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五章沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用

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湖南理工学院2011年无机化学习题及答案第五章沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用

湖南理工学院2011年无机化学习题及答案第五章沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用

第五章 沉淀溶解平衡记载分析花学中的应用习题11 已知Ag 2CrO 4的溶解度为4.74g·L -1，求其溶度积K sp解：Ag 2CrO 4的溶解度Ｓ＝ 4.74 / 331.74 = 0.0143 (mol/L)，K sp = 4s 3 = 4×(0.0143)3 = 1.17×10-5 (题给条件有错)2 已知Ca(OH)2的K sp =5.5×10-6,计算其饱和溶液的pH 值。

解：)L /mol (1011.14105.54K S 2363sp--⨯=⨯==c (OH -)= 2S = 2.22×10-2(mol/L) pOH - = 1.65 pH = 12.353 根据K sp 值计算下列各难溶电解质的溶解度：（1）Mg(OH)2在纯水中，（2）Mg(OH)2在0.01 mol·L -1 MgCl 2溶液中，（3）CaF 2在pH=2的溶液中。

解：(1)43123sp1012.141061.54K S --⨯=⨯== (mol·L -1)(2)设Mg(OH)2在0.01 mol·L -1 MgCl 2溶液中的溶解度为S-++⇔OH 2Mg)OH (Mg 22 0.1+S 2S K sp =(S+0.01)(2S)2=5.61×10-12 ∵S+0.01≈0.01 ∴S=1.18×10-5 (mol·L -1)(3) CaF 2+2H +⇔Ca 2++2HFK j =2a sp 22222K K )F (c )F (c )H (c )HF (c )Ca (c =⨯⋅--++ 2410222)1053.3(1046.1)10()s 2(s ---⨯⨯=⋅ s≈3.08×10-3(mol·L -1) 4 欲从0.002 mol·L -1Pb(NO 3)2溶液中产生Pb(OH)2沉淀，问溶液的pH 至少为多少？解：c (Pb 2+) = 0.002 mol/L ， c (Pb 2+)c 2(OH -)> K sp 才能产生Pb(OH)2沉淀。

沉淀溶解平衡及常数的应用

沉淀溶解平衡及常数的应用

沉淀溶解平衡及常数的应用沉淀溶解平衡及常数是化学中一种非常重要的概念，它在溶解反应、溶液中溶质的浓度以及沉淀的生成与溶解等方面有着广泛的应用。

下面我将详细介绍沉淀溶解平衡及常数的基本概念和应用。

沉淀溶解平衡描述的是一种溶解度平衡，即在溶液中存在着一种物质的溶解和沉淀的动态平衡。

在溶液中，当溶质的溶解速度等于沉淀速度时，就达到了溶解平衡。

溶解平衡常常涉及到溶解性产物的生成和溶解，并且可以用沉淀溶解常数来表示。

沉淀溶解常数（Ksp）是描述沉淀物溶解程度和溶液中离子浓度的一个指标。

对于溶解度为x的化学物质MnXm可溶解与其溶解反应的晶体溶液，其离解反应可以用化学方程式表示为：MnXm(s) nM^m+(aq) + mX^n-(aq)其中，M^m+是金属离子，X^n-是非金属离子，n和m分别是它们在溶液中的摩尔数。

当晶体溶解时，Ksp可通过以下公式计算：Ksp = [M^m+]^n [X^n-]^m其中，[M^m+]和[X^n-]分别表示溶质MnXm的离子浓度，n和m分别对应离子的个数。

Ksp值是一个常数，它与温度有关，可以用于预测溶液中沉淀物的生成和溶解情况。

沉淀溶解平衡及常数的应用非常广泛。

一方面，它可以帮助我们预测和控制沉淀物的生成。

通过计算沉淀溶解常数，我们可以得知溶液中沉淀物的生成趋势。

当已知反应物的浓度时，Ksp值可以帮助我们判断溶液中是否会生成沉淀物。

当Ksp大于溶液中反应物的离子积时，会生成沉淀物；当Ksp小于离子积时，溶液中的沉淀物会溶解。

这个原理可以应用于实际养殖、环境治理等领域，帮助我们控制溶液中的沉淀物生成和去除。

另一方面，沉淀溶解平衡及常数还可以用于定量分析和标准溶液的制备。

通过测定沉淀物和溶液中的离子浓度，配合沉淀溶解常数的计算，可以推断溶液中化学物质的浓度。

这种方法被广泛应用于化学定量分析中，例如重金属离子的测定、药物中活性成分的含量分析等。

此外，沉淀溶解平衡及常数还可以用于探究溶解反应的速率和影响因素。

第5章酸碱平衡与沉淀溶解平衡讲义

第5章酸碱平衡与沉淀溶解平衡讲义

H+
+
－
Ac
在一定温度下：
Ka
[H ][ Ac ]
[HAc ]
K

Θ a
称为弱酸的解离平衡常数，简称解离常数(dissociation
constant)。
同理对于弱碱如氨水的解离：NH3 + H2O
NH4+
+
－
OH
平衡时有：
K
b

[NH4 ][OH ] [ NH 3 ]
Kbθ：弱碱的解离常数，也叫弱碱的解离常数
]
分子分母同乘[H+]，则：
Kb
( Ac
)

[HAc][OH [Ac ]

]
[H [H

] ]

[HAc] [ Ac ][H

[H ]

