pbi2在純水中溶解度

㈠ 已知PbI2在水中的溶解度為1.20×10^-3摩爾每升，求PbI2的溶度積

已知碘化鉛的溶解度為1.20×10^-3摩爾每升，可得鉛離子的溶解度為1.20×10^-3摩爾每內升，碘離子的溶解度容為鉛離子的二倍，由溶度積原理可得：
kspPbI2=碘離子濃度的二倍*鉛離子的濃度=1.728*10^-9

㈡ PbI2沉澱溶於水嗎溶於水的話，化學反應方程式怎麼寫呢

不溶於水，黃色沉澱

PbI2的溶度積Ksp = 1.39 × 10^-8

㈢ 請教高手~幫忙化學解題~

KSP=7.1*10^(-9)
PbI2===Pb2+ + 2I-
(1)設純水溶解度為X
X*(2X)^2=7.1*10^(-9)
X=1.21*10^(-3)M(1.2乘以10的負3方)
(2)設PbI2 在0.010mol/dm-3 KI溶液中的溶解度X
X*(2X+0.01)^2=7.1*10^(-9) 因為X遠小於0.01
2X+0.01=0.01
X=7.1*10^(-5)M
(3)設PbI2 在0.010mol/dm-3 Pb(NO3)溶液中的溶解度X
(0.01+X)*(2X)^2=7.1*10^(-9)
0.01+X=0.01(近似)
X=4.2*10(-4)M

