山东省高密市第三中学高三化学复习课件：沉淀溶解平衡(用)

【例4】2.7×10-3 Ksp(AgBr)=[Ag+][Br-] , Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-] 所以 [Br-]/[Cl-] =Ksp(AgBr)/ Ksp(AgCl)
【变式4】1.75×104
例5
B
当c ( Fe3＋ )和c ( Cu2＋ )相等时， Cu2＋ 对应的c1 ( OH － ) ＝ 1×10－9.6 mol· L－1， Fe3＋ 对应的c2(OH－)＝1×10－12.7 mol · L－1， Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)×(1×10－12.7)3， Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)×(1×10－9.6)2， 显然Ksp[Fe(OH)3]<Ksp[Cu(OH)2]， 溶度积曲线上的点代表的溶液 都已饱和，曲线左下方的点都 不饱和，右上方的点都是Qc>Ksp， 沉淀要析出，
【预习点拨】
1、区分下列化学用语：以BaSO4沉淀为例
电离方程式： BaSO4= Ba2+ + SO42沉淀溶解平 BaSO （S） Ba2+（aq）+SO42-（aq） 4 衡方程式： S2-+Hg2+= HgS↓ 离子反应 方程式： BaCO3 + 2H+ = Ba2+ + H2O + CO2↑ ZnS+Cu2+= CuS+ Zn2+ 2、了解溶解度定义、沉淀溶解平衡定义、沉淀 溶解平衡特征（学案P1)
用Ksp和Q的相对大小判断沉淀溶解、生成
Ksp < Q （过饱和溶液）向生成沉淀的方向进行，直到
平衡状态
Ksp ＝ Q （饱和溶液） 沉淀溶解平衡状态 Ksp > Q （不饱和溶液）向沉淀溶解的方向进行，直到 平衡状态
2、Ksp的有关计算 【例3】 5.6×10-10mol/L
解析：PH=13.00 所以 [OH-]=0.1mol/L Ksp(Mg(OH)2)=[Mg2+][OH-]2=5.6×10-12 所以[Mg2+]=5.6×10-12/0.01 =5.6×10-10mol/L 【变式3】 5 解析：由Ksp得[OH-]=10-9mol/L, 所以[H+]= 10-5mol/L PH=5
沉淀的转化 例如：AgNO3 → AgCl(白色沉淀) → AgI(黄色沉淀) (1)实质：沉淀溶解平衡的移动 (2)特征： ①一般说来，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沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 (3)方程式的书写 【练习6】解析 【思考】：不溶物之间转化是否只能溶解能力较强的物 质转化为溶解能力较弱的物质？ 【练习6】变式：根据D选项：AgI若要在NaCl溶液中生 成AgCl则Cl-需满足什么条件？
预习学案答案
一、【练习1】B 【练习2】 PbI2(s) Ksp(PbI2)=[Pb2+][I-]2 Fe(OH)3(s)
Ksp(AmBn)=[An+]m[Bm-]n
Pb2+(aq)+2I-(aq)
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Fe3+(aq)+3OH-(aq)
学.科.网
Ksp(Fe(OH)3)=[Fe3+][OH-]3
有关 有关 无关 难溶电解质在水中的溶解能力 【练习3】B 二、生成沉淀 Hg2++S2-=HgS↓ Cu2++S2-=CuS ↓
溶解
BaCO3+2H+=Ba2++H2O+CO2↑
【练习4】＞ BaCO3(s)
Ba2+(aq)+ CO32-(aq)
CO32-+2H+=H2O+CO2↑沉淀溶解平衡右移，c (Ba2+) 增大， 引起重金属中毒；而胃酸对BaSO4的溶解平衡基本无影响， Ba2+保持在安全浓度以下 CO2+H2O+CaCO3 =Ca(HCO3)2
加AgNO3 (s)
左移
增大
减小
Байду номын сангаас减小
不变
【小结】影响溶解平衡的因素
（1）内因：电解质本身的性质（决定因素） （2）外因：遵循平衡移动原理 ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动，Ksp不变。 ②温度：升高温度，大多数平衡向溶解方向移动，Ksp增
大（ Ca(OH)2除外 ） 方向移动，Ksp不变。
④其他：加入与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或 气体，促进溶解，Ksp不变。
【课堂探究】
探究点一、影响沉淀溶解平衡的因素
对于平衡: AgCl Ag+ + Cl- （体系有大量固体 AgCl），若改变条件，对其有何影响？
改变条件 平衡移动方向 C（Ag+） C（Cl-）溶解度 • 【特别提醒】 mol.l-1
