医用化学电解质溶液.pptx

医用化学医用化学参考教材：基础化学（第参考教材：基础化学（第7版）版）第三章 电解质溶液Electrolyte Solutions内容提要1.强电解质溶液理论强电解质溶液理论强电解质和弱电解质：电解质定义、分强电解质和弱电解质：电解质定义、分类及解离度类及解离度强电解质溶液理论要点：离子氛概念强电解质溶液理论要点：离子氛概念离子的活度、活度因子和离子强度离子的活度、活度因子和离子强度2.弱电解质溶液的解离平衡弱电解质溶液的解离平衡弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数酸碱平衡的移动酸碱平衡的移动浓度、同离子效应和盐浓度、同离子效应和盐效应的影响效应的影响内容提要3.酸碱的质子理论酸碱的质子理论酸碱的概念酸碱的概念酸碱反应的实质酸碱反应的实质水的质子自递平衡水的质子自递平衡共轭酸碱解离常数的关系共轭酸碱解离常数的关系 4.酸碱溶液酸碱溶液pH的计算的计算强酸或强碱溶液强酸或强碱溶液 一元弱酸或弱碱溶液一元弱酸或弱碱溶液多元酸碱溶液多元酸碱溶液两性物质溶液：负离子型、弱酸弱碱型、氨两性物质溶液：负离子型、弱酸弱碱型、氨基酸型基酸型内容提要5.酸碱的电子理论及软硬酸碱理论酸碱的电子理论及软硬酸碱理论6.难溶强电解质的沉淀溶解平衡难溶强电解质的沉淀溶解平衡溶度积和溶度积规则溶度积和溶度积规则沉淀的生成、分级沉淀和沉淀的溶解沉淀的生成、分级沉淀和沉淀的溶解沉淀溶解平衡实例沉淀溶解平衡实例教学基本要求1.掌握掌握酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱的酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱的强度。强度。酸碱解离常数及其应用，共轭酸碱对酸碱解离常数及其应用，共轭酸碱对Ka与与Kb关系。关系。一元弱酸弱碱、多元弱酸弱碱和两性物质（负离一元弱酸弱碱、多元弱酸弱碱和两性物质（负离子型、弱酸弱碱型）等水溶液中子型、弱酸弱碱型）等水溶液中pH的计算。的计算。难溶电解质的溶度积常数难溶电解质的溶度积常数Ksp的表达式，溶度积的表达式，溶度积和溶解度的关系及其计算。和溶解度的关系及其计算。离子积定义和溶度积规则涵义，应用浓度积规则离子积定义和溶度积规则涵义，应用浓度积规则判断沉淀的生成、溶解及沉淀的先后次序。判断沉淀的生成、溶解及沉淀的先后次序。教学基本要求2.熟悉熟悉强电解质理论、强电解质溶液表观解离度和强电解质理论、强电解质溶液表观解离度和活度、离子强度等概念。活度、离子强度等概念。酸碱在水溶液中的质子转移平衡。酸碱在水溶液中的质子转移平衡。水的离子积及水溶液的水的离子积及水溶液的pHpH值的表达。值的表达。酸碱溶液的同离子效应和盐效应。酸碱溶液的同离子效应和盐效应。3.3.了解了解活度因子及其计算。活度因子及其计算。难溶电解质的同离子效应和盐效应。难溶电解质的同离子效应和盐效应。第一节 强电解质溶液理论1强电解质和弱电解质强电解质和弱电解质1.电解质的定义：是溶于水中或熔融状态下能导电解质的定义：是溶于水中或熔融状态下能导电的化合物。电的化合物。电解质溶液：这些化合物的水溶液。电解质溶液：这些化合物的水溶液。+aq.拉丁语缩写拉丁语缩写aqua，水，液体，溶液，水，液体，溶液 关于水化(合)离子任何溶解于溶剂的溶质粒子，必须与溶剂分任何溶解于溶剂的溶质粒子，必须与溶剂分子作用，形成一种介于物理和化学之间的结子作用，形成一种介于物理和化学之间的结合状态，被称为合状态，被称为“溶剂化溶剂化”、“溶剂合物溶剂合物”。其实质，就是一种很不稳定的化合态。其实质，就是一种很不稳定的化合态。最典型的如无水最典型的如无水CuSO4，白色。溶于水则成，白色。溶于水则成蓝色的水合铜离子蓝色的水合铜离子 Cu(H2O)6 2+水合氢离子：水合氢离子：H+H3O+H9O4+水合离子的表示方法：水合离子的表示方法：H+(aq)第一节 强电解质溶液理论1强电解质和弱电解质强电解质和弱电解质电解质可分为强电解质和弱电解质两类。在水电解质可分为强电解质和弱电解质两类。