(知识点)化学选修四第三章第四节-难溶电解质的溶解平衡.docx

第四节 难溶电解质的溶解平衡
1．沉淀溶解平衡
(1)概念
在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等的状态。
(2)溶解平衡的建立
固体溶质溶液中的溶质
(3)特点：

(4)表示：
AgCl在水溶液中的电离方程式为AgCl===Ag＋＋Cl－。
AgCl的溶解平衡方程式为AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
2．沉淀溶解平衡的影响因素
(1)内因：
难溶电解质本身的性质。
溶度积(Ksp)反映难溶电解质在水中的溶解能力。对同类型的电解质而言，Ksp数值越大，电解质在水中溶解度越大；Ksp数值越小，难溶电解质的溶解度也越小。
(2)外因：
①浓度(Ksp不变)
a．加水稀释，平衡向溶解的方向移动；
b．向平衡体系中加入难溶物相应的离子，平衡逆向移动；
c．向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向溶解的方向移动。
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解的方向移动，Ksp增大。
(3)实例：
[以AgCl（S） Ag+（aq）＋Cl-（aq）　ΔH>0为例]
外界条件
移动方向
平衡后
c(Ag＋)
平衡后
c(Cl－)
Ksp
升高温度
正向
增大
增大
增大
加水稀释
正向
不变
不变
不变
加入少量AgNO3
逆向
增大
减小
不变
通入HCl
逆向
减小
增大
不变
通入H2S
正向
减小
增大
不变
3.电解质在水中的溶解度
20 ℃时电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：
溶解性
难溶
微溶
可溶
易溶
S的
S<0.01 g
0.01 g<S<1 g
1 g<S<10 g
S>10 g
4.沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的生成：
①调节pH法
如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
②沉淀剂法
如用H2S沉淀Hg2＋的离子方程式为Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋。
(2)沉淀的溶解
①酸溶解法：如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。
②盐溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
③配位溶解法：如Cu(OH)2溶于NH3·H2O溶液，离子方程式为Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O。
(3)沉淀的转化
①实质：沉淀溶解平衡的移动。
②特征
a．一般说来，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。
如：AgNO3AgClAgIAg2S。
b．沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。
③应用
a．锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4(s)＋CO(aq)===CaCO3(s)＋SO(aq)。
b．矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS(闪锌矿)转化为CuS(铜蓝)的离子方程式为Cu2＋(aq)＋ZnS(s)===CuS(s)＋Zn2＋(aq)。
用饱和Na2CO3处理重晶石(BaSO4)制备可溶性钡盐的离子方程式为；BaCO3＋2H＋===Ba2＋＋H2O＋CO2↑。
5、沉淀溶解平衡常数（Ksp）
（1）表达式：Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是平衡浓度
（2）应用：
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
①Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出
②Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态
③Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出
（3）溶度积Ksp的计算
已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。
已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。
计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。