第十三章沉淀溶解平衡与沉淀滴定 学习指导 1、掌握溶度积的概念、溶度积与溶解度的换算 了解影响沉淀溶解平衡的因素,学会利用溶度积规则判断沉淀的生成及 溶解 3、掌握摩尔法的基本原理、滴定条件及主要应用; 4、了解重量分析法的基本原理。 §13-1沉淀溶解平衡 电解质按其溶解度的大小,可分为易溶电解质和难溶(微溶)电解质两大类。 一般把溶解度小于00lg/100gHO的电解质称为难溶电解质。电解质溶解后,电 解质晶格表面上的离子会脱离表面而进入溶液中,成为水合离子,称为溶解;同 时,溶液中的离子会相互结合成分子回到晶格表面,称为沉淀。当二者的速度相 等时,则达到平衡,称为沉淀-溶解平衡。沉淀一溶解平衡是多相离子的动态平 溶解度 在一定的温度下,某溶质在一定量的溶剂中溶解达平衡时溶解的量称为溶解 度。对于微溶化合物,也有溶解,难溶物质通常用“s”表示溶解度。表示达到平 衡时每升溶液中溶质B的物质的量。单位molL-1。 微溶物在水中的溶解和电离是分步进行的: MA(S)F MA(aq,S)M++A
第十三章 沉淀溶解平衡与沉淀滴定 学习指导 1、掌握溶度积的概念、溶度积与溶解度的换算； 2、了解影响沉淀溶解平衡的因素，学会利用溶度积规则判断沉淀的生成及 溶解； 3、掌握摩尔法的基本原理、滴定条件及主要应用； 4、了解重量分析法的基本原理。 §13-1 沉淀溶解平衡 电解质按其溶解度的大小，可分为易溶电解质和难溶 (微溶)电解质两大类。 一般把溶解度小于 2 0.01 /100 g gH O 的电解质称为难溶电解质。电解质溶解后，电 解质晶格表面上的离子会脱离表面而进入溶液中，成为水合离子，称为溶解；同 时，溶液中的离子会相互结合成分子回到晶格表面，称为沉淀。当二者的速度相 等时，则达到平衡，称为沉淀-溶解平衡。沉淀─溶解平衡是多相离子的动态平 衡，υ 溶解 =υ 沉淀。 一、溶解度 在一定的温度下，某溶质在一定量的溶剂中溶解达平衡时溶解的量称为溶解 度。对于微溶化合物，也有溶解，难溶物质通常用“ s ”表示溶解度。表示达到平 衡时每升溶液中溶质 B 的物质的量。单位 mol L-1 。 微溶物在水中的溶解和电离是分步进行的： MA(s) MA(aq，s 0 ) M++ A–
式中S是在一定的温度下MA的溶解度。aq一表示以水做溶剂的溶液(即 水溶液) 在一定的温度下s°为一常数,称为该物质的固有溶解度或分子溶解度(单位: mo1.L1)。s一般在10-6-10-9mo·Ll之间。如AgCl在纯水中的溶解度: s=s"+s(电离)=s+[Ag+]=s+CH 由于溶解度极小,S通常也很小,所以:s=[Ag+]=Ch 又如HgCl2的溶解度 s=[Hg2]+[HgC+[HgC2]≈[Hg21+s° 二、溶度积 若微溶化合物MA在水中除简单的水合离子外,其它存在形式忽略不计 MA(S)MA(ag)M*+A a(MT)a(A"Kap Kap称为该微溶化合物的活度积常数,简称活度积 例如氯化银虽然是难溶物,如果把它的晶体放入水中,或多或少仍有所溶解, 可表示为 AgCl(s)=Ag*+CI 标准平衡常数表达式为: Ksp(AgC/= C(A+) (Cr)=c(Ag).c'(Cl) K称为该微溶化合物的溶度积常数,简称为溶度积。 溶度积与活度积的关系可表示为 (MT)a(A)=YM+ IM]:YA-[A]=YM+YA-Ksp-=Kap 溶度积常数仅使用于难溶电解质的饱和溶液,对中等或易溶电解质不适用 溶度积常数可以用实验方法测定。一些难溶电解质的溶度积常数见附录
