溶度积的计算
溶度积的计算
溶度积的计算（1）已知溶度积求离子浓度：例1、已知室温下PbI2的溶度积为7.1×10-9，求在c(I-)=0.1mol·L-1的PbI2饱和溶液中, Pb2+的浓度最大可达到多少?（2）已知溶度积求溶解度：例2、已知298K 时ＡgCl 的K sp = 1.8×10-10，求其溶解度S（3）已知溶解度求溶度积例3、已知AgCl 298 K 时在水中溶解度为1.92×10-4g，计算其K sp。
（4）利用溶度积判断离子共存：例4、已知298K时，MgCO3的K sp = 6.82×10-6，溶液中c(Mg2+)=0.0001mol·L-1，c(CO32-) = 0.0001mol·L-1，此时Mg2+和CO32-能否共存？（5）利用溶度积判断沉淀平衡移动方向：已知：K SP（AgCl）＝1.8 ×10－10K SP（AgI）＝8.3 ×10－17往AgCl固体中加入蒸馏水，使其达到溶解平衡，（1）求溶液中c（Ag+）有多大？（2）再向该溶液加入KI，使I-浓度达到0.1mol/L,请判断有没有AgI生成？（6）溶度积与PH：例5.25℃时，Ksp [Mg(OH)2]= 5.6×10-12, 求Mg(OH)2的饱和溶液中的c(Mg2+)和PH值；若往此饱和溶液中滴入无色酚酞则溶液呈什么颜色？练习1：在100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入1mL 0.01mol/L AgNO3溶液，有沉淀(已知AgCl K SP=1.8×10-10)？Ag+沉淀是否完全?（化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5mol/L，沉淀就达完全）练习2：25℃时Ksp [Fe(OH)2]= 4.9×10-17，Ksp [Al(OH)3]= 1.3×10-33,比较Fe(OH)2、Al(OH)3饱和溶液中溶解度的大小.练习3：(1)已知常温下，AgI在水中的溶解度为2.1 ×10-6g/L,求AgI饱和溶液中的溶度积Ksp。
溶度积计算郑
1关于Ksp 的计算溶度积(平衡常数)——Ksp 1、定义：对于沉淀溶解平衡：（平衡时） M m A n (s) m M n ＋(aq)＋ n A m —(aq) 固体物质不列入平衡常数，上述反应的平衡常数为： K sp ＝[c (M n ＋)]m ·[c (A m —)]n 在一定温度下，K sp 是一个常数，称为溶度积常数， 简称溶度积。
练习：写出下列物质达溶解平衡时的溶度积常数表达式 AgCl(s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ag 2CrO 4 (s) ⇌ 2Ag + (aq) + CrO 4 2-(aq) 2、溶度积规则：离子积Qc=[c (M n +)]m · [c (A m -)]n Qc > Ksp ， ； Qc = Ksp ， ； Qc < Ksp ， 。
沉淀的生成和溶解这两个相反的过程它们相互转化的条件是离子浓度的大小，控制离子浓度的大小，可以使反应向所需要的方向转化。
一般来说，同种类型物质，K sp 越小其溶解度越 ，越 转化为沉淀。
3．溶度积K SP 反映了难溶电解质在水中的__ ______ ___，K SP 的大小和溶质的溶解度不同，它只与__ ______ 有关，与__ ______ 无关。
利用溶度积K SP 可以判断__ ______ __、__ ______ __以及__ _____ _ __。
4．沉淀的转化是__ _____ _ __的过程，其实质是__ _____ _ __。
5.计算 （一）判断沉淀情况 例1.在100 mL 0.1 mol/L KCl 溶液中，加入 100 mL 0.01 mol/L AgNO 3 溶液，有沉淀析出吗(已知 K SP （AgCl ）=1.8×10-10) ？ ∙ 解析: 本题主要利用浓度商与溶度积的大小比较，判断是否有沉淀生成。
