24学时大学化学课件 溶液

第二章溶液和离子平衡

(Solution&Ionequilibrium)溶液的通性酸碱理论弱电解质的解离平衡多相离子平衡与溶度积主要内容：2.1稀溶液的通性（或依数性）

依数性：只与溶质粒子的数目有关而与溶质本性无关的性质称为溶液的依数性，又叫溶液的通性。包括溶液的蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等。①与溶质本性有关，如酸碱性、导电性、颜色等。②与溶质本性无关，只与溶质的数量有关。

溶液的性质初始：v蒸发

>v凝聚平衡：v蒸发

=v凝聚纯水的蒸气压示意图气液两相平衡

2.1.1溶液的蒸气压下降蒸发

H2O(l) H2O(g)

凝聚一、非电解质稀溶液的通性

饱和蒸气压：在一定的温度下，当V蒸发

=V凝聚,液态水与它的蒸气处于动态平衡，这时的蒸气压称为水在此温度下的饱和蒸气压，简称蒸气压。用符号

p

表示☆对于某一物质，一定温度下，其蒸气压是个定值。☆同一液体，温度越高，蒸气压越大；蒸气压越大，越易挥发

在纯溶剂中加入难挥发的物质以后，达平衡时，p溶液总是小于同T下的p纯溶剂，即溶液的蒸气压下降。溶液的蒸气压实际上是指溶液中溶剂(溶质难挥发)的蒸气压。蒸气压下降的原因：纯溶剂

多溶液少拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶质在溶液中的物质的量分数成正比，而与溶质本性无关。糖水纯水放置一段时间后！2.1.2溶液的沸点上升和凝固点下降

沸点:溶液的蒸气压（p溶液）与外压（p外压）相等时的温度称为该溶液的沸点。

凝固点：在一定的外压下，溶液与纯溶剂固体具有相同的蒸气压时的温度，称为该溶液的凝固点。（固液两相平衡时的温度）根本原因：蒸气压下降

p溶液<p纯溶剂

Figure.Phasediagramof(a)H2Oand(b)CO2.Theaxesarenotdrawntoscaleineithercase.In(a),forwater,notethetriplepointA(0.0098℃,4.58torr),thenormalmelting(orfreezing)pointB(0℃,1atm),thenormalboilingpointC(100℃,1atm),andthecriticalpointD(374.4℃,217.7atm).In(b),forcarbondioxide,notethetriplepointX(

56.4℃,5.11atm),thenormalsublimationpointY(78.5℃,1atm),andthecriticalpointZ(31.1℃,73.0atm).

水的三相点(Triplepoint)：气－液－固三相的平衡点。即纯水在平衡水蒸气压下的凝固点，气、液、固都是纯净的H2O。冰点:是指在标准压力下，被空气饱和的水的凝固点，即空气的饱和水溶液（含有少量N2、O2、Ar等）和冰（纯H2O）的平衡温度。所以水的三相点是指一个纯净、简单的体系，是一个固定不变的状态；而水的冰点是指一个比较复杂的体系，随外界条件的不同略有差异。

当T＞Tc，p＞pc时的流体称为超临界流体。物质在超临界状态下有一些特殊的性质：在临界点附近，其密度与液态的密度数量级类似，而其流动性却更接近气态；超临界流体的密度随压力的变化改变极大；物质在超临界状态下可以溶解许多其在液态时不能溶解的物质，而且这种溶解度也随压力的变化会有极大的改变。超临界流体萃取是一项发展很快、应用很广的实用性新技术。传统的提取物质中有效成份的方法，如水蒸汽蒸馏法、减压蒸馏法、溶剂萃取法等，其工艺复杂、产品纯度不高，而且易残留有害物质。超临界流体萃取是利用流体在超临界状态时具有密度大、粘度小、扩散系数大等优良的传质特性而成功开发的，具有提取率高、产品纯度好、流程简单、能耗低等优点。溶液的沸点上升和凝固点下降

难挥发的非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度成正比，而与非电解质溶液本性无关。P37例2-1

