3.4 沉淀溶解平衡 第1课时（教学设计）化学人教版选择性必修1

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 年级 高二 学科 化学 课型 新授课 教材 人教版选择性必修1 第三章 第四节 第1课时 教学目标 1.了解电解质在水中的溶解性划分标准，认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡，能正确书写沉淀溶解平衡方程式，准确区分沉淀溶解平衡方程式与强电解质电离方程式。 2.理解溶度积的含义、表达式，掌握的影响因素，明确离子积与的相对大小和沉淀溶解平衡移动的对应关系，知道离子浓度小于时可认为沉淀完全。 3.能运用溶度积规则完成基础计算：包括判断沉淀是否生成、离子是否沉淀完全、混合离子沉淀先后顺序、平衡体系离子浓度及比值计算、氢氧化物沉淀的pH范围计算等。 教学重点 1.沉淀溶解平衡的建立、特征及影响因素； 2.溶度积的含义与溶度积规则的应用。 教学难点 1.溶度积的含义及各类相关计算； 2.不同类型难溶电解质溶解能力的比较； 3.利用溶度积规则分析工业除杂、分步沉淀等实际问题。 教材分析 本节教学内容源于新课标人教版（2019年版）高中化学选择性必修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，是学生在掌握化学平衡理论、弱电解质电离平衡、盐类水解平衡之后接触的又一类水溶液动态平衡，完善了中学阶段化学平衡体系的认知框架，具有承前启后的重要作用。 教材以“AgNO₃与NaCl充分反应后溶液中是否还存在Ag⁺、Cl⁻”的真实问题引入，打破学生对沉淀反应“进行到底”的固有认知，依次安排了难溶电解质的溶解性划分、沉淀溶解平衡的建立、平衡方程式书写、影响因素以及溶度积常数的概念、意义、基本应用等内容。教材编写注重平衡观的迁移应用，引导学生用已掌握的勒夏特列原理分析沉淀溶解平衡的移动规律，同时结合实验事实、数据计算落实核心知识，既呼应了前面的平衡理论内容，也为后续学习沉淀的生成、溶解与转化的实际应用奠定了理论基础，有助于发展学生“变化观念与平衡思想”“证据推理与模型认知”的化学核心素养。 学情分析 本节课的教学对象为高二学生，此时学生已经系统掌握化学平衡的特征、移动规律，能够熟练运用勒夏特列原理分析平衡移动问题，且此前已经完成电离平衡、水解平衡的学习，具备分析水溶液中离子平衡问题的基本能力。初中阶段学生已经掌握溶解度的基本概念、离子反应发生的条件，为新知学习提供了知识基础，但普遍存在“难溶物完全不溶解”“生成沉淀的离子反应能够进行完全”的认知误区。 从思维发展水平来看，高二学生已经具备较强的逻辑推理能力和数据处理能力，但对于溶度积与溶解度的关系、离子积与溶度积的比较应用、溶度积的相关计算等难点内容容易出现混淆。教学过程中需要结合实验证据、数据计算，引导学生将已有的平衡分析方法迁移到沉淀溶解平衡体系中，降低新知学习的难度，同时注重纠正学生的固有认知误区，帮助学生建立完整的水溶液离子平衡分析模型。 教学过程 教学内容 设计意图 课堂导入 【旧知提问，引发讨论】同学们，咱们在初中和之前离子反应的学习中，都知道离子反应发生的条件之一是生成沉淀，比如硝酸银和氯化钠溶液混合，立刻就会生成氯化银白色沉淀，这个反应大家都很熟悉吧？现在老师抛出一个问题请大家分组讨论1分钟：如果我们取等物质的量的AgNO₃和NaCl充分反应，待沉淀完全静置后，上层清液中是否还存在Ag⁺和Cl⁻呢？请大家说出你的判断依据。（留1分钟讨论时间，邀请持不同观点的学生代表发言，多数学生可能会基于“完全反应”的固有认知认为没有剩余离子，少数学生可能有不同意见） 【演示实验，制造认知冲突】好啦，大家的讨论都很充分，咱们用实验来验证答案。老师面前的试管里就是上述反应静置后的上层清液，现在我往里面滴加几滴KI溶液，大家仔细观察现象。哎？大家看到了吗？溶液里出现了明显的黄色沉淀！我们都知道AgI是黄色难溶物，这就说明上层清液里确实还有Ag⁺存在！ 【过渡引题】这就很奇怪了，明明两种反应物按1:1的比例反应，甚至我们故意加入了过量的NaCl，为什么溶液里还有Ag⁺没有反应完呢？咱们之前学习的化学平衡、化学反应限度的知识，能不能解释这个看似违背我们原有认知的现象？今天咱们就一起来探究难溶电解质的沉淀溶解平衡，解开这个疑惑。 