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第四节 沉淀溶解平衡
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
学习目标
1. 认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡，能通过实验证明难溶电解质沉淀溶解平衡的存在，进一步发展离子观、平衡观。
2. 通过实验了解沉淀的生成、溶解与转化，并能应用化学平衡理论解释。
3.学会通过比较Q与 Ksp 的大小判断难溶电解质的沉淀与溶解，学会从定量的角度分析沉淀的生成与转化。
复习导入
1.我们研究的很多反应都是在水溶液中进行的，而我们把有离子参与的化学反应称之为离子反应，那么同学们还记得离子反应发生的条件是什么吗？
2.向2mL0.1mol/LNaCl溶液中滴加几滴0.1mol/LAgNO3溶液，有何现象？当两种溶液NaCl和AgNO3的物质的量相同且充分反应时，溶液中还有没有Ag+和Cl-？
有易挥发、难溶物质或弱电解质生成
有白色沉淀生成，发生离子反应为：Ag++Cl-===AgCl↓
人们习惯上将溶解度小于 的电解质称为难溶电解质。
0.01g
难溶电解质的沉淀溶解平衡
化学式 溶解度/g 化学式 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
几种电解质的溶解度
“溶”是绝对的，“不溶”是相对的。
在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列动态平衡：
难溶电解质的沉淀溶解平衡
1.沉淀溶解平衡的建立
从固体溶解和沉淀生成的角度，AgCl在溶液中存在两个过程：一方面，在水分子作用下，少量Ag+和Cl-脱离AgCl的表面进入水中——溶解；另一方面，溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl的表面析出——沉淀。
AgCl (s) Ag+(aq)+Cl- (aq)
在一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了 。
人们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。
难溶电解质的沉淀溶解平衡
v(溶解)=v(沉淀),
达到沉淀溶解平衡
沉淀
溶解
沉淀溶解平衡建立过程示意图
反应速率
t0
t1
动态平衡， V溶解≠0， V沉淀≠0
难溶电解质的沉淀溶解平衡
2.沉淀溶解平衡的特征
V溶解＝V沉淀
达到平衡时，溶液中各离子浓度不变
当外界条件改变时，沉淀溶解平衡发生移动，达到新的平衡
可逆反应
等
动
定
变
逆
难溶电解质的沉淀溶解平衡
Ksp＝cm(Mn＋)×cn(Am—)
3. 溶度积常数（Ksp）
MmAn(s) mMn+(aq)+nAm-(aq)
溶解平衡：
①Ksp的大小与难溶电解质的性质和温度有关。
②Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。相同类型的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶。
Ksp (AgCl) > Ksp ( AgBr) > Ksp ( AgI)
②判断给定条件下沉淀能否生成或溶解
任意时刻：
Qc＝cm(Mn＋) × cn(Am—) Qc离子积
4.溶度积常数的应用：
a. Q ＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出；
b. Q ＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；
c. Q ＜Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出。
①利用Ksp比较难溶电解质的溶解度的大小
③由Ksp计算溶液中某离子的浓度
难溶电解质的沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡的影响因素
（1）内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
（2）外因
浓度：加水稀释，平衡向溶解的方向移动
温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；少量平衡向生成沉淀的方向移动
同离子效应：加入难溶物相应的离子，平衡向生成沉淀的方向移动
其他：加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向溶解的方向移动
沉淀溶解平衡的应用
1.沉淀的溶解与生成
原理：通过改变条件使溶解平衡移动，最终使溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为溶液中的离子。
判断：在难溶电解质溶液中，根据Qc 与 Ksp关系。
应用：
①利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
②用来解释某些生活现象。如溶洞中石笋、钟乳石的形成。
（1）沉淀的生成
沉淀溶解平衡的应用
Fe3+ + 3NH3·H2O === Fe(OH)3↓ + 3NH4+
H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋
①调节pH法：如加入氨水调节pH至7~8，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。
