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第四章电解质溶液和离子平衡 本章主要讨论水溶液中的离子平衡和难溶电解质的溶解平衡 我们将运用前两章学习的热力学与化学平衡的一般原理 讨论离子平衡的方向和限度 4 1弱酸 弱碱的解离平衡 4 1 1一元弱酸 弱碱的解离平衡一 解离常数解离平衡定义 一元弱酸 弱碱是弱电解质 在溶液中只有一小部分解离成相应的正 负离子 绝大部分仍以未解离的分子状态存在 溶液中始终存在着未解离的分子与解离产生的正 负离子之间的平衡 称为解离平衡 解离常数定义 解离平衡时 已解离的各物质离子浓度的乘积与未解离的分子浓度的比值是一个常数 称做解离平衡常数 简称解离常数 用Ki 表示 如以AB型弱电解质代表一元弱酸 弱碱 它在水溶液中的解离平衡式为 ABA B 其平衡时的解离常数可表示为 Ki A B AB 式中浓度皆表示平衡时的浓度 若是一元弱酸 解离常数Ki 用Ka 表示 是一元弱碱 用Kb 表示 Ki 值的大小表示了弱电解质解离成离子的能力 Ki 值越大 解离成离子的倾向越大 反之 越小 Ki 值与平衡体系中各物质的浓度无关 但却随着温度的变化而变化 但一般变化不大 一般将Ki 在10 2 10 3之间的电解质称为中强电解质 H3PO4 H2SO3等 将Ki 10 4的电解质称为弱电解质 HAc NH3 H2O等 将Ki 10 7的称为极弱电解质 HCN HClO等 二 稀释定律解离常数与解离度都可以表示弱电解质解离能力的大小 但一般情况下是解离常数应用更广泛 这是由于解离常数不随物质起始浓度的变化而变化 但解离度却要发生变化 稀释定律反映了解离常数与解离度之间的相互关系 设 C为MA型弱电解质的起始浓度 该弱电解质的解离度为 则 MAM A 起始浓度 mol L C00平衡浓度 mol L C C C C Ki M A MA C 2 C 1 C 2 1 由于解离度 的大小与Ki 及C的大小有关 所以Ki 越小 C越大 就越小 反之 就越大 在一般情况下 当C Ki 500时 解离度 500作为近似计算的必要条件 做近似计算后 上式简化为 Ki C 2或 Ki C 1 2稀释定律表明了解离度与溶液浓度及解离常数之间的关系 溶液越稀 解离度越大 解离常数越大 解离度也越大 例4 1 求 HAc 0 1mol L溶液的pH值和解离度 已知 Ka HAc 1 75X10 5 解 1 设 平衡时 H x 则 HAcH Ac 起始浓度 mol L 0 100平衡浓度 mol L 0 1 xxxKa HAc H X Ac HAc x2 0 1 x 1 75X10 5 C Ka HAc 0 1 1 75X10 5 5714 500 可进行近似计算 0 1 x 0 1x2 0 1 1 75X10 5x 1 32X10 3mol L H pH lg H lg 1 32X10 3 2 88 2 已解离物质的量 解离前物质的量X100 x 0 1X100 1 32X10 3 0 1 X100 1 32 计算一元弱酸 弱碱溶液中 H OH 平衡浓度的近似公式 H Ka C 1 2 OH Kb C 1 2条件 C Ki 500 4 1 2多元弱酸的解离平衡 多元弱酸的概念 P73 在多元弱酸水溶液中 H 离子主要来自一级解离 所以在计算多元弱酸的H 离子浓度时 一般都可以近似地用一级解离的H 离子浓度代替 注意 在多元弱酸的各级解离中 每一级的解离都产生H 离子 而溶液中的H 离子是一样的 分不清哪个是来自哪一级解离 溶液中实际存在的H 离子浓度是由各级解离产生的H 离子浓度之和 它可以同时满足溶液中存在的各级解离平衡 例4 2 计算298K时 0 10mol LH2S饱和溶液中H HS S2 的浓度 解 查表 Ka1 1 07X10 7 Ka2 1 26X10 13由于Ka1 Ka2 所以在计算H 离子浓度时 可近似地认为溶液中的H 离子皆来自第一级解离 设 平衡时 H x 则有 H2SH HS 起始浓度 