（新課改省份專(zhuān)版）2022高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 7.6 點(diǎn)點(diǎn)突破 難溶電解質(zhì)的溶解平衡學(xué)案（含解析）

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1、（新課改省份專(zhuān)版）2022高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 7.6 點(diǎn)點(diǎn)突破 難溶電解質(zhì)的溶解平衡學(xué)案（含解析） 1．沉淀溶解平衡的含義 在一定溫度下的水溶液中，當(dāng)沉淀溶解和生成的速率相等時(shí)，即建立了沉淀溶解平衡狀態(tài)。 2．沉淀溶解平衡的建立 固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì) 3．沉淀溶解平衡的特點(diǎn) 4．影響沉淀溶解平衡的因素 (1)內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)，這是決定因素。 (2)外因：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0為例 外界條件 移動(dòng)方向 平衡后 c(Ag＋) 平衡后 c(Cl－) Ksp 升高溫度 正向 增大 增大 增大 加水稀釋

2、正向 不變 不變 不變 加入少量 AgNO3 逆向 增大 減小 不變 通入HCl 逆向 減小 增大 不變 通入H2S 正向 減小 增大 不變 [對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”)。 (1)沉淀達(dá)到溶解平衡時(shí)，溶液中溶質(zhì)離子濃度一定相等，且保持不變(×) (2)AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)表示AgCl的電離平衡(×) (3)升高溫度，沉淀溶解平衡一定正向移動(dòng)(×) (4)碳酸鈣在水中的溶解度比在氯化鈣溶液中的溶解度大(√) (5)難溶電解質(zhì)達(dá)到沉淀溶解平衡時(shí)，增加難溶電解質(zhì)的量，平衡向溶解方向移動(dòng)

3、(×) (6)根據(jù)AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，CH3COOHCH3COO－＋H＋，可以判斷AgCl、CH3COOH均為弱電解質(zhì)(×) (7)為減少洗滌過(guò)程中固體的損耗，最好選用稀H2SO4代替H2O來(lái)洗滌BaSO4沉淀(√) 2．有關(guān)AgCl沉淀的溶解平衡的說(shuō)法中，不正確的是(　　) A．AgCl沉淀生成和沉淀溶解不斷進(jìn)行，但速率相等 B．AgCl難溶于水，溶液中沒(méi)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沉淀的溶解度降低 解析：選B　沉淀溶解平衡的實(shí)質(zhì)是v(沉淀)＝v(溶解)≠0，A對(duì)。A

4、gCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)是動(dòng)態(tài)平衡，B錯(cuò)。溶解過(guò)程吸熱，C對(duì)。加入NaCl固體，c(Cl－)增大，AgCl溶解平衡左移，D對(duì)。 3．在一定溫度下，當(dāng)Mg(OH)2固體在水溶液中達(dá)到下列平衡時(shí)：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，要使Mg(OH)2固體減少而c(Mg2＋)不變，可采取的措施是(　　) A．加MgSO4　　　　　　　 B．加HCl溶液 C．加NaOH D．加水 解析：選D　加MgSO4會(huì)使該溶解平衡左移，Mg(OH)2 固體增多，c(Mg2＋)變大；加HCl溶液使該溶解平衡右移，Mg(OH)2固體減少，c(Mg2＋)變大；加N

5、aOH使該溶解平衡左移，Mg(OH)2固體增多，c(Mg2＋)變小。 知識(shí)點(diǎn)二　溶度積(Ksp) 對(duì)應(yīng)學(xué)生用書(shū)P142 1．溶度積和離子積 以AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)為例： 溶度積 離子積 概念 沉淀溶解的平衡常數(shù) 溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積 符號(hào) Ksp Qc 表達(dá)式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，表達(dá)式中的濃度都是平衡濃度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，表達(dá)式中的濃度是任意濃度 應(yīng)用 判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解 ①Q(mào)cKsp：溶液過(guò)飽和，有沉淀析出 ②QcKsp：

6、溶液飽和，處于平衡狀態(tài) ③QcKsp：溶液未飽和，無(wú)沉淀析出 2．Ksp的影響因素 (1)內(nèi)因：難溶物質(zhì)本身的性質(zhì)，這是主要決定因素。 (2)外因 ①濃度：加水稀釋?zhuān)胶庀蛉芙夥较蛞苿?dòng)，但Ksp不變。 ②溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過(guò)程，升高溫度，平衡向溶解方向移動(dòng)，Ksp增大。 ③其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶物質(zhì)或更難電離物質(zhì)或氣體的離子時(shí)，平衡向溶解方向移動(dòng)，但Ksp不變。 [對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”)。 (1)Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，則AB2的溶解度小于CD的溶解度(×) (2)向濃度

7、均為0.1 mol·L－1NaCl和NaI混合溶液中滴加少量AgNO3溶液，出現(xiàn)黃色沉淀，說(shuō)明Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)(√) (3)常溫下，向BaCO3的飽和溶液中加入Na2CO3固體，BaCO3的Ksp減小(×) (4)溶度積常數(shù)Ksp只受溫度影響，溫度升高，Ksp增大(×) (5)常溫下，向Mg(OH)2飽和溶液中加入NaOH固體，Mg(OH)2的Ksp不變(√) 2．(2019·孝義模擬)25 ℃，向100 mL 0.09 mol·L－1 BaCl2溶液中加入100 mL 0.1 mol·L－1 H2SO4溶液生成BaSO4沉淀。已知：Ksp(BaSO4)＝1.1×1

8、0－10，且溶液的溫度和體積的變化都忽略不計(jì)，則生成沉淀后的體系中c(Ba2＋)和pH分別為(　　) A．1.1×10－9 mol·L－1、1　 B．1.1×10－9 mol·L－1、2 C．2.2×10－8 mol·L－1、1 D．2.2×10－8 mol·L－1、2 解析：選C　BaCl2與H2SO4溶液發(fā)生反應(yīng)：BaCl2＋H2SO4===BaSO4↓＋2HCl，n(BaCl2)＝0.09 mol·L－1×0.1 L＝0.009 mol，n(H2SO4)＝0.1 L×0.1 mol·L－1＝0.01 mol，故兩溶液反應(yīng)后剩余0.001 mol H2SO4，此時(shí)c(H2SO4)＝

9、＝0.005 mol·L－1，故生成沉淀后的體系中c(Ba2＋)＝＝ mol·L－1＝2.2×10－8 mol·L－1。溶液中H＋未參與離子反應(yīng)，則有c(H＋)＝0.1 mol·L－1×2×＝0.1 mol·L－1，故溶液的pH＝－lg c(H＋)＝－lg 0.1＝1。 3．(2019·昌樂(lè)二中月考)已知25 ℃時(shí)，電離常數(shù)Ka(HF)＝3.6×10－4，溶度積常數(shù)Ksp(CaF2)＝1.46×10－10。現(xiàn)向1 L 0.2 mol·L－1 HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L－1 CaCl2溶液，下列說(shuō)法正確的是(　　) A．25 ℃時(shí)，0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＝1

10、B．Ksp(CaF2)隨溫度和濃度的變化而變化 C．該體系中Ksp(CaF2)＝ D．該體系中有CaF2沉淀產(chǎn)生 解析：選D　HF為弱酸，不能完全電離，則25 ℃時(shí)，0.1 mol·L－1 HF溶液中pH>1，A項(xiàng)錯(cuò)誤；Ksp只與溫度有關(guān)，B項(xiàng)錯(cuò)誤；由已知得Ksp(CaF2)≠，C項(xiàng)錯(cuò)誤；兩溶液混合后，c(Ca2＋)＝0.1 mol·L－1，c(F－)＝＝6×10－3 mol·L－1，則Qc＝c2(F－)·c(Ca2＋)＝3.6×10－6>Ksp(CaF2)，故體系中有CaF2沉淀產(chǎn)生，D項(xiàng)正確。 知識(shí)點(diǎn)三　沉淀溶解平衡的應(yīng)用 1．沉淀的生成 (1)原理：當(dāng)Qc＞Ksp時(shí)，難溶電解