㈣ 沉澱溶解平衡

沉澱溶解平衡
嚴格地說，在水中絕對不溶的物質是沒有的。通常將溶解度小於0.01 g/L的物質稱為難溶電解質。例如，在一定溫度下，將過量AgCl固體投入水中，Ag+和Cl-離子在水分子的作用下會不斷離開固體表面而進入溶液，形成水合離子，這是AgCl的溶解過程。同時，已溶解的Ag+和 Cl-離子又會因固體表面的異號電荷離子的吸引而回到固體表面，這就是AgCl的沉澱過程。當沉澱與溶解兩過程達到平衡時，稱為沉澱溶解平衡
溶解
AgCl(s) ==== Ag+ + Cl－
(未溶解固體) 沉澱 (已溶解的水合離子)
根據平衡原理，其平衡常數可表示為
但因c(AgCl)為常數，a(Ag+) = c(Ag+), a(Cl-) = c(Cl-)
故上式可寫成 ∴ a(Ag+) ´ a(Cl-) = c(Ag+) ´ c(Cl-) = K Ө = Ksp Ө
即為多相離子平衡的平衡常數，稱為溶度積常數（可簡稱溶度積）。
對於一般的難溶電解質AmBn的沉澱溶解平衡
溶解
AmBn(s) ==== mAn+ + nBm-
沉澱
上式的意義是：在一定溫度下，難溶電解質飽和溶液中各離子濃度冪的乘積為一常數。嚴格地說， 應該用溶解平衡時各離子活度冪的乘積來表示。但由於難溶電解質的溶解度很小，溶液的濃度很稀。一般計算中，可用濃度代替活度。本書附錄列出了一些難溶電解質的溶度積。
的大小反映了難溶電解質溶解能力的大小。 越小，表示該難溶電解質的溶解度越小。
Ksp的物理意義；
（1）.Ksp的大小隻與反應溫度有關，而與難溶電解質的質量無關；
（2）表達式中的濃度是沉澱溶解達平衡時離子的濃度，此時的溶液是飽和或准飽和溶液；
（3）由Ksp的大小可以比較同種類型難溶電解質的溶解度的大小；不同類型的難溶電解質不能用.Ksp比較溶解度的大小
[引出] Ksp與s均可判斷溶解度大小，二者有無關系？
溶解度和溶度積的相互換算
根據溶度積常數關系式，可以進行溶度積和溶解度之間的計算。但在換算時必須注意採用物質的量濃度（單位用mol/L）作單位。另外，由於難溶電解質的溶解度很小，溶液很稀，難溶電解質飽和溶液的密度可認為近似等於水的密度，即1 kg/L。
例 已知AgCl在298 K時的溶度積為1.8×10-10 ，求AgCl的溶解度。
解： 設AgCl的溶解度為S mol/L
∵ AgCl(s) === Ag+ + Cl-
平衡濃度/(mol/L) S S
(AgCl) = c(Ag+)×c(Cl-) = S 2
∴ S = 1.34×10-5 mol/L
計算結果表明，AB型的難溶電解質，其溶解度在數值上等於其溶度積的平方根。即
S =
例題： 298K時，Ag2CrO4 的溶解度 s =1.3 ´10-4 mol·L-1，計算Ag2CrO4的溶度積。
對於AB2（或A2B）型的難溶電解質（如CaF2、Ag2S等）同理可推導出AB2（或A2B）型的難溶電解質的溶解度和溶度積的關系為
S =
問題：試推導難溶電解質Ca3(PO4)2的溶解度與溶度積的關系式。
從上述兩例的計算可以看出，AgCl的溶度積（1.8×10-10 ）比AgBr的溶度積（5.0×10-13 ）大，所以AgCl的溶解度（1.34×10-5 mol/L）也比AgBr的溶解度（7.1×10-7 mol/L）大，然而，AgCl的溶度積比Ag2CrO4的溶度積（1.1×10-12 ）大，AgCl的溶解度卻比Ag2CrO4 的溶解度（6.5×10-5 mol/L）小，這是由於AgCl的溶度積表達式與Ag2CrO4的溶度積表達式不同所致。因此，只有對同一類型的難溶電解質，才能應用溶度積來直接比較其溶解度的相對大小。而對於不同類型的難溶電解質，則不能簡單地進行比較，要通過計算才能比較。
溶度積和溶解度有聯系也有差別
Ø 與溶解度概念應用范圍不同，Kspθ只用來表示難溶電解質的溶解度；
Ø Kspθ不受離子濃度的影響，而溶解度則不同。
用Kspθ比較難溶電解質的溶解性能只能在相同類型化合物之間進行，溶解度則比較直觀。
10-1-3、溶度積和Gibbs函數 Ksp0 可用實驗測得，可用熱力學方法計算
在化學熱力學基礎一章，曾學過平衡常數和Gibbs函數的關系式 Δ
因為溶度積也是一種平衡常數，所以上式可用來計算溶度積。
例 已知AgCl(s)，Ag+和Cl-的標准Gibbs函數Δ 分別是-109.72，77.11和-131.17 kJ/mol，求298 K時AgCl的溶度積。
解： ∵ AgCl(s) === Ag+ + Cl
Δ /(kJ/mol) -109.72 77.11 -131.17
Δ = 77.11 +(－131.17)－ (－109.72) = 55.66 kJ/mol
= ＝ －9.7484 ∴ = 1.8×10－10
與其它平衡常數 、 和 一樣，也是溫度T的函數。對大多數難溶鹽來說，溫度升高， 增加，但溫度對 的影響不是很大。因此，在實際工作中，常用室溫時的數據。
[引出] 往NaCl溶液中滴AgNO3，是否一定生成沉澱？如何判斷能否生成沉澱？
10-1-4溶度積規則－－－用於判斷沉澱平衡移動的方向，即van』t Hoff等溫式在沉澱溶解平衡中的應用。
根據溶度積常數，可以判斷某一難溶電解質的多相系統中沉澱 、溶解過程進行的方向。例如，在一定溫度下，將過量的BaSO4固體放入水中，溶液達到飽和後，如果設法增大c(Ba2+)或c(SO42-)，如加入BaCl2或Na2SO4，則平衡會發生移動，生成BaSO4沉澱
BaSO4（s） === Ba2+ + SO42- 平衡向左移動
由於沉澱的生成，系統中的c(Ba2+)或c(SO42-)會逐漸減小，當它們的乘積c(Ba2+)c(SO42-) = 時，系統達到了一個新的平衡狀態。
如果設法降低上述平衡系統中的c(Ba2+)或c(SO42-)，則平衡也會發生移動，使BaSO4溶解
BaSO4(s) === Ba2+ + SO42- 平衡向右移動
當c(Ba2+)c(SO42-）= 時，BaSO4沉澱溶解又達到了平衡。
對於一般難溶電解質的沉澱溶解平衡 AmBn（s）=== mAn+ + nBm-
如果引入離子積（ ）以表示任意情況下離子濃度冪之積，則有 = cm(An+) × cn(Bm-)
將 與 比較，系統有三種情況
（1） > ：有沉澱析出，溶液過飽和；
（2） = ： 動態平衡，溶液飽和；
（3） < ：無沉澱析出或沉澱溶解，溶液不飽和。
10-1-5溶度積規則的應用：
（1）判斷沉澱的生成和溶解
（2）控制離子濃度使反應向需要的方向移動。
以上三條稱溶度積規則，它是難溶電解質關於沉澱生成和溶解平衡移動規律的總結。控制離子濃度，就可以使系統生成沉澱或使沉澱溶解 。
10-2沉澱的生成
10-2-1沉澱生成
在某難溶電解質的溶液中，要使該物質的沉澱生成，根據溶度積規則，則必須達到沉澱生成的必要條件，即 >
例：（1）將等體積的4 ×10-5 mol.L-1 AgNO3 和4 ×10-5 mol.L-1 K2CrO4 混合時，有無磚紅色Ag2CrO4 沉澱析出？
Q = [Ag+] [CrO42-] = 8´10-15 < Ksp, = 9 ´10-12 因此無 CaCO3沉澱生成。
（2）改變AgNO3和K2CrO4的濃度為4.0´ 10-3mol dm-3 ,則
Q = [Ag+] [CrO42-] = 8´10-9 > Ksp 因此有沉澱生成。
10-2-2、同離子效應對沉澱溶解平衡的影響
－在難溶電解質飽和溶液中加入與其含有相同離子的易溶強電解質，使難溶電解質的溶解度降低的作用.
如前所述，如果在BaSO4的沉澱溶解平衡系統中加入BaCl2（或Na2SO4）就會破壞平衡，結果生成更多的BaSO4沉澱。當新的平衡建立時，BaSO4的溶解度減小。在難溶電解質的飽和溶液中，這種因加入含有相同離子的強電解質，使難溶電解質溶解度降低的效應，稱為同離子效應。
注意：沉澱劑的用量不是越多越好，有時過量的沉澱劑反而會使溶解度增加。
例 求 25℃時， PbI2在 0.010 mol·L-1 KI溶液中的溶解度。

