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文檔簡介

1、溶度積原理溶度積原理教學目標1、熟悉難溶電解質溶液的沉淀溶解平衡。2、掌握溶度積規(guī)則，能用溶度積規(guī)則判斷沉淀的生成和沉淀的溶解教學重點掌握溶度積規(guī)則。教學難點掌握溶度積規(guī)則。教學方法多媒體輔助講授法，啟發(fā)法教學時數30min學時教學過程一、溶度積常數在一定溫度下，將難溶電解質晶體放入水中時，就發(fā)生溶解和 沉淀兩個過程。在一定條件下，當溶解和沉淀速率相等時，便建立了 一種動態(tài)平衡?？杀硎救缦拢喝芙?+AgCl(s)沉淀-Ag (aq)+ Cl (aq)K = Ag +Cl-該常數稱為溶度積常數，簡稱溶度積，用 Ksp表示。、溶解一般沉淀反應：AnBm(s)沉淀 nAm+(aq)+mBn-(aq)

2、Ksp= Am+nBn-m溶度積常數的意義：一定溫度下，難溶強電解質飽和溶液中離子濃度 的系數次方之積為一常數。Ksp越大則難溶電解質在溶液中溶解趨勢 越大，反之越小。Ksp只與溫度有關。溫度一定，值一定，不論含不含其它離子。溶度積為一常數，在數據表中可查得。例：Fe(0H)3Fe3+ + 3OH-Ksp = Fe3+OH -3二、溶度積規(guī)則沉淀溶解平衡時：Ksp二Am+nBn-m非平衡態(tài)時：離子積J= c(A m+) nc(Bn-)m任意時刻離子濃度的系數次方的乘積沉淀一溶解平衡的反應商判據，即溶度積規(guī)則。溶度積規(guī)則：J Ksp過飽和溶液，沉淀析出，直至飽和為止。例：0.100 mol L-

3、1的MgCl2溶液和等體積同濃度的NH3水混合，會 不會生成 Mg(0H)2沉淀？已知 Ksp Mg(OH) 2 = 5.61 x 10-12, Kb (NH3) =1.77X 10-5。解：MgCl2溶液與NH3水等體積混合，兩者濃度均減半。c(Mg2+)= c (NH3)= 0.100/2=0.05 mol L-1 -c(NH3)/Kb500c(OH 一)= KbC1.77 10 0.05=9.41 x 10- 4 mol L-1J= c(Mg2+ ) c(OH- )2 =0.05x (9.41 x 10- 4)2 =4.4 x 10-8J Ksp生成 Mg(OH)2 沉淀。引深：若在MgCl2溶液與NH3水等體積混合前，先加入一定量 NH4CI,使其在混合液中濃度為0.5 mol L-1，是否還有沉淀？解:c(OH-) = Kb c(NH3)/c( NH4CI) =1.77x 10-6 mol L-1J = c(Mg2+ ) c(OH- )2=

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