通过计算可以看出加入溶液后Qc>Ksp(AgCl)，因此应当有AgCl 沉淀析出。
lme溶度积
lme溶度积LME溶度积，全称为Ligand Metal Ion solubility product（配体金属离子溶度积），是化学中一个重要的概念。
在配位化学中，理解和计算该值对于合成和运用大分子化合物十分重要。
1. 什么是LME溶度积LME溶度积是一个反映金属离子与配体形成络合物后的稳定性的概念。
LME溶度积可以用以下方程式表示：Mn+ + L → [MLn]，其中“M”表示金属离子，“L”表示配体，“[MLn]”表示形成的络合物。
如果有多个配体参与，则有：Mn+ + L1 + L2 + …… → [MLn]。
实际上，络合物会在一定程度上进行水解，所以这个方程式更精确的表示形式应为：Mn+ + L → [MLn(H2O)m]，其中 m 是水分子的数目，同时方程式符号上面的小写字母 n 应与下面的大写字母 n 相同。
2. 如何计算LME溶度积LME溶度积的计算需要测定一个方程的平衡常数，也就是K值。
平衡常数是指该反应的正、反方向的速率相等时，反应物与产物的浓度比。
从而，平衡常数K与两关键物质的浓度有关。
对于简单的方程式，可以使用光度法和电导法等方法测定K值，但对于较复杂的方程，可能需要更为复杂的方法。
3. LME溶度积的应用在配位化学中，了解LME溶度积对于理解一种化合物的结构和性质具有重要意义。
通过计算LME溶度积，可以预测化合物的稳定性，结构和水解性。
在有机合成中，考虑化合物在不同溶液中的LME溶解度也非常重要。
此外，在很多化学方程式中都需要知道LME溶度积，而且在工业上也会用到。
总之，LME溶度积在配位化学中扮演了重要的角色。
它的计算和测定方法众多，对于理解和支配一种化合物的性质和反应十分有用。
研究和应用LME溶度积的方法已成为现代化学领域的一个具有重要影响的分支，对于未来的研究和开发仍然具有很高的学术和实际意义。
溶度积 推导
溶度积推导
溶度积的推导是基于化学平衡常数的概念，通过一定温度下难溶电解质达到沉淀溶解平衡时各离子浓度幂的乘积来定义的。
具体推导过程如下：
假设有一化学反应AnBm(s)=nA(aq)+ mB(aq)，其平衡常数表达式为Ksp=C(A)^n×C(B)^m。
当难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，各离子浓度保持不变，此时离子浓度幂的乘积为一个常数，这个常数就是溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。
通过比较Q（溶液中各离子浓度的幂的乘积）和Ksp的大小，可以判断沉淀生成和溶解的发生。
当Q大于Ksp时，溶液为过饱和溶液，平衡往左移动，沉淀析出；当Q小于Ksp时，溶液为不饱和溶液，若溶液中仍有沉淀存在，平衡往右移动，沉淀溶解；当Q等于Ksp时，溶液为饱和溶液，处于沉淀溶解平衡状态，既无沉淀生成，也无沉淀溶解。
溶度积的大小反映了难溶电解质的溶解能力。
组成相似的难溶电解质随Ksp 减小，溶解度也减小。
而组成不同的难溶电解质，其Ksp大小不能直接反映出它们的溶解度大小，需通过计算进行溶解度的比较。
《溶度积》教案
第六章第一节溶度积[知识点]1、学生了解溶度积的概念。
2、理解溶度积常数K sp的计。
3、掌握溶解度与溶度积之间的关系，会进行两者之间的换算。
[重点]1.溶度积的计算。
[难点]1.溶解度与溶度积的换算。
第一课时一、溶度积常数Ksp(或溶度积)1、定义：难溶固体在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，离子浓度保持不变（或一定）。
各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积，用符号K sp表示。
