无机化学：第五章 酸碱平衡与沉淀-溶解平衡(12)
合集下载
酸碱平衡与沉淀-溶解平衡
平衡向左移动
低降
[H ]
低降
定义：这种在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或 弱碱含有相同的离子的易溶性强电解质，使弱酸或弱 碱的解离度降低的现象。
可编辑版
16
(2).盐效应
若在HAc溶液中加入不含相同离子的强电解质 如NaCl ，则因离子强度增大，溶液中离子之间的 相互牵制作用增大，使HAc的解离度略有增大，这 种作用称为盐效应。
可编辑版
33
3. 配制的缓冲溶液的Ca、 Cb浓度要适当
[H] K1a•C0
(3) 多元弱碱与多元弱酸同理。
例：
H2CO3
H+ + HCO3— Ka1 [H[H][2H CCO3]3O]
pKa1 = 6.35
HCO3—
H+ + CO32—
pKa2 = 10.33 可编辑版
Ka2
[H][CO32] [HCO3]
14
四、酸碱电离平衡的移动
a.浓度对平衡移动的影响
酸(HA)与碱(B-)的质子传递反应，生成A-和HB， 达到平衡后反应物和产物的浓度都不变，则有：
HA + B-
A- + HB
这是HA与B-的质子传递平衡。
达到平衡时，产物浓度的乘积与反应物浓度的
乘积之比则为其酸碱质子传递平衡常数K ，即
[HB][A ] K [HA][B]
在一定温度下，其值一定。K值愈大，表
1. 2. NH3·H2O⇌NH4++OH-
加NH4+，平衡左移
可编辑版
22
第三节 缓冲溶液
一、 缓冲溶液组成和作用机理
Fact： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显著
无机化学课件PPT-沉淀溶解平衡
Fe(OH)2 Fe(OH)3
FeS Hg2Cl2 Hg2Br2 Hg2I2
HgS PbCl2 PbCO3 PbCrO4 PbSO4 PbS PbI2 Pb(OH)2
Ksp 4.87 10-17 2.64 10-39 1.59 10-19 1.45 10-18 5.8 10-25 4.5 10-29 4.0 10-53 1.17 10-5 1.46 10-13 1.77 10-14 1.82 10-8 9.04 10-29 8.49 10-9 1.42 10-20
若考虑PO43-离子水解，则[PO43-] S，而是:
S
[PO
3 4
]
[HPO
2 4
]
[H
2
PO
4
]
[H
3PO
4
]
[PO
3 4
]1
[H ] Ka3
[H ]2 K a2K a3
[H ]3 K a1K a2Ka3
三、溶度积规则
溶度积规则：可以通过比较沉淀溶解平衡的反应商Q和Ksp的大 小来判断难溶强电解质溶液中反应进行的方向：
沉淀溶解平衡 （Precipitation and Dissolution Equilibrium）
根据物质在水中的溶解度（S）大小，将其分为四个级别：
易溶：S > 1 g/100g H2O 可溶：S = 0.1 – 1 g/100g H2O 微溶：S = 0.01 – 0.1 g/100g H2O 难溶：S < 0.01 g/100g H2O 不存在完全不溶的化合物
解：沉淀出Ni(OH)2，则溶液中[Ni2+][OH-]2 > Ksp(Ni(OH)2) [Ni2+] = 0.01 moldm-3 最低的[OH-]浓度为 [OH-]min2 = Ksp(Ni(OH)2) /[Ni2+]
FeS Hg2Cl2 Hg2Br2 Hg2I2
HgS PbCl2 PbCO3 PbCrO4 PbSO4 PbS PbI2 Pb(OH)2
Ksp 4.87 10-17 2.64 10-39 1.59 10-19 1.45 10-18 5.8 10-25 4.5 10-29 4.0 10-53 1.17 10-5 1.46 10-13 1.77 10-14 1.82 10-8 9.04 10-29 8.49 10-9 1.42 10-20
若考虑PO43-离子水解，则[PO43-] S，而是:
S
[PO
3 4
]
[HPO
2 4
]
[H
2
