对于人教版《化学反应原理》“难溶电解质的溶解平衡”一节，学生存在疑难问题较多。主要集中在几个与溶度积相关的化学反应。而对于化学反应进行的程度最有说服力的是平衡常数的大小，运用溶度积计算出平衡常数能帮助学生解答几个疑难问题。

1、 与Mg(OH)₂沉淀相关的反应

浓氨水能与MgCl₂溶液反应产生Mg(OH)₂沉淀，而人教版《化学反应原理》“难溶电解质的溶解平衡”一节中，Mg(OH)2 沉淀能溶于NH₄Cl溶液中，看似矛盾，学生很疑惑。

已知室温时，K_b(NH₃·H₂O)=1.8×10^－5，K [Mg(OH)₂]=1.8×10^－11 。要实现转化：Mg(OH)₂(s)＋2NH₄^＋(aq)M^2＋(aq)＋2NH₃·H₂O (aq)

不难看出K正与K逆相差较小，说明正、逆反应的程度相当。NH₄Cl溶液浓度较大时平衡正向移动，有利于Mg(OH)₂沉淀的溶解。氨水浓度较大时平衡逆向移动，有利于Mg(OH)₂沉淀的生成。

其他沉淀碱是否可溶于铵盐溶液呢?可以按上述过程计算出对应的K值。(见表1)

K_正＞1时，正反应进行较完全，沉淀碱易溶于铵盐溶液，如：Ca(OH)₂；K_正＜1时，正反应不易发生，沉淀碱不溶于铵盐溶液，而金属阳离子M 易与氨水反应生成沉淀碱，如：Ni(OH)₂，Fe(OH)₂，Cr(OH)₃，Al(OH)₃，Fe(OH)₃等；K_正≈1时，正、逆反应都不完全，如：Mg(OH)₂。

2、 与CuS沉淀相关的反应

FeS与稀硫酸反应用于制取H₂S气体，而人教版《化学反应原理》“难溶电解质的溶解平衡” 一节中，H₂S可以作Cu^2＋的沉淀剂生成极难溶的CuS沉淀与H^＋。与已有的“较强酸制较弱酸”知识点存在较大反差，都是金属硫化物，为什么会有那么大的差异呢?

已知在室温时，K_a1(H₂S)=1．3×10^－7，K_a2(H₂S)=7．1× 10^－15，K_a(CuS)=6．3×10 ^－36，K_a(FeS)=6．0× 10^－18 。

要实现下列转化：Cu^2＋(aq)＋H₂S(aq) CuS(s)＋2H^＋(aq) ①

正反应程度很大，逆反应自发程度很小。即Cu^2＋易与H₂S反应生成CuS沉淀。

同理，反应：Fe^2＋(aq)＋H₂S(aq)FeS(s)＋ 2H^＋(aq) ②

正反应进行程度很小，逆反应能自发进行。即FeS易溶于稀硫酸。

难溶硫化物的M 可否与H₂S溶液反应生成硫化物沉淀?可按上述过程计算出对应的平衡常数K值。(见表2)

由表2中数据可以看出：M 中除Fe 不能直接和H₂S溶液反应生成沉淀FeS外，其他均能和H₂S溶液反应生成沉淀。难溶硫化物的主要集中在周期表Ⅷ族右侧的第四、五、六周期。

运用溶度积计算平衡常数也可以解答这样的疑问

3、 与CaCO₃沉淀相关的反应

问：少量CO₂与NaClO溶液反应生成NaHCO₃，而复习漂白粉的漂白原理时，少量CO₂与漂白粉有效成份Ca(ClO)₂ 反应生成的是CaCO₃。这又是为什么呢?

已知室温时，K_a1(H₂CO₃)=4．4×10^－7，K_a2(H₂CO₃)=4．7× 10^－11 ，K_a(HClO)=3．0× 10^－8 ，K_sp (CaCO₃) =2．8× 10^－9。

由K_a1(H₂CO₃)＞K_a (HClO)＞K_a2(H₂CO₃)，

可以看出少量CO₂与NaClO溶液发生的离子反应 是：ClO^－(aq)＋ H₂CO₃(aq) HCO₃^－(aq)＋ HClO(aq) ①

反应可以正向进行，但程度不大。HCO₃^－ 可否进一步与NaClO溶液反应?因K_a2(HCO₃^－ )＜ K_a(HClO)，不可能发生：ClO^－ (aq)＋HCO₃^－ (aq)CO₃^2－(aq)＋HClO(aq) ②

HCO₃^－可否进一步与Ca(ClO)₂溶液反应呢? 可由反应方程式计算出反应的平衡常数从而判断：

ClO^－(aq)＋Ca^2＋(aq)＋HCO₃^－(aq)CaCO₃(s)＋HClO(aq) ③

由于K_sp(CaCO₃)=2．8×10^-9 ，很小，HCO₃^－进一步与Ca(ClO)₂溶液反应的主要因素是形成CaCO₃沉淀，而酸的强弱只是次要因素。

反应①与反应③相加便可得知：少量CO₂与 漂白粉有效成份Ca(ClO)₂。反应生成的是CaCO₃沉 淀，即有：

Ca^2＋(aq)＋2ClO^－(aq)＋H₂CO₃(aq)CaCO₃(s)＋2HClO (aq) ④

通过以上的计算与分析，让学生熟练掌握了运用溶度积计算化学平衡常数，从而判断反应能否发生；在分析解决一些实际问题时，更进一步领悟了主要矛盾与次要矛盾的辩证关系。