即：AmBn(s) mA n+(aq)＋nB m－(aq)K sp=[A n+]m · [B m－]n例如：常温下沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag+(aq)＋Cl－(aq)，K sp(AgCl ) = [Ag+][Cl－] ＝1.8×10－10常温下沉淀溶解平衡：CrO4 (s) 2Ag+(aq)＋CrO42-(aq)，AgK sp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO42-] ＝1.1×10－122、溶度积K SP的性质（1）溶度积K SP的大小和平衡常数一样，它与难溶电解质的性质和温度有关，与浓度无关，离子浓度的改变可使溶解平衡发生移动,而不能改变溶度积KSP的大小。
（2）溶度积K SP反映了难溶电解质在水中的溶解能力的大小。
相同类型的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶于水；反之Ksp越大，溶解度越大。
如：Ksp(AgCl)= 1.8×10-10；Ksp(AgBr) = 5.0×10-13；Ksp(AgI) = 8.3×10-17.因为:Ksp (AgCl) > Ksp (AgBr) > Ksp (AgI),所以溶解度：AgCl) > Ksp (AgBr) > Ksp (AgI)。
不同类型的难溶电解质，不能简单地根据Ksp大小，判断难溶电解质溶解度的大小。
【练习巩固】25°C时，AgCl的溶解度为1.92×10-3g·L-1，求同温度下AgCl的溶度积。
沉淀溶解平衡、溶度积及计算
例1：将4×10-3mol·L-1的AgNO3溶液与4×10-3mol·L-1 的NaCl溶液等体积混合能否有沉淀析出？ Ksp(AgCl)= 1.8×10-10mol2·L-2 解：只有当 Qc > Ksp时，离子才能生成沉淀。混合后：
⑤ 滴定
左手控制旋塞，右手拿住锥形瓶颈，边滴边振荡；眼 睛要始终注视锥形ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ中溶液的颜色变化。 ⑥ 判断终点并记录实验数据 当看到滴加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变为无 色，且在半分钟内不褪色时。 ⑦ 滴定操作重复三次。
次 待测液体积
标准液体积（Ｌ）
数 （Ｌ） 滴定前 滴定后 实际 平均值
1 2
3
A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点
C
B．通过蒸发可以
使溶液由d点变到c点
C．d点无BaSO4 沉淀生成
D．a点对应的Ksp大
于c点对应的Ksp
2、已知Ag2SO4的KSP 为2.0×10-5，将适量Ag2SO4固
体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag+和SO42浓度随时间变化关系如右图（饱和Ag2SO4溶液中
4、以MnO2为原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu2+、 Pb2+、Cd2+等金属离子，通过添加过量难溶电解质
MnS，可使这些金属离子形成硫化物沉淀，经过滤除
去包括MnS在内的沉淀，再经蒸发、结晶，可得纯净
的MnCl2。根据上述实验事实，可推知MnS具有的相
化学反应中的电解质酸碱溶度积
化学反应中的电解质酸碱溶度积化学反应是物质之间发生变化的过程，而电解质酸碱溶度积则是描述这种变化的一项重要指标。
本文将深入探讨电解质酸碱溶度积的概念、计算方法以及其在化学反应中的应用。
一、电解质酸碱溶度积的概念电解质酸碱溶度积是指在一定温度下，电解质在水中的平衡溶解度的乘积。
具体定义为电解质在水中溶解时产生的阳离子和阴离子浓度的乘积，记为Ksp。
根据电解质酸碱溶度积的大小可以判断物质在水中的溶解度。
如果电解质酸碱溶度积大于溶解度积，说明物质溶解度高，反之溶解度低。
