大学化学1溶液和胶体汇总ppt课件.ppt

《大学化学1溶液和胶体汇总ppt课件.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《大学化学1溶液和胶体汇总ppt课件.ppt（82页珍藏版）》请在三一办公上搜索。

1、2022/11/9,1,第一章 溶液和胶体,1.1 溶液,1.2 稀溶液的依数性,1.3 胶体,1.1 溶液,1.1.1 分散系,分类：,在液态的非电解质溶液中，溶质B的浓度表示法主要有如下四种：,1.物质的量分数,2.质量摩尔浓度,3.物质的量浓度,4.质量分数,1.1.2 溶液组成标度的表示方法,1.物质的量分数 (mole fraction),溶质B的物质的量与溶液中总的物质的量之比称为溶质B的物质的量分数，又称为摩尔分数，单位为1。,2.质量摩尔浓度bB（molality）,溶质B的物质的量与溶剂A的质量之比称为溶质B的质量摩尔浓度，单位是 。这个表示方法的优点是可以用准确的称重法来配

2、制溶液，不受温度影响，电化学中用的很多。,3.物质的量浓度cB（molarity）也称体积摩尔浓度,溶质B的物质的量与溶液体积V的比值称为溶质B的物质的量浓度，或称为溶质B的浓度，单位是 ，但常用单位是 。,4.质量分数wB（mass fraction）,溶质B的质量与溶液总质量之比称为溶质B的质量分数，单位为1。,2022/11/9,7,1.2 稀溶液的依数性,物质 蒸气压P 沸点t b 凝固点t f （mmHg , 20） ( ) ( ),纯水 17.5 100 0 0.5M糖水 17.3 100.27 -0.93 0.5M尿素溶液 17.3 100.24 -0.94,实验现象,1. 与纯

3、溶剂相比, 溶液的蒸气压, 沸点, 凝固点。,2. 其上升值或下降值与溶液中溶质的浓度有关,与溶质的本性无关。,2022/11/9,8,溶液的通性 -蒸气压下降,1、蒸气压下降,一定温度下，V蒸发=V凝聚时，此时水面上的蒸气压称为该温度下的饱和蒸汽压，简称蒸汽压。,加入一种难挥发的非电解质,蒸汽平衡,2022/11/9,9,溶液的通性 Raoult定律,在一定温度下，难挥发性非电解质稀溶液的蒸气压(P)等于纯溶剂的蒸气压（PA*）乘以溶液中溶剂的摩尔分数（xA ）。,即：,表明 ：,在一定温度下，难挥发性非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶液中溶质的摩尔分数成正比。,2022/11/9,10,溶液的

4、通性 蒸汽压大小的影响因素,液体的本性,温度：任何溶液的蒸汽压都随温度而变化,易挥发性物质 ：蒸气压大的物质,难挥发性物质：蒸气压小的物质,蒸汽压大小的影响因素：,例1已知293.15K时水的饱和蒸气压为2.338kPa,若在100g水中溶解9g葡萄糖(C6H12O6, M=180gmol-1), 求此溶液的蒸气压。,解:,n水= m/M = 100g /18gmol-1 = 5.56mol,n葡萄糖= m/M= 9g/180gmol-1= 0.05mol,p = p*xB= 2.338kPa0.0089 = 0.021kPa,溶液= p*-p = 2.338kPa - 0.021kPa =

5、2.317kPa,根据 p*-p溶液 =p,和p = p*xB计算。,2022/11/9,12,溶液的通性 凝固点下降,凝固点：某物质的液相蒸汽压与固相蒸汽压相等时的温度。用Tf表示或在一定外压下，物质固、液两相平衡共存时的温度。,2液体的凝固点降低（freezing point）,2022/11/9,13,溶液的通性 凝固点下降的原因,Tf 273,A,B,0.61,A ：冰-水共存 B ：冰-溶液共存,Tf,Tfkf bB kf称为凝固点降低常数bB为质量摩尔浓度（ mol / Kg ） bB =nB/mA, nB为溶质的摩尔数，mA为溶剂的质量,是溶液蒸气压下降的直接结果,溶液的凝固点降