在水溶液中能完全解离成离子的化合物就是强电解溶液中能完全解离成离子的化合物就是强电解质。例如质。例如 NaNa+ClCl-Na Na+Cl +Cl-(离子型化合物离子型化合物离子型化合物离子型化合物)HCl H HCl H+Cl+Cl-(强极性分子强极性分子强极性分子强极性分子)弱电解质在水溶液中只能部分解离成离子的化弱电解质在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。例如：合物。例如：HAc HHAc H+Ac +Ac-第一节 强电解质溶液理论解离度解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分：达解离平衡时，已解离的分子数和分子总数之比。单位为一，可以百分率表示。子总数之比。单位为一，可以百分率表示。在在0.1 molkg-1电解质溶液中，解离度通常为：电解质溶液中，解离度通常为：强电解质强电解质 30%；弱电解质弱电解质 5%；中强电解质中强电解质=5%30%。第一节 强电解质溶液理论例例 某某电电解解质质HA溶溶液液，其其质质量量摩摩尔尔浓浓度度b(HA)为为0.1 molkg-1，测测得得此此溶溶液液的的Tf为为0.19，求求该该物物质的解离度。质的解离度。解解 设设HA的解离度为的解离度为，HA(aq)H+(aq)+A-(aq)平衡时平衡时/molkg-1 0.1-0.1 0.1 0.1HA+H+A-=0.1(1+)molkg-1根据根据Tf=Kfb0.19 K=1.86 Kkgmol-10.1(1+)molkg-1=0.022=2.2%第一节 强电解质溶液理论校正系数校正系数i与解离度与解离度 的关系的关系 1)AB型电解质型电解质 AB(aq)A+(aq)+B-(aq)平衡时平衡时 c-c c c ic=(c-c)+c+c=c+c i=1+2)AB2（或（或A2B）型电解质）型电解质 AB2(aq)A2+(aq)+2B-(aq)平衡时平衡时 c-c c 2c ic=(c-c)+c+2c=c+2c i=1+2常见酸碱盐溶液的表观解离度0.1mol.L-1,298K电解质电解质 解离度解离度%电解质电解质 解离度解离度%电解质电解质 解离度解离度%HCl92HNO392NaCl84HBr93H2SO467KNO383HI95H3PO425NaAc79HF10KCl86HAc1.3NaOH89NH4Cl85H2CO30.17KOH84ZnSO440HCN0.01Ba(OH)281H3BO30.01NH31.3第一节 强电解质溶液理论2.2.强电解质溶液理论要点强电解质溶液理论要点 (Debye-H(Debye-Hckelckel理论理论)电解质离子相互作用，电解质离子相互作用，形成形成离子氛离子氛，致使离子，致使离子间相互作用而互相牵制，间相互作用而互相牵制，表观解离度不是表观解离度不是100%100%。(离子氛模型离子氛模型)另一种更为简单的另一种更为简单的离子离子对模型对模型，易理解，难量，易理解，难量化。化。第一节 强电解质溶液理论3.离子的活度和活度因子离子的活度和活度因子 活度活度aB：离子的有效浓度：离子的有效浓度(表观浓度表观浓度)。有效浓度。有效浓度小于理论浓度。小于理论浓度。离子的活度离子的活度aB=BbB/bO活度因子（系数）活度因子（系数）B：溶质：溶质B的活度与质量摩尔的活度与质量摩尔浓度的比值。浓度的比值。b为标准态质量摩尔浓度为标准态质量摩尔浓度(即即1 molkg-1)。第一节 强电解质溶液理论由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般B 1 molL-1时，直接时，直接用用H3O+或或OH-表示。表示。