3.4.1沉淀溶解平衡 课件-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

该高中化学课件聚焦沉淀溶解平衡及溶度积常数，通过镁与水反应实验（现象分析溶液碱性）和AgNO3与NaCl反应后离子存在的思考，从实验现象和已有离子反应知识出发，搭建新旧知识支架，引导学生逐步深入主题。 其亮点在于以实验探究和问题驱动培养科学思维，通过溶解度数据对比、溶度积计算示例（如判断Ba²⁺是否沉淀完全）落实证据推理，结合勒夏特列原理分析影响因素体现化学观念。学生能深化对平衡规律的理解，教师可借助典例精讲提升教学效率。

探究活动 1、实验现象是什么，并写出上述反应的化学方程式。 镁与水的反应 Mg＋2H2O Mg(OH)2＋H2↑ 有气泡产生，溶液变红 溶液显碱性 2、溶液为什么会变红？ 3、生成的氢氧化镁是难溶物，为什么溶液还会变红？ 难溶电解质氢氧化镁也能溶解产生OH- Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq) ＋2OH－(aq) 新课导入 大鹿化学工作室 我们知道，溶液中有沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如，将 AgNO3 溶液与 NaCl 溶液混合，会生成白色的AgCl沉淀，反应的离子方程式为： Ag+ + Cl-=AgCl↓ 如果上述两种溶液中 AgNO3 和 NaCl 的物质的量相等且充分反应，此时溶液中还有 Ag+和Cl-吗？ 思考 新课导入 化学式 溶解度/ g AgCl 1.5×10-4 AgNO3 211 AgBr 8.4×10-6 Ag2SO4 0.786 Ag2S 1.3×10-16 BaCl2 35.7 阅读教材77页资料卡片，表3-3 几种电解质的溶解度(20 ℃) 化学式 溶解度/ g Ba(OH)2 3.89 BaSO4 3.1×10-4 Ca(OH)2 0.160 CaSO4 0.202 Mg(OH)2 6.9×10-4 Fe(OH)3 3×10-9 从表3-3可以看出： 在 20 ℃时， AgCl 的溶解度为 1.5× 10-4 g，即溶液中存在着 Ag+和Cl- 结论 在一定温度下，某物质在100克溶剂（通常是水）里达到饱和状态时所溶解的质量。 符 号：S 溶解度： 知识梳理 3 10g 1g 0.01g 难溶 微溶 可溶 易溶 几种电解质的溶解度(20℃) 化学式 AgCl AgNO3 AgBr Ag2SO4 Ag2S BaCl2 溶解度/g 1.5×10-4 211 8.4×10-6 0.786 1.3×10-16 35.7 化学式 Ba(OH)2 BaSO4 Ca(OH)2 CaSO4 Mg(OH)2 Fe(OH)3 溶解度/g 3.89 3.1×10-4 0.160 0.202 6.9×10-4 3×10-9 尽管难溶电解质的溶解度很小，但在水中并不是绝对不溶 从表中可以看出，不同的电解质在水中的溶解度差别很大 知识梳理 沉淀 存在溶解平衡 固体溶解 沉淀生成 AgCl溶液中： 反应体系中三种粒子共存：AgCl(s)、Ag＋(aq) 、 Cl－(aq) 知识梳理 沉淀溶解平衡 反应起始 沉淀增多 υ(沉淀) ＞ υ(溶解) 充分反应后 υ(沉淀) ＝ υ(溶解) 沉淀不再增多 达到沉淀溶解平衡 当AgNO3溶液和NaCl溶液反应时： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 溶解 沉淀 此时溶液为饱和溶液 知识梳理 6 一、沉淀溶解平衡 2、沉淀溶解平衡的建立 溶解速率 沉淀速率 时间 速率 沉淀溶解平衡 1、概念 在一定温度下，当难溶电解质溶解和沉淀的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，溶液中各离子的浓度保持不变，这种平衡称为沉淀溶解平衡。 v溶解 v沉淀 ，固体溶解； v溶解 v沉淀 ，溶解平衡； v溶解 v沉淀 ，析出晶体。 ＞ = ＜ 知识梳理 动态平衡， v溶解和v沉淀均不为零 v溶解＝v沉淀≠0 可逆过程,对象---饱和溶液（包括难溶电解质和易溶电解质） 达到平衡时，溶液中的离子浓度不变。 当外界条件改变时，沉淀溶解平衡将发生移动，直至达到新的平衡状态。 (1)逆 (2)动 (3)等 (4)定 (5)变 3、特点 知识梳理 8 一、沉淀溶解平衡 4、表达方法 AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq) 书写注意：①可逆号表示沉淀、溶解同时进行； ②物质状态：固体(s)、溶液(aq) 当AgNO3溶液和NaCl溶液反应时： 即使过量的NaCl也无法完全沉淀溶液中的Ag+ 知识梳理 1.书写时，要注意：元素守恒、电荷守恒 【例2】请写出BaSO4、CaCO3、Ag2S、CuS、Mg(OH)2的沉淀溶解平衡表达式。 BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32-(aq) Ag2S(s) 2Ag+(aq) +S2-(aq) CuS(s) Cu2+(aq) + S2-(aq) Mg(OH)2(s) Mg 2+(aq) + 2OH-(aq) 2.区分沉淀溶解平衡与电离平衡的表示方法不同 典例精讲 10 5、生成难溶电解质的离子反应的限度 反应完全的标志:对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于 mol/L 时，沉淀就达完全。 1×10-5 根据之前所学的勒夏特列原理（平衡移动），请思考如何使沉淀反应完成后，溶液中的Ag+浓度能够尽量小？你能想出几种办法？ AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq) 知识梳理 二、沉淀溶解平衡的影响因素——符合勒夏特列原理 1、本身的性质（内因） a、绝对不溶的电解质是没有的, 当溶液中残留的离子浓度< 1 ×10-5mol/L时，沉淀就达到完全。 b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 c、易溶电解质做溶质时，只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 知识梳理 二、沉淀溶解平衡的影响因素——符合勒夏特列原理 2、外界条件 ②温度 升温 (气体 和 Ca(OH)2 除外，溶解度随温度升高降低) ①浓度 加水 加相同离子 加消耗离子的物质 平衡向溶解方向移动-----促进溶解 平衡向沉淀方向移动----抑制溶解 平衡向溶解方向移动----促进溶解 多数平衡向溶解方向移动-----促进溶解 知识梳理 体系变化 条件 c(Ag+) c(Cl-) m（AgCl） 移动方向 升温 加水 加AgNO3 通HCl 加少量氨水 增大 减小 增大 增大 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 减小 减小 不变 不变 正向 正向 正向 逆向 逆向 25℃下，AgCl固体的饱和溶液中存在下列沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)。 当改变条件，完成下列空格: 知识梳理 练习1、氯化银在水中存在溶解平衡：AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq)。在相同温度下，将足量氯化银分别放人相同体积的下列溶液中，Ag+的浓度最小的是( ) A、0.1 mol/L 盐酸 B、蒸馏水 C、0.1 mol/L AlCl3溶液 D、0.1 mol/LMgCl2 溶液 C 及时演练 例2、把氢氧化钙放入蒸馏水中，一段时间后达到如下平衡：Ca(OH)2(s) Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，改变下列条件，对Ca(OH)2(s)的物质的量有什么影响？ A、Na2S溶液 B、AlCl3溶液 C、NaOH溶液 D、CaCl2溶液 E、升高温度 F、加入碳酸钠固体 典例精讲 练习3、在一定温度下， Mg(OH)2 固体在水溶液中达到沉淀溶解平衡Mg(OH)2(s) ⇌Mg2+(aq) +2OH-(aq) ，要使Mg(OH)2 固体减少而c(Mg2+)不变，可采取的措施是( ) A、加MgSO4固体 B、加盐酸 C、加NaOH固体 D、加水 D 及时演练 练习4．一定温度下，将足量的AgCl分别放入下列物质中，AgCl的溶解度由大到小的顺序是(　　) ①20 mL 0.01 mol·L－1 KCl溶液　 ②30 mL 0.02 mol·L－1 CaCl2溶液　 ③40 mL 0.03 mol·L－1 HCl溶液　 ④10 mL 蒸馏水　 ⑤50 mL 0.05 mol·L－1 AgNO3溶液 A．