溶度积与溶度积规则
什么是溶度积规则溶度积规则的举例
什么是溶度积规则溶度积规则的举例溶度积规则是指当溶液中的离子浓度([Am+]m)的乘积等于溶度积(L)时，则溶液是饱和的，那么你对溶度积规则了解多少呢?以下是由店铺整理关于什么是溶度积规则的内容，希望大家喜欢!溶度积规则的基本定义当溶液中的离子浓度([Am+]m)的乘积等于溶度积(L)时，则溶液是饱和的;若小于其溶度积时，则没有沉淀生成;若大于其溶度积时，会有AnBm化合物的沉淀析出。
即可表示为：[Am+]·m<L时，溶液未饱和，无沉淀析出; [Am+]·m=L时，溶液达到饱和，仍无沉淀析出; [Am+]·m>L时，有Anbm沉淀析出，直到[Am+]·m=L时为止。
溶度积规则的基本举例例：AgNO3与K2CrO4混合溶液，用溶度积规则来判断时候有Ag2CrO4析出。
注：CrO4^2-表示一个铬酸根离子带两个负电荷。
令：[Ag+]^2·[CrO4^2-]=Qc (式中[ ]表示溶液中离子的实际的相对浓度)。
注意：此处的 Ag+ 与 CrO4^2- 的浓度时彼此独立指定的，没有必然联系，也没有定量关系。
查表可得Ag2CrO4的溶度积常数Ksp。
Qc<Ksp时：溶液相对于Ag2CrO4晶体而言是未饱和的，故无Ag2CrO4晶体沉淀;Qc=Ksp时：溶液相对于Ag2CrO4晶体而言刚好达到饱和，为多相离子平衡状态，也无Ag2CrO4晶体沉淀;Qc>Ksp时：溶液相对于Ag2CrO4晶体而言是过饱和的，有Ag2CrO4晶体沉淀。
实际上是平衡和平衡移动规则在多相离子平衡中的应用。
溶度积的定义对于物质AnBm(s)= n A(aq)+ mB(aq), 溶度积(Ksp)=C(A)nC(B)m溶度积的应用很广泛。
在定性分析中，利用金属硫化物、氢氧化物、碳酸盐等溶度积的差异分离金属离子。
若往氯化铅饱和溶液中加入氯化钾时，溶液中Cl浓度增大，C(Pb )C(Cl大于氯化铅的溶度积大，这时将有部分离子发生Pb+2Cl =PbCl2 ↓的反应，将过剩的PbCl2沉淀出来，直至两种离子的浓度幂之积等于氯化铅的溶度积为止。
5-2溶度积规则及其应用
查附录二，得BaSO4的溶度积为1.1×10－10，很小，因此 可近似认为 则
0.010 + s＇≈0.010 1.1×10－10=（0.010+ s＇）s＇≈0.010 s＇ s＇=1.1×10－8 s=1.1×10－8 mol/L
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5.2
想一 想
溶度积规则 及其应用
第5章 沉淀溶解平衡和沉淀滴定法
c(OH-)=6.4×10-12mol/L pOH=－lg(6.4×10-12)=11.2
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5.2
溶度积规则 及其应用
第5章 沉淀溶解平衡和沉淀滴定法
pH=14－11.2=2.8 只要控制2.8＜pH＜4.0，就能够实现除去杂质的Fe3+目的。
选择：
1．在BaSO4的饱和溶液中，加入稀硫酸，使其溶解度减 小的现象称为（ ）。 A．盐效应 B．缓冲作用 C．同离子效应 D．配位效应 2．精制食盐时，用BaCl2 除去粗食盐中的SO42-，若使 SO42-离子沉淀完全[已知 （BaSO4）=1.1×10-10]，需控制Ba2+ 离子浓度为（ ）。 A．＞1×10-5 mol/L B．＞1.1×10-5 mol/L C．＜1.1×10-5 mol/L D．＞1.1×10-6 mol/L
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5.2
态平衡。
溶度积规则 及其应用
第5章 沉淀溶解平衡和沉淀滴定法
（3）Qi＜ K sp ，溶液处于未饱和状态，无沉淀生成或难 溶电解质溶解。
上述三种关系是难溶电解质的沉淀溶解平衡规律，称为溶 度积规则。利用该规则，可以通过控制离子浓度，实现沉淀的 生成、溶解、转化和分步沉淀。
溶度积规则 及其应用
沉淀溶解平衡
S = Ksp1/2
2. AB2型或A2B (例PbI2、 Ag2CrO4等) AB2
S= (Ksp)1/3 4
A+ + 2B-
3. AB3型和A3B型（例Fe(OH)3） AB3
A+ + 3B-
