3.4.1沉淀溶解平衡原理学案33.4.1沉淀溶解平衡原理学案33.4.1沉淀溶解平衡原理学案3第１课时沉淀溶解平衡原理学习目标1、了解难溶物在水中得溶解情况，认识沉淀溶解平衡得建立过程。２、理解溶度积得概念,能用溶度积规则判断沉淀得产生、溶解。知识梳理1、沉淀溶解平衡原理(1)溶解度不同得电解质在水溶液中溶解得程度不一样,而且差别很大,有得溶解度很大,像ＮａＣl、ＫＣｌ、NaＯＨ等，我们称其为或是易溶物。有得溶解度较小，如CaSO4、Ｃa(OH)2等，这些物质得溶解度在0、0１g到１g之间，我们通常把它们称作物质，有得溶解度很小,像CａCO3、AgＣl、AｇS等,这些物质得溶解度小于0、01ｇ，我们通常把它们称作物质。这几者得关系如下表所示:溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度（2)沉淀溶解平衡AgＣl在溶液中存在下述两个过程：一方面,在水分子作用下，少量Ａｇ+和Ｃｌ-脱离AgＣｌ得表面溶入水中；另一方面，溶液中得离子受ＡｇＣl表面正、负离子得吸引,回到AgCl得表面析出形成沉淀。溶解平衡：在一定温度下，当时,即达到溶解平衡状态。如ＡｇCl沉淀体系中得溶解平衡可表示为AgClAg+＋Cl－。由于沉淀、溶解之间得这种动态平衡得存在，决定了Ag＋和Cl-得反应不能完全进行到底。难溶电解质与易溶电解质之间并无严格界限，习惯上将称为难溶电解质。对于常量得化学反应来说，0、1g是很小得，因此一般情况下，相当量得离子互相反应生成难溶电解质，可以认为反应完全了。化学上通常认为残留在溶液中得离子浓度小于10－５ｍol·L－1时,沉淀就达完全。(3)溶解平衡特征①“动”——。②“等”——。③“定”——。④“变”——。(４)影响沉淀溶解平衡得因素①内因：难溶物质本身性质，这是决定因素。②外因:浓度：加水稀释,平衡向方向移动，但不变。温度：绝大多数难溶盐得溶解是吸热过程,升高温度,平衡向方向移动。同离子效应：向平衡体系中加入相同得离子,使平衡向方向移动。其她: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得离子时,平衡向方向移动，但不变。疑点突破:不仅难溶电解质存在溶解平衡,在易溶电解质过量得饱和溶液中也存在溶解平衡。如在NaCｌ饱和溶液中,加入ＮaCl固体，固体溶解和析出得速率相等时，存在动态平衡，这样得情况也是沉淀溶解平衡得一种。【例1】下列对沉淀溶解平衡得描述正确得是（)。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,沉淀得速率和溶解得速率相等C、沉淀溶解达到平衡时,溶液中溶质得离子浓度相等，且保持不变D、沉淀溶解达到平衡时,如果再加入该沉淀物，将促进溶解２、溶度积（1)概念，叫做沉淀溶解平衡。这时,离子浓度得系数次幂之积为一常数,叫做。（２)表达式AｍＢnmＡn+＋ｎBm-,Ksp＝。(３）影响Ｋsp得因素与其她得化学平衡常数一样，Ksp只与和有关，而与沉淀得量和溶液中离子得浓度无关。溶液中离子浓度得变化只能使溶解平衡移动而不改变溶度积。(4)溶度积与溶解度得关系不同类型得难溶强电解质得溶度积与溶解度之间得关系不同。对相同类型难溶电解质得溶解能力,可以直接比较溶度积得大小来判断溶解度,如ＡgＣl、ＡgBｒ和AgI得溶度积常数分别为1、8×10－10、5、４×10－13、８、５×10-17，其溶解度大小顺序依次为AgCl>AgBr＞AｇI。而不同类型得电解质得溶解度大小不能单从溶度积大小直接判断。【例2】Ag２CｒO4在2５℃时得溶解度是0、０04４5g，求其溶度积。学习小结eq\ｘ（沉淀溶解平衡)-eｑ\b\lc＼|\rc\（\a\vｓ４＼al\co1（－\x(影响平衡移动因素),-＼x(溶度积常数Kｓp）)）课后反思当堂检测１、下列属于微溶物质得是（）A、AgClﻩＢ、BａＣl2C、CａSO4ﻩﻩＤ、Ag2Ｓ2、下列物质得溶解度随温度升高而减小得是（）①KNＯ3②Ca（OH）2③ＢaSO4④CO2A、①②B、②④C、①③D、①④3、下列对沉淀溶解平衡得描述正确得是(）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，沉淀得生成和溶解得速率相等C、沉淀溶解达到平衡时,溶液中溶质得离子浓度相等,且保持不变D、沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶得该沉淀物,将促进溶解4、在一定温度下，Mg（OH)2固体在水溶液中达到下列平衡：Ｍg(ＯH）2(s)Mg2＋(aｑ）+2OＨ－(aq)，若使固体Mg(OH)2得量减少,而c(Ｍg2＋)不变，可采取得措施是()A、加ＭgＣｌ2B、加H2OC、加NaＯHD、加HCl5、硫酸锶（SｒSO4)在水中得沉淀溶解平衡曲线如下,下列说法正确得是