6、低的原因,2022/11/9,14,溶 剂 凝固点/K kf 水 273.0 1.86 苯 278.5 4.90 醋 酸 289.6 3.90 樟 脑 452.8 39.7 萘 353.0 6.90 溴乙烯 283.0 12.5,几种溶剂的凝固点降低常数,2022/11/9,15,溶液的通性 溶液的沸点上升的原因,3溶液的沸点上升（boiling point）,液体的沸点 ( boiling point ),当P 液 = P 外，液体沸腾时的温度。,溶液的沸点升高,是溶液蒸气压下降的直接结果,正常沸点：当P外=P标时的液体的沸点。,2022/11/9,16,溶液的通性 溶液的沸点上升的数值,1

7、01.3,373 TB,纯水,水溶液,Tb, Tb = kb bB kb称为沸点升高常数,2022/11/9,17,溶液的通性 几种溶剂的沸点上升常数,溶 剂 沸点/K Kb 水 373.0 0.52 苯 353.2 2.53 三氯甲烷 333.2 3.63 萘 491.0 5.80 乙醚 307.4 2.16,几种溶剂的沸点上升常数,2022/11/9,18,【解】尿素CO(NH2)2摩尔质量为60gmol-1 2.6克尿素的物质的量n=2.6/60=0.0433mol1kg溶剂中尿素的物质的量 n=0.04331000 /50=0.866mol 尿素的质量摩尔浓度bB=0.866molkg

8、-1 Tb=KbbB=0.520.866=0.45 Tf=KfbB=1.860.866=1.61 沸点：100+0.45=100.45 凝固点：0-1.61=-1.61,【例2】2.6克尿素CO(NH2)2溶于50克水中，计算此溶液的凝固点和沸点,2022/11/9,溶液的通性 应用,溶液的沸点上升和凝固点下降的应用：在汽车、拖拉机的水箱（散热器)中加入乙二醇、酒精、甘油等可使其凝固点降低而防止结冰。利用凝固点下降，冰和盐的混合物可作冷冻剂。利用沸点上升原理，工件处理时可以在高于水的沸点的溶液中进行。因为含杂质的化合物可以看作是一种溶液，因此有机化学试验中常用测定沸点或熔点的方法来检验化合物的

9、纯度。,2022/11/9,20,渗透现象：,通过半透膜发生表面上单方面的扩散现象, 渗透方向：从稀溶液向浓溶液进行渗透。,4溶液的渗透压,2022/11/9,21,溶液的通性 渗透压方程,达渗透平衡时溶液液面上的所加的额外压力：渗透压。,符号 ： ,单位；Pa或kPa,渗透压方程, V = nBRT 或 = cBRT 电解质溶液 = cBRT,2022/11/9,22,【解】（1）=cBRT cB=/RT=366/8.314(273+20) =1.5010-1molm-3 =1.5010-4moldm-3（2）设血红素的摩尔质量为M，则1.5010-4moldm-3=1.0g/M/0.1dm

10、-3 M=1.0/1.5010-4mol=6.7104gmol-1,【例3】血红素1.0g溶于水配成100cm3溶液，此溶液在20时的透压为366Pa。计算： 溶液的物质的量浓度； 血红素的相对分子质量。,2022/11/9,23,溶液的通性 稀溶液的依数性小结,1.蒸气压下降,3.沸点升高,2.凝固点降低,4.渗透压力,的数值与溶液中质点的个数成正比,依数性的含义,Tfkf bB,Tb =kb bB, = CBRT,第 4 章 酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡,4.1 电解质溶液,4.2 酸碱理论,4.3 弱电解质的解离平衡,4.4 缓冲溶液,4.5 沉淀溶解平衡,4.1 电解质溶液,电解质是一类

