人教高考化学一轮复习 第8章 第42讲　难溶电解质的溶解平衡.docx

第42讲　难溶电解质的溶解平衡
复****目标　1.了解难溶电解质的溶解平衡。2.理解溶度积(Ksp)的含义，能进行相关的计算。3.学会分析沉淀溶解平衡图像。
考点一　沉淀溶解平衡及应用
1．难溶、可溶、易溶界定
20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：
2．沉淀溶解平衡
(1)概念
在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。
(2)沉淀溶解平衡的建立
固体溶质溶液中的溶质
(3)特点(适用勒夏特列原理)
3．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因
难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
(2)外因
①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；
③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动；
④其他：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，平衡向沉淀溶解的方向移动。
以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响
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
4.沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的生成
①原理：当Qc>Ksp时，难溶电解质的溶解平衡向左移动，生成沉淀。
②应用：可利用生成沉淀来达到分离或除去溶液中杂质离子的目的。
③方法：
a．调节pH法，如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH，离子方程式为Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。
b．沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋。
(2)沉淀的溶解
①原理：当Qc＜Ksp时，难溶电解质的溶解平衡向右移动，沉淀溶解。
②方法：
a．酸溶解法：CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。
b．盐溶解法：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
c．氧化还原溶解法：不溶于盐酸的硫化物(如Ag2S)溶于稀HNO3。
d．配位溶解法：AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
(3)沉淀的转化
①实质：沉淀溶解平衡的移动。
②举例：
AgNO3溶液AgCl(白色沉淀)AgBr(浅黄色沉淀)AgI(黄色沉淀)Ag2S(黑色沉淀)。
③规律：一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。
④应用
a．锅炉除水垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4＋CO===CaCO3＋SO。
b．矿物转化：ZnS遇CuSO4溶液转化为CuS，离子方程式为ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。
(1)向Na2SO4溶液中加入过量的BaCl2溶液，则SO沉淀完全，溶液中只含Ba2＋、Na＋和Cl－，不含SO(×)
错因：生成BaSO4沉淀，溶液中建立BaSO4的沉淀溶解平衡，一定有SO。
(2)室温下，AgCl在水中的溶解度小于在食盐水中的溶解度(×)
错因：食盐水中的Cl－抑制AgCl的溶解，溶解度降低。
(3)洗涤沉淀时，洗涤次数越多越好(×)
错因：沉淀水洗时，溶解平衡向右移动，有损失。
(4)在一定条件下，溶解度较小的沉淀不能转化成溶解度较大的沉淀(×)
错因：向BaSO4悬浊液中加入饱和Na2CO3溶液，也可以转化为BaCO3。
试用平衡移动原理解释下列事实：
(1)已知Ba2＋有毒，为什么医疗上能用BaSO4作钡餐***，而不能用BaCO3作钡餐？
(2)分别用等体积的蒸馏水和0.01 mol·L－1的盐酸洗涤AgCl沉淀，用水洗涤造成的AgCl的损失大于用稀盐酸洗涤的损失量。
答案　(1)由于胃液的酸性很强(pH为0.9～1.5)，H＋与BaCO3电离产生的CO结合生成CO2和H2O，使BaCO3的溶解平衡：BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO(aq)向右移动，c(Ba2＋)增大，会引起人体中毒。而SO是强酸根离子，不能与胃液中的H＋结合，因而胃液中H＋浓度对BaSO4的溶解平衡基本没影响，Ba2＋浓度可以保持在安全的浓度标准以下。
(2)用水洗