酸碱性溶液中电解质的溶解度取决于其酸碱性，一般而言，酸性溶液中酸性电解质的溶解度较高，碱性溶液中碱性电解质的溶解度较高。
二、电解质酸碱溶度积的计算方法电解质酸碱溶度积的计算需要根据反应方程式和各离子浓度之间的关系。
以一元电解质AB为例，其在水中的溶解可以表示为：AB（固体）⇌ A + + B -其中A + 和B - 分别代表阳离子和阴离子。
设固体AB的溶解度为s，根据守恒定律，可知[A + ]=[B - ]=s。
根据电离平衡，可得：Ksp=[A + ]×[B - ]=s×s=s²因此，我们可以通过已知的溶解度s来计算电解质酸碱溶度积。
三、电解质酸碱溶度积的应用电解质酸碱溶度积在化学反应中具有广泛的应用。
以下列举几个典型的应用例子。
1. 沉淀反应沉淀反应是指在溶液中发生的产生沉淀的反应。
当两个溶液中的离子相遇，其酸碱溶度积与溶解度积进行比较。
如果酸碱溶度积大于溶解度积，则会发生沉淀反应，生成沉淀物。
例如，当我们将氯化银溶液和硝酸钠溶液混合时，会观察到白色的沉淀生成。
此时，氯化银和硝酸钠溶液中的银离子和氯离子会发生反应，其反应方程式为：Ag + + Cl - + Na + + NO3 - ⇌ AgCl + Na + + NO3 -根据电解质酸碱溶度积的概念，我们可以计算出沉淀反应发生的条件。
2. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱之间发生的反应，生成盐和水。
溶度积实验报告
一、实验目的1. 了解溶度积常数的概念及其在化学平衡中的应用；2. 掌握测定溶度积常数的方法和原理；3. 通过实验，加深对难溶电解质溶解平衡的理解；4. 培养实验操作技能和数据处理能力。
二、实验原理溶度积常数（Ksp）是难溶电解质在饱和溶液中溶解平衡时，各离子浓度幂之积的常数。
对于难溶电解质AmBn（s）⇌mAn+（aq）+nBn-（aq），其溶度积常数的表达式为：Ksp=[An+]^m×[Bn-]^n。
本实验采用分光光度法测定溶度积常数。
首先，配制一系列不同浓度的难溶电解质溶液，然后测定其吸光度。
根据比尔定律，吸光度与溶液中待测物质浓度成正比。
通过绘制标准曲线，可以得到待测溶液的浓度，进而计算溶度积常数。
三、实验仪器与试剂1. 仪器：分光光度计、容量瓶、移液管、烧杯、玻璃棒、试管、滴定管等；2. 试剂：待测难溶电解质、标准溶液、酸碱指示剂、显色剂等。
四、实验步骤1. 准备标准溶液：根据实验要求，配制一系列不同浓度的标准溶液，并测定其吸光度，绘制标准曲线；2. 配制待测溶液：按照实验要求，准确称取一定量的待测难溶电解质，溶解后定容至一定体积，摇匀；3. 测定待测溶液吸光度：将待测溶液和标准溶液分别注入比色皿中，在特定波长下测定吸光度；4. 计算溶度积常数：根据标准曲线，得到待测溶液的浓度，代入溶度积常数的表达式，计算溶度积常数。
五、实验数据与结果1. 标准曲线：根据实验数据，绘制标准曲线；2. 待测溶液浓度：根据标准曲线，得到待测溶液的浓度；3. 溶度积常数：代入溶度积常数的表达式，计算溶度积常数。
六、实验结果分析1. 比较实验测得的溶度积常数与理论值，分析误差来源；2. 分析实验操作过程中可能出现的误差，提出改进措施；3. 总结实验结果，对难溶电解质溶解平衡的理解进行阐述。
七、实验结论通过本次实验，我们掌握了测定溶度积常数的方法和原理，加深了对难溶电解质溶解平衡的理解。
实验结果表明，本实验方法可靠，结果准确。
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学习情景五 硫酸钡溶度积常数的测定
学习要点
1、溶度积与溶解度
2、溶度积规则
3、影响多相离子平衡移动的因素
4、分步沉淀与沉淀分离法
链接
沉淀反应是一类广泛存在的反应，常用于对混合物的分离，在日常生活及生物技术的研究中有着重要作用。
沉淀现象在工业生产中常用来提取物料，得到产品；在生物工程中常用于对发酵液的分离提纯，以得到生物制品。
沉淀在日常保健中也有应用，如利用沉淀-溶解平衡原理可通过使用含氟牙膏来预防龋齿。
