第9章 酸堿平衡課件

2024/11/14第9章酸堿平衡第9章溶液和離子平衡9-1酸堿質(zhì)子理論9-2溶液中的單相離子平衡9-3溶液中的多相離子平衡2024/11/14第9章酸堿平衡一、關(guān)于電離理論

到目前為止，我們討論酸堿時(shí)總是把電離出的正離子全部是H+的物質(zhì)叫酸；把電離出的負(fù)離子全部是OH－的物質(zhì)叫堿。中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是：H++OH-==H2O。

這是根據(jù)阿侖尼烏斯在1887年時(shí)提出的理論來劃分的。一般稱為阿侖尼烏斯電離理論。電離理論只適用于水溶液.

9-1酸堿質(zhì)子理論2024/11/14第9章酸堿平衡二、質(zhì)子理論

1.定義：(1)酸──凡是能給出質(zhì)子H+的分子或離子。所以有分子酸和離子酸，例如：分子酸：HCl，HAc，H2O；

正離子酸：H3O+，NH4+

負(fù)離子酸：HCO3-，H2PO4-

這些物質(zhì)的共同之處是都能給出質(zhì)子。例如：而且，給出質(zhì)子的能力越強(qiáng)其酸性也越強(qiáng)。2024/11/14第9章酸堿平衡(2)堿──凡是能與質(zhì)子結(jié)合的分子或離子。例如：分子堿：NH3，H2O

正離子堿：[Al(H2O)5(OH)]2+

負(fù)離子堿：OH－，Ac－，HCO3-

它們的共同之處是都能結(jié)合質(zhì)子，例如：而且，結(jié)合質(zhì)子的能力越強(qiáng)其堿性也越強(qiáng)。2024/11/14第9章酸堿平衡(3)兩性物質(zhì)──即能給出質(zhì)子，又能結(jié)合質(zhì)子的物質(zhì)。例如：H2O，HCO3-，H2PO4-等等。HCO3-(酸)=CO32-+H+HCO3-(堿)+H+=H2CO3由此一來，酸堿的定義范圍更大了。而且，沒有了鹽的名稱和定義。2024/11/14第9章酸堿平衡2.共軛酸堿對(duì)

在質(zhì)子理論中，任何一個(gè)酸給出一個(gè)質(zhì)子后就變成堿，任何一個(gè)堿結(jié)合一個(gè)質(zhì)子后就變成一個(gè)酸。例如:

HAc是酸，若是有反應(yīng)：生成的Ac-

就是堿。HAc與Ac－

是一對(duì)共軛酸堿對(duì)。我們說HAc是Ac－

的共軛酸，而Ac－

是HAc的共軛堿。有酸必有堿。

2024/11/14第9章酸堿平衡

一般來說：共軛酸越強(qiáng)，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強(qiáng)，它的共軛酸就越弱。如：H2O

H++OH-

水為最弱的酸，它的共軛堿是最強(qiáng)的堿。

同一個(gè)共軛酸堿對(duì)中，共軛酸的Ka與共軛堿的Kb的乘積等于水的離子積常數(shù)。即：Ka×Kb=10-142024/11/14第9章酸堿平衡酸1堿2酸2堿1

NH3和HCl的反應(yīng)，無論在水溶液中或氣相中，其實(shí)質(zhì)都是一樣的。即HCl是酸，放出質(zhì)子給NH3，然后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹棄ACl-；

NH3是堿，接受質(zhì)子后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹椝酦H4+。強(qiáng)酸放出的質(zhì)子，轉(zhuǎn)化為較弱的共軛堿。

2、酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)，就是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。例如：

HCl+NH3

＝NH4++Cl-2024/11/14第9章酸堿平衡9-2-1水的電離與pH值

（1）水的電離平衡水是一種弱電解質(zhì)，常溫下有如下平衡：并有：（25℃下）Kw常稱水的離子積常數(shù)，當(dāng)水溫變化很小時(shí)Kw幾乎不變，而且Kw不隨水溶液中其它離子的濃度變化而變化。但是，當(dāng)水溫顯著改變時(shí)Kw也有改變。這一點(diǎn)務(wù)必注意。9-2溶液中的單相離子平衡2024/11/14第9章酸堿平衡（2）pH值

