學習情景五硫酸鋇溶度積常數的測定學習要點1、溶度積與溶解度2、溶度積規則3、影響多相離子平衡移動的因素4、分步沉淀與沉淀分離法沉淀反應是一類廣泛存在的反應，常用于對混合物的分離，在日常生活及生物技術的研究中有著重要作用。沉淀現象在工業生產中常用來提取物料，得到產品；在生物工程中常用于對發酵液的分離提純，以得到生物制品。沉淀在日常保健中也有應用，如利用沉淀-溶解平衡原理可通過使用含氟牙膏來預防齲齒。必備知識點一溶度積規則極性溶劑水分子和固體表面粒子相互作用，使溶質粒子脫離固體表面成為水合離子進入溶液的過程叫溶解。溶液中水合離子在運動中相互碰撞重新結合成晶體從而成為固體狀態并從溶液中析出的過程叫沉淀。溶解和沉淀兩個相互矛盾的過程使一對可逆反應在某一時刻（溶解與沉淀速率相等）達平衡狀態，此平衡稱為沉淀溶解平衡。一、難溶電解質的溶度積常數1、難溶電解質在水中溶解度小于0.01g/100g的電解質稱為?。如AgCl的沉淀溶解平衡可表示為：AgCl(s)<——>Ag+(aq)+Cl-(aq)平衡常數2、溶度積對于一般難溶電解質

AmBm(s)<>mAn+(aq)+nBm-(aq)平衡常數K=[AmBm(s)<>mAn+(aq)+nBm-(aq)平衡常數K=[An+]m?[Bm-]nsp一定溫度下難溶電解質的飽和溶液中各組分離子濃度系數次冪的乘積為一常數，稱為溶度積常數，簡稱溶度積；符號為Ksp。沉淀溶解平衡是在未溶解固體與溶液中離子間建立的，溶液中離子是由已溶解的固體電離形成的。由于溶解的部分很少，故可以認為溶解部分可完全電離。3、Ksp的物理意義(1)K的大小只與反應溫度有關，而與難溶電解質的質量無關；sp(2)表達式中的濃度是平衡時離子的濃度，此時的溶液是飽和溶液；(3)由Ksp可以比較同種類型難溶電解質的溶解度的大小；不同類型的難溶電解質不能用Ksp比較溶解度的大小。對于AB型難溶電解質：K=(s)2S=K(c)2sp\sp對于a2b或ab2型難溶電解質:K=4xsps=spK4溶度積與溶解度都可以表示物質的溶解能力，但它們是既有區別又有聯系的不同概念。一定溫度下飽和溶液的濃度,也就是該溶質在此溫度下的溶解度。AB(s)mnmAn+(aq)+nBm-(aq)K=[An+]m-[Bm-]n=(mS)m.(nS>=mm?nnSm+nsp溶解度s的單位均為mol/L，計算時注意單位換算，g/L=mol/L*g/mol例1：已知25℃時，Ag2CrO4的溶解度是2.2x10-3g/100g水，求Ksp(Ag2CrO4)o解：AgCrO2Ag++CrO2-242ss4K=[Ag+]2?[CrO2-]=4S34s3=4s3=4x三、溶度積規3則spI制[=4x291.4x10-12=1.1x10-12離子積：某難溶電解質的溶液中任一狀態下有關離子濃度的乘積，用Ji表示。Ji與Ksp的區別：Ksp是Ji的一個特例1、溶度積規則：當J>K°時，過飽和溶液，將生成沉淀，直至溶液飽和為止。sp當J=Ksp時，飽和溶液，處于沉淀溶解平衡狀態。當J<K小寸，不飽和溶液，若體系中有沉淀存在，沉淀會溶解，直至溶液飽sp和為止。以上即為溶度積規則，依據此規則可以討論沉淀的生成、溶解、轉化等方面的問題。例2：在298K時，Mg(OH)2的K叩值為1.2x10-11，求其溶解度。解：設溶解的Mg(OH)2的濃度為mol/LMg(OH)Mg2++2OH-平衡時22K=[Mg2+r[OH一]2=4/3=1.2x10一11sp%=1.44x10-4(mol/L)必備知識點二沉淀的生成和溶解一、沉淀的生成1、沉淀的生成根據溶度積規則，當溶液中離子濃度的乘積大于溶度積時，就會有沉淀生成。