用--难溶电解质的溶解平衡公开.ppt

第三章 水溶液中的离子平衡 第四节 难溶电解质的溶解平衡 （第一课时） 人教版选修4 · 化学反应原理 * 学习目标 1.理解难溶电解质的溶解平衡。 2.溶度积和溶度积规则. 3.利用平衡移动原理分析沉淀的生成、 溶解、转化。 ▼牢记沉淀溶解平衡的2个特征 （1）V(溶解)=v(沉淀)≠0 （2）固体质量或离子浓度保持不变 ▼掌握溶度积常数不等式 ▼熟记溶度积规则中的3个关系 （1） 溶液不饱和，无沉淀析出 （2） 溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态 （3） 溶液过饱和，有沉淀析出 ▼掌握沉淀反应的三个应用 （1）沉淀的生成 （2）沉淀的溶解 （3）沉淀的转化 QC Ksp QC Ksp = QC Ksp * 1、盐类的水解实质： 2、水解规律： 3、影响因素 有弱才水解,无弱不水解; 谁弱谁水解,谁强显谁性; 越弱越水解,都弱双水解。 ①温度： ②溶液酸碱性： ③浓度： 越稀越水解， 越热越水解 盐电离出来的离子与水电离出来的H + 或OH – 结合，从而使水的电离平衡发生移动的过程。 思考 在饱和NaCl溶液中 加入浓盐酸有何现象？ 在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸 现象: 解释: 在NaCl的饱和溶液中，存在溶解平衡 NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) NaCl饱和溶液中有固体析出 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？ 实验探究 加浓盐酸会使c(Cl- )增加,平衡向左移动,因而有 NaCl晶体析出. 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℃) 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。 习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质。难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0 ，没有绝对不溶的物质。 难溶 微溶 可溶 易溶 0.01 1 10 (Sg/100g水) 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。 溶解 AgCl(s) Ag＋(aq) + 2Cl-（aq) 沉淀 Ag+ Cl- AgCl在水中溶解平衡 尽管AgCl固体难溶于水，但仍有部分Ag＋和 Cl-离开固体表面进入溶液， 同时进入溶液的Ag2＋和 Cl-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，Ag＋和 Cl-的沉淀与AgCl固体的溶解达到平衡状态即达到沉淀溶解平衡状态. 固AgCl体在水中的沉淀溶解平衡可表示为： 一、沉淀溶解平衡 练：书写碳酸钙溶解平衡的表达式 一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡 。 2、表达式： 1、概念： Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) +2OH- (aq) CaCO3 (s) Ca2+ (aq) +CO32- (aq) 沉淀溶解平衡表达式： PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I-(aq) AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Cu(OH)2(s) Cu2+(aq) + 2OH-(aq) 对比电离方程式： PbI2 Pb2++ 2I- AgCl Ag++ Cl- Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH- PbI2: AgCl: Cu(OH)2: 动：动态平衡，溶解和沉淀仍在进行 等： V溶解 V沉淀 == 定：溶液中各离子浓度保持不变 变：当条件改变时，溶解平衡将发生移动 逆：溶解和沉淀互为可逆过程 逆、动、等、定、变 3、特征： 沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡一样，符合平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律。 讨论：在