酸碱平衡沉淀溶解平衡2011

1、第第2章章 电离平衡电离平衡n2.1 酸碱理论酸碱理论n2.2 弱酸弱碱的电离平衡弱酸弱碱的电离平衡n2.3 沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡2.1 酸碱理论酸碱理论一、一、S.Arrhenius 酸碱理论酸碱理论（经典酸碱电离理论）（经典酸碱电离理论） 28岁的瑞典科学家岁的瑞典科学家S.Arrhenius于于1887年提出。年提出。 二、二、酸碱质子理论酸碱质子理论(Proton Theory of Acid and Base) 1923年由丹麦化学家年由丹麦化学家Brnsrted（布朗斯特）和英布朗斯特）和英国化学家国化学家Lowry（劳莱）提出。（劳莱）提出。 三、三、酸碱电子理论酸碱电子理论

2、( Lewis Theory of Acid and Base) 1923年，由美国物理化学家年，由美国物理化学家Lewis提出，又称提出，又称“Lewis酸碱理论酸碱理论” 。一、一、Arrhenius电离学说电离学说(阿仑尼乌斯酸碱理论阿仑尼乌斯酸碱理论)1.电解质在电解质在溶液溶液中因中因溶剂溶剂的作用而离解为带正、负电荷的作用而离解为带正、负电荷的质点的质点正、负离子，称为正、负离子，称为“电离电离”(ionization)。%100已电离的电解质分子数电解质分子总数2.溶液中弱电解质只是溶液中弱电解质只是部分电离部分电离：电解质分子电解质分子 阳离子阳离子 + 阴离子阴离子电离的百分

3、率称为电离的百分率称为“电离度电离度”一、酸碱电离理论一、酸碱电离理论 (ionization theory of acid-base)（一）酸碱定义（一）酸碱定义n电离时产生的电离时产生的阳离子全部是阳离子全部是H+的化合物称为的化合物称为“酸酸”；电离时产生的；电离时产生的阴离子全部是阴离子全部是OH-的的化合物称为化合物称为“碱碱” 。S.Arrhenius酸碱理论酸碱理论的的优点优点1. 从组成上从组成上揭示了酸碱的本质揭示了酸碱的本质，指出，指出H+是酸的是酸的特征，特征，OH-是碱的特征。是碱的特征。 2. 解释了解释了“中和热中和热”的值：的值： H+(aq) + OH- (aq

4、) = H2O(l) H = -55.99 kJ.mol-1 （放热）（放热） 3. 找出了衡量找出了衡量酸、碱强度的标度酸、碱强度的标度 （水溶液酸碱性水溶液酸碱性pH）。）。 pH = - lgc(H+) S.Arrhenius酸碱理论酸碱理论的的局限性局限性1.酸碱酸碱被限于水溶液被限于水溶液,非水体系不适用非水体系不适用:例例1：液氨液氨中，中，KNH2(氨基钾氨基钾)使酚酞变红使酚酞变红 碱？碱？ 气态反应气态反应： NH3 (g) + HCl(g) = NH4Cl(s) 碱？碱？ 酸？酸？ 例例2：水溶液中：水溶液中 HSO4- 酸？碱？酸？碱？ Na2CO3 碱？碱？S.Arrh

5、enius酸碱理论酸碱理论的的局限性局限性（续）（续）2. 碱被限制为氢氧化物：碱被限制为氢氧化物： 过去认为过去认为: 氨水的碱性是由氨水的碱性是由NH4OH电离出电离出OH-,但实际上人们从未分离出但实际上人们从未分离出NH4OH.二、酸、碱质子理论二、酸、碱质子理论(proton theory of acid-base) （一）酸碱定义（一）酸碱定义 凡能凡能给出给出H+（质子）的分子或离子均是（质子）的分子或离子均是酸酸,凡能凡能得到得到H+（质子）的分子或离子均是（质子）的分子或离子均是碱碱。 酸酸 H+给予体（给予体（Proton donor）;碱碱 H+接受体（接受体（Proto

