高一化學難容的電解質的有哪些，電解質的溶解怎樣才算是平衡?下面是學習啦小編整理了高一化學教案：難溶電解質的溶解平衡教案，希望對你的學習有幫助。
高一化學教案：難溶電解質的溶解平衡教案
[課程標準] 1.理解難溶電解質的溶解平衡。 2.理解溶度積，及溶度積規則。
[知識回顧]
1.什么叫飽和溶液?什么叫不飽和溶液?
一定溫度下，不能再溶解溶質的溶液叫飽和溶液。能繼續溶解溶質的溶液叫不飽和溶液。
2.溶解性是指：_________________ _ 。溶解性是物質的_______性質。 溶解性大小跟______________ _有關。
3.固體物質的溶解度：在一定溫度下，某固態物質在 克溶劑里達到 狀態時所溶解的質量。叫做這種物質在這種溶劑里的溶解度。
任何物質的溶解是有條件的，在一定的條件下某物質的溶解量也是 ，不存在無限可溶解的物質。溶解度與溶解性的關系：20℃
溶解性 易溶 可溶 微溶 難溶
溶解度
小結：物質在水中“溶”與“不溶”是相對的，“不溶”是指“難溶”，絕對不溶的物質是沒有的。
一、Ag+和Cl-的反應能進行到底嗎?
1.生成沉淀的離子反應所以能發生，在于生成物的 。
2.AgCl溶解平衡的建立：盡管AgCl溶解度很小，但并不是絕對不溶，生成的AgCl沉淀會有少量溶解。AgCl因此在生成AgCl沉淀后的溶液中三種有關反應的粒子在反應體系中共存。這樣，生成沉淀的反應就轉化成我們熟悉的固體溶解的問題。從固體溶解的角度來看，AgCl在水中存在兩個過程：①在水分子的作用下，少量Ag+與Cl—脫離AgCl表面溶入水中，②溶液中的Ag+與Cl—受AgCl表面正、負離子的吸引，回到AgCl表面析出沉淀。在一定溫度下，當沉淀溶液和生成的速率相等時，得到AgCl的飽和溶液，即建立下列平衡：
Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s)，v(沉淀)= 當v(溶解)時，
得到飽和AgCl溶液，建立溶解平衡。
(1)定義：在一定條件下，難溶強電解質溶于水，當沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等時，形成溶質的飽和溶液，達到平衡狀態，這種平衡稱為沉淀溶解平衡。
思考1：將一塊形狀不規則的NaCl固體放入NaCl飽和溶液中，一晝夜后觀察發現，固體變為規則的立方體，而質量卻未發生變化，為什么?
3.溶解平衡的特征：逆、等、動、定、變
4.生成難溶電解質的離子反應的限度
不同電解質在水中的溶解度差別很大，例如AgCl和AgNO3。習慣溶解度小于0.01g的稱為難溶電解質，。對于常量的化學反應來說，0.01g是很小的，所以一般情況下，相當量的離子互相反應生成難溶電解質，就可以認為反應完全了。化學上通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于 mol/L時，認為反應完全，但溶液中還有相應的離子。
5.影響溶解平衡的因素：
(1)內因：電解質本身的性質
(2)外因：
①濃度：加水，平衡向 方向移動。
②溫度：升溫，多數平衡向 方向移動。
*6.溶度積(平衡常數)——Ksp
對于沉淀溶解平衡：(平衡時)
MmAn (s) mMn+(aq)+ nAm—(aq)
Ksp=[ c (Mn+) ]m•[c(Am— )]n
在一定溫度下，Ksp 是一個常數，稱為溶度積常數，簡稱溶度積。
若任意時刻有：
Qc = [ c (Mn+) ]m•[c(Am— )]n
則有：
Qc > Ksp 過飽和，析出沉淀，
Qc = Ksp 飽和，平衡狀態
Qc < Ksp 未飽和。
[課堂練習]
1.試驗室中，要使AlCl3溶液中的Al3+全部沉淀出來，最適宜選用的試劑是 ( )
A.Ba(OH)2溶液 B.NaOH溶液 C.鹽酸 D.氨水
2.一定溫度下，在氫氧化鈣的懸濁液中，存在氫氧化鈣固體與其電離的離子間的溶解平衡關系：Ca(OH)2(固體) Ca2++2OH-。向此種懸濁液中加入少量的氧化鈣粉末，下列敘述正確的是 ( )
A.溶液中鈣離子數目減小 B.溶液中鈣離子濃度減少
C.溶液中氫氧根離子濃度增大 D.pH減小
3.有關AgCl沉淀的溶解平衡說法正確的是 ( )
