酸堿平衡沉淀溶解平衡2011

1、第第2章章 電離平衡電離平衡n2.1 酸堿理論酸堿理論n2.2 弱酸弱堿的電離平衡弱酸弱堿的電離平衡n2.3 沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡2.1 酸堿理論酸堿理論一、一、S.Arrhenius 酸堿理論酸堿理論（經(jīng)典酸堿電離理論）（經(jīng)典酸堿電離理論） 28歲的瑞典科學(xué)家歲的瑞典科學(xué)家S.Arrhenius于于1887年提出。年提出。 二、二、酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論(Proton Theory of Acid and Base) 1923年由丹麥化學(xué)家年由丹麥化學(xué)家Brnsrted（布朗斯特）和英布朗斯特）和英國化學(xué)家國化學(xué)家Lowry（勞萊）提出。（勞萊）提出。 三、三、酸堿電子理論酸堿電子理論

2、( Lewis Theory of Acid and Base) 1923年，由美國物理化學(xué)家年，由美國物理化學(xué)家Lewis提出，又稱提出，又稱“Lewis酸堿理論酸堿理論” 。一、一、Arrhenius電離學(xué)說電離學(xué)說(阿侖尼烏斯酸堿理論阿侖尼烏斯酸堿理論)1.電解質(zhì)在電解質(zhì)在溶液溶液中因中因溶劑溶劑的作用而離解為帶正、負電荷的作用而離解為帶正、負電荷的質(zhì)點的質(zhì)點正、負離子，稱為正、負離子，稱為“電離電離”(ionization)。%100已電離的電解質(zhì)分子數(shù)電解質(zhì)分子總數(shù)2.溶液中弱電解質(zhì)只是溶液中弱電解質(zhì)只是部分電離部分電離：電解質(zhì)分子電解質(zhì)分子 陽離子陽離子 + 陰離子陰離子電離的百分

3、率稱為電離的百分率稱為“電離度電離度”一、酸堿電離理論一、酸堿電離理論 (ionization theory of acid-base)（一）酸堿定義（一）酸堿定義n電離時產(chǎn)生的電離時產(chǎn)生的陽離子全部是陽離子全部是H+的化合物稱為的化合物稱為“酸酸”；電離時產(chǎn)生的；電離時產(chǎn)生的陰離子全部是陰離子全部是OH-的的化合物稱為化合物稱為“堿堿” 。S.Arrhenius酸堿理論酸堿理論的的優(yōu)點優(yōu)點1. 從組成上從組成上揭示了酸堿的本質(zhì)揭示了酸堿的本質(zhì)，指出，指出H+是酸的是酸的特征，特征，OH-是堿的特征。是堿的特征。 2. 解釋了解釋了“中和熱中和熱”的值：的值： H+(aq) + OH- (aq

4、) = H2O(l) H = -55.99 kJ.mol-1 （放熱）（放熱） 3. 找出了衡量找出了衡量酸、堿強度的標度酸、堿強度的標度 （水溶液酸堿性水溶液酸堿性pH）。）。 pH = - lgc(H+) S.Arrhenius酸堿理論酸堿理論的的局限性局限性1.酸堿酸堿被限于水溶液被限于水溶液,非水體系不適用非水體系不適用:例例1：液氨液氨中，中，KNH2(氨基鉀氨基鉀)使酚酞變紅使酚酞變紅 堿？堿？ 氣態(tài)反應(yīng)氣態(tài)反應(yīng)： NH3 (g) + HCl(g) = NH4Cl(s) 堿？堿？ 酸？酸？ 例例2：水溶液中：水溶液中 HSO4- 酸？堿？酸？堿？ Na2CO3 堿？堿？S.Arrh

5、enius酸堿理論酸堿理論的的局限性局限性（續(xù)）（續(xù)）2. 堿被限制為氫氧化物：堿被限制為氫氧化物： 過去認為過去認為: 氨水的堿性是由氨水的堿性是由NH4OH電離出電離出OH-,但實際上人們從未分離出但實際上人們從未分離出NH4OH.二、酸、堿質(zhì)子理論二、酸、堿質(zhì)子理論(proton theory of acid-base) （一）酸堿定義（一）酸堿定義 凡能凡能給出給出H+（質(zhì)子）的分子或離子均是（質(zhì)子）的分子或離子均是酸酸,凡能凡能得到得到H+（質(zhì)子）的分子或離子均是（質(zhì)子）的分子或離子均是堿堿。 酸酸 H+給予體（給予體（Proton donor）;堿堿 H+接受體（接受體（Proto