6、n acceptor）。两性电解质两性电解质(两性物两性物) 既既能给出质子能给出质子, 又能接又能接受质子的分子或离子受质子的分子或离子, 称为称为“两性电解质两性电解质”, 简称简称“两性物两性物”。酸碱举例酸碱举例酸酸 分子分子 HCl, H2SO4, H3PO4, H2O, NH3 离子离子 NH4+, HSO4-, H2PO4-, HPO42-碱碱 分子分子 H2O, NH3 离子离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42-两性物两性物 分子分子 H2O, NH3 离子离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42- NH3 + H+ = NH4+ NH3 (

7、l) = NH2-(l) + H+ (l)（二）酸碱共轭关系（二）酸碱共轭关系 43NHHNHClHClH酸强度酸强度，其共轭碱强度，其共轭碱强度, 反之亦然。反之亦然。水是极弱的酸，其共轭碱水是极弱的酸，其共轭碱OH-是很强的碱；是很强的碱；水合氢离子是强酸，其共轭碱水是极弱的碱。水合氢离子是强酸，其共轭碱水是极弱的碱。共轭酸碱对共轭酸碱对(conjugate acid-base pairs):酸和碱不是彼此孤立的，而是统一在对质子的关系上酸和碱不是彼此孤立的，而是统一在对质子的关系上酸酸 H+ + 碱碱 2H OHOH32H OHH O酸碱共轭关系（续）酸碱共轭关系（续）例例1：氨水的电离

8、：氨水的电离NH3 + H2O NH4+ + OH- -例：例： HAc H+ + Ac-在水溶液中在水溶液中, HAc电离：电离： HAc + H2O H3O+ + Ac-3()H OAcKa HAcHAc33()()bHAc OHKAcAcH OHAc OHAcH OKwKa HAc2AcH OHAcOH在水溶液中，共轭酸碱对的强度还可以定量表示在水溶液中，共轭酸碱对的强度还可以定量表示 - 弱酸弱酸(碱碱)的电离平衡常数的电离平衡常数 Ac- 碱常数碱常数:普遍地，对于普遍地，对于共轭酸碱对共轭酸碱对：Kb = Kw / Ka或或 Kw = Ka KbHAc 酸常数酸常数:酸碱共轭关系（

9、续）酸碱共轭关系（续）Kw = Ka Kb显然：显然：Ka,则则Kb； Ka, Kb1、下列物质哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？HS-、CO32-、H2PO4-、NO3-、HCl、Ac-、OH-2、下列物质的共轭酸是什么？SO42-、S2-、H2PO4-、NH3 3、下列物质的共轭碱是什么？HClO4、HCN、H2O2、NH4+（三）酸碱反应的实质（三）酸碱反应的实质质子传递质子传递 H+ 例：例： HCl + NH3 = Cl- + NH4+ 酸酸1 碱碱2 碱碱1 酸酸2（下标（下标1、2表示不同的共轭酸碱对）表示不同的共轭酸碱对）在在水溶水溶液液、液氨溶、液氨溶液液、苯溶、苯溶液液

10、、气相反、气相反应应均如此。均如此。 酸碱反应的方向酸碱反应的方向n酸碱反应中酸碱反应中, 质子总是从质子总是从较强酸较强酸向向较强碱较强碱转移转移, 生成生成较弱酸较弱酸和和较弱碱较弱碱。 例如，例如， HCl + H2O= H3O+ + Cl- 强酸强酸 强碱强碱 弱酸弱酸 弱碱弱碱在水中在水中 比比 H3O+ 更强的更强的 HCl 一定会和强碱一定会和强碱 H2O 反应反应, 生成生成 H3O+ 和弱碱和弱碱 Cl-。比比 OH- 更强的碱更强的碱, 如如 S2- 将与将与 H2O 反应生成反应生成 OH- S2- + H2O = HS- + OH-强碱强碱 强酸强酸 弱酸弱酸 弱碱弱碱

11、可以作出结论可以作出结论: 在水中在水中能大量存在的能大量存在的最强的质子酸是最强的质子酸是 H3O+; 在水中在水中能大量存在的能大量存在的最强的质子碱是最强的质子碱是 OH- .又如反应又如反应 HAc + H2O= H3O+ + Ac- 弱酸弱酸 弱碱弱碱 强酸强酸 强碱强碱 K=1.810-5 , G 0, 反应自发进行的方向是从右反应自发进行的方向是从右向左向左, 即从强酸强碱生成弱酸弱碱。即从强酸强碱生成弱酸弱碱。 H+ HAc + H2O = H3O+ + Ac- 电离电离 H3O+ + OH- = H2O + H2O 中和中和酸碱反应的实质（续）酸碱反应的实质（续） 根据根据”

12、酸碱质子理论酸碱质子理论”，”阿仑尼乌斯电离阿仑尼乌斯电离学说学说”的的酸碱电离酸碱电离, ,酸碱中和酸碱中和, ,盐的水解盐的水解, ,都可以都可以归结为归结为”质子传递质子传递反应反应”. .H2O + Ac- = OH- + HAc 水解水解NH4+ + 2 H2O = NH3H2O + H3O+ 水解水解 酸酸1 1 碱碱2 2 碱碱1 1 酸酸2 2CH3COOH + H2O = H3O+ + CH3COO-简为：简为：HAc + H2O = H3O+ + Ac-（五）（五）酸碱质子理论酸碱质子理论的的优点优点和和局限性局限性 1、优点优点:（1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系

13、）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 （2）把）把Arrhenius理论理论中的电离、中和、盐的水解中的电离、中和、盐的水解统一为统一为“质子传递质子传递反应反应”。酸中有碱，碱可变酸，知酸便知碱，知碱便知酸酸中有碱，碱可变酸，知酸便知碱，知碱便知酸2、局限性局限性:n仍仍局限于有局限于有H+的体系的体系，无，无H体系不适用，体系不适用，n例如：例如：BF3 , AlF63-, Fe(CN)63-, Ni(CO)4 三、酸碱电子理论三、酸碱电子理论 (Lewis酸碱电子理论酸碱电子理论 )(一一) 酸碱定义酸碱定义凡是可凡是可给出给出电子对电子对的分子、离子或原子团称为的分子、离子或原子团称

14、为 “碱碱”;酸酸电子接受体电子接受体 (Electron acceptor) 碱碱电子给予体电子给予体 (Electron donor) 凡是可凡是可接受接受电子对电子对的分子、离子或原子团称为的分子、离子或原子团称为“酸酸” 。（二）酸碱反应的实质（二）酸碱反应的实质 n 通过通过电子对电子对的的授授-受受形成形成配位键配位键，生成，生成酸碱酸碱配合物配合物(酸碱加合物酸碱加合物)。 n例例: H+ + OH- H:OH金属离子(Mn+)有空轨道可接受电子对(路易斯酸路易斯酸)，而水分子、氨分子等有孤对电子(路易斯碱路易斯碱)，它们可形成酸碱加合物酸碱加合物 (配合物配合物)。BF3 +

15、NH3 = F3B:NH3 酸酸 碱碱 酸碱加合物酸碱加合物（三）优、（三）优、缺点缺点 优点：优点： 酸碱范围几乎酸碱范围几乎无所不包无所不包，既不局限于某元素，既不局限于某元素，也不受溶剂限制。也不受溶剂限制。n凡凡“缺电子缺电子”的分子或离子都是的分子或离子都是酸酸: 例如例如阳离子阳离子 Mn2+ , Fe2+, Fe3+, Cu2+, H+,分子分子BF3 n凡可凡可给出给出“电子对电子对”的分子或离子都是的分子或离子都是碱碱: Cl-, CN-, NH3, H2O n大多数无机和有机化合物大多数无机和有机化合物可视为可视为酸碱加合物酸碱加合物（配合（配合物）。物）。n例如，乙醇例如

16、，乙醇C2H5OH可视为：可视为： C2H5+ OH-n缺点：缺点：太笼统，酸碱太笼统，酸碱特征不易掌握特征不易掌握。酸碱理论小结：酸碱理论小结： 3种酸碱理论种酸碱理论各有所长、所短各有所长、所短，侧重的侧重的应用范围应用范围不同不同: 1、Arrhenius经典酸碱理论经典酸碱理论 无机化学无机化学, 尤其是尤其是 水溶液体系水溶液体系的酸碱问题的酸碱问题2、酸碱、酸碱质子质子理论理论(Brnsrted & Lowry理论理论) 水溶液体系水溶液体系和和非水溶液体系非水溶液体系; 无机化学无机化学, 分析化学分析化学3、酸碱、酸碱电子电子理论理论(Lewis理论理论) 配位化学配位化学,