Ksp = 27S4
4. AaBb型 AaBb
S=
(Ksp)1/4 27
aAa+ + bBbS= (Ksp)1/(a+b) aabb
在饱和溶液中，每生成1 mol CrO4-，同时生成2 mol Ag+， 即, [Ag+] ＝ 2S ＝ 2 × 6.54 × 10-5 ＝ 1.31 × 10 –
4
[CrO4-] ＝ S ＝ 6.54 × 10-5
Ksp, Ag2CrO4 ＝ [Ag+ ][CrO4-] ＝ (2S)2 •S ＝ 4S3
第六章 沉淀-溶解平衡
§6-1 溶度积原理
§6-2 难溶电解质的沉淀和溶解
§6-3 沉淀反应的某些应用
§ 6-1 溶度积原理
一、溶度积 二、溶度积与溶解度的关系 三、溶度积规则
一、溶度积
溶解
AgCl(s)
沉淀
Ag+ + Cl-
平衡时，
[Ag+][Cl-] K= [AgCl]
即
Ksp, AgCl = [AgCl]·K=[Ag+][Cl-] Ksp称为溶度积常数(solubility
2. 盐效应
沉淀平衡中的盐效应（属物理静电作 用）在难溶电解质的饱和溶液中加入某种 不含相同离子的易溶电解质，使难溶电解 质的溶解度比同温时纯水中的溶解度增大 的现象叫做盐效应。
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。
第三章沉淀溶解平衡
第二节 沉淀的生成 第三节 分步沉淀和沉淀的转化 第四节 沉淀的溶解 沉淀溶解平衡的移动 例: AgCI(s) 溶度积规则 溶解 是平衡移动 Ag+ + CI- 规律的总结
沉淀
(production of precipitation)
第二节 沉淀的生成
沉淀的生成
●沉淀生成的必要条件: 增大离子浓度，使 IP＞KSP ●采用方法: ①加入沉淀剂 ②控制溶液 pH(对难溶弱酸盐和难溶 氢氧化物).
积、同浓度的NH3· H2O相混合,①有无Mg(OH)2沉 淀析出？②如果要阻止沉淀析出,至少应加多少克 NH4CI(s)?已知 Ksp(Mg(OH)2)=5.61×10-12, Kb(NH3)=1.79×10-5
=1.79×10-5×0.05/1.06×10-5 =8.44×10-2(mol· L-1) ∴需加NH4CI(s): 8.44×10-2×0.020×53.5 =9.03×10-2(g)
√ 5.61×10-12/0.05 = =1.06×10-5(mol· L-1) 采用方法:利用同离子效应,加NH4CI(s)来 抑制NH · H O离解.
【例3-7】试分析10ml 0.10mol· L-1MgCI2与等体
解:②NH3· H2O NH4+ + OH0.05 x 1.06×10-5 [NH4+]=Kb [NH3· H2O]/ [OH-]
[H+ ]=
√
Ka1Ka2 [M2+][H2S] KSP(MS）
1 KSP
式中 [H2S]饱和= 0.1(mol· L-1)
结论: 使MS(s)溶解所需
[H+ ]∝
沉淀的溶解
小结 多种离子平衡共存时的处理方法
10-沉淀-溶解平衡
3CuS(s) 8HNO3 (aq)
3Cu(NO3 )2 (aq) 3S(s) 2NO(g) 4H2O(l)
（三） 生成配位个体
在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入某 种电解质，与难溶强电解质的阳离子或阴离子生成 配位个体，使难溶强电解质的阳离子浓度或阴离子 浓度降低，致使 IP ＜ Ksp ，沉淀 - 溶解平衡向沉 淀溶解方向移动，导致难溶电解质沉淀溶解。 AgCl 沉淀溶于氨水的反应式为： AgCl(s) Ag+ (aq) Cl (aq)
（三）溶度积规则 离子积（ion product）：
离子浓度幂的乘积称为离子积 IP。 它表示的是在任意情况下的离子浓度幂的乘积。 对某一难溶强电解质溶液 当IP = Ksp ，表示溶液是饱和的。此时溶液达成沉 淀溶解平衡，宏观上既无沉淀溶解，也无沉淀析出。
当IP ＜ Ksp ，表示溶液是不饱和的。此时溶液无 沉淀析出。若再加入难溶强电解质，则会继续溶解。 当IP ＞ Ksp ，表示溶液是过饱和的。此时溶液会 有沉淀析出，直至溶液饱和为止。
ห้องสมุดไป่ตู้S3
Ksp 3 1.121012 6.54105 mol/ L 4 4