6、n acceptor）。兩性電解質(zhì)兩性電解質(zhì)(兩性物兩性物) 既既能給出質(zhì)子能給出質(zhì)子, 又能接又能接受質(zhì)子的分子或離子受質(zhì)子的分子或離子, 稱為稱為“兩性電解質(zhì)兩性電解質(zhì)”, 簡稱簡稱“兩性物兩性物”。酸堿舉例酸堿舉例酸酸 分子分子 HCl, H2SO4, H3PO4, H2O, NH3 離子離子 NH4+, HSO4-, H2PO4-, HPO42-堿堿 分子分子 H2O, NH3 離子離子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42-兩性物兩性物 分子分子 H2O, NH3 離子離子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42- NH3 + H+ = NH4+ NH3 (

7、l) = NH2-(l) + H+ (l)（二）酸堿共軛關(guān)系（二）酸堿共軛關(guān)系 43NHHNHClHClH酸強度酸強度，其共軛堿強度，其共軛堿強度, 反之亦然。反之亦然。水是極弱的酸，其共軛堿水是極弱的酸，其共軛堿OH-是很強的堿；是很強的堿；水合氫離子是強酸，其共軛堿水是極弱的堿。水合氫離子是強酸，其共軛堿水是極弱的堿。共軛酸堿對共軛酸堿對(conjugate acid-base pairs):酸和堿不是彼此孤立的，而是統(tǒng)一在對質(zhì)子的關(guān)系上酸和堿不是彼此孤立的，而是統(tǒng)一在對質(zhì)子的關(guān)系上酸酸 H+ + 堿堿 2H OHOH32H OHH O酸堿共軛關(guān)系（續(xù)）酸堿共軛關(guān)系（續(xù)）例例1：氨水的電離

8、：氨水的電離NH3 + H2O NH4+ + OH- -例：例： HAc H+ + Ac-在水溶液中在水溶液中, HAc電離：電離： HAc + H2O H3O+ + Ac-3()H OAcKa HAcHAc33()()bHAc OHKAcAcH OHAc OHAcH OKwKa HAc2AcH OHAcOH在水溶液中，共軛酸堿對的強度還可以定量表示在水溶液中，共軛酸堿對的強度還可以定量表示 - 弱酸弱酸(堿堿)的電離平衡常數(shù)的電離平衡常數(shù) Ac- 堿常數(shù)堿常數(shù):普遍地，對于普遍地，對于共軛酸堿對共軛酸堿對：Kb = Kw / Ka或或 Kw = Ka KbHAc 酸常數(shù)酸常數(shù):酸堿共軛關(guān)系（

9、續(xù)）酸堿共軛關(guān)系（續(xù)）Kw = Ka Kb顯然：顯然：Ka,則則Kb； Ka, Kb1、下列物質(zhì)哪些是酸？哪些是堿？哪些既是酸又是堿？HS-、CO32-、H2PO4-、NO3-、HCl、Ac-、OH-2、下列物質(zhì)的共軛酸是什么？SO42-、S2-、H2PO4-、NH3 3、下列物質(zhì)的共軛堿是什么？HClO4、HCN、H2O2、NH4+（三）酸堿反應(yīng)的實質(zhì)（三）酸堿反應(yīng)的實質(zhì)質(zhì)子傳遞質(zhì)子傳遞 H+ 例：例： HCl + NH3 = Cl- + NH4+ 酸酸1 堿堿2 堿堿1 酸酸2（下標（下標1、2表示不同的共軛酸堿對）表示不同的共軛酸堿對）在在水溶水溶液液、液氨溶、液氨溶液液、苯溶、苯溶液液

