3-4第四单元难溶电解质的沉淀溶解平衡
知能定位
1.了解难溶物在水中的溶解情况，认识沉淀溶解平衡的建立过程。
2.理解溶度积的概念，能用溶度积规则判断沉淀的产生、溶解。
3.了解沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用（沉淀的生成和分步沉淀，沉淀的溶解和转化）。情景切入
你知道美丽的溶洞是怎样形成的吗？
自主研习
一、沉淀溶解平衡原理
1.沉淀溶解平衡
（1）概念
在一定温度下，当溶解速率和沉淀速率相等时所达到的溶解平衡。
（2）溶解平衡的建立
以AgCl溶解平衡为例，表达式：
AgCl溶解
沉淀
Ag++Cl-。
(3)溶解平衡的特征
动——动态平衡，溶解速率和沉淀速率不等于零
|
等——溶解速率和沉淀速率相等。
|
定——平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变
|
变——当改变外界条件时，溶解平衡发生移动。
（4）表示方法
Fe(OH) 3的沉淀溶解平衡可表示为
2.溶度积
（1）含义
沉淀溶解平衡的平衡常数称为溶度积常数或溶度积，符号为K SP。
(2)表示方法：对M m A
n mM n++nA m-来说，K SP =c m (M n+)·c n (A m-)
（3）影响因素
K SP 与难溶电解质的性质和温度有关，与浓度无关，与沉淀量无关。
（4）意义
溶度积(K SP )反映了物质在水中的溶解能力。对同类型的难溶电解质（如AgCl 、AgBr 、AgI ）而言，K SP 数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强。
二、沉淀溶解平衡原理的应用
1.沉淀的转化
（1）实验探究
（2）实验结论：在一定条件下溶解能力相对较强的物质易转化为溶解能力相对较弱的物质。
2.沉淀的生成
（1）调节pH 法：除去CuSO 4溶液中少量Fe 3+Cu(OH) 2或Cu 2(OH)
2CO 3,调节pH 至3~4,使Fe 3+转化为Fe(OH) 3沉淀除去。
（2）加沉淀剂法
误食可溶性钡盐，可用Na 2SO 4解毒，反应式为
Ba 2++SO 2-4==BaSO 4↓；除去食盐溶液中的MgCl 2，可加入少量NaOH ，反应式为 Mg +2OH ==Mg(OH) 2↓。
课堂师生互动
知识点1 溶度积
1.溶度积K SP
在一定条件下，难溶强电解质A m B n 溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，叫作沉淀溶解平衡。这时，离子浓度的乘积为一常数，叫做溶度积，用K SP 表示。
2.表达式
A m
B n (s)mA n + (aq)+nB m- (aq)
K SP =c m (A n+)·c n (B m- )
3.溶度积的应用
通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Q c 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：
Q c >K SP ，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
Q c =K SP ，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
Q c 特别提醒 K SP反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 （1）对于同类型物质，K SP数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。如由K SP数值可知，溶解能力：AgCl>AgBr>AgI>Ag2S，Cu(OH) 2 （2）不同类型的物质，K SP差距不大时不能直接作为比较依据。 考例1 （2009·浙江高考）已知：25℃时，K sp［Mg(OH) 2］=5.61×10-12,K sp (MgF 2)=7.42×10-11。下列说法正确的是( ) A.25℃时，饱和Mg（OH）2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2+)大 B.25℃时，在Mg（OH）2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体，c（Mg2+）增大 C.25℃时，Mg（OH）2固体在20 mL 0.01 mol·L-1氨水中的K sp比在20 mL 0.01 mol·L-1 NH4Cl溶液中的K sp小 D.25℃时，在Mg（OH）2的悬浊液加入NaF溶液后，Mg（OH）2不可能转化为MgF2 解析：Mg(OH) 2与MgF2均为AB2型难溶电解质，故K SP越小，其溶解度越小，前者c(Mg2+)小，A错误；因为NH+4+OH-==NH3·H2O，所以加入NH4Cl后促进Mg(OH) 2的溶解平衡向右移动，c(Mg2+)增大，B正确；K SP只受温度的影响，25℃时，Mg(OH) 2的溶度积K SP为常数，C错误；加入NaF溶液后，若Q c＝c(Mg2+)·c2(F-)>K SP (MgF2),则会产生MgF2沉淀，D错误。 答案：B 变式探究1 室温下Mg(OH) 2的K sp=5.6×10-12 mol3·L-3， Cu(OH) 2的K sp=2.2×10-20 mol3·L-3，试判断Mg(OH) 2、Cu(OH) 2在水中的溶解能力大小为() A.Mg(OH) 2>Cu(OH) 2 B.Mg(OH) 2=Cu(OH) 2 C.Mg(OH) 2 D.不可比较 答案：A 解析：Mg(OH) 2、Cu(OH) 2的化学式中阴、阳离子的个数比都是2:1，所以可以用相同温度下的K sp比较它们在水中的溶解能力，K sp越大，溶解能力越大。 变式探究2 对于难溶盐MX，其饱和溶液中的M+和X-的物质的量浓度之间的关系类似于c(H +)·c(OH-)=K ，存在等式c（M+）·c（X-）=K sp。现将足量的AgCl分别放入下列物质中， W AgCl的溶解度由大到小的排列顺序是() ①20 mL 0.01 mol·L-1 KCl溶液 ②30 mL 0.02 mol·L-1 CaCl2溶液 ③40 mL 0.03 mol·L-1 HCl溶液 ④10 mL蒸馏水 ⑤50 mL 0.05 mol·L-1AgNO3溶液 A.①②③④⑤ B.④①③②⑤ C.⑤④②①③ D.④③⑤②① 答案：B 解析：AgCl(s)Ag++Cl-，由于c（Ag+）·c(Cl-)=K sp，c（Cl-）或c（Ag+）越大，越能抑制AgCl的溶解，AgCl的溶解度就越小。注意AgCl的溶解度大小只与溶液中Ag+或Cl-的浓度有关，而与溶液体积无关。①中c(Cl-) =0.01 mol·L-1，②中c(Cl-)=0.04mol·L-1， ③ c （Cl -）=0.03 mol ·L -1，④中c （Cl -）=0 mol ·L -1，⑤中c （Ag +）=0.05 mol ·L -1。Ag +或Cl -浓度由小到大的顺序为④<①<③<②<⑤。故AgCl 的溶解度由大到小的排列顺序为④>①>③>②>⑤。 知识点2 沉淀的转化 1.沉淀转化的实质 沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡移动，即将溶解能力相对较强的物质转化成溶解能力相对较弱的物质，两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀越容易转化，如：AgNO 3溶液???→?溶液NaCl AgCl 白色沉淀??→?溶液KI AgI 黄色沉淀???→?溶液 S Na 2Ag 2S 黑色沉淀。 反应的化学方程式为： – 2.沉淀转化的应用 （1）防龋齿 使用含氟牙膏后，Ca 2+及PO 3-4生成更难溶的Ca 5(PO 4) 3F 从而使牙齿变得坚固 Ca 5(PO 4) 3OH+F -5(PO 4) 3F+OH - (2)锅炉除垢 水垢（CaSO 4）????→?溶液 32CO Na CaCO 3〖FY(〗HCl 〖FY)〗Ca 2+ 其反应的化学方程式： CaSO 4+Na 2CO 3==Na 2SO 4+CaCO 3 CaCO 3+2HCl==CaCl 2+CO 2↑+H 2O 〖XC 特别提醒.TIF 〗 利用沉淀的转化可比较不同沉淀溶解度的相对大小，即沉淀的转化是将溶解度小的物质转化成溶解度更小的物质，因此溶解度AgCl>AgI>Ag 2S 。 考例2 已知在25℃的水溶液中，AgX,AgY ,AgZ 均难溶于水，但存在溶解平衡。当达到平衡时，溶液中离子浓度的乘积是一个常数（此常数用K SP 表示，K SP 和水的K W 相似）。 如AgX(s)Ag +（aq ）+X -（aq ） K SP (AgX)==c(Ag +)·c(X -) =1.8×10-10mol 2·L -2 AgY(s)Ag+（aq）+Y-（aq） K SP (AgY)=c(Ag+)·c(Y-)=1.0×10-12mol2·L-2 AgZ(s)Ag+（aq）+Z-（aq） K SP (AgZ)=c(Ag+)·c(Z-)=8.7×10-17mol2·L-2 (1)根据以上信息，判断AgX、AgY、AgZ三者的溶解度S(AgX)、S(AgY)、S(AgZ)的大小顺序为。 （2）若向AgY的饱和溶液中加入少量的AgX固体，则c(Y-) (填“增大”、“减小”或“不变”)。 （3）在25℃时，若取0.188 g的AgY(相对分子质量188)固体放入100 mL水中（忽略溶液体积的变化），则溶液中Y-的物质的量浓度为。 （4）由上述K SP判断，在上述（3）的体系中，能否实现AgY向AgZ的转化，并简述理由：。 解析：（1）因为AgX、AgY、AgZ的阴、阳离子个数的比相同，可以直接利用K SP的大小来判断溶解度的大小。根据K SP越小，溶解度越小得：S(AgX)>S(AgY)>S(AgZ)。 （2）由于AgY比AgX更难溶，则向AgY的饱和溶液中加入AgX固体时，发生沉淀的转化：AgX(s)+Y-(aq)==AgY(s)+X-(aq)，则c(Y-)减小。 （3）25℃时， K SP (AgY)=1.0×10-12mol2·L-2即溶液达到饱和时，c(Ag+)=c(Y-)= K (AgY) =1.0×10-6mol·L-1。而0.188 g AgY的物质的量为0.001 mol，将其溶于100 SP mL水中时，形成了AgY的饱和溶液（溶质还有未溶解的），则c(Y-)=1.0×10-6 mol·L-1。（4）由于K SP (AgZ) 答案： （1）S(AgX)>S(AgY)>S(AgZ) (2)减小 （3）1.0×10-6 mol·L-1 （4）能，因为K SP (AgZ) 变式探究3 现向含AgBr的饱和溶液中： （1）加入固体AgNO3,则c(Ag+) (填“变大”、“变小”或“不变”，下同)； （2）加入更多的AgBr固体，则c(Ag+) ； (3)加入AgCl固体，则c(Br-),c(Ag+)； (4)加入Na2S固体，则c(Br-),c(Ag+)。 答案： （1）变大（2）不变（3）变小变大（4）变大变小 解析：本题考查了难溶电解质溶解平衡的影响因素。 （1）向AgBr饱和溶液中加入AgNO3,溶解平衡逆向移动，但c(Ag+)增大； （2）加入AgBr固体，对溶解平衡无影响，c(Ag+)不变； （3）因AgCl溶解度大于AgBr，加入AgCl固体时，c(Ag+) 增大，溶解平衡向左移动，c(Br-)变小。 （4）因Ag2S溶解度小于AgBr，加入Na2S固体时，生成Ag2S,溶解平衡向右移动，c(Br-)增大，但c(Ag+)减小。 