普通化学讲课电离及沉淀

普通化学讲课电离及沉淀第1页，课件共93页，创作于2023年2月本章要求:1、初步了解强电解质理论，了解离子氛、活度、离子强度的概念。2、了解缓冲溶液的组成、缓冲溶液的性质，掌握缓冲溶液pH的计算。3、能运用化学平衡原理分析水、弱酸、弱碱的电离平衡，掌握同离子效应及有关离子浓度的计算。4、掌握盐类水解平衡的情况和盐溶液pH的计算5、掌握Kθsp的意义及溶度积规则。掌握沉淀的生成、溶解或转化的条件。第2页，课件共93页，创作于2023年2月

5.1强电解质

强电解质：典型的离子键化合物；在水分子作用下能够完全离子化的强极性键（共价键）化合物也是强电解质如HCl.强电解质在水溶液中都完全解离成为离子，一切电解质的解离度应是1，但实验测定，强电解质的解离度都小于1。一、离子互吸理论：

1923年Debye（德拜）和Hückel（休克尔）提出了“离子氛”的概念以及有关的理论计算。第3页，课件共93页，创作于2023年2月

离子互吸理论:强电解质在溶液中“好象”不是完全电离的;每一个离子都被电荷符号相反的离子所包围。一个离子被相反电荷离子所包围称为离子氛(ionicatmosphere)。离子在溶液中形成离子氛,使有效浓度小于实际浓度。由于离子氛的存在影响了离子的行动，在导电性等一系列性质上不能表现出完全解离的情况。离子氛的强弱取决于离子的电荷数，溶液的浓度及温度等因素。第4页，课件共93页，创作于2023年2月其中ci：离子的浓度

Zi：离子所带电荷

(1)离子的电荷数越高，离子氛的作用越强。(2)当溶液稀释时，离子之间的距离加大，从而减小了离子间的相互作用，离子氛的强度也随着降低。为了进一步衡量正负离子的作用情况，人们引入了“离子强度（I）”来衡量溶液中的电场强度高低和正负离子作用强弱。第5页，课件共93页，创作于2023年2月例：计算含0.1mol/dm3HCl和0.1mol/dm3CaCl2混合溶液的离子强度。解：I=1/2[c(H+)·z2(H+)+c(Cl-)z2(Cl-)+c(Ca2+)z2(Ca2+)]=1/2(0.1×12+0.3×12+0.1×22)=0.4mol/dm3

二、活度（activity）和活度系数（activitycoefficient）第6页，课件共93页，创作于2023年2月

将溶液中表现出来的浓度称为有效浓度即活度α，它和溶液的实际浓度差一个修正因子，其叫做活度系数γ

。α=cγ活度系数是小于1的，它完全是由实验测得的正负离子平均活度系数。第7页，课件共93页，创作于2023年2月活度系数γ与离子强度I的近似关系如下,此式适用于浓度小于0.1mol∙kg-1的稀溶液第8页，课件共93页，创作于2023年2月（1）γ随溶液的浓度增加而降低（2）相同价型的电解质在稀溶液中，当浓度相同时离子的平均活度系数值相差不大。（3）不同价型的电解质溶液浓度相同时，正负离子电荷数的绝对值越大，值越小。

活度系数的大小说明溶液中离子的牵制作用。离子浓度越大，电荷越高其作用越大。第9页，课件共93页，创作于2023年2月5.2弱酸弱碱的电离纯水有微弱的自电离(selfionization)298K时,1dm3纯水有10-7mol/dm3的水发生电离H2O(l)H+(aq)+OH-(aq)c(H+)=c(OH-)=10-7mol/dm3Kw=c(H+)·c(OH-)=10-7·10-7=10-14(mol/dm3)2Kw叫水的离子积常数,温度一定时它是一常数,T增大,Kw增大.在水中加入酸或碱,仍然保持Kw=c(H+)·c(OH-)第10页，课件共93页，创作于2023年2月5.2.1一元弱酸弱碱的电离一、一元弱酸：一元弱酸是指只能电离出一个H＋的弱酸，如HAc、HF等。其在水溶液中部分电离，存在电离平衡，以HAc为例HAcH++Ac-其平衡常数称为弱酸的电离常数。用Kθa来表示，弱碱的电离常数用Kθb表示。HAc的第11页，课件共93页，创作于2023年2月由于弱电解溶液中离子的浓度较小，离子间的相互作用也较弱，可以用离子的浓度代替活度。