mol L 0 1000平衡浓度 mol L 0 10 xxx C Ka1 0 10 1 07X10 7 500 Ka1 x2 0 1 1 07X10 7x H 1 03X10 4mol L HS H 1 03X10 4mol L 计算S2 离子浓度时需用二级解离 设 平衡时 S2 yH2SH HS HS H S2 平衡浓度 mol L x yx yx yx yy H x y HS x y同时满足两个平衡 进行近似计算 x y x x y x Ka2 H X S2 HS x y x y 1 26X10 13mol L S2 一般地 任何多元弱酸最后一级解离的负离子浓度等于其最后一级解离常数 而与弱酸的起始浓度无关 如 CO32 Ka2 H2CO3 4 68X10 11 根据H2S的二级解离平衡可写出 H2SH HS Ka1 H X HS H2S HS H S2 Ka2 H X S2 HS 运用多重平衡规则 将 1 2 得 H2S2H S2 总的Ka Ka1 XKa2 即 Ka H 2X S2 H2S Ka1 XKa2 1 07X10 7X1 26X10 13 1 35X10 20 4 1 3影响解离平衡的因素 影响解离平衡的因素有 温度 盐效应及同离子效应 本节主要讨论同离子效应对解离平衡的影响 弱电解质在水溶液中的解离平衡与所有的化学平衡一样 是暂时的 有条件的 一旦外界条件发生变化 平衡将遭到破坏 故利用平衡移动的原理 改变平衡时离子的浓度 必然会使解离平衡发生移动 如 HAcH Ac NaAc Na Ac 平衡体系中Ac 离子浓度大大增加 并同H 离子结合形成分子HAc HAc的解离平衡向左移动 使溶液中H 离子浓度减少 HAc的解离度降低 这种在弱电解质的溶液中 加入了与弱电解质具有相同离子的强电解质 使弱电解质的解离度降低的现象就叫做同离子效应 例4 3P75 4 1 4水的解离和溶液的酸碱性 一 水的离子积纯水是一种非常弱的电解质 H2OH OH 当其解离达到平衡时 K H X OH H2O 由实验测得 在24 时 纯水中的 H OH 皆等于1 0X10 7mol L 而在此温度时 纯水的摩尔浓度为55 38mol L 平衡时 水的浓度可视为常数 将 H2O 合并入解离常数K 并将K X H2O 用新的符号KW 表示 KW 就称为水的离子积常数 即 H OH K X H2O KW 1 0X10 14 二 溶液的酸碱性在中性溶液中 H OH 1 0 10 7 当 H 10 7mol L时 溶液呈酸性 当 H 10 7mol L时 溶液呈碱性 注意 酸性强与强酸是两个不同的概念 强酸是指强电解质 表示解离出H 很容易 酸性强是指解离出的H 离子浓度大 常用pH值来表示溶液的酸碱性 pH lg H 故pH 7 溶液呈中性 pH7 溶液呈碱性 也有用pOH表示溶液的酸碱性 pOH lg OH 故pOH 7溶液呈中性 pOH 7 溶液呈酸性 pOH 7 溶液呈碱性 由KW H X OH 1 0X10 14可知 pH pOH 14 4 2缓冲溶液 4 2 1缓冲作用原理HAcH Ac HAc是弱电解质 只能部分解离 NaAc Na Ac NaAc是强电解质 可全部解离 当以上体系中加入少量强酸HCl HCl H Cl 溶液中大量增加的H 离子与原体系中大量存在的Ac 离子结合生成HAc分子 使原解离平衡向左移动 导致溶液中的H 离子浓度不会显著增大 pH值也不会明显地变化 所以 Ac 离子在此溶液中具有抵抗外来少量强酸的作用 同理 当向体系中加入少量强碱NaOH NaOH Na OH 溶液中大量增加的OH 离子与原体系中大量存在的H 离子结合生成弱电解质H2O分子 使原解离平衡向右移动 大量的HAc分子不断地提供H 离子与Ac 离子 直至H 离子与外来的OH 离子结合达到一定的平衡 导致溶液中的H 离子浓度保持相对的稳定 pH值也不会明显地变化 所以 HAc分子在此溶液中具有抵抗外来少量强碱的作用 若在此体系中加入少量的水稀释 那么HAc与Ac 浓度降低相同的倍数 