选修4化学反应原理沉淀溶解平衡第四节难溶电解质的沉淀溶解平衡【学习目标】1、知道难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，并能结合实例进行描述。2、了解溶度积的含义，知道是沉淀溶解平衡的平衡常数。3、掌握有关溶度积的计算。教学重点：课时安排：教学内容：【引入】1、硝酸银溶液和氯化钠溶液等体积混合是不是可以完全反应？2、做教材P64实验3-4，并板书与黑板上：【提问】上述实验之所以可以发生，原因是什么？【学生】思考【讲解】根据上述实验，进一步证明，复分解反应总是朝着生成更难溶的物质的方向进行，说明新生成的物质的溶解度更小。一、沉淀溶解平衡1、根据固体的溶解度可以将固体分为易溶、可溶、微溶、难溶物质；【学生】看教材61页表格，通过数据体会曾经掌握的难溶物和微溶物质的溶解度。2、难溶物在水溶液中总存在沉淀溶解平衡；【讲解】即使难溶的AgCl等物质，也不是绝对不溶的，那么溶于水的部分在水中就是电离的，并且存在电离平衡：AgCl(s)Ag+(ag)+Cl-(ag)上述方程式实际是AgCl(s)AgCl(ag)=Ag+(ag)+Cl-(ag)的简写。【解释】上述实验产生新沉淀的原因，就是增大了Ag+(ag)或Cl-(ag)离子浓度，使得平衡向逆反应方移动。【学生】看书62页顺数第5段“不同电解质……”3、复分解反应的实质：反应总是朝着生成更难电离的（弱电解质）或更难溶的（溶解度更小）物质的方向进行，后者实质就是沉淀溶解平衡的移动，两者的溶解度相差越大，反1选修4化学反应原理沉淀溶解平衡应越容易进行。【例如】解释下列反应之所以能够进行的原因(平衡的移动)⑴CuSO4+H2S⑵FeS+H2SO4⑶CaCO3+HCl⑷MgCl2+NaOH+FeCl3⑸Ag2SO4+NaCl⑹CaSO4+Na2CO3⑺NH4Cl+Mg(OH)2二、溶度积常数及相关计算【教师】每一个化学平衡都有一个平衡常数，比如化学平衡、电离平衡、水解平衡等，只不过不同的反应附以不同的名称罢了。那么，上述反应同样也有一个平衡常数，叫溶度积常数。1、溶度积常数（Ksp）⑴表达式：如对下列反应来说Ksp=c(Ag+)1•c(Cl-)1AgCl(s)Ag+(ag)+Cl-(ag)⑵它是一个温度常数，只与温度有关；⑶溶度积常数的意义：可以简单的衡量组成相似的物质的溶解度（如AgCl、AgBr、AgI），一般越小，说明溶解度越小，越容易↓；2、离子积Qc与Ksp的关系：离子积就是溶液中各离子浓度的系数次方之积【学生】看书66页上面2段。(1)Qc＞Ksp时，溶液过饱和，平衡向生成沉淀方向移动，沉淀增加，直到平衡状态。(2)Qc=Ksp时，已达到平衡状态，刚好饱和。(3)Qc＜Ksp时，无沉淀生成。3、有关Ksp的计算（下列有的数据与教材所给数据不符）⑴换算溶解度【练习】1、已知Ksp,AgCl＝1.56×10-10，Ksp,Ag2CrO4＝9.0×10-12，试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度（用g/L表示）2、把足量的AgCl放入1L1.0mol／L的盐酸溶液中溶解度是多少？（用mol／L表示）（答案：S=1.56×10-10mol／L）3、25℃时Ksp(PbI2)=7.1×10-9mol3·L-3，求PbI2的饱和溶液中PbI2的溶解度。（溶解度单位g/L）。2选修4化学反应原理沉淀溶解平衡4、25℃时Ksp(Mg(OH)2)=5.6×10-12mol3·L-3，求Mg(OH)2的饱和溶液中的溶解度。(2)判断是否有沉淀5、将4×10-3mol·L-1的AgNO3溶液与4×10-3mol·L-1的NaCl溶液等体积混合能否有沉淀析出？Ksp(AgCl)=1.8×10-10mol2·L-26、将4×10-3mol·L-1的Pb(NO3)2溶液与4×10-3mol·L-1的KI溶液等体积混合能否有沉淀析出？Ksp(PbI2)=7.1×10-9mol3·L-3(答案：有沉淀析出)(3)计算难溶电解质饱和溶液中离子浓度，判断一些碱开始沉淀的PH及沉淀完全时的PH(说明：当溶液中的金属离子浓度达到1×10-5mol/L时，视为沉淀完全)7、已知CaCO3在常温下的KSP为5.0×10-9mol2·L-2,则该温度下饱和溶液中Ca2+的物质的量浓度是多少？（答案：7.071×10-5mol·L-1）该温度下的溶解度又是多少？（答案：7.071×10-4g/L）（例25℃时，Ksp(PbI2)=7.1×10-9mol3·L-3，求：PbI2的饱和溶液中的[Pb2+]和[I-]）8、25℃时，Ksp[Mg(OH)2]=5.6×10-12mol3·L-3求Mg(OH)2的饱和溶液中的c(Mg2+)和PH值（此PH就是开始沉淀时的PH）？沉淀完全时的PH又是多少？（答案：c(Mg2+)=1.12×10-4mol·L-1，PH（开始）=10.4）9、实验测得某水样中的铁离子的浓度为6×...