变式探究4 (2011·浙江卷，13)海水中含有丰富的镁资源。某同学设计了从模拟海水中制备MgO 的实验方案： 注：溶液中某种离子的浓度小于1.0×10-5 mol ·L －1,可认为该离子不存在： 实验过程中，假设溶液体积不变。 K sp (CaCO 3)=4.96×10-9 K sp (MgCO 3)=6.82×10-6 K sp ［Ca （OH ）2］=4.68×10-6 K sp ［Mg （OH ）2］=5.61×10-12 下列说法正确的是( ) A.沉淀物X 为CaCO 3 B.滤液M 中存在Mg 2+,不存在Ca 2+ C.滤液N 中存在Mg 2+、Ca 2+ D.步骤②中若改为加入4.2g NaOH 固体，沉淀物Y 为Ca （OH ）2和Mg （OH ）2的混合物 答案：A 解析：加入的氢氧化钠与碳酸氢根反应生成碳酸根，碳酸根与钙离子反应生成沉淀物碳酸 钙，A 项正确； c(Ca 2＋)·c(OH －) 2=0.011 mol ·L -1×(10-3mol ·L -1) 2= 1.1×10-8 ( mol ·L -1) 3＜K sp ［Ca(OH) 2］,钙离子未沉淀，B 项错误；加入pH=11的氢氧化钠溶液，溶液中镁离子浓度为：c(Mg 2＋)=22)(] )([-OH c OH Mg Ks p =2 332)10(1061.5--? =5.61×10-6mol ·L -1，可认为镁离子沉淀完全，C 项错误；加入4.2g 氢氧化钠时，溶液中 c(OH －)=0.105mol ·L -1, c(Mg 2＋)·c(OH －) 2=0.050 mol ·L -1×(0.105mol ·L -1) 2=5.5×10-4 ( mol ·L -1) 3＞K sp ［Mg(OH) 2］,有氢氧化镁沉淀生成。镁离子沉淀完全后剩余c(OH －)=0.005 mol ·L -1， c(Ca 2＋)·c(OH －) 2=0.011 mol ·L -1×(0.005mol ·L -1) 2= 2.75×10 -8 (mol ·L -1) 3＜K sp ［Ca(OH) 2］,无氢氧化钙沉淀生成，D 项错误。 课后强化作业 基础夯实 1.下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是( ) A,反应开始时，溶液中各离子浓度相等 B,沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等 C,沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变 D,沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解 答案：B 解析：本题考查了沉淀溶解平衡的建立与特征。A 项反应开始时，各离子的浓度没有必然 的关系。B 项正确。C 项沉淀溶解达到平衡时溶液中溶质的离子浓度保持不变，但不一定相等。D 项沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，由于固体的浓度为常数，故平衡不发生移动。 2.下列有关AgCl 的沉淀溶解平衡的说法正确的是( ) A.AgCl 沉淀的生成和溶解不断进行，但速率相等 B. AgCl 难溶于水，溶液中没有Ag +和Cl - C.升高温度，AgCl 沉淀的溶解度增大 D.向AgCl 沉淀中加入NaCl 固体，AgCl 沉淀的溶解度不变 答案：AC 解析：AgCl 沉淀溶解平衡是动态平衡速率不等于0，A 对，B 错；AgCl 溶解度随温度升高而增大，C 对；加NaCl 由于Cl -效应，AgCl 沉淀溶解平衡左移，D 错。 3.将0.1 mol 下列物质置于1 L 水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是( ) A.KCl B.Mg(OH) 2 C.Na 2CO 3 D.MgSO 4 答案：C 解析：Mg(OH) 2是难溶物质，CO 2-3水解，阴离子数增多。 4.已知AgI 的K sp =1.0×10-16 mol 2·L -2，则其在水中的I -浓度是( ) A.1.0×10-16 mol ·L -1 B.1.0×10-8 mol ·L -1 C.2.35×10-5g ·L -1 D.1.0×10-8g ·L -1 答案：B 解析：c ［I -］=c(Ag +) =sp K =2216·100.1--?L mol =1.0×10-8mol ·L -1。 5.对于难溶电解质A 3B 2，在其饱和溶液中c （A 2+）=x mol ·L -1，c （B 3-）=y mol ·L -1，则K sp (A 3B 2)等于( ) A (3x) 3·(2y) 2 B (x/2) 3·(y/3) 2 C x ·y D x 3·y 2 答案：D 6.BaSO 4(s)和BaCrO 4(s)的溶度积常数近似相等，由BaSO 4(s)和BaCrO 4(s)各自所形成的饱和溶液中，SO 2-4和CrO 2-4浓度关系正确的是( ) A.c （SO 2-4）≈c(CrO 2-4) B.c （SO 2-4）>c(CrO 2-4) C.c （SO 2-4） D.无法判断 答案：A 解析：BaSO 4（s ）形成的饱和溶液中Ba 2+和SO 2-4的浓度相等，都为)(4BaSO K sp ，同 样BaCrO 4(s)所形成的饱和溶液中，Ba 2+和 CrO 2-4的浓度相等，都是)(4BaCrO K sp ，由于BaSO 4(s)和BaCrO 4(s)的溶度积常数近似相等，所以SO 2-4和CrO 2-4浓度也近似相等。 7.向含有AgCl(s)的饱和AgCl 溶液中加水，下列叙述正确的是( ) A.AgCl 的溶解度增大 B.AgCl 的溶解度、K sp 均不变 C.K sp (AgCl)增大 D.AgCl 的溶解度，K sp 均增大 答案：B 解析：溶度积常数和溶解度只与温度有关，加水只能增加溶解的量，而溶度积常数和溶解度均不变。 8.将浓盐酸加到NaCl 饱和溶液中，会析出NaCl 晶体，对这种现象正确的解释是( ) A.由于c （Cl -）增加，使溶液中c （Na +）·c(Cl -)>NaCl 的溶度积常数，故产生NaCl 晶体 B.HCl 是强酸，所以它能使NaCl 沉淀出来 C.由于c （Cl -）增加，使NaCl 的溶解平衡向析出NaCl 的方向移动，故有NaCl 沉淀析出 D.酸的存在，降低了盐的溶解度 答案：C 解析：浓盐酸加到NaCl 饱和溶液中，破坏了NaCl 的溶解平衡，而使NaCl 沉淀出来，可以用平衡移动原理解释。 NaCl 是易溶于水的物质，而溶度积是对难溶物而言。 能力提升 1.(2009·广东卷，18)硫酸锶（SrSO 4）在水中的沉淀溶解平衡曲线如下图。下列说法正确的是( ) A.温度一定时，K sp （SrSO 4）随c(SO 2-4)的增大而减小 B.三个不同温度中，313K 时K sp （SrSO 4）最大 C.283K 时，图中a 点对应的溶液是不饱和溶液 D.283K 下的SrSO 4饱和溶液升温到363K 后变为不饱和溶液 答案：BC 解析：考查难溶物的沉淀溶解平衡。溶度积K sp 只随温度的改变而改变，温度一定，K sp 一定，A 错误；K sp (SrSO 4) =c(Sr 2+) ×c(SO 2-4)，313K 时K sp (SrSO 4)=10-2.9/283K 时K sp (SrSO 4)=10-2.95,363K 时K sp (SrSO 4)=10-3,故B 正确；图中a 点对应的浓度商Q=10-3.15 <10-2.95，对应的溶液是不饱和溶液，C 正确；283K 下的SrSO 4饱和溶液升温到363K 后，10-2.96>10-3，溶液仍为饱和溶液，D 选项错误。 2.某温度时，BaSO 4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。 下列说法正确的是( ) 提示：BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO2-4(aq)的平衡常数K sp=c(Ba2+)·c(SO2-4)，称为溶度积常数。 A.加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点 B.通过蒸发可以使溶液由d点变到c点 C.d点无BaSO4沉淀生成 D.a点对应的K sp大于c点对应的K sp 答案：C 解析：由题意知，曲线上任何一点对应的c(Ba2+)与c(SO2-4) 之积为BaSO4的K sp。由a 点到b点，Ba2+浓度不变，当加入Na2SO4时，c(SO2-4)增大，则c(Ba2+)必定下降，不符合题意，故A项错，同理B项也错；温度不变，K sp不变，则D项错。 3.一定温度下，在氢氧化钡的悬浊液中，存在氢氧化钡固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ba(OH) 2(s)Ba2++2OH-。向此种悬浊液中加入少量的氢氧化钡粉末，下列叙述正确的是() A.溶液中钡离子数目减小 B.溶液中钡离子浓度减小 C.溶液中氢氧根离子浓度增大 D.pH减小 答案：A 解析：氢氧化钡悬浊液中存在氢氧化钡的固体和氢氧化钡饱和溶液的溶解平衡，即氢氧化钡的固体溶解在溶液中电离生成钡离子和氢氧根离子，溶液中的钡离子和氢氧根离子结合，沉淀出氢氧化钡的固体，再加入少量的氢氧化钡粉末，由于溶液中固体不存在浓度问题，平衡没有发生移动。可是选项中所描述的量都发生变化，与结论相矛盾。是否从该体系的另一方面分析，水的量发生变化考虑？由于加入的氢氧化钡粉末在水中转化为结晶水合物，消耗了一定量的水，平衡发生移动。溶解的离子结合生成氢氧化钡的固体，引起溶解物质相应的量发生变化。选项A中的钡离子的个数随着水的量的减少，溶液质量、溶质质量都相应减少，其个数必然减少。 本题也可采用排除法，当平衡发生移动时，一定会引起相应物质的数量变化。若是讨论某种具体物质的数量，它应该绝对变化，如溶质微粒个数、溶质质量和溶液质量等。但若讨论两个量的比值，在特定条件下可能不变，如溶解度、浓度等。 4.除去NaCl中的FeCl3需加入的试剂是() A.NaOH B.石灰水 C.铜片 D.氨水 答案：A 解析：注意不能引入新的杂质。 5.向5 mL NaCl 溶液中滴入一滴AgNO 3溶液，出现白色沉淀，继续滴加一滴KI 溶液并振荡，沉淀变为黄色，再滴入一滴Na 2S 溶液并振荡，沉淀又变成黑色，根据上述变化过程，分析此三种沉淀物的溶解度关系为( ) A.AgCl=AgI=Ag 2S B.AgCl C.AgCl>AgI>Ag 2S D.AgI>AgCl>Ag 2S 答案：C 解析：沉淀应当向溶解度更小的沉淀转化，即向着降低离子浓度的方向进行，所以溶解度：AgCl>AgI>Ag 2S 。 6.工业上制取纯净的CuCl 2·2H 2O 的主要过程：①将粗氧化铜（含少量Fe ）溶解于稀盐酸中，加热、过滤，调节滤液的pH 为3；②对①所得滤液按如图所示步骤进行操作： 已知Cu 2+、Fe 2+在pH 为4~5时不水解，而Fe 3+却几乎完全水解而沉淀。 请回答下列问题： （1）X 是 ，其反应的离子方程式是 。 （2）Y 物质应具备的条件是 ，生产中Y 可选： 。 （3）溶液乙在蒸发结晶时应注意： 。 