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?以下是由小编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。因此，为使溶解度小的物质完全沉淀，需要加入含有共同离子的电解质。

人教版化学选修4化学反应原理第三章 沉淀的溶解平衡涉及溶度积的计算溶解度与溶度积的关系

溶解度和溶度积的互相换算：

换算说明： 根据溶度积常数关系式，难溶电解质的溶度积和溶解度之间可以互相换算。但在换算时，应注意浓度单位必须采用mol·L;另外，由于难溶电解质的溶解度很小，溶液浓度很小，难溶电解质饱和溶液的密度可近似认为等于水的密度。

1、已知溶度积 , 计算溶解度S ( →S )

例、已知BaSO4在298.15K时的溶度积为1.08×10，求BaSO4在298.15K时的溶解度。

解：设BaSO4的溶解度(S)为x mol·L

因BaSO4为难溶强电解质，且Ba、SO4基本上不水解，所以在BaSO4饱和溶液中： BaSO4(s) Ba + SO4离子浓度/(mol·L) x x

c(Ba)·c(SO4)= (BaSO4)(c)

x·x = 1.08×10

S = x = 1.04×10

则S(BaSO4) = 1.04×10 mol·L

(1)AB型难溶强电解质 计算结果表明：对于基本上不水解的AB型难溶强电解质，其溶解度(S )在数值上等于其溶度积的平方根。即：

S = ×c

(2)AB2型难溶强电解质 同时可推导出AB2(或A2B)型难溶电解质(如CaF2、Ag2CrO4等)其溶度积和溶解度的关系为：

AB2 A+ 2B离子浓度/(mol·L) S 2S

c(A)c(B)= (AB2)(c)

S×(2S)= 4S= (AB2)

所以：S = ×c

也近似地适用于微弱水解的AB型、A2B(或AB2)型难溶强电解质。如CaSO4、AgCl、AgBr、AgI等，但不适用于易水解的难溶电解质(如ZnS)和难溶弱电解质及在溶液中易以离子对形式存在的难溶电解质。

2、已知溶解度S , 计算溶度积 (S → )

与 →S 是可逆过程, 只要列出 与 S 的关系式, 即能求解。

两者都可以用来表示难溶电解质的溶解性大小。

溶度积是难溶解的固相与溶液中相应离子达到平衡时的离子浓度的乘积，只与温度有关。

溶解度不仅与温度有关，还与系统的组成，PH的改变，配合物的生成等因素有关。只有同一类型的难溶电解质才能通过溶度积来比较其溶解度(mol/L)的相对大小。大多数物质实际溶解度S比由Ksp计算得到c要大。