酸碱理论电离平衡沉淀溶解平衡

第四章酸碱理论、电离平衡、沉淀溶解平衡

4.1 酸碱理论简介 (1)

4.2 弱酸弱碱的电离平衡 (4)

4.3 沉淀溶解平衡 (7)

4.1 酸碱理论简介

4.1.1 酸碱电离理论

酸碱理论简介

酸碱理论的研究，已经有两百多年的历史，最初，人们把有酸味，能使蓝色石蕊变红的物质叫酸；有涩味，使红色石蕊变蓝的叫碱。1887年，提出了酸碱电离理论：凡是在水溶液中能够电离产生的物质叫作酸，能电离产生的物质叫作碱。

酸碱电离理论从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质，并应用化学平衡原理找到了衡量酸碱强弱的定量标度，是人们对酸碱认识由现象到本质的一次质的飞跃，对化学的发展起了很大作用，而且至今仍然普遍应用。

但这个理论也有缺陷的，实际上并不是只有含的物质才具有碱性，如氨的水溶液也显碱性，可作为碱来中和酸。酸碱电离理论另一个缺陷是将酸碱概念局限于水溶液体系，由于科学的进步和生产的发展，越来越多的反应在非水溶液中进行，对于非水体系的酸碱性，酸碱电离理论就无能为力了。

1923年，丹麦化学家布朗斯特（Bronsted）和英国化学家劳莱（Lowrey）进一步发展了酸碱理论，提出了酸碱质子理论（也叫质子理论）来理解酸碱的本质：凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是能接受质子的分子或离子称为碱。

根据酸碱质子理论，酸和碱不是孤立的：

酸＝质子＋碱

这种对应情况属酸碱的共轭关系，左边的酸是右边碱的共轭酸，而右边碱是左边酸的共轭碱。有的离子在某个共轭酸碱对中是酸，但在另一个共轭酸碱对中可能又变成碱。

酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可以把电离理论中的电离作用、中和作用、水解作用、同离子效

应等均看成是质子传递的酸碱中和作用。

但是，质子理论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢，不能解释不含氢的一类化合物的反应。

质子酸碱反应的实例

质子理论拓展了酸碱概念。它包括了所有显示碱性的物质，但是对于酸仍然限制在含氢的物质上，故酸碱反应也就只能局限于包含质子转移的反应。1923年美国物理化学家路易斯（Lewis）又提出了另一种酸碱概念："凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫作碱，凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫作酸"。这一概念使酸碱反应不再是质子的转移反应，而是电子的转移反应，是碱性物质提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反应。这种酸碱概念又称酸碱电子理论。

酸碱电子理论以电子的给出和接受来说明酸碱反应，更能体现物质的本质，而且由于化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸碱的范围极其广泛，更具有普遍意义。但这种酸碱概念显得过于笼统，因此不易掌握酸碱的特征。

路易斯酸碱反应的实例

在上述理论的基础上，60年代人们又根据酸碱得失电子对的难易程度，将酸分为软、硬酸，碱分为软、硬碱，以体现各酸碱的特性，并总结出一个软硬酸碱的规则，称为软硬酸碱理论。总之，各酸碱理论各有其优缺点：讨论非水溶液中的酸碱，要用质子理论。一般在处理水溶液体系中的酸碱问题时，可采用质子理论或电离理论；处理有机化学和配位化学中问题时，则需借助路易斯酸碱概念；讨论无机化合物一些性质时，又常借用软硬酸碱规则。作为化学工作者，应该了解一些酸碱概念的演变过程，从而掌握多种主要的酸碱理论及其应用范围。

4.1.2 酸碱质子理论

质子理论拓展了酸碱概念。它包括了所有显示碱性的物质，但是对于酸仍然限制在含氢的物质上，故酸碱反应也就只能局限于包含质子转移的反应。1923年美国物理化学家路易斯（Lewis）又提出了另一种酸碱概念："凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫作碱，凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫作酸"。这一概念使酸碱反应不再是质子的转移反应，而是电子的转移反应，是碱性物质提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反应。这种酸碱概念又称酸碱电子理论。

酸碱电子理论以电子的给出和接受来说明酸碱反应，更能体现物质的本质，而且由于化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸碱的范围极其广泛，更具有普遍意义。但这种酸碱概念显得过于笼统，因此不易掌握酸碱的特征。

路易斯酸碱反应的实例

4.1.3 酸碱电子理论

质子理论拓展了酸碱概念。它包括了所有显示碱性的物质，但是对于酸仍然限制在含氢的物质上，故酸碱反应也就只能局限于包含质子转移的反应。1923年美国物理化学家路易斯（Lewis）又提出了另一种酸碱概念："凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫作碱，凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫作酸"。这一概念使酸碱反应不再是质子的转移反应，而是电子的转移反应，是碱性物质提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反应。这种酸碱概念又称酸碱电子理论。

酸碱电子理论以电子的给出和接受来说明酸碱反应，更能体现物质的本质，而且由于化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸碱的范围极其广泛，更具有普遍意义。但这种酸碱概念显得过于笼统，因此不易掌握酸碱的特征。

路易斯酸碱反应的实例

4.1.4 小结

在上述理论的基础上，60年代人们又根据酸碱得失电子对的难易程度，将酸分为软、硬酸，碱分为软、硬碱，

以体现各酸碱的特性，并总结出一个软硬酸碱的规则，称为软硬酸碱理论。总之，各酸碱理论各有其优缺点：讨论非水溶液中的酸碱，要用质子理论。一般在处理水溶液体系中的酸碱问题时，可采用质子理论或电离理论；处理有机化学和配位化学中问题时，则需借助路易斯酸碱概念；讨论无机化合物一些性质时，又常借用软硬酸碱规则。作为化学工作者，应该了解一些酸碱概念的演变过程，从而掌握多种主要的酸碱理论及其应用范围。

4.2 弱酸弱碱的电离平衡

4.2.1 一元弱酸弱碱的电离平衡

弱酸弱碱的电离平衡

弱酸，弱碱与溶剂水分子之间的质子传递反应，统称为弱酸弱碱电离平衡。在水溶液中能电离出一个或多个（）的弱酸（弱碱）分别称为一元弱酸弱碱或多元弱酸弱碱。

以醋酸为例，其电离过程是这样的：

在一定的温度下，这个过程很快达到动态平衡，根据化学平衡原理，醋酸溶液中的HAc分子浓度和、

离子浓度之间满足如下关系：

上式中为电离平衡常数，通常以表示弱酸的电离平衡常数，以表示弱碱的电离平衡常数。一般把小于的酸称为弱酸。

关于一元弱酸弱碱电离平衡的计算

4.2.2 多元弱酸的电离平衡

多元弱酸、弱碱在水溶液中的电离是分步进行的。例如，二元弱酸第一步电离生成的含氢离子又发生第二步电离，这两步电离平衡同时存在于溶液中，分别建立第一和第二步电离平衡，并对应地满足第一和第二步电离平衡常数，常用表示。一般第二步电离远比第一步困难，而第三步又比第二步困难。这是由于第二步电离要从已经带有1个负电荷的离子中再分出1个正离子，当然比从中性分子中电离出1个要困难得多，同理，第三步电离就更加困难。

关于多元弱酸弱碱电离平衡的计算

4.2.3 影响弱酸弱

弱酸弱碱的电离平衡是一个暂时的、相对的动态平衡，但外界条件改变时，电离平衡象其它化学平衡一样，随即发生平衡移动，使弱酸弱碱的电离程度有所增减。同离子效应和盐效应是影响弱酸弱碱电离的常见因素。

