难溶电解质的溶度积
难溶电解质的溶度积
溶度积
严格地说，在水中绝对不溶的物质是不存在的。通常将溶解度小于0.01 g/L的物质称为难溶电解质。例如，在一定温度下，将过量AgCl固体投入水中，Ag+和Cl-离子在水分子的作用下会不断离开固体表面而进入溶液，形成水合离子，这是AgCl的溶解过程。同时，已溶解的Ag+和 Cl-离子又会因固体表面的异号电荷离子的吸引而回到固体表面，这就是AgCl的沉淀过程。当沉淀与溶解两过程达到平衡时，此时的状态称为沉淀溶解平衡。
溶解
AgCl(s) ==== Ag+ + Cl－
(未溶解固体) 沉淀 (已溶解的水合离子)
根据平衡原理，其平衡常数可表示为
但因c(AgCl)为常数，a(Ag+) = c(Ag+), a(Cl-) = c(Cl-)
故上式可写成∴ a(Ag+) ´ a(Cl-) = c(Ag+) ´ c(Cl-) = K ? = Ksp ?
即为多相离子平衡的平衡常数，称为溶度积常数（可简称溶度积）。
对于一般的难溶电解质AmBn的沉淀溶解平衡
AmBn(s) ==== mAn+ + nBm-
Ksp=c^m(An+)×c^n(Bm-)
上式的意义是：在一定温度下，难溶电解质饱和溶液中各离子浓度幂的乘积为一常数。严格地说，应该用溶解平衡时各离子活度幂的乘积来表示。但由于难溶电解质的溶解度很小，溶液的浓度很稀。一般计算中，可用浓度代替活度。
Ksp的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小。 Ksp越小，则该难溶电解质的溶解度越小。
Ksp的物理意义；
（1）Ksp的大小只与此时温度有关，而与难溶电解质的质量无关；
（2）表达式中的浓度是沉淀溶解达平衡时离子的浓度，此时的溶液是饱和或准饱和溶液；
（3）由Ksp的大小可以比较同种类型难溶电解质的溶解度的大小；不同类型的难溶电解质不能用Ksp比较溶解度的大小。
编辑本段溶解度和溶度积的相互换算
Ksp与S均可判断溶解度大小，二者有无关系？
根据溶度积常数关系式，可以进行溶度积和溶解度之间的计算。但在换算时必须注意采用物质的量浓度（单位用mol/L）作单位。另外，由于难
溶电解质的溶解度很小，溶液很稀，难溶电解质饱和溶液的密度可认为近似等于水的密度，即1 kg/L。
例1 已知AgCl在298 K时的溶度积为1.8×10^-10 ，求AgCl的溶解度。
解：设AgCl的溶解度为x mol/L
∵ AgCl(s)=(可逆)= Ag+ + Cl-
平衡浓度 x x
Ksp(AgCl) = c(Ag+)×c(Cl-) = x^2
∴ x = 1.34×10^-5 mol/L
∴AgCl饱和溶液浓度为1.34×10^-5 mol/L
S=m(AgCl)=nM(AgCl)=c(AgCl)VM=1.9229×10^-3 g
例2： 298K时，Ag2CrO4 饱和溶液浓度为1.3×10^-4 mol/L，计算Ag2CrO4的溶度积。
S=4.316×10^-2 g
c(Ag)=2×1.34×10 mol ·L=2.68×10 mol ·L,
c(CrO4-)=1.34×10 mol ·L；
Ksp(Ag2CrO4)=c(Ag)·c(CrO4-)=(2.68×10)×1.34×10=9.62×10。
从上述两例的计算可以看出，AgCl的溶度积（1.8×10^-10 ）比Ag2CrO4的溶度积（9.62×10^-12）大，AgCl的溶解度却比Ag2CrO4 的溶解度（4.316×10^-2）小，这是由于AgCl的溶度积表达式与Ag2CrO4的溶度积表达式不同所致。因此，只有对同一类型的难溶电解质，才能应用溶度积来直接比较其溶解度的相对大小。而对于不同类型的难溶电解质，则不能简单地进行比较，要通过计算才能比较。
溶度积和溶解度的联系与差别
①与溶解度概念应用范围不同，Kspθ只用来表示难溶电解质的溶解度；
②Kspθ不受离子浓度的影响，而溶解度则不同。
③用Kspθ比较难溶电解质的溶解性能只能在相同类型化合物之间进行，溶解度则比较直观。
难溶物饱和溶液的判断：
一定温度下，某物质在水中的溶解度为Qc；
当Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直到溶液到达新的平衡；
当Qc = Ksp，溶液恰好饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；
当Qc 上述三条也称为溶度积规则。它是难溶电解质关于沉淀生成和溶解平衡移动规律的总结。控制离子浓度，就可以使系统生成沉淀或使沉淀溶解。 溶度积规则的应用： （1）判断沉淀的生成和溶解 （2）控制离子浓度使反应向需要的方向移动。 在某难溶电解质的溶液中，要使该物质的沉淀生成，根据溶度积规则，则必须达到沉淀生成的必要条件，即 Qc>Ksp 例：（1）将等体积的4 ×10-5 mol.L-1 AgNO3 和4 ×10-5 mol.L-1 K2CrO4 混合时，有无砖红色Ag2CrO4 沉淀析出？ Q = [Ag+] [CrO42-] = 8×10^-15 < Ksp= 9 ×10^-12 。因此无 CaCO3沉淀生成。 （2）改变AgNO3和K2CrO4的浓度为4.0´ 10-3mol dm-3 ,则Q = [Ag+] [CrO42-] = 8×10^-9 > Ksp 因此有沉淀生成。 难溶电解质的溶解平衡——Ksp计算 【教学目标】 知识与技能：1、能利用Ksp表达式求离子浓度 2、能利用Ksp，判断生成沉淀的先后顺序 3、能利用Qc与Ksp关系，判断是否有沉淀生成。 过程与方法：1、培养规范答题意识 2、提高学生化学计算中的数据处理能力 情感态度价值观：1、通过Ksp表达式的应用，领会透过现象看本质的辩证唯物主义观点。 2、通过小组之间的互相帮助，体验合作学习的乐趣。 【教学重难点】 利用Ksp表达式求离子浓度并能判断生成沉淀的先后顺序 【教学过程】 环节一：利用Ksp表达式求离子浓度 例1 ：已知Ksp [Fe(OH)3]=4.0×10-38，向FeCl3溶液中加入一定量的石灰水，调节PH 为5，则此时c（Fe3＋）= ，若将Fe(OH)3固体放入蒸馏水中形成饱和溶液(Fe3＋与OH-浓度比为1:3)，此时c(Fe3＋)= 。 小结： 1、已知Ksp求浓度时，先正确书写难溶电解质的溶解平衡式和Ksp 表达式，再进行计算。 