無機(jī)化學(xué)課件：第三章 電解質(zhì)溶液

1、第三章 電解質(zhì)溶液【本章內(nèi)容】1. 強電解質(zhì)溶液理論2. 酸堿的質(zhì)子理論3. 一元酸堿溶液pH的計算4. 二元酸堿溶液pH的計算5. 沉淀與溶解平衡【本章重點】1. 酸堿的質(zhì)子理論2. 一元酸堿溶液pH的計算3. 沉淀與溶解平衡【本章難點】1.二元酸堿溶液pH的計算一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、定義 強電解質(zhì)： （例如NaCl） 在水溶液中能完全解離成離子的化合物。 弱電解質(zhì)： （例如HAC） 在水溶液中只能部分解離成離子的化合物。第一節(jié) 強電解質(zhì)溶液理論 2、解離度的計算 解離度的定義：電解質(zhì)達(dá)到解離平衡時， 已解離部分濃度和初始濃度之比。表示：對于不同的電解質(zhì)，由于其本性不同，解離度有很大差別

2、。通常按解離度大小，把質(zhì)量摩爾濃度為0.1 mol/Kg的電解質(zhì)溶液中解離度（實為表觀解離度）大于30的稱為強電解質(zhì)，小于5的稱為弱電解質(zhì)，介于二者之間的稱為中強電解質(zhì)。二、強電解質(zhì)溶液理論要點（1）強電解質(zhì)在水中是全部解離的。（2）離子間通過靜電力相互作用，每一個離子都被周圍電荷相反的離子包圍，形成離子氛。 由于離子氛的存在，離子間相互作用而互相牽制，強電解質(zhì)溶液中的離子并不是獨立的自由離子，不能完全自由運動，因而不能百分百地發(fā)揮離子應(yīng)有的效能，測出的解離度（表觀解離度）往往不是100。例 某電解質(zhì)HA溶液，其質(zhì)量摩爾濃度為0.1 molkg-1，測得此溶液的Tf為0.19，求該物質(zhì)的解離度

3、。解 設(shè)HA的解離度為， HA(aq) H+(aq) +A-(aq) 平衡時/molkg-1 0.1-0.1 0.1 0.1HA+H+A-=0.1(1+) molkg-1根據(jù)Tf=Kfb0.19 K=1.86 Kkgmol-10.1(1+) molkg-1 = 0.022 = 2.2%第三節(jié) 酸堿質(zhì)子理論一、酸堿的質(zhì)子理論（一） 質(zhì)子理論對酸堿的定義凡能給出質(zhì)子H+ 的物質(zhì)都是酸。凡能接受質(zhì)子H+的物質(zhì)都是堿。HCl、HAc、NH4+、H2SO3等都能給出質(zhì)子，都是酸；OH、Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都能接受質(zhì)子，都是堿。根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸和堿不是孤立的，酸給出質(zhì)子后所余下的部

4、分就是堿，堿接受質(zhì)子后即成為酸，這種對應(yīng)關(guān)系叫共軛關(guān)系。酸越強，它的共軛堿越弱，酸越弱，它的共軛堿越強。HPO42 PO43 + H+ 酸 堿 質(zhì)子 關(guān)于酸堿質(zhì)子理論：（1）酸和堿可以是分子，也可以是陽離子或陰離子。（2）有的離子在某個共軛酸堿對中是堿，但在另一個共軛酸堿對中卻是酸。這種物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。 (例如HCO3-)（3）質(zhì)子理論中沒有鹽的概念，鹽在質(zhì)子理論中都是離子酸或離子堿。HCl、HAc、NH4+、 （二）酸堿反應(yīng)的實質(zhì)酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為酸堿反應(yīng)的實質(zhì)就是兩個共軛酸堿對之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。 HCl給出質(zhì)子，轉(zhuǎn)變成它的共軛堿Cl-NH3 接受質(zhì)子轉(zhuǎn)變成它的共軛酸H+ （三） 酸堿質(zhì)子