A.AgCl沉淀生成和沉淀溶解不斷進行，但速率相等
B.AgCl難溶于水，溶液中沒有Ag+和Cl-
C.升高溫度，AgCl沉淀的溶解度增大
D.向AgCl沉淀中加入NaCl固體，AgCl沉淀的溶解度不變
4.除去KCl中的K2CO3應選用下列哪種物質 ( )
A.H2SO4 B.HCl C.HNO3 D.三者均可
5.類似于水的離子積，難溶鹽AmBn也有離子積K sp且
Ksp=〔C(An+)〕m•〔C(Bm-)〕n，已知常溫下每升水中可溶解BaSO42.33×10-3g，則其Ksp為 ( )
A.2.33×10-4 B.1×10-5 C.1×10-10 D.1×10-12
6.在100ml0.01mol/LKCl溶液中，加入1ml0.01mol/LAgNO3溶液，下列說法正確的是
(AgCl的Ksp=1.8×10-10) ( )
A.有AgCl沉淀析出 B.無AgCl沉淀 C.無法確定 D.有沉淀，但不是AgCl
[課后反思]
1.查漏知識點：
2.主要錯題：
高一化學教案：難溶電解質的溶解平衡教案答案：
1.D 2.A 3.AC 4.B 5.C 6.A
| 難溶電解質的溶解平衡(一) | 授課班級 | |
課 時 | |
教 學 目 的 | 知識 與 技能 | 讓學生掌握難溶電解質的溶解平衡及溶解平衡的應用，并運用平衡移動原理分析、解決沉淀的溶解和沉淀的轉化問題。培養學生的知識遷移能力、動手實驗的能力和邏輯推理能力。 |
過程 與 方法 | 引導學生根據已有的知識經驗，分析推理出新的知識。 |
情感 態度 價值觀 | 認識自然科學中的對立統一的辨證唯物主義。 |
重 點 | 難溶電解質的溶解平衡 |
難 點 | 難溶電解質的溶解平衡 |
知 識 結 構 與 板 書 設 計 | 第四節 難溶電解質的溶解平衡 一、Ag＋和Cl—的反應真的能進行到底嗎？ 1、難溶電解溶解平衡的概念：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。（也叫沉淀溶解平衡） 2、表達式：如： AgCl (s) 教學資源，完全免費，無須注冊，天天更新！" type="#_x0000_t75"> Cl－（aq）＋Ag＋（aq） 3、特征：動、等、定、變 4、影響溶解平衡的因素： （1）內因：電解質本身的性質 ①、絕對不溶的電解質是沒有的。 ②、同是難溶電解質，溶解度差別也很大。 ③、易溶電解質做溶質時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。 （2）外因： ①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。 ②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。 5、溶度積（平衡常數）——Ksp (1) 對于沉淀溶解平衡：（平衡時） MmAn (s) 教學資源，完全免費，無須注冊，天天更新！" type="#_x0000_t75"> mMn＋（aq）＋ nAm—（aq） Ksp＝[ c (Mn＋) ]m·[c(Am— )]n 在一定溫度下，Ksp 是一個常數，稱為溶度積常數，簡稱溶度積。 (2) 溶度積常數的意義： 1對于相同類型的電解質，Ksp越大，其在水中的溶解能力越大。 2Ksp 和S均可衡量物質在水中的溶解能力，只有相同類型的物質，才有Ksp 越大S越大的結論。 3同一物質的Ksp與溫度有關，與溶液中的溶質離子濃度無關。 (3) 溶度積規則 若任意時刻有： Qc ＝ [ c (Mn＋) ]m·[c(Am— )]n 則有：Qc > Ksp 過飽和，析出沉淀， Qc ＝ Ksp 飽和，平衡狀態 Qc < Ksp 未飽和。 |
教學過程 |
教學步驟、內容 | 教學方法、手段、師生活動 |