⑴同离子效应：在弱电解质溶液中，如加入与该弱电解质有共同离子的强电解质时，弱电解质的电离平衡会向左移动，以致弱电解质的电离度减小。例如在氨水中加入一些强电解质的铵盐，氨水的电离度将降低。

⑵盐效应：在弱电解质溶液中，如加入其它强电解质盐时，增大了溶液中离子的浓度，使溶液中离子间的相互牵制作用增强，即活度降低，离子结合为分子的机会减少，降低了分子化的速度，弱电解质的电离平衡会向右移动，以致弱电解质的电离度增加。例如在醋酸溶液中加入一些NaCl，醋酸的电离度将增加。

4.2.4 溶液的pH值

我们常用到一些浓度很小的溶液，如直接用表示溶液的酸碱性，使用和记忆都不方便，因此常用pH

值来表示溶液的酸碱性。

溶液中离子的负对数叫做pH值：

pH＝－lg[]

4.2.5 缓冲溶液

能够缓冲少量酸、碱和稀释的影响，使溶液的pH值维持在一段范围内的溶液称为缓冲溶液。典型的缓冲溶液由一对浓度接近的共轭酸碱组成，其缓冲作用的原因是同离子效应的结果。

关于缓冲溶液的计算

存在于自然界中的缓冲溶液

酸碱缓冲作用在自然界也是很普遍的现象：土壤由于硅酸、磷酸、腐值酸等及其共轭碱的缓冲作用，得以使保持在5－8之间，适宜农作物的生长。在动植物体内也都有复杂和特殊的缓冲体系在维持体液的以保证生命的正常活动，如人体血液中有几对缓冲体系相互制约，使血液始终保持在7.4范围内。超出这个范围就会不同程度地导致"酸中毒"或"碱中毒"；若改变量超过单位，患者就有生命危险。

4.2.6 盐类的水解

盐的离子与溶液中水电离出的H＋离子或OH－离子作用生成弱电解质的反应，叫做盐的水解。由于形成盐的酸和碱的强弱不同，各种盐类水解进行的程度也有差别，溶液的酸碱性也不尽相同：弱酸强碱盐的水解

强酸弱碱盐的水解

弱酸弱碱盐的水解

4.3 沉淀溶解平衡

4.3.1 溶度积常数

沉淀溶解平衡

在含有难溶电解质的溶液中，溶解和沉淀这两个过程各自不断地进行，当两个过程进行的速度相等时，便达到了沉淀溶解平衡。它与其他化学平衡一样，沉淀溶解平衡也具有与难溶电解质的本性和温度有关的平衡常数，叫做溶度积常数（简称溶度积），常用表示。

溶度积和溶解度都可以用来表示物质的溶解能力，在不发生其它化学反应的前提下，它们之间是可以互相换算的。

例如：对于AB型难溶电解质，溶解度：

s＝

对于型难溶电解质，溶解度：

某一难溶电解质在一定条件下，沉淀能否生成或溶解，可以根据溶度积的概念来判断。我们将难溶电解质溶液中的离子浓度的乘积称为离子积，用表示，相当于化学平衡的反应商，则有：

当：有沉淀生成；

当：溶液饱和，溶解沉淀平衡；

当：未饱和，沉淀溶解。

在没有其它化学反应发生的情况下，同离子效应将减小难溶电解质的溶解度，而盐效应将使难溶电解质的溶解度增加。

加入另一化合物，与难溶电解质的离子发生反应而降低了离子积时（如发生氧化还原反应、生成配位化合物、生成溶解度更小的浓度物等），沉淀溶解平衡将被破坏，难溶电解质的溶解度将增加。

沉淀溶解平衡移动的实例

在一定条件下，使一种离子先沉淀完全（习惯上，一种离子与沉淀剂生成沉淀后在溶液中的残留量不超过时，则认为已沉淀完全），而其它离子在另一条件下沉淀的现象，叫分步沉淀。如果生成各个沉淀所需的试剂离子浓度相差较大时就可能实现分步沉淀。实际应用中，常常通过调节pH值，利用硫化物和氢氧化物的分步沉淀实现多种金属离子的分离。

分步沉淀的实例

沉淀的溶解往往和酸碱平衡、氧化还原平衡、络合平衡相联系，故实际的沉淀溶解平衡往往属于多重平衡，与其它化学平衡一样，多重平衡建立后，各离子的浓度也遵循一种定量关系，叫多重平衡常数。

多重平衡常数的计算

4.3.2 溶度积与溶解度的

溶度积和溶解度都可以用来表示物质的溶解能力，在不发生其它化学反应的前提下，它们之间是可以互相换算的。

例如：对于AB型难溶电解质，溶解度：

s＝

对于型难溶电解质，溶解度：

4.3.3 溶度积规则

某一难溶电解质在一定条件下，沉淀能否生成或溶解，可以根据溶度积的概念来判断。我们将难溶电解质溶液中的离子浓度的乘积称为离子积，用表示，相当于化学平衡的反应商，则有：

当：有沉淀生成；

当：溶液饱和，溶解沉淀平衡；

当：未饱和，沉淀溶解。

4.3.4 沉淀溶解平衡的移动

在没有其它化学反应发生的情况下，同离子效应将减小难溶电解质的溶解度，而盐效应将使难溶电解质的溶解度增加。

加入另一化合物，与难溶电解质的离子发生反应而降低了离子积时（如发生氧化还原反应、生成配位化合物、生成溶解度更小的浓度物等），沉淀溶解平衡将被破坏，难溶电解质的溶解度将增加。

沉淀溶解平衡移动的实例

4.3.5 分步沉淀

在一定条件下，使一种离子先沉淀完全（习惯上，一种离子与沉淀剂生成沉淀后在溶液中的残留量不超过时，则认为已沉淀完全），而其它离子在另一条件下沉淀的现象，叫分步沉淀。如果生成各个沉淀所需的试剂离子浓度相差较大时就可能实现分步沉淀。实际应用中，常常通过调节pH值，利用硫化物和氢氧化物的分步沉淀实现多种金属离子的分离。

分步沉淀的实例

4.3.6 多重平衡

沉淀的溶解往往和酸碱平衡、氧化还原平衡、络合平衡相联系，故实际的沉淀溶解平衡往往属于多重平衡，与其它化学平衡一样，多重平衡建立后，各离子的浓度也遵循一种定量关系，叫多重平衡常数。

多重平衡常数的计算

2020学年高中化学 专题3 溶液中的离子反应 第四单元 沉淀溶解平衡(第2课时)沉淀溶解平衡原理的应用教学案

第二课时沉淀溶解平衡原理的应用————————————————————————————————————— [课标要求] 1．能运用平衡移动的观点对沉淀的溶解、生成与转化进行分析。 2．能运用沉淀溶解平衡原理，分析物质的分离提纯、沉淀的溶解转化等实际问题。, 1.沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。 2．一般将溶解能力相对较强的物质转化成溶解能力相对较弱 的物质，两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀越容易转化。 沉淀生成在生产、生活中的应用 实例及原理 沉淀剂法 如果误食可溶性钡盐，造成钡中毒，应尽快用5.0%的硫酸钠溶液给患者洗 胃。 离子反应为Ba2＋＋SO2－4===BaSO4↓ 精制食盐水，可加适量氢氧化钠溶液除去镁离子，离子反应为Mg2＋＋2OH －===Mg(OH) 2↓ 调节pH法 如除去硫酸铜溶液中混有的少量铁离子，可向溶液中加入氢氧化铜或碱式 碳酸铜，调节pH到3～4，铁离子就会全部转化为氢氧化铁沉淀除去 1．试利用平衡移动原理解释下列事实： (1)FeS不溶于水，但能溶于稀盐酸中；

