第八章 沉淀溶解平衡與沉淀測(cè)定法

1、第八章 沉淀溶解平衡與沉淀測(cè)定法在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)實(shí)驗(yàn)中，經(jīng)常需要利用沉淀反應(yīng)來進(jìn)行物質(zhì)分離以及重量分析等。怎樣判斷沉淀能否生成或溶解，如何使沉淀的生成和溶解更加完全，又如何創(chuàng)造條件，在含有幾種離子的溶液中只使某一種或幾種離子沉淀完全，而其余離子保留在溶液中，這都是實(shí)際工作中經(jīng)常遇到的問題。本章將討論沉淀溶解平衡的規(guī)律及其應(yīng)用。81 難溶電解質(zhì)的溶解平衡電解質(zhì)按溶解度的大小可分為易溶和難溶兩大類，通常把溶解度小于0.01%的物質(zhì)稱為難溶電解質(zhì)。難溶電解質(zhì)也有強(qiáng)弱之分，有些是難溶的強(qiáng)電解質(zhì)，如硫酸鋇、氯化銀等，雖然它們的溶解度很小，但由于都屬于離子晶體，溶解的部分在極性水分子的作用下完全電離。有

2、些難溶電解質(zhì)是弱電解質(zhì)，如多數(shù)重金屬的氫氧化物和硫化物等，由于它們是難溶的物質(zhì)，所以在水溶液中的濃度是極低的。我們知道，弱電解質(zhì)的濃度越小電離度越大。因此，不管是難溶的強(qiáng)電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)，都可以認(rèn)為溶解的部分全部電離，完全以水合離子狀態(tài)存在，這是以下討論沉淀溶解平衡的一個(gè)前提。一、溶度積常數(shù)在一定溫度下，將難溶電解質(zhì)晶體放入水中，就發(fā)生溶解和沉淀兩個(gè)相反的過程。例如把AgCl晶體放入水中時(shí)，在極性分子H2O的作用下，AgCl晶體表面的部分Ag+、Cl脫離晶體表面進(jìn)入溶液成為水合離子，這個(gè)過程即為溶解。另一方面，進(jìn)入溶液的水合離子Ag+、Cl在不斷的運(yùn)動(dòng)中互相碰撞，又返回到晶體表面，以沉淀的形

3、式析出，這一過程即為沉淀。在一定條件下當(dāng)沉淀與溶解的速率相等時(shí)，這兩個(gè)方向相反的可逆過程達(dá)到平衡狀態(tài)。因?yàn)槠胶馐墙⒃诠腆w和溶液中離子之間的，所以稱多相離子平衡，又稱沉淀溶解平衡。AgCl的沉淀溶解平衡可表示為平衡時(shí)溶液為飽和溶液，根據(jù)化學(xué)平衡原理，溶液中各離子濃度與未溶解的固體濃度間存在下列關(guān)系：=式中c（Ag+）、c（Cl）分別為飽和溶液中Ag+、Cl的濃度，c（AgCl）為未溶解的AgCl固體濃度，其濃度可視為常數(shù)，與合并，上式改寫為 =c(Ag+)/ c(Cl-)/ 稱為溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積。對(duì)于任何一種難溶電解質(zhì)，如果在一定溫度下建立沉淀溶解平衡，都應(yīng)遵循溶度積常數(shù)的表達(dá)式。即Am

4、Bn mAn+nBm =c(An+)/ mc(Bm-)/ n式中m和n分別代表離子An+和Bm-在沉淀溶解平衡式中的化學(xué)計(jì)量系數(shù)。在書寫某一具體物質(zhì)的溶度積時(shí)，常在 后面括號(hào)里標(biāo)出其化學(xué)式（或分子式）。例如：Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq)+ (Ag2CrO4)c(Ag+)/ 2 c()/ 溶度積常數(shù)所表達(dá)的意義：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中，不論各種離子的濃度如何變化，其濃度以計(jì)量系數(shù)為冪的乘積為一常數(shù)。 值的大小既可以反映難溶電解質(zhì)在溶液中的溶解程度（ 值大，難溶電解質(zhì)溶解趨勢(shì)大； 值小，難溶電解質(zhì)溶解趨勢(shì)小）；也可表示難溶電解質(zhì)在溶液中生成沉淀的難易（ 小易沉淀， 大難沉淀）

5、。 與其它平衡常數(shù)一樣，只與難溶電解質(zhì)的本性和溫度有關(guān)，而與沉淀量的多少和溶液中離子濃度的變化無關(guān)。溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動(dòng)，并不改變?nèi)芏确e。通常溫度對(duì) 值影響不大，在實(shí)際工作中常用298K時(shí)的溶度積數(shù)值（由實(shí)驗(yàn)測(cè)得）。一些常見難溶電解質(zhì)的 值見附錄三。二、溶度積與溶解度難溶電解質(zhì)的溶解度是指在一定溫度下，1L難溶電解質(zhì)的飽和溶液中難溶電解質(zhì)溶解的量，用S表示，單位為molL1。溶度積 和溶解度S雖然都能反映難溶電解質(zhì)溶解的難易，但 反映的是難溶電解質(zhì)溶解的熱力學(xué)本質(zhì)溶解作用進(jìn)行的傾向。 與難溶電解質(zhì)的離子濃度無關(guān)，若溫度一定，便是一個(gè)定值。而溶解度S除與難溶電解質(zhì)的本性和溫度有關(guān)外

6、，還與溶液中難溶電解質(zhì)離子濃度有關(guān)。如在NaCl溶液中，AgCl的溶解度就要降低。通常講某物質(zhì)的溶解度是指在純水中的溶解度。根據(jù)溶度積 的表達(dá)式，難溶電解質(zhì)的溶度積 和溶解度S可以互相換算，換算時(shí)濃度單位采用molL1。例81 已知298K時(shí)，AgCl的 為1.81010，求AgCl的溶解度S。解：AgCl的電離平衡為 c/molL1 S S（AgCl）=c(Ag+)/ c(Cl)/ (S/ )2S/ =S=1.3105molL1例8-2298K時(shí)Ag2CrO4的溶解度為2.210-2gL1，求Ag2CrO4的溶度積是多少？（Ag2CrO4的摩爾質(zhì)量為331.8gmol1。）解：將溶解度單位g

7、L1換算為molL1Ag2CrO4的電離平衡為1mol Ag2CrO4溶解電離出2mol Ag+和1mol ，故c()=6.610-5molL1c(Ag+)=26.610-5molL1=1.310-4 molL1 （Ag2CrO4）=c(Ag+)/ 2c()/ =(1.310-4)26.610-5=1.11012歸納以上兩種類型的難溶電解質(zhì)，可得出 與S的關(guān)系如下：1AB型： =S2 2A2B（AB2）型： =4S3 值得注意的是，上面所列溶解度與溶度積常數(shù)的換算關(guān)系只是一種近似關(guān)系，計(jì)算的值與實(shí)驗(yàn)結(jié)果很可能有一定的差距。在上述關(guān)系中我們假定難溶電解質(zhì)溶于水的部分全部以簡(jiǎn)單的水合離子存在，而沒

8、有別的存在形式。實(shí)際上溶于水的正負(fù)離子除以簡(jiǎn)單的水合離子存在外，也有可能生成羥基化陽離子及質(zhì)子化的陰離子，這一部分與水中OH-或H+發(fā)生了反應(yīng)的離子在上述關(guān)系中是沒有考慮的。另一方面還有一假定，即認(rèn)為難溶電解質(zhì)的溶解部分是完全電離的，溶液中不存在未電離的或未完全電離的分子或離子。這對(duì)于典型的離子化合物來說是正確的，但對(duì)于許多難溶電解質(zhì)來說則是不夠正確的。例如在Fe(OH)3的溶液中，就有可能存在FeOH2+、Fe(OH)2+等離子。為了不致使問題復(fù)雜化，本章將難溶電解質(zhì)全部當(dāng)作強(qiáng)電解質(zhì)處理，不考慮溶解的部分存在有未電離或未完全電離的物種。對(duì)于離子的羥基化和質(zhì)子化問題，一般情況下不予考慮?？捎蓪?shí)

9、驗(yàn)測(cè)定，但由于有些難溶電解質(zhì)的溶解度太小，很難直接測(cè)出，因此也可利用熱力學(xué)函數(shù)計(jì)算。第二章已經(jīng)學(xué)過標(biāo)準(zhǔn)自由能變與化學(xué)平衡常數(shù)的關(guān)系式：lg=溶度積也是一種化學(xué)平衡常數(shù)，故上式同樣適用 ，即例8-3 試通過熱力學(xué)數(shù)據(jù)計(jì)算298K時(shí)AgCl的溶度積。解： 查得：f /kJmol1：109.8 77.11 131.25r =f (Cl) +f (Ag+)f (AgCl)=131.25kJmol177.11kJmol1109.8 kJmol1=55.66 kJmol1 (AgCl)=1.761010與附錄三中查得： (AgCl)=1.761010十分接近。關(guān)于溶解度和溶度積的關(guān)系，一般來講，溶解度愈大

10、的難溶電解質(zhì)其溶度積也愈大。但絕對(duì)不能籠統(tǒng)講溶解度愈大，溶度積就一定愈大。通過以下分析，就可弄清這個(gè)問題。表81 比較AgCl、AgBr、Ag2CrO4的溶度積和溶解度難溶電解質(zhì)溶度積溶解度AgCl1.810101.310-5AgBr5.410137.310-7Ag2CrO41.110126.510-5從表81所列數(shù)據(jù)可以看出，AgCl和AgBr相比，AgCl的溶度積比AgBr大，AgCl的溶解度也大；AgCl和Ag2CrO4相比，AgCl的溶度積比Ag2CrO4大，但AgCl的溶解度反而比Ag2CrO4的小。這是由于AgCl的溶度積表示式與Ag2CrO4不同，后者與Ag+濃度的平方成正比。因

11、此，不能籠統(tǒng)地認(rèn)為溶度積大的難溶電解質(zhì)的溶解度一定也大。只有對(duì)同一類型的難溶電解質(zhì)才可以通過溶度積來比較它們?nèi)芙舛鹊拇笮　?duì)不同類型的難溶電解質(zhì)，只有通過實(shí)際計(jì)算才能知道它們?nèi)芙舛鹊拇笮　Ｍx子效應(yīng)和鹽效應(yīng)可影響沉淀的溶解度，即在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，加入與難溶電解質(zhì)具有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，會(huì)使難溶電解質(zhì)的溶解度降低，我們把這種作用稱同離子效應(yīng)。如在AgCl飽和溶液中加入KCl，由于同離子效應(yīng)，可使AgCl的沉淀溶解平衡向生成AgCl沉淀的方向移動(dòng)，使AgCl的溶解度降低。若加入含Ag+的溶液也會(huì)出現(xiàn)同樣的結(jié)果。例8-4 在298K時(shí)，比較PbSO4在純水和在0.01molL1Na2S

12、O4溶液中的溶解度298K時(shí) （PbSO4）=2.5310-8。解：設(shè)PbSO4在純水中的溶解度為S molL1，PbSO4的電離平衡為 c/molL1 S S（PbSO4）=c(Pb2+)/ c()/ (S/ )2S/ =S=1.59104molL1設(shè)在0.01molL1Na2SO4溶液中，PbSO4的溶解度為 molL1，則 c/molL1 +0.01（PbSO4）=c(Pb2+)/ c()/ (/ )(+0.01)/ 因?yàn)樵诩兯蠸=1.5910-4 molL1，說明PbSO4溶解度很小，所以0.01molL1+molL10.01 molL1（PbSO4）=/ 0.01 / =2.531

13、0-6 molL1由以上計(jì)算可以看出，PbSO4在Na2SO4溶液中的溶解度比在純水中溶解度小，這就是同離子效應(yīng)的結(jié)果。如果在PbSO4飽和溶液中加入KNO3固體，會(huì)使PbSO4溶解度增大。這種因加入與難溶電解質(zhì)具有不同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)溶解度增大的效應(yīng)叫鹽效應(yīng)。鹽效應(yīng)引起的溶解度變化不大，一般情況下不予考慮。三、溶度積規(guī)則某一難溶電解質(zhì)在一定條件下，沉淀能否生成或溶解，可以根據(jù)溶度積的概念來判斷。在某難溶電解質(zhì)溶液中，其離子濃度的乘積稱為離子積，用符號(hào)Q表示。例如Mg(OH)2溶液的離子積Q=c(Mg2+)/ c(OH)/ 2Q和 的表達(dá)式相同，但兩者的概念是有區(qū)別的。 表示難

14、溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡時(shí)，飽和溶液中離子濃度的乘積，對(duì)某一難溶電解質(zhì)，在一定溫度下， 為一常數(shù)；而Q則表示任何情況下離子濃度的乘積，其數(shù)值不定， 僅是Q的一個(gè)特例。在任何給定的溶液中，離子積Q可能有三種情況：（1）當(dāng)Q= 時(shí)，為飽和溶液，達(dá)平衡狀態(tài)。即不生成沉淀，沉淀也不溶解。（2）當(dāng)Q 時(shí)，為不飽和溶液，無沉淀析出，若體系中尚有沉淀存在，沉淀將被溶解，直至飽和。（3）當(dāng)Q 時(shí)，為過飽和溶液，有沉淀析出，直至飽和為止。以上稱溶度積規(guī)則，它是難溶電解質(zhì)多相離子平衡移動(dòng)規(guī)律的總結(jié)。據(jù)此可以控制離子的濃度，使之產(chǎn)生沉淀或使沉淀溶解。8-2 沉淀的生成與溶解一、沉淀的生成由溶度積規(guī)則可知，生成沉淀的條件

15、為：溶液中離子濃度的乘積大于溶度積。因此，只要設(shè)法增大溶液中某一離子的濃度，就會(huì)使多相離子平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)。促使沉淀生成最常用的方法是加入沉淀劑（能使溶液中某種離子產(chǎn)生沉淀的試劑），除此之外，還有一些沉淀反應(yīng)與溶液的pH有關(guān)，通過改變?nèi)芤旱膒H值，也可達(dá)到沉淀生成的目的。1加入沉淀劑如在AgNO3溶液中加入K2CrO4溶液，當(dāng)c(Ag+)/ 2c()/ (Ag2CrO4)時(shí)，就會(huì)析出Ag2CrO4沉淀，K2CrO4就是沉淀劑。例8-5 等體積混合0.002molL1的Na2SO4溶液和0.02molL1的BaCl2溶液，是否有白色的BaSO4沉淀生成？是否沉淀完全？已知 （BaSO4）

16、=1.11010解：溶液等體積混合后，濃度減小一半，故Q= c(Ba2+)/ c()/ 110-2110-3=110-5Q （BaSO4），所以溶液中有BaSO4沉淀生成。析出BaSO4沉淀后，溶液中還有過量的Ba2+，達(dá)平衡狀態(tài)時(shí)剩余的Ba2+濃度為0.01molL10.001mol1=0.009mol1此時(shí)溶液中剩余的為c()/ =c()=1.210-8molL1在分析化學(xué)上，一般把經(jīng)過沉淀后，溶液中殘留的離子濃度小于110-5 molL1，即認(rèn)為沉淀完全，故上例中可以認(rèn)為已沉淀完全。例8-6 在10mL0.08molL1 FeCl3溶液中，加入30mL含有0.1molL1NH3和1.0m

17、olL1NH4Cl的混合溶液，能否產(chǎn)生Fe(OH)3沉淀。已知：Fe(OH)3=2.791039解：生成Fe(OH)3沉淀所需的Fe3+由FeCl3提供，而OH-離子則由NH3NH4Cl緩沖溶液提供?；旌虾笕芤褐懈魑镔|(zhì)濃度為在NH3NH4Cl緩沖溶液中但此c(OH-)對(duì)判斷能否產(chǎn)生Fe(OH)3沉淀來說，仍屬初始濃度。故 Q= c(Fe3+)/ c(OH-)/ 30.02(1.810-6) 3=1.21019Q （Fe(OH)3）即有Fe(OH)3沉淀生成。例8-7 某溶液中Pb2+濃度為1.010-3molL1，若要生成PbCl2沉淀，Cl-的濃度至少應(yīng)該為多少？ （PbCl2）=1.710

18、-5解：根據(jù)溶度積規(guī)則，只有Q (PbCl2)，才能有PbCl2沉淀生成，即c(Pb2+)/ c(Cl-)/ 2 (PbCl2)c(Cl-)/ c(Cl-)0.13molL1故只要Cl-離子濃度超過0.13molL1，就會(huì)有PbCl2沉淀析出。在實(shí)際應(yīng)用中，為了使沉淀盡可能完全，都要加入過量的沉淀劑。但若沉淀劑過量太多，會(huì)由于鹽效應(yīng)和配合效應(yīng)而使沉淀的溶解度增大，一般沉淀劑過量10%20%為宜，此時(shí)同離子效應(yīng)占主導(dǎo)地位，鹽效應(yīng)的影響可忽略不計(jì)。2控制溶液的pH有一些離子要沉淀完全，除選擇合適并加入過量的沉淀劑外，溶液的酸度也影響著沉淀的生成。例如組成沉淀的陰離子為，OH-，S2-等的難溶電解質(zhì)

19、，沉淀生成的完全程度就取決于溶液的酸堿度。例8-8 計(jì)算欲使0.010 molL1 Fe3+開始沉淀和沉淀完全時(shí)溶液的pH。已知： （Fe(OH)3）=2.7910-39解： Fe(OH)3(s) Fe3+(aq)+ 3OH-(aq)開始沉淀時(shí) c(Fe3+)/ c(OH-)/ 3= Fe(OH)3 c(OH-)/ =c(OH-)=6.51013 molL1pOH=12.19pH=14-pOH=1412.19=1.81 沉淀完全時(shí)c(Fe3+)1.010-5 molL1c(OH-)/ =c(OH-)=6.51012 molL1pH=14-pOH=2.81故Fe3+開始沉淀時(shí)，溶液pH為1.81

20、；沉淀完全時(shí)，溶液pH為2.81。通過以上計(jì)算可以看出，離子沉淀開始和完全時(shí)的pH不同。用此法也可算出其它難溶電解質(zhì)沉淀開始和沉淀完全時(shí)溶液的pH。在無機(jī)鹽工業(yè)中，經(jīng)常用控制酸度的方法除去雜質(zhì)離子。二、分步沉淀通常溶液中不是含有一種而是含有多種離子，當(dāng)加入沉淀劑時(shí)，可能幾種離子都能與之生成沉淀。比如在含有Cl-、的溶液中（濃度均為0.01molL1）滴加AgNO3溶液，開始可以看到有白色的AgCl沉淀生成，而后很明顯地出現(xiàn)了紅色沉淀Ag2CrO4。像這種由于難溶電解質(zhì)的溶解度不同，加入沉淀劑后溶液中發(fā)生先后沉淀的現(xiàn)象叫分步沉淀或分級(jí)沉淀。溶解度小的難溶電解質(zhì)，需要較少的沉淀劑即能達(dá)到Q= ，而

21、先生成沉淀，反之則后沉淀。下面通過計(jì)算，對(duì)分步沉淀作定量說明。例8-9 將等體積濃度均為0.002 molL1的KCl和KI混合，逐滴加入AgNO3溶液（設(shè)體積不變），問Cl-和I-沉淀順序如何？能否用分步沉淀將兩者分離？ （AgCl2）=1.81010， （AgI）=8.51017解：根據(jù)溶度積規(guī)則，離子積達(dá)到溶度積時(shí)所需Ag+濃度小的先析出沉淀。生成AgCl、AgI沉淀時(shí)所需Ag+的濃度分別為c(Ag+)/ =c(Ag+)=1.810-7 molL1c(Ag+)/ =c(Ag+)=8.51014 molL1由于生成AgI沉淀所需Ag+濃度較生成AgCl沉淀所需Ag+濃度小，所以滴加AgNO

22、3后，先析出黃色的AgI沉淀。當(dāng)溶液中c(Ag+)1.810-7 molL1時(shí)，才有AgCl白色沉淀生成，此時(shí)溶液中殘留的I濃度為c(I-)/ =c(I-)=4.61010 molL1110-5 molL1可見，AgCl開始沉淀時(shí)，I早已沉淀完全，利用分步沉淀可將二者分離。必須注意，只有對(duì)同一類型的難溶電解質(zhì)，且被沉淀離子濃度相同或相近時(shí)，逐滴加入沉淀劑，才可斷定溶度積小的先沉淀，溶度積大的后沉淀。其難溶電解質(zhì)類型不同，或雖類型相同但被沉淀離子濃度不同時(shí)，生成沉淀的先后順序就不能只根據(jù)溶度積的大小做出判斷，必須通過具體計(jì)算才能確定。掌握了分步沉淀的規(guī)律，適當(dāng)控制條件，就可達(dá)到分離離子的目的。對(duì)

23、可生成金屬氫氧化物沉淀的離子，可通過控制溶液的pH使其分離。例810 含有0.1 molL1的Fe3+和Mg2+的溶液，用NaOH使其分離，即Fe3+沉淀完全，而Mg2+仍留在溶液中，NaOH用量必須控制在什么范圍內(nèi)較合適。解：欲使Fe3+沉淀完全所需OH-的最低平衡濃度為c(Fe3+)/ c(OH-)/ 3= Fe(OH)3 c(OH-)/ =c(OH-)=1.411011 molL1欲使Mg2+沉淀所需OH-的最低平衡濃度為c(Mg2+)/ c(OH-)/ 2= (Mg(OH)2)c(OH-)/ =c(OH-)=7.4910-6 molL1故NaOH用量應(yīng)控制在1.411011 molL1

24、c(OH-)7.4910-6 molL1。三、沉淀的溶解根據(jù)溶度積規(guī)則，要使沉淀溶解，就必須使Q 。因此，只要?jiǎng)?chuàng)造一定的條件，降低難溶電解質(zhì)飽和溶液中離子的濃度，就能達(dá)到沉淀溶解的目的，通常采用以下幾種方法。1酸堿反應(yīng)在難溶電解質(zhì)飽和溶液中加入酸后，酸與溶液中的陰離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì)或氣體（如水、硫化氫等），從而降低了溶液中陰離子的濃度，使Q，達(dá)到沉淀溶解的目的。例如，Mg(OH)2溶于HCl，反應(yīng)過程如下：由于Mg(OH)2電離出來的OH-與酸電離出來的H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)H2O，使體系中OH-濃度降低，使得Q （Mg(OH)2），平衡向Mg(OH)2溶解的方向移動(dòng)。整個(gè)過程涉及以下兩個(gè)平衡

25、：Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2OH-(aq)c(Mg2+)/ c(OH-)/ 2= Mg(OH)2 2H+(aq) + 2OH-(aq) 2H2O(1)兩個(gè)反應(yīng)有共同的反應(yīng)物OH-離子，兩式相加得總反應(yīng)：Mg(OH)2(s) 2H+(aq) Mg2+(aq) + 2H2O(1)總反應(yīng)的平衡常數(shù)為=在溶液中，有一個(gè)共同的離子參與了兩個(gè)不同的離子反應(yīng)平衡，此時(shí)兩個(gè)反應(yīng)平衡便相互聯(lián)系交織在一起，構(gòu)成多重平衡。根據(jù)多重平衡常數(shù)，可以進(jìn)行一些有關(guān)的運(yùn)算。例811 今有Mg(OH)2和Fe(OH)3沉淀各0.1mol，問各需1 L多大濃度的銨鹽才能使之溶解？已知： （Mg(OH)2）=5

26、.61012， （Fe(OH)3）=2.81039解：Mg(OH)2溶于銨鹽的競(jìng)爭(zhēng)反應(yīng)為Mg(OH)2(s) + Mg2+(aq) + 2NH3(aq) + 2H2O(1)多重平衡常數(shù)為 根據(jù)多重平衡常數(shù)可算出Mg(OH)2完全溶解后，溶液中的平衡濃度：c()/ =c()=0.48molL1由于溶解0.1mol Mg(OH)2需用去0.2molL1（由多重平衡式可看出），平衡時(shí)溶液中的濃度為0.48molL1，所以共需為0.68molL1。Fe(OH)3溶于銨鹽的多重平衡為Fe(OH)3(s) + Fe3+(aq) + 3NH3(aq) + 3H2O(1)多重平衡常數(shù)為故要使0.1mol Fe

27、(OH)3完全溶解在1L銨鹽溶液中，的平衡濃度為c()/ =c()=1.8107molL1要達(dá)到如此高的濃度是不可能的，這說明Fe(OH)3不能溶解在銨鹽中，因?yàn)镕e(OH)3的 很小，的酸性太弱，但Fe(OH)3可溶于鹽酸等強(qiáng)酸中。由于Mg(OH)2的 要比Fe(OH)3的 大得多，所以Mg(OH)2不僅可溶于強(qiáng)酸，也可溶于弱酸HAC或銨鹽中。難溶于水的碳酸鈣CaCO3易溶于鹽酸，因?yàn)镃aCO3電離出來的是質(zhì)子堿，與H3O+發(fā)生質(zhì)子傳遞而生成弱酸H2CO3。H2CO3不穩(wěn)定，分解放出CO2氣體，使?jié)舛炔粩嘟档停龠M(jìn)CaCO3的溶解。總反應(yīng) CaCO3(s) + 2H+(aq) Ca2+(aq

28、) + H2O(1) + CO2 (g)不僅鹽酸，弱酸HAC也能使CaCO3(s)順利溶解，因?yàn)榇姿幔?=1.7510-5）的酸性要比碳酸（ = 4.210-7）強(qiáng)。草酸（ =5.910-2, = 6.410-5）的酸性比醋酸強(qiáng)，所以難溶的CaC2O4只能溶于強(qiáng)酸，而不能顯著地溶于醋酸?？偡磻?yīng) CaC2O4(s) + 2H+(aq) Ca2+(aq) + H2C2O4(aq)應(yīng)用酸溶解硫化物時(shí)，因?yàn)轶w系中同時(shí)存在著硫化物的沉淀溶解平衡和氫硫酸的電離平衡，這也是一種平衡體系。根據(jù)共同平衡，可導(dǎo)出硫化物溶解在酸中的共同平衡常數(shù)關(guān)系式：MS（s）+ 2 M2+(aq) + H2S(aq) 例812

29、若使0.1mol MnS, ZnS, CuS完全溶解，需要1 L多大濃度的鹽酸？已知 （MnS）=2.51010， （ZnS）=2.510-22， (CuS)=6.310-36解：根據(jù)多重平衡常數(shù)關(guān)系式可推出：c()/ =先求出溶解達(dá)平衡時(shí)溶液中的c()對(duì)MnS： c()/ =c()=1.910-7molL1溶解0.1 mol MnS還要消耗0.2mol H+，故溶解0.1 mol MnS于1 L HCl中共需HCl為（0.2+1.910-7）molL1，近似為0.2 molL1。同理，對(duì)ZnS：c()/ =c()=0.19molL1溶解0.1 mol ZnS還要消耗0.2mol H+，故溶解

30、0.1mol ZnS共需HCl為（0.2+0.19）molL1，即0.39 molL1。對(duì)CuS： c()/ =c()=1.2106molL1H+要達(dá)到如此高的濃度是辦不到的，說明HCl不能溶解CuS。2氧化還原反應(yīng)例如， 值較小的硫化物如CuS等雖然不溶于鹽酸，但能夠溶解在氧化性較強(qiáng)的HNO3中。3CuS（s）+8H+(aq) 3Cu2+(aq) + 2NO(g)+3S(s)+4H2O(1)由于發(fā)生了氧化還原反應(yīng)，改變了S2-的氧化數(shù)，有效地降低了S2-的濃度，使它們?nèi)芙庠谙跛嶂小?配合反應(yīng)加入適當(dāng)?shù)呐浜蟿?，使溶液中某離子形成穩(wěn)定的配合物，而使沉淀溶解。例如AgCl沉淀能溶于氨水中，其原因是

31、：生成了穩(wěn)定的Ag(NH3)2+，大大降低了Ag+濃度，使得Q （AgCl），故AgCl溶解。四、沉淀的轉(zhuǎn)化在含有沉淀的溶液中，加入適當(dāng)試劑，使沉淀轉(zhuǎn)化為另一種更難溶電解質(zhì)的過程叫沉淀的轉(zhuǎn)化。例如，向盛有白色PbSO4沉淀的試管中，加入Na2S溶液，攪拌后，可以觀察到沉淀由白色變?yōu)楹谏磻?yīng)如下：這是由于生成了更難溶解的PbS（ =8.010-28）沉淀，從而降低了溶液中Pb2+濃度，破壞了PbSO4( =2.510-8)的沉淀溶解平衡，促使PbSO4溶解。沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)實(shí)質(zhì)也是兩個(gè)沉淀溶解平衡的同時(shí)平衡。上述沉淀轉(zhuǎn)化總反應(yīng)為PbSO4(s) + S2-(aq) PbS(S) + (aq)兩種沉

32、淀轉(zhuǎn)化達(dá)平衡時(shí)，共同平衡常數(shù)值很大，說明沉淀的轉(zhuǎn)化是很容易的。一般來講，對(duì)于同類型的難溶化合物，且被沉淀離子濃度相同或相近時(shí)， 較大的沉淀易轉(zhuǎn)化為 較小的沉淀。兩種沉淀的 相差愈大，轉(zhuǎn)化愈完全。對(duì)于不同類型的難溶化合物，溶解度大的沉淀易轉(zhuǎn)化為溶解度小的沉淀。在生產(chǎn)實(shí)踐中，有些沉淀很難處理，它們既難溶于水，又難溶于酸，對(duì)于這種沉淀就可采用沉淀的轉(zhuǎn)化法來處理。例如，鍋爐中鍋垢的主要成分是CaSO4，雖然CaSO4的溶解度不是很小，但由于它既不溶于水又不溶于酸，很難用直接溶解的方法除去。如果先用Na2CO3溶液來處理，使CaSO4轉(zhuǎn)化成溶解度更小的CaCO3，再用酸溶解CaCO3就能將鍋垢消除干凈。

33、例813 在1 LNa2CO3溶液中使0.01 mol CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，問Na2CO3的最初濃度應(yīng)為多大？已知， （CaSO4）=4.910-5， （CaCO3）=3.410-9。解：沉淀轉(zhuǎn)化平衡為CaSO4(s) + (aq) CaCO3(S) + (aq)多重平衡常數(shù)為 平衡時(shí)molL1，那么c()/ =c()=7.110-7molL1 因?yàn)檗D(zhuǎn)化0.01mol的CaSO4需要消耗0.01mol的NaCO3，所以NaCO3的最初濃度應(yīng)為(0.01+7.110-7)molL1，近似為0.01molL1。8-3 沉淀滴定法沉淀滴定法是基于沉淀反應(yīng)的滴定分析方法。沉淀反應(yīng)很多，但能用作

34、滴定分析的并不多，這是因?yàn)橛糜诔恋淼味ǖ某恋矸磻?yīng)須具備以下條件：（1）反應(yīng)能定量、迅速進(jìn)行。（2）生成的沉淀溶解度要小。（3）有適當(dāng)方法確定終點(diǎn)。（4）沉淀的吸附現(xiàn)象不影響滴定終點(diǎn)的確定。由于受上述條件的限制，目前應(yīng)用較廣泛的是生成難溶性銀鹽的反應(yīng)。例如:Ag X AgXX=C1，Br，I，SCN銀量法可測(cè)定C1，Br，I，SCN和Ag+。除銀量法外，還有利用其它沉淀反應(yīng)的方法，如Zn2+與K4Fe(CN)6反應(yīng)生成K2Zn3Fe(CN)62沉淀；K+與四苯硼酸鈉NaB(C6H5)4反應(yīng)生成KB(C6H5)4沉淀；Ba2+與生成BaSO4沉淀，以及利用生成配合物的反應(yīng)來測(cè)定氰化物的方法，即李比

35、希（Liebig）法。此法以AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液作滴定劑，與CN反應(yīng)時(shí)先生成可溶性的Ag(CN)2配離子，終點(diǎn)時(shí)，過量一滴的Ag+與反應(yīng)生成AgAg(CN)2白色渾濁，指示終點(diǎn)到達(dá)。反應(yīng)如下：Ag+2CN Ag(CN)2Ag+Ag(CN)2 AgAg(CN)2（白）為了使終點(diǎn)更易于觀察，可加入對(duì)二甲氨基亞芐羅丹寧（銀試劑）作指示劑，終點(diǎn)由黃色變?yōu)槌燃t色。李比希法常用于環(huán)境監(jiān)測(cè)中分析水中CN的含量（含量應(yīng)小于1mgL1）以及在水質(zhì)分析中用于標(biāo)定CN標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度。本節(jié)主要討論銀量法。根據(jù)確定滴定終點(diǎn)所采用的指示劑不同，銀量法通常分為莫爾（Mohr）法、佛爾哈德（Volhard）法和法揚(yáng)斯（Faja

36、ns）法三種。一、莫爾法莫爾法是用鉻酸鉀作指示劑的銀量法。1基本原理在含有Cl的中性或弱堿性溶液中，以K2CrO4作指示劑，用AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定。由于AgCl的溶解度比Ag2CrO4小，根據(jù)分步沉淀原理，溶液中首先析出AgCl沉淀。當(dāng)AgCl定量沉淀后，過量的Ag+與生成磚紅色的Ag2CrO4沉淀，從而指示滴定終點(diǎn)到達(dá)。滴定反應(yīng)和指示反應(yīng)分別為Ag+Cl= AgCl =1.81010 白色2Ag+=Ag2CrO4 =1.11012 磚紅色2滴定條件和應(yīng)用范圍（1）指示劑用量 為了使溶液中的Cl完全沉淀為AgCl以后，立即析出Ag2CrO4沉淀，并使終點(diǎn)與理論終點(diǎn)相符合，關(guān)鍵在于溶液中K2C

37、rO4的濃度是否恰當(dāng)。根據(jù)溶度積原理，理論終點(diǎn)時(shí)c(Ag+)/ =c(Cl)/ =此時(shí)要求剛好析出Ag2CrO4沉淀以指示終點(diǎn)，則理論上所需濃度為在實(shí)際工作中，這樣高的K2CrO4本身顯黃色，會(huì)妨礙Ag2CrO4沉淀顏色的觀察，影響終點(diǎn)的判斷。若K2CrO4濃度太低時(shí)，要使Ag2CrO4沉淀析出，必須多加一點(diǎn)AgNO3溶液，這樣滴定劑過量，將產(chǎn)生正誤差，根據(jù)經(jīng)驗(yàn)，一般在滴定的溶液中濃度約為5.0103 molL1時(shí)，效果較好。（2）溶液酸度 滴定只適宜在中性或弱堿性（pH=6.510.5）溶液中進(jìn)行。若溶液呈酸性，與H+發(fā)生下列反應(yīng)：濃度降低，Ag2CrO4就會(huì)溶解，導(dǎo)致指示劑靈敏度下降。若溶

38、液堿性太強(qiáng)，Ag+與OH發(fā)生下列反應(yīng)：2Ag+2OH=Ag2O(黑)+H2O析出Ag2O沉淀，影響分析結(jié)果。因此莫爾法只能在中性或弱堿性條件下進(jìn)行。溶液的酸堿性較強(qiáng)時(shí)，可用酚酞作指示劑，用Na2CO3、硼砂或稀HNO3中和。（3）凡是能與Ag+生成沉淀的陰離子，如等，以及能與生成沉淀的陽離子，如Ba2+，Pb2+，Ni2+等有色離子，還有在中性或弱堿性溶液中易發(fā)生水解的離子，如Al3+，F(xiàn)e3+，Bi3+，Sn4+等在滴定時(shí)都不應(yīng)存在，否則干擾測(cè)定。（4）滴定中不應(yīng)含有氨，因?yàn)镹H3易使Ag+生成Ag(NH3)2+配離子，而使AgCl和Ag2CrO4溶解。如果溶液中有氨存在時(shí)，必須用酸中和成銨

39、鹽，且使溶液pH控制在pH=6.57.2為宜。（5）反應(yīng)中生成的AgCl易吸附Cl，使被測(cè)離子濃度降低，因此滴定過程中應(yīng)劇烈搖動(dòng)溶液，以破壞吸附過程，在用莫爾法測(cè)定Br時(shí)更要如此，否則會(huì)使終點(diǎn)提前到達(dá)而產(chǎn)生誤差。AgI和AgSCN沉淀對(duì)I和SCN的吸附更為嚴(yán)重，所以該法不適合于測(cè)定I和SCN。莫爾法不能用NaCl作標(biāo)準(zhǔn)溶液直接滴定Ag+。雖然Ag2CrO4沉淀的溶解度大于AgCl沉淀，可以發(fā)生沉淀的轉(zhuǎn)化，但Ag2CrO4轉(zhuǎn)化為AgCl十分緩慢，使測(cè)定無法進(jìn)行，這時(shí)，可采用間接法，先加入過量的NaCl標(biāo)準(zhǔn)溶液，然后再用AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液回滴溶液中剩余的Cl含量。二、佛爾哈德法佛爾哈德法是用鐵銨礬

40、NH4Fe(SO4)212H2O溶液作指示劑的銀量法，它包括直接滴定法和返滴定法。1基本原理（1）直接滴定法原理 在含有Ag+的酸性溶液中，以鐵銨礬作指示劑，用NH4SCN(或KSCN、NaSCN)的標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定。溶液中首先析出AgSCN沉淀，當(dāng)Ag+定量沉淀后，稍過量的NH4SCN溶液與Fe3+生成紅色配合物，即為終點(diǎn)。滴定反應(yīng)和指示反應(yīng)如下：Ag+SCN= AgSCN =1.01012 白色Fe3+SCN= Fe(SCN)2+ =138 紅色（2）返滴定法原理 在含有鹵化物的酸性溶液中，先加入一定過量的AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液，以鐵銨礬作指示劑，用NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定剩余的AgNO3。滴定反

41、應(yīng)和指示反應(yīng)如下：Ag+（過量）+X=AgX+Ag+（剩余）Ag+（剩余）+SCN=AgSCNFe3+SCN= Fe（SCN）2+（紅色）由于AgCl的溶度積（ =1.81010）大于AgSCN的溶度積 =1.01012，滴定到達(dá)終點(diǎn)后，稍過量的SCN與AgCl沉淀發(fā)生沉淀的轉(zhuǎn)化AgCl+SCN= AgSCN+Cl沉定的轉(zhuǎn)化作用是慢慢進(jìn)行的，所以溶液中出現(xiàn)了紅色之后，隨著不斷的搖動(dòng)溶液，紅色又逐漸消失，這樣就得不到正確的終點(diǎn)。要想得到持久的紅色，就必須繼續(xù)滴入NH4SCN，直至Cl與SCN之間建立新的平衡關(guān)系為止。這樣將引起很大的誤差。為了阻止AgCl沉淀轉(zhuǎn)化為AgSCN沉淀，通常采用下列措施

42、：試液中加入一定過量的AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液后，將溶液煮沸，使AgCl凝聚，以減少AgCl沉淀對(duì)Ag+的吸附。過濾，將AgCl沉淀濾去，并用稀HNO3充分洗滌沉淀，然后用NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定濾液中的過量Ag+。試液中加入一定過量的AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液后，再加入有機(jī)溶劑（如硝基苯等），用力搖動(dòng)，使AgCl沉淀的表面上覆蓋一層有機(jī)溶劑，避免沉淀與外部溶液接觸，阻止NH4SCN與AgCl發(fā)生轉(zhuǎn)化反應(yīng)，這個(gè)方法比較簡(jiǎn)便。用返滴定法測(cè)定溴化物或碘化物時(shí)，由于AgBr及AgI的溶解度均比AgSCN小，不發(fā)生上述轉(zhuǎn)化反應(yīng)，所以不必將沉淀過濾或加入有機(jī)溶劑。2滴定條件和應(yīng)用范圍（1）指示劑用量 當(dāng)?shù)味ǖ嚼碚摻K點(diǎn)

43、時(shí)，SCN的濃度為此時(shí)要求剛能觀察到Fe(SCN)2+的最低濃度為6106molL1，則Fe3+濃度為這樣大的Fe3+濃度使溶液呈現(xiàn)較深的橙黃色，影響終點(diǎn)的觀察。故通常保持Fe3+的濃度為0.015molL1，則滴定誤差不會(huì)超過0.1%。（2）溶液酸度 滴定必須在酸性溶液中進(jìn)行，不能在中性或堿性溶液中進(jìn)行。由于在中性或堿性溶液中Fe3+將水解生成FeOH2+、Fe(OH)2+等深色配合物，甚至產(chǎn)生Fe(OH)3沉淀，而影響終點(diǎn)的確定。（3）用直接法測(cè)定Ag+時(shí)，AgSCN沉淀對(duì)Ag+有強(qiáng)烈的吸附作用，使終點(diǎn)提前，結(jié)果偏低。因此，在滴定接近終點(diǎn)時(shí)，必須劇烈搖動(dòng)。（4）強(qiáng)氧化劑和氮的低價(jià)氧化物以及

44、銅鹽、汞鹽都與SCN作用，因而干擾測(cè)定，必須預(yù)先除去。（5）用間接法測(cè)定I時(shí)，應(yīng)首先加入過量AgNO3，再加鐵銨礬指示劑，否則Fe3+將氧化I為I2，影響分析結(jié)果的準(zhǔn)確度。（6）滴定不宜在高溫條件下進(jìn)行，否則會(huì)使紅色的Fe(SCN)2+顏色褪去。佛爾哈德法最大的優(yōu)點(diǎn)是可以在酸性溶液中進(jìn)行滴定，許多弱酸根離子如等都不干擾測(cè)定，因而選擇性高。且該法比莫爾法應(yīng)用廣泛，但莫爾法卻具有操作簡(jiǎn)便和準(zhǔn)確度較高的優(yōu)點(diǎn)。三、法揚(yáng)斯（Fajans）法法揚(yáng)斯法是用吸附指示劑確定滴定終點(diǎn)的銀量法。1基本原理吸附指示劑是一類有色化合物，當(dāng)它被吸附在沉淀表面之后，可能是由于形成某種化合物而導(dǎo)致指示劑分子結(jié)構(gòu)的變化，從而引

45、起顏色的改變。常用的吸附指示劑有熒光黃、二氯熒光黃、曙紅、溴甲酚綠等。例如用AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Cl時(shí)，常用熒光黃作指示劑。它是一種有機(jī)弱酸，常用HFIn表示，在水溶液中發(fā)生離解：HFIn H+ + FInFIn陰離子呈黃綠色，在理論終點(diǎn)前，溶液中的Cl濃度大于Ag+的濃度，AgCl膠粒選擇吸附與其結(jié)構(gòu)有關(guān)的Cl形成帶負(fù)電荷的AgClCl，熒光黃陰離子不被吸附，溶液呈現(xiàn)FIn的黃綠色。理論終點(diǎn)時(shí)，AgCl膠粒選擇吸附Ag+形成帶正電荷的AgClAg+，它強(qiáng)烈吸附FIn，使其結(jié)構(gòu)發(fā)生改變而呈粉紅色，從而到達(dá)指示終點(diǎn)。其反應(yīng)過程如下：AgClAg+ + FIn= AgClAg+FIn 黃綠色 粉

46、紅色2測(cè)定條件和應(yīng)用范圍（1）溶液的酸度要適當(dāng)。常用的指示劑大多是有機(jī)弱酸，若溶液pH太大則形成Ag2O沉淀，且吸附指示劑電離過強(qiáng)，可能在理論終點(diǎn)前被吸附；若溶液pH太小，H+與指示劑陰離子結(jié)合成不被吸附的分子，不易被正電溶膠所吸附。至于要求的pH范圍隨吸附指示劑的不同而異，具體見表8-2。表8-2 常用的吸附指示劑和滴定酸度條件指示劑被測(cè)離子滴定劑酸度（pH）熒光黃ClAg710二氯熒光黃ClAg46曙紅Br，I，SCNAg210溴甲酚綠SCNAg45甲基紫，AgBa2，Cl酸性溶液二甲基二碘熒光黃IAg中性（2）為了有利于吸附指示劑的變色，沉淀要有較大的表面積，因而常在滴定前加入糊精或淀粉

47、溶液等膠體保護(hù)劑。（3）被測(cè)溶液濃度不能太稀，否則沉淀量小，終點(diǎn)難以確定。如用AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Cl時(shí)，溶液中Cl濃度要高于0.005 molL1。（4）避免在強(qiáng)光下測(cè)定，以防止AgCl感光變?yōu)榛液谏绊懡K點(diǎn)觀察。（5）沉淀對(duì)指示劑的吸附能力要小于沉淀對(duì)被測(cè)離子的吸附能力，否則在理論終點(diǎn)前變色，終點(diǎn)過早出現(xiàn)，反之則延遲。8-4 重量分析法重量分析法是采用適當(dāng)方法，先使被測(cè)組分與試樣中的其它組分分離，轉(zhuǎn)化為一定的稱量形式，然后用稱重方法測(cè)定該組分的含量。一、重量分析法分類重量分析法一般分為以下幾種。1化學(xué)沉淀法這種方法使待測(cè)組分生成難溶化合物沉淀下來，然后測(cè)定沉淀的質(zhì)量。根據(jù)沉淀的質(zhì)量算出

48、待測(cè)組分的含量。例如，測(cè)定試液中含量時(shí)，在試液中加入過量BaCl2溶液，使完全生成難溶的BaSO4沉淀，經(jīng)過濾、洗滌、干燥后，稱量BaSO4的質(zhì)量，從而計(jì)算試液中硫酸根離子的含量。2電解法（電沉積法）電解分析法很早就被人們用于金屬的測(cè)定。與一般重量法的區(qū)別在于，它不是用化學(xué)試劑作為沉淀劑，而是通過電極反應(yīng)使金屬離子在陰極上還原為純金屬，或在陽極上氧化成組成一定的氧化物。通過測(cè)定析出的金屬或氧化物的質(zhì)量來測(cè)定金屬在溶液中的含量。3揮發(fā)法（又稱氣化法）這種方法適用于揮發(fā)性組分的測(cè)定。一般是通過加熱或其它方法使試樣中的被測(cè)組分揮發(fā)逸出，根據(jù)氣體逸出前后試樣質(zhì)量之差來計(jì)算被測(cè)組分的含量。有時(shí)也可以用某

49、種吸收劑來吸收逸出的被測(cè)組分，根據(jù)吸收劑質(zhì)量的增加來計(jì)算被測(cè)組分的含量。4萃取法利用萃取劑將被測(cè)組分萃取出來，蒸發(fā)除去萃取劑，稱出萃取物的質(zhì)量從而確定被測(cè)組分含量的方法，又稱提取法。重量分析法直接用分析天平稱重而獲得分析結(jié)果，不需要標(biāo)準(zhǔn)試樣或基準(zhǔn)物質(zhì)進(jìn)行比較。如果分析方法可靠，操作細(xì)心，對(duì)于常量組分的測(cè)定，通?？傻玫綔?zhǔn)確的分析結(jié)果，相對(duì)誤差一般為0.1%0.2%。缺點(diǎn)是繁瑣、費(fèi)時(shí)，也不適宜測(cè)定微量和痕量組分。目前，重量分析主要用于含量不太低的硅、硫、磷等元素的精確分析，此外水分、灰分和揮發(fā)物等的測(cè)定仍采用重量法。在校對(duì)其它分析方法的準(zhǔn)確度時(shí)，也常用重量法的測(cè)定結(jié)果作為標(biāo)準(zhǔn)。除以上幾種分析方法外

50、，還有一種熱分析法即熱重法。熱重法（thermogravimetry，TG）是在程序控制溫度下借助熱天平以獲得物質(zhì)的質(zhì)量與溫度關(guān)系的一種技術(shù)。熱重法得到的是物質(zhì)質(zhì)量與溫度關(guān)系的曲線，即熱重曲線（TG曲線），橫坐標(biāo)為溫度或時(shí)間，縱坐標(biāo)為質(zhì)量，從上向下表示質(zhì)量減小。熱重法突出的特點(diǎn)是定量性強(qiáng)，能準(zhǔn)確測(cè)定物質(zhì)的質(zhì)量變化及變化速率，不管引起這種變化是化學(xué)的還是物理的。目前，熱重法的應(yīng)用可大致歸納為以下幾個(gè)方面：（1）了解試樣的熱（分解）反應(yīng)過程。例如了解起始反應(yīng)溫度，達(dá)到最大反應(yīng)速率的溫度和反應(yīng)終至的溫度，測(cè)定結(jié)晶水、脫水量及熱分解反應(yīng)的具體過程。（2）用于化學(xué)反應(yīng)動(dòng)力學(xué)的計(jì)算和機(jī)理研究。（3）用于研

51、究固體和氣體之間的反應(yīng)。（4）測(cè)定熔點(diǎn)、沸點(diǎn)。（5）利用熱分解或蒸發(fā)、升華等，分析固體混合物。二、重量分析一般程序重量分析的一般程序是（1）稱樣；（2）溶解樣品，配成稀溶液；（3）控制反應(yīng)條件；（4）加入適量沉淀劑，使欲測(cè)成分沉淀為難溶性化合物；（5）過濾；（6）洗滌；（7）烘干或灼燒；（8）稱量；（9）計(jì)算被測(cè)成分的含量。例如，要測(cè)定土壤中的，其程序如下：土樣溶解、抽濾BaCl2試液BaSO4過濾、洗滌、灼燒BaSO4稱量沉淀形式稱量形式三、對(duì)沉淀和稱量形式的要求利用沉淀法進(jìn)行重量分析時(shí)，往試液中加入適當(dāng)?shù)某恋韯?，使被測(cè)組分沉積出來，所得的沉淀稱為“沉淀形式”。沉淀經(jīng)過濾、洗滌后，再將其烘干

52、或灼燒成“稱量形式”稱量。沉淀形式和稱量形式可以相同，也可以不同。例如，用BaSO4重量法測(cè)定Ba2+或時(shí)，沉淀形式和稱量形式都是BaSO4，兩者相同；而用草酸鈣重量法測(cè)定Ca2+時(shí)，沉淀形式是CaC2O4H2O，灼燒后轉(zhuǎn)化為CaO形式稱重量，故兩者不同。為達(dá)到準(zhǔn)確分析的目的，對(duì)沉淀形式和稱量形式都有一定的要求。1重量分析對(duì)沉淀形式要求（1）沉淀的溶解度要小，這樣才能保證被測(cè)組分沉淀完全。（2）沉淀純度要高，不應(yīng)混進(jìn)雜質(zhì)。（3）沉淀應(yīng)易于過濾和洗滌。為此，盡量希望獲得粗大的晶形沉淀。如果是無定形沉淀，應(yīng)注意掌握好沉淀?xiàng)l件，改善沉淀的性質(zhì)。（4）沉淀應(yīng)易于轉(zhuǎn)化為稱量形式。2重量分析對(duì)稱量形式要求

53、（1）必須有確定的化學(xué)組成，這是計(jì)算分析結(jié)果的依據(jù)。（2）要有足夠的化學(xué)穩(wěn)定性，不受空氣中水分、CO2和O2等的影響。（3）稱量形式的摩爾質(zhì)量要大。沉淀摩爾質(zhì)量愈大，被測(cè)組分在沉淀中的含量愈小，則稱量誤差愈小。四、沉淀的純度及條件選擇重量分析不但要求沉淀的溶解度要小，而且要求所獲得的沉淀是純凈的。但當(dāng)沉淀從溶液中析出時(shí)，不可避免地夾帶溶液中的其它組分，使沉淀沾污。因此，必須了解影響沉淀純度的因素，找出減少雜質(zhì)混入的方法，以獲得合乎重量分析要求的沉淀。1沉淀的純度（1）影響沉淀純度的因素 影響沉淀純度的因素主要是共沉淀現(xiàn)象。即當(dāng)一種沉淀從溶液中析出時(shí)，溶液中的某些其它組分，在該條件下本來是可溶的，但它們