沉淀溶解反应和配位反应(精)
沉淀溶解平衡专题_(高考复习)
沉淀溶解平衡专题【知识点1】沉淀溶解平衡1.建立：以AgCl溶解为例：从固体溶解平衡的角度，AgCl在溶液中存在下述两个过程：一方面，在水分子作用下，少量和脱离AgCl的表面溶入水中；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受AgCl表面的吸引，回到AgCl的表面。
在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的溶液，建立下列动态平衡：AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq）2.定义:一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
3.特征: 动、等、定、变、同4.影响因素：(1)内因：电解质本身的性质(2)外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动【知识点2】溶度积K SP1.定义：在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。
2.表达式：AmBn(s)mA n+(aq)＋nB m－(aq)Ksp＝ [A n+]m·[B m－]n3.影响因素：温度4.溶度积常数的应用：①反映了难溶电解质在水中的溶解能力，对于相同类型的电解质，K sp越大，其在水中的溶解能力越大。
②利用溶度积K SP可以判断沉淀的生成、溶解情况以及沉淀溶解平衡移动方向。
5.溶度积规则当Qc＞Ksp时，有沉淀析出当Qc＝Ksp时，沉积与溶解处于平衡状态当Qc＜Ksp时，则难溶电解质会溶解考点精讲考点一沉淀溶解平衡的应用1．沉淀的生成原理：若Q c大于K sp，难溶电解质的沉淀溶解平衡向左移动，就会生成沉淀。
在工业生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
常见的方法有：(1)调节溶液的pH法：使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。
如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH＋4。
沉淀溶解平衡知识点
一．固体物质的溶解度1.溶解度：在一定温度下，某固体物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。
符号：S ，单位：g ，公式：S=（m 溶质/m 溶剂 ）×100g2.不同物质在水中溶解度差别很大，从溶解度角度，可将物质进行如下分类：溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶 溶解度>10g1-10g0.01-1g<0.01g3.绝大多数固体物质的溶解度随温度的升高而增大，少数物质的溶解度随温度变化不明显，个别物质的溶解度随温度的升高而减小。
二､沉淀溶解平衡 1.溶解平衡的建立讲固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。
当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。
2.沉淀溶解平衡绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。
以AgCl 为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡：AgCl(s)Ag ＋(aq)＋Cl －(aq)3.溶解平衡的特征1）动：动态平衡2）等：溶解和沉淀速率相等3）定：达到平衡，溶液中离子浓度保持不变4）变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
三．沉淀溶解平衡常数——溶度积1）定义：在一定温度下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫溶度积常数。
2）表达式：以MmAn(s) mMn +(aq)+nAm -(aq)为例： Ksp=[c(Mn+)]m ·[c(Am-)]n3）意义：反应了物质在水中的溶解能力。
