3.4《难溶电解质的溶解平衡》(人教版选修4_化学反应原理)汇编.ppt

第四节  难溶电解质 的溶解平衡 1、如果要除去某溶液中的SO42-，你选择加入钡 盐还是钙盐？为什么？ 加入钡盐，因为BaSO4比CaSO4更难溶， 使用钡盐可使SO42-沉淀更完全。 思考 (1)原理：不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使 平衡向沉淀溶解的方向移动，就达到使沉 淀溶解的目的。 HCO3- H+ 加入H+ H2CO3 H2O + CO2 2、 沉淀的溶解 例：CaCO3(s) CO32-(aq) + Ca2+(aq) [思考] 若使氢氧化镁沉淀溶解，有哪些方法？ Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq)+2OH－(aq) 溶解 沉淀 氢氧化镁沉淀溶解平衡的表达式 试管编号 ① ② ③ 滴加试剂 蒸馏水 盐酸 NH4Cl溶液 现象 固体无明显溶解现象 迅速溶解 逐渐溶解 Mg(OH)2 + 2HCl ＝ MgCl2 + 2H2O Mg(OH)2 + 2NH4Cl ＝ MgCl2 + 2NH3·H2O 实验3-3： Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq)+2OH－(aq) 溶解 沉淀 * 现象:NaCl饱和溶液中析出固体 思考：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？ 加浓盐酸Cl- 的浓度增加,平衡向左移, NaCl析出 探究实验：在装有3mL饱和的NaCl溶液的试管中滴入2mL浓HCl，观察现象。 第四节 难溶电解质的溶解平衡 Dissolution electrolyte equlibrium 思考： Ag＋和Cl－的反应真能进行到底吗？ 我们知道，溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如，AgNO3溶液与NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl：Ag++Cl-=AgCl↓，如果上述两种溶液是等物质的量浓度、等体积的，一般认为反应可以进行到底。 溶解度与溶解性的关系：20℃ 10 易溶 可溶 1 微溶 0.01 难溶 S /g 思考与交流1：溶与不溶的理解 结论： 1.溶解度可以很小很小，但仍有度 2.溶与不溶是相对的，没有绝对不溶的物质 思考与交流2： 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-？ 难溶电解质AgCl的水溶液中仍然存在Ag+和Cl- ，生成沉淀的离子反应并不能真正的进行到底。 难溶电解质溶解平衡的建立（以AgCl为例） 当v（溶解）＝ v（沉淀）时， 得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡 AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq) 溶解 沉淀 Ag+ Cl- 一、难溶电解质的溶解平衡 (1)概念： 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。（也叫沉淀溶解平衡) (2) 特征： 等——V溶解 = V沉淀（结晶） 动——动态平衡， V溶解 = V沉淀≠0 定——达到平衡时，溶液中离子浓度不再改变 变——当外界条件改变，溶解平衡将发生移动 逆、等、定、动、变。 逆——溶解与沉淀互为可逆 (3)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:遵循平衡移动原理 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：加入含有相同离子电解质，平衡向结晶的方向移动. 特例： Ca(OH)2 几点说明： 溶解平衡的存在，决定了生成难溶电解质的反应不能进行到底。 当溶液中残留的离子浓度 1 ×10-5 mol/L时，沉淀就达到完全。 难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。 溶解平衡存在于饱和溶液中。 结论：在电解质的饱和溶液中，不管是易溶的、微溶的还是难溶的电解质都存在着溶解平衡。 二、溶度积常数（Ksp） ①定义 溶度积常数是在一定温度下，在难溶电解质的 饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数。 ②表达式（以Mg(OH)2为例） Ksp=c(Mg2+) ×[c(OH-)]2 ③影响因素：温度 （式中的浓度为平衡浓度） ④溶度积常数的意义 ※反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp的数值越大，说明难溶电解质在水中的溶解能力越大。 AgCl(s) Ag+ (aq)+Cl- (aq) △H0 通入HCl 加入少量AgNO3 加水稀释 升温 Ksp [Cl- ] [Ag+ ] 移动方向 外界条件 增大 增大 正向 不变