水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度。水溶液中H+離子的濃度變化幅度往往很大，濃的可大于10mol·L-1，一般溶液中[H+]很小，其數(shù)值讀寫都不方便。故用其負(fù)對(duì)數(shù)pH值表示，即：

pH=-lg[H+]同樣：因?yàn)椋核詐H+pOH=142024/11/14第9章酸堿平衡9-2-2弱酸、弱堿的電離平衡1、一元弱酸、弱堿的電離平衡，電離常數(shù)例如：其平衡常數(shù)為：式中Ka是弱酸電離平衡常數(shù)，Kb是弱堿電離平衡常數(shù)，電離平衡常數(shù)(Ki)簡稱電離常數(shù)。2024/11/14第9章酸堿平衡用通式表示就是：電離常數(shù)電離：IonizationKi

酸：AcidKa

堿：baseKb

鹽：salt2024/11/14第9章酸堿平衡有關(guān)電離常數(shù)的討論：1、Ki的大小代表弱電解質(zhì)的電離趨勢：Ki值越小，說明電離程度越小，該弱電解質(zhì)的酸（堿）性越弱；Ki值越大，說明電離程度越大，該弱電解質(zhì)的酸（堿）性越強(qiáng)。2、Ki與電離體系中各組分的濃度無關(guān)。3、T變化，Ki也發(fā)生變化，但影響不大。2024/11/14第9章酸堿平衡2、電離平衡體系中的簡單計(jì)算問題⑴電離度α

定義：起始C00平衡時(shí)C－CαCαCα其電離平衡常數(shù)為：2024/11/14第9章酸堿平衡當(dāng)

<5％或c酸/Ka

500時(shí),1-

≈1所以：或者：此即所謂稀釋定律，也就是電離度和電離常數(shù)的關(guān)系式。2024/11/14第9章酸堿平衡有關(guān)電離度的討論：1、同類型弱酸（堿），如濃度相同，可將作為電離程度的量度。2、同一弱酸（堿），和濃度的平方根成反比。即：濃度越稀，電離度越大，而H+？以上又稱稀釋定律，但注意，僅適用于弱電解質(zhì)。3、隨溫度的變化而變化，但變化不大。2024/11/14第9章酸堿平衡⑵[H+]的精確計(jì)算

設(shè)有平衡：HA

H++A-

開始時(shí) C 00

平衡時(shí)C－[H+][H+][A-]

所以有:[H+]=[A-]即：2024/11/14第9章酸堿平衡顯然合理解應(yīng)為:此即為[H+]的精確解。當(dāng)滿足C/Ka≥500時(shí)，[H+]＜＜C，C－[H+]≈C所以就有：解之就有：近似求解公式2024/11/14第9章酸堿平衡例題：計(jì)算常溫下0.1mol·L-1HAc溶液中H+

濃度、HAc的平衡濃度、溶液的pH值以及此時(shí)HAc的電離度。（ka=1.8×10-5）解

:因?yàn)橛深}意可知有C/Ka＞500,所以有:答:溶液的pH值為2.87,電離度為1.34。2024/11/14第9章酸堿平衡例2：計(jì)算298K時(shí)，0.1mol·L-1，0.01mol·L-1，1.010-5mol·L-1，的醋酸溶液的pH值和電離度

。C/mol·L-10.10.011.010-5/%1.34.271[H+]1.310-34.210-47.110-6計(jì)算結(jié)果表明了什么？0.1mol·L-1的NH4Cl的pH值？2024/11/14第9章酸堿平衡3、多元弱酸的電離平衡例如：其實(shí)它們的電離過程都是分步進(jìn)行的。2024/11/14第9章酸堿平衡比如：

