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第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
授課人：
目錄
CONTENTS
第一節(jié)
水的電離和溶液的酸堿性
第二節(jié)
弱電解質(zhì)的電離平衡
第三節(jié)
酸堿中和與鹽類水解
第四節(jié)
難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡
第一節(jié)
Part One
水的電離和溶液的酸堿性
Kw =［H+］［OH—］
在一定溫度下，當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時(shí)，電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個(gè)常數(shù)，記作KW，KW 叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積：
一、水的電離和水的離子積常數(shù)
水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離。
KW 不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液，在任何酸、堿、鹽的稀溶液中，只要溫度一定，Kw就一定。
水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對(duì)含量不同而已。
［H+］表示溶液中總的H+濃度,［OH-］表示溶液中總的OH-濃度。
注意：
一、水的電離和水的離子積常數(shù)
總結(jié)
一、水的電離和水的離子積常數(shù)
外界條件對(duì)水的電離平衡及Kw 的影響
⑴水的電離為吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動(dòng)， KW增大。
⑵溫度不變，加入酸或堿，電離產(chǎn)生H+或OH-，能抑制水的電離，使水的電離程度減小，但KW不變。
⑶ 加入某些與水反應(yīng)的物質(zhì)， 由于結(jié)合水電離出的H+或OH-能促進(jìn)水的電離平衡，使水的電離程度增大，但KW不變。
堿溶液中Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)。
Kw表達(dá)式中［H+］、［OH-］均表示整個(gè)溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：
酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)。
一、水的電離和水的離子積常數(shù)
外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)；但由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。
等量關(guān)系
水的電離平衡曲線
01
02
曲線上的任意點(diǎn)(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。
曲線外的任意點(diǎn)(如d)與曲線上任意點(diǎn)的Kw不同，溫度不同。
一、水的電離和水的離子積常數(shù)
實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；
實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。
03
二、溶液的酸堿性與 pH
pH＝-lg［H+］
pH的大小能反映出溶液中［H+］的大小,即表示稀溶液酸、堿性的強(qiáng)弱。
用H+物質(zhì)的量濃度的負(fù)對(duì)數(shù)來表示溶液酸堿性。
pH值越大堿性越強(qiáng)，pH越小酸性越強(qiáng)。
pH的適用范圍：
［H+］和［OH-］都較小的稀溶液（小于1 mol L-1）
1.單一溶液pH的計(jì)算
(1)c mol·L－1 HnA強(qiáng)酸溶液的pH (25 ℃)
①c(H＋)＝ mol·L－1； ②pH＝ 。
(2)c mol·L－1 B(OH)n強(qiáng)堿溶液的pH (25 ℃)
①c(OH－)＝ mol·L－1；
③pH＝ 。
nc
－lg nc
nc
14＋lg nc
三、溶液pH計(jì)算
2.混合溶液pH的計(jì)算方法
(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合(稀溶液體積變化忽略)
(2)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合(稀溶液體積變化忽略)
三、溶液pH計(jì)算
三、溶液pH計(jì)算
(3)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合(稀溶液體積變化忽略)
①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)；
②酸過量：
第二節(jié)
Part two
弱電解質(zhì)的電離平衡
一、弱電解質(zhì)的電離平衡
強(qiáng)電解質(zhì)
弱電解質(zhì)
電解質(zhì)
在水溶液里全部電離成離子
在水溶液里只有部分分子電離成離子
①?gòu)?qiáng)酸：HCl、H2SO4等；②強(qiáng)堿：NaOH、Ca(OH)2等
③絕大多數(shù)鹽：如NaCl、BaSO4等
④活潑金屬氧化物：Na2O、CaO等
①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3、H3PO4 等。
②弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等
③水是極弱的電解質(zhì)。
④少數(shù)鹽：(CH3COO)2Pb
強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)與其溶解性無關(guān)