及应用2.1.3溶液的渗透压半透膜液面上升液面下降纯水糖水

扩散方向：纯水>

糖水半透膜的作用：只许溶剂分子通过，溶质分子不能通过。初始：溶剂分子扩散速度V纯水

>V糖水（1）渗透-溶剂分子透过半透膜向溶液扩散使溶液变稀的现象。（2）渗透压-施于溶液液面阻止溶剂透过半透膜向溶液渗透的压强。等渗溶液渗透现象在动植物的生命过程中有着重要的作用，例：

1、医学上输液必需输等渗溶液。

2、动物体内水份的输送。

3、植物从土壤中吸收水份和营养。渗透作用产生的条件：①半透膜存在；②膜两侧溶液的浓度不相等。

1886年，van’tHoff发现非电解质稀溶液的渗透压可用与气体状态方程式完全相似的方程式来计算：反渗透

电解质溶液也与非电解质稀溶液一样具有溶液蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等性质。

实际应用二、电解质稀溶液的通性

0.1mol/LNaCl溶液0.1mol/LCH3COOH溶液0.1mol/L蔗糖溶液

0.1mol/L甘油溶液纯水2.2酸碱理论

阿仑尼乌斯酸碱电离理论(Arrheniusacid-baseionizationtheory)

★酸是在水溶液中解离产生的阳离子全部是H+的物质

H2SO4=HSO4-+H+★碱是在水溶液中解离产生的阴离子全部为OH-的物质

NaOH=Na++OH-★中和反应的实质H++OH-=H2OS.A.Arrhenius

瑞典化学家

理论局限：①局限于水溶液中，对气体酸碱及大量非水溶液中进行的化学反应无法解释。②把碱定为氢氧化物，因而对氨水呈碱性的事实难以说明，把酸和碱看成是两种绝对不同的物质忽视了酸碱在对立中的相互联系和统一。

布朗斯特-劳莱酸碱质子理论

(Brønsted-Lowry

acid-baseprotontheory)

酸(acid):能给出质子的物质，即质子给予体(protondonor);

碱(base):能接受质子的物质，即质子接受体(protonacceptor)。

通式：A(酸)↔B(碱)+H+

式中，A是B的共轭酸(conjugateacid)，B是A的共轭碱(conjugatebase)，A-B称为共轭酸碱对(conjugateacid-basepair)。上表可以看出：（1）质子酸、碱可为分子、正离子、负离子。（2）同一物质既可为酸，也可为碱，取决于它参与的反应。（3）质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质子理论中都是离子酸或离子碱。H2OHCO3-

酸碱反应的实质实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递！反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行酸和碱的解离魔酸(magicacid)

氟磺酸是比硫酸更强的酸。若给氟磺酸中加入SbF5，则其进一步吸引氟磺酸中硫原子的负电荷，得到比氟磺酸更强的酸。S的有效正电荷增大，酸给出质子的能力（即酸性）增大

SbF5

·HSO3F是个超强酸,它能使几乎所有的有机化合物加合质子，得到五配位碳原子物种CH5+。人们将氟磺酸与SbF5构成的系统称之为“魔酸”(magicacid)。

路易斯酸碱电子理论(Lewisacid-baseelectrontheory)

GilbertNewtonLewis

GilbertNewtonLewis(October23,1875-March23,1946)wasafamousAmericanphysicalchemistknownforhisLewisdotstructures,his1916paper"TheAtomandtheMolecule",whichisthefoundationofmodernvalencebondtheory,developedincoordinationwithIrvingLangmuir,andhis1923textbookThermodynamicsandtheFreeEnergyofChemicalSubstances,writtenincoordinationwithMerleRandall,oneofthefoundingbooksinchemicalthermodynamics.In1926,Lewiscoinedtheterm"photon"forthesmallestunitofradiantenergy.HewasabrotherofAlphaChiSigma,theprofessionalchemistryfraternity.

