(共45张PPT)
第三章
水溶液中的离子反应与平衡
第一节
电离平衡
1．从电离、离子反应和化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。
2.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。
3.了解电离平衡常数的含义。
4.能用化学用语表示弱电解质水溶液中的电离平衡；能从电离的角度分析溶液的导电性。
5.能利用电离平衡常数进行相关计算。
课程目标
[复习?回顾]
电解质和非电解质
定义
种类
本质区别
相同点
电解质
在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物
酸、碱、盐活泼金属氧化物和水等
在水溶液里或熔融状态下自身能否发生电离
均为化合物
非电解质
在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物
多数有机化合
物、非金属氧化物（水除外）和氨等
一、强电解质和弱电解质
[基础?初探]
实验探究
酸
0.1mol/L盐酸
0.1mol/L醋酸
pH
1
＞1
导电能力
强
较强
与镁条反应的装置
实验现象
.
.
实验结论
①Mg与盐酸的反应速率大，而与相同物质的量浓度的醋酸的反应速率小，表明相同物质的量浓度时盐酸中的c(H+)较大，说明在水溶液中，HCl
电离，CH3COOH
电离；
②由相同物质的量浓度的盐酸与醋酸的pH、导电能力及与活泼金属反应的剧烈程度知，在稀溶液中，HCl
电离，CH3COOH
电离。
剧烈反应，产生大量气泡
反应平缓，产生少量气泡
易
较难
完全
部分
[基础?初探]
归纳总结
(2)强电解质：在水溶液中能够
的电解质称为强电解质。
(3)弱电解质：在水溶液中只有
的电解质称为弱电解质。
(4)常见的强电解质有
、
、
。常见弱电解质有弱酸、弱碱、极少数的盐［Pb(Ac)2］、
。
全部电离
部分电离
强酸
强碱
绝大多数的盐
水
HCl在水中电离示意图
完全电离
强电解质
CH3COOH在水中电离示意图
部分电离
弱电解质
(1)根据电解质在水溶液中
，可把电解质分为强电解质和弱电解质。
是否全部电离
[课堂?专练]
×
×
√
×
×
×
×
√
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[基础?初探]
?名师点拨
(1)电解质的强弱与其溶解度无关。如某些难溶(微溶)于水的盐(BaSO4、AgCl等)，虽然溶解度很小，但是强电解质；某些少数盐能溶于水，但是弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。
(2)电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系，即强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强。溶液的导电能力是由单位体积内自由移动的离子数目的多少（即自由移动的离子浓度的大小）和离子所带电荷数的多少决定的。
(3)电解质的强弱与化学键没有必然联系。一般强电解质含有离子键或强极性共价键，但含有强极性共价键的化合物不一定是强电解质，如HF就是弱电解质。
二、弱电解质的电离
[基础?初探]
1、电离方程式
2、电离方程式的书写
(1)电离：电解质在
状态下产生
的离子的过程叫电离。
(2)电离方程式：表示电解质在水溶液中或熔融状态下电离成能够自由移动的离子式子叫做电离方程式。
水溶液中或熔融
自由移动
(1)强电解质：完全电离，不可逆过程，只有电离出的离子，不存在电解质分子，用“
”。如
(2)弱电解质：部分电离，可逆过程，既有电离出的离子，又存在电解质分子，用“
”。如
[基础?初探]
思考讨论
如何书写H2CO3、Cu(OH)2的电离反应方程式？
碳酸属于多元弱酸，多元弱酸的是分步进行的，以第一步电离为主。如：
氢氧化铜属于多元弱碱，多元弱碱的是分步进行的，但是一般用一步电离表示。如：
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
3、电离平衡
(1)电离平衡的建立
以CH3COOH的电离过程为例：
[基础?初探]
C(CH3COOH)
C(CH3COO-)
C(H+)
CH3COOH溶于水时
.
0
0
达到平衡前
.
.
增大
达到平衡时
.
不变
.
