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第四单元　沉淀溶解平衡
课时1　沉淀溶解平衡与溶度积
专题3　水溶液中的离子反应
1.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡，能通过实验证明难溶电解
质沉淀溶解平衡的存在，进一步发展粒子观、平衡观。理解
外界因素对难溶电解质沉淀溶解平衡的影响。
2.了解溶度积和溶液中的离子浓度幂之积的关系，建立根据溶
度积判断反应进行的方向的思维模型。
[学习目标]
温故知新
难溶电解质在水中溶解了吗？
Mg(OH)2固体
蒸馏水
振荡
化学式 溶解度/g (20℃) 物质
颜色
Mg(OH)2 9×10－4 白色
交流讨论
一、沉淀溶解平衡原理
1.25 ℃时，溶解性与溶解度的关系
思考：通常我们所说的难溶物是不是真的不溶呢？
难溶 ≠ 完全不溶
一、沉淀溶解平衡原理
2.实验探究沉淀溶解平衡的存在
实验操作(如图)。
上层清液中出现黄色沉淀
结论：原上层清液中含有I-，PbI2固体在水中存在溶解平衡。
PbI2(s)　　Pb2++2I-
3.以AgCl为例分析沉淀溶解平衡建立的过程
AgCl在溶液中存在下述两个过程：
溶解过程：在水分子作用下，少量Ag＋和 Cl-脱离AgCl的表面进入水中。
沉淀过程：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。
υ(沉淀) ＝ υ(溶解)
沉淀不再增多
达到沉淀溶解平衡
充分反应
一、沉淀溶解平衡原理
3.以AgCl为例分析沉淀溶解平衡建立的过程
AgCl的沉淀溶解平衡方程式：AgCl(s)　　Ag++Cl-。
注意区分AgCl电离：AgCl===Ag++Cl-。
v(溶解)=v(沉淀)
v
v(溶解)
v(沉淀)
t
在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。
一、沉淀溶解平衡原理
4.沉淀溶解平衡的特征
v(溶解)=v(沉淀)
v
v(溶解)
v(沉淀)
t
变—— 当外界条件改变时，沉淀溶解平衡发生移动
等—— v溶解 ＝ v沉淀 ≠ 0
动—— 动态平衡，溶解和沉淀仍在进行
定—— 平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变
一、沉淀溶解平衡原理
(1)内因（决定性因素）：难溶电解质本身的性质。
(2)外因：
——符合“勒夏特列原理”
①温度：升高温度，多数沉淀溶解平衡向溶解方向移动；少数沉淀溶解平衡
向生成沉淀方向移动，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。
③同离子：加入与难溶电解质构成相同的离子，平衡向生成沉淀方向移动。
②浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。
5.难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素
④其他：加入可与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡
溶解方向移动。
一、沉淀溶解平衡原理
思考交流
(1)AgCl达到沉淀溶解平衡时，其溶解速率与沉淀速率相等，c(Ag+)和c(Cl-)均不变
(2)BaSO4在相同物质的量浓度的硫酸钠和硫酸铝溶液中的溶解度相同
(3)升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动
(4)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀硫酸代替H2O来洗涤BaSO4沉淀
(5)向一定量的饱和NaOH溶液中加入少量Na2O固体，恢复到原来温度时，溶液中的Na+总数不变
√
×
×
√
×
1.正误判断
一、沉淀溶解平衡原理
思考交流
一、沉淀溶解平衡原理
2.以AgCl为例：AgCl(s)　　Ag++Cl-　ΔH>0，完成下表。
外界条件 移动方向 c(Ag+)
升高温度
加水(固体有剩余)
加入少量AgNO3
加入Na2S
通入HCl
通入NH3
右移
增大
右移
不变
左移
增大
右移
减小
左移
减小
右移
减小
思考交流
一、沉淀溶解平衡原理
3.已知溶液中存在平衡：Ca(OH)2(s)　 　Ca2++2OH-　ΔH<0，下列有关该平衡体系的说法正确的是　　　(填序号)。
①升高温度，平衡逆向移动　②向溶液中加入少量碳酸钠粉末能增大钙离子的浓度　③除去氯化钠溶液中混有的少量钙离子，可以向溶液中加入适量的NaOH溶液　④恒温下，向溶液中加入CaO，溶液的pH升高　⑤给溶液加热，溶液的pH升高　⑥向溶液中加入Na2CO3溶液，其中固体质量增加　⑦向溶液中加入少量NaOH固体，Ca(OH)2固体质量不变