][OH

]
Kw
Ka (HAc)
☆☆
16
同理离子酸NH4+的解离常数 NH4+ + H2O
NH3 +H3O+
K
Θ a
(NH4
)

[NH3 ][H3O [NH4 ]
Ka θ 或Kb θ 意义：解离平衡时弱电解质解离为离子的趋势大小。
•可用解离常数的大小，比较同类型弱酸或碱的相对强弱。
☆☆
15
5.2.1.2共轭酸碱对解离常数间的关系
离子碱Ac－与水之间的解离平衡为：
－
－
H2O + Ac OH + HAc

K

b
(
Ac
)

[HAc ][OH [ Ac ]

高等化学 难溶强电解质溶液的沉淀溶解平衡

高等化学 难溶强电解质溶液的沉淀溶解平衡
对于AnBm饱和溶液：
(溶度积) Ksp cn (Am ) cm (Bn )
对于其它状态下的AnBm溶液：
(离子积) Qi cn (A m ) cm (Bn )
由Kspθ与Qi相对大小确定溶液是否处于饱和状态
AnBm (s) nAm (aq) mB n (aq)
Ksp cn (Am ) cm (Bn )
Qi cn (A m ) cm (Bn )
Qi Ksp 饱和溶液， 处于平衡
Qi Ksp 过饱和溶液， 沉淀析出
Qi Ksp 不饱和溶液， 沉淀溶解
沉淀形成和沉淀溶解的判据——溶度积规则
1、沉淀的生成 Qi Ksp Question
s
s
KSP c( Ag )c(Cl ) s2 1.8 1010
4.1.3 沉淀溶解平衡的移动
1、同离子效应
难溶强电解质饱和溶液中加入含有相同离子的易溶强电解质时,
难溶电解质溶解度s下降。
CaCO3(s)
Ca2+ + CO32-
Na2CO3 2Na+ + CO32-
同离子效应是吕·查德里原理的又一种体现形式，重量分析中 利用这种效应, 通过加大沉淀剂的用量使被测组分沉淀更完全.

1.8 1010 1.34 105 m ol dm3
( 2 ) AgCl在0.0010m ol dm3 NaCl中：
AgCl( s )
Ag ( aq ) Cl ( aq )
平衡浓度( m ol dm3 )
S
0.0010 S
因为S 0.0010,因此0.0010 S 0.0010
第5章 难溶强电解质 溶液的沉淀-溶解 平衡

高考化学专题复习第五章沉淀反应教案

高考化学专题复习第五章沉淀反应教案

第五章沉淀反应—■教学基本要求1、沉淀溶解平衡掌握溶度积常数与溶解度的相互换算。

2、溶度积规则及应用掌握用溶度积规则判断溶液中沉淀的产生和溶解；掌握同离子效应的计算，了解盐效应；掌握计算难溶氢氧化物、硫化物开始沉淀、沉淀完全时c(OH—)、pH值；熟悉沉淀溶解的方法；掌握通过计算判断分步沉淀的丿II页序及第二种离子开始沉淀时，第一种离子是否沉淀完全；掌握沉淀转化反应的平衡常二三§5.1沉淀溶解平衡§5・1・：1溶度积常数将溶解度大于0.1g/100gH20的物质称为易溶电解质，梅溶解度在0.01 0.1g/100gH20的物质称为微溶电解质,将溶解度小于0.01g/100gH20的物质称为难溶电解质。

BaSO4⑸在饱和溶液中存在下列平衡：BaSO4(s) o Ba2*(aq)+SO42-(aq);则:Ksp° = Ba2* SO42- 具中，c—l.Omol/dmq不写入表达式中。

Up称为溶度积常数…即温度一走时,难溶电解质溶在水溶液中的部分『全部离解为离子时离子的浓度的乘积是一常数，简称溶度积。

推广到一般式,如一反应为：AmBn(s) <=> mA n+(aq)+nB^aq)则:K%(AmBn)=冲『.［夕叮即:指定反应式中的离子，以离子的化学计星系数为指数的幕的相对浓度的乘积是一常数。

• K°sp同样是温度的函数，但K°sp受温度影响不大，当温度变化不大时，可采用常温下的资料。

•溶度积的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小。

对于同种类型基本不水解难溶强电解质, 溶度积越大,溶解度也越大；对于不同类型难溶电解质，就不能用Kip大小来比较溶解能力的大小,必须把溶度积换算成溶解度。

例如：K e sp S(mol/dm3)AB AgCI 1.8x10“° 1.3x10”AgBr 5.0x10"7.1x10-7A2B Ag2CrO4l.lxlO"12 6.5 xlO^5§5.1.2溶度积常数和溶解度的相互换算难溶化合物的溶解度S和Kip都是表示难溶化合物溶解能力大小的物理墨因此它们之间存在着相互依赖的关系，是可以进行换算的，可以从S求K：p也可以从Up求S。

第五章 沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用

第五章 沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用

第五章沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用(Precipitation –Dissolution Equilibrium and it’s Applicationin the Analysis Chemistry)学习要求1.掌握溶度积的概念、溶度积与溶解度的换算。

2.了解影响沉淀溶解平衡的因素，利用溶度积原理判断沉淀的生成及溶解。

3.掌握沉淀溶解平衡的有关计算。

4.掌握沉淀滴定法的原理及主要应用。

5.了解重量分析法的基本原理和主要步骤。

6.掌握重量分析法结果计算的方法。

在第四章中，我们讨论的是弱电解质在溶液中的电离平衡，这是一种单相体系的电离平衡。

现在我们将讨论在难溶电解质饱和溶液中存在的固体和水合离子之间的沉淀——溶解平衡，这是一种多相离子平衡(polyphase ionic equilibrium)。

沉淀的生成和沉淀的溶解是在科研和生产实践中经常使用的一种手段。

以溶解沉淀平衡为基础，形成了沉淀滴定法和重量分析法。

5．1沉淀溶解平衡5．1．1 溶度积常数各种电解质在水中有不同的溶解度，通常将在100克水中溶解量小于0.01克的电解质称为难溶电解质。

难溶电解质在水中会发生一定程度的溶解，当达到饱和溶液时，未溶解的电解质固体与溶液中的离子建立起动态平衡，这种状态称之为难溶电解质的溶解——沉淀平衡，例如，将难溶电解质AgCl 固体放入水中，在极性的水分子作 用下，表面上的Ag +和 Cl -不断地由固体表面进入溶液，成为水合离子，这就是AgCl 溶解(dissolution)的过程。

同时，在溶液中的水合Ag +、CI -离子不断地作无规则运动，部分的Ag +和CI -又 撞击到 AgCl 的表面，受到固体表面的吸引，重新回到固体表面上来,这就是AgCl 的沉淀(precipitation)过程。

当溶解和沉淀的速度相等时，就建立了AgCl 固体和溶液中的Ag +和CI -之间的动态平衡，此时溶液为AgCl 饱和溶液(saturated solution)。

第五章沉淀溶解平衡与沉淀滴定法

第五章沉淀溶解平衡与沉淀滴定法

[H+]
0
0
[H+]-0.02 0.01 0.01
K
H2S Sn2
H 2
H2S Sn2 S 2 KSP,SnS
H
2
S
2
K1 K 2
1.0 1025 1.3107 7.11015
1.08104
H 0.02
H2S Sn2
K
0.01 0.01 1.08 104
0.96
H 0.98mol dm3
代入相关数据,解得: [HAc]=[H+]-0.2=1.67mol.L-1 [H+]=1.87mol.L-1 所以MnS沉淀可溶于乙酸中。
② CuS(S ) 2H =Cu2 H2S
平衡
[H+]-0.2 0.1 0.1
K=[Cu2+][H2S]/[H+]2 =[Cu2+][S2-][H2S]/[S2-][H+]2 = KspCuS°/( Ka1°Ka2°)H2S 代入数据得：[H+]=2.81×107mol.L-1
pOH 4.6
pH 9.4
当pH=9.4时，Fe3+早已沉淀完全，因此只要将pH值 控制在2.89.4之间，即可将Fe3+和Mg2+分离开来。
4.沉淀转化
有些沉淀既不溶于水也不溶于酸，也不能用配位溶解 和氧化还原的方法将其溶解。这时，可以把一种难溶电解 质转化为另一种更难溶电解质，然后使其溶解。
例如，锅炉中的锅垢含有CaSO4，可以用Na2CO3溶液 处理，使之转化为疏松且可溶于酸的CaCO3沉淀，这样锅 垢就容易清除了。在含有沉淀的溶液中加入适当的沉淀剂， 把一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程，称为 沉淀的转化。

高中二年级上学期化学《沉淀溶解平衡的应用》教学设计

高中二年级上学期化学《沉淀溶解平衡的应用》教学设计

《沉淀溶解平衡的应用》教学设计学习目标：1.学会解释生活中沉淀的生成2.学会解释生活中沉淀的溶解3.学会解释生活中沉淀的转化教学过程：一、问题的提出工业废水的处理怎么样除去工业废水中的Hg2+和Cu2+？分析化学沉淀法废水处理工艺流程示意图二、解释生活中沉淀的生成【活动1】分析产生沉淀的方法1.加入沉淀剂2.控制溶液的pH3.应用同离子效应，当Q >Ksp 时有沉淀生成。

【活动2】加沉淀剂产生沉淀原则：1.生成沉淀的反应能够发生2.溶液中剩余离子的浓度能够尽量小（当溶液中剩余离子浓度小于1×10-5mol/L时，化学上认为生成沉淀的反应完全）思考与讨论：1.如果要除去某溶液中的SO42-，你选择加入钙盐还是钡盐？为什么？2.如果使沉淀反应完成后，溶液中剩余离子的浓度能够尽量小？【活动3】控制溶液的pH产生沉淀根据上表的数据，CuCl2中混有少量Fe如何除去？【活动4】同离子效应产生沉淀思考：硫酸钡在硫酸中的溶解度为什么比在纯水中小？三、任务二解释生活中沉淀的溶解1.实质：沉淀溶解平衡的移动，要使沉淀发生溶解，则Q < Ksp2.常用方法：加酸、碱、盐、强氧化剂等【实验探究1】向Mg(OH)2中分别加蒸馏水、盐酸、氯化铵溶液四、任务三解释生活中沉淀转化一般来说：溶解能力相对较强的物质易转化为溶解能力相对较弱的物质，溶解度相差越大，这种转化的趋势越大【实验探究2】1.向硝酸银溶液中滴加氯化钠溶液，观察现象。