(2)CaCO3难溶于稀硫酸，却能溶于醋酸中； (3)分别用等体积的蒸馏水和0.010 mol·L－1硫酸洗涤BaSO4沉淀，用水洗涤造成BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤的损失量。 答案：(1)在FeS的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡FeS(s)Fe2＋(aq)＋S2－(aq)，当加入稀盐酸时，2H＋＋S2－===H2S↑，使c(S2－)减小，从而平衡右移，使FeS最终溶解。 (2)CaCO3的溶解度小于CaSO4，在CaCO3的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡：CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋CO2－3(aq)，当加入稀硫酸时，生成的CaSO4微溶，又沉积在CaCO3表面，阻碍反应的进行，从而使CaCO3难溶于稀硫酸；当加入CH3COOH时，2CH3COOH＋CO2－3===H2O ＋CO2↑＋2CH3COO－，使CO2－3浓度减小，且(CH3COO)2Ca溶于水，从而使CaCO3的沉淀溶解平衡右移，使CaCO3慢慢溶于醋酸中。 (3)在BaSO4饱和溶液中存在如下沉淀溶解平衡：BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO2－4(aq)，用水冲洗沉淀时，使c(Ba2＋)和c(SO2－4)减小，平衡右移，从而促进BaSO4溶解，而用0.010 mol·L －1硫酸洗涤时，增大了溶液中c(SO2－ 4)，可以抑制BaSO4溶解，故BaSO4损失的量少。 2．相关物质的溶度积常数见下表： 物质Cu(OH)2Fe(OH)3CuCl CuI K sp 2.2×10－20 2.6×10－39 1.7×10－7 1.3×10－12某酸性CuCl2溶液中含有少量的FeCl3，为得到纯净的CuCl2·2H2O晶体，加入_____________________，调至pH＝4，使溶液中的Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀，此时溶液中的c(Fe3＋)＝______________。过滤后，将所得滤液低温蒸发、浓缩结晶，可得到CuCl2·2H2O 晶体。 解析：调节溶液pH时不应该带入其他杂质，故可选择Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3等物质消耗溶液中的H＋，使溶液的pH升高；当溶液的pH＝4时，c(H＋)＝1×10－4mol·L－1，c(OH－) ＝1×10－10mol·L－1，由Fe(OH)3的K sp计算可得c(Fe3＋)＝ K sp c3OH－ ＝ 2.6×10－39 1×10－103 ＝ 2.6×10－9mol·L－1。 答案：Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3 2.6×10－9mol·L－1 3．已知：25 ℃时，K sp(BaSO4)＝1×10－10，K sp(BaCO3)＝1×10－9。 (1)医学上进行消化系统的X射线透视时，常使用BaSO4作内服造影剂。胃酸酸性很强(pH约为1)，但服用大量BaSO4仍然是安全的，BaSO4不溶于酸的原因是(用溶解平衡原理解释)________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 万一误服了少量BaCO3，应尽快用大量0.5 mol·L－1 Na2SO4溶液给患者洗胃，如果忽略洗胃过程中Na2SO4溶液浓度的变化，残留在胃液中的Ba2＋浓度仅为________mol·L－1。 (2)长期使用的锅炉需要定期除水垢，否则会降低燃料的利用率。水垢中含有的CaSO4，

第二课时电离平衡的建立及影响因素

班级姓名 第一节弱电解质的电离(第二课时) 电离平衡的建立及影响因素 1．在溶液导电性实验装置里，分别注入20 mL 6 mol·L-1醋酸和20 mL 6mol·L-1氨水，灯光明暗程度相似。如果把这两种溶液混合后再实验，则（）A．灯光明暗程度不变B．灯光变暗C．灯光明暗程度变化不大D．灯光变亮 2．下列说法中，正确的是（）A．强电解质的水溶液一定比弱电解质溶液的导电能力强 B．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 C．强电解质的水溶液中不存在溶质分子 D．不溶性盐都是弱电解质，可溶性酸和具有极性键的化合物都是强电解质。 3．下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是（）A．熔化时不导电B．不是离子化合物，而是极性共价化合物 C．水溶液的导电能力很差D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存4．NaHSO4在溶液中和熔融状态下，都存在的离子是（）A．H+ B．Na+ C．SO42-D．HSO4- 5．下列物质在水溶液中，存在电离平衡的是（）A．Ca(OH)2B．CH3COOH C．BaSO4D．CH3COONa 6．把0.01molNaOH固体分别加入下列100mL液体中，溶液的导电能力变化不大的（）A．自来水B．0.1mol/LHNO3C．0.1mol/L醋酸D．0.1mol/LNH4Cl 7．一定量的稀H2SO4与过量铁粉反应时，为了减缓反应速率，且又不影响生成的氢气的总量，可向稀H2SO4溶液中加入（）A．H2O B．NaOH固体C．CH3COONa固体D．NH4C1固体 8．下列各组物质反应中，溶液的导电性比反应前明显增强的是（）A．向亚硫酸钠溶液中加入液态溴B．向硝酸银溶液中通入少量氯化氢 C．向氢氧化钠溶液中通入少量氯气D．向硫化氢饱和溶液中通入少量氯气 (s) Ca2++2OH-中，能使c(Ca2+)减小，而使c(OH-)增大的是（） 9．在平衡体系Ca(OH) A．加入少量MgCl2固体B．加入少量Na2CO3固体 C．加入少量KCl固体D．加入少量Ba(OH)2固体 10．在0.01mol/L醋酸中加入少量硫酸后，其变化结果是（）A．氢离子浓度变小B．醋酸的浓度减小 C．酸性增强，PH变小D．醋酸根离子浓度变小 11.在含有酚酞的0.1 mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色 A.变蓝色 B.变深 C.变浅 D.不变 12、弱电解质的电离运用勒夏特列原理分析填写下表：

《沉淀溶解平衡原理的应用》教案

第四单元难溶电解质的沉淀溶解平衡 第二课时沉淀溶解平衡原理的应用教学设计 （一）三维目标 知识与技能目标 1、使学生能够运用平衡移动的观点对沉淀的溶解、生成与转化过程进行分析。 2、知道沉淀转化的本质并能够对相关实验的现象以及生活中的一些相关问题进行解 释。 过程与方法目标 初步建立解决沉淀溶解平衡问题的一般思路，尝试运用微粒观、动态观、定量观分析沉淀溶解平衡的相关问题。 情感态度价值观目标 通过对生产、生活中与沉淀溶解平衡有关的某些现象的讨论，使学生体会到化学对于提高人类生活质量、促进社会发展的作用，激发学生学习化学的热情。 （二）教学重点 1．沉淀的转化的基本原理； 2．解决沉淀溶解平衡相关问题的基本思路； ( 三)教学难点 用微粒观、动态观、定量观分析水溶液中的平衡问题。 ( 四)教学过程 【教师】上一节课我们学习了难溶电解质的沉淀溶解平衡，我们要求大家要学会描述沉淀溶解平衡的建立，这里我们以AgCl悬浊液为例，请一位同学来描述一下在这个体系中，沉淀溶解平衡是如何建立的？ 【学生】微观上说，在AgCl悬浊液体系，一方面，在水分子的作用下，少量的Ag+和Cl-脱离AgCl表面进入水中，这是沉淀溶解过程；另一方面，溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl表面析出，这是沉淀生成过程。在一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，达到平衡状态，形成AgCl饱和溶液，这种平衡就是沉淀溶解平衡。 【教师】我们可以用平衡表示式表示沉淀溶解平衡。

