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第三章電解質(zhì)溶液和離子平衡演示文稿當(dāng)前1頁,總共62頁。優(yōu)選第三章電解質(zhì)溶液和離子平衡當(dāng)前2頁,總共62頁。活度與活度系數(shù)活度:是指有效濃度,即單位體積電解質(zhì)溶液中表現(xiàn)出來的表觀離子有效濃度,即扣除了離子間相互作用的濃度。以a(activity)表示。
f:活度系數(shù),稀溶液中,f<1;極稀溶液中,
f
接近1當(dāng)前3頁,總共62頁。
規(guī)律:①
離子強(qiáng)度越大,離子間相互作用越顯著,活度系數(shù)越??;②
離子強(qiáng)度越小,活度系數(shù)約為1。稀溶液接近理想溶液,活度近似等于濃度。③
離子電荷越大,相互作用越強(qiáng),活度系數(shù)越小。
當(dāng)前4頁,總共62頁。第二節(jié)水的電離和溶液的PH值水本身電離平衡H2O+H2OH3O++OH–
在25°C,由電導(dǎo)等方法測(cè)得
[H3O+]=[OH–]=1.0×10–7
(mol/dm3)則Kw=[H3O+][OH–]=1.0×10–14(無量綱)Kw
稱為水的離子積,是水的電離常數(shù)。Kw隨溫度的增加,略有增加。Kw也可由求得
H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH–(aq)
-237.2-237.2
-237.2-157.3(kJ/mol)
=79.90當(dāng)前5頁,總共62頁。純水時(shí):
[H3O+]=[OH–]=1.0×10–7
(mol/dm3)pH=-lg[H3O+]=7=pOH加入0.10mol/dm3強(qiáng)酸時(shí),
[OH–]=Kw/[H3O+]=1.0×10–14/1.0×10–1
=1.0×10–13(mol/dm3)加入0.10mol/dm3強(qiáng)堿時(shí),
[H3O+]=Kw/[OH–]=1.0×10–14/1.0×10–1
=1.0×10–13(mol/dm3)水溶液中(純水、或酸堿溶液),H3O+
和OH–
同時(shí)存在,Kw是個(gè)常數(shù)。(酸溶液中也有OH–
,堿溶液中也有H3O+
)當(dāng)前6頁,總共62頁。2溶液的pH值當(dāng)前7頁,總共62頁。3酸堿指示劑HIn表示石蕊
HInH++In
紅藍(lán)
=([H+]
[In])/[HIn]當(dāng)c(HIn)c(In)時(shí),溶液呈紅色,是酸性當(dāng)c(HIn)c(In)時(shí),溶液呈藍(lán)色,是堿性
[HIn][H+]=Kiθ
───[In]在[HIn]/[In]10或[HIn]/[In]0.1時(shí),指示劑顏色變化指示劑變色范圍是[H+]在0.110之間?!?dāng)前8頁,總共62頁。一、一元弱酸、弱堿的解離平衡1、電離常數(shù)和解離度HAc+H2O=H3O++Ac
弱酸:弱堿:第三節(jié)弱酸弱堿的離解平衡當(dāng)前9頁,總共62頁。解離度:當(dāng)前10頁,總共62頁。2、一元弱酸弱堿的電離平衡例:求0.10mol/dm3HAc水溶液的酸度,已知
Ka=1.76×10–5
解:HAc+H2OH3O++Ac–
0.10-xxx
設(shè)H3O+
的平衡濃度為x
則Ka=[H3O+][Ac–]/[HAc]=x2/(0.10-x)x2/0.10
=1.76×10–5
x=[H3O+]=(0.10×1.76×10–5)0.5
=1.3×10–3(mol/dm3)電離度
=x/C0=
1.3×10–3/0.10=0.013(1.3%)當(dāng)前11頁,總共62頁。一元弱酸(堿)溶液的[H3O+](或[OH–])的簡(jiǎn)化公式假定:(1)在0.10mol/dm3HA水溶液中,水本身的電離可忽略,即由H2OH3O+
產(chǎn)生的[H3O+]<10-7(mol/dm3);(2)HA的電離度5%
,或c/K380
(400)
其中,c為HA的起始濃度;K為平衡常數(shù)。一元弱酸(堿)溶液的[H3O+]([OH–])的簡(jiǎn)化公式:當(dāng)前12頁,總共62頁。例:將2.45克固體NaCN配制成500cm3的水溶液,計(jì)算此溶液的酸度是多少。已知:HCN的Ka
為4.93×10-10。解:CN-的濃度為2.45/(49.0×0.500)=0.100(mol/dm3)
CN-+H2OOH-
+HCN=Kw/Ka=1.00×10-14/4.93×10-10=2.03×10-5因?yàn)閏/Kb=0.100/2.03×10-5=4.93×103>400則[OH-]=(Kb·c)0.5=(2.03×10-5×0.100)0.5
=1.42×10-3(mol/dm3)
pH=14.0-pOH=14.0-2.85=11.15當(dāng)前13頁,總共62頁。二、多元弱酸弱堿的電離平衡分部電離
H2S:H2S
+H2OH3O++HS–
Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=9.1×10–8
HS–+H2OH3O++S2–
Ka2
=[H3O+][S2–]/[HS–]=1.1×10–12一般來說,第二部電離較第一步電離更難,Ka1較Ka2大幾個(gè)數(shù)量級(jí)。
當(dāng)前14頁,總共62頁。例1:解:H2S
+H2OH3O++HS–
平衡濃度:0.1-x
x+yx-y
HS–+H2OH3O++S2–
x-yx+yy
Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=9.1×10–8
Ka2=[H3O+][S2–]/[HS–]=1.1×10–12∵Ka1>>Ka2,且c/Ka1
=0.1/9.1×10–8
>>400∴[H3O+]
=x+y≈x
=(9.1×10–8×0.1)0.5=9.5×10–5(mol/dm3)
pH=4.02
計(jì)算0.10mol/dm3H2S水溶液的[H3O+]和[S2–],以及H2S
的電離度。
當(dāng)前15頁,總共62頁。例1:解:H2S
+H2OH3O++HS–
平衡濃度:0.10-x
x+yx-y
HS–+H2OH3O++S2–
x-yx+yy
[S2–]=Ka2×([HS–]/[H3O+])=Ka2
×(x-y/x+y)∵x
>>y
,∴[HS–]≈[H3O+]∴[S2–]≈Ka2=1.1×10–12(mol/dm3)H2S的電離度
=x/c=9.5×10–5/0.10=9.5×10–4(≈0.1%)可見:溶液中絕大部分是未電離的H2S分子。計(jì)算0.10mol/dm3H2S水溶液中的[H3O+]和[S2–],以及H2S
的電離度。
當(dāng)前16頁,總共62頁。例2:解:S2–+H2OOH–+HS–
HS–+H2OOH–+H2S
Kb1=Kw/Ka2
=1.0×10–14/1.1
×10–12=9.1×10–3Kb2=Kw/Ka1
=1.0×10–14/9.1
×10–8=1.1×10–7
∵Kb1>>Kb2,計(jì)算時(shí)不必考慮第二步電離計(jì)算0.10mol/dm3Na2S水溶液中的[S2–]和[OH–],以及S2–的電離度。
當(dāng)前17頁,總共62頁。例2:解:S2–+H2OOH–+HS–
平衡濃度:0.10–
x
x
x
∵c/Kb1=0.10/
9.1×10–3=11<400∴不能簡(jiǎn)化計(jì)算,解一元二次方程得:
x=[OH–]=2.5×10–2(mol/dm3)
[S2–]=0.10–x=0.10–0.025=7.5×10–2(mol/dm3)S2–的電離度
=x/c=0.025
/0.10=0.25
(25%)計(jì)算0.10mol/dm3Na2S水溶液中的
[S2–]和[OH–],以及S2–的電離度。
當(dāng)前18頁,總共62頁。例3:解:
H2PO4–+H2OH3O++HPO42–
Ka2(H3PO4)=6.23×10–8
H2PO4–+H2OOH–+H3PO4
∵Ka2>>Kb3∴溶液顯酸性三、兩性離子的電離平衡試定性說明為什么
NaH2PO4
溶液顯酸性。
