时可认为Fe3＋沉淀完全，计算恰好完全沉淀时溶液的pH＝2.7。为使Fe3＋完全沉淀，常采取的措施为调节溶液的pH大于2.7。 已知：Ksp[Fe(OH)3]≈1×10－39。 3)调pH时能否用NaOH溶液，简述理由：不能，引入杂质离子Na＋。 ②加沉淀剂法(以除去工业废水中的Cu2＋、Hg2＋为例) 1)除杂试剂可选用Na2S、H2S, 原因是生成的CuS、HgS极难溶，使废水中Cu2＋、Hg2＋浓度降得很低。 2)分别写出除杂原理的离子方程式。 H2S除去Cu2＋：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋； Na2S除去Hg2＋：Hg2＋＋S2－===HgS↓。 (4)化学沉淀法废水处理工艺流程图 2.沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。 (2)应用举例 CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，解释碳酸钙溶于盐酸的原因：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡：CaCO3(s) ⇌Ca2＋(aq)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶液中Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，导致平衡向沉淀溶解的方向移动。 (3)实验探究Mg(OH)2沉淀的溶解 写出Mg(OH)2溶于强酸的离子方程式：Mg(OH)2 ＋2H＋===Mg2＋＋2H2O。 3.沉淀的转化 (1)沉淀转化的过程探究 ①实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化 实验操作 实验现象 有白色沉淀析出 白色沉淀转化为黄色沉淀 黄色沉淀转化为黑色沉淀 化学方程式 NaCl＋AgNO3=== AgCl↓＋NaNO3 AgCl＋KI ⇌AgI＋KCl 2AgI＋Na2S ⇌Ag2S＋2NaI ②实验探究Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化 实验操作 实验现象 产生白色沉淀 白色沉淀转化为红褐色沉淀 化学方程式 MgCl2＋2NaOH=== Mg(OH)2↓＋2NaCl 3Mg(OH)2＋2FeCl3 ⇌2Fe(OH)3＋3MgCl2 (2)沉淀转化的实质与条件 ①沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。 ②条件：一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，两者的溶解度相差越大，转化越容易。 ③当两种沉淀的溶解度相差不太大时，也可通过提高转化试剂的浓度实现溶解度小的沉淀转化为溶解度较大的沉淀。 三、沉淀溶解平衡的图像分析 类型一　难溶盐的沉淀溶解平衡 1．c(Bn＋)～c(An－)图像[以BaSO4的沉淀溶解平衡为例分析] (1)a、c均为曲线上的点，Q＝Ksp，a点，c(Ba2＋)>c(SO)，c点，c(Ba2＋)＝c(SO)。 (2)b点在曲线的上方，Q>Ksp，溶液处于过饱和状态，有沉淀析出，直至Q＝Ksp。 (3)d点在曲线的下方，Q<Ksp，为不饱和溶液，还能继续溶解BaSO4。 (4)m点c(Ba2＋)＝c(SO)，大于c点二者的浓度，因而m点与c点溶液的温度不同。 2．pc(Rn＋)～pc(Xn－)图像 一定温度下，纵、横坐标均为沉淀溶解平衡粒子浓度的负对数，如图。 已知：pM＝－lg c(M)(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)，p(CO)＝－lg c(CO)。 ①横坐标数值越大，c(CO)越小；②纵坐标数值越大，c(M)越小；③直线上方的点为不饱和溶液；④直线上的点为饱和溶液；⑤直线下方的点表示有沉淀生成；⑥直线上任意一点，坐标数值越大，其对应的离子浓度越小。 类型二　金属氢氧化物的沉淀溶解平衡 1．c(Bn＋)～pH图像 某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。 线、点的分析 信息解读 a、b点表示的溶液均为Fe(OH)3的饱和溶液，由b点数据可计算Fe(OH)3的Ksp；c点为Cu(OH)2的沉淀溶解平衡点，由c点数据可计算Cu(OH)2的Ksp；d点表示的溶液为Cu(OH)2的不饱和溶液、Fe(OH)3的过饱和溶液 2.pc(Bn＋)～pH图像 横坐标：将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小，pOH则相反。 纵坐标：将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A－)越大，则pC越小。 例如：常温下，几种难溶氢氧化物的饱和溶液中金属阳离子浓度的负对数与溶液pH的关系如图所示。 ①直线上的任意一点都达到沉淀溶解平衡；②由图像可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀时的pH。 类型三　沉淀溶解平衡滴定曲线 1．