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专题05 化学反应原理（二）
目 录
实验1 探究影响化学反应速率的因素
实验2 探究影响化学平衡移动的因素
实验3 弱电解质的电离
实验4 强酸与强碱的中和滴定
实验5 盐类的水解及其应用
实验6 沉淀的溶解、生成与转化
实验1 探究影响化学反应速率的因素
【实验探究I】
影响因
素
实验步骤
实验现象
结论
浓度
取两支试管，各加入5mL 0.1 mol/LNa2S2O3溶液，
然后向一支试管中加入5mL 0.1 mol/LH2SO4 溶
液，向另一支试管中加入5mL 0.5 mol/LH2SO4 溶
液，记录出现浑浊的时间
加入 0.5 mol/LH2SO4
溶液的试管中出现浑
浊所用的时间短
溶液中反应物的浓
度越大，反应速率
越快；反之反应速
率越慢
温度
取两支试管，各加5mL0.1 mol/LNa2S2O3溶液，另
取两支试管各加入5mL0.1mol/LH2SO4溶液，将四
支试管分成两组(各有一支盛有Na2S2O3 溶液和
H2SO4 溶液的试管)，一组放入冷水中，另一组放
入热水中，经过一段时间后，分别混合并振荡，
记录出现浑浊的时间
放入热水的试管中出
现浑浊所用的时间
短，放入冷水的试管
中出现浑浊所用的时
间长
溶液的温度越高，
反应速率越快；溶
液的温度越低，反
应速率越慢
催化剂
在两支试管中各加入2mL5%H2O2溶液，再向两支
盛有H2O2 溶液的试管中分别加入0.1 mol/L FeCl3
溶液和H2O 各1mL，摇匀，比较产生气泡的快慢
加入FeCl3 溶液的试
管中，产生气泡快；
加入H2O 的试管中，
产生气泡缓慢
加入催化剂能加快
化学反应速率
【实验探究 II】
试剂
所用时间
反应速率
结论
1mol/LH2SO4溶液
长
慢
4mol/LH2SO4溶液与锌反应比1mol/LH2SO4溶液
与锌反应的速率快
4mol/LH2SO4溶液
短
快
1
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1．内因：反应物的组成、结构和性质等因素。
2．外界因素（其他条件相同）
（1）温度
①基本规律：温度越高，化学反应速率越快
②经验规律：一般温度每升高10℃，其反应速率增加2 ～
4 倍
（2）压强：气体反应的压强越大，化学反应速率越快
（3）浓度：浓度越大，化学反应速率越快
（4）催化剂：使用适当的催化剂可以显著改变化学反应速率
（5）接触面积：反应物的颗粒越小，接触面积越大，化学反应速率越快
（6）原电池：形成原电池，可以加快氧化还原反应的速率
3．特殊情况
（1）温度
①催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢
②有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢
（2）压强
①改变非气体反应的压强，反应速率不变
②改变等体反应的压强，v 正和v 逆变化幅度相同
（3）浓度
①固体和纯液体的浓度为定值，改变固体或纯液体的用量，反应速率不变
②加入固体物质，有可能改变接触面积，反应速率可能加快
（4）无关气体
①恒容容器通无关气体，压强增大，浓度不变，速率不变
②恒压容器通无关气体，体积变大，浓度减小，速率减慢
实验2 探究影响化学平衡移动的因素
1.浓度
（1）实验探究【实验2-1】
2
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实验装置
实验原理Fe3++3SCN－
Fe(SCN)3(红色)
实验用品0.005mol/L FeCl3 溶液、饱和 FeCl3 溶液、0.015mol/LKSCN 溶液、1mol/LKSCN 溶液、铁粉；
试管、胶头滴管。
实验步骤向盛有 5mL 0.005mol/L FeCl3 溶液的试管中加入 5mL 0.015mol/LKSCN 溶液，将溶液均分三
份置于a、b、c 三支试管中，向试管b 中加入少量铁粉，向试管c 中滴加加 4 滴 1mol/LKSCN
溶液，观察试管b、c 中溶液颜色变化，并均与a 试管对比。
实验现象①试管b 中溶液颜色比a 试管浅。②试管c 中溶液颜色比a 试管浅。
实验结论实验表明，当向平衡混合物中加入铁粉或硫氰化钾溶液后，溶液的颜色都改变了，这说明平衡
混合物的组成发生了变化。
实验说明①本实验的关键是第一次获得的溶液浓度要小、红色要浅。
②本实验所加4 滴1mol/LKSCN 溶液，一方面浓度明显高于原来的 0.015mol/L，另一方面体积
改变可以忽略不计，很好地控制了单一变量。
③作为离子反应，只有改变实际参加反应的离子浓度，对平衡才有影响，如增加 KC1 固体
量，平衡不移动，因为 KCl 不参与离子反应。
（2）图像分析