布朗斯特酸碱概念的核心系于分子或离子间的质子转移，显然无法对不涉及质子转移、但却具有酸碱特征的反应做解释。这一不足在布朗斯特概念提出的同年由美国化学家路易斯提出的另一个更广的酸碱概念所弥补，但后者直到20世纪30年代才开始在化学界产生影响。路易斯酸(Lewisacid)：接受电子对的物质，即电子对的接受体(Electronpairacceptor);

路易斯碱(Lewisbase)：提供电子对的物质，即电子对给予体

(Electronpairdonor)。

酸碱反应是电子对接受体与电子对给予体之间形成配位共价键的反应。

Cu2++4NH3

→NH3

NH3

NH3

NH3

Cu2+2.3弱电解质的解离平衡水的离子积(ion-productconstantforwater)

H2O+H2O↔H3O++OH-,简写为：H2O↔H++OH-水是一种很弱的电解质，只发生极少的部分解离，称为水的自解离

(self-dissociation)。KӨw是一个平衡常数，通常称为水的离子积常数，简称水的离子积。实验测得在298.15K的纯水中：ceq(H+)=ceq(OH-)=1.0×10-7mol·dm-3298.15K时表2-3

不同温度时水离子积常数T/K2732832932972983233731.1×10-152.9×10-156.8×10-151.0×10-141.0×10-145.5×10-145.5×10-13水的离子积与温度有关，随温度升高而增大。溶液的pH

由于许多化学反应和几乎全部的生物生理现象都是在H+浓度极小的溶液中进行，因此用物质的量浓度来表示溶液的酸碱度很不方便，常用pH值表示溶液的酸度。

如果pH值改变1个单位，相应于改变了10倍。与pH相似，和亦可分别用pOH和来表示，则:pH+pOH=

在T=298.15K时，pH+pOH=14Jan.9,1868–Feb.12,1939S.P.L.Sørensen,aDanishbiochemist,suggestedaconvenientwayofexpressingacidity—thenegativelogarithmofhydrogenionconcentration(pH).

SørenPeterLauritzSørensen

pH和pOH使用范围一般在0～14之间，在这个范围以外，即c(H+)或c(OH-)大于1mol·dm-3，直接用物质的量浓度来表示溶液的酸碱性。注意：溶液的酸碱性和酸碱的强弱的区别一元弱酸、弱碱的电离平衡

(TheIonizationEquilibriaofWeakMonoacidsandMonobases)

一元弱酸如乙酸（HAc）和一元弱碱如氨水（NH3·H2O），它们在水溶液中只是部分电离，绝大部分以未电离的分子存在。溶液中始终存在着未电离的弱电解质分子与电离产生的正、负离子之间的平衡。这种平衡称电离平衡。弱酸：

HAc(aq)+H2O(aq)↔H3O+(aq)

+Ac-(aq)

简写为：HAc(aq)

↔

H+(aq)

+Ac-(aq)

其平衡常数，即弱酸的电离常数：

NH3(aq)+H2O(l)↔NH4+(aq)+OH-(aq)其平衡常数，即弱碱的电离常数:弱碱：

酸碱解离平衡常数是化学平衡常数的一种：反映了弱酸弱碱的相对强弱；与温度有关而与浓度无关。一般来说水溶液温度变化不大，计算时不考虑温度对解离平衡常数的影响。共轭酸碱对的电离平衡常数之间的关系

一元弱酸的解离度、解离平衡常数及初始浓度的关系设有一元弱酸的解离平衡：

HA(aq)↔H+(aq)+A-(aq)

初始浓度：c000电离达到平衡时的浓度：c0

(1-)c0

c0

稀释定律

解离度(Ionizationdegree)即对于单纯的一元弱酸或弱碱的水溶液：含有0.1mol/L的HCl和0.1mol/L的HAC的混合溶液？P44例2-3：

HAcH++Ac-

开始0.100平衡0.1-xxx≈0.1多元弱电解质的分级电离

分子中含有两个或两个以上可电离的氢原子的酸，称为多元酸。氢硫酸(H2S)、碳酸(H2CO3)为二元弱酸，磷酸(H3PO4)为三元酸。多元弱酸在溶液中的解离分步（级）进行，氢离子是依次电离出来的，其电离常数分别用K

a1，K

a2，…表示。例如H2S电离：

一级电离：H2S(aq)↔H+(aq)

