2023届高三化学高考备考一轮复习四大平衡专题课件

这是一份2023届高三化学高考备考一轮复习四大平衡专题课件，共49页。PPT课件主要包含了等效平衡，弱电解质的电离，均为化合物，不移动，溶液pH的测定和计算，实验测定酸碱反应曲线，无影响，盐类的水解等内容，欢迎下载使用。

二、影响化学反应速率的因素内因：参加化学反应的物质的性质影响因素：（1）浓度：其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率加快。原因：浓度增大，单位体积内活化分子增多，有效碰撞次数增多，反应速率加快。（2）压强：对于有气体参加的反应，增大压强（减小容器容积），反应速率增大；减小压强（增大容器容积），反应速率减慢。原因：改变压强，相当于改变浓度。（3）温度：其他条件不变，升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。原因：单位体积内活化分子百分数增加，有效碰撞次数增加，速率加快。（4）催化剂：催化剂能降低反应所需的活化能，加快化学反应速率。（一般指正催化剂）
例题1.对于反应A(g)+3B(g)=2C(g)，下列各数据表示不同条件下的反应速率，其中反应进行得最快的是（）A.v(A)=0.01ml/(L·s)B.v(B)=0.02ml/(L·s)C.v(B)=0.60ml/(L·min)D.v(C)=1.0ml/(L·min)例题2.反应4NH3+5O2=4NO+6H2O，在5L的密闭容器中进行半分钟后，NO的物质的量增加了0.3ml，则此反应的平均速率v(X)为A.v(O2)=0.01ml(L·s)B.v(NO)=0.008ml(L·s)C.v(H2O)=0.003ml(L·s)D.v(NH3)=0.002ml(L·s)答案：1.A 2.CD
例题3.恒容条件下，反应N2+3H2 2NH3中充入He气，反应速率如何变？恒压条件下，反应中N2+3H2 2NH3充入He气，反应速率如何变？答案 不变；变小。例题4.用铁片与稀硫酸反应制取氢气时，下列措施不能使氢气生成速率加大的是（）A.加热B.不用稀硫酸，改用98℅浓硫酸C.滴加少量CuSO4溶液D.不用铁片，该用铁粉答案 B
化学平衡一、化学平衡状态1.定义：指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。2.化学平衡状态的特征：（1）逆：可逆反应（前提，研究对象）（2）动：v(正)=v(逆)≠0（动态平衡）（3）等： v(正)=v(逆)（本质）（4）定：反应混合物中各组分的浓度保持一定，各组分的含量保持不变（标志）（5)变：条件改变，原平衡被破坏，在新的条件下建立新平衡
【讨论题】可逆反应2NO2 (g) 2NO(g)+O2(g)在密闭容器中反应，达到平衡状态的标志是（）①单位时间内生成nmlO2的同时生成2nmlNO2②单位时间内生成nmlO2的同时生成2nmlNO③用NO2、NO、O2的物质的量浓度变化表示的反应速率的比为2：2：1的状态④混合气体的颜色不再改变的状态⑤混合气体的密度不再改变的状态⑥混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态A.①④⑥ B. ②③⑤ C. ①③④ D. ①②③④ ⑤⑥答案 A 二、勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的条件之一，平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。注意：①勒夏特列原理中的“减弱”这种改变，而不是“消除”；②勒夏特列原理只考虑有单个条件的改变；③勒夏特列原理适用于任何动态平衡。
化学平衡的有关计算一、化学平衡计算的基本模式——三行式 mA+ nB pC + qD起始量(ml) a b c d变化量(ml) x nx/m px/m qx/m平衡时(ml) a-x b- nx/m c+ px/m d+ qx/m反应物：平衡浓度=起始浓度-转化浓度生成物：平衡浓度=起始浓度+转化浓度各物质的转化浓度之比等于方程式中物质的化学计量数之比。1.转化率=反应物转化的物质的量（或浓度、体积）÷反应物起始的物质的量（或浓度、体积）×100℅2.恒温、恒容时：p1/p2=n1/n2（p1、p2代表压强，n1、n2代表物质的量。）恒温、恒压时：V1/V2=n1/n2（v1、v2代表体积）