由計算結果可見，PbI2在0.10 mol/L KI溶液中的溶解度約為在純水中的 一。因此，利用同離子效應可以使難溶電解質的溶解度大大降低。一般來說，溶液中殘留的離子濃度，在定性分析中小於10-5 mol/L，在定量分析中小於10-6 mol/L， 就可以認為沉澱完全。
10-2-3鹽效應
－－－在難溶電解質飽和溶液中，加入易溶強電解質(可能含有共同離子或不含共同離子)而使難溶電解質的溶解度增大的作用。

當加入強電解質→C↑、I↑→γ↓。因溫度一定Kspθ是一定值，故離子濃度[Ag+]、[ Cl-]就增大。
注意：
同離子效應對難溶電解質溶解度的影響遠大於鹽效應 。因此，通常情況下，只考慮同離子效應產生的影響
10-2-4、沉澱的溶解
根據溶度積規則，沉澱溶解的必要條件是 < ，只要採取一定的措施，降低難溶電解質沉澱溶解平衡系統中有關離子的濃度，就可以使沉澱溶解。溶解方法有以下幾種。
(1) 利用酸、鹼或某些鹽類（如NH4+鹽）與難溶電解質組分離子結合成弱電解質（如弱酸，弱鹼或H2O）可以使該難溶電解質的沉澱溶解。
例如，固體ZnS可以溶於鹽酸中，其反應過程如下
ZnS(s) === Zn2++S2- (1)
S2－ + H+ === HS－ (2)
HS－ + H+ === H2S （3）
由上述反應可見，因H+與S2－結合生成弱電解質，而使c(S2－)降低，使ZnS沉澱溶解平衡向溶解的方向移動，若加入足夠量的鹽酸,則ZnS會全部溶解。
將上式(1) + (2) + (3)，得到ZnS溶於HCl的溶解反應式
ZnS(s) + 2H+ === Zn2+ + H2S
根據多重平衡規則，ZnS溶於鹽酸反應的平衡常數為

可見，這類難溶弱酸鹽溶於酸的難易程度與難溶鹽的溶度積和酸反應所生成的弱酸的電離常數有關。 越大， 值越小，其反應越容易進行。
例4—13 欲使0.10 mol/L ZnS或0.10 mol/L CuS溶解於1 L鹽酸中，所需鹽酸的最低濃度是多少？
解； (1) 對ZnS: 根據 ZnS(s) + 2H+ === Zn2+ + H2S
= =
式中 (H2S) = 9.1×10-8 (H2S) = 1.1×10-12 c(H2S) = 0.10 mol/L (飽和H2S溶液的濃度)
所以c(H+)=
= = 2.0 mol/L
(2)對CuS,同理c(H+) =
= = 1.3×107 mol/L
計算表明,溶度積較大的ZnS可溶於稀鹽酸中, 而溶度積較小的CuS則不能溶於鹽酸(市售濃鹽酸的濃度僅為12 mol/L)中。
（2）氧化還原反應
加入一種氧化劑或還原劑，使某一離子發生氧化還原反應而降低其濃度，從而使 < 。 如CuS、PbS、Ag2S等都不溶於鹽酸，但能溶於硝酸中。
3CuS(s) + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3S↓+ 2NO↑+ 4H2O
硝酸將S2-氧化成單質硫析出，c(S2-)降低了，故 < 。
(3) 生成配位化合物
在難溶電解質的溶液中加入一種配位劑，使難溶電解質的組分離子形成穩定的配離子，從而降低難溶電解質組分離子的濃度。例如，AgCl溶於氨水 AgCl(s) + 2NH3 === [Ag(NH3)2]+ + Cl－
由於生成了穩定的[Ag(NH3)2]+配離子，降低了c(Ag+)，使 < 。所以AgCl沉澱溶解了。
以上介紹的使沉澱溶解的幾種方法，都能降低難溶電解質組分離子的濃度。
10-2-5分步沉澱和沉澱的轉化
1. 分步沉澱
在實際工作中，常常會遇到系統中同時含幾種離子，當加入某種沉澱劑時，幾種離子均可能發生沉澱反應，生成難溶電解質。例如，向含有相同濃度的Cl-和CrO42-的溶液中，滴加AgNO3溶液，首先會生成白色的AgCl沉澱，然後生成磚紅色的Ag2CrO4沉澱。這種先後沉澱的現象，叫分步沉澱。對於混合溶液中幾種離子與同一種沉澱劑反應生成沉澱的先後次序，可用溶度積規則來進行判斷。
設某混合液中，c(Cl－) = c(CrO42-) = 0.010 mol/L, 逐滴加入AgNO3後，析出沉澱所需要的Ag+最低濃度是 AgCl： c(Ag+) = = = 1.8×10-8 mol/L

Ag2CrO4 c(Ag+) = = 3×10-5 mol/L
顯然，析出AgCl沉澱所需的c(Ag+)比析出Ag2CrO4沉澱所需要的小得多，所以AgCl會先沉澱。隨著AgCl沉澱不斷地生成，c(Cl-)會不斷減少，若要繼續生成沉澱，就必須繼續加入Ag+，當c(Ag+)增加到能使CrO42-開始析出Ag2CrO4沉澱時，Ag2CrO4和AgCl會同時沉澱出來。因Ag2CrO4和AgCl處於同一系統中，c(Ag+)必須同時滿足Ag2CrO4和AgCl的溶度積。
C2(Ag+) c(CrO4-) = = 9×10-12 mol/L
c(Ag+) c (Cl-) = (AgCl) = 1.8×10-10 mol/L