第三节 酸碱的质子理论人体各种体液的人体各种体液的pH体体 液液pH 体体 液液pH血清血清7.357.45大肠液大肠液8.38.4成人胃液成人胃液0.91.5乳汁乳汁6.06.9婴儿胃液婴儿胃液5.0泪水泪水7.4唾液唾液6.356.85尿液尿液4.87.5胰液胰液7.58.0脑脊液脑脊液7.357.45小肠液小肠液7.6第三节 酸碱的质子理论4共轭酸碱解离常数的关系共轭酸碱解离常数的关系酸酸HA及其共轭碱及其共轭碱HA(aq)+H2O(l)A-(aq)+H3O+(aq)A-(aq)+H2O(l)HA(aq)+OH-(aq)H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH-(aq)Kw=H3O+OH-以以Ka、Kb代入，得代入，得 KaKb=Kw第三节 酸碱的质子理论例例 已知已知NH3的的Kb为为1.810-5，试求，试求NH4+的的Ka。解解 NH4+是是NH3的共轭酸，的共轭酸，故故 Ka=Kw/Kb=1.010-14/(1.810-5)=5.610-10第三节 酸碱的质子理论多元弱酸或多元弱碱多元弱酸或多元弱碱H3PO4(aq)+H2O(l)H2PO4-(aq)+H3O+(aq)H2PO4-(aq)+H2O(l)HPO42-(aq)+H3O+(aq)HPO42-(aq)+H2O(l)PO43-(aq)+H3O+(aq)第三节 酸碱的质子理论H2PO4-(aq)+H2O(l)H3PO4(aq)+OH-(aq)HPO42-(aq)+H2O(l)H2PO4-(aq)+OH-(aq)PO43-(aq)+H2O(l)HPO42-(aq)+OH-(aq)注意：对于注意：对于n元酸，元酸，KwKai.Kb(n-i+1)第三节 酸碱的质子理论例例 已知已知H2CO3的的Ka1=4.510-7，Ka2=4.710-11，求，求CO32-的的Kb1和和Kb2。解解 CO32-与与HCO3-为共轭酸碱对为共轭酸碱对Kb1=Kw/Ka2=1.010-14/(4.710-11)=2.110-4而而HCO3-与与H2CO3为共轭酸碱对为共轭酸碱对Kb2=Kw/Ka1=1.010-14/(4.510-7)=2.210-8 第四节 酸碱溶液pH的计算1强酸或强碱溶液强酸或强碱溶液 强酸或强碱属于强电解质，在水中完全解离。强酸或强碱属于强电解质，在水中完全解离。因此，一般浓度下，因此，一般浓度下，对于强酸对于强酸HA，H3O+=c(HA)；对于强碱对于强碱BOH，OH-=c(BOH)。但当但当H3O+或或OH-Ka2Ka3,每级解离常数一般相差每级解离常数一般相差46个数量级。个数量级。一般，当一般，当Ki/Ki+1 100时，可忽略时，可忽略(i+1)级解离平衡。级解离平衡。因此因此,多元酸的多元酸的H3O+浓度的计算以一级解离为主。浓度的计算以一级解离为主。比较多元弱酸的酸性强弱时比较多元弱酸的酸性强弱时,只需比较它们一级解离只需比较它们一级解离常数值即可。常数值即可。第四节 酸碱溶液pH的计算如何计算多元酸中，酸根离子浓度（以如何计算多元酸中，酸根离子浓度（以H3PO4为例）：为例）：（1）一级解离：）一级解离：H2PO4H+（2）二级解离：）二级解离：HPO42 Ka2（3）三级解离：）三级解离：PO43 第四节 酸碱溶液pH的计算例例 已知已知H2CO3的的Ka1=4.510-7,Ka2=4.710-11,计算计算0.020molL-1 H2CO3溶液中溶液中H3O+、CO32-及及pH。解解 H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3-(aq)HCO3-(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32-(aq)Ka2 Ka2 Ka3、Ka1/Ka2102时，可时，可忽略二级忽略二级解离，解离，当作一元弱酸处理，求当作一元弱酸处理，求H3O+。第二步质子传递平衡所得的共轭碱的浓度近似等第二步质子传递平衡所得的共轭碱的浓度近似等于于Ka2。如如H2CO3溶液中，溶液中，CO32-Ka2(H2CO3)；H3PO4溶液中，溶液中，HPO42-Ka2(H3PO4)。第二步及以后质子传递平衡所得共轭碱浓度很低第二步及以后质子传递平衡所得共轭碱浓度很低 多元弱碱的分步解离与多元弱酸相似，根据类似多元弱碱的分步解离与多元弱酸相似，根据类似的条件，可按一元弱碱溶液计算其的条件，可按一元弱碱溶液计算其OH-。第四节 酸碱溶液pH的计算例例 计算计算0.50 molL-1邻苯二甲酸邻苯二甲酸(C8H6O4)溶液的溶液的pH，并求，并求C8H5O4-，C8H4O42-和和OH-。