①增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，可瞬间增大v(正)或减小 v(逆)，使得v(正)>v(逆)，化学平衡向
正反应方向移动：
②减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，可瞬间减小v(正)或增大 v(逆)，使得v(正)<v(逆)，化学平衡向
逆反应方向移动：
（3）结论：①增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
②增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。
【易错提醒】（1）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以化学平衡不移动。
3
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（2）工业生产上适当增大廉价的反应物的浓度，使化学平衡向正反应方向移动，可提高价格较高的原料
的转化率，以降低生产成本。
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，v 正、v 逆均减小，但减
小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数增大的方向移动。
2.压强
（1）实验探究【实验2-2】
实验装置
实验原理
实验用品NO2 气体；针管、橡胶管。
实验步骤如图所示，用50mL 注射器吸入20mLNO2和N2O4的混合气体(使注射器的活塞位于Ⅰ处），将
细管端用橡胶塞封闭。然后把活塞拉到Ⅱ处，观察管内混合气体颜色的变化。当反复将活塞从
Ⅱ处推到Ⅰ处及从Ⅰ处拉到Ⅱ处时，观察管内混合气体颜色的变化。
实验现象体系压强增大，气体的红棕色先变深，然后慢慢变浅，但比压强增大前深；体系压强减小，气
体的红棕色先变浅，然后慢慢变深，但比压强减小前浅。
实验结论其他条件不变，增大压强，化学平衡向气体体积减小的反应方向移动；减小压强，化学平衡向
气体体积增大的方向移动。
实验说明
要从针管的侧面观察实验现象。
（2）适用对象：有气体参加的可逆反应。
（3）图像分析（以mA(g)＋nB(g)
pC(g)＋qD(g)为例）
①若m＋n＞p＋q
②若m＋n＜p＋q
③若m＋n＝p＋q
4
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（4）结论
①增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动；
②减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动；
③改变压强，气体体积不变的反应，平衡不移动。
3.温度
（1）实验探究【实验2-3】
实验装置
实验原理
实验用品冰水、热水、NO2 气体；圆底烧瓶、玻璃导管、单孔橡皮塞、烧杯、止水夹、橡胶管。
实验步骤
把NO2和N2O4的混合气体通入两只连通的烧瓶，然后用弹簧夹夹住乳胶管；把一只烧瓶浸泡在
热水中，另一只浸泡在冰水中。如图，观察混合气体的颜色变化。
实验现象浸泡在热水中混合气体颜色加深；浸泡在冰水中混合气体颜色变浅。
实验结论浸泡在热水中混合气体颜色加深，说明升高温度NO2浓度增大，即平衡向逆反应（吸热反应）
方向移动；浸泡在冰水中混合气体颜色变浅，说明降低温度NO2 浓度减小，即平衡向正反应
（放热反应）方向移动。
实验说明
①热水温度稍高一点为宜，否则颜色变化不明显。②可留一个室温下的参照物便于颜色对比。
（2）图像分析
化学平衡
xX＋yY
mM＋nN
ΔH＞0
xX＋yY
mM＋nN
ΔH＜0
体系温度
的变化
升高温度
降低温度
降低温度
升高温度
反应速率
变化
v 正、v 逆同时增
大，且v′正＞v′逆
v 正、v 逆同时减
小，且v′正＜v′逆
v 正、v 逆同时减
小，且v′正＞v′逆
v 正、v 逆同时增
大，且v′正＜v′逆
平衡移动
方向
正反应方向
逆反应方向
正反应方向
逆反应方向
5
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vt 图像
规律总结
在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温
度，平衡向放热反应的方向移动
（3）结论
①升高温度，平衡向吸热方向移动；
②降低温度，平衡向放热方向移动。
（1）无气态物质存在的化学平衡，由于改变压强不能改变化学反应速率，所以改变压强不能使平衡发生
移动。
（2）在容积不变的密闭容器中，气体反应已达到平衡，若向该容器中充入与反应体系无关的气体，化学
平衡不移动，原因是气态反应物、生成物的浓度未改变。
（3）在容积可变的恒压容器中，充入与反应体系无关的气体，此时虽然总压强不变，但各气态物质的浓