对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp 数值越大，电解质在水中的溶解能力越强。
4）影响因素：与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。
沉淀-溶解反应解读
安徽科技学院理学院《普通化学》教案（六）第六章 沉淀-溶解反应6.1难溶电解质的沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡：当沉淀速率和溶解速率相等时就达到沉淀溶解平衡。
特点：反应的特点是在反应过程中伴随着物相的变化，属于多相平衡。
2、溶度积：以固体AgCl 置于水中为例：AgCl(s) Ag +(aq) + Cl －(aq)（1）饱和溶液：在一定温度下，AgCl 达到沉淀溶解平衡时的溶液。
对于任一难溶电解质的沉淀溶解平衡：A mB n (s) mA n+(aq) + nB m-(aq)K θsp = [c eq (A n+)/c Ө]m [c eq (B n －)/c Ө]n（6-1）（2）溶度积常数（溶度积）：K θsp 大小表示难溶电解质溶解趋势。
（3）K θsp 的特点：K θsp 与沉淀的量及离子的浓度变化无关；K θsp 随温度的升高而增大，但温度的影响并不显著。
（4）溶解度：难溶电解质在水中的溶解趋势还可以用溶解度s 来表示。
溶度积和溶解度可以互相换算，换算时必须注意浓度单位，要把溶解度的单位换算成物质的量浓度单位(即mol ∙dm －3)。
【例6.1】298K 时，AgCl 的溶解度为1.92×10-4g ／100gH 2O ，求该温度下AgCl 的K θsp 。
【解】 设AgCl 的溶解度为s ，溶度积为K θsp∵ = 1g ∙cm -3，∴ s = 1.01441092.14⨯⨯- = 1.33×10-5 mol ∙dm -3AgCl(s) Ag +(aq) + Cl -(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3s sK θsp=[c eq (Ag +)/c Ө][c eq (Cl -)/c Ө]=(s/c Ө )2=(1.33×10-5)2=1.77×10-10【例6.2】 己知室温时K θsp (BaSO 4)=1.07×10－10、K θsp[Mg(OH)2]＝5.61×10-12、 K θsp(Ag 2CrO 4)＝1.12×10-12，求它们的溶解度s 。
5沉淀—溶解反应
2+ Ba
2
利用同离子效应加入适当过量的沉淀剂 BaSO4 (s) = Ba2+ (aq) +SO42- (aq) 1)若c(Ba2+)和c(SO42-)用量相等 则沉淀后留 若 用量相等,则沉淀后留 和 用量相等 在溶液中的c(Ba2+) =c(SO42- ) 在溶液中的 则S= c(Ba2+) =c(SO42- ) =1.1×10-5 mol/L × 2)若c(Ba2+)过量 假设沉淀后留在溶液中的 若 过量,假设沉淀后留在溶液中的 过量 c(Ba2+)=1×10-2 mol/L × 则S= c(SO42- ) =1.1×10-8 mol/L ×
(BaSO4 )=1×10-10 K × sp (BaCrO4 )=1×10-10) × sp
三、溶度积与溶解度的换算
溶解度和溶度积都可表示物质的溶解能力
前提： 前提： （1）近似处理难溶电解质的饱和溶液的密度 ） 为1kg/L （2）水合离子在溶液中不发生水解、聚合、 ）水合离子在溶液中不发生水解、聚合、 配位等副反应，且能一步完全离解。 配位等副反应，且能一步完全离解。
应用条件： 应用条件： 难溶电解质溶解的部分要能完全离解 无其他副反应存在 Al(OH)3(s) = Al(OH)3(aq) K (1) Al(OH)3(aq) = Al(OH)2+ + OHK (2) Al(OH)2+ = Al(OH)2+ + OHK (3) Al(OH)2+ = Al3+ + OHK (4)
沉淀—溶解反应 沉淀 溶解反应
precipitationdissolution equilibrium of harddissolved strong electrolyte