10、、氣相反、氣相反應(yīng)應(yīng)均如此。均如此。 酸堿反應(yīng)的方向酸堿反應(yīng)的方向n酸堿反應(yīng)中酸堿反應(yīng)中, 質(zhì)子總是從質(zhì)子總是從較強酸較強酸向向較強堿較強堿轉(zhuǎn)移轉(zhuǎn)移, 生成生成較弱酸較弱酸和和較弱堿較弱堿。 例如，例如， HCl + H2O= H3O+ + Cl- 強酸強酸 強堿強堿 弱酸弱酸 弱堿弱堿在水中在水中 比比 H3O+ 更強的更強的 HCl 一定會和強堿一定會和強堿 H2O 反應(yīng)反應(yīng), 生成生成 H3O+ 和弱堿和弱堿 Cl-。比比 OH- 更強的堿更強的堿, 如如 S2- 將與將與 H2O 反應(yīng)生成反應(yīng)生成 OH- S2- + H2O = HS- + OH-強堿強堿 強酸強酸 弱酸弱酸 弱堿弱堿

11、可以作出結(jié)論可以作出結(jié)論: 在水中在水中能大量存在的能大量存在的最強的質(zhì)子酸是最強的質(zhì)子酸是 H3O+; 在水中在水中能大量存在的能大量存在的最強的質(zhì)子堿是最強的質(zhì)子堿是 OH- .又如反應(yīng)又如反應(yīng) HAc + H2O= H3O+ + Ac- 弱酸弱酸 弱堿弱堿 強酸強酸 強堿強堿 K=1.810-5 , G 0, 反應(yīng)自發(fā)進行的方向是從右反應(yīng)自發(fā)進行的方向是從右向左向左, 即從強酸強堿生成弱酸弱堿。即從強酸強堿生成弱酸弱堿。 H+ HAc + H2O = H3O+ + Ac- 電離電離 H3O+ + OH- = H2O + H2O 中和中和酸堿反應(yīng)的實質(zhì)（續(xù)）酸堿反應(yīng)的實質(zhì)（續(xù)） 根據(jù)根據(jù)”

12、酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論”，”阿侖尼烏斯電離阿侖尼烏斯電離學(xué)說學(xué)說”的的酸堿電離酸堿電離, ,酸堿中和酸堿中和, ,鹽的水解鹽的水解, ,都可以都可以歸結(jié)為歸結(jié)為”質(zhì)子傳遞質(zhì)子傳遞反應(yīng)反應(yīng)”. .H2O + Ac- = OH- + HAc 水解水解NH4+ + 2 H2O = NH3H2O + H3O+ 水解水解 酸酸1 1 堿堿2 2 堿堿1 1 酸酸2 2CH3COOH + H2O = H3O+ + CH3COO-簡為：簡為：HAc + H2O = H3O+ + Ac-（五）（五）酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論的的優(yōu)點優(yōu)點和和局限性局限性 1、優(yōu)點優(yōu)點:（1）擴大了酸、堿范圍，不局限于水溶液體系

13、）擴大了酸、堿范圍，不局限于水溶液體系 （2）把）把Arrhenius理論理論中的電離、中和、鹽的水解中的電離、中和、鹽的水解統(tǒng)一為統(tǒng)一為“質(zhì)子傳遞質(zhì)子傳遞反應(yīng)反應(yīng)”。酸中有堿，堿可變酸，知酸便知堿，知堿便知酸酸中有堿，堿可變酸，知酸便知堿，知堿便知酸2、局限性局限性:n仍仍局限于有局限于有H+的體系的體系，無，無H體系不適用，體系不適用，n例如：例如：BF3 , AlF63-, Fe(CN)63-, Ni(CO)4 三、酸堿電子理論三、酸堿電子理論 (Lewis酸堿電子理論酸堿電子理論 )(一一) 酸堿定義酸堿定義凡是可凡是可給出給出電子對電子對的分子、離子或原子團稱為的分子、離子或原子團稱