度减小(相当于减压)，平衡向气体体积增大的方向移动。
（4）对于反应前后气体分子数相等的可逆反应，改变压强后，正、逆反应速率同等程度地改变。因此，
增大或减小压强不能使化学平衡发生移动。
实验3 弱电解质的电离
实验原理
Mg+2H+=Mg2++H2↑，Mg+2CH3COOH=Mg2++2CH3COO-+H2↑
实验用品
0.1mol/L 盐酸、0.1mol/L 醋酸；pH 试纸、试管、胶头滴管。
实验步骤
取相同体积的0.1mol/L 盐酸和醋酸，比较它们pH 的大小，试验其导电能力，并分别与等量
的镁条反应，观察、比较记录现象。
实验现象
酸
0.1mol/L 盐酸
0.1mol/L 醋酸
pH
1
2.8
导电能力
强
弱
与镁条反应
快
慢
6
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实验结论
①相同浓度的两种酸的pH、导电能力和与镁条反应的剧烈程度都有差别，说明两溶液中的
H+浓度是不同的。
②盐酸溶液中的pH 小、导电能力强、反应现象更为剧烈，说明盐酸中H+浓度比醋酸中H+浓
度大，即HCl 的电离程度大于CH3COOH 的电离程度。
实验说明
HCl 是强电解质，完全电离，醋酸是弱电解质，部分电离。浓度相同的盐酸和醋酸，盐酸电
离出氢离子离子浓度大，酸性强，pH 值小，导电能力强，与镁条反应实质上是镁与氢离子的
反应，盐酸中氢离子浓度大，反应快。
强、弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
定义
在水溶液中完全电离的电解质
在水溶液中部分电离的电解质
化学键种类
离子键、强极性键
极性键
化合物类型
离子化合物，某些具有极性键的共价化
合物
某些具有极性键的共价化合物
电离过程
不可逆，不存在电离平衡
可逆，存在电离平衡
电离程度
完全电离
部分电离
表示方法
用“===”表示
用“
”表示
示例
Na2SO4===2Na＋＋SO
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
溶液中溶质微
粒的种类
离子，无强电解质分子
离子和分子
实验4 强酸与强碱的中和滴定
1.实验原理
（1）原理：利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱
( 或酸
) 的实验方法。
①反应实质：H ＋ ＋
OH
－ ==
=H
2O。
②定量关系：中和反应中酸提供的H＋与碱提供的OH－的物质的量相等，n (H
＋ ) ＝
n (OH
－ ) ，即c(H＋)·V 酸＝
c(OH－)·V 碱，则c(H＋)＝或c(OH－)＝。
（2）酸碱中和滴定的关键：
①准确测定标准液和待测液的体积；
②准确判断滴定终点。
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2.实验用品
（1）仪器
图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
（2）试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
（3）滴定管
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可精确到0.01 mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项：
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
【特别提醒】（1）酸性KMnO4溶液只能盛装在酸式滴定管中，不能盛装在碱式滴定管中，原因是KMnO4
能腐蚀橡胶。
（2）由于滴定管尖嘴处无刻度，故将滴定管中的液体全部放出时，放出的液体体积比理论值要大。
（3）碱式滴定管排气泡的方法：
。
3.实验操作
以标准盐酸滴定待测NaOH 溶液为例
（1）滴定前的准备
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
（1）检查：使用滴定管前，首先要检查是否漏水，在确保不漏水后方可使用。
（2）润洗：滴定管加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用待盛液润洗2~3 遍。
（3）装液：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2~3cm 处。
（4）调液：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“
0”
刻度
或“0”刻度以下。
（5）记录：记录初始液面刻度。
（6）放液：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)。
