电解质溶液和离子平衡东华大学.ppt

第四章电解质溶液和离子平衡 活度 离子在参加化学反应时所表现出的有效浓度称为该离子的活度 c 活度系数c 溶液的浓度离子强度 用于表现溶液浓度和电荷数对活度系数的影响 等于溶液中各种离子 包括正 负离子 的浓度与离子电荷数平方乘积的总和的一半I c1z12 c2z22 c3z32 2 1 2 cizi2 水的自偶电离平衡 水本身电离平衡H2OH OH 在25 C 由电导等方法测得 H OH 1 0 10 7 mol L 1 则Kw H OH 1 0 10 14Kw 称为水的离子积常数 是水的解离平衡常数 Kw 具有一般平衡常数的特性 无量纲 Kw 随温度的增加 略有增加 pH和pOH 规定pH lg c H c 简化为pH lgc H 同时pOH lgc OH 25 C时 pKw pH pOH 14 00酸碱性与pH H 1 0 10 7mol L 1 OH pH 7 中性溶液 H 1 0 10 7mol L 1 OH pH7 pOH 碱性溶液 H 1 0mol L 1或 OH 1 0mol L 1时 直接使用浓度表示酸碱度 H OH 1 0 10 7 mol L 1 pH lg H 7 pOH加入0 10mol L 1一元强酸时 OH Kw H 1 0 10 14 1 0 10 1 1 0 10 13 mol L 1 加入0 10mol L 1一元强碱时 H Kw OH 1 0 10 14 1 0 10 1 1 0 10 13 mol L 1 水溶液中 纯水或酸碱溶液 H 和OH 同时存在 Kw是个常数 酸溶液中也有OH 碱溶液中也有H 溶液的酸碱性 一元弱电解质的解离平衡 HAcH aq Ac aq NH3 H2ONH4 OH 解离常数表达式分别为 解离常数 弱酸使用Ka 表示 弱碱使用Kb 表示必须指明具体的弱电解质反映弱电解质解离成离子的能力 Ki 越大 解离倾向越大 该弱电解质也相对较强Ki 10 4 弱电解质10 3 Ki 10 2 中强电解质Ki 10 7 极弱电解质具有平衡常数的一般性质 与浓度无关 随温度改变 但温度的影响较小 室温下可不予考虑 稀释定律 在一定温度下 Ka 为定值 某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大 HAcH aq Ac aq 初始浓度c00平衡浓度c c c c 当时 则有 一元弱酸的解离平衡 求0 10mol L 1和1 0 10 5mol L 1HAc水溶液的酸度 已知Ka 1 8 10 5 1 HAcH Ac 初始浓度 mol L 10 1000平衡浓度 mol L 10 10 xxxx 1 3 10 3mol L 1c H c Ac 1 3 10 3mol L 1c HAc 0 10 1 3 10 3 0 10mol L 1 Kw c H c c OH c c OH 7 7 10 12mol L 1pH lg c H 2 89解离度 0 10mol L 1醋酸的解离度 2 Ka x2 1 0 10 5 x 1 8 10 5 C0 Ka 1 0 10 5 1 8 10 5 500 不能简化 解方程得x H 7 16 10 6mol L 1 H C0 7 16 10 6 1 0 10 5 71 6 由此可见C0越小 越大 一元弱碱的解离平衡 已知25 时 0 200mol L 1氨水的解离度为0 95 求c OH pH值和氨的解离常数 解 NH3 H2ONH4 OH c0 mol L 1 0 20000ceq mol L 1 0 200 1 0 95 0 200 0 95 0 200 0 95 c OH 0 200 0 95 1 9 10 3pH 14 pOH 14 lg1 9 10 3 11 27 070329例题 将2 45克固体NaCN配制成500cm3的水溶液 计算此溶液的酸度是多少 已知 HCN的Ka为4 93 10 10 解 CN 的浓度为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因为c Kb 0 100 2 03 10 5 4 93 103 500则 OH Kb c 1 2 2 03 10 5 0 100 1 2 1 42 10 3 mol dm3 pH 14 0 pOH 14 0 2 85 