沉淀溶解平衡滴定曲线，一般横坐标为滴加溶液的体积，纵坐标为随溶液体积增加，相应离子浓度的变化。突跃点表示恰好完全反应，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态。利用突跃点对应的数据可计算对应沉淀的Ksp。 2．沉淀溶解平衡图像突破方法 第一步，识图像。认识图像横坐标、纵坐标表示什么，如表示离子浓度、pM等。 第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度积表达式书写、影响沉淀溶解平衡的因素以及溶度积常数的影响因素。如浓度不会改变溶度积，溶度积只与温度有关，多数情况下，温度越高，溶度积越大。 第三步，找联系。将图像与溶度积原理联系起来，分析题目设置的问题，如求离子浓度、判断沉淀溶解平衡状态等。 特别提醒： 大多数电解质的溶解度随温度升高而增大，但也有例外，如Ca(OH)2，温度越高，溶解度越小。 特别提醒： ①要标明各微粒的状态； ②要与AgCl电离方程式区分开，强电解质完全电离：AgCl===Ag＋＋Cl－。 归纳总结： (1)Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中的离子浓度无关。 (2)对于同类型物质(如AgCl、AgBr、AgI等)，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Ksp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，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度来确定溶解能力的强弱。 归纳总结： (1)酸溶解法：如、、、、等 (2)配位溶解法：如溶于氨水： (3)盐溶液溶解法：如溶于溶液： 1.沉淀溶解平衡属于动态平衡，固体沉淀溶解速率与离子沉淀速率相等，体系中沉淀、离子共存，并非不再溶解。 2.溶度积只与温度有关，升温多数难溶电解质增大；大小不能直接比较溶解度，仅同类型沉淀可直接对比。 3.溶度积规则判断沉淀：析出沉淀；达平衡；沉淀溶解。 4.同离子效应：向难溶电解质溶液加入相同离子，沉淀溶解平衡逆向移动，沉淀溶解度减小。 5.沉淀溶解三大方法：酸溶、配位溶解、盐溶液溶解，原理均为消耗溶解产生的离子，促使沉淀平衡正向移动。 6.沉淀转化规律：溶解度小的沉淀可转化为溶解度更小的沉淀；两种沉淀溶解度差距越大，转化越容易进行。 7.书写沉淀溶解方程式时，难溶固体写化学式，用可逆号；不可拆固体，也不标注沉淀、气体符号。 8.区分溶解度与溶度积：代表溶解的物质浓度，为离子浓度幂的乘积，二者换算公式随沉淀类型变化，不可混用公式。 9.除杂易错：除去溶液中杂质金属离子，调节 pH生成氢氧化物沉淀时，pH不可过高，防止目标金属离子同步沉淀损失。 10.饱和难溶盐溶液中，加入该固体沉淀，离子浓度、均不改变；只有改变温度、外加离子才会改变离子浓度。 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第四节　沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1.沉淀溶解平衡及影响因素 (1)25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 (2)沉淀溶解平衡(以AgCl为例分析) ①沉淀溶解平衡建立 AgCl在溶液中存在下述两个过程：一方面，在水分子作用下，少量Ag＋和Cl－脱离AgCl的表面进入水中，即溶解过程；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl的表面析出，即沉淀过程。在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，达到平衡状态，得到AgCl的饱和溶液。 ②沉淀溶解平衡的概念 一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。 ③沉淀溶解平衡方程式 以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。 ④沉淀完全的判断 化学上通常认为，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5_mol·L－1时，已沉淀完全。 (3)难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素 ①内因(决定因素)：难溶电解质本身的性质。 ②外因：温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。 ③实例分析 已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s) ⇌Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当改变下列条件时，对该沉淀溶解平衡的影响，填写下表(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)： 条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－) 加少量水 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 2.溶度积常数 (1)概念 难溶电解质的沉淀溶解平衡也存在平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp。 (2)表达式 AmBn(s) ⇌mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 如：Fe(OH)3(s) ⇌Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)。 (3)影响因素 溶度积Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。 (4)Ksp的意义 反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 (5)应用 定量判断给定条件下有无沉淀生成。 离子积(Q)：对于AmBn(s) ⇌mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 ①Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 ②Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 ③Q<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。 二、沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成 (1)沉淀生成的应用 应用领域 无机物的制备和提纯、废水处理等 目的 利用生成沉淀分离物质或除去某些杂质离子 (2)利用生成沉淀分离或除去某些离子的原则 ①要使生成沉淀的反应能够发生。 ②沉淀反应完成后，溶液中剩余离子的浓度能够尽量小。 (3)沉淀生成的方法 ①调节pH法(以除去工业原料氯化铵中杂质氯化铁流程为例) 1)写出调pH步骤中发生反应的离子方程式：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。 2)调pH除铁时，当溶液中c(Fe3＋)＝10－5 mol·L－1时可认为Fe3＋沉淀完全，计算恰好完全沉淀时溶液的pH＝2.7。为使Fe3＋完全沉淀，常采取的措施为调节溶液的pH大于2.7。 已知：Ksp[Fe(OH)3]≈1×10－39。 3)调pH时能否用NaOH溶液，简述理由：不能，引入杂质离子Na＋。 ②加沉淀剂法(以除去工业废水中的Cu2＋、Hg2＋为例) 1)除杂试剂可选用Na2S、H2S, 原因是生成的CuS、HgS极难溶，使废水中Cu2＋、Hg2＋浓度降得很低。 2)分别写出除杂原理的离子方程式。 H2S除去Cu2＋：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋； Na2S除去Hg2＋：Hg2＋＋S2－===HgS↓。 (4)化学沉淀法废水处理工艺流程图 2.沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。 (2)应用举例 CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，解释碳酸钙溶于盐酸的原因：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡：CaCO3(s) ⇌Ca2＋(aq)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶液中Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，导致平衡向沉淀溶解的方向移动。 (3)实验探究Mg(OH)2沉淀的溶解 写出Mg(OH)2溶于强酸的离子方程式：Mg(OH)2 ＋2H＋===Mg2＋＋2H2O。 3.沉淀的转化 (1)沉淀转化的过程探究 ①实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化 实验操作 实验现象 有白色沉淀析出 白色沉淀转化为黄色沉淀 黄色沉淀转化为黑色沉淀 化学方程式 NaCl＋AgNO3=== AgCl↓＋NaNO3 AgCl＋KI ⇌AgI＋KCl 2AgI＋Na2S ⇌Ag2S＋2NaI ②实验探究Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化 实验操作 实验现象 产生白色沉淀 白色沉淀转化为红褐色沉淀 化学方程式 MgCl2＋2NaOH=== Mg(OH)2↓＋2NaCl 3Mg(OH)2＋2FeCl3 ⇌2Fe(OH)3＋3MgCl2 (2)沉淀转化的实质与条件 ①沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。 ②条件：一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，两者的溶解度相差越大，转化越容易。 ③当两种沉淀的溶解度相差不太大时，也可通过提高转化试剂的浓度实现溶解度小的沉淀转化为溶解度较大的沉淀。 三、沉淀溶解平衡的图像分析 类型一　难溶盐的沉淀溶解平衡 1．