2、数据处理方法 阶段小测1： 1、【2011年全国高考】在0.10mol·L-1硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌有浅蓝色氢氧化铜沉淀生成，当溶液的pH=8时，c（Cu2+）=________________mol·L-1（K sp[Cu(OH)2]=2.2×10-20） 2、已知289K时，Ksp（AgCl）=1.77×10-10 Ksp( Ag2CrO4)=1.12×10-12 AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液物质的量浓度大小关系为AgCl Ag2CrO4 （填“>”“<”或“=”） 环节二：利用Ksp，判断生成沉淀的先后顺序 例2：己知Ksp(AgCl)=1.56×10-10, Ksp(AgBr)=7.7×10-13, Ksp(Ag2CrO4)=9.0×10-12,某溶液中含有Cl-, Br-和CrO42-，浓度均为0.010mo1·L-，向该溶液中逐滴加入0.010mol·L-1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为() A. C1-、Br-、CrO42- B. CrO42-、Br-、C1- C. Br-、C1-、CrO42- D. Br-、CrO42-、C1- 先思考：向含有Cl-, Br-和CrO42-的溶液中滴加硝酸银溶液时，需Ag+的量多的离子先沉淀，还是少的先沉淀？ 小结：判断离子沉淀先后顺序时：需外加离子（或物质）少的离子先沉淀，题目转化为已知Ksp和离子浓度，求外加离子的浓度 难溶电解质的溶解平衡 一．固体物质的溶解度 1.溶解度：在一定温度下，某固体物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。符号：S ，单位：g ，公式：S=（m 溶质/m 溶剂 ）×100g 2.不同物质在水中溶解度差别很大，从溶解度角度，可将物质进行如下分类： 3.解度随温度的升高而减小。 二?沉淀溶解平衡 1.溶解平衡的建立 讲固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。 溶质溶解的过程是一个可逆过程： ? ?? ??→<→=→>????→→晶体析出 溶解平衡固体溶解 结晶溶液中的溶质溶解固体溶质结晶溶解结晶溶解结晶溶解v v v v v v 2.沉淀溶解平衡 绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以AgCl 为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡： AgCl(s) Ag ＋(aq)＋Cl － (aq) 3.溶解平衡的特征 1）动：动态平衡 2）等：溶解和沉淀速率相等 3）定：达到平衡，溶液中离子浓度保持不变 4）变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 三．沉淀溶解平衡常数——溶度积 1）定义：在一定温度下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫溶度积常数。 2）表达式：即：AmBn(s) mA n+(aq)＋nB m － (aq) Ksp =[A n+]m ·[B m － ]n 例如：常温下沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag +(aq)＋Cl － (aq)， Ksp(AgCl)=[Ag +][Cl － ] ＝1.8×10 －10 常温下沉淀溶解平衡：Ag 2CrO 4(s) 2Ag +(aq)＋CrO 42-(aq)， Ksp(Ag 2CrO 4)=[Ag +]2 [CrO2- 4] ＝1.1×10 －12 3）意义：反应了物质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp 数值越大，电解质在 溶解 沉淀 专题难溶电解质的溶解平衡 一、物质的溶解性 1．下列属于微溶物质的是( ) A．AgCl B．BaCl2C．CaSO4D．Ag2S 2．下列物质的溶解度随温度升高而减小的是( ) ①KNO3②Ca(OH)2③BaSO4④CO2 A．①②B．②④C．①③D．①④ 3．下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是( ) A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等 B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等 C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变 D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶的该沉淀物，将促进溶解 二、沉淀反应的应用 4．除去NaCl中的FeCl3需加入的试剂是( ) A．NaOH B．石灰水C．铜片D．氨水 5．已知K sp(AgCl)＝1.8×10－10，K sp(AgI)＝1.0×10－16。下列说法错误的是( ) A．AgCl不溶于水，不能转化为AgI B．在含有浓度均为0.001 mol·L－1的Cl－、I－的溶液中缓慢加入AgNO3稀溶液，首先析出AgI沉淀C．AgI比AgCl更难溶于水，所以，AgCl可以转化为AgI D．常温下，AgCl若要在NaI溶液中开始转化为AgI，则NaI的浓度必须不低于1 1.8 ×10－11 mol·L－1 三、溶度积及其计算 6．下列有关溶度积常数K sp的说法正确的是( ) A．常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的K sp减小 B．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp减小 C．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp增大 D．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的K sp不变 7．