①>②>③>④>⑤ B．④>①>③>②>⑤ C．⑤>④>②>①>③ D．④>③>⑤>②>① B 随堂演练 三、沉淀溶解平衡常数------溶度积 沉淀溶解平衡 1、与电离平衡、水解平衡一样，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 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Ksp ＝ c(Ag+)·c(Cl-) Ksp ＝ c2(Ag+)·c(S2- ) Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq) 固体纯物质一般不列入平衡常数 2、对于反应 MmAn(s) ⇌ mMn+(aq) + nAm-(aq) Ksp =(Mn+) · (Am-) 平衡时刻： 知识梳理 19 例1、写出难溶物BaSO4、Fe(OH)3、Ag2CrO4、Ag2S沉淀溶解平衡方程式和溶度积表达式。 Ksp = c(Ba2+)·c(SO42-) BaSO4(s) ⇌ Ba2+(aq) + SO42-(aq) Fe(OH)3(s) ⇌ Fe3+(aq) + 3OH-(aq) Ag2CrO4(s) ⇌ 2Ag+(aq) + CrO42-(aq) Ksp = c(Fe3+)·c3(OH-) Ksp = c2(Ag+)·c(S2-) Ag2S(s) ⇌ 2Ag+(aq) + S2-(aq) Ksp = c2(Ag+)·c(CrO42-) 及时演练 3、影响因素 4、Ksp的意义 三、溶度积常数 Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。 Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 T↑，Ksp↑ ; 但Ca(OH)2 相反 Ksp和溶解度有什么关系？ 知识梳理 类型 难溶物 Ksp 溶解度 类型 难溶物 Ksp 溶解度 AB CaCO3 5.0×10-9 7.1×10-4 A2B Ag2CrO4 1.1×10-12 2.2×10-3 AB AgCl 1.8×10-10 1.5×10-4 A2B Ag2S 6.3×10-50 1.3×10-16 AB AgBr 5.4×10-13 8.4×10-6 AB2 Mg(OH)2 5.6×10-12 6.9×10-4 AB AgI 8.5×10-17 2.1×10-7 AB2 Cu(OH)2 2.2×10-20 2.9×10-6 常见难溶电解质的溶度积与溶解度（25°C） 2、对于不同类型物质：不能用Ksp比较溶解度大小，必需经过换算，再比较。 1、对于同类型物质：Ksp越小，溶解度越小。 溶解度：AgCl＜Ag2CrO4 Ksp比较：AgCl＞Ag2CrO4 关于溶度积(Ksp)几点说明 知识梳理 例2、Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq)＋2OH－(aq) 体系变化 条件 平衡移动方向 平衡后c(Mg2+) 平衡后c(OH-) Ksp 升高温度 加水稀释 加Mg(OH)2(s) 加MgCl2(s) 通入HCl 向右 增大 增大 增大 向右 不变 不变 不变 不移动 不变 不变 不变 向左 增大 减小 不变 向右 增大 减小 不变 典例精讲 Q＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出。 Q＝Ksp，溶液刚饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 Q< Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出。 AnBm(s) ⇌ nAm+(aq) + mBn-(aq) 2、溶度积规则 1、离子积 Q =(Mn+) · (Am-) 四、溶度积常数的应用 Q为同温下，任意时刻离子浓度 知识梳理 Ksp计算类型 类型一 【示例】25 ℃，Mg(OH)2的Ksp=1.8×10-11，若溶液中c(OH-)=3.0×10-6 mol/L，求：溶液中Mg2+的浓度？ Ksp=c(Mg2+)·c2(OH-) c(Mg2+)=2.0 mol/L = c(Mg2+) Ksp c2(OH-) = c(Mg2+) 1.8×10-11 (3.0×10-6)2 Mg(OH)2(s) Mg 2+(aq) + 2OH-(aq) 【解】  答：此时溶液中Mg2+的浓度为2.0 mol/L。 离子是否沉淀完全（或调节到某pH值下，求溶液中离子浓度） 四、溶度积常数的应用 知识梳理 练习1、已知298 K时，Mg(OH)2的溶度积常数Ksp＝5.6×10－12，取适量的滤液B，加入一定量的烧碱达到沉淀溶解平衡，测得pH＝13.0，则此温度下残留在溶液中的c(Mg2＋)＝______________________。此时Mg2＋ 是否沉淀完全？ pH＝13.0，则c(H＋)＝1×10－13 mol/L，c(OH－)＝1×10－1 mol/L。 5.6×10－10 mol/L 存在沉淀即存在平衡，就用Ksp 解析： Ksp[Mg(OH)2]＝c(Mg2＋)×c2(OH－)＝5.6×10－12 则c(Mg2＋)= Ksp[Mg(OH)2] c2(OH－) =5.6×10－10 mol/L<10－5mol/L 沉淀完全 典例精讲 练习2、取5 mL 0.002 mol·L－1 BaCl2与等体积的 0.02 mol·L－1 Na2SO4的混合，计算混合溶液中是否有BaSO4沉淀形成？如果有，Ba2+是否沉淀完全？[即c(Ba2＋)＜10－5mol·L－1]？ 已知：Ksp[BaSO4]＝1.0×10－10 BaCl2 ＋ Na2SO4 ＝ BaSO4↓ ＋ 2NaCl 1 1 5 mL×0.002 mol·L－1 5 mL×0.02 mol·L－1 解析： 由上可知，Na2SO4过量。 所得溶液中的c(SO42-)＝ n(SO42-) V(溶液) ＝9×10－3 mol/L。 根据BaSO4的Ksp可得，c(Ba2＋) ＝ Ksp[BaSO4] c(SO42-) ≈1×10－8 mol/L c(Ba2＋) ＜1×10－5 mol/L，则Ba2＋已经沉淀完全。 典例精讲 蓝对勾 92页 例2 及时演练 类型二 计算离子的浓度比 【示例】25 ℃，反应CaSO4(s)+CO32-(aq) CaCO3(s)+SO42-(aq)达到平衡时，求：溶液中c(CO32-)：c(SO42-) 的比值 ？(已知：Ksp(CaSO4) =4.8×10-5，Ksp (CaCO3) =3×10-9) c(CO32-) c(SO42-) CaSO4(s) Ca2+(aq) + SO42-(aq) CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32-(aq) Ksp=c(Ca2+)·c(SO42-) Ksp=c(Ca2+)·c(CO32-) = c(CO32-) × c(SO42-) × c(Ca2+) c(Ca2+) = Ksp(CaCO3) Ksp(CaSO4) = 3×10-9 4.8×10-5 1.6 = 【解】  四、溶度积常数的应用 1 ×10-4 =6.25×10-5 知识梳理 溶液中存在AgI和AgCl的溶解平衡，同一饱和溶液中c(Ag＋)相同。 练习3、上述浓缩液中含有I－、Cl－等离子，取一定量的浓缩液，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，溶液中 为________________。 已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝8.5×10－17。 四、溶度积常数的应用 4.7×10－7 c(I-) c(Cl-) 解析： c(I-) c(Cl-) 因为滴加AgNO3溶液时，I－比Cl－先生成沉淀，所以当AgCl开始沉淀时，I－已经沉淀完全。 ＝4.7×10－7 ＝ Ksp(AgI) Ksp(AgCl) 同一饱和溶液中，离子浓度的计算 典例精讲 不同饱和溶液中，离子浓度的计算 练习4、已知：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.5×10－16，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序正确的是（ ） A、AgCl＞AgI＞Ag2CrO4 B、AgCl＞Ag2CrO4＞AgI C、Ag2CrO4＞AgCl＞AgI D、Ag2CrO4＞AgI＞AgCl 四、溶度积常数的应用 解析： AgCl(s) ⇌ Ag＋(aq)＋Cl－(aq) c(Ag＋)＝ Ksp[AgCl] 1.8×10－5 ＝ ≈1.3×10－5 mol/L 饱和溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－) C 典例精讲 类型三 根据Ksp判断沉淀某离子时的pH范围 【示例】已知：Ksp[Al(OH)3]=1×10-33，Ksp[Fe(OH)3] =3×10-39，pH=7.1 时 Mn(OH)2开始沉淀。