配位平衡与沉淀平衡的关系_概述及解释说明
配位平衡与沉淀平衡的关系概述及解释说明1. 引言1.1 概述:在化学反应中，配位平衡和沉淀平衡是两个重要的概念。
配位平衡是指当配位物与金属离子形成络合物时，附近的其他物质对于该反应中产生的络合物是否会形成影响。
沉淀平衡则是指当反应涉及到产生固体沉淀时，溶液中各组分之间达到平衡的状态。
本文旨在探讨配位平衡和沉淀平衡之间的关系，并解释它们之间的相关性。
1.2 文章结构:本文共分为五个部分进行描述和讨论。
首先，在引言部分将简要介绍配位平衡和沉淀平衡以及本文研究的目的。
接下来，将详细探讨配位平衡和沉淀平衡各自的概念、影响因素以及相应的特点。
然后，我们将解释说明这两者之间存在着何种关联性，并详细讨论一些实际应用案例。
最后，通过总结我们得出结论，并列出参考文献供读者进一步了解相关领域研究。
1.3 目的:本文旨在帮助读者全面了解配位平衡和沉淀平衡的概念，并探讨这两者之间的关系。
通过解释说明它们之间的相关性以及实际应用案例分析，本文旨在加深对配位平衡和沉淀平衡原理的理解，提供对相关领域研究的启示，并探索更多新的应用前景。
2. 配位平衡与沉淀平衡的关系：2.1 配位平衡的概念和影响因素：配位平衡是指在溶液中，配位物（通常为阴离子）与金属离子形成络合物的过程。
在配位平衡中，存在着一种特殊的化学吸引力作用，使得金属离子与配位物之间形成稳定的络合结构。
配位平衡受多种因素影响，包括温度、压力、pH 值、配体浓度等。
2.2 沉淀平衡的概念和影响因素：沉淀平衡是指在溶液中溶解度产生了反应，并导致沉淀形成的过程。
当某个化合物的溶解度达到饱和时，就会发生沉淀反应。
沉淀平衡同样受到多个因素影响，如温度、压力、pH 值、其他化学物质浓度等。
2.3 配位平衡与沉淀平衡之间的关系：配位平衡和沉淀平衡密切相关，二者有着互相影响的关系。
首先，配位物对金属离子是否形成络合物，会影响溶液中其他化合物的溶解度。
配位物与金属离子形成络合物后，会减少金属离子的有效浓度，从而降低了其他化合物溶解度和沉淀反应的速率。
化学课件第八章 沉淀溶解反应.ppt
AgCl(s)
Ag＋(aq) ＋Cl－(aq)
ceq
S
S
c(Ag＋)=c(Cl－)=S=1.34×10－5 mol·l－1
Ksp θ =c(Ag＋)·c(Cl－)= S2 =1.97×10－10
例2 已知298K时Mg(OH)2的Kspθ =5.61×10－12，求其溶解度S。
解： Mg(OH)2(s) ceq
A. 3.6×10-16
B. 6.3×10-18
C. 2.5×10-17
D. 6.3×10-19
(已知KSP
θ ,CuS
=
6.3×10-36
K总,H2S = 1.0×10-19 )
Cu2＋＋H2S = CuS(S)＋2H＋
K
c 2 (H ) c(Cu2 ) c(H2S)
K总
K
θ s
p
c(Cu2 )
例5：Hg2Cl2 的KSPθ为1.3 × 10-18 ,0.1升饱和溶液
的浓度是_______A___mol.l-1
A. 6.88 × 10-7 C. 6.88 × 10-8
B. 1.69 × 10-5 D. 1.14 × 10-9
Hg2Cl2(s) ceq
Hg22＋(aq) ＋2Cl－(aq)
AgBr(s)
Ag＋(aq) ＋ Br－(aq)
S
S+0.1≈0.1
Kspθ=c(Ag＋)·c(Br－)= 0.1S 同离子效应
例7：CaF2在0.1 mol.L-1 KNO3溶液中的溶解度与
水中的溶解度相比，属于下列哪一种( A )
A. 增大
B. 减小
C. 相同
D. 无法判断
盐效应
沉淀溶解平衡和沉淀滴定法—沉淀溶解平衡(基础化学课件)
沉淀溶解平衡
任何难溶电解质在水中会或多或少的溶解，绝对不溶的物质是不存 在的，但其溶解的部分是全部解离的。
在难溶电解质的饱和溶液中，未溶解的固体和溶解产生的离子之间 存在着沉淀溶解平衡。
在一定条件下，当溶解和 沉淀速率相等时，便建立了一 种动态的多相离子平衡，可表 示如下：
Ba2+(aq) + CO32-(aq)
Mg(OH)2(s)+ 2H+ = Mg2+ + 2H2O
K
[Mg2+ ] [H ]2
[Mg2+ ][OH ]2 [H ]2[OH ]2
K
sp
[Mg(OH)2
(
K
w
)2
]
5.61
1016
CaCO3(s) + 2H+ = H2CO3 + Ca2+