①⑥
1.概念
难溶电解质的沉淀溶解平衡也存在平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp。
3.影响因素
二、溶度积常数
如：Fe(OH)3(s)　　Fe3++3OH- Ksp=c(Fe3+)·c3(OH-)
2.表达式
AmBn(s) mAn＋＋nBm－ Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
溶度积Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。
特别提醒　一般温度升高，Ksp增大，但Ca(OH)2 相反。
难溶物 Ksp(25 oC) 溶解度 难溶物 Ksp(25 oC) 溶解度
AgCl 1.8×10-10 1.5×10-4 BaSO4 1.1×10-10 2.4×10-4
AgBr 5.4×10-13 8.4×10-6 Fe(OH)3 2.6×10-39 3.0×10-9
AgI 8.5×10-17 2.1×10-7 Mg(OH)2 5.6×10-12 9.0×10-4
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
4.Ksp的意义
一般而言，对于同类型的物质，Ksp越小，溶解度越小。如AgCl、AgBr、AgI。
对于不同类型的物质，溶解度应根据Ksp计算后得出饱和溶液中溶质的物质的量浓度。如BaSO4、Mg(OH)2。
二、溶度积常数
5.应用
③ cm(An＋)·cn(Bm－)(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。
对于AmBn(s)　　mAn++nBm-，
① cm(An＋)·cn(Bm－)>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出。
② cm(An＋)·cn(Bm－)＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
二、溶度积常数
二、溶度积常数
(2)用于比较生成沉淀的顺序。
例如向含有等浓度Br-、Cl-和Cr的溶液中滴加AgNO3溶液，可利用AgBr、AgCl、Ag2CrO4三种银盐的Ksp计算出产生三种沉淀所需Ag+的浓度，从而确定三种阴离子形成沉淀的顺序。
(3)计算使某离子沉淀完全时所需溶液的pH。
中学化学中一般认为当离子浓度小于10-5 mol·L-1时即沉淀完全，因此可依据金属氢氧化物的Ksp求出当金属离子沉淀完全时溶液的pH。
5.应用
思考交流
(1)向AgCl、AgBr的混合饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
(2)向NaCl、NaI的混合稀溶液中滴入少量稀AgNO3溶液，有黄色沉淀生成，则Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)
(3)AgCl的Ksp=1.8×10-10，则在任何含AgCl固体的溶液中，c(Ag+)=c(Cl-)
=×10-5 mol·L-1
×
×
√
1.正误判断
二、溶度积常数
思考交流
2.已知几种难溶电解质在25 ℃时的溶度积如表。
化学式 Ksp
AgCl 1.8×10-10
AgBr 5.4×10-13
AgI 8.5×10-17
Ag2S 6.3×10-50
Mg(OH)2 5.6×10-12
Fe(OH)2 4.9×10-17
请思考下列问题：
(1)25 ℃时AgCl(s)、AgBr(s)、AgI(s)溶于水形成的饱和溶液中，c(Ag+)大小关系能否直接判断？三种物质的溶解能力由大到小排序如何？
能。溶解能力由大到小：AgCl>AgBr>AgI。
二、溶度积常数
二、溶度积常数
思考交流
(2)AgCl、Mg(OH)2哪个更难溶？
Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)=c2(Ag+)=1.8×10-10，c(Ag+)≈1.34×10-5 mol·L-1，即AgCl的溶解浓度为1.34×10-5 mol·L-1；Ksp[Mg(OH)2]=c(Mg2+)·c2(OH-)=4c3(Mg2+)=5.6×10-12，c(Mg2+)≈1.12×10-4 mol·L-1，即Mg(OH)2的溶解浓度为1.12×10-4 mol·L-1，则AgCl更难溶。
本节内容结束

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