［引入］ 用初中學習的溶解度知識和高中學習的化學平衡理論。來分析NaCl溶解于水的幾種情況，引入新課。 ［設問］在NaCl溶液中，再加入固體溶質，固體有沒有溶解過程？ 當v（結晶）=v（溶解）時，體系處于什么狀態？ ［投影］ NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) ［設問］ NaCl能不能和鹽酸反應？ ［補充演示實驗——1］ 向飽和NaCl溶液中加濃鹽酸 ［學生］觀察實驗現象，并運用平衡移動原理，討論產生現象的原因 ［過渡］可溶電解質既然存在溶解平衡，那么難溶電解質是否也存在溶解平衡？ ［板書］第四節 難溶電解質的溶解平衡 ［講］我們知道，溶液中有難溶于水的沉淀生成是離子反應發生的條件之一。例如，AgNO3溶液與NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl： 如果上述兩種溶液是等物質的量濃度、等體積的，一般認為反應可以進行到底。 ［設問］Ag＋和Cl—的反應真的能進行到底嗎？ ［思考與交流］指導學生閱讀P61-62， ［板書］一、Ag＋和Cl—的反應真的能進行到底嗎？ ［問］1、當AgNO3與NaCl反應生成難溶AgCl時，溶液中是否含有Ag+和Cl-？ 2、難溶電解質的定義是什么？難溶物的溶解度是否為0？ ［講］習慣上,將溶解度小于0.01克的電解質稱為難溶電解質難溶電解質的溶解度盡管很小，但不會等于0(生成AgCl沉淀后的溶液中三種有關反應的粒子在反應體系中共存)。 ［講］生成沉淀的離子反應反應之所以能夠發生，在于生成物的溶解度小。 化學上通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于10-5mol/L時,沉淀達到完全。 ［問］3、難溶電解質（如AgCl）是否存在溶解平衡？如何表示？ ［講］是 Cl－（aq）＋Ag＋（aq）AgCl (s) ［問］4、什么情況下就到達溶解平衡？ ［講］在一定溫度下，當沉淀溶解和生成的速率相等時，得到AgCl的飽和溶液，就到達溶解平衡。 ［板書］1、難溶電解溶解平衡的概念：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。（也叫沉淀溶解平衡） 2、表達式：如： AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq） ［講］盡管AgCl 溶解度很小并非絕對不容，生成AgCl沉淀會有少量溶解。從固體溶解平衡的角度，不難理解AgCl在溶液中存在下述兩個過程：在AgCl溶液中，一方面，在水分子作用下，少量Ag＋ 和Cl―脫離AgCl的表面溶入水中；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl―受AgCl表面正、負離子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀。在一定溫度下，當沉淀溶解和生成的速率相等時，得到AgCl的飽和溶液，即建立了動態的溶解平衡。 ［過］根據我們前面所學的知識，請同學們歸納出溶解平衡的特征。 ［板書］3、特征：逆、動、等、定、變，是一個多相的、動態的平衡 ［講］溶解平衡具有等、動、定、變的平衡特征。任何平衡都是相對的、暫時的和有條件的。當改變影響平衡的一個條件，平衡就會發生移動。 ［隨堂練習］書寫碘化銀、氫氧化鎂溶解平衡的表達式 AgI(s) Ag＋(aq)+I―(aq) ［板書］4、影響溶解平衡的因素： ［問］應該從那幾方面去分析？ ［板書］（1）內因：電解質本身的性質 ［講］不同的電解質在水溶液中溶解的程度不一樣，而且差別很大，有的能溶解很多，像NaCl、KCl、NaOH等，這些物質的溶解度大于0.1克，我們通常把它們稱作易溶物質。有的溶解的不多，如CaSO4、Ca(OH)2等，這些物質的溶解度在0.01克到0.1克之間，我們通常把它們稱作微溶物質，有的溶解的很少，像CaCO3、AgCl、AgS等，這些物質的溶解度小于0.01克，我們通常把它們稱作難溶物質，在水溶液中我們把它們稱作沉淀。 ［投影］ 難溶 微溶 易溶 0.01 0.1 m(g) ［板書］①、絕對不溶的電解質是沒有的。 ②、同是難溶電解質，溶解度差別也很大。 ③、易溶電解質做溶質時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。 ［過］根據前面所學知識大家一起來探討影響溶解平衡的外界因素： ［板書］（2）外因： ［講］通常我們講的外因包括濃度、溫度、壓強等。