17、有机化学有机化学水溶液的酸碱性水溶液的酸碱性 一、水的自偶电离（一、水的自偶电离（self-ionization of water） n纯水纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离自偶电离。n按按酸碱质子理论酸碱质子理论讨论讨论: H2O + H2O = H3O+ + OH- 酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1n简写简写为：为： H2O = H+ + OH-pHpH标度标度 为了方便指示为了方便指示水溶液水溶液的的酸碱性酸碱性，丹麦科学家，丹麦科学家S.P.L.Srensen在在1909年提出年提出pH标度。标度。 定义定义： pH = -lg H+（SI规定：规定

18、：物理量变量的符号物理量变量的符号用用斜体字斜体字书写，书写，但但pH 例外例外，用，用正体字母正体字母书写）书写） pH = 7.0 溶液呈溶液呈中性中性 pH 7.0 溶液呈溶液呈碱性碱性 溶液溶液的的酸碱性酸碱性及及pH标度标度（续）（续）同样，同样，定义定义 pOH = -lg OH-水溶液水溶液中，中， H+ OH- = Kw (= 1.0 10-14)两边两边取负对数：取负对数： pH + pOH = pKw = 14.00 (R.T.)溶液溶液的的酸碱性酸碱性及及pHpH标度（续）标度（续）一些一些“溶液溶液”的的pHpH值值 ：人血液人血液 7.4 牛奶牛奶 6.8 雨雨 5.

19、7 番茄汁番茄汁 4.2 葡萄酒葡萄酒 3.4 柠檬汁柠檬汁 2.2 胃液胃液 1.3 人血液人血液 pH pH 超出超出0.40.4将有生命危险。将有生命危险。pH 标度标度适用范围适用范围: 0 pH 14.0 1 H+ 1 10-14如如超出超出此此适用范围适用范围，应，应使用使用c(H+) 或或 c(OH-)pH计2.2 弱酸弱碱的电离平衡弱酸弱碱的电离平衡 一、一、一元弱酸一元弱酸（弱碱）（弱碱）的电离平衡的电离平衡 （一）电离平衡常数（一）电离平衡常数 (二）电离度（二）电离度（ ） (三）有关电离的计算三）有关电离的计算 （四）影响电离平衡的因素（四）影响电离平衡的因素 二、二、

20、多元弱酸多元弱酸的电离平衡的电离平衡 例：例： HAc ,即即 CH3COOHHAc + H2O = H3O+ + Ac- 可简为：可简为： HAc = H+ + Ac- (一一) 一元弱酸一元弱酸（弱碱）（弱碱）的电离平衡常数的电离平衡常数对于指定的酸对于指定的酸(碱碱)，K只与温度有关只与温度有关，而，而与酸与酸(碱碱) 溶液溶液的的起始浓度无关起始浓度无关。 c(H+)/c c(A- -)/c c(HA)/c Ka (HA)= 简化为简化为c(H+)c(A- -)c(HA)Ka (HA)= H+A- -HA或或: Ka (HA)= nKa 酸常数酸常数 (a: acid),可表示弱电解质

21、可表示弱电解质解离程度大小解离程度大小.nKa 10 -2 强酸强酸n = 10 -2 10 -5 中强酸中强酸 n 10 -5 弱酸弱酸（二）电离度( )1. 定义：定义：电离度电离度即即电离平衡电离平衡时时电解质已电离部分电解质已电离部分占总量的百分比占总量的百分比。 100%电解质已电离的浓度电解质总浓度 表示电解质在指定条件下电离的程度表示电解质在指定条件下电离的程度(类似于类似于 “化学平衡化学平衡”讨论中的讨论中的“转化率转化率”)，它不但与，它不但与 K 有关，而且与有关，而且与电解质的起始浓度电解质的起始浓度有关。有关。 2. 电离度与电离平衡常数的关系电离度与电离平衡常数的关

