第六章 酸堿平衡和沉淀溶解平衡課件

第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡1第六章：溶液中的化學(xué)平衡6.1酸堿平衡6.2配位平衡6.3沉淀溶解平衡以上三種平衡和電化學(xué)平衡（氧化還原平衡）——溶液中的“四大化學(xué)平衡”第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡2電解質(zhì)的概念在水溶液中或熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的物質(zhì)稱為非電解質(zhì)。在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的物質(zhì)稱為電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電解質(zhì)它們?cè)谌芤褐兄阅軐?dǎo)電，是因?yàn)樗鼈冊(cè)谒芤褐邪l(fā)生了電離，產(chǎn)生正、負(fù)離子。在溶液中能自由移動(dòng)的帶電離子，是電流的載體。

M+A-=M++A-6.1.1化學(xué)平衡中的一些基本概念和理論第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡3強(qiáng)電解質(zhì)：在溶液中全部電離成離子，主要有：強(qiáng)酸：HClO4HClHNO3強(qiáng)堿：KOHNaOHBa(OH)2鹽類：NaClKCl弱電解質(zhì)：在溶液中部分電離。部分以離子的形式存在，部分以分子的形式存在，主要有：弱酸：H2SH2CO3HCN弱堿：NH3Al(OH)3Ca(OH)2少數(shù)幾種金屬鹽：ZnCl2CdCl2HgCl2(鹵化物）第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡4電離度的概念第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡5布朗斯特酸堿理論－酸堿質(zhì)子理論的基本概念

酸：任何能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)（分子或離子）堿：任何能接受質(zhì)子的物質(zhì)（分子或離子）第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡6酸H++堿第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡7酸H++堿例：HAc的共軛堿是Ac－，

Ac－的共軛酸HAc，HAc和Ac－為一對(duì)共軛酸堿。兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的。共軛酸堿第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡8⑴酸堿可以是分子、陰離子、陽離子，如Ac－是離子堿，是離子酸；⑵兩性物質(zhì)，如等；⑶質(zhì)子理論中無鹽的概念，電離理論中的鹽，在質(zhì)子理論中都是離子酸或離子堿，如NH4Cl中的是離子酸，Cl－是離子堿。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡9

酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：

兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞。

質(zhì)子論的酸堿反應(yīng)質(zhì)子傳遞反應(yīng)的方向就是朝著生成比原先更弱的酸和堿的方向進(jìn)行。H+第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡10質(zhì)子酸或堿的強(qiáng)度是指它們給出或接受質(zhì)子的能力。因此，凡容易給出或接受質(zhì)子的是強(qiáng)酸或強(qiáng)堿；反之，是弱堿或弱酸。質(zhì)子酸堿的相對(duì)強(qiáng)弱第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡11

凡是容易給出質(zhì)子的是強(qiáng)酸，它的共軛堿就是弱堿。凡是容易接受質(zhì)子的堿就是強(qiáng)堿，它的共軛酸就是弱酸。例如：HCl是強(qiáng)酸，Cl-就是弱堿；

HAc是弱酸，Ac-就是強(qiáng)堿；

OH-是強(qiáng)堿，H2O就是弱酸。酸與堿的強(qiáng)弱，還與溶劑有關(guān)。例如：HCl和HAc在水溶液中，前者是強(qiáng)酸，后者是弱酸。但如果用堿性比水強(qiáng)的液氨做溶劑，則兩種酸的質(zhì)子都完全傳給了溶劑氨分子，它們?cè)谝喊敝袑⑼耆婋x都是強(qiáng)酸——拉平效應(yīng)。

第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡12

lewis酸：凡是可以接受電子對(duì)的分子、離子或原子，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。

lewis堿：凡是給出電子對(duì)的離子或分子，如:X－,:NH3,:CO,H2O:等。

lewis酸與lewis堿之間以配位鍵結(jié)合生成酸堿加合物。酸堿電子理論第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡13按照酸堿電子論的觀點(diǎn)，一種酸和一種堿反應(yīng)可生成酸堿加合物，用公式表示就是：第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡14??????第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡15純水有微弱的導(dǎo)電性，實(shí)驗(yàn)說明水也是一種很弱的電解質(zhì)，常溫下，將有很少的一部分水分子發(fā)生了電離：