(2)电离平衡
最大
减小
增大
不变
不变
在一定条件下，当
的速率和
的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
弱电解质分子电离成离子
离子结合成弱电解质分子
(3)电离平衡的特征
[基础?初探]
可逆
动态
=
离子的浓度和分子的浓度
(4)电离平衡的影响因素
[基础?初探]
①内因：电解质
决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。
②外因
A.温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程
，因此升高温度，电离平衡向
方向移动，电离程度
。
B.浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向
方向移动，但电离程度
；稀释溶液时，电离平衡向
方向移动，且电离程度
，但往往会使溶液中离子的浓度
。
本身的性质
吸热
电离
增大
电离
减小
电离
增大
减小
C.加入其他试剂
a.同离子效应：增大(或减小)弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制
(或促进)弱电解质电离。
如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，增大了c(CH3COO-)，电离平衡
移动，电离程度
。
b.加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质：电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
如向CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H+与OH-反应生成H2O，使c(H+)
，平衡向
方向移动，电离程度
。
[基础?初探]
逆向
减小
减小
电离
增大
[课堂?专练]
减小
减小
右移
右移
左移
增大
减小
增大
减弱
不变
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
增大
增大
增大
增大
减小
增强
不变
[课堂?专练]
左移
增大
减小
减小
增强
不变
增大
增大
右移
减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
右移
减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
右移
减小
增大
增大
增大
增大
增强
增大
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[基础?初探]
?名师点拨
弱电解质溶液与稀释过程分析
开始加水时，电离平衡向右移动，离子数目增多，离子浓度增大，导电能力增强；离子浓度增大到最大后再加水稀释，电离平衡向右移动，离子数目增多，电离程度增大，但离子浓度减小，导电能力减弱。例如，溶解冰醋酸并稀释溶液的过程中，c（H+）与加水量的关系如图所示。
三、电离常数
[基础?初探]
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或元弱碱来说，溶液中弱电解质电离
的乘积，与溶液中
之比是个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用
、
表示。
1、概念
所生成的各种离子浓度
未电离分子的浓度
Ka
Kb
2、表达方式
[基础?初探]
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数
多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等来表示。如：25℃下，磷酸的电离平衡。
一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1?Ka2?Ka3
[基础?初探]
3、影响因素
4、意义
①电离平衡常数只与
有关，升高温度，K值增大。
②在相同条件下，弱酸的电离常数越大，酸性越
。
③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是
，所以其酸性决定于
电离。
温度
强
K1?K2
第一步
CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小比较
实验操作
向盛有2
mL
1mol/L
醋酸的试管中滴加1
mol/L
Na2CO3溶液
实验现象
原理
结论
反应生成了CO2，化学方程式为
2CH3COOH
+
Na2CO3=2CH3COONa
+
H2O
+CO2↑
CH3COOH的酸性比H2CO3的强，Ka(CH3COOH)>Kal(H2CO3)
有气泡产生
[基础?初探]
?名师点拨
1、相同温度下，等浓度的弱酸（或弱碱）的电离常数[对于多元弱酸（或弱碱）来说，通常只考虑第一步电离的电离常数]越大，其酸性（或碱性）越强；
2、相同温度下，弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）越强，其电离常数或第一步电离的电离常数越大。
3、一定温度下，电离常数越大，弱电解质越容易电离，由此判断弱电解质的相对强弱。
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
四、电离度
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练](共33张PPT)
第三章
水溶液中的离子反应与平衡
第二节
水的电离和溶液的pH
第2课时
溶液的酸碱性与pH
1.认识溶液的酸碱性及pH。
2.掌握检验溶液pH的方法。
3.了解溶液的pH的计算及溶液稀释时pH的变化规律。
4.了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。
课程目标
[课前?思考]
根据常温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。
（1）酸性溶液中是否存在OH-？碱性溶液中是否存在H+？试解释原因。
（2）比较(25℃)下列情况中，c(H+)和c(OH-)的值或变化趋势（增大或减小）。
对水电离平衡的影响
c(H+)
mol/L
c(OH-)
mol/L
c(H+)与c(OH-)
比较
纯水
加入少量的HCl
加入少量的NaOH
无
=10-7