由Ka H X Ac HAc 得 H HAc Ac Ka 可见 H 离子浓度也可以保持相对的稳定性 弱酸及其盐或弱碱及其盐的混合溶液能抵抗外来的少量酸 碱或水稀释的影响 而使其pH值保持稳定的本领 称为缓冲作用 具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液 缓冲对 HAc NaAc NH3 H2O NH4Cl H2CO3 NaHCO3 NaHCO3 Na2CO3 H3PO4 NaH2PO4 NaH2PO4 Na2HPO4等等 注意 外来的强酸 强碱必须是少量的 若加入的过多 缓冲对将不具备抗酸 碱作用了 4 2 2缓冲溶液pH值的计算以弱酸 弱酸盐组成的缓冲溶液为例来推导pH值的计算公式 HAH A MA M A Ka H X A HA 设 HA的起始浓度为C酸 MA的起始浓度为C盐 平衡时 H x mol L HAH A 起始浓度 mol L C酸0C盐平衡浓度 mol L C酸 xxC盐 xKa x C盐 x C酸 x 近似计算 C盐 x C盐 C酸 x C酸Ka x C盐 C酸x Ka C酸 C盐 H H Ka C酸 C盐 同理 弱碱与弱碱盐组成的缓冲溶液OH 离子浓度近似的计算公式为 OH Kb C碱 C盐 弱酸 弱酸盐组成的缓冲体系 pH pKa lgC酸 C盐弱碱 弱碱盐组成的缓冲体系 pOH pKb lgC碱 C盐 例4 4 将2 0mol L的HAc和2 0mol L的NaAc溶液等体积混合后 计算 1 此缓冲溶液的pH值 2 将10mL0 10mol L的HCl溶液加入90mL混合溶液后的pH值 3 将10mL0 10mol L的NaOH溶液加入90mL混合溶液后的pH值 解 1 两溶液混合后 HAc 1 0mol L C酸 NaAc 1 0mol L C盐 pH pKa lgC酸 C盐 lg 1 75 10 5 lg 1 0 1 0 4 76 2 溶液相混后 各物质的浓度发生相应变化 HAc 90 100 1 0 0 90mol L NaAc 90 100 1 0 0 90mol L Ac HCl 10 100 0 1 0 010mol L H H 的加入要与Ac 结合生成HAc 故反应后 Ac 0 90 0 010 0 89mol L C盐 HAc 0 90 0 010 0 91mol L C酸pH pKa lgC酸 C盐 lg 1 75 10 5 lg 0 91 0 89 4 75pH值只减少了0 01 3 同样 先考虑加入NaOH后体积的改变引起各物质的浓度变化 HAc 90 100 1 0 0 90mol L NaAc 90 100 1 0 0 90mol L Ac NaOH 10 100 0 1 0 010mol L OH 再考虑H 与OH 反应后各物质的浓度变化 Ac 0 90 0 010 0 91mol L C盐 HAc 0 90 0 010 0 89mol L C酸pH pKa lgC酸 C盐 lg 1 75 10 5 lg 0 89 0 91 4 77pH值只增加了0 01 同样地 在90mL纯水中加入10mL0 10mol L的HCl 则 H 10 100 0 10 0 010mol L pH lg H lg 0 010 2 0 类似地 在90mL纯水中加入10mL0 10mol L的NaOH 则 OH 10 100 0 10 0 010mol L 1 pOH lg OH lg 0 010 2 0pH 14 pOH 14 2 0 12 0 说明了 不具备缓冲能力的溶液无法抵抗外来的少量强酸或强碱 4 2 3缓冲溶液的选择和配制缓冲能力的大小取决于C酸 C盐及两者比值 或C碱 C盐及两者比值 C酸和C盐 或C碱和C盐 较大 缓冲能力较大 且当C酸 C盐 或C碱 C盐 时 缓冲能力最大 此时pH pKa 或pOH pKb 而当C酸和C盐 或C碱和C盐 相差较大时 溶液的缓冲能力较低 故一般缓冲溶液的C酸 C盐 或C碱 C盐 总是取在0 1 10 