2015年電氣工程師考試普通化學知識點沉淀溶解平衡

　　沉淀溶解平衡 - 多相離子平衡

　　一、 溶度積常數(shù)

　　1 、溶度積——即難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡常數(shù),用Ksp表示。因其反應了物質(zhì)的溶解能力，故稱溶度積常數(shù) , 簡稱溶度積。

　　例如：KspAgCl = [Ag+] [Cl-]

　　KspAg2S = [Ag+] 2[S2-]

　　溶度積常數(shù)的定義是：在一定溫度下，難溶強電解質(zhì)飽和溶液中離子濃度系數(shù)次方的乘積為一常數(shù) ，即Ksp 。

　　學習溶度積常數(shù)應注意：

　　(1)Ksp 也是一種平衡常數(shù)，其值隨 T 而改變。

　　(2)Ksp 既表示難溶強電解質(zhì)在溶液中溶解趨勢的大小，也表示生成該難溶電解質(zhì)的難易 。

　　(3)書寫Ksp表達式時，各離子濃度應取電離方程式中該離子的計量系數(shù)為指數(shù)。例：Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH- KspMg(OH)2 =[Mg2+][OH-]2

　　(4)指定溫度下，任何難溶電解質(zhì)飽和溶液中，其 Ksp是一個常數(shù)。不同難溶電解質(zhì) Ksp不同。

　　2、溶度積與溶解度的關(guān)系

　　雖然二者都可表示難溶電解質(zhì)的溶解能力，但它們是兩個既有區(qū)別又有聯(lián)系的不同概念。

　　溶度積：指一定溫度下難溶強電解質(zhì)飽和溶液中，離子濃度系數(shù)次方的乘積。用Ksp表示，單位是：mol / L

　　溶解度 — 指一定溫度下飽和溶液的濃度。即該溶質(zhì)在此溫度下的最大溶解度。用S表示，單位是：g / 100mL水

　　用 Ksp 與 S 時注意：

　　(1)同種類型的難溶電解質(zhì)才能用 Ksp 比較溶解度大小;不同類型的難溶電解質(zhì)只能將Ksp 換算成 S 再比較溶解度大小 。因為難溶電解質(zhì)類型不同，Ksp 與 S 關(guān)系式不同。

　　(2)溶解度的數(shù)值還與溶液中溶解的離子有關(guān)(同離子效應)，但Ksp不管在什么溶液中都是個常數(shù)。

　　(3)Ksp只適用于難溶強電解質(zhì);但 S 適用于所有的強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)和難溶電解質(zhì)。

　　3 、溶度積規(guī)則

　　(1) 離子積 —— 指某難溶電解質(zhì)溶液中，任意狀態(tài)下組分離子濃度系數(shù)次方的乘積，用 Qi 表示。 Qi 不一定等于Ksp。

　　例：KspAg2S = [Ag+]2[S2-]

　　離子積的意義與化學平衡一章中濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc的關(guān)系相似. 例：QAg2S == [Ag+]2[S2-] =# Ksp

　　QAg2CrO4 = [Ag+]2[CrO42-] =# Ksp

　　(2)沉淀-溶解反應方向判斷

　　當 Qi = Ksp 時，系統(tǒng)是飽和溶液，系統(tǒng)內(nèi)達到平衡，無沉淀析出。

　　當 Qi〈 Ksp時， 系統(tǒng)是不飽和溶液，無沉淀析出，若體系中有固體， 則反應向沉淀溶解方向進行，直到飽和為止。

　　當 Qi 〉Ksp時， 系統(tǒng)是過飽和溶液，反應向生成沉淀的方向進行，直到飽和為止。

　　以上根據(jù)Qi和Ksp判斷沉淀溶解反應方向的規(guī)則，即稱為 —— 溶度積規(guī)則。

　　4、 同離子效應和鹽效應

　　(1)同離子效應 ——前面講過，指在弱電解質(zhì)溶液中加入具有相同離子的強電解質(zhì)會使弱電解質(zhì)解離度降低的現(xiàn)象。

　　實際，在難溶強電解質(zhì)的沉淀—溶解平衡中，同樣存在同離子效應，使得難溶電解質(zhì)溶解度降低。

　　(2)同離子效應的應用：

　　第一， 加入過量沉淀劑可使被沉淀離子沉淀完全，一般加入的沉淀劑要過量20-50%; 沉淀完全的標志是該離子濃度〈 10-5.mol/dm3;