14、為 “堿堿”;酸酸電子接受體電子接受體 (Electron acceptor) 堿堿電子給予體電子給予體 (Electron donor) 凡是可凡是可接受接受電子對電子對的分子、離子或原子團稱為的分子、離子或原子團稱為“酸酸” 。（二）酸堿反應(yīng)的實質(zhì)（二）酸堿反應(yīng)的實質(zhì) n 通過通過電子對電子對的的授授-受受形成形成配位鍵配位鍵，生成，生成酸堿酸堿配合物配合物(酸堿加合物酸堿加合物)。 n例例: H+ + OH- H:OH金屬離子(Mn+)有空軌道可接受電子對(路易斯酸路易斯酸)，而水分子、氨分子等有孤對電子(路易斯堿路易斯堿)，它們可形成酸堿加合物酸堿加合物 (配合物配合物)。BF3 +

15、NH3 = F3B:NH3 酸酸 堿堿 酸堿加合物酸堿加合物（三）優(yōu)、（三）優(yōu)、缺點缺點 優(yōu)點：優(yōu)點： 酸堿范圍幾乎酸堿范圍幾乎無所不包無所不包，既不局限于某元素，既不局限于某元素，也不受溶劑限制。也不受溶劑限制。n凡凡“缺電子缺電子”的分子或離子都是的分子或離子都是酸酸: 例如例如陽離子陽離子 Mn2+ , Fe2+, Fe3+, Cu2+, H+,分子分子BF3 n凡可凡可給出給出“電子對電子對”的分子或離子都是的分子或離子都是堿堿: Cl-, CN-, NH3, H2O n大多數(shù)無機和有機化合物大多數(shù)無機和有機化合物可視為可視為酸堿加合物酸堿加合物（配合（配合物）。物）。n例如，乙醇例如

16、，乙醇C2H5OH可視為：可視為： C2H5+ OH-n缺點：缺點：太籠統(tǒng)，酸堿太籠統(tǒng)，酸堿特征不易掌握特征不易掌握。酸堿理論小結(jié)：酸堿理論小結(jié)： 3種酸堿理論種酸堿理論各有所長、所短各有所長、所短，側(cè)重的側(cè)重的應(yīng)用范圍應(yīng)用范圍不同不同: 1、Arrhenius經(jīng)典酸堿理論經(jīng)典酸堿理論 無機化學(xué)無機化學(xué), 尤其是尤其是 水溶液體系水溶液體系的酸堿問題的酸堿問題2、酸堿、酸堿質(zhì)子質(zhì)子理論理論(Brnsrted & Lowry理論理論) 水溶液體系水溶液體系和和非水溶液體系非水溶液體系; 無機化學(xué)無機化學(xué), 分析化學(xué)分析化學(xué)3、酸堿、酸堿電子電子理論理論(Lewis理論理論) 配位化學(xué)配位化學(xué),

17、有機化學(xué)有機化學(xué)水溶液的酸堿性水溶液的酸堿性 一、水的自偶電離（一、水的自偶電離（self-ionization of water） n純水純水有微弱的導(dǎo)電性，表明它有微弱的有微弱的導(dǎo)電性，表明它有微弱的自偶電離自偶電離。n按按酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論討論討論: H2O + H2O = H3O+ + OH- 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1n簡寫簡寫為：為： H2O = H+ + OH-pHpH標度標度 為了方便指示為了方便指示水溶液水溶液的的酸堿性酸堿性，丹麥科學(xué)家，丹麥科學(xué)家S.P.L.Srensen在在1909年提出年提出pH標度。標度。 定義定義： pH = -lg H+（SI規(guī)定：規(guī)定

18、：物理量變量的符號物理量變量的符號用用斜體字斜體字書寫，書寫，但但pH 例外例外，用，用正體字母正體字母書寫）書寫） pH = 7.0 溶液呈溶液呈中性中性 pH 7.0 溶液呈溶液呈堿性堿性 溶液溶液的的酸堿性酸堿性及及pH標度標度（續(xù)）（續(xù)）同樣，同樣，定義定義 pOH = -lg OH-水溶液水溶液中，中， H+ OH- = Kw (= 1.0 10-14)兩邊兩邊取負對數(shù)：取負對數(shù)： pH + pOH = pKw = 14.00 (R.T.)溶液溶液的的酸堿性酸堿性及及pHpH標度（續(xù)）標度（續(xù)）一些一些“溶液溶液”的的pHpH值值 ：人血液人血液 7.4 牛奶牛奶 6.8 雨雨 5.

19、7 番茄汁番茄汁 4.2 葡萄酒葡萄酒 3.4 檸檬汁檸檬汁 2.2 胃液胃液 1.3 人血液人血液 pH pH 超出超出0.40.4將有生命危險。將有生命危險。pH 標度標度適用范圍適用范圍: 0 pH 14.0 1 H+ 1 10-14如如超出超出此此適用范圍適用范圍，應(yīng)，應(yīng)使用使用c(H+) 或或 c(OH-)pH計2.2 弱酸弱堿的電離平衡弱酸弱堿的電離平衡 一、一、一元弱酸一元弱酸（弱堿）（弱堿）的電離平衡的電離平衡 （一）電離平衡常數(shù)（一）電離平衡常數(shù) (二）電離度（二）電離度（ ） (三）有關(guān)電離的計算三）有關(guān)電離的計算 （四）影響電離平衡的因素（四）影響電離平衡的因素 二、二、

20、多元弱酸多元弱酸的電離平衡的電離平衡 例：例： HAc ,即即 CH3COOHHAc + H2O = H3O+ + Ac- 可簡為：可簡為： HAc = H+ + Ac- (一一) 一元弱酸一元弱酸（弱堿）（弱堿）的電離平衡常數(shù)的電離平衡常數(shù)對于指定的酸對于指定的酸(堿堿)，K只與溫度有關(guān)只與溫度有關(guān)，而，而與酸與酸(堿堿) 溶液溶液的的起始濃度無關(guān)起始濃度無關(guān)。 c(H+)/c c(A- -)/c c(HA)/c Ka (HA)= 簡化為簡化為c(H+)c(A- -)c(HA)Ka (HA)= H+A- -HA或或: Ka (HA)= nKa 酸常數(shù)酸常數(shù) (a: acid),可表示弱電解質(zhì)

21、可表示弱電解質(zhì)解離程度大小解離程度大小.nKa 10 -2 強酸強酸n = 10 -2 10 -5 中強酸中強酸 n 10 -5 弱酸弱酸（二）電離度( )1. 定義：定義：電離度電離度即即電離平衡電離平衡時時電解質(zhì)已電離部分電解質(zhì)已電離部分占總量的百分比占總量的百分比。 100%電解質(zhì)已電離的濃度電解質(zhì)總濃度 表示電解質(zhì)在指定條件下電離的程度表示電解質(zhì)在指定條件下電離的程度(類似于類似于 “化學(xué)平衡化學(xué)平衡”討論中的討論中的“轉(zhuǎn)化率轉(zhuǎn)化率”)，它不但與，它不但與 K 有關(guān)，而且與有關(guān)，而且與電解質(zhì)的起始濃度電解質(zhì)的起始濃度有關(guān)。有關(guān)。 2. 電離度與電離平衡常數(shù)的關(guān)系電離度與電離平衡常數(shù)的關(guān)

22、系 例：例： HAc = H+ + Ac-起始相對濃度起始相對濃度 c 0 0平衡相對濃度平衡相對濃度 c - c c c 當當 5% , 或或 c / Ka 400 時，時， 1 - 1 上式簡化為：上式簡化為： Ka = c 2 即即:上式稱上式稱“稀釋定律稀釋定律”：對于弱酸（弱堿），在指定：對于弱酸（弱堿），在指定溫度下，溫度下， 與與 c 成成反比，比例常數(shù)反比，比例常數(shù)即即 K .Ka = (c )2 / (c - c ) = c 2 / (1 - ) Ka c=Kac c(H+) =例：例：298 K，Ka (HAc) = 1.7610-5 按式按式 = ( Ka/ c ) 計算

23、：計算：c c / Ka1.0 56818 0.42% 0.10 5681.8 1.33% 0.010 568.18 4.20% 0.0010 56.818 13.3% 可見可見: Ka比比更反映弱酸（弱堿）的本質(zhì)。更反映弱酸（弱堿）的本質(zhì)。 （三）有關(guān)電離平衡的計算（三）有關(guān)電離平衡的計算K 關(guān)系關(guān)系即即K與轉(zhuǎn)化率的關(guān)系與轉(zhuǎn)化率的關(guān)系例例1：求：求0.10 moldm-3 HAc溶液的溶液的pH和電離度和電離度(298 K, Ka = 1.8 10 -5)。解：解： HAc = H+ + Ac-起始相對濃度起始相對濃度 0.10 0 0平衡相對濃度平衡相對濃度 0.10 x x x Ka =

24、 x2 /(0.10 x) = 1.8 10-5 (298 K)a2ac4bbx, 0cbxax(22（1）精確解上述方程）精確解上述方程, 得：得： x = H+ = 1.34 10-3（2）用近似公式）用近似公式: c / Ka =5682 400 Ka = x2 / 0.10得：得：x = H+ = (Ka c(HAc) 1/2 = (1.8 10-5 0.10)1/2 = 1.33 10-3與與精確解精確解(1.34 10-3)相對誤差相對誤差 0.4, 人生命有危險。人生命有危險。人血液中含緩沖對：血紅蛋白人血液中含緩沖對：血紅蛋白HHb - KHb, H2CO3 - HCO3-,

25、H2PO4- - HPO42- 例例2：分析化學(xué)：分析化學(xué)NH3 - NH4Cl pH = 9.0 緩沖液中緩沖液中: Al3+ + 3 OH- Al(OH)3 完全完全，而，而Mg2+不沉淀不沉淀。例例3：土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸與其鹽組成：土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸與其鹽組成“緩沖對緩沖對”，pH = 5.0 8.0的土壤適合農(nóng)作物生長。的土壤適合農(nóng)作物生長。 3.鹽效應(yīng)（Salt Effect） 例：把例：把NaCl(s)加入到加入到HAc溶液中：溶液中： NaCl(s) Na+ + Cl- HAc H+ + Ac- 無共同離子無共同離子No. 溶 液 (298 K)10.1 mol.

26、dm-3 HAc1.3% 2No.1 + 0.1 mol.dm-3 NaCl1.7% 鹽效應(yīng)(續(xù))n鹽效應(yīng)鹽效應(yīng)在在弱電解溶液弱電解溶液中，加入中，加入不含有共不含有共同離子的強電解質(zhì)溶液同離子的強電解質(zhì)溶液，使其電離度稍有增，使其電離度稍有增加的現(xiàn)象。加的現(xiàn)象。 顯然顯然, 前述前述“同離子效應(yīng)同離子效應(yīng)”發(fā)生的同時發(fā)生的同時，也，也有有“鹽效應(yīng)鹽效應(yīng)”, 但但前者影響大得多前者影響大得多, 不必考慮不必考慮鹽效應(yīng)鹽效應(yīng) 。 “鹽效應(yīng)鹽效應(yīng)”不要求定量計算。不要求定量計算。 多元酸多元酸 同一分子能電離出多于同一分子能電離出多于1 1個質(zhì)子的酸個質(zhì)子的酸左左右：右：H2SO4 、H2CO3和

27、和H3PO4的的分子結(jié)構(gòu)模型分子結(jié)構(gòu)模型二、多元弱酸的電離平衡二、多元弱酸的電離平衡 例：例：H3PO4 + H2O = H3O+ + H2PO4- Ka1 = 7.5 10-3 H2PO4- + H2O = H3O+ + HPO42- Ka2 = 6.23 10-8 HPO42- + H2O = H3O+ + PO43- Ka3 = 2.2 10-13特點特點: 1. 分步電離分步電離 ; 2. Ka1 Ka2 Ka3原因：原因： (1)從負離子從負離子H2PO4- 和和HPO42-電離出電離出H+比從比從H3PO4電離出電離出H+困難得多困難得多; (2)第一步電離生成的第一步電離生成的

28、H+抑制第二步電離和第三步電離抑制第二步電離和第三步電離.2.1 沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡precipitation-dissolution equilibrium電電解解質(zhì)質(zhì)易溶電解質(zhì)易溶電解質(zhì)難溶電解質(zhì)難溶電解質(zhì)強電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)弱電解質(zhì) 單相離子平衡單相離子平衡 沉淀溶解沉淀溶解溶解度小于溶解度小于0.01g/100g0.01g/100g水的電解質(zhì)水的電解質(zhì)（沒有絕對不溶的物質(zhì)）（沒有絕對不溶的物質(zhì)） 多相離子平衡多相離子平衡 在一定溫度下，達到溶解平衡時，一定量的溶劑中含有溶質(zhì)的質(zhì)量，叫做溶解度通常以符號 S 表示。溶解度溶解度 對水溶液來說，通常以飽和溶液中每100g 水所含溶