11、重要的化合物。凡是在水溶液中或熔融状态下能解离出离子而导电的化合物称为电解质，它们的水溶液称为电解质溶液（electrolyte solution）。,”表示可逆。,H+Ac,HAc,电解质可分为强电解质与弱电解质两大类。在水溶液中能完全解离成离子的电解质称为强电解质。在水溶液中仅部分解离成离子的电解质称为弱电解质。电解质解离成离子的过程称为解离（dissociation）。,强电解质NaCl解离方程式：NaCl = Na+Cl弱电解质的解离是可逆的，解离方程式用“,4.1.1 解离度和解离常数,2. 解离常数(dissociation constant),1. 解离度（dissociatio

12、n degree),定义： 表示电解质在水溶液中的解离程度，符号：。,弱电解质AB的解离方程式可以表示如下：AB A+B,K i称为解离平衡常数，简称为解离常数。它只与弱电解质的本性及温度有关，与弱电解质的浓度无关。,解离平衡表达式可表示为：,2022/11/9,27,4.2 酸碱理论,1、酸碱电离理论(阿累尼乌斯酸碱理论）,凡是在水中能解离出H+的物质是酸(acid)， 能解离出OH-的物质是碱(base)。,中和反应的实质是：H+OH - =H2O。,局限性,4.2 酸碱理论,4.2.1 酸碱质子理论,凡能给出质子（H+）的物质称为酸。凡能接受质子（H+）的物质称为碱。,HCl H+ +

13、Cl- HAc H+ + Ac- NH4+ H+ + NH3 H2SO3 H+ + HSO3-HSO3- H+ + SO32-,两性物质,H2O HS-,酸和碱可以是分子、离子或特定基团。酸与碱具有相对性，没有盐的概念。,1. 酸碱的定义,共轭酸碱对 (conjugate acid-base pair),HB - B-,练习1 下列各组物质中属于共轭酸碱对的是( ) A. H3PO4H2PO4- B. H3PO4HPO42- C. H3PO4PO43- D. H2PO4-HPO42- E. H2PO4-PO43- F. HPO42-PO43-,(2) 酸碱共轭关系,共轭酸,共轭碱,A D F,

14、注意: 共轭酸碱对是不能单独存在的半反应。,A1 B2,H+,H+,或 A2 B1,根据酸碱质子理论, 酸碱反应的实质就是在两个共轭酸碱对之间发生质子传递反应。,酸1 碱2 酸2 碱1,练习2 根据酸碱质子理论, 试判断下列物质中: H2S, CO32-, HCO3-, NH4+, H2O, OH- 能作酸的是 ; 能作碱的是 ; 又可作酸又可作碱的是 ;,CO32-, HCO3-, H2O, OH-,H2S, HCO3-, NH4+, H2O,HCO3-, H2O,练习3 根据酸碱质子理论, 下列各组物质中, 全是酸的一组是( )；全是碱的一组是( )。 (A) H2S、CO32-、HCO3

15、-; (B) NH4+、H3O+、OH-; (C) HAc、HS-、HCO3-; (D) H2O、CO32-、S2-,C,D,1. 水的离子积,一、水的离子积和溶液的pH值,在298.15K、纯水中测得：,水的离子积常数,4.3 弱电解质的解离平衡,2. 溶液的酸碱性(pH),pKW= -lg(KW),pH = -lgceq(H+)/c,pOH = -lgceq(OH-)/c,稀溶液、298.15K时：, ceq(H+)/cceq(OH-)/c = KW, 两边分别取负对数: -lgceq(H+)/c lgceq(OH-)/c = -lg(K) pH + pOH = pKW, pH + pOH

16、=14,KW=1.010-14,或: pH=14 -pOH,2022/11/9,35,例1 求纯水在50时的pH 值。,解： 50时，水的 Kw = 5.3510-14, Ceq（H+）= Ceq（OH-）, Ceq（H+）=（ ）molL-1,= 2.3110-7 molL-1, pH = -lg（2.31 10-7 molL-1/1 molL-1）,= 6.64,二、 一元弱酸、弱碱的解离平衡,弱电解质( K介于10-210-7 ); 极弱电解质: K10-7。,在水溶液中只有部分分子解离成离子的电解质。,弱电解质:,弱电解质按解离常数大小划分,HB + H2O H3O+ + B-,Ka

