难溶电解质的溶解平衡

A2B
A2B
Ag2CrO4
Ag2S
1.1×10-12
6.3×10-50
2.2×10-3
1.3×10-16
结论：相同类型的难溶电解质的Ksp越小溶解度越小 注意：只有在同种类型的电解质之间才能通过Ksp的 大小来直接比较溶解度的大小。
练一练
1、下列叙述正确的是（ D ） A.由于AgCl水溶液导电性很弱，所以它是弱 电解质
溶解度
易溶 >10g
可溶 微溶 难溶 1g~10g 0.01g~1g <0.01g
1、溶解是绝对的,不溶是相对的。 2、没有绝对不溶的电解质，难溶电解质 都会发生微量溶解。 3、生成沉淀的离子反应能发生的原因：生成物 的溶解度很小。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于 1×10-5 mol/L，沉淀就达完全。
探究1：
一昼夜后…… 一昼夜后观察发现：固体变为规则的立方体； 质量并未发生改变
形状不规则 的NaCl固体
思考： 得到什么启示？
饱和 NaCl 溶液
饱和 溶液中 v(结晶)=v(溶解)
形状规则 的NaCl固 体
结论：NaCl的饱和溶液中存在溶解平衡
探究2：
在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸
现象:NaCl饱和溶液中析出固体
3、溶度积规则
①离子积 AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) Qc= c(Am+)n ·c(Bn-)m Qc称为离子积，其表达式中离子浓度是 任意的，为此瞬间溶液中的实际浓度. ②溶度积规则 (1)Qc>Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出,直至达 到平衡. (2)Qc=Ksp时，沉淀与饱和溶液的平衡.
(3)Qc<Ksp时，溶液不饱和，若体系中有沉淀，则 沉淀会溶解直至达到平衡.
讨论：溶度积和溶解度都可以表示难溶电解质在水 中的溶解能力，分析下表，你将如何看待溶度积和溶 解度的关系？
一定条件下：
类型 AB AB 化学式 AgBr AgCl 溶度积Ksp 5.0×10-13 1.8×10-10 溶解度/g 8.4×10-6 1.5×10-4
B.难溶电解质离子浓度的乘积就是该物质的 溶度积常数 C.溶度积常数大者，溶解度也大
D.用水稀释含有AgCl固体的溶液时， AgCl的 溶度积常数不变。
4、利用溶度积计算某种离子的浓度： 练习1：25℃时，Ksp (AgBr)= 5.0×10-10， 求AgBr的饱和溶液中的c(Ag+)和c(Br-)。 c(Ag+)=c(Br- )=2.2×10-5 练习2：25℃时，Ksp [Mg(OH)2]= 1.8×10-11， 求Mg(OH)2的饱和溶液中的C(Mg2+)和c(OH-) C(Mg2+)=1.65×10-4，c(OH-)=3.3×10-4
【实验】向盛有2 mL 0.1mol/LAgNO3溶液的试 管中加入2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液。
讨论3：
（1）是否恰好反应？ （2）溶液中是否还含有Ag+和Cl-？ 【继续试验】取上层清液，滴加NaCl溶液， 有何现象？说明了什么？
现象：有白色沉淀生成，说明溶液中依然有Ag+ Cl-存在，即Ag＋和Cl－的反应不能进行到底。
人教版选修4 ·化学反应原理
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
2013-12-14
1
复 习
1.什么是饱和溶液？
在一定温度下，在一定量的溶剂 里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫做 这种溶质的饱和溶液。
2.如何判断某NaCl溶液是否已经达到饱和？ 讨论1： 在NaCl的饱和溶液中，再加入固体 溶质，固体会不会继续溶解？是否发生着溶 解过程？
c(CrO42-)=3×10-5mol/L
Qc＝c(Ag＋)2· c(CrO42-)
＝(2.5×10-6mol/L)2×3×10-5 mol/L ＝1.9×10－16
由于Qc<Ksp，所以无Ag2CrO4沉淀生成。
7.计算某离子开始沉淀的pH值
例：实验测得某水样中的铁离子的浓度为6×10-6mol· l-1 若要使水中的铁离子转化为沉淀，则溶液的PH值至少要 控制在多少以上？[已知Fe(OH)3的Ksp为2.6×10-39] 解：设溶液中的OH-离子的浓度最少为X才能使水中 的铁离子转化为沉淀。 KSP=c(Fe3+) ·3(OH-) c =2.6×10-39 =6×10-6×X3 求得X=7.57×10-12mol· -1=c(OH-) L C(H+)=1.32×10-3mol· -1 L PH=2.88 答：PH至少要控制在2.88以上。
一、Ag＋和Cl－的反应真能进行到底吗？
一、Ag＋和Cl－的反应真能进行到底吗 ？ Ag＋ + Cl－ = AgCl↓