5、傳遞平衡和平衡常數(shù)酸（HA）與堿（B- ）會發(fā)生質(zhì)子傳遞反應(yīng)，反應(yīng)達(dá)平衡后反應(yīng)物和產(chǎn)物的濃度都不變。達(dá)到平衡時，產(chǎn)物濃度以計量系數(shù)為冪的連乘積與反應(yīng)物濃度的連乘積之比為一常數(shù)，稱為質(zhì)子傳遞平衡常數(shù)。 H+關(guān)于平衡常數(shù)：（1）一定溫度下，質(zhì)子傳遞平衡常數(shù)數(shù)值一定。（不隨反應(yīng)物濃度變化而變化）（2）平衡常數(shù)的數(shù)值越大，說明反應(yīng)向右進(jìn)行的趨勢越大，質(zhì)子從HA中轉(zhuǎn)移給B-的能力越強。H+二、水的質(zhì)子自遞平衡 水分子是兩性物質(zhì)，即能給出質(zhì)子，又可接受質(zhì)子。 水分子間發(fā)生的質(zhì)子傳遞反應(yīng)稱為水的質(zhì)子自遞反應(yīng)。H+（一）水的質(zhì)子自遞平衡和水的離子積水的質(zhì)子傳遞平衡常數(shù)表達(dá)式： Kw H3O+OH-（1） Kw

6、 也稱為水的離子積， Kw與溫度有關(guān)。（25 Kw 1.0010-14 ）（2）在溶液中，只要 H2O, H+, OH- 三者共存，之間就存在如下的數(shù)量關(guān)系： H+ OH- =Kw 不論溶液是酸性，堿性，還是中性。 例. 在純水中，加入一些酸，其溶液的（ ）(A) H+與OH-乘積變大 (B) H+與OH-乘積變小 (C) H+與OH-乘積不變 (D) H+等于OH- （二）水溶液的pH值 水溶液中同時存在H+， OH-，它們的含量不同，溶液的酸堿性也不同。 OH-=H+= 1.0010-7 molL-1 中性 H+ 1.0010-7 molL-1, H+ OH- 酸性 OH- 1.0010-

7、7 molL-1, OH-H+ 堿性 pH值的定義: pH= - lg H+溶液酸堿性也可用pOH表示：pOH= - lg OH-25時，H+OH-= 1.0010-14 所以：pH+pOH=14人體各種體液的pH體 液pH 體 液pH血清7.357.45大腸液8.38.4成人胃液0.91.5乳汁6.06.9嬰兒胃液5.0淚水7.4唾液6.356.85尿液4.87.5胰液7.58.0腦脊液7.357.45小腸液7.6三、酸堿的強度（一）酸和堿的解離平衡常數(shù)在水溶液中，一定溫度下，酸HA與水的質(zhì)子傳遞反應(yīng)達(dá)到平衡,平衡常數(shù)表達(dá)式：稀水溶液中，H2O可看成是常數(shù)，上式改寫為 Ka稱為酸解離常數(shù)HA

8、 + H2O A- +H3O+H+（1）Ka(酸的解離平衡常數(shù))是水溶液中酸強度的量度， Ka值越大，酸性越強。一定溫度下，其值一定。HAc HClO HCNKa 1.7510-5 3.910-8 6.210-10 （2）一些弱酸的Ka值非常小，為使用方便，常用PKa表示，PKa為酸的解離平衡常數(shù)的負(fù)對數(shù)。pKa= - lg Ka 堿B- 在水溶液中有下列平衡： B- + H2O HB + OH- Kb稱為堿的解離平衡常數(shù)（1）Kb值越大，堿性越強。（2）P Kb是堿的解離平衡常數(shù)的負(fù)對數(shù)。H+（二）共軛酸堿解離平衡常數(shù)的關(guān)系通過推導(dǎo)共軛酸堿對的解離平衡常數(shù)存在如下關(guān)系： Ka Kb H+OH