17、越大, 酸性越强。,顺序: HAcNH4+HS-,如: HAc H+ + Ac-,1. 一元弱酸的解离平衡常数(Ka):,简写为： HB H+ + B-,设HAc的初始浓度为c0 , 平衡时,一元弱酸溶液 pH值的计算,初始浓度/(moldm-3) c0 0 0,HAc H+ + Ac-,平衡浓度/(moldm-3) c0-x x x,当c0/Ka500时, c0-xc0， 则：,ceq(H+)=ceq(Ac-)= x,ceq(HAc)=c0-ceq(H+)=c0-x,【例2】计算0.10moldm-3HAc溶液中H+浓度、 pH值和HAc的解离度。 (已知 Ka=1.7410-5 ),解：,

18、pH = -lgceq(H+)/c= -lg1.3210-3/1.0=2.88, = ceq(H+)/c0=1.3210-3/0.1=1.32 答:(略)。,HAc H+ + Ac-,2. 一元弱碱的解离平衡常数(Kb):,Kb 越大, 碱性越强。,如: NH3 + H2O NH4+ OH-,B- + H2O HB + OH-,设NH3的初始浓度为c0, 平衡时,初始浓度/(moldm-3) c0 0 0,平衡浓度/(moldm-3) c0-x x x,pH =14-pOH,当 c0/Kb500时，c0-xc0 则：,一元弱碱溶液pH值的计算,NH3 + H2O NH4+ + OH-,【例3】

19、计算0.20moldm-3 NH3H2O溶液中OH-浓度、pH值及解离度。(已知NH3H2O的Kb=1.7710-5),pOH= -lgceq(OH-)/c= -lg1.8810-3/1.0=2.73,pH=14 pOH =14 2.73 =11.27,解:,.,= 1.8810-3 moldm-3, = ceq(OH-)/c0=1.8810-3/0.2 = 0.94 答:(略)。,NH3 H2O NH4+ + OH-,HB H+ + B-,B- + H2O HB + OH-,Kw=1.010-14,3. 共轭酸碱对的解离常数之间的关系:,在一定温度下的稀溶液中:,pKa+ pKb= pKw,

20、pKa+ pKb=14,在298.15K时:,【例 4-2 】计算 0.10 moldm-3 NH4Cl 溶液的pH值。已知 298.15K时，NH3H2O 的碱解离常数Kb为 1.7710-5。,NH4+ 和 NH3 是共轭酸碱对，,解:,NH4+ H+ + NH3 ( Ka),根据 Ka Kb = Kw，则NH4+的酸解离常数Ka为：, c0 /Ka = 0.10 /(5.6510-10) 500,= 7.5210-6 moldm-3,pH = -lgceq(H+)/c= -lg7.5210-6/1.0= 5.12,解:,Ac- + H2O HAc + OH- (Kb), c0 /Kb =

21、 0.10 /(5.7110-10) 500,= 7.5610-6 moldm-3,pOH= -lgceq(OH-)/c= -lg7.5610-6/1.0= 5.12,H = 14 pOH = 14 5.12 = 8.88 答: (略).,HAc与Ac-为共轭酸碱对,根据: KaKb=Kw,【例4-3 】计算 0.10 moldm-3 NaAc 溶液的pH值。已知 298.15K时， HAc 的酸解离常数Ka为 1.7510-5。,2022/11/9,46,弱电解质的解离平衡,三、多元弱电解质的分级电离,能释放出多个质子的酸称为多元弱酸,任何多元弱酸中：,离解特点：部分解离（共性）； 分步解离

22、，以第一步为主（个性）。,2022/11/9,47,作近似计算时，第二级解离很小，H+HS-，所以,Ka2=H+S2-/HS- S2- = 1.1010-12 S2- = 1.1010-12moldm-3,由上可知，在氢硫酸溶液中，S2-在数值上约等于Ka2。一般来说，任何单一的二元弱酸中两价负离子的浓度均约等于其二级解离常数。,4.3.3 多元弱电解质的解离平衡,【例4-4】求室温下0.1moldm-3H2S饱和水溶液中ceq(H+)、ceq (HS-)、ceq (S2-). ( =1.1*10-7; =1.3*10-13),解:1 设ceq (H+)=X H2S HS- +H+ 起始浓度m

