資源簡介

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第四節 沉淀溶解平衡
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
學習目標
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，進一步發展離子觀、平衡觀。
2. 通過實驗了解沉淀的生成、溶解與轉化，并能應用化學平衡理論解釋。
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。
復習導入
1.我們研究的很多反應都是在水溶液中進行的，而我們把有離子參與的化學反應稱之為離子反應，那么同學們還記得離子反應發生的條件是什么嗎？
2.向2mL0.1mol/LNaCl溶液中滴加幾滴0.1mol/LAgNO3溶液，有何現象？當兩種溶液NaCl和AgNO3的物質的量相同且充分反應時，溶液中還有沒有Ag+和Cl-？
有易揮發、難溶物質或弱電解質生成
有白色沉淀生成，發生離子反應為：Ag++Cl-===AgCl↓
人們習慣上將溶解度小于 的電解質稱為難溶電解質。
0.01g
難溶電解質的沉淀溶解平衡
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 211 BaSO4 3.1×10-4
AgBr 8.4×10-6 Ca(OH)2 0.160
Ag2SO4 0.786 CaSO4 0.202
Ag2S 1.3×10-16 Mg(OH)2 6.9×10-4
BaCl2 35.7 Fe(OH)3 3×10-9
幾種電解質的溶解度
“溶”是絕對的，“不溶”是相對的。
在一定溫度下，當沉淀和溶解的速率相等時，得到AgCl的飽和溶液，即建立下列動態平衡：
難溶電解質的沉淀溶解平衡
1.沉淀溶解平衡的建立
從固體溶解和沉淀生成的角度，AgCl在溶液中存在兩個過程：一方面，在水分子作用下，少量Ag+和Cl-脫離AgCl的表面進入水中——溶解；另一方面，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——沉淀。
AgCl (s) Ag+(aq)+Cl- (aq)
在一般情況下，當溶液中剩余離子的濃度小于1×10-5mol/L時，化學上通常認為生成沉淀的反應就進行完全了 。
人們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡。
難溶電解質的沉淀溶解平衡
v(溶解)=v(沉淀),
達到沉淀溶解平衡
沉淀
溶解
沉淀溶解平衡建立過程示意圖
反應速率
t0
t1
動態平衡， V溶解≠0， V沉淀≠0
難溶電解質的沉淀溶解平衡
2.沉淀溶解平衡的特征
V溶解＝V沉淀
達到平衡時，溶液中各離子濃度不變
當外界條件改變時，沉淀溶解平衡發生移動，達到新的平衡
可逆反應
等
動
定
變
逆
難溶電解質的沉淀溶解平衡
Ksp＝cm(Mn＋)×cn(Am—)
3. 溶度積常數（Ksp）
MmAn(s) mMn+(aq)+nAm-(aq)
溶解平衡：
①Ksp的大小與難溶電解質的性質和溫度有關。
②Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。相同類型的難溶電解質的Ksp越小，溶解度越小，越難溶。
Ksp (AgCl) > Ksp ( AgBr) > Ksp ( AgI)
②判斷給定條件下沉淀能否生成或溶解
任意時刻：
Qc＝cm(Mn＋) × cn(Am—) Qc離子積
4.溶度積常數的應用：
a. Q ＞Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出；
b. Q ＝Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態；
c. Q ＜Ksp，溶液未飽和，無沉淀析出。
①利用Ksp比較難溶電解質的溶解度的大小
③由Ksp計算溶液中某離子的濃度
難溶電解質的沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡的影響因素
（1）內因：難溶電解質本身的性質，這是決定因素。
（2）外因
濃度：加水稀釋，平衡向溶解的方向移動
溫度：絕大多數難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向沉淀溶解的方向移動；少量平衡向生成沉淀的方向移動
同離子效應：加入難溶物相應的離子，平衡向生成沉淀的方向移動
其他：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，平衡向溶解的方向移動
沉淀溶解平衡的應用
1.沉淀的溶解與生成
原理：通過改變條件使溶解平衡移動，最終使溶液中的離子轉化為沉淀或沉淀轉化為溶液中的離子。
判斷：在難溶電解質溶液中，根據Qc 與 Ksp關系。
應用：
①利用生成沉淀來達到分離或除去某些離子的目的。
②用來解釋某些生活現象。如溶洞中石筍、鐘乳石的形成。
（1）沉淀的生成
沉淀溶解平衡的應用
Fe3+ + 3NH3·H2O === Fe(OH)3↓ + 3NH4+