一、弱電解質(zhì)的電離平衡
反應(yīng)速率
V(電離)
V(結(jié)合)
V(電離) = V(結(jié)合) 電離平衡狀態(tài)
弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖
時(shí)間
電離平衡也是一種化學(xué)平衡
在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)溶于水，在水分子的作用下，弱電解質(zhì)分子電離出離子，而電離產(chǎn)生的離子又可以重新結(jié)合成分子。弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，這兩種相反的趨勢(shì)最終將達(dá)到電離平衡狀態(tài)。
一、弱電解質(zhì)的電離平衡
如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。
特點(diǎn)
電離過程是吸熱的。
弱電解質(zhì)的電離屬于可逆過程，分子、離子共存。
弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的。
電離方向是微粒數(shù)增多的過程。
一、弱電解質(zhì)的電離平衡
逆：
弱電解質(zhì)的電離是可逆過程
等：
v(電離) = v(結(jié)合) ≠0
動(dòng)：
電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡
定：
溶液中各分子、離子的濃度不變。
變：
條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)
平衡移動(dòng)規(guī)律—勒夏特列原理
特 征
一、弱電解質(zhì)的電離平衡
外因
①溫度
②濃度
③同離子效應(yīng)
當(dāng)外界條件改變時(shí)符合“勒夏特列原理”
越強(qiáng)越電離
影響因素
內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電解質(zhì)越弱電離程度越小。
④化學(xué)反應(yīng)
一、弱電解質(zhì)的電離平衡
溫度：
弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動(dòng)，電離程度增大。
濃度：
在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，離子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率越小，電離程度越大。
“越熱越電離”
“越稀越電離”
加水稀釋能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，弱電解質(zhì)的電離程度增大，但離子濃度卻是減小的。
如0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀釋，溶液中c(H＋)、c(CH3COOH)、c(CH3COO－)都是降低的。
一、弱電解質(zhì)的電離平衡
加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，電離平衡向電離的方向移動(dòng)，電離程度增大。
如向醋酸中加入鎂條。
同離子效應(yīng)：
加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)，電離程度減小。
化學(xué)反應(yīng)：
注意：加入同濃度的弱電解質(zhì)溶液→平衡不移動(dòng)→各微粒濃度不變、電離程度不變
“同抑異促”
二、電離平衡常數(shù)和電離度
弱酸和弱堿的電離常數(shù)分別用Ka和Kb表示.
Ka＝
［CH3COO ］·［H+］
［CH3COOH］
Kb＝
［NH ］·［OH ］
［NH3·H2O］
+
4
NH3·H2O NH + OH
+
4
CH3COOH H+ + CH3COO
K 值越大，電離能力越強(qiáng)，相應(yīng)弱酸 (或弱堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。
多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，
通常用K1、K2等來分別表示。
H2CO3 H＋＋HCO3－
HCO3－ H＋＋CO32－
［HCO3-］
［H+］
［H2CO3］
［H+］
［HCO3-］
［CO32-］
Ka1＝
Ka2＝
二、電離平衡常數(shù)和電離度
由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)。
電離常數(shù)的大小：Ka1 Ka2 Ka3；
多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。
多元弱酸溶液的酸性主要由第一步電離決定。
Ka1 Ka2 Ka3原因：
第一步電離產(chǎn)生的H＋對(duì)第二、三步的電離起抑制作用，使其電離平衡逆向移動(dòng)。
二、電離平衡常數(shù)和電離度
3、影響因素：
（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)的本身性質(zhì)。
電解質(zhì)越弱，Ka（或Kb）越小,越難電離，酸 (堿)的酸(堿)性越弱。
越熱越電離
（2）外因：只與T有關(guān)
T越大， Ka（Kb）越大。
二、電離平衡常數(shù)和電離度
4、應(yīng)用：
根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。
01
根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對(duì)大小判斷電離平衡的移動(dòng)方向。
02
根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應(yīng)是否發(fā)生，一般符合相同條件下“強(qiáng)酸（堿）制弱（堿）”規(guī)律。
03