9、- Kw= 1.0010-14（1）Ka與Kb成反比，酸越弱，其共軛堿越強，堿越弱，其共軛酸越強。（2）若已知酸的解離平衡常數(shù)Ka ，就可以求其共軛堿的解離平衡常數(shù)Kb。26互為共軛酸堿對的酸堿常數(shù)的相互關(guān)系A(chǔ)c + H2O OH + HAc例 已知NH3的Kb為1.810-5，試求NH4+的Ka。因為NH4+是NH3的共軛酸，故 Ka=Kw/Kb=1.010-14/(1.810-5)=5.610-10多元弱酸或多元弱堿H3PO4(aq) + H2O(l) H2PO4-(aq) + H3O+(aq)H2PO4-(aq) + H2O(l) HPO42-(aq) + H3O+(aq)HPO42-(

10、aq) + H2O(l) PO43-(aq) + H3O+(aq)H2PO4-(aq) + H2O(l) H3PO4(aq) + OH-(aq)HPO42-(aq) + H2O(l) H2PO4-(aq) + OH-(aq)PO43-(aq) + H2O(l) HPO42-(aq) + OH-(aq)例 已知H2CO3的Ka1=4.510-7，Ka2=4.710-11，求CO32-的Kb1和Kb2。解 CO32-與HCO3-為共軛酸堿對Kb1=Kw/ Ka2=1.010-14/(4.710-11)=2.110-4而HCO3-與H2CO3為共軛酸堿對Kb2=Kw/ Ka1=1.010-14/(4

11、.510-7)=2.210-8 (三) 弱酸和弱堿的平衡移動1、濃度對平衡移動的影響根據(jù)勒夏特里原理，一旦改變維持化學(xué)平衡的條件，平衡就會向著減弱這種改變的方向移動。2、同離子效應(yīng) 在弱酸弱堿的水溶液中，加入與弱酸或弱堿含有相同離子的易溶性強電解質(zhì)，使弱酸或弱堿的解離度降低的現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。例：試計算0.10mol/L的HAC溶液的解離度。如在上述溶液中加入固體NaAC并使NaAC濃度為0.20mol/L，求這時HAC的解離度。（已知：Ka1.810-5，水的自解離可忽略）在弱酸弱堿的水溶液中，加入與弱酸或弱堿含有相同離子的易溶性強電解質(zhì)，使弱酸或弱堿的解離度降低的現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。 解

12、：設(shè)已解離部分濃度為 x 初始濃度/(molL-1) 0.10 0 0平衡濃度/(molL-1) 0.10- x x xHAc H+ + Ac-例：先計算0.10 mol/L的HAC溶液的解離度。（2）如在上述溶液中加入固體NaAC并使其濃度為0.20 mol/L，求這時HAC的解離度。如是含c(NaAc)=0.2 molL-1的0.1 molL-1 HAc溶液，設(shè)已解離部分濃度為 y HAc H+ + Ac- 起始濃度 0.1 0 0.2平衡濃度 0.1-y y 0.2+y提示：同離子效應(yīng)存在時，可采取近似計算純HAc溶液 為1.32%；加入NaAc后為0.0087%對應(yīng) pH值： 2.88

13、 5.06此即同離子效應(yīng)：在弱酸弱堿的水溶液中，加入與弱酸或弱堿含有相同離子的易溶性強電解質(zhì)，使弱酸或弱堿的解離度降低的現(xiàn)象。第三節(jié) 酸堿溶液的PH的計算1.強酸，強堿溶液當(dāng)作完全電離處理如對于強酸HA，H3O+=c(HA)；如對于強堿B，OH-=c(B)。2.一元弱酸，弱堿溶液近似計算公式：H OH-條件：（1） Ka c酸 20 Kw , （2） c酸/Ka 500 ）條件：（1） Kb c堿 20 Kw , （2） c堿/Kb 500 ）忽略水的自解離用初始濃度替代平衡濃度例：計算下列各濃度的HAc溶液的H+ 和電離度 (1)0.1 moldm-3 (2) 1.0 10-5 moldm-

