(
课件网) 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 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溶解于水的几种情况， 当v（结晶）=v（溶解）时，体系处于溶解平衡状态. NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) 【思考与交流】 阅读P61-62，思考： 1.难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？你如何理解溶解性表中的“溶”与“不溶”？ 以AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl为例，根据你对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否能真正进行到底？溶液中是否含有Ag+和Cl-？ 难溶电解质是否存在溶解平衡？若有，请写出AgCl的溶解平衡的表达式，与电离方程式有何区别？并解释之。 怎样判断难溶电解质已经达到溶解平衡？ 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. 溶解平衡 一定条件下，电解质溶解离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 易溶、可溶、微溶、难溶的标准 20℃ 易溶 可溶 微溶 难溶 溶解度/g 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。 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。 (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。 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，但溶液中还有相应的离子。 ［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 A B 2）、表达式： 平衡时：Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n 3）、溶度积规则 任意时刻：Qc ＝ [c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n 当: Qc > Ksp 过饱和，析出沉淀， Qc ＝ Ksp 饱和，平衡状态 Qc < Ksp 未饱和。 MmAn (s) mMn＋(aq)＋ nAm—(aq) （5）、溶度积 1）、溶度积（Ksp）：难溶电解质的溶解平衡中，离子浓度幂的乘积。 4) 溶度积常数的意义： ①对于相同类型的电解质，Ksp越大，其在水中的溶解能力越大。 ②Ksp 和S均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质，才有Ksp 越大S越大的结论。 ③同一物质的Ksp与温度有关，与溶液中的溶质离子浓度无关。 溶度积的应用 例1. 已知室温下PbI2的溶度积为7.1×10-9，求饱和溶液中Pb2+和I-的浓度;在c(I-)=0.1mol·L-1的溶液中, Pb2+的浓度最大可达到多少? Ksp ＝c (Pb2+) · c2(I-) PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I- (aq) 解： c (Pb2+) = Ksp/c2(I-) =7.1×10-9/0.12 =7.1×10-7mol·L-1 即：该溶液里允许Pb2+的最大浓度为7.1×10-7mol·L-1 1、已知溶度积求离子浓度 2、已知溶度积求溶解度： 例2、已知 298K ... ...