在CaCO3饱和溶液中，加入Na2CO3固体，达到平衡时( ) A．c(Ca2＋)＝c(CO2－3) B．c(Ca2＋)＝c(CO2－3)＝K sp(CaCO3) C．c(Ca2＋)≠c(CO2－3)，c(Ca2＋)·c(CO2－3)＝K sp(CaCO3) D．c(Ca2＋)≠c(CO2－3)，c(Ca2＋)·c(CO2－3)≠K sp(CaCO3) 8. 某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度 的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是( ) A．K sp[Fe(OH)3] 第四节难溶电解质的溶解平衡 一、溶解平衡 1、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？在20℃时电解质的溶解性 2、当 3 AgCl的饱和溶液？ 3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔细阅读、思考理解，并写出AgCl的 溶解平衡表达式。 4、特征：动、等、定、变 5、影响溶解平衡的因素： （1）内因：电解质本身的性质 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。 （2）外因： 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。 二、沉淀反应的应用 （1）沉淀的生成 ①沉淀生成的应用：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中， 常利用生成沉淀达到分离或某些离子的目的。 ②废水处理化学沉淀法工艺流程示意图 ③沉淀的方法 a调节PH法： b加沉淀剂法： 写出使用Na 2S、H 2 S作沉淀剂使Cu2+、Hg2+形成沉淀的离子方程式. （2）沉淀的溶解 ①沉淀溶解的原理： 例如CaCO 3 的溶解 ②沉淀溶解的实验探究（实验3-3）[讨论] a、为什么加入1ml盐酸沉淀溶解了？写出反应的化学方程式。 b、为什么加入过量的氯化铵溶液，沉淀也可以溶解？写出反应的化学方程式。（3）沉淀的转化 ①沉淀转化的实验探究（实验3-4） ③沉淀转化的应用 三、溶度积（K sp ） （1）概念： （2）表达式：对于沉淀溶解平衡M m A n Mm n+(aq)+Na m-(aq)，K sp = (3) 溶度积常数的意义： ○1对于相同类型的电解质，K sp越大，其在水中的溶解能力越大。 ○2K sp 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K sp 越大S 越大的结论。 ○3同一物质的K sp与温度有关，与溶液中的溶质离子浓度无关。 （4）溶度积规则：比较K sp 与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Q c ）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。 Q c ＞K sp 时 Q c ＝K sp 时 Q c ＜K sp 时 难溶电解质的溶度积常数（K sp ） （13年新课标Ⅰ）11．已知K sp(AgCl)=1.56× 10-10，K sp(AgBr)=7.7×10-13，K sp[Ag 2(CrO 4)]=9.0×10-12，某溶液中含有Cl － 、Br －和CrO 42－，浓度均为0.010mol/L ，向该溶液中逐滴加入0.010mol/L 的AgNO 3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为 A ．Cl －-、Br －、CrO 42－ B ．CrO 42－、Br －、Cl － C ．Br －、Cl －、CrO 42－ D ．Br －、CrO 42－、Cl － （13年新课标Ⅱ）13．室温时，M(OH)2(s) M 2+(aq)+2OH -(aq) K sp=a ， c(M 2+)=b mol·L -1时，溶液的pH 等于 A ．11()2b g a B ．11()2 a g b C ．14+11()2a g b D ．14+ 11()2b g a 基于这两道高考题的迁移提升训练： 1．25 ℃时，向含有Cl －和I －的溶液中加入足量AgNO 3溶液，只生 成AgI 沉淀，下列关系式一定正确的是 A ．25 ℃时，Ksp(AgI)＞ Ksp(AgCl) B ．原溶液中，＞ C ．原溶液中，c (Cl －)＜c (I －) D ．原溶液中，c (Cl －)＞c (I －) 2．已知：25 ℃时，K sp [Mg(OH)2]＝5.6×10－12 K sp [Zn(OH)2]＝1.0×10－17 K sp[Ca(OH)2]＝4.0×10－6 离子浓度小于10－5mol/L时，认为该离子不存在。则： （1）25 ℃时，Ca(OH)2溶于水，形成的饱和溶液的物质的量浓度为。 （2）25 ℃时，欲使0.1 mol/L ZnCl2溶液中的Zn2＋沉淀完全，需调节溶液的pH至少为。 （3）向含有Mg2＋和Zn2＋混合溶液中加入一定浓度的NaOH溶液，两种沉淀同时存在时，溶液中＝。3．已知：常温下，K sp(Ag2SO4)＝1.4×10-5，物质的量浓度为0.28 mol·L-1的Na2SO4溶液与AgNO3溶液等体积混合后有沉淀析出，该AgNO3溶液的物质的量浓度不得低于______ mol·L-1。 4．已知：常温下，K sp(BaSO4)＝1.1×10－10。向BaSO4悬浊液中加入硫酸，当溶液的pH＝2时，溶液中c(Ba2+)＝。5．下列对图像的叙述正确的是 A．据图①可判断可逆反应A2(g)+3B2(g) 2AB3(g)的△H＞0 B．图②表示压强对可逆反应2A(g)+B(g) 3C(g)+D(s)的影响，乙的压强大 C．图③可表示乙酸溶液中通入氨气至过量过程中溶液导电性的变化 沉淀溶解平衡巩固练习 一、选择题 1.在100 mL 0.01 mol L? KCI溶液中，加入1 mL 0.01 mol 的AgNO 3溶液，下列说法正确的是(已知AgCI 的K sp= 1.8 10 mol2 L「2)( ) A .有AgCI沉淀析出B.无AgCI沉淀析出 C.无法确定 D.有沉淀但不是AgCI 2 .