23、ol.L-1 0.1 0 0 平衡浓度mol.L-1 0.1-X X X, c/ 500 0.1-X0.1，又以第一步解离为主x= ceq (H+)=ceq (HS-)=1.1*10-4 mol.L-1,【例4-4】求室温下0.1moldm-3H2S饱和水溶液中ceq(H+)、ceq (HS-)、ceq (S2-). ( =1.1*10-7; =1.3*10-13),2 设ceq(S2-)=Y HS- S2- +H+ 起始浓度moldm-3 X 0 X 平衡浓度moldm-3 X-Y Y X+Y,或者利用多重平衡规则 H2S=S2- +2H+ , X-YX+YX YK2 =ceq(S2-)=1

24、.3*10-13moldm-3 答(略),调节酸度,可控制溶液中的s2-浓度,2022/11/9,50,弱电解质的解离平衡 同离子效应,四、同离子效应和缓冲溶液,1. 同离子效应,在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，将使弱电解质离解度下降的现象，称为同离子效应。,2022/11/9,51,弱电解质的解离平衡 同离子效应,平衡向左移动， 。,解释：,平衡移动原理,2022/11/9,52,例4-7：在0.400moldm-3氨水溶液中，加入等体积0.400moldm-3NH4Cl溶液，求混合溶液中OH-浓度、pH值和NH3H2O的解离度, Kb=1.7910-5 。,【解】两种溶液等体积

25、混合后浓度各减小一半，均为0.200moldm-3。设已解离NH3的浓度为x，则 NH3H2O = NH4+ + OH-开始 0.200 0.200 0平衡 0.200-x 0.200+x x因Kb值很小，0.200 x0.200，所以x=OH-=1.7910-5moldm-3pH=14-pOH=14+lgOH-=9.30=x/c=1.7010-5/0.200=8.9510-59.0010-5=0.009%,2022/11/9,53,4.4 缓冲溶液,在含有HAc的NaAc的溶液中存在下列解离过程: HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-NaAc完全解离，由于同离子效应，降低了

26、HAc的解离度，这时HAc和Ac-都较大，而且存在着HAc解离平衡。当加入少量H+时，H+离子和溶液中的Ac-结合生成HAc，使解离平衡向左移动，达到新平衡时H+离子浓度不会显著增加；,2022/11/9,54,如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的OH-与溶液中的H+离子结合为水，这时HAc的解离平衡向右移动，以补充H+离子的减少。,能够抵抗外加少量酸、碱和水的稀释,而本身pH值不发生显著变化的作用称为缓冲作用,具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。,缓冲能力是有限的，只是少量酸碱。,2022/11/9,55,2022/11/9,56,缓冲对,缓冲对,组成特点：, 酸式盐 + 次级盐 NaHCO3N

27、a2CO3 NaH2PO4Na2HPO4 , 弱酸 + 弱酸盐 HAcNaAc H2CO3NaHCO3 , 弱碱 + 弱碱盐 NH3NH4Cl ,均含共轭酸碱对,4.4.3缓冲溶液 pH 计算:,1. 弱酸-弱酸盐缓冲体系:,Ka= ,ceq(H+)/cc(共轭碱),c(共轭酸),2. 弱碱-弱碱盐缓冲体系: (如NH3-NH4Cl),HAc H+ + Ac-,共轭酸 H+ + 共轭碱 (Ka),初始浓度: c(共轭酸) 0 c(共轭碱),平衡浓度: c(共轭酸)-x x c(共轭碱)+x,(如HAc-NaAc缓冲体系),又因为等浓度等体积混合，所以,解:(1),因为缓冲体系为 HB MB,【