必备知识点一 溶度积规则
极性溶剂水分子和固体表面粒子相互作用，使溶质粒子脱离固体表面成为水合离子进入溶液的过程叫溶解。
溶液中水合离子在运动中相互碰撞重新结合成晶体从而成为固体状态并从溶液中析出的过程叫沉淀。
溶解和沉淀两个相互矛盾的过程使一对可逆反应在某一时刻（溶解与沉淀速率相等）达平衡状态，此平衡称为沉淀溶解平衡。
一、难溶电解质的溶度积常数
1、难溶电解质
在水中溶解度小于0.01g/100g 的电解质称为～。
如AgCl 的沉淀溶解平衡可表示为：
)
aq (Cl )aq (Ag )s (AgCl -++−→← 平衡常数
2、溶度积
对于一般难溶电解质
)aq (nB )aq (mA )AmBm(s m n -++−→←
K Ag Cl +-⎡⎤⎡⎤=⋅⎣⎦⎣⎦
平衡常数 一定温度下难溶电解质的饱和溶液中各组分离子浓度系数次幂的乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积；符号为K sp 。
沉淀溶解平衡是在未溶解固体与溶液中离子间建立的，溶液中离子是由已溶解的固体电离形成的。
由于溶解的部分很少，故可以认为溶解部分可完全电离。
3、K sp 的物理意义
（1）K sp 的大小只与反应温度有关，而与难溶电解质的质量无关；
（2）表达式中的浓度是平衡时离子的浓度，此时的溶液是饱和溶液；
（3）由K sp 可以比较同种类型难溶电解质的溶解度的大小；
不同类型的难溶电解质不能用K sp 比较溶解度的大小。
对于AB 型难溶电解质：
对于A 2B 或AB 2型难溶电解质：
不同概念。
一定温度下饱和溶液的浓度,也就是该溶质在此温度下的溶解度。
溶解度s 的单位均为mol/L ，计算时注意单位换算，g/L=mol/L*g/mol
例1：已知25℃时，Ag 2CrO 4的溶解度是2.2×10-3g /100g 水，求K sp (Ag 2CrO 4)。
解：
2s s
三、溶度积规则 离子积：某难溶电解质的溶液中任一状态下有关离子浓度的乘积，用J i 表示。
[][]n m m n
sp K A B +-=⋅s =()3θ
θsp 4K s c =⨯()2θ
sp K s =s =22442Ag CrO Ag CrO +-+223
4[][]4sp K Ag CrO S +-=⋅=33312122.210444291.410 1.110332s ---⎛⎫⨯=⨯=⨯⨯=⨯ ⎪⎝⎭
()()()n m m n A B s mA aq nB aq +-+()()[][]m n n m m n m n m n
sp K A B mS nS m n S +-+=⋅=⋅=⋅
J i 与K sp 的区别：K sp 是J i 的一个特例
1、溶度积规则：
当J>K sp 时，过饱和溶液，将生成沉淀，直至溶液饱和为止。
当J=K sp 时，饱和溶液，处于沉淀溶解平衡状态。
当J<K sp 时，不饱和溶液，若体系中有沉淀存在，沉淀会溶解，直至溶液饱和为止。
以上即为溶度积规则，依据此规则可以讨论沉淀的生成、溶解、转化等方面的问题。
例2：在298K 时，Mg(OH)2的K sp 值为1.2×10-11，求其溶解度。
解：设溶解的Mg(OH)2的浓度为χmol/L
平衡时 χ χ 2χ
必备知识点二 沉淀的生成和溶解
一、沉淀的生成
1、沉淀的生成
根据溶度积规则，当溶液中离子浓度的乘积大于溶度积时，就会有沉淀生成。
常用的方法有如下几种：
（1） 加入沉淀剂
（2） 控制溶液的酸度
（3） 同离子效应
在难溶电解质的饱和溶液中，加入与难溶电解质具有相同离子的强电解质时会使难溶电解质的溶解度降低，这种效应称为同离子效应。
例3：在298K 时，求AgCl 在0.0100mol/L 的AgNO 3溶液中的溶解度。
Ksp(AgCl)=1.56×10-10
解：设AgCl 在0.0100mol/L 的AgNO 3溶液中的溶解度为χmol/L ，
()222Mg OH Mg OH +-+()