對于溶解平衡來說，在溶液中進行，可忽略壓強的影響。下面請同學們考慮濃度、溫度對溶解平衡分別有什么影響？ ［講］若向沉淀溶解平衡體系中加入相同的離子，平衡向生產沉淀的方向移動。若向沉淀溶解平衡體系中加入某些離子，可與體系中某些離子反應生成難溶的物質或氣體，則平衡向溶解的方向移動。 ［板書］①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。 ②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。 ［講］多數難溶電解質的溶解度隨溫度的升高而增大，升高溫度，平衡向溶解方向移動；但也有少數電解質，溶解度隨溫度升高而減小。升高溫度，平衡向沉淀方向移動。 ［隨堂練習］ 石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2 OH― (aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2減少的是（ A B ） A. Na2CO3溶液 B. AlCl3溶液 C. NaOH溶液 D. CaCl2溶液 ［小結］難溶電解質的溶解平衡作為一種平衡體系，遵從平衡移動原理。沉淀溶解平衡跟其他平衡一樣也有平衡常數，這個平衡常數應該怎樣表示呢？ ［科學視野］指導學生閱讀P65科學視野有關內容 ［板書］5、溶度積（平衡常數）——Ksp (1) 對于沉淀溶解平衡：（平衡時） MmAn (s) mMn＋（aq）＋ nAm—（aq） Ksp＝[ c (Mn＋) ]m·[c(Am— )]n 在一定溫度下，Ksp 是一個常數，稱為溶度積常數，簡稱溶度積。 (2) 溶度積常數的意義： 1對于相同類型的電解質，Ksp越大，其在水中的溶解能力越大。 2Ksp 和S均可衡量物質在水中的溶解能力，只有相同類型的物質，才有Ksp 越大S越大的結論。 3同一物質的Ksp與溫度有關，與溶液中的溶質離子濃度無關。 ［講］通過比較溶度積與溶液中有關離子濃度冪的乘積---離子積Qc的相對大小，可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解。 ［板書］(3) 溶度積規則 若任意時刻有： Qc ＝ [ c (Mn＋) ]m·[c(Am— )]n 則有：Qc > Ksp 過飽和，析出沉淀， Qc ＝ Ksp 飽和，平衡狀態 Qc < Ksp 未飽和。 ［隨堂練習］在100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1mL 0.01mol/L 100mL 0.01mol/L AgNO3 溶液，下列說法正確的是(AgCl KSP=1.8×10-10) （ A ） A．有AgCl沉淀析出 B. 無AgCl沉淀 C. 無法確定 D. 有沉淀但不是AgCl ［拓展訓練］溶度積的應用 1、已知溶度積求離子濃度 例1、已知室溫下PbI2的溶度積為7.1×10-9，求飽和溶液中Pb2+和I― 的濃度;在c(I― )=0.1mol·L-1的溶液中, Pb2+的濃度最大可達到多少? 解：PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I― (aq) Ksp ＝c (Pb2+) · c2(I-) c (Pb2+) = Ksp/c2(I-) =7.1×10-9/0.12=7.1×10-7 即：該溶液里允許Pb2+的最大濃度為7.1×10-7mol·L-1 2、已知溶度積求溶解度： 例2、已知 298K 時Mg(OH)2 的 Ksp = 5.61×10－12，求其溶解度S。 解：Mg(OH)2Mg2+ + 2OH- Ksp = c(Mg2+) . c2(OH-) 設Mg(OH)2 的溶解度為S，在飽和溶液中， c(Mg2+) = S，c(OH-) = 2S
