水溶液中的离子平衡课件

第十一章水溶液中的离子平衡11.1酸碱理论11.2水的离子积和水溶液的pH11.3弱酸弱碱的电离平衡11.4缓冲溶液11.5盐的水解11.6难溶电解质的沉淀溶解平衡11.7配位平衡第十一章水溶液中的离子平衡11.1酸碱理论11887年Arrhenius(阿仑尼乌斯)提出酸碱电离理论：11.1酸碱理论

1.酸碱电离理论

酸(acid)：在水溶液中电离产生的阳离子全部都是H+

的化合物；碱(base):在水溶液中电离产生的阴离子全部是OH的化合物。中和反应的实质是H++OH-=H2O1887年Arrhenius(阿仑尼乌斯)2局限：无法解释Na2CO3、Na3PO4等溶液呈碱性；NH4Cl等溶液呈酸性；无法解释非水溶液中的酸碱行为。2.酸碱质子理论1923年，丹麦化学家布朗斯台特和英国化学家劳莱提出酸碱质子理论。例：在液氨中NH4Cl和NaNH2的反应局限：无法解释Na2CO3、Na3PO4等溶液呈碱性；NH3酸：凡是能给出质子的分子或离子;碱:凡是能接收质子的分子或离子。

为了表示它们之间的联系，常把酸碱之间的关系叫做共轭酸碱对。

按照酸碱质子理论，酸和碱不是彼此孤立的，而是统一在一对质子的关系上：酸：凡是能给出质子的分子或离子;为了表示它们之4共轭酸碱对共轭酸共轭碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。共轭酸碱对共轭酸共轭碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子的5

酸碱质子理论中没有盐的概念。酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。例：非水溶剂液氨中NH4Cl和NaNH2的反应酸碱质子理论中没有盐的概念。例：非水溶剂液氨中NH4C6酸碱反应的实质两个共轭酸碱对之间的质子传递注意：共轭酸碱是仅相差一个H+的一对酸碱HAc－NaAcH3O+－H2OH2CO3－NaHCO3共轭酸碱在溶液中可以大量共存酸碱反应的实质两个共轭酸碱对之间的质子传递注意：共轭酸碱是仅711.2水的离子积和水溶液的pH

纯水是很弱的电解质，存在电离平衡：水的离子积

Kw与温度有关，不受浓度的影响。T=298K，Kw=1.0×10-14T=373K，Kw=5.5×10-131、水的电离和水的离子积11.2水的离子积和水溶液的pH纯水是很弱的电解质8溶液的酸碱性相对大小c(H+)/molL-1(25℃)pH(25℃)酸性c(H+)>c(OH-)＞10-7＜7中性c(H+)=c(OH-)=10-7=7碱性c(H+)<c(OH-)＜10-7>72、溶液的酸碱性溶液的酸碱性相对大小c(H+)pH酸性c(H+)>c(O9pH和pOH的使用范围一般在0~14之间。在这个范围以外，用物质的量浓度表示酸度和碱度更方便。酸碱性的测定方法有以下几种：3、溶液的pHpH和pOH的使用范围一般在0~14之间。10

酸碱指示剂

指示剂pH范围酸色碱色甲基橙3.1—4.4红黄石蕊5.0—8.0红蓝酚酞8.2—10.0无红几种常用的指示剂变色范围pH试纸pH计酸碱指示剂指示剂pH范围酸色碱色甲基橙1111.3弱酸弱碱的电离平衡1.一元弱酸简写为：

根据弱酸分子电离出氢离子的数目分为一元弱酸和多元弱酸.

以HA表示一元弱酸，则电离通式为：11.3弱酸弱碱的电离平衡1.一元12Ka

无量纲，常简写为Ka，简称为酸的电离常数。⊖平衡时,有标准浓度为1mol·L-1

电离平衡常数常见弱酸的Ka值见附表，Ka越大，酸性越强。Ka无量纲，常简写为Ka，简称为酸的电离常数。⊖平衡时,13电离度ɑ电离度ɑ和电离平衡常数Ka

都表示电解质电离的程度。电离度ɑ电离度ɑ和电离平衡常数Ka都表示电14设酸HA的起始浓度为c0，电离度为a

电离度和离子浓度的计算设酸HA的起始浓度为c0，电离度为a电15

当a<5%或c0/Ka

>400时，1–a≈1，

稀释定律：在一定温度下，某弱电解质溶液的电离度随着其溶液的稀释而增大。当a<5%或c0/Ka>400时，162.一元弱碱设弱碱B的起始浓度为c0，电离度为a弱碱的电离平衡常数