已知CuSO4溶液分别与Na2CO3溶液、Na z S溶液的反应情况如下： (1)CuSO4+ Na2CO3 主要：Cu2+ + CO「+ H2O===Cu(OH) 2 J+ CO2T 次要：Cu2+ + CO2—===CuCO3 J (2)CuSO4+ Na2S 主要：Cu2+ + S2「===CuS j 次要：Cu2+ + S2「+ 2H2O===Cu(OH) 2 J+ H2S T 下列几种物质的溶解度大小的比较中，正确的是( ) A . CuS 第三章第四节难溶电解质的溶解平衡—难溶电解质的溶度积常数 【学习目标】1.正确理解和掌握溶度积K sp的概念,熟知溶度积常数的应用 2.能应用溶度积常数K sp进行相关的计算。 【学习重、难点】能应用溶度积常数K sp进行相关的计算。 【知识梳理】 一、难溶电解质的溶度积常数（K sp） 1.概念： 一定温度下，难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，各离子浓度保持不变，该沉淀溶解平衡的平衡常数称之为溶度积常数，简称，用表示。 2.表达式： 对于沉淀溶解平衡M m A n mM n+(aq)+nA m-(aq)， 参照电离平衡原理得平衡常数：K sp = 3.影响因素： （1）K sp只与难溶电解质的性质和有关，而与沉淀的量和溶液中的离子浓度无关。并且溶液中的离子浓度的变化能使平衡移动，并不改变K sp。 （2）对于大部分溶解平衡，升高温度，平衡向移动，K sp，Ca(OH)2除外。4.意义： K sp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，当化学式所表示的阴、阳离子个数比相同时，K sp越大的难溶电解质在水中的溶解能力相对越强，溶解度。但对化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比不相同的电解质，则不能直接由它们的溶度积来比较溶解能力的大小，必须通过具体计算确定。下表是几种难溶电解质的溶度积以及溶解能力的比较： 沉淀溶解平衡K sp（18～25℃）溶解能力比较 AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq） 1.8×10 -10mol2. L-2 AgCl> AgBr > AgI AgBr（s）Br-（aq）＋Ag＋（aq） 5.0×10 -13mol2.L-2 AgI（s）I-（aq）＋Ag＋（aq）8.3×10 -17mol2.L-2 Mg(OH)2（s）Mg 2+（aq）＋2OH-（aq）1.8×10-11mol3.L-3Mg(OH) 2 > Cu(OH)2 Cu(OH)2（s）Cu 2+（aq）＋2OH-（aq）2.2×10 -20mol3.L-3 5.应用—溶度积规则： 比较K sp与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Q c）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。 ①Qc>K sp：溶液过饱和，有析出； 《难溶电解质的溶解平衡》 [学习目标] 1.了解难溶电解质的溶解平衡。2.了解溶度积的意义。3.知道沉淀生成、沉淀溶解、沉淀转化的本质是沉淀溶解平衡的移动。 [重点·难点]重点：溶度积的意义，沉淀生成、溶解及转化的本质。难点：溶度积的应用。 一、对“Ag+与Cl—的反应不能进行到底”的理解 1、不同电解质在中的溶解度差别很大，有的很大，有的很小。在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下： 物质在水中“溶”与“不溶”是相对的，“不溶”是指“难溶”，绝对不溶的物质是没有的。 2、生成沉淀的离子反应之所以能发生，是因为。 3、溶解平衡的建立 固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。 4、沉淀溶解平衡 （1）定义：绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以AgCl为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) 难溶电解质在水中建立起来的沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡等一样，符合平衡的基本特征,满足平衡的变化基本规律. （2）特征：（与化学平衡相比较） 等：达到沉淀溶解平衡时，沉淀_________速率的与沉淀__________速率相等 逆：沉淀生成过程与溶解过程时_________的 溶 沉 动：动态平衡，达沉淀溶解平衡时，沉淀的生成和溶解仍在进行，只是速率相等。 定：达沉淀溶解平衡，溶质各离子浓度保持不变。 变：当条件改变，平衡会破坏，后建立新的平衡。 （3）表达式：如：AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq） AgCl===Ag＋＋Cl－与AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq）区别 ［练习］书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式 碘化银：氢氧化镁 （4）生成难溶电解质的离子反应的限度 不同电解质在水中的溶解度差别很大，例如AgCl和AgNO3。习惯上将溶解度小于0.01g的称为难溶电解质。对于常量的化学反应来说，0.01g是很小的，所以一般情况下，相当量的离子互相反应生成难溶电解质，就可以认为反应完全了。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于，沉淀就达完全。 4.影响溶解平衡的因素： （1）内因：电解质本身的性质不同的电解质在水溶液中溶解的程度不一样，而且差别很. 注意：①绝对不溶的电解质是没有的，同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ②易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 （2）外因：（难溶电解质的溶解平衡作为一种平衡体系，遵从平衡移动原理） ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。