PO
4
]
[H
3PO
4
]
[PO
3 4
]1
[H ] Ka3
[H ]2 K a2K a3
[H ]3 K a1K a2Ka3
三、溶度积规则
溶度积规则：可以通过比较沉淀溶解平衡的反应商Q和Ksp的大 小来判断难溶强电解质溶液中反应进行的方向：
沉淀溶解平衡 （Precipitation and Dissolution Equilibrium）
根据物质在水中的溶解度（S）大小，将其分为四个级别：
易溶：S > 1 g/100g H2O 可溶：S = 0.1 – 1 g/100g H2O 微溶：S = 0.01 – 0.1 g/100g H2O 难溶：S < 0.01 g/100g H2O 不存在完全不溶的化合物
解：沉淀出Ni(OH)2，则溶液中[Ni2+][OH-]2 > Ksp(Ni(OH)2) [Ni2+] = 0.01 moldm-3 最低的[OH-]浓度为 [OH-]min2 = Ksp(Ni(OH)2) /[Ni2+]
上大 无机化学A 第五章酸碱平衡PPT课件
10
（2）pH值 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。
水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓 的可大于10mol·L-1，一般溶液中[H+] 很小，其数值 读写都不方便。故用其负对数pH值表示，即：
pHlg[H]
同样： 因为： 所以
pOHlgO [ H ]
[OH ][H]1 014
pH+pOH=14
生成的 Ac- 就是碱。HAc 与 Ac－ 是一对 共轭酸碱对。我们说 HAc 是 Ac－ 的共轭酸 ，而 Ac－ 是 HAc 的共轭碱。有酸必有碱。
7
• 一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越 弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。 • 如：H2OH++OH• 水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 • 同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭碱 的Kb的乘积等于水的离子积常数。 即：
所以：
Ka C2
或者：
Ka C
此即所谓稀释定律，也就是电离度和电离常 数的关系式。
16
有关电离度的讨论： 1、同类型弱酸（碱），如浓度相同，可将作为电离程 度的量度。 2、同一弱酸（碱）， 和浓度的平方根成反比。 即：浓度越稀，电离度越大，而H+？ 以上又称稀释定律，但注意，仅适用于弱电解质。 3、 随温度的变化而变化，但变化不大。
酸：Acid
Ka
碱：base
Kb
盐：salt
13
有关电离常数的讨论： 1、Ki的大小代表弱电解质的电离趋势： Ki值越小，电离程度越小，该弱电解质的酸（碱）性越弱； Ki值越大，电离程度越大，该弱电解质的酸（碱）性越强。 2、 Ki与电离体系中各组分的浓度无关。 3、T变化， Ki也发生变化，但影响不大。
（2）pH值 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。
水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓 的可大于10mol·L-1，一般溶液中[H+] 很小，其数值 读写都不方便。故用其负对数pH值表示，即：
pHlg[H]
同样： 因为： 所以
pOHlgO [ H ]
[OH ][H]1 014
pH+pOH=14
生成的 Ac- 就是碱。HAc 与 Ac－ 是一对 共轭酸碱对。我们说 HAc 是 Ac－ 的共轭酸 ，而 Ac－ 是 HAc 的共轭碱。有酸必有碱。
7