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②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。
（2）滴定
①左手控制
滴定管活塞
，右手摇动锥形瓶。
②眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
（3）终点判断：等到滴入最后
半
滴标准液
，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终
点并记录标准液的体积。
【名师归纳】判断滴定终点的答题模板：当滴入最后半滴标准溶液时,溶液由×××色变成×××色,且半分钟内
溶液颜色不发生变化,表明到达滴定终点。
（4）数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
【特别提醒】异常数据舍弃,其他数据求平均值,减小误差。
（5）操作注意事项
①滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。
②终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V(标)记录。
③在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
4.指示剂的选择
（1）中和反应恰好完全反应的时刻叫滴定终点。为准确判断滴定终点，必须选用变色明显、变色范围的
pH 与终点的pH 相一致的酸碱指示剂。通常选用酚酞或甲基橙，而不选用颜色变化不灵敏的石蕊。
（2）中和滴定中，酸碱指示剂的用量及颜色变化
滴定
种类
选用的
指示剂
指示剂
用量
滴定终点
颜色变化
滴定终点
判断标准
强酸滴
定强碱
甲基橙
2～3 滴
黄色→橙色
当指示剂恰好变
色并在半分钟内
不恢复原色时，
即认为达到滴定
终点
酚酞
红色→无色
强酸滴
定弱碱
甲基橙
黄色→橙色
强碱滴
定强酸
甲基橙
红色→黄色
酚酞
无色→粉红色
强碱滴
定弱酸
酚酞
无色→粉红色
5、误差分析
（1）误差分析的方法
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，得c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析
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出不正确操作引起V ( 标准
) 的变化，即分析出结果。
（2）常见误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
A、仪器洗涤
①酸式滴定管水洗后，未润洗(偏高)；②酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗(偏高)；③碱式滴定管水洗
后，未润洗(偏低)；④锥形瓶水洗后，用待测液润洗(偏高)。
B、量器读数
①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视(偏高)；
②滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视(偏低)如图所示；
③滴定完毕后，立即读数，半分钟后颜色又褪去(偏低)。
C、操作不当
①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失(偏高)；
②滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出(偏低)；
③滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水(无影响)。
（3）以用标准盐酸滴定待测NaOH 溶液为例，用偏高、偏低或无影响填表。
步骤
操作
c(NaOH)
洗涤
未用标准溶液润洗酸式滴定管
偏高
锥形瓶用待测溶液润洗
偏高
未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管
偏低
锥形瓶洗净后瓶内还残留有少量蒸馏水
无影响
取液
取碱液的滴定管尖嘴部分有气泡且取液结束后气泡消失
偏低
滴定
滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又褪去
偏低
滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失
偏高
滴定过程中振荡时有液滴溅出
偏低
滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水
无影响
读数