表3-4
化学式 AgCl AgNO3
几种电解质的溶解度(20℃)
溶解度/g 1.5×10-4 222 化学式 Ba(OH)2 BaSO4 溶解度/g 3.89 2.4×10-4
AgBr Ag2SO4
6.判断能否生成沉淀
例：25℃时，在1.00 L 0.03 mol/L AgNO3溶液中加入 0.50 L 0.06 mol/L的CaCl2溶液，能否生成AgCl沉淀？ 已知：AgCl的Ksp＝1.8×10－10 c(Ag＋)＝(0.03 mol/L×1.00 L)÷(1.00 L＋0.50 L) ＝0.020 mol/L c(Cl－)＝(0.06 mol/L×2×0.50 L)÷(1.00 L＋0.50 L) ＝0.040 mol/L
小结：电离平衡、水解平衡、溶解平衡的比较
类型 实例 升温 电离平衡
CH3COOH CH3COO- + H+
水解平衡
+ NH4 + H2O NH3· 2O + H+ H
溶解平衡
Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) + 3OH-(aq)
平衡右移,K增 大,c(H+)增大, 电离度增大 平衡右移,K不 变,c(H+)减小, 电离度增大 平衡右移,K不 变,c(H+)增大, 电离度减小
不可能使要除去的离子通过沉淀完全除去
2、沉淀的溶解
（1）原理 设法不断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
Dissolution electrolyte equlibrium
第二课时
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。
硫化物等 工业废水
重金属离子（如 Cu2+、Hg2+等）转 化成沉淀
（2）方 法 a 、调pH
Ag2S
8.4×10-6 0.796
1.3×10-16
Ca(OH)2 CaSO4
Mg(OH)2
0.165 0.21
9×10-4
BaCl2
35.7
Fe(OH)3
3×10-9
讨论2: 在溶解度的大小、易溶和难溶 界限等方面你能得到哪些相关信息谈谈 你对酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与 “不溶”的理解。
200C时，溶解性与溶解度的大小关系 溶解性
硫酸中硫酸根浓度大，使平衡左移有 利于沉淀生成。
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、以你现有的知识，你认为判断？说明原因。 从溶解度方面可判断沉淀能否生成
1、概念：
在一定条件下，难溶电解质___________的速率等 溶解成离子 结合成沉淀 于离子重新_____________的速率，溶液中各离子 保持不变 的浓度__________的状态。（也叫沉淀溶解平衡)
2、溶解平衡的建立
以AgCl(s)的溶解平衡为例
3、表达方法 标明物质状态和可逆符号
4、溶解平衡的特征
Qc＝c(Ag＋)· －)＝0.020 mol/L×0.040 mol/L c(Cl
＝8.0×10－4 由于Qc>Ksp，所以有AgCl沉淀生成。
练习：将5mL 1×10-5mol/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 c(Ag＋)=2.5×10-6mol/L
沉淀是难溶物，但不是绝对不溶，只不过溶解 度很小，难溶物在水中存在溶解平衡。
思考：把AgCl固体加到水中都发生着怎 样的过程？ 初始状态：Ｖ(溶解) > Ｖ(沉淀) 溶解平衡：Ｖ(溶解) = Ｖ(沉淀)
得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡
AgCl(s)
溶解 沉淀
Ag＋(aq) + Cl－(aq)
二、难溶电解质的溶解平衡
解释: 在NaCl的饱和溶液中，存在溶解平衡
NaCl(S) Na+(aq) + Cl-(aq)
加浓盐酸Cl- 的浓度增加,平衡向左移, NaCl 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？
我们知道，溶液中有难溶于水的沉淀生成 是离子反应发生的条件之一。例如，AgNO3溶液 与NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl：Ag++Cl=AgCl↓，如果上述两种溶液是等物质的量浓度 、等体积的，一般认为反应可以进行到底。
度大还是在Na2CO3溶液中的溶解度大？
三.溶度积常数 1.定义
溶解
AgCl(s) 沉淀 Ag＋(aq) + Cl－(aq)
在难溶电解质的饱和溶液中,当溶解与结晶速 率相等时,溶液达到溶解平衡状态,则该反应的 平衡常数表示为：Ksp，AgCl =[Ag+][Cl-]。该常 数称为难溶电解质的溶度积常数，简称溶度积。 2.表达式 Ksp＝[c(Mn＋)]m· m—)]n [c(A