H+H+當(dāng)前19頁,總共62頁。多元弱酸弱堿
(小結(jié))1.多元弱酸溶液中,[H3O+]主要由第一步電離決定
可按一元酸來計(jì)算
[H3O+]2.二元弱酸H2A溶液中,[A2–]≈Ka23.多元弱堿(如Na2S,Na2CO3,Na3PO4等)的情況與多元弱酸的相似,計(jì)算時(shí)用Kb代替Ka
即可。4.兩性物(H2PO4–,HCO3–
等)的酸堿性取決于相應(yīng)酸常數(shù)和堿常數(shù)的相對(duì)大小。(pH值的定量計(jì)算本課不要求)兩種弱酸(弱堿)混合,當(dāng)兩者的濃度相近且Ka相差很大時(shí),只考慮Ka
大的,來計(jì)算[H3O+]當(dāng)前20頁,總共62頁。弱酸弱堿鹽的電離平衡
NH4++Ac–+H2ONH3·H2O+HAc
0.10–x0.10–xxx∵K
很小,x很小,0.10–
x
≈0.10
x2/0.102=3.1×10-5∴x=[NH3]=[HAc]=(3.1×10-7)0.5=5.6×10-4(mol/dm3)
例:求0.10
mol/dm3
NH4Ac溶液的pH值當(dāng)前21頁,總共62頁。弱酸弱堿鹽的電離平衡(接上頁)
NH4++Ac–+H2ONH3·H2O+HAc
0.10–x0.10–xxxHAc
+H2OH3O+
+Ac–
xy0.10–x
∴pH=7.00例:求0.10
mol/dm3
NH4Ac溶液的pH值當(dāng)前22頁,總共62頁。弱酸弱堿鹽的電離平衡(接上頁)
NH4++Ac–+H2ONH3·H2O+HAc
0.10–x0.10–xxx
當(dāng)前23頁,總共62頁。第四節(jié)同離子效應(yīng)和緩沖溶液
一同離子效應(yīng)(1)NH3·H2O+酚酞(粉紅色)加入NH4Cl(s)無色
NH3
+
H2OOH–+NH4+
平衡左移加入NH4+
使NH3
電離度降低(2)HAc+甲基橙(橘紅色)加入NaAc(s)黃色
HAc
+
H2OH3O++Ac–
平衡左移加入Ac–
使HAc
電離度降低當(dāng)前24頁,總共62頁。同離子效應(yīng):在弱電解質(zhì)溶液中,加入含有共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)而使電離平衡向左移動(dòng),從而降低弱電解質(zhì)電離度的現(xiàn)象,稱為同離子效應(yīng)。①用同離子效應(yīng)來控制溶液的pH值;②通過調(diào)節(jié)pH值來控制共軛酸堿對(duì)的濃度。(1)調(diào)節(jié)pH值,可控制溶液中共軛酸堿對(duì)的比例:
例1
HAc
+
H2OH3O++Ac–
[H3O+]>Ka
即pH<pKa
時(shí),[Ac-]/[HAc]<1,以HAc為主[H3O+]=Ka
即pH=pKa
時(shí),[Ac-]/[HAc]=1,Ac–與HAc濃度相等[H3O+]<Ka
即pH>pKa
時(shí),[Ac-]/[HAc]>1,以Ac–為主當(dāng)前25頁,總共62頁。例2酸堿指示劑:例如:酚酞是有機(jī)弱酸(HIn)
HIn
+
H2OH3O++In–
無色
紫紅色當(dāng)溶液中[H3O+]增大,[In–]<<[HAc],溶液無色當(dāng)[H3O+]減小,[In–]>>[HAc],溶液呈紫紅色KHIn是確定指示劑變色范圍的依據(jù),pKHIN
±1稱為指示劑的變色范圍指示劑酸色形堿色形pKHIn變色范圍pH值
(18°C)甲基橙(弱堿)紅黃3.43.1—4.4百里酚藍(lán)(二元弱酸)紅(H2In)藍(lán)(In2–)1.65(pK,H2In)9.20(pK,HIn
–)1.2—2.88.0—9.6酚酞無色紅9.18.2—10.0當(dāng)前26頁,總共62頁。例3
調(diào)節(jié)H2S水溶液的pH值,控制S2-的濃度(硫化物的分離)
①
H2S+H2OH3O++HS–
②
HS–
+
H2OH3O++S2–當(dāng)[H3O+]>Ka1,([HS–]/[H2S])<1,以H2S為主
Ka1>[H3O+]>Ka2,以