11 15 多元弱酸的解离平衡 第一步 H2CO3HCO3 H 第二步 HCO3 CO32 H Ka1 Ka2 103 溶液中的H 主要来自第一步解离反应 c H 的计算可以按一元弱酸的解离平衡做近似处理 例题 计算0 010mol L 1H2CO3溶液中的H H2CO3 HCO3 和CO32 的浓度以及溶液的pH值 解 H2CO3HCO3 H 平衡浓度 mol L 10 010 xxx其中0 010 x 0 010 x 6 5 10 5mol L 1c H c HCO3 6 5 10 5mol L 1c H2CO3 0 010mol L 1 根据第二步解离计算c CO32 HCO3 CO32 H ceq mol L 1 6 5 10 5 yy6 5 10 5 y6 5 10 5 y 6 5 10 5 y Ka2 4 7 10 11mol L 1c CO32 Ka2 4 7 10 11mol L 1pH lg c H lg6 5 10 5 4 19 总结 多元弱酸的解离 多元弱酸的解离是分步进行的 一般Ka1 Ka2 Ka3 溶液中的H 主要来自于弱酸的第一步解离 计算c H 或pH时可只考虑第一步解离 对于二元弱酸 当Ka1 Ka2 时 c 酸根离子 Ka2 而与弱酸的初始浓度无关 对于二元弱酸 若c 弱酸 一定时 c 酸根离子 与c2 H 成反比 盐效应 在弱电解质溶液中加入其他强电解质时 该弱电解质的解离度将有所增大 这一影响称为盐效应解释 强电解质加入后 总浓度增大 活度降低 解离度增大才能维持平衡盐效应对弱电解质的解离度的影响较小 可以忽略 同离子效应 在弱电解质溶液中 加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象 同离子效应可进行定量计算 同离子效应对弱电解质的解离度的影响大于盐效应 同离子效应 例题 在0 10mol L 1HAc溶液中 加入NH4Ac s 使其浓度为0 10mol L 1 计算溶液的pH值和HAc的解离度 解 HAc aq H2O l H3O aq Ac aq c0 mol L 1 0 1000 10ceq mol L 1 0 10 xx0 10 x0 10 x 0 10 x 1 8 10 5c H 1 8 10 5mol L 1pH 4 74 0 018 0 10mol L 1HAc溶液 pH 2 89 1 3 酸碱指示剂 酚酞是有机弱酸 HIn HInH In 无色紫红色溶液中 H 增大至大于10Ka 时 指示剂90 以HIn存在 溶液无色 H 0 1Ka 时 指示剂90 以In 存在 呈紫红色 H Ka 时 HIn和In 各半 呈浅红色Ka 是确定指示剂变色范围的依据 pKa 1称为指示剂的变色范围 常用酸碱指示剂 同离子效应的应用 25 C时 1 0LHAc NaAc溶液中含有0 10molHAc和0 20molNaAc 计算 1 溶液的pH 2 向100mL该溶液中加入10mL0 10mol L 1HCl溶液后的pH 3 向100mL该溶液中加入10mL0 10mol L 1NaOH溶液后的pH 4 向100mL该缓冲溶液中加入1L水稀释后的pH 解 25 C时 Ka HAc 1 8 10 5 1 HAc和Ac 的浓度都较大 溶液的pH为 2 加入10mL0 10mol L 1HCl溶液后 HAc和Ac 的浓度分别为 HAc和Ac 的浓度都较大 溶液的pH为 溶液的pH由5 05降为4 98 仅减小了0 07 表明溶液具有抵抗少量强酸的能力 3 加入10mL0 10mol L 1NaOH溶液后 HAc和Ac 的浓度分别为 HAc和Ac 的浓度都比较大 溶液的pH为 溶液的pH由5 05升高到5 11 仅增大了0 06 表明溶液具有抵抗少量强碱的能力 4 加入1L水稀释后 HAc和Ac 的浓度分别为 HAc和Ac 的浓度都较大 缓冲溶液的pH为 加入1L水稀释后 溶液的pH未发生变化 表明缓冲溶液具有抗稀释的作用 缓冲溶液 弱酸及弱酸盐 或弱碱及弱碱盐 的混合溶液的pH值能在一定范围内不因稀释或外加的少量强酸或强碱而发生显著变化 这种溶液称为缓冲溶液 缓冲机理 Ac 是抗酸因素 HAc是抗碱因素 Ac HAc称缓冲对 稀释时 Ac 和 HAc 变化相同 则比值不变 H 不变 缓冲溶液pH值的计算 1 弱酸 弱酸盐 HAc