沉淀溶解平衡教案.docx

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沉淀溶解平衡教案

沉淀溶解平衡教案

【教学目的】

1.知识目标

（1）掌握难溶电解质的沉淀溶解平衡。

（2）掌握溶度积概念和溶度积规则。

（3）运用溶度积知识对溶液中沉淀的生成、溶解、转化进行理论分析。

2.能力目标；

（1）通过对分析实验现象的分析，使学生观察问题、解决问题的能力逐步增强。

（2）在探究难溶电解质的溶解平衡实验中，培养学生知识的迁移能力、动手实验能力和逻辑推理能力。

3.情感态度与价值观

（1）通过“锅炉除垢”来设计实验教学引导学生从现实的生活经历与体验出发，激发学生学习兴趣。

（2）在分析“难溶电解质的沉淀溶解平衡”中进行对立统一的辩证唯物主义教育。

【重点、难点】

重点：

沉淀溶解平衡，溶度积规则

难点：

分步沉淀及沉淀的转化

【教法学法】

1.教学方法：

本节课属于理论教学，主要采用讲授法，运用计算机多媒体为教学手段，通过丰富多彩的多媒体课件的放映和书本知识的拓展，增加学生的学习兴趣；通过课堂实验辅助教学，增加学生参与课堂教学的积极性和主动性；另外，采用“提出问题—分析问题—解决问题”体现学生主体的教学，让学生主动参与到教学中，积极思考，最后自己得出沉淀溶解平衡的理论。

教学手段：

化学实验、计算机辅助

2．学生情况分析

沉淀溶解平衡与电离平衡、水解平衡等都有许多相似地方，学习时要充分利用“七分熟”的旧知识作为基础去探究“三分生”的新知识。

同时要多运用已学知识，解决实践问题和正向迁移能力，如溶度积概念我们可以正向迁移平衡常数来理解就容易得多了。

【教学过程】

第四章沉淀溶解平衡

[引言]回顾旧知识引入新知识

根据电解质在水中的溶解度不同可分为：

溶解性

易溶

可溶

微溶

难溶

溶解度（20℃）

≥10g

1g≤s<10g

0.01g≤s<1g

<0.01g

难溶电解质在溶液中的浓度很小，在溶液中电离度接近100%，所以又称为难溶强电解质。

难溶电解质的沉淀溶解平衡：

多相平衡

广泛应用：

物质的分离、制备、提纯以及测定

第一节沉淀溶解平衡

一、溶度积常数

[课堂实验]将Mg（OH）2固体放入盛水的烧杯中，而后向其中滴加酚酞。

[实验结果]无色的酚酞变红色

[问题思考]为什么出现这样的现象？

[讲解]Mg（OH）2是难溶的强电解质，在一定温度下，当把Mg（OH）2固体放入水中时，Mg（OH）2在水中的溶解度很小，Mg（OH）2表面上的Mg2+离子和OH-离子，在H2O分子作用下，会脱离晶体表面进入水中，这样溶液呈碱性使酚酞变色。

另一方面，水中的水合Mg2+离子与水合OH-离子在运动过程中相互碰撞，又可能沉积在固体表面。

当溶解速度与沉淀速度相等时，在体系中便存在固体与溶液中离子之间的动态平衡，这种平衡关系称为沉淀溶解平衡，

Mg（OH）2≒Mg2++2OH-

Ksp=[Mg2+][OH-]2

Ksp是沉淀溶解平衡常数，称为溶度积常数或溶度积。

[板书]溶度积的一般表示式为：

　　AmBn（s）

mAn++nBm-

　　Ksp==[An+]m·[Bm-]n

　　在一定温度下，Ksp是一个常数。

它表示在难溶电解质的饱和溶液中，以系数为乘幂的离子浓度的乘积是常数。

[学生练习]写出难溶电解质Fe（OH）3、Ca3（PO4）2的溶度积表达式

[投影答案]Fe（OH）3

Fe3++3OH-

　　Ksp=[Fe3+][OH-]3

[投影]

温度（℃）

0

10

25

50

BaSO4的溶度积

6.7×10-11

8.9×10-11

1.1×10-10

2.8×10-10

[讲述]　溶度积大小取决于难溶电解质的本性，和其它平衡常数一样，也随温度而变化。

例如，BaSO425℃时，Ksp=1.1×10-10，50℃时，Ksp=2.8×10-10，可知随温度升高，BaSO4的Ksp稍有增大。

但受温度的影响很小，常温下可以看成常数。

一些常见难溶电解质的溶度积见表4-1。

二、溶度积常数与溶解度

溶解度是指达到沉淀溶解平衡时，物质在溶剂中饱和时所溶解的量，本章用物质的量浓度表示溶解度

[投影]

1）AB型：

2）AB2（或A2B）型：

3）对于AmBn型难溶物：

[课堂例题]

[投影]例1.298K，AgCl的溶解度为1.92×10-3g/L

求：

AgCl的Ksp

[讲解]解：

AgCl属于AB型

所以该温度下AgCl的溶度积为：

1.8×10-10mol/L

[投影]例2.298K,Ksp[Fe（OH）3]=2.64×10-39,

求:

该温度下Fe（OH）3的溶解度

[讲解]解：

所以

所以该温度下Fe（OH）3的溶解度为9.94×10-11mol/L

注意：

溶度积和溶解度的换算关系：

只适用于溶液中无副反应或副反应程度不大的难溶电解质。

相同类型的难溶电解质：

根据溶度积比较溶解度的大小

不同类型：

通过计算求得溶解度再作比较

[阅读]课本“例4-1和例4-2”，灵活运用溶度积和溶解度的关系进行计算

三、溶度积规则

[阅读与思考]“溶度积规则”，可以参照已学的“反应商和平衡常数的关系”运用平衡移动的原理来帮助学生加深理解

[讲解]在一给定的难溶电解质溶液中，它们的离子浓度的乘积和溶度积之间存在三种可能情况。

1．Qi=Ksp此时难溶电解质达到沉淀溶解平衡状态，溶液是饱和溶液。

2．Qi＞Ksp平衡向生成沉淀的方向移动，直到溶液中的Qi=Ksp为止。

3．Qi＜Ksp溶液为不饱和溶液，平衡向沉淀溶解的方向移动，直到溶液中的Qi=Ksp为止。

上述内容就是溶度积规则。

根据溶度积规则，可以判断溶液中沉淀的生成和溶解。

这里注意离子积Qi是非平衡状态下离子浓度的乘积所以Qi值不固定。

第二节沉淀的生成、溶解及转化

一、沉淀的生成

1.沉淀生成的条件：

[讲述]在难溶电解质溶液中，产生沉淀的唯一条件是：

溶液中离子浓度的乘积大于该物质的溶度积。

[学生练习]例3.将5mL1×10-5mol/L的AgNO3溶液和15mL4×10-5mol/L的K2CrO4溶液混和时，有无砖红色Ag2CrO4沉淀生成？

已知Ag2CrO4的Ksp=9×10-12

[讲解]混合后溶液总体积为15+5=20（mL）

∴混和溶液中Ag+离子与CrO42-离子的浓度分别为：

已知Ksp[Ag2CrO4]=9×10-12

∵Qi＜Ksp，∴无Ag2CrO4沉淀生成

答：

无砖红色Ag2CrO4沉淀生成。

[过渡]通过前面的讨论，我们可知沉淀-溶解是对立的矛盾，但矛盾的双方依据一定的条件可以各向其相反的方面转化，所以沉淀溶解平衡是暂时的、相对的、有条件的，只要条件改变，沉淀可以转化为另一种沉淀或溶解。

2.沉淀的程度

[讲解]所谓“沉淀完全”并不是说溶液中某种离子完全不存在，而是含量极少。

分析化学中，c<10-5mol/L，认为该种离子沉淀完全

[课堂练习]例4.在10mL0.002mol/LNa2SO4中,加入10mL0.02mol/LBaCl2，计算SO42-是否沉淀完全?

（Ksp=1.07×10-10）

解：

c（Ba2+）=0.02×10/20=0.01mol/L

c（SO42-）=0.002×10/20=0.001mol/L

Q=c（Ba2+）c（SO42-）=0.01×0.001=1.0×10-5>Ksp

有沉淀生成

我们可以看到题中钡离子过量

剩余钡离子浓度为：

0.01-0.001=0.009mol/L

由Ksp=c（Ba2+）﹒c（SO42-）得：

c（SO42-）=Ksp/0.009=1.07×10-10/0.009=1.2×10-8<10-5

所以，SO42-已经沉淀完全

3.影响沉淀生成的因素

[讲解]影响沉淀生成的因素有同离子效应和盐效应

a.同离子效应：

在难溶电解质溶液中，加入与难溶电解质相同离子的易溶强电解质时，难溶电解质的溶解度降低

[课堂练习]例5.室温下，AgCl在0.01mol/LNaCl溶液中以及纯水中的溶解度。

解：

设溶解度为s

在0.01mol/lNaCl溶液中

（因为S很小）

发现：

同离子效应使沉淀的溶解度降低。

b．盐效应

[投影]AgCl在KNO3溶液中的溶解度（25℃）

c（KNO3）/mol/L

0.00

0.00100

0.00500

0.0100

AgCl溶解度/10-5mol/L

1.278

1.325

1.385

1.427

[讲解]一定温度下，BaSO4,AgCl等难溶强电解质在KNO3溶液中的溶解度比在纯水中大，并且硝酸钾的浓度越大，难溶强电解质的溶解度和溶度积也越大。

盐效应：

这种在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用，叫做盐效应。

原因：

KNO3＝K＋＋NO3-完全电离使得溶液中离子总数目骤增，由于SO42-,Ba2+离子被众多的异号离子所包围，发生碰撞的机会减少，使沉淀的速度变慢，平衡BaSO4（固）←→Ba2++SO42-溶解的方向移动，故而难溶电解质的溶解度增大。

当溶液中存在同离子效应时，必然也有盐效应，这两种效应对难溶强电解质所产生的影响恰好相反。

[投影]

[讲解]随着Na2SO4浓度的增加，难溶电解质的溶解度先减小（同离子效应起主导作用），而后增大（盐效应起主导作用）。

如果电解质溶解度很小，盐效应的影响实际上很小，同离子效应对难溶强电解质的溶解度的影响远大于盐效应的影响。

二者同时存在时，在近似计算中可以忽略盐效应。

二、沉淀的溶解

1.沉淀的溶解条件：

Q

2.沉淀的溶解方法：

（1）生成弱电解质

[投影]CaCO3←→Ca2++CO32-

+

2HCl==2Cl-+2H+

↓↑

H2O+CO2↑

[讲解]由于H+与CO32-结合生成易分解的弱电解质H2CO3，使得CO32-浓度降低，导致Q=[Ca2+][CO32-]

又如：

Mg（OH）2==2OH-+Mg2+

+

2H+

↓↑

2H2O

在Mg（OH）2溶液中滴加酸，由于H+和OH-结合生成弱电解质水，所以Mg（OH）2溶解

（2）氧化还原法：

[投影]

[讲解]由于硫化物溶度积很小，HCl不能将其溶解，此时，可采用氧化剂，与其发生氧化还原反应，使沉淀平衡体系中某一离子浓度降低，从而Q

CuS可以加入硝酸，使其溶解

（3）配位法：

[投影]

[讲解]AgCl沉淀中加入氨水，生成了Ag（NH3）2,使Ag+离子浓度降低，从而使沉淀溶解平衡朝着溶解的方向进行。

三、分步沉淀和沉淀的转化

1.分步沉淀

[实验]一支试管中盛有浓度分别为0.01mol/LI-、Cl-，逐滴加入0.01mol/LAgNO3观察现象。

[现象]先析出黄色的AgI沉淀，然后析出白色AgCl沉淀

[讲解]AgCl≒Ag++Cl-KspӨ=1.77×10-10

AgI≒Ag++I-KspӨ=8.51×10-17

[思考]

[讲解]某离子沉淀完全的标志是该离子在水中的浓度c≤10-5

[讲解]

（1）在混合离子的溶液中，先达到溶度积的离子先沉淀，这就是分步沉淀的原理。

（2）利用分步沉淀的原理，可使两种离子分离。

（3）对于同一类型的难溶电解质，溶度积相差越大，离子分离效果就越好。

[课堂练习]例6某溶液中Fe3+和Mg2+的浓度都是0.1mol/l的条件下，是否可以通过控制溶液的pH值的方法使Fe3+沉淀完全而Mg2+不沉淀？

（KspFe（OH）3=2.64×10-39）（KspMg（OH）2=5.61×10-12）

解：

使Fe3+沉淀完全，要求[Fe3+]<10-5，此时

溶液中［OH－］为：

Ksp=[]Fe3+][OH-]3可得

2.沉淀的转化

[实验]（上课开始就做此实验）在准备一个含有水垢的玻璃水杯，加入Na2CO3溶液，浸泡半小时左右，观察现象，而后加入NH4Cl，在观察现象。

[现象]加入Na2CO3浸泡半小时后，玻璃杯上的水垢消失，溶液变浑浊，加入NH4Cl，浑浊消失，溶液变澄清。

[讲解]水垢中含有不溶于酸的CaSO4用Na2CO3溶液处理后，可使转化为疏松的可溶于酸的CaCO3，易于水垢清除。

转化过程为：

CaSO4（s）↔SO42-+Ca2+

+

Na2CO3→2Na++CO32-

↓↑

CaCO3（s）

这是因为：

CaSO4的Ksp=9.1×10-6﹥CaCO3的Ksp=2.8×10-9

沉淀转化的条件是：

相同类型的沉淀，由Ksp较大的转化为Ksp较小的沉淀；不同类型的沉淀，由溶解度较大的转化为溶解度较小的沉淀。

[作业]课后习题7、8、9题