改变平衡体系中某离子的浓度，平衡向削弱这种改变的方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。但也有少数电解质，溶解度随温度升高而减小（如Ca(OH)2）。 升高温度，平衡向沉淀方向移动。 ③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，平衡向溶 解方向移动，但K sp不变。 实验十二 氧化还原反应与电极电势 【目的要求】 1． 掌握根据电极电势判断氧化剂、还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应进行的方向。 2．掌握浓度、酸度对电极电势的影响。 3．通过实验加深对氧化还原反应可逆性的理解。 【基本原理】 氧化还原反应的实质是电子转移，物质在溶液中得失电子的能力与氧化还原电对的电极电势有 关。电极电势越大，氧化型物质的氧化能力越强，还原型物质的还原能力越弱，反之亦然。因此，根据电极电势的相对大小，可以判断电对中氧化型物质或还原型物质的氧化能力或还原能力的相对强弱，也可以判断氧化还原反应进行的方向。 电极电势的大小与物质的本性有关。温度、浓度、介质酸度等条件均可导致电极电势的变化。 当温度一定时（T 为298.15K ），浓度与电极电势之间的关系可采用能斯特（Nernst ）方程式表 示： ] [][lg 0592.0还原型氧化型n +=θ?? 介质的酸碱性与某些氧化还原过程有密切关系。 【仪器和药品】 酸度计，锌片，铜片，碳棒，盐桥，0.1mol ·L -1KI ， 0.1mol ·L -1FeCl 3， 0.1mol ·L -1KBr ， CCl 4， 0.1mol ·L -1FeSO 4， 0.1mol ·L -1KSCN ， 0.5mol ·L -1 CuSO 4， 0.5mol ·L -1 ZnSO 4， 3mol ·L -1H 2SO 4， 6mol ·L -1HAc ，0.01mol ·L -1KMnO 4，0.1mol ·L -1Fe(NH 4)2(SO 4)2，0.1mol ·L -1Na 3AsO 3， 0.1mol ·L -1Na 3AsO 4，0.01mol ·L -1I 2，10mol ·L -1NaOH ，3mol ·L -1NH 4F ，溴水，碘液，浓氨水，浓盐酸。 【实验步骤】 1．定性比较电极电势的高低 （1）在试管中加入10滴0.1mol ·L -1 KI 溶液和2滴0.1mol ·L -1 FeCl 3溶液，摇匀后加入 0.5mlCCl 4，充分振荡，观察CCl 4颜色有何变化？用0.1mol ·L -1KBr 代替KI 溶液进行同样的实验，记录现象，判断反应能否发生。 （2）在试管中加入10滴0.1mol ·L -1FeSO 4和数滴溴水，振荡后滴加0.1mol ·L -1KSCN 观察现 象并解释之。用碘液代替溴水进行同样实验，判断反应能否发生。 根据上述实验结果，定性比较-Br Br /2?、-I I /2?和++23/Fe Fe ?三者的相对高低，并指出最强氧化剂、 最强还原剂，说明电极电势与氧化还原反应的关系。 1． 浓度、酸度对电极电势的影响 （1）在两只50ml 烧杯中，分别加入30ml0.5mol ·L -1CuSO 4溶液和30ml0.5mol ·L -1ZnSO 4溶 液，向ZnSO 4溶液中插入锌片，CuSO 4溶液中插入铜片组成两个电极，通过电线把铜片和锌片分别与酸度计的正、负极相联接，插入盐桥沟通两溶液并测量两电极间的电势差。然后，向CuSO 4溶液 专题12 难溶电解质之Ksp图像及计算 学号姓名 1.（2019·全国II·12题）硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料，其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是 A．图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的溶解度 B．图中各点对应的Ksp的关系为：Ksp(m)=Ksp(n) A ．根据曲线数据计算可知K sp (AgCl)的数量级为10-10 B ．曲线上各点的溶液满足关系式c (Ag +)·c (Cl -)=K sp (AgCl) 4.（2018·海南·6）某温度下向含AgCl 固体的AgCl 饱和溶液中加少量稀盐酸，下列说法 正确的是 A ．AgCl 的溶解度、Ksp 均减小 B ．AgCl 的溶解度、Ksp 均不变 C ．AgCl 的溶解度减小、Ksp 不变 D ．AgCl 的溶解度不变、Ksp 减小 5.（2017·海南·14（3））向含有BaSO 4固体的溶液中滴加Na 2CO 3，当有BaCO 3沉淀生成 时溶液中_____C C ) (SO ) (CO 2423=- - (已知Ksp(BaCO 3)=2.6×10-9，Ksp(BaSO 4)=1.1×10-10) 6.（2016·全国I ·27（3））在化学分析中采用K 2CrO 4为指示剂，以AgNO 3标准溶液滴定 溶液中的Cl ? ，利用Ag +与CrO 42? 生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl ? 恰好完全沉淀（浓度等于1.0×10? 5 mol/L ）时，溶液中c(Ag +)为__________mol/L ，此时溶液中c(CrO 42? )等于__________mol/L 。 (已知Ag 2CrO 4、AgCl 的Ksp 分别为2.0×10? 12和2.0×10? 10)。 7.（2015·全国I ·28（2））上述浓缩液中含有I ?、Cl ?等离子，取一定量的浓缩液，向其中滴加AgNO 3溶液，当AgCl 开始沉淀时，溶液中)Cl (c ) I (c --为：_____________。 已知Ksp(AgCl)＝1.8×10-10，Ksp(AgI)＝8.5×10-17。 8.（2015·山东卷·33（5）)有人以可溶性碳酸盐为溶浸剂，则溶浸过程中会发生： CaSO 4(s)+CO 32-?CaCO 3(s)+SO 42-。已知298K 时，Ksp(CaCO 3)＝2.80×10-9，Ksp(CaSO 4)＝4.90×10-5，求此温度下该反应的平衡常数K 为多少？