Ksp [Mg(OH)2 ] = c(Mg 2+) ·c2(OH-)=S× (2S)2= 4S3 = 5.61×10-12 3、已知溶解度求溶度積 例3. 已知AgCl 298 K 時在水中溶解了1.92×10-3g·L-1，計算其Ksp。 解：M(AgCl) = 143.5 g · mol-1 c(AgCl) = 1.92×10-3g ·L-1/143.5 g· mol-1 = 1.34 ×10-5 mol·L-1 Ksp = c2 = (1.34 ×10-5 )2 = 1.8×10-10 4、利用溶度積判斷離子共存 例4、已知298K時， MgCO3的Ksp = 6.82×10-6，溶液中c(Mg2＋ ) = 0.0001 mol·L-1，c(CO32― ) = 0.0001mol·L-1，此時Mg2＋ 和CO32― 能否共存？ 解：MgCO3 Mg2+ + CO32― c(Mg2+) . c(CO32― ) = (0.0001)2 =1×10-8 1×10-8 < 6.82×10-6 所以，此時Mg2+和CO32-能共存 ［小結］本節課我們初步認識了沉淀溶解平衡，了解到難溶電解質也存在溶解平衡。并在前面所學的幾種平衡的基礎上一起探究了沉淀溶解平衡的特征和影響平衡移動的幾個因素，以及溶解平衡常數——溶度積。要求同學們能夠理解概念，掌握特征和影響平衡移動的因素以及學會將溶度積常數用于相關的判斷和計算。 ［隨堂練習］ 1、某溫度時，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖 所示。下列說法正確的是 A．加入Na2SO4可以使溶液 由a點變到b點 B．通過蒸發可以使溶液由d 點變到c點 C．d點無BaSO4沉淀生成 D．a點對應的Ksp大于c點對 應的Ksp | 回憶、思考、觀察 思考、回答：溶解平衡 回憶化學平衡理論，并與溶解平衡建立聯系 ：有 |
| 教學回顧： |
| | | | | | | |
教 案
| 課題：第四節 難溶電解質的溶解平衡(二) | 授課班級 | |
課 時 | |
教 學 目 的 | 知識 與 技能 | 了解沉淀溶解平衡在生產生活中的應用(沉淀生成、分步沉淀，沉淀的溶解和轉化) |
過程 與 方法 | 引導學生動手實驗、分析實驗、自主學習、獨立思考，根據實驗現象，學會分析、解決問題 |
情感 態度 價值觀 | 在活動中增強團結、協作的合作意識，培養學生學習化學的興趣，以及對立統一的辯證唯物主義觀點 |
重 點 | 難溶電解質的溶解平衡，沉淀的轉化 |
難 點 | 沉淀的轉化和溶解 |
知 識 結 構 與 板 書 設 計 | 二、沉淀溶解平衡的應用 1、沉淀的生成 （1）方法：A、調節PH法 B、加沉淀劑法 C、同離子效應法 D、氧化還原法 （2）原則：生成沉淀的反應能發生，且進行得越完全越好 （3）意義：物質的檢驗、提純及工廠廢水的處理等 (4) 不同沉淀方法的應用 1 直接沉淀法：除去指定的溶液中某種離子或獲取該難溶電解質 2 分步沉淀法：鑒別溶液中含有哪些離子或分別獲得不同難溶電解質 3 共沉淀法：除去一組某種性質相似的離子，加入合適的沉淀劑 4 氧化還原法：改變某離子的存在形式，促使其轉變為溶解度更小的難溶電解質便于分離除去 2、沉淀的溶解 (1) 酸堿溶解法 (2) 鹽溶解法 (3) 生成配合物使沉淀溶解 (4) 發生氧化還原反應使沉淀溶解 3、沉淀的轉化 (1) 方法：加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子。使平衡向溶解的方向移動。 (2) 實質：生成溶解度更小的難溶物 |
教學過程 |
教學步驟、內容 | 教學方法、手段、師生活動 |
［新課引入］難溶電解質的沉淀溶解平衡作為一種動態的平衡，我們可以通過改變條件，控制其進行的方向，沉淀轉為溶液中的離子，或者溶液中的離子轉化為沉淀。本節課我們共同探究沉淀反應的應用。 ［板書］二、沉淀溶解平衡的應用 ［探究問題］向飽和NaCl溶液中加濃鹽酸會有什么現象？運用平衡移動原理，討論產生現象的原因