c(Bn＋)～c(An－)图像[以BaSO4的沉淀溶解平衡为例分析] (1)a、c均为曲线上的点，Q＝Ksp，a点，c(Ba2＋)>c(SO)，c点，c(Ba2＋)＝c(SO)。 (2)b点在曲线的上方，Q>Ksp，溶液处于过饱和状态，有沉淀析出，直至Q＝Ksp。 (3)d点在曲线的下方，Q<Ksp，为不饱和溶液，还能继续溶解BaSO4。 (4)m点c(Ba2＋)＝c(SO)，大于c点二者的浓度，因而m点与c点溶液的温度不同。 2．pc(Rn＋)～pc(Xn－)图像 一定温度下，纵、横坐标均为沉淀溶解平衡粒子浓度的负对数，如图。 已知：pM＝－lg c(M)(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)，p(CO)＝－lg c(CO)。 ①横坐标数值越大，c(CO)越小；②纵坐标数值越大，c(M)越小；③直线上方的点为不饱和溶液；④直线上的点为饱和溶液；⑤直线下方的点表示有沉淀生成；⑥直线上任意一点，坐标数值越大，其对应的离子浓度越小。 类型二　金属氢氧化物的沉淀溶解平衡 1．c(Bn＋)～pH图像 某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。 线、点的分析 信息解读 a、b点表示的溶液均为Fe(OH)3的饱和溶液，由b点数据可计算Fe(OH)3的Ksp；c点为Cu(OH)2的沉淀溶解平衡点，由c点数据可计算Cu(OH)2的Ksp；d点表示的溶液为Cu(OH)2的不饱和溶液、Fe(OH)3的过饱和溶液 2.pc(Bn＋)～pH图像 横坐标：将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小，pOH则相反。 纵坐标：将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A－)越大，则pC越小。 例如：常温下，几种难溶氢氧化物的饱和溶液中金属阳离子浓度的负对数与溶液pH的关系如图所示。 ①直线上的任意一点都达到沉淀溶解平衡；②由图像可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀时的pH。 类型三　沉淀溶解平衡滴定曲线 1．沉淀溶解平衡滴定曲线，一般横坐标为滴加溶液的体积，纵坐标为随溶液体积增加，相应离子浓度的变化。突跃点表示恰好完全反应，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态。利用突跃点对应的数据可计算对应沉淀的Ksp。 2．沉淀溶解平衡图像突破方法 第一步，识图像。认识图像横坐标、纵坐标表示什么，如表示离子浓度、pM等。 第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度积表达式书写、影响沉淀溶解平衡的因素以及溶度积常数的影响因素。如浓度不会改变溶度积，溶度积只与温度有关，多数情况下，温度越高，溶度积越大。 第三步，找联系。将图像与溶度积原理联系起来，分析题目设置的问题，如求离子浓度、判断沉淀溶解平衡状态等。 特别提醒： 大多数电解质的溶解度随温度升高而增大，但也有例外，如Ca(OH)2，温度越高，溶解度越小。 特别提醒： ①要标明各微粒的状态； ②要与AgCl电离方程式区分开，强电解质完全电离：AgCl===Ag＋＋Cl－。 归纳总结： (1)Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中的离子浓度无关。 (2)对于同类型物质(如AgCl、AgBr、AgI等)，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Ksp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，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度来确定溶解能力的强弱。 归纳总结： (1)酸溶解法：如、、、、等 (2)配位溶解法：如溶于氨水： (3)盐溶液溶解法：如溶于溶液： 1.沉淀溶解平衡属于动态平衡，固体沉淀溶解速率与离子沉淀速率相等，体系中沉淀、离子共存，并非不再溶解。 2.溶度积只与温度有关，升温多数难溶电解质增大；大小不能直接比较溶解度，仅同类型沉淀可直接对比。 3.溶度积规则判断沉淀：析出沉淀；达平衡；沉淀溶解。 4.同离子效应：向难溶电解质溶液加入相同离子，沉淀溶解平衡逆向移动，沉淀溶解度减小。 5.沉淀溶解三大方法：酸溶、配位溶解、盐溶液溶解，原理均为消耗溶解产生的离子，促使沉淀平衡正向移动。 6.沉淀转化规律：溶解度小的沉淀可转化为溶解度更小的沉淀；两种沉淀溶解度差距越大，转化越容易进行。 7.书写沉淀溶解方程式时，难溶固体写化学式，用可逆号；不可拆固体，也不标注沉淀、气体符号。 8.区分溶解度与溶度积：代表溶解的物质浓度，为离子浓度幂的乘积，二者换算公式随沉淀类型变化，不可混用公式。 9.除杂易错：除去溶液中杂质金属离子，调节 pH生成氢氧化物沉淀时，pH不可过高，防止目标金属离子同步沉淀损失。 10.饱和难溶盐溶液中，加入该固体沉淀，离子浓度、均不改变；只有改变温度、外加离子才会改变离子浓度。 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $