《普通化学》笔记

这是本人有关《普通化学》第 \(4\) 版，王红梅、赵士铎主编，中国农业大学出版社， ISBN 978-7-5655-2191-1 这本书的笔记。

绪论

反应方程式

• 有如下表示方式
  \[\begin{aligned} -\nu_AA-\nu_BB-\ldots&=\ldots+\nu_YY+\nu_ZZ \\ -\sum_R\nu_RR&=\sum_P\nu_PP \\ 0&=\sum_B\nu_BB \end{aligned}\]
  其中 \(\nu\) 是化学计量数， \(B\) 是反应物和产物

反应进度

• \[\xi = \frac{\Delta n}{\nu} = \frac{n_1-n_0}{\nu} \]

• 单位是 \(\mathrm{mol}\)
• 当 \(\xi = 1\) 时说明反应按方程式发生 \(1 \mathrm{mol}\)

分散系

概念

成分

• 分散系包含分散质和分散剂
• 分散剂是水，分散质是盐

以状态分类

分散质	分散系	实例
气	气	空气
液	气	云彩
固	气	烟气
气	液	汽水
液	液	牛奶
固	液	泥浆
气	固	木炭
液	固	果冻
固	固	合金

以粒子大小分类

名称	离子直径 \(/\mathrm{nm}\)	观察尺度	透过程度	相
溶液/均相掺和物	\(<1\)	电镜都看不见	能过半透膜	单
胶体/高分子溶液	\(1\sim 100\)	超显微镜	能过滤纸	单
胶体/溶胶	\(1\sim 100\)	超显微镜	能过滤纸	多
粗分散系	\(>100\)	一般显微镜	能过不紧密滤纸	多

气体

气体实验定律

• 波义耳定律
  \[V \propto \frac{1}{p} \]

• 查理定律
  \[p \propto T \]

• 阿伏伽德罗定律
  \[V \propto n \]

• 道尔顿分压定律
  \[\frac{p_1}{n_1}=\frac{p_2}{n_2}=\ldots \]
  且
  \[p=\sum_ip_i \]

理想气体状态方程

• 分子没体积，分子间没有相互作用力叫做理想气体——低压高温可近似理想气体

• \[\begin{aligned} \frac{pV_1}{T_1}=\frac{p_2V_2}{T_2}=\ldots=\frac{pV}{T}&=n\frac{p_0V_m}{T_0}=nR \\ pV &= nRT \end{aligned}\]
  其中 \(p_0=1 \mathrm{atm}\) 、 \(T_0=273.15\mathrm{K}=0\mathrm{^\circ C}\) 都是标准状况；而 \(V_m=22.4\mathrm{L/mol}\) 即标准摩尔体积， \(R=8.3145\mathrm{J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}\) 即摩尔气体常数

液体

蒸发

• 气化的一种方式
• 有些分子动能较大，就克服分子间引力变成气相
• 麦克斯韦-玻尔兹曼分子动能分布定律有
  \[\frac{n_逸}{n_总}=f=e^{-\frac{E}{RT}} \]
  其中 \(E\) 为脱离液体表面所需最低动能， \(n_逸\) 为动能大于 \(E\) 的分子数量， \(R\) 为摩尔气体常数
• 所以液体最后会蒸发没

饱和蒸汽压

• 简称蒸汽压
• 液体放进密闭容器，抽真空，容器会随着蒸发充满气体，直到浓度到达蒸汽压
• 因为此时蒸发和凝结速率相同
• \(E\) 越大或 \(T\) 越小， \(f\) 越小，蒸汽压越小
• 同样的，固体也有蒸汽压，同一物质固体和液体蒸汽压相同的温度即熔点，因为此时固体液体都与气体平衡，所以固体液体之间也平衡
• 蒸汽压等于外压时便沸腾

溶液及混合物的组成标度

物质的量浓度

• 简称浓度

• \[c=\frac{n}{V} \]

• 常用单位为 \(\mathrm{mol/L}\)

质量摩尔浓度

• \[b=\frac{n}{m} \]

• 单位为 \(\mathrm{mol/kg}\)
• 若是稀的水溶液，则 \(b \approx c\)

摩尔分数

• \[x=\frac{n}{\sum_B n_B} \]

• 单位为 \(1\)

质量分数

• \[w=\frac{m}{\sum_Bm_B} \]

• 单位为 \(1\)

质量浓度

• \[\rho=\frac{m}{V} \]

• 常用单位为 \(\mathrm{g/L}\)

稀溶液的依数性

概念

• 相同溶剂，不同溶质但摩尔分数相同的稀溶液的共性

拉乌尔定律

• 适用于难挥发非电解质的稀溶液

• \[p=p^*x_A \]
  其中 \(p\) 是溶液当前蒸汽压， \(p^*\) 是溶剂的蒸汽压， \(x_A\) 是溶质的摩尔分数

• \[\Delta p = p^*(1-x_A) \]

• 因为 \(x_B \approx b_BM_A\) ，所以
  \[\Delta p = p^*b_BM_A = kb_B \]

沸点和熔点

• 难挥发非电解质稀溶液的沸点有
  \[\Delta T_b=K_bb_B \]
  其中 \(\Delta T_b\) 是沸点升高，表示溶液沸点和溶剂沸点的差值， \(K_b\) 是溶剂沸点升高常数， \(b_B\) 是溶质质量摩尔浓度
• 非电解质稀溶液的熔点有
  \[\Delta T_f = K_fb_B \]
  其中 \(\Delta T_f\) 是熔点下降， \(K_f\) 是溶剂熔点下降常数，比熔点升高常数大
• 溶液沸腾和凝结过程中沸点和熔点都会变化，直到饱和
• 可用于测量溶质摩尔浓度

渗透压

• 非电解质稀溶液中
  \[\pi = c_B RT \]
  其中 \(\pi\) 是渗透压， \(c_B\) 是溶质浓度

蒸馏和分馏

理想溶液

• 符合
  \[p(B)=p^*(B)x_B \]
  且
  \[p = \sum_Bp(B) \]
  其中 \(p(B)\) 为各组分的蒸汽压， \(p\) 为混合溶液的蒸汽压， \(x_B\) 为各组分的摩尔分数
• 可见理想溶液的沸点是各组分沸点的平均
• 苯-甲苯可视为理想溶液
• 更易挥发溶剂的气相摩尔分数比液相摩尔分数要高

恒沸点

• 非理想溶液在某一确定组成时沸点恒定
• 此时气相液相摩尔分数相同，所以达到恒沸点后无法继续蒸馏分离

胶体

比表面积

• \[s=\frac{S}{V} \]
  其中 \(S\) 是分散质的总表面积， \(V\) 是分散质的体积
• 越高，说明越散、分散度越高

溶胶的制备

• 分散法，把大变小，如超声波、电弧放电
• 聚集法，把小变大，如突然改变溶剂、使用化学反应

溶胶的性质

• 丁达尔效应
• 布朗运动
• 电泳和电渗，比如吸附或离解让粒子带电荷

胶团的结构

• 以碘化银溶胶为例，生成的 \(\mathrm{AgI}\) 微粒叫做胶核
• 若 \(\mathrm{KI}\) 过量，则 \(\mathrm{I^-}\) 会作为电位离子和一部分 \(\mathrm{K^+}\) 这种反离子被胶核吸附，作为吸附层，形成胶粒
• \(\mathrm{I^-}\) 又会吸引反离子，作为扩散层，整体形成胶团
• 最终化学式为 \(\{(\mathrm{AgI})_m\cdot n\mathrm{I^-}\cdot (n-x)\mathrm{K^+}\}^{x-} \cdot x\mathrm{K^+}\)

溶胶的稳定性

• 动力学稳定性，指不会从分散剂里沉出来，因为在做布朗运动
• 聚结稳定性，指不会结块，因为胶粒间有静电斥力，胶粒还可能有溶剂化膜

溶胶的聚沉

• 破坏两个稳定性，就会有聚沉
• 浓度过高，碰撞机会增加
• 长时间加热，增强热运动、溶剂化膜被破坏、双电层变薄
• 加入电解质，胶粒扩散层变薄，静电斥力减弱
• 电解质主要是与胶粒电荷相反的离子，电荷越大、半径越大，效果越好
• 相反电荷溶胶混合会互聚，若电荷数不相等则会有一种聚沉不完全

乳浊液相关

表面活性剂

• 连接两种相，降低界面能
• 由亲水和疏水端共同组成

乳浊液

• 分散质和分散剂都是液体
• 油分到水里是油/水型，反之亦然
• 有不稳定的乳浊液，想要稳定得加乳化剂，很多乳化剂都是表面活性物质
• 极细的固体粉末也可作为乳化剂，如非极性的炭黑亲油，二氧化硅则亲水
• 亲水性乳化剂可制备油/水型，反之亦然

热力学初步

概念

体系与环境

体系名称	能量交换	物质交换
敞开体系	有	有
封闭体系	有	无
孤立体系	无	无

状态和状态函数

• 状态是一系列物理量确定的体系的存在形式
• 状态函数就是那个物理量
• 状态函数一定，状态一定，反之亦然
• 体系变化前叫始态，变化后叫终态
• 俩态一确定，状态函数们的改变量（也叫过程）也确定
• 比如温度、体积、压强、内能、熵等

过程和途径

• 体系从始态到终态是经历了一个热力学过程
• 恒温、恒压、恒容、绝热过程等
• 完成过程的方式叫途径

功和热

• 系统变化才表现，所以非自身性质即状态函数
• 能量交换分功和热
• 以温度差传递的能量是热
• 功分体积功和非体积功
• 非体积功有电功、表面功等
• 途径不同，一般也不同

体积功

• 体积反抗外压，体积改变就有体积功
• 定压膨胀中
  \[W_体 = p\Delta V \]

• 若不特别说明
  \[W = W_体 \]

热力学第一定律

定义

• \[\Delta U = Q + W \]

• 注意这里 \(W\) 是外界对系统做的功
• 吸热正，放热负

热力学能

• 热力学能就是内能
• 用 \(U\) 表示，是一个状态函数
• 所以功和热的代数和与途径无关
• 理想气体的温度一定则内能一定

过程的热

恒容反应热

• 也叫定容热
• 因为 \(W_体 = p\Delta V = 0\) 没有功
• 所以
  \[Q_V = \Delta U \]

• \(U\) 是状态函数，故与途径无关

恒压反应热

• 也叫定压热
• 因为 \(p\) 为常数
• 所以
  \[\begin{aligned} Q_p &= \Delta U - W \\ &= \Delta U +p\Delta V \\ &= \Delta(U + pV) \end{aligned}\]

• 一看 \(U + pV\) 也是状态函数，命名为焓 \(H\)
• 所以
  \[Q_p = \Delta H = H_2 - H_1 \]

• 由于液体固体反应的 \(\Delta V\) 太小，近似有
  \[Q_p = Q_V \]

热化学

反应热

• 生成物的温度与反应物相同且没做非体积功时，反应吸放的热量叫做化学反应热
• 简称反应热
• 所说的通常是定容或定压反应热，大部分是定压

定容反应热

• 即摩尔反应热力学能变
  \[\Delta_rU_m = \frac{\Delta U}{\xi} \]
  其中 \(r\) 表示反应； \(m\) 表示每摩尔

定压反应热

• 即摩尔反应焓变
  \[\Delta_rH_m =\frac{\Delta H}{\xi} \]

• 可认为和定容反应热有以下关系
  \[\begin{aligned} \Delta_rH_m &= \Delta_rU_m + p\Delta V \\ &= \Delta_rU_m + \Delta\nu R T \end{aligned}\]
  其中 \(\Delta\nu\) 作为气体物质变化量

测量

• 杯式量热计，用于测量恒压 \(Q_p\)
• 弹式量热计，用于测量恒容 \(Q_V\)

盖斯定律

热化学方程式

• 注明温度和压强，否则常温常压
• 注明物质存在状态
• 注明反应热

盖斯定律

• 一步和分步，热效应相同
• 所以可用来计算难以测量的反应热

标准状态

• 有标准更方便
• 对于固态和液态，纯物质就是标准状态
• 标准压力 \(p^\theta = 100 \mathrm{kPa}\)
• 标准质量摩尔浓度 \(b^\theta = 1 \mathrm{mol/kg}\)
• 水中近似用标准浓度 \(c^\theta = 1 \mathrm{mol/L}\)
• 但是没有标准温度
• 所以 IUPAC 推荐用 \(298.15 \mathrm{K}\) 温度

标准摩尔生成焓

• 生成 \(1 \mathrm{mol}\) 物质的焓变

• \[\Delta_fH^\theta_m \]
  其中 \(f\) 是指生成
• 所有温度下单质均为 \(0\)
• 用于计算反应：
  \[\Delta_rH^\theta_m = \sum \nu \Delta_fH^\theta_m \]