［講］加入相同離子，平衡向沉淀方向移動。 ［問］以上是存在溶解平衡時的情況，如果不存在溶解平衡，如何生成沉淀呢？ ［探究問題］如何處理工業廢水中的Fe3+？ ［講］加入含OH－的溶液將Fe3+轉化為Fe(OH)3沉淀，OH－的溶液就是“沉淀劑”。還可以通過調節溶液的pH值來使Fe3+轉化為Fe(OH)3沉淀 ［講］常見的方法是調節PH法和加沉淀劑法。如工業原料氯化銨中含雜質FeCl3，使其溶解于H2O，再加入氨水調節PH至7-8，可使Fe3＋轉變為Fe(OH)3沉淀而除去。再如以Na2S、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子如Cu2＋、Hg2+等生成極難溶的硫化物CUS、HgS等沉淀，也是分離、除去雜質常用的方法。 ［板書］1、沉淀的生成 （1）方法：A、調節PH法 B、加沉淀劑法 C、同離子效應法 D、氧化還原法 ［講］1、 沉淀劑的選擇：要求除去溶液中的某種離子，又不能影響其他離子的存在，并且由沉淀劑引入溶液的雜質離子還要便于除去。如：沉淀Ag+，可用NaCl作沉淀劑，因為它的溶解度小。溶液中沉淀物的溶解度越小，被沉淀離子沉淀越完全。如：被沉淀離子為Ca2+離子，可用生成CaCO3，CaSO4或CaC2O4形成沉淀出來，但這三種沉淀物中以CaC2O4的溶解度最小，因此，沉淀成CaC2C4的形式，Ca2+離子去除的最完全。 2、形成沉淀和沉淀完全的條件：由于難溶電解質溶解平衡的存在，在合理選用沉淀劑的同時，有時還要考慮溶液的pH和溫度的調控。加入適當過量沉淀劑，使沉淀完全，一般過量20%--50%。要注意沉淀劑的電離程度。如欲使Mg2+離子沉淀為Mg(OH)2，用NaOH做沉淀劑比用氨水的效果要好。 (4)控制溶液PH值，對于生成難溶氫氧化物或硫化物的反應，必須控制溶液的PH值。 3、通過氧化還原反應等方式改變某離子的存在形式，促使其轉變為溶解度更小的難電解質以便分離出去 ［思考與交流］P63, 指導學生思考討論兩個問題 1、如果要除去某溶液中的SO42―，你選擇加入鈣鹽還是鋇鹽？為什么？ 從溶解度角度考慮，應選擇鋇鹽 ［板書］（2）原則：生成沉淀的反應能發生，且進行得越完全越好 （3）意義：物質的檢驗、提純及工廠廢水的處理等 ［講］生成難溶電解質的沉淀，是工業生產、環保工程和科學研究中除雜質或提純物質的重要方法之一，但不是唯一方法。 ［板書］(4) 不同沉淀方法的應用 1 直接沉淀法：除去指定的溶液中某種離子或獲取該難溶電解質 2 分步沉淀法：鑒別溶液中含有哪些離子或分別獲得不同難溶電解質 3 共沉淀法：除去一組某種性質相似的離子，加入合適的沉淀劑 4 氧化還原法：改變某離子的存在形式，促使其轉變為溶解度更小的難溶電解質便于分離除去 ［隨堂練習］為除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加熱攪拌的條件下加入的一種試劑是（ D ） A、NaOH B、Na2CO3 C、氨水 D、MgO ［過］既然已經存在沉淀，就存在沉淀溶解平衡。沉淀的溶解就要從沉淀向溶解方向移動考慮。 ［問］結合以前的知識，如果想溶解碳酸鈣，可以用什么方法？為什么？ ［板書］2、沉淀的溶解 (1) 酸堿溶解法 ［投影］CaCO3的溶解
［講］在上述反應中，氣體CO2的生成和逸出使CaCO3溶解平衡體系中的CO32―濃度不斷減小，平衡向沉淀溶解方向移動。難溶電解質FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2也可溶于強酸，其反應如下：FeS+2H＋==Fe2＋+H2S；Al(OH)3+3H＋ ==Al3＋+3H2O；Cu(OH)2+2H＋==Cu2＋+2H2O ［過］除了酸之外，某些鹽溶液也可用來溶解沉淀。 ［板書］(2) 鹽溶解法 ［投影實驗3-3］ | 滴加試劑 | 蒸餾水 | 鹽酸 | 氯化氨溶液 | | 現象 | 固體無明顯溶解現象 | 迅速溶解 | 逐漸溶解 |
［思考與交流］1、有關反應的化學方程式： 2、應用平衡移動原理分析、解釋上述發生的反應。并試從中找出使沉淀溶解的規律 分析：對于難溶氫氧化物來說，如Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2……，加酸，由于形成弱電解質水促使沉淀溶解。例如Mg(OH)2可溶于鹽酸，表示如下：