例1.X、Y、Z都是气体，反应前X、Y的物质的量之比是1:2，在一定条件下可逆反应X+2Y 2Z达到平衡时，测得反应物总的物质的量等于生成物总的物质的量，则平衡时X的转化率A.80 ℅ B.20 ℅ C.40 ℅ D.60℅例2.将2mlN2和6mlH2置于密闭容器中，当有25℅的N2转化为NH3时反应达到平衡。计算：（1）平衡时混合物中各组分的物质的量。（2）平衡时气体的总物质的量。（3）平衡时混合物中各组分的物质的量的百分含量、体积百分含量。（4）平衡混合气的平均相对分子质量。（5）容器中反应前后的压强比。答案1.D 2.（1）H2：4.5ml、N2：1.5ml、NH3：1ml（2）7ml（3）物质的量的百分含量、体积百分含量H2：64.3 ℅ 、N2：21.4 ℅、NH3：14.3 ℅（4）9.7（5）8:7
二、化学平衡的特殊解法1.极端法例3.在密闭容器中进行下列反应X2(g)+Y2(g) 2Z(g)，已知：X2、Y2、Z的起始浓度分别为0.1ml/L,0.3ml/L,0.2ml/L，当反应在一定条件下达到平衡时，各物质的浓度有可能是（）A.Z为0.3ml/L B.Y2为0.2ml/L C.X2为0.2ml/L D.Z为0.4ml/L2.假设法例4.在密闭容器中某反应xA(g)+yB(g) zC(g)，平衡时测得A的浓度为0.5ml/L，保持温度不变，将容器的容积扩大到原来的两倍，再达平衡时A的浓度为0.3ml/L，下列有关判断正确的是（）A.x+y3.估算法例5.在一个容积为VL的密闭容器中放入2LA(g)和1LB(g)，在一定条件下发生下列反应3A(g)+B(g) nC(g)+2D(g)达到平衡后，A物质的量浓度减小1/2，混合气体的平均摩尔质量增大1/8，则该反应的化学方程式中n的值是（）A.1 B.2 C.3 D.44.守恒法例6.mmlC2H2跟nmlH2在密闭容器中反应，达到平衡时，生成pmlC2H4，将平衡混合气体完全燃烧生成 CO2和H2O，所需氧气的物质的量是（）A.(3m+n)ml B.(5/2m+1/2n-3p)mlC.(3m+n+2p)ml D.(5/2m+1/2n)ml答案：5.A 6.D
一、等效平衡1.等效平衡状态观念（1）等效平衡状态含义：在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的体积分数或物质的量分数均相等，这样的化学平衡互称为等效平衡。（2）判断“等效平衡”的方法①使用极限换算的方法将各体系变换成同一反应物或生成物；②观察有关物质的量是否相等或成比例。2.等效平衡的分类（1）定温定容条件1.在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应，只改变起始加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数比换算同一半边的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。（实为等同平衡）
2.在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物或生成物的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。练习1.在一个体积恒定的密闭容器中，加入2mlA和1mlB，发生反应：2A(g)+B(g) 3C(g)+D(g),达平衡时，C的浓度为Wml/L，若维持容器体积和温度不变，按下列四种配比作为起始物质，达平衡后，C的浓度仍为Wml/L的是(D)A.4mlA+2mlBB.2mlA+1mlB+3mlC+1mlDC.3mlC+1mlB+1mlDD.3mlC+1mlD（2）定温定压条件在定温定压条件下，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。
练习2.在恒温恒压条件下，向可变的容器中充入3LA和2LB发生如下反应3A(g)+2B(g) xC(g)+yD(g)，达到平衡时C的体积分数为m℅。若维持温度不变，将0.6LA,0.4LB,4LC,0.8LD作为起始物质充入密闭容器中，达到平衡时C的体积分数仍为m℅ 。则x、y的值分别为（）A.x=3、y=1 B.x=4、y=1 C.x=5、y=1 D.x=2、y=3答案： C练习3.在一定温度下，将2mlHI气体充入一容积可变的密闭容器中发生反应2HI (g) H2(g)+I2(g)，反应达平衡后，H2的体积分数为m℅。若其他条件不变，容器的容积变为原来的一半，平衡时H2的体积分数为___答案： H2的体积分数为m℅
一、强电解质与弱电解质1.电解质、非电解质的概念和本质区别
在水溶液或熔化状态下能导电的化合物
在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物
酸、碱、盐、部分金属氧化物等
多数有机化合物、非金属氧化物等
在水溶液或熔化状态下能否发生电离
2.强电解质、弱电解质的概念和本质区别
在水溶液中能完全电离的电解质
在水溶液中只有部分电离的电解质
强酸、强碱、大多数盐等
弱酸、弱碱、水及少数盐等
在水溶液中能否完全电离
除水外，均为电解质中的酸、碱或盐
二、电离平衡1.电离平衡：在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。2.电离平衡状态的特征动：电离平衡是动态平衡，即弱电解质分子电离成离子的过程和离子重新结合成弱电解质分子的过程仍在进行，而没有停止。等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。或者说，单位时间内电离的分子数和离子重新结合生成的分子数相等。定：在溶液里离子的浓度和分子的浓度都保持不变。变：电离平衡状态的存在是有条件的，当支持电离平衡状态的条件（如温度、浓度）改变以后，电离平衡就会被破坏，一段时间后将建立新条件下的新的电离平衡状态，这种过程叫做电离平衡的移动。
3.影响电离平衡的因素内因：电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。外因：温度：电离是吸热过程，升高温度，促进电离，电离平衡右移，电离程度增大。浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小。加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。同离子效应：加入含有弱电解质组成离子的强电解质，使电离平衡左移，电离程度减小。酸碱度：加入酸时：使弱酸的电离平衡左移，电离程度减小；使弱碱的电离平衡右移，电离程度增大；加入碱时：使弱碱的电离平衡左移，电离程度减小；使弱酸的电离平衡右移，电离程度增大；
典例剖析例1.下列物质中，属于强电解质的是（），属于弱电解质的是（），属于非电解质的是（）A.碘化钾 B.乙醇 C.氨气 D.蔗糖 E.氢硫酸 F.硫酸氢钠 G.氨水 H.液氧 I.氢氧化钠溶液答案：AF E BCD例2.下列物质既能导电又是强电解质的是（）A.氯化钠溶液 B.氢氧化钠晶体 C.熔融的硝酸钾 D.液态氯化氢答案：C例3.把0.05mlNaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是（）A.自来水 盐酸溶液 溶液 溶液答案：B
例溶液中，存在下列平衡：CH3COOH CH3COO-+H+，当改变条件，其平衡移动方向、Ka、n(H+)、c(H+)、导电性如何变化？
例5.题见练习册72页第16题。例6.某二元弱酸(简写为H2A）溶液，按下式发生一级和二级电离:H2A HA-+H+ HA- H++A2-已知相同浓度时的电离度ɑ(H2A)>ɑ(HA-)，设有下列四种溶液：的H2A溶液的NaHA溶液的HCl与0.04ml/L的NaHA溶液等体积混合液的NaOH与0.02ml/L的NaHA溶液等体积混合液据此，填写下列空白（填代号）（1）c(H+) 最大的是——，最小的是——。（2）c(H2A)最大的是——，最小的是——。 （3 c(A2-) 最大的是——，最小的是——。答案：（1）A D（2）C D（3）D A
水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离1.H2O+H2O H3O++OH- 简写为：H2O H++OH-实验测定：25°C c(H+)=c(OH-）=1×10-7ml/L2.水的离子积常数：25°C Kw=c(H+) ·c(OH-)=1.0×10-14。3.影响因素：a.温度越高，Kw越大，水的电离度越大，促进水的电离。对于中性水，尽管Kw和电离度增大，但仍是中性。b.加入酸或碱，抑制水的电离， Kw不变二、溶液的酸碱性1.溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系a.溶液中c(H+)>c(OH-) ，且c(H+)>10-7ml/L时，溶液显酸性b.溶液中c(H+)10-7ml/L时，溶液显碱性c.溶液中c(H+)=c(OH-)= 10-7ml/L时，溶液显中性d.无论在什么溶液中，水电离出的H+浓度总等于水电离出OH-的浓度
典例剖析：1.把1mL0.1ml/L的稀硫酸加水稀释制成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+浓度接近于( )A.1×10-4ml/L B.1×10-8ml/LC.1×10-11ml/L D.1×10-10ml/L答案：D例2.水的电离过程为H2O H++OH-，在25°C时，水的离子积：Kw=1×10-14，在35°C时，水的离子积Kw=2.1×10-14，则下列叙述正确的是（）A.c(H+)随着温度的升高而降低B.35°C时,c(H+)例3.向纯水中加入下列物质后，填写下表空格：
例4.在25°C时，某稀溶液中由水电离产生的c(OH-)=10-10ml/L。下列有关该溶液的叙述正确的是（）A.该溶液一定呈酸性B.该溶液中c(H+)可能等于10-5ml/LC.该溶液的pH可能为4也可能为10D.该溶液有可能呈中性答案：C【规律总结】常温下，若已知某溶液中由水电离产生的c(H+)或c(OH-)=10-a（<10-7）ml/L，则该溶液可能是酸溶液也可能是碱溶液若是酸溶液，其pH=14-a若是碱溶液，其pH=a
2.溶液的pHpH=-㏒{c(H+)}若C(H+)=m×10-nml/L,则pH=n-㏒m例题：1.求0.05ml/L的H2SO4溶液的pH2.求0.5ml/L的Ba(OH)2溶液的H+浓度及pH3.计算pH=2的H2SO4溶液中H+浓度、H2SO4溶液浓度及溶液中OH-浓度4.求pH=9的NaOH溶液中c(OH-)及由水电离出的c(OH-)水【问题探究】已知100°C时，纯水的离子积为1×10-12，此时纯水的pH等于多少？呈酸性吗？为什么？【总结】只有在常温下，才能说pH=7的溶液显中性，温度改变时，中性溶液的pH可能大于7，也可能小于7。
3.溶液稀释后pH的计算例题：1.常温下，取的硫酸，稀释成100mL的溶液，求稀释后溶液的pH2.pH=13的NaOH溶液稀释1000倍，求稀释后溶液的pH3.将pH为5的溶液稀释1000倍，溶液的pH为多少？【总结】：a.pH=n的强酸稀释10m倍，稀释后pH=n+mb.pH=n的强碱稀释10m倍，稀释后pH=n-mc.若按上述公式算出的pH改变了溶液本身的性质，则稀释后pH一定接近7，酸略小于7，碱略大于7。4.溶液混合后pH的计算例题：1.将pH=8和pH=10的两种NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H+)最接近( )A.1/2(10-8+10-10)ml/L B. (10-8+10-10)ml/L C.(1×10-4+5×10-10)ml/L D.2×10-10ml/L
2.常温下，pH=4的HCl和pH=10的NaOH等体积混合，求混合液的pH。3.pH=5的HCl和pH=10的NaOH等体积混合溶液显什么性？4.pH=3的HCl与pH=10的NaOH等体积混合溶液显什么性？【总结】强酸强碱等体积混合：a.pH酸+pH碱>14,pH混>7b.pH酸+pH碱<14,pH混<7c.pH酸+pH碱=14,pH混=7
一、溶液pH的测定方法1.酸碱指示剂，只能测其酸碱性，即pH的大致范围，常见的酸碱指示剂有甲基橙、石蕊、酚酞。2.pH试纸测定法——最简单的方法将pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒蘸取未知溶液点在试纸上，然后与标准比色卡比较即可。注意：①事先不能用水湿润pH试纸②只能取整数值3.pH计测定法——最精确的方法（中学不作要求）例1.有一学生在实验室测某溶液的pH，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。（1）该生的操作方法是否正确？（2）如不正确请说明理由，同时分析是否一定有误差产生。
（3）若用此法分别测定c(H+)相等的H2SO4和H3PO4溶液的pH，结果会怎样？答案：（1）不正确。（2）若溶液不显中性，则H+或OH-被稀释，测出的不为溶液中H+或 OH-对应的pH；不一定有误差，当溶液为中性时则不产生误差。（3）测得的pH，H3PO4较H2SO4小，因为在稀释过程中，H3PO4继续电离产生H+，使得该溶液中c(H+)较H2SO4溶液大。【解析】KI淀粉试纸、石蕊试纸（检验气体的酸碱性）等用于定性检验时，试纸一般要润湿，而pH试纸定量测定某溶液时，绝对不允许用水将试纸润湿。例2.有两瓶pH=2的酸溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酞试液、pH试纸和蒸馏水。简述如何用最简便的方法来判断哪瓶是强酸。答案：各取等体积酸溶液用蒸馏水分别稀释100倍。然后用pH试纸分别测其pH，pH变化大的那瓶是强酸。
1.滴定管的使用（1）结构 （2）规格与精确度（3）使用方法和步骤①检漏②润洗③加入反应液④调节起始读数⑤放出反应液（4）注意的问题①两种滴定管不能混用，一些强氧化性的溶液（如高锰酸钾溶液）必须使用酸式滴定管。②读数时，滴定管必须保持垂直，读数者视线应保持平视。例1.有一只50mL的酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10mL刻线处，把管中的溶液全部排出承接在量筒中，量筒内液体体积是（）A.大于40mL B.小于40mL C.等于40mL D.10mL例2.准确量取25.00高锰酸钾溶液，可选用的仪器是（）A.500mL量筒 B.10mL量筒 C.50mL酸式滴定管 D.50mL碱式滴定管答案：1.A 2.C