K
[Ca
2+ ][H2CO3 [H+ ]2
]
[NH
4
]2 [OH
]2
/
[NH3
]2
Ksp[Mg(OH)2 ]
[
K
b
(
NH
3
H
2O)]2
转化平衡常数K越大 , 难溶物越易溶解于酸。
例: 今有Mg(OH)2和Fe(OH)3沉淀各0.1mol，问需1L多大浓度铵盐
才能使之溶解? Ksp(Mg(OH)2)=1.810-11 Ksp(Fe(OH)3)=410-38
溶度积规则
对于沉淀-溶解平衡：
AmBn(s) == mAn＋(aq)＋nBm－(aq) 离子积：(任意状态，以方程式中化学计量数为指数
的离子相对浓度的乘积)
沉淀溶解反应2-1
AB3或A3B型（Fe(OH)3 等): Kspθ= (s /cθ)(3s/cθ)3=27( s/cθ)4
s / c 4
Ksp
θ
27
思考题：求 Ca 3 (PO 4 ) 2 的 S 与 K 间的关系
sp
S 5
K
sp
108
必须指出： 1. 溶度积与溶解度的换算式不适用于溶液中易发生水解、 聚合、 配位等副反应的难溶电解质。（如：ZnS，PbS） S2-+H2O HS-+OH- (不计二级水解)
所加强电解质称为沉淀剂。
同离子效应
同离子效应举 PbI2(s)＝Pb2+(aq) ＋ 2I- (aq) 例
【例 8-4】 计算298K时 BaSO4 在 0.010 mol· -1 L 【例 8-4】 Na2SO4 溶液中溶解度，并与纯水中的比较。 （已知：BaSO4 的 Kspθ= 1.08×10-10） 解： 1）纯水中： K spθ 1.04 10 5 s
4 室温时Ag2CrO4的溶解度为1.3×10-4 mol· -1 L s / c
3 K sp
1 . 3 10 4
AB型（AgCl, BaSO4等):
溶度积与溶解度的换算
Kspθ= [c(A)/cθ][c(B)/cθ ]=( s/cθ)2
s / c K sp
A2B 或AB2型（Mg (OH)2, CaF2等): Kspθ= [c(Mg2+)/cθ] [c(OH-)/cθ ]2 K sp θ)2 ( s/cθ) =4 ( s/cθ)3 s / c 3 = ( 2s/c
Ksp (An Bm ) [c(Am ) c ]n [c(Bn ) c ]m
沉淀溶解平衡-无机化学-课件-06
例：25oC，已知 Ksp(Ag2CrO4)=1.1×10-12，求 同温下S(Ag2CrO4)/g· -1。 L
解：
-1
Ag2 CrO4 (s)
2+ CrO4 (aq) 2Ag (aq) +
平衡浓度/(mol L )
2x
x
= {c(Ag + )}2{c(CrO2- )} Ksp (Ag 2CrO4 ) 4 1.1× 10 = 4 x 3 , x = 6.5×10-5 Mr(Ag 2CrO 4 ) = 331.7 S = 6.5×10 ×331.7 g L = 2.2×10 g L
可简写为： Ksp(BaSO4 ) = {c(Ba )}{c(SO )}
Ksp — 溶度积常数，简称溶度积 (solubility product)。
2+ 24
若平衡式为:AnBm(s)
n Am+ + m Bn-
则 K sp= [cn(Am+)][cm(Bn- )]
二.溶度积和溶解度关系
溶解度:单位g /100g 换算为 mol•L-1. 设溶解度为S(mol•L-1) a. AB型(1:1型)
-
Ksp (Mg(OH)2 )
c(Mg )
2+
5.1 10 × = 0.25
+ 4
-12
NH 3 (aq) + H2O(l)
/ 平衡浓度 (mol L
-1
NH (aq) + OH (aq)
-
- 4.5 10-6 ) 0.050 × 0.050
+ 4.5 10-6 4.5× -6 co 10 × co
一. 溶度积规则
配合物与沉淀溶解平衡
3.螯合物形成及pH的改变
+半滴甘油溶(1)pH试纸液+半滴0.1mol/LHBO33溶液，记录重叠区和未重叠区处pH
7甘油：HBO：533重叠区：4
+-H]+[B(OH)HBO+HO＝42332-+Байду номын сангаас]O+H+2HO＝[BO(CHOHBO+CH236333383
（2）0.10mol/LCaCl2+0.10mol/LNaHY22记录重叠区和未重叠区处pH