【引入】我们在初中就知道，和反应会生成白色沉淀，是典型的离子反应。如果两者物质的量相等充分反应，大家是不是认为溶液中已经没有和了？今天我们就围绕这个问题，学习难溶电解质的平衡规律。 1.衔接旧知，调动参与：从学生已经熟练掌握的离子反应、AgCl沉淀的知识点切入，讨论问题贴合学生原有认知，能够快速激活学生的知识储备，分组讨论的形式也能充分调动不同层次学生的课堂参与度，避免课堂一开始就陷入被动灌输的状态。 2.制造认知冲突，激发探究兴趣：通过实验现象推翻学生“沉淀反应完全后没有剩余离子”的固有认知，制造强烈的认知冲突，瞬间抓住学生的好奇心，让学生产生强烈的探究欲望，变被动学习为主动探索。 3.关联核心素养，明确学习方向：引导学生联想到已学的化学平衡、反应限度相关知识，提示学生用已有的平衡理论解决新问题，自然过渡到本节课的学习主题，同时帮助学生建立“化学平衡理论可适用于各类水溶液离子平衡”的认知思路，落实证据推理与模型认知的化学核心素养。 环节一难溶电解质的沉淀溶解平衡 任务一 电解质在水中的溶解性如何划分？ 【引入】不同电解质在水中的溶解度差异极大，我们首先明确溶解性的划分标准。 【教师提问】 1.初中阶段我们将物质的溶解性分为哪几类？划分的依据是什么？ 2.通常所说的“难溶物”是不是绝对不溶于水？结合课件给出的溶解度数据（溶解度为）说明你的判断。 【学生思考】 1.回忆初中知识，回答溶解性分为易溶、可溶、微溶、难溶，依据是20℃时的溶解度大小。 2.难溶物不是完全不溶，虽然溶解度很小，但仍然有极少量溶解在水中。 【讲解】评价学生回答，明确溶解性的划分阈值：20℃时溶解度<0.01g为难溶，习惯上将溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质，溶解是绝对的，不溶是相对的。 知识总结 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1.电解质在水中的溶解性 不同电解质在水中的溶解度差别很大 溶解度范围 <0.01g 0.01~1g 1~10g >10g 溶解性 难溶 微溶 可溶 易溶 2.难溶电解质 习惯上将溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质 任务二 生成AgCl沉淀的离子反应完成后，溶液中是否还有Ag+和Cl-？ 【引入】既然有极少量溶解，那生成沉淀后的上层清液中确实存在，我们可以通过实验验证这个猜想。 【教师提问】 1.过量和反应后，取上层清液滴加溶液，会出现什么现象？说明什么问题？ 2.从速率变化的角度，分析溶解和沉淀的过程是如何建立平衡的？ 3.沉淀溶解平衡方程式和强电解质的电离方程式有什么区别？ 【学生思考】 1.会出现黄色沉淀，说明上层清液中存在，和生成了更难溶的。 2.初始时溶解速率大于沉淀速率，随着离子浓度增大，沉淀速率增大，最终两者相等，达到动态平衡。 3.沉淀溶解平衡要标注聚集状态，用可逆号；强电解质电离用等号，不用标注状态。 【讲解】 1.演示实验逻辑：过量时完全反应，理论上无剩余，但滴加出现黄色沉淀，证明并未完全沉淀，反应是可逆的，存在动态平衡。 2.平衡建立：在水中同时存在两个过程： ①溶解：水分子作用下、脱离固体表面进入溶液； ②沉淀：溶液中、受固体表面吸引析出。当时，达到饱和溶液，建立沉淀溶解平衡：。 3.定量说明：当溶液中剩余离子浓度小于时，认为沉淀反应进行完全。 4.方程式书写规则：左写固体化学式标注，右写离子标注，一律用可逆号，和电离方程式严格区分。 知识总结 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 3.难溶电解质在水中存在溶解平衡 ⑴从固体溶解和沉淀生成的角度，AgCl在溶液中存在两个过程： 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； 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。 ⑵沉淀溶解平衡 在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态，建立了动态平衡。 沉淀、溶解之间这种动态平衡的存在，决定了 Ag+与Cl -的反应不能进行完全。 