=10-7
c(H+)=c(OH-)
>10-7
<10-7
c(H+)>c(OH-)
<10-7
>10-7
c(H+)左移
左移
溶液的酸碱性与pH的关系
[基础?初探]
1.判断溶液酸碱性的依据
不能用c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过
的相对大小来判断。
2.溶液的酸碱性与H+、OH-浓度的关系
c(H+)和c(OH-)
3.溶液的酸碱性与pH
(1)溶液pH的定义：H+的物质的量浓度的负对数。表达式为pH=
。
﹣lgc(H+)
(1)酸性溶液：c(H＋)__________c(OH－)
(2)中性溶液：c(H＋)__________c(OH－)
(3)碱性溶液：c(H＋)__________c(OH－)
＞
=
＜
(2)溶液的酸碱性与pH的关系（25℃）
[基础?初探]
pH越小，溶液的酸性越
，碱性越
，pH的适用范围是
。
①pH＜7，c(H+)＞10-7，溶液呈
。
②pH=7，c(H+)=10-7，溶液呈
。
③pH＞7，c(H+)＜10-7，溶液呈
。
强
弱
酸性
碱性
中性
0~14
［微思考］pH=7的溶液一定是中性溶液吗？
[课堂?专练]
×
×
×
√
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[基础?初探]
?名师点拨
1.在任何水溶液中，都存在H+与OH－，但不能大量共存。
2.溶液呈酸性或碱性的本质在于c(H+)与c(OH－)的相对大小；而不在于c(H+)或c(OH－)的绝对大小。在一定温度下，c(H+)与c(OH－)此增彼减，但Kw=c(H+)?c(OH－)始终不变。
3.碱溶液中由水电离出的c水(H+)=Kw/c碱(OH－)（忽略水电离出的OH－的浓度）；同理，酸溶液中由水电离出的c水(OH－)=Kw/c酸(H+)
(忽略水电离出的H+的浓度)。
[基础?初探]
?名师点拨
4.任何情况下，均可根据溶液中c(H+)和c(OH－)的相对大小来判断溶液的酸碱性。但只有在25℃时才能利用c(H+)与1.0×10-7mol/L的相对大小来判断溶液的酸碱性。
5.在分析c(H+)、pH与溶液的酸碱性的关系时，要注意溶液的温度是否为常温。
6.溶液的pH范围通常是0~14，对于c(H+)≤1
mol/L或c(OH－)≤1mol/L的电解质溶液，用pH表示其酸碱度比直接使用c(H+)或c(OH－)要方便。当c(H+)或c(OH－)大于1
mol/L时，则直接用c(H+)或c(OH－)来表示溶液的酸碱度。
溶液pH的测定方法
[基础?初探]
1.酸碱指示剂法(只能粗略测定溶液的pH范围，不能准确测定出pH的具体值)
速记纸条：
甲石酚要记清，
红黄红蓝无色红。
三点一四点四，
五八八十要分清。
2.pH试纸法
(2)使用方法：使用时把一小片试纸放在
或点滴板上，用洁净干燥的玻璃棒直接蘸取少量待测液点在干燥的pH试纸上，半分钟内，与
对照可确定溶液的pH。
(1)种类：广泛pH试纸的范围为
(最常用)或0~10，用广泛pH试纸测定溶液的pH都为
；精密pH试纸的pH范围较窄，可以判别0.2或0.3的pH差值。
1~14
整数
表面皿
标准比色卡
[课堂?专练]
[课堂?专练]
pH的计算
[基础?初探]
1.由水电离的c(H+)或c(OH－)的计算(25℃)
(1)中性溶液
c(H+)=c(OH－)=1.0×
10-7
mol/L。
(2)溶质为酸的溶液
H+来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离。
如计算0.01
mol/L盐酸中由水电离出的c(H+)，需先求出溶液中的c(OH－)。
Kw=c(H+)?c(OH－)，
c(H+)=c酸(H+)+c水(H+)，
由于酸电离产生的H+抑制了水的电离，因此c水(H+)<1×10-7
mol/L，c水(H+)故c(OH－)=Kw/c(H+)=1×10-12mol/L，即0.01
mo/L
盐酸中由水电离出的c水(H+)=c(OH－)=1×10-12mol/L。
[基础?初探]
(3)溶质为碱的溶液
OH－来源于碱的电离和水的电离，而H+只来源于水的电离。
如计算0.01
mol/L
NaOH中由水电离出的c(OH－)，需先求出溶液中的c(H+)。
Kw=c(H+)?c(OH－)，
c(OH－)=c碱(OH－)+c水(OH－)，
由于碱电离产生的OH－抑制了水的电离，因此c水(OH－)<1×10-7
mol/L，c水(OH－)故c(H+)=Kw/c(OH－)=1×10-12mol/L，即0.01
mo/L
NaOH中由水电离出的c水(OH－)=c(H+)=1×10-12mol/L。
[基础?初探]
2.溶液pH的计算(25℃)
(1)单一溶液pH的计算
步骤：
①强酸溶液(HnA)
设HnA的浓度为c
mol/L，则c(H+)=nc
mol/L，pH=﹣lgc(H+)=﹣lg(nc)
②强碱溶液(B(OH)n)
设B(OH)n的浓度为c
mol/L，则c(OH－)=nc
mol/L，
pH=﹣lgc(H+)=14+lg(nc)
(2)强酸、强碱混合后溶液pH的计算
步骤：
原则：“谁过量就先求谁”。
①强酸混合
②强碱混合
[基础?初探]
速记纸条：
若pH之差≥2的两种强酸等体积混合，pH=
pH小+0.3；若pH之差≥2的两种强碱等体积混合，pH
=pH大﹣0.3
③酸碱混合
A.恰好完全反应呈中性
B.酸过量
C.碱过量
[基础?初探]
[基础?初探]
判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合。( )
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合。( )
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合。( )
(4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。( )
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合。( )
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合( )
中性
碱性
酸性
中性
酸性
碱性
酸性
碱性
3.酸或碱稀释后溶液pH的计算
[基础?初探]
类型
稀释10n倍
无限稀释
强酸
c(H+)减小为原来的
，pH增大n个单位，pH=pH原+n＜7
弱酸
c(H+)减小的程度比强酸的小，pH增大不到n个单位，pH＜pH原+n＜7
强碱