HS–
為主
[H3O+]<Ka2,([S2–]/[HS–])>1,以
S2–
為主合并①和②式:H2S
+2H2O2H3O++S2–
當(dāng)pH<5時(shí),H2S電離部分可忽略,則:[H2S]≈C(H2S)=0.10(mol/dm3)
[H3O+][S2–]=Ka1
×Ka2×C(H2S)=1.0×10–20
(飽和溶液)當(dāng)前27頁,總共62頁。問:(1)是否體系中不存在HS-?(2)[S2–]是否等于1/2[H3O+]?綜合式:H2S
+2H2O2H3O++S2–
例:在常溫常壓下,向0.30mol/dm3HCl溶液中通入H2S氣體直至飽和,實(shí)驗(yàn)測(cè)得[H2S]近似為0.10mol/dm3
,計(jì)算溶液中S2–的濃度。解:[H3O+][S2–]=Ka1×Ka2×C(H2S)=1.0×10–20
(飽和溶液)
[S2–]=1.0×10–20
/(0.30)2=1.1×10–19
(mol/dm3)對(duì)比:H2S飽和水溶液(0.10mol/dm3
)的
[S2–]=Ka2
=
1.1×10–12
(mol/dm3)
二者相差10
7,說明調(diào)節(jié)酸度可大幅度改變S2–
的濃度。當(dāng)前28頁,總共62頁。同離子效應(yīng):(2)調(diào)節(jié)共軛酸堿對(duì)的濃度,可控制pH值
計(jì)算含有0.10mol/dm3HAc和0.10mol/dm3NaAc溶液的pH及HAc的電離度。解:
HAc
+
H2OH3O++Ac–
起始:0.100.10
平衡:0.10–xx0.10+x
因同離子效應(yīng),使HAc電離度減小
[HAc]≈CHAc=0.10mol/dm3,[Ac–]≈CAc-=0.10mol/dm3
x=[H3O+]=Ka·(CHAc/CAc-)=1.8×10–5
pH=4.74
(2.88無NaAc時(shí))=1.8×10–5/0.10=1.8×10–4(0.018%)當(dāng)前29頁,總共62頁。二緩沖溶液(1)蒸餾水+2滴百里酚藍(lán)(微黃)
加入NaOH(aq)1~2滴藍(lán)色(堿)
加入HCl(aq)3~4滴紅色(酸)(2)緩沖溶液
HAc–NaAc溶液+2滴百里酚藍(lán)(微黃)加入NaOH(aq)4滴不變色
加入HCl(aq)4滴不變色
這種含有“共軛酸堿對(duì)”的混合溶液能緩解外加少量酸、堿或水的影響,而保持溶液pH值不發(fā)生顯著變化的作用叫做緩沖作用。具有這種緩沖能力的溶液叫緩沖溶液。當(dāng)前30頁,總共62頁。緩沖溶液:HAc
+
H2OH3O++Ac–
(1)共軛酸堿對(duì)的濃度比例盡量接近1:1
當(dāng)
CHAc和CAc-均為1.0mol/dm3,pH=pKa
加入0.01mol的H3O+時(shí),
pH=pKa+lg(1.0-0.01)/(1.0+0.01)
≈pKa
–0.01,pH改變0.01
當(dāng)
CHAc=1.98,CAc-=0.02(mol/dm3),pH=pKa+lg(0.02)/(1.98)(二者比為99:1)≈pKa–2.0
加入0.01mol的H3O+時(shí),
pH=pKa+lg(0.02-0.01)/(1.98+0.01)
≈pKa
–2.3,pH改變0.3
實(shí)際工作中,二者比在1:10到10:1
之間為宜
pH=pKa
±1
有效緩沖范圍緩沖能力取決于共軛酸堿對(duì)的比例大小,以及共軛酸堿對(duì)的濃度,同時(shí)pH盡量接近pKa.當(dāng)前31頁,總共62頁。緩沖溶液:(2)適當(dāng)增加共軛酸堿對(duì)的濃度當(dāng)共軛酸堿對(duì)的濃度比為1:1時(shí),如CHAc和CAc-均為0.10mol/dm3,加入0.01mol的H3O+時(shí),
pH=pKa+lg(0.10-0.01)/(0.10+0.01)
≈pKa
–0.10,
pH改變0.1
而CHAc和CAc-均為1.0mol/dm3時(shí),加入0.01mol的H3O+時(shí),pH改變0.01
二者相差10倍!
一般地,總濃度在0.1~1.0mol/dm3
為宜。濃度太高時(shí),有“鹽效應(yīng)”等副作用。緩沖能力取決于共軛酸堿對(duì)的比例大小,以及共軛酸堿對(duì)的濃度,同時(shí)pH盡量接近pKa.當(dāng)前32頁,總共62頁。常用緩沖溶液(計(jì)算值)緩沖溶液共軛酸堿對(duì)pKa緩沖范圍HCO2H/NaOHHCO2H-HCO2–3.752.75-4.75CH3CO2H-CH3CO2NaHAc-Ac
–4.753.75-5.75NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4–
HPO42–7.216.21-8.21NH3·H2O-NH4ClNH4+-NH39.258.25-10.25NaHCO3-Na2CO3HCO3–-CO32–10.259.25-11.25Na2HPO4-NaOHHPO42–
-PO43–12.6611.66-13.66當(dāng)前33頁,總共62頁。緩沖溶液的選擇與配制例1
要配制一定體積pH=3.20的緩沖溶液,選用HCO2H-HCO2Na、CH3CO2H-CH3CO2Na中的哪一對(duì)為好?解:
pH=3.20,[H3O+]=6.3×10-4,應(yīng)選用Ka值接近[H3O+]的緩沖溶液體系,即:[弱酸]/[弱堿]=[H3O+]/Ka=1
為好查表:Ka(HCO2H)=1.77×10-4,pKa=3.75Ka(HAc)=1.76×10-5,pKa=4.75
若選用HCO2H-HCO2Na緩沖體系
[HCO2H]/[HCO2–]=6.3×10-4/1.77×10-4=3.6/1
比值較接近于1,溶液緩沖能力大若選用CH3CO2H-CH3CO2Na緩沖體系
[HAc]/[Ac–]=6.3×10-4/1.76×10-5=36/1
比值遠(yuǎn)大于1,溶液緩沖能力較小當(dāng)前34頁,總共62頁。緩沖溶液的選擇與配制例2
欲配制pH=9.20,C(NH3·H2O)=1.0mol/dm3
的緩沖溶液500cm3,問如何用濃NH3·H2O溶液和固體NH4Cl配制?解:
pH=9.20,則pOH=4.80,[OH–]=1.6×10-5mol/dm3
,
[NH3·H2O]/[NH4+]=[OH–]/Kb=1.6×10-5/1.77×10-5=0.90
若[NH3·H2O]
=1.0mol/dm3
則[NH4Cl]=1.0/0.90=
1.1mol/dm3
配制500cm3(0.50dm3)溶液,應(yīng)稱取固體NH4Cl0.50×1.1
×53.5
=29克濃NH3·H2O為15mol/dm3
,所需體積
V(NH3·H2O)
=1.0×500/15=33cm3配制方法:稱29克NH4Cl固體,溶于少量水中,加入33cm3濃NH3·H2O溶液,然后加水至500cm3。當(dāng)前35頁,總共62頁。緩沖溶液的選擇與配制例3
欲配制pH=4.70的緩沖溶液500cm3,問應(yīng)該用50cm3
、1.0mol/dm3
的NaOH水溶液和多少cm3的1.0mol/dm3
的HAc水溶液混合,并需加多少水?解:
Ka(HAc)=1.76
×10-5,pH=4.70,[H3O+]=2.0×10-5mol/dm3
,
[HAc]/[Ac–]=[H3O+]
/Ka=2.0×10-5/1.76×10-5=1.1[Ac–]由NaOH與HAc中和而來,
[Ac–]=1.0×50/500[HAc]由NaOH和HAc用量的差值而定,
[HAc]=(1.0×VHAc–1.0×50)/500[HAc]/[Ac–]=1.1=(1.0
×VHAc–1.0×50)/1.0×50即VHAc=105cm3
≈1.0×102cm3
混合溶液中需加水:500-155=345cm3
≈3.5×102cm3當(dāng)前36頁,總共62頁。酸堿中和反應(yīng)(弱酸弱堿電離平衡的逆反應(yīng))強(qiáng)酸強(qiáng)堿的中和反應(yīng)
H3O++OH-
H2O+H2O
強(qiáng)酸弱堿的中和反應(yīng)如:HCl與NaAc
H3O++Ac-
HAc+H2O
強(qiáng)堿弱酸的中和反應(yīng)如:NaOH與HAc
HAc
+OH-
Ac-
+H2O弱堿弱酸的中和反應(yīng)(較強(qiáng)酸頂替較弱酸)
HAc
+S2–Ac-
+HS-當(dāng)前37頁,總共62頁。酸堿中和反應(yīng)溶液中的酸度計(jì)算?強(qiáng)酸與弱堿
H3O++A-
HA+H2O
溶液酸度計(jì)算式:(按HA
電離平衡計(jì)算)
?強(qiáng)堿與弱酸
HA
+OH-
A-
+H2O中和電離(簡(jiǎn)化式)(簡(jiǎn)化式)中和電離當(dāng)前38頁,總共62頁。第五節(jié)鹽類的水解一、各種鹽的水解1、弱酸強(qiáng)堿鹽Ac+H2OOH