14、3 解：（1）c/Ka 500， 且cKa 20Kw H+ 1.3 10-3 moldm-3 = 1.3% HAc H+ + Ac- 起始濃度 1.0 10-5 0 0平衡濃度 1.0 10-5 -y y y =1.8 10-52) c/Ka 20Kw 解一元二次方程：x 7.16 10-6 moldm-3 = 71.6 %若采取近似計算，x 1.32 10-5，誤差過大。對于純的弱酸（堿），如起始濃度為c，則解離度上式稱稀釋定律，表明 c ，則 稀釋定律的使用必須十分小心，它只適用于純的弱電解質(zhì)，有同離子效應(yīng)(如HAc+NaAc)發(fā)生時不適用。 5%時也不適用。 思考題：有濃度為1.0 10

15、-5 moldm-3 的HCN（Ka= 4.93 10-10 ），計算pH。條件：（1） Ka c酸 20 Kw , （2） c酸/Ka 500 ）忽略水的自解離用初始濃度替代平衡濃度若果兩個前提條件都不符合，怎么辦？44452.多元酸堿溶液 多元弱酸水溶液的質(zhì)子傳遞反應(yīng)是分步進(jìn)行的。如二元酸H2S: H2S(aq) + H2O(l) HS-(aq)+ H3O+(aq)HS-(aq) + H2O(l) S2-(aq) + H3O+(aq) 又如H3PO4在水中有三級解離，25時，Ka1=6.910-3，Ka2=6.110-8，Ka3=4.810-13 多元酸的Ka1Ka2Ka3, 每級解離常數(shù)

16、一般相差46個數(shù)量級，可忽略二、三級解離平衡。 因此, 多元酸的H3O+濃度的計算以一級解離為主，可用氫離子濃度計算最簡式計算。例 已知H2CO3的Ka1=4.510-7, Ka2=4.710-11, 計算0.020 molL-1 H2CO3溶液中H3O+、CO32-及pH。解：H2CO3(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + HCO3-(aq) HCO3-(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + CO32-(aq) Ka2 Ka2 Ka3、Ka1/Ka2102時，可當(dāng)作一元弱酸處理，求H3O+。(2) 第二步質(zhì)子傳遞平衡所得的共軛堿的濃度近似等于Ka2。 如H2CO3溶液中，CO3

17、2-Ka2(H2CO3)； H3PO4溶液中，HPO42-Ka2(H3PO4)。(3)第二步及以后質(zhì)子傳遞平衡所得共軛堿濃度很低。 (4)多元弱堿的分步解離與多元弱酸相似，根據(jù)類似的條件，可按一元弱堿溶液計算其OH-。 例：計算0.1 moldm-3的H2S水溶液(飽和水溶液)的H+ 、HS-、S2-及pOH。 H2S H+ + HS- 起始濃度 0.1 0 0平衡濃度 0.1-x x x c/Ka1 500, 近似地： 0.1-x = 0.1 x2/0.1 = Ka1 x = H+ = HS- =7.5 10-5 moldm3由二級平衡: HS- H+ + S2- 平衡濃度: 7.5 10-

18、5 7.5 10-5 y Ka2 = H+S2-/HS- = 1.2 10-15 y = Ka2 H+OH- = Kw OH- = 1.3 10-10 moldm3 pOH = 10.11例：在0.3 moldm-3的鹽酸溶液中通入H2S水溶液至飽和，求溶液中的HS-和S2-解： H2S H+ + HS- 起始濃度 0.1 0.3 0平衡濃度 0.1 0.3 x HS- =Ka1 0.1/0.3 = 1.9 10-8 moldm3由二級平衡: HS- H+ + S2- 平衡濃度: 1.9 10-8 0.3 yS2- = y = 1.2 10-15 1.9 10-8 0.3 =7.6 10-23

19、 moldm3 例：試計算0.1moldm-3Na2S溶液中, S2- , OH- 以及S2- 的電離度.解: S2- 在水溶液中的分步電離平衡 S2- + H2O OH- + HS- HS- + H2O OH- + H2S由于Kb1 Kb2,溶液OH- 取決于第一步電離, S2- + H2O OH- + HS-起始濃度 0.1 0 0平衡濃度 0.1-x x x OH-HS-/S2- = 8.3 x 2 / ( 0.1-x)= 8.3 x = 0.099moldm-3 OH- = 9.9 10-2 = HS- = 9.9 10-2 / 0.1) 100 % = 99%3. 兩性物質(zhì)溶液 既能