2.向1中再滴加碘化钾溶液，观察现象。

3.向2中再滴加硫化钠溶液，观察现象。

实验说明：沉淀可以从溶解度小的向溶解度更小的方向转化，两者差别越大，转化越容易。

【实验探究3】1.向氢氧化镁溶液中加入氢氧化钠溶液，观察现象2.向1中加入氯化铁溶液，观察现象，静置，再注意观察溶液颜色变化。

沉淀的转化在生活中的应用（1）锅炉水垢中除了CaCO3、Mg(OH) 2外，还含有难溶于水和酸的CaSO4，如何清除？（2）牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡：Ca5(PO4)3OH（s）5Ca2+(aq) +3PO43-(aq) +OH-(aq)进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是：生成的有机酸能中和OH-，使平衡向脱矿方向移动，加速腐蚀牙齿。

沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用新

沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用新

15
8.2.1 溶度积规则
AmBn （s ） mAn++nBm-
Qi = [c(An+)]m ·[c(Bm-)]n
=[ceq (An+)] m · [ceq (Bm-)] n
根据G =2.303RTlgJ/ 无沉淀生成的溶度积规则:
，可得出判断溶液有
16
当Qi > 当Qi=
时：有沉淀生成，过饱和溶液； 时，平衡态，饱和溶液；
22
解：设Ag2CrO4的溶解度分别为s1、s2、s3，
(Ag2CrO4) = (2s1)2· s1 = (2s2)2· (0.01+s2) = (0.01+2s3)2· s3 s1 = 6.7×10-5 mol· L-1 s2 = 5.0×10-6 mol· L-1 s3 = 1.1×10-10 mol· L-1
2
8.1 沉淀-溶解平衡 8.2 溶度积规则及应用 8.3 沉淀滴定法 8.4 重量分析法
3
8.1
沉淀溶解平衡
8.1.1 溶度积常数 8.1.2 溶解度与溶度积的相互换算
4
一定温度下，把难溶强电解质如CaCO3放在水 中时，一部分Ca2+ 离子和 离子离开固体表面， 成为水合离子进入溶液，这个过程称为溶解。 另一方面，溶液中的水Ca2+ 离子和 离子 处在序的运动中，其中有些相互碰撞到固体 CaCO3 表面时，受到固体表面的吸引力，又会重新析出或 回到固体表面上来，这个过程称为沉淀。
1、AB型 s =( )1/2
2、 A2B型或 AB2型 s=( 3、 AmBn型 s=(
/4)1/3 /mmnn)1/(m+n)
8
注意应用以上公式时的条件：

沉淀溶解平衡的应用

沉淀溶解平衡的应用

答案 (1)BaS＋CuO＋H2O＝Ba(OH)2＋CuS (2)CuS的溶度积比CuO小得多(更难溶)，有利于该 反应正向进行 (3)CuO
交流与讨论：锅炉的水垢中除了CaCO3和 Mg(OH)2外，还有CaSO4使得水垢结实，用酸很 难快速除去，要快速除去水垢，可以用饱和 Na2CO3溶液处理，使之转化为易溶于酸的CaCO3, 而快速除去。
沉淀溶解平衡的应用
学习目标：
1、能用溶度积规则判断沉淀的产生、
溶解
2、了解沉淀溶解平衡在生产生活中
的应用（沉淀的生成和分步沉
淀，沉淀的溶解和转化）
沉淀溶解平衡的应用 1、沉淀的生成 Qc K sp
问题1：

钡离子是有毒的重金属离子，如果误食可 溶性钡盐，应采取什么措施？
应想办法使钡离子沉淀 可以用碳酸钠或硫酸钠洗胃吗？ 生成的沉淀既不溶于水也不溶于酸，因此， 应选用硫酸钠将钡离子沉淀。
A．AgCl
B．AgBr
C．AgI
D．三种沉淀同时产生
2.不能使Mg(OH)2沉淀溶解的是 （ C ）
A．盐酸 B．硫酸 C．氢氧化钠溶液 D．氯化铵溶液
实验现象 实验1 实验2
产生白色沉淀 沉淀由白色转 化为浅黄色 沉淀由浅黄色 转化为黑色
化学方程式
Ag++Cl-= AgCl↓ AgCl+I2AgI+S2AgI+Cl_ Ag2S+2I-
实验3
说明硫化银的溶解度小于碘化银，碘化银的溶解度 小于氯化银
结论：实验告诉我们不同的沉淀之间在一定的条件下
是可以相互转化的！
CaSO4
Na2CO3
Ca2+ + + CO32- +

5第五章 沉淀溶解平衡及沉淀滴定法1 无机及分析化学 谢燕

5第五章 沉淀溶解平衡及沉淀滴定法1 无机及分析化学 谢燕

二、分步沉淀
一个体系中同时存在多种离子，逐渐加入一种沉淀剂均可使 这些离子沉淀时，沉淀有先有后，这种同一溶液中，发生先后 沉淀的现象，称分步沉淀。
） 先后沉淀的原则是：离子积（Q）首先达到溶度积（ K sp
的难溶电解质先沉淀。
如果溶液中被沉淀离子浓度相同，则同类型电解质，沉淀 剂浓度用量最小的先沉淀。
就会增大，因此在利用同离子效应降低沉淀溶解度时，应考虑到 盐效应的影响，沉淀剂不能过量太多。
三、酸效应
以生成金属氢氧化物沉淀为例 [c(Mn+)/cθ ]· [c(OH-)/
c(OH - )/c= n
M(OH)n(s）== Mn+ + nOH]n
K = sp [M (OH )n ]
cθ
K sp ( M (OH ) n )
Cl-离子开始沉淀时 c(Cl- ) = 0.1 mol·L-1
C(Ag+)
-15 mol·L-1 = —— = 1.5 × 10 -
C(I )
Ksp
C(Ag+)=
C(Cl )
-9 mol·L-1 —— = 1.56 × 10 -
Ksp AgCl开始析出时，溶 C(I- ) = —— -8 mol·L-1 = 9.6 × 10 C(Ag+ ) 液中的Ｉ-浓度为
一、溶度积常数和溶度积规则
对难溶强电解质 如: BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) —— 多相离子平衡 推广： K sp BaSO4 [c Ba 2 / c ] [c SO4 2 / c ]
K sp Am Bn [ c( An ) / c ]m [c B m / c ]n

沉淀溶解平衡及在分析化学中的应

沉淀溶解平衡及在分析化学中的应

沉淀溶解平衡及在分析化学中的应Ksp = [A+]^m [B-]^n其中，A和B表示溶解物的化学式，m和n分别代表溶解物的n个阳离子和n个阴离子的个数。

方括号代表浓度的量，[A+]表示溶液中阳离子A的浓度，[B-]表示溶液中阴离子B的浓度。

溶液中各离子浓度的平方根乘积即为溶解度积常数，它描述了在平衡状态下溶质离子的溶液中的浓度。

在分析化学中，沉淀溶解平衡可以应用于以下几个方面：1.离子的定性分析：通过观察沉淀物的形成和溶解情况，可以判断溶液中特定离子的存在与否。

例如，在定性分析中，常用银盐溶液与盐酸反应，生成白色沉淀AgCl。

如果有Cl-离子存在，则AgCl会形成；反之，则不会形成。

通过观察沉淀的生成与溶解情况，可以准确判断溶液中是否存在Cl-离子。

2.离子的定量分析：利用沉淀溶解平衡的原理，可以根据溶解度积常数的大小来确定溶质的浓度。

当溶质离子的浓度超过了其溶解度积常数所对应的溶解度时，沉淀会形成。

因此，可以通过测定沉淀物质的质量或体积，推断溶质离子的浓度。

3.沉淀的分离与富集：通过沉淀与溶解的平衡关系，可以实现一些物质的分离与富集。

例如，在水样中存在微量的离子，无法直接检测。

通过加入适当的沉淀剂，可以将目标离子与其他离子形成沉淀，然后从溶液中分离出来。

这种方法常用于微量元素的分离和富集。

4.反应的驱动力分析：在一些化学反应中，沉淀溶解平衡的变化可以用来解释反应的驱动力。

当反应物的浓度高于其溶解度时，会形成沉淀，从而减少反应物的浓度，使反应向生成沉淀的方向转移。

总结起来，沉淀溶解平衡是分析化学中一个重要的理论基础，它可以应用于离子的定性和定量分析、沉淀的分离与富集以及反应驱动力的分析。

通过深入理解和应用沉淀溶解平衡的原理，可以更好地开展分析化学研究和实验工作。

沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用

沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用

Ca3(PO4 )2(s) 3Ca2+(aq) 2 PO43-(aq)
Ksp Ө = c3(Ca2+) c2 (PO43-)
5
AmBn (s) mAn+ (aq) nBm-(aq)
KspӨ = [An+]m [Bm-]n
溶度积常数 KSP
▼ KSP值的大小反映了难溶电解质的溶解程 度。
8
例:在25℃ 时，Ag2CrO4的溶解度是0.0217g.L-1, 试计算Ag2CrO4的KSP 。
解：C( Ag2CrO4 )
m( Ag2CrO4 ) M( Ag2CrO4 )

0.0217 g.L1 331.8g.mol 1

6.54105 mol.L1
由 Ag2CrO4的溶解平衡
KSP ＝[Ａｍ＋]n ·[Bn-]m Qi = c (Am+) n·c (Bn-) m KSP表示难溶电解质沉淀溶解平衡时饱和溶 液中离子浓度的乘积。在一定温度下KSP为一常 数。 Qi则表示任何情况下离子浓度的乘积，其值 不定。
10
溶度积原理——
Qi＞KSP时，溶液为过饱和溶液，沉淀析出。 Qi＝KSP时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态 。 Qi＜KSP时，溶液为未饱和溶液 ，沉淀溶解 。
因为溶解度x很小，所以
0.010+x≈0.010
所以
0.010x=1.07×10-10 x=1.07×10-8(mol·L-1)
计算结果与BaSO4在纯水中的溶解度相比较， 溶解度为原来的1.07×10-8 /1.05×10-5 ,即约为
0.0010倍。
14
同离子效应 ：
因加入含有相同离子的易溶强电解质，而使 难溶电解质溶解度降低的效应。

沉淀溶解平衡原理的应用

沉淀溶解平衡原理的应用
④利用氧化还原方法降低某一离子的浓度 FeS(s) + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + S↓ +NO↑+ 2H2O ⑤生成络合物，如银氨溶液的配制 NH3· 2O H －+ Ag+ AgOH(s) OH Ag(NH3)2+
4
2、沉淀的生成
例1：将4×10-3mol· -1的AgNO3溶液与4×10-3mol· -1的NaCl溶液等 L L 体积混合能否有沉淀析出？Ksp(AgCl)= 1.8×10-10 解：只有当 Qc > Ksp时，离子才能生成沉淀。 混合后：c(Ag+)=2×10-3mol· -1，c(Cl-)=2×10-3mol· -1 L L Qc=c(Ag+)· -)=2×10-3×2×10-3=4.0×10-6>1.8×10-10 c(Cl Qc>Ksp，所以有AgCl沉淀析出。 2、用5%的Na2SO4溶液给误食的Ba2+的患者洗胃， 能否有效除去?已知：Ksp(BaSO4)=1.1×10-10 解：5% 的Na2SO4溶液中的c(SO42-)≈0.352mol/L, c(Ba2+)=(1.1×10-10)/(0.352)=2.9×10-10mol· -1 L 因为剩余的c(Ba2+)<10-5mol/L，所以有效除去了误食的Ba2+。
实验现象 实验1 实验2 实验3
8
AgCl
I-
AgI
S2-
Ag2S
已知AgCl、AgI和Ag2S的Ksp分别为：1.8×10-10、8.3×10-17、 1.6×10-49，分析上述实验现象的产生原因，归纳沉淀转化的方向。
KSP(AgCl)=1.8×10-10
KSP(AgI)=8.3×10-17

《无机及分析化学》第5章

《无机及分析化学》第5章

通过控制pH值可使某些难溶的弱酸盐和 难溶的氢氧化物沉淀或溶解。
例：计算欲使0.01mol·L-1Fe3+离子开始沉淀和完 全沉淀的pH值。Ksp [Fe(OH)3]=4.0×10-38
解：①Fe3+离子开始沉淀所需要的pH值:
Fe(OH)3(s) Fe3++3OH0.01 x
由Ksp=[Fe3+][OH-]3 =0.01×x3=4.0×10-38
x = 1.07×10-8(mol·L-1)
计算结果与BaSO4在纯水中的溶解度相比较，溶解度 为原来的1.07×10-8 /1.05×10-5 ，即约为0.0010倍。
影响溶解度的因素:盐效应
在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使
难溶电解质的溶解度增大的作用称为盐效应。
AgCl在KNO3溶液中的溶解度 (25℃ )
第五章 沉淀溶解平衡 与沉淀滴定法
5.1 溶度积原理 5.2 沉淀溶解平衡的移动 5.3 多种沉淀之间的平衡 5.4 沉淀滴定法
学习要求
1.掌握溶度积的概念、溶度积与溶解度的换算。 2.了解影响沉淀溶解平衡的因素，利用溶度积
原理判断沉淀的生成及溶解。 3.掌握沉淀溶解平衡的有关计算。 4.掌握沉淀滴定法的原理及主要应用。
化合物的 溶度积
例5-3 在25℃ 时，Ag2CrO4的溶解度是0.0217gL1, 试计算
Ag2CrO4的KSP
解：
c(Ag 2CrO4 )

s(Ag 2CrO4 ) M (Ag 2CrO4 )
0.0217g L1 6.54105 mol L1 331.8g mol1
0.1 0.1
[H+]=x-0.2
∴所需盐酸的浓度的计算公式为：

无机及分析化学07 第七章 沉淀溶解平衡及在定量分析中的应用

无机及分析化学07 第七章 沉淀溶解平衡及在定量分析中的应用

= 1.12×10 –12
小
大
9
S 3
K sp 4
6.5 10
–5
mol L–1
Chapter Seven
7.1.3 溶度积规则
AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq)
•溶度积
Ksp(AnBm)= ceq n (Am+) ceq m(Bn-)
•离子积
Q = cn(Am+) cm(Bn-) ΔrGm(T) = -RTlnK + RTlnQ
（1）引出 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl–(aq)
H2O(l)
NaCl(s)
Na+(aq) + Cl-(aq)
（2）定义 在难溶电解质的饱和溶液中，加入含具有相 同离子的强电解质时，平衡向左移动，难溶电解 质的溶解度降低的现象称之为同离子效应。
Chapter Seven
13
（3）计算
例：计算298K, PbI2(s) （1）在水中的溶解度 ； （2）在0.010mol· -1KI溶液中的溶解度， 并比较 L 溶解度的相对大小（Ksp(PbI2)=1.4×108）
Chapter Seven
6
同类型难溶电解质指化学式中阴阳离 子数之比相同的化合物。 AB：BaSO4～AgCl～AgBr， A2B：Ag2CrO4～Ag2S， AB2：CaF2～MgF2， 判断 Ksp (AgCl) = 1.77×10 –10 大， S大； Ksp (AgBr) = 5.35×10 –13 小，S小。
c(Ag+)=c(CrO42-)=2×10-5mol· -1 L
Q=c2(Ag+) c(CrO42-)