H2OH++OH-

所以：[H+][OH-]=55.56K=Kw

6.1.2水溶液中酸堿平衡的計(jì)算第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡16298K精確的實(shí)驗(yàn)測(cè)得純水中的離子的濃度為：[H+]=1.00410-7，[OH-]=1.00410-7

則：Kw=1.00410-7

1.00410-7=1.0010-14

Kw稱為水的離子積常數(shù)。實(shí)質(zhì)上它是水的電離平衡常數(shù)。它只與溫度有關(guān)。雖然是通過純水的實(shí)驗(yàn)計(jì)算得來的，但對(duì)于水溶液，不論是酸性的，還是堿性的，溶液的[H+]值或[OH-]值可以變化，但它們的乘積總是等于常數(shù)Kw。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡17人們?yōu)榱耸褂玫姆奖?，常采用pH值來表示水溶液的酸堿性。即定義：

pH=-lg[H+]pOH=-lg[OH-]pKw=-lgKw根據(jù)水的電離平衡關(guān)系，他們之間有如下的聯(lián)系：

[H+][OH-]=Kw=1.0010-14

pH+pOH=pKw=14

對(duì)于純水，或中性的水溶液（如NaCl等）：pH=pOH=7.0

對(duì)于酸性溶液（如HCl等）:[H+]>10-7,[OH-]<10-7,pH<7.0

對(duì)于堿性溶液（如NaOH等）：[OH-]>10-7,[H+]<10-7,pH>7.0

第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡186.1.3弱酸（堿）的離解平衡一元弱酸（弱堿）的離解平衡多元弱酸（弱堿）的離解平衡第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡19

1、一元弱酸、弱堿的電離平衡（1）電離平衡與電離平衡常數(shù)

弱酸、弱堿為弱電解質(zhì)，在水中部分電離，電離產(chǎn)生的正、負(fù)離子與未電離的分子間建立如下的化學(xué)平衡：弱酸：HAc+H2OH3O++Ac-

簡寫為：HAcH++Ac-

其平衡常數(shù)，即弱酸的電離常數(shù)：第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡20弱堿：NH3+H2ONH4++OH-其平衡常數(shù)，即弱堿的電離常數(shù)：注意要點(diǎn)*Ka、Kb

表示了弱酸、弱堿在電離方面的本質(zhì)特性。*常見弱酸、弱堿的電離常數(shù)，有表可查。*水的濃度不包括在平衡常數(shù)表達(dá)式內(nèi)。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡21

電離度與平衡常數(shù)的關(guān)系電離度

——即電離的百分?jǐn)?shù)。它與電離平衡常數(shù)之間的關(guān)系，分析如下：設(shè)有弱電解質(zhì)（弱酸）的電離平衡：

HAH++A-

未電離時(shí)的濃度：[HA]000電離達(dá)到平衡時(shí)的濃度：(1-)[HA]0

[HA]0

[HA]0上式中如果Ka<<10-4,且[HA]>0.1,則電離百分?jǐn)?shù)很小，1-1，則：此式說明：電解質(zhì)溶液的電離度與濃度的平方根成反比，即濃度越稀電離度越大，以離子形式存在于溶液中的比例越多——稀釋定律。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡22對(duì)上式進(jìn)行變換：對(duì)于弱堿，同樣有：

MOHM++OH-

第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡232、多元弱酸、弱堿的電離平衡含有多個(gè)可電離的質(zhì)子的酸——多元酸多元酸的電離是分步進(jìn)行的，以H2S為例說明如下：一級(jí)電離：

H2SH++HS-二級(jí)電離：

HS-

H++S2-總電離：

H2S2H++S2-Ka

==Ka1Ka2

[H+]2[S2-][H2S]

