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(共26張PPT)
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
海底美麗的珊瑚礁近年來卻因使海水中二氧化碳濃度增大而逐漸停止生長，甚至死亡。
溶洞中美麗的石筍、鐘乳石和石柱是大自然創造的奇跡。而它們是如何形成的？
第1課時
難溶電解質的沉淀溶解平衡
PART
01
PART
02
PART
03
能描述沉淀溶解平衡，知道溶解平衡的特征
根據化學平衡理論，分析影響沉淀溶解平衡的因素
了解離子積與Ksp的相對大小跟沉淀溶解平衡的關系。
【實驗】向飽和NaCl溶液中加入濃鹽酸
【現象】NaCl飽和溶液中析出固體
【解釋】在NaCl的飽和溶液中，存在溶解平衡
NaCl(s) Na+(aq) +Cl-(aq)
加濃鹽酸Cl- 的濃度增加,平衡向左移, NaCl析出
【思考】可溶的電解質溶液中存在溶解平衡，難溶的電解質在水中是否也存在溶解平衡呢？
我們知道，溶液中有沉淀生成是離子反應發生的條件之一。例如，AgNO3溶液與NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl，Ag++Cl- ==AgCl↓， 如果上述兩種溶液是等物質的量濃度、等體積的，一般認為反應可以進行到底。
Ag＋和Cl－的反應真能進行到底嗎？
如何來論證Ag＋和Cl－存在呢？
2 mL
0.1 mol/L NaCl溶液
AgNO3溶液
KI溶液
白色沉淀生成
黃色沉淀生成
2 mL 0.1mol/L
AgNO3溶液
步驟一
步驟二
取上層清液
1.25 ℃時，溶解性與溶解度的關系
溶解性 易溶 可溶 微溶 難溶
溶解度 >10 g 1～10 g 0.01～1 g <0.01 g
沉淀是難溶物，但不是絕對不溶，只不過溶解度很小。
【P77資料卡片】
難溶物在水中也存在溶解平衡。
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
2.幾種電解質的溶解度（20℃)
難溶電解質的沉淀溶解平衡
溶解速率
沉淀速率
時間
速率
沉淀溶解平衡
AgCl沉淀溶解平衡的建立：
溶解
AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq)
沉淀
當v溶解＝ v沉淀時，得到飽和AgCl溶液，建立溶解平衡
難溶電解質的沉淀溶解平衡
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。
2、沉淀溶解平衡的建立
v溶解〉v沉淀 ，固體溶解；
v溶解 =v沉淀 ，溶解平衡；
v溶解くv沉淀 ，析出晶體。
難溶電解質用“s”標明狀態，溶液中的離子用“ ”標明狀態，并用“ ”連接。

aq
請寫出BaSO4、CaCO3、Ag2S的沉淀溶解平衡表達式。
Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)
CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO (aq)
2
3
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO (aq)
2
4
3、沉淀溶解平衡方程式：
練習：書寫碘化銀、氫氧化鎂溶解平衡方程式
特別提醒　
沉淀溶解平衡方程式中各物質要標明聚集狀態。
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、生成難溶電解質的離子反應的限度
反應完全的標志
對于常量的化學反應來說，化學上通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于 時，沉淀就達完全。
1×10-5
根據本節課所學內容，請思考如何使沉淀反應完成后，溶液中的Ag+濃度能夠盡量?。磕隳芟氤鰩追N辦法？
c(Ag+) c(Cl-) m（AgCl） 移動方向
升溫
加水
加AgNO3
通HCl
加少量 氨水
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
25℃下，AgCl固體的飽和溶液中存在：
AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)
5.影響難溶電解質溶解平衡的因素：
a、絕對不溶的電解質是沒有的當溶液中殘留的離子濃度< 1 ×10-5mol/L時，沉淀就達到完全。
b、同是難溶電解質，溶解度差別也很大。
c、易溶電解質做溶質時只要是飽和溶液也可 存在溶解平衡。
①內因：電解質本身的性質
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。
特例：
Ca(OH)2
特例：a.隨溫度變化不明顯：NaCl
b.隨溫度升高反而降低：Ca(OH)2
c.與水任意比混溶：乙醇等
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
1.定義：在一定溫度下，難溶物達到沉淀溶解平衡狀態時，飽和溶液中各離子濃度化學計量數次方的乘積。
2.表達式：
對于反應MmAn(s) mMn+(aq)+nAm-(aq)，
Ksp =[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n
【試一試】寫出下列難溶物沉淀溶解平衡和溶度積表達式:
BaSO4
Fe(OH)3
Ag2CrO4
Cu(OH)2
算一算：已知25℃Ksp[Fe(OH)3]≈2.7×10-39，氫氧化鐵飽和溶液中c(OH-)≈_______________,pH ≈ 。
3×10-10 mol/L
4.7
二.　溶度積常數及溶度積規則
總結感悟
常見難溶電解質的溶度積與溶解度（25°C）
Ksp
Ksp
1.8×10-10
5.4×10-13
8.5×10-17