+HS-(aq)

二级解离：HS-(aq)↔H+(aq)

+S2-(aq)

第一级解离远远大于第二级解离？溶液的酸性主要由第一级解离所决定。这样在比较多元酸的酸性强弱时，只需比较一级解离常数即可，计算溶液中H+浓度时，也可忽略二级解离。室温下，饱和H2S溶液的浓度为0.10mol·dm-3!一级解离：H2S(aq)↔H+(aq)

+HS-(aq)

二级解离：HS-(aq)↔H+(aq)+S2-(aq)总的解离：H2S(aq)↔2H+(aq)+S2-(aq)（1）各表达式中的Ceq(H+)是溶液中的H+浓度的总和，因此都相等，表达式中的Ceq(H+)并非仅是第二步解离出来的浓度，因为相互不可区分。（2）水溶液中总存在H2O==H++OH-平衡25C时,

因此:a)式中还包含水解离出的H+的浓度；

b)知Ceq(H+)一定知Ceq(OH-)说明P46例2-4：(单纯的H2S水溶液)H2SH++HS-

H2SH++HS-

开始0.100平衡0.1-xxx≈0.1P46例2-4：

HS-H++S2-

开始xx0平衡x-yx+yy≈x≈xP47例2-5：(H2S和HCl的混合溶液)

H2SH++HS-

开始0.110平衡0.1-x1+xx≈0.1≈1P47例2-5：

HS-H++S2-

开始x10平衡x-y1+yy≈x≈1P47例2-5：

H2S2H++S2-

开始0.110平衡0.1-y1+2yy≈0.1≈1想一想，这个题能给我们什么启示？同离子效应

(common-ioneffect)在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质时，可使弱电解质的解离度降低的现象。HAcH++Ac-

NaAc=Na++Ac-NH3

H2ONH4++OH-NH4Cl=NH4++Cl-P48例2-6、2-7缓冲溶液(bufferedsolution)50mLHAc-NaAc溶液[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·dm-3]pH=4.74

缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将溶液适当稀释，而溶液本身pH能保持相对稳定！加入1滴(0.05ml)1mol·dm-3HCl加入1滴(0.05ml)1mol·dm-3NaOH50ml纯水pH=7pH=4.75pH=3pH=11pH=4.73缓冲溶液的定义：是一种能抵御外加少量的强酸或强碱，或适当的稀释作用，而保持溶液的pH值基本稳定的溶液。

缓冲溶液的组成：一般含有两种物质，通常由共轭酸碱对组成。如HAc-NaAc、NH3·H2O-NH4Cl、H2CO3-HCO3-。

缓冲溶液的缓冲原理

HAc

H+

+

Ac-大量(抗碱)小量大量(抗酸)外加适量酸(H＋)，平衡向左移动外加适量碱(OH-)，平衡向右移动对于HAc—NaAc溶液缓冲溶液的缓冲原理对于NH3H2O—NH4Cl溶液

NH3(aq)+H2O(l)

OH-(aq)+NH4+(aq)

大量(抗酸)小量大量(抗碱)外加适量碱(OH-)，平衡向左移动外加适量酸(H＋)，平衡向右移动缓冲溶液pH的计算对于弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液（如HAc—NaAc）

HA↔H++A-开始c(酸)0c(共轭碱)平衡c(酸)-xxc(共轭碱)+x≈c(酸)≈c(共轭碱)对于弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液（如NH3

H2O—NH4Cl）

BOH↔OH-+B+开始c(碱)0c(共轭酸)平衡c(碱)-xxc(共轭酸)+x≈c(碱)≈c(共轭酸)注意：1.缓冲溶液计算中，可近似用起始浓度来代替Ceq。2.计算溶液的pH值时,应先区分是单一的酸或碱,

还是有同离子效应,还是缓冲溶液。

例2-1(1)缓冲溶液中HAc和NaAc的浓度均为0.10mol·dm-3，试计算该溶液的pH。(2)若在50cm3此缓冲溶液中加入0.050cm3

1.0

mol·dm-3HCl溶液,求此时溶液的pH。(假定体积不变)(3)若在50cm3此缓冲溶液中加入0.050cm3

1.0

mol·dm-3NaOH溶液,求此时溶液的pH。(假定体积不变)Solution

pH＝－lg(1.75×10-5)－lg(0.10/0.10)=4.76（1）可用HAc和NaAc的起始浓度来代替Ceq做近似计算

pH＝－lg(1.75×10-5)－lg(0.1010/0.099)=4.75pH＝－lg(1.75×10-5)－lg(0.099/0.1010)=4.77(2)加入0.050cm31.0mol·dm-3HCl溶液使0.001mol·dm-3

NaAc反应的同时产生0.001mol·dm-3

HAc，

则(3)加入0.050cm31.0mol·dm-3NaOH溶液使0.001mol·dm-3

HAc反应的同时产生0.001mol·dm-3

NaAc，

则C(Ac-)=0.099

mol.dm-3C(HAc)=0.1010

mol.dm-3

C(Ac-)=0.1010

mol.dm-3C(HAc)=0.099mol.dm-3

解：本题中混合两种溶液时，既有体积变化又有化学反应。应考虑化学反应后产物的性质再决定计算方法，同时要注意混合后由于体积变化而引起的浓度变化。(1)混合前：HAc的物质的量为0.10

0.020=0.0020mol，NaOH的物质的量为0.10

0.010=0.0010mol。(2)混合后：发生中和反应

HAc+NaOH=NaAc+H2O起始时物质的量/mol0.00200.00100反应后物质的量/mol0.001000.0010例2-2将20cm30.10mol.dm-3HAc溶液与10cm30.10mol.dm-3

NaOH溶液混合，求混合溶液的pH值。=1.75

10-5

pH

=-lg(1.75

10-5)=4.76

反应后成为含有0.0010molHAc和0.0010molNaAc的溶液，组成缓冲溶液。溶液总体积

V=20

+10=30cm3=0.030dm3

。缓冲溶液的选择和配制应用:控制溶液pH值相对稳定。人体血液：H2CO3—NaHCO3pH7.4pH值的选择：a.共轭酸的pKa

与所要求的pH值越接近越好。b.共轭酸和共轭碱浓度尽可能高（一般在0.05mol·dm-3～0.20mol·dm-3

之间）,且比值接近于1。缓冲溶液pH(25℃)邻苯二甲酸氢钾(0.050mol·kg-1)4.0080.025mol·kg-1KH2PO40.025mol·kg-1Na2HPO4

6.865硼砂(0.010mol·kg-1)9.180常用标准缓冲溶液

例2-3

现有H3PO4、NaH2PO4、Na2HPO4和Na3PO4的四种水溶液，浓度均为0.10mol·dm-3，欲配制pH为7.0的缓冲溶液1.0dm3，应选哪两种溶液混合、各取多少体积？[已知H3PO4的Ka1

=7.52

10-3，Ka2

=6.23

10-8，Ka3

=2.2

10-13]Solution

（（2）pH＝－lg(1.75×10-5)－lg(0.1010/0.099)=4.75（3）pH＝－lg(1.75×10-5)－lg(0.099/0.1010)=4.77解：因为与配制缓冲溶液pH接近，所以应选择NaH2PO4和Na2HPO4两种溶液混合。由解离方程H2PO4-→HPO42-+H+可知：pH=

-lg(c(H2PO4-)/c(HPO42-))将pH=7和pKa2Ө=7.2代入上式，得：c(H2PO4-)/c(HPO42-)=1.585设NaH2PO4取xdm-3和则Na2HPO4取(1-x)dm-3，则有：x/(1-x)=1.585解得x=0.387，即NaH2PO4和Na2HPO4分别取0.387dm-3和0.613dm-3。

缓冲溶液的缓冲容量

缓冲容量(Buffercapacity)指缓冲溶液的缓冲能力。不同缓冲溶液有其各自的缓冲范围(Bufferrange),缓冲范围是指能够起缓冲作用的pH区间。

对弱酸-共轭碱组成的有效缓冲溶液，c(酸)/c(共轭碱)的比值应处于1/10和10/1之间：同样，对弱碱-共轭酸组成的有效缓冲溶液也有：

缓冲溶液pKa缓冲范围氨基乙酸+HCl2.351.5～3.0氯乙酸+NaOH2.862～3.5甲酸+NaOH3.753～4.5HAc+NaAc4.754～5.5六次甲基四胺+HCl5.134.5～6.0NaH2PO4-Na2HPO4

7.216.5～8三羟甲基甲胺+HCl8.217.5～9硼砂9.248.5～10NH4++NH39.258.5～102.4多相离子平衡与溶度积难溶物质 中学关于溶解度（S）的定义：一定温度下，每100克水中最多溶解的物质的质量（克/100克水）。 例如：25ºC时,100克水中可溶解：HgS1.47×10-25g；PbCl20.99g；ZnCl2432g；

一般,(100g水)

难溶物质：S<0.01g 微溶物质：0.01g<S<0.1g 易溶物质：S>10g多相离子平衡溶解沉淀沉淀—溶解平衡：一定温度下，难溶电解质的溶解与沉淀速率相等时，固体和它的溶液中相应离子间构成的平衡，也叫做多相离子平衡。多相离子平衡也是一种化学平衡，简称为沉淀平衡。(亦称为：异相平衡，heterogeneousequilibrium)。溶解沉淀KsӨ称为难溶电解质的溶度积常数，简称溶度积(solubilityproductconstant)。表示在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，有关离子浓度数值的乘积为常数。其大小与温度和难溶电解质的本性有关。对于一般的难溶电解质AnBm来说，存在如下沉淀-溶解平衡溶度积和溶解度的关系溶度积和溶解度都代表难溶电解质的溶解能力。难溶电解质溶解度：在一定温度下，难溶电解质饱和溶液的物质的量浓度，单位为mol·dm-3。【例2-4】298K时，AgCl的溶解度为1.33×10-5mol·dm-3，求AgCl的溶度积。

AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)ssKөs(AgCl)=ceq(Ag+)/cө

ceq(Cl-)/cө

=ss=1.77×10-10

【例2-5】298K时，AgBr的Ks

为5.35×10-13，求AgBr在水中的溶解度。

AgBr(s)Ag+(aq)+Br-(aq)ssKs(AgBr)=ceq(Ag+)/c

ceq(Br-)/c=ss=5.35×10-13

s=7.31×10-7mol·dm-3

【例2-6】298K时，Ag2CrO4的Ks=1.12×10-12，求Ag2CrO4的溶解度。

Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)2ssKs(Ag2CrO4)={ceq(Ag+)/c}2

ceq(CrO42-)/c=(2s)2

ss=6.54×10-5mol·dm-3

难溶电解质Ks溶解度

AgCl1.77×10-101.33×10-5

AgBr5.35×10-137.31×10-7

Ag2CrO41.12×10-126.54×10-5

对于同一类型的难溶电解质，可以直接通过溶度积来比较溶解度的大小。溶度积大者，其溶解度必大；溶度积小者，其溶解度必小。对于不同类型的难溶电解质，不能直接由溶度积来比较溶解度的大小，需要具体计算。

溶度积和溶解度的关系KsӨ~S

关系nSmSS2=3.4

10-11÷4=2.0

10-4mol.dm-33例2-7已知BaCrO4、CaF2和AgI的溶度积分别为1.6

10-10、3.4

10-11和1.6

10-16。试将它们在水中的溶解度按从大到小的顺序排列。解：设BaCrO4、CaF2和AgI在水中的溶解度分别为S1,S2和

S3，可根据前述溶度积和溶解度的关系式，按不同类型计算如下：(1)AB型KsS=溶解度从大到小的顺序为：S(CaF2)＞S(BaCrO4)＞S(AgI)S3=1.6

10-16=1.3

10-8mol.dm-3S1=1.6

10-10=1.3

10-5mol.dm-3(2)AB2型Ksp/4S=3

溶度积规则

AnBm(s)nAm+(aq)

+mBn-(aq)