(计算结果保留三位有效数字)。 难溶电解质的溶解平衡 1沉淀溶解平衡 1、沉淀溶解平衡的概念 在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。 2、溶解平衡的建立 固体溶质溶解 沉淀溶液中的溶质 ①v溶解>v沉淀，固体溶解 ②v溶解＝v沉淀，溶解平衡 ③v溶解 (5)20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2 难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡的比较 1．从物质类别方面看，难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质[如BaSO 4是强电解质，而Al(OH)3是弱电解质]，而难电离物质只能是弱电解质。 2．从变化的过程来看 溶解平衡是指已溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态；而电离平衡则是指已经溶解在溶液中的弱电解质分子与离子之间的转化从而达到平衡状态。 3．表示方法不同：以Al(OH)3为例，Al(OH)3(s)Al 3＋ (aq)＋3OH － (aq)表示溶解平衡， Al(OH)3Al 3＋ ＋3OH － 表示电离平衡。 需要注意的是：BaSO 4(s)Ba 2＋ (aq)＋SO 2－ 4(aq)表示BaSO 4的溶解 平衡，而BaSO 4溶于水的部分完全电离，因此电离方程式为：BaSO 4===Ba 2＋ ＋SO 2－ 4。 4．难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡都属于化学平衡，符合勒夏特列原理，外界条件改变时，平衡将会发生移动。 3溶度积问题 1．溶度积和溶解度的值都可用来表示物质的溶解能力； 难溶电解质的溶解平衡 编稿：宋杰审稿:张灿丽 【学习目标】 1、知道难溶物在水中的溶解情况及沉淀溶解平衡的建立过程，能描述沉淀溶解平衡； 2、知道沉淀转化的本质； 3、知道沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用。 【要点梳理】 要点一、沉淀溶解平衡 1．物质的溶解性 电解质在水中的溶解度，有的很大，有的很小，但仍有度。在20℃时溶解性与溶解度的关系如下：溶解性易溶可溶微溶难溶 溶解度＞10 g 1 g～10 g 0.01 g～1 g ＜0.01 g 2．难溶物的溶解平衡 难溶电解质的离子进入溶液的速率和从溶液里转回到电解质固体表面沉积的速率相等，溶液里的离子处于饱和及固态电解质的量保持不变的状态，叫做难溶电解质的沉淀溶解平衡状态，简称沉淀溶解平衡。例如： AgCl(s) Ag+(aq)+Cl―(aq) 未溶解的固体溶液中的离子 PbI2(s) Pb2+(aq)+2I―(aq) 未溶解的固体溶液中的离子 3．溶解平衡特征。 （1）“动”——动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率都不为0； （2）“等”——v溶解=v沉淀； （3）“定”——达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变； （4）“变”——当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 4．沉淀溶解平衡常数——溶度积。 （1）定义：在一定条件下，难溶强电解质A m B n溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。这时，离子浓度幂的乘积为一常数，叫做溶度积K sp。 （2）表达式： A m B n(s)m A n+(aq)+n B m―(aq) K sp=[c(A n+)]m·[c(B m―)]n 要点诠释：溶度积（K sp）的大小只与难溶电解质的性质和温度有关，与浓度无关。 （3）溶度积规则： 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Q c的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解； Q c＞K sp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡； Q c＝K sp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； Q c＜K sp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 要点诠释：（1）对同种类型物质，K sp越小其溶解度越小，越容易转化为沉淀。 （2）对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，不能直接比较K sp的大小来确定其溶解能力的大小，需转化为溶解度来计算。 （3）溶液中的各离子浓度的变化只能使沉淀溶解平衡移动，并不改变溶度积。 5．影响沉淀溶解平衡的因素。 实验十一 电导率法测定难溶电解质的溶解度 【目的要求】 1．学会用电导率法测定难溶电解质的溶解度和溶度积。 2．了解电导率仪的使用方法。 【基本原理】 对于电解质溶液来说，其电导（符号G ，单位为西门子S ）与电极极片面积A 成正比，与两极片间距离l 成反比。 l A K G = （1） K 为比例系数，相当于相距1m 、面积均为1m 2的两极片间溶液的电导，称为电导率（或比电导），单位为S ?m -1。 A ／l 为电导池常数，可以通过测定已知电导率K 的KCl 溶液的电导G 来求得其数值。 K G l A = 电导池固定，则电导池常数为定值，任何电解质溶液的电导G 均可利用测定其电导率K 来求算。 摩尔电导率m Λ：摩尔电导率是相距1m 的平板电极间含有1mol 电解质时所具有的电导，它与电导率K 的关系为： m m KV =Λ （2） V m 为含有1mol 电解质溶液的体积，单位为m 3?mol -1。电解质溶液的物质的量浓度c m ，单位为mol ?m -3，则V m 应为c m 的倒数，即： V m ( m 3?mol -1)＝ ) (1 3 -?m mol c m （3） 将(3)式代入(2)式得： m Λ＝ m c K （4） m Λ的单位是S ?m 2?mol -1。 