Kθa或Kθb值越大，弱电解质的电离程度越大。对同一弱电解质溶液来说电离常数不随浓度的变化而变化，只受温度的影响.

弱电解质电离存在平衡，也可以用平衡时已电离的分子数(浓度、物质的量)与总分子数(浓度、物质的量)之比来表示电离的程度，这个比值叫电离度，用α表示。第12页，课件共93页，创作于2023年2月

电离常数和电离度都可以表示电离程度的大小，但它们的意义不同。电离常数与开始浓度无关；电离度与溶液的开始浓度有关，当溶液越稀时，电离度越大，浓度相同的弱电解质，电解质越弱，α越小

电离度和电离平衡常数的定量关系：浓度为c，电离度为α，电离常数为Kθa

HAcH+＋Ac-

起始浓度c00平衡浓度c-cα

cα

cα第13页，课件共93页，创作于2023年2月

此式叫稀释定律。其意义是：同一弱电解质的解离度与其浓度的平方根成反比。即浓度越小离解度越大。同一浓度的不同弱电解质的解离度与其平衡常数的平方根成正比。

第14页，课件共93页，创作于2023年2月第15页，课件共93页，创作于2023年2月二、一元弱碱

一元弱碱是指在水溶液中只能电离出一个OH－的弱电解质，例如NH3·H2O。其电离平衡为

NH3．H2ONH4+

＋OH-平衡常数Kθb为第16页，课件共93页，创作于2023年2月第17页，课件共93页，创作于2023年2月三、一元弱电解质的计算例：计算0.1mol·dm-3HAc溶液中各物种的浓度及电离度。已知Kθa(HAc)＝1.8×10－5解：设平衡时H＋浓度为xmol/dm3

起始浓度0.10

0

平衡浓度

0.1－x

xx因为c/Kθa＞500,所以第18页，课件共93页，创作于2023年2月即c(H+)＝1.33×10-3，c(Ac－)＝1.33×10-3c(HAc)＝0.1－1.33×10-3≈0.15.2.2多元弱酸

多元弱酸是指酸分子中含有两个或两个以上可电离的H＋的弱酸。多元弱酸的电离为分步电离，每一步都有一个相应的电离常数。

第19页，课件共93页，创作于2023年2月如H2S的电离分为：一级电离H2SH++HS-

二级电离HS-H++S2-

在多元弱酸、弱碱溶液的酸度计算过程中，往往不考虑第二级电离，只考虑其第一级离解。第20页，课件共93页，创作于2023年2月H2S2H++S2－

根据多重平衡规则，其总的电离常数为：

上述关系式仅仅表示在H2S电离平衡体系中，ceq(H2S)、ceq(H+)和ceq(S2-)三者之间的关系，并不表示H2S一步离解出2个H+;溶液中ceq(H+)≠2ceq(S2-)；也不表示溶液中不存在HS-;溶液中H+的来源主要是一级电离产生的第21页，课件共93页，创作于2023年2月饱和H2S溶液的浓度约为0.10mol∙dm-3，平衡体系中ceq(H2S)≈0.10mol∙dm-3，例：计算饱和H2S水溶液（25℃）中H+、HS-、S2-、H2S的平衡浓度第22页，课件共93页，创作于2023年2月解：设平衡时H+浓度为xmol/dm3