ΔrGm(TK)=ΔrGөm(TK)+RTlnQ

ΔrGө

m(TK)=-RTlnKөs

ΔrGm(TK)=RTlnQc/Kөs

Qc=Kөs，ΔrGm(TK)=0，平衡状态；饱和溶液;

Qc>Kөs，ΔrGm(TK)>0，反应逆向自发；有沉淀生成，直至溶液的Q=Ks

，达到饱和为止。

Qc<Kөs，ΔrGm(TK)<0，反应正向自发；是不饱和溶液或如溶液中有难溶盐固体存在，沉淀将溶解直至达到饱和溶液为止。Q为难溶电解质溶液中离子浓度的乘积

利于BaCO3

的溶解。

①加酸②加

或或促使BaCO3的生成。对已达到平衡的反应分别给其加入HCl、BaCl2

或Na2CO3

溶液，结果怎样？例2-8多相离子平衡的移动P55例2-15

Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)开始0.10平衡0.1+2ss≈0.1比较：Ag2CrO4在水中的s=6.54×10-5mol·dm-3外加共同离子对溶解度的影响在难溶电解质饱和溶液中加入含有共同离子(即一种构晶离子)的电解质时,导致难溶电解质溶解度降低的现象叫同离子效应

pH值对溶解度的影响——沉淀的酸溶解

1难溶金属氢氧化物

(1)溶于酸规定：c≤10-6mol·dm-3,则认为沉淀完全！例2-9计算0.1mol/LFeCl3溶液（不考虑体积变化）⑴Fe(OH)3开始沉淀时的pH？⑵Fe3+完全沉淀时的pH？

Fe(OH)3(s)Fe3+(aq)+3OH-(aq)例2-10

在含有0.010mol·L-1Fe3+和0.010mol·L-1

Mg2+的溶液中，欲除掉Fe3+，Mg2+仍留在溶液中，应控制pH为多少?Solution第一步：判断哪种离子先沉淀第二步：使先被沉淀的离子沉淀完全。后沉淀的离子留在溶液中

(2)溶于铵盐例如：例2-11将0.1mol/L50mLNH3H2O和0.1mol/L50mL(NH4)2SO4

以及含2×10-3mol/L的FeCl2溶液100mL混合，通过计算说明有无Fe(OH)2沉淀？

NH3H2ONH4++OH-

开始0.0250.050平衡0.025-x0.05+xx≈0.025≈0.05

Fe(OH)2(s)Fe2+(aq)+2OH-(aq)有Fe(OH)2↓0.1mol/L50mLNH3H2O和0.1mol/L50mL(NH4)2SO4

0.3mol/L50mLNH3H2O和0.1mol/L50mLH2SO4

例2-12将0.1mol/L100mLNH3H2O和含2×10-3mol/L的FeCl2溶液100mL混合，需向混合液中至少加入多少克NH4Cl才不会有Fe(OH)2沉淀？(不考虑固体加入后的体积变化)

Fe(OH)2(s)Fe2+(aq)+2OH-(aq)

NH3H2ONH4++OH-

开始0.05x0平衡0.05–2.2×10-7x+2.2×10-7

2.2×10-7≈0.05≈x例2-13

在0.20dm-3

的0.50mol·dm-3MgCl2溶液中加入等体积的0.10mol·dm-3的氨水溶液，问有无Mg(OH)2沉淀生成？为了不使Mg(OH)2沉淀析出，至少应加入多少克NH4Cl(s)？(设加入NH4Cl(s)后体积不变)Solution（2）难溶金属硫化物PbSBi2S3CuSCdSSb2S3SnS2As2S3HgS多重平衡原理应用金属硫化物的生成或溶解，与H2S的酸解离平衡有关，实质是多重平衡原理的应用。溶不溶不溶不溶不溶HgS溶不溶不溶不溶CuSAg2S溶溶不溶不溶PbS溶不溶不溶CdS溶不溶ZnSFeS溶MnSHCl+HNO3HNO3浓HCl稀HClHAc溶解方法物质例2-14

25℃时,于0.010mol·dm-3FeSO4溶液中通入H2S(g),使其成为饱和溶液(c(H2S