通常，物质的量浓度c 的单位是mol ?dm -3(或mol ?L -1)。若将c 代入（4）式则应乘以换算因子1000，（c m =1000c ）则： c K m = Λ·10-3 （5） 无限稀释摩尔电导率 ∞Λm ： 在无限稀释的溶液中，根据离子独立运动定律，电解质的∞Λm 可以认为是两种离子的摩尔电导率之和： ∞∞Λ=Λm m + ＋ ∞ Λm - （6） 难溶电解质的溶解平衡知 识点 Prepared on 24 November 2020 难溶电解质的溶解平衡 一．固体物质的溶解度 1.溶解度：在一定温度下，某固体物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。符号：S ，单位：g ，公式：S=（m 溶质/m 溶剂 ）×100g 2.不同物质在水中溶解度差别很大，从溶解度角度，可将物质进行如下分类： 3.绝大多数固体物质的溶解度随温度的升高而增大，少数物质的溶解度随温度变化不明显，个别物质的溶解度随温度的升高而减小。 二沉淀溶解平衡 1.溶解平衡的建立 讲固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。 溶质溶解的过程是一个可逆过程： 2.沉淀溶解平衡 绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以AgCl 为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡： AgCl(s)Ag ＋(aq)＋Cl －(aq) 3.溶解平衡的特征 1）动：动态平衡 2）等：溶解和沉淀速率相等 3）定：达到平衡，溶液中离子浓度保持不变 溶解 沉淀 4）变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 三．沉淀溶解平衡常数——溶度积 1）定义：在一定温度下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫溶度积常数。 2）表达式：即：AmBn(s)mA n+(aq)＋nB m－(aq)Ksp =[A n+]m·[B m－]n 例如：常温下沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag+(aq)＋Cl－(aq)， Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－] ＝×10－10 常温下沉淀溶解平衡：Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)＋CrO42-(aq)， Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO2- 4] ＝×10－12 3）意义：反应了物质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp数值越大，电解质在水中的溶解能力越强。 4）影响因素：与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。 四．影响沉淀溶解平衡的因素 1）内因：难溶电解质本身的性质 2）外因：①浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动 ②温度：多数难溶性电解质溶解于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡 向溶解的方向移动。 ③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动。 ④其他：向体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使 平衡向溶解方向移动。 五．溶度积规则 《难溶电解质的溶解平衡》单元教学设计 教学目标设计 单元教学安排课时主要教学活动内容授课教师第一 课时 沉淀溶解平衡与溶度积吴婧 第二 课时 沉淀反应的应用卢汕 重点难点分析教学 重点 重点：难溶电解质的溶解平衡 难点：难溶电解质的溶解和转化学习 难点 课程资源开发学科 活动主要以备课组活动完成本单元设计、授课教师试讲、集体磨课等环节网络资源 查阅教师用书，收集本单元的相关文献 媒体 资源 工具 手段 教学方式方法教学 方法教学方法:以理论分析与实验探究并重，注重学习过程的作用学习方式：自主学习、小组合作、实验探究 学习 方式 单元教学整体构思 学习评价设计 【主要内容】 形式：课前预习任务清单一份，学生课前填写完成 【评价反馈】 通过预习，学生对基本知识点的填写比较好，离子方程式的书写比较薄弱。 【主要内容】 题型：4道基础选择题+1道能力提升的工艺流程题 题号检测知识点 1 沉淀生成的方法：沉淀剂的选择 2 沉淀生成的条件：调节溶液pH值 3 沉淀溶解的条件：加酸溶解 4 利用同类型沉淀的Ksp数值判定沉淀的转化方向 5 工艺流程题，本节课知识点的综合，有一定难度 化学2班42人，40人在规定时间内提交，4道选择题答题情况如下图：【主要内容】 课前检测 课堂练测 课后评测 完成配套练习册步步高大本《沉淀反应的应用》 【评价反馈】 对通过调控溶液pH 除杂、沉淀转化反应方程式等掌握不理想。 教学过程设计 【情境1】水是生命之源，自来水通常用 Cl 2杀菌消毒，因此自来水中存在着微量的Cl - 。 【设计意图】 1.为引出Cl - 的检验做铺垫； 2.以自来水为情境贯穿整节课中的三个模块内容。 【板块一】沉淀的生成 【问题思考】如何检验自来水中的Cl -? 【学生回答1】使用AgNO 3溶液 【学习任务1】实验探究沉淀生成的条件（探究实验内容：自来水中Cl -的检验） 已知：①自来水中Cl -含量约为8.5 ×10-4-10【设计意图】 1.通过对比实验现象引发学生思考，为什么滴入AgNO 3①溶液会没有现象？ 2.引导学生根据已知条件计算出两组实验过程中Qc 和Ksp 的相对大小，利用溶度积规则让学生知道 溶液中如果要生成沉淀，必须要满足Qc ＞Ksp 这一条件。 