化学人教版高中选修4第三章第四节难溶电解质的溶解平衡PPT课件（共21张PPT）

(共21张PPT)
第四节 难溶电解质的溶解平衡
[复习]
1、什么叫饱和溶液？什么叫不饱和溶液？
一定温度下，不能再溶解溶质的溶液叫饱和溶液。
2.溶解性是指:_______________________________;
溶解性是物质的___________性质。物质溶解性的大小
跟___________________________有关。
一种物质溶解在另一种物质中的能力。
物理
溶质、溶剂的性质
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
3、溶解度
在一定温度下，某固态物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。
注意：
①条件：一定温度； ②标准：100g溶剂
③状态：饱和状态 ④单位：g
⑤任何物质的溶解：是有条件的,在一定条件下
某物质的溶解量也是有限的,无限可溶解的物质不存在。
（1）20℃时100克水里，溶解了36克氯化钠达到饱和状态，20℃时NaCl的溶解度是多少？
（2）20℃时，KClO3在水里的溶解度是7.4g，这表示什 么含义？
此时，溶液中溶质、溶剂、溶液的质量比是 。
练习
36克
20℃时，100克水中最多溶解7.4 克KClO3
7.4 ：100 ：107.4
4、20℃时,溶解性与溶解度的大小关系
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
AgSO4 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
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度 > 10g 1g~10g 0.01g~1g < 0.01g
讨论:
⑴ 向溶液中加入足量多的蔗糖，当观察到蔗糖的量不再减少时， 蔗糖是否还在溶解？
（2） 取4ml NaCl饱和溶液，滴加1—2ml 浓HCl，观察现象？
1、AgCl溶解平衡的建立
当v（溶解）＝ v(沉淀）时，
得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡
一、难溶物质溶解平衡的建立
2、溶解平衡的特征
逆、等、动、定、变
3、生成难溶电解质的离子反应的限度
当溶解度小于0.01g，或离子浓度小于1×10－5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。
溶解
AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq)
沉淀
4.影响因素：内因、外因(浓度、温度等)
【例1】：AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) △H>0 的平衡体系,改变条件，溶解平衡怎样移动？
a.温度：
多数难溶电解质的溶解是吸热的, 升高温度,平衡正向移动。溶解度增大。
b.加入水：
平衡正向移动。
c.加入AgCl固体：
饱和溶液，平衡不移动。
d.加入NaCl晶体：
同离子效应，平衡逆向移动。
[例2]石灰乳中存在下列平衡： Ca(OH)2(s) Ca2+(aq) + 2OH-(aq),加入下列溶液,可使Ca(OH)2减少的是….....( )
A、Na2CO3溶液 B、AlCl3溶液 C、NaOH溶液 D、CaCl2溶液
AB
5、溶度积
⑴、溶度积（Ksp）：
难溶电解质的溶解平衡中，离子浓度幂的乘积。
25℃时， Ksp = c(Pb2+).c(I-)2 = 7.1×10-9
mol3?l-3
练习：BaSO4、Fe(OH)3的溶度积表达式 。
Ksp[BaSO4] =c(Ba2+).c(SO42-) 单位： mol2?L-2
Ksp [Fe(OH)3]= c(Fe3+).c(OH-)3 单位： mol4?L-4
溶度积常数
化学式 Ksp 化学式 Ksp
AgCl 1.56×10-10 Cu2S 2×10-47
AgBr 7.7×10-13 CuCl 1.02×10-6
AgI 1.5×10-16 Fe(OH)2 1.64×10-14
Ag2S 6.3×10—50 Fe(OH)3 1.1×10-36
BaCO3 8.1×10-9 HgS 4×10-53
BaSO4 1.08×10-10 Li2CO3 1.7×10-3
CaCO3 8.7×10-9 MgCO3 2.6×10-5
CaF2 3.95×10—11 Mg(OH)2 1.2×10-11
CaSO4 1.96×10-4 PbSO4 1.06×10-8
CuS 8.5×10-45 ZnS 1.2×10-23
练1：在100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1mL 0.01mol/L AgNO3溶液，下列说法正确的是(AgCl Ksp=1.8×10-10) （ ）
A.有AgCl沉淀析出 B.无AgCl沉淀
C.无法确定 D.有沉淀但不是AgCl
A
⑶、溶度积规则
任意时刻：Qc ＝ [c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n
当: Qc > Ksp 过饱和，析出沉淀，
Qc ＝ Ksp 饱和，平衡状态
Qc < Ksp 未饱和。
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↓（黑色） Hg2＋+S2－= HgS↓
二、沉淀反应的应用
1、沉淀的生成
（1）应用：生成难溶电解质的沉淀，是工业生产、环保工程和科学研究中除杂或提纯物质的重要方法之一。
思考与交流
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
2、是否可能使要除去的离子通过沉淀反应全部除去？说明原因。
不可能使要除去的离子通过沉淀完全除去
KSP(BaSO4) 1.08×10-10
KSP(CaSO4) 1.96×10-4
2. 沉淀的溶解
【例2】、用平衡移动的原理分析Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液的原因？并找出使沉淀溶解的规律。
解释：
在溶液中存在Mg(OH)2的溶解平衡： Mg(OH)2(s) ? Mg2＋(aq)+2OH－(aq)
加入盐酸时,H＋中和OH-,使c(OH－)减小,平衡右移,从而使Mg(OH)2溶解；
加入NH4Cl时，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。
滴加试剂 蒸馏水 盐酸 氯化铵溶液
现 象 不溶解 溶解 溶解
2. 沉淀的溶解
(1) 利用氧化还原方法降低某一离子的浓度。
(2) 生成弱电解质。如：
H2S

FeS（S） Fe2+ (aq) + S2- (aq)
S + NO + H2O
(3) 生成络合物，例：银铵溶液的配制
3、沉淀的转化
几种难熔电解质在25℃时的溶解平衡和溶度积：
AgCl(s) Ag+ + Cl-
Ksp= c(Ag+)c(Cl-) = 1.8×10-10mol2?L-2 AgBr(s) Ag+ + Br-
Ksp= c(Ag+)c(Br-) = 5.0×10-13mol2?L-2 AgI(s) Ag+ + I-
Ksp= c(Ag+)c(I-) = 8.3×10-17mol2?L-2
溶解能力大小有：AgCl > AgBr > AgI
沉淀的转化的实质：使溶液中的离子浓度更小
沉淀可以从溶解度小的向溶解度更小的方向转化，两者差别越大，转化越容易。
白色沉淀
黄色沉淀
黑色沉淀
步骤 NaCl和AgNO3 向所得固液中滴加KI 向新的固液混合物滴加Na2S
现象
[思考与交流]：
白色沉淀
白色沉淀转化为
红褐色沉淀
红褐色沉淀析出，溶液褪至无色
步骤 向MgCl2溶液中滴加NaOH溶液 向有白色沉淀的混合物液中滴加FeCl3溶液 静置
现象




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