对于相同类型的难溶强电解质，它的标 准溶度积常数越大，它的溶解度也就越大。 但对于不同类型的难溶强电解质，不能直接 利用标准溶度积常数来比较溶解度的大小， 必须通过计算进行比较。
例 6-3 25℃时，Ksp(AgCl) =1.8×10-10， Ksp(AgI) =8.5×10-17 ，Ksp(Ag2CrO4 ) ==1.1×10-12。试分别计算 AgCl 、 AgI和 Ag2CrO4 在水中的溶解度，并比较它们的 溶解度的大小。 解：AgCl和AgI 为 1-1 型难溶电解质，其溶解度为：
无机化学第五章 溶度积
例2：25oC，已知Ksp(A2B)=4×10-12，求同温度下A2B的溶 解度S(A2B)/g·L-1。（A2B的相对分子质量为200）
解：
A2B
2A+ + B2-
平衡浓度 /(mol·L-1）
2x
x
Ksp = c(A )2 c(B2 )
4 10 12 = 2x2 x = 4x3 x = 104 mol/L
平衡浓度/(mol
1
L
)
x
x
Ksp (AgCl) = c(Ag )c(Cl ) = x2 =1.81010
1. AB型(如AgCl、AgI、CaCO3) AB (S) ⇋ A+ (aq) + B–(aq)
x
x
Ksp = c(A+ )c(B–) = x2
2. AB2或A2B型 (Mg(OH)2 、Ag2CrO4)
难溶 微溶
可溶
易溶
0.01 1
10
Sg/100g
S>10g 易溶 1>S>0.01g 微溶
10g>S>1g 可溶 0.01g>S 难溶
本章主要研究微溶和难溶
溶度积
在一定温度下，将难溶电解质放入水中时， 就发生溶解和沉淀两个过程。
以BaSO4为例：
Ba2+
H2O作用下
SO42-
H2O
BaSO4
BaSO4溶解过程
AB2(S) ⇋ A2+ (aq) + 2B–(aq)
x
2x
Ksp = c(A+ )c2(B –) = x(2x)2 = 4x3
3. AB3或A3B型 (如 Fe(OH)3 、Ag3PO4)
第四章：沉淀溶解
沉淀的转化 溶液中溶解0.01molCaSO4，计算 例：欲在1.0LNa2CO3溶液中溶解 欲在 Na2CO3初始浓度的最小值？ 初始浓度的最小值？ 已知 KSP（CaCO3）=5.0×10-9 KSP（CaSO4）=9.1×10-6 解：
CaSO4 = Ca 2+ + SO4
CO32CaCO3
= (m ) (nS) S
m n
n+ m
m− n
S = m+n
Ksp,MmAn mn
m n
S = m+n
名称 AgBr BaSO4 Ag2CrO4
Ksp,MmAn mn
7.1×10-4 1.1×10-5 7.9×10-5
m n
溶解度（mol.L-1）
溶度积 5.0×10-13 1.1×10-10 2.0×10-12
四、络合效应 MA (s) M n+ + A mL ML …MLn
S = [ M ' ] = [ M ]α M ( L ) = [ A]
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
S = [ A][ M ' ] = [ A][ M ]α M ( L ) = K SPα M ( L ) = K ' SP
2 溶度积规则及其应用
2.1、溶度积规则 、
K ap , MA = f (T )
活度积常数
a M = γ M [ M n + ],
a A = γ A[ Am− ]
K sp , MA = f (T , I )
K ap , MA = γ M γ A [ M n + ][ A m − ] = γ M γ A K sp , MA
K sp , MA = [ M n + ][ A m − ]
《基础化学》04难溶强电解质的多相离子平衡
NH3 + H2O
NH4+ + OH-
平衡 0.050-[OH-] ≈0.050
x+[OH-] [OH-]
≈x
[OH-]
Kb
[NH4 ][OH ] [NH3 ]
[NH4 ]
Kb [NH3 ] [OH ]
1.79 105 0.050 1.06 105
8.44 102mol
L1
三、沉淀的溶解
Qc < Ksp 平衡的移动
二、沉淀的生成
条件： Qc ＞ Ksp
（一）加入沉淀剂 沉淀剂的加入并非总是越多越好。有时过量的沉淀 剂会引起副反应。同时，引起较强的盐效应。 如：AgCl(s)+Cl-(较浓)=AgCl2-，有时会生成AgCl32-。
