3.4.1 沉淀溶解平衡（第1课时） 难溶电解质的沉淀溶解平衡课件- 2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修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1课时 难溶电解质的沉淀溶解平衡 Swing Swing 溶度积和离子积的关系 2 难溶电解质的沉淀溶解平衡 1 本节重点 本节难点 “天上瑶池镜，人间黄龙池” 大鹿化学工作室 我们知道，溶液中有沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如，将 AgNO3 溶液与 NaCl 溶液混合，会生成白色的AgCl沉淀，反应的离子方程式为： Ag+ + Cl－=AgCl↓ 如果上述两种溶液中 AgNO3 和 NaCl 的物质的量相等且充分反应，此时溶液中还有 Ag+和Cl－吗？ 环节一：沉淀溶解平衡的建立 化学式 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 阅读教材P79的资料卡片，表3-3 几种电解质的溶解度(20 ℃) 化学式 溶解度/ g 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 从表3-3可以看出： 在 20 ℃时， AgCl 的溶解度为 1.5×10-4 g，即溶液中存在着 Ag+和Cl- 结论 环节一：沉淀溶解平衡的建立 5 表3-3 几种电解质的溶解度（20℃） 10g 1g 0.01g 易溶 可溶 微溶 难溶 化学式 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 环节一：沉淀溶解平衡的建立 AgNO3 BaCl2 Ba(OH)2 Ag2SO4 Ca(OH)2 CaSO4 AgCl AgBr Ag2S BaSO4 Mg(OH)2 Fe(OH)3 人们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 教材P79 6 生成的AgCl沉淀 AgCl (s) Ag+ (aq) Cl－ (aq) 反应体系中三种粒子共存 即使过量的NaCl也无法完全沉淀溶液中的Ag+ 环节一：沉淀溶解平衡的建立 7 当υ(沉淀) ＝ υ(溶解)时，得到饱和AgCl溶液，建立沉淀溶解平衡。 AgCl固体在水中溶解和沉淀过程 在水分子作用下，少量Ag＋与Cl－脱离AgCl的表面进入水中。 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。 溶解： 沉淀： 环节一：沉淀溶解平衡的建立 8 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： 速率 0 时间 v(沉淀) v(溶解) v(溶解)=v(沉淀) 得到饱和AgCl溶液，建立沉淀溶解平衡 t 人们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 1. 概念： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 溶解 沉淀 环节一：沉淀溶解平衡的建立 在一般情况下，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。 【练习】写出BaSO4、Ag2S、Fe(OH)3的沉淀溶解平衡表达式： (以AgCl为例分析) AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq) ✪ 特别提醒：①要标明各微粒的状态；固体(s)、溶液(aq) ②要与AgCl电离方程式区分开；电离：AgCl===Ag＋＋Cl－。 2. 沉淀溶解平衡的表达式 环节一：沉淀溶解平衡的建立 BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) Ag2S(s) 2Ag+(aq) +S2-(aq) Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) + 3OH-(aq) 书写时，要注意： 元素守恒、电荷守恒 10 3. 沉淀溶解平衡特征： 逆：沉淀溶解平衡是可逆的过程 等：υ(沉淀) ＝ υ(溶解)>0 是一个动态平衡 定：沉淀质量、离子浓度保持恒定 动：动态平衡 变：条件改变，沉淀溶解平衡发生移动 内因 ：难溶电解质本身的性质 外因：温度、浓度 ——化学平衡移动的规律符合勒夏特列原理 环节一：沉淀溶解平衡的建立 【思考】哪些因素会影响沉淀溶解平衡？ 