25 ℃时，除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+(使其浓度小于1 × 10-6mol/L)，需调节溶液 pH 范围为多少。 Ksp=c(Al3+ )·c3(OH-) c(Al3+ ) = 1 × 10-6mol/L c(OH-) = 1 × 10-9mol/L c(H+) = 1 × 10-5mol/L c(H＋)＝ KW c(OH-) c(OH-) = c(Al3+ ) 3 pH=5 同理：氢氧化铁沉淀完全时 c(OH-) = 1 × 10-11mol/L c(H+) = 1 × 10-3mol/L pH约为3 故需调节溶液 pH 范围为5.0~7.1 Al(OH)3(s) Al3+ aq) + 3OH-(aq) 【解】  可知：氢氧化铝沉淀完全所需的pH较高 四、溶度积常数的应用 知识梳理 练习5、用废电池的锌皮制作七水合硫酸锌，需去除锌皮中少量杂质铁，其方法是：加入稀硫酸和双氧水溶解，铁变为 ，加碱调节pH为 ，铁刚好完全沉淀。继续加碱调节pH为 ，锌开始沉淀（假定Zn2＋浓度为0.1 mol/L）。若上述过程不加双氧水的后果是 ，原因是_____________________________ ____________________。 （离子浓度小于1×10－5 mol/L时，即可认为该离子沉淀完全。） 已知：Ksp[Fe(OH)3]＝1×10－39 ，Ksp[Zn(OH)2]＝1×10－17，Ksp[Fe(OH)2]＝1×10－17。 Ksp[Zn(OH)2]和Ksp[Fe(OH)2] 四、溶度积常数的应用 Fe3＋ 2.7 6 Fe2＋和Zn2＋不能同时除尽 很相近。 典例精讲 类型四、同一溶液中，哪种离子先沉淀 示例、在25℃下，向浓度均为0.1 mol·L－1的MgCl2和CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，先生成_____________沉淀（填化学式）。 已知25℃ Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11，Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10－20。 四、溶度积常数的应用 Cu(OH)2 Mg(OH)2、Cu(OH)2沉淀生成时，所需OH－浓度哪个小，哪个先沉淀。 解析： Mg(OH)2沉淀生成时，所需的OH－浓度为c(OH－)＝ Ksp[Mg(OH)2] c（Mg2＋） 3 c(OH－) ≈1.3×10－5 mol/L Cu(OH)2沉淀生成时，所需的OH－浓度为c(OH－)≈4.7×10－10 mol/L 知识梳理 练习6、在25℃下，某1 L溶液中含有Cu2＋、Al3＋、Fe3＋、H＋，浓度均为0.1 mol·L－1，向该溶液中加入少量NaOH固体，测得溶液的pH＝3，溶液的体积变化忽略不计。试问有哪种沉淀析出_____________（填化学式）。 已知25℃ Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10－20，Ksp[Al(OH)3]＝1.3×10－33，Ksp[Fe(OH)3]＝4.0×10－38。 四、溶度积常数的应用 解析： 先计算离子积Q，再和Ksp比较，若Q＞Ksp时，有沉淀析出；若Q＜Ksp时，没有沉淀析出。 pH＝3时，溶液中的c(OH－)＝1.0×10－11 mol/L。 Q＝c(Fe3＋)×c3(OH－)＝1×10－34＞Ksp[Fe(OH)3]，有Fe(OH)3沉淀析出。 Q＝c(Al3＋)×c3(OH－)＝1×10－34＜Ksp[Al(OH)3]，无Al(OH)3沉淀析出。 Q＝c(Cu3＋)×c2(OH－)＝1×10－23＜Ksp[Cu(OH)2]，无Cu(OH)2沉淀析出。 