（二）控制溶液的pH值
例题：在20ml0.0020mol·L-1的Na2SO4溶液中加入
解：在NaCl溶液中的溶解度为S′。
AgCl(s)
Ag+ + Cl-
平衡时：
S′
S′+0.010
由于存在同离子效应， S′<<0.010
Ksp(AgCl)=[Ag+] ·[Cl-]= S′· (S′+0.010) Ksp(AgCl) = S′×0.010 S′= Ksp(AgCl) /0.010=1.77×10-8mol·L-1 纯水中的溶解度S为1.33×10-5mol·L-1。
S 3 Ksp 3 1.121012 6.54105 mol L1
4
4
② 注意: ∵在AgNO3 溶液中 ∴Ag + 与 CrO42-的浓度不再是2比1的关系
设:溶解度为S’ mol ·L-1
高中化学溶度积的计算
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：溶度积与溶解度都可以表示物质的溶解能力,但它们是既有区别又有联系的不同概念。
沉淀溶解平衡知识简介
沉淀溶解平衡知识简介第一节溶度积一、溶度积在一定的温度下，用难溶的电解质氯化银配成饱和溶液时，溶液中未溶解的固态氯化银和溶液中的银离子氯离子存在一个溶解与沉淀的平衡，简称沉淀平衡。
溶解AgCL (固) 二Ag++C匚沉淀这是一个动态平衡，平衡时的溶液是饱和溶液，达到溶解沉淀时，服从化学平衡规律。
即+ — -[Ag][ CL ]Ki=[AgCL]一定温度下，Ki是常数，氯化银是固体，也可以看成常数。
所以Ki* [AgCL]也为常数，用Ksp 表示。
+ — -Ksp=[ Ag][ CL ]Ksp表示难溶电解质饱和溶液中，有关离子浓度的乘积在一定温度下是个常数。
它的大小与物质溶解度有关因而称为溶度积常数。
简称溶度积。
室温时，氯化银的溶度积是1.56X1O10,写成K spAgCL=1.56X1O1°。
对于电离出2个或多个相同离子的难溶电解质，如氯化铅，氢氧化铁的溶度联系式中，各离子浓度应取其电离方程式中该离子的系数为指数。
例如2+ -PbCl2=Pk2 +2CLKspPbCL=[Pb|[CL-]Fe (OH) 3=F£+3OH3+ 3K spFe(OH) 3=[Fe ][OH-]二、溶度积规则某难溶电解质溶液中，离子浓度的乘积称为离子积，用符号Qi表示。
如氢氧化镁溶液的Qi=[Mg2+|[OH-]2。
Qi与Ksp的表达式相同。
但两者的概念是有区别的水sp是难溶电解质溶解平衡时，即饱和溶液中离子浓度的乘积。
对某种难溶电解质，在一定温度下Ksp为一常数。
而Qi表示任何情况下离子浓度的乘积，其数值不定。
Qi是Ksp的一个特例。
Qi与Ksp有下列3种情况：①Qi=Ksp时，沉淀溶解达到动态平衡，是饱和溶液；②Qi<Ksp时，无沉淀析出，是不饱和溶液；③Qi>Ksp时，有沉淀析出，是过饱和溶液。
以上称为溶度积规则。
但有时根据计算结果Qi>Ksp,应有沉淀析出，实际上，往往因为有过饱和现象或沉淀极少，肉眼观察不出沉淀。
溶度积规则名词解释
溶度积规则名词解释溶度积规则是一种用于计算溶度积和溶液浓度的重要工具。
它是一种由计算机程序来计算溶度积的技术，并且通常用于处理食品和药物溶度积的计算。
它不仅可以计算溶度积，还可以计算溶液浓度。
溶度积规则主要是基于Mudry方程式来计算溶度积的。
它的公式如下：D=K[(1+m)^n/m^n]其中，D是溶度积的极限值，K是一个常数，m是一种物质的溶解度，n是某种物质的分子量（或稀释平衡常数）。
溶度积规则还使用热力学原理和化学平衡来计算溶度积。
它基于Kelvin温度和熵定义，可以用来计算两种物质溶解的能量变化。
溶度积规则的应用很广泛，它可以用来计算的水的溶解度，工业产品的浓度，或者其他不同类型的溶液的浓度。
比如，可以应用它来计算食品中添加剂的溶解度，计算食物加热与烹调过程中的溶解度变化，计算医药中药物的有效剂量，以及计算各种化学物质溶解度。
溶度积规则在许多领域均有重要的作用，它主要用于计算各类物质的溶解度，也可以用于计算溶液浓度。
它可以用来预测食品的溶解度，给出药物的有效剂量，也可以用来估算食物或药物的稳定性。
另外，它还被用于工程领域，如制药、水处理和水培技术等。
溶度积规则的实际应用要根据实际情况来进行调整。