这时的缓冲溶液的pH值变化范围为 pH pKa 1 或pOH pKb 1 例4 5 P83 4 3盐类的水解 盐类的水解是中和反应的逆反应 盐类水解反应的本质 AB A B A B 与水解离出的H 离子和OH 离子结合生成弱酸或弱碱 破坏了水的解离平衡 这种盐与水作用生成弱酸或弱碱的反应称为盐的水解 4 3 1盐类的水解反应水解常数一 强酸强碱盐的水解强酸与强碱反应后得到的这类盐的离子不与水发生反应 故这类盐不会发生水解反应 溶液的pH值仍保持7 0 二 强碱弱酸盐的水解以NaAc为例 在该水溶液中 存在着如下平衡 NaAc Na Ac H2OH OH Ac H HAc直到H2O与HAc的解离平衡又重新达到一个新的平衡 水解反应才不再继续进行 此时溶液中 OH H 溶液呈碱性 pH 7 0 总的水解反应式为 Ac H2OHAc OH 该平衡也有一个平衡常数 称其为水解常数 用Kh 表示 NaAc水解反应的平衡常数为 Kh HAc OH Ac 一般书上查不到Kh 可通过其它平衡常数求得 上述水解反应的实质可看作以下两个平衡的加和 1 H2OH OH K1 H OH KW 2 Ac H HAcK2 HAc H Ac 1 Ka HAc 1 2 得 Ac H2OHAc OH 由多重平衡规则得 Kh K1 K2 Kh KW Ka HAc 水解常数Kh 的大小反映了水解倾向的大小 Kh 越大 水解的倾向就越大 水解程度的大小还可用水解度表示 水解度h 已水解的盐的量 盐的起始浓度 X100 三 强酸弱碱盐的水解以NH4Cl为例加以说明 NH4Cl的水解反应为 NH4 H2ONH3 H2O H Kh NH3 H2O H NH4 该水解反应可以看成是下列两个平衡的加和 1 H2OH OH K1 H OH KW 2 NH4 OH NH3 H2OK2 NH3 H2O NH4 OH 1 Kb NH3 H2O 1 2 得NH4Cl的水解反应 故 Kh K1 K2 KW Kb NH3 H2O 由于水解后有H 离子生成 所以溶液的pH 7 呈酸性 四 弱酸弱碱盐的水解以NH4Ac为例加以说明 NH4Ac H2ONH3 H2O HAcKh NH3 H2O HAc NH4Ac 该水解反应是下列三个平衡的加和 1 H2OH OH K1 H OH KW 2 NH4 OH NH3 H2OK2 NH3 H2O NH4 OH 1 Kb NH3 H2O 3 Ac H HAcK3 HAc H Ac 1 Ka HAc 1 2 3 得总的水解反应 故 Kh K1 K2 K3 KW Ka HAc Kb NH3 H2O 该类盐水解后溶液的酸碱性由生成的弱酸及弱碱的相对强度所决定 若Ka Kb pH7 NH4Ac的Ka HAc 1 75 10 5 Kb NH3 H2O 1 74 10 5 故该水解液的pH 7 五 多元弱酸盐和多元弱碱盐的水解以Na2CO3为例说明多元弱酸盐的水解 多元弱酸盐的水解是分步进行的 Na2CO3是二元弱酸盐 水解分两步进行 1 CO32 H2OHCO3 OH Kh1 HCO3 OH CO32 KW Ka2 H2CO3 2 HCO3 H2OH2CO3 OH Kh2 H2CO3 OH HCO3 KW Ka1 H2CO3 将已知数值代入 Kh1 1X10 14 4 68X10 11 2 41X10 4Kh2 1X10 14 4 36X10 7 2 29X10 8由于Kh2 Kh1 故一般在计算多元弱酸盐水解液的pH值及水解度时 只按一级水解计算 多元弱碱盐的水解主要是指多价金属离子的水解 如 Al3 的水解反应为 1 Al3 H2OAl OH 2 H 2 Al OH 2 H2OAl OH 2 H 3 Al OH 2 H2OAl OH 3 H 将 1 2 3 Al3 3H2OAl OH 3 s 3H Kh H 3 OH 3 Al3 OH 3 KW 3 Ksp Al OH 3 例4 6 计算0 10mol LNa2CO3溶液的水解度h和pH值 解 CO32 H2OHCO3 OH Kh1 KW Ka2 