【教师】 【教师】为了便于分析，我们省略相关标注。 【教师】沉淀溶解平衡是一个动态平衡，也会因影响因素的变化而发生移动。影响沉淀溶解平衡的因素有温度、离子浓度、pH等。根据平衡移动原理，如果改变影响平衡的条件，平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。例如，当AgCl悬浊液体系达到沉淀溶解平衡时，增大体系中Cl-的浓度，平衡就会向生成AgCl沉淀的方向移动；反之，如果减小体系中Cl-的浓度，那么平衡就会向AgCl沉淀溶解的方向移动。因此，根据平衡移动原理，选择适当的条件，使平衡向着需要的方向移动。这就是沉淀溶解平衡的应用。 【板书】第2课时沉淀溶解平衡原理的应用 [讲述] 那么现在我们就通过实验来初步体会沉淀溶解平衡的应用。 (学生完成第90页的“活动与探究”) [学生] 滴加AgNO3溶液后出现白色沉淀，滴加KI溶液后，变成黄色沉淀，滴加Na2S 溶液，变成黑色沉淀。 [引导思考]那么，如何解释这种现象呢？这里我们提供给同学们关于难溶物颜色的资料。刚才看到的不同颜色的沉淀应该分别是哪些呢？发生了什么样的变化。 [PPT演示] AgCl、AgI、Ag2S的颜色 [引导学生表述] 根据所给数据结合已学知识，白色沉淀应该是AgCl，黄色沉淀是AgI，黑色沉淀是Ag2S沉淀。刚才的现象说明了向AgCl溶液中滴加KI溶液，AgCl会转化为AgI；而继续滴加Na2S溶液，则沉淀转化为Ag2S黑色沉淀。 [讲述] 这就是沉淀溶解平衡的一个重要应用——沉淀的转化。 [板书] 一、沉淀的转化 [设疑] 为什么会发生上述沉淀的转化？沉淀转化有什么一般性的规律呢？我在上面给 大家上述沉淀的溶解度数据，大家可以参考这些数据，然后和小组的同学一起讨论。 [组织] 请同学以前后两桌4~6个人为一组进行讨论，然后请各组同学派代表来回答问题。开始讨论！ [PPT演示] AgCl、AgI、Ag2S的溶解度(25℃) [学生讨论，老师参与讨论，并适当引导学生得出较为准确的结论] [学生汇报讨论结果，教师及时给予引导] 向NaCl溶液加AgNO3溶液，生成白色的AgCl 沉淀生成。由于AgCl是难溶电解质，在溶液中存在沉淀溶解平衡。(利用已写板书，不再进行书写) 。

酸碱平衡与沉淀平衡

酸碱平衡与沉淀平衡 一、选择题 （）1. 下列等体积混合的溶液中，具有缓冲作用的是 (A) HCl(1mol·dm－3 ) + NaAc(2mol·dm－3 ) (B) NaOH(1mol·dm－3 ) + NH3 (1mol·dm－3 ) (C) HCl(1mol·dm－3 ) + NaCl(1mol·dm－3 ) (D) NaOH(1mol·dm－3 ) + NaCl(1mol·dm－3 ) （）2. 已知: K sp AgCl = 1.8×10－10 ，K sp Ag2CrO4 = 2.0×10－12 。在含Cl－和CrO42－浓度均为0.3 mol·dm－3 的溶液中，加AgNO3应是 (A) Ag2CrO4先沉淀，Cl－和CrO42－能完全分离开 (B) AgCl 先沉淀，Cl－和CrO42－不能完全分离开 (C) AgCl 先沉淀，Cl－和CrO42－能完全分离开 (D) Ag2CrO4先沉淀，Cl－和CrO42－不能完全分离开 （）3. 下列离子中，碱性最强的是 (A) NH4＋(B) CN－(C) Ac－(D) NO2－ （）4. 20 cm3 0.10 mol·dm－3 HCl 和20 cm3 0.20 mol·dm－3 NH3.H2O混合，其pH 为(NH3: K b= 1.76×10－5 ) (A) 11.25 (B) 9.25 (C) 4.75 (D) 4.25 （）5. 欲配制pH=6.50的缓冲溶液，用下列何种酸最好 (A) (CH3)2AsO2H (K a=6.40×10-7) (B) ClCH2COOH (K a=1.40×10-3) (C) CH3COOH (K a=1.76×10--5) (D) HCOOH (K a=1.77×10--4) （）6. 配制SbCl3水溶液的正确方法应该是 （A）先把SbCl3固体加入水中，再加热溶解；（B）先把SbCl3加入水中，再加HCl溶解； （C）先在水中加入适量的HCl，再加入SbCl3固体搅拌，溶解； （D）先在水中加入足量HNO3，再加入SbCl3固体溶解。 （）7. 已知K b(NH3)=1.8×10－5，则其共轭酸的K a值为 （A）1.8×10－9(B) 1.8×10－10(C) 5.6×10－5(D) 5.6×10－10 （）8. Ag2CrO4的K sp= 9.0×10－12 ，其饱和溶液中Ag＋浓度为 (A) 1.3×10－4 mol·dm－3 (B) 2.6×10－4 mol·dm－3 (C) 2.1×10－4 mol·dm－3 (D) 4.2×10－4 mol·dm－3 （）9. 溶液的酸度是指 （A）酸溶液的浓度（B）酸溶液中酸根离子的浓度 （C）溶液中氢离子的浓度（D）弱酸溶液中未离解的酸浓度 （）10. 0.4 mol·dm－3 HAc溶液中H+浓度是0.1 mol·dm－3 HAc溶液中H+浓度的 （A）1倍(B) 2倍(C) 3倍(D) 4倍 （）11. Mg(OH)2在下列四种情况下，其溶解度最大的是 (A) 在纯水中(B) 在0.1 mol·dm－3的NH3·H2O溶液中 (C) 在0.1 mol·dm－3的HAc溶液中(D) 在0.1 mol·dm－3的MgCl2溶液中

难溶电解质的溶解平衡教学设计

难溶电解质的溶解平衡教学设计 一、设计思路 通过以氯化钠、氯化银溶液溶解平衡的建立，氯化银沉淀转化为碘化银沉淀，碘化银再转化为硫化银沉淀，以及除水垢的实验探究教学，让学生掌握溶解平衡建立的条件，沉淀转化和沉淀溶解的规律。在教学过程中，促进学生独立思考，自主学习，合作交流，实验探究，应用化学原理解决实际问题，从而帮助学生形成终生学习的能力。 教学思路（见下表一） 知识主线教学目标达成主线 表一 二、教学目标 知识与技能：让学生掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用，并运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题。培养了学生的 知识迁移能力、动手实验的能力、实验探究的能力和逻辑推理能力。