二、電離平衡常數(shù)和電離度
4、應(yīng)用：
根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度大小或比值。
04
一般弱酸的電離常數(shù)越小，電離程度越弱，弱酸的酸性越弱，此時(shí)弱酸根離子結(jié)合氫離子的能力就越強(qiáng)。
05
二、電離平衡常數(shù)和電離度
已電離的分子數(shù)
總分字子數(shù)
＝
α
×100%
弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的另一種參數(shù)。
電離度與化學(xué)平衡的轉(zhuǎn)化率類似。
影響因素
內(nèi)因（決定因素）
——弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)
外因
溫度
濃度
——溫度升高，電離度增大
——濃度減小（稀釋），電離度增大
二、電離平衡常數(shù)和電離度
第三節(jié)
Part three
酸堿中和與鹽類水解
1、滴定原理
c酸·V酸＝c堿·V堿
依據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（或堿）溶液來測(cè)定未知堿（或酸）溶液的濃度，由此建立的定量分析方法稱為酸堿中和滴定，簡(jiǎn)稱酸堿滴定或中和滴定。
一、酸堿中和滴定
滴定前準(zhǔn)備
一、酸堿中和滴定
查
洗
潤(rùn)
裝
排
滴定管
使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。
用蒸餾水洗滌滴定管2-3次。
用待裝液洗滌滴定管2-3次。
記
注入待裝的酸、堿溶液至滴定管“0”刻度以上2~3 mL，用滴定管夾固定滴定管。
調(diào)節(jié)滴定管，使尖嘴部分充滿反應(yīng)液，并使液面位于某一刻度處。
記錄滴定管讀數(shù)。
一、酸堿中和滴定
滴定過程
操作注意事項(xiàng)
1. 右手振蕩錐形瓶。
2. 左手控制滴定管。
3. 眼睛注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液顏色變化。
5. 滴定終點(diǎn)達(dá)到后，半分鐘顏色不變，再讀數(shù)。
4. 滴加速度先快后慢，后面可半滴，直至指示劑顏色突變。
一、酸堿中和滴定
在接近終點(diǎn)時(shí)，半滴半滴地滴入溶液，當(dāng)加入半滴后溶液恰好出現(xiàn)淺紅色且30 s內(nèi)紅色不褪去，則達(dá)到滴定終點(diǎn)。
終點(diǎn)的判斷：
等到滴入最后半滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不變回原色，視為滴定終點(diǎn)并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。
一、酸堿中和滴定
數(shù)據(jù)處理：
為減少實(shí)驗(yàn)誤差，滴定時(shí)，要求重復(fù)實(shí)驗(yàn)2～3次，求出待測(cè)溶液的物質(zhì)的量濃度，然后再求出測(cè)定數(shù)值的平均值。
半滴操作：將懸掛在滴定管尖嘴處的液體，輕輕靠一下錐形瓶?jī)?nèi)壁，隨即用少量蒸餾水淋下。
中和滴定誤差分析
分析依據(jù)
c待測(cè)·V待測(cè)＝c標(biāo)準(zhǔn)·V標(biāo)準(zhǔn)
c標(biāo)準(zhǔn)、V待測(cè)均為代入定值，誤差均體現(xiàn)在 的大小。
V標(biāo)準(zhǔn)
二、酸堿中和滴定誤差分析
步驟 操作 V標(biāo)準(zhǔn) c待測(cè)
洗滌 酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗 ____ ____
堿式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗 ____ ____
錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗 ____ ____
錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水 _____ ______
取液 放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失 _____ _____
以用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)氫氧化鈉溶液為例：
變大
偏高
變小
偏低
變大
偏高
不變
無影響
變小
偏低
二、酸堿中和滴定誤差分析
滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失 ____ ____
振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出 ____ ____
部分酸液滴出錐形瓶外 ____ ____
溶液顏色較淺時(shí)滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化 ____ ____
讀數(shù) 滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯) ____ ____
滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰) ____ ____
變大
偏高
變小
偏低
變大
偏高
變大
偏高
變小
偏低
變大
偏高
二、酸堿中和滴定誤差分析
俯視圖
仰視圖
滴定管的讀數(shù)
正確視線
仰視視線
正確讀數(shù)
仰視讀數(shù)
讀數(shù)偏大
正確視線
俯視視線
正確讀數(shù)
俯視讀數(shù)
讀數(shù)偏小
二、酸堿中和滴定誤差分析
鹽在水溶液中電離出的離子與水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。
概念：
實(shí)質(zhì)：
01
02
03
生成弱電解質(zhì)，破壞、促進(jìn)水的電離。
表達(dá)：
鹽 + 水 酸 + 堿