式中 s 0 是在一定的温度下 MA 的溶解度。 aq─表示以水做溶剂的溶液（即 水溶液） 在一定的温度下 s ○为一常数，称为该物质的固有溶解度或分子溶解度（单位： 1 mol L− ）。s 0 一般在 10-6~10-9 1 mol L− 之间。如 AgCl 在纯水中的溶解度： s = s0 + s (电离) = s0 +[Ag+] = s0 +[Cl-] 由于溶解度极小，s 0 通常也很小，所以： s = [Ag+ ] =[Cl-] 又如 HgCl2 的溶解度： 2 2 0 2 s Hg HgCl HgCl Hg s [ ] [ ] [ ] [ ] + + + = + + + 二、溶度积 若微溶化合物 MA 在水中除简单的水合离子外，其它存在形式忽略不计， 则 MA(s) MA(aq) M++A- a(M+)·a(A- )=Kap Kap 称为该微溶化合物的活度积常数，简称活度积。 例如氯化银虽然是难溶物，如果把它的晶体放入水中，或多或少仍有所溶解， 可表示为： AgCl s Ag Cl ( ) + − + 溶解 沉淀 标准平衡常数表达式为： ( ) ( ) ( ) '( ) '( ) SP c Ag c Cl K AgCl c Ag c Cl c c + − + − = = KSP 称为该微溶化合物的溶度积常数，简称为溶度积。 溶度积与活度积的关系可表示为： a(M+)·a(A- ) = γM + [M+]·γA -[A- ] = γM + γA – Ksp = Kap 溶度积常数仅使用于难溶电解质的饱和溶液，对中等或易溶电解质不适用。 溶度积常数可以用实验方法测定。一些难溶电解质的溶度积常数见附录
溶解度和溶度积之间的换算 在一定的温度下,Ksp一定,而s可随其它因素而变;对于同一类电解质(如 AB型,AB2型等),可通过Ks比较它们在纯水中的溶解度 1.AB型化合物 Ksp=[A*B-1=$2 2.AB2型化合物 p=[A+][B-1=4s- 2.AB3型化合物: Ksp=27S4 3.A2B3型或A3B2型化合物 108S 可列表如下: 难溶电解质 K S/mol-L K表达式 1.8×10-10 1.3×10 50×10-13 7.1×10-7 Ag, CrO 1.1×10-12 6.5×10-5 难溶电解质 计算公式(单位mol·L1) AB A B Ag.CrO AB, Pbl2 A, B2 Ca,(PO) Ks=108·S 例1298K时,BaSO4的溶解度为242×10-4g/100g(2O)。求BaSO4的
三、溶解度和溶度积之间的换算 在一定的温度下，Ksp 一定，而 s 可随其它因素而变；对于同一类电解质（如 AB 型，AB2 型等），可通过 Ksp 比较它们在纯水中的溶解度。 1．AB 型化合物： Ksp = [A+][B-] =S2 2．AB2 型化合物： Ksp = [A+][B-] 2 = 4S3 2．AB3 型化合物： Ksp = 27S4 3．A2B3 型或 A3B2型化合物： Ksp = 108S5 可列表如下： 难溶电解质 KSP 1 S mol L / − KSP 表达式 2 4 AgCl AgBr Ag CrO 10 13 12 1.8 10 5.0 10 1.1 10 − − − 5 7 5 1.3 10 7.1 10 6.5 10 − − − 2 2 3 SP SP SP K S K S K S = = = 难溶电解质 示 例 计算公式（单位 1 mol L− ） 2 2 3 2 AB A B AB A B 2 4 2 3 4 ( ) AgBr Ag CrO PbI Ca PO 2 3 3 5 4 4 108 SP SP SP SP K S K S K S K S = = = = 例 1 298K 时，BaSO4 的溶解度为 2.42×10-4 g/100g(H2O)。求 BaSO4 的 Ksp
