第四节 第1课时 难容电解质的沉淀溶解平衡 课件 2024-2025学年高二化学人教版（2019）选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第四节 沉淀溶解平衡 第一课时 沉淀溶解平衡 1.举例说明学过的“平衡”，它们有哪些特征？ Kw = c（H+ ）.c（OH-） K 特征： 逆、等、动、定、变 2.平衡移动原理——勒夏特列原理 如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、温度、或压强等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 水解平衡 FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl 电离平衡 H2O H+ +OH- 化学平衡 2NO2 N2O4 第 页 学习目标 1.能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀溶解平衡的特征。 2.根据化学平衡理论，分析影响沉淀溶解平衡的因素。 3.理解溶度积Ksp及溶度积规则，并能进行Ksp简单的计算。 （1）NaCl在水溶液里达到饱和状态时有何特征？ （2）要使NaCl饱和溶液中析出NaCl固体，可采取什么措施？ 蒸发（减溶剂） 降温 NaCl的溶解速率与结晶速率相等，只要条件不变，该溶液中溶解的NaCl的量就是一个恒定值 加入浓盐酸？ 思考： 在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸 现象： NaCl饱和溶液中有固体析出 解释：在NaCl的饱和溶液中，存在溶解平衡 NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) 加浓盐酸会使c(Cl- )增加，平衡向左移动，有 NaCl晶体析出 可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是否也存在溶解平衡呢？ 第 页 【温故求新】 关于电解质的溶解能力及其定量表示——溶解度 化学式 20 ℃时溶解度/ g AgCl 1.5×10-4 AgNO3 211 AgBr 8.4×10-6 Ag2SO4 0.786 Ag2S 1.3×10-16 BaCl2 35.7 Ba(OH)2 3.89 BaSO4 3.1×10-4 Ca(OH)2 0.160 CaSO4 0.202 Mg(OH)2 6.9×10-4 Fe(OH)3 3×10-9 一定温度下，某物质在100g水里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种溶质的溶解度 习惯上将溶解度小于0.01 g的电解质称为难溶电解质。 尽管难溶电解质的溶解度很小，但在水中并不是绝对不溶。 一定温度下，不能再溶解某种溶质的溶液叫该溶质的饱和溶液。 【实验】向盛有2 mL 0.1mol/LAgNO3溶液的试管中加入2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液。 【问题讨论】 （1）恰好反应了吗？Ag++Cl-=AgCl↓（白色）? （2）彻底反应了吗？溶液中还含有Ag+和Cl-？ 【思考】难溶物一定不溶解吗？ 【继续实验】取上层清液，滴加KI溶液，有何现象？说明了什么？ 【现象】 有黄色沉淀生成Ag++I-=AgI↓（黄色）， 说明溶液中依然有Ag+、 Cl-存在，即Ag＋和Cl－的反应不能进行到底。 【结论】AgCl沉淀是难溶物，但不是绝对不溶，只不过溶解度很小，难溶物在水中存在溶解平衡。 Ag+ Cl- AgCl在水中溶解平衡 AgCl(s) Ag+ (aq)+Cl_(aq) 溶解 沉淀 AgCl固体溶解的微观过程 尽管AgCl固体难溶于水，但仍有部分Ag＋和 Cl-离开固体表面进入溶液， 同时进入溶液的Ag＋和 Cl-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，Ag＋和 Cl-的沉淀与AgCl固体的溶解达到平衡状态即达到沉淀溶解平衡状态。 少量Ag＋和 Cl-脱离AgCl的表面进入水中-----溶解 Ag＋和 Cl-受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl的表面析出-----沉淀 υ(沉淀) ＝ υ(溶解) 7 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。 3.溶解平衡方程： AgCl(s) ⇌ Ag＋(aq) + Cl－(aq) 一、难溶电解质的溶解平衡 注意：① 可逆号 ⇌ ：表示沉淀、溶解同时进行 ② 物质状态 ：固体(s)、溶液(aq) 2.特征：逆、等、动、定、变 BaSO4(s) ⇌ Ba2+(aq) + SO42- (aq) CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO32- (aq) AgI(s) ⇌Ag+(aq) + I-(aq) Ag2S(s) ⇌ 2Ag+(aq) + S2-(aq) 【课堂练习1】请写出BaSO4、CaCO3、AgI、Ag2S的沉淀溶解平衡方程。 难溶电解质的沉淀溶解平衡和电解质的电离平衡的区别 1.从变化过程看：①沉淀溶解平衡表示已溶溶质的离子与未溶溶质之间的平衡关系，是可逆过程，包含了沉淀的溶解和溶解后电解质的电离两个过程。如：BaSO4(s) Ba2＋(aq)＋SO42－(aq) 包含了BaSO4(s) BaSO4(aq)和BaSO4=Ba2＋＋SO42－两个过程。 ②难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。 总过程 沉淀溶解平衡(可逆) 分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆) 2.从物质类别看： 难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质 如：BaSO4是强电解质，而Al(OH)3是弱电解质， 而难电离物质只能是弱电解质。 3.表示方法不同： 沉淀溶解平衡也用电离方程式表示， ①须标明状态(s)、(aq)，②一律用“ ”。 Al(OH)3(s) Al3＋(aq)＋3OH－(aq)　(沉淀溶解平衡) Al(OH)3 Al3＋＋3OH－　(电离平衡) 1.沉淀溶解平衡的存在，决定了生成沉淀的离子反应不能进行到底（即离子浓度≠0）， 2.难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。 3.习惯上将生成难溶电解质的反应，认为反应完全了，因对于常量的反应来说，0.01 g是很小的。所以方程式用等号Ag++Cl- =AgCl↓， 4.在电解质的溶液中，不管是易溶的，微溶的，难溶的电解质都存在着溶解平衡。 注意： 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，沉淀就达完全。 改变条件 平衡移动方向 平衡时c(Ag+ ) 平衡时c(Cl-) 升 温 加 水 加AgCl(s) 加NaCl(s) 加NaI(s) 加AgNO3(s) 加NH3·H2O 不移动 不变 不变 不变 不变 正反应 正反应 正反应 正反应 逆反应 逆反应 增大 增大 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 减小 【思考】对于平衡AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)若改变条件，对其有何影响 (1)内因(决定因素)：难溶电解质本身的性质。 ①绝对不溶的电解质是没有的 ③易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡 4.沉淀溶解平衡的影响因素 (2)外因：符合“勒夏特列原理” 升高温度，平衡向沉淀的方向移动 ②同是难溶电解质，溶解度差别也很大 ①温度：升高温度，多数平衡向溶解方向移动。但是Ca(OH)2是特例 ②浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动。 ③同离子效应：加入与难溶电解质构成粒子相同的物质，溶解平衡向生成沉淀的方向移动。 ④能反应的物质：加入与体系中某些离子反应的物质，产生气体或更难溶的物质，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 条件改变 移动方向 C(Mg2＋) C(OH－） 升温 加水 加Mg(OH)2(s) 加MgCl2(s) 加NaOH(s) 加盐酸 正向 增大 增大 正向 不变 不变 不移动 不变 不变 逆向 增大 减小 逆向 减小 增大 正向 增大 减小 【课堂练习2】已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当改变下列条件时，对该沉淀溶解平衡的影响，填写下表(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)： 二、溶度积常数(简称溶度积) 1.定义：在一定温度下，难溶物达到沉淀溶解平衡状态时，饱和溶液中各离子浓度化学计量数次方的乘积，叫做溶度积常数，用Ksp表示 2.表达式： AmBn(s)⇌mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－) 固体浓度视为定值 思考：写出难溶物Ag2CrO4、 Fe(OH)3的溶度积表达式 Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO42－) Ksp(Fe(OH)3)＝c(Fe3＋)·c3(OH－) 固体纯物质不列入平衡常数 KSP 反映了难溶电解质在水中的溶解能力，与难溶电解质的性质和温度有关 3.影响Ksp的因素: ① 溶度积Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关。 ② 溶解平衡一般是吸热的，温度升高，平衡正移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反 4.溶度积意义 化学式 Ksp 化学式 Ksp AgCl 1.8×10-10 CuS 6.3×10-36 AgBr 5.4×10-13 ZnS 1.6×10-24 AgI 8.5×10-17 PbS 8.0×10-28 Ag2S 6.3×10-50 FeS 6.3×10-18 Ag2SO4 1.2×10-5 HgS 1.6×10-52 ①Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。Ksp越小，越难溶。 17 常见难溶电解质的溶度积常数（25 ℃） 化学式 Ksp 化学式 Ksp AgCl 1.8×10-10 CuS 6.3×10-36 AgBr 5.4×10-13 ZnS 1.6×10-24 AgI 8.5×10-17 PbS 8.0×10-28 Ag2S 6.3×10-50 FeS 6.3×10-18 Ag2SO4 1.2×10-5 HgS 1.6×10-52 ②Ksp与温度有关，温度一定时，Ksp不变其它条件一定时，一般温度越高，Ksp越大。 特例：Ca(OH)2升温 Ksp 减小。 4.溶度积意义 常见难溶电解质的溶度积常数（25 ℃） 化学式 Ksp 化学式 Ksp AgCl 1.8×10-10 CuS 6.3×10-36 AgBr 5.4×10-13 ZnS 1.6×10-24 AgI 8.5×10-17 PbS 8.0×10-28 Ag2S 6.3×10-50 FeS 6.3×10-18 Ag2SO4 1.2×10-5 HgS 1.6×10-52 ③ Ksp体现难溶电解质在水中的溶解能力，对同类型物质， Ksp越大在水中的溶解能力越强，如AgCl >AgBr>AgI 对不同类型物质，Ksp差距不大时不能作为比较依据。如AgCl和Ag2CrO4 4.溶度积意义 请你思考！ 如何比较难溶电解质在水中的溶解能力？ meiyangyang8602 Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力 ①对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。如由Ksp数值可知，溶解能力：AgCl>AgBr>AgI，Cu(OH)2<Mg(OH)2 如在 0.010 mol·L-1 I- 和 0.010 mol·L-1 Cl- 混合溶液中滴加AgNO3溶液时， I- 离子先沉淀 ②不同类型的物质，Ksp差距不大时不能直接作为比较依据。 如某温度下：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，Ksp＝1.8×10－10 Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，Ksp＝5.6×10－12 虽然Mg(OH)2的Ksp较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。 观看 5.溶度积规则 AnBm(s) ⇌ nAm+(aq) + mBn-(aq) Q>Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出,直至达到平衡 Qc称为离子积，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= c(Am+)n · c(Bn-)m Q=Ksp时，沉淀与饱和溶液的平衡 Q<Ksp时，溶液不饱和，若体系中有沉淀，则沉淀会溶解直至达到平衡 溶度积 Ksp = c2( Ag+) · c(S2-) 溶液中有关离子浓度幂的乘积— 离子积Q （任意时刻溶液中离子浓度幂的乘积） 6.溶度积的应用 【例1】 已知室温下PbI2的溶度积为7.1×10-9，求饱和溶液中Pb2+和I-的浓度; 在c(I-)=0.1mol·L-1的溶液中, Pb2+的浓度最大可达到多少? Ksp ＝c (Pb2+) · c2(I-) = 7.1×10-9 解： c (Pb2+) = Ksp/c2(I-) =7.1×10-9/0.12 =7.1×10-7mol·L-1 即：该溶液里允许Pb2+的最大浓度为7.1×10-7mol·L-1 c (Pb2+)=1.21 ×10－3 mol·L-1 c (I-)= 2.42×10－3 mol·L-1 (1)已知溶度积求离子浓度 【例2】将4×10-3mol·L-1的AgNO3溶液与4×10-3mol·L-1的NaCl溶液等体积混合能否有沉淀析出？［Ksp(AgCl)= 1.8×10-10］ 解：c(Ag+)=2×10-3mol·L-1 　　c(Cl-)= 2×10-3mol·L-1 Q＝ c(Ag+) · c(Cl-)= 2 ×10-3× 2 ×10-3 =4.0 ×10-6 > Ksp=1.8×10-10 所以有AgCl沉淀析出 （2）判断能否生成沉淀 5.