沉淀溶解平衡沉淀滴定法

第五章沉淀溶解平衡與沉淀滴定法

Precipitation–DissolutionEquilibriumandPrecipitationTitration

5.1沉淀溶解平衡5.2溶度積原理的應用5.3重量分析法5.4沉淀滴定法

學習要求

1.掌握溶度積的概念、溶度積與溶解度的換算。2.了解影響沉淀溶解平衡的因素，利用溶度積原理判斷沉淀的生成及溶解。3.掌握沉淀溶解平衡的有關計算。4.掌握沉淀滴定法的原理及主要應用。5.了解重量分析法的基本原理和主要步驟。6.熟悉重量分析法結果計算的方法。沉淀與溶解平衡中的幾個基本問題鹽類溶解平衡常數(shù)與溶解度的關系利用溶度積規(guī)則判斷沉淀的生成與溶解利用溶度積規(guī)則設計分離溶液中離子的方法(選擇沉淀劑種類，濃度及溶液pH值的控制)沉淀的轉化和溶解的方法沉淀滴定的方法例3在1.0molL-1Co2+溶液中，含有少量Fe3+雜質。問應如何控制pH值，才能達到除去Fe3+雜質的目的?例4(1)用FeS處理含Hg2+廢水是否可行？

FeS+Hg2+HgS+Fe2+

(2)用什么方法可以溶解CaCO3,ZnS,CuS

AgCl?例1(1)BaSO4在298K時的溶解度是0.000242g/100g求BaSO4的溶度積常數(shù)Ksp(2)AgBr的KSP

=5.35×10-13，試計算AgBr的溶解度(以物質的量濃度表示)例2(1)將等體積的4×10-3mo1·L-1的AgNO3和4×10-3mo1·L-1的K2CrO4混合，有無Ag2CrO4沉淀產生?

(2)0.1mol/L的Fe3+

和Mg2+分別在什么pH下開始沉淀？

(3)0.5g的BaCrO4能否在100mlpH=1.0的鹽酸溶液中完全溶解

(4)要使0.1molMnS和CuS完全溶于1L鹽酸中,求所需鹽酸的最低濃度是多少？5.1沉淀溶解平衡

例如：將難溶電解質AgCl固體放入水中，當溶解和沉淀的速度相等時，就建立了AgCl固體和溶液中的Ag+和Cl-之間的動態(tài)平衡，這是一種多相平衡,它可表示為：

AgCl(s)=Ag+(aq)+Cl-(aq)5.1.1溶度積常數(shù)難溶電解質在水中會發(fā)生一定程度的溶解，當達到飽和溶液時，未溶解的電解質固體與溶液中的離子建立起動態(tài)平衡，這種狀態(tài)稱之為難溶電解質的溶解——沉淀平衡。一般的難溶電解質的溶解沉淀平衡可表示為:

AnBm(s)=nAm+(aq)+mBn-(aq)

KSP＝c(Ａｍ＋)n·c(Bn-)m

在一定溫度時，難溶電解質的飽和溶液中，各離子濃度冪次方的乘積為常數(shù)，該常數(shù)稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，用Ksp表示。該反應的標準平衡常數(shù)為:

K＝c(Ag+)·c(Cl-)

*-【例】放射性示蹤物可以方便地對低濃度物質的Ksp進行測量。20.0ml0.0100mol/L的AgNO3溶液含義放射性銀，其強度為每毫升每分鐘29610個信號，將其與100mL0.01000mol/L的KIO3溶液混合，并準確稀釋至400mL。在溶液達到平衡后，過濾除去其中的所有固體。在濾液中發(fā)現(xiàn)銀的放射性強度變?yōu)槊亢辽糠昼?7.4個信號。試計算AgIO3的Ksp。

解：原有AgNO3溶液的濃度c1（AgNO3）＝0.0100mol/L，放射性強度為每毫升每分鐘29610個信號。濾液銀的放射性強度為每毫升每分鐘47.4個信號，所以濾液中銀的濃度為：c2（AgNO3）：0.0100mol/L＝47.4：29610c2（AgNO3）＝（0.0100mol/L×47.4）/29610＝1.6×10-5mol/L濾液中IO3-的濃度為：（100×0.0100－20×0.0100）/400＝0.002（mol/L）所以，AgIO3的Ksp（AgIO3）＝1.6×10-5×0.002（mol/L）＝3.2×10-8溶度積常數(shù)KSP