1.1×10-10
2.6×10-39
5.0×10-9
1.5×10-4
8.4×10-6
2.1×10-7
2.4×10-3
3.0×10-9
7.1×10-4
CaCO3
BaSO4
Fe(OH)3
比較AgCl AgBr AgI在水中的溶解能力:____________
比較BaSO4、CaCO3在水中的溶解能力:__________
比較AgCl、 Fe(OH)3在水中的溶解能力:______ ______
AgCl ＞ AgBr ＞ AgI
CaCO3〉 BaSO4
AgCl＞Fe(OH)3
溶解平衡常數—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。
注意：當化學式所表示的組成中陰陽離子個數比相同時，Ksp越大，難溶電解質在水中的溶解能力越強（不同時，不能用Ksp直接比較）
Ksp = 1.8×10-10
Ksp = 5.0×10-13
Ksp = 8.3×10-17
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
AgBr(s) Ag+(aq) + Br-(aq)
AgI(s) Ag+(aq) + I-(aq)
相同類型的難溶電解質，在同溫度下，Ksp越大，溶解度越大；不同類型的難溶電解質，應通過計算才能進行比較。
對同類型的難溶電解質，如AgCl、AgBr、AgI，在相同溫度下，Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)＞Ksp(AgI)，則溶解度 。
S(AgCl)〉 S(AgBr)〉S(AgI)
思考交流：已知硫化亞鐵、硫化銅、硫化鋅的溶度積分別為：
3.7×10－19
8.5×10－45
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＋
5. 溶度積與溶解度之間的換算
例1：298 K時硫酸鋇的溶解度為1.04×10-5 mol·L-1，如果在0.010 mol·L-1的硫酸鈉溶液中,BaSO4的溶解度是多少？
解：①先求Ksp BaSO4 Ba2+ + SO42-
1.04×10-5 1.04×10-5
　 Ksp= c(Ba2+) · c(SO42-) =1.04×10-5×1.04×10-5 =1.08×10-10
②求S Na2SO4 === 2Na+ + SO42- BaSO4 Ba2+ + SO42-
0.01 0.01 初 0 .01
平衡 S S+0.01≈0.01
Ksp= c(Ba2+) · c(SO42-)=S×0.01
　　S=Ksp/0.01=1.08×10-10/0.01 =1.08×10-8 mol·L-1
　　S<<0.01,即前面的近似是合理的。
答：溶解度是1.08×10-8 mol·L-1。
已知Ksp,AgCl＝1.8 10-10， Ksp,Ag2CrO4＝1.9 10-12，試求AgCl和Ag2CrO4的溶
解度（用g/L表示）
解：設AgCl的濃度為c1（mol／L),則：
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
平衡 c1 c1
①Ksp=c12 ;S1=1.34×10-5mol/L×143.5g/mol÷10
S1=1.92×10-4 g/L
② Ksp=4c23 ;S2=7.8×10-5mol/L×332g/mol ÷10
S2=2.59×10-3 g/L
在水中：AgCl溶解度小于Ag2CrO4的溶解度
在水中：AgCl溶解度小于Ag2CrO4的溶解度
解：設Ag2CrO4的濃度為c2（mol／L),則：
Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)
平衡態 2c2 c2
6.溶度積規則
①離子積(Q)
Q＝Cm (An+) ×Cn (Bm－)
Q稱為離子積，其表達式中離子濃度是任意的， 為此瞬間溶液中的實際濃度，所以其數值不定，但對一難溶電解質，在一定溫度下，Ksp 為一定值。
②溶度積規則
Q >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 =Ksp ）
Q =Ksp 時，沉淀與飽和溶液的平衡
Q （此時Q =Ksp ）
離子的濃度積Q和離子積Ksp的關系：
AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq)
例1：AgCl的Ksp=1.80×10-10,將0.001 mol/L NaCl和0.001 mol/L AgNO3 溶液等體積混合,是否有AgCl 沉淀生成
解：兩溶液等體積混合后, Ag+ 和Cl-濃度都減小到原濃度的1/2。
c(Ag+)=c(Cl-)=1/2×0.001=0.000 5(mol/L)
在混合溶液中,則Q =c(Ag+) · c(Cl-)=(0.000 5)2=2.5 ×10-7
因為Q＞Ksp,所以有AgCl 沉淀生成。
例2： 在1L含1.0×10-3mol·L-1 的SO42-溶液中，注入0.01mol BaCl2溶液（假設溶液體積不變）能否有效除去SO42- 已知:Ksp(BaSO4)= 1.1×10-10
解：c(Ba2+)=0.01mol/L, c(SO42-)=0.001mol/L,
生成BaSO4沉淀后，Ba2+過量，
過量的c[Ba2+]=0.01-0.001=0.009(mol/L).
溶液中殘留的c[SO42-]=Ksp/c[Ba2+]
= 1.1×10-10/9.0×10-3=1.2×10-8(mol/L)
因為，殘留的c[SO42-]=1.2×10-8mol/L<1.0×10-5mol/L
所以， SO42-已沉淀完全，即有效除去了SO42-。
注意：當剩余離子即平衡離子濃度﹤10-5mol/L時，認為離子已沉淀完全或離子已有效除去。

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