标准摩尔燃烧焓

• 因为生成焓有点难测
• 燃烧 \(1 \mathrm{mol}\)物质的焓变

• \[\Delta_c H^\theta_m \]
  其中 \(c\)是指燃烧
• 不能再烧的东西为 \(0\)
• 和生成焓一样用

化学反应自发性

定义

• 不需环境的非体积功即可发生

熵

• 混乱程度 \(S\)
• 单位 \(\mathrm{J \cdot mol^{-1} \cdot K^{-1}}\)
• \(0 \mathrm{K}\) 时为 \(0\)
• 温度对其影响不大，且不只有温度影响
• 同一物质， \(S_m^\theta(气态)>S_m^\theta(液态)>S_m^\theta(固态)\)
• 同一物质，温度越高，越大
• 同类物质，摩尔质量越大，越大
• 对于气体，原子数越多，越大

• \[\Delta_rS_m^\theta = \sum \nu S_m^\theta \]

• 气体物质增加的反应，总是正值，反之亦然

吉布斯自由能

• \[\begin{aligned} G &= H - TS \\ \Delta_rG_m &= \Delta_rH_m - T \Delta_rS_m \end{aligned}\]

• 温度对其影响较大

反应自发

• 指的是等温定压且无非体积功时，反应自发向自由能降低的方向进行
• \(\Delta G < 0\) 自发， \(\Delta G>0\) 无法自发，\(\Delta G = 0\) 平衡
• 所有自发过程都可以对环境做体积功（？）
• 功最大值 \(W_{max} = \Delta G\) ，实际永远小于最大值

标准摩尔生成吉布斯自由能

• 跟标准摩尔生成焓差不多

反应商

• 对于气体
  \[Q = \prod (p(B)/p^\theta)^{\nu_B} \]

• 对于溶液
  \[Q = \prod (c_B/c^\theta)^{\nu_B} \]

• 不涉及纯固体和纯液体

化学反应等温方程式

• \[\Delta_rG_m(T) = \Delta_rG_m^\theta(T)+RT \ln Q \]
  其中 \(Q\) 是反应商
• 可根据标准吉布斯自由能变计算指定状态下的吉布斯自由能变

反应的偶联

• 根据等温方程式，减少生成物，增大反应物，都能自发
• 所以可以用消耗生成物的自发反应一块进行，驱动反应

化学平衡原理

标准平衡常数

化学平衡状态

• 是反应在一定条件下所能达到的最大限度
• 正向逆向速度相等
• 条件改变会平衡移动

标准平衡常数

• \[\begin{aligned} \Delta_rG_m(T)&=\Delta_rG_m^\theta(T)+RT \ln Q \\ 0&=\Delta_rG_m^\theta(T)+RT \ln Q^{eq} \\ RT \ln Q^{eq}&=-\Delta_rG_m^\theta(T) \\ \ln Q^{eq}&=-\frac{\Delta_rG_m^\theta(T) }{RT} \end{aligned}\]

• \(K^\theta(T) = Q^{eq}\)
• 只跟温度有关
• 单位是 \(1\)
• 越大，反应的完成趋势越高，反之亦然
• 同反应商，与纯固体和纯液体无关

平衡的判断

• \(Q > K^\theta\) 则反应过头了，逆向自发进行
• \(Q = K^\theta\) 则反应处于平衡状态
• \(Q < K^\theta\) 则反应不完全，正向自发进行

多重平衡系统

• 有些反应有多个平衡
• 总反应的标准平衡常数为各分反应的标准平衡常数的积

化学平衡的移动

• 浓度：增大反应物，减少生成物，正向移动，反之亦然
• 压力：增加压力，向气体量减小的方向移动，反之亦然
• 温度：提高温度， \(\Delta_rH_m^\theta > 0\) 的反应正向移动， \(\Delta_rH_m^\theta < 0\) 的反应逆向移动，反之亦然
• 总之是勒夏特列原理，平衡向着减弱变化的方向移动，且无法抵消变化
• 但是这些分析仅限于已经平衡的反应

动力学

反应速率的表示

• 每个物质都可以用来表示
• 除以 \(\nu\) 表示速率
• 反应物速率加负号，因为反应物的 \(\nu\) 是负数

分子碰撞理论

• 基础：分子运动论
• 更实用
• 多为无效的弹性碰撞
• 能量高才行
• 要有特定取向
• \(E_c\) 临界能，有效碰撞最低能量
• 活化分子和非活化分子由 \(E_c\) 决定
• 分子碰撞活化能是活化分子平均能量和反应物分子平均能量之差，即 \(E_a = E^* - E\)
• 大多数活化能在 \(60 \sim 250 \mathrm{kJ/mol}\)
• 活化能 \(>420\) 速率太慢， \(<42\) 速率太快

过渡状态理论

• 基础：键理论，即量子力学和统计力学
• 更实质
• 反应物->活化配合物->生成物
• 过渡状态活化能是 \(E_b\) ，和上一个理论的 \(E_a\) 相差很小