• 一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越 弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。 • 如：H2OH++OH• 水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 • 同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭碱 的Kb的乘积等于水的离子积常数。 即：
所以：
Ka C2
或者：
Ka C
此即所谓稀释定律，也就是电离度和电离常 数的关系式。
16
有关电离度的讨论： 1、同类型弱酸（碱），如浓度相同，可将作为电离程 度的量度。 2、同一弱酸（碱）， 和浓度的平方根成反比。 即：浓度越稀，电离度越大，而H+？ 以上又称稀释定律，但注意，仅适用于弱电解质。 3、 随温度的变化而变化，但变化不大。
酸：Acid
Ka
碱：base
Kb
盐：salt
13
有关电离常数的讨论： 1、Ki的大小代表弱电解质的电离趋势： Ki值越小，电离程度越小，该弱电解质的酸（碱）性越弱； Ki值越大，电离程度越大，该弱电解质的酸（碱）性越强。 2、 Ki与电离体系中各组分的浓度无关。 3、T变化， Ki也发生变化，但影响不大。
酸碱平衡和沉淀溶解平衡
[H ] KaCa ( 5.7 1010 0.10)mol / l 7.5 106 mol / l
PH=5.12
对于很弱且很稀旳一元酸溶液，因为溶液中H+浓度很小，不能 忽视水旳解离。因为酸旳[H解 ]离 度K小ac，a [HKwA]=ca , 可得：
39
例：试计算1.0×10-4mol ·L-1 HCN溶液旳pH 值。
H+ (aq) + OH－ (aq) K w
当Kaca≥20Kw时, (Ka KwBiblioteka )忽视水旳电离。 可用近似式。
37
例 计算0.10 mol·L-1HAc 溶液旳PH值。 解 ： 已 知 Ka(HAc)=1.75×10-5,ca=c(HAc)=0.10
mol·L-1,所以Kaca>>KW,且表白由水解离旳[H+] 相对于ca可忽视不计，故采用最简式计算。
比较后发觉：Kh1 >> Kh2 , 所以一级水解是主要旳，二级水解能够
近似忽视。
30
（4）、影响水解平衡旳原因
水解平衡是化学平衡之一，所以它旳影响原因为：
* 温度：已知水解反应为吸热反应（中和反应旳逆 反应），升高温度，会使水解度增大。
* 浓度：根据水解度与浓度旳关系，水解度与盐旳 浓度旳平反根成反比。所以，盐旳浓度越低，水解 度也就越大。
第六章：溶 液 中 旳 化 学 平 衡
6.1 酸碱平衡 6.2 配位平衡 6.3 沉淀溶解平衡
以上三种平衡和电化学平衡（氧化还原平
衡）——溶液中旳“四大化学平衡”
1
6.1.1 化学平衡中旳某些基本概念和理论
电解质旳概念
在水溶液中或熔融状态下能导 电旳物质称为电解质。
强电解质
PH=5.12
对于很弱且很稀旳一元酸溶液，因为溶液中H+浓度很小，不能 忽视水旳解离。因为酸旳[H解 ]离 度K小ac，a [HKwA]=ca , 可得：
39
例：试计算1.0×10-4mol ·L-1 HCN溶液旳pH 值。
H+ (aq) + OH－ (aq) K w
当Kaca≥20Kw时, (Ka KwBiblioteka )忽视水旳电离。 可用近似式。
37
例 计算0.10 mol·L-1HAc 溶液旳PH值。 解 ： 已 知 Ka(HAc)=1.75×10-5,ca=c(HAc)=0.10
mol·L-1,所以Kaca>>KW,且表白由水解离旳[H+] 相对于ca可忽视不计，故采用最简式计算。
比较后发觉：Kh1 >> Kh2 , 所以一级水解是主要旳，二级水解能够
近似忽视。
30
（4）、影响水解平衡旳原因
水解平衡是化学平衡之一，所以它旳影响原因为：
* 温度：已知水解反应为吸热反应（中和反应旳逆 反应），升高温度，会使水解度增大。
* 浓度：根据水解度与浓度旳关系，水解度与盐旳 浓度旳平反根成反比。所以，盐旳浓度越低，水解 度也就越大。
第六章：溶 液 中 旳 化 学 平 衡
6.1 酸碱平衡 6.2 配位平衡 6.3 沉淀溶解平衡
以上三种平衡和电化学平衡（氧化还原平
衡）——溶液中旳“四大化学平衡”
1
