什么是溶度積規則溶度積規則的舉例
什么是溶度積規則溶度積規則的舉例
溶度積規則是指當溶液中的離子濃度([Am+]m)的乘積等于溶度積(L)時，則溶液是飽和的，那么你對溶度積規則了解多少呢?以下是由學習啦小編整理關于什么是溶度積規則的內容，希望大家喜歡!
溶度積規則的基本定義
當溶液中的離子濃度([Am+]m)的乘積等于溶度積(L)時，則溶液是飽和的;若小于其溶度積時，則沒有沉淀生成;若大于其溶度積時，會有AnBm化合物的沉淀析出。即可表示為： [Am+]·m<L時，溶液未飽和，無沉淀析出; [Am+]·m=L時，溶液達到飽和，仍無沉淀析出; [Am+]·m>L時，有Anbm沉淀析出，直到[Am+]·m=L時為止。
溶度積規則的基本舉例
例：AgNO3與K2CrO4混合溶液，用溶度積規則來判斷時候有Ag2CrO4析出。
注：CrO4^2-表示一個鉻酸根離子帶兩個負電荷。
令：[Ag+]^2·[CrO4^2-]=Qc (式中[ ]表示溶液中離子的實際的相對濃度)。
注意：此處的 Ag+ 與 CrO4^2- 的濃度時彼此獨立指定的，沒有必然聯系，也沒有定量關系。
查表可得Ag2CrO4的溶度積常數Ksp。
Qc<Ksp時：溶液相對于Ag2CrO4晶體而言是未飽和的，故無Ag2CrO4晶體沉淀;
Qc=Ksp時：溶液相對于Ag2CrO4晶體而言剛好達到飽和，為多相離子平衡狀態，也無Ag2CrO4晶體沉淀;
Qc>Ksp時：溶液相對于Ag2CrO4晶體而言是過飽和的，有Ag2CrO4晶體沉淀。
實際上是平衡和平衡移動規則在多相離子平衡中的應用。
溶度積的定義
對于物質AnBm(s)= n A(aq)+ mB(aq), 溶度積(Ksp)=C(A)nC(B)m溶度積的應用很廣泛。在定性分析中，利用金屬硫化物、氫氧化物、碳酸鹽等溶度積的差異分離金屬離子。若往氯化鉛飽和溶液中加入氯化鉀時，溶液中Cl濃度增大，C(Pb )C(Cl大于氯化鉛的溶度積大，這時將有部分離子發生Pb+2Cl =PbCl2 ↓的反應，將過剩的PbCl2沉淀出來，直至兩種離子的濃度冪之積等于氯化鉛的溶度積為止。因此，為使溶解度小的物質完全沉淀，需要加入含有共同離子的電解質。
人教版化學選修4化學反應原理第三章 沉淀的溶解平衡涉及溶度積的計算溶解度與溶度積的關系
溶解度和溶度積的互相換算：
換算說明： 根據溶度積常數關系式，難溶電解質的溶度積和溶解度之間可以互相換算。但在換算時，應注意濃度單位必須采用mol·L;另外，由于難溶電解質的溶解度很小，溶液濃度很小，難溶電解質飽和溶液的密度可近似認為等于水的密度。
1、已知溶度積 , 計算溶解度S ( →S )
例、已知BaSO4在298.15K時的溶度積為1.08×10，求BaSO4在298.15K時的溶解度。
解：設BaSO4的溶解度(S)為x mol·L
因BaSO4為難溶強電解質，且Ba、SO4基本上不水解，所以在BaSO4飽和溶液中： BaSO4(s) Ba + SO4離子濃度/(mol·L) x x
c(Ba)·c(SO4)= (BaSO4)(c)
x·x = 1.08×10
S = x = 1.04×10
則S(BaSO4) = 1.04×10 mol·L
(1)AB型難溶強電解質 計算結果表明：對于基本上不水解的AB型難溶強電解質，其溶解度(S )在數值上等于其溶度積的平方根。即：
S = ×c
(2)AB2型難溶強電解質 同時可推導出AB2(或A2B)型難溶電解質(如CaF2、Ag2CrO4等)其溶度積和溶解度的關系為：
AB2 A+ 2B離子濃度/(mol·L) S 2S
c(A)c(B)= (AB2)(c)
S×(2S)= 4S= (AB2)
所以：S = ×c
也近似地適用于微弱水解的AB型、A2B(或AB2)型難溶強電解質。如CaSO4、AgCl、AgBr、AgI等，但不適用于易水解的難溶電解質(如ZnS)和難溶弱電解質及在溶液中易以離子對形式存在的難溶電解質。
2、已知溶解度S , 計算溶度積 (S → )
與 →S 是可逆過程, 只要列出 與 S 的關系式, 即能求解。
兩者都可以用來表示難溶電解質的溶解性大小。
溶度積是難溶解的固相與溶液中相應離子達到平衡時的離子濃度的乘積，只與溫度有關。
溶解度不僅與溫度有關，還與系統的組成，PH的改變，配合物的生成等因素有關。只有同一類型的難溶電解質才能通過溶度積來比較其溶解度(mol/L)的相對大小。大多數物質實際溶解度S比由Ksp計算得到c要大。
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