20、給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。可分為三種類型。 (1)負(fù)離子型，如HCO3-、H2PO4-、HPO42-等。 以HCO3-為例：HCO3-(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+CO32-(aq) HCO3-(aq)+H2O(l) O(aq)+H2CO3(aq)(2)弱酸弱堿型，如NH4Ac、NH4CN等。以NH4Ac為例，它作為酸，在水中的反應(yīng)為 NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq) 作為堿，在水中的質(zhì)子傳遞反應(yīng)為 Ac-(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH-(aq)(3)氨基酸型 以通式NH3+CHRCOO-表示，式中-NH3

21、+基團(tuán)可給出質(zhì)子，顯酸性；-COO-基團(tuán)可以接受質(zhì)子，顯堿性，故是兩性物質(zhì)。 以甘氨酸(NH3+CH2COO-)為例，在水中: NH3+CH2COO-(aq)+H2O(l) NH2CH2COO-(aq)+H3O+(l) (作為酸) Ka=Ka2=1.5610-10 NH3+CH2COO-(aq)+H2O(l) NH3+CH2COOH(aq)+OH-(aq) (作為堿) Kb=Kw/Ka1= 2.2410-12NaHCO3和NaH2PO4均為兩性物質(zhì)，但前者的水溶液呈弱堿性而后者的水溶液呈弱酸性，為什么?兩性物質(zhì)在水溶液中的酸堿性取決于Ka與Kb的相對大小，即當(dāng)KaKb，溶液的pH7，呈酸性，如

22、NaH2PO4、 NH4F、HCOONH4等Ka7，呈堿性，如Na2HPO4、NaHCO3、(NH4)2CO3、NH4CN等KaKb，溶液的pH7，呈中性，如NH4Ac等1、0.1 mol/L的H3PO4溶液中存在著哪幾種離子?請計算說明。已知：Ka1=6.910-3，Ka2=6.110-8，Ka3=4.810-132、要配置2 L pH9.40的NaAC溶液，需NaAC幾摩爾？已知HAC的Ka1.7610-5。在化學(xué)的發(fā)展過程中，電解質(zhì)溶液的電離理論起著非常重要的作用，提出該理論的阿侖尼烏斯在1903年獲得Nobel化學(xué)獎。2003年兩位美國科學(xué)家Peter Agre和Roderick Ma

23、ckinnon獲得Nobel化學(xué)獎，他們在闡明細(xì)胞通過細(xì)胞膜通道蛋白質(zhì)轉(zhuǎn)運水分子以及鹽分離子的研究中作出了重大貢獻(xiàn)。他們的研究與電解質(zhì)溶液理論相關(guān)。 細(xì)胞膜將細(xì)胞和外界環(huán)境分開，細(xì)胞膜對水、鹽基本不通透，然而這些物質(zhì)在細(xì)胞生理活動中，經(jīng)常需要被快速轉(zhuǎn)移進(jìn)出細(xì)胞內(nèi)外。將這些物質(zhì)從高濃度向低濃度轉(zhuǎn)運的是嵌在細(xì)胞膜上的一類結(jié)構(gòu)類似管道的膜蛋白質(zhì)，也稱為細(xì)胞膜通道，不同的物質(zhì)通過不同的細(xì)胞膜通道進(jìn)出細(xì)胞。 Peter Agre于1970年在Augsburg大學(xué)獲化學(xué)學(xué)士學(xué)位，3年后在約翰霍普金斯大學(xué)獲醫(yī)學(xué)博士學(xué)位。在20世紀(jì)80年代中期，Peter Agre研究紅細(xì)胞上的各種膜蛋白時，無意中分離純化得