223114[][]4 1.2101.4410/sp K Mg OH mol L χχ+---=⋅==⨯=⨯()()()AgCl s Ag aq Cl aq +-+10+--
（4）盐效应
如果将难溶电解质置于与其没有相同离子的强电解质溶液中，则由于溶液中离子强度较大，离子间存在静电作用互相牵制，限制了离子的自由活动，从而使阴阳离子相碰撞结合生成沉淀的机会减少，表现为难溶电解质的溶解度增大，这种效应称为盐效应。
沉淀完全：离子浓度小于10-5mol/L 时被认为“沉淀完全”。
二、分步沉淀
溶液中若同时存在两种或两种以上可与某沉淀剂反应的离子,则加入这种沉淀剂时存在先后沉淀即分步沉淀的问题。
分步沉淀常有以下几种情况：
1、生成的沉淀类型相同，且被沉淀离子起始浓度基本一致，则依据各沉淀溶度积由小到大的顺序依次生成各种沉淀。
如：溶液中同时存在浓度均为0.01mol·L -1的Cl -、Br -、I -三种离子，在此溶液中逐滴加入0.1mol·L -1AgNO 3溶液，则最先生成AgI ，其次是AgBr ，最后是AgCl 沉淀。
AgCl 开始沉淀时需要[Ag +]的浓度为：
AgBr 开始沉淀时需要[Ag +]的浓度为： AgI 开始沉淀时需要[Ag +]的浓度为：
2、生成的沉淀类型不同，或者几种离子起始浓度不同，这时不能单纯根据溶度积的大小判断沉淀顺序，必须依据溶度积规则先求出各种离子沉淀时所需沉淀剂的最小浓度，然后按照所需沉淀剂浓度由小到大的顺序判断依次生成的各种沉淀。
三、沉淀的溶解
根据溶液度积规则，要使系统中的沉淀溶解，只要J<K sp ，就能达到沉淀溶()10
91.5610[] 1.5610/0.1
Ag mol L -+
-⨯==⨯()13
127.710[]7.710/0.1
Ag mol L -+
-⨯==⨯()16151.510[] 1.510/0.1Ag mol L -+
-⨯==⨯
解的目的。
促使沉淀溶解的方法主要有：
在难溶电解质[难溶碱Fe(OH)3、Mg(OH)2，难溶弱酸盐CaCO 3、MnS 、CuS 、ZnS 等]的饱和溶液中加入酸后，酸与溶液中的阴离子生成弱电解质或气体（如H 2O 、H 2S 等），从而降低了阴离子的浓度，达到沉淀溶解的目的。
例如，Mg(OH)2溶于盐酸，其反应过程如下：
2OH -+2H +−→←2H 2O （l ） 由于弱电解质H 2O 的生成，从而显著降低了OH - 的浓度，使得沉淀溶解平衡朝着Mg(OH)2溶解的方向进行，只要有足够量的盐酸，Mg(OH)2可以完全溶解。
总反应方程式为：
Mg(OH)2（s ） + 2H +（aq ） ⇔ Mg 2+（aq ） + 2H 2O （l ）
总反应平衡常数K Θ为： [][][][][]2θw 2θsp 2
θ-eq 2θeq 2θ-
eq
θ2eq 2θeq θ2eq θ)()Mg(OH)()OH ()H ()OH ()Mg ()H ()Mg (K K c c c c c c c c c c c c K =⨯⨯==++++
沉淀的转化
在含有沉淀的溶剂中加入适当试剂，与某离子结合成为更难溶的物质。
前提条件是转化后的沉淀的K sp 更小。
难点重点解读
1、溶解度S ：在一定温度下，某固态物质在100g 溶剂里达饱和状态时所溶解的质量。
2、据溶解度S 判断沉淀情况：
难溶物：S < 0.01 易溶物：S > 10
微溶物：0.01～1 可溶物：1～10
3、离子积J i ：某难溶电解质的溶液中任一状态下有关离子浓度的乘积。
4、溶度积规则：
（1）当J>K sp 时，过饱和溶液，将生成沉淀，直至溶液饱和为止。
（2）当J=K sp 时，饱和溶液，处于沉淀溶解平衡状态。
Mg(OH)2（s ） −→← Mg 2+（aq ） + 2OH -（aq ） 2HCl （aq ） −→
− 2Cl -（aq ） + 2H +
（3）当J<K sp时，不饱和溶液，若体系中有沉淀存在，沉淀会溶解，直至溶液饱和为止。
据此规则可以讨论沉淀的生成、溶解、转化等方面的问题。