其中kα1為第一級(jí)電離常數(shù)，Ka2為二級(jí)電離常數(shù)。一般來說，Ka1

?Ka2

,故比較弱酸的酸性強(qiáng)弱只要比較Ka1的大小即可。Ka1大的一般酸性較強(qiáng)。2024/11/14第9章酸堿平衡例題：求飽和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S]和[OH-]解：①求[H+]、[HS-]因K1/K2=5.7×10-8/1.2×10-15≥102∴可忽略二級(jí)電離，當(dāng)一元酸處理來求[H+]

H2S

H++HS-

0.1-xxx

c/Ka=0.1/5.7×10-8≥400,則0.1-x≈0.1∴[H+]２=cKa=0.10×5.7×10-8∴[H+]=7.5×10-5(mol·L-1)

[H+]≈[HS-]=7.5×10-5mol·L-12024/11/14第9章酸堿平衡

②求[S2-]因S2-是二級(jí)電離的產(chǎn)物

HS-

H++S2-

K2=[H+][S2-]/[HS-]

=1.2×10-15∵[H+]≈[HS-]∴[S2-]=K2=1.2×10-15

[OH-]=Kw/[H+]

=1×10-14/7.5×10-5

=1.3×10-10(mol·L-1)由上可得下列結(jié)論：①多元酸K1>>K2>>K3時(shí),求[H+]時(shí)當(dāng)做一元酸處理；②二元酸中酸根的濃度近似于K2，與酸的原始濃度關(guān)系不大。2024/11/14第9章酸堿平衡由化學(xué)平衡移動(dòng)原理，改變多元弱酸溶液的pH值，將使電離平衡發(fā)生移動(dòng)。

K1K2=[H+]2[S2-]/[H2S]

[S2-]=K1K2[H2S]/[H+]2例題：飽和H2S，加酸使[H+]為0.24mol·L-1這時(shí)溶液中[S2-]=？解：[S2-]=K1K2[H2S]/[H+]2

=5.7×10-8×1.2×10-15×0.10/0.242

=1.2×10-22(mol·L-1)答：[S2-]=1.2×10-22mol·L-1

2024/11/14第9章酸堿平衡一、電離平衡的移動(dòng)和同離子效應(yīng)

設(shè)有平衡：

此時(shí)若加入大量的NaAc，即Ac-

。由前面已學(xué)的化學(xué)平衡原理可知，反應(yīng)將向左方進(jìn)行。即HAc的電離度減小了。9-2-3

同離子效應(yīng)和緩沖溶液2024/11/14第9章酸堿平衡

往其中加入NH4Cl時(shí)，也有同樣情況，它們將強(qiáng)烈地抑制NH3H2O的電離。象這種在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，可使弱電解質(zhì)的電離度降低的現(xiàn)象叫同離子效應(yīng)。再有如：請問：往上述氨水溶液中加入(NH4)2SO4、NH4Ac，會(huì)產(chǎn)生同離子效應(yīng)嗎？加入NaOH呢？除了同離子效應(yīng)，還有一個(gè)鹽效應(yīng)。2024/11/14第9章酸堿平衡體系pH值100ml純水≈7100ml純水+1ml0.1mol·L-1HCl≈3100ml純水+1ml0.1mol·L-1NaOH≈11體系pH值100ml含0.1mol·L-1HAc+0.1mol·L-1NaAc的混合液≈5上述混合液+1ml0.1mol·L-1HCl≈5上述混合液+1ml0.1mol·L-1NaOH≈5這說明HAc和NaAc的混合溶液具有緩沖作用。二、緩沖溶液2024/11/14第9章酸堿平衡二、緩沖溶液