答案：（1）Cl 2 Cl 2+2Fe 2+==2Fe 3++2Cl - （2）调节溶液酸性，其pH 为4~5，且不引进新杂质 CuO 或 Cu(OH) 2 （3）通入HCl 气体（或加入盐酸），并不断搅拌且不能蒸干 解析：①根据框图，加入氧化剂X 可把Fe 2+氧化为Fe 3+，而没有增加新杂质，所以X 为Cl 2；②结合题示，调节pH 至4~5，使Fe 3+全部沉淀，同样不引进新杂质，所以Y 最好为CuO 或Cu （OH ）2；③CuCl 2溶液在蒸发结晶过程中发生水解，为抑制其水解，根据Cu 2++2H 2O Cu(OH) 2+2H +，加入盐酸可抑制其水解，在蒸发过程中要不断搅拌且不能蒸干。 7.难溶电解质在水溶液中存在着电离平衡。在常温下，溶液里各种离子的浓度以它们化学计量数为方次的乘积是一个常数，叫溶度积常数（K sp ）。例如：Cu(OH) 22++2OH -，K sp =c （Cu 2+）·c 2（OH -）=2×10-20 mol 3·L -3。 当溶液中各种离子的浓度方次的乘积大于溶度积时，则产生沉淀，反之固体溶解。 （1）某CuSO 4溶液里c （Cu 2+）=0.02 mol ·L -1，如果生成Cu(OH) 2沉淀，应调整溶液的pH ，使之大于 。 （2）要使0.2 mol ·L -1 CuSO 4溶液中Cu 2+沉淀较为完全（使Cu 2+浓度降至原来的千分之 一），则应向溶液里加入NaOH 溶液，使溶液的pH 为 。 答案：（1）5 （2）6 解析：（1）根据信息，当c(Cu 2+)·c 2(OH -)=2×10-20 mol 3·L -3时开始出现沉淀，则c(OH -)=) (102220 +?Cu c =02.010220-?=10-9 mol ·L -1，c(H +)=10-5mol ·L -1，pH=5，所以要生成Cu(OH) 2沉淀，应调整pH ≥5。 （2）要使Cu 2+浓度降至0.2 mol ·L -1/1 000=2×10-4mol ·L -1，c(OH -)= 420 10 2102--??=10-8 mol ·L -1， c （H +）=10-6 mol ·L -1。此时溶液的pH=6。 8.试通过计算分析，能否通过加碱的方法将浓度为0.10 mol ·L -1的Fe 3+和Mg 2+完全分离。已知 K sp ［Fe(OH) 3］=4.0×10-38 mol 4·L -4， K sp ［Mg(OH) 2］=1.2×10-11 mol 3·L -3 答案：能够完全分离。 Fe 3+开始沉淀时： c(OH -)=3)(] )([33+Fe c OH Fe K sp =1 4 38·1.0·4100.4---?L mol L mol =7.4×10-13 mol ·L -1 Mg 2+开始沉淀时： c(OH -)=)(] )([22+Mg c OH Mg K p s =13 311·1.0·102.1---?L mol L mol =1.1×10-5 mol ·L -1 Fe 3+完全沉淀时 c(OH -)=3)(] )([33+Fe c OH Fe K sp =31 54 38·10·4100.4----?L mol L mol =1.59×10-11mol ·L -1<1.1×10-5 mol ·L -1 可见，当Fe 3+完全沉淀时，Mg 2+尚未沉淀，因而通过加碱的方法可以将浓度均为0.10 mol ·L -1的Fe 3+和Mg 2+完全分离。 注：通常认为残留离子浓度≤10-5 mol ·L -1时，沉淀已完全。 9.在1 L 含0.001 mol ·L -1 SO 2-4的溶液中，注入0.01 mol ·L -1 BaCl 2，能否使SO 2-4沉淀完全？理由是什么？［已知K sp (BaSO 4)=1.08×10-10 mol 2·L -2 ］ 答案：能使SO 2-4沉淀完全 c(Ba 2+)=0.01 mol ·L -1，c （SO 2-4）=0.001 mol ·L -1，显然Ba 2+过量，反应后达到平衡时Ba 2+的浓度为 c(Ba 2+)平衡=0.01 mol ·L -1- ［0.001 mol ·L -1- c(SO 2-4)平衡］=0.009 mol ·L -1+c(SO 2-4)平衡 由K sp =c(Ba 2+)平衡·c(SO 2-4)平衡 得：［0.009+c(SO 2-4)平衡］×c(SO 2-4)平衡=1.08×10-10 c(SO 2-4)平衡=1.2×10-8 mol ·L -1<10-5 mol ·L -1 故注入0.01 mol ·L -1 BaCl 2，能使SO 2-4沉淀完全。 10.已知在室温时，碘化铅的溶度积(K sp )为7.1×10-9 mol 3·L -3，计算室温下碘化铅饱和溶液中Pb 2+和I -的浓度。 答案：PbI 2饱和溶液中I -和Pb 2+的浓度分别为2.4×10-3mol ·L -1，1.2×10-3 mol ·L -1 。解析：PbI 2(s) Pb 2+ (aq)+2I -(aq) 浓度 c(Pb 2+) c(I -)=2c(Pb 2+) K sp =c(Pb 2+)·c 2(I -)=c(Pb 2+)·22c 2(Pb 2+) =4c 3(Pb 2+)=7.1×10-9mol 3·L -3 c(Pb 2+)=34sp K =34 ·101.73 39--?L mol =1.2×10-3 mol ·L -1 c(I -)=2c(Pb 2+)=2×1.2×10-3mol ·L -1 =2.4×10-3 mol ·L -1 专题小结 知识脉络 专题归纳应用 一、强、弱电解质的判断方法 1.电离方面：不能全部电离，存在电离平衡，如 （1）0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液pH约为3； （2）0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱； （3）相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反应速率比后者快； （4）醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅； （5）pH＝1的CH3COOH溶液与pH＝13的NaOH溶液等体积混合，溶液呈酸性等。 2.水解方面 根据弱电解质电离出的离子会发生水解，根据溶液的酸碱性做出合理判断。 （1）CH3COONa水溶液的pH>7； (2)0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L-1 NaCl溶液大。 3.稀释方面 如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线,c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。 请体会图中的两层含义： （1）加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。若稀释10 n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到n个单位。 （2）若使稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水>NaOH溶液，醋酸>盐酸。 4.利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱。如将醋酸加入碳酸钠溶液中，有气泡产生。说明酸性：CH3COOH>H2CO3。 考例1 （2009·杭州高二检测）下列事实能说明醋酸属于弱电解质的是() ①中和10 mL 1 mol/L CH 3COOH溶液需要10 mL 1 mol/L NaOH溶液 ②物质的量浓度相同时，锌粒跟盐酸反应的速率比跟醋酸反应的速率快 ③0.01 mol/L醋酸溶液的pH大于2 ④0.1 mol/L CH 3COONa溶液显碱性 A.①②③ B.②③④ C.①③④ D.①④ 解析：①为中和反应n(CH3COOH)=n(NaOH)恰好完全反应，与电离程度无关，不能说明CH3COOH为弱电解质。②盐酸溶液中H+浓度大反应速率快，可证明醋酸未完全电离为弱电解质。③说明醋酸溶液中存在电离平衡，未完全电离，为弱电解质。④CH3COONa溶液显碱性，说明CH3COO-为弱酸根离子，从而说明CH3COOH为弱酸，所以选B。 答案：B 二、有关水电离的知识和规律 水是一种极弱的电解质，在常温下能电离出极少量的H+和OH-,存在着电离平衡，在解答有关水电离的问题时，要注意以下知识和规律。 1.K w=c(H+)·c(OH-)。由于水中c(H+)=c(OH-)，纯水总是中性的。 2.不能认为c(H+)或c(OH-)等于10-7mol·L-1或pH=7的溶液就一定是中性溶液，不能把pH=7作为判断一切溶液酸、碱性的分界线，应比较c(H+)和c(OH-)的相对大小。 3.已知水电离出的c(H+)或c(OH-)并不能确定溶液的酸碱性，它既可以是酸（或酸性）溶液，也可能是碱（或碱性）溶液。 4.什么物质或条件可以打破水的电离平衡？平衡如何移动？ (1)酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，造成c(H+)≠c(OH-)。酸溶液的pH表示的c(H+) 为溶质酸的，通过水的离子积（K w）可计算出水电离的c(OH-) 水，c(H+)水=c(OH-) 水。碱溶液的pH表示的c(H+)则为水电离出的c(H+) 水,因为碱本身不能电离出H+。 （2）水解的盐可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡正向移动。只有一种弱离子水解，则c(H+)≠c(OH-);水解呈酸性的盐溶液的pH表示的是水电离的c(H+)水（与碱溶液相同），水解呈碱性的盐溶液，通过水的离子积可计算出水电离的c(OH-)水（与酸溶液相同）。 （3）温度可以影响水的电离平衡。水的电离是吸热过程，温度升高，水的电离平衡向右移动，K w增大，pH降低，但c（H+）=c(OH-)。常温时水的离子积K w=10-14,100℃时，K w=5.5×10-13。 5.对于极稀的酸、碱溶液，水的电离不可忽视。例如，10-8mol·L-1的盐酸，如果认为pH=8则错了，因为酸溶液的pH在常温时是小于7的。在计算溶液的pH时，要考虑水电离的c(H+)和c(OH-)。 考例2 某溶液中由水电离产生的c(H+)等于10-10mol·L-1，此时，该溶液的溶质不可能是( ) A.Ca（OH）2 B.NH3·H2O C.CH3COONa D.Fe（NO3）3 解析：常温下水电离出的c（H+）等于10-7mol·L-1，但在这种溶液中c(H+)等于10-10 mol·L-1，说明水的电离受到了抑制，因此考虑是加酸或加碱引起的。因此此题答案选择C、D。 答案：CD 三、电解质溶液中粒子浓度大小的比较 电解质溶液中离子、分子浓度关系，是高考的“热点”之一。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握及对这些知识的综合运用能力。要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒(电荷守恒、物料守恒及质子守恒)。对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。要养成认真、细致、严谨的解题习惯，在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。现对解答这类试题所遵守的原则和常见题型与对策进行总结论述。 1.