当溶液中剩余离子的浓度小于1 ×10-5mol/L 时，认为生成沉淀的反应就进行完全了。 4.沉淀溶解平衡方程式 AmBn(s) ⇌ mAn+(aq) + nBm-(aq) AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq) 沉淀溶解平衡的表达式注意： ①须标明状态(s)、(aq)， ②一律用“”。 电离方程式 沉淀溶解平衡方程式 BaSO4 BaSO4=Ba2++SO42- BaSO4(s) ⇌ Ba2+(aq)+SO42- (aq) CaCO3 CaCO3=Ca2++CO32- CaCO3 (s) ⇌ Ca2+ (aq) +CO32- (aq) AgCl AgCl=Ag++Cl- AgCl(s) ⇌ Ag+(aq)+Cl- (aq) ③与电离方程式有区别 任务三 分析沉淀溶解平衡的影响因素 【引入】沉淀溶解平衡属于化学平衡，外界因素的影响符合勒夏特列原理，我们以为例分析影响规律。 【教师提问】分析下列条件改变时，平衡移动方向、平衡时、的变化（溶液始终保持饱和）：①升温 ②加水 ③加固体 ④加固体 ⑤加固体 ⑥加固体 【学生思考】分组讨论，填写表格后展示结果： 改变条件 平衡移动方向 升温 正向移动 增大 增大 加水 正向移动 不变 不变 加 不移动 不变 不变 加 逆向移动 减小 增大 加 正向移动 减小 增大 加 逆向移动 增大 减小 【讲解】 1.评价学生的填表结果，重点强调：加水后平衡正向移动，但温度不变溶解度不变，因此离子浓度不变；加时和生成更难溶的，浓度减小，平衡正向移动。 2.特殊情况：的溶解过程放热，升温时平衡逆向移动，溶解度减小。 知识总结 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 5.沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因 取决于难溶电解质本身的性质。 ①绝对不溶的电解质是没有的。 ②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③易溶电解质作溶质时只要是饱和溶液也可存在沉淀溶解平衡。 (2)外因 ①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动； ②温度：绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。 ③同离子效应：向平衡体系中加入难溶电解质溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动； ④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。 ⑤加入难溶物本身：平衡不稳定。 【例1】下列有关AgCl沉淀的溶解平衡状态的说法中，正确的是(　　) A.AgCl沉淀的生成和溶解不断进行，但速率相等 B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－ C．升高温度，AgCl的溶解度不变 D．向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl的溶解度不变 【答案】A 【解析】AgCl固体在溶液中存在溶解平衡，所以溶液中有Ag＋和Cl－，B错；升高温度，AgCl溶解度增大，C错；向平衡体系中加入NaCl固体，增大了c(Cl－)，溶解平衡左移，AgCl溶解度减小，D错。 环节二溶度积 任务四 书写难溶电解质的沉淀溶解平衡常数 【引入】化学平衡有平衡常数，沉淀溶解平衡作为特殊的化学平衡，也有对应的平衡常数，我们称为溶度积。 【教师提问】写出、、的沉淀溶解平衡方程式，结合化学平衡常数的书写规则，写出对应的平衡常数表达式（注意固体浓度视为定值，不计入平衡常数）。 【学生思考】书写后展示： 1.， 平衡常数 2.，平衡常数 3.，平衡常数 【讲解】上述平衡常数就是溶度积常数，简称溶度积，符号为sp，只和温度、难溶物本身性质有关。 知识总结 二、 溶度积 1.溶度积 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。 。 2.溶度积的表达式 AmBn(s) ⇌ mAn+(aq) + nBm-(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－) 任务五 溶度积的影响因素和意义是什么？ 【引入】给出25℃常见难溶电解质的表格，思考的规律。 【教师提问】 1.和哪些因素有关？向饱和溶液中加入固体，会减小吗？ 2.能不能直接根据的大小判断难溶物的溶解度大小？例如的，的，能不能说明更难溶？【学生思考】 1.只和温度、物质本身性质有关，加入平衡逆向移动，但温度不变，不变。 2.不能直接比较，两者的离子配比不同，需要计算实际溶解度再比较。 【讲解】 1.的影响因素：只与难溶电解质的性质和温度有关，多数难溶物升温增大，除外。 2.的意义：反映难溶电解质的溶解能力，只有同类型（离子配比相同）的难溶物，越小，溶解度越小，越难溶，例如；不同类型的难溶物需要计算离子浓度或溶解度才能比较，经计算的溶解度小于，所以更难溶。 知识总结 二、 溶度积 3.溶度积常数的影响因素 Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关 4.溶度积意义 ①Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。Ksp越小，越难溶。 ②Ksp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 ③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 任务六 溶度积有哪些应用？ 【引入】是沉淀溶解平衡的核心定量参数，可以解决很多实际问题。【教师提问】 1.任意时刻的离子浓度幂之积称为离子积，如何通过比较和的大小判断反应进行的方向？ 2.如何利用计算溶液中离子浓度、判断离子是否沉淀完全、判断沉淀先后顺序？ 【学生思考】结合化学平衡的与的关系，推导溶度积规则： ：溶液过饱和，有沉淀析出 ​：溶液饱和，处于平衡状态 ​：溶液未饱和，无沉淀析出 【讲解】结合课件例题讲解的常见计算类型： 1：判断是否有沉淀生成（例2） 【例2】下列情况下，有无CaCO3沉淀生成？ （CaCO3的Ksp =4.96×10-9） （1）往盛有1.0 L纯水中加入0.1 mL浓度为0.01 mol /L 的CaCl2和Na2CO3 （2）改变CaCl2和Na2CO3的浓度为1.0 mol /L 呢？ 【答案】 （1）c(Ca2+)= c(CO32-)= 0.110-3 0.01/1.0 = 10-6 mol /L Qc = c(Ca2+)×c(CO32-) = 10-12 < Ksp,CaCO３=4.96 10-9 因此无 CaCO3沉淀生成。 （2）c(Ca2+)×c(CO32-)= 10-4 mol /L Qc = c(Ca2+)×c(CO32-) = 10-8 >K sp,CaCO３ 因此有CaCO3沉淀生成。 2：计算溶液中离子浓度（例3） 例：25℃时，Ksp (AgCl)= 1.8×10-10，求AgCl的饱和溶液中的c(Ag+)和c(Cl-) 【答案】 Ksp ＝c (Ag+) ·c(Cl-) = 1.8×10-10 c (Ag+) = c(Cl-) ×10-5 mol/L 【例3】1 mL 0.012 mol/L NaCl溶液与1 mL 0.010 mol/L AgNO3溶液充分反应后剩余Ag+的浓度为（忽略溶液体积变化） 【答案】 3：判断离子是否沉淀完全（离子浓度<1×10-5mol/L为沉淀完全，例4） 【例4】在1L含 0.001mol/L SO42-的溶液中，加入等体积0.01mol/L BaCl2，能否使SO42-沉淀完全？ [Ksp(BaSO4) = 1.08×10-10] 【答案】 4：计算离子浓度比值（例5） 【例5】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)=4.8×10-5，Ksp (CaCO3)=3×10-9) 【答案】 5：判断离子沉淀先后顺序（需要的沉淀剂浓度越小，越先沉淀，例6） 【例6】已知Ksp(AgCl)= 1.8×10-10，Ksp(Ag2CrO4)= 1.1×10-12，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？ 