1.基本概念：通常在水中，或者是NaOH水溶液中加入少量HCl，NaOH之類的強(qiáng)酸強(qiáng)堿，或者大量稀釋就會(huì)使水溶液的pH值變化好幾個(gè)數(shù)量級(jí)。但是在HAc-NaAc的混合液中加入少量強(qiáng)酸強(qiáng)堿或者稀釋后，其pH值卻可基本上不變。象這樣由弱酸及其弱酸鹽組成的混合溶液，它的pH值能在一定范圍內(nèi)不因稀釋或者外加少量酸堿而發(fā)生顯著變化，這種溶液叫緩沖溶液。

2024/11/14第9章酸堿平衡2.緩沖原理

可以從電離平衡上來研究。例如：在由弱酸（堿）及其弱酸（堿）鹽組成的混合溶液中，由于同離子效應(yīng)，使得溶液中弱酸（堿）分子以及弱酸（堿）酸根離子均為大量。加入少量H+

時(shí)，H+便和Ac-生成HAc，而溶液中[H+]基本不變。當(dāng)加入少量OH-

時(shí)，H+

便和OH-

結(jié)合成水。由于溶液中[H+]降低，平衡就向右邊移動(dòng)，促使HAc又電離出一些H+

來，以補(bǔ)充減少的H+。結(jié)果溶液中的[H+]最終還是基本不變。這就是緩沖溶液的緩沖原理。2024/11/14第9章酸堿平衡3、緩沖溶液的pH值

緩沖溶液的pH值如何計(jì)算呢？可以舉例說明之。例如：有弱酸（HA）及弱酸鹽（MA）所組成的緩沖溶液，[H+]或pH值的計(jì)算公式可如下法推導(dǎo)。2024/11/14第9章酸堿平衡設(shè)有：代入平衡常數(shù)表達(dá)式始c酸

0c鹽平c酸-x

x

c鹽+x

這里由于同離子效應(yīng)，因此x很小與C酸，Ｃ鹽相比可以忽略。所以:由該公式可知：(1)緩沖溶液的pH值與弱酸的電離常數(shù)Ka有關(guān)；(2)緩沖溶液的pH值與其組成有關(guān)，即與酸和鹽的濃度比值有關(guān)。2024/11/14第9章酸堿平衡思考題：自行推出堿性緩沖溶液的OH－的pOH為2024/11/14第9章酸堿平衡體系pH值100ml含0.1mol·L-1HAc+0.1mol·L-1NaAc的混合液≈5上述混合液+1ml0.1mol·L-1HCl≈5上述混合液+1ml0.1mol·L-1NaOH≈5例1、2024/11/14第9章酸堿平衡例2：在50ml0.1mol·L-1NH3·H2O溶液中需加入多少克固體(NH4)2SO4，才能使溶液的pH值控制為8.94?6.6g例3：欲配制100mlpH為5.0，并且含有Ac-離子濃度為0.50mol·L-1的緩沖溶液，需加入密度1.049g·mL-1，含HAc100%的醋酸多少毫升和NaAc·3H2O多少克？CHAc=0.282mol·L-1

VHAc=1.61mlmNaAc=6.8g2024/11/14第9章酸堿平衡(1)弱酸──弱酸鹽型（酸性）如：HAc──NaAc

酒石酸──酒石酸鈉甲酸──甲酸鈉(2)弱堿──弱堿鹽型（堿性）如：氨水──氯化銨(3)兩性物質(zhì)

KH2PO4—K2HPO4NaHCO3—Na2CO3

等等。４、常用緩沖溶液類型2024/11/14第9章酸堿平衡

配制一定pH值的緩沖溶液，因當(dāng)c酸=c鹽時(shí)按:pH=pKa-lg(c酸/c鹽)當(dāng)pH=pKa時(shí)，這時(shí)對(duì)外加酸，堿有同等的緩沖能力。實(shí)際應(yīng)用時(shí)，只要選擇pKa與所需pH值相等或接近的弱酸及其鹽即可。一般認(rèn)為：當(dāng)c酸:c鹽＝0.1~10時(shí)，緩沖溶液均能較好地發(fā)揮緩沖作用。即：pH=pKa±１如：HAc的pKa=4.75，欲配制pH值為3.75~5.75左右的緩沖溶液，可選擇HAc－NaAc緩沖對(duì)；同樣可由pOH=pKb-lg(c堿/c鹽)得到pOH＝pKb±１來配制堿性的緩沖溶液。注：所選緩沖溶液不能與反應(yīng)物或生成物起反應(yīng)。5、緩沖溶液的選擇和配制2024/11/14第9章酸堿平衡