5.1沉淀溶解平衡及其影响因素

5.1沉淀溶解平衡及其影响因素

例1：计算298K，Ag2CrO4(s)在纯水中和在 0.10 mol.dm-3 AgNO3溶液中的溶解度（已知298K，Ag2CrO4的Ksp = 1.12 10-12)
解:（1）纯水中
Ag2CrO4(s) = 2 Ag+(aq) + CrO42-(aq)
平衡时：
2s
s
Ksp = [Ag+]2 [CrO42-] = (2s)2 s
1.21
0.00500
1.385
1.08
0.00500
1.42
1.48
0.0100
1.427
1.12
0.0100
1.63
1.70
0.0360
2.35
2.45
表 5-2 PbSO4 在 Na2SO4 溶液中溶解度
Na2SO4 的浓度 c/ mol/L
0
PbSO4 溶解度 s/10-3 mol/L
0.15
2. 计算难溶硫化物开始沉淀和沉淀完全时的PH值。
（4）络合效应
L是外加的络合剂
L是构晶离子本身 络合效应与同离子效应并存
L是外加的络合剂
例题1
AgI 在0.1 mol/L NH3 溶液中的溶解度。 Ksp (AgI) = 8.3×10 –17
解： AgI = Ag + + I -
NH3
Ag(NH3) 1 1[NH3] 2[NH3]2
沉淀的溶解损失是重量分析法误差的重 要来源之一，因此必须了解各种影响沉淀溶 解度的因素。
➢ 溶解度 solubility (s)
在一定的温度和压力下，物质在一定量的溶剂中， 当沉淀与溶解达到平衡时所溶解的最大量(单位有很多 种）。
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饱和BaSO4溶液中加入KNO3为例
KNO3就完全电离为K+和NO3-离子，结果使溶 液中的离子总数骤增，由于SO42-和Ba2+离子被众 多的异号离子(K+，NO3-)所包围，活动性降低，因 而Ba2+和SO42-的有效浓度降低。 KSP（BaSO4) = α(Ba2+) ·α(SO42-)
＝γ(Ba2+)·c(Ba2+)·γ(SO42-)·c(SO42-) KNO3加入 ,I , γ ,温度一定，KSP是常数，所以 c(Ba2+) ,c(SO42-) , BaSO4的溶解度 。
使Qi＜KSP ，则固体AgCl开始溶解。
难溶卤化物还可以与过量的卤素离子形成配离子而溶解。
AgI + I- → AgI2PbI2 + 2I- → PbI42HgI2 + 2I- → HgI42CuI + I- → CuI2-
5.2.4 分步沉淀和沉淀转化
1. 分步沉淀
溶液中同时存在着几种离子。当加入某种沉淀 剂时，沉淀是按照一定的先后次序进行，这种先 后沉淀的现象，称为分步沉淀(fractional precipitation)。
所以
x=1.07×10-8(mol·L-1)
计算结果与BaSO4在纯水中的溶解度相比较， 溶解度为原来的1.07×10-8 /1.00×10-5 ,即约为
0.0010倍。
同离子效应:
因加入含有相同离子的易溶强电解质，而使 难溶电解质溶解度降低的效应称之为同离子效应。
盐效应 :
因加入强电解质使难溶电解质的溶解度增大 的效应，称为盐效应。
第五章 沉淀溶解平衡及在分析化学中 的应用
5.1 沉淀溶解平衡 5.2 溶度积原理的应用 5.3 重量分析法 5.4 沉淀滴定法
学习要求
1.掌握溶度积的概念、溶度积与溶解度的换算。 2.了解影响沉淀溶解平衡的因素，利用溶度积 原理判断沉淀的生成及溶解。 3.掌握沉淀溶解平衡的有关计算。 4.掌握沉淀滴定法的原理及主要应用。 5.了解重量分析法的基本原理和主要步骤。 6.熟悉重量分析法结果计算的方法。
5.1.2 溶度积和溶解度的相互换算
由溶解度求算溶度积时，先要把溶解度换算成物质的量 浓度。 例5-1 氯化银在25℃时溶解度为0.000192g／
100gH2O，求它的溶度积常数。 解：因为AgCl饱和溶液极稀，可以认为1 g H2O 的体积和质量与1mL AgCl溶液的体积和质量相 同， 所以在 lL AgCl饱和溶液中含有AgCl 0.00192g，AgCl的摩尔质量为143.4g·mol-1,将溶
c( I)K sp( A 8 .3 g 1 I 1 0)7 4 .6 1 9 0 (m L 1 o ) l c(A )g1 .8 1 8 0
可以认为，当 AgCl开始沉淀时，I- 已经沉淀完全。 如果我们能适当地控制反应条件，就可使Cl- 和 I分离。
例5-7 在1.0mol ·L-1Co2+溶液中，含有少量Fe3+杂质。问应如 何控制pH值，才能达到除去Fe3+杂质的目的? KSP
解：溴化银的溶解平衡为: AgBr(s)=Ag+aq) + Br-(aq)
设AgBr的溶解度为S，则c（Ag+）＝c (Br-)＝S 得 KSP = c(Ag+)·c(Br-)＝S ·S＝5.35×1O-13 所以
S5.3 5 1 1 03 7.3 1 1 7 0 m.L o 1l
即AgBr的溶解度为7.31×10-7mol·L-1
KSP 与Qi 的意义： KSP表示难溶电解质沉淀溶解平衡时饱和溶液中 离子浓度的乘积。在一定温度下KSP为一常数。 Qi则表示任何情况下离子浓度的乘积，其值不定。
溶度积原理：