【答案】 6：比较不同类型难溶物的溶解度 【例7】已知某温度下，Ksp(AgCl)=1.8× 10-10，Ksp(Ag2CrO4)=9.0×10-12， 试分别计算溶解度(g/L)，比较两者的溶解度大小 【答案】 AgCl的溶解度更小 7.计算沉淀的pH范围（例8） 【 例8】若某溶液中Fe3+和Mg2+的浓度均为0.10 mol／L, 使Fe3+完全沉淀而使Mg2+不沉淀的pH条件是什么? 已知：Ksp [Fe(OH)3]= 4×10-39 Ksp [Mg(OH)2]= 1.8×10-11 【答案】 因此, 只要控制pH值在3.2 ~ 9.1之间即可使Fe3+定量沉淀而使Mg2+不沉淀。 知识总结 二、 溶度积 5.溶度积的应用 (1)判断是否有沉淀生成 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积(Q)的相对大小，可以判断在给定条件下的溶液中难溶电解质的沉淀或溶解情况。 Q：离子积对于AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻 Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 ①Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 ②Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 ③Q<Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 ⑵有关溶度积的计算 ①计算溶液中某离子的浓度 ②判断某离子是否沉淀完全 ③计算离子浓度的比值 ④判断离子沉淀的先后顺序 ⑤比较不同类型难溶物的溶解度 ⑥计算某离子开始沉淀和沉淀完全的pH 纠正学生“难溶即完全不溶”的错误前概念，为后续沉淀溶解平衡的建立提供事实依据。 通过实验证据推理建立沉淀溶解平衡概念，明确方程式书写的易错点，落实“证据推理与模型认知”的核心素养。 迁移化学平衡的已有知识，用勒夏特列原理分析沉淀溶解平衡的影响规律，培养知识迁移和逻辑分析能力。 迁移化学平衡常数的知识，自主推导溶度积表达式，建立沉淀溶解平衡的定量模型。 通过数据分析总结的规律，突破“越小溶解度越小”的认知误区，培养严谨的定量思维。 掌握溶度积规则，学会用定量方法解决实际的沉淀问题，突破计算难点，落实“变化观念与平衡思想”的核心素养。 课堂小结 七、板书设计 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1.电解质在水中的溶解性 不同电解质在水中的溶解度差别很大 2.难溶电解质 习惯上将溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质 3.难溶电解质在水中存在溶解平衡 ⑴从固体溶解和沉淀生成的角度，AgCl在溶液中存在两个过程： ⑵沉淀溶解平衡 4.沉淀溶解平衡方程式 AmBn(s) ⇌ mAn+(aq) + nBm-(aq) AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq) 沉淀溶解平衡的表达式注意： ①须标明状态(s)、(aq)， ②一律用“”。 5.沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因 取决于难溶电解质本身的性质。 (2)外因 ①浓度： ②温度： ③同离子效应： ④其他： ⑤加入难溶物本身： 二、 溶度积 1.溶度积 2.溶度积的表达式 AmBn(s) ⇌ mAn+(aq) + nBm-(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－) 3.溶度积常数的影响因素 Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关 4.溶度积意义 5.