3.4.1難溶電解質的沉淀溶解平衡（課件）高二化學（人教版2019選擇性必修1）

第三單元水溶液中的離子反應與平衡第四節(jié)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(fā)展粒子觀、平衡觀3.能根據(jù)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(fā)生的條件有哪些？生成易揮發(fā)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2mL0.1mol/LNaCl溶液滴入2mL0.1mol/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(xiàn)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(tài)時所溶解的質量200C時，溶解性與溶解度的大小關系10g1g0.01g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AgClAgBrAg2SBaSO4Mg(OH)2Fe(OH)3Ag2SO4Ca(OH)2CaSO4Ba(OH)2AgNO3BaCl2

習慣上將溶解度小于0.01g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2mL0.1mol/LNaCl溶液滴入2mL0.1mol/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(xiàn)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(tài)，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(tài)。（2）要與AgCl電離方程式區(qū)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(tài)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(shù)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;

②100ml0.1mol/L的食鹽水;③100ml0.1mol/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(shù)【問題探究】將2mL0.1mol/LNaCl溶液滴入2mL0.1mol/LAgNO3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(shù)據(jù)？

任務二溶度積常數(shù)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(shù)，稱為溶度積常數(shù)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－)BaSO4Fe(OH)3Ag2CrO4

練習：寫出下列物質的溶度積常數(shù)表達式：幾種難溶電解質的溶度積（25℃）P122任務二溶度積常數(shù)【問題探究】將2mL0.1mol/LNaCl溶液滴入2mL0.1mol/LAgNO3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－)=1.8×10-10C

(Ag+)=1.34×10-5mol/L任務二溶度積常數(shù)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(shù)。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?！咎貏e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(jù)，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(shù)【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(shù)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－)。①Qc>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Qc=Ksp

）②Qc

=Ksp

時，沉淀與飽和溶液的平衡③Qc<Ksp

時，溶液不飽和，若體系中有沉淀，則沉淀會溶解直至達到平衡（此時Qc=Ksp

）任務二溶度積常數(shù)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(yōu)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-)=1.8×10-10c(Ag+)=1.8×10-8Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)·c(CrO42-)=1.1×10-12c(Ag+)=1.05×10-5任務二溶度積常數(shù)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