比如，当使用溶度积规则计算溶液浓度时，要考虑溶液的温度，pH值，离子强度以及溶质的性质，以及它们之间的相互作用，以保证最终的结果准确可靠。
总结起来，溶度积规则是一种重要的工具，它可以用来计算溶解度和溶液浓度。
它可以用于计算食品，药物，以及各类化学物质的溶解度和浓度。
但是，在实际应用中，必须考虑温度，pH值，离子强度和溶质的性质以及它们之间的相互作用才能得到准确的结果。
沉淀-溶解平衡
(2) Fe3+ 沉淀完全时的pH值。
(3) Mg2+开始沉淀时的pH值。
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解：(1) Fe (OH)3 (s) == Fe3+ (aq) + 3OH– (aq) Ksp = [Fe3+][ OH–]3 = 1.1×10 –36 [ OH–]3=1.1×10 –36 / [Fe3+]= 1.1×10 –36 /0.01
第9 章
沉淀-溶解平衡
一. 溶度积常数和溶解度
1. 溶解度
物质的溶解度(solubility)是指在一定温度和压力下，固
液达到平衡状态时，饱和溶液里的物质浓度。常表示为
g· -3 或 mol/dm-3。 dm
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2. 溶度积常数Ksp：
AgCl饱和液。平衡关系式如下 注意：用可逆符号
θ K sp 1.1 10 10
2 Q co (SO 4 ) co (Ba2 )
Q K sp ，所以有BaSO4 沉淀析出
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三、沉淀的溶解
根据溶度积规则，在含有沉淀的难溶强电 解质的饱和溶液中，如果能降低难溶强电解质 y 的阳离子浓度或阴离子的浓度，使 Q K sp ，则 沉淀就会溶解。
在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加
入某种氧回
（3）同离子效应和盐效应在实际中有用：
如要使某种离子沉淀完全，可加入过量沉淀剂，使被 沉淀离子沉淀“完全”。事实上，不论加入的沉淀剂如 何过量，总会有极少量的待沉淀离子残留在溶液中，在 定量分析中，只要溶液中剩余离子的浓度[M+]≤1x10-6 mol.L-1，就可认为沉淀已经“完全”了。 有些情况下，当溶液中剩余离子的浓度[M+] ≤ 10-5 mol· –1时，也可认为沉淀完全了。 L
溶度积
• 溶液是饱和溶液，处于动态平衡状态； • 若 [M n ]m [ A m ]n K 溶液未饱和无沉淀； sp • 若 [ M n ]m [ A m ]n K sp 有沉淀析出。
• 有些情况下，即使已超过 K sp 值，但 由于溶液存在过饱和现象致使沉淀反 应发生非常缓慢，此时可以猛烈搅拌 或加热后骤然冷却等方法来刺激过饱 和溶液，导致沉淀的形1g/100g H2O的 物质称为难溶物。 2.溶解在水中会发生电离的难溶物称 为难溶电解质。 3.在难溶电解质的饱和溶液中，存在 着未溶的固体和溶液中相应离子间的 平衡，这类平衡属于多相离解平衡。
（一)溶度积常数
溶液中未溶解的固态物质和溶液中的阴阳离子 存在一个溶解与沉淀的平衡，简称沉淀平衡。 MmAn(s)≒mMn+(aq)+nAm-(aq)
K sp [ M
n m
] [A ]
m n
表示难溶电解质饱和溶液中，有关离子浓 度（按化学计量方次）的乘积在一定温度 下是个常数。
(二）溶度积规则
• 某难溶电解质在一定条件下，沉淀能否生成或 溶解，可以根据溶度积概念来判断。 MmAn(s)≒mMn+(aq)+nAm-(aq) • 平衡时 K sp [ M n ]m [ A m ]n • 若 K [ M n ]m [ A m ]n
（三）沉淀的生成和溶解
1.加入沉淀剂：加入一种沉淀剂，使溶液中所含组 成沉淀的各离子的离子积（离子浓度的方次的乘 积）大于其溶度积，从而析出沉淀。 2.同离子效应：在难溶电解质溶液中加入含有共同 离子的易溶强电解质，使难溶电解质溶解度降低 的现象称为沉淀-溶解平衡中的同离子效应。 3.盐效应：是指加入易溶强电解质可使难溶电解质 溶解度稍有增大的效应。同离子效应比盐效应的 作用要大得多。在较稀溶液中，不必考虑盐效应 的影响。 4.沉淀的溶解：在饱和溶液中加入某种离子或分子， 使其与溶液中某种离子生成弱电解质，生成配合 物或发生氧化还原反应，从而降低饱和溶液中这 种离子的浓度，促使沉淀溶解。