②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使Cu2+、Hg2+ 等生成极难溶的硫化物CuS、HgS沉淀。
利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生；其次希望沉淀反应完成后，溶液中剩余离子的浓度能够尽量小。
(2)如何使沉淀反应完成后，溶液中剩余离子的浓度能够尽量小
(1)如果要除去某溶液中的SO42-，你选择加入钙盐还是钡盐 为什么
加入钡盐。因为Ksp (BaSO4)可以增大所用沉淀剂的浓度。
沉淀溶解平衡的应用
思考
沉淀溶解平衡的应用
（1）要能除去溶液中指定的离子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入溶液的杂质离子还要便于除去，如沉淀NaNO3溶液中的Ag+，可用NaCl作沉淀剂。
（2）溶液中沉淀物的溶解度越小，离子沉淀越完全，如除去SO42-，选择 Ba2+ 比 Ca2+ 好。
（3）要注意沉淀剂的电离程度，如欲使Mg2+沉淀为Mg(OH)2，用NaOH作沉淀剂比用氨水的效果要好。
选择沉淀剂的原则：
②盐溶液溶解法
如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式：
沉淀溶解平衡的应用
CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑
Mg(OH)2＋2NH4+ ===Mg2＋＋2NH3·H2O
AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O
(2)沉淀的溶解
①酸溶解法
如：CaCO3溶于盐酸，离子方程式：
③氧化还原溶解法
如：不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。
④配位溶解法
如：AgCl溶于氨水，离子方程式为:
沉淀溶解平衡的应用
2.沉淀的转化
实验 操作 向盛有2 mL 0.1 mol/L NaCI溶液的试管中滴加2滴0.1mol/L AgNO3溶液 振荡试管，然后向其中滴加4滴0.1 mol/L KI溶液 振荡试管，然后再向其中滴加8滴0.1 mol/L Na2S溶液
实验 现象
化学方程式
结论 溶解度由小到大： 。 Ag2S＜AgI＜AgCl
有白色沉淀生成
白色沉淀转为黄色沉淀
黄色沉淀转为黑色沉淀
NaCl + AgNO3 ===
AgCl↓+NaNO3
AgCl + KI ===
AgI + KCl
2AgI + Na2S===
Ag2S + 2NaI
【实验3-4】
沉淀溶解平衡的应用
结论解释：以AgCl沉淀转化为AgI沉淀为例。
物质 Ksp 溶解度/g
AgCl 1.8×10-10 1.5×10-4
AgI 8.5×10-17 9.6×10-9
Ksp (AgCl)＜Ksp (AgI)，即 AgI 在水中的溶解度远比 AgCl 的溶解度小，当向 AgCl 沉淀中滴加KI溶液中，溶液中 Ag+ 和 I- 的离子积Q(AgI) ＞Ksp (AgI)，因此，Ag+ 和 I- 结合成 AgI 沉淀，导致 AgCl的沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，直至建立新的沉淀溶解平衡。
沉淀溶解平衡的应用
【实验3-5】
实验操作 向盛有2 mL 0.1 mol/L MgCl2溶液的试管中滴加2~4滴2 mol/L NaOH溶液 向上述试管中滴加4滴0.1 mol/L FeCl3溶液，静置
实验现象
化学方程式
结论 溶解度由小到大： 。 Fe(OH)3＜Mg(OH)2
有白色沉淀生成
白色沉淀转化为红褐色沉淀
MgCl2 + 2NaOH===
Mg(OH)2↓ + 2NaCl
3Mg(OH)2 + 2FeCl3
2Fe(OH)3 + 3MgCl2
沉淀溶解平衡的应用
结论解释：
物质 Ksp 解释
Mg(OH)2 5.6×10-12 Ksp［Fe(OH)3］＜Ksp［Mg(OH)2］，向 Mg(OH)2 沉淀中滴加 FeCl3 溶液时，溶液中的 OH- 和 Fe3+ 的离子积——Q［Fe(OH)3］＞Ksp［Fe(OH)3］，溶液中逐渐生成 Fe(OH)3 沉淀
Fe(OH)3 2.8×10-39 方程式
Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+ 2OH-(aq)
+
Fe3+(aq)
Fe(OH)3(s)
3Mg(OH)2(s) + 2Fe3+(aq) 3Mg2+(aq) + 2Fe(OH)3(s)
沉淀溶解平衡的应用
沉淀转化的应用：锅炉除水垢、自然界中矿物的转化等。
沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。
沉淀转化的特点：
①一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。
②两种难溶物的溶解度差别越大，转化越容易。
1.沉淀溶解平衡
2.溶度积
特征
定义
影响因素
逆、
等、
动、
定、变
外因
内因
浓度
温度
同离子效应
化学反应
Ksp=[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n
应用
性质
与离子积的关系
3.应用
沉淀的溶解
沉淀的生成
沉淀的转化
课堂小结
谢 谢

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