29、質(zhì)質(zhì)量來表示，即以：g /100g水表示。 在一定溫度下，將難溶電解質(zhì)晶體放入水中時，就發(fā)生溶解和沉淀兩個過程。溶度積溶度積動態(tài)平衡動態(tài)平衡 r溶 = r沉 t 當溶解和沉淀速率相等時，便建立了一種動態(tài)的多相當溶解和沉淀速率相等時，便建立了一種動態(tài)的多相離子平衡，可表示如下：離子平衡，可表示如下： )/(SO)/(Ba)BaSO( 2424ccccKsp溶解)(aqSO(aq)Ba (s)BaSO2424沉淀2244()spKBaSOBaSO簡化為：簡化為：一般沉淀反應(yīng)： 溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。Ksp(aq)mB(aq)nA (s)BAnmmn() mnnmspnmKA BABmnnm)(B

30、)A(ccJ溶度積規(guī)則溶度積規(guī)則仿照前面的反應(yīng)商J，我們把難溶電解質(zhì)溶液中任意任意狀態(tài)下狀態(tài)下離子濃度系數(shù)次方之積叫做離子積離子積ion product，用J表示。 如Fe(OH)3 J =C (Fe3+)C (OH-)3(aq)mB(aq)nA (s)BAnmmn沉淀沉淀溶解平衡的反應(yīng)商判據(jù)溶解平衡的反應(yīng)商判據(jù),即溶度積規(guī)則：即溶度積規(guī)則： J 平衡向左移動平衡向左移動，沉淀析出；，沉淀析出；Ksp J = 處于平衡狀態(tài)，飽和溶液；處于平衡狀態(tài)，飽和溶液；Ksp J 平衡向右移動平衡向右移動，無沉淀析出；，無沉淀析出； 若原來有沉淀存在，則沉淀溶解。若原來有沉淀存在，則沉淀溶解。Ksp向氯化

31、鎂溶液中逐滴加入少量的氫氧化鈉溶液？PbCrO4(s)例：2223COOHCO2HBaCO3的生成。 加 BaCl2 或 Na2CO3 加酸(aq)CO(aq)Ba (s)BaCO2323利于 BaCO3 的溶解。23 )(CO JJcKsp或 促使23 )(CO JJc)(Ba2cKsp例題：25時，晴綸纖維生產(chǎn)的某種溶液中 為 6. 010-4 molL-1 。若在 40.0L該溶液中，加入 0.010molL-1 BaCl2溶液 10.0L ，問是否能生成BaSO4 沉淀？如果有沉淀生成，問能生成 BaSO4多少克？最后溶液中 是多少？(不講)(SO24c)SO(24c14424oLmo

32、l108 . 40 .500 .40100 . 6)SO(c7106 . 9 34100 . 2108 . 4)Ba()SO(2o24occJ132oLmol100 . 20 .500 .10010. 0)Ba(c10sp101.1K BaSO 4sp沉淀析出。，所以有KJ 解：3100 . 24108 . 4)L/(mol1反應(yīng)前濃度103101 . 1)1052. 1 (xx331052. 11052. 1 xx很小，4 3 108 . 4100 . 20)L/(mol1反應(yīng)后濃度x31052. 1x)L/(mol1平衡濃度(aq)SO (aq)Ba (s)BaSO24245.6g2330

33、 .50108 . 4 42330 .50)108 . 4()(BaSO44xm1824Lmol103 . 7)SO(c8103 . 7x同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1.同離子效應(yīng)在難溶電解質(zhì)溶液中加入與其含有相同離子的易溶強電解質(zhì)，而使難溶電解質(zhì)的溶解度降低的作用。 滴加1 molL-1AgNO3 析出白色AgCl 飽和AgCl溶液2份 滴加1 molL-1NaCl 析出白色AgCl例題：求 25時， Ag2CrO4在 0.010 molL-1 K2CrO4 溶液中的溶解度。x.x 0100 2 )L/(mol 1濃度平衡0.010 0 )L/(mol 1濃度初始解：(aq)CrO(

