小議沉淀的生成及溶解和轉變

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無機化合物在水中的溶解度差別很大，在化工生產中，通常利用物質溶解度的差別，把一種物質從溶液中沉淀析出；或把沉淀溶解；或者把一種沉淀轉化為另一種沉淀，從而達到制備、提純以及分析鑒定的目的。但在什么條件下能生成沉淀？什么條件下沉淀溶解？什么條件下使一種沉淀轉化為另一種沉淀？要解決這些問題必須研究沉淀的生成和溶解之間的關系。下面以氯化銀沉淀生成為例來探究沉淀的生成和溶解之間的關系：

例：將NaCl溶液加入到AgNO3中，當生成的AgCl的量超過它的溶解度時，就會有AgCl的白色沉淀生成；在出現AgCl的白色沉淀時也就出現了AgCl的溶解過程。由于AgCl是一種微溶電解質，具有離子晶格，Ag+與Cl-依靠靜電相互吸引而結合在一起，當AgCl的沉淀從溶液中析出后，由于其晶體表面的Ag+與Cl-受極性水分子的吸引，減弱了它們之間的吸引力。又由于離子的不斷振動，Ag+和Cl-成為水合離子，脫離晶體表面而進入溶液中，此過程即為沉淀的溶解。另一方面，溶液中的水合Ag+和水合Cl-在不停的運動，在運動過程中碰到了AgCl晶體，受到晶體上帶相反電荷離子的吸引，重新沉淀到晶體表面。因此，在沉淀反應發生后，生成的沉淀并不是靜止不動的，而是在不停地運動著，進行著沉淀的生成和溶解。如果，在單位時間內，Ag+與Cl-從晶體表面轉入到溶液中的量與它們從溶液中沉淀到AgCl晶體表面的量相等時，即：AgCl溶解的速度（V1）和生成沉淀的速度(V2)相等時，達到沉淀溶解平衡，可用下式表示：

AgCl≒≒Ag++Cl-

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未溶的固體在溶液中的離子

速度（V1）與AgCl晶體表面上的Ag+和Cl-的數目成正比，AgCl晶體單位面積上的這些離子數目可以認為是一個定值，不隨時間而改變。因此，當溫度不變時溶解的速度（V1）可以當作常數值（K1），即：V1=K1

速度(V2)為單位時間內Ag+和Cl-沉淀到晶體表面上的量，這一數值取決于單位時間內Ag+和Cl-與晶體表面的碰撞次數，而碰撞在一定溫度下與離子的濃度成正比，于是:

V2＝K2[Ag+][Cl-]

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比例常數平衡濃度

在平衡時：V1=V2所以：K1＝K2[Ag+][Cl-]

KSP＝K1／K2＝[Ag+][Cl-]＝1.56×10-10

溫度恒定時，KSP為一常數，稱為溶度積，它表示物質的溶解能力，每個難溶物都有它特有的溶度積。

分析上述關系式可知：改變溶液的離子濃度對沉淀平衡有影響。例如：在飽和溶液中加入NaCl時，由于Cl-的濃度增加，使[Ag+][Cl-]﹥1.56×10-10，破壞了原來的平衡，使平衡向生成AgCl沉淀的方向移動，直到[Ag+][Cl-]＝1.56×10-10為止。

當在含有AgCl沉淀的飽和溶液中，設法降低Ag+的濃度使[Ag+][Cl-]﹤1.56×10-10，就會引起AgCl沉淀的溶解，直到[Ag+][Cl-]＝1.56×10-10為止。

由此，我們可以得出以下結論：

1、當溶液中KSP＝[Ag+][Cl-]時，溶液是飽和溶液，不會有沉淀析出；2、當溶液中KSP﹤[Ag+][Cl-]時，溶液是過飽和溶液，此時體系不平衡，有AgCl沉淀析出，然后隨著反應的進行逐漸建立一個新的平衡體系，使KSP＝[Ag+][Cl-]；3、當溶液中KSP﹥[Ag+][Cl-]時，溶液是不飽和溶液，若加入固體AgCl時，固體就會溶解，直到溶液中[Ag+][Cl-]＝KSP為止。

因此，在實際應用中，我們可以根據溶度積來預測在給定條件下沉淀能否生成或溶解，可以根據改變離子的濃度來創造沉淀的生成或溶解的條件，也可以用于選擇合適的沉淀劑，以達到分離和沉淀完全的目的。

根據以上分析可以得到結論，要使沉淀溶解可以采取以下幾種方法：

1、生成弱電解質。例如，要溶解Mg(OH)2，在其飽和溶液中加入少量的酸，則H+與溶液中的OH-結合生成弱電解質水，使溶液中OH-離子濃度降低，反應向沉淀溶解的方向進行，反應式為：（Mg(OH)2→Mg2++2OH-）+（HCl＝Cl-+H+）↓↑H2O這時：[Mg2+][OH-]2﹤Ksp溶液處于不飽和狀態，于是平衡向沉淀溶解的方向移動，直至[Mg2+][OH-]2＝Ksp為止。

2、鹽的作用。一些溶度積不太小的難溶于水的氫氧化物，如上述的氫氧化鎂，也可加強酸的銨鹽使沉淀溶解，反應式如下：

（Mg(OH)2→Mg2++2OH-）+(NH4Cl＝Cl-+NH4+)↓↑2NH3.H2O由于氫氧化鎂中的OH-與NH4Cl電離生成的NH4+結合生成弱電解質氨水，使溶液中OH-離子濃度降低，于是溶液向沉淀溶解的方向移動，使Mg(OH)2進一步溶解。

3、氧化還原作用。加入氧化劑或還原劑來改變離子的價數，使某一離子發生氧化還原反應，從而降低離子的濃度，使沉淀溶解。例如，CuS溶于HNO3：

3CuS＋8H+＋2NO3＝3Cu2+＋3S＋2NO↑＋4H2O

在CuS溶液中，加入HNO3后，HNO3將溶液中的S2-氧化成單質S析出，因此，溶液中S2-的濃度降低，使CuS溶解。

4、生成配位化合物。將溶液中的離子轉化為穩定的配離子，也可以使某種離子的濃度降低，使沉淀溶解。例如，AgCL是強酸的鹽，不溶于酸，但溶于NH3中，反應式如下：

AgCL(s)＋NH3＝[Ag(NH3)2]+＋Cl-

由于生成[Ag(NH3)2]+，降低了Ag+的濃度，而促使AgCL沉淀溶解。

因此，如果所加試劑的離子與被溶解的物質中所含的離子能生成弱電解質，那么，就可以使沉淀溶解。

另外，許多難溶化合物還可以借助適當試劑使之轉化為另一種新的沉淀，此過程叫沉淀的轉化。例如，用KCl處理Ag2CrO4，可使磚紅色的Ag2CrO4轉化為白色的AgCL沉淀。因為，在Ag2CrO4溶液中存在以下平衡，反應式如下：

Ag2CrO4≒2Ag+＋CrO42-

當加KCl溶液時，由于AgCL的溶解度比Ag2CrO4的溶解度小，溶液中的Ag+離子和Cl-離子濃度的乘積超過了AgCL的溶度積，于是沉淀析出。由于AgCL沉淀的析出，使溶液中的Ag+離子的濃度降低，此時溶液對于Ag2CrO4來說是不飽和溶液，因而固體Ag2CrO4開始溶解，它的溶解，使溶液中Ag+離子的濃度增加，促使AgCL沉淀不斷析出。當有足量的KCl溶液存在時，就可使Ag2CrO4全部轉化為AgCL，轉化過程如下：

(Ag2CrO4≒2Ag+＋CrO42-)+(2KCl＝2Cl-＋2K+)↓↑2AgCL↓

綜上所述：當增加溶液的離子濃度時，會促進沉淀的生成；當減少溶液的離子濃度時，會促進沉淀的溶解。因此，沉淀和溶解是既相互矛盾又相互聯系，它們之間是可以相互轉化的。