资源简介

(共22张PPT)
第三单元 水溶液中的离子反应与平衡
第四节 沉淀溶解平衡
第1课时 难溶电解质的沉淀溶解平衡
学习目标
1.正确理解难溶物的概念和正确表达其平衡
2.能通过实验证明难溶电解质沉淀溶解平衡的存在，进一步发展粒子观、平衡观
3.能根据化学平衡原理分析难溶电解质沉淀溶解平衡的本质，理解外界因素对难溶电解质沉淀溶解平衡的影响。
4.了解溶度积和离子积的关系，学会由此判断反应进行的方向
新课导入
1.旧知链接：离子反应发生的条件有哪些？
生成易挥发物质、难电离物质、难溶电解质
2.等体积、等浓度AgNO3的溶液和NaCl溶液混合且充分反应，上层清液中是否存在Ag+和Cl- 请讨论并设计实验。
任务一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
【实验探究】将 2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液滴入2 mL 0.1 mol/L AgNO3 溶液中，充分反应
取上层清液适量
白色沉淀
黄色沉淀
现象:
原因:
Ag+ + I- = AgI↓
Ag+ + Cl- = AgCl↓
结论:
上层清液中含有Ag+和Cl-
回忆：溶解度的定义？
在一定的温度下，某物质在100克溶剂(通常是水)里达到饱和状态时所溶解的质量
200C时，溶解性与溶解度的大小关系
10g
1g
0.01g
易溶
可溶
微溶
难溶
任务一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
【分析】课本P79资料卡片
AgCl
AgBr
Ag2S
BaSO4
Mg(OH)2
Fe(OH)3
Ag2SO4
Ca(OH)2
CaSO4
Ba(OH)2
AgNO3
BaCl2
习惯上将溶解度小于0.01 g的电解质称为难溶电解质。
难溶 绝对不溶
任务一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
【实验探究】将 2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液滴入2 mL 0.1 mol/L AgNO3 溶液中，充分反应
取上层清液适量
白色沉淀
黄色沉淀
现象:
原因:
Ag+ + I- = AgI↓
Ag+ + Cl- = AgCl↓
结论:
上层清液中含有Ag+和Cl-
【实验结论】
生成AgCl沉淀后，AgCl(s) 、Ag+(aq)、 Cl-(aq)在反应体系中共存
即使过量的NaCl也无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-脱离AgCl的表面进入水中，这一过程就是溶解
AgCl在溶液中存在两个过程：
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，这一过程就是沉淀
任务一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
沉淀速率
溶解速率
时间
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
反应起始：
充分反应后：
υ(沉淀)＝υ(溶解)
沉淀不再增多
达到沉淀溶解平衡
2、沉淀溶解平衡方程式：
1、概念：在一定温度下，当难溶电解质溶解和沉淀的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，溶液中各离子的浓度保持不变，这种平衡称为沉淀溶解平衡。
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl－(aq)
特别注意　
（1）沉淀溶解平衡方程式中各物质要标明聚集状态。
（2）要与AgCl电离方程式区分。
任务一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
【练习】请写出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过程
等：V(生成)＝V(溶解) ≠0
动：动态平衡
定：达到沉淀溶解平衡，溶质离子浓度保持不变
变：当条件改变，会建立新的平衡
任务一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
任务一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
（2）外因
a.浓度：加水，平衡向溶解方向移动
b.温度：升温，多数平衡向溶解方向移动
c.同离子效应：在饱和溶液中，加 入含有相同离子的强电解质时，溶解平衡会被抑制
a.绝对不溶的电解质是没有的 b.同是难溶电解质，溶解度差别也很大（P79）
（1）内因：电解质本身的性质
4、影响难溶电解质沉淀溶解平衡的因素：
任务一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
【实例分析】
25℃下，AgCl固体的饱和溶液中存在：AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)
c(Ag+) c(Cl-) m（AgCl） 移动方向
升温
加水
加AgNO3
通HCl
加少量 NaI
增大
减小
增大
增大
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
减小
减小
不变
不变
正向
正向
正向
逆向
逆向
任务一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) 一定温度下, 把AgCl分别放入
【交流讨论】
①100ml硝酸钠溶液;
②100ml 0.1mol/L的食盐水;
③100ml 0.1mol/L的AlCl3溶液。
的c(Ag+)由大到小的顺序是：
①②③
任务二 溶度积常数
【问题探究】将 2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液滴入2 mL 0.1 mol/L AgNO3 溶液中，充分反应后，溶液中剩余Ag+的浓度是多少？
涉及化学平衡的计算常需要哪些数据？
任务二 溶度积常数
1、定义：达到沉淀溶解平衡时，难溶电解质电离出的离子浓度的幂之积为一常数，称为溶度积常数或溶度积。用Ksp表示。
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl－(aq)
Ksp= c(Ag+ ).c(Cl-)
对AmBn(s)
AmBn(s) mAn+(aq)＋nBm－(aq)
2、表达式：Ksp＝Cm (An+) ×Cn (Bm－)
BaSO4 Fe(OH)3 Ag2CrO4
练习：写出下列物质的溶度积常数表达式：
几种难溶电解质的溶度积（25℃）P122
任务二 溶度积常数
【问题探究】将 2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液滴入2 mL 0.1 mol/L AgNO3 溶液中，充分反应后，溶液中剩余Ag+的浓度是多少？
【分析】
查知：Ksp (AgCl)= 1.8×10-10
因为氯化钠和硝酸银恰好完全反应
Ksp＝C (Ag+) ×C (Cl－)= 1.8×10-10
C (Ag+)=1.34×10-5mol/L
任务二 溶度积常数
3.影响因素：
Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。与沉淀的量和离子浓度无关。
温度一定, Ksp是常数。
4. Ksp的意义：
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
一般来说，Ksp越小，溶解度越小。
【特别提醒】①对于同类型物质(如AgCl、AgBr、AgI等)，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。②对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱。
任务二 溶度积常数
【思考交流】
已知硫化亚铁、硫化铜、硫化锌的溶度积分别为：Ksp (FeS)= 3.7×10－19、Ksp (CuS)= 8.5×10－45、Ksp (ZnS)= 1.2×10－23
向等浓度FeCl2、CuSO4、ZnSO4中滴加0.01mol/LNa2S溶液时Fe2＋、Zn2 ＋ 、Cu2＋沉淀的先后顺序是：
Cu2＋、Zn2+、Fe2＋
任务二 溶度积常数
5、溶度积的应用
(1)判断是否达到沉淀溶解平衡，即在一定条件下沉淀能否生成或溶解。
离子积(Q)：对于AmBn(s)) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。①Q c>Ksp时，沉淀从溶液中析出（溶液过饱和），体系中不断析出沉淀，直至达到平衡（此时Q c =Ksp ）②Q c =Ksp 时，沉淀与饱和溶液的平衡③Q c 任务二 溶度积常数
5、溶度积的应用
(2)用于比较生成沉淀的顺序。
例1、已知Ksp(AgCl)= 1.8×10-10，Ksp(Ag2CrO4)= 1.1×10-12，向浓度均为0.01mol·L-1的Cl-和CrO42-的混合液中滴加AgNO3溶液，Cl-和CrO42-谁优先沉淀？
AgCl沉淀时需要的离子浓度小，AgCl先沉淀
解：Ksp(AgCl) = c(Ag+) · c(Cl-)= 1.8×10-10
c(Ag+) =1.8×10-8
Ksp(Ag2CrO4) = c2(Ag+) · c(CrO42-)= 1.1×10-12
c(Ag+) =1.05×10-5
任务二 溶度积常数
5、溶度积的应用
(3)计算使某离子沉淀完全时所需溶液的pH。
例2、实验测得某水样中的铁离子的浓度为6×10-6mol·L-1若要使水中的铁离子转化为沉淀，则溶液的pH值至少要控制在多少以上？[已知Fe(OH)3的Ksp为2.6×10-39]
一般情况，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5 mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了。
解：设溶液中的OH-离子的浓度最少为X才能使水中的铁离子转化为沉淀
Ksp=c(Fe3+) ·c3(OH-)=2.6×10-39 =6×10-6×a3
求得a=7.57×10-12mol·L-1=c(OH-)
c(H+)=1.32×10-3mol·L-1
pH=2.88
思维构建

展开更多......

收起↑