解:已知M(BaSO4=2334gmol-l因溶液极稀,可认为密度为lgmL 第一步单位转换:S=242×10-4×10/2334=1.04×10-5molL-1 第二步计算得结果:BaSO4(s)Ba2++SO42 sp=Ba2+1×O21=S×S=(104x1052=108×100 例2Ag2C2O4在某温度下的溶解度为s=1.34×10-4(mo1·L1),求溶度积。 解:Ag2C2O4(s) g++C2O42 sp=[Ag+2×C2O42-1=(2s2xs=4s3=962×10-2 K 四、溶度积规则 应用化学平衡移动原理可以判定沉淀一溶解反应进行的方向。下面以CaCO3 为例说明。 在一定温度下,把过量的CaCO固体放入纯水中,溶解达到平衡时,在 CaCO的饱和溶液中c(Ca2)=c(CO2),cCa2+)c(CO3)=K。 (1)在上述平衡系统中,如果在加入Ca2(或CO3),此时, cYCa2)c(CO2)>ks(CaCO3),沉淀一溶液平衡被破坏,平衡向生成CaCO的 方向移动,故有CaCO3析出。与此同时,溶液中Ca2(或CO3-)浓度随 CaCO3的析出而不断地减少 直至 cYCa2+)·c(CO3)=K(CaCO2)时,沉淀不在析出,在新的条件下重新建立起 平衡: Caco (2)在上述平衡系统中,设法降低Ca2(或CO2)的浓度,或者两者都
解：已知 M (BaSO4 )= 233.4 g mol-1 因溶液极稀，可认为密度为 1g.mL-1 第一步单位转换：S= 2.42×10-4 ×10 /233.4 = 1.04 ×10-5mol L-1 第二步计算得结果：BaSO4 (s) Ba 2+ + SO4 2– Ksp = [Ba2+] ×[SO4 2–] = S×S =(1.04×10-5) 2 = 1.08×10-10 例 2Ag2C2O4 在某温度下的溶解度为 s = 1.34×10-4（ 1 mol L− ），求溶度积。 解： Ag2C2O4 (s) 2Ag+ + C2O4 2– 2s s Ksp = [Ag+]2×[C2O4 2–]=(2s)2×s = 4s3= 9.62×10-12 四、溶度积规则 应用化学平衡移动原理可以判定沉淀─溶解反应进行的方向。下面以 CaCO3 为例说明。 在一定温度下，把过量的 CaCO3 固体放入纯水中，溶解达到平衡时，在 CaCO3 的饱和溶液中 2 2 3 c Ca c CO ( ) ( ) + − = ， 2 2 3 '( ) '( ) SP c Ca c CO K + − = 。 （ 1 ） 在 上 述 平 衡 系 统 中 ， 如 果 在 加 入 2 Ca + （ 或 2 CO3 − ）， 此 时 ， 2 2 3 c Ca c CO '( ) '( ) + − ＞ 3 ( ) K CaCO SP ，沉淀─溶液平衡被破坏，平衡向生成 CaCO3 的 方向移动，故有 CaCO3 析出。与此同时，溶液中 2 Ca + （或 2 CO3 − ）浓度随 CaCO3 的析出而不断地减少，直至 2 2 3 c Ca c CO '( ) '( ) + − = 3 ( ) K CaCO SP 时，沉淀不在析出，在新的条件下重新建立起 平衡： 2 2 CaCO Ca CO 3 3 + − + ⎯⎯⎯⎯ 平衡移向 （2）在上述平衡系统中，设法降低 2 Ca + （或 2 CO3 − ）的浓度，或者两者都
降低,使cCa2)·c(CO3)Ksp,溶液呈过饱和状态,生成沉淀; 2.Qiksp (agCI) 故有AgCl沉淀产生 设:平衡时[Ag+]=x,Ag+沉淀了的浓度为(35×10-3-x)mol·L A Agt+Cl- 平衡时 x5.0×10-3-(3.5×10-3-x)