11、質(zhì)的溶解平衡向左移動(dòng)，生成沉淀。 (2)應(yīng)用：可利用生成沉淀來(lái)達(dá)到除去溶液中雜質(zhì)離子的目的。 (3)方法： ①調(diào)節(jié)pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質(zhì)，可加入氨水調(diào)節(jié)pH至4左右，離子方程式為Fe3＋＋3NH3·H2O=== 。 ②沉淀劑法：如用H2S沉淀Cu2＋，離子方程式為Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋。 [提醒]　若一種沉淀劑可使溶液中多種離子產(chǎn)生沉淀時(shí)，則可控制條件，使這些離子先后分別沉淀。 ①對(duì)同一類(lèi)型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀效果越好。 ②對(duì)不同類(lèi)型的沉淀，其沉淀先后順序要通過(guò)計(jì)算才能確定。 2．沉淀的溶解 (1)原理：

12、當(dāng)Qc＜Ksp時(shí)，難溶電解質(zhì)的溶解平衡向右移動(dòng)，沉淀溶解。 (2)方法： ①酸溶解法： CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 ②鹽溶解法：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式為Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。 ③氧化還原溶解法：不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 ④配位溶解法：AgCl溶于氨水，離子方程式為AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。 3．沉淀的轉(zhuǎn)化 (1)實(shí)質(zhì)：沉淀溶解平衡的移動(dòng)。 (2)舉例：MgCl2溶液Mg(OH)2Fe(OH)3，則Ks

13、p[Mg(OH)2]＞Ksp[Fe(OH)3]。 (3)規(guī)律：一般說(shuō)來(lái)，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)。 (4)應(yīng)用 ①鍋爐除水垢：將CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，離子方程式為CaSO4＋CO===CaCO3＋SO。 ②礦物轉(zhuǎn)化：CuSO4溶液遇ZnS轉(zhuǎn)化為CuS，離子方程式為ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。 [對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”)。 (1)BaCO3不溶于水，故可用作鋇餐(×) (2)在含有Mg(OH)2沉淀的飽和溶液中加入固體NH4Cl，沉淀量不變(×) (3)FeS可使Hg2＋轉(zhuǎn)化為HgS而除去，是因?yàn)镠gS

14、的溶解度比FeS的溶解度更小(√) (4)一般認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10－5 mol·L－1時(shí)，沉淀已經(jīng)完全(√) (5)在一定條件下，溶解度較小的沉淀也可以轉(zhuǎn)化成溶解度較大的沉淀(√) (6)向AgCl懸濁液中滴加Na2S溶液，白色沉淀變成黑色沉淀，離子方程式為2AgCl＋S2－===Ag2S＋2Cl－(√) (7)向Na2SO4溶液中加入過(guò)量的BaCl2溶液，則SO沉淀完全，溶液中只含Ba2＋、Na＋和Cl－，不含SO(×) 2．要使工業(yè)廢水中的Pb2＋沉淀，可用硫酸鹽、碳酸鹽、硫化物等作沉淀劑，已知Pb2＋與這些離子形成的化合物的溶解度如下： 化合物 PbS

15、O4 PbCO3 PbS 溶解度/g 1.03×10－4 1.81×10－7 1.84×10－14 由上述數(shù)據(jù)可知，沉淀劑最好選用(　　) A．硫化物　　　　　　　 B．硫酸鹽 C．碳酸鹽 D．以上沉淀劑均可 解析：選A　沉淀工業(yè)廢水中的Pb2＋時(shí)，生成沉淀的反應(yīng)進(jìn)行得越完全越好，由于PbS的溶解度最小，故選硫化物作為沉淀劑。 3．化工生產(chǎn)中常用MnS作為沉淀劑除去工業(yè)廢水中Cu2＋：Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是(　　) A．MnS的Ksp比CuS的Ksp大 B．該反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)c(Mn2＋)＝c(Cu2＋) C．往平衡體系中加入少量CuSO4固體后，c(Mn2＋)變大 D．該反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝ 解析：選B　根據(jù)沉淀轉(zhuǎn)化向溶度積小的方向進(jìn)行，Ksp(MnS)＞Ksp(CuS)，A對(duì)；該反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)c(Mn2＋)、c(Cu2＋)保持不變，但不一定相等，B錯(cuò)；往平衡體系中加入少量CuSO4固體后，平衡正向移動(dòng)，c(Mn2＋)變大，C對(duì)；該反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝＝＝，D對(duì)。