NaAc H2CO3 NaHCO3HAH A MA M A 由于同离子效应 通常用初始浓度c HA c A 代替ceq HA ceq A 缓冲溶液pH值的计算 2 弱碱 弱碱盐 NH3 NH4Cl 结论 缓冲溶液的pH值主要是由pKa 或14 pKb 决定的 还与和相关缓冲溶液的缓冲能力是有限的缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关 c HA c B 及c A 或c BH 较大时 缓冲能力强 或接近1时 缓冲能力大 只有当缓冲比在0 1 10范围内 缓冲溶液才能发挥缓冲作用 通常把缓冲溶液能发挥缓冲作用 缓冲比为0 1 10 的pH范围称为缓冲范围 HA A 缓冲溶液的缓冲范围为 缓冲范围 缓冲溶液的缓冲性能的计算 若在50 00ml0 150mol L 1NH3和0 200mol L 1NH4Cl组成的缓冲溶液中 加入0 100ml1 00mol L 1的HCl 求加入HCl前后溶液的pH值各为多少 解 加入HCl前 加入HCl后 NH3 HCl NH4Cl反应前 mmol 50 0 15 7 50 1 1 0 150 0 2 10反应后 mmol 7 4010 1 例题 用浓度均为0 10mol L 1的弱酸和其共轭碱溶液配制100mLpH为5 00的缓冲溶液 解 所选择的缓冲对中弱酸的pKa 应在4 6之间 HAc的pKa 4 74 因此可选择HAc NaAc缓冲对 若需0 10mol L 1HAc溶液的体积为V HAc 则需0 10mol L 1NaAc溶液的体积为100mL V HAc 代入数据得 V HAc 35 5mL所需NaAc溶液的体积为 V NaAc 100 V HAc 65 5mL将35 5mL0 10mol L 1HAc溶液与65 5mL0 10mol L 1NaAc溶液混合 即可配制成100mLpH为5 00的缓冲溶液 盐的水解 盐溶解在水中得到的溶液可能是中性 强酸强碱盐的水溶液 NaCl等有的盐水溶液可能是酸性的 强酸弱碱盐类 NH4Cl FeCl3等有的是碱性 强碱弱酸盐类 NaAc Na2CO3盐在水溶液中 与水作用使水的电离平衡发生移动 从而可能改变溶液的酸度 这种作用叫盐的水解 各种盐的水解 1 强酸强碱盐 不水解离子不与H 或OH 结合成弱电解质IA IIA 部分 的盐酸 硝酸 硫酸 高氯酸盐 2 弱酸强碱盐 水解显碱性以NaAc为例 NaAc Na Ac H2OH OH Ac H HAc H 降低 H2O的电离平衡右移产生Ac H2OHAc OH 产生OH 水解显碱性 弱酸强碱盐的水解 NaAc的水解平衡 Ac H2OHAc OH 平衡后水解平衡常数的表达式 弱酸强碱盐水解平衡常数 Kh Kw Ka 对于NaAc Kh 1 0 10 14 1 8 10 5 5 6 10 10非常小 计算时常采用近似的方法 弱酸强碱盐的pOH 设NaAc起始浓度为C0 水解平衡后 OH xAc H2OHAc OH 起始 C000平衡 C0 xxx Kh 小 C0 Kh 500 C0 x C0 例题 求0 010mol L 1NaCN溶液的pH和水解度 Ka HCN 4 93X10 10 解 Kh Kw Ka 1 0 10 14 4 93 10 10 2 03 10 5 C0 Kh 0 010 2 03 10 5 492 400 pOH 3 35pH 10 65水解度h OH C0 4 51 10 4 0 010 4 5 070403强酸弱碱盐的水解 显酸性 以NH4Cl为例 NH4 H2ONH3 H2O H 强酸弱碱盐的水解平衡常数 实验安排 第三个实验的选课从第五周4月2日 周一 开始至4月8日 周日 结束 以后每逢单周的周一至周日选下一次的实验课 不参加选课不能进实验室做实验 弱酸弱碱盐水解 1 弱酸弱碱盐中的弱酸根 弱碱离子均可以水解 溶液究竟显酸性或碱性 取决于弱酸弱碱的相对强弱 水解平衡常数 以NH4Ac为例来讨论 NH4Ac NH4 Ac H2OH OH NH4 OH NH3 H2OAc H HAc 弱酸弱碱盐水解 2 总的水解反应 NH4 Ac H2ONH3 H2O HAc平衡常数表达式 弱酸弱碱盐水解 3 对于NH4Ac Kh Kw Ka Kb 1 0 10 14 1 8 10 5 1 8 10 5 3 1 10 5比NaAcKh 5 6 10 10NH4ClKh 5 6 10 10要大105倍 NH4Ac的双水解趋势要比NaAc NH4Cl单方面水解趋势大得多 弱酸弱碱盐溶液的pH 将MB溶于水中 起始浓度为C0M H2O MOH H MOH H B H2O HB OH HB OH 有一个MOH生成 则产生一个H 同样有一个HB 则生成一个OH 则这个OH 就立即和H 中和 最终溶液中的 H H MOH HB 1 由M 的水解平衡常数表达式M H2O MOH H 得到 KhM MOH H M Kw Kb MOH Kw M Kb H 2 由B 的水解平衡常数表达式 B H2O HB OH 得到 KhB 0 HB OH B Kw0 Ka0 HB Kw0 B H Ka0 OH H B H Ka0 3 将 2 3 代入 1 中 两边同乘Ka0 Kb0 H Ka0 Kb0 H 2 Ka0 Kw0 M Kb0 B H 2 当C0 Ka0且Kh0很小 则近似 M B C0 弱酸弱碱盐溶液的pH 弱酸弱碱盐溶液中 H 计算的简化公式 条件 C0 Ka 由此公式可知 弱酸弱碱盐 H 浓度与溶液浓度无直接关系当Ka Kb 时 H Kw 1 2 1 10 7当Ka Kb 时 H Kw 1 2 1 10 7 例题 求0 1mol L 1的NH4F溶液pH 解 C0 Ka0 用简化公式 pH 6 35 Ka Kb 水解显弱酸性 弱碱水解程度大于弱酸水解 H OH 多元弱酸盐和多元弱碱盐的水解 分级水解 以Na2CO3为例 一级水解 CO32 H2OHCO3 OH 起始 C0平衡 C0 xxxKh1 HCO3 OH CO32 Kw Ka2 1 0 10 14 5 6 10 11 1 8 10 4二级水解 HCO3 H2O H2CO3 OH Kh2 H2CO3 OH HCO3 Kw Ka1 1 0 10 14 4 2 10 7 2 4 10 8Kh1 Kh2 多元弱酸盐水解一般只考虑第一级水解 第二级水解忽略不计 影响盐水解的因素 1 盐及其水解产物的性质 平衡常数的影响 MA H2OHA MOHKa Kb Kh 因此水解程度一般很小Kh Kw Ka Kh Kw Kb Kh Kw Ka Kb Ka Kb 越小 水解后生成的弱酸弱碱越弱 Kh 越大 水解越大 Al2S3 NH4 2S完全水解溶液的浓度 从水解度可知C0越小 h越大 影响盐水解的因素 2 温度的影响 水解反应是吸热反应 温度大 有利于水解 酸度 对水解有明显的影响 例 NaCN CN H2OHCN OH 为防止水解产生剧毒气体HCN 加入适量的碱 抑制水解 例 SnCl2 Sn2 H2OSn OH 2 2H 为防止水解加入HCl 抑制水解 酸碱理论 水 离子理论溶剂理论酸碱电子理论 质子理论 布朗斯特酸碱理论 软硬酸碱理论 HSAB LewisGN 1875 1946美国物理化学家 GraphR Pearson美国加州大学化学系 布朗斯特酸碱理论 酸碱质子理论 酸 反应中任何能给出质子的分子或离子 即质子给予体碱 反应中任何能接受质子的分子或离子 即质子接受体酸碱反应是指质子由质子给予体向质子接受体的转移过程该定义不涉及发生质子转移的环境 故而在气相和任何溶剂中均通用 布朗斯特BronstedJN1879 1947丹麦物理化学家 酸碱反应的实质 酸越强 其共轭碱越弱 碱越强 其共轭酸越弱反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行对于某些物种而言 是酸是碱取决于参与的具体反应两个共轭酸碱对之间的质子传递 难溶电解质的溶解平衡 物质的溶解度具有大小之分 没有绝对的不溶 难溶电解质在水中有一定的溶解 只是它们的饱和溶液的物质的量浓度极小 溶解 BaSO4 s Ba2 aq SO42 aq 沉淀 Ba2 aq SO42 aq BaSO4 s 当溶解和沉淀速度相等时 便达到了沉淀 溶解动态平衡 溶液中离子浓度不再改变 溶度积 平衡后 BaSO4 s Ba2 aq SO42 aq 溶度积常数 Ba2 SO42 Ksp Ksp 与温度有关 298K 1 08 10 10 323K 1 98 10 10变化不大Ksp 与浓度无关反映物质的溶解能力相同类型难溶物质可以用溶度积比较溶解度大小 例题 298 15K时 Mg OH 2在水中达到沉淀 溶解平衡 