降低，使 2 2 3 c Ca c CO '( ) '( ) + − ＜ 3 ( ) K CaCO SP ，平衡将向溶液方向移动。如在平衡 系统中加入 HCl ，则 H + 与 2 CO3 − 结合生成 H CO 2 3 ， H CO 2 3 立即分解为 CO2 和 H O2 ，从而大大降低了 2 CO3 − 的浓度，致使 CaCO3 逐渐溶解，并且重新建立起平 衡： 2 2 CaCO Ca CO 3 3 + − + ⎯⎯⎯⎯→ 平衡移向 根据上述沉淀与溶解情况，可以归纳出沉淀的生成和溶解规律。把溶液中阳 离子和阴离子的浓度与标准浓度相比后代入 KSP 表达式，得到的乘积称为离子 积，用 Qi 表示。对难溶物 MmAn，离子积 Qi = CM·CA。得溶度积规则如下： 1．Qi > Ksp，溶液呈过饱和状态，生成沉淀； 2．Qi KSP （AgCl） 故有 AgCl 沉淀产生。 设：平衡时[Ag+]= x，Ag+沉淀了的浓度为（3.5×10-3– x ） 1 mol L− AgCl Ag+ + Cl- 平衡时 x 5.0 ×10-3 -( 3.5×10-3– x )
即x(1.5×10-3+x)=K?(AgCl) 由于x很小,故1.5×10- 15×10-3 8×10-10/1.5×10-3=12×10-7(mol.L1) 则溶液中Ag+离子的浓度降至12×10-7(mol,L-1) 五、溶解度的影响因素 同离子效应与盐效应 当溶液中含有与难溶电解质相同的阳(阴)离子时,会使难溶电解质的溶解 度降低。这种因加入含有共冋离子的强电解质而使难溶电解质的溶解度降低的效 应,称为同离子效应 例4比较BaSO4在0.10mo·L-1Na2SO4溶液中和在纯水中的溶解度。 解:已知Ksp(BaSO4)=1.08×10 Ksp(BasU K(BaSO4)=√10 (mol-L 在纯水中,BaSO4=Ba2+SO4 设:在0.10mol·LNa2SO4溶液中溶解度为s Baso4 Ba+so 平衡时 ss"+0.10 因s'<<0.10,故s+0.10=0.10 Ksp=Ba ]x[so4]=Sxo.10 s=Ksp/0.10=108×109(molL-1) 由计算结果可知,Na2SO4的加入使BaSO4的溶解度大大下降。在实际工作中, 含有同离子的强电解质称为沉淀剂
则 x ×[5.0×10-3-(3.5×10-3– x )]= KSP （AgCl） 即 x (1.5×10-3 + x ) = KSP （AgCl） 由于 x 很小，故 1.5 ×10-3 + x ≈ 1.5 ×10-3 x = 1.8 ×10-10 / 1.5 ×10-3 = 1.2 ×10-7 （ 1 mol L− ） 则溶液中 Ag+离子的浓度降至 1.2×10-7（ 1 mol L− ） 。 五、溶解度的影响因素 1．同离子效应与盐效应 当溶液中含有与难溶电解质相同的阳( 阴 )离子时，会使难溶电解质的溶解 度降低。这种因加入含有共同离子的强电解质而使难溶电解质的溶解度降低的效 应，称为同离子效应。 例 4 比较 BaSO4 在 0.10 1 mol L− Na2SO4 溶液中和在纯水中的溶解度。 解：已知 Ksp（BaSO4）= 1.08×10-10 2 4 ( ) K BaSO s SP = 在纯水中，BaSO4 Ba 2+ +SO4 2- 设：在 0.10 1 mol L− Na2SO4 溶液中溶解度为 s' ： BaSO4 Ba 2+ + SO4 2- 平衡时 s' s' + 0.10 因 s' <<0.10, 故 s' +0.10 = 0.10 Ksp = [Ba2+ ]× [SO4 2- ] = s' × 0.10 s'= Ksp / 0.10 = 1.08×10-9 （ 1 mol L− ） 由计算结果可知，Na2SO4 的加入使 BaSO4 的溶解度大大下降。在实际工作中， 含有同离子的强电解质称为沉淀剂。 10 5 1 4 ( ) 1.08 10 1.04 10 (mol L ) SP s K BaSO − − − = = =
