溶液和離子平衡

關于溶液和離子平衡第1頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/322.1溶液的通性

物質

蒸氣壓P

沸點t

b凝固點t

f

（mmHg,20℃）(℃)(℃)純水17.510000.5M糖水17.3100.27-0.930.5M尿素溶液17.3100.24-0.94一、稀溶液的依數(shù)性1.與純?nèi)軇┫啾?溶液的蒸氣壓↓,沸點↑,凝固點↓。2.其上升值或下降值與溶液中溶質的濃度有關,與溶質的本性無關。第2頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/33溶液的通性--蒸氣壓下降1、蒸氣壓下降一定溫度下，V蒸發(fā)=V凝聚時，此時水面上的蒸氣壓稱為該溫度下的飽和蒸汽壓，簡稱蒸汽壓。加入一種難揮發(fā)的非電解質束縛一部分高能水分子占據(jù)了一部分水的表面P↓蒸汽平衡第3頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/34溶液的通性—Raoult定律在一定溫度下，難揮發(fā)性非電解質稀溶液的蒸氣壓(P)等于純?nèi)軇┑恼魵鈮海≒A*）乘以溶液中溶劑的摩爾分數(shù)（xA

）。即：表明：在一定溫度下，難揮發(fā)性非電解質稀溶液的蒸氣壓下降與溶液中溶質的摩爾分數(shù)成正比。第4頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/35溶液的通性—蒸汽壓大小的影響因素液體的本性

溫度：任何溶液的蒸汽壓都隨溫度而變化易揮發(fā)性物質

：蒸氣壓大的物質難揮發(fā)性物質：蒸氣壓小的物質蒸汽壓大小的影響因素：第5頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三[例1]已知293.15K時水的飽和蒸氣壓為2.338kPa,若在100g水中溶解9g葡萄糖(C6H12O6,M=180g·mol-1),求此溶液的蒸氣壓。解:

n水=m/M=100g/18g·mol-1=5.56moln葡萄糖=m/M=9g/180g·mol-1=0.05mol⊿p=p*·xB=2.338kPa×0.0089=0.021kPap溶液=p*-⊿p=2.338kPa-0.021kPa=2.317kPa

xB

===0.00890.055.56+0.05

nBnA+nB根據(jù)p*-p溶液=⊿p

和⊿p=p*·xB計算。第6頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/37溶液的通性—凝固點下降凝固點：某物質的液相蒸汽壓與固相蒸汽壓相等時的溫度。用Tf表示或在一定外壓下，物質固、液兩相平衡共存時的溫度。2．液體的凝固點降低（freezingpoint）第7頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/38溶液的通性—凝固點下降的原因

Tf

273

P(kPa)T(K)水冰溶液AB0.61A：冰-水共存

B：冰-溶液共存ΔTfΔTf＝kfbB

kf稱為凝固點降低常數(shù)bB為質量摩爾濃度（mol

/Kg）

bB=nB/mA,nB為溶質的摩爾數(shù)，mA為溶劑的質量是溶液蒸氣壓下降的直接結果溶液的凝固點降低的原因第8頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/39溶劑凝固點/Kkf

水273.01.86

苯278.54.90

醋酸289.63.90

樟腦452.839.7

萘353.06.90

溴乙烯283.012.5幾種溶劑的凝固點降低常數(shù)第9頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/310溶液的通性—溶液的沸點上升的原因3．溶液的沸點上升（boilingpoint）液體的沸點(boilingpoint)當P液

=P外，液體沸騰時的溫度。溶液的沸點升高是溶液蒸氣壓下降的直接結果正常沸點：當P外=P標時的液體的沸點。第10頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/311溶液的通性—溶液的沸點上升的數(shù)值101.3P(kPa)

373TBT(K)純水水溶液△Tb∴ΔTb

=kb?bB

kb稱為沸點升高常數(shù)第11頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/312溶液的通性—幾種溶劑的沸點上升常數(shù)溶劑沸點/KKb