确定电解质溶液中离子、分子浓度关系的几个 原则 (1)电中性原则 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是遵守电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中，n(Na+)+n(H+)=n(HCO-3)+2n(CO2-3)+n(OH-) 推出：c(Na+)+c(H+)=c(HCO-3)+2c(CO2-3)+ c(OH-) （2）物料守恒原则 电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其他离子或分子等，离子种类增多了，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。例如：NaHCO3溶液中n （Na+）:n（C）=1:1，推出：c(Na+)=c(HCO-3) +c(CO2-3)+c(H2CO3)。再如K2S溶液中S2-、HS-都能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K +)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H S)。 2 物料守恒的另外一种重要形式是水电离出的H+浓度与水电离出的OH-浓度相等，如Na CO3的水溶液中存在：c(OH-)=c(H+)+c(HCO-3)+2c(H2CO3) 2 （3）电离程度小原则 该原则主要是指弱酸、弱碱溶液的电离程度小，产生的离子浓度也就小。适用于弱电解质 的溶液中离子浓度大小比较的题型： 如0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中存在如下关系： c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-) (4)水解程度小原则 该原则主要是指含一种弱酸根离子或弱碱根离子的盐溶液，水解程度一般很小，水解产生的离子浓度一般较小，此原则适用于含一种弱酸根离子或弱碱根离子的盐溶液中离子浓度大小比较的 题型。 如在0.01mol·L-1NH4Cl溶液中：c(Cl-)>c(NH+4)>c(H+)>c(OH-) (5)以电离为主原则 该原则是指一元弱酸（HA）与该弱酸的强碱盐（NaA）等体积、等浓度混合时，因HA 的电离程度大于A-的水解程度，溶液呈酸性。 如0.10 mol·L-1的CH3COOH与0.10 mol·L-1的CH3COONa等体积的混合液中有如下关系：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-) 而在0.10mol·L-1的NaHSO3的溶液中，由于电离大于水解，溶液显酸性，则有如下关系：c(Na+)>c(HSO-3)>c(H+)>c(SO2-3)>c(OH-) （6）以水解为主原则 当某弱酸很弱，该酸与其强碱盐等体积、等浓度混合时，以水解为主，溶液显碱性。也指除NaHSO3、NaH2PO4以外的多元弱酸强碱的酸式盐以水解为主，显碱性。 如0.10 mol·L-1HCN与0.10 mol·L-1NaCN的混合液中有如下关系： c(HCN)>c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+) （7）物料、电荷守恒结合原则 该原则是指同时运用电荷守恒、物料守恒比较溶液中复杂的离子、分子浓度关系的题型。可通过两守恒式加减得新的关系式。 如在0.10 mol·L-1Na2CO3溶液中，据电荷守恒可得： （1）c(Na+)+c(H+)=2c(CO2-3)+c(HCO-3)+ c(OH-) 据物料守恒可得 （2）c(Na+)=2c(HCO-3)+2c(H2SO3)+2c(CO2-3) (2)-（1）得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO-3)+ 2c(H2CO3) 可见，形成粒子浓度大小比较的正确解题思路：一是抓住两个微弱：（1）弱电解质只有微弱电离；（2）离子的水解是微弱的。二是牢记三个守恒：（1）电荷守恒；（2）物料守恒；（3）质子守恒。 考例3 将pH=13的NaOH溶液和pH=1的醋酸溶液以等体积混合后，所得溶液中c(Na+)与c(CH3COO-)的正确关系是c(Na+)c(CH3COO-)(填“>”“<”或“=”)。 将0.1 mol·L-1NaOH溶液和0.1 mol·L-1的醋酸溶液以等体积混合后，所得溶液中c(Na+)、c（H+）、c(CH3COO-)、c（OH-）大小顺序是。 解析：此题明显要考虑混合后是完全反应还是一种过量的问题，pH=13的NaOH溶液和pH=1的醋酸溶液以等体积混合后，醋酸还可以继续电离出氢离子，所以溶液呈酸性。而等浓度的两溶液等体积混合后恰好完全反应得到的是强碱弱酸盐，溶液呈碱性，综合分析可以得出答案。 答案：< c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) 四、四种水溶液中的离子平衡的举例比较 考例4 下列说法正确的是() A.将醋酸溶液温度升高，pH增大 B.向纯水中加入NaHSO4固体，水的电离平衡向右移动 C.Na2CO3溶液加水稀释，c(H+)增大 D.向AgCl饱和溶液中加入KCl固体，c(Ag+)减小 解析：升温，CH3COOH电离程度增大，c(H+)增大，pH减小，A错误；NaHSO4==Na ++H++SO2- ，故将NaHSO4加入纯水中，水的电离平衡向左移动，B错误；C中加水时，CO2-3 4 水解程度增大，但c(OH-)减小，据K W=c(H+)·c(OH-)，所以c(H+)增大，C正确；AgCl饱和溶液中存在平衡AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq),加入KCl固体，c(Cl-)增大，平衡向左移动，c(Ag+)减小。 答案：CD 考题探析 考例1 （2011·安徽卷，13） 室温下，将1.000 mol·L-1盐酸滴入20.00 mL 1.000 mol·L-1氨水中，溶液pH和温度随 加入盐酸体积变化曲线如下图所示。下列有关说法正确的是() A.a点由水电离出的c（H+）=1.0×10-14 mol·L-1 B. b点：c（NH+4）+c（NH3·H2O）＝c（Cl-） C.c点：c（Cl-）＝c（NH+4） D.d点后，溶液温度略下降的主要原因是NH3·H2O电离吸热 解析：本题综合考查水溶液中的电离平衡以及酸碱中和滴定的相关知识。pH＝14或0时，由水电离出的c(H＋) =1.0×10－14mol·L-1，a点7＜pH＜14，因此水电离出的c(H＋)＞1.0×10－14mol·L-1，故A错误；b点时氨水与HCl未恰好反应，该关系式不成立，故B错误；根据电荷守恒有：c(NH＋4)＋c(H＋)=c(Cl－)＋c(OH－)，在c点pH=7，即c(H＋)=c(OH-)，故有c(NH+4)=c(Cl－)，C正确；d点时盐酸和氨水恰好完全反应，放热最多，再加盐酸温度降低只能是加入盐酸的温度低于溶液温度，这才是温度下降的原因。 答案：C 考例 2 (2011·江苏卷，14)下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是() A.在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中：c(Na+)>c(HCO-3) >c(CO2-3)>c(H2CO3) B.在0.1mol·L-1Na2CO3溶液中：c(OH-)-c(H+)==c(HCO-3)+2c(H2CO3) C.向0.2mol·L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1mol·L-1NaOH溶液： c(CO2-3)>c(HCO-3)>c(OH-)>c(H+) D.常温下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液［pH=7, c(Na+)=0.1mol·L-1］： c(Na+)=c(CH3COO-)>c(CH3COOH)>c(H+)=c(OH-) 解析：本题主要考查了电解质溶液中离子浓度的大小比较、考查了电荷守恒和物料守恒。在Na2CO3溶液中，HCO-3的水解程度大于HCO-3的电离，故离子浓度， c(H2CO3)＞c(CO2-3);根据Na2CO3溶液中电荷守恒和物料守恒可知B正确;C选项中二者恰好反应生成等物质的量的Na2CO3和NaHCO3，由于CO2-3的水解程度大于HCO-3的电离,因此c(HCO-3)＞c(CO2-3),故C错；根据电荷守恒和物料守恒可知D 正确。 答案：BD 临场练兵 1.（2011·福建卷，10）常温下0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH=a ，下列能使溶液pH=(a+1) 的措施是() A.将溶液稀释到原体积的10倍 B.加入适量的醋酸钠固体 C.加入等体积0.2 mol·L-1盐酸 D.提高溶液的温度 答案：B 解析：本题主要考查了弱电解质的电离及其影响因素，考查学生对平衡移动的分析与理解能力。醋酸是弱酸，稀释10倍同时也促进了电离，溶液的pH小于a+1，A项错误； 醋酸根离子水解显碱性，向酸溶液中加入适量碱性溶液可以使pH增大1，B项正确；盐酸完全电离，加入盐酸后溶液的pH小于a+1，C项错误；升高温度促进醋酸的电离，溶液的pH小于a，D项错误。 2.（2011·广东卷，11）对于0.1mol·L-1 Na2SO3溶液，正确的是() A.升高温度，溶液pH降低 B.c（Na＋）==2c（SO2-3）+c（HSO－3）+c（H2SO3） C.c（Na＋）+c（H＋）=2c（SO2-3）+2c（HSO－3）+c（OH―） D.加入少量NaOH固体，c（SO2-3）与c（Na＋）均增大 答案：D 解析：本题考查了盐类水解的影响因素、溶液中离子浓度的比较等。Na 2SO 3是强碱弱酸盐，溶液呈碱性。盐类水解是吸热过程，升高温度水解程度增大，氢氧根离子浓度增大，溶液pH升高，故A错误；由物料守恒可得：c(Na＋) =2［c(SO2－3)＋c(HSO－ )＋c(H2SO3)］，B项错误；由电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)==2c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(OH－)，3 C 项错误；加入少量NaOH 固体，能抑制SO 2－3的水解， 溶液中c(SO 2－3)和c(Na ＋ )均增大，D 项正确。 3.（2011·全国大纲卷，9）室温时，将浓度和体积分别为c 1、V 1的NaOH 溶液和c 2、 V 2的CH 3COOH 溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是( ) A ．若pH>7，则一定是c 1V 1=c 2V 2 B ．在任何情况下都是c （Na +）+c （H +）=c （CH 3COO -）+c （OH -） C.当pH=7时，若V 1=V 2，则一定是c 2>c 1 D.若V 1=V 2,c 2=c 1，则c （CH 3COO -）+c （CH 3COOH ）=c （Na +） 答案：A 解析：本题考查了酸碱中和反应、溶液酸碱性、盐类水解和离子浓度的判断。NaOH 、CH 3COOH 分别属于一元的强碱、弱酸。A 错，因为导致溶液pH ＞7的因素，除了该选项所述的二者恰好完全反应生成强酸弱碱盐而显碱性之外，还可能是NaOH 相对于CH 3COOH 过量。B 对，因为等式符合溶液电荷平衡原则。C 对，因为当两者体积相等的前提下，若c 1=c 2，则刚好完全反应，生成的醋酸钠水解导致溶液的pH ＞7，为此必须让醋酸适当过量，即c 2＞c 1才可。