2.酸碱中和滴定（1）概念：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。（2）原理：根据酸碱中和反应的实质：H++OH-=H2O即c标准×V标准=c待测×V待测，得出c待测=c标准×V标准/V待测(3)仪器和试剂滴定管、铁架台（滴管夹）、锥形瓶、标准液和待测液、指示剂。（4）操作步骤：①检查滴定管是否漏水；②蒸馏水洗涤；③标准液或待测液润洗滴定管；④装液和赶气泡调零；⑤滴定；⑥读数。（5）关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好进行完全。
(6)酸碱指示剂的选择及用量a.指示剂的变色范围：指示剂发生颜色变化的pH范围叫做指示剂的变色范围。b.酸碱滴定时一般选用的指示剂有酚酞和甲基橙，而不用石蕊，由于它变色范围大，且变色不灵敏，石蕊的“红色→紫色”、“紫色→蓝色”的颜色变化不够明显，不利于及时、准确地作出酸碱是否恰好完全中和的判断，在滴定时不宜选用石蕊作指示剂。最好在滴定终点时，指示剂应由浅变深这样视觉灵敏误差小。【说明】指示剂选用：变色要灵敏，变色范围要小，且变色范围尽量与所生成盐的溶液酸碱性一致。因此中和滴定一般选用酚酞和甲基橙，而不用石蕊试液；强酸和弱碱相互滴定用甲基橙作指示剂，强碱和弱酸相互滴定用酚酞作指示剂。
c.强酸滴定强碱一般用甲基橙（黄色变橙色），但用酚酞也可以。d.强碱滴定强酸一般用酚酞（无色变红色）。e.用酸滴定Na2CO3溶液，酚酞作指示剂，终点产物为NaHCO3和NaCl；而用甲基橙作指示剂终点产物为NaCl、H2O、CO2f.指示剂的用量：指示剂一般滴加2~3滴即可，否则它也消耗酸或碱，而引起误差。（指示剂一般为有机弱酸或弱碱）
(7)酸碱中和滴定误差分析（以标准浓度的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液的误差分析为例）
规律方法总结强酸和弱酸的比较（1）同体积同浓度的盐酸和醋酸的比较
（2）同pH同体积的盐酸和醋酸对比
一、盐溶液呈现酸碱性的原因1、水解反应的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡发生了移动，使溶液中的C(H+)和C(OH-)的相对大小发生变化，从而显示出不同程度的酸碱性。2、盐的水解的定义：盐的水解是盐的离子与水电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应。3、书写水解方程式要注意的事项：一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或 气体，也不发生分解。在书写水解方程式时一般不写“=”而写“ ”，不写气体或沉淀符号。
二、影响盐类水解的主要因素和盐类水解的应用
1.内因：盐类本身的性质，即组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大。2.外因：（1）、温度：温度越高水解程度越大（2）、浓度：浓度越小水解程度越大（3）、加酸：加酸可促进强碱弱酸盐的水解（4）、加碱：加碱可促进强酸弱碱盐的水解盐类水解反应的规律：无弱不水解，有弱才水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。越弱越水解，越弱越显性；两强显中性，弱弱具体定。
【归纳总结】三、盐类水解的主要应用 （1）配易水解的强酸弱碱盐溶液时，需加入少量相应的酸抑制水解：如配制FeCl3溶液需加HCl，配CuSO4溶液需加H2SO4。 （2）泡沫灭火器原理——双水解 （3）解释明矾等净水的原因 Al3++3H2O=Al(OH)3(胶体)+3H+（胶体表面积大，吸附能力强） (4) 解释加热FeCl3溶液得不到FeCl3·6H2O晶体 FeCl3+3H2O=Fe(OH)3+3HCl(加热促进水解，且HCl易挥发) （5）判断盐溶液的酸碱性 如一定温度下，0﹒1ml·L-1的NH4Cl、NaHCO3、NaCl、Na2CO3四种溶液，pH由小到大的顺序是 NH4Cl< NaCl< NaHCO3< Na2CO3
（6）判断某些酸的强弱 如物质的量浓度相同的三种盐：NaX、NaY、NaZ的溶液，其pH依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性HX>HY>HZ（7）判断盐溶液中离子种类及各离子浓度大小的顺序 如0.1ml·L-CH3COONa溶液中c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) (8) 除杂质 例如除去 MgCl2酸性溶液中的FeCl3，可以加入MgO或Mg(OH)2，促进FeCl3的水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3而除去 （9）某些活泼金属与强酸弱碱盐反应 如镁粉放入 NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生气体