▼

KSP值的大小反映了難溶電解質的溶解程度。

▼其值與溫度有關，與濃度無關。

在一定溫度下，某固態(tài)物質在100g溶劑中達到飽和狀態(tài)時所溶解的質量，叫做這種物質在這種溶劑中的溶解度（s）。溶解度5.1.2溶度積和溶解度的相互換算

解：因為AgCl

飽和溶液極稀，可以認為1gH2O的體積和質量與1mL

AgCl

溶液的體積和質量相同，所以在lLAgCl

飽和溶液中含有AgCl0.00192g，AgCl的摩爾質量為143.4g·mol-1,將溶解度用物質的量濃度為表示為：

由溶解度求算溶度積時，先要把溶解度換算成物質的量濃度。例5-1氯化銀在25℃時溶解度為0.000192g／100gH2O，求它的溶度積常數(shù)。溶解的AgCl完全電離，故

c(Ag+)＝c(Cl-)＝1.34×10-5mol·L-1，所以

KSP(AgCl)＝c(Ag+)·c(Cl-)=(1.34×l0-5)2

＝1.8×10-10

*-例5-2

計算CaF2在下列溶液中的溶解度，已知KSP(CaF2)

=3.4×10-11，Ka

(HF)＝6.6×10-4

（1）在純水中（忽略水解）；

（2）在0.01mol/LCaCl2的溶液中；

（3）在pH＝2的HCl溶液中。

解：設溶解度為s，溶解沉淀平衡為

AgF2(s)Ca2+(aq)+2F-(aq)（1）在純水中c（Ca2+）=s；c（F-）＝2s,Ksp（CaF2）＝c（Ca2+）c2（F-）＝4s3s＝（Ksp/4）1/3＝（3.4×10-11/4）1/3＝2.04×10-4(mol/L)s×M（CaF2）AgF2(s)Ca2+(aq)+2F-(aq)（2）0.01mol/LCaCl2的溶液中c（Ca2+）=s+0.01mol/L；c（F-）＝2s,Ksp（CaF2）＝c（Ca2+）c2（F-）＝（s+0.01）（2s）2

≈0.01×（2s）2s＝[Ksp/（4×0.01）]1/2＝（3.4×10-11/0.04）1/2＝2.9×10-5(mol/L)CaF2(s)Ca2+(aq)+2F-(aq)（3）pH＝2的HCl溶液中HF是一弱電解質，應考慮F-在溶液中的實際濃度。

Ksp＝s[2sδ（F-）］2δ（F-）＝Ka/[c（H+）+Ka］＝6.6×10-4/（10-2＋6.6×10-4）＝0.062c（Ca2+）=s；c（F-）＝2sδ（F-）,s＝｛Ksp/[4×δ（F-）］}1/3＝[3.4×10-11/（4×0.0622）］1/3＝1.30×10-3(mol/L)注意：溶解度與溶度積進行相互換算是有條件的：

（1）難溶電解質的離子在溶液中應不發(fā)生水解、聚合、配位等反應。（2）難溶電解質要一步完全電離。對同類型的難溶電解質，可用溶度積Ksp的大小來比較溶解度s的大小。但不同類型的難溶電解質則不宜直接用溶度積Ksp的大小來比較溶解度s的大小。

溶解度的比較如CaCO3AgClAg2CrO4

Ksp

8.7×10-91.56×10-109×10-12

S9.4×10-51.25×10-51.31×10-45.2“溶度積原理”的應用

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

KSP

＝c(Ａｍ＋)n·c(Bn-)m

Qi

=c

(Am+)n·c

(Bn-)m

KSP與Qi

的意義：KSP表示難溶電解質沉淀溶解平衡時飽和溶液中離子濃度的乘積。在一定溫度下KSP為一常數(shù)。Qi則表示任何情況下離子濃度的乘積，其值不定。5.2.1溶度積原理溶度積原理：