H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋
①調節pH法：如加入氨水調節pH至7~8，可除去氯化銨中的雜質氯化鐵。
②加沉淀劑法：如以Na2S、H2S等作沉淀劑，使Cu2+、Hg2+ 等生成極難溶的硫化物CuS、HgS沉淀。
利用生成沉淀分離或除去某種離子，首先要使生成沉淀的反應能夠發生；其次希望沉淀反應完成后，溶液中剩余離子的濃度能夠盡量小。
(2)如何使沉淀反應完成后，溶液中剩余離子的濃度能夠盡量小
(1)如果要除去某溶液中的SO42-，你選擇加入鈣鹽還是鋇鹽 為什么
加入鋇鹽。因為Ksp (BaSO4)可以增大所用沉淀劑的濃度。
沉淀溶解平衡的應用
思考
沉淀溶解平衡的應用
（1）要能除去溶液中指定的離子，又不能影響其他離子的存在，并且由沉淀劑引入溶液的雜質離子還要便于除去，如沉淀NaNO3溶液中的Ag+，可用NaCl作沉淀劑。
（2）溶液中沉淀物的溶解度越小，離子沉淀越完全，如除去SO42-，選擇 Ba2+ 比 Ca2+ 好。
（3）要注意沉淀劑的電離程度，如欲使Mg2+沉淀為Mg(OH)2，用NaOH作沉淀劑比用氨水的效果要好。
選擇沉淀劑的原則：
②鹽溶液溶解法
如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式：
沉淀溶解平衡的應用
CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑
Mg(OH)2＋2NH4+ ===Mg2＋＋2NH3·H2O
AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O
(2)沉淀的溶解
①酸溶解法
如：CaCO3溶于鹽酸，離子方程式：
③氧化還原溶解法
如：不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。
④配位溶解法
如：AgCl溶于氨水，離子方程式為:
沉淀溶解平衡的應用
2.沉淀的轉化
實驗 操作 向盛有2 mL 0.1 mol/L NaCI溶液的試管中滴加2滴0.1mol/L AgNO3溶液 振蕩試管，然后向其中滴加4滴0.1 mol/L KI溶液 振蕩試管，然后再向其中滴加8滴0.1 mol/L Na2S溶液
實驗 現象
化學方程式
結論 溶解度由小到大： 。 Ag2S＜AgI＜AgCl
有白色沉淀生成
白色沉淀轉為黃色沉淀
黃色沉淀轉為黑色沉淀
NaCl + AgNO3 ===
AgCl↓+NaNO3
AgCl + KI ===
AgI + KCl
2AgI + Na2S===
Ag2S + 2NaI
【實驗3-4】
沉淀溶解平衡的應用
結論解釋：以AgCl沉淀轉化為AgI沉淀為例。
物質 Ksp 溶解度/g
AgCl 1.8×10-10 1.5×10-4
AgI 8.5×10-17 9.6×10-9
Ksp (AgCl)＜Ksp (AgI)，即 AgI 在水中的溶解度遠比 AgCl 的溶解度小，當向 AgCl 沉淀中滴加KI溶液中，溶液中 Ag+ 和 I- 的離子積Q(AgI) ＞Ksp (AgI)，因此，Ag+ 和 I- 結合成 AgI 沉淀，導致 AgCl的沉淀溶解平衡向溶解的方向移動，直至建立新的沉淀溶解平衡。
沉淀溶解平衡的應用
【實驗3-5】
實驗操作 向盛有2 mL 0.1 mol/L MgCl2溶液的試管中滴加2~4滴2 mol/L NaOH溶液 向上述試管中滴加4滴0.1 mol/L FeCl3溶液，靜置
實驗現象
化學方程式
結論 溶解度由小到大： 。 Fe(OH)3＜Mg(OH)2
有白色沉淀生成
白色沉淀轉化為紅褐色沉淀
MgCl2 + 2NaOH===
Mg(OH)2↓ + 2NaCl
3Mg(OH)2 + 2FeCl3
2Fe(OH)3 + 3MgCl2
沉淀溶解平衡的應用
結論解釋：
物質 Ksp 解釋
Mg(OH)2 5.6×10-12 Ksp［Fe(OH)3］＜Ksp［Mg(OH)2］，向 Mg(OH)2 沉淀中滴加 FeCl3 溶液時，溶液中的 OH- 和 Fe3+ 的離子積——Q［Fe(OH)3］＞Ksp［Fe(OH)3］，溶液中逐漸生成 Fe(OH)3 沉淀
Fe(OH)3 2.8×10-39 方程式
Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+ 2OH-(aq)
+
Fe3+(aq)
Fe(OH)3(s)
3Mg(OH)2(s) + 2Fe3+(aq) 3Mg2+(aq) + 2Fe(OH)3(s)
沉淀溶解平衡的應用
沉淀轉化的應用：鍋爐除水垢、自然界中礦物的轉化等。
沉淀轉化的實質：沉淀溶解平衡的移動。
沉淀轉化的特點：
①一般來說，溶解度小的沉淀轉化為溶解度更小的沉淀容易實現。
②兩種難溶物的溶解度差別越大，轉化越容易。
1.沉淀溶解平衡
2.溶度積
特征
定義
影響因素
逆、
等、
動、
定、變
外因
內因
濃度
溫度
同離子效應
化學反應
Ksp=[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n
應用
性質
與離子積的關系
3.應用
沉淀的溶解
沉淀的生成
沉淀的轉化
課堂小結
謝 謝

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