24、到一種功能尚不清楚的膜蛋白，通過測定其相應(yīng)的DNA序列，認(rèn)為這就是在他之前眾多科學(xué)家一直苦苦尋找的水通道。水 通 道 Peter Agre用一個簡單的實驗驗證了他的假設(shè)：把含有該蛋白的細(xì)胞同沒有該蛋白的細(xì)胞放到水溶液里，結(jié)果發(fā)現(xiàn)含有該蛋白的細(xì)胞通過滲透作用而吸收水分，并逐漸膨脹；而沒有該蛋白的細(xì)胞則沒有變化。 水通道是如何只允許水分子通過呢？比如，細(xì)胞膜如何防止氫離子泄漏？原來水分子在通道壁原子所形成的局部電場作用下，沿著狹窄的通道慢慢地前進(jìn)。由于通道中心帶有正電荷，所以氫離子因負(fù)載正電荷而被排斥在外，從而防止了氫離子通過通道泄漏。這對于細(xì)胞很關(guān)鍵，因為細(xì)胞內(nèi)、外氫離子的濃度差是細(xì)胞能量儲存的

25、基礎(chǔ)。 Roderick MacKinnon于 1978年在Brandeis(布蘭代斯)大學(xué)獲生物化學(xué)學(xué)士學(xué)位，然后轉(zhuǎn)學(xué)醫(yī)學(xué)。1982年在Tufts(塔夫斯大學(xué))醫(yī)學(xué)院獲博士學(xué)位。他對離子通道非常感興趣，在 1998年4月，他提供的一個離子通道結(jié)構(gòu)震動了整個研究領(lǐng)域。離 子 通 道 Roderick Mackinnon研究的是鉀離子通道，通道內(nèi)部形成一串鉀離子特異結(jié)合位點，每個位點的形狀剛好跟一個水合鉀離子相當(dāng)，從而只有鉀離子能夠“排隊”通過通道內(nèi)部到達(dá)通道門。1998年，他利用射線晶體成像技術(shù)獲得了世界第一張離子通道的高清晰度照片，并于2002年發(fā)表了通道門開啟狀態(tài)時鉀離子通道的高分辨結(jié)構(gòu)，

26、第一次從原子層次揭示了離子通道的工作原理。 第五節(jié) 難溶強電解質(zhì)的沉淀溶解平衡一、溶度積和溶度積規(guī)則（一）溶度積難溶物質(zhì)溶于水時，部分發(fā)生溶解并解離。 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 當(dāng)沉淀和溶解的速率相等時，反應(yīng)達(dá)到平衡。平衡常數(shù)的表達(dá)式： 將AgCl(s)并入常數(shù)項，得 KspAg+Cl- 溶度積是難溶電解質(zhì)溶解沉淀平衡的平衡常數(shù)，是難溶電解質(zhì)溶于水形成的水合離子以（已經(jīng)配平）溶解平衡方程式中的系數(shù)為冪的濃度的連乘積。Ksp稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。KspAg+Cl- AaBb型的難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)表達(dá)式： AaBb(s) aA n+ bB m- KspAn+a

27、B m-b 一些難溶電解質(zhì)的Ksp列于附錄中。（二）溶度積規(guī)則離子積（IP)：難溶電解質(zhì)溶液中，離子濃度冪的乘積。離子積與溶度積的表達(dá)式相同，但含義不同。Ksp表示難溶電解質(zhì)處于沉淀溶解平衡時飽和溶液中離子濃度冪的乘積。在一定溫度下，某難溶電解質(zhì)溶液的Ksp為一常數(shù)。IP表示任意條件下離子濃度冪的乘積。KsP(CaC2O4)=Ca2+C2O42- 溶度積規(guī)則：當(dāng)IP Ksp表示溶液是飽和的，溶液中沉淀和溶解達(dá)到動態(tài)平衡。即無沉淀析出又無沉淀溶解。當(dāng)IP Ksp表示溶液為過飽和，溶液會有沉淀析出。 溶度積規(guī)則可以作為沉淀生成和溶解的依據(jù)。例、判斷下列條件下是否有沉淀生成(均忽略體積的變化)： (