Qi＞KSP時，溶液為過飽和溶液，沉淀析出。Qi＝KSP時，溶液為飽和溶液，處于平衡狀態(tài)。Qi＜KSP時，溶液為未飽和溶液，沉淀溶解。例5-3

將等體積的4×10-3mo1·L-1的AgNO3和4×10-3mo1·L–1K2CrO4混合，有無Ag2CrO4沉淀產生?已知KSP(Ag2CrO4)＝1.12×10-12。

解：等體積混合后，濃度為原來的一半。

c(Ag+)＝2×10-3mol·L-1；c(CrO42-)＝2×10-3mol·L-1Qi＝c2(Ag+)·c(CrO42

-)＝(2×l0-3)2×2×l0-3＝8×l0-9＞KSP(CrO4-2)

所以有沉淀析出*-例5-40.10mol/LMgCl2溶液與0.1mol/L氨水等體積混合后，是否有Mg(OH)2沉淀生成？已知Kb（NH3）＝1.8×10-5，Ksp＝[Mg(OH)2]＝1.8×10-11。

解：等體積混合后，c（NH3）=0.050mol/L，

c(OH-)＝[Kb·c(NH3)]1/2＝[1.8×10-5×0.050)]1/2

＝9.5×10-4mol·L-1c（Mg2+）=0.050mol/L

Qi＝c(Mg2+)·c(OH

-)＝0.050×(9.5×l0-4)2＝4.5×l0-8＞KSP(1.8×10-11)

所以有沉淀析出5.2.2同離子效應和鹽效應

解：設BaSO4在0.010mol·L-1Na2SO4溶液中的溶解度為xmol·L-1，則溶解平衡時：BaSO4(s)=Ba2++SO42-

平衡時濃度／mol.L-1x0.010+x

例5-5已知室溫下BaSO4在純水中的溶解度為1.07×10-10mol·L-1，BaSO4在0.010mol·L-1Na2SO4溶液中的溶解度比在純水中小多少?已知KSP(BaSO4)＝1.07×10-10

KSP(BaSO4)＝c（Ba2+）·c（SO42-)=x(0.010+x)

=1.07×10-10

因為溶解度x很小，所以0.010＋x≈0.0100.010x＝1.07×10-10

所以x＝1.07×10-8（mol·L-1）

計算結果與BaSO4在純水中的溶解度相比較，溶解度為原來的1.07×10-8/1.00×10-5,即約為0.0010倍。同離子效應:

因加入含有相同離子的易溶強電解質，而使難溶電解質溶解度降低的效應稱之為同離子效應。因加入強電解質使難溶電解質的溶解度增大的效應，稱為鹽效應。鹽效應:

飽和BaSO4溶液中加入KNO3為例

KNO3就完全電離為K+和NO3-離子，結果使溶液中的離子總數(shù)驟增，由于SO42-和Ba2+離子被眾多的異性離子(K+，NO3-)所包圍，活動性降低，因而Ba2+和SO42-的有效濃度降低。KSP（BaSO4)=α(Ba2+)·α(SO42-)＝γ(Ba2+)·c(Ba2+)·γ(SO42-)·c(SO42-)KNO3加入，I

,γ，溫度一定，KSP是常數(shù)，所以c(Ba2+),c(SO42-),BaSO4的溶解度。*-【例】溶液中AgSCN和AgBr共存時，求各自的溶解度。

解：溶液中存在以下兩個平衡Ksp（AgSCN）＝c（Ag+）c（SCN-）＝1.1×10-12(1)Ksp（AgBr）＝c（Ag+）c（Br-）＝5.0×10-13(2)(1)式除以(2)式得：c（SCN-）/c（Br-）＝2.2(3)電荷平衡式：c（SCN-）＋c（Br-）＝c（Ag+）(4)(4)式除以c(Br-)得：c(SCN-)/c(Br-)＋c(Br-)/c(Br-)＝c(Ag+)/c(Br-)(5)把（3）式代入得：2.2＋1.0＝3.2＝c(Ag+)/c(Br-)(6)把（6）式代入（2）式并解之得c(Br-)＝4.0×10-7。把這一結果代入（1）式和（2）式得：c（Ag+）＝1.2×10-6，c（SCN-）＝9×10-7所以AgSCN和AgBr的溶解度分別為9×10-7mol/L和3.0×10-7mol/L5.2.3沉淀的溶解▼生成弱電解質使沉淀溶解▼通過氧化還原反應使沉淀溶解▼生成配合物使沉淀溶解1.生成弱電解質使沉淀溶解

例：在含有固體CaCO3的飽和溶液中加入鹽酸后，體系中存在著下列平衡的移動。CaCO3(s)Ca2++CO32-+

HCl

Cl-+H+‖HCO3-+H+=H2CO3CO2↑+H2O

例：ZnS的酸溶解

ZnS（s）Zn2++S2-

+

HCl

Cl-+H+

‖

HS-+H+=H2S

在飽和H2S溶液中（H2S的濃度為0.1mol·L-1）S2-和H+濃度的關系是：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5-6要使0.1molFeS完全溶于1L鹽酸中,求所需鹽酸的最低濃度。

解：當0.1molFeS完全溶于1L鹽酸時,c(Fe2+)=0.1mol·L-1,c(H2S)=0.1mol·L-1

KSP(FeS)＝c(Fe2+)·c(S2-)根據(jù)6.3×10-186.3×10-17生成H2S時消耗掉0.2mol鹽酸，故所需的鹽酸的最初濃度為0.0048＋0.2＝0.2048mol·L-1。6.3×10-170.0048難溶的金屬氫氧化物，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

室溫時，Kw=10-14，而一般MOH的KSP大于10-14（即Kw），M(OH)2

的KSP大于10-28(即Kw2),M(OH)3的KSP大于10-42（即Kw3），所以反應平衡常數(shù)都大于1,表明金屬氫氧化物一般都能溶于強酸。

2.通過氧化還原反應使沉淀溶解

如CuS（KSP為1.27×10-36）溶于硝酸。

CuS(s)=Cu2++S2-+HNO3S↓+NO↑+H2OHgS

（KSP為6.44×10-53）需用王水來溶解。3HgS+2HNO3+12HCl3H2[HgCl4]+3S↓+2NO↑+4H2O3.生成配合物使沉淀溶解

例如AgCl不溶于酸，但可溶于NH3溶液。

AgCl(s)＝Ag++Cl-+2NH3‖[Ag（NH3）2]+

使Qi＜KSP，則固體AgCl開始溶解。難溶鹵化物還可以與過量的鹵素離子形成配離子而溶解。

AgI+I-→AgI2-

PbI2+2I-→PbI42-HgI2+2I-→HgI42-

CuI+I-→CuI2-

5.2.4分步沉淀和沉淀轉化

溶液中同時存在著幾種離子。當加入某種沉淀劑時，沉淀是按照一定的先后次序進行，這種先后沉淀的現(xiàn)象，稱為分步沉淀（fractionalprecipitation）。

1.分步沉淀例：在濃度均為0.010mol·L-1的I-和Cl-溶液中，逐滴加入AgNO3試劑，開始只生成黃色的AgI沉淀,加入到一定量的AgNO3時，才出現(xiàn)白色的AgCl沉淀。

計算結果表明，沉淀I-所需Ag+濃度比沉淀Cl-所需Ag+濃度小得多，所以AgI先沉淀。開始生成AgI和AgCl沉淀時所需要的Ag+離子濃度分別是：當Ag+濃度剛超過1.8×10-8mol·L-1時、AgC1開始沉淀，此時溶液中存在的I-濃度為

可以認為，當AgCl開始沉淀時，I-已經(jīng)沉淀完全。如果我們能適當?shù)乜刂品磻獥l件，就可使Cl-和I-

分離。例5-7在1.0mol·L-1Co2+溶液中，含有少量Fe3+雜質。問應如何控制pH值，才能達到除去Fe3+雜質的目的?KSP｛Co(OH)2｝=1.09×l0-15，KSP｛Fe(OH)3｝=2.64×10-39

