【正文】 三種溶液 pH＞ 7，最后一種溶液 pH＜ 7。根據水解規(guī)律分析這四種鹽中陰陽離子所對應的酸、堿的相對強弱是怎樣的？ 討論分析： 由于 AC溶液 pH=7， AD溶液 pH＞ 7，說明 D為弱酸根離子，且 D的水解程度大于 C，因此，它們相應酸的酸性： HC＞ HD。又因 AC溶液 pH=7， BC溶液pH＜ 7，說明 B+為弱堿陽離子，且水解程度大于 A+，因此，它們相應堿的堿性： AOH＞ BOH。 第三章 水溶液中的離子平衡 第四節(jié) 《 難溶電解質的溶解平衡 》 ?復習： ?？ ?？舉例說明。 ?？ ?、可溶、微溶、難溶的標準是什么？ 20℃ 易溶 可溶 微溶 難溶 溶解度 /g 10 1 化學式 溶解度 /g 化學式 溶解度 /g AgCl 104 Ba(OH)2 AgNO3 222 BaSO4 104 AgBr 106 Ca(OH)2 Ag2SO4 CaSO4 Ag2S 1016 Mg(OH)2 9 104 BaCl2 Fe(OH)3 3 109 幾種電解質的溶解度（ 20℃ ) 一、難溶電解質的溶解平衡 ?： ?在一定條件下，當難溶電解質溶解與和生成速率相等時，得到難溶電解質的飽和溶液，即達到溶解平衡。 ?例： AgNO3溶液與 NaCl溶液混合時，有以下關系： ? Ag+(aq) + Cl(aq) AgCl(s) AgCl(s) Ag+(aq) + Cl(aq) 溶解 沉淀 一、難溶電解質的溶解平衡 ? ： ? 溶解平衡的存在，決定了生成難溶電解質的反應不能進行到底。 ? 習慣上將生成難溶電解質的反應，認為反應完全了，因對于常量的反應來說， g是很小的。當溶液中殘留的離子濃度 1 105 mol/L時，沉淀就達到完全。 ? 難溶電解質的溶解度盡管很小，但不會等于 0。如Ag2S的溶解度為 1016 g。 ? 溶解平衡與化學平衡一樣，受外界條件的影響而發(fā)生移動。 練習： ?石灰乳中存在下列平衡： Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH(aq),加入下列溶液，可使 Ca(OH)2減少的是（ ） AB 二、沉淀反應的應用 ? ?例： NH4Cl中含有 FeCl3，使其溶于水，再加氨水調節(jié) pH到 7~8，使 Fe3＋ 生成 Fe(OH)3沉淀而除去。 ?Fe3++3NH3H 2O = Fe(OH)3↓+3NH4＋ ?常用沉淀劑還有 Na2S、 H2S等，與某些金屬離子生成極難溶的硫化物沉淀。例： ?Cu2++H2S = CuS↓+2H+ ?Hg2+ + S2 = HgS↓ 思考與交流 SO42－ ，選擇加入鈣鹽還是鋇鹽？為什么？ Mg2+，應該加入什么離子比較好？為什么？ ，你認為判斷沉淀能否生成可從那些方面考慮？是否可使要除去的離子全部通過沉淀除去？如何盡可能多地除去？ 鋇鹽。硫酸鋇難溶，可使硫酸根離子沉淀完全，而硫酸鈣微溶，硫酸根沉淀不完全。 加入 OH為好。Mg(OH)2難溶，而 MgCO3微溶 沉淀生成可從溶解度大小來考慮。 不可能使要除去的離子全部通過沉淀除去，因存在溶解平衡。 可以加入過量的沉淀劑，以使平衡向沉淀的方向移動 。 二、沉淀反應的應用 ?2. 沉淀的溶解 ?原理：不斷移去溶解平衡體系中的相應離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動，就達到使沉淀溶解的目的。 ?例： CaCO3(s) CO32(aq) + Ca2+(aq) HCO3 +H+ +H+ H2CO3 H2O + CO2 強酸是常用的溶解難溶電解質的試劑。如可溶解難溶氫氧化物，難溶碳酸鹽、某些難溶硫化物等。 實驗： ?向三支盛有少量 Mg(OH)2沉淀的試管中分別加入適量的蒸餾水、鹽酸和氯化銨溶液，觀察并記錄現象： 滴加試劑 蒸餾水 鹽 酸 氯化銨溶液 現 象 無明顯現象 沉淀溶解 沉淀溶解 請用平衡移動原理解釋加鹽酸沉淀溶解的原理 。 鹽酸中 H+與氫氧化鎂產生的 OH生成水，使溶解平衡向沉淀溶解的方向移動，氫氧化鎂逐漸溶解。 