2020高中化学 专题3 溶液中的离子反应 第四单元 沉淀溶解平衡课件 苏教版选修4

[明确学习目标]1.知道沉淀溶解平衡的概念及其影响因素。2.明确溶度积和离子积的关系，并由此学会判断反应进行的方向。3.能用平衡移动原理分析理解沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质。4.学会用沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题。23学生自主学习一、沉淀溶解平衡原理1．难溶电解质习惯上我们将溶解度小于的电解质称为难溶电解质。如25℃时，AgCl的溶解度为1.5×10－4g。2．沉淀溶解平衡(1)概念：在一定温度下，当和相等时，即达到平衡状态。□010.01g□02溶解速率□03沉淀速率(2)建立如AgCl在水溶液存在两过程：一方面，在水分子的作用下，少量的Ag＋和Cl－脱离AgCl表面进入水中——溶解过程；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl表面析出——沉淀过程。在一定温度下，当和相等时，达到平衡状态。□04溶解速率□05沉淀速率3．溶度积(1)概念：在一定温度下，用来描述难溶电解质在水中沉淀溶解平衡的平衡常数称为溶度积常数，简称溶度积。用表示。(2)表达式AgClAg＋＋Cl－Ksp＝，Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－Ksp＝。□06Ksp□07c(Ag＋)·c(Cl－)□08c(Fe3＋)·c3(OH－)二、沉淀溶解平衡原理的利用1．沉淀的转化(1)沉淀转化实验步骤现象色沉淀白色沉淀变黄黄色沉淀变黑化学方程式□01白□02NaCl＋AgNO3===NaNO3＋AgCl↓□03AgCl＋KI===AgI＋KCl□042AgI＋Na2S===Ag2S＋2NaI(2)沉淀转化的实质：。一般来说，溶解能力相对较的物质易转化为溶解能力相对较的物质。(3)沉淀转化的应用锅炉除水垢水垢[含CaSO4(s)],CaCO3(s),Ca2＋(aq)□05沉淀溶解平衡的移动□06强□07弱□08Na2CO3□09盐酸2．沉淀的生成在无机化合物的制备和提纯、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。例如：除去硫酸铜溶液中的铁离子3．沉淀的溶解溶洞的形成：。□13CaCO3＋CO2＋H2OCa2＋＋2HCO－31．常温下，分别将AgCl溶于水和0.1mol·L－1的NaCl溶液中，其溶解度相同吗？为什么？提示：不同。在NaCl溶液中，Cl－的存在会导致AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)向左移动，使AgCl溶解度变得更小。提示2．如果要除去某溶液中的SO2－4，你选择加入钙盐还是钡盐？为什么？提示：加入可溶性钡盐。因为BaSO4的溶解度比CaSO4的溶解度小，用Ba2＋沉淀SO2－4更完全。提示23师生课堂互动一、沉淀溶解平衡原理1．25℃时，溶解性与溶解度的关系2．沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡是指固体沉淀与溶液中相关离子间的平衡关系，包含了沉淀的溶解和溶解后的电解质的电离过程。如：BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO2－4(aq)包含了BaSO4(s)BaSO4(aq)和BaSO4(aq)===Ba2＋(aq)＋SO2－4(aq)两个过程。因此溶解平衡的电离方程式必须标明状态(s)、(aq)。(2)图示(3)特征：沉淀溶解平衡属于平衡体系中的一类，具有一般化学平衡的基本特征。①逆：沉淀溶解平衡是一个可逆过程。②等：当难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，v(溶解)＝v(沉淀)。③动：沉淀溶解平衡是动态平衡，溶解速率和沉淀速率并不为0。④定：沉淀溶解平衡建立后，溶液中各离子的浓度保持不变。⑤变：当外界条件发生改变时，沉淀溶解平衡将发生移动，直至建立起新的平衡。3．沉淀溶解平衡的影响因素(1)内因：难溶电解质本身的性质决定了沉淀溶解平衡进行的程度。难溶电解质一定能够建立沉淀溶解平衡，易溶物质在其饱和溶液中也存在着溶解平衡。(2)外因①温度：由于绝大多数难溶电解质的溶解为吸热过程，故升高温度，多数平衡向溶解方向移动，少数平衡向生成沉淀的方向移动。②浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动。③同离子效应：向平衡体系中加入含有相同离子的电解质，平衡向生成沉淀的方向移动。④其他因素：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动。[对点练习]1．当氢氧化钙固体在水中达到溶解平衡Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)时，为使Ca(OH)2固体的量减少，需加入少量的()A．NH4NO3B．NaOHC．CaCl2D．NaCl答案A答案解析A项，NH4NO3电离出的NH＋4与Ca(OH)2溶解平衡中的OH－反应，NH＋4＋OH－NH3·H2O，平衡右移，固体质量减少，正确；B项，加入NaOH，增大了c(OH－)，平衡左移，固体质量增多，错误；C项，加入CaCl2，增大了c(Ca2＋)，平衡左移，固体质量增多，错误；D项，加入NaCl，平衡不移动，错误。解析2．一定温度下，在氢氧化钡悬浊液中，存在氢氧化钡的沉淀溶解平衡：Ba(OH)2(s)Ba2＋(aq)＋2OH－(aq)。向此悬浊液中加入少量BaO粉末后恢复至原温度，下列叙述正确的是()A．溶液中Ba2＋数目减少B．溶液中Ba2＋浓度减小C．溶液中OH－浓度增大D．pH减小解析原溶液已饱和，加入的BaO粉末与水反应生成的Ba(OH)2不会再溶解，但由于消耗了水，使得平衡逆向移动，Ba2＋与OH－的数目减少，但浓度不变，pH也不变。解析答案A答案规律方法(1)对于溶解度随温度升高而增大的难溶电解质，升高温度后，沉淀溶解平衡向沉淀溶解的方向移动；对于溶解度随温度升高而减小的难溶电解质[如Ca(OH)2]，升高温度后，沉淀溶解平衡向生成沉淀的方向移动。(2)无论是难溶电解质还是易溶电解质，上述规律均适用，因此可通过改变条件使平衡发生移动——溶液中的离子转化为沉淀，或沉淀转化为溶液中的离子。二、溶度积1．溶度积的表达式AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)Ksp＝[c(An＋)]m·[c(Bm－)]n2．影响溶度积的因素(1)内因：Ksp的大小反映了难溶电解质在水中的溶解能力。难溶电解质的本性是决定Ksp的根本因素。(2)外因：一般情况下，Ksp随温度的升高而略微增大，在一定温度下，Ksp是一个常数。3．溶度积的应用(1)溶度积规则通过比较溶度积(Ksp)与溶液中有关离子浓度幂的乘积(离子积Qc)的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。QcKsp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；QcKsp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。(2)判断溶液中是否有沉淀生成利用Qc与Ksp的相对大小，判断溶液中是否有沉淀生成。若Qc≤Ksp，则无沉淀生成，若QcKsp，则生成沉淀。(3)计算反应的平衡常数如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝cMn2＋cCu2＋＝KspMnSKspCuS。(4)求溶解度以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)为例，已知Ksp，则饱和溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)＝Ksp，结合溶液体积即求出溶解的AgCl的质量，利用公式S100＝m质m剂即可求出溶解度。(5)判断沉淀的生成顺序同一溶液中可能产生多种沉淀时，判断产生沉淀先后顺序的问题，可根据Ksp分别求出要使这些离子沉淀所需加入某离子的浓度，所需浓度越小，则对应的离子先沉淀。[对点练习]3．已知25℃时，AgCl的溶度积Ksp＝1.8×10－10，则下列说法正确的是()A．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大B．AgNO3溶液与NaCl溶液混合后的溶液中，一定有c(Ag＋)＝c(Cl－)C．