6.1.1 化学平衡中旳某些基本概念和理论
电解质旳概念
在水溶液中或熔融状态下能导 电旳物质称为电解质。
强电解质
人卫5版第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡无机09级资料
Kb称为碱度常数或碱解离常数，表示碱 在水中接受质子能力的大小。 Kb 越大， 碱性越强。
无机化学 Inorganic chemistry
第二节 酸碱平衡 一、水的质子自递平衡
（一）水的质子自递反应 （Autoprotolysis equilibrium）：
H+
H2O + H2O
OH- + H3O+
无机化学 Inorganic chemistry
在297K的纯水中： Kw= [H3O+][OH-] = 1.00×10-14 (适用于一切稀水溶液)
[H3O+] = [OH-]=√Kw = √1.00×10-14 = 1.00×10-7mol·L-1
无机化学 Inorganic chemistry
（二）水 溶 液 的 pH 中性溶液：
[H+] = [OH-] = 1.0×10-7mol·L-1 酸性溶液：
[H+] ＞ 1.0×10-7mol·L-1 ＞[OH-] 碱性溶液：
[H+] ＜ 1.0×10-7mol·L-1 ＜ [OH-]
无机化学 Inorganic chemistry
稀溶液中
pH = -lgαH+
无机化学 Inorganic chemistry
K = [OH-][H3O+] [H2O][H2O]
[OH-][H3O+] = K [H2O]2 = Kw
Kw称为水的质子自递平衡常数 （Autoprotolysis equilibrium constant） 或水的离子积（ionic product ）。
在仅相差一个质子的酸碱之间，存在一
种通过质子相互联系和转化的关系，这 种关系称为酸碱共轭关系。
无机化学 Inorganic chemistry
第二节 酸碱平衡 一、水的质子自递平衡
（一）水的质子自递反应 （Autoprotolysis equilibrium）：
H+
H2O + H2O
OH- + H3O+
无机化学 Inorganic chemistry
在297K的纯水中： Kw= [H3O+][OH-] = 1.00×10-14 (适用于一切稀水溶液)
[H3O+] = [OH-]=√Kw = √1.00×10-14 = 1.00×10-7mol·L-1
无机化学 Inorganic chemistry
（二）水 溶 液 的 pH 中性溶液：
[H+] = [OH-] = 1.0×10-7mol·L-1 酸性溶液：
[H+] ＞ 1.0×10-7mol·L-1 ＞[OH-] 碱性溶液：
[H+] ＜ 1.0×10-7mol·L-1 ＜ [OH-]
无机化学 Inorganic chemistry
稀溶液中
pH = -lgαH+
无机化学 Inorganic chemistry
K = [OH-][H3O+] [H2O][H2O]
[OH-][H3O+] = K [H2O]2 = Kw
Kw称为水的质子自递平衡常数 （Autoprotolysis equilibrium constant） 或水的离子积（ionic product ）。
在仅相差一个质子的酸碱之间，存在一
种通过质子相互联系和转化的关系，这 种关系称为酸碱共轭关系。
酸碱平衡和沉淀溶解平衡
通常把Ka>1的酸称为强酸; Ka在 1~10-3的酸称为中强酸; Ka在10-4~10-7的酸称为弱酸; Ka<10-7的酸称为极弱酸， 弱碱亦可按Kb大小进行分类。
共轭酸碱对的解离常数之间的关系：
HB B-+H+
Ka=[B-][H+]/[HB]
其共轭碱的电离为：
B-+H2O HB+OH-
部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac- 酸1 碱2 酸2 碱1
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱 酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在 水中的电离过程)。