过程与方法：引导学生设计实验、动手实验、分析实验、自主学习、独立思考，根据实验现象，学会分析、解决问题。 情感态度与价值观：在活动中增强团结、协作的合作意识，培养学生学习化学的兴趣，以及对立统一的辨证唯物主义观点。 三、教学重点：难溶电解质的溶解平衡，沉淀的转化 四、教学难点：沉淀的转化和溶解 五、教学方法：实验法、自主学习、合作探究、多媒体动画展示 六、教学过程 [引入] 多媒体动画展示NaCl溶解平衡，并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，引入新课。 [学生] 回忆、思考、观察 [设问] 在NaCl饱和溶液中，再加入固体溶质，固体有没有溶解过程？ 当v（结晶）=v（溶解）时，体系处于什么状态？ [学生] 思考、回答 [板书] 一、溶解平衡 NaCl(s) Na+(aq)+Cl-(aq) [讲解] 溶解平衡具有等、动、定、变的平衡特征。任何平衡都是相对的、暂时的和有条件的。当改变影响平衡的一个条件，平衡就会发生移动。 [学生] 回忆化学平衡理论，并与溶解平衡建立联系 [设问] NaCl能不能和盐酸反应？ [学生] 思考回答 [演示实验] 向饱和NaCl溶液中加浓盐酸 [学生] 观察实验现象，并运用平衡移动原理，讨论产生现象的原因 [过渡] 可溶电解质既然存在溶解平衡，那么难溶电解质是否也存在溶解平衡？[板书] 第四节难溶电解质的溶解平衡 [思考与交流] 指导学生阅读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？ 与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？ 2．当AgNO 3 3．难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？

(完整版)沉淀溶解平衡教学设计与案例分析

《沉淀溶解平衡》 学生的已有认知 学习这部分内容的学生基本是高二年级的学生，学生在初中阶段就已经了解了物质的溶解性，知道了常见的难溶物质。在高中高一年级的学习，学生已经了解了电解质的概念。沉淀溶解平衡内容虽然比较抽象，但与化学平衡有许多相似地方。通过高中阶段《化学反应原理》这门必须课程前一部分内容的学习，学生已经建立了平衡的意识，学习了化学反应平衡、弱电解质电离平衡以及盐类水解平衡等，知道了平衡体系的特征及研究平衡的过程与方法，这对本节课内容的学习有很大帮助。另外学生已具备一定的实验操作能力，学生对于高中化学基础知识有了一定的了解，并已具备一定的化学思维基础和实验技能，能对实验现象及结果作初步分析和处理。 一、学生认知障碍 我教的是两个普通班，班级学生是全市1200名之后的学生，学生的基础比较薄弱，学习兴趣不是很高，学生对于抽象问题的理解能力较差，在学习过程中主要存在以下几个方面的问题： 1.学生在初中时学习过饱和溶液，但他们并不知道可溶性电解质存在 溶解平衡，他们认为氯化钠的饱和溶液中加入氯化钠晶体时，晶体不发生任何改变。学生认为试管中未溶解的氯化钠晶体是一成不变的。

2.学生很难直接提出检验碘化铅能溶于水的实验方案，学生在设计 实验的能力方面有欠缺。 3.学生不能理解溶度积常数Ksp与沉淀的量无关，学生认为再加入 沉淀固体，沉淀溶解平衡正向移动。 4.在判断平衡移动的方向时，学生习惯用勒下特列原理，不会定量 的用浓度商Q与溶度积常数Ksp相比较来确定。 5.关于沉淀转化问题，学生很难理解，可能是学生逆向思维能力较 差。对于混合体系学生的意识比较模糊，他们还是把混合体系的各成分割裂开研究问题。 二、学生产生认知障碍的原因 1.学生闹不清楚可溶性电解质存在溶解平衡的主要原因是学生主观 臆断，在初中的学习过程中从微观角度认识物质的相关性做的不 够好。 2.学生的知识在学习过程中都是割裂的、断层的，知识内化不够好， 往往都是课堂上用到以前的知识或方法时，很难很快从大脑中提 取知识或者提取时存在一定的难度。 3.学生对平衡移动方向的判断没有明确的依据，学生习惯用勒夏特 列原理来定性分析，不习惯用Q与Ksp相比较的定量分析，而恰 巧勒夏特列原理学生在使用起来比较模糊。

6 酸碱平衡和沉淀平衡题目

酸碱和沉淀 一、判断题 1、在0.10 mol·L-1的HAc溶液中HAc的解离常数为1.76×10-5，所以在0.20 mol·L-1的HAc溶液中，HAc的解离常数为2×1.76×10-5。（） 2、弱电解质溶液的浓度越稀，解离度越大，而解离常数却不变。（） 3、在相同浓度的两种一元酸溶液中，它们的H3O+离子浓度是相同的。（） 4、解离度和解离常数都可以用来比较弱电解质的相对强弱程度，因此α和K a o（或K b o）同样都不受浓度影响。（） 5、将氨的水溶液稀释一倍，溶液中［HO－］就减少到原来的二分之一。（） 6、弱酸浓度越稀，α值越大，故pH值越低。（） 7、在H2S溶液中H3O+浓度是S2－离子浓度的两倍。（） 8、多元酸的逐级解离常数值总是K1o＞K2o＞K3o。（） 9、已知HAc的p K a o＝4.75，柠檬酸的p K a＝4.77，则同浓度醋酸的酸性强于柠檬酸。（） 10、强酸的共轭碱一定很弱。（） 11、强酸溶液中不存在OH－离子。（） 12、对酚酞不显颜色的溶液一定是酸性溶液。（） 13、酸性缓冲溶液（HAc－NaAc）可以抵抗少量外来的酸对pH的影响，而不能抵抗少量外来碱的影响。（） 14、将氨水和盐酸混合，不论两者比例如何，一定不可能组成缓冲溶液。（） 15、在Na2CO3溶液里通入CO2气，便可得到一种缓冲溶液。（） 16、pH值相等的缓冲溶液，未必具有相同的缓冲能力。（） 17、Na2CO3与NaHCO3可以构成缓冲剂起缓冲作用，单独NaHCO3不起缓冲作用。（） 18、缓冲溶液的缓冲能力是有限的，缓冲比相同的缓冲溶液浓度越大，缓冲能力越强，溶液浓度越小，缓冲能力越弱。（） 19、AgCl在水中溶解度很小，所以它的离子浓度也很小，说明AgCl是弱电解质。（） 20、严格说，一定温度下，难溶电解质的K sp o是溶液中它的离子活度幂的乘积。（） 21、严格说，一定温度下，难溶电解质的K sp o是溶液中它的离子浓度幂的乘积。（） 22、对于难溶电解质，它的离子积和溶度积物理意义相同。（） 23、难溶电解质溶液中，离子积是任意状态下各离子浓度幂的乘积。（） 24、所谓沉淀完全，就是用沉淀剂将溶液中某一离子的浓度降至实用要求达到微不足道的成度。（） 25、根据同离子效应，沉淀剂加得越多，沉淀越完全。（） 26、两难溶电解质，K sp o小的哪一种，它的溶解度一定小。（） 27、K sp o,AgCl＞K sp o,AgI，所以AgI的溶解度小于AgCl的溶解度。（） 28、K sp o,AgCl＞K sp o,Ag2CrO4，但AgCl的溶解度小于Ag2CrO4的溶解度。（） 29、在25℃时PbI2(s)的溶解度是1.51×10-3 mol·L-1，K sp o是1.38×10-8。（） 30、难溶电解质AB2的溶解度用s mol·L-1表示，其K sp o＝s3。（） 31、已知难溶电解质AB的K sp o＝a2，它在纯水中的溶解度是a1/2 mol·L-1。（） 32、往难溶电解质的饱和溶液中，加入含有共同离子的另一种强电解质，可使难溶电解质的溶解度降低。（） 33、BaSO4在BaCl2溶液中溶解度比纯水中的溶解度大。（） 34、将足够的Cl－加入0.10 mol·L-1 Pb2+溶液中，使Cl－的浓度为0.010 mol·L-1（K sp o (PbCl2)＝1.6×10-5）就生成沉淀。（） 35、溶液中难溶电解质的离子积大于它的溶度积时，就应产生沉淀。（） 36、溶液中有关物质的离子积小于其溶度积时，该物质就会溶解。（） 37、混合离子中，能形成溶度积小的沉淀者一定先沉淀。（）