大学基础化学 第四章 沉淀-溶解平衡 PPT课件
§4-1 溶度积和溶度积规则
一、溶度积常数
1. 难溶强电解质
常温下溶解度小于0.01g/100gH2O的电解质叫做 难溶电解质（electrolyte of difficult dissolution）。
难溶强电解质的特点：溶解度很小，但溶解的
部分全部解离。
2. 难溶强电解质的沉淀溶解平衡
溶解
例如： BaSO4(s) 沉淀 Ba2+(aq) + SO42-(aq) 这种平衡是多相平衡，又称沉淀溶解平衡。
Ksp [Ag+ ]2[CrO42 ] (13.08105 )2 6.54 105
1.12 1012
因此对于A2B或AB2型的难溶强电解质有：Ksp=4S3
例 3 ： Mg(OH)2 在 298.15K 时 的 Ksp 值 为 5.61×10-12 ， 求该温度时Mg(OH)2的溶解度。
解：设Mg(OH)2的溶解度为S，根据其沉淀溶解 平衡可得：
前言
强电解质
电 易溶电解质
解
弱电解质
质
难溶电解质 沉淀溶解
单相离子平衡 多相离子平衡
25 º, 100克水中可溶解 （克）
ZnCl2 432 ； PbCl2 0.99；HgS 1.47x10-25
易溶物： > 1 克 微溶物： 0.01~1 克 难溶物： < 0.01 克
1、沉淀溶解平衡的建立：
例2 Ag2CrO4在298.15K时的溶解度为6. 54×10-5mol·L-1 计算其溶度积。
解： Ag2CrO4(s)
2Ag+(aq) + CrO42-(aq)
因此：[Ag+]=2 × 6.54 ×10-5=13.08 ×10-5 (mol·L-1) [CrO42-]= 6.54 ×10-5 (mol·L-1)
第四章 难溶强电解质的沉淀溶解平衡
中，离子强度很小，活度因子趋近于1，故 c = a，通常就可用浓度代替活度。
第二节、溶度积与溶解度的关系
溶度积和溶解度都可表示难溶电解质在水 中的溶解能力的大小，它们之间有内在联系， 在一定条件下，可以直接进行换算。
在换算时应注意：所使用的浓度单位；
例如：设难溶电解AaBb固体在水中的溶解度为 S( mol·L－1)，则依据它在水中的沉淀溶解平衡
AaBb（s）
aAn＋(aq) + bBm-(aq)
平衡时 （溶解度S）
aS
bS
根据溶度积公式Ksp,AaBb＝ [An+]a·[Bm-]b得
Ksp,AaBb＝(aS)a (bS)b＝aabbS(a＋b)
故难溶电解AaBb的溶度积Ksp和溶解度S的换
算关系式为
S
a b
Ksp,AaBb aa bb
例4-3 Mg(OH)2在298.15K时的Ksp值为5.61×10-12， 求该温度时Mg(OH)2的溶解度。 解：设Mg(OH)2的溶解度为S，根据其沉淀溶解 平衡可得：
Mg(OH)2(s) 代入溶度积表达式：
Mg2+ + 2OH-
S
2S
Ksp(Mg(OH)2)=[Mg2+][OH-]2=S(2S)2=4S3 由此可得：
（1）适用于离子强度很小，浓度可以代替活 度的溶液。
对于溶解度较大的难溶电解质（如CaSO4、 CaCr04等) ，由于饱和溶液中离子强度较大， 因此用浓度代替活度计算将会产生较大误差， 因而用溶度积计算溶解度也会产生较大的误差。
（2）适用于难溶电解质的离子在水溶液中不 发生水解等副反应或者副反应程度很小的物质
第七章 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
MA（水）
以分子形式溶解
M+ + A进一步解离
溶度积 K SP
0 K SP [ M ] [ A ] M A
M A 1 K SP [ M ] [ A ]
S S 0 [M ] S 0 [ A ]
S0固有溶解度
1）A2B型 或 AB2型
A2 B ( S ) 2 A (aq) B (aq) 初始 平衡时 K sp 4 s 0 2s 0 s
K [ceq ( A )]2 ceq ( B ) (2s) 2 s 4s 3 sp s= 3
已知 298K 时
Ag 2 CrO 4溶解度2.1103 g /100gH 2O求K sp
