資源簡介

(共22張PPT)
第三單元 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
學習目標
1.正確理解難溶物的概念和正確表達其平衡
2.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
3.能根據化學平衡原理分析難溶電解質沉淀溶解平衡的本質，理解外界因素對難溶電解質沉淀溶解平衡的影響。
4.了解溶度積和離子積的關系，學會由此判斷反應進行的方向
新課導入
1.舊知鏈接：離子反應發生的條件有哪些？
生成易揮發物質、難電離物質、難溶電解質
2.等體積、等濃度AgNO3的溶液和NaCl溶液混合且充分反應，上層清液中是否存在Ag+和Cl- 請討論并設計實驗。
任務一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
【實驗探究】將 2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液滴入2 mL 0.1 mol/L AgNO3 溶液中，充分反應
取上層清液適量
白色沉淀
黃色沉淀
現象:
原因:
Ag+ + I- = AgI↓
Ag+ + Cl- = AgCl↓
結論:
上層清液中含有Ag+和Cl-
回憶：溶解度的定義？
在一定的溫度下，某物質在100克溶劑(通常是水)里達到飽和狀態時所溶解的質量
200C時，溶解性與溶解度的大小關系
10g
1g
0.01g
易溶
可溶
微溶
難溶
任務一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
【分析】課本P79資料卡片
AgCl
AgBr
Ag2S
BaSO4
Mg(OH)2
Fe(OH)3
Ag2SO4
Ca(OH)2
CaSO4
Ba(OH)2
AgNO3
BaCl2
習慣上將溶解度小于0.01 g的電解質稱為難溶電解質。
難溶 絕對不溶
任務一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
【實驗探究】將 2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液滴入2 mL 0.1 mol/L AgNO3 溶液中，充分反應
取上層清液適量
白色沉淀
黃色沉淀
現象:
原因:
Ag+ + I- = AgI↓
Ag+ + Cl- = AgCl↓
結論:
上層清液中含有Ag+和Cl-
【實驗結論】
生成AgCl沉淀后，AgCl(s) 、Ag+(aq)、 Cl-(aq)在反應體系中共存
即使過量的NaCl也無法完全沉淀溶液中的Ag+。
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
Ag+
Cl-
H2O
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，這一過程就是溶解
AgCl在溶液中存在兩個過程：
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，這一過程就是沉淀
任務一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
沉淀速率
溶解速率
時間
速率
沉淀溶解平衡
AgCl沉淀溶解平衡的建立：
υ(沉淀)＞υ(溶解)
沉淀增多
反應起始：
充分反應后：
υ(沉淀)＝υ(溶解)
沉淀不再增多
達到沉淀溶解平衡
2、沉淀溶解平衡方程式：
1、概念：在一定溫度下，當難溶電解質溶解和沉淀的速率相等時，形成電解質的飽和溶液，達到平衡狀態，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。
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl－(aq)
特別注意　
（1）沉淀溶解平衡方程式中各物質要標明聚集狀態。
（2）要與AgCl電離方程式區分。
任務一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
【練習】請寫出BaSO4、Fe(OH)3的沉淀溶解平衡方程式。
3、特征：
逆：沉淀的生成和溶解是可逆過程
等：V(生成)＝V(溶解) ≠0
動：動態平衡
定：達到沉淀溶解平衡，溶質離子濃度保持不變
變：當條件改變，會建立新的平衡
任務一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
任務一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
（2）外因
a.濃度：加水，平衡向溶解方向移動
b.溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動
c.同離子效應：在飽和溶液中，加 入含有相同離子的強電解質時，溶解平衡會被抑制
a.絕對不溶的電解質是沒有的 b.同是難溶電解質，溶解度差別也很大（P79）
（1）內因：電解質本身的性質
4、影響難溶電解質沉淀溶解平衡的因素：
任務一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
【實例分析】
25℃下，AgCl固體的飽和溶液中存在：AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)