H2CO3 1X10 14 4 68X10 11 2 41X10 4设 平衡时 HCO3 OH x mol L CO32 H2OHCO3 OH 平衡浓度 mol L 0 1 xxx Kh1 HCO3 OH CO32 x2 0 10 x 2 14X10 4解得 x 4 52X10 3mol L OH pOH lg OH lg 4 52X10 3 2 34pH 14 pOH 14 2 34 11 66h x 0 10 100 4 52X10 3 0 10X100 4 52 4 3 2影响盐类水解反应的因素影响盐类水解反应的主要因素有 盐类的本性 以及浓度 温度 酸度等外界条件 一 盐类的本性盐类水解程度的大小主要与盐类的本性有关 水解程度主要取决于组成盐的酸根离子或碱盐离子本身所对应的酸或碱的相对强弱 若水解后生成的弱酸或弱碱皆难溶于水 难溶电解质或气体 则水解反应将非常强烈 如 在AlCl3溶液中加入Na2S得一白色沉淀2Al3 3S2 6H2O2Al OH 3 3H2S 二 浓度将NaAc溶液稀释 Ac H2OHAc OH 实际上就是同时降低Ac HAc OH 的浓度 由Q HAc OH Ac 得 肯定要 Kh 所以平衡向右移动 水解程度增大 因此稀释盐溶液 将会增大盐类的水解程度 三 温度由于水解反应是吸热反应 根据平衡移动原理 升高温度平衡将朝着吸热反应方向移动 即升温有利于水解反应 水解程度将增大 四 酸度实验室在配制Fe Pb Sn Al Sb Bi等的盐类时 常将这些盐的固体直接溶于浓盐酸中 再加水稀释直刻度 SnCl2 H2OSn OH Cl HCl碱式氯化亚锡沉淀 4 4难溶强电解质的沉淀 溶解平衡 各种弱电解质在水溶液中的解离平衡 是一类均相的离子平衡 含有难溶强电解质的饱和溶液中 存在着固体和溶液中的离子之间的平衡 称为多相离子平衡 又称溶解平衡 4 4 1溶度积和溶度积规则一 溶解平衡的特点习惯上把溶解度小于0 01g 100gH2O的电解质称为难溶电解质 在一定条件下 当溶解和沉淀的速度相等时 便建立了固体难溶电解质与溶液中相应离子间的多相平衡 AgCl s Ag aq Cl aq 未溶解的固体 溶液中的离子 这是一个动态平衡 其特点是未溶解的固体与溶液中的离子之间的多相平衡 若固体不存在 平衡也就不存在了 溶解 沉淀 二 溶度积常数将溶解平衡的平衡常数称为溶度积常数 简称溶度积 用符号Ksp 表示 AgCl溶解平衡的溶度积常数Ksp AgCl Ag Cl 注意 固体的浓度不写入平衡关系式中 若用AmBn表示一个难溶电解质 则溶解平衡为 AmBn s mAn aq nBm aq Ksp AmBn An mX Bm n此式表明 当难溶电解质在一定温度下处于溶解平衡时 有关离子浓度乘方的乘积为一常数 这里的乘方与溶解平衡方程式中各物质前的系数相一致 Fe OH 3 s Fe3 3OH Ksp Fe OH 3 Fe3 OH 3Ca3 PO4 2 s 3Ca2 2PO43 Ksp Ca3 PO4 2 Ca2 3 PO43 2 三 溶度积与溶解度之间的相互换算换算前注意单位问题 溶度积一般采用的单位是mol L 而溶解度的单位除了用mol L外 常见的还有某物质的量 g 100g水中 若难溶电解质AmBn在水中的溶解度为C mol L AmBn s mAn nBm 平衡浓度 mol L mCnCKsp An mX Bm n mC mX nC n mmXnnXCm nC Ksp mmXnn 1 m n 对于AB类型的盐类 如 AgCl CaCO3 BaSO4等 Ksp C C C2对于AB2或A2B型的盐类 如 Ag2CO3 CaF2 Ag2CrO4等 Ksp C 2C 2 4C3对于A3B2型的盐类 如 Ca3 PO4 2等 Ksp 3C 3X 2C 2 108C5 例4 7 已知 Mg OH 2的溶解度为7 6X10 4g 100g H2O 中 18 求K sp Mg OH 2 解 先把Mg OH 2溶解度换算成mol L的单位 C 7 6X10 