备战2021 高考化学 考点48 沉淀的溶解平衡及其应用（解析版）23页

考点 48 沉淀的溶解平衡及其应用
一、沉淀溶解平衡及其影响因素
1．沉淀溶解平衡的概念
在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀的速率相等的状态。
2．沉淀溶解平衡的建立
3．沉淀溶解平衡的特征
4．影响沉淀溶解平衡的因素
（1）内因
难溶电解质本身的性质。
（2）外因
①浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但 Ksp 不变。
②温度：多数难溶电解质的溶解过程是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同
时 Ksp 变大。
③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但 Ksp 不变。

④其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向
溶解的方向移动，Ksp 不变。
以 AgCl(s) Ag+(aq)+Cl－(aq) ΔH＞0 为例：
外界条件 移动方向 平衡后 c(Ag+) 平衡后 c(Cl－) Ksp
升高温度 正向 增大 增大 增大
加水稀释 正向 不变 不变 不变
加入少量 AgNO3 逆向 增大 减小 不变
通入 HCl 逆向 减小 增大 不变
通入 H2S 正向 减小 增大 不变
二、溶度积的相关计算及应用
1．溶度积的相关计算
（1）溶度积和离子积
以 AmBn(s) mAn+(aq)+nBm－(aq)为例：
溶度积 离子积
概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号 Ksp Qc
表达式
Ksp(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm－)，式中的浓
度都是平衡浓度
Qc(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm－)，式中的浓
度是任意浓度
应用
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解：①Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出；
②Qc=Ksp：溶液饱和，处于平衡状态；③Qc （2）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−)= ，结合溶液体积即可
求出溶解的 AgCl 的质量，利用公式 = 即可求出溶解度。
（3）已知溶解度求溶度积
已知溶解度 S（因为溶液中溶解的电解质很少，所以溶液的密度可视为 1 g·cm−3），则 100 g 水即 0.1 L
溶液中溶解的电解质的质量 m 为已知，则 1 L 溶液中所含离子的物质的量（离子的物质的量浓度）便可求
出，利用公式即可求出 Ksp。
ˆ ˆ †‡ ˆ ˆ
spK
S
100 g )
(
(
m
m
质)
剂

（4）两溶液混合是否会产生沉淀或同一溶液中可能产生多种沉淀时判断产生沉淀先后顺序的问题，均
可利用溶度积的计算公式或离子积与浓度积的关系加以判断。
2．溶度积的应用
（1）沉淀的生成
原理：当 Qc＞Ksp 时，难溶电解质的溶解平衡向左移动，就会生成沉淀。
方法：①调节 pH 法。如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水中，再加入氨水调节 pH 至
7~8，可使 Fe3+转化为 Fe(OH)3沉淀除去。反应的离子方程式为 Fe3++3NH3·H2O Fe(OH)3↓+3 。
②加沉淀剂法。如以 Na2S、H2S 等作沉淀剂，使金属离子如 Cu2+、Hg2+等生成极难溶的硫化物 CuS、HgS
等，也是分离、除杂常用的方法。反应的离子方程式为 Cu2++S2− CuS↓，Cu2++H2S CuS↓+2H+；Hg2++S2−
HgS↓，Hg2++H2S HgS↓+2H+。
（2）沉淀的溶解
原理：当 Qc＜Ksp 时，难溶电解质的溶解平衡向右移动，沉淀就会溶解。
化学方法溶解沉淀的原理是：使沉淀溶解平衡向着溶解的方向移动。常用的方法有：
①碱溶解法。如用 NaOH 溶液溶解 Al(OH)3，化学方程式为 NaOH+Al(OH)3 NaAlO2+2H2O。
②盐溶解法。除了酸、碱可以溶解难溶电解质，某些盐溶液也可用来溶解沉淀。如 NH4Cl 溶液可溶解
Mg(OH)2。
③配位溶解法。在难溶物中加入配位剂，因形成配合物而降低难溶物的某种离子浓度，使平衡右移，
沉淀溶解。
④氧化还原溶解法。有些金属硫化物(CuS、HgS 等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，通过减小
c(S2−)而达到沉淀溶解的目的。如 3CuS+8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O。
（3）沉淀的转化
实质：沉淀溶解平衡的移动。
条件：两种沉淀的溶度积不同，溶度积大的可以转化为溶度积小的。
应用：锅炉除垢、矿物转化等。
溶度积使用时的注意事项
（1）Ksp 只与难溶电解质的性质和温...