常用的方法有如下幾種：加入沉淀劑控制溶液的酸度同離子效應在難溶電解質的飽和溶液中，加入與難溶電解質具有相同離子的強電解質時會使難溶電解質的溶解度降低，這種效應稱為同離子效應。例3:在298K時，求AgCl在0.0100mol/L的AgNO3溶液中的溶解度。Ksp(AgCl)=1.56x10-10解：設AgCl在0.0100mol/L的AgNO3溶液中的溶解度為mol/L，AgCl(AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)K=[Ag+r[Cl-]=(0.0100+%)x/=1.56x10-10sp/?x(4)鹽效應如果將難溶電解質置于與其沒有相同離子的強電解質溶液中，則由于溶液中離子強度較大，離子間存在靜電作用互相牽制，限制了離子的自由活動，從而使陰陽離子相碰撞結合生成沉淀的機會減少，表現為難溶電解質的溶解度增大，這種效應稱為鹽效應。沉淀完全：離子濃度小于10-5mol/L時被認為沉淀完全。二、分步沉淀溶液中若同時存在兩種或兩種以上可與某沉淀劑反應的離子,則加入這種沉淀劑時存在先后沉淀即分步沉淀的問題。分步沉淀常有以下幾種情況：1、生成的沉淀類型相同，且被沉淀離子起始濃度基本一致，則依據各沉淀溶度積由小到大的順序依次生成各種沉淀。如：溶液中同時存在濃度均為0.01molL-i的Cl-、Br-、I-三種離子，在此溶液中逐滴加入0.1molLiAgNO3溶液，則最先生成AgI，其次是AgBr，最后是AgCl沉淀。AgCl開始沉淀時需要[Ag+]的濃度為：一1.56x10-10[Ag+]==1.56x10-9(mol/L)0.1AgBr開始沉淀時需要[Ag+]的濃度為：7.7x10-13[Ag+]==7.7x10-12(mol/L)0.1AgI開始沉淀時需要[Ag+]的濃度為：15x10-16[Ag+]==1.5x10-15(mol/L)0.12、生成的沉淀類型不同，或者幾種離子起始濃度不同，這時不能單純根據溶度積的大小判斷沉淀順序，必須依據溶度積規則先求出各種離子沉淀時所需沉淀劑的最小濃度，然后按照所需沉淀劑濃度由小到大的順序判斷依次生成的各種沉淀。■■沉淀的溶解根據溶液度積規則，要使系統中的沉淀溶解，只要J<Ksp，就能達到沉淀溶解的目的。促使沉淀溶解的方法主要有：在難溶電解質［難溶堿Fe(OH)3、Mg(OH)2，難溶弱酸鹽CaCO3、MnS、CuS、ZnS等］的飽和溶液中加入酸后，酸與溶液中的陰離子生成弱電解質或氣體(如h2o、H2S等)，從而降低了陰離子的濃度，達到沉淀溶解的目的。例如，Mg(OH)2溶于鹽酸，其反應過程如下：Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)2HCl(aq)>2Cl-(aq)+2H+2OH-+2H+《^">2H2O⑴由于弱電解質H2O的生成，從而顯著降低了OH-的濃度，使得沉淀溶解平衡朝著Mg(OH)2溶解的方向進行，只要有足夠量的鹽酸，Mg(OH)2可以完全溶解。總反應方程式為：Mg(OH)2(s)+2H+(aq)oMg2+(aq)+2H2O(1)總反應平衡常數K0為：c(Mg2+)c.K=4^--\c(H+)『c2C(Mg2+)..cLL(OH-)c1K(Mg(OH))=「eq「eq=-=sp2C(H+)c-2xC(OH-)c-2(Kw)2沉淀的轉化在含有沉淀的溶劑中加入適當試劑，與某離子結合成為更難溶的物質。前提條件是轉化后的沉淀的Ksp更小。難點重點解讀溶解度S:在一定溫度下，某固態物質在100g溶劑里達飽和狀態時所溶解的質量。據溶解度S判斷沉淀情況：難溶物：S<0.01易溶物：S>10微溶物：0.01?1可溶物：1?103、離子積Ji: