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第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第四節 沉淀溶解平衡
第1課時 難溶電解質的沉淀溶解平衡
教學目標
1、教學目標
1) 認識難溶電解質在水溶液中存在沉淀溶解平衡，能通過實驗證明難溶電解質沉淀溶解平衡的存在，進一步發展粒子觀、平衡觀。
2) 通過實驗了解沉淀的生成、溶解與轉化，能應用化學平衡理論解釋沉淀的生成、溶解和轉化。
3) 學會通過比較Q與Ksp的大小判斷難溶電解質的沉淀與溶解，學會從定量的角度分析沉淀的生成與轉化。
2、教學重點和難點
1) 重點：難溶電解質沉淀溶解平衡的原理。
2) 難點：應用化學平衡理論解釋沉淀的生成、溶解與轉化。
Ag＋和Cl 的反應真能進行到底嗎？
實驗探究：將 0.10mol/L AgNO3 溶液和 0.10mol/L NaCl 溶液等體積混合得到濁液，將濁液靜置后，取上清液于另一試管中，滴加0.1 mol/L KI溶液，觀察現象。
5 mL 0.1 mol/L
AgNO3溶液
5 mL 0.1 mol/L
NaCl溶液
靜置
取上清夜
0.1mol/L
KI溶液
向分離出AgCl沉淀的上清液中滴加KI溶液
結論：等量的Ag＋和Cl 由于不能夠完全沉淀
出現黃色渾濁
溶解度(20oC)
g/100g
難溶
微溶
可溶
易溶
0.01
1
10
Ag＋和Cl 的反應真能進行到底嗎？
化學式 溶解度/g 化學式 溶解度/g
AgCl 1.5×10 4 Ba(OH)2 3.89
AgNO3 222 BaSO4 2.4×10 4
AgBr 8.4×10 6 Ca(OH)2 0.165
Ag2SO4 0.796 CaSO4 0.21
Ag2S 1.3×10 16 Mg(OH)2 9×10 4
BaCl2 35.7 Fe(OH)3 3×10 9
表3 3 幾種常見電解質的溶解度(20oC)
Ag＋和Cl 的反應真能進行到底嗎？
計算：等量的Ag＋和Cl 反應殘留在溶液中的離子物質的量濃度？
分析：S(AgCl)＝1.5×10 4 g
n(AgCl)＝
1.5×10 4g
143.5g/mol
≈ 1×10 6 mol
溶液的體積約為0.1 L，
c(Ag＋)＝c(Cl )＝1×10 5 mol/L
查閱資料：通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10 5mol/L 時，沉淀達到完全。
沉淀溶解平衡
1)建立過程：以AgCl晶體溶于水為例
在水分子作用中，少量Ag＋和Cl 脫離AgCl表面進入水中，這一過程就是溶解；同時，溶液中的Ag＋和Cl 受AgCl表面陰、陽離子的吸引，回到AgCl的表面析出，這一過程就是沉淀。
一定溫度下，當v(溶解)＝v(沉淀)時，得到AgCl飽和溶液，即建立下列動態平衡：
AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl (aq)
溶解
沉淀
沉淀溶解平衡
2) 概念：
在一定溫度下，當沉淀溶解和生成的速率相等時，即達到沉淀溶解平衡。
3) 表示：
AnBm(s) 　 nAm+(aq) + mBn (aq)
注意：難溶電解質用“s”標明狀態，溶液中的離子用“aq”標明狀態，并用“ ”連接。
4) 特征：
沉淀溶解平衡
4) 特征：
逆
動
等
定
變
可逆過程
動態平衡， v(溶解)＝v(沉淀) ≠ 0
達到沉淀溶解平衡時，溶液中的離子濃度保持不變
當外界條件改變時，沉淀溶解平衡發生移動
沉淀溶解平衡的影響因素
內因
外因
溫度
濃度
同離子效應
其他
難溶電解質本身的性質
升高溫度，多數平衡向沉淀溶解的方向移動；
特列：如Ca(OH)2
加水稀釋，平衡向沉淀溶解的方向移動
向平衡體系中加入與難溶電解質中相同的離子，平衡向生成沉淀的方向移動
