普化第3章溶液與離子平衡

普通化學(xué)第3章溶液與離子平衡kg溶劑中所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量，稱(chēng)為溶質(zhì)B的質(zhì)量摩爾濃度，用符號(hào)bB，其數(shù)學(xué)表達(dá)式為

bB＝nB/mA

式中：bB為質(zhì)量摩爾濃度，單位mo1·kg—1

；mA為溶劑的質(zhì)量(kg)。由于物質(zhì)的質(zhì)量不受溫度的影響．所以溶液的質(zhì)量摩爾濃度是一個(gè)與溫度無(wú)關(guān)的物理量。質(zhì)量摩爾濃度（重點(diǎn)）依數(shù)性3.1.1溶液的蒸氣壓下降

稀溶液的蒸氣壓下降△p

遵守拉烏爾（Raoult）定律：△p=pA*－pA=pA*·xB

pA*——純?nèi)軇┑恼魵鈮?/p>

pA——溶液液面上溶劑的蒸氣壓

xB——溶液中溶質(zhì)的摩爾分?jǐn)?shù)

溶液的蒸氣壓下降示意圖解釋現(xiàn)象水中溶解了難揮發(fā)的溶質(zhì)蔗糖后，該溶液的蒸氣壓下降了P2.凝固點(diǎn)降低

△Tf

=Tf*－Tf

=Kf·bB

Kf

——凝固點(diǎn)降低常數(shù)，

只與溶劑有關(guān)應(yīng)用

問(wèn)題3.沸點(diǎn)升高

△Tb=Tb*

－Tb=Kb·bB

Kf

——沸點(diǎn)上升常數(shù)，只與溶劑有關(guān)

沸點(diǎn)：是指液體蒸氣壓等于外界壓力時(shí)的溫度

凝固點(diǎn)：是指在一定外壓下，物質(zhì)的液相和固相具有相同蒸氣壓，可以平衡共存時(shí)的溫度水溶液的沸點(diǎn)上升和凝固點(diǎn)下降示意圖△Tf△Tb1.沸點(diǎn)升高、凝固點(diǎn)降低的定性解釋3.1.2溶液的凝固點(diǎn)下降和沸點(diǎn)上升

1）僅適用于稀溶液2）析出的固體必須是純固體溶劑，而不是固溶體3）對(duì)揮發(fā)性溶質(zhì)，該式仍適用例題3-1

**bB含義滲透作用的應(yīng)用：

1.醫(yī)學(xué)上的意義

等滲溶液：滲透壓相等的兩種溶液。在醫(yī)療實(shí)踐中，溶液的等滲以血漿總滲透壓為標(biāo)準(zhǔn)，血漿總滲透壓在正常體溫（37℃）時(shí)約為780kPa2.測(cè)定大分子的分子量3.海水淡化、污水處理反滲透：滲透：是溶劑通過(guò)半透膜進(jìn)入溶液的單方向擴(kuò)散過(guò)程3.1.3溶液的滲透壓下一節(jié)滲透壓：是為維持被半透膜所隔開(kāi)的溶液與純?nèi)軇┲g的滲透平衡而需要的額外壓力

Π=cRT=（nB/V）RT

ΠV=nBRT——范特霍夫公式反向滲透：在溶液一側(cè)若是施加的外壓大于滲透壓力，則溶液中會(huì)有更多的溶劑分子通過(guò)半透膜進(jìn)入溶劑一側(cè)，這種使?jié)B透作用逆向進(jìn)行的過(guò)程稱(chēng)為反向滲透。滲透P反向滲透Π滲透壓力§1-2溶液和膠體（SolutionandColloid）山東省人均水資源量?jī)H為357立方米，不到全國(guó)（2200）的1/6，比嚴(yán)重缺水的以色列還要低。全省一般年份缺水100億立方米，每年因缺水減產(chǎn)糧食30億公斤，有300多萬(wàn)人口吃水困難。

山東科大每日水費(fèi)：15000元

建設(shè)節(jié)約型校園——人人有責(zé)！

難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的性質(zhì)，如溶液的蒸氣壓下降、沸點(diǎn)升高、凝固點(diǎn)下降和溶液的滲透壓與一定量溶劑中所溶解溶質(zhì)的物質(zhì)的量成正比而與溶質(zhì)的本性無(wú)關(guān)。依數(shù)性——稀溶液定律1、蒸氣壓下降（Theloweringofthevaporpressure)2、沸點(diǎn)上升(Theelevationoftheboilingpoint)3、凝固點(diǎn)降低(Thedepressionofthefreezingpoint)4、滲透壓(Thephenomenonofosmoticpressure)

