3.4.1 难溶电解质的溶解平衡 课件 2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 §3.4.1　难溶电解质的沉淀溶解平衡 1 1、能描述沉淀溶解平衡，知道溶解平衡的特征 2、根据化学平衡理论，分析影响沉淀溶解平衡的因素 3、了解离子积与Ksp的相对大小跟沉淀溶解平衡的关系 目标引领 2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液 AgNO3溶液 KI溶液 白色沉淀生成 黄色沉淀生成 2 mL 0.1mol/L AgNO3溶液 步骤一 步骤二 取上层清液 提问： 1、实验说明了什么？ 2、明明已经沉淀完全，为什么溶液中还有Ag+？那还有Cl-吗？ 上层清液中有Ag+ 沉淀完全是相对的，没有真正沉淀完全的反应。 独立自学 3 思考：难溶物（氯化银）在水中的溶解的多吗？用什么来衡量？ 衡量物质溶解能力大小的物理量之一——溶解度 定义：就是在一定条件下，物质在100g溶剂（通常是水）里溶解的最大克数。 符号：S 单位：g 20 ℃时，溶解性与溶解度的关系 4 1、溶解是绝对的,不溶是相对的。 2、没有绝对不溶的电解质，难溶电解质都会发生微量溶解。 3、生成沉淀的离子反应能发生的原因：生成物的溶解度很小。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5 mol/L，就沉淀完全。 沉淀是难溶物，但不是绝对不溶，只不过溶解度很小。难溶物在水中也存在溶解平衡。 1、概念：在一定温度下，当难溶电解质v(溶解)=v(沉淀)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。 2、沉淀溶解平衡的建立 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 v溶解______v沉淀 ，固体溶解； v溶解______v沉淀 ，溶解平衡； v溶解______v沉淀 ，析出晶体。 > = < AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl-(aq) 溶解 沉淀 引导探究 莲塘一中 3、沉淀溶解平衡的表达式： 【注意】 状态：沉淀溶解平衡方程式中各物质要标明聚集状态。难溶电解质用“s”；溶液中的离子用“aq”； 符号：中间用“ ⇌ ”连接。 4、沉淀溶解平衡的特征： 逆、等、动、定、变 莲塘一中 注意与电离方程式进行对比； 沉淀溶解平衡可逆号两边的部分满足元素守恒、电荷守恒。 例如，像Ag2S这样的难溶电解质，注意Ag+的化学计量数是2，表示1molAg2S可以溶解生成2molAg+。 7 【练习】写出BaSO4、Ag2S、Fe(OH)3的沉淀溶解平衡表达式： 当堂诊学 1、内因：电解质本身的性质 在电解质的溶液中，不管是易溶（如NaCl)的，微溶的，难溶的电解质都存在着溶解平衡。只要是饱和溶液都存在溶解平衡。 二、沉淀溶解平衡的影响因素 引导探究 莲塘一中 2、外因 （1）温度： 升温，多数平衡向溶解方向移动。 【Ca(OH)2除外，溶解度随温度升高降低】 （2）浓度： 加水，平衡向溶解方向移动； 加相同离子，平衡向沉淀方向移动； 加能发生反应的物质：平衡向溶解方向移动。 Mg(OH)2 (s) ⇋ Mg2+ (aq) + 2OH-(aq) 莲塘一中 体系变化 条件 平衡移动方向 平衡后c(Mg2＋) 平衡后c(OH－) 升高温度 加水（有固体剩余） 加Mg(OH)2(s) 加MgCl2(s) 通入HCl 加入NaOH(s) Mg(OH)2 (s) ⇋ Mg2+ (aq) + 2OH-(aq) Mg(OH)2 固体的饱和溶液中存在： 正向移动 增大 增大 正向移动 不变 不变 不移动 不变 不变 逆向移动 增大 减小 正向移动 增大 减小 逆向移动 减小 增大 莲塘一中 1.定义： 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一常数，叫做溶度积常数，简称溶度积（Ksp）。 2.表达式： 对于反应 MmAn(s) ⇌ m Mn+(aq) + n Am-(aq) 三、溶度积常数及溶度积规则 引导探究 12 【试一试】写出下列难溶物沉淀溶解平衡和溶度积表达式: BaSO4 Fe(OH)3 Ag2CrO4 Ksp =() · c() Ksp =() · () Ksp =() · c() 13 3.影响因素： Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。 T↑，Ksp↑ [ Ca(OH)2 相反] 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。（注意：对于同类型物质，Ksp越小越难溶。） 相同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力小；不同类型的难溶电解质，应通过计算才能进行比较。 14 试比较AgCl、Mg(OH)2溶解度的大小？ Ksp( Mg(OH)2)= c(Mg2+)c2(OH-) =4 c3(Mg2+)= 5.6×10-12mol3·L-3 c(Mg2+)=1.12×10-4mol·L-1 即Mg(OH)2的溶解浓度为： 1.12×10-4mol·L-1 可以看到： AgCl的溶解度更小！ AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) Ksp= c(Ag+) c(Cl-) = 1.8×10-10 Mg(OH)2(s) Mg2+ (aq)+2OH- (aq) Ksp= c(Mg2+)c2(OH-) = 5.6×10-12 解： Ksp(AgCl)= c(Ag+) c(Cl-) =c2(Ag+)= 1.8×10-10mol2·L-2 c(Ag+)=1.34×10-5mol·L-1 即AgCl的溶解浓度为： 1.34×10-5mol·L-1 例 思考与讨论 类型 化学式 溶度积Ksp 溶解度/g AB AgBr 5.0×10-13 8.4×10-6 AB AgCl 1.8×10-10 1.5×10-4 A2B Ag2CrO4 1.1×10-12 2.2×10-3 A2B Ag2S 6.3×10-50 1.3×10-16 结论：相同类型的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小! 一定条件下： 溶度积和溶解度都可以表示难溶电解质在水中的溶解能力，分析下表，你将如何看待溶度积和溶解度的关系？ 16 难溶物 Ksp 溶解度 难溶物 Ksp 溶解度 AgCl AgBr AgI 常见难溶电解质的溶度积与溶解度（25°C） 1.8×10-10 5.4×10-13 8.5×10-17 1.1×10-10 2.6×10-39 5.0×10-9 1.5×10-4 8.4×10-6 2.1×10-7 2.4×10-3 3.0×10-9 7.1×10-4 CaCO3 BaSO4 Fe(OH)3 比较AgCl、AgBr、AgI在水中的溶解能力:____________ 比较BaSO4、CaCO3在水中的溶解能力:__________ 比较AgCl、 Fe(OH)3在水中的溶解能力:______________ AgCl ＞ AgBr ＞ AgI CaCO3> BaSO4 AgCl＞Fe(OH)3 当堂诊学 17 Q＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出。 Q＝Ksp，溶液刚饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 Q < Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，可以继续溶解直至饱和。 Ksp的应用： AnBm(s)⇌ nAm+(aq) + mBn-(aq) Q称为离子积，其表达式中离子浓度是任意的，为此瞬间溶液中的实际浓度. ②溶度积规则 ①离子积 Q =(Mn+) · (Am-) 引导探究 18 例1：AgCl的Ksp=1.80×10-10,将0.001 mol/L NaCl和0.001 mol/L AgNO3 溶液等体积混合,是否有AgCl 沉淀生成? 1、判断能否生成沉淀 练习：若将等体积的4.0的AgNO3溶液和4.0的K2CrO4溶液混合，是否能析出Ag2CrO4沉淀？ 已知Ksp(Ag2CrO4)= 2.0 Q=c(Ag+) c(Cl-)=2.5×10-7＞ Ksp，有沉淀生成 Q=c2(Ag+) c(CrO42-)=8×10-9＞Ksp ，有沉淀生成 19 2、计算离子浓度 练习：已知Ksp［Cu(OH)2］＝2.010-20 ①某CuSO4溶液里，c()＝0.02mol/L，如要生成Cu(OH)2沉淀，则应向溶液里加入NaOH固体使c()至少为_________________ ②要使0.2mol/L CuSO4溶液中Cu2＋沉淀较为完全（使Cu2＋降至原来千分之一），应调整溶液的pH，使溶液的pH至少为________________ 1×10-9 mol/L 6 20 小结：电离平衡、水解平衡、溶解平衡的比较 类型 电离平衡 水解平衡 溶解平衡 实例 升温 加水 加入原溶质 平衡右移,K增大,c(H+)增大,电离度增大 平衡右移,K不变,c(H+)减小,电离度增大 平衡右移,K不变,c(H+)增大,电离度减小 平衡右移,K增大,c(H+)增大,水解程度增大 平衡右移,K不变,c(H+)减小,水解程度增大 平衡右移,K不变,c(H+)增大,水解程度减小 平衡右移,Ksp增大 平衡右移,Ksp不变,c(OH-)不变 平衡不移动,Ksp不变,c(OH-)不变 目标升华 $$