在AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)中，當(dāng)溶解速率與結(jié)晶速率相等時(shí)，達(dá)到平衡狀態(tài)，Ksp(AgCl)=[ Ag+][ Cl-]為一常數(shù)，該常數(shù)稱為難難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積。用Ksp表示(1)溶度積的通式：
，
(2)溶度積規(guī)律：
①離子積：
，
Qc為離子積，表達(dá)式中離子濃度是任意的，為此瞬間溶液的實(shí)際濃度，其值不確定，但對(duì)一難溶電解質(zhì)，在一定溫度下，Ksp為一定值。
②溶度積規(guī)則：
A. 當(dāng)Qc>Ksp時(shí)，沉淀從溶液中析出來，體系不斷析出沉淀，直至達(dá)到平衡(此時(shí)Qc=Ksp)
B. 當(dāng)Qc=Ksp時(shí)，沉淀于飽和溶液平衡
C. 當(dāng)Qc<Ksp時(shí)，溶液不飽和，若體系中有沉淀，則沉淀會(huì)溶解直至平衡(此時(shí)Qc=Ksp)。
相關(guān)高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)：化學(xué)平衡常數(shù)
定義：
在一定溫度下，可逆反應(yīng)無(wú)論從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，也不管反應(yīng)物起始濃度大小，最后都達(dá)到平衡，這時(shí)各生成物濃度的化學(xué)計(jì)量數(shù)次冪的乘積除以各反應(yīng)物濃度的化學(xué)計(jì)量數(shù)次冪的乘積所得的比值是個(gè)常數(shù)，用K表示，這個(gè)常數(shù)叫化學(xué)平衡常數(shù)。
化學(xué)表平衡達(dá)式：
對(duì)于可逆反應(yīng)mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g)來說，化學(xué)平衡表達(dá)式：
化學(xué)平衡常數(shù)的意義：
①表示該反應(yīng)在一定溫度下，達(dá)到平衡時(shí)進(jìn)行的程度，K值越大，正反應(yīng)進(jìn)行的越徹底，對(duì)反應(yīng)物而言轉(zhuǎn)化率越高。
②某一溫度下的K′與K比較能夠判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向
K′>K，反應(yīng)正向進(jìn)行；K′<K，反應(yīng)逆向進(jìn)行；K′=K，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)
(3)化學(xué)平衡常數(shù)與濃度、壓強(qiáng)、催化劑無(wú)關(guān)，與溫度有關(guān)，在使用時(shí)必須指明溫度。
(4)在計(jì)算平衡常數(shù)時(shí)，必須是平衡狀態(tài)時(shí)的濃度。
(5)對(duì)于固體或純液體而言，其濃度為定值，可以不列入其中。
(6)化學(xué)平衡常數(shù)是指某一具體反應(yīng)的平衡常數(shù)，若反應(yīng)方向改變，則平衡常數(shù)改變，且互為倒數(shù)關(guān)系。如：在一定溫度下，
化學(xué)平衡常數(shù)的應(yīng)用：
1．K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越大；反之，正向反應(yīng)進(jìn)行的程度就越小，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率就越小，即平衡常數(shù)的大小可以衡量反應(yīng)進(jìn)行的程度，判斷平衡移動(dòng)的方向，進(jìn)行平衡的相關(guān)計(jì)算。
2．若用濃度商(任意狀態(tài)的生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值，符號(hào)為Qc)與K比較，可判斷可逆反應(yīng)是否達(dá)到平衡狀態(tài)和反應(yīng)進(jìn)行的方向。
3．利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若升高溫度，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)；若升高溫度，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。
4．計(jì)算轉(zhuǎn)化率及濃度依據(jù)起始濃度(或平衡濃度)和平衡常數(shù)可以計(jì)算平衡濃度(或起始濃度)，從而計(jì)算反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。
相關(guān)高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)：電離平衡常數(shù)
電離平衡常數(shù):
1．概念在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。用K表示(酸用
表示，堿用
表示)。 2．表示方法:
對(duì)于多元弱酸，其電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離常數(shù)，通常用
，等分別表示，且
例如：
3．影響因素：溫度
(或
)只隨溫度變化而變化，不隨濃度變化而變化。電離平衡常數(shù)，類似于化學(xué)平衡常數(shù)．4．意義：反映弱酸，弱堿酸堿性的相對(duì)強(qiáng)弱在一定溫度下，
越大(多元弱酸以
為依據(jù))，弱酸的電離程度就越大，濃度相同時(shí)c(H+)也越大，弱酸的酸性越強(qiáng)。相關(guān)高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)：水的離子積常數(shù)
水的電離：
水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱地電離：
實(shí)驗(yàn)測(cè)得：25℃時(shí)，1L純水中只有
的水分子發(fā)生電離，故25℃時(shí)純水中
水的離子積：
在一定溫度下，水電離出的c(H+)與c(OH-)的乘積是一個(gè)常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積，用符號(hào)
表示，即
(1)在一定溫度下，水的離子積都是一個(gè)常數(shù)，在25℃時(shí)
(2)
隨溫度的變化而變化，溫度升高，
增大。
(3)水的離子積常數(shù)揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有
存在。在酸性或堿性的稀溶液中，當(dāng)溫度為25℃時(shí)，
(4)在酸或堿的稀溶液中，由水電離出的c(H+)和c(OH-)總相等．即
如25℃時(shí)
或NaOH溶液中，
溶液中c(H+)或c(OH-)的計(jì)算:
常溫下，稀溶液中
的乘積總是
知道
就可以計(jì)算出
反之亦然
1．酸溶液
當(dāng)在水中加入酸后，將使水的電離平衡向左移動(dòng) (抑制水的電離)。在酸的水溶液中，H+主要由酸電離產(chǎn)生，即
而OH-是由水電離產(chǎn)生的：
2．堿溶液
同理，在堿的水溶液中，OH-主要由堿電離產(chǎn)生，即
而H+是由水電離產(chǎn)生的：
3．鹽溶液
在鹽的水溶液中，H+和OH-全部來自水的電離，且
(1)若單一水解的鹽的水溶液呈酸性，c(H+)> c(OH-)，即弱堿陽(yáng)離子水解
(2)若單一水解的鹽的水溶液呈堿性，c(OH一)> c(H+)，即弱酸陰離子水解
說明:由以上分析可以看出，在常溫下(25℃)：
酸(或堿)的溶液中，
發(fā)生水解的鹽溶液中
但
總成立。
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