影响因素

概念

• 这是需要出计算题的部分
• 分内因外因，内因是反应物本身的性质，主要研究外因

浓度

• 有气体时跟分压相关

基元反应

• 一步出产物就是基元反应
• 不能一步出，得好几个基元反应拼起来的，是非基元反应
• 忘记判断基元反应是坑，要注意

质量作用定律

• 对基元反应，如 \(aA + bB == cC + dD\) ，正反应速率有
  \[v = kc(A)^ac(B)^b \]

• \(k\) 受温度和催化剂影响
• 基元反应的反应级数是各项幂数之和
• 速率方程不写固体或纯液体
• 稀溶液溶剂不写进速率方程

温度

• 大多数反应温度越高越快，原因是活化分子比例增大，碰撞也增多
• 经验：温度升高 \(10\mathrm{K}\)，速率或速率常数增大 \(2 \sim 4\) 倍
• Arrhenius 阿仑尼乌斯公式
  \[k=Ae^{\frac{-E_a}{RT}} \]
  其中 \(A\) 是前因子常数
• 若 \(T_1\) 和 \(T_2\) 的速率常数分别为 \(k_1\) 和 \(k_2\) ，则有
  \[\ln\frac{k_2}{k_1}=\frac{-E_a}{R}(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}) \]
  或
  \[\lg\frac{k_2}{k_1}=\frac{-E_a}{2.303R}(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}) \]

催化剂

• 有正催化剂和负催化剂之分，一般说的催化剂是正催化剂
• 原理是和反应物形成势能较低的活化配合物，降低活化能

酸碱反应

酸碱质子理论

酸碱电离理论

• 阿伦尼乌斯提出
• 电离质子为酸
• 电离氢氧根为减
• 在水溶液中
• 局限性很大

质子酸碱理论

• 布朗斯特和劳瑞各自独立在 1923 提出
• 一定条件下能给出质子的是酸
• 一定条件下能接受质子的是碱
• 又能给出又能接受是两性物质
• 酸给出质子变为共轭碱，反之亦然
• 相应的一对叫做共轭酸碱对
• 没有盐，只有酸碱拼起来
• 只有酸和非共轭的碱相遇，才能显示出各自给出或接受质子的能力
• 可分为分子酸碱和离子酸碱

酸碱反应的实质

• 是酸和碱反应变为各自共轭碱和酸
• 即质子转移过程
• 可在各种溶剂中反应

水溶液中酸碱反应

水的质子自递

• 水是两性物质
• 所以水中有水分子间的质子转移
• \(H_2O + H_2O = H_3O^+ + OH^-\)
• 可简写为 \(H_2O = H^+ + OH^-\)
• \(K_w^\theta = [H^+][OH^-]\)
• 即水的自递常数或称离子积
• 标准摩尔反应焓较大，温度影响明显
• 室温下一般取 \(10^{-14}\)

弱一元酸碱的离解

• 是与水之间的质子转移
• 离解常数或称电离常数
• 酸为 \(K_a\) 碱为 \(K_b\)
• 越大，碱或酸性越大
• 当 \((c/c^\theta)/K^\theta >= 380\) 则忽略离解对浓度的影响
• 即 \(c(H^+或OH^-)/c^\theta=\sqrt{K^\theta c/c^\theta}\)
• 相对误差不超过 \(2\%\)
• 共轭酸碱对的 \(K_a K_b = K_w\)
• 可用 \(pH = pK_a - \lg ([A]/[B])\) ， \(pOH = pK_b - \lg ([B]/[A])\) 计算共轭酸碱混合溶液的酸度

离解度

• 离解出的离子比总离子
• 如 \(HAc\) 为 \([H^+]/[HAc]\)

弱多元酸碱的离解

• 分步进行
• \(K_{ai} K_{b(n-i+1)} = K_w\)
• 无机中相邻两步比值一般为 \(10^4\)
• 有机中也大于 \(10^{1.6}\)
• 所以在计算时一般可视为一元酸碱
• 二级解离酸根的浓度越为 \(K_{a2}^\theta\)
• 很多高价金属水合离子是多元离子酸，水解易产生氢氧化物沉淀，配制需溶于酸中
• 如 \(Sn^{2+},Bi^{3+},Sb^{3+},Fe^{3+},Fe^{2+},Cu^{2+}\)

酸碱平衡的移动

稀释作用

• 把酸碱溶液体积稀释到 \(n\) 倍
• 反应商应变为 \(1/n\) ，所以解离度增大
• 但反应商的变化由两种离子平摊，所以增大解离后依然浓度变低，导致酸或碱性变低

同离子效应

• 向弱酸或碱溶液中加入其共轭碱或酸，会抑制离解反应，改变酸度
• 这种情况下可视为解离的平衡浓度等于初始浓度

酸度对酸碱平衡的影响

• 改变酸度，酸碱平衡移动
• 表现为溶液中型体浓度的变化
• 若多元酸碱相邻两步离解常数相差较大，可认为分布水解
• 每步水解，可近似认为这步对应的相邻两个型体浓度总和为 \(100\%\)
• 第 \(n\) 步水解的中间，即相邻两个型体浓度相等的位置，是 \(pH = pK_{an}\)
• 由此可知， \(HCO_3^-\) 等两性物质的 \(pH = 1/2 * (pK_{a2}(H_2CO_3) + pK_{a1}(H_2CO_3))\)
• 即相邻两个 \(pK_a\) 的平均值

酸碱缓冲溶液

组成和性质

• 抵抗加酸或碱或稀释作用，保持 \(pH\) 不变的叫做缓冲溶液
• 在 \(3 < pH < 12\) 的范围内，最重要的缓冲溶液由一或多对共轭酸碱组成
• 单一弱酸或弱碱没有缓冲能力，而是强烈的同离子效应产生

配制

• 共轭酸碱的浓度一般控制在 \((0.1, 1) mol/L\)
• 当总浓度一定时，二者 \(1 : 1\) 的效果最强
• 所以比例控制在 \((0.1, 10)\) 之间
• 即 \(pH = pK_a \pm 1\) 或 \(pOH = pK_b \pm 1\) 范围
• 这个范围叫做缓冲范围
• 可用以下步骤进行：
  1. 选择缓冲对，满足 \(pH\) 的范围
  2. 计算浓度比
  3. 保证浓度范围
  4. 配好后进行测定，并调节

其他类型的缓冲溶液

• 较浓的强酸或碱可在 \(pH < 3\) 或 \(pH > 12\) 范围
• 两性物质，尤其是两级解离常数相差不大的

强电解质溶液

• 有的时候，实验中离子表现的浓度和其真实浓度对不上
• 浓度越大，二者差异越明显
• 称表现的浓度为离子活度 \(a\) ，单位为 \(1\)
• \(a = \gamma c\)
• 其中 \(\gamma\) 叫做活度系数，一般 \(< 1\)
• 且浓度越大，电荷越高，越小
• 当浓度趋于 \(0\) 时，趋于 \(1\)
• 被认为是异号电子相互吸引限制自由所致

沉淀溶解反应

溶度积

难溶电解质

• 溶解度小于 \(0.01g/100g\) 水的物质

沉淀溶解平衡

• 难溶电解质的溶解和沉淀速率相同即平衡
• \(A_mB_n(s)==mA^{n+}(aq)+nB^{m-}(aq)\)
• \(K_{sp}^\theta=[A^{n+}]^m[B^{m-}]^n\)

溶解度

• 在一定温度下，某固态物质在 \(100\mathrm{g}\) 溶剂中达到饱和状态时所溶解的溶质的质量

溶度积

• \(K_{sp}^\theta\) 是溶度积
• 理论上可以和溶解度换算
• 同一类型的难溶电解质可直接比较溶度积
• 可用反应商判断溶解还是沉淀

溶度积应用

沉淀生成

• 浓度小于 \(10^{-5}\) 是定性沉淀完全
• 小于 \(10^{-6}\) 是定量沉淀完全
• 同离子效应可用于促进沉淀
• 盐效应是强电解质使溶解度增大
• 因为阴阳离子相互的牵制降低了离子活度
• 两个效应后者影响不显著
• 沉淀剂一般在 \(20\sim 50\%\) 否则可能有副反应
• 氢氧根和硫离子常用于沉淀

分步沉淀

• 所需离子浓度小的先，大的后沉淀
• 如果所需试剂浓度差距够大，可分离沉淀

沉淀转化

• 一种难溶电解质变成另一种
• 难溶的变成更难溶的
• 可转化不溶酸碱的沉淀为其他沉淀

沉淀溶解

• 降低阴阳离子浓度即可溶解
• 酸溶，可使弱酸根与质子结合，浓度降低
• 氧化还原反应
• 配位反应

应用

• 离子鉴定
• 离子分离
• 重量分析
• 滴定分析