例5某溶液20mL,[SO42]=002(mo1-L-1)。的溶液中加入20mL002 moll-的BaCh2溶液,试计算溶液中残余的[SO42]为多少,是否沉淀完全? (Ksp(BaSO4)=1.08×100 解:已知Ksp(BaSO4)=1.08×10,加入沉淀剂后溶液的总体积为40mL, 混合后的浓度为SO42]=0001molL-1,Ba2}=001molL-1,[Ba21so42]= 0004Ksp( Baso4),有沉淀生成。由于沉淀剂过量,因而可认为沉淀较完全, 剩余的[Ba2+] Ba2]=0009(molL-) a+ so4 平衡时 0.009+ss /(0009+s)=108×10-9/0009=1.2×10-8(mol.L1) 与原溶液中的浓度相比,1.2×10-80.002=60×10-6S04沉淀完全。 另一方面,强电解质的加入会使难溶盐的溶解度增大,这种现象称为盐效应 含有同离子的强电解质两种效应都有,加入沉淀剂适量时表现出同离子效应,过 量时表现出盐效应 2.酸效应 根据溶度积,Ks=M+A→,若溶液中有其它离子或化学反应存在,都 可能对沉淀平衡产生影响。只要式中的A或M的量发生变化都会影响沉淀平衡。 在酸性溶液中H+与阴离子的中和反应 An-+H3O+、HAln+H2O HAl-n+H3O+=H2A2-n+H20 若溶液中凹艹↑,[An],从而使平衡溶解方向移动。MA的溶解度增加
例 5 某溶液 20mL，[SO4 2- ] = 0.002 （ 1 mol L− ）。的溶液中加入 20 mL0.02 1 mol L− 的 BaCl2 溶液，试计算溶液中残余的[SO4 2- ]为多少，是否沉淀完全？ （Ksp（BaSO4） = 1.08×10-10） 解：已知 Ksp（BaSO4） = 1.08×10-10，加入沉淀剂后溶液的总体积为 40 mL， 混合后的浓度为[SO4 2- ] = 0.001 mol.L-1 ，[Ba2+ ]=0.01 mol.L-1 ，[Ba2+ ].[SO4 2- ] = 0.00004> Ksp（BaSO4），有沉淀生成。由于沉淀剂过量，因而可认为沉淀较完全， 剩余的[Ba2+] [Ba2+ ] = 0.009 （ 1 mol L− ） BaSO4 Ba2+ + SO4 2- 平衡时 0.009 +s s S= Ksp / (0.009 + s) = 1.08×10-9 / 0.009 = 1.2×10 -8 （ 1 mol L− ） 与原溶液中的浓度相比，1.2×10-8/0.002 = 6.0×10-6 SO4 2-沉淀完全。 另一方面，强电解质的加入会使难溶盐的溶解度增大，这种现象称为盐效应。 含有同离子的强电解质两种效应都有，加入沉淀剂适量时表现出同离子效应，过 量时表现出盐效应。 2．酸效应 根据溶度积， Ksp = [M+][A–]，若溶液中有其它离子或化学反应存在，都 可能对沉淀平衡产生影响。只要式中的 A 或 M 的量发生变化都会影响沉淀平衡。 在酸性溶液中 H +与阴离子的中和反应： An - + H3O + HA1-n + H2O HA1-n + H3O + H2A2-n + H2O 若溶液中[H +]↑，[An -]↓，从而使平衡溶解方向移动。M A 的溶解度增加
六、沉淀的转化 由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。仍以卤化银为例 AgCl(s)、Ag+Cl Agl 由于Agl沉淀生成,溶液中Ag+]下降,平衡右移,使KI(s)溶解,若KI的 量足够的多,进而可使KI全部转化为Ag。一般说来,溶解度大的沉淀易转化 为溶解度小的沉淀,但当溶解度小的沉淀在有较多量的沉淀剂的情况下也会使沉 淀发生转化。 §13-2沉淀滴定法 一、沉淀滴定法概述 沉淀滴定法是利用沉淀反应来进行的滴定分析方法要求沉淀的溶解度小 即反应需定量,完全;沉淀的组成要固定,即被测离子与沉淀剂之间要有准确的 化学计量关系;沉淀反应速率快;沉淀吸附的杂质少;旦要有适当的指示剂指示 滴定终点形成沉淀的反应虽然很多,但要同时满足上述要求的反应并不多;比较 常用的是利用生成难溶的银盐的反应 Ag+X= Agx(s) 因此也称银量法,它可以测定CI,Br,I,SCN和Ag+。 沉淀滴定的滴定曲线 1.银量法的滴定曲线 沉淀滴定法在滴定过程中,溶液中离子浓度的变化情况与酸碱滴定法相似, 可以用滴定曲线表示。现以AgMO3溶液(0.100mol·L-)滴定2000 nlNaC溶液
六、沉淀的转化 由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。仍以卤化银为例： Ag Cl(s) Ag + + Cl— + KI I – + K + ‖ AgI 由于 AgI 沉淀生成，溶液中[Ag+]下降，平衡右移，使 KI(s)溶解，若 KI 的 量足够的多，进而可使 KI 全部转化为 AgI。一般说来，溶解度大的沉淀易转化 为溶解度小的沉淀，但当溶解度小的沉淀在有较多量的沉淀剂的情况下也会使沉 淀发生转化。 §13-2 沉淀滴定法 一、沉淀滴定法概述 沉淀滴定法是利用沉淀反应来进行的滴定分析方法.要求沉淀的溶解度小， 即反应需定量，完全；沉淀的组成要固定，即被测离子与沉淀剂之间要有准确的 化学计量关系；沉淀反应速率快；沉淀吸附的杂质少；旦要有适当的指示剂指示 滴定终点形成沉淀的反应虽然很多，但要同时满足上述要求的反应并不多；比较 常用的是利用生成难溶的银盐的反应： Ag+ + X-＝ AgX(s) 因此也称银量法，它可以测定 CI-，Br-，I -，SCN-和 Ag+。 二、沉淀滴定的滴定曲线 1．银量法的滴定曲线 沉淀滴定法在滴定过程中，溶液中离子浓度的变化情况与酸碱滴定法相似， 可以用滴定曲线表示。现以 AgNO3 溶液( 1 0.100mol L− )滴定 20.00mLNaCl 溶液
(0.100mol·L-)为例: (1)滴定开始前,溶液中氯离子浓度为溶液的原始浓度。 Cr]=0.1000m01· L pCI pCI=-lgC]=-lg(1.000×10-)=1.000 (2)滴定至化学计量点前,溶液中的氯离子浓度,取决于剩余的氯化钠的浓 度。例如,加入AgNO3溶液18.00mL时,溶液中氯离子浓度为 0.1000×2.00 65×103pCl=2.279 20.00+18.00 而Ag浓度则因为 [AgCl]=Ksp=1.56×10-0 pAg+pCl=-IgKsp=9.807 p4g=9.807-2.279=7.528 同理,当加入AgNO3溶液,19.98mL时,溶液中剩余的Cr浓度为50×10-3, pC=430p4g=5.51 (3)化学计量点时,溶液是AgCl的饱和溶液。 p8=pC=p9=491 (4)化学计量点后,当加入AgNO3溶液20.02m时(过量AgNO30.02m时), 溶液的4g浓度由过量的AgNO3浓度决定,则[g+]=50×10-°ml,L,因此 p4g=430pC7=9.81-4.30=5.51 根据计算,可得表7-1所列数据。这些数据与实际测得值吻合。用这些数据描绘 成的滴定曲线如图7-1所示。它可以说明以下几点: 表7-1以0.100m01· L AgNO3溶液滴定2000NaC溶液(0100m0,L-) 或0.100m01·LKBr溶液时化学计量点前后Ag与pX的变化
( 1 0.100mol L− )为例： (1)滴定开始前，溶液中氯离子浓度为溶液的原始浓度。 1 [ ] 0.1000 Cl mol L − − = pCl 1 pCl Cl lg[ ] lg(1.000 10 ) 1.000 − − = − = − = (2)滴定至化学计量点前，溶液中的氯离子浓度，取决于剩余的氯化钠的浓 度。例如，加入 AgNO3 溶液 18.00mL 时，溶液中氯离子浓度为 0.1000 2.00 3 [ ] 6.5 10 2.279 20.00 18.00 Cl pCl − − = = = + 而 Ag + 浓度则因为 10 [ ][ ] 1.56 10 lg 9.807 9.807 2.279 7.528 SP SP Ag Cl K pAg pCl K pAg + − − = = + = − = = − = 同理，当加入 AgNO3 溶液， 19.98mL 时，溶液中剩余的 Cl − 浓度为 5 5.0 10− ， pCl pAg = = 4.30 5.51 (3)化学计量点时，溶液是 AgCl 的饱和溶液。 1 4.91 2 SP pAg pCl pK = = = (4)化学计量点后，当加入 AgNO3 溶液 20.02mL 时(过量 AgNO3 0.02mL 时)， 溶液的 Ag + 浓度由过量的 AgNO3 浓度决定，则 5 1 [ ] 5.0 10 Ag mol L − − + = ，因此 pAg pCl = = − = 4.30 9.81 4.30 5.51 根据计算，可得表 7-1 所列数据。这些数据与实际测得值吻合。用这些数据描绘 成的滴定曲线如图 7-1 所示。它可以说明以下几点： 表 7-1 以 1 0.100mol L− AgNO3 溶液滴定 20.00mLNaCl 溶液( 1 0.100mol L− ) 或 1 0.100mol L KBr − 溶液时化学计量点前后 Ag 与 pX 的变化
加入0.1nl/ LANG2溶液量 滴定C1- 滴定 2.3 19.80 3.3 19.96 19.98 100 6.15 6.15 100.2 5.8 6.8 9.3 110 10.0 2.3 以pX为纵坐标,AgNO3溶液体积比为横坐标作图得如下曲线。 pAg 09 AgNO3溶液体积比 AgNO3溶液体积比 图7-1AgNO溶液(0.1000moL)滴定NaCl溶液(0.1000mol/L)〔左) 与KB溶液(0.100m/L(右)的滴定曲线 滴定突跃的大小既与溶液的浓度有关,更取决于生成的沉淀的溶解度。当被 测离子浓度相同时,滴定突跃大小与沉淀溶解度有关,显然溶解度越小(Kφ越 小),突跃越増大:若溶液的浓度较低,则突跃范围变小,这与酸碱滴定法相同。 、沉淀滴定法的终点检测 在银量法中有两类指示剂。一类是稍过量的滴定剂与指示剂会形成带色的化
以 pX 为纵坐标， AgNO3 溶液体积比为横坐标作图得如下曲线。 滴定突跃的大小既与溶液的浓度有关，更取决于生成的沉淀的溶解度。当被 测离子浓度相同时，滴定突跃大小与沉淀溶解度有关，.显然溶解度越小（ KSP 越 小），突跃越增大；若溶液的浓度较低，则突跃范围变小，这与酸碱滴定法相同。 三、沉淀滴定法的终点检测 在银量法中有两类指示剂。一类是稍过量的滴定剂与指示剂会形成带色的化