二、沉淀反應的應用 ?2. 沉淀的溶解 ?某些鹽因水解呈酸性，也可用來溶解某些難溶電解質。 Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2OH(aq) H2O NH4+ + H2O NH3H 2O + H+ OH + H+ 因 OH濃度降低，使溶解平衡向沉淀溶解的方向移動。 Mg(OH)2 ＋ 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3↑+ 2H2O 三、沉淀的轉化 ?實驗 3－ 4： NaCl和AgNO3混合 生成白色沉淀 向所得固液混合物中滴加 KI溶液 白色沉淀轉變?yōu)辄S色 向新得固液混合物中滴加Na2S溶液 黃色沉淀轉變?yōu)楹谏? ?實驗 3－ 5： 向 MgCl2溶液中滴加NaOH溶液 生成白色沉淀 向有白色沉淀的溶液中滴加 FeCl3溶液 白色沉淀轉變?yōu)榧t褐色 靜置 紅褐色沉淀析出，溶液變無色 三、沉淀的轉化 思考與交流 ?，分析所發(fā)生的反應。 ?的步驟顛倒順序，會產生什么結果？試用平衡移動原理和兩種沉淀溶解度上的差別加以解釋，并找出 這類反應發(fā)生的特點 。 溶解度 溶解度小的沉淀轉化為溶解度更小的沉淀 。兩者差別越大，轉化越容易。 沉淀的轉化的實質就是沉淀溶解平衡的移動 ?沉淀轉化的應用舉例 ?，可以先將其轉化為另一種用酸或其它方法能溶解的沉淀。例 ?水垢中的 CaSO4，用 Na2CO3處理，使之轉化為 CaCO3，而后用酸除去。 ?CaSO4 (s) SO42 + Ca2+ + CO32 CaCO3(s) ?沉淀轉化的應用舉例 ?，可以先將其轉化為另一種用酸或其它方法能溶解的沉淀。例 ?水垢中的 CaSO4，用 Na2CO3處理，使之轉化為 CaCO3，而后用酸除去。 ?CaSO4 (s) SO42 + Ca2+ + CO32 CaCO3(s) ?沉淀轉化的應用舉例 ?2. 自然界也發(fā)生著溶解度小的礦物轉化為溶解度更小的礦物的現象。例 ?各種原生銅的硫化物經氧化、淋濾作用后可變成 CuSO4溶液，并向深部滲透，遇到深層的閃鋅礦 (ZnS)和方鉛礦 (PbS)，便慢慢地使之轉變?yōu)殂~藍 (CuS)。 科學視野 — 溶度積 KSP ?對于溶解平衡： ?MmNn(s) mMn+(aq) + nNm+(aq)有： ?KSP=[c(Mn+)]m[c(Nm+)]n ?在一定溫度下， KSP是一個常數。 ?溶液中有關離子濃度冪的乘積 — 離子積 QC。 QC KSP = QC KSP QC KSP 溶液過飽和，有沉淀析出 溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài) 溶液未飽和，可繼續(xù)溶解該難溶電解質 練習： ? mol/LAgNO3溶液的試管中滴加 mol/L NaCl溶液，至不再有白色沉淀生成為止。取其中澄清溶液，逐滴加入飽和 Na2S溶液，有無沉淀生成？ ?是否可以 用 Na2SO4代替 Na2S？ ?如果先向 AgNO3溶液中加 Na2S溶液至沉淀完全，再向上層清液中滴加 NaCl，情況又如何？試解釋原因。 沒有沉淀生成。 Ag2S飽和溶液中 Ag＋ 太少，不能生成 AgCl沉淀。 有黑色沉淀生成 。 不可以， 設 c(SO42)=， 為使而之沉淀， c(Ag+)=( 105/)1/2 = 102 mol/L。 而在 AgCl飽和溶液中 c(Ag+)=( 1010)1/2= 105mol/L 練習： ? CuSO45H2O晶體中常含有雜質Fe2+ 。在提純時，為了除去 Fe2+，常加入少量 H2O2，使 Fe2+氧化為 Fe3+，然后再加少量堿到溶液 pH=4，可以達到除去鐵離子而不損失硫酸銅的目的。試解釋原因。 ?溶解性： Fe(OH)2Cu(OH)2Fe(OH)3。 ? Ksp的大小與沉淀轉化的關系。 ?對于同類型的難溶電解質， Ksp的大小與溶解度的大小一致， Ksp較大的沉淀可以轉化為 Ksp較小的沉淀。