电离平衡和沉淀溶解平衡

新乡医学院无机化学实验课教案首页 授课教师姓名及职称： 新乡医学院化学教研室年月日

实验 电离平衡和沉淀溶解平衡 一、实验目的 1．了解同离子效应对电离平衡的影响； 2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲原理及应用； 3．了解盐的水解及其影响因素； 4．理解沉淀的生成及溶解的条件； 二、实验原理 1. 同离子效应： HAc H +＋Ac - 同离子效应能使弱电解质的电离度降低，从而改变弱电解质溶液的pH 值。PH 值的变化可借助指示剂变色来确定。 2. 缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸、强碱或水的稀释而保持溶液pH 基本不变。 3. 盐的水解： Ac -＋H 2 O HAc ＋OH - NH 4+＋H 2O NH 3·H 2O ＋H + 盐类水解程度的大小，主要由盐类的本性决定。此外还受温度、盐的浓度和酸度等因素的影响。 根据同离子效应，向溶液中加入H +或OH -离子就可以防止它们的水解。另外，由于水解反应是吸热反应，加热可促使盐类水解。 4. 沉淀－溶解平衡： AB(s) A +(aq)＋B -(aq) 利用沉淀的生成可以将有关离子从溶液中除去，但不可能完全除去。 ] [][][HAc Ac H K a -+?=lg ?=,Ac HAc HAc a c c pK pH 盐 酸c c pK HAc a lg ?=,

在沉淀平衡中，同样存在同离子效应，若增加A +或B -的浓度，平衡向生成沉淀的方向移动，有沉淀析出。 根据溶度积规则可判断沉淀的生成或溶解，当Q i ＝sp B A K c c >?+ 时，则有沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c =?+时，溶液达到饱和，但仍无沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c

第四节难溶电解质的溶解平衡教案

第三章第四节难溶电解质的溶解平衡 【教学目标】 1．认识什么是沉淀溶解平衡及沉淀溶解平衡是如何建立的，知道哪些外界条件会影响 沉淀溶解平衡。 2．认识溶度积的概念，初步学会利用溶度积计算溶液中各离子的浓度。 3．知道沉淀溶解平衡有哪些应用，会用沉淀溶解平衡原理解决有关化学问题（如沉淀 转化、沉淀生成等）。 【教学重点、难点】 运用溶度积规则判断分析沉淀的溶解、生成和沉淀的转化及沉淀溶解平衡在生产生活的 应用。 【教学过程】 [设问1]：对于平衡AgCl（s） Ag+ + Cl—,运用K sp与溶液中的离子积Qc的关系分析：增加C(Ag+)或C(Cl—)，平衡为什么向生成沉淀的方向移动? 解析: Qc = C(Ag+) ﹒C(Cl—) Qc ＞ Ksp时：平衡向生成沉淀的方向移动——有沉淀生成 Qc = Ksp时：平衡不移动 Qc ﹤ Ksp时：平衡向沉淀溶解的方向移动——沉淀溶解 增加C(Ag+)或C(Cl—)，平衡向生成沉淀的方向移动———同离子效应 三、沉淀溶解平衡的应用： [引言]：沉淀溶解平衡作为一种动态的平衡，我们可以通过改变条件，控制其进行的方向，沉淀转为溶液中的离子，或者溶液中的离子转化为沉淀。 1、沉淀的生成： [归纳1]：当溶液中Qc ＞ Ksp时，平衡向生成沉淀的方向移动——有沉淀生成，因而要使溶液中的某离子生成沉淀而除去，可增加能与之结合成更难溶物质的离子的浓度。 例1: AgCl的Ksp=1.80×10-10,将0.001 mol/L NaCl和0.001 mol/LAgNO3溶液等体积混合,是否有AgCl 沉淀生成? 解: 两溶液等体积混合后, Ag+ 和Cl—浓度都减小到原浓度的1/2. c(Ag+)=c(Cl—)=1/2×0.001mol/L=0.005mol/L 在混合溶液中,则C(Ag+)﹒c(Cl-)=(0.005)2=2.5 ×10-5＞Ksp, 所以有AgCl 沉淀生成。 练习1：将足量BaCO3分别加入：① 30mL 水②10mL 0.2mol/LNa2CO3溶液③50mL 0.01mol/L 氯化钡溶液④100mL 0.01mol/L盐酸中溶解至溶液饱和。请确定各溶液中 Ba2+的浓度由大到小的顺序为： _____ 2、沉淀的溶解 [归纳2]：根据溶度积原理,沉淀溶解的必要条件是溶液中离子积小于溶度积Ksp因此,创造一定条件,降低溶液中的离子浓度,使离子积小于其溶度积,就可使沉淀溶解. 1．生成难解离的物质使沉淀溶解 (1)金属氢氧化物沉淀的溶解

沉淀溶解平衡原理教案

难溶电解质的溶解平衡 一、教材及学情分析 本节内容是《化学反应原理》专题三第四单元。它包含沉淀溶解平衡原理（含溶度积）及沉淀溶解平衡原理的应用（第二课时）两部分内容，是无机化学电离理论中的一部分。 它的内容标准为：能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质；考纲要求为：了解难溶电解质的溶解平衡(不要求计算)。所以，总的看来，总体难度不大，在教学中，首先应注意与初中和高中必修内容的衔接，适当控制内容的深广度和份量。 由于该知识点在生产、生活中的应用实例较多，加上学生已经学习了复分解反应、化学平衡、弱电解质的电离平衡、水的电离平衡、盐类的水解平衡等相关知识，并具备应用其解决简单实际问题的能力。在本节中，学生将继续应用化学平衡的观点研究新的一类平衡——沉淀溶解平衡。 此前，学生已学习了沉淀生成和溶解的初步知识，通过本节课的学习，完善学生对与沉淀相关的生成、溶解、转化过程的认识，深刻理解复分解反应的本质。 二、指导思想与设计思路 本课重视学习过程，新知识生成的逻辑顺序,与教材紧密结合,将知识缓缓铺开。 本节课首先创设情境，让学生进入课堂。然后采用类演示的方法，形成沉淀溶解平衡的模型，帮助学生从微观角度理解沉淀溶解平衡的动态过程，让学生掌握沉淀溶解平衡的建立，利用K与Q的关系顺利过渡到沉淀的溶解与生成。 三、教学目标和重难点 1.基本目标 (1)知识与技能：初步认识难溶电解质存在的溶解平衡及其特征，理解K SP的含义及初步应用。