28、例4-8】含有0.1 moldm-3的HAc（弱电解质、共轭酸）与含有0.1 moldm-3的NaAc（强电解质、共轭碱）组成缓冲溶液（1）求pH值（2）若往100cm-3上述缓冲溶液中加入10 cm-3含有0.01 moldm-3的HCl溶液、10 cm-3含有0.01 moldm-3的NaOH溶液，计算各自的pH值。,【例4-8】含有0.1 moldm-3的HAc（弱电解质、共轭酸）与含有0.1 moldm-3的NaAc（强电解质、共轭碱）组成缓冲溶液（1）求pH值（2）若往100cm-3上述缓冲溶液中加入10 cm-3含有0.01 moldm-3的HCl溶液、10 cm-3含有0.01

29、moldm-3的NaOH溶液，计算各自的pH值。,(2)加HCl溶液后生成HAc, HClH+Cl-;H+Ac- HAcca=c(HAc)=0.1*100/110+0.01*10/110=0.092mol.L-1 cb=c(NaAc)=0.1*100/110-0.01*10/110=0.09mol.L-1 pH1=-lgc(H)=4.75+lgcb/ca=4.74 ; pH=-0.01,(3)加NaOH溶液后生成H2O,NaOH+HAc NaAc+H2Oca=c(HAc)=0.1*100/110-0.01*10/110=0.09 mol.L-1 cb=c(NaAc)=0.1*100/110+0

30、.01*10/110=0.092mol.L-1pH2=-lgc(H)=4.75+lgcb/ca=4.76 pH=0.01,2022/11/9,60,缓冲溶液的选择 1） 选择缓冲对 pH pKa（或pOH pKb） 同时考虑配伍禁忌，无干扰反应发生。 2） 控制缓冲对的总浓度。 3） 计算所需缓冲对物质的量。,2022/11/9,61,弱电解质的解离平衡,常见的缓冲溶液及其pH范围,2022/11/9,62,4.5 多相离子平衡与溶度积,2022/11/9,63,多相离子平衡与溶度积 溶度积,2022/11/9,64,多相离子平衡与溶度积 溶度积,(3)溶度积常数,全部电离,Ba2+(aq)

31、+ SO42-(aq),2022/11/9,65,多相离子平衡与溶度积 溶度积常数,Ks = An+/ Cm Bm- / Cn,平衡时 Ks =Ba2+ /CSO42- /C,Ks称为溶度积常数,简称溶度积(solubility product). 表示一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂的乘积为一常数。,2022/11/9,66,多相离子平衡与溶度积,例： 已知298K时,BaSO4的Ks= 1.0710-10 , Ag2CrO4的Ks=1.1210-12, 试比较二者溶解度S的大小。,解：,BaSO4(s) Ba2+ +SO42-,平衡浓度/molL-1 S S, Ks =Ba

32、2+/C SO42- /C = S2,2、溶度积和溶解度,2022/11/9,67,多相离子平衡与溶度积,溶度积的计算方法,a、定义法。,b、热力学方法,Ks = An+/ Cm Bm- / Cn,某难溶电解质溶液中，其离子浓度系数次方之积称离子积J 。对于AmBn（S）mAn+ nBm-有 J=c(An+)m*c(Bm-)n, J ，则 rGm 0，沉淀溶解；正向 J = ， 则rGm =0，沉淀不溶解不析出；平衡 J ， 则rGm 0，有沉淀析出。逆向根据 与J的关系判断沉淀的生成和溶解，就叫做溶度积规则。,得 rGm= -RTlnK + RTlnJ =RTln(J/K ),3、溶度积规则

33、,又 rGm= rGm + RTlnJ rGm -RTlnK,1、沉淀的生成 必要条件 J,【例4-13】若将10cm-30.01 moldm-3的 BaCl2溶液和30cm-30.005 moldm-3的Na2SO4溶液混合，是否会生成沉淀？( （BaSO4）=1.1*10-10),解：两液体混合总体积V=40mL,各自的离子浓度为 c(Ba2+)=0.01*10/40=2.5*10-3 moldm-3 c(SO42-)=0.005*30/40=3.8*10-3 moldm-3 对于Ba2+SO42-BaSO4 J=c(Ba2+)*c(SO4-)=9.5*10-6 moldm-3 (BaSO