Qi＞KSP时，溶液为过饱和溶液，沉淀析出。 Qi＝KSP时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态 。 Qi＜KSP时，溶液为未饱和溶液 ，沉淀溶解 。
生成H2S时消耗掉0.2mol盐酸,故所需的盐酸的最 初浓度为0.03+0.2=0.23mol·L-1。
难溶的金属氢氧化物，如Mg(OH)2、Mn(OH)2、 Fe(OH)3、Al(OH)3等都能溶于酸：
M(OH)n + nH+ = Mn+ + nH2O
Kc(M n)c(M n)cn(O HK )sp cn(H ) cn(H )cn(OH(K )W )n
例如ZnS的酸溶解
ZnS（s） = Zn2+ + S2-
+
HCl
Cl- + H+
‖
HS- + H+ = H2S 和在H饱+和浓度H的2S关溶系液是中：（H2S的浓度为0.1mol·L-1）S2-
c2(H+)c(S2-)= Ka,1 ·Ka,2 ·c(H2S) =1.1 ×10-7 ×1.25 ×10-13 ×0.1=1.4 ×10-21
例5-4 将等体积的4×10-3mo1·L-1的AgNO3和4×10-3mo1·L –1 K2CrO4混合，有无Ag2CrO4沉淀产生? 已知KSP (Ag2CrO4)＝ 1.12×10-12。
解：等体积混合后,浓度为原来的一半。 c(Ag+)=2×10-3mol·L-1;c(CrO4 2-)＝2×10-3mol ·L-1 Qi＝c2(Ag+)·c(CrO4 2 -) ＝(2×l0-3 )2×2×l0-3 ＝8×l0-9＞KSP (CrO4-2) 所以有沉淀析出
5.2.3 沉淀的溶解
▼ 生成弱电解质使沉淀溶解 ▼ 通过氧化还原反应使沉淀溶解 ▼ 生成配合物使沉淀溶解
1. 生成弱电解质使沉淀溶解
例：在含有固体CaCO3的饱和溶液中加入盐酸 后，体系中存在着下列平衡的移动。
CaCO3(s) = Ca2+ + CO32+
HCl
Cl- + H+
‖
HCO3- + H+ = H2CO3 CO2↑+ H2O
由 Ag2CrO4的溶解平衡
Ag2CrO4(s)＝2Ag+ (aq) + CrO42-(aq)
平衡时浓度/mol.L-1
2S
S
可得
KSP=c(Ag+)2 ·c(CrO42-)=(2S)2 ·S=4S3 =4× (6.54× 10-5)3=1.12× 10-12
例5-3 在25°C时AgBr的KSP = 5.35×10-13，试计 算AgBr的溶解度(以物质的量浓度表示)
｛Co(OH)2｝=1.09×l 0-15，KSP｛Fe(OH)3｝=2.64×10-39
解：①使Fe3+定量沉淀完全时的pH值：
Fe(OH)3(s) = Fe3+ + 3 OHKSP{Fe(OH)3} = c(Fe3+)·c3(OH-)
解度为xmol·L-1，则溶解平衡时：
BaSO4(s) =Ba2+ + SO42-
平衡时浓度／mol.L-1
x 0.010+x
KSP (BaSO4)＝c（Ba2+ ）·c（ SO42-)=x(0.010 + x) =1.07×10-10
因为溶解度x很小，所以
0.010+x≈0.010
0.010x=1.07×10-10
例5-2 在25℃ 时，Ag2CrO4的溶解度是0.0217g.L-1, 试计算Ag2CrO4的KSP 。
解：S (A 2 C g 4 )r O M m ( ( A A 2 2 C C g g 4 4 ) ) r r O O 3 0 .0 .8 3 g 2 g 1 . 1 1 .1 m L 6 7 .5 o 1 4 l 5 0 m 1 o
5.1 沉淀溶解平衡
5.1.1 溶度积常数 难溶电解质在水中会发生一定程度的溶解，当达到
饱和溶液时，未溶解的电解质固体与溶液中的离子建立 起动态平衡，这种状态称之为难溶电解质的溶解——沉 淀平衡。 例如，将难溶电解质AgCl固体放入水中，当溶解和沉淀 的速度相等时，就建立了AgCl固体和溶液中的Ag+和Cl之间的动态平衡，这是一种多相平衡, 它可表示为：
注意：溶解度与溶度积进行相互换算是有条件的。
（1）难溶电解质的离子在溶液中应不发生水解、 聚合、配位等反应。
（2）难溶电解质要一步完全电离 。
溶解度的比较
对同类型的难溶电解质，可用溶度积Ksp的
大小来比较溶解度s的大小。但不同类型的难溶
电 解解 度s质的则大不小宜。直接用溶度积Ksp的大小来比较溶
根据
K a(,H 12SK ) a,(H 22S )c(cH ()2 H 2 cS (S )2-)
c( H )K a(,H 1 2 SK c )( a ,2 2 S -()H 2 Sc( )H 2 S )1 1 ..5 4 1 9 1 2 1 0 01 8 0 .0(3 m 0-o 1 )
于K以1反0w室应-21)4,温（平M时即衡(O，K常HK)数w3的）都wK，=大1MS于0P(大-1O14,，H于表)而12明0的一-4金2K（般属即MS氢P大OK氧H于的 w化31）0K物-2，8一S(P即所大般 都能溶于强酸。
2. 通过氧化还原反应使沉淀溶解
如CuS(KSP为1.27×10-36)溶于硝酸。 CuS(s) = Cu2+ + S2-
AgCl(s)=Ag+(aq) + Cl-(aq)
该反应的标准平衡常数为: K＝c(Ag+)·c(Cl-)
一般的难溶电解质的溶解沉淀平衡可表示为:
AnBm(s) = nAm+(aq) + mBn-(aq) KSP ＝c(Ａｍ＋)n ·c(Bn-)m
溶度积常数 KSP