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第4节 难溶电解质的溶解平衡 复习：盐溶液水解的应用 课本57页 20℃ 易溶 可溶 微溶 难溶 溶解度/g 10 1~10 0.01~1 0.01 2.溶解度与溶解性的关系： 注：物质在水中“溶”与“不溶”是相对的， “不溶”是指难溶，没有绝对不溶的物质。 1.溶解度的定义： 化学式 溶解度/g 化学式 溶解度/g AgCl 1.5×10-4 Ba(OH)2 3.89 AgNO3 222 BaSO4 2.4×10-4 AgBr 8.4×10-6 Ca(OH)2 0.165 Ag2SO4 0.796 CaSO4 0.21 Ag2S 1.3×10-16 Mg(OH)2 9×10-4 BaCl2 35.7 Fe(OH)3 3×10-9 几种电解质的溶解度（20℃) 要使NaCl饱和溶液中析出NaCl固体，可采取什么措施？ 加热浓缩 降温 加入浓盐酸（同离子效应） 讨论: 1、问题讨论： （1）当AgNO3与NaCl恰好完全反应生成难溶AgCl时， 溶液中是否含有Ag+和Cl-？(p61) 有 （2）有沉淀生成的离子反应能不能完全进行到底呢？ 难溶电解质的溶解平衡 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时,沉淀达到完全。 1、AgCl溶解平衡的建立（p61） （1）当v溶解＝ v沉淀时，得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡 Ag+ Cl- 溶解 沉淀 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl－(aq) 在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态（饱和状态）。 （3）溶解平衡的特征： 逆、等、动、定、变 （2）溶解平衡的概念(p62) （4）影响难溶电解质溶解平衡的因素： ①内因：电解质本身的性质 ②外因： a、浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 b、温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 c、同离子效应：加入相同离子，平衡向生成沉淀的方向移动。 d、化学反应：加入反应离子，平衡向生成溶解的方 向移动。 练习：报纸15页 专项训练 1、2 溶解 沉淀 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl－(aq) 阅读P65-66科学视野—溶度积Ksp 1、对于溶解平衡： MmNn(s) mMn+(aq) + nNm-(aq)有： Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Nm-)]n 在一定温度下，Ksp是一个常数。 QC Ksp = QC Ksp QC Ksp 溶液过饱和，有沉淀析出 溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态 溶液未饱和，可继续溶解该难溶电解质 2、溶液中有关离子浓度幂的乘积—离子积QC 练习：报纸15页 专项训练 3、4、5 一、沉淀的生成 1、应用：利用生成沉淀来分离或除去某些离子。 2、方法： ① 调pH值 如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，加氨水调pH值至7~8 Fe3＋ + 3NH3?H2O=Fe(OH)3↓+3NH4＋ ② 加沉淀剂 如：沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂 Cu2＋+S2－= CuS↓ Hg2＋+S2－= HgS↓ ③同离子效应法 ④ 氧化还原法 硫酸中c(SO42-) 大，使平衡向沉淀的方向移动。 例：已知Fe3+在pH值3到4之间开始沉淀，在pH值7到8之间沉淀完全，而Fe2+，Cu2+在8到9之间开始沉淀11到12之间沉淀完全，CuCl2中混有少量Fe2+如何除去？ 例：为什么硫酸钡在硫酸中的溶解度比在纯水中小？ 答案：先把Fe2+氧化成Fe3+，然后调pH至7到8使Fe3+转化为Fe(OH)3 沉淀，过滤除去沉淀。 此题可用：氯气、双氧水、氧气等（不引入杂质） 二、沉淀的溶解 （1）原理： 设法不断移去平衡体系中的相应离子，使平衡向溶解 的方向移动。 （2）举例： 如：CaCO3溶于盐酸，FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于强酸（常用试剂）。 ①溶于酸中 ②溶于某些盐溶液 实验3-3 向三支盛有少量Mg(OH)2沉淀的试管中分别加入适 量的蒸馏水、盐酸和氯化铵溶液，观察并记录现象： 滴加试剂 蒸馏水 盐　酸 氯化铵溶液 现　象 无明显现象 沉淀溶解 沉淀溶解 请用平衡移动原理解释沉淀溶解的原因。 解释： 在溶液中存在Mg(OH)2的溶解平衡： 加入NH4Cl时： 1、NH4＋直接结合OH－,使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解。 2、NH4＋水解，产生的H＋中和OH－,使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解。 Mg(OH)2 ＋2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3↑+ 2H2O Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2