溶度积的应用 (1)判断是否有沉淀生成 ①Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 ②Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 ③Q<Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 ⑵有关溶度积的计算 ①计算溶液中某离子的浓度 ②判断某离子是否沉淀完全 ③计算离子浓度的比值 ④判断离子沉淀的先后顺序 ⑤比较不同类型难溶物的溶解度 ⑥计算某离子开始沉淀和沉淀完全的pH 随堂练习 1．把足量熟石灰加入蒸馏水中，一段时间后达到平衡：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH-(aq)下列叙述正确的是(　　) A．给溶液加热，溶液的pH升高 B．恒温下向溶液中加入CaO，溶液的pH升高 C．向溶液中加入Na2CO3溶液，Ca(OH)2固体增多 D．向溶液中加入少量的NaOH固体，Ca(OH)2固体增多 【答案】D 【解析】A项，加热时Ca(OH)2的溶解度减小，平衡逆向移动，c(OH-)减小，pH减小；B项，CaO+H2O=Ca(OH)2，由于保持恒温，Ca(OH)2的溶解度不变，c(OH-)不变，因此pH不变；C项，CO32-+Ca2+=CaCO3↓，平衡正向移动，Ca(OH)2固体减少；D项，加入NaOH固体，c(OH-)增大，平衡逆向移动，因此Ca(OH)2固体增多。 2．下列有关溶度积常数Ksp的说法正确的是(　　) A.常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的Ksp减小 B．溶度积常数Ksp只受温度影响，温度升高Ksp减小 C．溶度积常数Ksp只受温度影响，温度升高Ksp增大 D．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的Ksp不变 【答案】D 【解析】温度不变，溶度积常数不变，故A项不正确；大多数的难溶物温度升高，Ksp增大，但也有少数物质相反，故B、C均不正确。 3．在100 mL 0.01 mol·L－1 KCl溶液中，加入1 mL 0.01 mol·L－1 AgNO3溶液，下列说法正确的是(AgCl的Ksp＝1.8×10－10)(　　) A．有AgCl沉淀析出 B．无AgCl沉淀析出 C．无法确定是否有AgCl沉淀析出 D．有沉淀析出，但不是AgCl沉淀 【答案】A 【解析】由Q＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝×≈1×10－6＞Ksp，故应有AgCl沉淀析出。 4．25 ℃时，Ksp(FeS)＝6.3×10－18，Ksp(CuS)＝1.3×10－36，Ksp(ZnS)＝1.3×10－24。下列有关说法中正确的是(　　) A．25 ℃时，CuS的溶解度大于ZnS的溶解度 B．25 ℃时，饱和CuS溶液中Cu2＋的浓度为1.3×10－36 mol·L－1 C．向物质的量浓度相同的FeCl2、ZnCl2的混合液中加入少量Na2S，只有FeS沉淀生成 D．ZnS(s)＋Cu2＋(aq) CuS(s)＋Zn2＋(aq)的平衡常数为1.0×1012 【答案】D 【解析】A项中，三种物质均为AB型化合物，CuS的溶度积最小，因而溶解度最小；B项中，c(Cu2＋)＝＝×10－18 mol·L－1；C项中，Ksp(FeS)＞Ksp(ZnS)，浓度相同时，应首先生成ZnS沉淀；D项中，K＝＝＝＝1.0×1012。 教学反思 本节课以AgNO3与NaCl反应的情境引入，通过实验验证沉淀后上层清液仍存在反应的情境引入，通过实验验证沉淀后上层清液仍存在Ag+，结合化学平衡理论推导沉淀溶解平衡的建立，符合学生认知逻辑。教学中通过典例拆解溶度积的各类计算，较好突破了难点，但仍有部分学生对不同类型难溶物溶解度，结合化学平衡理论推导沉淀溶解平衡的建立，符合学生认知逻辑。教学中通过典例拆解溶度积的各类计算，较好突破了难点，但仍有部分学生对不同类型难溶物溶解度与Ksp的关系容易混淆，后续需增加对比训练。此外，可结合水垢处理、溶洞形成等生活化实例，强化勒夏特列原理在沉淀溶解平衡中的迁移应用，分层作业可适当调整梯度，适配不同层次学生的学习需求，整体达成了预设教学目标。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $