人教版高中化學選修4：化學反應原理 　難溶電解質的溶解平衡

第四節(jié)難溶電解質的溶解平衡第一頁，共三十三頁。第二頁，共三十三頁。第三頁，共三十三頁。第四頁，共三十三頁。人教版選修4·化學反應原理

第三章水溶液中的離子平衡第四節(jié)難溶電解質的溶解平衡（第1課時）第五頁，共三十三頁。1.什么是飽和溶液？

在一定溫度下，在一定量的溶劑里，不能再溶解某種溶質的溶液，叫做這種溶質的飽和溶液。復習2.如何判斷某NaCl溶液是否已經達到飽和？第六頁，共三十三頁。討論1：在NaCl的飽和溶液中，再加入固體溶質，固體會不會繼續(xù)溶解？是否發(fā)生著溶解過程？第七頁，共三十三頁。飽和NaCl溶液形狀不規(guī)則的NaCl固體形狀規(guī)則的NaCl固體

一晝夜后觀察發(fā)現(xiàn)：固體變?yōu)橐?guī)則的立方體；質量并未發(fā)生改變思考：從中你得到什么啟示？探究1：飽和溶液中v(結晶)=v(溶解)第八頁，共三十三頁。結論：NaCl的飽和溶液中存在溶解平衡探究2：在飽和NaCl溶液中加入濃鹽酸第九頁，共三十三頁?，F(xiàn)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

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？第十頁，共三十三頁?！緦嶒灐肯蚴⒂?mL0.1mol/LAgNO3溶液的試管中加入2mL0.1mol/LNaCl溶液。討論2：現(xiàn)象：有白色沉淀生成，說明溶液中依然有Ag+Cl-存在，即Ag＋和Cl－的反應不能進行到底。（1）是否恰好反應？（2）溶液中是否還含有Ag+和Cl-？【繼續(xù)實驗】取上層清液，滴加NaCl溶液，有何現(xiàn)象？說明了什么？

沉淀是難溶物，但不是絕對不溶，只不過溶解度很小，難溶物在水中存在溶解平衡。第十一頁，共三十三頁。

溶解AgCl(s)

Ag＋(aq)+2Cl-（aq)

沉淀

Ag+Cl-AgCl在水中溶解平衡思考：把AgCl固體加到水中都發(fā)生著怎樣的過程？初始狀態(tài)：Ｖ(溶解)>Ｖ(沉淀)溶解平衡：Ｖ(溶解)=Ｖ(沉淀)

得到飽和AgCl溶液，建立溶解平衡第十二頁，共三十三頁。化學式溶解度/g化學式溶解度/gAgNO3222Fe(OH)33x10-9Ag2SO40.796Mg(OH)29x10-4AgCl1.5x10-4Ca(OH)20.165AgBr8.4x10-6Ba(OH)23.89AgI3x10-7MgSO435.1Ag2S1.3x10-6CaSO40.21BaCl235.7BaSO42.4x10-4一、Ag＋和Cl－的反應真能進行到底嗎？討論3:從表格中你能獲得哪些信息？談談你對酸、堿和鹽的溶解度表中“溶”與“不溶”的理解。第十三頁，共三十三頁。200C時，溶解性與溶解度的大小關系溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度>10g1g~10g0.01g~1g<0.01g1、溶解是絕對的,不溶是相對的。2、沒有絕對不溶的電解質，難溶電解質都會發(fā)生微量溶解。3、生成沉淀的離子反應能發(fā)生的原因：生成物的溶解度很小。

化學上通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10-5mol/L，沉淀就達完全。第十四頁，共三十三頁。二、難溶電解質的溶解平衡1、概念：在一定條件下，難溶電解質___________的速率等于離子重新_____________的速率，溶液中各離子的濃度__________的狀態(tài)。（也叫沉淀溶解平衡)溶解成離子結合成沉淀保持不變2、溶解平衡的建立以AgCl(s)的溶解平衡為例第十五頁，共三十三頁。3、表達方法標明物質狀態(tài)和可逆符號【練習】寫出CaCO3、Mg(OH)2的溶解平衡表達式和電離方程式？CaCO3(s)?Ca2+(aq)+CO32-(aq)Mg(OH)2(s)?Mg2+(aq)+2OH-(aq)CaCO3=Ca2++CO32-

Mg(OH)2

?Mg2++2OH-

第十六頁，共三十三頁。逆——溶解與沉淀互為可逆等——V溶解=V沉淀（結晶）動——動態(tài)平衡，V溶解=V沉淀≠0定——達到平衡時，溶液中離子濃度不再改變變——當外界條件改變，溶解平衡將發(fā)生移動4、溶解平衡的特征逆、等、動、定、變第十七頁，共三十三頁。5、沉淀溶解平衡的影響因素（1）內因：難溶電解質本身的性質是主要因素。（2）外因①溫度：絕大多數(shù)難溶電解質的溶解是吸熱的升溫，平衡向溶解方向移動(Ca(OH)2除外)第十八頁，共三十三頁。②濃度：加水稀釋：平衡向溶解方向移動同離子效應：向平衡體系中加難溶物相應的離子，平衡向沉淀方向移動化學反應：向平衡體系中加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，平衡向沉淀溶解方向移動。第十九頁，共三十三頁。（3）實例改變條件平衡移動方向C（Ag+）C（Cl-）

以AgCl為例：AgCl（S）?