一、教學(xué)要求

1.了解沉淀的形成過程。

2.掌握溶度積規(guī)則的意義及其運(yùn)用。

3.了解影響沉淀平衡移動(dòng)的因數(shù)。

4.了解分步沉淀和沉淀轉(zhuǎn)化的概念。

9-3溶液中的多相離子平衡2024/11/14第9章酸堿平衡一、溶解平衡和溶度積1、溶解平衡在溶液中有下列平衡：

AgCl(s)＝Ag+

＋Cl－

AgCl不斷地溶解到水中，溶液中離子不斷沉積到固體上，一定時(shí)間后達(dá)到平衡。9-3-1難溶電解質(zhì)的溶解度和溶度積

2024/11/14第9章酸堿平衡2、溶度積當(dāng)上述反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，其平衡常數(shù)為：上式中的K即為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。AmBn(s)=mAn++nBm-溶度積常數(shù)：SolubilityProduct查表：2024/11/14第9章酸堿平衡三、溶度積和溶解度之間的相互換算溶解度(s)：溶解物質(zhì)克數(shù)/100克水(溶劑)溶度積(Ksp)(涉及離子濃度)：溶解物質(zhì)“物質(zhì)的量”/1000ml溶液對(duì)于難溶物質(zhì)，離子濃度很稀，可作近似處理：(xg/100gH2O)10/M~mol·L-12024/11/14第9章酸堿平衡例1：已知298KBaSO4的溶解度為2.44*10-4g/100gH2O，求該溫度下的溶度積常數(shù)？解：先將溶解度換單位BaSO4

=Ba2++SO42-平衡濃度/mol·L-1：SS2024/11/14第9章酸堿平衡例2：已知298K，PbI2的Ksp=7.1*10-9，求PbI2在水中的溶解度？PbI2=

Pb2++2I-平衡濃度/mol·L-1：S2S2024/11/14第9章酸堿平衡如：Fe(OH)3不行?。。?024/11/14第9章酸堿平衡二、溶度積規(guī)則

當(dāng)溶液中有：AB(s)＝A+＋B－

平衡時(shí)有：[A+][B－]=Ksp

假如此時(shí)向溶液中加入一些A+

或B－，則溶液中有[A+][B－]

Ksp

此時(shí)就可以看到溶液中有沉淀生成。2024/11/14第9章酸堿平衡

假如設(shè)法減小A+

或B－的濃度，則平衡就向右移動(dòng)，固體又不斷溶解下去。綜合起來就是：

[A+][B－]＝Q

Ksp

固體溶解

[A+][B－]＝Q=Ksp

溶解平衡

[A+][B－]＝Q

Ksp

生成沉淀這就是溶度積規(guī)則。2024/11/14第9章酸堿平衡任意多相離子平衡：

AmBn(S)