第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡24

從電離常數(shù)可知，二級(jí)電離較一級(jí)電離要小得多。因此溶液中的H+離子主要來自于一級(jí)電離。在計(jì)算[H+]時(shí)可忽略二級(jí)電離：第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡25第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡266.1.4鹽的水解平衡強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽弱酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸弱堿鹽

中性堿性酸性中性第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡27

水解作用的實(shí)質(zhì)：鹽類的離子與水電離出的OH-或H+結(jié)合生成了弱酸或弱堿的分子，從而破壞了水的電離平衡，改變了純水中OH-或H+的正常的濃度。水解反應(yīng)實(shí)際上是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)：NaAc+H2OHAc+NaOH水解中和第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡28（1）水解常數(shù)

從化學(xué)平衡的觀點(diǎn)，當(dāng)鹽溶解到水中，有如下的平衡關(guān)系：

NaAcNa++Ac-

H2OOH-+H++HAc總反應(yīng)：Ac-+H2OHAc+OH-

第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡29第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡30（2）分級(jí)水解

多元弱酸鹽的水解是分級(jí)進(jìn)行的，故稱為分級(jí)水解。現(xiàn)以Na2CO3為例說明之：

CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-

比較后發(fā)現(xiàn)：Kh1>>Kh2,所以一級(jí)水解是主要的，二級(jí)水解可以近似忽略。注意：水解常數(shù)和電離常數(shù)之間的對(duì)應(yīng)關(guān)系第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡31（4）、影響水解平衡的因素水解平衡是化學(xué)平衡之一，因此它的影響因素為：*溫度：已知水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)（中和反應(yīng)的逆反應(yīng)），升高溫度，會(huì)使水解度增大。*濃度：根據(jù)水解度與濃度的關(guān)系，水解度與鹽的濃度的平反根成反比。所以，鹽的濃度越低，水解度也就越大。*酸度：水解的產(chǎn)物是OH-或H+，因此調(diào)節(jié)溶液的pH，利用同離子效應(yīng)，可抑制水解的發(fā)生。例如：KCN中加堿，F(xiàn)eCl3中加酸，可抑制水解的發(fā)生。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡326.1.5酸堿溶液中H+濃度計(jì)算(1)強(qiáng)酸（堿）溶液(2)一元弱酸（堿）溶液(3)兩種弱酸（HA+HB)混合溶液第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡33強(qiáng)酸按一般慣例將強(qiáng)酸定義為解離常數(shù)大于10的酸。強(qiáng)堿的定義與強(qiáng)酸類似。強(qiáng)酸（堿）溶液第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡34強(qiáng)酸溶液的pH值可從提供質(zhì)子的兩個(gè)來源考慮：酸的解離和水的解離。H2O

+HA+第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡35（1）若ca>10-6mol·L-1時(shí)，可忽略水的解離。因水所提供的[H+]必定小于10-8mol/l,即（2）若10-8mol·L-1<ca

<10-6mol·L-1時(shí)，兩項(xiàng)不可忽略，需解一元二次方程。（3）若ca<10-8mol·L-1時(shí)，pH≈7，這時(shí)H+主要來自水解離。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡36計(jì)算下列溶液的pH值：(1)0.025mol/lHCl(2)7.0×10-4mol/l的NaOH(3)1.0×10-7mol/lNaOH(4)10-12mol/lHNO3解(1)HCl為強(qiáng)酸，且cA=c(HCl)>10-6mol/l,所以

[H+]=0.025mol/lpH=(2)NaOH為強(qiáng)堿，且cA=c(NaOH)>10-6mol/l，所以

[OH-]=7.0×10-4mol/lpOH=3.15pH=14.00-3.15=10.85(3)因10-8mol/l<cB<10-6mol/l,需用精確式可以求得

[OH-]=1.62×10-7mol/l pOH=6.79pH=7.21(4)由酸提供的H+

可忽略不記，故pH=7。

第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡37

一元弱酸的解離平衡一元弱酸：HAc(aq)

H+(aq)+Ac－(aq) H2O(l)