34、aq)2Ag (s)CrOAg2442516.5 10 mol LS純水中：16421Lmol102 . 5 CrOKLmol010. 0S中6102 . 5x010. 0010. 0 xx很小12sp2101 . 1)010. 0()2(KxxAgCl在KNO3溶液中的溶解度 (25 )鹽效應(yīng)：在難溶電解質(zhì)溶液中，加入易溶強電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)的溶解度增大的作用。 )L(mol /10 溶解度AgCl )L /(mol )KNO(1513c 0.00 0.00100 0.00500 0.0100 1.278 1.325 1.385 1.4272.鹽效應(yīng)2.826.85pH可將pH值控制在 2

35、.82 6.85 之間Fe3+沉淀完全Ni2+開始沉淀例題：在含有0.10molL-1 Fe3+和 0.10molL-1 Ni2+的溶液中，欲除掉Fe3+，使Ni2+仍留在溶液中，應(yīng)控制pH值為多少?2.82 102.8 Fe(OH)3936.85 105.0 Ni(OH)16 2 pH pH sp 沉淀完全開始沉淀K解：c(Fe3+)10-5例題： 在0.20L的 0.50molL-1 MgCl2溶液中加入等體積的 0.10molL-1的氨水溶液，問有無Mg(OH)2沉淀生成？為了不使 Mg(OH)2沉淀析出，至少應(yīng)加入多少克NH4Cl(s)？ (設(shè)加入NH4Cl(s)后體積不變) (不講)

36、cL 0.050mol)(NH 13ocL 0.25mol)Mg( ) 1 ( 12oxxx0.050 )Lmol/(1平衡濃度0 00.050 )Lmol/(1初始濃度解：14Lmol109.5)OH(c4105 . 9x)aq(OH)aq(NH ) l (OH)aq(NH423532108 . 1)NH(050. 0 xxK b72422o103 . 2)105 . 9(25. 0)OH()Mg(ccJ112108 . 1)Mg(OH)(Ksp沉淀析出。所以有，2Mg(OH) J Kspo c0.05066o6 105 . 4 105 . 4 105 . 4050. 0 )L(mol/1c

37、平衡濃度g3 . 4g)5 .5340. 020. 0()ClNH(4m25. 0101 . 5)Mg()(Mg(OH)OH(1222ccKspMg(OH) )2(2J沉淀析出，為了不使Ksp423(aq)OH (aq)NH O(l)H (aq)NH14o5o6Lmol20. 0)NH( 108 . 1050. 0105 . 4cc53.5Cl)(NHM4r016. 0)108 . 1 (101 . 52512 0.0500.25y平衡濃度/(mol/L)此題也可以用雙平衡求解：g3 . 4g)5 .5340. 020. 0()ClNH(Lmol20. 0)NH( 20. 0 016. 0)0

38、50. 0(25. 041422mcyy) l (O2H)aq(2NH)aq(Mg )aq(2NH(s)Mg(OH)23242)(NH)Mg(OH)( )NH()NH()Mg(23224232cccc(OH)2c(OH)2KKspK bClLmol100 . 1ILmol100 . 11313313AgNO Lmol100 . 1 逐滴加入后析出先析出 AgCl(s) AgI(s)1L溶液1.分步沉淀和共沉淀分步沉淀分步沉淀分步沉淀溶液中同時含有幾種離子時，往往可以生成多種難溶化合物，按溶度積規(guī)則，它們應(yīng)該分步沉淀。例4:開始沉淀0.01mol/L的Cl-、 Br-、 I-時，Ag+的最低濃度。 mol/L 101.5601.0101.56 01.0KAg 8-10sp(AgCl)Cl-解 mol/L 107 .701.0107.7 01.0KAg 11-13sp(AgBr)Br- mol/L 1050.101.0101.50 01.0KAg 14-16sp(AgI)I-當?shù)渭覣g+溶液時，最先沉淀I-,然后是Br-，最后才是Cl