11 改变条件 平衡移动方向 溶解度(S) c(Ag+) c(Cl－) 升 温       加水(有固体剩余)       加AgCl(s)       加NaCl(s)       加AgNO3(s)       加NaI(s)       正向 增大 增大 增大 正向 不变 不变 不变 不移动 不变 不变 不变 逆向 减小 减小 增大 正向 逆向 减小 增大 减小 增大 减小 增大 将足量AgCl溶于水，悬浊液中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s) ⇌Ag+(aq)+Cl－(aq) ΔH >0，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： 环节一：沉淀溶解平衡的建立 教材P87第4题拓展 【例题】难溶电解质在水中达到沉淀溶解平衡时，下列说法中错误的是（ ）。 A. 沉淀的速率和溶解的速率相等 B. 难溶电解质在水中形成饱和溶液 C. 再加入难溶电解质，溶液中各离子的浓度不变 D. 难溶电解质溶解形成的阴、阳离子的浓度相等 环节一：沉淀溶解平衡的建立 D 教材P87第2题 沉淀溶解平衡 与电离平衡、水解平衡一样，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 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Ksp ＝ c(Ag+)·c(Cl-) Ksp ＝ c2(Ag+)·c(S2- ) Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq) 固体纯物质一般不列入平衡常数 环节二：溶度积常数及其应用 【练习】教材P87第1题 14 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 【分析】25 ℃时，常见难溶电解质的溶度积常数，你能发现哪些规律？ 环节二：溶度积常数及其应用 教材P126的附录Ⅲ 15 Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 沉淀溶解平衡 关于溶度积(Ksp)几点说明 特点一 溶液中有沉淀析出 环节二：溶度积常数及其应用 ①对于同类型（阴、阳离子个数相同）物质，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。 例如：Ksp(AgCl)=1.8×10-10 Ksp(AgBr)=5.4×10-13 说明：S(AgCl)> S(AgBr) 化学式 溶度积 AgCl 1.8×10－10 Ag2S 6.3×10－50 Ag2CrO4 3.5×10－11 c(Ag+)=1.34×10－5 c(Ag+)=5.01×10－17 c(Ag+)=4.12×10－4 Ag2CrO4更易溶，溶解度较大。 16 Q ＜ Ksp Q ＝ Ksp Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，Ksp越小，越难溶 关于溶度积(Ksp)几点说明 特点一 特点二 Ksp与温度有关，其它条件一定时，一般温度越高，Ksp越大 特点三 根据某温度下溶度积Ksp与溶液中离子积Q的相对大小，可以判断难溶电解质的沉淀或溶解情况 Q ＞ Ksp 溶液中有沉淀析出 沉淀与溶解处于平衡状态 溶液中无沉淀析出 Ca(OH)2 相反 环节二：溶度积常数及其应用 【例题】将4×10-3mol/L的AgNO3溶液与4×10-3mol/L的NaCl溶液等体积混合能否有沉淀析出？［Ksp(AgCl)= 1.8×10-10］ Q = c(Ag+)·c(Cl-) > Ksp = (2×10-3)×(2×10-3 ) = 4.0×10-6 17 判断溶液中离子能否沉淀完全 【例题】在1 L含 0.001 mol/L SO42-的溶液中，注入等体积0.01mol/L BaCl2，能否使SO42-沉淀完全？ [Ksp(BaSO4) = 1.1×10-10] Ksp(BaSO4)= c(Ba2+) · c(SO42-)= 1.1×10-10 沉淀完全 0.01mol 0.001mol 剩余的n(Ba2+) = 0.009 mol c(Ba2+)= 4.5×10-3mol/L Ba2+ + SO42- === BaSO4↓ c(SO42-) = 2.44×10-8 mol/L< 1.0×10-5 mol/L 环节二：溶度积常数及其应用 【例题】已知Ksp(AgCl)= 1.8×10-10，Ksp(Ag2CrO4)= 3.5×10－11，向浓度均为0.01mol/L的Cl－和CrO42－的混合液中滴加AgNO3溶液，Cl－和CrO42－谁优先沉淀？ 判断沉淀析出的顺序 Ksp(AgCl) = c(Ag+)·c(Cl-) = 1.8×10-10 Ksp(Ag2CrO4) = c2(Ag+)·c(CrO42-) = 3.5×10－11 AgCl沉淀时需要的离子浓度小，AgCl先沉淀。 溶解度小的先沉淀 c(Ag+) =1.8×10-8 mol/L c(Ag+) = ≈5.9×10-5 mol/L 环节二：溶度积常数及其应用 计算某离子开始沉淀的pH值 【例题】实验测得某水样中的Fe3+的浓度为2.8×10-6 mol/L 若要使水中的Fe3+转化为沉淀，则溶液的pH值至少要控制在多少以上？[已知Ksp[Fe(OH)3]= 2.8×10-39] Ksp[Fe(OH)3]=c(Fe3+) ·c3(OH－)=2.8×10-39 c3(OH－) = 1×10-33 mol/L c(OH－) = 1×10-11 mol/L c(H+) = 1×10-3mol/L pH = 3 pH要控制在3以上才能使水中的Fe3+转化为沉淀。 环节二：溶度积常数及其应用 注意：若要计算使某个离子沉淀完全时的pH值，则该离子浓度要取1×10-5mol/L带入Ksp计算。 计算离子的浓度比 【示例】25 ℃，反应CaSO4(s)+CO32-(aq) CaCO3(s)+SO42-(aq)达到平衡时，求：溶液中c(CO32-)：c(SO42-) 的比值 ？(已知：Ksp(CaSO4) =4.9×10-5，Ksp (CaCO3) =3.4×10-9) c(CO32-) c(SO42-) CaSO4(s) Ca2+(aq) + SO42-(aq) CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32-(aq) Ksp=c(Ca2+)·c(SO42-) Ksp=c(Ca2+)·c(CO32-) = c(CO32-) × c(SO42-) × c(Ca2+) c(Ca2+) = Ksp(CaCO3) Ksp(CaSO4) = 3.4×10-9 4.9×10-5 6.9×10-5 = 环节二：溶度积常数及其应用 1．将足量AgCl(s)溶解在水中，形成悬浊液。已知：AgCl(s)⇌Ag+(aq)+Cl−(aq)  ΔH>0，下列叙述正确的是（ ） A．加少量水使悬浊物少量溶解，上述平衡正向移动，c(Ag+)减小 B．加热悬浊液，使其温度升高，则Ksp(AgCl)增大 C．加入NaCl固体，则AgCl的溶解度减小，Ksp(AgCl)也减小 D．相同温度下，将足量AgCl固体分别放入相同体积的①蒸馏水、②0.1 mol/LHCl、③0.1 mol/LMgCl2溶液、④0.1 mol/L AgNO3溶液中，c(Ag+)：①>④=②>③ B 2．下列说法正确的是（ ） A．含有AgCl和AgI固体的悬浊液中c(Ag＋)>c(Cl－)＝c(I－) B．25 ℃时Cu(OH)2在水中的溶解度大于在Cu(NO3)2溶液中的溶解度 C．在含有BaSO4沉淀的溶液中加入Na2SO4固体，c(Ba2＋)增大 D．25 ℃，AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同 B 3．已知AgCl的Ksp=1.8×10-10。常温下在100 mL 0.01 mol/L KCl溶液中，加入1 mL 0.01 mol/L AgNO3溶液，下列说法正确的是 (　　) A．有AgCl沉淀析出 B．无AgCl沉淀析出 C．无法确定 D．有沉淀但不是AgCl A 难容电解质的沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡的建立 v(溶解)> v(结晶)　 固体溶解 v(溶解)= v(结晶)　 溶解平衡 v(溶解)< v(结晶)　 析出晶体 沉淀溶解平衡的影响因素 内因：电解质本身的性质 外因 （1）温度 （2）浓度 （3）同离子效应 （4）化学反应 溶度积常数 AmBn(s)⇌mAn+(aq)＋nBm-(aq) Ksp＝cm(An+)·cn(Bm-) $