34、4)=1.1*10-10即J (BaSO4) 会产生沉淀 答(略),4.5.2 多相离子平衡移动,解：混合后有: Ag2CrO42Ag+CrO42- 等体积混合 c(Ag+)=*4*10-3=210-3moldm-3 ， c(CrO42-)=*4*10-3=210-3 moldm-3 J=c2(Ag+)c(CrO42-) =(210-3)2210-3=810-9 moldm-3 J 有沉淀析出。 答：能析出Ag2CrO4沉淀。,【例4-14】将等体积的410-3 moldm-3的AgNO3和410-3 moldm-3的K2CrO4溶液混合是否能析出Ag2CrO4沉淀? (Ag2CrO4)=9.

35、010-12,同离子效应对沉淀反应的影响,同离子效应不仅使弱电解质的，也使难溶电解质的s，促使沉淀完全。,如Ag2CrO42Ag+CrO42-达平衡后，J=c(Ag+)2*c(CrO42-)= ceq(Ag+)2*ceq (CrO42-)= 当再加易溶强电解质K2CrO4或AgNO3时，由K2CrO42K+CrO42-; AgNO3Ag+NO3-, c(CrO42-)或c(Ag+)即Qc，在一定温度下Ks恒定，即有J 有沉淀生成.,【例4-15】298K时硫酸钡的溶解度为1.04*10-5 moldm-3,如果在0.010moldm-3的硫酸钠溶液中,求硫酸钡的S？,解：先求 BaSO4Ba2

36、+ + SO42- 平衡浓度/moldm-3 1.0410-5 1.0410-5 =ceq(Ba2+)*ceq (SO42-)=1.04*10-5*1.04*10-5 =1.0810-10,求sNa2SO42Na+SO42-; BaSO4Ba2+ + SO42- 初始浓度/ moldm-3 0 0.01 平衡浓度/ moldm-3 s s+0.010.01 =ceq (Ba2+)*ceq (SO42-)=s*0.01 s= /0.01=1.08*10-10/0.01=1.08*10-8moldm-3 s0.01,即前面的近似是合理的。答：略,【例4-16】求25时Ag2CrO4在0.01 mo

37、ldm-3 K2CrO4溶液中的溶解度。,没有完全不溶的难溶电解质，即在溶液中离子的浓度不可能为零.当溶液中被沉淀离子浓度小于10-5moldm-3时即认为沉淀完全。,解：设溶解度S mol.L-1 Ag2CrO4 2Ag+CrO42- 平衡浓度moldm-3 2S S+0.01 =4S2*（0.01+S） 4S2*0.01 =1.1*10-12 得S=5.2*10-6 moldm-3 （纯水中Ag2CrO4为6.5*10-5 moldm-3故S）答(略),4.5 多相离子平衡与溶度积,【例4-17】1dm-3含0.001moldm-3的SO42-的溶液中加入0.01molBaCl2 (不考虑

38、V变化),能否使SO42-沉淀完全？ (BaSO4)=1.0810-10,解：由题意Ba2+过量,令SO42-完全反应. BaSO4(s) SO42- + Ba2+初 0.001 0.01 反应终了 0 0.009 沉淀溶解的初始状态 平衡 X 0.009+X0.009由 =c(Ba2+)*c(SO42-) =0.009X=1.0810-10 解得X=1.210-8moldm-310-5moldm-3答：能使SO42-离子沉淀完全。,利用同离子效应,加入过量的沉淀剂,促使沉淀完全.,2、沉淀的溶解 条件 J,（1） 生成弱电解质使沉淀溶解,如Fe(OH)3 Fe3+3OH-中加入盐酸因3HCl

39、3Cl-+3H+ 则3OH-+3H+3H2O 实质Fe(OH)3+3H+3H2O+Fe3+,如: CaCO3+2HCl2Cl-+H2O+CO2,H2CO3,再如Mg（OH）2沉淀能溶于铵盐，生成NH3H2O,（3） 配位溶解法,（2） 氧化还原溶解法 如：CuS沉淀可溶解在具有氧化性的硝酸中3CuS 3Cu2+3S2- +2NO3-+8H+ 3S+2NO+4H2O,3、分步沉淀（分级沉淀）,对于几种难溶电解质沉淀析出的顺序是:离子积首先超过溶度积的难溶电解质先析出,离子积后达到溶度积的难溶电解质后析出, 这种先后沉淀的作用叫分步沉淀。,可以利用分步沉淀法来分离几种物质。分步沉淀的次序不仅与溶度