H2O + NH3 NH4+ +OH- 酸1 碱2 酸2 碱1
二、溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大， 浓的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情况下， 用pH(负对数法)表示溶液的酸度更为方便， pH的定义是： 溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。
pH=-lg[H+]
弱酸弱碱的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离 1、电离常数
HAc+H2O H3O++Ac- or HAc H++Ac 在一定温度下，其平衡关系为：
Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。
H2O+NH3 NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利 用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质 电离的趋势。K值越大，电离常数越大。
无机化学 - 沉淀溶解平衡
溶液中c(An+)= m·S，c(Bm-)= n·S 9
Kspθ与S的定量关系
① AB型： AB
A++ B-
溶解度为 S mol·L–1 S S
K
SP
ceq ( A c
)
ceq ( B c
)
S2
c
2
② AB2 、A2B型：Mg(OH)2，Ag2SO4
AB2
A2++ 2B-
S 2S
K
SP
S
5.3×10-5 ＜ 1.7×10-4
∴ 不同类型的难溶电解质,
Kspθ大，S不一定大, 通过计算比较S
14
练习
1.下列叙述正确的是( ) A.用水稀释含有AgCl固体的溶液时，AgCl的标准溶度积常数不变 B.标准溶度积常数大者，溶解度也大 C.由于AgCl水溶液导电性很弱，所以它是弱电解质 D.难溶电解质离子浓度的乘积就是该物质的标准溶度积常数
解： ① ∵ Kspθ=c1 [Ag+]c[I-]=8.3×10-17
Kspθ=c2 [Ag+]c[Cl-]=1.8×10-10 c1 [Ag+]=8.3×10-17/0.010= 8.3×10-15 (AgI先↓)
c2 [Ag+]=1.8×10-10/0.010= 1.8×10-8 (AgCl后↓)
B.3.510-5 mol / L
C.5.010-5 mol / L
D.1.7 10-3 mol / L
(D)
2.
室温下，La2
(C2O4
)3?在纯水中的溶解度为1.1106
?mol
/
L，? 其K
sp
()
A.7.3 1012
Kspθ与S的定量关系
① AB型： AB
A++ B-
溶解度为 S mol·L–1 S S
K
SP
ceq ( A c
)
ceq ( B c
)
S2
c
2
② AB2 、A2B型：Mg(OH)2，Ag2SO4
AB2
A2++ 2B-
S 2S
K
SP
S
5.3×10-5 ＜ 1.7×10-4
∴ 不同类型的难溶电解质,
Kspθ大，S不一定大, 通过计算比较S
14
练习
1.下列叙述正确的是( ) A.用水稀释含有AgCl固体的溶液时，AgCl的标准溶度积常数不变 B.标准溶度积常数大者，溶解度也大 C.由于AgCl水溶液导电性很弱，所以它是弱电解质 D.难溶电解质离子浓度的乘积就是该物质的标准溶度积常数
解： ① ∵ Kspθ=c1 [Ag+]c[I-]=8.3×10-17
Kspθ=c2 [Ag+]c[Cl-]=1.8×10-10 c1 [Ag+]=8.3×10-17/0.010= 8.3×10-15 (AgI先↓)
c2 [Ag+]=1.8×10-10/0.010= 1.8×10-8 (AgCl后↓)
B.3.510-5 mol / L
C.5.010-5 mol / L
D.1.7 10-3 mol / L
(D)
2.