4g 100g 1000g LX1 58 3Xmol g 1 3X10 4mol LKsp Mg OH 2 C 2C 2 4C3 4X 1 3X10 4 3 8 8X10 12 Ksp C mol L AgCl1 8X10 101 3X10 5AgBr5 0X10 137 1X10 7Ag2CrO41 1X10 126 5X10 5由上表知 溶度积的大小反映了难溶电解质的溶解能力的大小 对同种类型的难溶电解质来说 Ksp 值越大 C就越大 但不同种类的难溶电解质之间不能进行比较 而必须通过计算方能比较 四 溶度积规则难溶电解质的溶解平衡也是一个动态平衡 当平衡条件发生变化 溶解平衡就会发生移动 AmBn s mAn nBm 反应商Q An mX Bm n又称为离子积 1 当QKsp 过饱和溶液 将有沉淀从溶液中析出 直至饱和 以上规则称为溶度积规则 它是难溶电解质多相离子平衡移动规律的总结 可以用来判断沉淀的生成和溶解 4 4 2沉淀的生成和溶解怎样判断沉淀能否产生或溶解 如何使沉淀更加完全 这些问题都可以用溶度积规则加以解决 一 沉淀的生成 例4 8 25 时 某回收液中 SO42 为6 0X10 4mol L 在40L该溶液中 若加入0 010mol LBaCl2溶液10L 是否能生成BaSO4沉淀 若有沉淀生成 问能生成多少克BaSO4 最后溶液中 SO42 是多少 已知 Ksp BaSO4 1 1X10 10 解 V总 50L SO42 6 0X10 4X40 50 4 8X10 4mol L Ba2 0 010X10 50 2 0X10 3mol LQ Ba2 SO42 4 8X10 4X2 0X10 3 9 6X10 7 Ksp 有BaSO4沉淀生成 溶液中Ba2 过量 设 平衡时 SO42 x mol L BaSO4 s Ba2 SO42 起始浓度 mol L 2 0X10 34 8X10 4变化浓度 mol L 4 8X10 4 x4 8X10 4 x平衡浓度 mol L 2 0X10 3 4 8X10 4 x x 1 52X10 3 x Ksp BaSO4 Ba2 SO42 代入得 x 1 52X10 3 x 1 1X10 10因Ksp BaSO4 很小 可近似计算 解得 x 1 1X10 10 1 52X10 3 7 2X10 8mol L SO42 7 2X10 8mol LMBaSO4 233g molBaSO4的沉淀量 W 4 8X10 4 7 2X10 8 X50X233 5 6g 二 沉淀的溶解根据溶度积规则 在难溶电解质的多相平衡系统中 如果能除去某种离子 使离子积小于溶度积 则沉淀会溶解 1 生成弱电解质弱电解质包括 水 弱酸以及弱碱 生成水某些金属的氢氧化物不溶于水 但可溶于强酸中 这是由于这些难溶电解质的饱和溶液中存在着OH 离子 它能与强酸中的H 离子结合生成水 降低了溶液中OH 离子的浓度 使Q Ksp 平衡向右移动 沉淀溶解 Fe OH 3 s Fe3 3OH 3HCl 3Cl 3H 3H2O整个反应的离子式为 Fe OH 3 s 3H Fe3 3H2O 1 Fe OH 3 s Fe3 3OH K1 Ksp Fe OH 3 2 3OH 3H 3H2OK2 1 KW 3 1 2 即得Fe OH 3溶于酸的反应 K K1 XK2 Ksp Fe OH 3 KW 3同理 对于M OH n型难溶金属氢氧化物 溶于酸的反应为 M OH n s nH Mn nH2OK Ksp M OH n KW n 生成弱酸CaC2O4 s 2H Ca2 H2C2O4 1 CaC2O4 s Ca2 C2O42 K1 Ksp CaC2O4 2 C2O42 H HC2O4 K2 1 Ka2 H2C2O4 3 HC2O4 H H2C2O4K3 1 Ka1 H2C2O4 CaC2O4溶于酸的平衡常数 K K1 XK2 XK3 Ksp CaC2O4 Ka1 H2C2O4 XKa2 H2C2O4 由以上关系式可知 难溶弱酸盐溶于酸的难易程度与Ksp 和Ka 