第三章第四节难溶电解质地溶解平衡.ppt

当v（结晶）=v（溶解）时，体系处于溶解平衡状态. NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) 易溶、可溶、微溶、难溶的标准 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。 ［随堂练习］ 石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2 OH― (aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2减少的是 （ ） A. Na2CO3溶液 B. AlCl3溶液 C. NaOH溶液 D. CaCl2溶液 二、沉淀反应的应用 （3）原则：①沉淀剂的选择：要求除去溶液中的某种离子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入溶液的杂质离子还要便于除去 ②生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好。 ③通过氧化还原反应等方式改变某离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难电解质以便分离出去 【练习1】：为除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是（ ） A、NaOH B、Na2CO3 C、氨水 D、MgO 思考与交流 实验3-3: Mg(OH)2的溶解 沉淀溶解的规律和方法 自然界中矿物的转化 原生铜的硫化物 CuSO4溶液 练习 将等体积的4x10-3mol/L的AgNO3溶液和4x10-3mol/L的K2CrO4溶液混合，是否能析出Ag2CrO4沉淀？ [已知Ksp(Ag2CrO4 )=9.0x10-12] * * 第四节 难溶电解质的溶解平衡 第三章 水溶液中的离子平衡 1、盐类的水解实质： 2、水解规律： 3、影响因素 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,都弱都水解。 ①温度： ②溶液酸碱性： ③浓度： 越稀越水解， 越热越水解 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。 用初中学习的溶解度知识和高中学习的化学平衡理论,来分析NaCl溶解于水的过程。 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？ Ag＋和Cl－的反应能进行到底吗？ 阅读课本P61~62思考与交流 谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与”不溶“的理解。 溶解度/g 难溶 微溶 可溶 易溶 20℃ 大于10 1～10 0.01～1 小于 0.01 注意：难溶电解质与易溶电解质之间并无严格 界限，习惯上按上述标准分类。 注意事项 1. 生成沉淀的离子反应能发生的原因？ 生成物的溶解度小 2. AgCl溶解平衡的建立 当 v(溶解) ＝v(沉淀)时，得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡 Ag+ Cl- 一. Ag＋和Cl－的反应 3. 难溶电解质的溶解平衡 一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。 (1) 定义： (2) 特征： 等——V溶解 = V沉淀（结晶） 动——动态平衡， V溶解 = V沉淀≠ 0 定——达到平衡时，溶液中离子浓度不再改变 变——当外界条件改变，溶解平衡将发生移动 (3) 表达式： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 逆、等、定、动、变。 逆——溶解与沉淀互为可逆 (4) 影响溶解平衡的因素 1）内因：电解质本身的性质 ①难溶的电解质更易建立溶解平衡 ②难溶的电解质溶解度很小，但不会等于0，并不是绝对不溶。 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。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。如:Ca(OH)2 ③同离子效应：加入含有相同离子电解质， 平衡向结晶的方向移动. ③习惯上将生成难溶电解质的反应，认为反应完全了。对于常量的反应来说，0.01g是很小的。当溶液中残留的离子浓度 1 ×10-5mol/L时，沉淀就达到完全。 A B ④化学反应效应：加入与难溶电解质电离出的离子反应的物质，促进溶解平衡。 1、下列说法中正确的是（ ） A.物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水 B.不溶于水的物质溶解度为0 C.绝对不溶解的物质是不存在的 D.某粒子被沉淀完全是指该粒子在溶液中的浓度为零 2、下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是 （ ） A.开始时，溶液中各离子浓度相等 B.平衡时，离子沉淀的速率和沉淀溶解的速率相等 C.平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变 D.平衡时，如果再加入