滴定前仰视读数或滴定后俯视读数
偏低
滴定前俯视读数或滴定后仰视读数
偏高
6.滴定曲线
(以0.100 0 mol·L-1 NaOH 溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 盐酸为例)
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理论上，强酸强碱完全反应时溶液的pH 应为7，滴定终点应选用pH＝7 时变色的指示剂；但从实验数据
可以看出，开始时由于被中和的酸(或碱)的浓度较大，加入少量的碱(或酸)对其pH 影响不大，上图中，当
滴加NaOH 溶液的体积从19.98 mL 变为20.02 mL(只滴加1 滴)时，pH 从4.3 突变至9.7，因此只要选择变
色范围在这一突变范围内的指示剂就不会造成很大的误差。
说明：（1）酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性,最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质,强酸强碱盐的溶液
呈中性,强碱弱酸盐的溶液呈碱性,强酸弱碱盐的溶液呈酸性。
（2）滴定终点是通过指示剂颜色的变化来控制停止滴定的“点”,滴定终点与恰好反应越吻合,测定的误差
越小。
1.中和滴定中指示剂的选择原则
指示剂选择的基本原则是：变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致，
指示剂的用量不宜过多，温度不宜过高。
（1）不能用石蕊作指示剂，原因是石蕊溶液变色范围较宽，且在滴定终点时颜色的变化不易区分。
（2）滴定终点溶液为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH 溶液滴定醋酸。
（3）滴定终点溶液为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
（4）强酸滴定强碱或强碱滴定强酸用甲基橙或酚酞都可以。
2.（1）中和滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，但不一定是酸碱恰好中和的点。通常有一定误差(允许
误差)。
（2）滴定停止后，必须等待1～2 分钟，待附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。
实验5 盐类的水解及其应用
1.【实验探究——盐溶液的酸碱性】
【实验探究】（1）用pH 试纸或pH 计测定盐溶液的酸碱性；
（2）用pH 试纸分别测定下列6 种盐溶液的pH，记录测定结果：
盐
NaCl
Na2CO3
NH4Cl
KNO3
CH3COONa
(NH4)2SO4
盐溶液的酸碱性
pH=7
pH>7
pH<7
pH=7
pH>7
pH<7
盐的类型
强酸强碱盐
弱酸强碱盐
强酸弱碱盐
强酸强碱盐
弱酸强碱盐
强酸弱碱盐
【结果与讨论】
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盐的类型
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
盐溶液的酸碱性
中性
碱性
酸性
【易错提醒】（1）盐溶液不一定呈中性，可能呈酸性或城性，这是由形成盐的阳离子和阴离子的性质决
定的。
（2）发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性，也可能呈中性。若是弱酸弱碱盐，且弱酸根离子结合H+的
能力与弱碱阳离子结合OH-的能力相同，使得c(H+)=c(OH-)，则液呈中性，如CH3COONH4溶液。
2.【探究——反应条件对FeCl3水解平衡的影响】以FeCl3水解为例[Fe3＋＋3H2O
Fe(OH)3＋3H＋]，填写
外界条件对水解平衡的影响。
影响因素
实验步骤
实验现象
解释
温度
把0.01mol/L 的FeCl3溶液用水浴加热
红褐色变深
升高温度，Fe3+水解平衡向右移动
把0.01mol/L 的FeCl3溶液用冰水冷却
红褐色变浅
降低温度，Fe3+水解平衡向左移动
反应物的
浓度
向0.01mol/L 的FeCl3 溶液中加入少量
FeCl3晶体
红褐色变深
增大c(Fe3+)，Fe3+水解平衡右移动
生成物的
浓度
向0.01mol/L 的 FeCl3溶液中加入少量
盐酸
红褐色变浅
增大c（H+），Fe3+水解平衡左移动
实验6 沉淀的溶解、生成与转化
1.沉淀的溶解
盐溶液溶解法
（1）实验探究——【实验3-3】
实验装置
实验原理
氢氧化镁难溶于水，但与酸反应，溶于酸性溶液。NH4C1 水解显酸性，能溶解氢氧
化镁。Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O，Mg(OH)2+2NH4