H2SH++HS－

开始浓度0.100平衡浓度0.1-xxx第23页，课件共93页，创作于2023年2月设二级电离生成H+ymol/dm3

c(H2S)=0.1-1.14×10-4=0.0999mol/dm3HS-H++S2-开始浓度1.14×10-41.14×10-40平衡浓度1.14×10-4-y

1.14×10-4+y

yc2/Kθa2=1.14×10-4/7.1×10-15＞500y=Kθa2=7.1×10-15第24页，课件共93页，创作于2023年2月例：室温下，向0.3mol∙dm-3HCl溶液中通入H2S气体至饱和(0.10mol∙dm-3)，求溶液中ceq(S2-)。并与饱和溶液中ceq(S2-)相比有何差异。解:ceq(H+)≈0.3mol∙dm-3平衡时ceq(H+)=1.14×10-4mol/dm3=ceq(HS-)ceq(H2S)=0.1-1.14×10-4=0.0999mol/dm3ceq(S2-)=7.1×10-15mol/dm3第25页，课件共93页，创作于2023年2月ceq(S2-)/cθ=1.02×10－21mol∙dm-3

在饱和H2S溶液中

ceq(S2-)/cӨ=Ka2θ=7.1×10-15

ceq(S2-)=7.1×10-15mol∙dm-3

由于溶液酸度增加，电离平衡向左移动，使ceq(S2-)大幅度降低。

第26页，课件共93页，创作于2023年2月又如H3PO4的分步电离为：H3PO4H++H2PO4-

Kθa1=7.5×10－3H2PO4-H++HPO42-Kθa2＝6.2×10－8HPO42-H++PO43-Kθa3＝2.2×10－13多级电离的规律是，多级电离的电离常数逐级显著的递减。第27页，课件共93页，创作于2023年2月同理对于三元弱酸也可以得到ceq(HPO42-)＝Kθa2。

所以对于多元弱酸来说有以下结论：（1）虽然各级电离均能产生出H＋，但是ceq

(H+)只取决于第一级电离。（2）第二级电离出来的弱酸根离子浓度在数值上近似等于Kθa2。

(3)多元弱酸溶液中，各种离子浓度的计算按分步电离式计算，不能用总式，且溶液中一种离子的浓度只有一个。第28页，课件共93页，创作于2023年2月影响电离平衡的因素1、同离子效应

例：计算0.1mol·dm-3HAc水溶液中加入0.1mol·dm-3NaAc时ceq(H+)为多少？HAc的电离度为多少？并与不加NaAc的进行比较。（Kθa=1.8×10-5）解：设H＋离子浓度为x

HAcH+＋Ac-

起始浓度0.10

0.1

平衡浓度

0.1－x

x0.1+x第29页，课件共93页，创作于2023年2月0.1－x≈0.1,0.1＋x≈0.1，则有

x=ceq(H+)=1.8×10－5ceq(H+)＝1.8×10－5<1.33×10－3,电离度也小于1.33%。同离子效应：在弱电解质中加入一种含有相同离子的强电解质，使弱电解质的离解平衡移动，降低弱电解质电离度的作用叫做同离子效应。第30页，课件共93页，创作于2023年2月盐效应:在弱电解质中加入不含有相同离子的强电解质时，由于溶液中离子间相互牵制作用增强，已电离的离子结合成分子的机会减少，分子化的速率减少，故表现为弱电解质的电离度α有所增大，这种效应称为盐效应。如HAc溶液中加入KNO3，这时HAc的电离度增大。

2、

盐效应第31页，课件共93页，创作于2023年2月5.3

缓冲溶液5.3.1缓冲溶液（buffersolustion）

能够抵抗外加少量酸、碱或稀释，而本身pH改变不大或几乎不变的作用叫缓冲作用，具有缓冲作用的混合溶液叫缓冲溶液。组成缓冲溶液的弱酸及其盐、弱碱及其盐或多元弱酸酸式盐及其次级盐叫做缓冲对。如:HAc—NaAc，NH3H2O—NH4Cl，NaHCO3—Na2CO3，H2CO3—NaHCO3、氨基酸、蛋白质等。第32页，课件共93页，创作于2023年2月5.3.2缓冲作用的机理

HAc—NaAc

组成的缓冲溶液

HAcH+＋Ac-，NaAc→Na++Ac-例：一溶液中含有1mol/dm3HAc和1mol/dm3NaAc，求此溶液的pH值。解：设平衡时HAc电离生成H+的浓度为xmol/dm3总平衡为：

HAcH+＋Ac-

开始浓度1.0001.00平衡浓度1.00-x

x1.00+x第33页，课件共93页，创作于2023年2月第34页，课件共93页，创作于2023年2月例：在1dm3上例缓冲溶液中加入0.01molHCl、0.01molNaOH或稀释一倍，pH分别为多少？解：设平衡时HAc电离生成H+的浓度为xmol/dm3总平衡为：HAcH+＋Ac-

开始浓度1.0100.99

平衡浓度1.01-x

x0.99+x

第35页，课件共93页，创作于2023年2月HAcH+＋Ac-开始浓度0.9901.01平衡浓度0.99-x

x1.01+x稀释一倍时HAcH+＋Ac-开始浓度0.5000.5平衡浓度0.50-x

x0.50+x第36页，课件共93页，创作于2023年2月

HAc＝H+＋Ac-开始浓度ca0cs平衡浓度ca-x

x

cs+x∴∵同离子效应存在，HAc电离度很小，电离出来的H＋浓度很小∴ca+x≈ca

cs-x≈cs

则5.3.3、缓冲溶液的pH值第37页，课件共93页，创作于2023年2月第38页，课件共93页，创作于2023年2月对于弱碱及其盐构成的缓冲溶液，其pH值的计算公式为:5.3.4

缓冲容量和缓冲范围组成缓冲溶液的弱酸或弱酸盐浓度较大时，缓冲能力也较强，及缓冲容量大。一般各组分的浓度选在0.1-1mol·dm-3之间。

第39页，课件共93页，创作于2023年2月例:在1dm3含有0.1mol/dm3的HAc和0.1mol/dm3NaAc缓冲溶液中(pKaθ=4.75)加0.001mol盐酸,忽略体积变化,求pH.解:如果缓冲对HAc–NaAc的浓度变为0.01mol/dm3,求pH.第40页，课件共93页，创作于2023年2月

缓冲能力还与缓冲液组分的浓度比（ca/cs）有关。在弱酸和弱酸盐的总浓度一定时，ca/cs

=1的缓冲溶液缓冲能力最大。因为只有ca/cs=1时，加酸加碱后其比值的改变才最小,浓度比大多选在10：1到1：10之间。缓冲作用的有效pH范围，被称作缓冲范围pH＝pKθa±1，pOH＝pKθb±1第41页，课件共93页，创作于2023年2月

1、选择一个缓冲对，使其中弱酸（或弱碱）的pKθa(或pKθb)与所需要的pH（或pOH）相等或相近，按pH＝pKθa±1计算，这样在调整所需要的PH值时可保证缓冲比不至于过大或过小2、若pKθa(或pKθb)与所需要的pH（或pOH）不完全相等时，则按所要求的pH（或pOH）值,利用缓冲方程式算出所需要的弱碱（或弱酸）与盐的浓度比。3、选择弱酸（或弱碱）及盐的配置浓度，使获得适当的缓冲容量。一般的浓度范围取0.1-1mol/dm3.5.3.4缓冲溶液的配制第42页，课件共93页，创作于2023年2月例：人的血浆中缓冲体系主要是CO2溶解成为H2CO3的溶液，反应为H2CO3=H+（aq）

+HCO3-（aq）（1）

解释H2CO3溶液如何作为人的血浆缓冲溶液。（2）当H2CO3和HCO3-的浓度相等时，ceq(H＋)＝7.8×10-7mol·dm-3,计算H2CO3的－lgKθ1。（3）

人的血浆pH为7.4，计算H2CO3和HCO3-的浓度比。

解:（2）ceq(H+)=7.8×10-7mol·dm-3，则pH＝6.11又因ceq(H2CO3)＝ceq(HCO3-)第43页，课件共93页，创作于2023年2月(3)∴∴第44页，课件共93页，创作于2023年2月例：取50cm30.10mol.dm-3某一元弱酸溶液与20cm30.10mol.dm-3KOH混合,将混合溶液稀释至100cm3测得此溶液的pH为5.25，求此一元弱酸的电离常数。解：设弱酸为HX，KOH混合后开始浓度为：cHX=0.05-0.02=0.03moldm-3cKX＝0.02moldm-3cHX==0.05moldm-3

cKOH==0.02moldm-3

pKθa=5.43Kθa=3.75×10-6第45页，课件共93页，创作于2023年2月5.4.1概念

盐类的水解(hydrolysis):盐的离子与水电离的H+或OH-作用生成弱酸或弱碱的反应，是中和反应的逆反应。

5.4.2水解的类型1、阴离子的水解弱酸强碱盐的水解使溶液呈现碱性。（1）一元弱酸盐的水解5.4盐类的水解第46页，课件共93页，创作于2023年2月NaAc水溶液中有 NaAc→Na+＋Ac- H2OOH-+H+

建立了如下平衡： Ac-+H2OHAc+OH-

Khθ称为水解常数，表示水解进行的趋势和程度。第47页，课件共93页，创作于2023年2月

Kθh与Kθa成反比。Kθa越小，Kθh越大。即形成盐的酸越弱水解程度越大，此时水溶液的碱性越强。

弱酸盐的水解程度也可用水解度来表示，水解度用h(β)表示。它是已经水解的阴离子摩尔数与总摩尔数之比。开始浓度

c 00平衡浓度

c－ch

ch

ch第48页，课件共93页，创作于2023年2月时，作近似处理得：第49页，课件共93页，创作于2023年2月盐类的水解度取决于三个因素：1．温度越高，Kw越大，水解度越大；2．c越小，即盐类的浓度越小，水解度越大；3．Kaθ越小，即生成盐的弱酸越弱，水解度越大。第50页，课件共93页，创作于2023年2月如Na2CO3水解 CO32-

+H2OHCO3-+OH-

HCO3-+H2OH2CO3+OH-（2）、多元弱酸盐正盐的水解第51页，课件共93页，创作于2023年2月可见Kθh1>>Kθh2,说明以第一级水解为主。计算pH值可以忽略第二级水解，近似按一元弱酸盐处理：（3）、酸式盐阴离子的水解以NaHCO3为例第52页，课件共93页，创作于2023年2月