c(OH－)减小为原来的
，pH减小n个单位，pH=pH原﹣n＞7
弱碱
c(OH－)减小的程度比强碱的小，pH减小不到n个单位，pH＞pH原﹣n＞7
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
测定pH的意义
[基础?初探]
1.人体各种体液的pH都要维持在一定的范围。如血液的的pH值：
2.废水处理。酸性或碱性废水的处理常常利用中和反应，在中和过程中可用pH自动测定仪进行检测和控制。
3.农业生产。土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收剂养分的有效性，各种作物生长都对土壤的pH范围有一定的要求。
pH＜7.2
pH=7.35~7.45
pH＞7.5
引起酸中毒
正常
引起碱中毒
血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，利用药物控制血液的pH是辅助治疗的重要手段之一。(共24张PPT)
第三章
水溶液中的离子反应与平衡
第二节
水的电离和溶液的pH
第3课时
酸碱中和滴定
1.了解酸碱中和滴定的概念和原理。
2.会运用酸碱中和滴定测定未知浓度的强酸或强碱的浓度。
3.掌握酸碱中和滴定实验的操作步骤和误差分析。
课程目标
[基础?初探]
1.酸碱滴定的定义和原理
(1)定义
依据中和反应，用
来测定
实验方法叫酸碱中和滴定。
(2)原理
酸碱中和反应的实质可用离子方程式
来表示，在中和反应中，H+、OH-之间的物质的量关系是
，若用参加反应的c(H+)、c(OH-)来表示，其关系式为
。即：
已知浓度的酸(或碱)
未知浓度的碱(或酸)
H++OH-=H2O
[基础?初探]
2.酸碱中和滴定的仪器和操作
(1)仪器
、
、锥形瓶、
铁架台、
、烧杯、白纸，有时还需要
。
酸式滴定管
碱式滴定管
滴定管夹
移液管
[基础?初探]
?名师点拨
酸式滴定管
碱式滴定管
酸式滴定管，盛酸性或强氧化性溶液。
滴定管
0.01mL
规格温度刻度
带玻璃活塞
带乳胶管
碱式滴定管，盛碱性溶液。
估读
标注
滴定管的“0”刻度在最上面，越往下数值越大，因为下端有一部分没有刻度，所以滴定管的实际容积大于它的标定容积。滴定管读数时要精确到0.01mL。注意量筒与滴定管的区别。
[基础?初探]
(2)指示剂的选择
①原则：中和反应恰好完全反应的时刻叫滴定终点。终点时，指示剂的
。变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏。通常选用
，而不选用颜色变化不灵敏的
。
②中和滴定中，酸碱指示剂用量及颜色变化
滴定种类
选用的指示剂
滴定终点颜色变化
指示剂用量
滴定终点判断标准
强酸滴定强碱
甲基橙
酚酞
强酸滴定弱碱
甲基橙
强碱滴定强酸
甲基橙
酚酞
强碱滴定弱酸
酚酞
黄色→橙色
红色→无色
红色→黄色
黄色→橙色
无色→粉红色
无色→粉红色
2~3滴
当指示剂恰好变色并在半分钟内不恢复原色，即认为达到滴定终点
颜色变化明显
酚酞或甲基橙
石蕊
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[基础?初探]
(3)中和滴定的实验操作
①滴定前的准备工作
调节活塞或玻璃球,使滴定管尖嘴部分充满反应液,并使液面处于
以下。
查
洗
装
调
放
使用滴定管前,首先要检查是否
。
滴定管加入酸、碱反应液之前,先用蒸馏水洗涤干净,然后分别用
润洗2~3遍。
分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中,使液面位于“0”刻度以上
处。
从碱式滴定管中放出一定量的NaOH溶液于锥形瓶中,并滴2~3滴指示剂(甲基橙或酚酞)。
漏水
待装溶液
2~3
mL
“0”刻度或“0”刻度
滴定管
[基础?初探]
锥形瓶
滴入2~3滴指示剂
洗
装
滴
用蒸馏水洗涤锥形瓶，切记不能用待测液润洗。
装入一定量的待测液
②滴定
旋转酸式滴
定管活塞或挤压碱式滴定管玻璃珠
摇动锥形瓶
锥形瓶内
溶液颜色
变化
终点的判断：当滴入最后一滴盐酸时,刚好使锥形瓶中的溶液变为原色,且在半分钟内不变色,即到终点。
[课堂?专练]
×
×
×
√
[课堂?专练]
[课堂?专练]
3.实验测定酸碱滴定曲线
[基础?初探]
恰好完全反应
反应终点
PH突变范围
12
10
8
6
2
10
20
30
40
4
0
PH
少加1滴
NaOH
多加1滴NaOH
用0.1000mol/L的NaOH溶液，滴定20
.00ml
0.1000mol/L的HCl
溶液过程中pH的变化。
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[基础?初探]
4.酸碱中和滴定的误差分析
误
差
原
因
V酸影响
c碱结果
1、酸式滴定管未用标准酸润洗
2、碱式滴定管未用未知碱液润洗
3、锥形瓶内有水或用水冲洗
4、锥形瓶用碱液润洗
5、放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
6、酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
7、振荡锥形瓶时部分液体溅出
8、部分酸液滴出锥形瓶外
9、在滴定过程中发现局部溶液发生色变就立即停止滴定
10、溶液颜色较浅滴入酸过快，停止滴定后反加一滴NaOH无变化
偏
高
偏
高
偏
低
偏
低
不影响
不影响
偏
高
偏
高
偏
低
偏
低
偏
高
偏
高
偏
低
偏
低
偏
高
偏
高
偏
低
偏
低
偏
高
偏
高
误
差
原
因
V酸影响
C碱结果
11、俯视法读起始酸的体积
12、俯视法读终了酸的体积
13、移取的NaOH样品中含Na2CO3
[基础?初探]
偏
高
偏
高
偏
低
偏
低
偏
低
偏
低
特别提醒读数误差可以用画图的形式来理解和记忆。如开始读数仰视,滴定完毕读数俯视,如图Ⅰ;开始读数俯视,滴定完毕读数仰视,如图Ⅱ。
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练](共24张PPT)
第三章
水溶液中的离子反应与平衡
第三节
盐类水解
第1课时
盐类的水解
1.从组成盐的离子成分角度分析盐类水解的本质。
2.以动态平衡的观点分析盐类水解对水电离平衡的影响，掌握盐类水解的规律。
3.以离子方程式的形式，表达盐类水解。
课程目标
1.探究盐溶液的酸碱性
盐
NaCl
Na2CO3
NH4Cl
盐溶液的酸碱性
盐的类型
pH=7
强酸强碱盐
盐
KNO3
CH3COONa
(NH4)2SO4
盐溶液的酸碱性
盐的类型
pH＞7
pH＜7