配合物与沉淀——溶解平衡
一．实验目的
1．加深理解配合物的组成和稳定性。了解配合物形成时特征
2．加深理解沉淀—溶解平衡和溶度积的概念。掌握溶度积规则及其应用
3．初步学习利用沉淀反应和配位溶解的方法，分离常见混合阳离子
4．学习电动离心机的使用和固—液分离操作
二.实验内容
步骤
现象
反应方程式、解释或结论
1.配合物的形成与颜色变化
无色透明→黄色沉淀沉淀减少沉淀溶解沉淀溶解产生黑色沉淀
+6.0mol/LHCl +6.0mol/LHNO3（3）+ 0.10mol/LKCrO420.10mol/LPb(NO)→32）（4+ 0.10mol/L KCrO420.10mol/L AgNO3→）（50.10mol/LNaCl+ 0.10mol/LAgNO→3
+0.10mol/KI→+2.0mol/L KI→S+0.10molNa→2
黄色↓沉淀溶解黑色沉淀
-2-2-AgI↓+2SO＝+ [Ag(SO)]I33222--[AgIAgI + I]＝2-2--S↓+4 I＝2 [AgI]Ag+S22-
配合物-沉淀溶解平衡
五、操作与注意事项
1. 离心机的原理和使用注意事项； 2. 滴瓶、滴管使用； 3. 沉淀-溶液的分离方法； 4. 数滴一般是3-4滴即可； 5. 分步沉淀操作的注意事项； 6. 实验完毕将所用试管、离心管洗净、到放；
六、思考体 见课本p109
这里加入过量NaOH、 Zn(OH)2会逐渐溶解 Zn(OH)2＋2OH－＝Zn(OH)42－ Fe3++3OH-=Fe(OH)3
（1）于沉淀中加入NH4Ac溶液 PbSO4(s)＋2NH4Ac－＝Pb(Ac)2＋
(NH4)2SO4
这个反应所以能发生是因为生成 的(CH3COO)2Pb为难电离的弱电解质 使沉 淀转化
极稳定！
会电离出三价铁离子，滴入KSCN
Fe3 SCN Fe[SCN ]2 (血红色)
（3） Cu2（ 蓝色） 4NH 3 H2O [Cu(NH 3)4 ]2（ 深蓝色）
（4）
加入NaOH 无变化 说明二价铜离子发生 了 络合加入 BaCl2，生成硫酸钡沉淀 说明硫酸 根没 有 参与配位
Ni2 NH 3 H2O [Ni2 (NH 3)6 ]2 (蓝色)
配合物与沉淀 - 溶解平衡
一、 实验目的
1. 加深理解配合物的组成和稳定性，了 解
配合物形成时的特征；
2. 加深理解沉淀-溶解平衡和溶度积的概 念 ，掌握溶度积规则及其应用；
3. 初步学习分离常见混合阳离子。
一、 实验原理
1．配位化合物与配位平衡
a. 配合物
形成体 （中心离子或原子） Cu2+＋4NH3=[Cu（NH3）4]2+ ＋配位键 Fe3+＋nSCN=[Fe(SCN)n]3-n 配位体（负离子或中性分子）
高考化学复习考点知识专题讲解27 沉淀溶解平衡
高考化学复习考点知识专题讲解专题二十七、沉淀溶解平衡考点知识沉淀溶解平衡就是难溶电解质的溶解平衡，其实质是指已经溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀于溶解的平衡状态。
同样遵循勒夏特列原理。
由于生产、生活、科研联系较为密切，在近几年高考中频繁出现，特别是广东卷、浙江卷、山东卷，考查的内容主要是沉淀的转化和溶度积的应用。
在高考中仪器了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的实质。
考试通常从图像题来考查溶解平衡原理、Ksp的简单计算、沉淀的生成、溶解和转化等，以生产、生活或产品的制备为背景解释某些现象。
重点、难点探源一．溶解平衡1、溶解平衡的建立⑴v溶解＞v沉淀，固体溶解；⑵v溶解=v沉淀，溶解平衡；⑶v溶解＜v沉淀，析出晶体。
2、电解质在水中的溶解度20℃，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：一、溶度积常数及其应用1、表达式对于溶解平衡M m A n（s）mM m+(aq)+nA n+(aq),K sp=c m(M n+)•c n(A m-)。
K sp仅受温度的影响。
2、溶度积规则某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Q c（离子积）与K sp的关系。
二、沉淀溶解平衡的应用1、沉淀的生成⑴调节pH法如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7~8，离子方程式为：Fe3++3NH3•H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+。
⑵加入沉淀剂法如用H2S沉淀Cu2+，离子方程式为：H2S+ Cu2+=CuS↓+2H+2、沉淀的溶解⑴酸溶解法如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+ H2O。
⑵盐溶液溶解法如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液：Mg(OH)2+2 NH4+=Mg2++2 NH3•H2O。
3、沉淀的转化⑴实质：难溶电解质溶解平衡的移动。
（沉淀的溶解度差别越大，越容易转化） ⑵应用：锅炉除垢、矿物转化等。
三、四大平衡的比较平衡类型存在条件平衡常数平衡移动的判断表示形式影响因素化学平衡 一定条件下的可逆反应 K 温度 均符合平衡移动原理（勒夏特列原理），即：平衡始终是向减弱条件改变的方向移动电离平衡 一定条件下的弱电解质溶液 K a 或K b 温度 水解平衡含有弱酸根或弱碱阳离子的盐 K w温度沉淀溶解平衡一定条件下难溶或微溶盐的饱和溶液K sp温度追踪高考1．【2022新课标3卷】用0.100 mol·L -1 AgNO 3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L -1 Cl -溶液的滴定曲线如图所示。
沉淀的溶解度及其影响因素(三)
沉淀的溶解度及其影响因素（三）8.2.2.4配位效应若溶液中存在配位剂，它能与生成沉淀的离子形成协作物，将使沉淀溶解度增大，甚至不产生沉淀，这种现象称为配位效应。
例如，用Cl-沉淀Ag+时，会有反应 Ag-＋Cl-=AgCl 若溶液中有氨水，则NH3能与Ag+配位，形成[Ag(NH3)2]+配离子因而AgCl在0.01 mol/L氨水中的溶解度比在纯水中的溶解度大40倍。
假如氨水的浓度足够大，则不能生成AgCl沉淀。
又如Ag+溶液中加入Cl-，最初生成AgCl沉淀，但若继续加入过量的Cl-，则C1-能与AgCl配位成[AgCl2]-和[AgC13]2-等配离子，而使AgCl沉淀逐渐溶解。
AgCl在0.01 mol/L HC1溶液中的溶解度比在纯水中的溶解度小，这时同离子效应是主要的；若[Cl-]增到0.05 mol/L，则AgCl的溶解度超过纯水中的溶解度，此时配位效应的影响已超过同离子效应；若[Cl-]更大，则因为配位效应起主要作用，AgCl沉淀就可能不浮现。
因此用C1-沉淀Ag＋时，必需严格控制[Cl-]。
应当指出的是，配位效应使沉淀溶解度增大的程度与沉淀的溶度积和形成协作物的稳定常数的相对大小有关，形成的协作物越稳定，配位效应越显著，沉淀的溶解度越大。
综合上面四种效应对沉淀溶解度的影响研究可知，在举行沉淀反应时，对无配位反应的强酸盐沉淀，应主要考虑同离子效应和盐效应的影响。
对弱酸盐或难溶酸盐，多数状况应主要考虑酸效应的影响。
在有配位反应，尤其在能形成较稳定的协作物，而沉淀的溶解度又不太小时，则应主要考虑配位效应的影响。
8.2.2.5其他影响因素 (1)温度绝大部分沉淀的溶解都是吸热过程。
因此，沉淀的溶解度普通随着温度的上升而增大，但不同沉淀增大的程度并不相同。
例如，温度对AgCIA溶解度的影响比较大，对BaSO4的影响不显著，8-1所示。
为了获得较好的沉淀，大多数沉淀过程都在热溶液中举行。
沉淀反应及沉淀溶解平衡
Qc > Ksp
Qc ＝ Ksp
Qc < Ksp
例：等体积的0.2mol· L–1的Pb(NO3)2和0.2mol· L–1 KI
水溶液混合，是否会产生PbI2沉淀？ PbI2(s) = Pb2+(aq) + 2I–(aq) KspӨ = [Pb2+][I–]2 = 1.4 × 10–8 Qc = c(Pb2+) · c(I–)2 = 0.1 × (0.1)2 = 1 × 10–3 >> KspӨ 会产生沉淀
(2) c(Ca2+)=0.001mol· L–1，c(SO42–)=0.001 mol· L–1
Qc = c(Ca2+)/cӨc(SO42–)/cӨ= 1 10–6 Ksp 没有CaSO4沉淀生成。
例：50 mL含Ba2+离子浓度为0.01 mol· L–1的溶液与 30 mL浓度为0.02 mol· L–1的Na2SO4混合，是否生成 BaSO4 沉淀？反应平衡后溶液中的 Ba2+ 浓度为多少？ 解：混合后溶液总体积80mL，则混合后各物质浓度 为：
BaSO4(s)
溶解 沉淀
Ba2+(aq) + SO42–(aq)
多相平衡体系，平衡时： Ksp= c(Ba2+)/c c(SO42– )/c Ksp大小与物质的溶解度有关。 平衡状态即为该温度下此物质的饱和溶液。
对于一任意组成为 AmBn 形式的难溶电解质，在水溶
液中有以下的平衡：
c(Ba2+) = (0.01 50 ) / 80= 0.00625 mol· L–1，
c(SO42–) = (0.02 30 ) / 80= 0.0075 mol· L–1
水溶液中的沉淀溶解反应和配位反应
活度的定义：
ac,B
B
cB c
对难溶盐，一般说来浓度都很小，γ±2 < 1，因此 ，K ⊝
< Ksp 。 通常情况下，二者差别很小。所以可以认为K⊝ = Ksp 。
判断沉淀生成和溶解的判据——溶度积规则
溶度积规则只适用于难溶电解质。 根据热力学原理，
ΔrGm = -RT ln K ⊝ + RT ln J a J a 为活度商。用浓度积表示时为Q 。 当Q < K ⊝时，为不饱和溶液，无沉淀析出或沉淀溶解； 当Q > K ⊝时，为饱和溶液，沉淀析出，直到新的平衡； 当Q = K ⊝时，为饱和溶液，无沉 A + + B-
s
ss
Ksp = [A + ][B-] = s2 （2）AB2型化合物：
AB2 A + + 2B-
s
s 2s
Ksp = [A + ][B-]2 = 4s3
同理，
对于AB3型化合物： Ksp = 27s4 对于A2B3型或A3B2型化合物： Ksp = 108s5 同类型化合物， Ksp大， s也大， 不同类型化合物， Ksp大， s不一定大。
2.3.2 沉淀的转化
沉淀的转化：由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程。 以卤化银为例：
Ag Cl(s) = Ag+ + Cl– +
KI = I– + K+ ‖
AgI 由于AgI 沉淀生成，溶液中[Ag+ ]下降，平衡右移，使 AgCl(s)溶解，若KI的量足够的多，进而可使AgCl全部转化为 AgI 。
总反应常数：
K = Ksp (BaSO4 )/Ksp (BaCO3 ) = 1/46
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例
将50ml含0.95克MgCl2的溶液与等体积的1.8mol· L-1的氨水溶液 混合。在所得的溶液中应加入多少克固体NH4Cl才可防止 Mg(OH)2沉淀生成。已知： Mg(OH)2的Kspθ=1.2 ×10-11，NH3 的Kbθ= 1.77 ×10-5， MgCl2的摩尔质量为95g ·mol -1， NH4Cl 的摩尔质量为53.5g ·mol -1。 两溶液混合后 V=0.05+0.05=0.1（L） CMg2+=（0.95/95）/0.1=0.1 mol· L-1 欲不生成Mg(OH)2，需CMg2+ ·（COH-）2≤ Kspθ
§5.2 沉淀溶解反应和配位反应
一、沉淀溶解平衡 1.溶度积 通式 AnBm (s) nAm+ (aq) + mBn- (aq)
Kspθ= (cAm+,eq /cθ)n· (cBn-,eq /cθ)m Kspθ可由热力学数据计算 2.溶度积和溶解度的关系 设AnBm (s)的溶解度为s (mol· dm－3) AnBm (s) 平衡浓度 nAm+ (aq) + mBn- (aq)
2 SO 4
CaCO3 (s) +SO42-(aq)
,
2 SO 4 2
ceq , Ksp K 2 ceq , CO 3 Ksp
=1.43×104
6.沉淀的溶解 利用酸碱反应 CaCO3( s) CO32-+ H+ Mg(OH)2(s)+2NH4 + HCO3-
, CO 3
c(Cl ) 0.01 9 c( I ) 4 . 8 10 2.1106 2.1106
沉淀完全
浓度小于10－6 mol· L-1
Cl – 开始沉淀时，I –已沉淀完全。所以两者可完全分离
5.沉淀的转化 CaSO4
CO3 2-
CaCO3
PO43-
Ca3(PO4)2
CaSO4(s)+CO32-(aq)
解
而AgCl开始沉淀析出所需Ag+浓度为
10 K ( AgCl ) 1 . 8 10 8 c( Ag ) S 1 . 8 10 c(Cl ) 0.01
因此，AgI首先沉淀。
待到AgCl也同时沉淀时，对两者均为饱和溶液，均应满足它 们的溶度积。同时，在同一溶液中，Ag+浓度应当相等，则上两 式可写为：
ns
ms
K sp
θ(A
nBm)=
(ns)n(ms)m
=nn· mm· sn+m
s
nm
Ksp nnmm
Ksp
AB型,如AgCl、CuS A2B型或AB2型，如Ag2CrO4、PbI2
注意
s
/4 s 3 Ksp
①按上式计算出的溶解度的单位为mol· dm－3 ②同类型的难溶电解质可以根据K spθ的大小比较它们 的溶解度。 Ag2CrO4： K spθ=1.12×10-12 AgCl： K spθ=1.77×10-10 s= 6.54×10-5 mol· dm－3 s= 1.33×10-5 mol· dm－3
4. l-1的混合溶液中，逐滴加入沉淀剂 AgNO3溶液，那种离子先沉淀？氯离子沉淀时溶液中碘离子 的浓度是多少？已知AgI和AgCl的溶度积分别为：8.51 × 10-7 和 1.77 × 10-10 AgI开始沉淀时需要的Ag+浓度为
KS ( AgI ) 8.511017 15 c( Ag ) 8 . 51 10 c( I ) 0.01
3.溶度积规则
AnBm (s)
nAm+ (aq) + mBn- (aq)
Kspθ= (CAm+,eq/cθ)n· (CBn-,eq/cθ)m (溶度积) Q = (CAm+/cθ)n· (CBn-/cθ)m (离子积) Q > Kspθ 过饱和 有沉淀生成
溶度积规则
Q = Kspθ 饱和溶液 Q < Kspθ 未饱和 沉淀溶解或无沉淀生成
AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq) s2 s2 +0.01≈0.01 s2 =1.77×10-8 mol· L-1
Kspθ= s2(s2 +0.01) ≈ s2 ×0.01 s2 < s 1 同离子效应所致
因加入与难溶电解质含有相同离子的强电解质，而使 难溶电解质溶解度降低的现象叫做同离子效应。
例 解
分别计算25℃时,AgCl(s)在纯水和0.1mol· L-1NaCl溶液中 的溶解度。 设 AgCl(s)在水中和0.1mol· L-1NaCl溶液中的溶解度分别 为s1和s2。
AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq) s1 s1
Kspθ= s12 mol· L-1
s1
Ksp 1.77 10 10 1.33 10 5
( AgCl ) 1.77 1010 c(Cl ) K s 6 2 . 1 10 c( I ) Ks ( AgI ) 8.511017
即I -消耗至溶液中 Cl - 浓度比 I -浓度大2.1×106倍时， AgCl才能开始沉淀。此时的 I -浓度也可据此算出。
解
COH
Ksp CMg 2
1.2 10 11 1.110 5mol L 1 0.1
加入NH4Cl后构成了NH3－NH4+缓冲溶液。
设应加入NH4Cl晶体m克
Kw Kw Kw CNH 3 COH C CH K NH 4 Ka CNH 4 a CNH 3 CNH 3 0.9 5 Kb 1.77 10 m CNH 4 / 0.1 53 .5 1.1 10 5
7.10 10 4.96 10 9
5
Ca2+ + CO32H+
H2CO3
Mg2++2H2O+2NH3
K sp K )2 ( Kb
CO2+H2O
利用配合反应 AgCl(s) + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl-
Kθ=Kspθ,AgCl· Kfθ,[Ag(NH3)2]+ 利用氧化还原反应 3CuS+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+3S+2NO(g)+4H2O 配合反应与氧化还原反应相结合 3HgS+12HCl+2HNO3=3H2[HgCl4]+2NO+3S+4H2O