H+(aq)+OH－

(aq)當(dāng)Kaca≥20Kw時(shí),忽略水的電離。可用近似式。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡38例計(jì)算0.10mol·L-1HAc溶液的PH值。解：已知Ka(HAc)=1.75×10-5,ca=c(HAc)=0.10mol·L-1,所以Kaca>>KW,且表明由水解離的[H+]相對(duì)于ca可忽略不計(jì)，故采用最簡式計(jì)算。

PH=2.88第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡39例計(jì)算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的PH值解：NH4+是NH3的共軛酸。已知Ka(NH4+)=5.7×10-10,ca=c(NH4+)=0.10mol·L-1。則Kaca>>Kw，故可按最簡式計(jì)算.

PH=5.12對(duì)于很弱且很稀的一元酸溶液，由于溶液中H+濃度很小，不能忽略水的解離。由于酸的解離度小，[HA]=ca,可得：

第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡40例：試計(jì)算1.0×10-4mol·L-1HCN溶液的pH值。解：已知ca=c（HCN)=1.0×10-4mol·L-1,Ka(HCN)=6.2×10-10

。由于caKa<20KW故：

第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡41緩沖溶液同離子效應(yīng)緩沖容量和緩沖范圍常用緩沖溶液和標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡42HAc

H++

平衡移動(dòng)方向NaAc

Na++

Ac–Ac–

同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象。同離子效應(yīng)第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡43例：在0.10mol·L-1的HAc溶液中，加入NH4Ac(s)，使NH4Ac的濃度為0.10mol·L-1，計(jì)算該溶液的pH值和HAc的解離度。解： HAc

H++Ac－初始濃度/(mol·L-1)

0.1000.10平衡濃度/(mol·L-1)

0.10–x

x0.10+x

0.10±x≈0.10x=1.8×10-5

c(H+)=1.8×10-5mol·L-1pH=4.74α=0.018%第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡44

緩沖溶液和緩沖作用緩沖溶液是一種酸度具有相對(duì)穩(wěn)定性的溶液，當(dāng)溶液中加入少量強(qiáng)酸或強(qiáng)堿，或稍加稀釋時(shí)，溶液的PH值只引起很小的改變，這種對(duì)PH值的穩(wěn)定作用稱為緩沖作用。緩沖溶液的組成：弱酸及其共軛堿，或弱堿及其共軛酸。例如：HAc-NaAc、NH4Cl-NH3等。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡45緩沖溶液緩沖作用的機(jī)理第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡46緩沖溶液的pH值計(jì)算基本依據(jù)：弱酸弱堿電離平衡關(guān)系以HAc+NaAc為例說明如下：

設(shè)緩沖溶液是由c酸濃度的HAc和c鹽濃度的NaAc構(gòu)成的，則：

HAcH++Ac-

電離平衡時(shí)：c酸-xc酸xc鹽+xc鹽第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡47同理對(duì)于弱堿和弱堿鹽組成的緩沖溶液：第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡48第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡49第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡50緩沖范圍第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡51緩沖溶液對(duì)體積變化的影響第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡52緩沖溶液的選擇原則在實(shí)際工作中選擇合適的緩沖溶液的一般原則：對(duì)實(shí)驗(yàn)過程，如分析過程應(yīng)無干擾。所需控制pH值應(yīng)在其緩沖范圍內(nèi)，緩沖劑的pKa應(yīng)盡可能與所需pH值相近。當(dāng)c酸/c共軛堿=1：1時(shí)，緩沖容量最大。此時(shí)[H+]=Ka有效緩沖范圍pH=pKa±1第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡53緩沖溶液的應(yīng)用第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡546.2配位平衡1、配合物的穩(wěn)定常數(shù)2、配合物各物種的分布第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡55一、什么是配位化合物？Cu2+

SO42-+4NH3=[Cu(NH3)4]2+

SO42-滴加氨水后，硫酸銅溶液顏色變深！第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡56二、配合物的組成配合物分子（離子）內(nèi)界外界中心形成體配位體[Cu(NH3)4]2+SO42-中心離子中心形成體配位體內(nèi)界外界第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡57三、水溶液中的配合平衡[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3

