沉淀溶解平衡與沉淀滴定法課件

第五章

沉淀溶解平衡

與沉淀滴定法

Precipitation-DissolutionEquilibriumandPrecipitationTitration第五章沉淀溶解平衡

5.1溶度積原理5.2沉淀溶解平衡的移動5.3多種沉淀之間的平衡5.4沉淀滴定法

沉淀溶解平衡與沉淀滴定法課件學習要求

1.掌握溶度積的概念、溶度積與溶解度的換算。

2.了解影響沉淀溶解平衡的因素，利用溶度積原理判斷沉淀的生成及溶解。

3.掌握沉淀溶解平衡的有關計算。

4.掌握沉淀滴定法的原理及主要應用。

學習要求5.1溶度積原理

5.1.1

溶度積常數(shù)

將難溶電解質AgCl固體放入水中，當溶解和沉淀的速度相等時，就建立了AgCl固體和溶液中的Ag+和Cl

之間的溶解—沉淀平衡。

AgCl(s)Ag+(aq)+Cl

(aq)

該反應的標準平衡常數(shù)為:

K

=c(Ag+)·c(Cl

)5.1溶度積原理5.1.1溶度積常數(shù)一般的難溶電解質的溶解沉淀平衡可表示為:AnBm(s)nAm+(aq)+mBn

(aq)

K

sp=c(Am+)n·c(Bn

)m

該常數(shù)稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積（solubilityproduct）K

sp值的大小反映了難溶電解質的溶解程度。其值與溫度有關，與濃度無關。一般的難溶電解質的溶解沉淀平衡可表示為:舉例：1、PbCl2

K

SP＝c(Pb2+)·c2(Cl-)

2、Hg2I2K

SP＝c(Hg22+)·c2(I-)3、Ca3（PO4）2K

SP＝c3(Ca2+)·c2(PO43-)4、MgNH4AsO4K

SP＝c(Mg2+)·c（NH4+）c(AsO43-)舉例：1、PbCl2KSP＝c(Pb2+例5-2

由附錄Ⅲ的熱力學函數(shù)計算298K時AgCl的溶度積常數(shù)。解：

AgCl(s)Ag+(aq)+Cl

(aq)

fG

m(298.15)/kJ

mol1

109.877.11

131.2

rG

m=

B

fG

m(B)=(77.11

131.2)

(

109.8)kJ

mol

1=55.71kJ

mol

1

由

fG

m=

RTlnK

sp得lnK

sp=

fG

m/RT

=

55.71

103/(8.314

298.15)=

22.24K

sp

=2.19

10

10例5-2由附錄Ⅲ的熱力學函數(shù)計算298K時AgCl溶解度s的單位g/L或mol/L,即飽和時的濃度。

AaBb(s)aAb++bBa-sasbs

K

sp=ca(Ab+)c(Ba-)b=[as]a[bs]b=aabbsa+b

解題一般步驟：化合物的溶解度(g/L)化合物的溶解度(mol/L)離子濃度(mol/L)化合物的溶度積mol/L5.1.2溶度積和溶解度的相互換算

(1)溶解度換算為溶度積常數(shù)溶解度s的單位g/L或mol/L,即飽和時的濃度。

例5-3

在25℃時，Ag2CrO4的溶解度是0.0217g

L

1,試計算Ag2CrO4的K

SP

解：溶解平衡

Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42

(aq)

平衡時濃度/mol

L

12S

S可得K

SP=c(Ag+)2·c(CrO42

)=(2S)2·S=4S3=4×(6.54×10

5)3=1.12×10

12

例5-3在25℃時，Ag2CrO4的溶解度是

(2)溶度積換算為溶解度

例5-4

在25°C時AgBr的K

SP=5.35×10

13，試計算AgBr的溶解度(以物質的量濃度表示)

解：溴化銀的溶解平衡為:

AgBr(s)Ag+(aq)+Br-(aq)

設AgBr的溶解度為S，則c（Ag+）＝c(Br-)＝S

得K

SP=c(Ag+)·c(Br-)＝S·S＝5.35×10

13

所以

即AgBr的溶解度為7.31×10

7mol

L

1

(2)溶度積換算為溶解度

例5-4在2相同類型的難溶電解質，其K

sp大的s也大。不同類型的難溶電解質不能直接用溶度積比較其溶解度的相對大小。分子式溶度積常數(shù)溶解度/mol

L

1AgCl1.8×10

101.3×10-5AgBr5.0×10-137.1×10-7AgI8.3×10-17

9.1×10-9Ag2CrO41.120×10-126.54×10-5相同類型的難溶電解質，其Ksp大的s也大。分子式溶度5.1.3溶度積原理

AnBm(s)=nAm+(aq)+mBn

(aq)Qi=c(Am+)n·c(Bn-)m

Qi(離子積）：任一狀態(tài)離子濃度的乘積，其值不定。

Qi＞K

SP,，沉淀析出Qi＝K

SP，飽和溶液Qi＜K

SP，沉淀溶解Why?

rGm=

RTlnK

+RTlnQ

5.1.3溶度積原理AnBm(s)=nAm+(a例5-5

將等體積的4×10-3mo1·L-1的AgNO3和4×10-3mo1·L–1K2CrO4混合，有無Ag2CrO4沉淀產生?

已知K

sp(Ag2CrO4)＝1.12×10-12。

解：等體積混合后，濃度為原來的一半。

c(Ag+)=2×10-3mol·L-1;c(CrO42-)＝2×10-3mol·L-1

Qi＝c2(Ag+)·c(CrO42

-)＝(2×l0-3)2×2×l0-3＝8×l0-9＞K

sp(Ag2CrO4)

所以有沉淀析出例5-5

將等體積的4×10-3mo1·L-1的AgNO

通過控制pH值可使某些難溶的弱酸鹽和難溶的氫氧化物沉淀或溶解。

例：計算欲使0.01mol·L-1Fe3+離子開始沉淀和完全沉淀的pH值。Ksp

[Fe(OH)3]=4.0×10-38

解：①Fe3+離子開始沉淀所需要的pH值:

Fe(OH)3(s)

Fe3++3OH-0.01x

由Ksp=[Fe3+][OH-]3=0.01×x3=4.0×10-38

解得:x=[OH-]=1.58×10-12mol·L-1

由Kw可求得[H+]=6.3×10-3mol·L-1pH=2.20通過控制pH值可使某些難溶的弱酸鹽和難溶的氫氧化物沉淀

②Fe3+離子沉淀完全所需要的pH值

Fe(OH)3(s)

Fe3++3OH-1×10-6

ｙ由Ksp

=[Fe3+][OH-]3=1×10-6×ｙ3=4.0×10-38解得:ｙ=[OH-]=3.4×10-11mol·L-1

由Kw可求得[H+]=2.92×10-4mol·L-1pH=3.53

答：欲使0.01mol·L-1Fe3+離子開始沉淀的pH值為2.20,完全沉淀的pH值為3.58。注：由此可見:①氫氧化物沉淀不一定在堿性環(huán)境；②不同氫氧化物的Ksp值不同沉淀的pH值也不同，因此可通過控制pH值分離金屬離子。②Fe3+離子沉淀完全所需要的pH值

5.2沉淀—溶解平衡的移動

影響溶解度的因素:同離子效應

因加入含有相同離子的易溶強電解質，而使難溶電解質溶解度降低的效應稱之為同離子效應。

AgCl(s)

Ag++Cl-

加入NaClC(Cl-)平衡左移C(Ag+)，AgCl溶解度降低

5.2沉淀—溶解平衡的移動

影響溶解度的因素:同離子效因為溶解度x很小，所以0.010+x≈0.010,0.010x=1.07×10-10

x=1.07×10-8(mol·L-1)

計算結果與BaSO4在純水中的溶解度相比較，溶解度為原來的1.07×10-8/1.05×10-5，即約為0.0010倍。

例5-6

已知室溫下BaSO4在純水中的溶解度為1.05×10-5mol·L-1，BaSO4在0.010mol·L-1Na2SO4溶液中的溶解度比在純水中小多少?已知K

sp(BaSO4)＝1.07×10-10解：設BaSO4在0.010mol·L-1Na2SO4溶液中的溶解度為xmol·L-1則BaSO4(s)Ba2++SO42-

平衡時濃度／mol

L-1x0.010+x

因為溶解度x很小，所以0.010+x≈0.010,例AgCl在KNO3溶液中的溶解度(25℃)影響溶解度的因素:鹽效應

在難溶電解質溶液中，加入易溶強電解質而使難溶電解質的溶解度增大的作用稱為鹽效應。c(KNO3)/(mol.L-1)0.000.00100.005000.0100s(AgCl))/(mol.L-1)1.2781.3251.3851.427AgCl在KNO3溶液中的溶解度(25℃)影響溶解度的因產生鹽效應的原因

飽和BaSO4溶液中加入KNO3后溶液中的離子總數(shù)驟增,由于SO42-和Ba2+離子被眾多的異號離子(K+，NO3-)所包圍，活動性降低，因而Ba2+和SO42-的有效濃度降低。K

sp(BaSO4)=a(Ba2+)

a

(SO42-)＝

(Ba2+)·c(Ba2+)·

(SO42-)·c(SO42-)KNO3加入后,離子強度I增加,活度系數(shù)

減少。溫度一定時K

sp是常數(shù)，所以c(Ba2+)和c(SO42-)增加,BaSO4的溶解度增加。產生鹽效應的原因飽和BaSO4溶液中加入KNO35.2.2沉淀的溶解

(1)生成弱電解質使沉淀溶解

(2)通過氧化還原反應使沉淀溶解

(3)生成配合物使沉淀溶解

根據(jù)溶度積規(guī)則，要使沉淀溶解，必須減小該難溶鹽飽和溶液中某一離子的濃度，以使Qi<Ksp。減小離子濃度的辦法有：5.2.2沉淀的溶解根據(jù)溶度積規(guī)則，1.生成弱電解質使沉淀溶解

例：在含有固體CaCO3的飽和溶液中加入鹽酸，系統(tǒng)存在下列平衡的移動。CaCO3(s)Ca2++CO32

+HClCl

+H+

HCO3

+H+H2CO3

CO2

+H2O1.生成弱電解質使沉淀溶解例：在含有固體CaCO3的飽和PbSBi2S3CuSCdSSb2S3SnS2As2S3HgS金屬硫化物的溶解PbSBi2S3CuSCdSSb例5-7

要使0.1molFeS完全溶于1L鹽酸中,求所需鹽酸的最低濃度。解：

當0.10molFeS完全溶于1.0L鹽酸時：

c(Fe2＋)=0.10mol·L

1,c(H2S)=0.10mol·L

1所需的鹽酸的最初濃度為：0.0048+0.20=0.205mol·L

1

FeS(s)Fe2++S2

+HCl

Cl

+H+

HS

+H+H2S

總反應為：FeS(s)+2H+Fe2++H2S例5-7要使0.1molFeS完全溶于1L鹽酸中,求所需鹽沉淀與溶解在用酸溶解硫化物(或用H2S使金屬離子沉淀為硫化物)時，體系中同時存在硫化物的沉淀溶解平衡及H2S的電離平衡。MS(s)

M2++S2-

K

SPS2-+2H+

H2SK=1/(Ka1Ka2)

其中Ka1=1.1×10-7；Ka2=1.25×10-13MS(s)+2H+

M2++H2S

K=K

sp/(Ka1

Ka2

)=[M2+][H2S]/[H+]2總結：沉淀與溶解總結：沉淀與溶解

所以當[M2+]=0.10mol·L-1,[H2S]≈0.1mol·L-1時平衡溶液中的[H+]為：

注：上式[H+]為平衡時的濃度。下面兩個問題是一個意思嗎？1、計算0.10mol硫化物ZnS溶解于1升鹽酸中所需鹽酸的最低濃度。2、計算0.10mol硫化物ZnS溶解于1升鹽酸后鹽酸的最低濃度。沉淀與溶解所以當[M2+]=0.10mol·L-1,[H沉淀與溶解

MS(s)+2H+

M2++H2S

初0.1x00

平衡0x-0.20.10.1

[H+]=x-0.2∴所需鹽酸的濃度的計算公式為：（上面的計算結果指的是哪一個鹽酸的濃度？）顯然，欲使一定量硫化物溶解所需鹽酸的濃度與該硫化物溶度積的平方根的倒數(shù)成線性關系，而且Ksp

越小者所需酸的濃度越大。沉淀與溶解MS(s)+2H+M2難溶的金屬氫氧化物的酸溶解：

M(OH)n+nH+Mn++nH2O

室溫時，K

w

=10

14，而一般有：MOH的K

sp大于10

14(即K

w)，M(OH)2

的K

sp大于10

28(即K

w2),M(OH)3的K

sp大于10

42（即K

w3），所以反應平衡常數(shù)都大于1,表明金屬氫氧化物一般都能溶于強酸。

難溶的金屬氫氧化物的酸溶解：M(OH)n+n

有些金屬硫化物的K

sp數(shù)值特別小，因而不能用鹽酸溶解。如CuS(K

SP為1.27×10

36)需用硝酸：

HgS

(K

sp=6.44×10

53)需用王水才能溶解：3HgS+2HNO3+12HCl

3H2[HgCl4]+3S+2NO+4H2O

2.通過氧化還原反應使沉淀溶解

CuS(s)Cu2++S2

+HNO3

S

+NO

+H2O有些金屬硫化物的Ksp數(shù)值特別小，因而不能用鹽3.生成配合物使沉淀溶解

例如AgCl不溶于酸，但可溶于NH3溶液：使Qi＜K

SP，則固體AgCl開始溶解。

AgCl(s)Ag++Cl

+2NH3

[Ag(NH3)2]+3.生成配合物使沉淀溶解例如AgCl不

難溶鹵化物可以與過量的鹵素離子形成配離子而溶解。

AgI+I

AgI2

PbI2+2I

PbI42

HgI2+2I

HgI42

CuI+I

CuI2

難溶鹵化物可以與過量的鹵素離子

沉淀溶解的方法(1)酸（堿或銨鹽）溶解(2)配位溶解(3)氧化還原溶解(4)氧化—配位（王水）溶解沉淀溶解的方法(1)酸（堿或銨鹽）溶解5.3多種沉淀之間的平衡

1.分步沉淀

溶液中同時存在著幾種離子。當加入某種沉淀劑時，沉淀是按照一定的先后次序進行，這種先后沉淀的現(xiàn)象，稱為分步沉淀(fractionalprecipitation)。

5.3多種沉淀之間的平衡1.分步沉淀例：在濃度均為0.010mol·L

1的I

和Cl

溶液中，

逐滴加入AgNO3試劑，開始只生成黃色的

AgI沉淀，加入到一定量的AgNO3時，才出現(xiàn)白色的AgCl沉淀。

開始生成AgI和AgCl沉淀時所需要的Ag+離子濃度分別是：沉淀I

所需Ag+濃度比沉淀Cl

所需Ag+濃度小，所以AgI先沉淀。AgCl開始沉淀時此時，I-已經沉淀完全

例：在濃度均為0.010mol·L1的I和Cl溶液中，例5-8

在1.0mol

L

1Co2+溶液中，含有少量Fe3+雜質。

問應如何控制pH值，才能達到除去Fe3+雜質的目的?

K

sp

Co(OH)2

=1.09×l0

15，K

sp

Fe(OH)3

=2.64×10

39

解：①使Fe3+定量沉淀完全時的pH值:由

c(Fe3+)·c3(OH

)>K

sp{Fe(OH)3}，得：

②使Co2+不生成Co(OH)2沉淀的pH值：

由

c(Co2+)c2(OH-)<K

SP{Co(OH)2}，得：

pH應控制在3.53～6.51之間。

例5-8在1.0molL1Co2+溶液中，含有少量F先計算Zn2+沉淀完全時的c(S2

)、c(H+)和pH值：解:根據(jù)K

sp(ZnS)=2.93

10

25,K

sp(MnS)=4.65

10

14可知,ZnS比MnS更容易生成沉淀。

例5-9某溶液中Zn2+和Mn2+的濃度都為0.10mol·L

1，向溶液中通入H2S氣體，使溶液中的H2S始終處于飽和狀態(tài),溶液pH應控制在什么范圍可以使這兩種離子完全分離?

先計算Zn2+沉淀完全時的c(S2)、c(H+)和pH值

Mn2+開始沉淀時的c(S2

)、c(H+)和pH值：

因此只要將pH控制在1.70～4.62之間，就能使ZnS沉淀完全而Mn2+不產生沉淀,從而實現(xiàn)Zn2+和Mn2+的分離。Mn2+開始沉淀時的c(S2)、c(H+)和pH值：5.3.2．沉淀的轉化

由一種沉淀轉化為另一種更難溶的沉淀的過程稱沉淀的轉化。例5-10

1L0.1mol·L

1的Na2CO3可使多少克CaSO4轉化成CaCO3?

解:

CaSO4(s)

+CO32

CaCO3(s)+SO42

平衡時相對濃度/mol·L

10.1

x

x

解得x=0.10，即c(SO42

)=0.10mol·L

1故轉化掉的CaSO4的質量為136.141×0.1=13.6(g)5.3.2．沉淀的轉化由一種沉淀轉化為另一種5.4沉淀滴定法

沉淀滴定法(precipitationtitration)是利用沉淀反應進行滴定的方法。

沉淀滴定要求沉淀反應必需滿足：（1）反應迅速，不易形成過飽和溶液；（2）沉淀的溶解度要很??；（3）有簡單的確定終點的方法；（4）沉淀的吸附現(xiàn)象不致于引起顯著的誤差。5.4沉淀滴定法沉淀滴定法(prec

利用生成難溶銀鹽的沉淀滴定法稱為銀量法，是目前應用較廣的方法。

Ag++Cl

=AgCl

Ag++SCN

=AgSCN

銀量法可測定C1-、Br-、I-、Ag+、SCN-等。沉淀滴定法的關鍵是終點的確定。

Mohr法

——以K2CrO4為指示劑

Volhard法——以鐵銨礬為指示劑

Fajans法

——以吸附指示劑指示終點

利用生成難溶銀鹽的沉淀滴定法稱為銀量法，是目前應用較

定義：以K2CrO4為指示劑的銀量法稱為莫爾法。

原理：以K2CrO4為指示劑，用AgNO3標準溶液直接滴定Cl

或Br

依據(jù)：AgCl(AgBr)與Ag2CrO4溶解度和顏色有顯著差異

滴定反應：Ag++Cl

==AgCl

(白色)

K

sp

=1.8×10

10

指示反應：2Ag++CrO42

==Ag2CrO4

（磚紅色）

K

sp

=2.0×10

125.4.1莫爾法定義：以K2CrO4為指示劑的銀量法稱為莫爾法。5.4.1

1．指示劑的用量

滴定終點時:

若要AgCl沉淀生成的同時也出現(xiàn)Ag2CrO4磚紅色沉淀，所需CrO42

濃度為終點時控制在c(K2CrO4)=5

10

3mol·L

1為宜。

1．指示劑的用量滴定終點時:2．莫爾法的滴定條件

滴定應在中性或弱堿性(pH=6.5～10.5)介質中進行。酸性太強:2Ag2CrO4+2H+4Ag++2HCrO42

4Ag++Cr2O72-+H2O堿性太強:2Ag++2OH

Ag2O

+H2O預先分離干擾離子：與Ag+生成沉淀：PO43

、AsO43

、SO32

、S2

等；與CrO42

生成沉淀：Ba2＋、Pb2＋；

有色離子：大量Cu+

、Co2+、Ni2+等；易水解的離子：Fe3+、Al3+

、Bi3+等。2．莫爾法的滴定條件滴定應在中性或弱堿性(pH=優(yōu)點：測Cl-、Br-直接、簡單、準確?？蓽yAg+（？）范圍：測Cl-、Br-1.不宜滴定：a.I-、SCN-(AgX易吸附X-)b.Cu2+(藍)、Co2+(粉紅)、Ni2+(亮綠)2.不宜滴定：

與Ag+

或絡合的離子(PO43-、SO32-、S2-、S2O32-、CO32-、NH3)3.不宜滴定：與指示劑作用的共存離子（如Ba2+、Pb2+等Cl-優(yōu)點：測Cl-、Br-直接、簡單、準確?？蓽yAg+（？）直接滴定：Cl-、Br-；I-和SCN-不能測定，因為AgI或AgSCN沉淀強烈吸附I-或SCN-，使終點提前。；返滴定：Ag+不能用C1-滴定Ag+，因為Ag2CrO4轉化成AgCl

慢。應加過量且定量Cl-、用Ag+

滴定C1-。

滴定液中不應含有氨，因為易生成Ag(NH3)2+配離子，而使AgCl和Ag2CrO4溶解度增大。

應用范圍應用范圍直接滴定：Cl-、Br-；應用范圍應用范圍定義：以鐵銨礬NH4Fe(SO4)2為指示劑的銀量法。原理：用硫氰酸鹽標準溶液滴定被測離子Ag+，終點時出現(xiàn)紅色的[Fe（SCN）]2+。滴定反應：Ag++SCN

AgSCN

(白色)

K

sp

=1.0×10

12指示反應：Fe3++SCN

[Fe（SCN）]2+（紅色）指示劑的濃度：c(Fe3+)=0.015mol·L

15.4.2佛爾哈德法(Volhard)定義：以鐵銨礬NH4Fe(SO4)2為指示劑的銀量法。5.4

滴定條件

在硝酸溶液中，酸度0.1～1mol·L

1

直接法滴定Ag+時，近終點劇烈搖動；返滴定法測Cl

時，近終點輕搖。

強氧化劑、氮的低價氧化物、銅鹽和汞鹽應除去:氧化SCN

SCN

NOSCN（紅）SCN

生成沉淀[H+]↗,HSCN難以指示終點[H+]↘,Fe3+水解滴定條件氧化SCNSCNNOSCN（紅）

應用范圍

直接法滴定：Ag+

返滴定：Cl-

Br-I-

SCN-加入定量過量的AgNO3標準溶液

Ag++Cl-＝AgCl

NH4SCN標準溶液返滴定

Ag++SCN-=AgSCN

終點反應Fe3++SCN-=[Fe(SCN)]2+

注意：測定Cl-時，應防止AgCl沉淀轉變?yōu)锳gSCN。減小誤差的方法過濾、煮沸、加少量有機溶劑。

測I-時，指示劑必須在加入過量AgNO3后加入，否則：

2I-+2Fe3+==I2+2Fe2+應用范圍測I-時，指示劑必須在加入過量A用此法測Cl-時：（1）終點的判斷會遇到困難。（2）產生較大的誤差。在臨近化學計量點時，加入的NH4SCN將和AgCl發(fā)生沉淀的轉化反應：

AgCl

+SCN-＝AgSCN

+Cl-

減小誤差的方法：

AgCl沉淀濾去。滴加NH4SCN標準溶液前加入硝基苯。

測定碘化物時：指示劑應在加入過量AgNO3后才能加入，否則將發(fā)生下列反應，產生誤差。2Fe3++2I-=2Fe2++I2用此法測Cl-時：測定碘化物時：5.4.3法揚司法

(Fajans)定義：用吸附指示劑指示終點的銀量法。吸附指示劑：是一些有機染料，它們的陰離子在溶液中容易被帶正電荷的膠狀沉淀所吸附，吸附后其結構發(fā)生變化而引起顏色變化，從而指示滴定終點的到達。原理：用AgNO3標準溶液滴定C1

時，熒光黃作吸附指示劑。計量點前：C1

過量：AgCl·Cl

+FIn

(黃綠色)計量點后：Ag+過量：AgCl·Ag++FIn

AgCl·Ag+FIn

(粉紅色)5.4.3法揚司法(Fajans)定義：用吸附指示劑指5.4.3法揚司法—吸附指示劑法（一大類）sp后:AgClAg+Fl-,優(yōu)先吸附Ag+,Fl-作為抗衡離子被吸附，吸附后結構變形而表現(xiàn)為粉紅色熒光黃(fluorescein)以Ag+滴定Cl-為例指示劑:sp前:AgCl

Cl-,不吸附Fl-，溶液為指示劑本身的顏色(黃綠色).用吸附指示劑指示終點的銀量法稱法揚司法。5.4.3法揚司法—吸附指示劑法（一大類）sp后:熒光黃(沉淀溶解平衡與沉淀滴定法課件沉淀溶解平衡與沉淀滴定法課件沉淀溶解平衡與沉淀滴定法課件表5-1常用吸附指示劑

指示劑被測離子滴定劑顏色變化滴定條件(pH)

熒光黃Cl-,Br-,I-AgNO3

黃綠

—粉紅7~10

二氯熒光黃Cl-,Br-,I-AgNO3

黃綠

—

粉紅4~10

曙紅SCN-,Br-,I-AgNO3

粉紅

—紅紫

2~10

沉淀對鹵離子及指示劑的吸附能力：測Cl-可不可以用曙紅?不可以!表5-1常用吸附指示劑指示劑滴定條件：

使沉淀的比表面大一些；控制溶液的酸度；溶液的濃度不能太?。徊荒茉谥苯雨柟庹丈湎碌味?；

AgX沉淀對指示劑的吸附能力略小于對待測離子的吸附能力。AgX沉淀對幾種離子吸附能力的次序：I

＞SCN

＞Br

＞曙紅＞Cl

＞熒光黃應用范圍：

Cl

、Br

、I

、SCN

、SO42

、Ag+等。

滴定條件：習題精解1在pH=4時，用莫爾法測定Cl-時，分析結果會（?）。A.偏高；B.偏低；C.準確。2用佛爾哈德返滴定法測定Cl-時，試液中先加入過量的硝酸銀，產生氯化銀沉淀，加入硝基苯等保護沉淀，再用硫氰酸鹽進行滴定。若不加硝基苯等試劑，分析結果會（?）A.偏高；B.偏低；C.準確。習題精解答：1偏高。2偏低。答：1偏高。2偏低。解:pH=2的HCl溶液中HF是一弱電解質，應考慮F-在溶液中的實際濃度。c(Ca2+)=s;c(F-)=2sδ(F-);3、計算CaF2在pH=2的HCl溶液中的溶解度，已知K

SP(CaF2)=3.4×10-11,K

a(HF)=6.6×10-4解:pH=2的HCl溶液中3、計算CaF2在pH=2的H

4通過計算判斷下列情況下能否生成沉淀：（1）

0.02mol.L-1BaCl2溶液與0.01mol.L-1Na2CO3溶液等體積混合；

（2）0.05mol.L-1MgCl2溶液與0.1mol.L-1NH3.H2O溶液等體積混合。

4通過計算判斷下列情況下能否生成沉淀：（1）0.02解：（1）c0(Ba2+)=0.02×0.5=0.01mol.L-1c0(CO32-)=0.01×0.