（知識點）化學選修四第三章第四節(jié) 難溶電解質的溶解平衡

第四節(jié)難溶電解質的溶解平衡1．沉淀溶解平衡(1)概念在一定溫度下，當難溶電解質溶于水形成飽和溶液時，沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等的狀態(tài)。(2)溶解平衡的建立固體溶質eq\o(,\s\up17(溶解),\s\do15(沉淀))溶液中的溶質eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(v溶解大于v沉淀，固體溶解,v溶解等于v沉淀，溶解平衡,v溶解小于v沉淀，析出晶體))(3)特點：(4)表示：AgCl在水溶液中的電離方程式為AgCl===Ag＋＋Cl－。AgCl的溶解平衡方程式為AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。2．沉淀溶解平衡的影響因素(1)內因：難溶電解質本身的性質。溶度積(Ksp)反映難溶電解質在水中的溶解能力。對同類型的電解質而言，Ksp數(shù)值越大，電解質在水中溶解度越大；Ksp數(shù)值越小，難溶電解質的溶解度也越小。(2)外因：①濃度(Ksp不變)a．加水稀釋，平衡向溶解的方向移動；b．向平衡體系中加入難溶物相應的離子，平衡逆向移動；c．向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子時，平衡向溶解的方向移動。②溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解的方向移動，Ksp增大。(3)實例：[以AgCl（S）Ag+（aq）＋Cl-（aq）ΔH>0為例]外界條件移動方向平衡后c(Ag＋)平衡后c(Cl－)Ksp升高溫度正向增大增大增大加水稀釋正向不變不變不變加入少量AgNO3逆向增大減小不變通入HCl逆向減小增大不變通入H2S正向減小增大不變3.電解質在水中的溶解度20℃時電解質在水中的溶解度與溶解性存在如下關系：溶解性難溶微溶可溶易溶S的S<0.01g0.01g<S<1g1g<S<10gS>10g4.沉淀溶解平衡的應用(1)沉淀的生成：①調節(jié)pH法如除去CuCl2溶液中的雜質FeCl3，可以向溶液中加入CuO，調節(jié)溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。②沉淀劑法如用H2S沉淀Hg2＋的離子方程式為Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋。(2)沉淀的溶解①酸溶解法：如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。②鹽溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式為Mg(OH)2＋2NHeq\o\al(＋,4)===Mg2＋＋2NH3·H2O。③配位溶解法：如Cu(OH)2溶于NH3·H2O溶液，離子方程式為Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O。(3)沉淀的轉化①實質：沉淀溶解平衡的移動。②特征a．一般說來，溶解度小的沉淀轉化為溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)。如：AgNO3eq\o(――→,\s\up17(NaCl))AgCleq\o(――→,\s\up17(KI))AgIeq\o(――→,\s\up17(Na2S))Ag2S。b．沉淀的溶解度差別越大，越容易轉化。③應用a．鍋爐除垢：將CaSO4轉化為CaCO3，離子方程式為CaSO4(s)＋COeq\o\al(2－,3)(aq)===CaCO3(s)＋SOeq\o\al(2－,4)(aq)。b．礦物轉化：CuSO4溶液遇ZnS(閃鋅礦)轉化為CuS(銅藍)的離子方程式為Cu2＋(aq)＋ZnS(s)===CuS(s)＋Zn2＋(aq)。用飽和Na2CO3處理重晶石(BaSO4)制備可溶性鋇鹽的離子方程式為eq\a\vs4\al(BaSO4＋CO\o\al(2－,3)===BaCO3↓＋SO\o\al(2－,4))；BaCO3＋2H＋===Ba2＋＋H2O＋CO2↑。5、沉淀溶解平衡常數(shù)（Ksp）（1）表達式：Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的濃度都是平衡濃度（2）應用：判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解①Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出②Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)③Qc<Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出（3）溶度積Ksp的計算eq\o\ac(○,1)已知溶度積求溶液中的某種離子的濃度，如Ksp＝a的飽和AgCl溶液中c(Ag＋)＝eq\r(a)mol·L－1。eq\o\ac(○,2)已知溶度積、溶液中某離子的濃度，求溶液中的另一種離子的濃度，如某溫度下AgCl的Ksp＝a，在0.1mol·L－1的NaCl溶液中加入過量的AgCl固體，達到平衡后c(Ag＋)＝10amol·L－1。eq\o\ac(○,3)計算反應的平衡常數(shù)，如對于反應Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)