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
pH=7
pH＞7
pH＜7
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
归纳总结
强酸强碱盐
：
。
强酸弱碱盐：
。
强碱弱酸盐：
。
中性
酸性
碱性
[基础?初探]
[基础?初探]
2.溶液呈现酸碱性不同的原因
盐溶液
NaCl溶液
CH3COONa溶液
NH4Cl溶液
溶液中存在的离子
离子间能否相互作用生成弱电解质
c(H+)和c(OH-)的相对大小
Na+、Cl-、H+、OH-
能，生成H2O
c(H+)=c(OH-)
NH4+、Cl-、H+、OH-
能，生成H2O、NH3?H2O
c(H+)＞c(OH-)
Na+、CH3COO-、H+、OH-
能，生成H2O、CH3COOH
c(H+)＜c(OH-)
结论
盐溶液的酸碱性，与盐在水中电离出来的离子和水电离出来H+或OH-能否结合生成弱电解质有关。
[基础?初探]
(1)强酸弱碱盐的水解（NH4Cl溶液）
理论解释
平衡时溶液的酸碱性
离子方程式
NH4Cl溶于水后电离出来NH4+和Cl-，NH4+与水电离出来的OH-结合生成弱电解质NH3?H2O促进水的电离
溶液中c(H+)＞c(OH-)，呈酸性
[基础?初探]
(2)强碱弱酸盐的水解（CH3COONa溶液）
理论解释
平衡时溶液的酸碱性
离子方程式
CH3COONa溶于水后完全电离CH3COO-和Na+，CH3COO-与水电离出来的H+结合生成弱电解质CH3COOH促进水的电离
溶液中c(H+)＜c(OH-)，呈碱性
试分析NaCl溶液呈中性的原因：
。
[基础?初探]
NaCl
溶于水后电离产生Na+和Cl-，不能与水电离出的OH-、H+结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H+)=
c(OH-)，溶液呈中性。
[基础?初探]
?名师点拨
Na2CO3在水溶液中电离出来的CO32-与水电离出来的H+结合生成HCO3-，HCO3-又与水电离出来的H+结合生成H2CO3，促进水继续电离，溶液中c(H+)Na2CO3的水解分两步进行：
第一步：Na2CO3在水溶液中电离出来的CO32-与水电离出来的H+结合生成HCO3-
第二步：生成HCO3-继续与水电离出来的H+结合成弱电解质H2CO3
[课堂?专练]
×
√
√
√
[基础?初探]
3.盐类水解的定义及实质
(1)定义
在水溶液中，盐电离出来的
与水电离出来的
结合生成
的反应，叫做盐类的水解。
离子
H+或OH-
(2)实质
弱电解质
盐电离
弱酸的阴离子
弱碱的阳离子
结合H+
结合OH-
生成弱电解质
破坏了水的电离平衡
促进水的电离
c(H+)≠c(OH-)
使盐溶液呈现不同的酸碱性
[基础?初探]
4.盐类水解的规律
(1)在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。
(2)常见的弱离子
弱碱阳离子：NH4+、Al3+、Fe3+、Cu2+等。
弱酸根离子：CO32-、HCO3-、AlO2-、SO32-、S2-、HS-、SiO32-、ClO-、CH3COO-、F-等。
(1)盐类的水解
水的电离,使溶液呈酸性、碱性或中性;
(2)盐类的水解反应是酸碱
的逆反应:
(3)盐类水解一般是
的;
(4)盐类水解是
(填“吸热”或“放热”)反应。
5.盐类水解反应的特征
促进了
中和反应
吸热
微弱
[基础?初探]
6.盐类水解的离子方程式
(1)一元强碱弱酸盐（如CH3COONa溶液）
。
(2)一元弱酸弱碱盐（如NH4Cl溶液）
。
(3)多元弱酸强碱盐（正盐：如Na2SO3）
。
(4)多元弱酸强碱盐（酸式盐：如Na2HPO4）
。
(5)多元弱碱强酸盐（如Al2(SO4)3）
。
(6)阴、阳离子相互促进水解：水解程度较大，书写时要用“=”、“↑”、“↓”等。（如NaHCO3与AlCl3混合溶液）
。
[基础?初探]
?名师点拨
能发生相互促进的水解反应而不能大量共存的离子组合：
Al3+
HCO3-、CO32-、AlO2-、SiO32-、HS-、S2-、ClO-
Fe3+
HCO3-、CO32-、AlO2-、SiO32-、ClO-
NH4+
AlO2-、SiO32-
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练](共37张PPT)
第三章
水溶液中的离子反应与平衡
第三节
盐类水解
第2课时
影响盐类的水解的因素
1.会分析外界条件对盐类水解平衡的影响。
2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。
3.掌握溶液中离子浓度大小的比较方法。
课程目标
人们利用水解反应设计出了泡沫灭火器。泡沫灭火器中装有浓NaHCO3溶液和浓Al2(SO4)3溶液，当二者混合时发生剧烈的反应，产生气体和沉淀，在起泡剂作用下迅速产生大量泡沫，用以灭火。
浓NaHCO3溶液和浓Al2(SO4)3溶液混合后为什么会发生剧烈的反应？生成的气体和沉淀分别是什么？你能运用有关盐类水解反应的知识进行分析吗？
[新课?导入]
1.盐的水解平衡常数
[基础?初探]
以强碱弱酸盐(MA)为例，其水解的离子方程式为
。
盐的水解常数：
。
HA的电离常数：
。
强碱弱酸盐的水解常数与弱酸的电离常数的关系式:
。
“电离平衡常数越小越水解”
2.影响盐类水解的因素
盐类水解程度的大小，主要是由
所决定的。
例如，对于强碱弱酸盐（MA）的水解：
[基础?初探]
(1)内因
盐的性质
H2O
H+
+
OH-
+
MA
=
A-
+
M+
HA
强碱弱酸盐：生成盐的弱酸酸性越弱，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大。
强酸弱碱盐：生成盐的弱碱性越弱，盐的水解程度越大。
“越弱越水解”
[基础?初探]
实验探究——反应条件对FeCl3水解平衡的影响
(2)外因
[提出问题]
问题一：FeCl3溶液呈酸性还是碱性？写出FeCl3发生水解的离子方程式。
问题二：从反应条件考虑，影响FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？
[实验探究]
实验用品：
试管、试管夹、试管架、胶头滴管、pH计、药匙、酒精灯、火柴、0.01
mol/L
FeCl3溶液、FeCl3晶体、浓盐酸、浓NaOH溶液
[基础?初探]
影响因素
实验步骤
实验现象
温度
在试管中加入2ml
0.01
mol/L
FeCl3溶液，用试管夹夹持，在酒精灯上微热
溶液颜
色
.