Fe(OH)3 典例精讲 沉淀溶解平衡图像----溶度积曲线 1.明确图像中纵轴、横轴的含义 纵轴、横轴通常是难溶电解质溶解后电离出的离子浓度。 1、曲线上任意一点都表示沉淀溶解平衡状态，Q=Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度都只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。 2、曲线上方区域的点均表示过饱和溶液，此时Q>Ksp 3、曲线下方区域的点均表示不饱和溶液，此时Q<Ksp 类型五、数形结合 知识梳理 36 2.抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 （1）溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况。 原溶液不饱和时，离子浓度都增大。 原溶液饱和时，离子浓度都不变。 （2）溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 知识梳理 37 示例、硫酸锶(SrSO4)在水中的沉淀溶解平衡曲线如图，下列说法正确的是（ )(双选） B、C A、温度一定时，Ksp（SrSO4）随c（SO42-）的增大而减小 B、三个不同温度中，313 K时Ksp（SrSO4）最大 C、283 K时，图中a点对应的溶液是不饱和溶液 D、283 K下的SrSO4饱和溶液升温到363 K后变为不饱和溶液 四、溶度积常数的应用 知识梳理 练习7．已知：pAg＝－lg c(Ag＋)，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。如图是向10 mL AgNO3溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1的NaCl溶液时，溶液的pAg随着加入NaCl溶液的体积变化的图像(实线)。根据图像所得下列结论正确的是(　　)  A．原AgNO3溶液的物质的量浓度为0.1 mol·L－1 B．图中x点的坐标为(100,6) C．图中x点表示溶液中Ag＋被恰好完全沉淀(浓度为0) D．若把0.1 mol·L－1 NaCl溶液换成0.1 mol·L－1 NaI溶液， 则图像在终点后变为虚线部分 答案　 解析　加入NaCl之前，pAg＝0，所以c(AgNO3)＝1 mol·L－1，A错误； 由于x点c(Ag＋)＝10－6 mol·L－1，所以Ag＋视为沉淀完全(但浓度不为0)，则加入的NaCl的物质的量n(NaCl)＝n(AgNO3)＝0.01 L×1 mol·L－1＝0.01 mol，所以V(NaCl)＝＝100 mL，B正确、C错误；若把NaCl溶液换成NaI溶液，由于Ksp(AgI)更小，所以c(Ag＋)更小，pAg更大，与图像不符，D错误。 B 随堂演练 AnBm(s) ⇌ nAm+(aq) + mBn-(aq) Ksp =(Mn+) · (Am-) 1、解题原则: 存在沉淀即存在溶解平衡，存在平衡就用Ksp。 2、解题方法: Ksp中三个物理量，已知两个量，计算第三个量。 ①计算Qc，与Ksp比较判断平衡移动方向。 ②计算c(OH-)，判断沉淀完全时的pH。 ③计算某离子浓度，判断该离子是否完全沉淀。 ④同溶液中沉淀溶解平衡，离子浓度之比等于Ksp之比。 课堂小结 1889年他提出溶解压理论，从热力学理论导出了电极电位公式，即“能斯特公式”，同年还提出溶度积理论以解释沉淀反应。 1906年创立了热力学第三定律，即“能斯特热定理”，他在物理化学上作出了重要的贡献，此外，曾研究过氮与氧直接化合成氮的氧化物的工业生产问题。 获诺贝尔化学奖提名76次，于1920年获诺贝尔化学奖。 溶度积的提出者 大鹿化学工作室 德国物理化学家 瓦尔特·能斯特 拓展延伸 难溶电解质的 沉淀溶解平衡 溶度积常数 25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 难溶电解质的沉淀溶解平衡 难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素 概念 表达式 影响因素 Ksp的意义 应用 第四节 沉淀溶解平衡 第1课时 课堂小结 Lavf58.20.100 Packed by Bilibili XCoder v2.0.2 $