【学习任务2】探讨生成沉淀的方法 【问题思考】选择合适的试剂，除去括号内的杂质 设Cu 2+和Fe 3+起始浓度均为0.1mol/L ，完全沉淀时的浓度小于10-5 mol/L 【设计意图】 前两组混合物的分离是通过直接加沉淀剂实现的，学生能迅速解决问题，学生不是很明确第3组混合 物 该 怎 么 除 去 。 通 过表格（Cu 2+和Fe 3+沉淀的pH 范围）引导学生了解另一种生成沉淀的方法：调控溶液的pH ，引导过程中可以利用Fe 3+的水解平衡方程式Fe 3+ +3H 2O ?Fe(OH)3+3H +，若要促进Fe 3+的水解，引导学生说出可以和H +反应的物质，最后让学生观察表格 找到pH 调控的最适范围。 【小结】沉淀的生成 难溶电解质的溶解平衡 【教学目标】 1.了解沉淀平衡的定义及影响因素； 2.掌握沉淀转化的条件及应用； 3.了解溶度积及其有关计算。 一、溶解平衡 1．沉淀溶解平衡 (1)沉淀溶解平衡的概念 在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。 (2)溶解平衡的建立 固体溶质溶解 沉淀溶液中的溶质 ?? ? ?? v溶解>v沉淀，固体溶解 v溶解＝v沉淀，溶解平衡 v溶解 ②外因：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－) K sp 升高温度 加水稀释 加入少量 AgNO3 通入HCl 通入H2S 【类型一】沉淀平衡和影响因素 1．已知溶液中存在平衡：Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)ΔH＜0，下列有关该平衡体系的说法正确的是() ①升高温度，平衡逆向移动 ②向溶液中加入少量碳酸钠粉末能增大钙离子的浓度 ③除去氯化钠溶液中混有的少量钙离子，可以向溶液中加入适量的NaOH溶液 ④恒温下，向溶液中加入CaO，溶液的pH升高 ⑤给溶液加热，溶液的pH升高 ⑥向溶液中加入Na2CO3溶液，其中固体质量增加 ⑦向溶液中加入少量NaOH固体，Ca(OH)2固体质量不变 2．某兴趣小组进行下列实验： ①将0.1 mol·L－1 MgCl2溶液和0.5 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合得到浊液 ②取少量①中浊液，滴加0.1 mol·L－1 FeCl3溶液，出现红褐色沉淀 ③将①中浊液过滤，取少量白色沉淀，滴加0.1 mol·L－1 FeCl3溶液，白色沉淀变为红褐色沉淀 ④另取少量白色沉淀，滴加饱和NH4Cl溶液，沉淀溶解 下列说法中不正确的是() A．将①中所得浊液过滤，所得滤液中含少量Mg2＋ B．①中浊液中存在沉淀溶解平衡： 难溶电解质的溶解平衡 备课教师：杨瑜一、内容及解析： 本节课要学的内容为难溶电解质的溶解平衡，指的是难溶难溶电解质在溶液中存在着沉淀和溶解的动态平衡。其核心是难溶电解质溶解平衡的建立。理解它关键就是要“看到”微粒，“找到”平衡。目前，学生已经学习过化学平衡、电离平衡、盐类水解平衡，本节课学习的难溶电解质的溶解平衡就是在水溶液中离子平衡的基础上的进一步发展。由于它还与接下来要学习的内容——沉淀反应的应用，有着不可或缺的联系，所以在本学科中有着不可替代的地位，并起到承上启下的作用。本节知识是选修4这一册书中的重要内容。教学重点为难溶电解质的溶解平衡，而难溶电解质的溶解平衡的建立是本节课的难点。 二、目标及解析 1、目标定位 ① 能描述难溶电解质的溶解平衡，知道沉淀反应不能进行到底的本质。 ② 初步认识难溶电解质存在的溶解平衡及其特征。 2、目标解析 ① 定位① 就是指用精炼的语言说出沉淀溶解和沉淀是一个动态过程，当溶解速率等于沉淀速率时，建立起难溶电解质的溶解平衡；由于存在着沉淀、溶解这一动态平衡，使沉淀反应不能进行完全。 ② 定位② 就是指认识到在一定温度下，当难溶电解质的溶解速率等于沉淀速率时，溶液中各组分离子浓度不变，获得饱和溶液。并通过平衡过程的建立，领悟到难溶电解质溶解平衡的特征。 三、问题诊断分析：在本节课的教学中，学生可能遇到的问题存在认知冲突。产生这一问题的原因是难溶物质在水中溶解度本身就很小，无法直接观察到，但需要“看到”溶解掉 的微粒，还要建立平衡。要解决这一问题就要让学生“看到”已经溶解掉的微粒，其中关键就是从学生所熟悉的难溶物质出发，设计实验，让学生直观感受到难溶物质的溶解，“找到”平衡。 四、教学支持条件分析：在本节课难溶电解质溶解平衡的教学中，准备使用化学实验，多媒体展示。使用用演示实验，能尽可能的让学生能直观感受到难溶电解质的溶解，以及溶解平衡的建立。使用多媒体展示，可以设计动画让学生感受到难溶电解质溶解与沉淀这一动态平衡。 五、教学过程设计 引言：本节课是基于“问题－解决” 教学模式来设计教学活动环节的，教学设计选取学生所熟悉的物质和已经具有的化学经验作为课堂教学的背景，以学科知识为支撑，围绕该背景生成问题、展开讨论并解决问题。教学活动采用“问题—探究—新问题—新探究……”环环相扣的方式层层推进，逐步将探究的问题引向深入。教学过程体现知识的延伸过渡和概念的自然生长，追求的是新课改下生态课堂的学习氛围。 [课前检测] 有下列物质：H 2S、HCl、H 2 SO 4 、Ba(OH) 2 、Mg(OH) 2 、BaSO 4 、AgCl 属于酸的是____________________属于碱的是_______________________ 问题一沉淀真的不溶于水吗？ [设计意图]：凭借生活经验，难溶电解质不溶于水，在本问题引导下设计的实验现象引发学生强烈的认知冲突。由此激发出学生强烈的探究欲望。而且教学的魅力在于教学内容的生成性，在这个教学环节中，实验让学生对“难溶电解质的溶解平衡”有了真实的感受，促使“难溶电解质的溶解平衡”的概念引入自然流畅，水到渠成。 [师生活动] [教师] Mg (OH) 2 确实难溶于水，属于弱碱。可是下面的实验又说明什么呢？难溶电解质的溶解平衡——Ksp计算教学设计
难溶电解质的溶解平衡知识点
难溶电解质的溶解平衡习题及答案
第四节难溶电解质的溶解平衡知识点
难溶电解质的溶度积常数
难溶电解质的溶解平衡经典习题-
难溶电解质溶度积常数
难溶电解质的溶解平衡(全面)
试验十一电导法测定难溶电解质的溶解度
专题12 难溶电解质之Ksp图像及计算
难溶电解质的溶解平衡(教案)
知识讲解_难溶电解质的溶解平衡_基础
十一电导法测定难溶电解质的溶解度
难溶电解质的溶解平衡知识点
《难溶电解质的溶解平衡》单元教学设计.doc
难溶电解质 确定
难溶电解质的溶解平衡教学设计