由于溶液中生成水，OH-離子濃度降低，使Mg(OH)2沉淀溶解平衡向右移動，從而促使Mg(OH)2沉淀溶解。 Mg(OH)2、Mn(OH)2等溶解度較大的氫氧化物還能溶于NH4Cl溶液中。表示為： 由于溶液中生成弱電解質NH3·H2O，使OH-離子濃度降低，Mn(OH)2沉淀溶解平衡向右移動，從而促使Mn(OH)2沉淀溶解。 ［小結］上面兩個反應中，Mg(OH)2在水中少量溶解、電離出的OH―分別與酸和鹽電離出的H＋、NH4＋作用，生成弱電解質H2O和NH3·H2O，它們的電離程度小，在水中比Mg(OH)2更難釋放出OH―，H2O和NH3·H2O的生成使Mg(OH)2的溶解沉淀平衡向溶解方向移動，直至完全溶解。 ［過］除此之外，還有一些其他方法。例如，AgCl可溶于NH3·H2O，銀氨溶液的配制過程其實質都是生成配合物沉淀溶解 ［板書］(3) 生成配合物使沉淀溶解 (4) 發生氧化還原反應使沉淀溶解 ［講］如有些金屬硫化物(CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，通過減少C(S2―)而達到沉淀溶解的目的。例如：3CuS+8HNO3 == 3Cu(NO3)2 +S+2NO+4H2O ［隨堂練習］試用平衡移動原理解釋下列事實 1、 FeS不溶于水，但卻能溶于稀鹽酸中。 2、 CaCO3難溶于稀硫酸，但卻能溶于醋酸中。 3、 分別用等體積的蒸餾水和0.010mol/L硫酸洗滌BaSO4沉淀，用水洗滌造成的BaSO4的損失量大于用稀硫酸洗滌造成的損失量。 ［過渡］當向AgNO3和NaCl恰好完全反應的平衡體系中加入I－，若再加入S2－，會看到什么現象？ ［投影實驗］向盛有10滴0.1 mol/L的AgNO3溶液的試管中加0.1 mol/L的NaCl溶液，至不再有白色沉淀生成。向其中滴加0.1 mol/L KI溶液，觀察、記錄現象；再向其中滴加0.1 mol/L的Na2S溶液，觀察并記錄現象 ［思考］根據實驗3-4的實驗步驟，指導學生完成實驗。 ［設問］通過實驗你觀察到了什么現象？ ［投影］ | 步驟 | AgCl和AgNO3溶液混合 | 向所得固體混合物中滴加KI溶液 | 向新得固體混合物中滴加Na2S溶液 | | 現象 | 又白色沉淀析出 | 白色沉淀轉化為黃色 | 黃色沉淀轉化為黑色 |
［演示實驗3－5］根據實驗3-4的實驗步驟，指導學生完成實驗。 | 步驟 | 向MgCl2 溶液中滴加NaOH 溶液 | 向有白色沉淀的溶液中滴加FeCl3 溶液 | 靜置 | | 現象 | 有白色沉淀析出 | 白色沉淀變紅褐色 | 紅褐色沉淀析出溶液褪至無色 |
［板書］3、沉淀的轉化 (1) 方法：加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子。使平衡向溶解的方向移動。 ［講］沉淀的轉化的實質是沉淀溶解平衡的移動。一般來說，溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀容易實現 ［板書］(2) 實質：生成溶解度更小的難溶物 ［總結］沉淀的生成、溶解、轉化本質上都是沉淀溶解平衡的移動問題，其基本依據主要有：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。③加入相同離子，平衡向沉淀方向移動。④加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子。使平衡向溶解的方向移動。 ［隨堂練習］ 1、將AgNO3溶液依次加入氯化鈉溶液、溴化鈉溶液、碘化鉀溶液中都會出現不同顏色的沉淀，沉淀的顏色變化是 _ ____ → _ _ ___ → ____ _。出現這種顏色變化的原因是： _ 2、己知碳酸鈣和氫氧化鈣在水中存在下列溶解平衡Ca(OH)2(s)Ca2+(aq)＋2OH－(aq)，CaCO3(s) Ca2+(aq)＋CO32－(aq)。在火力發電廠燃燒煤的廢氣中往往含有SO2、O2、N2，CO2等，為了除去有害氣體SO2變廢為寶，常常見粉末狀的碳酸鈣或熟石灰的懸濁液洗滌廢氣，反應產物為石膏。 （1）寫山上述兩個反應的化學方程式： ①S02與CaCO3懸濁液反應 ②S02與Ca(OH)2懸濁液反應 （2）試說明用熟石灰的懸濁液而不用澄清石灰水的理由 |