三、鹽類的水解
特點(diǎn)：
04
可逆
吸熱
水解反應(yīng)是可逆的
水解反應(yīng)可以看成酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，是吸熱反應(yīng)
微弱
水解反應(yīng)程度很微弱
鹽類水解程度一般很小，水解時(shí)通常不生成沉淀和氣體，書寫水解的離子方程式時(shí)，一般用“ ”連接，產(chǎn)物不標(biāo)“↑”或“↓”。
NaClO：
(NH4)2SO4：
ClO－＋H2O HClO＋OH－
NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋
01
三、鹽類的水解
陰生陰
陽(yáng)生陽(yáng)
鹽類水解離子方程式的書寫
多元弱酸根離子的水解分步進(jìn)行，第一步水解遠(yuǎn)大于第二步水解，水解以第一步為主。
HCO32－＋H2O H2CO3＋OH－
Na2CO3：
02
CO32－＋H2O HCO32－＋OH－
多元弱堿陽(yáng)離子水解反應(yīng)過程復(fù)雜，只要求一步寫到底。
Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
03
FeCl3
三、鹽類的水解
04
弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子水解相互促進(jìn)。
1、NH4＋與S2－、HCO3－、CO32－、CH3COO－等組成的鹽雖然水解相互促進(jìn)，但水解程度較小，書寫時(shí)仍用“ ”表示。
NH4＋＋CH3COO－＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O。
三、鹽類的水解
2、Al3＋與CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－，F(xiàn)e3＋與CO32－、HCO3－等組成的鹽水解相互促進(jìn)非常徹底，生成氣體和沉淀，書寫時(shí)用“===”表示。
Al3＋＋3HCO3－===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(一般要有弱堿沉淀生成)
鹽類的水解規(guī)律
三、鹽類的水解
水解反應(yīng)A-＋H2O HA＋OH-的平衡常數(shù)（Kh）的表達(dá)式。
四、水解平衡的移動(dòng)
c(HA)·c(OH-)
c(A-)
＝
·c(H+)
·c(H+)
Kw
Ka
＝
同理：一元弱堿的水解平衡常數(shù)（Kh）的表達(dá)式：
Kh是化學(xué)平衡常數(shù)的一種，只與溫度有關(guān)，與鹽溶液的濃度無關(guān)，一般溫度升高，Kh增大。
水解常數(shù)的意義
Kh定量的表示水解反應(yīng)趨勢(shì)的大小，Kh越大，水解趨勢(shì)越大。
外因?qū)λ獬?shù)的影響
四、水解平衡的移動(dòng)
鹽的離子對(duì)應(yīng)的酸或堿越弱，則水解程度越大。
內(nèi)因?qū)λ獬?shù)的影響
越弱越水解
越熱越水解
越稀越水解
溶液的酸堿性對(duì)鹽類水解的影響與鹽的類型有關(guān)
酸性溶液能抑制強(qiáng)酸弱堿鹽的水解
堿性溶液能抑制強(qiáng)堿弱酸鹽的水解
四、水解平衡的移動(dòng)
泡沫滅火器
四、水解平衡的移動(dòng)
===Al(OH)3↓＋3CO2↑
塑料內(nèi)筒中裝有濃 Al2(SO4)3 溶液，內(nèi)外筒之間裝有 NaHCO3 濃溶液。使用時(shí)將滅火器倒置，兩溶液混合后發(fā)生劇烈反應(yīng)，產(chǎn)生的大量氣體和沉淀一起以泡沫形式噴出，覆蓋在燃燒物的表面以隔絕氧氣，從而達(dá)到滅火的效果。
鹽類的水解反應(yīng)在生產(chǎn)、生活中應(yīng)用廣泛。
混施化肥
泡沫
滅火劑
膠體制備
明礬凈水
判斷溶液
酸堿性
離子濃度
比較
無機(jī)物
制備
鹽溶液
的蒸發(fā)
溶液配制
鹽類水解
的應(yīng)用
四、水解平衡的移動(dòng)
第四節(jié)
Part four
難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
Ag+
Cl-
H2O
1、溶解過程:在水分子作用下，少量Ag＋和Cl－脫離AgCl表面進(jìn)入水中；
2、沉淀過程:溶液中的Ag＋和Cl－受AgCl表面陰、陽(yáng)離子的吸引，回到AgCl表面析出。
AgCl在溶液中存在兩個(gè)過程：
一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
在一定溫度下，當(dāng)沉淀溶解和生成的速率相等時(shí)，即建立了動(dòng)態(tài)平衡，叫做沉淀溶解平衡。
總結(jié)：
易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時(shí)只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。
一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
動(dòng)態(tài)平衡，即溶解速率與沉淀速率不等于0。
溶解速率與沉淀速率相等
平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中的離子濃度保持不變。
當(dāng)改變外界條件時(shí)，溶解平衡發(fā)生移動(dòng)。
特征
一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
影響難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的因素
決定性因素
外因
內(nèi)因
難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)
溫度
濃度
同離子
其他
一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
離子反應(yīng)中易生成溶解度很小的沉淀物質(zhì)。