可见Kθh2>Kθa2，说明NaHCO3水解趋势大于电离的倾向，溶液为碱性，溶液的pH值计算可简化处理。第53页，课件共93页，创作于2023年2月

阳离子的水解有金属离子的水解和弱碱离子的水解。这些离子水解使溶液呈酸性。

Fe3+(aq)+H2OH+(aq)+[Fe(OH)]2+(aq)[Fe(OH)]2+(aq)+H2OH+(aq)+[Fe(OH)2]+(aq)[Fe(OH)2]+(aq)+H2OH+(aq)+[Fe(OH)3]↓最后以Fe(OH)3的形式析出沉淀。金属离子水解最后会得到金属氢氧化物或含水金属氧化物的沉淀。金属离子是分步进行的，进行到哪一级是无法控制的，不同的分步水解常数还不知道，因此还不能对它作定量计算。2、阳离子的水解第54页，课件共93页，创作于2023年2月弱碱离子的水解，以NH4Cl为例：第55页，课件共93页，创作于2023年2月强酸弱碱盐的水解常数Kθh与弱碱的电离常数Kθb成反比，即碱越弱，它的盐水解趋势越大，溶液的酸性越强。第56页，课件共93页，创作于2023年2月起始浓度c阳离子水解时组成盐的碱性越弱，水解后pH值越小，溶液的酸性越大第57页，课件共93页，创作于2023年2月如NH4Ac总的水解反应为：3、弱酸弱碱盐的水解第58页，课件共93页，创作于2023年2月第59页，课件共93页，创作于2023年2月==在HAc的电离平衡中pH=7+1/2pKθa-1/2pKθb第60页，课件共93页，创作于2023年2月

在一定温度下,若Kθa=Kθb则ceq(H+)=10-7mol/dm3，pH=7，溶液呈中性；Kθa>Kθb则ceq(H+)>10-7

mol/dm3

，pH<7，溶液呈中性；Kθa<Kθb则ceq(H+)<10-7

mol/dm3

，pH>7，溶液呈碱性;弱酸弱碱盐溶液的酸碱度只取决于生成弱酸的电离常数Kθa和弱碱的电离常数Kθb的相对大小，而与盐的浓度无关。第61页，课件共93页，创作于2023年2月

影响水解的因素

影响水解的因素主要有盐的浓度、温度和溶液的酸度。(1)、盐浓度对水解的影响

在恒温下，盐的水解度h与盐的浓度c的平方根成反比。

(2)、温度对水解的影响盐的水解是吸热反应。升高温度平衡向吸热方向及向水解增大的方向移动。(3)、酸度对水解的影响盐类水解既然会使溶液的酸度改变。可通过控制酸度来控制水解平衡。第62页，课件共93页，创作于2023年2月混合电解质溶液的计算例:在1.0dm3溶液中含有0.20mol/dm3HCl和0.20mol/dm3NaAc,求溶液的pH.解:HCl+NaAc=NaCl+HAc生成HAc0.20mol/dm3HAcH++Ac-第63页，课件共93页，创作于2023年2月例:100cm3c(NH3)=0.1mol·dm-3的氨水加入100cm3c(HCl)=0.050mol·dm-3的盐酸水溶液,计算所得溶液的pH.解:c(NH3)=(0.10×100-0.05×100)/200=0.025mol·dm-3c(NH4+)=0.05×100/200=0.025mol·dm-3第64页，课件共93页，创作于2023年2月例:在1.0dm3溶液中含有0.20molHCl和0.50molNaAc时,溶液的pH是多少？解:生成HAc的浓度为0.20mol·dm-3,剩余的NaAc浓度为0.30mol·dm-3第65页，课件共93页，创作于2023年2月例:10.0cm30.20mol/dm3HAc和10.0cm30.20mol·dm-3NaOH混合后溶液的pH解:酸碱正好发生中和反应，NaAc的浓度为0.10mol·dm-3pH=7+1/2pKθa+1/2lgcs=7+1/2×4.75+1/2lg0.10=8.87第66页，课件共93页，创作于2023年2月例:1.0dm3溶液中含有0.10molHAc和0.1molNaCl时,准确计算溶液的pH.解:第67页，课件共93页，创作于2023年2月酸碱质子理论:布朗斯特和劳莱1923年提出：凡是能给出质子的分子或离子都是酸，凡是能接受质子（H＋）的分子或离子都是碱。酸、碱既可以是分子，也可以是离子；有些物质既可以是酸又可以是碱，常称它为两性物质；强酸的共轭碱必是弱碱；酸碱中和反应的实质是两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。如酸1＋碱2＝酸2＋碱1；酸碱质子论中没有盐的概念。5.5酸碱质子理论酸和碱关系是：酸碱＋质子（H+）。常把酸碱之间的关系叫做共轭酸碱对。第68页，课件共93页，创作于2023年2月在酸性的溶剂中，酸的性质削弱，甚至表现碱的性质。例如H2O、HAc和H2SO4在水溶液中三者酸性依次变强，如把HNO3溶于水是强酸，但HNO3在冰醋酸中因为溶剂酸性强了，故HNO3的酸性大为降低。

(1)HCl+H2OH3O++Cl－酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)(2)HAc+H2OH3O++Ac－酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)(3)H2O+Ac－HAc+OH－酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)

第69页，课件共93页，创作于2023年2月共轭酸碱对在水溶液中的关系HAc+H2OH3O++Ac-Kθa（HAc）Ac-+H2OHAc+OH-Kθb（Ac-）Kθa（HAc）×Kθb（Ac-）=Kθw=10-14例：NH3·H2O的Kθb=1.80×10-5，则其共轭酸NH4+的Kθa=10-14/Kθb第70页，课件共93页，创作于2023年2月5.6沉淀-溶解平衡

溶度积:难溶电解质沉淀-溶解平衡时的平衡常数，用Kθsp表示。其物理意义是：在一定温度下，难溶强电解质饱和溶液中各离子浓度之乘积为一常数，

Kθsp与其它平衡常数一样，仅随温度而变化，与体系中离子浓度无关。溶度积常数的大小，反映了物质溶解能力的大小。写成通式：5.6.1溶度积(solubilityproduct)Kθsp=[ceq(Am+)/cӨ]n[ceq(Bn－)/cӨ]m第71页，课件共93页，创作于2023年2月第72页，课件共93页，创作于2023年2月PbCl2(s)Pb2+(aq)+2Cl-(aq)Kθsp=ceq(Pb2+)/cθ·[ceq(Cl-)/cθ]2Sb2S3(s)2Sb3+(aq)

+3S2-(aq)Kθsp=[ceq(Sb3+)/cθ]2·[ceq(S2-)/cθ]3难溶的电解质在水溶液中不会绝对地不溶。任何沉淀反应，无论沉淀的多么完全，溶液中依然会有组成离子。第73页，课件共93页，创作于2023年2月

Kθsp只能够表达出难溶电解质的溶解趋势和程度，用Kθsp比较难溶电解质的溶解程度时必须是同一类型的，即在化学式中正、负离子的个数之比相同。所以比较难溶解程度时，多用溶解度(s)而不用Kθsp。

溶解度:指难溶电解质饱和溶液的浓度(mol·dm-3).溶度积Kθsp与溶解度(s)的相互换算公式如下：平衡浓度nsms第74页，课件共93页，创作于2023年2月难溶物类型ABAB2或A2BAB3或A3BA2B3

Kθsp(s/cθ)24(s/cθ)327(s/cθ)4108(s/cθ)5例AgClPdCl2、Ag2SFe(OH)3As2S3BaSO4Mg(OH)2Ag3PO4

例:已知Mg(OH)2的溶度积为1.20×10-11(291K)，求在291K时，Mg(OH)2的溶解度。第75页，课件共93页，创作于2023年2月同离子效应：同离子效应:在沉淀溶解平衡中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使难溶电解质的溶解平衡向生成沉淀的方向移动，从而使其溶解度降低的作用，称为沉淀溶解平衡中的同离子效应。

盐效应:若在难溶电解质饱和溶液中加入不含相同离子的强电解质，使其溶解度略有增大，这种作用称为盐效应。同离子效应的应用:1.加入过量沉淀剂可使沉淀完全，溶液中被沉淀的离子小于10-5mol·dm-3,即沉淀剂过量10-20%,沉淀剂太多会引起副反应.2.定量分离沉淀时选择洗涤剂.溶液中沉淀物的溶解度越小，沉淀越完全，故应选择沉淀物溶解度最小的沉淀剂，以使沉淀完全。第76页，课件共93页，创作于2023年2月例:25℃测得1.0dm3水中可溶解Ag2CrO41.31×10-4mol,求Ag2CrO4的Kθsp解:Ag2CrO4(s)

2Ag+(aq)+CrO42-(aq)平衡浓度2×1.31×10-41.31×10-4

Kθsp=(2×1.31×10-4)2×1.31×10-4=9.0×10-12例:CdCO3和Ag2CrO4的Kθsp分别为5.2×10-12和6.15×10-12,求它们在25℃的溶解度解:CdCO3的溶解度为Ag2CrO4的溶解度为第77页，课件共93页，创作于2023年2月例:25℃时AgCl溶解在0.02mol·dm-3KNO3溶液中,溶解度为多少？解:Kθsp=γ+cAg+·γ-cCl-γ+、γ-主要来自KNO3，其平均活度系数为γ±=0.87则(γ·s/cθ)2=Kθsp=1.56×10-10s/cθ=(1.56×10-10/0.872)1/2=1.44×10-5例:25℃时CaF2的溶解度在下列溶液中各为多少？（1）纯水，（2）0.1mol·dm-3CaCl2（3）0.1mol·dm-3NaF第78页，课件共93页，创作于2023年2月解:(1)CaF2(s)Ca2+(aq)+2F-(aq)平衡浓度s2sKθsp=(s/cθ)·(2s/cθ)2=3.95×10-11

s/cθ=2.15×10-4(2)CaF2(s)

Ca2+(aq)+2F-(aq)平衡浓度s+0.12sKθsp=[(0.1+s)/cθ]·(2s/cθ)2=3.95×10-11

s/cθ=9.94×10-6(3)CaF2(s)

Ca2+(aq)+2F-(aq)平衡浓度s0.1+2sKθsp=[(0.1+2s)/cθ]2·(s/cθ)=3.95×10-11

s/cθ=3.95×10-9第79页，课件共93页，创作于2023年2月例:用热力学数据，计算298K时AgCl的溶度积Kθsp

解:AgCl(s)Ag+(aq)+Cl－(aq)△fGθm／(kJ·mol-1)-109.8077.12-131.26△rGmθ=△fGmθ(Ag+)+△fGmθ(Cl－)－△fGmθ(AgCl)=77.12+(-131.26)–(-109.80)=55.66kJ∙mol-1△rGmθ=-2.303RTlgKθspKθsp(AgCl)=1.78×10－10第80页，课件共93页，创作于2023年2月溶度积规则某难溶电解质溶液中,其离子浓度系数次方次方之积称之为离子积，用Q表示。Q同Kθsp比较时，可有三种情况。（1）Q<Kθsp，说明溶液是不饱和的，没有沉淀生成，反应向沉淀溶解方向进行，直到饱和。（2）Q>Kθsp，此溶液是过饱和溶液，反应向生成沉淀方向进行，直到饱和。（3）Q＝Kθsp，为饱和溶液，处于沉淀溶解平衡状态。第81页，课件共93页，创作于2023年2月x2+1.76×10-5x-1.7×10-8=0∴x=ceq(OH-)=1.22×10-4mol·dm-3Q=[c(Mg2+)/cθ][(OH-)/cθ]2=1.49×10-12<1.2×10-11∴无Mg(OH)2沉淀生成例：1.00ml1.0mol·dm-3NH3加到1dm31.00×10-4moldm-3Mg(NO3)2中，能否生成沉淀？第82页，课件共93页，创作于2023年2月

将10ml0.020mol·dm-3CaCl2溶液与等体积同浓度的Na2C2O4溶液相混合。（KθspCaC2O4＝2.34×10-9)解:等体积混合后,各物质的浓度均减少一半,则有c(Ca2+)=0.010mol·dm-3,c(C2O42-)=0.010mol·dm-3∴Q=c(Ca2+)/cθ·

c(C2O42-)/cθ=0.010×0.010=