溶液蒸汽壓原因解釋?zhuān)阂后w的蒸汽壓與單位時(shí)間內(nèi)由液面蒸發(fā)的分子有關(guān)，由于溶質(zhì)加入，必須降低單位體積溶液內(nèi)所含溶劑分子的數(shù)目，溶液表面也被難揮發(fā)溶質(zhì)占據(jù)，所以單位時(shí)間內(nèi)逸出液面的溶劑分子數(shù)目減少，在達(dá)到液體和蒸汽兩相平衡時(shí)，溶液的蒸氣必然低于純?nèi)軇┑恼魵鈮?。氯化鈣、五氧化二磷易潮解的物質(zhì)?？杀挥米鞲稍飫┑脑?/p>

是由于它們強(qiáng)的吸水性，使其表面在空氣中因潮解而形成飽和溶液，該溶液的蒸氣壓比空氣中水蒸氣的分壓小，從而使空氣中的水分不斷凝結(jié)進(jìn)入溶液所至。

解釋現(xiàn)象濃度同為0.01mol·kg－1的蔗糖、NaCl、HAc

溶液，其△Tf大小的順序如何？△Tf：NaCl＞HAc＞蔗糖問(wèn)題主要從微粒數(shù)多少來(lái)判斷，愈多下降值愈大。例題3-1

吸煙對(duì)人體有害，香煙中的尼古丁是致癌物質(zhì)?，F(xiàn)將0.6克尼古丁溶于12.0克水中，所得溶液在101.1kPa下的凝固點(diǎn)為-0.62℃，試確定尼古丁的相對(duì)分子量。解：已知水的凝固點(diǎn)為0℃，Kf

=1.86K·kg·mol-1△Tf=[0－(-0.62)]℃=0.62℃=0.62K

式中MB為溶質(zhì)的摩爾質(zhì)量（g·mol-1），mB為溶質(zhì)的質(zhì)量（g），mA為溶劑的質(zhì)量（g）∴尼古丁的摩爾質(zhì)量M為則尼古丁的相對(duì)分子量Mr=150∵

冰鹽混合物可用作冷凍劑：如食鹽-冰的最低共熔點(diǎn)為-22.4℃；

CaCl2-冰的低共熔點(diǎn)為-55℃

防凍：嚴(yán)寒的冬天，汽車(chē)散熱水箱中加入甘油或乙二醇等物質(zhì)，可以防止結(jié)冰可測(cè)大分子的分子量凝固點(diǎn)下降的應(yīng)用甲.紅細(xì)胞置于0.256mol·dm-3

NaCl

溶液中乙.紅細(xì)胞置于0.154mol·dm-3

NaCl溶液中丙.紅細(xì)胞置于0.068mol·dm-3

NaCl溶液中臨床上常用的等滲溶液有:1.生理鹽水(0.154mol·dm-3NaCl

溶液---0.9%)2.0.278mol·dm-3葡萄糖溶液(5%)3.0.149mol·dm-3碳酸氫鈉溶液溶血質(zhì)壁分離等滲溶液正常Arrhenius理論

阿侖尼烏斯（1887）Br?nsted-Lowry理論

布朗斯特（1923）Lewis理論路易斯（1923）酸:HCl、HAc、H2SO4堿:NaOH、NH4OH鹽:Na2CO3酸:HCl、HAc、H2O、HSO4-

、NH4+堿:OH-、CO32-、NH3、H2O酸：BF3堿：NH33.2.1

酸堿質(zhì)子理論1.酸堿質(zhì)子理論的發(fā)展概況凡是在水溶液中能電離生成H+物質(zhì)叫酸，。。。酸堿中和實(shí)質(zhì)是氫離子與氫氧根結(jié)合生成水，阿侖尼烏斯電離學(xué)說(shuō)。凡是能給出質(zhì)子的物質(zhì)叫酸，能接受質(zhì)子的物質(zhì)叫堿。大拓寬酸堿范圍更突破了水溶液的局限性。質(zhì)子理論.凡是能接受電子的物質(zhì)叫酸，能給出電子的物質(zhì)叫堿。擺脫體系必須具有某一離子或元素的限制，不受溶劑限制。電子理論HAc

Ac-

+H+結(jié)論:a.酸堿概念廣義化：分子酸堿、離子酸堿、中性分子b.酸堿概念相對(duì)化：酸堿——共軛酸堿對(duì)

HCl

Cl

-

+H+NH4+

NH3

+H+H2OOH-

+H+

水溶液中常見(jiàn)的Br?nsted

弱酸和弱堿

2.酸堿定義3.2.1

酸堿質(zhì)子理論[Al(H2O)6]3+[Al(OH)(H2O)6]2+

+H+電離:

水解:HAc+H2OH3O++Ac-

酸1堿

2

酸2

堿1

H2O+Ac-

HAc+OH-

酸1

堿2

酸2

堿1中和:

H3O++OH-H2O+H2O

酸1

堿2

酸2

堿1解離:

H2O+H2OH3O++OH-

酸1堿

2

酸2

堿1

反應(yīng)實(shí)質(zhì)：質(zhì)子的傳遞。電離、水解、中和及解離過(guò)程都是酸堿反應(yīng)3.酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)3.2.1

酸堿質(zhì)子理論HAc+H2OH3O++Ac-

簡(jiǎn)寫(xiě)：

HAcH

++Ac-

H2O+Ac-

HAc+OH-

[c(H3O+)/cθ]·[

c(Ac-

)/cθ]Kaθ

=—————————————[c(HAc

)/cθ]

c(H+)·c(Ac-

)Kaθ

=————————

c(HAc

)

[c(HAc

)/cθ]·[c(OH-)/cθ]Kbθ

=—————————————[c(Ac-

)/cθ]

c(HAc

)·c(OH-

)Kbθ

=————————

c(Ac-

)Kaθ

×Kbθ

=c(H+)·c(OH-

)=Kw

θ

弱酸的酸性越強(qiáng)、則其共軛堿的堿性越弱4.酸堿的強(qiáng)弱3.2.1

酸堿質(zhì)子理論（簡(jiǎn)寫(xiě)式中c

的單位一定是mol·dm-3

）水的離子積1.一元弱酸、一元弱堿溶液如HA+H2O例題3-2H3O++A-

簡(jiǎn)寫(xiě)為：HAH

++A-

起始(mol·dm-3

)c00平衡(mol·dm-3

)c(1－α)cαcα當(dāng)α很小(<5%)即:c/Kφ≥400時(shí)，Kaθ

≈cα2對(duì)于一元弱堿——稀釋定律例題3-33.2.2酸堿溶液中pH的計(jì)算2.多元弱酸、多元弱堿溶液如

H2CO3

、H2S、H3PO4

以H2S為例例題3-4

H+(aq)

+HS-(aq)一般Ka1θ

>>Ka2θ∴總的c(H+)可近似用一級(jí)解離的c(H+)代替H2S(aq)

H+(aq)

+S2-(aq)HS-(aq)3.2.2酸堿溶液中pH的計(jì)算50mLHAc—NaAc

[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74

加入1滴(0.05ml)1mol·L-1

HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1

NaOH實(shí)驗(yàn)：50ml純水pH=7pH=4 pH=10pH=4.73pH=4.75

含有共軛酸堿對(duì)的混合溶液對(duì)外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稍加稀釋有抵抗作用，而不引起pH值發(fā)生明顯變化。這種作用叫緩沖作用，具有緩沖作用的溶液叫緩沖溶液。

(1)

緩沖溶液的pH3.2.2酸堿溶液中pH的計(jì)算3.緩沖溶液例題3-5

(2)緩沖溶液的選擇和配制

適當(dāng)提高共軛酸堿對(duì)的濃度0.1~1mol·dm-3

保持共軛酸堿對(duì)的濃度接近，即ca

/cb

=1∶1

緩沖范圍

pH=pKa

θ

±1

3.2.2酸堿溶液中pH的計(jì)算3.緩沖溶液例題3-6

下一節(jié)常用緩沖體系中弱酸的pKa

θ與緩沖范圍水溶液中常見(jiàn)的Br?nsted

弱酸和弱堿共軛酸堿對(duì)及其相對(duì)強(qiáng)弱

HAH

++A-

起始(mol·dm-3

)ca0cb

平衡(mol·dm-3

)ca－c(H+)

c(H+)

cb+c(H+)

由于弱酸HA的解離程度較弱，且體系中有較大量的A-存在，抑制HA的離解使ca－c(H+)≈ca

、cb

+c(H+)≈cb

緩沖溶液的pH

常用緩沖體系中弱酸的pKaθ與緩沖范圍

計(jì)算0.10mol·dm-3HAc

溶液的pH值解：∴pH=2.89

例題3-2已知Kaθ(HAc)=1.76×10–5，

c（HA）/Kaθ

=0.10/1.76×10–5=5.7×103

＞

400∴計(jì)算0.10mol·dm－3NaAc溶液的pH值解：∴pOH=-lgc(OH-

)=5.1∴pH=14-

pOH=14-5.1=8.9Ac-

+H2OHAc

+OH-

HAcH

++Ac-∴Ac-的Kbθ=1.0×10-14/1.76×10-5=5.68×10-10∵c（Ac-

）/Kbθ=0.10/5.73×10–10=1.7×108

＞400∴例題3-3Kaθ

×Kbθ

=c(H+)·c(OH-

)=Kwθ=1.0×10-14計(jì)算0.10mol·dm－3Na2CO3溶液的pH值解：∴pOH=-lg(4.2×10-3）=2.4∴pH=14-pOH=14-2.4=11.6CO32-+H2OHCO3-

+OH-

例題3-4將

10.0ml0.2000mol·dm-3

HAc

和5.5ml0.2000mol·dm-3

NaOH溶液混合后溶液的pH值(pKa

θ

=4.75)解：cb

=0.200×5.5/15.5=0.071（mol·dm-3）

ca=(10.0×0.200-5.5×0.200）/15.5=0.058（mol·dm-3）∴pH=4.84或例題3-5需要pH=4.1的緩沖溶液，分別以HAc+NaAc和苯甲酸+苯甲酸鈉（HB+NaB）配制。試求c(NaAc)/c(HAc)

和c(HB)/c(NaB)的值。若相關(guān)組分的濃度都為0.1mol·dm-3，哪種緩沖溶液更好？例題3-6解：欲配制pH=4.1的緩沖溶液，應(yīng)選用pKa與pH接近的緩沖體系，即ca

/cb的比值更接近1的體系。已知pKa

θ

(HAc)=4.76,苯甲酸的pKa

θ

(HB)=4.21

因苯甲酸的pKa

θ

更接近4.1

所以應(yīng)選苯甲酸和苯甲酸鈉的緩沖溶液為好。（SvanteAugustArrhenins1859一1927）

阿累尼烏斯，瑞典人，是近代化學(xué)史上的一位著名的化學(xué)家，又是一位物理學(xué)家和天文學(xué)家。17歲時(shí)就考取了烏普薩拉大學(xué)。他最喜歡選讀數(shù)學(xué)、物理、化學(xué)等理科課程，只用兩年他就通過(guò)了學(xué)士學(xué)位的考試。1878年開(kāi)始專(zhuān)門(mén)攻讀物理學(xué)的博士學(xué)位。在19世紀(jì)上半葉，已經(jīng)有人提出了電解質(zhì)在溶液中產(chǎn)生離子的觀點(diǎn)，但在校長(zhǎng)時(shí)期內(nèi)，科學(xué)界普遍贊同法拉第的觀點(diǎn)，認(rèn)為溶液中“離子是在電流的作用下產(chǎn)生的”。阿累尼烏斯在研究電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性時(shí)發(fā)現(xiàn)，濃度影響著許多稀溶液的導(dǎo)電性，而且他肯定認(rèn)為具有導(dǎo)電性的離子來(lái)源于物質(zhì)的分子在溶液中的離解，并通過(guò)實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證了他的假設(shè)，于1883年5月，形成了電離理論的基本觀點(diǎn)，一直到1888年其理論得以豐富與完善，時(shí)年不到30歲，當(dāng)時(shí)他只不過(guò)是烏普薩拉大學(xué)的編外講師，而沒(méi)有馬上得到科學(xué)界的普遍承認(rèn)。直到1891年，他才引起國(guó)內(nèi)學(xué)術(shù)界的關(guān)注。電離理論推動(dòng)化學(xué)尤其是無(wú)機(jī)化學(xué)實(shí)現(xiàn)了較大的改革，分析化學(xué)也據(jù)此實(shí)現(xiàn)了不亞于無(wú)機(jī)化學(xué)的重大改革。為此，1903年他榮獲了諾貝爾化學(xué)獎(jiǎng)，成為瑞典第一位獲此科學(xué)大獎(jiǎng)的科學(xué)家。阿侖尼烏斯（GilbertNewtonLewis,1875-1946年）

美國(guó)物理化學(xué)家，1875年10月25日生于馬薩諸塞州的一個(gè)律師家庭。他智力早慧，13歲入內(nèi)布拉斯加大學(xué)預(yù)備學(xué)校，畢業(yè)后入該大學(xué)，兩年后又轉(zhuǎn)入哈佛大學(xué)。1896年在哈佛得學(xué)士學(xué)位，1898年得碩士學(xué)位，1899年獲博士學(xué)位。1900年在德國(guó)哥丁根大學(xué)進(jìn)修，回國(guó)后在哈佛任教。1905年到麻省理工學(xué)院任教，1911年升任教授。1912年起擔(dān)任加利福尼亞大學(xué)的化學(xué)學(xué)院院長(zhǎng)兼化學(xué)系主任。曾獲得瑞典阿累尼烏斯獎(jiǎng)?wù)?，美?guó)的吉布斯獎(jiǎng)?wù)潞屠锊槠潽?jiǎng)?wù)隆＿€是蘇聯(lián)科學(xué)院的外藉院士。1946年3月23日逝世。

路易斯具有很強(qiáng)的開(kāi)辟化學(xué)研究新領(lǐng)域的能力。1901年和1907年，他先后提出“逸度”和“活度”概念；1916年提出共價(jià)鍵的電子理論：1923年又對(duì)價(jià)鍵和共用電子對(duì)成鍵理論作了進(jìn)一步闡述。1921年將離子強(qiáng)度的概念引入熱力學(xué)，發(fā)現(xiàn)了稀溶液中鹽的活度系數(shù)由離子強(qiáng)度決定的經(jīng)驗(yàn)定律。1923年，提出新的廣義酸堿概念，認(rèn)為酸是在化學(xué)反應(yīng)中接受電子對(duì)的物質(zhì)，堿是給予電子對(duì)的物質(zhì)。這一理論是化學(xué)反應(yīng)理論的一個(gè)重大突破，在有機(jī)反應(yīng)和催化反應(yīng)中得到了廣泛應(yīng)用。路易斯喜歡采用非正統(tǒng)的研究方法，他具有很強(qiáng)的分析能力和直覺(jué)，能設(shè)想出簡(jiǎn)單而又形象的模型和概念。有時(shí)，他未充分查閱資料文獻(xiàn)就開(kāi)展研究工作，他認(rèn)為，若徹底掌握了文獻(xiàn)資料，就有可能就手前人的許多偏見(jiàn)，從而窒息了自己的獨(dú)創(chuàng)精神。他培養(yǎng)了許多化學(xué)家。他不但是一個(gè)科學(xué)家，而且是一個(gè)學(xué)派的卓越導(dǎo)師和領(lǐng)袖。路

易

斯1.溶度積BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)對(duì)于難溶電解質(zhì)AmBn

：2.溶度積與溶解度的關(guān)系簡(jiǎn)寫(xiě)為：3.3.1多相離子平衡平衡時(shí)：Kθ=

此常數(shù)即為溶度積常數(shù)，用Kspθ

表示

AmBn（s）mAn++nB

m-

Ksp=

Kspθ=

例題3-7

1.溶度積規(guī)則

∵△rGm=△rGm

θ

+RTlnQ=-

RTlnK

θ+RTlnQ

AmBn（s）mAn++nB

m-

Qsp=[c(An+)]m·[c(Bm-)]n

(反應(yīng)商)

Qsp＜

Kspθ

溶液未飽和，無(wú)沉淀析出

Qsp=Kspθ

溶液達(dá)飽和

Qsp＞

Kspθ

溶液過(guò)飽和，有沉淀析出

——溶度積規(guī)則2.沉淀的生成控制Qsp＞

Kspθ

2）加入氧化劑或還原劑，與溶液中某一離子發(fā)生氧化還原反應(yīng)，降低其離子濃度3）加入適當(dāng)配位劑，與溶液中某一離子生成穩(wěn)定的配位化合物3.沉淀的溶解必要條件Qsp

