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第1課時 沉淀溶解平衡
第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
第四節(jié) 沉淀溶解平衡
[學(xué)習(xí)目標(biāo)]
1.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡，能通過實驗證明難溶電解質(zhì)沉
淀溶解平衡的存在，進一步發(fā)展粒子觀、平衡觀。
2.理解外界因素對難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響。
3.了解溶度積和離子積的關(guān)系，學(xué)會由此判斷反應(yīng)進行的方向。
[重點難點]
1.外界因素對難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響。
2.溶度積常數(shù)Ksp。
某工廠用Mg(OH)2乳狀液處理pH=2的酸性廢水。
1.寫出該反應(yīng)的離子方程式。
2.思考為何處理過后的廢水是呈堿性的
3.如何設(shè)計實驗證明
Mg(OH)2+2H+ =Mg2+ +2H2O
c(OH-)>c(H+ )
實驗3 將實驗1中剩余的懸濁液過濾，向濾液中滴加酚酞，觀察現(xiàn)象，然后滴加2滴稀鹽酸，觀察現(xiàn)象。
分組實驗
實驗1 向蒸餾水中加Mg(OH)2,制成懸濁液，測pH。
實驗2 取懸濁液少許于試管中，滴加酚酞，觀察現(xiàn)象。繼續(xù)滴加2 滴稀鹽酸，觀察現(xiàn)象。
實驗1 實驗2 實驗3
PH=10.3
實驗現(xiàn)象
滴加酚酞，溶液變紅，滴加2滴稀鹽酸，溶液紅色褪去，很快溶液又恢復(fù)紅色
滴加酚酞，溶液變紅，滴加2滴稀鹽酸，溶液紅色褪去，但不恢復(fù)紅色
根據(jù)實驗現(xiàn)象，你能得出什么樣結(jié)論？
【任務(wù)一】認識難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡
任務(wù)一：認識難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡
一、沉淀溶解平衡
2、沉淀溶解平衡的建立
溶解速率
沉淀速率
時間
速率
沉淀溶解平衡
1、概念：
在一定溫度下，當(dāng)難溶電解質(zhì)溶解和沉淀的速率相等時，形成電解質(zhì)的飽和溶液，達到平衡狀態(tài)，溶液中各離子的濃度保持不變，這種平衡稱為沉淀溶解平衡。
逆 、等、動、定、變
難溶物的溶解與沉淀是一個可逆過程，v溶解 = v沉淀 ≠ 0，是一個動態(tài)平衡，平衡時，溶液中各離子濃度保持不變，條件改變時，溶解平衡發(fā)生移動
一、沉淀溶解平衡
3、特點：
4、表達方法
區(qū)別：與電離平衡的表示方法不同
AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq)
書寫時注意表明各物質(zhì)的狀態(tài)“s/aq”并用“ ”連接
【注意】
4.沉淀完全的判斷
化學(xué)上通常認為，當(dāng)溶液中剩余離子的濃度小于1×10－5 mol·L－1時，已沉淀完全。
練一練：請寫出BaSO4、CaCO3、Ag2S的沉淀溶解平衡表達式
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42- (aq)
CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32- (aq)
Ag2S(s) 2Ag2+(aq) +S2-(aq)
二、沉淀溶解平衡的影響因素
1、內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)
在電解質(zhì)的溶液中，不管是易溶（如NaCl)的，微溶的，難溶的電解質(zhì)都存在著溶解平衡。只要是飽和溶液都存在溶解平衡。
思考：預(yù)測影響難溶物的溶解平衡的外因有哪些？
任務(wù)二、探究沉淀溶解平衡的影響因素
條件改變 移動方向 C(Mg2＋) C(OH－）
升溫
加水（有固體剩余）
加Mg(OH)2(s)
加MgCl2(s)
加NaOH(s)
加鹽酸
正向 增大 增大
正向 不 變 不變
不移動 不變 不變
逆向 增大 減小
逆向 減小 增大
正向 增大 減小
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s) ??Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，請分析當(dāng)改變下列條件時，對該沉淀溶解平衡的影響，填寫下表
——化學(xué)平衡移動的規(guī)律符合勒夏特列原理
2、外因
Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2OH-(aq)
①溫度：一般來說，溫度越高，固體物質(zhì)的溶解度越大；
極少數(shù)固體物質(zhì)[如Ca(OH)2]的溶解度隨溫度的升高而減小，
③發(fā)生化學(xué)反應(yīng)：外加其他物質(zhì)（與電解質(zhì)電離的離子反應(yīng)），平衡向沉淀溶解的方向移動，溶解度增大。