假设一定温度（298K）下某物质AmBn 的 溶解度为 S ( mol· -1) L
AmBn(s)
平衡时
mAn+ +nBmmS nS
Kθsp,AmBn＝ [An+]m· m-]n [B 将数值代入上式 Kөsp,AmBn＝(mS)m (nS)n＝mmnnS(m＋n) Kspθ 与溶解度S 的关系如下：
S
比较以上计算结果
沉淀类型 AB AB AB2 A2B A3B2 电解质 AgCl AgBr PbI2 Ag2CrO4 Ca3(PO4)2 溶解度 (mol· -1 ) L 1.33×10-5 7.29×10-7 1.21×10-3 6.54×10-5 7.0×10-7 Kspθ 1.77×10-10 5.35×10-13 7.1×10-9 1.12×10-12 2.0×10-29
HgCl2、 Hg2Cl2、Hg2I2等共价性较强的化合物，溶 液中还存在溶解了的分子与水合离子之间的解离平衡， 用上述方法换算也会产生较大误差。
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溶度积与溶度积规则
一、溶度积定义：在一定条件下，难溶强电解质)(s B A n m 溶于水形成饱和溶液时，在溶液中达到沉淀溶解平衡状态（动态平衡），各离子浓度保持不变（或一定），其离子浓度幂的乘积为一个常数，这个常数称之为溶度积常数，简称溶度积，用K SP 表示。
二、溶度积表达式：
)
(s B A n m )()(aq nB aq mA m n -++
n m m n sp B c A c K )()(-+⋅= （适用对象：饱和溶液）
① sp K 只与温度有关，而与沉淀的量和溶液中的离子的浓度无关。
② 一般来说，对同种类型难溶电解质（如AgCl 、AgBr 、AgI 、4BaSO ），sp K 越小，其溶解度越小，越易转化为沉淀。
不同类型难溶电解质，不能根据sp K 比较溶解度的大小。
三、溶度积规则—离子积
在一定条件下，对于难溶强电解质)
(s B A n m )()(aq nB aq mA m n -++在任一时刻都有
n
m m n c B c A c Q )()(-+⋅= （适用对象：任一时刻的溶液）
可通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积----离子积（c Q ）的相对大小判断难溶电解质在给定条件下的沉淀生成或溶解情况：
sp c K Q >，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡； sp c K Q =，溶液为饱和溶液，沉淀与溶解处于平衡状态；
sp c K Q <，溶液未饱和，向沉淀溶解的方向进行，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶
电解质溶解直至溶液饱和。
化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于L mol 5101-⨯时，沉淀就达完全
（2011年浙江）13、海水中含有丰富的镁资源。
某同学设计了从模拟海水中制备MgO 的实验方案：
模拟海水中的离子浓度（L mol ⋅）
+Na
+2Mg
+2Ca -Cl
-3HCO
439.0 050.0 011.0 560.0 001.0
溶液
NaOH L
mol mL 0.10.1
3
.8250.10
=pH C L 模拟海水
过滤 ①
滤液M
沉淀物X
.11=pH NaOH 调到固体
加
过滤 ②
滤液N
沉淀物Y
MgO
注：溶液中某种离子的浓度小于51
1.010mol L --⨯⋅，可认为该离子不存在；实验过程中，假设溶液
体积不变。
931096.4)(-⨯=CaCO K sp 631082.6)(-⨯=MgCO K sp
[]621068.4)(-⨯=OH Ca K sp []1221061.5)(-⨯=OH Mg K sp
下列说法正确的是
A 、沉淀物X 为3CaCO
B 、溶液M 中存在+
2Mg
、不存在+
2Ca
C 、溶液N 中存在+
2Mg
、
+
2Ca
D 、步骤②中若改为加入g 2.4NaOH 固体，沉淀物Y 为2)(OH Ca 和2)(OH Mg 的混合物 【命题分析】 本题考核实验方案的分析及难溶电解质溶液中的沉淀转化。