解離

如果規(guī)定生成配合物的反應(yīng)平衡常數(shù)為K穩(wěn),

Cu2++4NH3

[Cu(NH3)4]2+配位第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡58

穩(wěn)定常數(shù)和不穩(wěn)定常數(shù)之間的關(guān)系[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3

解離配位第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡59第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡60第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡61例題、室溫下，0.010mol的AgNO3(s)溶于1.0L0.030mol·L-1的NH3·H2O中（設(shè)體積不變），計(jì)算該溶液中游離的Ag+、NH3和的濃度。⑴平衡組成的計(jì)算四、配位平衡計(jì)算第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡62解：很大，可假設(shè)溶于NH3·H2O后全部生成了

第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡63⑵判斷兩種配離子之間轉(zhuǎn)化的可能性例題25℃時(shí)溶液中加入Na2S2O3使，計(jì)算平衡時(shí)溶液中NH3、的濃度。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡64第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡65

通常把溶解度小于0.01g/100gH2O的物質(zhì)叫做不溶物，嚴(yán)格來說應(yīng)該叫難溶物或微溶物。此類物質(zhì)溶解的部分都是完全電離的，故也常稱為難溶強(qiáng)電解質(zhì)。當(dāng)溶解的速度和沉淀的速度相等，便達(dá)到了動(dòng)態(tài)平衡，這時(shí)的溶液是飽和溶液。6.3沉淀溶解平衡第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡666.3.1沉淀溶解平衡的特點(diǎn)

難溶鹽的平衡是一種“多相平衡”是強(qiáng)電解質(zhì)固體溶解度：每100g水中溶解某物質(zhì)的克數(shù)（g）或每升溶液中溶解的物質(zhì)的量(mol·L-1）第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡67

—

溶度積常數(shù),簡稱溶度積溶度積常數(shù)溶解沉淀第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡68注意：硫化物的溶度積常數(shù)表達(dá)式？S2-+H2OHS-+OH-CuS+H2OCu2++HS-+OH-Ksp(CuS)=[Cu2+]×[HS-]×[OH-]第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡69溶度積常數(shù)表征了難溶的固體強(qiáng)電解質(zhì)與其飽和溶液間的化學(xué)平衡常數(shù)。

表征了難溶強(qiáng)電解質(zhì)在溶解方面的本質(zhì)特征隨溫度而變化為一無量綱的純數(shù)同一類型的鹽，溶度積常數(shù)越大，說明越易溶解。但不同類型的鹽之間，不具可比性。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡70溶度積常數(shù)和溫度的關(guān)系Ksp與溫度有關(guān)，它和其它平衡常數(shù)一樣，可用熱力學(xué)公式進(jìn)行計(jì)算。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡71

兩者都用來表示溶解程度溶度積常數(shù)只限用于難溶強(qiáng)電解質(zhì)，而溶解度可用于任何物質(zhì)任何濃度。溶度積常數(shù)和溶解度之間有一定的換算關(guān)系溶度積常數(shù)和溶解度的關(guān)系第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡72衡濃nSmS第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡73第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡74(1)

相同類型大的S也大減小

S

減小(2)不同類型要計(jì)算決定結(jié)論：第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡75第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡76第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡77

(1)Q<不飽和溶液，無沉淀析出；若原來有沉淀存在，則沉淀溶解；

(2)Q=飽和溶液，處于平衡；

(3)Q>過飽和溶液，沉淀析出。6.3.2溶度積規(guī)則離子積第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡78例：

(1)加酸

(2)加或

或

促使BaCO3的生成。利于BaCO3

的溶解。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡79為6.0×10-4。若在40.0L該溶液中，加入0.010BaCl2溶液10.0L，問是否能生成BaSO4

沉淀？如果有沉淀生成，問能生成BaSO4多少克？最后溶液中是多少？例：25℃時(shí)，晴綸纖維生產(chǎn)的某種溶液中，第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡80第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡81第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡826.3.3影響沉淀溶解平衡的因素（1）鹽效應(yīng)