解：①使Fe3+定量沉淀完全時的pH值：

Fe(OH)3(s)=Fe3++3OH-KSP{Fe(OH)3}=c(Fe3+)·c3(OH-)mol·L-1pH＝14.00-(-lg3.4×10-11)＝3.53

4.0×10-383.4

②使Co2+不生成Co(OH)2沉淀的pH值：

Co(OH)2(s)=Co2++2OH-KSP{Co(OH)2}=c(Co2+)·c2(OH-)不生成Co(OH)2沉淀的條件是

c(Co2+)c2(OH-)KSP{Co(OH)2}

mol·L-1

pH=14-(-log3.30×10-8)＝6.50控制溶液的pH值，就可以使不同的金屬硫化物在適當?shù)臈l件下分步沉淀出來。

例5-8某溶液中Zn2+和Mn2+的濃度都為0.10mol·L-1，向溶液中通入H2S氣體，使溶液中的H2S始終處于飽和狀態(tài)，溶液pH應控制在什么范圍可以使這兩種離子完全分離?解:

根據(jù)KSP(ZnS)=2.9310-25,KSP(MnS)＝4.6510-14可知，ZnS比較容易生成沉淀。先計算Zn2+沉淀完全時，即c(Zn2)<1.010-6mol·L-1時的c(S2-)和c(H+)。

根據(jù)(5-3)式,可知此時

然后計算Mn2+開始沉淀時的pH,

pH=4.26因此只要將pH控制在1.16-4.26之間，就能使ZnS沉淀完全，而Mn2+沉淀又沒有產生，從而實現(xiàn)Zn2+和Mn2+的分離。2．沉淀的轉化

一種沉淀可以向更難溶的沉淀轉化，如

PbCl2＋2I-=PbI2↓+2Cl-

白 黃Ksp(PbCl2)=1.6×10-5；Ksp

(PbI2)=1.39×10-8

鍋爐中的鍋垢主要成分為CaSO4,CaSO4不溶于酸，難以除去。若用Na2CO3溶液處理，可轉化為疏松的、溶于酸的CaCO3，便于清除鍋垢。

例5-9

1L0.1mol·L-1的Na2CO3可使多少克CaSO4轉化成CaCO3?

解:設平衡時c(SO42-)＝x

沉淀的轉化反應為：CaSO4(s)

+CO32-=CaCO3(s)+SO42-平衡時相對濃度/mol·L-10.1-xx

反應的平衡常數(shù)為：

解得x＝0.10,即c(SO42-)=0.10mol·L-1故轉化掉的CaSO4的質量為136.141×0.1＝13.6(g)5.3沉淀滴定法沉淀滴定法（precipitationtitration）是利用沉淀反應進行滴定的方法；沉淀滴定法的反應必需滿足的要求:（1）反應迅速，不易形成過飽和溶液；（2）沉淀的溶解度要很小，沉淀才能完全；（3）有確定終點的簡單方法；（4）沉淀的吸附現(xiàn)象不致于引起顯著的誤差。目前應用較廣的是生成難溶性銀鹽的反應:Ag++Cl-=AgClAg++SCN-=AgSCN

利用生成難溶銀鹽的沉淀滴定法稱為銀量法。銀量法可以測定C1-、Br-、I-、Ag+、SCN-等，還可以測定經(jīng)過處理而能定量地產生這些離子的有機氯化物。沉淀滴定法的關鍵問題是正確確定終點。5.3.1莫爾法

莫爾（Mohr）法——鉻酸鉀為指示劑

Ag++Cl-=AgCl（白色）KSP=1.810-10Ag++CrO42-=Ag2CrO4(磚紅色）KSP=1.110-12

在中性或弱堿性溶液中，用硝酸銀標準溶液直接滴定Cl-

（或Br-）。出現(xiàn)磚紅色的Ag2CrO4沉淀，指示滴定終點的到達。

1．指示劑的用量

以硝酸銀溶液滴定Cl-為例化學計量點：若要AgCI沉淀生成的同時也出現(xiàn)Ag2CrO4磚紅色沉淀，所需CrO42-

濃度則為鉻酸根黃色較深，妨礙終點的觀察。終點時控制在c（K2CrO4）＝510-3mol·L-1為宜。2．莫爾法的滴定條件

滴定應在中性或弱堿性（pH=6.5～10.5）介質中進行。若溶液為酸性時，則Ag2CrO4將溶解。2Ag2CrO4+2H+4Ag++2HCrO4-4Ag++Cr2O72-+H2O如果溶液堿性太強，則析出Ag2O沉淀，2Ag++2OH-=Ag2O+H2O