解解 已知已知Ka1=1.1410-3，Ka2=3.7010-6，c=0.50 molL-1，Ka1/Ka2102，c/Ka1 500，pH=1.62C8H5O4-=H3O+=0.024 molL-1C8H4O42-=Ka2=3.710-6 molL-1OH-=Kw/H3O+=4.210-13 molL-1第四节 酸碱溶液pH的计算例例 计算计算0.100 molL-1Na2CO3溶液的溶液的pH以及以及CO32-和和HCO3-浓浓度。度。解解 Na2CO3是二元弱碱，在水中是二元弱碱，在水中CO32-(aq)+H2O(l)HCO3-(aq)+OH-(aq)Kb1=Kw/Ka2=1.010-14/(4.710-11)=2.110-4而而HCO3-与与H2CO3为共轭酸碱对为共轭酸碱对HCO3-(aq)+H2O(l)H2CO3(aq)+OH-(aq)Kb2=Kw/Ka1=1.010-14/(4.510-7)=2.210-8第四节 酸碱溶液pH的计算例例 计算计算0.100 molL-1Na2CO3溶液的溶液的pH以及以及CO32-和和HCO3-浓浓度。度。因因 Kb1Kb2102，cbKb1500，故，故OH-=HCO3-=4.610-3 molL-1pOH=2.34,pH=14.00-2.34=11.66CO32-=0.100 molL-1-4.610-3 molL-1=0.095 molL-1第四节 酸碱溶液pH的计算4两性物质溶液两性物质溶液 既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质。可分为三种类型。质。可分为三种类型。1.负离子型，负离子型，如如HCO3-、H2PO4-、HPO42-等。等。以以HCO3-为例：为例：HCO3-(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32-(aq)HCO3-(aq)+H2O(l)OH-(aq)+H2CO3(aq)第四节 酸碱溶液pH的计算2.弱酸弱碱型，弱酸弱碱型，如如NH4Ac、NH4CN、(NH4)2CO3等。等。以以NH4Ac为例，它作为酸，在水中的反应为为例，它作为酸，在水中的反应为 NH4+(aq)+H2O(l)NH3(aq)+H3O+(aq)作为碱，在水中的质子传递反应为作为碱，在水中的质子传递反应为 Ac-(aq)+H2O(l)HAc(aq)+OH-(aq)第四节 酸碱溶液pH的计算3.氨基酸型氨基酸型 以通式以通式NH3+CHRCOO-表示，式中表示，式中-NH3+基团可给出基团可给出质子，显酸性；质子，显酸性；-COO-基团可以接受质子，显碱性，故是基团可以接受质子，显碱性，故是两性物质。两性物质。以甘氨酸以甘氨酸(NH3+CH2COO-)为例，在水中为例，在水中:NH3+CH2COO-(aq)+H2O(l)NH2CH2COO-(aq)+H3O+(l)(作为酸作为酸)Ka=Ka2=1.5610-10 NH3+CH2COO-(aq)+H2O(l)NH3+CH2COOH(aq)+OH-(aq)(作为碱作为碱)Kb=Kw/Ka1=2.2410-12第四节 酸碱溶液pH的计算两性物质在水溶液中的酸碱性取决于两性物质在水溶液中的酸碱性取决于Ka与与Kb的相对大小，即当的相对大小，即当KaKb，溶液的，溶液的pH7，呈酸性，如，呈酸性，如NaH2PO4、NH4F、HCOONH4等等Ka7，呈碱性，如，呈碱性，如Na2HPO4、NaHCO3、(NH4)2CO3、NH4CN等等KaKb，溶液的，溶液的pH7，呈中性，如，呈中性，如NH4Ac等等第四节 酸碱溶液pH的计算例例 计算计算0.10 molL-1NH4CN溶液的溶液的pH，已知，已知NH3的的Kb为为1.810-5，HCN的的Ka为为6.210-10。解解 NH4CN在水溶液中存在的主要物种是在水溶液中存在的主要物种是NH4+、CN-和和H2O。发生的反应为。