在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，加入其它強(qiáng)電解質(zhì)，會(huì)使難溶電解質(zhì)的溶解度比同溫度時(shí)在純水中的溶解度增大，這種現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。（2）同離子效應(yīng)

適當(dāng)增加沉淀劑的用量，能使沉淀的溶解度降低（一般過量20-100%）。利用同離子效應(yīng)降低沉淀溶解度時(shí)，應(yīng)考慮鹽效應(yīng)的影響，即沉淀劑不能過量太多。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡83鹽效應(yīng)(Salteffect)僅增大25%下降到原來的

1/35第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡84AgCl在KNO3溶液中的溶解度(25℃)0.000.001000.005000.01001.2781.3251.3851.427c(KNO3)/mol·dm-3AgCl溶解度/10-5(mol·dm-3)0.150.240.0160.0140.0130.0160.023c(Na2SO4)/mol·dm-3S(PbSO4)/mmol·dm-3PbSO4在Na2SO4

溶液中的溶解度(25℃)00.0010.010.020.040.1000.2000鹽效應(yīng)產(chǎn)生原因：由于離子濃度增大，離子間作用力增強(qiáng)，離子間接觸機(jī)會(huì)反而減少，使沉淀難以產(chǎn)生，從而溶解度增加。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡85例：求25℃時(shí)，Ag2CrO4在0.010mol·L-1K2CrO4溶液中的溶解度。

同離子效應(yīng)第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡86試計(jì)算298K時(shí)BaSO4在0.10mol·dm-3Na2SO4溶液中的溶解度，并與其在純水中的溶解度(1.04×10-5mol·dm-3)做比較。c(Ba2+)=xmol·dm-3

則：c(SO42-)=(x+0.10)mol·dm-3

(BaSO4)=x(x+0.10)=1.1×10-10由于x<<0.10,式中的(x+0.10)可用0.10代替,從而算得:x=1.1×10-9即c(Ba2+)=1.1×10-9mol·dm-3。該結(jié)果即BaSO4在0.10mol·dm-3Na2SO4溶液中的溶解度，比純水中的溶解度下降了10-4倍?；蛘哒f,下降至原來的1/10000。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡87

溶液pH對(duì)溶解度的影響

許多難溶電解質(zhì)的溶解性受溶液酸度的影響,其中以氫氧化物沉淀和硫化物沉淀最典型。（1）難溶金屬氫氧化物的溶解例:在0.20L的0.50mol·L-1MgCl2溶液中加入等體積的0.10mol·L-1的氨水溶液，問有無Mg(OH)2沉淀生成？為了不使Mg(OH)2沉淀析出，至少應(yīng)加入多少克NH4Cl(s)？(設(shè)加入NH4Cl(s)后體積不變)第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡88第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡89第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡90第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡91（2）難溶金屬硫化物PbSBi2S3CuSCdSSb2S3SnS2As2S3HgS常見的金屬硫化物第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡92

金屬硫化物的生成或溶解，與H2S的酸解離平衡有關(guān)，見教材例6－24，6－25第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡9325℃時(shí),于0.010mol·dm-3FeSO4溶液中通入H2S(g),使其成為飽和溶液(c(H2S)=0.1mol·L-1)。用HCl調(diào)節(jié)pH，c(HCl)=0.30mol·dm-3。試判斷能否有FeS生成。第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡943.絡(luò)合物的形成對(duì)溶解度的影響

能與構(gòu)晶陽離子生成可溶性絡(luò)合物的配位試劑能使平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)，導(dǎo)致沉淀減少甚至完全消失。

這里的K也可以稱為“競爭常數(shù)”，它是指溶液中兩個(gè)平衡同時(shí)存在時(shí)的新平衡的平衡常數(shù)。多重平衡原理應(yīng)用第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡95

例：室溫下，在1.0L氨水中溶解0.10mol固體的AgCl(s)，問氨水的濃度最小應(yīng)為多少?第六章酸堿平衡和沉淀溶解平衡961、分步沉淀2