《学习细节》版苏教化学选修4状元笔记第四单元 沉淀溶解平衡.docx

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《学习细节》版苏教化学选修4状元笔记第四单元沉淀溶解平衡

第四单元沉淀溶解平衡

【成功细节】

2007年广西高考理科状元张南飞，高考总成绩：

706分。

张南飞谈沉淀溶解平衡的学习

从两个方面理解沉淀反应的应用：

1、根据有关离子浓度的乘积（Qc）和溶度积（Ksp）的大小比较进行理解：

（1）Qc＞Ksp，溶液过饱和，析出沉淀，直至溶液达到新的平衡。

所以为了使沉淀生成，可以通过加沉淀剂使Qc＞Ksp，析出沉淀；为了使沉淀析出较完全，可以增加有关离子的浓度而使Qc增大而达到目的。

（2）Qc＜Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，沉淀向溶解的方向进行。

因此使沉淀溶解的总原则是设法使构成晶体离子的浓度减小使之满足Qc＜Ksp。

常用方法是：

在难溶饱和电解质溶液中加入适当试剂使之与组成沉淀的一种构晶离子结合成另一类化合物，从而使之溶解。

2、利用勒夏特列原理来理解

溶解平衡也是平衡的一种，所以作为适用于化学平衡移动的主要原理——勒夏特列原理，对解答沉淀反应的应用同样适用。

沉淀的生成、溶解和转化主要是通过改变有关离子的浓度而破坏旧平衡，从而建立新的平衡。

除了上述方法外，同学们可以通过上网、讨论和查阅有关资料，共同探究，对本节知识的进行理解和应用，同时还可以加深对平衡知识的整合。

【高效预习】

在艺术的境界里，细节就是上帝。

-------米开朗琪罗

【课前·复习】

1.盐类的水解实质是什么？

2.水解规律是什么？

3.盐类水解的影响因素是什么？

4.水的离子积的定义？

【精读·细化】

阅读P81-82，思考下列问题：

5.谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与”不溶“的理解。

6.什么叫溶度积？

【泛读·综览】

7.快速阅读P82-P85，思考沉淀溶解平衡有哪些应用？

【领会·感悟】

1.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。

2.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。

3.

4.无论稀酸、稀碱或盐溶液中，c（H＋）·c（OH－）=KW（常数），KW只与温度有关，温度升高，KW值增大，

25℃时，KW=1×10-14，100℃时，KW=1×10-12。

【提升·解决】

5.“溶”指在水中溶解度很大，能够完全溶于水，“不溶”指溶解度很小，但在水中有少部分溶解。

6.用平衡常数来描述难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡，其平衡常数叫溶度积常数或简称溶度积。

7.主要应用有①沉淀的生成；

②沉淀的溶解；

③沉淀的转化；

【学习细节】

A．基础知识

知识点1：

难溶电解质的溶解平衡

【课堂导入】中国是个多溶洞的国家，如闻名于世的桂林溶洞、北京石花洞，就是由于水和二氧化碳的缓慢侵蚀而创造出来的杰作。

那么溶洞形成的具体原理是什么哪？

小朋友吃糖不刷牙易形成蛀牙又什么原因？

美丽的溶洞

【探究实验1】展示室温下NaCl的饱和溶液，并明确NaCl的溶解是在水分子的作用下实现的。

【讨论1】可采用什么方法判断该溶液是否为NaCl的饱和溶液？

【讨论2】NaCl在水溶液里达到溶解平衡状态时有何特征？

【解释1】取2mLNaCl溶液于一支试管中，加入少量NaCl晶体，充分振荡后，晶体没有溶解，表明该溶液是NaCl的饱和溶液，否则就不是。

【解释2】当NaCl在水溶液里达到溶解平衡状态时，其溶解速率与结晶速率相等；并且只要溶解平衡的条件（如温度、溶剂的量等）不变，该溶液中溶解的NaCl的量就是一个恒定值。