【小结】（1）盐类水解的实质是水的电离平衡发生移动。（2）只有能与H+或OH-结合生成 难电离物质的离子，如弱酸阴离子和弱碱阳离子，才能使水的电离平衡发生移动。（3）在溶液中盐的离子跟水电离出来的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。（4）盐类的水解反应可以看作是酸碱中和反应的逆反应。（5）离子反应发生的条件“有水生成”一条可拓展为“有弱电解质”生成。（6）双水解彻底的离子在同一溶液中不能大量共存，如弱碱阳离子（如Al3+、Fe3+）等与弱酸根阴离子（如HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-）注意： Fe3+与HS-、S2-相遇时发生氧化还原反应。
一、沉淀溶解平衡1、定义：一定温度下，难溶物并不是绝对的不溶，而且溶解的可以发生电离。沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。2、特征：（1）等：达到沉淀溶解平衡，沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等（2）逆：沉淀生成过程与沉淀溶解过程是可逆的。（3）动：动态平衡，达到沉淀溶解平衡，沉淀的生成与溶解仍在进行，其速率相等。（4）定：达到沉淀溶解平衡，溶质离子浓度保持不变。（5）变：沉淀溶解平衡是在一定条件下建立起来的，当条件改变，会建立新的平衡。
注意：难溶电解质的溶解平衡和难电离物质（弱电解质）的电离平衡的区别：（1）物质类别方面：难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质﹝如BaSO4是强电解质，而Al(OH)3是弱电解质﹞，而难电离物质只能是弱电解质。（2）变化过程：溶解平衡是指已溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态；而电离平衡则是指已经溶解在溶液中的弱电解质分子与离子之间的转化达到平衡状态。3.影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因（决定因素）：溶质本身的性质（2）外因： ①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动 ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程 ③同离子效应：加入电解质离子抑制沉淀的溶解
二、沉淀溶解平衡常数——溶度积常数或溶度积(Ksp)1、定义：难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，其平衡常数为离子浓度系数次方的乘积，为一定值，这个常数称之为溶度积常数，简称为溶度积，用Ksp表示2.表达式：MmAn (s) mMn+(aq)+nAm-(aq)Ksp=[c(Mn+)]m ·[c(Am-)]n例如：AgCl Ag++Cl- Ksp=c(Ag+) ·c(Cl-)
3.溶度积的性质：a.溶度积的大小与难溶电解质性质和温度有关，与沉淀的量无关。b.反映了难溶电解质在水中的溶解能力，相同类型的难溶电解质的Ksp越小，越难溶。如：Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)>Ksp(AgI)溶解度：AgCl>AgBr>AgI说明：①溶度积和溶解度的值都可以用来表示物质的溶解能力。②用溶度积直接比较时，物质的类型必须相同。4.溶度积的应用——计算溶解度及溶液中离子浓度
三、沉淀溶解平衡的应用1.沉淀的生成
①增大溶解平衡中相应离子的浓度，使平衡向生成沉淀的方向移动——有沉淀生成。 ②要使溶液中的某离子生成沉淀而除去，可增加能与之结合成更难溶物质的离子的浓度。而且生成的难溶物的溶解度越小，效果越好。2.沉淀的溶解【讲解】根据平衡移动原理，对于处在水中的难溶电解质，只要不断降低溶解平衡体系中的相应离子浓度，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。常用促进沉淀溶解的方法：①加入大量的水；②加入强酸；③加入某些盐溶液。
3.沉淀的转化定义：往溶解平衡体系中加入某种离子结合原沉淀电离出的某种离子形成更难溶的沉淀，即将原有沉淀通过加入其他离子转化成溶解度更小的的沉淀。这个过程我们称为沉淀的转化。沉淀的转化实质是沉淀溶解平衡的移动。一般溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。