<Kspθ方法：

1）加入適當(dāng)?shù)碾x子，與溶液中某一離子結(jié)合生成H2O、弱電解質(zhì)、難溶于水的氣體4.沉淀的轉(zhuǎn)化

在含有沉淀的溶液中加入適當(dāng)溶劑，與某一離子結(jié)合為更難溶物質(zhì)例題3-83.3.2溶度積規(guī)則及應(yīng)用例題3-9下一節(jié)溶解度與溶度積的關(guān)系

CaCO3

AgClAg2CrO4Kspθ

4.96×10-9

1.77×10-10

1.12×10-12

s

7.04×10-51.33×10-5

6.54×10-5化合物

Kspθ

s(mol·dm-3)CuS

1.3×10-361.1×10-18Ag2S

6.7×10-502.6×10-17Bi2S3

1.1×10-731.0×10-15難溶電解質(zhì)在水中達(dá)到溶解平衡時(shí),溶液達(dá)到飽和,該飽和溶液濃度,即稱(chēng)為該難電解質(zhì)溶解度沉淀的溶解

1）如

Mg(OH)2溶于酸及銨鹽Mg2++2OH-

Mg(OH)2

2HCl2Cl-

+2H+

+H2O由于生成H2O使[c(OH-)]2·c(Mg2+)＜Kspθ∴

Mg(OH)2

沉淀溶解

Mg2++2OH-

Mg(OH)2

2NH4Cl2Cl-

+2NH4+

由于生成NH3·H2O使[c(OH-)]2·c(Mg2+)＜Kspθ∴

Mg(OH)2

沉淀溶解

+2NH3·H2OCa2++CO32-

CaCO3

2HCl2Cl-

+2H+

+H2CO3

由于放出CO2↑，使c(Ca2+)·

c(CO32-)＜Kspθ∴

CaCO3

沉淀溶解

又如

CaCO3溶于鹽酸CO2↑+H2O沉淀的溶解

2）向

CuS沉淀中加入稀硝酸Cu2++S2-

CuS

[O]S使c(Cu2+)·c(S2-)＜Kspθ∴

CuS

沉淀溶解

3CuS+8HNO3==3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O沉淀的溶解Ag++Cl

-

AgCl

2NH3

+Ag(NH3)2+

由于生成Ag(NH3)2+

，使c(Ag+)·c(Cl

-)＜Kspθ∴AgCl

沉淀溶解

3）如

AgCl溶于氨水中例題3-10沉淀的轉(zhuǎn)化如鍋爐中鍋垢（CaSO4）的清除Ca2+（aq）+SO4

2-（aq）CaSO4(s)∴CaSO4

沉淀溶解，CaCO3

沉淀生成

沉淀轉(zhuǎn)化的程度可用反應(yīng)的平衡常數(shù)來(lái)表達(dá)CO32-（aq）+2Na+（aq）Na2CO3(s)+CaCO3（s）由于Kspθ(CaCO3)

＜Kspθ(CaSO4)

使c(Ca2+)·c(SO42-)＜Kspθ(CaSO4)

c(Ca2+)·c(CO32-)＞Kspθ(CaCO3)CaCO3（s）+SO4

2-（aq）CaSO4（s）+CO32-（aq）例題3-7往NaCl溶液中滴加AgNO3溶液，現(xiàn)象如何？當(dāng)達(dá)到平衡后，如繼續(xù)滴加沉淀劑AgNO3，沉淀溶解平衡將朝哪個(gè)方向移動(dòng)？在上述兩種情況下，AgCl的溶解度有何變化？解：溶解度s=Ksp/c(Ag+)