溶液中Mg2 和OH 的浓度分别为1 1 10 4mol L 1和2 2 10 4mol L 1 计算该温度下Mg OH 2的标准溶度积常数 解 Mg OH 2为1 2型难溶电解质 其标准溶度积常数为 沉淀完全 定性分析 溶液中残留离子浓度 10 5 mol L 1 定量分析 溶液中残留离子浓度 10 6 mol L 1 定量分析时 分析天平的精度0 0001克分子量按100估计 mol m M 0 0001 100 10 6 溶度积和溶解度 结构不同的难溶物 不能用Ksp 的大小比较溶解度的大小 要具体计算之后才能回答 结构相同的难溶物 可直接用Ksp 比较溶解度的大小 Ksp S mol kg 1 AgCl1 8 10 101 3 10 5AgBr5 0 10 137 1 10 7AgI9 3 10 179 6 10 9 例题 298 15K时 AgCl的溶解度为1 8 10 3g L 1 求该温度下AgCl的标准溶度积常数 解 AgCl的摩尔质量是143 4g mol 1 AgCl饱和溶液的浓度为 AgCl为1 1型难溶电解质 标准溶度积常数为 例题 已知CaCO3的Ksp 2 9 10 9 求CaCO3的溶解度S 解 设溶解度为SCaCO3Ca2 CO32 平衡浓度 SS S 5 4 10 5mol dm 3 溶度积规则 对于沉淀 溶解反应 AxByxAa yBb 其反应商J为 J Aa x Bb y沉淀 溶解反应的摩尔吉布斯函数变为 rGm T 2 303RTlgK 2 303RTlgJJ Ksp 溶液饱和 无沉淀 JKsp 溶液过饱和 有沉淀析出 以此三条判断沉淀的生成和溶解 例题 等体积的0 2M的Pb NO3 2和KI水溶液混合是否会产生PbI2沉淀 解 Pb2 aq 2I aq PbI2 s Ksp c Pb2 c c I c 2 1 4 10 8J c Pb2 c c I c 2 0 1 0 1 2 1 10 3 Ksp 会产生沉淀 沉淀的溶解 根据溶度积规则 在含有沉淀的难溶强电解质的饱和溶液中 如果能降低难溶强电解质的阳离子浓度或阴离子的浓度 使J Ksp 则沉淀就会溶解 生成弱电解质生成水生成弱酸H2CO3 H2S H2C2O4生成弱碱NH3发生氧化还原反应生成配离子 生成弱电解质 在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入某种电解质 能与难溶强电解质的阳离子或阴离子生成弱电解质 使J Ksp 则难溶强电解质的沉淀 溶解平衡向溶解方向移动 导致沉淀溶解 难溶于水的氢氧化物能溶于酸 M OH z s M2 aq zOH aq zH2OzHCl aq zCl aq zH aq 例题 为什么CaCO3 s 可溶于HAc 而CaC2O4 s 不溶 CaCO3 s Ca2 aq CO32 aq Ksp 4 96 10 9CaCO3 2HAc Ca2 H2CO3 2Ac H2CO3 CO2 g H2O CaC2O4 s Ca2 aq C2O42 aq Ksp 2 34 10 9CaC2O4 2HAc Ca2 H2C2O4 2Ac 可见 难溶盐的Ksp相同时 K取决于难溶盐酸根对应的共轭酸的强弱 共轭酸的Ka越小 沉淀易于溶解 强酸置换弱酸规律 发生氧化还原反应 在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入某种氧化剂或还原剂 与难溶电解质的阳离子或阴离子发生氧化还原反应 降低阳离子或阴离子的浓度 使J Ksp 导致难溶强电解质的沉淀 溶解平衡向沉淀溶解的方向移动 CuS沉淀溶于硝酸溶液的反应式为 3CuS s 8HNO3 aq 3Cu NO3 2 aq 3S s 2NO g 4H2O l 070405生成配离子 在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入某种电解质 与难溶强电解质的阳离子或阴离子生成配离子 使难溶强电解质的阳离子浓度或阴离子浓度降低 致使J Ksp 沉淀 溶解平衡向沉淀溶解方向移动 导致难溶电解质沉淀溶解 AgCl沉淀溶于氨水的反应式为 AgCl s Cl aq Ag aq 2NH3 aq Ag NH3 2 aq 金属硫化物的沉淀 特征颜色 从左至右依次为PbS Bi2S3 CuS CdS Sb2S3 