＝mAn+

＋nBm－當(dāng)：

(CAn+)m(CBm－)n

＝Q

Ksp沉淀溶解

(CAn+)m(CBm－)n

＝Q＝Ksp溶解平衡

(CAn+)m(CBm－)n

＝Q

Kap沉淀生成2024/11/14第9章酸堿平衡使用溶度積規(guī)則應(yīng)注意的地方：（1）利用溶度積規(guī)則可以根據(jù)離子濃度來判斷溶液中的沉淀是生成還是溶解。（2）溶度積規(guī)則只適用于離子強(qiáng)度較小的情況，溶液中離子強(qiáng)度大了就要做修正。2024/11/14第9章酸堿平衡9-3-2沉淀的生成和溶解一、沉淀的生成產(chǎn)生沉淀的唯一條件：Q(離子積)>Ksp(溶度積)例3：298K往500ml0.001mol·L-1MgSO4溶液中加入150mlNaOH，問能否產(chǎn)生Mg(OH)2沉淀？如改為氨水呢？改用氨水，[OH-]=1.06*10-4Q=2.81*10-122024/11/14第9章酸堿平衡二、沉淀的溶解沉淀溶解的唯一條件：Q(離子積)<Ksp(溶度積)1、生成弱電解質(zhì)（水、弱酸、弱堿）：2、利用氧化還原反應(yīng)：例：3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+3S+2NO+4H2O3、利用生成配合物例：AgCl+2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]Cl+2H2O2024/11/14第9章酸堿平衡9-3-3影響溶解平衡移動(dòng)的因數(shù)一、同離子效應(yīng)例如，AgCl沉淀用純水洗滌和用NaCl溶液洗滌時(shí)，沉淀的損失就大不相同?，F(xiàn)計(jì)算如下：

AgCl＝Ag+＋Cl－

（１）用純水洗滌，每次損失為多少？設(shè)水1L，AgCl洗滌到飽和時(shí)水中的[Ag+]可如下計(jì)算：2024/11/14第9章酸堿平衡∵[Ag+]=[Cl－]∴AgCl的損失為:143.5×1.3×10-5=1.9×10-3g2024/11/14第9章酸堿平衡（2）用0.01mol

L-1NaCl水溶液洗滌，每次損失為：

AgCl＝Ag+＋Cl－

到飽和時(shí)：x0.01+x

即：Ksp=[Ag+][Cl-]=x(0.01+x)∵x

0.01∴0.01+x≈0.01

所以上式為:Ksp=0.01x∴x=Ksp/0.01=1.8×10-8mol

L-1

2024/11/14第9章酸堿平衡由此可見，用0.01mol

L-1NaCl水溶液洗滌，每次損失僅為：

143.5×1.8×10-8=2.6×10-6g減小了將近1000倍。這是因?yàn)椤癗aCl=Na+

＋Cl－”以后溶液中有大量Cl－，它強(qiáng)烈地使：AgCl＝Ag+＋Cl－平衡向左移動(dòng)，抑制了AgCl的溶解。這就是同離子效應(yīng)。2024/11/14第9章酸堿平衡二、鹽效應(yīng)例如，在PbSO4中加入少量Na2SO4溶液可以抑制PbSO4的溶解，但若加入過多后PbSO4的溶解度又會(huì)有所上升。見表：2024/11/14第9章酸堿平衡

顯然，此時(shí)PbSO4的溶解度就明顯增大起來了。隨著加入的強(qiáng)電解質(zhì)不斷增加，離子強(qiáng)度隨之增大，離子的活度系數(shù)不斷下降；PbSO4的溶解度也會(huì)隨之增大。這就是所謂的鹽效應(yīng)。鹽效應(yīng)是使難溶電解質(zhì)溶解度增大的一種作用，但是要注意的是：當(dāng)加入的強(qiáng)電解質(zhì)還有同離子效應(yīng)時(shí)，鹽效應(yīng)總比同離子效應(yīng)的作用小。2024/11/14第9章酸堿平衡三、酸效應(yīng)

CaC2O4＝Ca２+＋C2O42－

↓+H+HC2O4-

↓+H+

H2C2O4

當(dāng)[H+]很大時(shí)，可以促使平衡不斷向右移動(dòng)，直到CaC2O4全部溶解為止。例如：控制pH值以形成或不形成氫氧化物。在提純硫酸銅實(shí)驗(yàn)中為何要先調(diào)pH值為4左右，再加熱過濾？2024/11/14第9章酸堿平衡解：目的是除鐵元素1、計(jì)算要使[Fe3+]