【探究实验2】取4mL NaCl饱和溶液，滴加1～2滴浓盐酸（约12mol/L），即可观察到大量白色沉淀产生。

【探讨】你认为发生上述变化现象的原因是什么？

【结论】根据溶液中离子的组成，析出的只能是NaCl晶体。

由于浓盐酸的加入，使c（Cl-）明显增大,进而使溶液中Na+和Cl-结晶速率加快,所以有NaCl晶体析出。

【思维扩散】上面的实验和讨论共同证明了一点：

溶解在溶液中的Na+和Cl-仍然存在着相互作用，仍然有机会重新结合，甚至形成NaCl“沉淀”析出，这与溶液中有难溶电解质生成的离子反应有极大的相似性。

同时，也证明了NaCl的溶解过程是可逆的，在NaCl的饱和溶液中确实存在着溶解平衡。

同样在难溶物质的溶液中也存在着溶解平衡。

【探究实验3】取有PbI2沉淀的饱和溶液中上层清液，即PbI2的饱和溶液滴加几滴KI溶液，观察现象。

你能解释观察到的现象吗？

【探究结论】尽管PbI2固体难溶于水，但仍有部分Pb2+和I-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的Pb2+和I-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，Pb2+和I-的沉淀与PbI2固体的溶解达到平衡状态即达到沉淀溶解平衡状态.PbI2固体在水中的沉淀溶解平衡可表示为：

PbI2（s）

Pb2+（aq）+2I-（aq）。

【总结概括】沉淀溶解平衡：

（1）概念：

在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡.溶解平衡时的溶液是饱和溶液。

（2）特征：

逆、等、动、定、变

（3）影响因素：

内因、外因（浓度、温度）

（4）过程表示：

多项平衡

关键细节：

①生成沉淀的离子反应之所以能够发生，在于生成物的溶解度小。

②难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0（生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存）。

③习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质，

④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。

例如：

AgCl（s）

Ag+（aq）+Cl-（aq）

例1：

要除去MgCl2酸性溶液里少量的FeCl3，不宜选用的试剂是（）。

A.MgO   B.MgCO3   C.NaOH   D.Mg（OH）2

解析：

FeCl3溶液中存在Fe3＋＋3H2O

Fe（OH）3＋3H＋，为了除去Fe3＋，可以加入一种物质使，平衡右移，四个选项中都可以消耗氢离子，但C选项会引入新的杂质，而且会使Mg2＋沉淀，不符题意。

答案：

C

知识点2：

溶度积常数的概念和计算

1.难溶电解质的溶度积常数的含义

AgCl（s）

Ag+（aq）+Cl-（aq）

当溶解与结晶速度相等时，达到平衡状态Ksp（AgCl）=[Ag+][Cl-]为一常数，该常数称为难溶电解质的溶度积常数，简称溶度积。

2.难溶电解质的溶度积常数用Ksp表示。

通式：

AnBm（s）

nAm+（aq）+mBn-（aq）

则Ksp（AnBm）=[Am+]n·[Bn-]m

3.溶度积（Ksp）的性质

重要细节：

几种难熔电解质在25℃时的溶解平衡和溶度积：

AgCl（s）

Ag++Cl-Ksp=[Ag+][Cl-]=1.8×10-10mol2L-2

AgBr（s）

Ag++Br-Ksp=[Ag+][Br-]=5.0×10-13mol2L-2

AgI（s）

Ag++I-Ksp=[Ag+][Br-]=8.3×10-17mol2L-2

Mg（OH）2（s）

Mg2++2OH-Ksp=[Mg2+][OH-]2=5.6×10-12mol3L-3

（1）溶度积（Ksp）的大小与难溶电解质性质和温度有关，与沉淀的量无关。

离子浓度的改变可使平衡发生移动,而不能改变溶度积.不同的难溶电解质在相同温度下Ksp不同。

（2）相同类型的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶。

如:

Ksp（AgCl）>Ksp（AgBr）>Ksp（AgI）

溶解度:

AgCl）>Ksp（AgBr）>Ksp（AgI）

4.溶度积的计算

例2：

已知室温时AgBr的溶解度是8.8×10-7mol/L，MgNH4PO4溶解度是6.3×10-5mol/L，求AgBr、MgNH4PO4的溶度积？

解析：

AgBr（固）

Ag++Br-

　∵溶解的AgBr可认为完全电离

　∴[Ag+]=[Br-]=8.8×10-7mol/L

Ksp[AgBr]=[Ag+][Br-]=（8.8×10-7）2=7.7×10-13

同理MgNH4PO4（固）

Mg2++NH4++PO43-

因为溶解的Mg（NH4）PO4可认为完全电离，

　∴[Mg2+]=[NH4＋]=[PO43－]=6.3×10-5mol/L

　∴Ksp[Mg（NH4）PO4]=[Mg2+][NH4＋][PO43－]=（6.3×10-5）3=2.5×10-13

答案：

AgBr的溶度积为7.7×10-13，Mg（NH4）PO4的溶度积为2.5×10-13。

例3：

将5mL1×10-5mol/L的AgNO3溶液和15mL4×10-5mol/L的K2CrO4溶液混和时，有无砖红色Ag2CrO4沉淀生成？

已知Ag2CrO4的Ksp=9×10-12

解析：

混合后溶液总体积为15+5=20（mL）

∴混和溶液中Ag+离子与CrO42-离子的浓度分别为：

已知Ksp[Ag2CrO4]=9×10-12

∵Qi＜Ksp，∴无Ag2CrO4沉淀生成

答案：

无砖红色Ag2CrO4沉淀生成。

知识点3：

沉淀溶解平衡的应用

①Qc>Ksp时，沉淀从溶液中析出（溶液过饱和），

体系中不断析出沉淀，直至达到平衡（此时Qc=Ksp）

②Qc=Ksp时，沉淀与饱和溶液的平衡

易错细节：

BaCO3（s）等难溶盐溶解在强酸溶液中:

BaCO3（s）+2H＋=CO2↑+H2O+Ba2＋

CaCO3（s）+2H＋=CO2↑+H2O+Ca2＋

ZnS（s）+2H＋=Zn2＋+H2S↑

难溶于水的氢氧化物溶解在酸中：

Mg（OH）2（s）+2H＋=Mg2＋+2H2O

Fe（OH）3（s）+3H＋=Fe3＋+3H2O

Mg（OH）2（s）溶解在氯化铵等酸性的盐溶液中:

Mg（OH）2（s）+2NH4＋=Mg2＋+H2O+2NH3

③Qc

则沉淀会溶解直至达到平衡（此时Qc=Ksp）

以上规则称为溶度积规则。

沉淀的生成和溶解这两个相反的过程它们相互转化的条件是离子浓度的大小，控制离子浓度的大小，可以使反应向所需要的方向转化。

【思考】为什么医学上常用BaSO4作为内服造影剂“钡餐”，而不用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”?

【悟真】BaSO4和BaCO3的沉淀溶解平衡分别为：

BaSO4

Ba2++SO42-Ksp=1.1×10-10mol2L-2

BaCO3

Ba2++CO32-Ksp=5.1×10-9mol2L-2

由于人体内胃酸的酸性较强（pH=0.9-1.5），如果服下BaCO3,胃酸会与CO32-反应生成CO2和水，使CO32-离子浓度降低，使Qc

所以，不能用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”。

而SO42-不与H+结合生成硫酸，胃酸中的H+对BaSO4的溶解平衡没有影响，Ba2+浓度保持在安全浓度标准下，所以用BaSO4作“钡餐”。

（1）沉淀的溶解

Qc

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。

③生成络合物，例银铵溶液的配制。

（2）沉淀的生成

加入沉淀剂，应用同离子效应，控制溶液的pH，当

时有沉淀生成。

（3）分步沉淀

溶液中含有几种离子，加入某沉淀剂均可生成沉淀，沉淀生成的先后顺序按离子积大于溶度积的先后顺序沉淀，叫作分步沉淀。