室温下，La2
(C2O4
)3?在纯水中的溶解度为1.1106
?mol
/
L，? 其K
sp
()
A.7.3 1012
无机化学教学5章化学平衡PPT课件
05
沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡常数
沉淀溶解平衡常数（Ksp）
表示在一定温度下，难溶电解质在水中的溶解度。
Ksp的表达式
Ksp = [Ca2+][CO32-] / [CaCO3]，其中 [Ca2+][CO32-]和[CaCO3]分别代表溶液中钙离子、 碳酸根离子和碳酸钙的浓度。
Ksp的意义
用于判断沉淀的生成和溶解，以及计算溶液中离子 的浓度。
影响沉淀溶解平衡的因素
温度
温度升高，沉淀溶解平衡常数增大，沉淀溶解度 增大。
同离子效应
当溶液中存在与沉淀溶解平衡相同的离子时，会 降低沉淀的溶解度。
浓度
溶液中离子浓度的改变会影响沉淀溶解平衡常数 ，进而影响沉淀的生成和溶解。
盐效应
当溶液中加入强电解质时，会增大沉淀的溶解度 。
沉淀溶解平衡的应用
80%
影响因素
总结词
化学平衡常数受温度、压力、反应物浓度等因素的影响。
详细描述
温度对化学平衡常数的影响较大，温度升高，平衡常数一般会增大；压力对平衡常数的影响较小，但在高压条件 下，平衡常数可能会有所增大；反应物浓度对平衡常数的影响取决于反应的特性，对于可逆反应，反应物浓度的 变化会影响平衡常数的数值。
详细描述
酸碱平衡常数（通常用K表示）是温度的函数，反映了在一定温度下，酸和碱达 到平衡时各自的浓度。这个常数对于理解酸碱反应的本质和预测反应结果至关重 要。
酸碱平衡的移动
总结词
酸碱平衡的移动是化学反应动态平衡的表现，受到温度、压 力、物质的性质和浓度等多种因素的影响。
详细描述
当一个酸碱反应达到平衡状态时，平衡可能会因为温度、压 力、物质的性质或浓度的变化而发生移动。了解平衡移动的 规律对于预测和控制化学反应结果具有重要意义。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
QC
C C2 Mg2 OH
0.050(9.4104 )2
4.4108
Ksp
所以，有Mg(OH)2沉淀产生。
要使Mg(OH)2不沉淀，[OH-]必须降低至：
[OH ]
Ksp [Mg2 ]
1.121011 1.5 105(mol L1 ) 0.050
因此，需向该溶液中加入固体氯化铵的量为：
Ksp = 4S3 = 4(1.41×10-4)3 = 1.12×10-11
C Mg2
0.10 10.0 20.0
0.050(mol L1 )
C NH3
0.10 10.0 20.0
0.050(m ol
L1 )
∵CNH3/Kb>400，则：
[OH ] Kb C 1.76105 0.050 9.4104(mol L1)
● 当反应达到平衡状态时
r
GmБайду номын сангаас
(T)
RTlnlgk
sp
r
Gm
(T)
2.303RTlgk
sp
注意
• 溶度积表示在一定的温度下，难溶电解质 达到沉淀－溶解平衡时，溶液中各离子浓 度以其化学计量系数作为指数的幂的乘积 是一个常数。
• 溶度积常数数值反映了难溶电解质在水中 的溶解能力大小。
二、 溶度积(Ksp)与溶解度(S)的关系
C Sr 2
0.010 2 103 5 103
0.0040mol L1
C SO
2 4
0.10 3 103 5 103
0.060mol
L1
QC CSr 2 CSO42 0.0040 0.060 2.4104
∵ QC > Ksp ∴ 有SrSO4沉淀生成。
【例】 Mg(OH)2的溶解度为每升水溶解0.0082g。若将 10.0ml 0.10 mol·L-1的MgCl2溶液与10.0ml 0.10 mol·L-1 NH3溶液混合，有无沉淀产生？如有沉淀产生， 则需加入多少克固体氯化铵才能阻止Mg(OH)2沉淀产生？ 解：S = 0.0082/58.3 = 1.41×10-4(mol·L-1)
(1) 溶解度S
一定温度下，物质在100g水中能溶解的最大量。
溶解 AaBb (s) 沉淀
aAn+(aq) + bBm-(aq)
aS
bS