C（Cl-）=
計算表明，當Ag2CrO4開始析出沉澱，c(Cl-)<<10-5 mol/L，Cl 早已沉澱完全。因此，根據溶度積原理，適當地控制條件就可以達到分離的目的。
對於同類型的沉澱來說，Ksp小的先沉澱，溶度積差別越大，後沉澱離子的濃度越小，分離效果就越好
分步沉澱的次序
(1) 與 Ksp 及沉澱類型有關
沉澱類型相同,被沉澱離子濃度相同, Ksp 小者先沉澱, Ksp 大者後沉澱;
沉澱類型不同,要通過計算確定。
(2) 與被沉澱離子濃度有關
有關金屬硫化物沉澱的計算
－－對於酸溶解反應來說，例如，MnS和CuS在酸中的溶解，實際上是一個包含了沉澱溶解平衡和酸鹼平衡的多重平衡。
例題：在0.10 mol·L-1 ZnCl2 溶液中用H2S飽和(0.10 mol·L-1)。試計算為防止ZnS沉澱所需的 c(H+)。

∵ (1) = (2) + (3) ∴ K1Ө = c2(H+) / c(Zn2+) c(H2S) = K2 ´ K3
c2(H+) /(0.1 ´0.1) = 91.3 c(H+) = Ö 91.3 ´ 0.01 = 0.96 mol·L-1
即 c(H+)大於0.96 mol·L-1 即可防止ZnS沉澱產生。
2、沉澱轉化
藉助於某種試劑，將一種難溶電解質轉變為另一種難溶電解質的過程，叫做沉澱的轉化
例如，CaSO4 + CO32- == CaCO3 + SO42-(計算略)
計算表明，上述沉澱轉化的平衡常數很大。說明PbSO4轉化為PbS很容易實現。一般來講，溶解度較大的難溶電解質容易轉化為溶解度較小的難溶電解質。如果兩種難電解質的溶解度相差越大，沉澱轉化越完全。但是欲將溶解度較小的難溶電解質轉化為溶解度較大的難溶電解質就比較困難；如果溶解度相差太大，則轉化實際上不能實現。
問題：1、試比較AgCl、AgBr、AgI相互轉化的難易程度。
2、計算BaSO4轉化為BaCO3的平衡常數。根據該常數的大小，判斷實現該轉化的難易程度。
結論：(1)類型相同, Ksp大（易溶)者向 Ksp 小（難溶)者轉化容易,二者 Ksp相差越大轉化越完全,反之 Ksp 小者向Ksp大者轉化困難;
(2)類型不同,計算反應的K

㈤ 根據PbI2的溶度積,計算(298K時):PbI2在三種 溶液中的溶解度，並對以上計算結果進行分析,解釋.

需要告知PbI2的溶度積常數

㈥ 電解質溶液-同離子效應 化學實驗報告

你的問題，參考以下的內容，希望對你有幫助！

一、實驗目的

（1）加深對弱電解質的解離平衡、同離子效應、鹽類水解等基本概念的理解。了解緩沖溶液的緩沖作用及配製。

（2）掌握難溶電解質的多相離子平衡及沉澱的生成和溶解的條件。

二、實驗原理

在弱電解質的解離平衡或難溶電解質的沉澱一溶解平衡體系中，加入與弱電解質或難溶電解質具有相同離子的易溶強電解質，則平衡向左移動，產生使弱電解質的解離度或難溶電解質的溶解度明顯降低的現象，叫做同離子效應。

三、實驗用品（儀器、葯品）

試管、葯匙、氨水、醋酸銨固體、酚酞。甲基橙、碘化鉛。碘化鉀。

四、實驗內容及操作步驟

（l）在小試管中加入1 cm3 0.l mol·dm-3 NH3水溶液和1滴酚酞指示劑，觀察溶液顏色。再加入少許NH4Ac晶體，振盪使其溶解，觀察溶液顏色的變化並進行解釋。 （2）自己設計一實驗，驗證同離子效應使HAc溶液中的H+濃度降低。

（3）在試管中加入3滴PbI2飽和溶液，加入2滴0.l mol·dm-3 KI溶液。觀察現象，解釋之。

五、實驗現象及結論

（l）在小試管中加入1 cm3 0.l mol·dm-3 NH3水溶液和1滴酚酞指示劑，觀察溶液顏色。再加入少許NH4Ac晶體，振盪使其溶解，因同離子效應OH-濃度降低，鹼性降低，紅色溶液顏色變淺或褪去，

（2）自己設計一實驗，驗證同離子效應使HAc溶液中的H+濃度降低。在小試管中用滴管加入1毫升0.1摩爾/升醋酸水溶液和1滴甲基橙指示劑，因醋酸溶液呈酸性，使甲基橙溶液有無色變為紅色。再用葯匙向小試管中加入少許醋酸銨晶體，振盪使其溶解，因同離子效應，氫離子濃度降低，酸性降低，橙紅色溶液顏色變為橙黃色或黃色。

（3）在試管中加入3滴PbI2飽和溶液，加入2滴0.l mol·dm-3 KI溶液。有黃色沉澱碘化鉛生成。

六、思考：

㈦ 典化鉛加水是否溶解

溶解的

碘化鉛是一種亮黃色重質粉末或六邊形鱗片狀結晶，分子式是PbI2，無氣味，熔點和沸點較高，有毒，有刺激性，有致畸可能性。

溶於200份冷苯胺或90份熱苯胺。1G溶於1350ml冷水或230ml沸水。易溶於硫代硫酸鈉溶液，溶於濃碘化物和濃乙酸鈉溶液，不溶於乙醇和冷鹽酸。相對密度6.16。熔點402℃。沸點954℃。

化學性質
PbI2加熱時，亮黃色的PbI2首先轉變派寬為紅色，然後呈棕紅色，冷卻時又恢復為原來的亮黃態羨州色。
在常溫下陽光照射乾燥的PbI2上不發生反應;濕的PbI2經長時間的陽光照射(如一個月），緩慢分解放出碘，其重量有明顯減少。
PbI2置於氧中加熱，氧能把PbI2中的I-氧化成單質碘。103kPa(773mmHg) 左右氧壓力下292℃時開始放出碘，同時生成氧化鉛和氧碘化鉛. PbI2在1atm 壓力的氮氣中加熱到 550 ℃帆蔽仍不分解. PbI2與氟氣在常溫下起化學反應生成氟化鉛.
PbI2能溶於5 -10倍過量的稀硝酸溶液，此時HN03可將其氧化成游離碘.由於PbS04在水中的溶解度1.4 x 10-4 mol/L比PbI2的溶解度1.65 x 10-3 mol/L小，故將PbI2與硫酸水溶液混合就能進行沉澱轉化反應，難溶的PbI2逐漸轉變成更難溶的PbSO4沉澱，同時產生氫碘酸。
PbI2在熱水中有部分水解，生成鹼式鹽：PbI2 +H2O===PbI(OH) + HI
在常溫下PbI2 與氨氣不起化學反應。

㈧ 普通化學

已知：Ksp(PbI2)=7.1*10^-9求：
1、求PbI2在水中的溶解度
-------PbI2 = Pb 2+ + 2I-
s 2s
s(2s)^2 = Ksp
s = (Ksp/4)^1/3
s = 1.21*10^-3 (mol/L)
2、求在0.01mol/lKI飽和溶液中Pb離子濃度

-------------PbI2 = Pb 2+ + 2I-
初始： 0 0.01
平衡： s 0.01+2s≈0.01
0.01^2 s = Ksp
s = 7.1*10^-5 (mol/L)
3、求在0.01mol/lPb(NO3)2溶液中溶解度

-------------PbI2 = Pb 2+ + 2I-
初始： 0.01 0
平衡： 0.01+ s ≈0.01 2s
0.01 (2s)^2 = Ksp
s = 4.21*10^-4 (mol/L)