发生的反应为作为酸：作为酸：NH4+(aq)+H2O(l)NH3(aq)+H3O+(aq)Ka=5.610-10作为碱：作为碱：CN-(aq)+H2O(l)HCN(aq)+OH-(aq)Kb=1.610-5H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH-(aq)Kw=1.0010-14第四节 酸碱溶液pH的计算酸碱反应：酸碱反应：NH4+(aq)+CN-(aq)NH3(aq)+HCN(aq)K=(5.610-10)/(6.210-10)=0.90，K比上述比上述Ka、Kb及及Kw都大得多，因此酸碱反应是主都大得多，因此酸碱反应是主要的。要的。设反应达平衡时，溶液中设反应达平衡时，溶液中NH3=HCNx NH4+(aq)+CN-(aq)NH3(aq)+HCN(aq)初始初始/(molL-1)0.10 0.10平衡平衡/(molL-1)0.10-x 0.10-x x x 第四节 酸碱溶液pH的计算得得H3O+=molL-1 =6.010-10 molL-1，pH=9.22再由再由 x/(0.10-x)=0.95解得解得 x=4.910-2 molL-1=NH3=HCNNH4+=CN-=0.10-4.910-2 molL-1=0.051 molL-1 弱酸弱碱型弱酸弱碱型 负离子型负离子型例例 计算计算0.10 molL-1NaH2PO4溶液的溶液的pH。已知。已知H3PO4的的pKa1=2.16，pKa2=7.21，pKa3=12.32。解解 或或 pH=(pKa1+pKa2)/2=(2.16+7.21)/2=4.68对于对于Na2HPO4溶液的计算，由于溶液的计算，由于Ka3很小，与很小，与Kw接近，接近，不能忽略水的解离，若采用不能忽略水的解离，若采用 计算，计算，结果将有较大的误差。结果将有较大的误差。第四节 酸碱溶液pH的计算第五节 酸碱的电子理论酸碱都理论认为，氢离子酸碱都理论认为，氢离子(质子质子)是酸的特征。是酸的特征。质子显酸性的本质是什么呢？质子显酸性的本质是什么呢？H+NH3 NH4+无一例外地发现：无一例外地发现：H+总是接受孤对电子；碱总总是接受孤对电子；碱总是提供孤对电子。是提供孤对电子。1.酸碱电子理论酸碱电子理论：（：（1923年，年，Lewis提出）提出）酸的定义酸的定义-凡是能接受电子对的物质。凡是能接受电子对的物质。碱的定义碱的定义-凡是能给出电子对的物质。凡是能给出电子对的物质。2.基本化学反应基本化学反应：A +B A:B 酸酸 +碱碱 酸碱配合物酸碱配合物第五节 酸碱的电子理论例子：第五节 酸碱的电子理论3.哪些物质是酸碱哪些物质是酸碱？化学的实质是什么？原子之间形成化学化学的实质是什么？原子之间形成化学键；而化学键的本质键；而化学键的本质,就是共用电子对。就是共用电子对。因此，一切化合物因此，一切化合物,都是酸碱配合物。都是酸碱配合物。因为，酸碱范围太广，又称为因为，酸碱范围太广，又称为广义酸碱广义酸碱。如果论述中使用电子理论酸碱，通常称为如果论述中使用电子理论酸碱，通常称为Lewis酸、酸、Lewis碱碱。酸可以接受电子对，是酸可以接受电子对，是亲电试剂亲电试剂；碱能够给出电子对，是碱能够给出电子对，是亲核试剂亲核试剂。第五节 酸碱的电子理论4.酸碱电子理论如何分类化学反应？酸碱电子理论如何分类化学反应？将所有的化学反应，分成四种类型：将所有的化学反应，分成四种类型：酸碱加合反应，如酸碱加合反应，如 Ag+(aq)+2NH3(aq)H3NAgNH3+(aq)碱取代反应，如碱取代反应，如Cu(NH3)42+(aq)+2OH-(aq)Cu(OH)2(s)+4NH3(aq)酸取代反应，如酸取代反应，如Cu(NH3)42+(aq)+4H+(aq)Cu2+(aq)+4NH4+(aq)双取代反应，如双取代反应，如 HCl(aq)+NaOH(aq)NaCl(aq)+H2O(l)酸碱电子理论简介5.