40、积大小有关，还与溶液中要沉淀的各离子的浓度大小有关。,解：（1）计算AgCl 、AgI开始沉淀所需要的c(Ag+) (AgCl)=1.77*10-10=ceq(Ag+)*ceq (Cl-) (AgI)=8.52*10-17= ceq (Ag+)*ceq (I-) ceq (Ag+)(AgCl)=1.77*10-8mol/L ; ceq (Ag+)(AgI)=8.52*10-15mol/L ceq (Ag+)(AgI) ceq (Ag+)(AgCl)先沉淀出AgI。,【例4-18】向Cl-和I-均为0.01 moldm-3的溶液中逐滴加入AgNO3溶液,问哪一种离子先沉淀？第二种开始沉淀时,溶液

41、中第一种的浓度为多少?两者有无分离的可能？,【例4-18】向Cl-和I-均为0.01 moldm-3的溶液中逐滴加入AgNO3溶液,问哪一种离子先沉淀？第二种开始沉淀时,溶液中第一种的浓度为多少？两者有无分离的可能？,(2)AgCl时, ceq(Ag+)(AgCl)=1.77*10-8mol.L-1 ceq (Ag+)(AgCl)同时满足AgI、AgCl沉淀溶解平衡 ceq (Ag+)(AgCl) = (AgCl)/ceq (Cl-)= (AgI)/ceq (I-)当AgCl时ceq (Cl-)=0.01mol.L-1,此时c(I-剩余)为: c(I-剩余)= (AgI)/ ceq (Ag+)

42、(AgCl) = 8.52*10-17/1.77*10-8 =4.81*10-9mol.L-110-5mol.L-1 即两者可分开。,利用分步沉淀的原理可以分离两种离子。并且两种沉淀的溶度积相差越大，分离越完全。,一般来说，由溶度积较大的难溶电解质转化成溶度积较小更难溶的电解质的过程是容易发生的，但相反的过程则要具体分析。两种沉淀物的溶度积相差愈大，沉淀转化愈完全。,在AgCl的沉淀中加入I-离子又生成了一种新的沉淀AgI。 AgCl(s)Ag+Cl-; KII-+K+ Ag+I- AgI这种在有沉淀的溶液中加入适当的试剂、生成另一种更难溶的物质，叫沉淀的转化。,4、沉淀的转化,如锅垢中的Ca

43、SO4难溶于水难溶于酸,可利用Na2CO3转化为易溶于酸的CaCO3: CaSO4+CO32- CaCO3+SO42- K =ceq(SO42- )/ceq (CO32-) 分子、分母同乘ceq (Ca2+) = (CaSO4)/ (CaCO3) =1.4*104 溶解度较大的沉淀转化为溶解度较小的沉淀,容易进行.反之需具体计算.,【例4-19】用Na2CO3处理AgI，能否使之转化为Ag2CO3?,解:反应: 2AgI+CO32-Ag2CO3+2I- 达平衡, K=ceq (I- )2/ceq (CO32-) 分子、分母同乘ceq (Ag+)2 K = (AgI)2/ (Ag2CO3) =(9.3*10-17)2/8.1*10-12 =1.1*10-21 可见, K很小,不能用沉淀转化的方法来处理.,【例4-20】如果在1 dm-3Na2CO3 溶液中转化 0.010 moldm-3 CaSO4 ，问 Na2CO3 的最初浓度应为多少？,解：首先需要0.010 moldm-3 的Na2CO3 作为沉淀剂形成沉淀 CaSO4(s) + CO32-,CaCO3(s) + SO42-, Na2CO3 的最初浓度为,0.010 + 7.110-7 0.010 ( moldm-3 ),4.5 多相离子平衡与溶度积,