結(jié)論：同離子效應(yīng)將會(huì)使難溶化合物的溶解度降低，

∴沉淀時(shí)為使沉淀完全，必須加入適當(dāng)過(guò)量的沉淀劑，離子被沉淀完全的標(biāo)準(zhǔn)：1×10-5mol·dm－3

AgCl（s）

Ag++Cl

-

s

例題3-8取5ml0.002mol·dm－3Na2SO4溶液，加入5ml0.02mol·dm－3BaCl2溶液，計(jì)算SO42-的沉淀是否完全？解：已知

Kspθ

(BaSO4)=1.08×10-10

當(dāng)溶液混合后，c(SO42-)=0.001mol·dm－3

c(Ba2+)=0.01mol·dm－3

∵Q=c(SO42-)·c(Ba2+)=0.001×0.01=1.0×10-5

＞Kspθ

∴有BaSO4沉淀析出。

當(dāng)析出沉淀后達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，

ceq(Ba2+)=0.01－0.001=0.009（mol·dm－3）∴ceq(SO42-)=Kspθ

/ceq(Ba2+)=1.08×10-10/0.009=1.2×10-8

（mol·dm－3

）＜1×10-5mol·dm－3

即沉淀完全。例題3-9一種混合溶液中含有3.0×10-2mol·dm-3Pb2+和2.0×10–2mol·dm-3Cr3+，若向其中逐滴加入濃NaOH溶液（忽略溶液體積的變化），Pb2+和Cr3+均有可能形成氫氧化物沉淀。問(wèn)：（1）

哪種離子先被沉淀？

(２)若要分離這兩種離子，溶液的pH值應(yīng)控制在什么范圍。解：(1)已知Ksp[Pb(OH)2]=1.2×10-15、Ksp[Cr(OH)3]=6.0×10-31

根據(jù)溶度積規(guī)則，先分別計(jì)算出生成Pb(OH)2、Cr(OH)3沉淀所需OH－

的最低濃度。Pb(OH)2（s）Pb2+(aq)+2OH-(aq)Ksp[Pb(OH)2]=c(Pb2+)·[c(OH－)]2例題3-9Kspθ[Cr(OH)3]=c(Cr3+)·[c(OH－)]3

∴Cr(OH)3沉淀先析出（2）當(dāng)Cr3+完全沉淀時(shí)所需的c(OH－)為

c(H+)=2.5×10-6mol·dm-3

pH=5.6

由(1)知Pb2+開(kāi)始沉淀時(shí)的c(OH－)=2.0×10-7mol·dm-3∴pOH=6.7pH=7.3∴要分離這兩種離子，應(yīng)將溶液的pH值控制在5.6~7.3范圍之內(nèi)。Considerasolutionof0.10mol·dm-3Zn2+and0.10mol·dm-3Pb2+saturatedwithH2S.WhatrangeofH+ionconcentrationwillgiveaprecipitateofoneofthemetalsulfides,leavingtheothermetalioninsolution?TheconcentrationofH2Sinasaturatedsolutionis0.10mol·dm-3.∥Kspθ(ZnS)=1.1×10-21、Kspθ(PbS)=2.5×10-27

TheminimumS2-ionconcentrationneededtoprecipitateZnSis

c(S2-)=1.1×10-21/0.10=1.1×10-20(mol·dm-3)

TheminimumS2-ionconcentrationneededtoprecipitatePbSis

c(S2-)=2.5×10-27/0.10=2.5×10-26(mol·dm-3)

例題3-103.4.2配離子平衡濃度的計(jì)算例3-113.4.3含有配離子平衡的多重平衡例3-122.配離子平衡與沉淀溶解平衡例3-132.配位平衡與酸堿平衡

1.

配離子之間的平衡[HgCl4]2-(aq)+4I-(aq)[HgI4]2-(aq)+4Cl-(aq)[Ni(CN)4]2-(aq)+2Ag+(aq)2[Ag(CN)2]-(aq)+Ni2+(aq)EDTA利用該反應(yīng)，通過(guò)滴定所消耗的EDTA的量可用于計(jì)算銀幣中銀的含量。配離子之間的平衡(1)(2)Ag+(aq)

+2NH3(aq)[Ag(NH3)2]+(aq)

Br－(aq)

AgBr(s)+配離子平衡與沉淀溶解平衡AgBr(s)

+2NH3(aq)[Ag(NH3)2]+(aq)+Br－(aq)K

θ=

1/Kspθ

(AgBr)·K穩(wěn)θ[Ag(NH3)2+]以第3步為例：Cu2+(aq)

+4NH3(aq)[Cu(NH3)4]2+(aq)4H3O+(aq)4NH4+(aq)+4H2O+配位平衡與酸堿平衡例3-1125℃時(shí)，在0.005mol·dm-3的AgNO3溶液中通入氨氣，使平衡溶液中氨濃度為1mol·dm-3

，求