22、系 例：例： HAc = H+ + Ac-起始相对浓度起始相对浓度 c 0 0平衡相对浓度平衡相对浓度 c - c c c 当当 5% , 或或 c / Ka 400 时，时， 1 - 1 上式简化为：上式简化为： Ka = c 2 即即:上式称上式称“稀释定律稀释定律”：对于弱酸（弱碱），在指定：对于弱酸（弱碱），在指定温度下，温度下， 与与 c 成成反比，比例常数反比，比例常数即即 K .Ka = (c )2 / (c - c ) = c 2 / (1 - ) Ka c=Kac c(H+) =例：例：298 K，Ka (HAc) = 1.7610-5 按式按式 = ( Ka/ c ) 计算

23、：计算：c c / Ka1.0 56818 0.42% 0.10 5681.8 1.33% 0.010 568.18 4.20% 0.0010 56.818 13.3% 可见可见: Ka比比更反映弱酸（弱碱）的本质。更反映弱酸（弱碱）的本质。 （三）有关电离平衡的计算（三）有关电离平衡的计算K 关系关系即即K与转化率的关系与转化率的关系例例1：求：求0.10 moldm-3 HAc溶液的溶液的pH和电离度和电离度(298 K, Ka = 1.8 10 -5)。解：解： HAc = H+ + Ac-起始相对浓度起始相对浓度 0.10 0 0平衡相对浓度平衡相对浓度 0.10 x x x Ka =

24、 x2 /(0.10 x) = 1.8 10-5 (298 K)a2ac4bbx, 0cbxax(22（1）精确解上述方程）精确解上述方程, 得：得： x = H+ = 1.34 10-3（2）用近似公式）用近似公式: c / Ka =5682 400 Ka = x2 / 0.10得：得：x = H+ = (Ka c(HAc) 1/2 = (1.8 10-5 0.10)1/2 = 1.33 10-3与与精确解精确解(1.34 10-3)相对误差相对误差 0.4, 人生命有危险。人生命有危险。人血液中含缓冲对：血红蛋白人血液中含缓冲对：血红蛋白HHb - KHb, H2CO3 - HCO3-,

25、H2PO4- - HPO42- 例例2：分析化学：分析化学NH3 - NH4Cl pH = 9.0 缓冲液中缓冲液中: Al3+ + 3 OH- Al(OH)3 完全完全，而，而Mg2+不沉淀不沉淀。例例3：土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸与其盐组成：土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸与其盐组成“缓冲对缓冲对”，pH = 5.0 8.0的土壤适合农作物生长。的土壤适合农作物生长。 3.盐效应（Salt Effect） 例：把例：把NaCl(s)加入到加入到HAc溶液中：溶液中： NaCl(s) Na+ + Cl- HAc H+ + Ac- 无共同离子无共同离子No. 溶 液 (298 K)10.1 mol.

26、dm-3 HAc1.3% 2No.1 + 0.1 mol.dm-3 NaCl1.7% 盐效应(续)n盐效应盐效应在在弱电解溶液弱电解溶液中，加入中，加入不含有共不含有共同离子的强电解质溶液同离子的强电解质溶液，使其电离度稍有增，使其电离度稍有增加的现象。加的现象。 显然显然, 前述前述“同离子效应同离子效应”发生的同时发生的同时，也，也有有“盐效应盐效应”, 但但前者影响大得多前者影响大得多, 不必考虑不必考虑盐效应盐效应 。 “盐效应盐效应”不要求定量计算。不要求定量计算。 多元酸多元酸 同一分子能电离出多于同一分子能电离出多于1 1个质子的酸个质子的酸左左右：右：H2SO4 、H2CO3和

27、和H3PO4的的分子结构模型分子结构模型二、多元弱酸的电离平衡二、多元弱酸的电离平衡 例：例：H3PO4 + H2O = H3O+ + H2PO4- Ka1 = 7.5 10-3 H2PO4- + H2O = H3O+ + HPO42- Ka2 = 6.23 10-8 HPO42- + H2O = H3O+ + PO43- Ka3 = 2.2 10-13特点特点: 1. 分步电离分步电离 ; 2. Ka1 Ka2 Ka3原因：原因： (1)从负离子从负离子H2PO4- 和和HPO42-电离出电离出H+比从比从H3PO4电离出电离出H+困难得多困难得多; (2)第一步电离生成的第一步电离生成的