+HAc→←當(dāng)前39頁,總共62頁。2、強(qiáng)酸弱堿鹽NH4++H2O
NH3·H2O+H+→←3、弱酸弱堿鹽(1)水解平衡常數(shù)NH4++Ac+H2ONH3·H2O+HAc→←當(dāng)前40頁,總共62頁。(2)弱酸弱堿鹽的[H+]M++H2OM(OH)+H+B+H2OHB+OH-[H+]=[MOH]+[HB]→←→←當(dāng)前41頁,總共62頁。當(dāng)前42頁,總共62頁。上式兩邊同乘,得:當(dāng),且Kh0很小,近似有當(dāng)前43頁,總共62頁。二、影響水解的因素1、平衡常數(shù)的影響2、外界條件的影響當(dāng)前44頁,總共62頁。
第六節(jié)酸堿質(zhì)子理論
1酸堿定義酸堿質(zhì)子理論(Brnsted-Lowry質(zhì)子理論)
能給出H+
的物質(zhì)為酸
能與H+
結(jié)合的物質(zhì)為堿NH4+
NH3+H+[Al(H2O)6]3+[Al(H2O)5(OH)]2++H+HCO3–CO32–+H+酸堿+H+當(dāng)前45頁,總共62頁。2酸堿電離平衡(質(zhì)子理論)
酸H++
堿
共軛關(guān)系
共軛酸共軛堿
HClH++Cl–酸在水中的電離(酸堿必須同時(shí)存在)HCl+H2O
H3O+
+Cl–(全部)酸1堿2酸2堿1
NH4+
+H2OH3O++NH3
(可逆)酸1堿2酸2堿1H+H+H+當(dāng)前46頁,總共62頁。2.酸堿電離平衡(質(zhì)子理論)堿在水中的電離(酸堿必須同時(shí)存在)
Ac–
+H2OHAc+OH–
(可逆)堿1酸2酸1堿2
酸堿反應(yīng)H+“有酸才有堿,有堿才有酸酸中有堿,堿可變酸”(酸堿相互依存和轉(zhuǎn)化)當(dāng)前47頁,總共62頁。3.酸堿的強(qiáng)弱取決于(1)酸堿本身釋放質(zhì)子和接受質(zhì)子的能力(2)溶劑接受和釋放質(zhì)子的能力例如:HAc在水中為弱酸,但在液氨中為強(qiáng)酸!
酸堿的強(qiáng)弱用Ka(電離平衡常數(shù))來表征如:-396.6-237.19-237.19-369.4(kJ/mol)當(dāng)前48頁,總共62頁。水溶液中的共軛酸堿對(duì)和Ka值水溶液中最強(qiáng)酸為最強(qiáng)堿
H3O+(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+H2O(l)
K=1全部電離當(dāng)前49頁,總共62頁。第七節(jié)沉淀溶解平衡一、溶度積常數(shù)AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)當(dāng)溶解與結(jié)晶速度相等時(shí),達(dá)到平衡狀態(tài)KAgClr=[Ag+][Cl-]為一常數(shù),該常數(shù)稱為溶度積常數(shù),用Ksp表示。
AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)則Ksp,AnBm=[Am+]n[Bn-]m當(dāng)前50頁,總共62頁。例1、計(jì)算298K時(shí)AgCl的Ksp,AgCl解:AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)
同一類型的電解質(zhì),可以用Ksp直接比較溶解度的大小,不同類型的難溶電解質(zhì),不能用Ksp比較。當(dāng)前51頁,總共62頁。溶度積與溶解度之間的關(guān)系例2、已知Ksp,AgCl=1.7810-10,Ksp,Ag2CrO4=1.7810-10,試求AgCl和Ag2CrO4的溶解度解:(1)設(shè)AgCl的溶解度為S1(moldm-3),則:AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)平S1S1
(2)設(shè)Ag2CrO4的溶解度為S2(moldm-3),則:
Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)平2S2S2當(dāng)前52頁,總共62頁。例3、把足量的AgCl放入1dm31.0moldm-3的鹽酸溶液中溶解度是多少解:
AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)
平S
S
+11當(dāng)前53頁,總共62頁。二
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