選擇性必修1第四節(jié) 沉淀溶解平衡說課課件ppt

這是一份選擇性必修1第四節(jié) 沉淀溶解平衡說課課件ppt，共21頁。PPT課件主要包含了現(xiàn)象和結論，思考與討論，動態(tài)平衡，可逆過程，內因外因，與離子濃度無關，溶度積的意義，溶度積規(guī)則，Q＜Ksp時，QKsp時等內容，歡迎下載使用。
此時溶液中還有Ag+和Cl-嗎？
⑴通常我們所說的難溶物在水中是否完全不能溶解？⑵生成AgCl沉淀的離子反應完成后，溶液中是否還有Ag+和Cl-？
難溶物是指在常溫下，其溶解度小于0.01g,并不是在水中完全不能溶解。
AgCl沉淀的溶解度盡管很小，但不等于0此時溶液中還有Ag+和Cl-。
一定溫度下，某固體物質在100克溶劑中達到飽和狀態(tài)時所溶解的質量，叫做這種物質在這種溶劑中的溶解度。
習慣上將溶解度小于0.01g的電解質稱為難溶電解質。
還記得什么是溶解度嗎？
AgCl固體在水中溶解和沉淀過程：
溶解過程：在水分子作用下，少量Ag＋和 Cl-脫離AgCl表面進入水中。
沉淀過程：溶液中的Ag＋和 Cl-受AgCl表面陰、陽離子的吸引，回到AgCl的表面析出。
一、難溶電解質的沉淀溶解平衡：
一定溫度下，沉淀溶解成離子的速率和離子生成沉淀的速率相等，固體質量和溶液中各離子濃度保持不變，形成難溶電解質的飽和溶液，達到沉淀溶解平衡 。
為了保證體系處于平衡狀態(tài)，必須有未溶解的固體存在。
2.沉淀溶解平衡的特征：
v溶解＝ v沉淀 ≠ 0
達到平衡時，溶液中的離子濃度不變。
當外界條件改變時，沉淀溶解平衡將發(fā)生移動，直至達到新的平衡狀態(tài)。
3.沉淀溶解平衡的表達式：
標明狀態(tài)：難溶電解質用“s”，溶液中的離子用“aq”，并用“ ? ”連接。
寫出BaSO4、Ag2S、Mg(OH)2的沉淀溶解平衡表達式
1 mL 0.012 ml/L的 NaCl溶液與1 mL 0.010ml/L AgNO3溶液充分反應后，溶液中剩余Ag+的濃度是多少？涉及化學平衡的計算常需要哪些數(shù)據(jù)？
二、溶度積常數(shù)（簡稱溶度積 Ksp）：
1、定義： 一定溫度下，難溶電解質達到沉淀溶解平衡時，溶液中各離子濃度冪之積為常數(shù)，叫做溶度積常數(shù)（簡稱溶度積），用Ksp表示。
寫出Ag2S、PbI2、Fe(OH)3的溶度積表達式
例2：1 mL 0.012 ml/L NaCl溶液與1 mL 0.010 ml/L AgNO3溶液充分反應后剩余Ag+的濃度為多少？（忽略溶液體積變化，已知AgCl的Ksp=1.80×10-10）
一般情況，當溶液中剩余離子的濃度小于1×10-5 ml/L時，化學上通常認為生成沉淀的反應就進行完全了。
3、影響Ksp的因素：
一般溫度越高，Ksp越大。 [Ca(OH)2 除外]
絕大多數(shù)難溶電解質的溶解是吸熱過程 , 溫度升高 , Ksp增大。
【思考】分析下表，溶度積與溶解能力有什么關系？
意義：1. Ksp大小反映難溶電解質在水中的溶解能力。
一定溫度下，對于相同類型（陰、陽離子個數(shù)比相同）的難溶電解質，Ksp越小，溶解度越小，越難溶。
如：Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)＞Ksp(AgI)
S(AgCl) ＞ S(AgBr) ＞ S(AgI)
如何從濃度因素定量判斷化學平衡的移動方向？
2.不同類型的難溶電解質，應通過計算才能進行比較。
通過難溶物的物質的量濃度來比較溶解度。
溶液不飽和，無沉淀析出，還可繼續(xù)溶解直到平衡。
溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)
溶液過飽和，有沉淀析出，直到溶液飽和達到平衡。
想一想：沉淀溶解平衡的角度，怎樣解釋AgCl飽和溶液中加入Na2S溶液產(chǎn)生黑色沉淀？
例3：AgCl的Ksp=1.80×10-10,將0.001 ml/LNaCl和0.001 ml/LAgNO3 溶液等體積混合,是否有AgCl 沉淀生成。
(1)內因： (2)外因：
三、沉淀溶解平衡的影響因素
難溶電解質本身的性質。
升溫，大多數(shù)平衡向溶解方向移動
[Ca(OH)2 除外]
加入與難溶物含有相同離子的易溶強電解質，平衡向沉淀方向移動，難溶物的溶解度降低。——同離子效應
加入能與難溶物的離子反應的物質，平衡向溶解方向移動。