∴Ksp = [An+]a[Bm-]b = (aS)a(bS)b = aa . bb .Sa+b
【例】氯化银在298K时的溶解度为1.91 × 10-3 g·L-1， 求其溶度积。
NH3. H2O
NH4+ ＋ OH-
对于AaBb型的难溶电解质： 溶解
AaBb (s) 沉淀 aAn+(aq) + bBm-(aq)
Ksp =[An+]a[Bm-]b
上式表明，在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液 中离子浓度幂之乘积为常数。
一些难溶化合物的溶度积，参考P117-表7-1。
由范特霍夫等温方程：
rGm (T ) rGm (T) 2.303RTlgQp
解： 已知氯化银的摩尔质量M为143.32g .mol-1:
1. 将氯化银的溶解度S单位换算为mol·L-1：
1.91 ×10-3/143.32 = 1.33 ×10-5(mol·L2. 写1出) 平衡式：
AgCl(s) 溶解 Ag+(aq) + Cl- (aq) 沉淀
S
S
∴Ksp,AgCl = [Ag+ ][Cl-] =S2 =(1.33×10-5)2 ＝1.77×10-10
1. AB型 (例 AgCl, BaSO4等) : AB Ksp = S2 S = Ksp1/2
A+ + B-
2. AB2型(例PbCl2、Ca(OH)2 等) AB2
A2+ + 2B-
Ksp = 4S3
S （ Ksp ）1/ 3 4
3. A2B型（例Ag2CrO4） A2B
2A+ + B2-
Ksp = 4S3
第四节 难溶强电解质的形成和溶解
一、溶度积常数 二、分步沉淀 三、沉淀的溶解和转化
（一）溶度积 （二）溶度积与溶解度 （三）溶度积规则 （四）沉淀的生成
一、溶度积
（物质的溶解度只有大小之分，没有在水中绝对不溶的物 质）如CaC2O4（肾结石的主要成分）等都为难溶强电解 质(溶解度小于0.01g/100g水)。
a＜c，则Qc ＜Ksp b. 过饱和现象 c. 人眼观察能力有限. 沉淀物≥1.0×10- 5g/L,
时，肉眼才能感觉到浑浊现象。
四、 沉淀的生成条件：Qc > Ksp
【例】 0.010 mol•L-1 SrCl2溶液2ml和0.10 mol•L-1 K2SO4溶液3ml混合。（已知 KspSrSO4=3.81×10-7 ） 解：溶液混合后离子的浓度为：
溶解 BaSO4(s) 沉淀
Ba2+(aq) + SO42—(aq)
K [Ba2 ][SO42 ] [BaSO4 ]
K .[BaSO4] = [Ba2+][ SO42-]
由于BaSO4为固体，可看成常数，则：
Ksp = [Ba2+][ SO42-]
Ksp称为溶度积常数，简称溶度积, 只与温度有关。 它反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
4. AB3型和A3B型（例Fe(OH)3，Ag3PO4）
AB3 Ksp
=
A3+ 27S4
+
3B-
S （
Ksp 27
）1/
4
电解质类型 难溶电解质
AB
AgCl
A2B
Ag2CrO4
AB2
Mg(OH) 2
溶解度 (mol·L-1)
溶度积(Ksp)
1.33×10-5 1.77×10-10
6.54×10-5 1.12×10-12
1.12×10-4 5.67×10-12
由上表可得:
(1) 相同类型的难溶电解质，溶解度S越大，溶度 积Ksp也越大。
(2) 不同类型的难溶电解质，溶解度S越大，溶度 积不一定越大，要通过计算得到。
三、 溶度积规则
① 离子积Qc：溶液中离子浓度幂的乘积，表示任 一条件下离子浓度幂的乘积。 溶解 AaBb (s) 沉淀 aAn+(aq) + bBm-(aq)
Qc (CAn )a (CBm )b
Ksp =[An+]a[Bm-]b 达到沉淀－溶解平衡！
饱和溶液
② Qc和Ksp的关系 离子积 Qc= Ksp 饱和溶液，处于沉淀-溶解平衡
＜ Ksp 不饱和溶液，或沉淀溶解 ＞ Ksp 生成沉淀
注：当Qc稍大于Ksp时，理论上应该产生沉淀，但我 们却观察不到沉淀，WHY？ 原因：a. Qc不是按活度a，而是按浓度c计算的，