莫爾法的選擇性較差，如Ba2+、pb2+、Hg2+等陽離子及PO42-、AsO43-、S2-、C2O42-等陰離子均干擾測定。

滴定液中不應含有氨，因為易生成Ag(NH3)2+配離子，而使AgCl和Ag2CrO4溶解度增大。

能測定C1-、Br-，在測定過程中需劇烈搖動；但不能測定I-和SCN-，因為AgI或AgSCN沉淀強烈吸附I-或SCN-，致使終點過早出現(xiàn)。

不能用C1-滴定Ag+，因為Ag2CrO4轉化成AgCl

很慢。（如果測銀，可以采用返滴定法）

5.3.2佛爾哈德法(Volhard)佛爾哈德法——鐵銨礬NH4Fe(SO4)2·12H2O作指示劑1．直接滴定法測Ag+Ag++SCN-＝AgSCN

（白色）KSP=1.810-10Fe3++SCN-=[Fe(SCN)]2+（紅色）K穩(wěn)=200稍過量的SCN-與Fe3+

生成紅色的[Fe(SCN)]2+，指示終點的到達。2．返滴定法

Ag++Cl-＝AgCl

Ag++SCN-=AgSCN

Fe3++SCN-=[Fe(SCN)]2+

含有鹵素離子或SCN-的溶液中，加入一定量過量的AgNO3標準溶液，使鹵素離子或SCN-生成銀鹽沉淀，然后以鐵銨礬為指示劑，用NH4SCN標準溶液滴定過量的AgNO3。用此法測Cl-時：（1）終點的判斷會遇到困難。（2）產生較大的誤差。在臨近化學計量點時，加入的NH4SCN將和AgCl發(fā)生沉淀的轉化反應：

AgCl+SCN-＝AgSCN+Cl-

減小誤差的方法：

AgCl沉淀濾去。滴加NH4SCN標準溶液前加入硝基苯。測定碘化物時：指示劑應在加入過量AgNO3后才能加入，否則將發(fā)生下列反應，產生誤差。2Fe3++2I-=2Fe2++I2

應用佛爾哈德法時還應注意：

應當在酸性介質中進行，用硝酸來控制酸度，使c（H+）=0.2~1.0mol·L-1。

強氧化劑、氮的低價氧化物、汞鹽等能與SCN-

起反應，干擾測定，必須預先除去。

5.3.3法揚司法(Fajans)法楊司法——用吸附指示劑來確定終點。吸附指示劑（adsorptionindicators）是一些有機染料，它們的陰離子在溶液中容易被帶正電荷的膠狀沉淀所吸附，吸附后其結構發(fā)生變化而引起顏色變化，從而指示滴定終點的到達。例如，用AgNO3標準溶液滴定C1-時，常用熒光黃作吸附指示劑。Cl-過量時AgCl·Cl-+FIn-(黃綠色)Ag+過量時AgCl·Ag++FIn-

AgCl·Ag+FIn-(粉紅色)

表5-1常用吸附指示劑

指示劑被測離子滴定劑滴定條件(pH)

熒光黃Cl-,Br-,I-AgNO37~10

二氯熒光黃Cl-,Br-,I-AgNO3

4~10

曙紅SCN-,Br-,I-AgNO3

2~10

溴甲酚綠SCN-Ba2+,Cl-4~5使用吸附指示劑時要注意以下幾點：

應盡量使沉淀的比表面大一些。溶液的酸度要適當。

溶液的濃度不能太稀，否則沉淀很少。滴定不能在直接陽光照射下進行。

指示劑的吸附能力要適當，不要過大或過小。5.4重量分析法5.4.1重量分析法概述

重量分析（gravimetricmethod）:

根據(jù)生成物的重量來確定被測組分含量的方法。

沉淀法

重量分析法氣化法電解法

5.4.2沉淀重量法對沉淀的要求重量分析法的一般分析步驟

:(1)稱樣；(2)樣品溶解，配成稀溶液；(3)加入適當?shù)某恋韯贡粶y組分沉淀析出（所得沉淀稱為沉淀形式）；(4)沉淀過濾、洗滌；(5)烘干或灼燒之后，轉化成稱量形式，然后稱量；(6)計算被測組分的含量。沉淀形式與稱量形式可能相同，也可能不同。

過濾、洗滌800℃灼燒SO42-+BaCl2→BaSO4BaSO4

過濾、洗滌800℃灼燒Al3++3NH3?H2O→Al(OH)3Al2O3試液沉淀形式

稱量形式重量分析中對沉淀形式的要求：

沉淀的溶解度要小;沉淀形式要便于過濾和洗滌；沉淀力求純凈，避免混雜沉淀劑或其他雜質；沉淀應容易全部轉化為稱量形式。重量分析中對稱量形式的要求：

稱量形式必須有確定的化學組成;稱量形式必須穩(wěn)定，不受空氣中水分、二氧化碳和氧氣等的影響；稱量形式的相對分子質量要大。5.4.3沉淀的形成和沉淀的純度

1.沉淀的分類

晶形沉淀，如BaSO4（顆粒直徑0.1-1μm）

沉淀

無定形沉淀，如Fe2O3·xH2O（顆粒直徑僅為0.02μm）

凝乳狀沉淀：其性質（直徑）介于兩者之間，如AgCl2.沉淀的形成

成核長大晶形沉淀構晶離子晶核沉淀微粒無定形沉淀3．沉淀的純度

雜質主要由共沉淀、后沉淀等形式而混入。共沉淀（coprecipitation）：

在一定操作條件下，某些物質本身并不能單獨析出沉淀，當溶液中一種物質形成沉淀時，它便隨同生成的沉淀一起析出。

BaCl2BaSO4H2SO4Fe3+與Ba2+發(fā)生了共沉淀

FeCl3Fe2(SO4)3

發(fā)生共沉淀現(xiàn)象的原因：

表面吸附引起的共沉淀

包藏引起的共沉淀

生成混晶引起的共沉淀共沉淀表面吸附引起的共沉淀

例如，用過量的BaCl2溶液加到含有Fe(NO3)3的Na2SO4溶液中。得到BaSO4

，Ba2+是組成沉淀晶格的離子，將優(yōu)先被吸附。反離子有NO3-和C1-，因Ba(NO3)2比BaCl2溶解度小，所以優(yōu)先吸附NO3-。

故BaSO4沉淀表面吸附了雜質Ba(NO3)2。

沉淀對雜質離子的吸附具有選擇性

（1）作為反離子，如果各種離子的濃度相同，則優(yōu)先吸附那些與構晶離子形成溶解度最小或離解度最小的化合物的離子；（2）離子的價數(shù)越高，濃度越大，越易被吸附。包藏引起的共沉淀

在沉淀過程中，如果沉淀生長太快，表面吸附的雜質還來不及離開沉淀表面就被隨后生成的沉淀所覆蓋，使雜質或母液被包藏在沉淀內部。這種因為吸附而留在沉淀內部的共沉淀現(xiàn)象稱作包藏(occlusion)。

包藏在晶體內部的雜質不能用洗滌方法除去，應通過沉淀的陳化的方法予以減少。

生成混晶引起的共沉淀

每種晶形沉淀都具有一定的晶體結構，如果溶液中雜質離子與沉淀的構晶離子半徑相近、晶體結構相似時，則它們能形成混晶體。例如：用SO42-沉淀Ba2+時，溶液中有Pb2+。

SO42-+

Ba2+BaSO4

(Pb2+)(Pb2+)故Pb2+將進入BaSO4的晶格而成為混晶(mixedcrystal)析出，使BaSO4沉淀帶有Pb2+雜質。后沉淀（