水373.00.52

苯353.22.53

三氯甲烷333.23.63

萘491.05.80

乙醚307.42.16幾種溶劑的沸點上升常數(shù)第12頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/313【解】尿素CO(NH2)2摩爾質量為60g·mol-12.6克尿素的物質的量n=2.6/60=0.0433mol1kg溶劑中尿素的物質的量n=0.0433×1000/50=0.866mol

尿素的質量摩爾濃度bB=0.866mol·kg-1ΔTb=Kb·bB=0.52×0.866=0.45℃ΔTf=Kf·bB=1.86×0.866=1.61℃

沸點：100℃+0.45℃=100.45℃凝固點：0℃-1.61℃=-1.61℃【例2】2.6克尿素CO(NH2)2溶于50克水中，計算此溶液的凝固點和沸點第13頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/3溶液的通性—應用溶液的沸點上升和凝固點下降的應用：在汽車、拖拉機的水箱（散熱器)中加入乙二醇、酒精、甘油等可使其凝固點降低而防止結冰。利用凝固點下降，冰和鹽的混合物可作冷凍劑。利用沸點上升原理，工件處理時可以在高于水的沸點的溶液中進行。因為含雜質的化合物可以看作是一種溶液，因此有機化學試驗中常用測定沸點或熔點的方法來檢驗化合物的純度。第14頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/315滲透現(xiàn)象：通過半透膜發(fā)生表面上單方面的擴散現(xiàn)象⑴產(chǎn)生條件有半透膜膜兩側有濃度差⑵滲透方向：從稀溶液向濃溶液進行滲透。溶劑(a)滲透現(xiàn)象

溶液溶液溶劑

(b)滲透壓力Π

4．溶液的滲透壓第15頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/316溶液的通性—滲透壓方程達滲透平衡時溶液液面上的所加的額外壓力：滲透壓。符號：單位；Pa或kPa滲透壓方程V=nBRT

或

=cBRT

電解質溶液

=cBRT第16頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/317【解】（1）Π=cBRTcB=Π/RT=366/[8.314×(273+20)]=1.50×10-1mol·m-3

=1.50×10-4mol·dm-3（2）設血紅素的摩爾質量為M，則1.50×10-4mol·dm-3=1.0g/M/0.1dm-3M=1.0/1.50×10-4mol=6.7×104g·mol-1【例3】血紅素1.0g溶于水配成100cm3溶液，此溶液在20℃時的透壓為366Pa。計算：①溶液的物質的量濃度；②血紅素的相對分子質量。第17頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/318溶液的通性—稀溶液的依數(shù)性小結1.蒸氣壓下降3.沸點升高2.凝固點降低4.滲透壓力的數(shù)值與溶液中質點的個數(shù)成正比依數(shù)性的含義ΔTf＝kf

?

bBΔTb

=kb?bBV=nBRT第18頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/3192.2酸堿理論1、酸堿電離理論(阿累尼烏斯酸堿理論）凡是在水中能解離出H+的物質是酸(acid)，能解離出OH-的物質是堿(base)。中和反應的實質是：H++OH--===H2O。局限性無法解釋NH3·H2O的弱堿性無NH4OH不適用于非水體系或無溶劑體系NH3(g)+HCl(g)苯NH4Cl(s)H+不能單獨存在于水溶液中第19頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三凡能給出質子（H+）的物質稱為酸。

凡能接受質子（H+）的物質稱為堿。兩性物質如H2O,HCO3-,HS-2.酸堿質子理論HClH+

+Cl-HAcH+

+Ac-NH4+

H+

+

NH3H2SO3

H+

+

HSO3-HSO3-

H+

+SO32-(1)定義如：酸堿⒈酸和堿可以是分子，也可以是正、負離子.⒉酸和堿具有相對性.⒊沒有“鹽”的概念.第20頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三共軛酸堿對

(conjugateacid-basepair)H+

+B-HB

HB-B-[練習1]下列各組物質中屬于共軛酸堿對的是()