一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
內(nèi)因
①難溶的電解質(zhì)更易建立溶解平衡。
②難溶的電解質(zhì)溶解度很小，但不會(huì)等于0，并不是絕對(duì)不溶。
③習(xí)慣上將生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)，認(rèn)為反應(yīng)完全了。對(duì)于常量的反應(yīng)來說，0.01 g是很小的。當(dāng)溶液中殘留的離子濃度< 1 ×10-5 mol/L時(shí)，沉淀就達(dá)到完全。
沉淀溶解平衡的影響因素
外界條件對(duì)沉淀溶解平衡的影響
加入可與難溶電解質(zhì)溶解所得的離子反應(yīng)的物質(zhì)，沉淀溶解平衡向溶解方向移動(dòng)。
溫度
濃度
同離子
其他
升高溫度，多數(shù)沉淀溶解平衡向溶解方向移動(dòng)；少數(shù)沉淀溶解平衡向生成沉淀方向移動(dòng)，
如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。
加水稀釋，沉淀溶解平衡向溶解方向移動(dòng)。
加入與難溶電解質(zhì)構(gòu)成中相同的離子，平衡向生成沉淀方向移動(dòng)。
一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
注意：①可逆號(hào)表示沉淀、溶解同時(shí)進(jìn)行
②物質(zhì)狀態(tài)：固體(s)、溶液(aq)
AmBn(s)??mAn＋(aq)＋nBm－(aq)
Ksp(AgCl) =［Ag+］［Cl-］
Ksp(AmBn) =［An＋］m［Bm－］n
溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積
注意：
固體純物質(zhì)不列入溶度積常數(shù)表達(dá)式。
二、難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)
①Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。
Ksp越小，越難溶。
②Ksp與溫度有關(guān)。
其它條件一定時(shí)，一般溫度越高，Ksp越大。
二、難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)
溶度積Ksp值的大小只與難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關(guān)。
Q=(Ba2＋)·c(SO42－)——1.溶度積規(guī)則
通過比較溶度積與溶液中的離子濃度冪之積的相對(duì)大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成。
以沉淀溶解平衡BaSO4(s)?? Ba2＋＋SO42－為例：
1
3
2
Q=c(Ba2＋)·c(SO42－)>Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。
Q=c(Ba2＋)·c(SO42－)＝Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。
Ksp應(yīng)用
二、難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)
——2.溶解度的比較
1、同種類型的難溶電解質(zhì)，Ksp可用于溶解度的直接比較。
如AgCl、AgBr、AgI都是AB型，Ksp越大，難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)。
2、對(duì)于不同類型的物質(zhì)，Ksp不能直接作為比較依據(jù)，而應(yīng)通過計(jì)算將Ksp轉(zhuǎn)化為飽和溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度來確定溶解能力的大小。
如AgCl、AgBr、AgI都是AB型，Ag2S是A2B型，不同類型不能直接比較溶解度大小。
Ksp應(yīng)用
二、難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)
對(duì)于同類型且含有相同離子的沉淀，溶度積越小，沉淀越先生成。
——3.判斷沉淀生成的順序
Ksp應(yīng)用
二、難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)
生成沉淀的條件是滿足Qc>Ksp，由此可以計(jì)算出使離子沉淀完全的條件。通常認(rèn)為當(dāng)溶液中的離子濃度小于等于10-5mol L－1時(shí)，該離子已沉淀完全。
——4.判斷沉淀生成的條件
Ksp應(yīng)用
三、沉淀溶解平衡的應(yīng)用
方法
①飽和溶液析出晶體：
根據(jù)同離子效應(yīng)，加入相同離子，使平衡向沉淀方向進(jìn)行
如：NaCl溶液，通入HCl氣體，有NaCl晶體析出
②升溫溶解或降溫沉淀：
升高溫度，溶解度變大，晶體溶解
降低溫度，溶解度變小，晶體沉淀
如：工藝流程題中常出現(xiàn)：蒸發(fā)濃縮，冷卻結(jié)晶的操作
1.沉淀的生成
三、沉淀溶解平衡的應(yīng)用
③調(diào)節(jié)pH沉淀法：
如：除去氯化銨中的氯化鐵，加氨水調(diào)pH值
加氨水，OH－濃度上升，平衡左移有利于生成沉淀
Fe(OH)3(s) Fe3+ (aq) +3OH- (aq)
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
如：除去氯化鎂中的氯化鐵，加碳酸鎂、氧化鎂等調(diào)pH值
消耗H+，平衡右移，有利于生成沉淀
三、沉淀溶解平衡的應(yīng)用
如硫酸鋇在硫酸中的溶解度比在純水中小。
加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶物或氣體時(shí)，平衡向溶解
方向移動(dòng)。但 Ksp 不變。
如：AgCl 中加入 KI(s)，AgCl 溶解，生成AgI.