②同離子效應(yīng)：加入與電解質(zhì)電離的離子相同的可溶性鹽，平衡向生成沉淀的方向移動，溶解度減小。
——符合“勒夏特列原理”
任務(wù)二、探究沉淀溶解平衡的影響因素
1、氯化銀在水中存在溶解平衡：AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)。在相同溫度下，將足量氯化銀分別放人相同體積的下列溶液中，Ag+的濃度最小的是( )
A. 0.1 mol/L鹽酸 B. 蒸餾水
C. 0.1 mol/L AlCl3溶液 D. 0.1 mol/LMgCl2 溶液
C
2、在一定溫度下，Mg(OH)2固體在水溶液中達到沉淀溶解平衡Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) +2OH-(aq) ，要使Mg(OH)2固體減少而c(Mg2+)不變，可采取的措施是( )
A. 加MgSO4固體 B. 加鹽酸
C. 加NaOH固體 D. 加水
D
Ksp =c(Mg2+)c2(OH-)
問題探討：類比電離平衡、水解平衡如何定量表征難溶電解質(zhì)的溶解能力呢
平衡中的定量計算依據(jù)—平衡常數(shù) （ Ka Kb Kw Kh ）
難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡常數(shù)—K
Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2OH-(aq)
K =c(Mg2+)c2(OH-)
溶度積
三、溶度積常數(shù)—Ksp
對于溶解平衡：MmAn(s)
mMn+(aq)+nAm-(aq)
Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n
固體純物質(zhì)一般不列入平衡常數(shù)
1、定義：一定溫度下，難溶電解質(zhì)達到沉淀溶解平衡時，溶液中各離子濃度冪之積為常數(shù)，叫做溶度積常數(shù)（簡稱溶度積）。
2、表達式：
3、影響因素：
溶度積Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)。
升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動， Ksp 增大。
特例：Ca(OH)2升溫 Ksp 減小。
Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力，
例：Ksp（AgCl）=1.8×10-10 Ksp（AgBr）=6.3×10-15 說明S(AgCl)> S(AgBr)
對于同類型（陰、陽離子個數(shù)相同）的難溶電解質(zhì)
在相同溫度下，Ksp越大→S(溶解度)越大
三、溶度積常數(shù)—Ksp
4、意義：
5、溶度積的應(yīng)用
判斷有無沉淀——溶度積規(guī)則
Q(離子積)= [c(Mn+)]m·[c(Am-)]n
Q>Ksp時，溶液中有沉淀析出
Q=Ksp時，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)
Q任意時刻濃度
(1)已知Ksp(CaC2O4) =4.0×10-9，尿鈣含量 2.50 mmol/L，人體中濃度達到多少就會產(chǎn)生結(jié)石？
c(Ca2+) = 2.50 mmol/L = 2.50×10-3 mol/L
Ksp(CaC2O4) = c(Ca2+).c() = 4.0×10-9
c() = 1.60×10-6 mol/L
(2)若使Ca2+完全沉淀，那么此時的濃度是多少
當(dāng)Ca2+完全沉淀時，c(Ca2+) < 1×10-5 mol/L
Ksp(CaC2O4) = c(Ca2+).c() = 4.0×10-9
c() > 4.0×10-4 mol/L
學(xué)以致用：在t ℃時，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示
①溶度積曲線上的點：該條件下,達到溶解與沉淀平衡狀態(tài)；
②在曲線下方的點：該點未達到平衡，是不飽和溶液;
在曲線上方的點：過飽和狀態(tài),此時有沉淀析出。
過飽和溶液
不飽和溶液
A.圖中a點對應(yīng)的是T2溫度下HgS的不飽和溶液
B.圖中p、q點對應(yīng)的Ksp的關(guān)系為Ksp(p)C.向m點對應(yīng)的溶液中加入少量Hg(NO3)2固體,
HgS的Ksp減小
D.升高溫度,可實現(xiàn)由p點向q點的移動
C
硫化汞(HgS)是一種難溶于水的紅色顏料,其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示(已知:T1[解析] T2溫度下,a點對應(yīng)的溶液中Q是T2溫度下HgS的不飽和溶液,故A正確;
由題圖可知,p點對應(yīng)溶液中c(S2-)、c(Hg2+)均分別小于
q點對應(yīng)溶液中c(S2-)、c(Hg2+),則Ksp(p)溫度不變,溶度積不變,向m點對應(yīng)的溶液中加入
少量Hg(NO3)2固體,HgS的Ksp不變,故C錯誤;
由T1c(Hg2+)均增大,可實現(xiàn)由p點向q點的移動,D正確。
沉淀溶解平衡

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