D 对，因为该等式符合物料守恒原则。 4.（2011·山东卷，14）室温下向10 mL pH=3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是( ) A.溶液中导电粒子的数目减少 B.溶液中) (·)()(33--OH c COOH CH c COO CH c 不变 C.醋酸的电离程度增大，c （H +）亦增大 D.再加入10mL pH=11的NaOH 溶液，混合液pH=7 答案：B 解析：本题考查了弱电解质的电离平衡、水的离子积常数(K w)以及盐类的水解知识点。 由于醋酸是弱电解质，在溶液中存在CH 3COOH 3COO -＋H ＋平衡，加水稀释后，该 平衡右移，醋酸的电离程度增大，导电粒子(CH 3COO -和H ＋)数目增多，A 错误；由于溶 液稀释， c(H ＋) 先变大后变小，C 错误；B 项中分子、分母分别乘以 c(H ＋) 后，分 式为c(CH 3COO -)·c(H ＋)/［c(CH 3COOH)·c(H ＋)·c(OH -)］=K(CH 3COOH)/K w ，由于温度 不变，醋酸的平衡常数、水的离子积不变，所以分式的值不变，B 正确；当加入等体积，pH =11氢氧化钠溶液，形成醋酸钠和醋酸的混合溶液，pH ＜7，D 错误。 5.（2011·四川卷，9）25℃时,在等体积的①pH=0的H 2SO 4溶液，②0.05 mol/L 的Ba （OH ）2溶液，③pH=10的Na 2S 溶液，④pH=5的NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( ) A.1:10:1010:109 B.1:5:5×109:5×108 C.1:20:1010:109 D.1:10:104:109 答案：A 解析：本题主要考查了水的电离和水解的实质。ph=0的硫酸中，由水电离出的c(H +)=10-14 mol ·L -1,0.05 mol ·L -1 的 Ba(OH) 2溶液中由水电离出的c(H +)=10-13，pH=10的Na 2S 溶 液中由水电离出的c(H +)=10-4，pH=5的NH 4NO 3溶液中由水电离出的c(H +)=10-5，故发生电离的水的物质的量之比为：10-14∶10-13∶10-4∶10-5 ，即答案A 正确。 难溶电解质的溶解平衡——Ksp计算 【教学目标】 知识与技能：1、能利用Ksp表达式求离子浓度 2、能利用Ksp，判断生成沉淀的先后顺序 3、能利用Qc与Ksp关系，判断是否有沉淀生成。 过程与方法：1、培养规范答题意识 2、提高学生化学计算中的数据处理能力 情感态度价值观：1、通过Ksp表达式的应用，领会透过现象看本质的辩证唯物主义观点。 2、通过小组之间的互相帮助，体验合作学习的乐趣。 【教学重难点】 利用Ksp表达式求离子浓度并能判断生成沉淀的先后顺序 【教学过程】 环节一：利用Ksp表达式求离子浓度 例1 ：已知Ksp [Fe(OH)3]=4.0×10-38，向FeCl3溶液中加入一定量的石灰水，调节PH 为5，则此时c（Fe3＋）= ，若将Fe(OH)3固体放入蒸馏水中形成饱和溶液(Fe3＋与OH-浓度比为1:3)，此时c(Fe3＋)= 。 小结： 1、已知Ksp求浓度时，先正确书写难溶电解质的溶解平衡式和Ksp 表达式，再进行计算。 2、数据处理方法 阶段小测1： 1、【2011年全国高考】在0.10mol·L-1硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌有浅蓝色氢氧化铜沉淀生成，当溶液的pH=8时，c（Cu2+）=________________mol·L-1（K sp[Cu(OH)2]=2.2×10-20） 2、已知289K时，Ksp（AgCl）=1.77×10-10 Ksp( Ag2CrO4)=1.12×10-12 AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液物质的量浓度大小关系为AgCl Ag2CrO4 （填“>”“<”或“=”） 环节二：利用Ksp，判断生成沉淀的先后顺序 例2：己知Ksp(AgCl)=1.56×10-10, Ksp(AgBr)=7.7×10-13, Ksp(Ag2CrO4)=9.0×10-12,某溶液中含有Cl-, Br-和CrO42-，浓度均为0.010mo1·L-，向该溶液中逐滴加入0.010mol·L-1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为() A. C1-、Br-、CrO42- B. CrO42-、Br-、C1- C. Br-、C1-、CrO42- D. Br-、CrO42-、C1- 先思考：向含有Cl-, Br-和CrO42-的溶液中滴加硝酸银溶液时，需Ag+的量多的离子先沉淀，还是少的先沉淀？ 小结：判断离子沉淀先后顺序时：需外加离子（或物质）少的离子先沉淀，题目转化为已知Ksp和离子浓度，求外加离子的浓度 难溶电解质的溶解平衡 一．固体物质的溶解度 1.溶解度：在一定温度下，某固体物质在100g 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。符号：S ，单位：g ，公式：S=（m 溶质/m 溶剂 ）×100g 2.不同物质在水中溶解度差别很大，从溶解度角度，可将物质进行如下分类： 3.解度随温度的升高而减小。 二?沉淀溶解平衡 1.溶解平衡的建立 讲固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。 溶质溶解的过程是一个可逆过程： ? ?? ??→<→=→>????→→晶体析出 溶解平衡固体溶解 结晶溶液中的溶质溶解固体溶质结晶溶解结晶溶解结晶溶解v v v v v v 2.沉淀溶解平衡 绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以AgCl 为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡： AgCl(s) Ag ＋(aq)＋Cl － (aq) 3.溶解平衡的特征 1）动：动态平衡 2）等：溶解和沉淀速率相等 3）定：达到平衡，溶液中离子浓度保持不变 4）变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 三．沉淀溶解平衡常数——溶度积 1）定义：在一定温度下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫溶度积常数。 2）表达式：即：AmBn(s) mA n+(aq)＋nB m － (aq) Ksp =[A n+]m ·[B m － ]n 例如：常温下沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag +(aq)＋Cl － (aq)， Ksp(AgCl)=[Ag +][Cl － ] ＝1.8×10 －10 常温下沉淀溶解平衡：Ag 2CrO 4(s) 2Ag +(aq)＋CrO 42-(aq)， Ksp(Ag 2CrO 4)=[Ag +]2 [CrO2- 4] ＝1.1×10 －12 3）意义：反应了物质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp 数值越大，电解质在 溶解 沉淀 专题难溶电解质的溶解平衡 一、物质的溶解性 1．下列属于微溶物质的是( ) A．AgCl B．BaCl2C．CaSO4D．Ag2S 2．下列物质的溶解度随温度升高而减小的是( ) ①KNO3②Ca(OH)2③BaSO4④CO2 A．①②B．②④C．①③D．①④ 3．下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是( ) A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等 B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等 C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变 D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶的该沉淀物，将促进溶解 二、沉淀反应的应用 4．除去NaCl中的FeCl3需加入的试剂是( ) A．NaOH B．石灰水C．铜片D．氨水 5．已知K sp(AgCl)＝1.8×10－10，K sp(AgI)＝1.0×10－16。下列说法错误的是( ) A．AgCl不溶于水，不能转化为AgI B．在含有浓度均为0.001 mol·L－1的Cl－、I－的溶液中缓慢加入AgNO3稀溶液，首先析出AgI沉淀C．AgI比AgCl更难溶于水，所以，AgCl可以转化为AgI D．常温下，AgCl若要在NaI溶液中开始转化为AgI，则NaI的浓度必须不低于1 1.8 ×10－11 mol·L－1 三、溶度积及其计算 6．下列有关溶度积常数K sp的说法正确的是( ) A．常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的K sp减小 B．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp减小 C．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp增大 D．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的K sp不变 7．在CaCO3饱和溶液中，加入Na2CO3固体，达到平衡时( ) A．c(Ca2＋)＝c(CO2－3) B．c(Ca2＋)＝c(CO2－3)＝K sp(CaCO3) C．c(Ca2＋)≠c(CO2－3)，c(Ca2＋)·c(CO2－3)＝K sp(CaCO3) D．c(Ca2＋)≠c(CO2－3)，c(Ca2＋)·c(CO2－3)≠K sp(CaCO3) 8. 某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度 的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是( ) A．K sp[Fe(OH)3] 第四节难溶电解质的溶解平衡 一、溶解平衡 1、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？在20℃时电解质的溶解性 2、当 3 AgCl的饱和溶液？ 3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔细阅读、思考理解，并写出AgCl的 溶解平衡表达式。 4、特征：动、等、定、变 5、影响溶解平衡的因素： （1）内因：电解质本身的性质 ①、绝对不溶的电解质是没有的。 ②、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 （2）外因： ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 二、沉淀反应的应用 （1）沉淀的生成 ①沉淀生成的应用：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中， 常利用生成沉淀达到分离或某些离子的目的。 ②废水处理化学沉淀法工艺流程示意图 ③沉淀的方法 a调节PH法： b加沉淀剂法： 写出使用Na 2S、H 2 S作沉淀剂使Cu2+、Hg2+形成沉淀的离子方程式. （2）沉淀的溶解 ①沉淀溶解的原理： 例如CaCO 3 的溶解 ②沉淀溶解的实验探究（实验3-3）[讨论] a、为什么加入1ml盐酸沉淀溶解了？写出反应的化学方程式。 b、为什么加入过量的氯化铵溶液，沉淀也可以溶解？写出反应的化学方程式。（3）沉淀的转化 ①沉淀转化的实验探究（实验3-4） ③沉淀转化的应用 三、溶度积（K sp ） （1）概念： （2）表达式：对于沉淀溶解平衡M m A n Mm n+(aq)+Na m-(aq)，K sp = (3) 溶度积常数的意义： ○1对于相同类型的电解质，K sp越大，其在水中的溶解能力越大。 ○2K sp 和S均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质，才有K sp 越大S 越大的结论。 ○3同一物质的K sp与温度有关，与溶液中的溶质离子浓度无关。 （4）溶度积规则：比较K sp 与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Q c ）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。 Q c ＞K sp 时 Q c ＝K sp 时 Q c ＜K sp 时 难溶电解质的溶解平衡 1沉淀溶解平衡 1、沉淀溶解平衡的概念 在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。 2、溶解平衡的建立 固体溶质 溶解沉淀溶液中的溶质 ①v 溶解>v 沉淀，固体溶解 ②v 溶解＝v 沉淀，溶解平衡 ③v 溶解 (5)20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡的比较 1．从物质类别方面看，难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质[如BaSO 4是强电解质，而Al(OH)3是弱电解质]，而难电离物质只能是弱电解质。 2．从变化的过程来看 溶解平衡是指已溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态；而电离平衡则是指已经溶解在溶液中的弱电解质分子与离子之间的转化从而达到平衡状态。 3 ．表示方法不同：以Al(OH)3为例，Al(OH)3(s)3＋(aq)＋3OH － (aq)表示溶解平衡， Al(OH)3Al 3＋＋3OH －表示电离平衡。 需要注意的是：BaSO 4(s)Ba 2＋(aq)＋SO 2－ 4(aq)表示BaSO 4的溶 解平衡，而BaSO 4溶于水的部分完全电离，因此电离方程式为： BaSO 4===Ba 2＋＋SO 2－ 4。 4．难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡都属于化学平衡，符合勒夏特列原理，外界条件改变时，平衡将会发生移动。 3溶度积问题 1．溶度积和溶解度的值都可用来表示物质的溶解能力； 2．用溶度积直接比较时，物质的类型必须相同： AB 型物质：K sp ＝c (A ＋)·c (B －)； 难溶电解质的溶度积常数（K sp ） （13年新课标Ⅰ）11．已知K sp(AgCl)=1.56× 10-10，K sp(AgBr)=7.7×10-13，K sp[Ag 2(CrO 4)]=9.0×10-12，某溶液中含有Cl － 、Br －和CrO 42－，浓度均为0.010mol/L ，向该溶液中逐滴加入0.010mol/L 的AgNO 3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为 A ．Cl －-、Br －、CrO 42－ B ．CrO 42－、Br －、Cl － C ．Br －、Cl －、CrO 42－ D ．Br －、CrO 42－、Cl － （13年新课标Ⅱ）13．室温时，M(OH)2(s) M 2+(aq)+2OH -(aq) K sp=a ， c(M 2+)=b mol·L -1时，溶液的pH 等于 A ．11()2b g a B ．11()2 a g b C ．14+11()2a g b D ．14+ 11()2b g a 基于这两道高考题的迁移提升训练： 1．25 ℃时，向含有Cl －和I －的溶液中加入足量AgNO 3溶液，只生 成AgI 沉淀，下列关系式一定正确的是 A ．25 ℃时，Ksp(AgI)＞ Ksp(AgCl) B ．原溶液中，＞ C ．原溶液中，c (Cl －)＜c (I －) D ．原溶液中，c (Cl －)＞c (I －) 2．已知：25 ℃时，K sp [Mg(OH)2]＝5.6×10－12 K sp [Zn(OH)2]＝1.0×10－17 K sp[Ca(OH)2]＝4.0×10－6 离子浓度小于10－5mol/L时，认为该离子不存在。则： （1）25 ℃时，Ca(OH)2溶于水，形成的饱和溶液的物质的量浓度为。 （2）25 ℃时，欲使0.1 mol/L ZnCl2溶液中的Zn2＋沉淀完全，需调节溶液的pH至少为。 （3）向含有Mg2＋和Zn2＋混合溶液中加入一定浓度的NaOH溶液，两种沉淀同时存在时，溶液中＝。3．已知：常温下，K sp(Ag2SO4)＝1.4×10-5，物质的量浓度为0.28 mol·L-1的Na2SO4溶液与AgNO3溶液等体积混合后有沉淀析出，该AgNO3溶液的物质的量浓度不得低于______ mol·L-1。 4．已知：常温下，K sp(BaSO4)＝1.1×10－10。向BaSO4悬浊液中加入硫酸，当溶液的pH＝2时，溶液中c(Ba2+)＝。5．下列对图像的叙述正确的是 A．据图①可判断可逆反应A2(g)+3B2(g) 2AB3(g)的△H＞0 B．图②表示压强对可逆反应2A(g)+B(g) 3C(g)+D(s)的影响，乙的压强大 C．图③可表示乙酸溶液中通入氨气至过量过程中溶液导电性的变化 第2课时沉淀反应的应用 1.了解沉淀反应的应用。 2.知道沉淀转化的本质。 沉淀的生成和溶解 1．沉淀的生成 (1)沉淀生成的应用 在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、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。 (2)沉淀的方法 ①调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH＋4。 ②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。反应如下：Cu2＋＋S2－===CuS↓，Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋；Hg2＋＋S2－===HgS↓，Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋。 ③同离子效应法：增大溶解平衡中离子浓度，使平衡向沉淀生成的方向移动。 2．沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地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，就可以使沉淀溶解。 (2)溶解沉淀的试剂类型 ①主要类型：用强酸溶解。例如：溶解CaCO3、FeS、Cu(OH)2等难溶电解质。 ②用某些盐溶液溶解。例如：Mg(OH)2沉淀可溶于NH4Cl溶液，化学方程式为Mg(OH)2＋2NH4Cl===MgCl2＋2NH3·H2O。 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)沉淀溶液中的Ba2＋，加入的Na2SO4溶液浓度越大沉淀效果越好。( ) (2)可以使要除去的离子全部通过沉淀除去。( ) (3)除去MgCl2溶液中的Fe2＋，先加入双氧水，再加入MgO即可。( ) (4)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀H2SO4代替H2O来洗涤BaSO4沉淀。( ) (5)洗涤沉淀时，洗涤次数越多越好。( ) 答案：(1)√(2)×(3)√(4)√(5)× 2．(2017·九江高二月考)要使工业废水中的Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等作沉淀剂，已知Pb2＋与这些离子形成的化合物的溶解度如下： 由上述数据可知，选用的沉淀剂最好是( ) A．硫化物 B．硫酸盐 第三章第四节难溶电解质的溶解平衡—难溶电解质的溶度积常数 【学习目标】1.正确理解和掌握溶度积K sp的概念,熟知溶度积常数的应用 2.能应用溶度积常数K sp进行相关的计算。 【学习重、难点】能应用溶度积常数K sp进行相关的计算。 【知识梳理】 一、难溶电解质的溶度积常数（K sp） 1.概念： 一定温度下，难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，各离子浓度保持不变，该沉淀溶解平衡的平衡常数称之为溶度积常数，简称，用表示。 2.表达式： 对于沉淀溶解平衡M m A n mM n+(aq)+nA m-(aq)， 参照电离平衡原理得平衡常数：K sp = 3.影响因素： （1）K sp只与难溶电解质的性质和有关，而与沉淀的量和溶液中的离子浓度无关。并且溶液中的离子浓度的变化能使平衡移动，并不改变K sp。 （2）对于大部分溶解平衡，升高温度，平衡向移动，K sp，Ca(OH)2除外。4.意义： K sp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，当化学式所表示的阴、阳离子个数比相同时，K sp越大的难溶电解质在水中的溶解能力相对越强，溶解度。但对化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比不相同的电解质，则不能直接由它们的溶度积来比较溶解能力的大小，必须通过具体计算确定。下表是几种难溶电解质的溶度积以及溶解能力的比较： 沉淀溶解平衡K sp（18～25℃）溶解能力比较 AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq） 1.8×10 -10mol2. L-2 AgCl> AgBr > AgI AgBr（s）Br-（aq）＋Ag＋（aq） 5.0×10 -13mol2.L-2 AgI（s）I-（aq）＋Ag＋（aq）8.3×10 -17mol2.L-2 Mg(OH)2（s）Mg 2+（aq）＋2OH-（aq）1.8×10-11mol3.L-3Mg(OH) 2 > Cu(OH)2 Cu(OH)2（s）Cu 2+（aq）＋2OH-（aq）2.2×10 -20mol3.L-3 5.应用—溶度积规则： 比较K sp与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Q c）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。 ①Qc>K sp：溶液过饱和，有析出； 《难溶电解质的溶解平衡》 [学习目标] 1.了解难溶电解质的溶解平衡。2.了解溶度积的意义。3.知道沉淀生成、沉淀溶解、沉淀转化的本质是沉淀溶解平衡的移动。 [重点·难点]重点：溶度积的意义，沉淀生成、溶解及转化的本质。难点：溶度积的应用。 一、对“Ag+与Cl—的反应不能进行到底”的理解 1、不同电解质在中的溶解度差别很大，有的很大，有的很小。