Ag+(aq)+Cl-(aq)正向升高溫度增大增大加AgNO3(s)增大逆向

減小加Na2S(s)正向

減小增大通HCl增大逆向

減小加少量水正向不變不變第二十頁，共三十三頁。當氫氧化鈣固體在水中達到溶解平衡Ca(OH)2（S）Ca2+(aq)+2OH-(aq)時，為使氫氧化鈣固體的量減少，需加入少量的（雙選）（）

ANH4NO3BNaOHCCaCl2DNaHSO4練習ＡＤ第二十一頁，共三十三頁。三.溶度積常數(shù)1.定義2.表達式

在一定溫度下，難溶電解質在溶液中達到沉淀溶解平衡時，其離子濃度冪的乘積為一個常數(shù)，稱之為溶度積常數(shù),簡稱溶度積，用Ksp表示。通式：AgCl(s)?Ag+(aq)+Cl-(aq)

則Ksp(AgCl)=c(Ag+)

·c(Cl-)第二十二頁，共三十三頁。3.影響因素

只與難溶電解質本身的性質和溫度

化學式溶度積化學式溶度積AgCl1.8x10-10Fe(OH)34.0x10-38Ag2SO41.4x10-5Mg(OH)21.8x10-11Ag2S6.3x10-50MgCO36.8x10-6BaSO41.1x10-10Cu(OH)22.2x10-20CaCO32.8x10-9CuS6.3x10-36幾種難溶電解質的溶度積(25℃)第二十三頁，共三十三頁。例1：25℃時，Ksp

(AgBr)=

5.0×10-10，求AgBr的飽和溶液中的c(Ag+)和c(Br-)。例2：25℃時，Ksp

[Mg(OH)2]=

1.8×10-11，求Mg(OH)2的飽和溶液中的C(Mg2+)和c(OH-)C(Mg2+)=1.65×10-4，c(OH-)=3.3×10-4c(Ag+)=c(Br-)=2.2×10-5練習第二十四頁，共三十三頁。4.溶度積規(guī)則

溶液過飽和,有沉淀生成處于沉淀溶解平衡溶液不飽和，加入固體將溶解溶液中有關離子濃度冪的乘積—離子積Qc第二十五頁，共三十三頁。

例1：在100mL0.01mol/LKCl溶液中，加入1mL0.01mol/LAgNO3溶液，下列說法正確的是(AgCl的Ksp=1.8×10-10)（）A、有AgCl沉淀析出B、無AgCl沉淀C、無法確定D、有沉淀但不是AgClAc(Cl-)=(0.01×0.1)÷0.101=9.9×10-3mol/Lc(Ag+)=(0.01×0.001)÷0.101=9.9×10-5mol/LQc=9.9×10-3×9.9×10-5=9.8×10-7>Ksp練習第二十六頁，共三十三頁。例2：將5mL1×10-5mol/L的AgNO3溶液和15mL4×10-5mol/L的K2CrO4溶液混合時，有無磚紅色Ag2CrO4沉淀生成？已知Ag2CrO4的Ksp=9×10-12

c(Ag＋)=2.5×10-6mol/L

c(CrO42-)=3×10-5mol/L

Qc＝c(Ag＋)2·c(CrO42-)＝(2.5×10-6mol/L)2×3×10-5

mol/L＝1.9×10－16由于Qc<Ksp，所以無Ag2CrO4沉淀生成。第二十七頁，共三十三頁。討論:溶度積和溶解度都可以表示難溶電解質在水中的溶解能力，分析下表，你將如何看待溶度積和溶解度的關系？第二十八頁，共三十三頁。類型化學式溶度積Ksp溶解度/gABAgBr5.0×10-138.4×10-6ABAgCl1.8×10-101.5×10-4A2BAg2CrO41.1×10-122.2×10-3A2BAg2S6.3×10-501.3×10-16

結論：相同類型的難溶電解質，

Ksp數(shù)值越小，溶解度越小。不同類型的難溶電解質，不能簡單根據(jù)Ksp大小判斷溶解度大小，必須經過換算才能得出結論。

一定條件下：第二十九頁，共三十三頁。

【小結提升】1.Ag＋和Cl－的反應真能進行到底嗎？2.難溶電解質的溶解平衡3.溶度積常數(shù)（1）概念（2）表達式（3）影響因