(2)过程与方法：通过沉淀的生成、溶解的教学，培养学生分析问题、解决问题的能力。 (3)情感态度与价值观：让学生体验难溶电解质溶解平衡状态的存在，树立对立统一的思想，激发求知的兴趣和求真求是的科学态度。培养学生学会探究、思考、合作、交流创新的品质。 2.教学重、难点及突破方法 (1)重点：难溶电解质在水溶液中存在着“沉淀溶解”的平衡。 (2)难点：通过探究认识难溶电解质的化学行为以及在水溶液中存在着沉淀溶解平衡，并能运用平衡移动原理进行分析。 (3)突破方法：举例子与理论分析相结合。 四、教学过程 教学环节教师活动学生活动设计意图 1.导入新课教师提问 [幻灯片]展示学习目标通过预习，回答问 题 返馈学生预习效 果，明确学习目标 2.题目解读教师提问这节课的研究对 象，研究问题，举例常见 的难溶电解质。回答问题，举例常 见的难溶电解质 有哪些。 了解我们要研究 的对象 3.举个例研 究难溶电解质的溶解平衡以AgCl(s)Ag＋ (aq)＋Cl－(aq)的为例研究 难溶电解质的溶解平衡， 并让学生总结 仔细思考理解难 溶电解质的溶解 平衡，并找出特征 “逆、等、定、动、 变” 从整体到具体的 研究学习方法 4.练习[幻灯片]展示习题完成习题讲练结合 5.过渡让学生尝试书写一些难溶 电解质溶解表达式。如， Fe(OH)3 Al(OH)3学生完成任务自然过渡，引入溶 度积的学习。将该 知识点顺序提前 的调节，更符合知

第1课时沉淀溶解平衡原理

专题3·第四单元·第1课时·沉淀溶解平衡原理 【教学目标】 （1）了解难溶物在水中的溶解情况，认识沉淀溶解平衡的建立过程。 （2）能用平衡移动原理认识沉淀溶解平衡的移动。 （3）理解溶度积的概念，能用溶度积规则判断沉淀的产生、溶解。 【教材范围】选修4《化学反应原理》P87~88。 【阅读教材】选修4《化学反应原理》P87“活动与探究1” １．物质的溶解性 （1）溶解度的大小： （2 例1）A．AgCl B．BaCl2 C．CaSO4 D．Ag2S 例2．下列物质的溶解度随温度升高而减小的是（）A．KNO3 B．Ca(OH)2C．BaSO4 D．CO2 【阅读教材】选修4《化学反应原理》P87“活动与探究2” ２．难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡 （1）没有绝对不溶的物质。 （2）沉淀溶解平衡 ①概念：一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，达到平衡状态，人们将这种平衡称为沉淀溶解平衡。 AgCl Ag Fe3Fe 3 AgCl(s) （3 ①温度： ②“同离子效应”： ③“离子反应”： 例3．有关AgCl沉淀的溶解平衡说法正确的是（）A．AgCl沉淀生成和沉淀溶解不断进行，但速率相等. B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag+和Cl－ C．升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大. D．向AgCl沉淀中加入NaCl固体，AgCl沉淀的溶解度不变

固体的浓度是一常数，类似于水的离子积常数，我们可以用溶度积常数来描述沉淀溶解平衡。３．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平衡时的离子积常数，叫做溶度积常数或简称溶度积，通常用表示。 A m B n(s)mA n+(aq)+nB m－(aq)，K sp(A m B n)=c m(A n+)·c n(B m－) 如：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ，K sp(AgCl)= c(Ag+)·c(Cl－) AgBr(s)Ag＋(aq)＋Br－(aq) ，K sp(AgBr)= AgI(s)Ag＋(aq)＋I－(aq) ，K sp(AgI)= Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) ，K sp[Fe(OH)3]= BaSO4的沉淀溶解平衡，溶度积 Mg(OH)2的沉淀溶解平衡，溶度积 （2）溶度积常数与溶解度的关系： 同种类型的难溶物，其溶度积常数越大，溶解度越，如溶解度AgCl AgBr AgI。（3）影响溶度积常数的外因： K sp的大小和溶质的溶解度不同，它只与有关。 （4）溶度积常数的应用： 通过比较溶度积K sp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溶解。 当离子的浓度积Q c > K sp时，溶液过饱和，析出固体沉淀； 当离子的浓度积Q c = K sp时，溶液饱和，沉淀达到溶解平衡状态； 当离子的浓度积Q c < K sp时，溶液未饱和，若有固体溶质，会继续溶解。 例4．已知K sp(AgCl)= 1.8×10－10，K sp(AgI)= 1.5×10－16，K sp(Ag2CrO4)= 2.0×10－12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag+浓度大小顺序正确的是（）A．AgCl>AgI>Ag2CrO4 B．AgCl>Ag2CrO4>AgI C．Ag2CrO4>AgCl>AgI D．Ag2CrO4>AgI>AgCl 例5．（2012·江苏·18）（1）已知室温下BaSO4的K sp=1.1×10－10， 欲使溶液中c(SO42－)≤1.0×10－6mol·L－1，应保持溶液中c(Ba2＋)≥mol·L－1。例6．在进行胃部透视时，为取得良好的检查效果，需要在检查之前服用“钡餐”，“钡餐”的主要成分是硫酸钡。在25℃时，1L水中约能溶解2.4×10-3g硫酸钡。 （1）计算25℃时硫酸钡的溶度积K sp。 （2）钡离子是一种有毒的重金属离子，当人体中钡离子浓度达到2×10-3mol·L－1时，就会对健康产生危害。请通过计算说明为什么可以用硫酸钡作为“钡餐”？ （3）在25℃时，1L水中约能溶解0.018 g碳酸钡，且胃液是酸性，能否用碳酸钡代替硫酸钡作为“钡餐”的主要成分？

高中化学《沉淀溶解平衡》教学设计

《沉淀溶解平衡》教学设计 一、教材分析 案例章节 《普通高中标准实验教科书（苏教版）》选修《化学反应原理》专题3溶液中的离子反应第四单元沉淀溶解平衡。 内容分析 （1）沉淀溶解平衡内容既包括溶液中的离子反应——溶解过程和沉淀过程，又牵涉到平衡知识。所以教材把这部分内容安排在化学平衡知识之后，溶液中的离子反应的最后一单元。使得学生能够从强电解质在水溶液中完全溶解，离子生成沉淀，难溶强电解质溶解和生成沉淀速率相同而达到平衡状态三个层次上来学习研究这部分知识，即能用已学的离子反应和平衡的知识来帮助解决本节课中所遇到的化学问题。 （2）沉淀溶解平衡知识无论对于化学本身还是对化工生产及人们的生活实际都有重要的意义。如何判断沉淀能否生成或是溶解；如何使沉淀的生成和溶解更加完全；如何创造条件，只使某一种或某几种离子从含多种离子的溶液中完全沉淀下来，而其余的离子却保留在溶液中，这些都是实际生产、生活和化学实验中经常遇到的问题。 （3）沉淀溶解平衡在新课程标准和新教材中的补充使得选修化学反应原理内容更加完整。 根据高中化学课程标准和教材内容，制订了教学目标： 教学目标分析 知识与技能： 1．认识沉淀溶解平衡的建立过程；

2．理解溶度积的概念，能用溶度积规则判断沉淀的产生、溶解； 3．知道沉淀溶解、生成和转化的本质； 4．了解沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用。 过程与方法：分析比较归纳等思维能力的培养，通过实验培养观察能力。 情感态度与价值观：从实验现象分析得出宏观现象和微观本质的关系，领悟感性认识到理性认识的过程。 教学难点分析 1．沉淀溶解平衡的建立； 2．运用溶度积规则判断分析沉淀的溶解、生成和沉淀的转化； 3．沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用。 教学重点分析 1．沉淀溶解平衡的建立过程； 2．知道沉淀溶解、生成和转化的本质。 二、学情分析 学生对于化学反应原理知识的学习从接触化学学习就开始了，特别是通过选修教材《化学反应原理》进行了系统的反应原理的学习，特别是学到整本书的最后一个专题的最后一个单元的内容后，学习能力较强的学生已经积累了一定学习方法，他们在学习沉淀溶解平衡知识块的时候，教师只要设计相应的问题情境，如生活和工业生产真实的情境和探究实验，进行适当的引导学生就能结合前面学习过的平衡的知识解决部分问题。而对于学习能力较弱的学生，教师在他们学习的过程中应起主导作用，帮助他们设计该部分内容中必须要掌握的一些基本问题，指导他们解决问题方法，帮助、指导他们总结解决不同类型问题的方法，从而能从纯粹知识的学习上升到学习方法学习和提高化学问题解决能力上。

实验四酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡

山东大学西校区实验报告 姓名危诚年级班级公共卫生1班 实验四酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 实验目的：了解弱酸与弱碱的解离平衡及其平衡移动原理；掌握缓冲溶液恶性质及缓冲溶液的配置方法；掌握难溶点解释的沉淀-溶解平衡及溶度积规则的运用；学习液体及固体的分离以及pH试纸的使用等基本操作。 实验原理： 一元弱酸中的浓度： 一元弱碱中的浓度： 缓冲溶液的pH值：； 难溶强电解质的标准溶度积常数： 实验器材：离心机，离心试管，试管，烧杯，玻璃棒，量筒，试管架，滴管，药匙 实验药品： 甲基橙,酚酞,广泛pH试纸,精密pH试纸 （pH=~；pH=~） 实验过程： （一）测定溶液pH 用广泛pH试纸测量L的溶液，L的溶液和的L溶液的pH。测得分别为pH=; pH=13; pH=。通过计算，易知理论值分别为pH=; pH=; pH=。 （二）同离子效应 （1）取两支试管A、B，各加入等量L的溶液和1滴甲基橙溶液，摇匀后观察溶液颜色为橙红色。然后向A管中加入少量固体，摇匀后观察，与B管溶液颜色比较，发现A 管中液体颜色变黄。 解释：在A管原溶液中达到解离平衡显酸性使甲基橙为橙红色，加入固体后，溶液中增多，发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢离子浓度减小，pH上升，甲基橙显黄色。 （2）取两支试管A、B，各加入等量L的溶液和1滴酚酞指示剂，摇匀观察溶液颜色为红色。向A管中加入少量固体，摇匀观察颜色，A管中红色褪去。 解释：在A管原溶液中达到解离平衡显碱性使酚酞为红色，加入固体后，溶液中增多，发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小，pH下降，酚

酞红色褪去。 （3）取两支试管A、B，各加入等量L的溶液，再向A管中加入适量饱和溶液，再向两支试管中各加入适量2mol/L的溶液，摇匀观察，A管无明显变化，B管中出现白 色浑浊。 解释：在两管原溶液中达到解离平衡，A管加入饱和溶液后，溶液中较多，再加入溶液则发生同离子效应，溶液解离逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小，使得因此不产生沉淀，没有明显变化；反之，B管中溶液解离后氢氧根离子浓度上升，使得，产生沉淀，显现白 色浑浊。 （三）缓冲溶液的配置与性质 （1）计算得需要L的溶液，需要L的溶液。用10ml量筒量取溶液，用100ml 量筒量取溶液，加入烧杯中混合搅拌均匀。取精密pH试纸（pH=~），用洁净的玻璃棒蘸取溶液涂在试纸上，与比色卡对照，并用2mol/L的溶液和2mol/L的溶液调节溶液pH值到pH=。 （2）计算得需要L的溶液，需要L的溶液。用100ml量筒量取溶液和溶液，加入烧杯中混合搅拌均匀。取精密pH试纸（pH=~），用洁净的玻璃棒蘸取溶液涂在试纸上，与比色卡对照，并用2mol/L的溶液和2mol/L的溶液调节溶液pH值到pH= （3）以下各缓冲溶液用量皆为20ml 缓冲溶液pH（前）加入物质pH（后） 2ml L HCl 2ml L NaOH + 20ml纯水 L NaCl 2ml L HCl L NaCl 2ml L NaOH 说明：缓冲溶液能有效地阻碍溶液pH值的变化。 （四）沉淀的生成 （1）取试管A，加1ml L的溶液和1ml L的溶液，混合后观察到生成黄色沉淀。 解释：有，而溶液中有 =，所以形成沉淀。 （2）取试管B，加1ml L的溶液和1ml L的溶液，混合后观察，无明显现象。

沉淀溶解平衡教学设计

第3章物质在水溶液中的行为(鲁科版) 第3节沉淀溶解平衡教学设计 海南中学萱书慧 一、教材内容分析 本节是普通高中课程标准实验教科书（鲁科版）化学《化学反应原理》 第3章第3节沉淀溶解平衡。本节教材按照由简到繁、逐步递进的原则 构建。首先分析单一难溶电解质在水中的行为，建立起沉淀溶解平衡的概 念，引入描述这种平衡的平衡常数——溶度积；在此基础上分析沉淀的生 成和溶解，最后考虑比较复杂的沉淀转化问题。本节教材设计中始终依据 实际例子来诠释抽象的概念，通过对具体问题的讨论分析带动原理的学习， 引导学生利用平衡移动的一般规律一步步揭示沉淀溶解平衡的本质。 二、教学目标 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、能描述沉淀溶解平衡，写出溶度积的表达式，知道溶度积的含义， 知道溶度积是沉淀平衡的平衡常数、溶度积可以反映难溶电解质在水中的 溶解能力。 3、能够运用平衡移动的观点对沉淀的溶解、生成过程进行分析。 三、教学重点与难点 重点：溶度积常数的含义，沉淀的溶解、生成的本质 难点：沉淀溶解平衡 四、教学方法 习题练习、讲解启发、实验法、自主学习、合作探究、多媒体展示 五、教学过程

第一课时 【导入新课】 当我们外出旅游,沉醉于秀美的湖光山色时,一定会惊叹大自然的鬼斧神工。石灰石岩层在经历了数万年的岁月侵蚀之后，会形成各种奇形异状的溶洞，如何形成? 小朋友吃糖不刷牙易形成蛀牙又什么原因？这都与我们要学习第3节沉淀溶解平衡有一定的关系。 【图片展示】千姿百态的岩石、溶洞、蛀牙。 【老师】现在学习沉淀溶解平衡之前，我们首先思考讨论两个问题： 问题一：在NaCl的水溶液中，再加入固体溶质，固体有没有溶解过程？【学生思考讨论】分两种情况：当溶液没有达到饱和时，固体能继续溶解；当溶液达到饱和时不能继续溶解。 【老师提出质疑】达到饱和后固体真的不能溶解了吗？ 【图片展示】将形状不规则的NaCl固体放在饱和食盐水中过了一昼夜后发现变成形状规则的固体且质量不变。你得到什么启示？ 【老师提示】联想如何改变固定形状的积木？拆——拼。 【学生】其实有溶解也有结晶的过程。质量不变说明这两种过程的速率相等。 【老师】可用NaCl（S） Na+ (aq) + Cl-表示 【老师】问题二：NaCl能不能与盐酸反应？在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸有什么现象？ 【学生实验】在饱和NaCl溶液中滴加浓盐酸 实验现象：有大量白色沉淀产生。 【老师】你认为白色沉淀是什么物质？产生白色沉淀的原因是什么？（提示联系问题一）