28、H+抑制第二步电离和第三步电离抑制第二步电离和第三步电离.2.1 沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡precipitation-dissolution equilibrium电电解解质质易溶电解质易溶电解质难溶电解质难溶电解质强电解质强电解质弱电解质弱电解质 单相离子平衡单相离子平衡 沉淀溶解沉淀溶解溶解度小于溶解度小于0.01g/100g0.01g/100g水的电解质水的电解质（没有绝对不溶的物质）（没有绝对不溶的物质） 多相离子平衡多相离子平衡 在一定温度下，达到溶解平衡时，一定量的溶剂中含有溶质的质量，叫做溶解度通常以符号 S 表示。溶解度溶解度 对水溶液来说，通常以饱和溶液中每100g 水所含溶

29、质质量来表示，即以：g /100g水表示。 在一定温度下，将难溶电解质晶体放入水中时，就发生溶解和沉淀两个过程。溶度积溶度积动态平衡动态平衡 r溶 = r沉 t 当溶解和沉淀速率相等时，便建立了一种动态的多相当溶解和沉淀速率相等时，便建立了一种动态的多相离子平衡，可表示如下：离子平衡，可表示如下： )/(SO)/(Ba)BaSO( 2424ccccKsp溶解)(aqSO(aq)Ba (s)BaSO2424沉淀2244()spKBaSOBaSO简化为：简化为：一般沉淀反应： 溶度积常数，简称溶度积。Ksp(aq)mB(aq)nA (s)BAnmmn() mnnmspnmKA BABmnnm)(B

30、)A(ccJ溶度积规则溶度积规则仿照前面的反应商J，我们把难溶电解质溶液中任意任意状态下状态下离子浓度系数次方之积叫做离子积离子积ion product，用J表示。 如Fe(OH)3 J =C (Fe3+)C (OH-)3(aq)mB(aq)nA (s)BAnmmn沉淀沉淀溶解平衡的反应商判据溶解平衡的反应商判据,即溶度积规则：即溶度积规则： J 平衡向左移动平衡向左移动，沉淀析出；，沉淀析出；Ksp J = 处于平衡状态，饱和溶液；处于平衡状态，饱和溶液；Ksp J 平衡向右移动平衡向右移动，无沉淀析出；，无沉淀析出； 若原来有沉淀存在，则沉淀溶解。若原来有沉淀存在，则沉淀溶解。Ksp向氯化

31、镁溶液中逐滴加入少量的氢氧化钠溶液？PbCrO4(s)例：2223COOHCO2HBaCO3的生成。 加 BaCl2 或 Na2CO3 加酸(aq)CO(aq)Ba (s)BaCO2323利于 BaCO3 的溶解。23 )(CO JJcKsp或 促使23 )(CO JJc)(Ba2cKsp例题：25时，晴纶纤维生产的某种溶液中 为 6. 010-4 molL-1 。若在 40.0L该溶液中，加入 0.010molL-1 BaCl2溶液 10.0L ，问是否能生成BaSO4 沉淀？如果有沉淀生成，问能生成 BaSO4多少克？最后溶液中 是多少？(不讲)(SO24c)SO(24c14424oLmo

32、l108 . 40 .500 .40100 . 6)SO(c7106 . 9 34100 . 2108 . 4)Ba()SO(2o24occJ132oLmol100 . 20 .500 .10010. 0)Ba(c10sp101.1K BaSO 4sp沉淀析出。，所以有KJ 解：3100 . 24108 . 4)L/(mol1反应前浓度103101 . 1)1052. 1 (xx331052. 11052. 1 xx很小，4 3 108 . 4100 . 20)L/(mol1反应后浓度x31052. 1x)L/(mol1平衡浓度(aq)SO (aq)Ba (s)BaSO24245.6g2330