　　第二， 定量分離沉淀時，可據(jù)同離子效應選擇洗滌劑，避免沉淀損失 。

　　(3)鹽效應 ——指在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中加入不含相同離子的強電解質(zhì)，而使難溶電解質(zhì)溶解度增大的現(xiàn)象。

　　例：CaSO4溶于KNO3其 S會比在水中大。

　　學習同離子效應和鹽效應注意,實際上：在弱電解質(zhì)的電離平衡中也存在鹽效應，產(chǎn)生同離子效應時， 必然伴隨鹽效應，但同離子效應的影響大得多，鹽效應的影響小得多 。

　　二 、 沉淀的生成

　　沉淀的生成即溶度積規(guī)則的應用。只要控制某難溶電解質(zhì)溶液中離子濃度，使Qi > Ksp,就會有沉淀生成。

　　注意：(1)沉淀劑必須有較大的解離度，以保證足夠的濃度;

　　(2)沉淀劑必須過量，通常要過量 20-50% 。

　　三 、 沉淀的溶解

　　沉淀的溶解也是溶度積規(guī)則的應用。 只要減少該難溶鹽飽和溶液中某離子的濃度，使 Qi < Ksp，沉淀就會溶解，其實質(zhì)還是平衡的移動。使沉淀溶解有以下方法：

　　1、生成弱電解質(zhì);

　　2、發(fā)生氧化還原反應;

　　3、生成配合物。

　　四 、酸度對沉淀和溶解的影響

　　在化學研究中對于某些難溶物質(zhì)，其溶解度與酸度密切相關(guān)，可以通過控制溶液的酸度或pH值而使其沉淀或溶解。例如：

　　[H+] = (K[H2S] / [S2-])1/ 2

　　實踐證明：不僅溶解不同硫化物需要的酸度不同，沉淀不同硫化物需要的酸的度也不同;因此可通過控制酸度使不同金屬離子分別沉淀而達到分離的目的，這種方法就叫做分步沉淀法。

　　五、分步沉淀

　　分步沉淀——即在有兩種或兩種以上離子的混合溶液中通過控制酸度或沉淀劑濃度而使離子分別沉淀的方法。

　　例如：在含有等濃度的Cl- 和 I- 的混合溶液中，逐滴加入含Ag+的溶液，則溶解度小的AgI先沉淀，而溶解度大的AgCl后沉淀,通過控制Ag+濃度，可以使之分開。

　　六、 沉淀的轉(zhuǎn)化

　　沉淀的轉(zhuǎn)化——在含有沉淀的溶液中，加入適當試劑，與某一離子結(jié)合成為更難溶的物質(zhì)的現(xiàn)象。

　　例如： 2AgCl + S2- = AgS + 2 Cl-

　　CaCO3 +2 F- = CaF2 + CO32-

　　加入弱酸、弱堿應注意酸度的變化

　　例：某溶液中含有0.10 mol/L的FeCL2和CuCL2,通H2S于該溶液中是否會生成FeS沉淀?(通H2S最大[H2S]=0.1mol/L)

　　解：查表KspFeS > KspCuS

　　CuS先沉淀 Cu2+ + H2S = CuS + 2H+

　　0.1 0.1 0.2

　　Cu2+沉淀完全時[H+] = 0.2mol/L

　　[S2-] = K[H2S]/[H+]2 = 1.7 ×10 -22 mol/L

　　[Fe2+][S2-] = 0.1×1.7×10 -22 < KspFeS