A.H3PO4—H2PO4-

B.H3PO4—HPO42-

C.H3PO4—PO43-D.H2PO4-—HPO42-

E.H2PO4-—PO43-F.HPO42-—PO43-

(2)酸堿共軛關系共軛酸共軛堿A

D

F酸H++堿第21頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三注意:共軛酸堿對是不能單獨存在的半反應。

A1B2H+H+或

A2B1H3O++Cl-H3O++Ac-NH4++OH-HAc+OH-

H3O++NH3

HCl+H2OH2O+Ac-

HAc+H2OH2O+NH3NH4++H2O

H3O++OH-H2O+

H2O根據(jù)酸堿質子理論,酸堿反應的實質就是在兩個共軛酸堿對之間發(fā)生質子傳遞反應。

酸1堿2酸2堿1第22頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三凡能給出孤對電子對的物質稱為堿(Lewisbase)

凡能接受孤對電子對的物質稱為酸(Lewisacid)

酸堿反應的實質:

形成配位鍵并生成酸堿配合物.配位鍵:兩原子間的共用電子對是由一個原子單獨提供的化學鍵稱為通常用→表示.）3.酸堿電子理論（Lewis酸堿理論）

酸 堿酸堿配合物(電子對接受體)(電子對給予體)

H++

:OH-

＝H←OHHCl+:NH3

＝[H←NH3]BF3+:F-

＝[Ｆ3B←F]Cu2++4:NH3＝[Cu(←NH3)4]第23頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三[練習2]

根據(jù)酸堿質子理論,試判斷下列物質中:H2S,CO32-,HCO3-,NH4+,H2O,OH-

能作酸的是

;能作堿的是

;又可作酸又可作堿的是

;CO32-,HCO3-,H2O,OH-

H2S,HCO3-,NH4+,H2O

HCO3-,H2O第24頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三

[練習3]

根據(jù)酸堿質子理論,下列各組物質中,全是酸的一組是()；全是堿的一組是()。(A)H2S、CO32-、HCO3-;(B)NH4+、H3O+、OH-;(C)HAc、HS-、HCO3-;(D)H2O、CO32-、S2-

C

D

第25頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三1.水的離子積H2O+H2OH+H3O++OH-化簡:H2OH++OH-一、水的離子積和溶液的pH值

在298.15K、純水中測得：水的離子積常數(shù)2.3弱電解質的解離平衡第26頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2.溶液的酸堿性(pH)

pKW?=-lg(KW?)

pH=-lg[ceq(H+)/c?]

pOH=-lg[ceq(OH-)/c?]

稀溶液、298.15K時：

∵[ceq(H+)/c?]·[ceq(OH-)/c?]=KW?,兩邊分別取負對數(shù):-lg[ceq(H+)/c?]–lg[ceq(OH-)/c?]=-lg(KＷ?)

∴

pH+pOH=pKW?∴

pH+pOH=14KW?=1.0×10-14

或:pH=14-pOH第27頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/328例1.1求純水在50℃時的pH值。解：50℃時，水的Kwθ

=5.35×10-14∵Ceq（H+）=Ceq（OH-）∴Ceq（H+）=（）mol·L-1=2.31×10-7mol·L-1∴pH=-lg（2.31×10-7mol·L-1/1mol·L-1）=6.64第28頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三二、

一元弱酸、弱堿的解離平衡弱電解質(K?介于10-2~10-7);極弱電解質:K?＜10-7。

在水溶液中只有部分分子解離成離子的電解質。弱電解質:

解離度()=×100%解離前弱電解質總濃度

解離部分弱電解質濃度弱電解質按解離常數(shù)大小劃分第29頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三HB+H2OH3O+

+

B-

Ka?

越大,酸性越強。順序:HAc＞NH4+＞HS-如:

HAc

H++Ac-

HAc1.74×10-5

NH4+

5.60×10-10

HS-

1.00

×10-14

如:1.一元弱酸的解離平衡常數(shù)(Ka?):

簡寫為：HBH+

+

B-第30頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三設HAc的初始濃度為c0,平衡時

一元弱酸溶液pH值的計算初始濃度/(mol·dm-3)

c000

HAc

H+

+Ac-

平衡濃度/(mol·dm-3)

c0-xxx當c0/Ka?≥500時,c0-x≈c0，則：∴ceq(H+)=x≈Ka?×c0

ceq(H+)=ceq(Ac-)=x

ceq(HAc)=c0-ceq(H+)=c0-x第31頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三【例2-3】計算0.10mol·dm-3HAc溶液中H+濃度、pH值和HAc的解離度α。(已知Ka?=1.74×10-5)解：pH=

-lg[ceq(H+)/c?]=

-lg[1.32×10-3/1.0]=2.88∵

==

1.32×10-3mol·dm-3

∴

ceq(H+)≈

Ka?·c0

α=

ceq(H+)/c0=1.32×10-3/0.1=1.32％答:(略)。

HAc

H+

+Ac-第32頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2.一元弱堿的解離平衡常數(shù)(Kb?):

Kb?

越大,堿性越強。如:NH3+H2ONH4++OH-B-+H2OHB+OH-第33頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三設NH3的初始濃度為c0,平衡時初始濃度/(mol·dm-3)

c00

0平衡濃度/(mol·dm-3)

c0-xx

xpH=14-pOH當c0/Kb?≥500時，c0-x≈c0則：一元弱堿溶液pH值的計算

NH3+H2ONH4++OH-∴

ceq(OH-)=x≈Kb?×c0=

x2c0-x第34頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三【例2-6】計算0.20mol·dm-3NH3·H2O溶液中OH-濃度、pH值及解離度α。(已知NH3·H2O的Kb?=1.77×10-5)

pOH=-lg[ceq(OH-)/c?]=-lg[1.88×10-3/1.0]=2.73pH=14–pOH=14–2.73=11.27解:.

∴

ceq(OH-)≈Kb?·c0≈1.77×10-5×0.20=1.88×10-3mol·dm-3

α

=ceq(OH-)/c0=1.88×10-3/0.2=0.94％答:(略)。0.201.77×10-5∵c0/Kbθ＝＞500NH3·H2ONH4++OH-第35頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三

HBH+

+B-B-

+H2OHB+OH-Kw?=1.0×10-14

3.共軛酸堿對的解離常數(shù)之間的關系:在一定溫度下的稀溶液中:pKa?+pKb?=pKw?pKa?+pKb?=14在298.15K時:第36頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三【例1】計算0.10mol·dm-3NH4Cl溶液的pH值。已知298.15K時，NH3·H2O的堿解離常數(shù)Kb?為1.77×10-5。

NH4+和NH3是共軛酸堿對，解:NH4+H+

+NH3

(

Ka?)根據(jù)

Ka?·Kb?

=

Kw?，則NH4+的酸解離常數(shù)Ka?為：

1.77×10-51.0×10-14=

=

=5.65×10-10

Kw?∵

c0/Ka?

=0.10/(5.65×10-10)＞500

=7.52×10-6mol·dm-3

∴

ceq(H+)≈Ka?·c0

=5.65×10-10×0.10

pH=-lg[ceq(H+)/c?]=

-lg[7.52×10-6/1.0]=5.12第37頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三解:Ac-+H2OHAc+OH-

(Kb?)∵c0/Kb?

=0.10/(5.71×10-10)＞500

∴

ceq(OH-)≈Kb?·c0=5.71×10-10×0.10

=7.56×10-6mol·dm-3

pOH=-lg[ceq(OH-)/c?]=

-lg[7.56×10-6/1.0]=5.12pH=14–pOH=14–5.12=8.88答:(略).HAc與Ac-為共軛酸堿對,根據(jù):Ka?·Kb?=Kw?=

=

=

5.71×10-10

1.75×10-51.0×10-14Kw?【例2】計算0.10mol·dm-3NaAc溶液的pH值。已知298.15K時，HAc的酸解離常數(shù)Ka?為1.75×10-5。

第38頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/339弱電解質的解離平衡三、多元弱電解質的分級電離能釋放出多個質子的酸稱為多元弱酸

===8.91×10-8

==1.12×10-12

>>∴任何多元弱酸中：離解特點：部分解離（共性）；分步解離，以第一步為主（個性）。第39頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/340【例】計算0.10mol·L-1H2S溶液中的[H+]、[HS-]及[S2-]。已知Ka1=8.91×10-8，Ka2=1.12×10-12。解：設[H+]=χmol·L-1，并忽略第二步電離平衡濃度/mol·L-1

0.10-χ

χ≈χ∴[H+]≈[HS-]≈9.54×10-5mol·L-1也可直接用一元弱酸的近似公式計算：[H+]≈[HS-]≈==9.54×10-5mol·L-1第40頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/341作近似計算時，第二級解離很小，[H+]≈[HS-]，所以Ka2=[H+][S2-]/[HS-]≈[S2-]=1.10×10-12[S2-]=1.10×10-12mol·dm-3由上可知，在氫硫酸溶液中，[S2-]在數(shù)值上約等于Ka2。一般來說，任何單一的二元弱酸中兩價負離子的濃度均約等于其二級解離常數(shù)。第41頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/342弱電解質的解離平衡—同離子效應四、同離子效應和緩沖溶液1.同離子效應

pH↓[OH-]↓↓0.10mol·L-1NH3·H2O+酚酞

→紅

少量NH4Ac(s)顏色變淺在弱電解質溶液中加入含有相同離子的強電解質，將使弱電解質離解度下降的現(xiàn)象，稱為同離子效應。第42頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/343弱電解質的解離平衡—同離子效應∴平衡向左移動，α↓。解釋：平衡移動原理如：HAc-NH4AcHAcH++Ac-NH4AcNH4++Ac-∵[Ac-]↑第43頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/344例：在0.400mol·dm-3氨水溶液中，加入等體積0.400mol·dm-3NH4Cl溶液，求混合溶液中OH-濃度、pH值和NH3·H2O的解離度,

Kb=1.79×10-5。【解】兩種溶液等體積混合后濃度各減小一半，均為0.200mol·dm-3。設已解離NH3的濃度為x，則

NH3·H2O=NH4++OH-開始0.2000.2000平衡0.200-x0.200+x

x因Kb值很小，0.200±x≈0.200，所以x=[OH-]=1.79×10-5mol·dm-3pH=14-pOH=14+lg[OH-]=9.30α=x/c=1.70×10-5/0.200=8.95×10-5≈9.00×10-5=0.009%第44頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/345弱電解質的解離平衡—緩沖溶液2.緩沖溶液在含有HAc的NaAc的溶液中存在下列解離過程:

HAc

H++Ac-

NaAc→Na++Ac-

NaAc完全解離，由于同離子效應，降低了HAc的解離度，這時[HAc]和[Ac-]都較大，而且存在著[HAc]解離平衡。當加入少量H+時，H+離子和溶液中的Ac-結合生成HAc，使解離平衡向左移動，達到新平衡時H+離子濃度不會顯著增加；

第45頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/346如果在上述溶液中加入少量的堿，增加的OH-與溶液中的H+離子結合為水，這時HAc的解離平衡向右移動，以補充H+離子的減少。能夠抵抗外加少量酸、堿和水的稀釋,而本身pH值不發(fā)生顯著變化的作用稱為緩沖作用,具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液。緩沖能力是有限的，只是少量酸堿。第46頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/347弱電解質的解離平衡—緩沖溶液原理

加少量OH-:

大量HAc+OH-→Ac-+H2O

[HAc]略↓[Ac-]略↑[H+]略↓HAc—NaAc體系HAcH++Ac-NaAc→Na++

Ac-

加少量H+:大量Ac-+H+→HAc

[HAc]略↑[Ac-]略↓[H+]略↑加少量水:[HAc]/[Ac-]基本不變第47頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/348弱電解質的解離平衡—緩沖溶液緩沖對組成特點：⒉酸式鹽+次級鹽

NaHCO3—Na2CO3NaH2PO4—Na2HPO4…⒈

弱酸+弱酸鹽

HAc—NaAc

H2CO3—NaHCO3

…

⒊弱堿+弱堿鹽

NH3—NH4Cl

…

均含共軛酸堿對第48頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/349弱電解質的解離平衡—緩沖溶液緩沖溶液的計算弱酸與其鹽：共軛酸H++共軛堿弱堿與其鹽：堿+H2O酸+OH-第49頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/350弱電解質的解離平衡—緩沖溶液例：用濃度均為0.20mol·L-1

的HAc和NaAc溶液等體積比混合成10ml緩沖液，計算該緩沖液的pH值。若在該溶液中加入0.10mol·L-1NaOH0.30ml，再計算該緩沖液的pH值(HAc的pKa=4.75)。解:⑴⑵加入強堿后：△pH=pH1－pH0=4.78－4.75=0.03第50頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/351弱電解質的解離平衡—緩沖溶液的選擇

緩沖溶液的選擇

1）選擇緩沖對

pH≈pKa（或pOH≈pKb）同時考慮配伍禁忌，無干擾反應發(fā)生。

2）

控制緩沖對的總濃度。

3）計算所需緩沖對物質的量。第51頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/352弱電解質的解離平衡表2-4常見的緩沖溶液及其pH范圍配制緩沖溶液的試劑緩沖組分pKa緩沖范圍HCOOH-NaOHHCOOH-HCOO-3.752.75-4.75HAc-NaAcHAc-Ac-4.753.75-5.75NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4--HPO42-7.216.21-8.21Na2B4O7-HClH3BO3-B(OH)4-9.148.14-10.14NH3·H2O-NH4ClNH4+-NH39.258.25-10.25NaHCO3-Na2CO3HCO3-CO32-10.259.25-11.25Na2HPO4-NaOHHPO42—PO43-12.6611.66-13.66第52頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/3532.4多相離子平衡與溶度積一、溶度積（Ks）一般可用溶解度的大小來衡量物質在水中溶解能力的大小.物質溶解度(g/100g水)易溶物>0.1微溶物0.01~0.1難溶物<0.011、溶度積常數(shù)（1）溶解度θ第53頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/354多相離子平衡與溶度積—溶度積（2）沉淀的生成與溶解對難溶物來說,在它的飽和溶液中存在多相離子平衡.Ba2+SO42-一定T時:

溶解溶解BaSO4(s)BaSO4(aq)Ba2+(aq)+SO42-(aq)

沉淀沉淀第54頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/355多相離子平衡與溶度積—溶度積(3)溶度積常數(shù)全部電離Ba2+(aq)+SO42-(aq)

BaSO4(s)BaSO4(aq)第55頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/356多相離子平衡與溶度積—溶度積常數(shù)

BaSO4(s）)Ba2+(aq)+SO42-(aq)Ba2++SO42-簡寫為BaSO4(s)設AmBn(s)mAn++nBm-Ksθ={[An+]/Cθ}m{[Bm-]/Cθ}n平衡時Ksθ

={[Ba2+]/Cθ}{[SO42-]/Cθ}Ksθ稱為溶度積常數(shù),簡稱溶度積(solubilityproduct).

表示一定溫度下，難溶電解質的飽和溶液中,各離子濃度冪的乘積為一常數(shù)。第56頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/357多相離子平衡與溶度積例：

已知298K時,BaSO4的Ksθ=1.0710-10,Ag2CrO4的Ksθ=1.1210-12,

試比較二者溶解度S的大小。

解：BaSO4(s)Ba2++SO42-平衡濃度/mol·L-1

SSKθs={[Ba2+]/Cθ}{[SO42-]/Cθ}=S22、溶度積和溶解度第57頁，講稿共67頁，2023年5月2日，星期三2023/7/358多相離子平衡與溶度積溶度積的計算方法a、定義法。b、熱力學方法－△rGm=2.303RTlgKSθθKs

θ={[An+]/Cθ}m{[Bm-]/