在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下： 物质在水中“溶”与“不溶”是相对的，“不溶”是指“难溶”，绝对不溶的物质是没有的。 2、生成沉淀的离子反应之所以能发生，是因为。 3、溶解平衡的建立 固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。 4、沉淀溶解平衡 （1）定义：绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以AgCl为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) 难溶电解质在水中建立起来的沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡等一样，符合平衡的基本特征,满足平衡的变化基本规律. （2）特征：（与化学平衡相比较） 等：达到沉淀溶解平衡时，沉淀_________速率的与沉淀__________速率相等 逆：沉淀生成过程与溶解过程时_________的 溶 沉 动：动态平衡，达沉淀溶解平衡时，沉淀的生成和溶解仍在进行，只是速率相等。 定：达沉淀溶解平衡，溶质各离子浓度保持不变。 变：当条件改变，平衡会破坏，后建立新的平衡。 （3）表达式：如：AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq） AgCl===Ag＋＋Cl－与AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq）区别 ［练习］书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式 碘化银：氢氧化镁 （4）生成难溶电解质的离子反应的限度 不同电解质在水中的溶解度差别很大，例如AgCl和AgNO3。习惯上将溶解度小于0.01g的称为难溶电解质。对于常量的化学反应来说，0.01g是很小的，所以一般情况下，相当量的离子互相反应生成难溶电解质，就可以认为反应完全了。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于，沉淀就达完全。 4.影响溶解平衡的因素： （1）内因：电解质本身的性质不同的电解质在水溶液中溶解的程度不一样，而且差别很. 注意：①绝对不溶的电解质是没有的，同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ②易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 （2）外因：（难溶电解质的溶解平衡作为一种平衡体系，遵从平衡移动原理） ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。改变平衡体系中某离子的浓度，平衡向削弱这种改变的方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。但也有少数电解质，溶解度随温度升高而减小（如Ca(OH)2）。 升高温度，平衡向沉淀方向移动。 ③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向溶 解方向移动，但K sp不变。 实验十二 氧化还原反应与电极电势 【目的要求】 1． 掌握根据电极电势判断氧化剂、还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应进行的方向。 2．掌握浓度、酸度对电极电势的影响。 3．通过实验加深对氧化还原反应可逆性的理解。 【基本原理】 氧化还原反应的实质是电子转移，物质在溶液中得失电子的能力与氧化还原电对的电极电势有 关。电极电势越大，氧化型物质的氧化能力越强，还原型物质的还原能力越弱，反之亦然。因此，根据电极电势的相对大小，可以判断电对中氧化型物质或还原型物质的氧化能力或还原能力的相对强弱，也可以判断氧化还原反应进行的方向。 电极电势的大小与物质的本性有关。温度、浓度、介质酸度等条件均可导致电极电势的变化。 当温度一定时（T 为298.15K ），浓度与电极电势之间的关系可采用能斯特（Nernst ）方程式表 示： ] [][lg 0592.0还原型氧化型n +=θ?? 介质的酸碱性与某些氧化还原过程有密切关系。 【仪器和药品】 酸度计，锌片，铜片，碳棒，盐桥，0.1mol ·L -1KI ， 0.1mol ·L -1FeCl 3， 0.1mol ·L -1KBr ， CCl 4， 0.1mol ·L -1FeSO 4， 0.1mol ·L -1KSCN ， 0.5mol ·L -1 CuSO 4， 0.5mol ·L -1 ZnSO 4， 3mol ·L -1H 2SO 4， 6mol ·L -1HAc ，0.01mol ·L -1KMnO 4，0.1mol ·L -1Fe(NH 4)2(SO 4)2，0.1mol ·L -1Na 3AsO 3， 0.1mol ·L -1Na 3AsO 4，0.01mol ·L -1I 2，10mol ·L -1NaOH ，3mol ·L -1NH 4F ，溴水，碘液，浓氨水，浓盐酸。 【实验步骤】 1．定性比较电极电势的高低 （1）在试管中加入10滴0.1mol ·L -1 KI 溶液和2滴0.1mol ·L -1 FeCl 3溶液，摇匀后加入 0.5mlCCl 4，充分振荡，观察CCl 4颜色有何变化？用0.1mol ·L -1KBr 代替KI 溶液进行同样的实验，记录现象，判断反应能否发生。 （2）在试管中加入10滴0.1mol ·L -1FeSO 4和数滴溴水，振荡后滴加0.1mol ·L -1KSCN 观察现 象并解释之。用碘液代替溴水进行同样实验，判断反应能否发生。 根据上述实验结果，定性比较-Br Br /2?、-I I /2?和++23/Fe Fe ?三者的相对高低，并指出最强氧化剂、 最强还原剂，说明电极电势与氧化还原反应的关系。 1． 浓度、酸度对电极电势的影响 （1）在两只50ml 烧杯中，分别加入30ml0.5mol ·L -1CuSO 4溶液和30ml0.5mol ·L -1ZnSO 4溶 液，向ZnSO 4溶液中插入锌片，CuSO 4溶液中插入铜片组成两个电极，通过电线把铜片和锌片分别与酸度计的正、负极相联接，插入盐桥沟通两溶液并测量两电极间的电势差。然后，向CuSO 4溶液 沉淀溶解平衡巩固练习 一、选择题 1.在100 mL 0.01 mol L? KCI溶液中，加入1 mL 0.01 mol 的AgNO 3溶液，下列说法正确的是(已知AgCI 的K sp= 1.8 10 mol2 L「2)( ) A .有AgCI沉淀析出B.无AgCI沉淀析出 C.无法确定 D.有沉淀但不是AgCI 2 .已知CuSO4溶液分别与Na2CO3溶液、Na z S溶液的反应情况如下： (1)CuSO4+ Na2CO3 主要：Cu2+ + CO「+ H2O===Cu(OH) 2 J+ CO2T 次要：Cu2+ + CO2—===CuCO3 J (2)CuSO4+ Na2S 主要：Cu2+ + S2「===CuS j 次要：Cu2+ + S2「+ 2H2O===Cu(OH) 2 J+ H2S T 下列几种物质的溶解度大小的比较中，正确的是( ) A . CuS 常见的强电解质: 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO3、HClO4等。 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等。 多数盐NaCl、(NH4)2SO4、Fe(NO3)3、BaSO4等。 常见的弱电解质: 弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、CH3COOH 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2 ?????????等不溶性碱? 少数盐：HgCl2、醋酸铅等（注：CaCO3、BaSO4等是强电解质！！） 注意: ①强电解质、弱电解质与其溶解性无关。 某些难溶或微溶于水的盐,由于其溶解度很小,如果测其溶液的导电能力,往往很弱的,但是其溶于水的部分,却是完全电离的,所以它们仍然属于强电解质,例如:CaCO3、BaSO4等。 注意： 1.电解质和非电解质研究范畴均是化合物。 2.某些化合物溶于水后其水溶液能导电但不一定是电解质。例：ＳＯ３溶于水后可以与水反应生成Ｈ２ＳＯ４而导电，但ＳＯ３为非电解质。 ３．离子化合物呈固态，共价化合物呈液态虽然是电解质但不导电，因为没有自由移动的离子。 ４．电解质和电解质的水溶液不同，前者为纯净物，后者为混合物． 水的电离与溶液的酸碱性 １.影响水的电离的因素 ①温度：水是一种弱电解质，电离过程是吸热的。温度越高，Kw越大(100℃?Kw=?1×10-12)，水的电离程度越大。对于中性水，尽管Kw增大，电离程度增大，但仍是中性水，[H+]=[OH-] ②?外加酸碱溶液：加酸或者加碱都会导致电离平衡向逆方向移动，抑制水的电离 ２.水的离子积常数注意的几个问题 ??（１）水的离子积常数不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。一定温度下，稀酸、碱溶液中c(H+)和c(OH-)的乘积总是定值。? ??（２）常温时，向纯水中加入酸或碱，水的电离均受到抑制，但溶液中c(H+)·c(OH-)?仍等于?1×10-14，由水电离产生的c(H+)和c(OH-)仍相等，但小于1×10-7mol/L。? ??（３）在盐酸溶液中Kw=c(H+)·c(OH-)公式中的?c(H+)应该指盐酸电离产生的H+与水电离产生的H+之和，但由于水电离产生的H+远远小于盐酸电离产生的H+，一般把水电离产生的H+忽略掉，实际指盐酸电离产生的H+；c(OH-)指的是由水电离产生的OH-??? （４）在盐酸溶液中下列离子浓度间的关系? ??c(H+)溶液?=?c(H+)酸? c(OH-)溶液=?c(OH-)水? c(H+)水=?c(OH-)水?c(H+)溶液＞c(OH-)溶液，??? 例：25℃时，0.1?mol/L盐酸溶液，pH=1，由水电离出的c(H+)?=?c(OH-)=1.0×10-13mol/L???? 1.已知BaSO 4的K sp = 1.08×10-10，现将10 mL 0.20 mol ·L -1 BaCl 2溶液与30 mL 0.01 mol ·L -1 Na 2SO 4溶液混合，待沉淀完全后，溶液中[Ba 2+]×[SO 42-] A. ＞1.08×10-10 B. = 1.08×10-10 C. ＜1.08×10-10 D. 无法确定 【B 】根据题意，两溶液混合后生成BaSO 4沉淀，当沉淀完全后，溶液中各离子的浓度不再增加也不再减少，沉淀的量也不再改变，此时体系达沉淀溶解平衡状态，因此溶液达到饱和，所以溶液中[Ba 2+]×[SO 42-]应该等于BaSO 4的溶度积。 2. 温度一定时，向含有固体CaCO 3的水溶液中再加入适量的纯水，当系统又达沉淀溶解平衡时，下列发生变化的是 A. K sp (CaCO 3) B. CaCO 3的浓度 C. CaCO 3的溶解度 D. CaCO 3的质量 【D 】溶度积的大小与物质本性和温度有关，所以当温度一定时，CaCO 3的溶度积不会改变。溶解度定义为在一定温度下，物质在1L 饱和溶液中溶解的物质的量，因此温度一定时，CaCO 3的溶解度也不会改变。含有固体CaCO 3的水溶液处于沉淀溶解平衡状态时，溶液中CaCO 3的浓度应该就等于其溶解度，当加入水后，溶液中离子浓度降低，平衡向右移动，当再一次达到沉淀溶解平衡时，溶液又达到同一温度下的饱和状态，此时溶液中CaCO 3的浓度依然等于其溶解度，所以温度一定是，溶液中CaCO 3的浓度也不变。 CaCO 3(s)Ca 2+(aq) + CO 32-(aq) 对于这个沉淀溶解平衡而言，当加入水后，溶液中Ca 2+离子和CO 32-离子的浓度会降低，平衡会向右移动，这就意味着反应中有CaCO 3固体继续溶解了，因此当达到新的沉淀溶解平衡状态时，溶液中CaCO 3的量会减少，当然它的质量就减少了。 3. 温度一定时，在Mg(OH)2饱和溶液中加入一些MgCl 2晶体（忽略溶液体积变化），系统又达沉淀溶解平衡时，下列没有变化的是 A. Mg(OH)2的K sp B. [Mg 2+] C. Mg(OH)2的溶解度 D. 溶液的pH 值 【A 】溶度积的大小与物质本性和温度有关，所以当温度一定时，Mg(OH)2的溶度积K sp 不会改变。由于在溶液中加入了MgCl 2晶体，MgCl 2是强电解质且易溶于水，因此溶液中[Mg 2+]会发生变化。加入的MgCl 2对Mg(OH)2产生同离子效应，从而使得Mg(OH)2的溶解度降低。当Mg(OH)2的溶解度降低时，溶液中氢氧根离子的浓度也随之降低，所以溶液的pH 值也是会改变的。 4. 已知AgCl 的K sp = 1.77×10-10，AgBr 的K sp = 5.35×10-13，Ag 2SO 3的K sp = 1.50×10-14，Ag 3AsO 4的K sp = 1.03×10-22，下列化合物在水中溶解度最小的是 A. AgCl B. AgBr C. Ag 2SO 3 D. Ag 3AsO 4 【B 】AgCl 和AgBr 是结构类型相同的难溶强电解质，因此可以直接根据溶度积判断其在水中溶解能力的大小，由于AgBr 的溶度积更小，所以AgBr 的溶解度小于AgCl 。其余两个化合物与AgBr 结构类型不相同，因此必须分别计算出三者的溶解度，然后才能比较。 AgBr 的溶解度：71(AgBr)7.3110(mol L )S --==?? Ag 2SO 3的溶解度：5123(Ag SO ) 1.5510(mol L )S --=?? Ag 3AsO 4的溶解度：6134(Ag AsO ) 1.4010(mol L )S --?? 难溶电解质的溶解平衡 【学习目标】 1、知道难溶物在水中的溶解情况及沉淀溶解平衡的建立过程，能描述沉淀溶解平衡； 2、知道沉淀转化的本质； 3、知道沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用(沉淀的生成、沉淀的溶解和转化)。 【要点梳理】 要点一、沉淀溶解平衡 1．物质的溶解性 电解质在水中的溶解度，有的很大，有的很小，但仍有度。在20℃时溶解性与溶解度的关系如下： 2．难溶物的溶解平衡 难溶电解质的离子进入溶液的速率和从溶液里转回到电解质固体表面沉积的速率相等，溶液里的离子处于饱和及固态电解质的量保持不变的状态，叫做难溶电解质的沉淀溶解平衡状态，简称沉淀溶解平衡。例如： AgCl(s) Ag+(aq)+Cl―(aq) 未溶解的固体溶液中的离子 PbI2(s) Pb2+(aq)+2I―(aq) 未溶解的固体溶液中的离子 3．溶解平衡特征。 (1)“动”——动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率都不为0； (2)“等”——v溶解=v沉淀； (3)“定”——达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变； (4)“变”——当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 4．沉淀溶解平衡常数——溶度积。 (1)定义：在一定条件下，难溶强电解质A m B n溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。这时，离子浓度幂的乘积为一常数，叫做溶度积K sp。 (2)表达式： A m B n(s)m A n+(aq)+n B m―(aq) K sp=[c(A n+)]m·[c(B m―)]n 要点诠释：溶度积（K sp）的大小只与难溶电解质的性质和温度有关，与浓度无关。 (3)溶度积规则： 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Q c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； Q c＞K sp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡； Q c＝K sp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； Q c＜K sp，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。 要点诠释： (1)对同种类型物质，K sp越小其溶解度越小，越容易转化为沉淀。 (2)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，不能直接比较K sp的大小来确定其溶解能力的大小，需转化为溶解度来计算。 (3)溶液中的各离子浓度的变化只能使沉淀溶解平衡移动，并不改变溶度积。 5．影响沉淀溶解平衡的因素。 内因：难溶电解质本身的性质。 专题12 难溶电解质之Ksp图像及计算 学号姓名 1.（2019·全国II·12题）硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料，其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是 A．图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的溶解度 B．图中各点对应的Ksp的关系为：Ksp(m)=Ksp(n) A ．根据曲线数据计算可知K sp (AgCl)的数量级为10-10 B ．曲线上各点的溶液满足关系式c (Ag +)·c (Cl -)=K sp (AgCl) 4.（2018·海南·6）某温度下向含AgCl 固体的AgCl 饱和溶液中加少量稀盐酸，下列说法 正确的是 A ．AgCl 的溶解度、Ksp 均减小 B ．AgCl 的溶解度、Ksp 均不变 C ．AgCl 的溶解度减小、Ksp 不变 D ．AgCl 的溶解度不变、Ksp 减小 5.（2017·海南·14（3））向含有BaSO 4固体的溶液中滴加Na 2CO 3，当有BaCO 3沉淀生成 时溶液中_____C C ) (SO ) (CO 2423=- - (已知Ksp(BaCO 3)=2.6×10-9，Ksp(BaSO 4)=1.1×10-10) 6.（2016·全国I ·27（3））在化学分析中采用K 2CrO 4为指示剂，以AgNO 3标准溶液滴定 溶液中的Cl ? ，利用Ag +与CrO 42? 生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl ? 恰好完全沉淀（浓度等于1.0×10? 5 mol/L ）时，溶液中c(Ag +)为__________mol/L ，此时溶液中c(CrO 42? )等于__________mol/L 。 (已知Ag 2CrO 4、AgCl 的Ksp 分别为2.0×10? 12和2.0×10? 10)。 7.（2015·全国I ·28（2））上述浓缩液中含有I ?、Cl ?等离子，取一定量的浓缩液，向其中滴加AgNO 3溶液，当AgCl 开始沉淀时，溶液中)Cl (c ) I (c --为：_____________。 已知Ksp(AgCl)＝1.8×10-10，Ksp(AgI)＝8.5×10-17。 8.（2015·山东卷·33（5）)有人以可溶性碳酸盐为溶浸剂，则溶浸过程中会发生： CaSO 4(s)+CO 32-?CaCO 3(s)+SO 42-。已知298K 时，Ksp(CaCO 3)＝2.80×10-9，Ksp(CaSO 4)＝4.90×10-5，求此温度下该反应的平衡常数K 为多少？(计算结果保留三位有效数字)。 《认识难溶电解质的溶解平衡》教学设计 教学流程 教学环节教师活动学生活动设计意图 环节一： 饱和氯化 钠的沉淀 溶解平衡 1. NaCl是生活中必不可少的化学物质，来 自于大海，在水中的溶解状态是什么状态 呢？ 回答：为什么晶体形状会改变？ 2.从饱和氯化钠溶液中提取NaCl的主要方 法有什么？ 思考问题，回答问题。从实际问题出 发，培养学生解 决问题，发现问 题的能力。 环节二： 难溶电解 质沉淀溶 解平衡的 建立 1.以Mg(OH)2为例，你支持以下三个同学 中谁的看法？ 甲同学：Mg(OH)2不溶于水中，因此不存在 溶解的问题。 乙同学：Mg(OH)2在水中溶解度小，有极少 量的溶解在水中，形成Mg2+和OH-，但不 存在平衡。 丙同学：Mg(OH)2在水中溶解度小，很容易 达到饱和状态，未溶解的Mg(OH)2以沉淀 形式析出，该过程中也存在着平衡。 小结：生成沉淀的离子反应所以能够发生， 在于生成物的溶解度更小。 请设计实验证明你的观点。 2影响难溶电解质溶解平衡的因素分析 3.请你结合所学知识和方程式，请从平衡 移动的角度分析：Mg(OH)2能溶于HCl溶 液。 学生讨论，思考，回答。 学生思考回答 培养学生的探 究能力，建立难 溶电解质沉淀 溶解平衡概念， 并能解释简单 问题。 环节三： 溶度积常 数的表达 与应用 Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq) 平衡常数：K= 溶度积：Ksp= 1.写出下列物质的溶度积表达式： 3 SO4 CaCO3 学生讨论，展示理解溶度积概 念，掌握溶度积 的应用。 2.溶度积的应用 医学上救治可溶性银盐中毒，一般用NaCl 溶液给患者洗胃，使Ag+转化为不溶于酸的AgCl从而排出体外。 某工人误食浓度为c(Ag+)=1.8×10-4 mol/L 的工业原料，现场医生紧急救护，让患者服用下列哪种浓度的NaCl溶液可以起到缓解中毒的作用？ 已知：K sp（AgCl）=1.8×10-10 环节四：随堂练习人体牙齿主要的无机成分是羟基磷灰石 Ca5(PO4)3(OH) ,其存在溶解平衡： Ca5(PO4)3(OH)(s)5Ca2＋(aq)＋3PO43－ (aq)＋OH－(aq) 如果我们吃过多甜食，口腔中残留的食物 在酶的作用下，会分解产生酸性物质，易 导致龋齿的发生。 请结合本节课所学的知识解释原因。 【拓展】为预防龋齿采用含氟（F-）牙膏， 已知Ca5(PO4)3F的K sp更小，且比羟基磷灰 石更能抵抗酸的侵蚀。你能用化学用语描 述其中的转化关系吗？ 学生思考，回答联系实际，强化 学生对所学知 识的理解。难溶电解质的溶解平衡——Ksp计算教学设计
难溶电解质的溶解平衡知识点
难溶电解质的溶解平衡习题及答案
第四节难溶电解质的溶解平衡知识点
难溶电解质的溶解平衡(教案)
难溶电解质的溶度积常数
2018人教版高中化学选修4：3.4难溶电解质的溶解平衡 第2课时 沉淀反应的应用 含答案
难溶电解质溶度积常数
难溶电解质的溶解平衡(全面)
试验十一电导法测定难溶电解质的溶解度
难溶电解质的溶解平衡经典习题-
常见的强电解质
难溶强电解质多相离子平衡习题及解析
《难溶电解质的溶解平衡》知识点详总以及典例导析
专题12 难溶电解质之Ksp图像及计算
难溶电解质的溶解平衡 教案
相关主题
文本预览