33、 .50108 . 4 42330 .50)108 . 4()(BaSO44xm1824Lmol103 . 7)SO(c8103 . 7x同离子效应和盐效应同离子效应和盐效应1.同离子效应在难溶电解质溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低的作用。 滴加1 molL-1AgNO3 析出白色AgCl 饱和AgCl溶液2份 滴加1 molL-1NaCl 析出白色AgCl例题：求 25时， Ag2CrO4在 0.010 molL-1 K2CrO4 溶液中的溶解度。x.x 0100 2 )L/(mol 1浓度平衡0.010 0 )L/(mol 1浓度初始解：(aq)CrO(

34、aq)2Ag (s)CrOAg2442516.5 10 mol LS纯水中：16421Lmol102 . 5 CrOKLmol010. 0S中6102 . 5x010. 0010. 0 xx很小12sp2101 . 1)010. 0()2(KxxAgCl在KNO3溶液中的溶解度 (25 )盐效应：在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用。 )L(mol /10 溶解度AgCl )L /(mol )KNO(1513c 0.00 0.00100 0.00500 0.0100 1.278 1.325 1.385 1.4272.盐效应2.826.85pH可将pH值控制在 2

35、.82 6.85 之间Fe3+沉淀完全Ni2+开始沉淀例题：在含有0.10molL-1 Fe3+和 0.10molL-1 Ni2+的溶液中，欲除掉Fe3+，使Ni2+仍留在溶液中，应控制pH值为多少?2.82 102.8 Fe(OH)3936.85 105.0 Ni(OH)16 2 pH pH sp 沉淀完全开始沉淀K解：c(Fe3+)10-5例题： 在0.20L的 0.50molL-1 MgCl2溶液中加入等体积的 0.10molL-1的氨水溶液，问有无Mg(OH)2沉淀生成？为了不使 Mg(OH)2沉淀析出，至少应加入多少克NH4Cl(s)？ (设加入NH4Cl(s)后体积不变) (不讲)

36、cL 0.050mol)(NH 13ocL 0.25mol)Mg( ) 1 ( 12oxxx0.050 )Lmol/(1平衡浓度0 00.050 )Lmol/(1初始浓度解：14Lmol109.5)OH(c4105 . 9x)aq(OH)aq(NH ) l (OH)aq(NH423532108 . 1)NH(050. 0 xxK b72422o103 . 2)105 . 9(25. 0)OH()Mg(ccJ112108 . 1)Mg(OH)(Ksp沉淀析出。所以有，2Mg(OH) J Kspo c0.05066o6 105 . 4 105 . 4 105 . 4050. 0 )L(mol/1c

37、平衡浓度g3 . 4g)5 .5340. 020. 0()ClNH(4m25. 0101 . 5)Mg()(Mg(OH)OH(1222ccKspMg(OH) )2(2J沉淀析出，为了不使Ksp423(aq)OH (aq)NH O(l)H (aq)NH14o5o6Lmol20. 0)NH( 108 . 1050. 0105 . 4cc53.5Cl)(NHM4r016. 0)108 . 1 (101 . 52512 0.0500.25y平衡浓度/(mol/L)此题也可以用双平衡求解：g3 . 4g)5 .5340. 020. 0()ClNH(Lmol20. 0)NH( 20. 0 016. 0)0

38、50. 0(25. 041422mcyy) l (O2H)aq(2NH)aq(Mg )aq(2NH(s)Mg(OH)23242)(NH)Mg(OH)( )NH()NH()Mg(23224232cccc(OH)2c(OH)2KKspK bClLmol100 . 1ILmol100 . 11313313AgNO Lmol100 . 1 逐滴加入后析出先析出 AgCl(s) AgI(s)1L溶液1.分步沉淀和共沉淀分步沉淀分步沉淀分步沉淀溶液中同时含有几种离子时，往往可以生成多种难溶化合物，按溶度积规则，它们应该分步沉淀。例4:开始沉淀0.01mol/L的Cl-、 Br-、 I-时，Ag+的最低浓度。 mol/L 101.5601.0101.56 01.0KAg 8-10sp(AgCl)Cl-解 mol/L 107 .701.0107.7 01.0KAg 11-13sp(AgBr)Br- mol/L 1050.101.0101.50 01.0KAg 14-16sp(AgI)I-当滴加Ag+溶液时，最先沉淀I-,然后是Br-，最后才是Cl