SnS2 As2S3和HgS 例题 为什么MnS s 溶于HCl CuS s 不溶于HCl MnS s Mn2 aq S2 aq K1 Ksp 4 65 10 14S2 H3O HS H2OK2 1 Ka2 H2S 1 1 1 10 12 HS H3O H2S H2OK3 1 Ka1 H2S 1 9 1 10 8 总反应 MnS s 2H3O Mn2 H2S 2H2OK K1 K2 K3 Ksp Ka2 Ka1 4 65 105同理 CuS s Cu2 aq S2 aq Ksp 1 27 10 36CuS s 2H3O Cu2 H2S 2H2OK Ksp Ka2 Ka1 1 27 10 17对于同类硫化物 Ksp大的 较易溶解 金属硫化物的溶解 易溶于水的硫化物Na2S K2S BaS 白色 不溶于水 溶于稀盐酸的硫化物 Ksp 较小MnS FeS ZnS不溶于水和稀酸的硫化物 Ksp 极小PbS CuS 控制pH值分步沉淀 1 浓度均为0 10mol L 1的Zn2 Mn2 混合溶液中通入H2S气体 哪种先沉淀 pH控制在什么范围 以实现完全分离 Ksp MnS 4 65 10 14 Ksp ZnS 2 93 10 25解 对于MnS S2 Ksp MnS Mn2 4 65 10 14 0 10 4 7 10 13mol L 1 H3O Ka1 Ka2 H2S S2 0 5 1 0 10 20 4 7 10 13 0 5 1 5 10 4mol L 1MnS开始沉淀时的pH 3 82 控制pH值分步沉淀 2 ZnS沉淀完全时 S2 Ksp ZnS Zn2 2 93 10 25 1 0 10 6 2 9 10 19mol L 1 H3O Ka1 Ka2 H2S S2 0 5 1 0 10 20 2 9 10 19 0 5 0 19mol L 1ZnS开始沉淀时的pH 0 73说明 pH值在0 73 3 82之间 可使ZnS沉淀完全 而MnS不沉淀 例题 把足量的AgCl放入纯水和1dm31 0mol L 1的盐酸溶液中溶解度是多少 已知Ksp AgCl 1 78 10 10解 1 纯水中AgCl s Ag aq Cl aq 平SSKsp c Ag c c Cl c S2 1 78 10 10S 1 33 10 5mol L 1 2 盐酸溶液中AgCl s Ag aq Cl aq 平SS 1Ksp c Ag c c Cl c S S 1 1 78 10 10此时S 1 1则S Ksp 1 78 10 10mol L 1AgCl溶解度比纯水中减少 同离子效应 因加入与难溶强电解质含有相同离子的易溶强电解质 使难溶强电解质的溶解度降低的现象也称为同离子效应 J Ks 例题 计算298 15K时Ag2CrO4在0 010mol L 1K2CrO4溶液中的溶解度 解 设溶解度为s Ag2CrO4 s 2Ag aq CrO42 aq 平衡浓度 mol L 1 2s0 010 s 0 010s 5 2 10 6mol L 1 盐效应 在难溶强电解质溶液中加入不具有相同离子的易溶强电解质 将使难溶强电解质的溶解度增大 这种现象也称为盐效应 实验练习 在AgNO3和Pb NO3 2的混合溶液中 加入K2CrO4溶液时 为什么首先看到的是黄色沉淀 为什么加入一定量的K2CrO4后又出现了砖红色沉淀 Pb2 CrO42 PbCrO4 黄色 Ksp PbCrO4 2 8 10 132Ag CrO42 Ag2CrO4 砖红色 Ksp Ag2CrO4 1 12 10 12控制加入K2CrO4溶液的量 可使黄色的PbCrO4完全沉淀 而防止砖红色的Ag2CrO4沉淀出现 达到分离不同阳离子的目的 分步沉淀 如果溶液中含有两种或两种以上离子 都能与某种沉淀剂生成难溶强电解质沉淀 当加入该沉淀剂时就会先后生成几种沉淀 这种先后沉淀的现象称为分步沉淀 当溶液中同时存在几种离子 都能与加入的沉淀剂生成沉淀时 生成沉淀的先后顺序决定于J与Ksp 的相对大小 首先满足J Ksp 的难溶强电解质先沉淀 例题 在Cl 和I 均为0 010mol L 1的溶液中 加入AgNO3溶液 能否分步沉淀 开始沉淀的 Ag 对于AgCl Ksp c Ag c c Cl c 1 76 10 10c Ag Ksp AgCl c Cl 1 76 10 10 0 010 1 76 10 8 mo