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人教版選擇性必修1
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
　第三節(jié)　沉淀溶解平衡
第1課時　難溶電解質的溶解平衡
【思考】硝酸銀溶液與氯化鈉溶液混合生成的白色的氯化銀沉淀：
Ag+ + Cl- = AgCl↓，如果上述兩種溶液是等物質的量且充分反應，此時溶液中是否還有Ag+和Cl- 如果有，設計實驗驗證。
活動一：
取少量Mg于試管中，向其中加入少量的蒸餾水并加熱，冷卻后向其中滴加酚酞溶液，可觀察到溶液變紅。
1.溶液變紅說明什么？
2.生成的氫氧化鎂是難溶物，為什么溶液還會變紅？
2 mL 0.1mol/L
AgNO3溶液
2 mL 0.1 mol/L
NaCl溶液
AgNO3溶液
取上層清液
KI溶液
白色沉淀生成
黃色沉淀生成
現象及結論：取上層清液，滴加KI溶液，有黃色沉淀生成，說明溶液中依然有Ag+、Cl-存在。
即生成沉淀的反應存在平衡：
Ag+ (aq)+Cl_(aq) AgCl(s)
活動二：驗證硝酸銀溶液與氯化鈉溶液生成AgCl沉淀的離子反應完成后，溶液中是否還有Ag+和Cl-
溶解度：在一定溫度下，某固態(tài)物質在100克溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質量。
不能再溶解溶質
0.01
1
10
【思考與討論】難溶電解質不是完全不溶的，如何定量的表征其溶解性？
20℃，溶解性與溶解度的關系：
注意：難溶電解質是指溶解度小于0.01g的電解質，其溶解度很小，但不會等于0。沒有絕對不溶的物質。
Ag+
Cl-
AgCl(s) Ag+ (aq)+Cl_(aq)
溶解
沉淀
1、溶解：在水分子作用下，少量Ag+和Cl-脫離AgCl的表面進入水中；
2、沉淀：溶液中Ag+和Cl-受AgCl表面陰、陽離子的吸引，回到AgCl的表面析出。
v溶解
v沉淀
v溶解 = v沉淀
平 衡 狀 態(tài)
2.沉淀溶解平衡的建立：
在一定溫度下，當v溶解 = v沉淀時，得到AgCl的飽和溶液，即建立下列動態(tài)平衡：
一、難溶電解質的沉淀溶解平衡
1、定義：在一定溫度下，當沉淀溶解和生成的速率相等時，形成電解質的飽和溶液，達到平衡狀態(tài)，這種平衡稱為沉淀溶解平衡。如AgCl溶于水的溶解平衡表示為:
AgCl(s) Ag+ (aq)+Cl_(aq)
溶解
沉淀
特別提醒：1.沉淀溶解平衡方程式各物質要標明聚集狀態(tài)。2.易溶的電解質作溶質時，若為飽和溶液，也存在沉淀溶解平衡。
逆
動
等
定
變
動態(tài)平衡， v溶解和v沉淀均不為零
v溶解＝v沉淀
可逆過程
達到平衡時，溶液中的離子濃度不變。
當外界條件改變時，沉淀溶解平衡將發(fā)生移動，直至達到新的平衡狀態(tài)。
2、特征：
3、溶解平衡方程式的書寫
標明物質狀態(tài)和可逆符號
Al(OH)3：
BaSO4：
Al(OH)3(s) Al3+(aq)+3OH－(aq)
BaSO4(s) Ba2+(aq)+SO42_(aq)
注意與電離方程式的區(qū)別：
BaSO4 = Ba2++SO42_
Al(OH)3 Al3++3OH－
一、難溶電解質的沉淀溶解平衡
MmAn(s) mMn+(aq) + nAm-(aq)
4、影響因素：
(1)內因：電解質本身的性質
(2)外因：
溫度，濃度，同離子效應，發(fā)生化學反應
外界條件 移動方向 c(Ag＋) c(Cl－) 溶解度
升高溫度
加少量水(有固體剩余)
加入少量AgCl
加入少量AgNO3
通入HCl
通入H2S
不變
不變
不移動
不變
不變
不變
不變
活動三 【實驗探究】以沉淀溶解平衡AgCl(s) Ag+(aq) +Cl-(aq) 為例，探究外界條件改變對沉淀溶解平衡的影響。
溫度
濃度
同離子效應
化學反應
(2)外因
①溫度：
大多數難溶物的溶解是吸熱過程，升溫，向溶解方向移動；少數如Ca(OH)2例外。
②濃度：
加水稀釋，向溶解方向移動；(有固體剩余時)離子濃度不變。
③同離子效應：
加入含相同離子的電解質，向沉淀方向移動。
④發(fā)生化學反應:
加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子時，平衡向溶解方向移動。
【鞏固練習1】對于一定溫度下在水中的CaCO3沉淀溶解平衡：CaCO3(s) ≒ Ca 2＋(aq)＋CO32-(aq)，試討論下列條件下，平衡體系中的CaCO3(s)的物質的量、c[Ca 2＋(aq)]、c[CO32-(aq)]變化情況，填寫下表：
CaCO3(s)的物質的量 c[Ca2＋(aq)] c[CO32-(aq)]
①加入稀醋酸
②加入NaCO3(s)
③加入CaCl2(s)
④通入CO2 　　
⑤加入NH4Cl(s)
減少
增加
減少
增加
增加
減少
增加
增加
減少
減少
減少
增加
增加
減少
減少
【鞏固練習2】現將足量的AgCl分別加入下列物質中，AgCl在下列溶液中的溶解度由大到小的排列順序是( )
① 20 ml 0.01mol·L-1KCl溶液 ② 30 ml 0.02mol·L-1CaCl2溶液
③ 40 ml 0.03mol·L-1HCl溶液 ④ 10 ml 蒸餾水
⑤ 50 ml 0.05mol·L-1AgNO3溶液
① > ② > ③ > ④ > ⑤ B.④ > ① > ③ > ② > ⑤
⑤ > ④ > ② > ① > ③ D.④ > ③ > ⑤ > ② > ①
B
【鞏固練習3】溶液中存在：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)＋2OH-(aq) ΔH<0，下列說法正確的是(　　)
①升高溫度，平衡逆向移動
②向溶液中加入碳酸鈉粉末能增大鈣離子濃度
③除去氯化鈉溶液中混有的少量鈣離子，可以向溶液中加入適量的NaOH溶液
④恒溫下向溶液中加入CaO，溶液的pH升高
⑤給溶液加熱，溶液的pH升高
⑥向溶液中加入Na2CO3溶液，其固體質量增加
⑦向溶液中加入少量NaOH固體，Ca(OH)2固體質量不變
A.①⑥ B.①⑥⑦ C.②③④⑥ D.①②⑥⑦
A
5.溶度積常數
（1）概念： 在一定溫度下,難溶電解質在溶液中達到沉淀溶解
平衡時各離子濃度冪的乘積為一常數，叫做溶度積常數，簡稱
溶度積，用符號Ksp表示。
（2）表達式:AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
Ksp(AmBn)= cm(An+)·cn(Bm-)
【練習】寫出下列沉淀溶解平衡的溶度積常數的表達式 Ag2S(s) 2Ag＋(aq)＋S2-(aq)
Fe(OH)3(s)
Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)
Ksp＝ 。
Ksp＝ 。
C2(Ag＋)·c(S2-)
c(Fe3＋)·c3(OH－)
溶度積Ksp值的大小只與難溶電解質本身的性質和溫度有關。絕大多數難溶電解質的溶解是吸熱過程,升高溫度溫度越高，Ksp越大 但[ Ca(OH)2 相反]
（3）影響Ksp的因素:
思考：下表是幾種難溶物質溶度積、溶解度的值
物質類型 難溶物質 溶度積Ksp 溶解度/g
AB AgCl 1.8×10-10 1.92×10-4
AB2 PbI2 1.4×10-8 6.9×10-2
A2B Ag2CrO4 1.1×10-12 2.2×10-3
意義：KSP反映了難溶電解質的溶解能力。對于化學式中陰陽離子個數比不同的難溶電解質，不能直接比較Ksp的大小來確定其溶解能力的大小，常轉化為溶解度來計算。
同種類型化合物， Ksp ， S 。
不同種類型化合物之間，不能根據Ksp來比較S的大小
（4）溶度積和離子積的關系
Q＞Ksp，溶液中有沉淀析出；
Q＝Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；
Q＜Ksp，溶液中無沉淀析出。
離子積Q：對于AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)
任意時刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
CaC2O4(S) Ca2+(aq)+C2O42-(aq) Ksp=4.0 10-8
×
如果同時攝入含鈣高食物和含草酸高的食物，一定會生成結石嗎？
【問題探究1】
【問題探究2】要將等體積的4x10-3mol L-1的AgNO3溶液和4x10-3mol L-1的K2CrO4溶液混合，能否析出Ag2CrO4沉淀？[已知Ksp（Ag2CrO4）=9.0x10-12

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