Ksp
• (1)溶度积与溶解度均可表示物质的溶解性 升 温 右移 增大 增大 增大 增大 • (2) 溶度积 Ksp 仅仅是温度的函数 ( 难溶电解 加水 不变 不变 不变 不变 质一定时) 右移 加AgCl（s） 不移动 不变 不变 不变 不变 • (3)溶质溶解度的大小不但受温度的影响， 加NaCl（s） 左移 减小 增大 减小 不变 还受溶液中某些离子的影响
常温时，Ksp[Mg(OH)2]＝4×10－12，Ksp[Fe(OH)3]＝ 8.0×10-38；通常认为某离子残留在溶液中的浓度 小于1×10-5 mol・L-1时就认为该离子已经沉淀完全 假定原溶液中c(Mg2+)=1mol・L－1，c(Fe3+)=0.01mol ・L－1。(已知lg2=0.3) （1）使Fe3+开始沉淀时溶液中pH约为 （2）当Fe3+沉淀完全时溶液中c(OH－)约 为 mol/l；此时，Mg2+ （填写编号：A：尚未开始沉淀；B：已经开始沉 淀；C：已经沉淀完全）； （3）结论：在杂有少量Fe3+的Mg2+溶液中， （填编号：A：可以；B：不可以）用调节pH的方 法来除杂
四大平衡的比较：
平衡 体系 化学 平衡 研究 对象
2SO2+O2 △ H﹤ 0 2SO3
研究 对象 可逆 反应 弱电解 质水溶 液
能水解的 盐溶液
平衡常数
平衡移 动的判 据
表达式
[SO3]2 Kc= [SO2]2· [O2] Kc= [CO] ·[H2] [H2O]
升温对平 衡常数的 影响
减小
C+H2O CO+H2 △H﹥0 H2O H++OH-
⑤＞① ＞ ④ ＞ ② ＞ ③
①＞④ = ⑤ ＞ ② ＞ ③
探究点二、沉淀溶解平衡的应用
1、利用Ksp判断沉淀的生成
Cu(OH)2
【例2】
2NH3 · H2O+Cu2+ = Cu(OH)2 ↓+2NH4+
【变式2】某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平 衡曲线如右下图所示。 ①a b c d四个点中处于平衡状态的是 a 、c ： ②v ( 溶解)﹥v(沉淀) 的是 d ： ③Q﹥Ksp的是 ： b
③同离子效应：加入与溶解平衡相同的离子，平衡向沉积
【例1】
减小 不变 增大
【变式1】现把足量AgCl分别放入：①5ml水 ②10ml 0.2mol· L-1MgCl2 ③20 ml 0.5 mol· L-1 NaCl ④40ml 0.1 mol· L- 1AlCl3 ⑤20 ml 0.3 mol· L-1AgNO3溶解至饱和， 各溶液中Ag+浓度由大到小的顺序是 ， AgCl的溶解度由大到小的顺序是 .
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力
Ksp对于阴阳离子个数比相同的电解质, Ksp的 数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越 强
Ka或Kb 影响因素 物质本身性质和温度 意义
与弱电解质的电离平衡常数做对比，Ksp的意义和影响因素 Ksp 物质本身性质和温度
弱电解质的电离能力 难溶物在水中的溶解能力
Ca(HCO3)2 = CaCO3+H2O+CO2
2、更难溶；大；大
【练习5】Cu2++ZnS(s) = CuS(s) +Zn2+ Mg2++2HCO3- == MgCO3 + CO2↑ + H2O MgCO3+H2O===Mg(OH)2+CO2↑ 白色沉淀；淡黄色沉淀；黄色沉淀
Ksp(AgI)＜Ksp(AgBr )＜Ksp( AgCl )
电离 平衡
水解 平衡 沉淀溶解 平衡
CH3COOH CH3COO- + H+ NH3· H2O NH4++ OHCH3COO-+ H2O CH3COOH + OH-
AgCl（s） Ag+ 难溶或微溶 （aq）+ Cl-（aq） 物的浊液
①化 学平 衡移 动原 理 ②Q 与K 相对 大小
增大
增大 增大 增大
考
Mg2+(aq)+2OH-(aq) 5.6×10-12mol3· L-3
Cu2+(aq)+2OH-(aq) 2.2×10-20mol3· L-3 ② Mg(OH) Cu(OH) 依次难溶 2 2 AgCl Mg(OH)2 能否直接根据Ksp推出 Cu(OH)2(s)
思考：1、在同一温度下，能否用Ksp的大小比较 预习检测 AgX的溶解能力的大小？ Mg(OH) 比 AgCl 更难溶？ 2 T2 2、Ksp越小的物质，溶解能力就越小吗？
当环境压强较小CO2浓度较低、温度较高 时
Ca(HCO3)2 = CaCO3+H2O+CO2 形成石笋石柱
【变式】：（2014· 上海单科化学卷）向 ZnSO4溶液中滴加 饱和H2S溶液，没有沉淀生成，继续滴加一定量的氨水后， 生成ZnS沉淀，用电离平衡原理解释上述现象。 饱和H2S溶液中电离产生的S2—很少，因此没有沉淀。 加入氨水后，促进H2S的电离，S2—离子浓度增大， 有沉淀产生。