【解题思路】
A 、加入的氢氧化钠与碳酸氢根离子反应生成碳酸根离子，碳酸根离子与钙离子反应生成沉淀物碳
酸钙，O H CO OH HCO 2233+=+---，↓=+-
+3232CaCO CO Ca ，
[][]3362323)(101.1001.0011.0)()(CaCO K L mol CO c Ca c CaCO Q sp c >⨯=⋅=⋅=--
+；A 项正确。
B 、[][]23823222)()(101.1)10(011.0)()()(OH Ca K L mol OH c Ca c OH Ca Q sp c <⨯=⋅=⋅=---+
+2Ca 未沉淀，B 项错误
C 、加入11=pH 的NaOH 溶液，溶液中的+
2Mg
浓度为：
[]L mol OH c OH Mg K Mg c sp 6
2
3122
221061.5)
10(1061.5)()()(----+
⨯=⨯==
，可认为+2Mg 沉淀完全，C 错 D 、加入g 2.4NaOH 固体，mol mol
g g M m n 105.0402.4===
， L mol L
mol
OH c NaOH c 105.01105.0)()(==
=-
[][]
23424222)()(105.5105.0105.5)()()(OH Mg K L mol OH c Mg c OH Mg Q sp c >⨯=⨯⨯=⋅=---+ 有2)(OH Mg 沉淀生成。
+2Mg 完全沉淀后，剩余L mol OH c 005.0)(=-
[][]2382222'
)()(1075.2)005.0(011.0)()()(OH Ca K L mol OH c Ca c OH Ca Q sp C
<⨯=⋅=⋅=--+ 无2)(OH Ca 沉淀生成，D 项错误。
四、不同沉淀方法的应用
（1）直接沉淀法：除去指定溶液中某种离子或获取该难溶电解质。
（2）分布沉淀法：鉴别溶液中离子成分或分别获得不同难溶电解质。
（3）共沉淀法：加入合适的沉淀剂，除去一组中某种性质相似的离子。
（4）氧化还原法：改变某种离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质便于分离，或使其转变为易溶物质。
五、沉淀溶解的方法 （1） 酸碱溶解法：
根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。
)
(3s CaCO )()(232aq CO aq Ca -++
加入盐酸，-
++=Cl H HCl ，则↑+=++-22232CO O H H CO
碳酸根与氢离子不断反应生成水和二氧化碳，二氧化碳逸去，溶液中碳酸根离子浓度降低，碳酸钙就不断溶解。
可用此法的还有：FeS 、3)(OH Al 、2)(OH Cu 、2)(OH Fe 、3)(OH Fe
（2） 发生氧化还原反应使沉淀溶解
有些金属硫化物如CuS 、HgS 等溶度积特别小，其饱和溶液中-
2S 浓度特别小，不能溶于非氧化
性强酸，但能溶于氧化性强酸。
如：
O H NO S NO Cu HNO CuS 2233423)(383+↑++=+
此法适用于溶解那些具有明显氧化性或还原性的难溶物。
（3） 生成配合物使沉淀溶解
向沉淀溶液中加入适当配合剂，使溶液中某离子生成稳定的配合物，减少其离子浓度，从而使沉淀溶解。
如：)
(s AgCl )()(aq Cl aq Ag -++ 3
2NH Ag ++[]-)(3NH Ag
（4） 沉淀转化溶解法
将难溶物转化为前三种方法能溶解的沉淀，然后再溶解。
六、化学平衡常数、水的离子积、电离平衡常数、溶度积的比较
化学平衡常数
水的离子积
电离平衡常数
溶度积的比较
反应 举例 nB
mA +qD pC + O
H 2-++OH H
HA
-++A H )
(s B A n m -++m n nB mA
表达 式 n
m q
p B c A c D c C c K )()()()(⋅⋅=
)()(-
+
⋅=OH c H c K w )
()()(HA c A c H c K -+⋅= n
m m n sp B c A c K )()(-+⋅=
影响 因素 温度
温度
温度 温度 适应 范围
可逆反应的平衡体系 水的电离平衡体系
弱电解质的 电离平衡体系
难溶电解质的 电离平衡体系。