c(Ag+) c(Cl-) m（AgCl） 移動方向
升溫
加水
加AgNO3
通HCl
加少量 NaI
增大
減小
增大
增大
增大
增大
增大
增大
減小
減小
減小
減小
減小
不變
不變
正向
正向
正向
逆向
逆向
任務一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) 一定溫度下, 把AgCl分別放入
【交流討論】
①100ml硝酸鈉溶液;
②100ml 0.1mol/L的食鹽水;
③100ml 0.1mol/L的AlCl3溶液。
的c(Ag+)由大到小的順序是：
①②③
任務二 溶度積常數
【問題探究】將 2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液滴入2 mL 0.1 mol/L AgNO3 溶液中，充分反應后，溶液中剩余Ag+的濃度是多少？
涉及化學平衡的計算常需要哪些數據？
任務二 溶度積常數
1、定義：達到沉淀溶解平衡時，難溶電解質電離出的離子濃度的冪之積為一常數，稱為溶度積常數或溶度積。用Ksp表示。
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl－(aq)
Ksp= c(Ag+ ).c(Cl-)
對AmBn(s)
AmBn(s) mAn+(aq)＋nBm－(aq)
2、表達式：Ksp＝Cm (An+) ×Cn (Bm－)
BaSO4 Fe(OH)3 Ag2CrO4
練習：寫出下列物質的溶度積常數表達式：
幾種難溶電解質的溶度積（25℃）P122
任務二 溶度積常數
【問題探究】將 2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液滴入2 mL 0.1 mol/L AgNO3 溶液中，充分反應后，溶液中剩余Ag+的濃度是多少？
【分析】
查知：Ksp (AgCl)= 1.8×10-10
因為氯化鈉和硝酸銀恰好完全反應
Ksp＝C (Ag+) ×C (Cl－)= 1.8×10-10
C (Ag+)=1.34×10-5mol/L
任務二 溶度積常數
3.影響因素：
Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關。與沉淀的量和離子濃度無關。
溫度一定, Ksp是常數。
4. Ksp的意義：
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。
一般來說，Ksp越小，溶解度越小。
【特別提醒】①對于同類型物質(如AgCl、AgBr、AgI等)，可直接用溶度積比較難溶電解質的溶解能力，Ksp越大，難溶電解質在水中的溶解能力越強。②對于不同類型的物質，Ksp不能直接作為比較依據，而應通過計算將Ksp轉化為飽和溶液中溶質的物質的量濃度確定溶解能力的強弱。
任務二 溶度積常數
【思考交流】
已知硫化亞鐵、硫化銅、硫化鋅的溶度積分別為：Ksp (FeS)= 3.7×10－19、Ksp (CuS)= 8.5×10－45、Ksp (ZnS)= 1.2×10－23
向等濃度FeCl2、CuSO4、ZnSO4中滴加0.01mol/LNa2S溶液時Fe2＋、Zn2 ＋ 、Cu2＋沉淀的先后順序是：
Cu2＋、Zn2+、Fe2＋
任務二 溶度積常數
5、溶度積的應用
(1)判斷是否達到沉淀溶解平衡，即在一定條件下沉淀能否生成或溶解。
離子積(Q)：對于AmBn(s)) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，任意時刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。①Q c>Ksp時，沉淀從溶液中析出（溶液過飽和），體系中不斷析出沉淀，直至達到平衡（此時Q c =Ksp ）②Q c =Ksp 時，沉淀與飽和溶液的平衡③Q c 任務二 溶度積常數
5、溶度積的應用
(2)用于比較生成沉淀的順序。
例1、已知Ksp(AgCl)= 1.8×10-10，Ksp(Ag2CrO4)= 1.1×10-12，向濃度均為0.01mol·L-1的Cl-和CrO42-的混合液中滴加AgNO3溶液，Cl-和CrO42-誰優先沉淀？
AgCl沉淀時需要的離子濃度小，AgCl先沉淀
解：Ksp(AgCl) = c(Ag+) · c(Cl-)= 1.8×10-10
c(Ag+) =1.8×10-8
Ksp(Ag2CrO4) = c2(Ag+) · c(CrO42-)= 1.1×10-12
c(Ag+) =1.05×10-5
任務二 溶度積常數
5、溶度積的應用
(3)計算使某離子沉淀完全時所需溶液的pH。
例2、實驗測得某水樣中的鐵離子的濃度為6×10-6mol·L-1若要使水中的鐵離子轉化為沉淀，則溶液的pH值至少要控制在多少以上？[已知Fe(OH)3的Ksp為2.6×10-39]
一般情況，當溶液中剩余離子的濃度小于1×10-5 mol/L時，化學上通常認為生成沉淀的反應就進行完全了。
解：設溶液中的OH-離子的濃度最少為X才能使水中的鐵離子轉化為沉淀
Ksp=c(Fe3+) ·c3(OH-)=2.6×10-39 =6×10-6×a3
求得a=7.57×10-12mol·L-1=c(OH-)
c(H+)=1.32×10-3mol·L-1
pH=2.88
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