温度一定时，当溶液中c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp时，此溶液中必有AgCl的沉淀析出D．Ksp(AgI)Ksp(AgCl)，所以饱和溶液的浓度c(AgI)c(AgCl)答案D答案解析Ksp只与温度有关，A不正确；B项，混合后Ag＋和Cl－可能有剩余，但不一定有c(Ag＋)＝c(Cl－)；C项，Qc＝Ksp时达到溶解平衡，没有AgCl沉淀析出；D项，比较物质的溶解度大小时，要注意物质的类型相同且化学式中阴阳离子的个数比相同，溶度积越小，其饱和溶液浓度也越小。如果不同，则不能直接利用溶度积的大小来比较其溶解性，需转化为饱和溶液浓度进行比较，否则容易误判。解析4．在溶液中有浓度均为0.01mol·L－1的Fe3＋、Cr3＋、Zn2＋、Mg2＋等离子，已知25℃时：Ksp[Fe(OH)3]＝2.6×10－39；Ksp[Cr(OH)3]＝7.0×10－31；Ksp[Zn(OH)2]＝1.0×10－17；Ksp[Mg(OH)2]＝5.6×10－12。则下列金属离子的氢氧化物开始沉淀时，所需pH最小的是()A．Fe3＋B．Cr3＋C．Zn2＋D．Mg2＋答案A答案解析当Fe3＋开始沉淀时，所需OH－的浓度为32.6×10－390.01mol·L－1≈6.4×10－13mol·L－1。同理求得，当Cr3＋、Zn2＋、Mg2＋开始沉淀时，所需OH－的浓度分别为37.0×10－310.01mol·L－1≈4.1×10－10mol·L－1、1.0×10－170.01mol·L－1≈3.2×10－8mol·L－1、5.6×10－120.01mol·L－1≈2.4×10－5mol·L－1。显然，开始沉淀时，Fe3＋所需OH－的浓度最小，pH最小。解析规律方法Ksp的理解(1)Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，当物质的化学式所表示的阴、阳离子个数比相同时，Ksp越大，溶解度越大。(2)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，不能直接用Ksp的大小来比较其溶解度的大小。(3)可以利用Ksp来计算饱和溶液中某种离子的浓度，由溶液体积计算出溶解的溶质的物质的量。三、沉淀溶解平衡原理的利用1．沉淀的转化(1)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。(2)当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。(3)溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀，如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。2．沉淀的生成(1)沉淀生成时沉淀剂的选择原则①使生成沉淀的反应进行得越完全越好(被沉淀离子形成沉淀的Ksp尽可能地小，即沉淀溶解度越小越好)。如除去废水中的Cu2＋，可以使Cu2＋转化成CuCO3、Cu(OH)2或CuS，依据三者溶解度的大小可知，应选择沉淀剂使废水中的Cu2＋转化成溶解度最小的CuS。②不能影响其他离子的存在，由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质离子。(2)常用的沉淀方法①调节pH法通过调节溶液的pH，使溶液中的杂质离子转化成沉淀而除去。②直接沉淀法通过沉淀剂除去溶液中的某种指定离子或获取该难溶电解质。3．沉淀的溶解沉淀溶解时的关键步骤是加入的试剂能与产生沉淀的离子发生反应，生成挥发性物质(气体)或弱电解质(弱酸、弱碱或水)，使平衡向沉淀溶解的方向移动，使沉淀溶解的常用方法主要有三种：(1)加入适当试剂，使其与溶液中某种离子结合生成弱电解质。(2)加入适当氧化剂或还原剂，与溶液中某种离子发生氧化还原反应。(3)加入适当试剂，与溶液中某种离子结合生成配合物。[对点练习]5．已知CuSO4溶液分别与Na2CO3溶液、Na2S溶液的反应情况如下：(1)CuSO4＋Na2CO3主要：Cu2＋＋CO2－3＋H2O===Cu(OH)2↓＋CO2↑次要：Cu2＋＋CO2－3===CuCO3↓(2)CuSO4＋Na2S主要：Cu2＋＋S2－===CuS↓次要：Cu2＋＋S2－＋2H2O===Cu(OH)2↓＋H