向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶的物質或氣體的離子時，平衡向沉淀溶解方向移動
AnBm(s) 　 nAm+(aq) + mBn (aq)
隨堂練習
D
練、將足量熟石灰放入蒸餾水中，一段時間后達到平衡：
Ca(OH)2(s) Ca2＋(aq)＋2OH (aq)，
下列敘述正確的是(　　)
A. 給溶液加熱，溶液的pH升高
B. 恒溫下向溶液中加入CaO，溶液的pH升高
C. 向溶液中加入Na2CO3溶液，Ca(OH)2固體增多
D. 向溶液中加入少量的NaOH固體，Ca(OH)2固體增多
溶度積
1) 概念：
2) 表達式：
3) 影響因素：
可用平衡常數來描述難溶電解質在水中的沉淀溶解平衡，其平衡常數稱為溶度積常數，簡稱溶度積，符號：Ksp
① AgCl(s) Ag+(aq) + Cl (aq)
② Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) + 3OH (aq)
③ AmBn(s) mAn+(aq) + nBm (aq)
Ksp與難溶電解質的自身性質和溫度有關，且溶液中的離子濃度的變化只能使平衡移動，并不改變溶度積。
溶度積
常見難溶電解質的溶度積與溶解度(25oC)
難溶物 Ksp 溶解度/g 難溶物 Ksp 溶解度/g
AgCl 1.77×10 10 1.5×10 4 BaSO4 1.07×10 10 2.4×10 3
AgBr 5.35×10 13 8.4×10 6 Fe(OH)3 2.64×10 39 3.0×10 9
AgI 8.51×10 17 2.1×10 7 CaF2 1.46×10 10 8.1×10 3
4) 意義：
溶度積反映了難溶電解質在水中的溶解能力。對同類型的難溶電解質，在相同溫度下，Ksp越大，溶解度越大； Ksp越小，溶解度越小。
溶度積
5) 應用：
溶度積規則
① 離子積 (Q)
AmBn(s) 　 mAn+(aq) + nBm (aq)
Q＝[c(An+)]m·[c(Bm )]n
注：表達式中離子濃度為此瞬間溶液中離子的實際濃度
② 溶度積規則
Q＞Ksp
溶液過飽和，將有沉淀從溶液中析出，直至溶液飽和，達到平衡
飽和溶液，沉淀與溶解處于平衡狀態
溶液未飽和，若體系中有沉淀，則沉淀會繼續溶解形成飽和溶液，達到平衡。
Q＝Ksp
Q＜Ksp
沉淀溶解平衡圖像
o
c(Cl )/(mol L 1)
c(Ag＋)/(mol L 1)
1) 曲線上任意一點都表示達到了沉淀溶解平衡狀態，此時，Q＝Ksp。
3) 曲線左下方區域的點均表示不飽和溶液，此時Q＜Ksp，表示該點下未達到平衡；
2) 曲線右上方區域的點均表示過飽和溶液，此時Q＞Ksp，有沉淀析出
Q＝Ksp
Q＞Ksp
Q＜Ksp
隨堂練習
練、某溫度時，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是( )
A．加入Na2SO4可以使溶液由a點變到b點
B．通過蒸發可以使溶液由d點變到c點
C．d點無BaSO4沉淀生成
D．a點對應的Ksp大于c點對應的Ksp
o
c(SO42 )/(mol L 1)
c(Ba2＋)/(mol L 1)
2×10 5
4×10 5
4×10 5
2×10 5
a
b
c
d




第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第四節 沉淀溶解平衡
第2課時 沉淀溶解平衡的應用
任務一：沉淀溶解平衡的應用
根據平衡移動原理和溶液中離子積與溶度積的關系，可以通過改變條件，使平衡向著需要的方向移動——溶液中的離子轉化為沉淀或沉淀轉化為溶液中的離子。
一、沉淀的生成
1) 沉淀的生成條件：
2) 沉淀的生成方法：
Q＞Ksp
① 加沉淀劑法
② 調節pH法
③ 同離子效應
任務一：沉淀溶解平衡的應用
一、沉淀的生成
1) 沉淀的生成條件：
2) 沉淀的生成方法：
Q＞Ksp
① 加沉淀劑法
如：在工業廢水處理過程中， 以Na2S作沉淀劑，可使廢水中的Cu2＋與Hg2＋等，生成極難溶的CuS、HgS沉淀除去。
Cu2＋＋S2 ＝CuS↓
Hg2＋＋S2 ＝HgS↓
任務一：沉淀溶解平衡的應用
一、沉淀的生成
1) 沉淀的生成條件：
2) 沉淀的生成方法：
Q＞Ksp
② 調節pH法：
控制溶液的酸堿性，使某些金屬陽離子轉化為沉淀。
如：工業原料氯化銨中含雜質氯化鐵，可通過加氨水調節pH，可使Fe3＋轉化為Fe(OH)3沉淀而除去。
調節pH法
例、某溶液中含有濃度為0.10 mol/L的Fe3＋，計算開始沉淀時溶液的pH以及完全沉淀時溶液的pH？已知：Ksp[Fe(OH)3]＝4×10 38
分析：根據溶度積規則，金屬離子開始沉淀時應滿足的條件：
c(Mn＋)·cn(OH )＞Ksp[M(OH)n]
當金屬離子濃度為0.10mol/L時：0.10×cn(OH )＞Ksp[M(OH)n]
則開始沉淀時OH 的臨界濃度為：
c(OH )＝
Ksp[M(OH)n]
0.10 mol/L
n
＝
4×10 38
0.10 mol/L
3
＝ 7.37×10 13 mol/L
pH＝1.87
調節pH法
例、某溶液中含有濃度為0.10 mol/L的Fe3＋，計算開始沉淀時溶液的pH以及完全沉淀時溶液的pH？已知：Ksp[Fe(OH)3]＝4×10 38
分析：根據溶度積規則，金屬離子沉淀完全應滿足的條件：
1×10 5·cn(OH )＞Ksp[M(OH)n]
則完全沉淀時OH 的臨界濃度為：
c(OH )＝
Ksp[M(OH)n]
1×10 5mol/L
n
＝
4×10 38
1×10 5mol/L
3
＝1.6×10 11 mol/L
pH＝3.2
金屬離子濃度與沉淀pH的關系圖
c/mol/L
10－1
10－2
10－3
10－4
10－5
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
Fe3＋
Al3＋
Cr3＋
Cu2＋
Fe2＋
Ni2+
Mn2＋
Mg2＋
1) 圖中直線上任意一點均表示一種恰好達到沉淀溶解平衡狀態
2) 直線右上方區域的任一點均表示溶液中Q＞Ksp(沉淀區)
3) 直線左下方區域的任一點均表示Q＜Ksp(溶解區)
應用：可簡捷的判斷是否可以通過調控pH進行分步沉淀
隨堂練習
練、現有CuSO4和FeSO4的混合溶液，已知：
被沉淀離子 開始沉淀pH 完全沉淀pH
Cu2＋ 4.4 6.4
Fe2＋ 7.6 9.6
Fe3＋ 2.7 3.7
(1) 若要除去Fe2＋應____________________________
(2) 最好選用_____氧化Fe2+ (填序號,下同.)
A. 稀硝酸 B. KMnO4(H+)溶液 C. Cl2 D. H2O2
(3) 可選用______調節pH，調節pH的范圍為_____________
A. NaOH B. 氨水 C. CuO D. Cu(OH)2
先將Fe2＋氧化成Fe3＋再除去
D
C D
3.7≤pH＜4.4
任務一：沉淀溶解平衡的應用
一、沉淀的生成
1) 沉淀的生成條件：
2) 沉淀的生成方法：
③ 同離子效應
思考：在洗滌硫酸鋇沉淀時，為了減少損耗，可采取哪些措施？
Q＞Ksp
沉淀的生成的應用
化學沉淀法廢水處理工藝流程示意圖
進水
預處理設備
混合
反應沉淀
預處理設備
出水
沉淀物
處理設備
沉淀物排除
部分回流
任務一：沉淀溶解平衡的應用
二、沉淀的溶解
教材P80·實驗3 3：向兩支盛有少量Mg(OH)2固體的試管中分別滴加適量的蒸餾水和鹽酸，觀察并記錄現象。
任務一：沉淀溶解平衡的應用
二、沉淀的溶解
滴加的試劑
現象
原因解釋
蒸餾水
鹽酸
固體無明顯現象
固體溶解
Mg(OH)2難溶于水
Mg(OH)2 Mg2＋＋2OH 鹽酸中的H＋ 與OH 結合生成弱電解水，使平衡體系中的OH 濃度不斷減小，平衡向Mg(OH)2溶解方向進行，直至Mg(OH)2完全溶解
1) 沉淀溶解的原理：設法不斷移去平衡體系中的相應離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動。
任務一：沉淀溶解平衡的應用
二、沉淀的溶解
2) 沉淀溶解的方法——酸溶法、鹽溶法、配合物法、氧化還原溶解法
酸溶法：加入酸，與沉淀溶解平衡體系中的相應離子反應，減少相應離子的濃度，使平衡向沉淀溶解的方向移動。
CaCO3(s) 　 CO32 (aq)＋ Ca2＋(aq)
H＋
HCO3 (aq)
＋ H＋
H2O ＋ CO2↑
如：強酸可溶解難溶碳酸鹽、難溶氫氧化物、某些難溶硫化物(FeS、 CuS等可溶，而Ag2S、HgS不溶于強酸)等。
應用：如醫學上常用BaSO4作為內服造影劑“鋇餐”，而不用BaCO3作為內服造影劑“鋇餐”。
任務一：沉淀溶解平衡的應用
2) 沉淀溶解的方法——酸溶法、鹽溶法、配合物法、氧化還原溶解法
鹽溶法：加入鹽溶液，與沉淀溶解平衡體系中的某種離子生成弱電解質，從而減少該離子的濃度，使平衡向沉淀溶解的方向移動。
如：Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液
NH4＋
Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq) ＋OH (aq)
NH3·H2O
Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq) ＋OH (aq)
H＋
H2O
任務一：沉淀溶解平衡的應用
2) 沉淀溶解的方法——酸溶法、鹽溶法、配合物法、氧化還原溶解法
配合物法：加某試劑與溶液中的某種離子形成穩定配合物，使該離子的濃度減小，從而使平衡向沉淀溶解的方向移動。
如： AgCl可溶于氨水
AgCl(s) Ag＋(aq) ＋ Cl (aq)
NH3·H2O
[Ag(NH3)2]＋
任務一：沉淀溶解平衡的應用
2) 沉淀溶解的方法——酸溶法、鹽溶法、配合物法、氧化還原溶解法
氧化還原溶解法：加入氧化劑或還原劑，通過發生氧化還原反應使某種離子的濃度減小，從而使平衡向沉淀溶解的方向移動。
如：CuS、Ag2S只溶于氧化性酸 (通過減小c(S2 )使沉淀溶解)
3CuS＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋3S＋2NO↑＋4H2O
3Ag2S＋8H＋＋2NO3 ＝6Ag＋＋3S＋2NO↑＋4H2O
任務一：沉淀溶解平衡的應用
2) 沉淀溶解的方法——酸溶法、鹽溶法、配合物法、氧化還原溶解法
氧化還原溶解法：加入氧化劑或還原劑，通過發生氧化還原反應使某種離子的濃度減小，從而使平衡向沉淀溶解的方向移動。
如：CuS、Ag2S只溶于氧化性酸 (通過減小c(S2 )使沉淀溶解)
3CuS＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋3S＋2NO↑＋4H2O
3Ag2S＋8H＋＋2NO3 ＝6Ag＋＋3S＋2NO↑＋4H2O
任務一：沉淀溶解平衡的應用
2) 沉淀溶解的方法——酸溶法、鹽溶法、配合物法＋氧化還原溶解法
其中HNO3作為氧化劑，HCl作為配位劑，“雙管齊下”才能使極難溶的HgS溶解。
如：HgS可溶于王水 (1體積濃硝酸和3體積濃鹽酸的混合液)
3HgS＋2HNO3＋12HCl＝3H2HgCl4＋3S＋2NO＋4H2O
任務一：沉淀溶解平衡的應用
三、沉淀的轉化
教材P80·實驗3 4：AgCl、AgI、Ag2S的轉化
1) 向盛有2 mL 0.1mol/L NaCl溶液的試管中滴加2滴0.1mol/L AgNO3溶液，觀察并記錄現象。
2) 振蕩試管，然后向其中滴加4滴0.1 mol/L KI溶液，觀察并記錄現象。
3) 振蕩試管，然后再向其中滴加8滴0.1 mol/L Na2S溶液，觀察并記錄現象。
任務一：沉淀溶解平衡的應用
任務一：沉淀溶解平衡的應用
實驗步驟
實驗
現象
化學
方程式
(1)
(2)
(3)
有白色沉淀產生
Ag＋＋Cl ＝AgCl↓
白色沉淀轉化為黃色沉淀
AgCl(s)＋I (aq)
AgI(s)＋Cl (aq)
黃色沉淀轉化為黑色沉淀
2AgI(s)＋S2 (aq)
Ag2S(s)＋2I (aq)
1、數據驗證：已知三種難熔物的溶度積常數如下：
Ksp[AgCl]＝1.8×10 10、Ksp[AgI]＝9.3×10 17、Ksp[Ag2S]＝6.3×10 50。
1) 產生白色沉淀的原因：Q＝c(Ag＋)·c(Cl ) ＞ Ksp[AgCl]
任務一：沉淀溶解平衡的應用
1、數據驗證：已知三種難熔物的溶度積常數如下：
Ksp[AgCl]＝1.8×10 10、Ksp[AgI]＝9.3×10 17、Ksp[Ag2S]＝6.3×10 50。
2) 白色沉淀轉化為黃色沉淀: AgCl(s)＋I (aq) AgI(s)＋Cl (aq)
K＝
c(Cl )
c(I )
＝1.94×106
c(Cl )·c(Ag＋)
c(I )·c(Ag＋)
Ksp[AgCl]
Ksp[AgI]
＝
＝
3) 黃色沉淀轉化為黑色沉淀: 2AgI(s)＋S2 (aq) Ag2S(s)＋2I (aq)
K＝
c2(I )
c(S2 )
＝1.37×1017
c2(I )·c2(Ag＋)
c(S2 )·c2(Ag＋)
＝
＝
Ksp[AgI]
Ksp[Ag2S]
2
任務一：沉淀溶解平衡的應用
教材P81·實驗3 5：Mg(OH)2與Fe(OH)3的轉化
1) 向盛有2mL 0.1mol/L MgCl2溶液的試管中滴加2~4滴2mol/L NaOH溶液，觀察并記錄現象。
2) 向上述試管中滴加4滴0.1mol/LFeCl3溶液，靜置，觀察并記錄現象。
任務一：沉淀溶解平衡的應用
實驗步驟
實驗現象
化學
方程式
(1)
(2)
產生白色沉淀
Mg2＋＋2OH ＝Mg(OH)2↓
白色沉淀轉化為紅褐色沉淀
3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋(aq)
2Fe(OH)3(s)＋3Mg2＋(aq)
K＝3.65×1042
2、沉淀轉化的實質和規律
沉淀溶解平衡的移動
一般來說，溶解度小的沉淀轉化為溶解度更小的沉淀容易實現，兩者的溶解度差別越大，轉化越容易。
① 實質：
②規律：
任務二：沉淀溶解平衡在生活實際中的應用
問題一：鍋爐中的水垢會帶來較大影響，例如浪費燃料、影響安全運行、造成了經濟損失。 請思考如何除去水垢？
水垢成分
CaCO3
Mg(OH)2
CaSO4
用飽和Na2CO3
溶液浸泡數天
將CaSO4 轉化為
疏松、易溶于酸
的CaCO3(s)
加酸
Ca2＋(aq)
K＝1.44×104
任務二：沉淀溶解平衡在生活實際中的應用
問題二：解釋自然界中的現象
原生銅的硫化物
氧化
淋濾
CuSO4溶液
向深部滲透
遇ZnS和PbS
銅藍(CuS)
問題三：齲齒的形成
1) 牙釉質：主要成分為Ca5(PO4)3OH；是一種難溶電解質。
2) 成因：殘留在牙齒上的糖發酵會產生H+
3) 預防：少吃糖、使用含氟牙膏
隨堂練習
練、已知25℃時下列三種金屬硫化物的溶度積常數(Ksp)分別為Ksp(FeS)=6.3×10 18；Ksp(CuS)=1.3×10 36；Ksp(ZnS)=1.6×10 24。
常溫時下列有關敘述正確的是(　　)
A. 硫化鋅、硫化銅、硫化亞鐵的溶解度依次增大
B. 將足量ZnSO4晶體加入到0.1 mol/L的Na2S溶液中，Zn2+的濃度最大只能達到1.6×10 23 mol/L
C. 除去工業廢水中含有的Cu2+，可采用FeS固體作為沉淀劑
D. 向飽和的FeS溶液中加入FeSO4溶液后，混合液中c(Fe2+)變大、c(S2 )變小，但Ksp(FeS)變大
C
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