10-5(10-5是什么意思？),pH值應(yīng)為多少；查表有：

Fe(OH)3的Ksp=4.0

10-38

即：[Fe3+][OH-]3=4.0

10-38

；當(dāng)：[Fe3+]=10-5mol·L－1時(shí)

[H+]=10-14/1.6

10-11=6.3

10-4mol·L－1

相應(yīng)的pH值為：pH=3.2

所以當(dāng)pH

3.2時(shí),Fe3+

可以定性地除盡。2024/11/14第9章酸堿平衡2、計(jì)算要使[Cu2+]不沉淀，pH值應(yīng)為多少？查表有：Ksp(Cu(OH)2)=2.2

10-20

當(dāng)[Cu2+]=0.1mol·L－1

時(shí)：[H+]=2.1

10-6mol·L－1相應(yīng)的pH值為：pH=5.6即：當(dāng)pH

5.6時(shí)溶液中的Cu2+不沉淀。顯然，合適的操作條件是：pH值在3.2

5.6之間。所以取pH為4的沉淀?xiàng)l件。2024/11/14第9章酸堿平衡四、配位效應(yīng)

以AgCl為例說明之。

AgCl＝Ag+＋Cl－

NH3

[Ag(NH3)]+

當(dāng)[NH3]很大時(shí)，可以促使平衡不斷向右移動(dòng)，直到CaC2O4全部溶解為止。2024/11/14第9章酸堿平衡五、影響沉淀溶解度的其他因素

1，溫度因?yàn)槌恋淼娜芙夥磻?yīng)一般是吸熱反應(yīng)，故升高溫度可以增大平衡常數(shù)，使溶解度增大。沉淀性質(zhì)不同時(shí)溶解度增大的情況也不同，顆粒粗大的晶形沉淀一般是冷卻后再過濾，以防溶解損失過大；而沉淀溶解度極小的無定形沉淀一般是趁熱過濾的。2024/11/14第9章酸堿平衡2、溶劑的影響根據(jù)相似相溶原理，無機(jī)物一般在水中溶解度較大，有機(jī)物一般在有機(jī)溶劑中溶解度較大。

3、沉淀顆粒同一沉淀，顆粒大時(shí)溶解度小，顆粒小時(shí)溶解度大。4、形成膠體或者析出形態(tài)的影響

形成膠體時(shí)溶解損失大，加入電解質(zhì)可以破壞膠體。沉淀初生時(shí)稱為“亞穩(wěn)態(tài)”，溶解度較大。沉淀陳化后稱為“穩(wěn)定態(tài)”，溶解度較小。2024/11/14第9章酸堿平衡綜合練習(xí)1：分別計(jì)算298K時(shí)，Ag2CrO4在純水、0.01mol·L－1

AgNO3、0.01mol·L－1

K2CrO4中的溶解度？Ag2CrO4(s)=2Ag++CrO42-純水中達(dá)平衡/mol·L－1

：2SS0.01mol·L－1

AgNO3達(dá)平衡0.01+2SS0.01mol·L－1

K2CrO4達(dá)平衡2S0.01+S2024/11/14第9章酸堿平衡2.在0.5mol·L－1鎂鹽溶液中，加入等體積0.1mol·L－1氨水，問能否生成Mg(OH)2沉淀？如要抑制沉淀產(chǎn)生，需在每升氨水中再加入固體NH4Cl若干？2024/11/14第9章酸堿平衡3.在100ml0.1mol·L－1NaOH溶液中，加入1.51gMnSO4，如要抑制Mn(OH)2沉淀產(chǎn)生，至少需加入固體（NH4)2SO4若干？2024/11/14第9章酸堿平衡

假如在一個(gè)溶液中存在多種離子時(shí)，出現(xiàn)可以生成多種沉淀的情況。而且，往往是幾種沉淀同時(shí)生成，或者是各種沉淀先后生成。這種先后生成沉淀叫分步沉淀。

例如，在0.01mol·L-1的I

離子和0