28、1)將0.020 molL-1CaCl2溶液10mL與等體積同濃度的Na2C2O4溶液相混合； (2)在1.0 molL-1CaCl2溶液中通CO2至飽和。解 (1) 等體積混合后, c(Ca2+)=0.010 molL-1，c(C2O42-)=0.010 molL-1，IP(CaC2O4)=c(Ca2+)c(C2O42-)=1.010-4Ksp(CaC2O4)=2.3210-9 有CaC2O4沉淀析出。 (2)飽和CO2溶液中CO32-=Ka2=4.710-11IP(CaCO3)=c(Ca2+)c(CO32-)=4.710-11Ksp(CaCO3) =3.3610-9 無CaCO3沉淀析出。

29、CaC2O4的Ksp為2.6 10-9，要使0.020 moldm-3 CaCl2溶液生成沉淀，至少需要草酸根離子 (A) 1.3 10-7 moldm-3 (B) 1.0 10-9 moldm-3 (C) 5.2 10-10 moldm-3 (D) 2.2 10-5 moldm-3 Ag2CrO4(s) Ag2CrO4 2Ag+(aq) + CrO42-(aq) s 2s s溶解度：一定溫度下飽和溶液的濃度，s表示。對于溶質(zhì)MaXb，溶解度為S（mol/L），則：Mm+=aS Xn-=bS則：Ksp=(aS)a(bS)b=aabbS(a+b) Ksp2S2 S=4s3 例、Ag2CrO4在2

30、98.15K時的溶解度為6.5410-5 molL-1，計算其溶度積。解 Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)Ag+=26.5410-5molL-1CrO42-=6.5410-5molL-1 Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2CrO42- =(26.5410-5)2(6.5410-5) =1.1210-12例、Mg(OH)2在298.15K時的Ksp為5.6110-12，求Mg(OH)2的溶解度。解 Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+ 2OH-(aq)設(shè)Mg2+=S，OH-=2S,KspMg(OH)2=Mg2+OH-2 =S(2S)2=4S3 =5.6110-

31、12 注意：不同類型的難溶電解質(zhì)，不能直接根據(jù)溶度積常數(shù)來比較溶解度的大小，要通過計算才能比較。 而同類型的難溶電解質(zhì)，可直接根據(jù)溶度積常數(shù)來比較溶解度的大小，溶度積常數(shù)愈大，溶解度也愈大。電解質(zhì)類型難溶電解質(zhì)溶解度(molL-1)溶度積ABAgCl1.3310-51.7710-10A2BAg2CrO46.5410-51.1210-12已知在室溫下AgCl的Ksp = 1.8 10-10，Ag2CrO4的Ksp = 1.1 10-12，Mg(OH)2的Ksp = 7.04 10-11，Al(OH)3的Ksp = 2 10-32。那么溶解度最大的是(不考慮水解） (A) AgCl (B) Ag2

32、CrO4 (C) Mg(OH)2 (D) Al(OH)3三、沉淀溶解平衡中的同離子效應(yīng)：因加入含有共同離子的易溶性強電解質(zhì)，而使難溶電解質(zhì)的溶解度降低的效應(yīng)稱為沉淀平衡中的同離子效應(yīng)。例、分別計算Ag2CrO4：（1）在純水中的溶解度；（2）在0.10mol/L的AgNO3溶液中的溶解度；（3）在0.10mol/L的Na2CrO4溶液中的溶解度。已知KSP(Ag2CrO4)=1.1210-12(1)Ag2CrO4在純水中的溶解度:（2）在0.10 mol/L的AgNO3溶液中的溶解度； Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)初始 0.1 0溶解 2x x平衡 0.1+2x 0.1 x 因加入含有共同離子的易溶性強電解質(zhì)，而使難溶電解質(zhì)的溶解度大大降低。BaF2在0.40 moldm-3 NaF溶液中的溶解度為 (Ksp(BaF2) = 2.4 10-5，忽略F 水解)1.5 10-4 moldm-3 (B) 6.0