④加沉淀劑：
如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀劑
⑤同離子效應(yīng)：
⑥沉淀轉(zhuǎn)換：
三、沉淀溶解平衡的應(yīng)用
(1)原理
設(shè)法不斷移去溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)
強(qiáng)酸是常用于溶解難溶性電解質(zhì)的試劑。如可溶解難溶氫氧化物，難溶碳酸鹽、某些難溶硫化物等。
2. 沉淀的溶解
三、沉淀溶解平衡的應(yīng)用
(2)使沉淀溶解的方法
①加水：加水促進(jìn)溶解
②升溫：升溫促進(jìn)溶解(氫氧化鈣除外)
③使沉淀轉(zhuǎn)化為氣體：CaCO3+2H+===Ca2++H2O+CO2↑
④使沉淀轉(zhuǎn)化為更弱電解質(zhì)：
Mg(OH)2 + 2HCl === MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2NH4Cl === MgCl2 + 2NH3·H2O
⑤使沉淀轉(zhuǎn)化為更難溶的物質(zhì) (原沉淀在轉(zhuǎn)化過程中溶解)
2AgCl(s)+Na2S(aq) Ag2S(s)+2NaCl(aq)
在特殊情況下，控制反應(yīng)條件，也可使溶解能力相對(duì)較弱的物質(zhì)轉(zhuǎn)化為溶解能力相對(duì)較強(qiáng)的物質(zhì)。
沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)
沉淀溶解平衡的移動(dòng)
沉淀轉(zhuǎn)化的條件
溶液中的離子濃度冪之積大于Ksp
一般是溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)。兩種沉淀的溶解度差別越大，沉淀轉(zhuǎn)化越容易。
1
2
三、沉淀溶解平衡的應(yīng)用
(1)一般來說，當(dāng)溶液中有多種可以沉淀的離子且生成相同類型的沉淀時(shí)，Ksp越小的越先沉淀。(2)當(dāng)離子濃度小于1×10－5 mol·L－1時(shí)，認(rèn)為已完全沉淀。
注意事項(xiàng)
三、沉淀溶解平衡的應(yīng)用
①沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動(dòng)。一般是溶解度小的沉淀會(huì)轉(zhuǎn)化生成溶解度更小的沉淀。
沉淀轉(zhuǎn)化的注意問題
②當(dāng)一種試劑能沉淀溶液中幾種離子時(shí)，生成沉淀所 需試劑離子濃度越小的越先沉淀；如果生成各種沉 淀所需試劑離子的濃度相差較大，就能分步沉淀，從而達(dá)到分離離子的目的。
③溶解度小，先沉淀的規(guī)則只針對(duì)離子濃度相差不大 時(shí)，若離子濃度相差較大時(shí)，先達(dá)到溶度積的物質(zhì)先沉淀(通過計(jì)算得到)。
三、沉淀溶解平衡的應(yīng)用
本章小結(jié)
水的電離和溶液的酸堿性
酸堿中和與鹽類水解
弱電解質(zhì)的電離平衡
酸堿中和滴定原理、操作
誤差分析
鹽類水解原理及規(guī)律、移動(dòng)
弱電解質(zhì)的電離平衡
電離平衡常數(shù)、電離度的表達(dá)式、影響因素、應(yīng)用
水的電離和水的離子積常數(shù)
溶液的酸堿性與 pH
溶液pH計(jì)算
難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡原理、影響因素
溶度積常數(shù)
沉淀溶解平衡的應(yīng)用

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