+=Mg2++2NH3•H2O
实验用品
蒸馏水、盐酸、氯化铵溶液、氢氧化镁固体；试管、胶头滴管
实验步骤
分别向三支试管盛有少量Mg(OH)2固体的试管中分别滴加适量蒸馏水、盐酸和氯化
铵溶液，充分振荡，观察并记录现象
实验现象
氢氧化镁中加入蒸馏水沉淀量无明显减少；氢氧化镁中加入盐酸溶液，沉淀迅速完
全溶解，得无色溶液；氢氧化镁中加入氯化铵溶液，沉淀完全溶解，得无色溶液。
实验结论
氢氧化镁溶于酸和酸性溶液。
实验说明
在含有难溶物氢氧化镁的溶液中存在溶解平衡，加入酸或酸性溶液能促进沉淀的溶
解。加入能与沉淀溶解所产生的离子发生反应的试剂，生成挥发性物质或弱电解质
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而使溶解平衡向溶解的方向移动。
2.实验探究沉淀的转化
（1）氯化银、碘化银、硫化银沉淀的转化——【实验3-4】
实验装置
实验原理
Ag++Cl=AgCl↓，AgCl+I-=AgI+Cl-，2AgI+S2-==Ag2S+2I-
实验用品
0.1mol/LAgNO3 溶液、0.1mol/LNaCl 溶液、0.1mol/LKI 溶液、0.1mol/LNa2S 溶液；
试管、滴管。
实验步骤
①向盛有2mL0.1mol/LNaCl 溶液的试管中滴加2 滴0.1mol/LAgNO3溶液，观察并记
录现象。
②振荡试管，然后向其中滴加4 滴0.1mol/LKI 溶液，观察并记录现象。
③振荡试管，然后再向其中滴加8 滴0.1mol/LNa2S 溶液，观察并记录现象。
实验现象
NaCl
①
溶液和AgNO3溶液混合产生白色沉淀。②向所得固液混合物中滴加KI 溶
液，沉淀颜色逐渐变成黄色。③再向所得固液混合物中滴加Na2S 溶液，沉淀颜色
逐渐变成黑色。
实验结论
①溶解度由大到小的顺序为：AgCl>AgI>Ag2S[或Ksp(AgCl)＞Ksp(AgI)，因沉淀类
型不同通常不能比较Ksp(AgCl)、Ksp(AgI)与Ksp(Ag2S)的大小]。②溶解度小的沉淀
会转化成溶解度更小的沉淀，且两者差别越大，转化越容易。
实验说明
利用沉淀的转化探究沉淀的溶解度大小时，与多个沉淀均相关的离子(如Ag+)不能
过量。
（2）氢氧化镁、氢氧化铁沉淀的转化——【实验3-5】
实验装置
实验原理
Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓，3Mg(OH)2+2Fe3+=3Mg2++2Fe(OH)3
实验用品
0.1mol/LMgCl2溶液、0.1mol/LFeCl3溶液、2mol/LNaOH 溶液；试管、量筒、胶头滴
管。
实验步骤
（1）向盛有2mL0.1mol/LMgCl2溶液的试管中滴加2〜4 滴2mol/LNaOH 溶液，观
察并记录现象。
（2）向上述试管中滴加4 滴0.1mol/L FeCl3溶液，静置，观察并记录现象。
实验现象
MgCl2溶液中加入NaOH 得到白色沉淀，再加入FeCl3后，沉淀逐渐变为红褐色。
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实验结论
①溶解度由大到小的顺序为：Mg(OH)2>Fe(OH)3(因沉淀类型不同通常不能比较两者
Ksp 的大小)。
②溶解度小的沉淀会转化成溶解度更小的沉淀，且两者差别越大，转化越容易。
实验说明
利用沉淀的转化探究沉淀的溶解度大小时，与多个沉淀均相关的离子(如OH-)不能
过量。
1.沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。
①NaCl 溶液―――――――――→AgCl――――→AgI――――→Ag2S，则溶解度：AgCl>AgI>Ag2S。
②MgCl2溶液――――――――――→Mg(OH)2――――――→Fe(OH)3，则溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3。
2..沉淀转化的规律
①两种沉淀的溶解度不同，一般来说溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀，沉淀的溶解度差别越
大，沉淀转化越容易。
②当两种沉淀的Ksp 的大小相差不大时，溶解小也可以转化为溶解度稍大的沉淀，通过控制反应条件也能
实现，如BaSO4(Ksp=1.1×10-10)用饱和
Na
2CO3溶液浸泡可部分转化为BaCO3(Ksp=2.58×10-9)。
③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，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，从而达到分离的目的。
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