酸碱电子理论如何描述反应规律酸碱电子理论如何描述反应规律（软硬酸碱理论）（软硬酸碱理论）硬酸：控制电子能力强的硬酸：控制电子能力强的Lewis酸，如酸，如K+软酸：控制电子能力弱的软酸：控制电子能力弱的Lewis酸，如酸，如Cu+硬碱：控制电子能力强的硬碱：控制电子能力强的Lewis碱，如碱，如F-软碱：控制电子能力弱的软碱：控制电子能力弱的Lewis碱，如碱，如S2-交界酸、交界碱：交界酸、交界碱：反应规律：反应规律：硬亲硬，软亲软，软硬交界不用管，软硬交叉有点硬亲硬，软亲软，软硬交界不用管，软硬交叉有点“惨惨”第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡电解质按性质组合的一种分类方法电解质按性质组合的一种分类方法溶解性溶解性 解离度解离度 难溶难溶强电解质强电解质:AgCl易溶易溶 强电解质强电解质 易溶易溶强电解质强电解质:NaCl难溶难溶 弱电解质弱电解质 难溶难溶弱电解质弱电解质:Al(OH)3 易溶易溶弱电解质弱电解质:Pb(Ac)2四大化学平衡理论（酸碱、四大化学平衡理论（酸碱、沉淀沉淀、配位、氧化还原）、配位、氧化还原）第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡1难溶强电解质的难溶强电解质的溶度积、溶度积规则溶度积、溶度积规则 1.溶度积溶度积 水溶液中水溶液中AgCl沉淀与沉淀与Ag+Cl-间的平衡为间的平衡为 将将AgCl(s)并入常数项，得并入常数项，得 Ksp称为溶度积常数，简称溶度积称为溶度积常数，简称溶度积。第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡 溶度积反映了难溶电解质在水中的溶解能力。溶度积反映了难溶电解质在水中的溶解能力。在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中离子在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中离子浓度幂之乘积为一常数。浓度幂之乘积为一常数。对于对于AaBb型的难溶电解质型的难溶电解质AaBb(s)aAn+(aq)+bBm-(aq)第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡例例 Ag2CrO4在在298.15K时时的的溶溶解解度度为为6.5410-5 molL-1，计算其溶度积。，计算其溶度积。解解 Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)Ag+=26.5410-5molL-1CrO42-=6.5410-5molL-1 Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2CrO42-=(26.5410-5)2(6.5410-5)=1.1210-12第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡 同类型的难溶电解质，溶解度愈大，溶度积愈大。同类型的难溶电解质，溶解度愈大，溶度积愈大。不同类型的难溶电解质，不能直接根据溶度积来不同类型的难溶电解质，不能直接根据溶度积来比较溶解度的大小，要通过计算才能比较。比较溶解度的大小，要通过计算才能比较。如果溶解度相同，离子系数和越大，溶度积愈小。如果溶解度相同，离子系数和越大，溶度积愈小。电解质电解质类型类型难溶电解难溶电解质质溶解度溶解度(molL-1)溶度积溶度积ABAgCl1.3310-51.7710-10A2BAg2CrO46.5410-51.1210-12第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡例例 Mg(OH)2在在 298.15K时时 的的 Ksp为为 5.6110-12，求求Mg(OH)2的溶解度。的溶解度。解解 Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)设设Mg2+=S，OH-=2S,KspMg(OH)2=Mg2+OH-2 =S(2S)2=4S3 =5.6110-12第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡2.溶度积规则溶度积规则 定义离子积定义离子积IP，它表示任意条件下离子浓，它表示任意条件下离子浓度幂的乘积。度幂的乘积。