有关 Ksp 越大 Ka 越小 溶解反应越易进行 生成弱碱Mg OH 2 s 2NH4 Mg2 2NH3 H2OK Mg2 NH3 H2O 2 NH4 2 Ksp Mg OH 2 Kb NH3 H2O 2以上反应的难易程度主要取决于Ksp Ksp 越大 反应越易进行 故较难溶的金属氢氧化物难溶于铵盐中 却易溶于酸中 2 发生氧化还原反应有些具有氧化还原性质的极难溶的物质 如 PbS CuS Ag2S等 它们的Ksp 很小 故这些金属硫化物不能溶于HCl 但若加入HNO3 使S2 离子浓度大大降低 最终使其溶解 3 生成配离子许多由强酸 强碱形成的难溶盐 无法用上述方法溶解 而只能用形成配离子的方法使其转化为溶液 洗去照相底片上未暴光的AgBr 反应如下 AgBr s 2S2O32 Ag S2O3 2 3 Br SiO2用HCl H2SO4 HNO3皆无法使其溶解 而HF可将其溶解 SiO2 s 6HFH2 SiF6 2H2O 三 金属硫化物的生成和溶解各种金属硫化物依据其溶解度的大小 可分为三类 1 易溶于水的硫化物这类硫化物为数不多 如 Na2S K2S BaS等 2 不溶于水 但可溶于稀盐酸的硫化物如 MnS ZnS等 这类硫化物的溶度积不是十分的小 加入稀盐酸 H 与S2 结合生成H2S S2 下降 Q M2 S2 Ksp 最终使这类金属硫化物可溶于稀HCl中 例4 9 能否使0 20mol的FeS全部溶解在 1 1L 0 60mol L的HCl中 2 1L 0 30mol L的HCl中 已知 Ksp FeS 6 3X10 18 Ka1 H2S 1 07X10 7 Ka2 H2S 1 26X10 13 解 1 设 若能溶解 则FeSFe2 S2 S2 2H H2S FeS若能全部溶解 溶解后 Fe2 S2 0 20mol L S2 必须与0 40mol L的H 形成0 20mol L的H2S 受溶解度的限制 溶液中H2S的饱和浓度为0 10mol L 多余的H2S以气体形式逸出 此时体系中 Fe2 0 20mol L H2S 0 10mol L H 0 60 0 40 0 20mol L Ka1 XKa2 H 2X S2 H2S S2 H2S H 2 XKa1 XKa2 0 10 0 202 X1 07X10 7X1 26X10 13 3 37X10 20mol L Fe2 S2 0 20X3 37X10 20 6 74X10 21 Ksp FeS FeS能溶于1L 0 60mol L的HCl中 2 再设 FeS亦能溶于1L 0 30mol L的HCl中 溶解0 20mol L的S2 离子需要0 40mol L的H 离子 现HCl的浓度仅为0 30mol L 所以只能与0 15mol L的S2 离子作用 即使不考虑处于电离平衡时由H2S电离出的S2 离子浓度 则尚有0 05mol L的S2 离子存在于溶液中 Q 0 05X0 20 0 01 Ksp FeS 0 20mol L的FeS不可能全部溶于1L 0 30mol L的HCl中 3 不溶于水和稀酸的硫化物如 PbS CuS等 这类硫化物可用氧化还原反应的方法使S2 离子氧化为S 最终使沉淀溶解 对于溶解度极其小的硫化物 如 HgS Ksp HgS 1 6X10 52 即使用浓硝酸也无法使其溶解 这时必须结合氧化还原法与生成配合物法 加入王水 同时降低溶液中S2 离子与Hg2 离子的浓度 使得Q Hg2 S2 Ksp HgS 这是氧化还原法与配合物法的双重作用的结果 3HgS s 8H 2NO3 12Cl 3 HgCl4 2 3S 2NO 4H2O 四 同离子效应例4 10 已知 Ksp Fe OH 3 4 0X10 38 求 1 Fe OH 3在纯水中的摩尔溶解度 2 Fe OH 3在0 10mol L NaOH溶液中的摩尔溶解度 解 1 Ksp Fe OH 3 CX 3C 3 27C4C Ksp 27 1 4 4 0X10 38 27 1 4 4 47X10 10mol L 2 Fe OH 3 s F