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1、 第四單元　難溶電解質的沉淀溶解平衡 目標與素養(yǎng)：1.知道難溶電解質在水中存在沉淀溶解平衡，并能結合實例進行描述。(宏觀辨識與微觀探析)2.能描述沉淀溶解平衡，能寫出溶度積的表達式，知道溶度積的含義。(宏觀辨識與微觀探析)3.能夠運用平衡移動的觀點對沉淀的溶解、生成與轉化進行分析，并能解釋一些生活問題。(科學態(tài)度與社會責任) 一、沉淀溶解平衡 1．沉淀溶解平衡原理 (1)概念 在一定溫度下，當溶解速率和沉淀速率相等時所達到的平衡狀態(tài)，稱為沉淀溶解平衡。 (2)溶解平衡的建立 以AgCl溶解平衡為例，表達式：AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。 (3)溶

2、解平衡的特征 2．溶度積常數 (1)含義 描述難溶電解質在水中的沉淀溶解平衡的平衡常數稱為溶度積常數或簡稱溶度積，符號為Ksp。 (2)表示方法 對MmAnmMn＋＋nAm－來說 Ksp＝[c(Am－)]n·[c(Mn＋)]m。 (3)影響因素 Ksp與難溶電解質的性質和溫度有關，與濃度無關，與沉淀量無關。 (4)意義 溶度積(Ksp)反映了物質在水中的溶解能力。對同類型的難溶電解質(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp數值越大的難溶電解質在水中的溶解能力越強。 二、沉淀溶解平衡的應用 1．沉淀的生成 (1)調節(jié)pH法 除去CuSO4溶液中少量Fe3＋，可

3、向溶液中加入CuO或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3，調節(jié)pH至3～4，使Fe3＋轉化為Fe(OH)3沉淀除去。 (2)加沉淀劑法 誤食可溶性鋇鹽，可用Na2SO4解毒，其化學方程式為Ba2＋＋SO===BaSO4↓；除去食鹽溶液中的MgCl2，可加入少量NaOH，其化學方程式為Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓。 (3)利用平衡原理法 向飽和Na2CO3溶液中加入BaSO4，可將BaSO4轉化為BaCO3，反應的離子方程式：BaSO4＋CO===BaCO3↓＋SO。 2．沉淀的轉化實驗探究 實驗 步驟 實驗現象 A中產生白色沉淀，B中變?yōu)辄S色沉淀，C中變?yōu)楹?/p>

4、色沉淀 離子方 程式 Ag＋＋Cl－=== AgCl↓ AgCl＋I－===AgI↓＋Cl－ 2AgI＋S2－===Ag2S↓＋2I－ 實驗結論 溶解度小的沉淀可以轉化為溶解度更小的沉淀 3．沉淀轉化的實質 沉淀轉化的實質就是沉淀溶解平衡的移動。一般說來，溶解能力相對較強的物質易轉化為溶解能力相對較弱的物質。 　(1)同溫條件下，Ksp數值越大，難溶電解質在水中的溶解能力越強，這種認識對嗎？為什么？ (2)如何利用Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10計算BaSO4在水中的溶解度？ (3)鍋爐水垢中含有CaSO4，能否用水或酸除去CaSO4呢？ 提示：(1)不對。對

5、于同類型物質而言，Ksp數值越大，難溶電解質在水中的溶解能力越強，如AgCl>AgBr>AgI；而對于不同類型的物質，則不能直接比較，如Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11，不能認為Mg(OH)2比AgCl更難溶，需轉化為溶解度進行比較。 (2)由于沉淀的飽和溶液濃度很小，其密度可近似認為是 1 g·mL－1。根據Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10，得c(Ba2＋)＝c(SO)＝＝×10－5 mol·L－1，則1 L溶液中(即1 L水中)溶解的BaSO4為×10－5 mol。S(BaSO4)＝×100 g≈ 2.4×10－4 g。 (

6、3)不能。因為CaSO4微溶于水且難與酸反應。 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。 (1)難溶電解質的溶解度為0。(　　) (2)等物質的量的AgNO3和NaCl混合后，溶液中不存在Ag＋和Cl－。(　　) (3)當改變外界條件時，沉淀溶解平衡會發(fā)生移動，直至達到新的平衡。(　　) (4)溶解度小的物質，Ksp一定小，溶解度大的物質，Ksp也一定大。(　　) 答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)× 2．已知Ca(OH)2飽和溶液中存在平衡：Ca(OH)2(s) Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)　ΔH<0，下列有關該平衡體系的說法正確的是(　　) ①升高

7、溫度，平衡逆向移動?、谙蛉芤褐屑尤肷倭刻妓徕c粉末能增大鈣離子濃度?、鄢ヂ然c溶液中混有的少量鈣離子，可以向溶液中加入適量的NaOH溶液?、芎銣叵孪蛉芤褐屑尤隒aO，溶液的pH升高?、萁o溶液加熱，溶液的pH升高　⑥向溶液中加入Na2CO3溶液，其中固體質量增大?、呦蛉芤褐屑尤肷倭縉aOH固體，Ca(OH)2固體質量不變 A．①⑥　　　　　　 B．①⑥⑦ C．②③④⑥ D．①②⑥⑦ A　[ΔH<0，正反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，①正確；②會生成CaCO3，使Ca2＋濃度減小，錯誤；加入NaOH溶液會使平衡向左移動，有Ca(OH)2沉淀生成，但Ca(OH)2的溶度積不變，

8、要除去Ca2＋，應把 Ca2＋轉化為更難溶的CaCO3，③錯誤；恒溫下Ksp不變，加入CaO后，溶液仍為Ca(OH)2的飽和溶液，pH不變，④錯誤；加熱，Ca(OH)2的溶解度減小，溶液的pH降低，⑤錯誤；加入Na2CO3溶液，平衡向右移動，Ca(OH)2固體轉化為CaCO3固體，固體質量增加，⑥正確；加入NaOH固體平衡向左移動，Ca(OH)2固體質量增加，⑦錯誤。] 3．難溶化合物的飽和溶液存在著溶解平衡。例如：AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。[已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10] (1)向50 mL 0.018 mol·L－1的AgNO3溶液中加入50 mL

9、 0.02 mol·L－1的鹽酸，沉淀生成后溶液中c(Ag＋)是________mol·L－1。 (2)如果向生成沉淀后的溶液中再加入50 mL 0.001 mol·L－1的鹽酸，是否產生沉淀？______(填“是”或“否”)。 解析：(1)由Ag＋＋Cl－===AgCl， 可知沉淀后c(Cl－)＝(0.02－0.018)×50/(50＋50)＝ 0.001(mol·L－1)，所以c(Ag＋)＝1.8×10－10/0.001＝1.8×10－7(mol·L－1)。 (2)再加入50 mL鹽酸后c(Ag＋)＝1.8×10－7×100/(100＋50)＝1.2×10－7(mol·L－1)，

10、c(Cl－)＝0.001 mol·L－1，c(Ag＋)·c(Cl－)＝1.2× 10－7×10－3＝1.2×10－10＜1.8×10－10，所以不產生沉淀。 答案：(1)1.8×10－7　(2)否 溶度積的應用 1．比較難溶電解質在水中的溶解能力 (1)對于相同類型的難溶電解質，Ksp越大，在水中的溶解能力越強。 (2)對于不同類型的難溶電解質，Ksp差距不大時Ksp不能直接作為比較依據。如25 ℃時，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10。Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11，雖然Mg(OH)2的Ksp較小，但不能認為Mg(OH)2比AgCl更難溶。 2．計算飽

11、和溶液中某種離子的濃度 如已知25 ℃，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，可根據Ksp(AgCl)＝ c(Ag＋)·c(Cl－)＝1.8×10－10計算AgCl飽和溶液中的c(Ag＋)或c(Cl－)。 3．判斷給定條件下沉淀能否生成或溶解 比較溶度積Ksp與溶液中有關離子的濃度冪之積Qc(離子積)的相對大小。 (1)Qc>Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出； (2)Qc＝Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)； (3)Qc

12、定溫度下，Ksp為定值。 【例1】　一定溫度下，鹵化銀AgX(X：Cl、Br、I)的沉淀溶解平衡曲線如圖中甲、乙、丙所示。已知pAg＝－lg c(Ag＋)，pX＝－lg c(X－)。下列有關敘述正確的是(　　) A．甲、乙、丙三種鹵化銀的溶度積Ksp依次增大 B．甲一定是AgI的沉淀溶解平衡曲線 C．對三種鹵化銀而言，a點均為飽和溶液 D．b、c兩點均達到溶解平衡狀態(tài)，且溶液中c(Ag＋)＝c(X－) C　[根據題目信息中對于pAg和pX的定義可知，各點的坐標值越大，則其對應的離子濃度越小，根據圖象信息可知，甲、乙、丙三種鹵化銀的溶度積Ksp依次減小，故甲、乙、丙分別為AgCl

13、、AgBr、AgI的沉淀溶解平衡曲線，A項、B項錯誤；a點坐標值小，對三種鹵化銀而言，離子濃度較大，均達到飽和狀態(tài)，C項正確；甲、乙、丙三條線上的點對于AgCl、AgBr、AgI而言，均達到溶解平衡狀態(tài)，但c點的c(Ag＋)AgBr>AgI。 (2)不同類型的物質，Ksp差距不大時不能直接作為比較依據。 1．用0.100 mol·L－1AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 mol·L－1 Cl－溶液的滴定曲線如

14、圖所示。下列有關描述錯誤的是(　　) A．根據曲線數據計算可知Ksp(AgCl)的數量級為10－10 B．曲線上各點的溶液滿足關系式c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl) C．相同實驗條件下，若改為0.040 0 mol·L－1Cl－，反應終點c移到a D．相同實驗條件下，若改為0.050 0 mol·L－1 Br－，反應終點c向b方向移動 C　[本題考查沉淀溶解平衡及溶度積常數。A項，根據滴定曲線知，當加入25 mL AgNO3溶液時達到反應終點，此時c(Cl－)≈1×10－5 mol·L－1，Ag＋沉淀完全，則c(Ag＋)＝1×10－5mol·L－1，故Ksp(AgC

15、l)＝ c(Ag＋)·c(Cl－)，數量級為10－10，正確；B項，由溶度積常數的定義知，曲線上各點滿足Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)，正確；C項，相同條件下，若改為0.040 0 mol·L－1 Cl－，達到反應終點時c(Cl－)不變，消耗V(AgNO3)＝20 mL，錯誤；D項，相同條件下，若改為0.050 0 mol·L－1 Br－，由于Ksp(AgBr)＜Ksp(AgCl)，達到反應終點時c(Br－)＜ c(Cl－)，消耗n(AgNO3)不變，反應終點c向b方向移動，正確。] 沉淀溶解平衡原理的應用 1．不同沉淀方法的應用 (1)直接沉淀法：通過沉淀劑

16、除去溶液中的某種指定離子或獲取該難溶電解質。 (2)分步沉淀法：鑒別溶液中含有哪些離子或分別獲得不同難溶電解質。 (3)共沉淀法：向溶液中加入沉淀劑，除去溶液中性質相似的離子。 (4)氧化還原法：改變溶液中離子的存在形式，促使其轉化為更難溶的電解質便于分離除去。 2．沉淀轉化的一般原則 (1)溶解度較小的沉淀易轉化成溶解度更小的沉淀。 (2)當一種試劑能沉淀溶液中的幾種離子時，生成沉淀所需試劑離子濃度越小的越先沉淀。 (3)如果生成各種沉淀所需試劑離子的濃度相差較大，就能分步沉淀，從而達到分離離子的目的。 (4)兩種沉淀的溶解度差別越大，沉淀轉化越容易。 【例2】　工業(yè)上用化

17、學法除鍋爐的水垢時，先向鍋爐中注入飽和Na2CO3溶液浸泡，將水垢中的CaSO4轉化為CaCO3，再用鹽酸除去[已知：Ksp(CaCO3)＝1×10－10，Ksp(CaSO4)＝9×10－6]，下列說法錯誤的是(　　) A．升高溫度，Na2CO3溶液的Kw和c(OH－)均會增大 B．沉淀轉化的離子方程式為CO(aq)＋CaSO4(s)===CaCO3(s)＋SO(aq) C．該條件下，CaCO3溶解度約為1×10－3g D．CaSO4和CaCO3共存的懸濁液中，c(SO)/c(CO)＝9×104 C　[升高溫度，水的電離平衡正向移動，Kw增大，Na2CO3水解平衡正向移動，c(OH－

18、)增大，故A項正確；沉淀由難溶物質轉變?yōu)楦y溶的物質，故B項正確；CaSO4和CaCO3共存的懸濁液中，c(SO)/c(CO)＝Ksp(CaSO4)/Ksp(CaCO3)＝9×104，故D項正確。] (1)CaCO3沉淀能轉化成CaSO4沉淀嗎？ (2)據Ksp(CaSO4)＝9×10－6計算該條件下CaSO4的溶解度。 提示：(1)能。如在CaCO3懸濁液中加入濃Na2SO4溶液，使CaCO3(s) Ca2＋(aq)＋CO(aq)沉淀溶解平衡正向移動。 (2)c(CaSO4)＝＝3×10－3mol·L－1，S(CaSO4)＝3× 10－3mol·L－1×0.1 L×136

19、g·mol－1＝4.08×10－2 g。 2．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.0×10－16。下列關于不溶物之間轉化的說法中錯誤的是(　　) A．AgI比AgCl更難溶于水，所以AsCl可以轉化為AgI B．兩種不溶物的Ksp相差越大，不溶物就越容易轉化為更難溶的不溶物 C．AgCl不溶于水，不能轉化為AgI D．常溫下，AgCl若要在NaI溶液中開始轉化為AgI，則NaI的濃度必須不低于×10－11mol·L－1 C　[Ksp(AgCl)＞Ksp(AgI)，故AgCl可以轉化為AgI，C錯誤；AgCl溶液中c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(

20、AgCl)，則c(Ag＋)＝×10－5mol·L－1，AgI開始沉淀時的 c(I－)·c(Ag＋)≥Ksp(AgI)，所以c(I－)≥ mol·L－1，D正確。] 1．下列對沉淀溶解平衡的描述正確的是(　　) A．BaSO4屬于難溶物，它在水中完全不能溶解 B．沉淀溶解達到平衡時，沉淀的速率和溶解的速率相等 C．沉淀溶解達到平衡時，溶液中溶質的離子濃度相等，且保持不變 D．沉淀溶解達到平衡時，如果再加入難溶性的該沉淀物，將促進溶解 B　[雖然難溶電解質的溶解度很小，但在水中仍有極少量的溶解，A項不正確；沉淀溶解達到平衡時，溶液中溶質的離子濃度保持不變，但不一定相等，如Ag2S

21、O4沉淀溶解達到平衡時，c(Ag＋)＝2c(SO)，C項不正確；沉淀溶解達到平衡時，如果再加入難溶性的該沉淀物，由于固體的濃度為常數，故平衡不發(fā)生移動，D項不正確；v(沉淀)＝v(溶解)是溶解平衡的特征，B項正確。] 2．將足量BaCO3粉末分別加入下列溶液中，充分溶解至溶液飽和。各溶液中Ba2＋的濃度最小的為(　　) A．40 mL水 B．10 mL 0.2 mol·L－1 Na2CO3溶液 C．50 mL 0.01 mol·L－1氯化鋇溶液 D．100 mL 0.01 mol·L－1鹽酸 B　[BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO(aq)。A項，加H2O，BaCO3少量溶解，

22、其中c(Ba2＋)可作為其他選項的參照物；B項，加Na2CO3溶液，使上述平衡左移，c(Ba2＋)相對減??；C項，加入BaCl2溶液，c(Ba2＋)相對增大；D項，加入HCl，使上述平衡正向移動，c(Ba2＋)相對增大。] 3．25 ℃時，在含有大量PbI2的飽和溶液中存在著平衡PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)，加入KI溶液，下列說法正確的是(　　) A．溶液中Pb2＋和I－濃度都增大 B．溶度積常數Ksp增大 C．沉淀溶解平衡不移動 D．溶液中Pb2＋濃度減小 D　[加入KI溶液，使溶液中的I－濃度增大，使PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)平衡向左移動，

23、溶液中Pb2＋濃度減小。Ksp只與溫度有關，與濃度無關，溫度不變，Ksp不變。] 4．除了酸以外，某些鹽也能溶解沉淀。利用下表三種試劑進行實驗，相關分析不正確的是(　　) 編號 ① ② ③ 分散質 Mg(OH)2 HCl NH4Cl 備注 懸濁液 1 mol·L－1 1 mol·L－1 A．向①中加入酚酞顯紅色，說明物質的“不溶性”是相對的 B．分別向少量Mg(OH)2沉淀中加入適量等體積②③均能快速徹底溶解 C．①、③混合后發(fā)生反應：Mg(OH)2(s)＋2NH(aq)Mg2＋(aq)＋2NH3·H2O(aq) D．向①中加入②，c(OH－)減小，Mg(OH

24、)2溶解平衡正向移動 B　[Mg(OH)2是難溶電解質，在水中有少量的溶解，而且電離出OH－，溶液顯弱堿性，所以沒有絕對不溶的物質，故A正確；Mg(OH)2沉淀與HCl發(fā)生中和反應，反應較快；Mg(OH)2沉淀電離出來的 OH－與NH4Cl電離的銨根離子結合生成弱電解質，反應較慢，故B錯誤；NH能結合Mg(OH)2電離出的OH－，生成弱電解質NH3·H2O，所以①、③混合后發(fā)生反應：Mg(OH)2(s)＋2NH(aq)Mg2＋(aq)＋2NH3·H2O(aq)，故C正確；在Mg(OH)2的懸濁液中存在沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，所以向①中加入②，

25、 c(OH－)減小，Mg(OH)2溶解平衡正向移動，故D正確。] 5．某學習小組欲探究CaSO4沉淀轉化為CaCO3沉淀的可能性，查得如下資料：(25 ℃) 難溶電解質 CaCO3 CaSO4 MgCO3 Mg(OH)2 Ksp 2.8×10－9 9.1×10－6 6.8×10－6 1.8×10－11 實驗步驟如下： ①往100 mL 0.1 mol·L－1的CaCl2溶液中加入100 mL 0.1 mol·L－1的Na2SO4溶液，立即有白色沉淀生成。 ②向上述懸濁液中加入固體Na2CO3 3 g，攪拌、靜置、沉淀后棄去上層清液。 ③再加入蒸餾水攪拌、靜置、

26、沉淀后再棄去上層清液。 ④__________________________________________________。 (1)由題中信息Ksp越大，表示電解質的溶解度越______(填“大”或“小”)。 (2)寫出第②步發(fā)生反應的化學方程式：____________________ _____________________________________________________。 (3)設計第③步的目的是________________________________。 (4)請補充第④步操作及發(fā)生的現象：______________________ _____________________________________________________。 解析：Ksp越大，電解質的溶解度越大，第②步中加入Na2CO3后，由于CaCO3比CaSO4更難溶，故應轉化為CaCO3，③步的操作主要是除去Na2SO4，最后一步可加入足量鹽酸，證明生成的沉淀已全部轉化為CaCO3，故沉淀溶解。 答案：(1)大　(2)Na2CO3＋CaSO4Na2SO4＋CaCO3 (3)洗去沉淀中附著的SO　(4)向沉淀中加入足量的鹽酸，沉淀完全溶解