IP和和Ksp形式类似，但含义不同。形式类似，但含义不同。Ksp表示饱和溶液中离子浓度（平衡浓度）表示饱和溶液中离子浓度（平衡浓度）幂的乘积，仅是幂的乘积，仅是IP的一个特例。的一个特例。IPKsp 有沉淀析出直至达饱和有沉淀析出直至达饱和 IP=Ksp 溶解达平衡溶解达平衡,饱和溶液饱和溶液 IPKsp 无沉淀析出无沉淀析出,或沉淀溶解或沉淀溶解第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡2沉淀平衡的移动沉淀平衡的移动1.沉淀的生成沉淀的生成 根据溶度积规则，当溶液中的根据溶度积规则，当溶液中的IpKsp时，就会时，就会生成沉淀。生成沉淀。例例 判断下列条件下是否有沉淀生成判断下列条件下是否有沉淀生成(均忽略体积的均忽略体积的变化变化)：(1)将将0.020 molL-1CaCl2溶液溶液10mL与等体积同浓度的与等体积同浓度的Na2C2O4溶液相混合；溶液相混合；(2)在在1.0 molL-1CaCl2溶液中通溶液中通CO2气体至饱和。气体至饱和。第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡解解 (1)等体积混合后等体积混合后,c(Ca2+)=0.010 molL-1，c(C2O42-)=0.010 molL-1，IP(CaC2O4)=Ca2+C2O42-=1.010-4Ksp(CaC2O4)=2.3210-9 有有CaC2O4沉淀析出。沉淀析出。(2)饱和饱和CO2溶液中溶液中CO32-=Ka2=4.710-11IP(CaCO3)=Ca2+CO32-=4.710-11Ksp(CaCO3)=3.3610-9 无无CaCO3沉淀析出。沉淀析出。第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡2.分级沉淀分级沉淀如果在溶液中有两种以上的离子可与同一试剂反应产如果在溶液中有两种以上的离子可与同一试剂反应产生沉淀，首先析出的是离子积最先达到溶度积的化合生沉淀，首先析出的是离子积最先达到溶度积的化合物。这种按先后顺序沉淀的现象，称为分级沉淀。物。这种按先后顺序沉淀的现象，称为分级沉淀。如在含有同浓度如在含有同浓度I-和和Cl-的溶液中，逐滴加入的溶液中，逐滴加入AgNO3溶液，溶液，最先看到淡黄色最先看到淡黄色AgI沉淀，至加到一定量沉淀，至加到一定量AgNO3溶液后，溶液后，才生成白色才生成白色AgCl沉淀，这是因为沉淀，这是因为AgI的溶度积比的溶度积比AgCl小得多，离子积最先达到溶度积而首先沉淀。小得多，离子积最先达到溶度积而首先沉淀。利用分步沉淀可进行离子间的相互分离。利用分步沉淀可进行离子间的相互分离。第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡例例 在在c(I-)=c(Cl-)=0.01molL-1溶液中滴加溶液中滴加AgNO3，哪种离子，哪种离子先沉淀？求第二种离子刚沉淀时第一种离子浓度。先沉淀？求第二种离子刚沉淀时第一种离子浓度。解解 Ksp(AgCl)1.7710-10,Ksp(AgI)8.5210-17AgCl开始沉淀时开始沉淀时,AgI开始沉淀时，开始沉淀时，所以所以AgI先沉淀。当先沉淀。当 AgCl开始沉淀，开始沉淀，第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡3.沉淀的溶解沉淀的溶解 要使处于沉淀平衡状态的难溶电解质向着溶解方向要使处于沉淀平衡状态的难溶电解质向着溶解方向转化，必须转化，必须降低该难溶电解质饱和溶液中某一离降低该难溶电解质饱和溶液中某一离子的浓度，以使其子的浓度，以使其 IPKsp。方法有：。方法有：生成更难解离的物质使沉淀溶解生成更难解离的物质使沉淀溶解 水、弱酸、弱碱、配离子、气体、其他难解离物水、弱酸、弱碱、配离子、气体、其他难解离物 利用氧化还原反应使沉淀溶解利用氧化还原反应使沉淀溶解4.生命科学中的沉淀生命科学中的沉淀-溶解平衡现象溶解平衡现象 （1）骨骼形成与疏松）骨骼形成与疏松 （2）龋齿）龋齿 （3）结石）结石