溶度积规则 (3)判断溶液中离子能否沉淀完全 【例3】在1L含 0.001mol·L－1SO42-的溶液中，注入等体积0.01mol·L－1BaCl2，能否使SO42-沉淀完全？ (已知298K时, BaSO4的 Ksp= 1.08×10－10) c(SO42-) = 2.4×10－8mol·L－1 < 1.0×10－5mol·L-1 解： Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ 0.01mol 0.001mol n(Ba2+)=0.009mol c(Ba2+)=4.5×10-3mol·L-1 　　Ksp= c(Ba2+) · c(SO42-)= 1.8×10-10 沉淀完全 (4)判断沉淀析出的顺序 【例4】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+) =1.8×10-8mol·L-1 Ksp(Ag2CrO4) = c2(Ag+) · c(CrO42-)= 1.1×10-12 c(Ag+) =1.05×10-5mol·L-1 试比较AgCl、Mg(OH)2溶解能力的大小？ Ksp( Mg(OH)2)= c(Mg2+)c2(OH-) =4 c3(Mg2+)= 5.6×10-12 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的溶解能力更小！ (5)比较难溶电解质溶解能力的大小 【例5】AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) Ksp= c(Ag+) c(Cl-) = 1.8×10-10 Mg(OH)2(s) Mg2++2OH- Ksp= c(Mg2+)c2(OH-) = 5.6×10-12 解： Ksp(AgCl)= c(Ag+) c(Cl-) =c2(Ag+)= 1.8×10-10 c(Ag+)=1.34×10-5mol·L-1 即AgCl的溶解浓度为： 1.34×10-5mol·L-1 【例6】实验测得某水样中的铁离子的浓度为0.001mol·L-1，若要使水中的Fe3+开始转化为沉淀和溶液中Fe3+沉淀完全，则溶液的pH值至少要控制的范围？[已知Fe(OH)3的Ksp为1×10-39] 解： (6)计算某离子开始沉淀和沉淀完全的的PH Ksp=c(Fe3+) ·c3(OH-)=1×10-39 求得c(OH-)=1×10-12mol·L-1 c(H+)=1×10-2mol·L-1 pH=2 开始沉淀的pH: 沉淀完全的pH: 溶液中c(Fe3+)=1×10-5mol·L-1就可以认为沉淀完全 求得c(OH-)=1×10-11.3mol·L-1 c(H+)=1×10-2.7mol·L-1 pH=2.7 （1）开始沉淀的标准（何时开始沉淀？） 当离子积Q刚好等于溶度积Ksp时，开始沉淀。 （2）沉淀完全的标准（何时沉淀完全？） 当残留在溶液中的离子浓度mol/L时，认为离子已沉淀完全。 两个关于沉淀的标准 【课堂练习3】已知25℃时Ksp(AgCl)= 1.8×10-10， （1）将AgCl溶于0.001mol·L-1 AgNO3溶液中形成饱和溶液，计算所得饱和溶液中c(Cl-) （2）将AgCl溶于0.2mol·L-1 NaCl溶液中形成饱和溶液，计算所得饱和溶液中c(Ag+) 【课堂练习4】已知25℃时Ksp(AgCl)= 1.8×10-10， 将1 L 0.002mol·L-1 AgNO3溶液与1 L 0.02mol·L-1 NaCl溶液混合，计算并用数据判断 （1）是否会析出AgCl沉淀？ （2）Ag+是否沉淀完全？ 【课堂练习5】25时，Ksp(AgCl) ＝ c(Ag+)·c(Cl-)=，向0.1mol/L的AgNO3溶液中逐步加入NaCl固体，分析与计算 计算Ag+开始沉淀时溶液中c(Cl-) 计算Ag+沉淀完全时溶液中c(Cl-) 【课堂练习6】将AgCl分别投入下列溶液中： ①40 mL 0.03 mol·L－1的HCl溶液　②50 mL 0.03 mol·L－1的AgNO3溶液　③30 mL 0.02 mol·L－1的CaCl2溶液　④10 mL蒸馏水。AgCl的溶解度由大到小的顺序是________________________ 。 ④>①＝②>③ 【课堂练习7】已知25 ℃时，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，Ksp(AgI)＝8.5×10－17。 (1)25 ℃时，氯化银的饱和溶液中，c(Cl－)＝ ，向其中加入NaCl固体，溶解平衡 ，溶度积常数 。 (2)25 ℃时，取一定量含有I－、Cl－的溶液，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl和AgI同时沉淀时，溶液中＝____________ 。 (3)将等体积的4×10－3 mol·L－1的AgNO3溶液和4×10－3 mol·L－1的K2CrO4溶液混合 (填“有”或“没有”)Ag2CrO4沉淀产生。 1.3×10－5mol·L－1 左移 不变 4.7×10－7 有 $$