反应物的浓度
在试管中加入2mL
0.01
mol/L
FeCl3溶液，然后用药匙加入少许FeCl3晶体
溶液颜
色
.
生成物的浓度
在试管中加入2
mL
0.01
mol/L
FeCl3溶液，然后滴入2~3滴浓盐酸
溶液颜
色
.
在试管中加人2mL
0.01mol/L
FeCl3溶液，然后滴入5滴浓NaOH溶液
溶液颜
色
.
[实验方法及现象]
加深
加深
变浅
加深
[基础?初探]
影响因素
解释
温度
温度升高，平衡向
的方向移动
反应物的浓度
c(Fe3+)增大，平衡向
的方向移动
生成物的浓度
加入盐酸，c(H+)增大，平衡向
方向移动
加入NaOH溶液，c(H+)减小，平衡向
的方向移动
FeCl3水解
FeCl3水解
FeCl3水解的逆反应
FeCl3水解
[实验原理及解释]
试分析外因对CH3COONa水解平衡的影响：
[基础?初探]
c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
c(OH-)
c(H+)
pH
水解程度
加热
加水
加CH3COOH
加CH3COONa
加HCl
加NaOH
减小
增大
增大
减小
增大
增大
减小
减小
减小
减小
增大
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
增大
增大
增大
减小
增大
减小
减小
减小
减小
增大
增大
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
[基础?初探]
?名师点拨
1.温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
2.浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。
3.酸碱性：向盐溶液中加入H+，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH-，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
[课堂?专练]
×
√
√
√
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[基础?初探]
3.盐类水解的应用
(1)在科学研究中的应用
①配制可水解的盐溶液
某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而变浑浊，需加相应的
来抑制水解，如在配制FeCl3溶液时常加入少量
来抑制FeCl3水解。
②可水解盐溶液的储存
某些强碱弱酸盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用
。如Na2CO3
溶液、NaF溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
③判断加热浓缩某些盐溶液的产物
如加热浓缩FeCl3溶液，FeCl3水解生成Fe(OH)3和HCl，由于盐酸易挥发使水解平衡向右移动，蒸干后得到的物质为
。
酸
盐酸
玻璃塞
Fe(OH)3
[基础?初探]
④制备胶体
将饱和FeCl3溶液滴入
中因水解而得到红褐色Fe(OH)3胶体。
⑤判断溶液的酸碱性
Na2CO3溶液呈碱性的原因：
。
⑥判断盐溶液中粒子的种类及浓度的大小如Na2CO3；溶液中存在的粒子有
。
⑦判断离子能否共存
若阴、阳离子发生水解相互促进的反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常见的水解相互促进的反应进行完全的有Al3+、Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-等。
沸水
[基础?初探]
(2)日常生活中的应用
①热的纯碱液去油污效果更好
纯碱（Na2CO3）水解呈碱性，加热能促进水解，溶液的碱性增强，热的纯碱溶液去污效果增强。水解的离子方程式为
。
②明矾（铝盐）用作净水剂
明矾溶于水电离产生的Al3+水解，生成Al(OH)3胶体表面积大，吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清。有关的离子方程式是
。
③泡沫灭火剂
泡沫灭火器内所盛装药品分别是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用时将两者混合，铝离子的水解会促进碳酸氢根离子的水解，从而使水解完全，产生CO2和Al(OH)3。离子方程式
。
④铵态氮肥不能与草木灰混合使用
草木灰的成分：K2CO3，铵态氮肥——铵盐。
因为NH4+在水溶液中能发生水解生成H+，CO32-在水溶液中水解产生OH-，当二者同时存在时，则二者水解产生的H+和OH-能发生中和反应，使水解程度都增大，铵盐水解产生的NH3?H2O易挥发而降低了肥效。
[基础?初探]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
盐溶液蒸干灼烧时所得产物类型的判断
[基础?初探]
1.盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如蒸干
CuSO4（aq）
CuSO4（s）；盐溶液水解生成易挥发性酸时，
蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)
Al(OH)3
Al2O3。
2.酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。
?名师点拨
3.考虑盐受热时是否分解
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2→CaCO3（CaO）；NaHCO3→Na2CO3；KMnO4→K2MnO4
+
MnO2；NH4Cl→NH3
↑+HCl↑。
4.还原性盐在蒸干时会被O2氧化
如Na2SO3(aq)→Na2SO4(s)。
[基础?初探]
[基础?初探]
(1)电荷守恒：电解质溶液中无论存在多少种离子溶液总是呈电中性，即
电荷总数=
电荷总数。
应用：如Na2CO3，溶液中存在的阳离子有Na+、H+，存在的阴离子有OH-、CO32-、HCO3-。
根据电荷守恒有n(Na+)
+
n(H+)=
。
或c(Na+)
+
c(H+)=
。
阳离子所带的正
阴离子所带的负
n(OH-)
+
n(HCO3-)+2n(CO32-)
c(OH-)
+
c(HCO3-)+2c(CO32-)
4.电解质溶液中的三个守恒
(2)元素质量守恒(物料守恒)：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。
应用：如Na2CO3溶液中Na+和CO32-的原始浓度之间的关系为c(Na+)=2c(CO32-)，由于CO32-发生水解，其在溶液中的存在形式除了CO32，还有HCO3-、H2CO3。
根据电荷守恒有c(Na+)
=
。
[基础?初探]
2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)
[基础?初探]
(3)质子守恒
如纯碱溶液中c(H+)水=c(OH-)水,c(H+)水=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+),所以c(OH-)水=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)。
现分别以Na2CO3和NaHCO3溶液为例,用以下图示帮助我们来理解质子守
恒:
?
所以c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H3O+),即
;
?
所以
。
c(OH-)+c(CO32-)=c(H2CO3)+c(H+)
c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)
[基础?初探]
(1)考虑水解因素:如Na2CO3溶液。
CO32-+H2O?
HCO3-+OH-
HCO3-+H2O?
H2CO3+OH-
所以
。
(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH4+)由大到小的顺序是
。
(3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素,如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中,因NH3·H2O的电离>NH4+的水解,故离子浓度顺序为
。
c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)
c>a>b
c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
5.溶液中粒子浓度大小的比较
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练](共40张PPT)
第三章
水溶液中的离子反应与平衡
第四节
沉淀溶解平衡
1.认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡。
2.了解离子积与Ksp的相对大小跟沉淀溶解平衡的关系。
3.了解沉淀的生成、溶解与转化。能结合实例说明pH调控的沉淀生成、溶解与转化等在工农业生产和科学研究中的重要作用。
4.能综合运用离子反应和沉淀溶解平衡理论，分析和解决生产、生活中有关沉淀溶解平衡的实际问题
课程目标
云水洞洞口有赵朴初先生亲笔所题写的"云水洞"三个大字。走进洞来，便见洞内石钟乳，石笋目不暇接。
[新课?导入]
1.离子反应的条件
。
[复习?回顾]
2.向2mL
0.1mol/L
NaCl溶液中滴加几滴0.1mol/L
AgNO3溶液的现象是
。离子反应为
。
有易挥发、难溶物质或弱电解质生成
有白色沉淀生成
Ag++Cl-=AgCl↓
3.几种电解质的溶解度（20℃）
化学式
溶解度/g
化学式
溶解度/g
AgCl
1.5×10-4
Ba(OH)2
3.89
AgNO3
222
BaSO4
2.4×10-4
AgBr
8.4×10-6
Ca(OH)2
0.165
Ag2SO4
0.796
CaSO4
0.21
Ag2S
1.3×10-16
Mg(OH)2
9×10-4
BaCl2
35.7
Fe(OH)3
3×10-9
人们习惯上将溶解度小于
的电解质称为难溶电解质。尽管难溶电解质的溶解质的溶解度很小，但在水中并不是绝对不溶。
0.01g
一、难溶电解质的沉淀溶解平衡
1.沉淀溶解平衡的建立
从固体溶解和沉淀生成的角度，AgCl在溶液中存在两个过程：
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——
；
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——
。
[基础?初探]
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。
溶解
沉淀
＞
=
＜
[基础?初探]
在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率
时，即达到了沉淀溶解平衡。
2.沉淀溶解平衡
(1)概念
相等
(2)特征
可逆
动态
=
离子浓度
[基础?初探]
(3)表达式
难溶电解质用“s”标明状态，溶液中的离子用“
”标明状态，并用
“
”连接。
(4)生成难溶电解质的离子反应的限度
①25
℃时，溶解性与溶解度的关系
②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
时，沉淀就达完全。
aq
1×10-5
(5)沉淀溶解平衡的影响因素
[基础?初探]
沉淀溶解平衡属于化学平衡，外界因素对其的影响，同样遵守勒夏特列原理。
①内因
难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
②外因
温度——绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向
方向移动；少量平衡向生成沉淀的方向移动，如
的沉淀溶解平衡。
浓度——加水稀释，平衡向
的方向移动
同离子效应——向平衡体系中加入难溶物相应的离子，平衡向
的方向移动
其他——向平衡体系中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时，平衡向
的方向移动
沉淀溶解
Ca(OH)2
溶解
生成沉淀
溶解
易溶电解质作溶质时，如果是饱和溶液，存在沉淀溶解平衡。如饱和食盐水中存在的沉淀溶解平衡为NaCl(s)
Na+(aq)
+
Cl-(aq)，向饱和食盐水中滴入浓盐酸，可以清楚地观察到有晶体析出。
?名师点拨
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[基础?初探]
在一定温度下，沉淀达溶解平衡后的溶液为
溶液，其离子浓度
，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数（简称溶度积），用
表示。
3.溶度积
(1)概念
(2)表达式
饱和
不再发生变化
Ksp
Ksp只与难溶电解质的
和
有关。溶液中离子浓度的改变只能使平衡移动，不能改变溶度积。
性质
温度
[基础?初探]
溶度积的大小反映了难溶电解质在水中的溶解能力。对同类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，在相同温度下，Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)＞Ksp(AgI)，则溶解度
。
(3)意义
(4)应用
通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：
①Qc>Ksp，溶液过饱和，有
析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
②Qc=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于
。
③Qc析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质
直至溶液
。
S(AgCl)＜S(AgBr)＜S(AgI)
沉淀
平衡状态
沉淀
溶解
饱和
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
[课堂?专练]
二、沉淀溶解平衡的应用
[基础?初探]
在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
(1)调pH：工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶解于水，再加入
调节pH，可使Fe3+生成
而除去。
离子反应方程式为：
。
(2)加沉淀剂：在工业废水处理过程中，以Na2S作沉淀剂，使废水中的某些金属离子如Cu2+、Hg2+等，生成极难溶的
、
等沉淀而除去。离子反应方程式：
。
1.沉淀的生成
氨水
Fe(OH)3沉淀
CuS
HgS
[基础?初探]
原理：不断减少溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就达到使沉淀溶解的目的。
2.沉淀的溶解
例如：CaCO3为什么能溶于稀盐酸？
CaCO3(s)
CO32-(aq)
+
Ca2+(aq)
+H+
H2CO3
H2O
+
CO2↑
HCO3-
+H+
CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的CO32-浓度不断
，溶液中CO32-与Ca2+的离子积——Q(CaCO3)
Ksp(CaCO3)，导致平衡向
的方向移动。
减小
<
沉淀溶解
[基础?初探]
实验3-3
实验操作
向两支盛有少量Mg(OH)2固体的试管中分别滴加适量的蒸馏水和盐酸，观察并记录现象。
滴加试剂
蒸馏水
盐酸
实验现象
解释
Mg(OH)2难溶于水；
盐酸中的H+与OH-结合生成弱电解质H2O，使Mg(OH)2沉淀溶解平衡体系中的OH-浓度不断减小，Mg(OH)2沉淀溶解平衡右移，直至Mg(OH)2完全溶解
沉淀不溶解
沉淀溶解
[基础?初探]
3.沉淀的转化
实验3-4
实验操作
(1)向盛有2
mL
0.1
mol/L
NaCI溶液的试管中滴加2滴0.1mol/L
AgNO3，溶液，观察并记录现象。
(2)振荡试管，然后向其中滴加4滴0.1
mol/L
K溶液，观察并记录现象。
(3)振荡试管，然后再向其中滴加8滴0.1
mol/L
NaS溶液，观察并记录现象
实验现象
化学方程式
结论
溶解度由小到大：
。
Ag2S＜AgI＜AgCl
有白色沉淀生成
白色沉淀转为黄色沉淀
黄色沉淀转为黑色沉淀
[基础?初探]
结论解释：以AgCl沉淀转化为AgI沉淀为例。
物质
Ksp
溶解度/g
AgCl
1.8×10-10
1.5×10-4
AgI
8.5×10-17
9.6×10-9
Ksp(AgCl)＜Ksp(AgI)，即AgI在水中的溶解度远比AgCl的溶解度小，当向AgCl沉淀中滴加KI溶液中，溶液中Ag+和I-的离子积Q(AgI)
Ksp(AgI)，因此，Ag+和I-结合成AgI沉淀，导致AgCl的沉淀溶解平衡向
的方向移动，直至建立新的沉淀溶解平衡。
＞
溶解
[基础?初探]
实验3-5
实验操作
向盛有2
mL
0.1
mol/L
MgCl2溶液的试管中滴加2~4滴2
mol/L
NaOH溶液，观察并记录现象。
向上述试管中滴加4滴0.1
molL
FeCl3溶液，静置，观察并记录现象。
实验现象
化学方程式
结论
溶解度由小到大：
。
Fe(OH)3＜Mg(OH)2
有白色沉淀生成
白色沉淀转化为红褐色沉淀
[基础?初探]
结论解释：
物质
Ksp
解释
Mg(OH)2
5.6×10-12
Ksp［Fe(OH)3］＜Ksp［Mg(OH)2］，向Mg(OH)2沉淀中滴加FeCl3溶液时，溶液中的OH-和Fe3+的离子积——Q［Fe(OH)3］
Ksp［Fe(OH)3］，溶液中逐渐生成Fe(OH)3沉淀。
Fe(OH)3
2.8×10-39
方程式
Mg(OH)2(s)
Mg2+(aq)+
2OH-(aq)
+
Fe3+(aq)
Fe(OH)3(s)
3Mg(OH)2(s)+2Fe3+(aq)
3Mg2+(aq)+
2Fe(OH)3(s)
＞
?名师点拨
根据Ksp比较物质的溶解度大小时,要注意物质的类型相同且化学式中阴阳离子的个数比相同,溶度积越小,其溶解度也越小。如果不同,则不能直接利用溶度积的大小来比较其溶解性,需转化为溶解度进行比较,否则容易误判。
沉淀转化的实质与规律
①实质：沉淀的转化是指由种沉淀转化为另一种沉淀的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。
②规律
a.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。两者的溶解度差别越大，转化越容易。
b.当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需要试剂离子浓度越小的越先沉淀。
c.如果生成各种沉淀所需要试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。
[基础?初探]
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4.沉淀转化的应用
(1)除锅炉水垢(含有CaSO4)：可先用Na2CO3溶液处理，使CaSO4转化为疏松、易溶于酸的CaCO3（CaCO3、CaSO4的Ksp分别为3.4×10-9、4.9×10-5），然后用酸除去。
离子反应方程式为：
、
。
(2)自然界中矿物的转化：
离子反应方程式为：
、
。
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