当a<5%或c0/Kb

>400时，2.一元弱碱设弱碱B的起始浓度为c0，17例1、HAc的初始浓度为0.1mol·L-1，求[Ｈ+]和a？已知Ｋa＝1.76×10-5，解：因为c0

/Ka=0.1/1.76×10-5>400

利用近似公式例1、HAc的初始浓度为0.1mol·L-118例2、求0.01mol•L-1的HF溶液的[

H+]，已知

HF

的Ka=6.310－4

解：

不符合近似计算的条件。例2、求0.01mol•L-1的HF溶19水溶液中的离子平衡课件20

3.多元酸的电离平衡试比较Ka1中[Ｈ+]与Ka2中[Ｈ+]的关系？

例如：H2S在水中的解离相等3.多元酸的电离平衡试比较Ka1中[Ｈ+]与21如何求[Ｈ+]?多元弱酸Ka1Ka2Ka3H2CO3

4.3×10–7

5.61×10–11H2S1.1×10–7

1.3×10–13

H3PO4

7.6×10–3

6.2×10–8

4.4×10–13

多元弱酸的电离平衡常数H2S水溶液如何求[Ｈ+]?多元弱酸Ka1Ka2Ka3H2CO34.22原因：(1)要克服较强的静电引力；

(2)产生了同离子效应。一个普遍存在的规律：

多元弱酸[H+]的计算：按第一级电离计算。由于原因：(1)要克服较强的静电引力；一个普遍存在的规律：23

例3、室温下硫化氢饱和水溶液中H2S的浓度为0.10mol·L–1

，求H+、HS–和S2–的浓度。已知：H2S的Ka1=5.7×10–8，Ka2=1.2×10–15。溶液中H+浓度按一级电离产生的H+计算。=7.6×10-5mol/L例3、室温下硫化氢饱和水溶液中H2S的浓度为0.1024所以

求算S2-离子的浓度，由第二级电离平衡:7.6×10-5mol/L1.2×10–15mol/L所以求算S2-离子的浓度，由第二级电离平衡:7.6×125

多元弱酸H+浓度按一级电离计算：纯二元弱酸电离生成的[A2-]=Ka2，而与弱酸的初始浓度无关。多元弱酸中有外加酸时，若弱酸浓度一定时，[A2-]的近似计算如下:注意几点：多元弱酸H+浓度按一级电离计算：纯二元弱酸电离生成的[A26根据多重平衡规则：计算含0.10mol·L–1HCl和0.10mol·L–1H2S的的混合溶液中S2–的浓度。解：[H+]=c(HCl)=0.10mol/L[H2S]=c(H2S)=0.10mol/L=6.8×10-22mol/LH2S2H++S2-

根据多重平衡规则：计算含0.10mol·274.影响弱酸弱碱电离平衡的因素

在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的强电解质时，使弱电解质的电离度降低的现象称同离子效应。

同离子效应

加入NaAc，则[Ac–]↑，平衡向左移动，a降低；加入HCl，则[H+]↑，平衡向左移动，a降低。4.影响弱酸弱碱电离平衡的因素在弱电解质溶液中，加入28

盐效应

由于强电解质电离出来的正负离子会阻碍弱电解质离子结合成弱电解质，结果使得电离平衡右移，电离度增大。

加入强电解质NaCl其电离度会增大还是减小？盐效应由于强电解质电离出来的正负离子会阻碍弱电解质29

例4、在0.10mol·L-1

HAc溶液中H+浓度和电离度是多少？若在该溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.10mol·L-1

，求该溶液的H+浓度和电离度?

解：因为例4、在0.10mol·L-1HAc溶液30水溶液中的离子平衡课件3111.4

缓冲溶液外加少量的酸，pH的变化？外加少量的碱，pH的变化？

溶液(0.1mol·L-1)pH值加一滴0.1MHCl后的pH值加一滴0.1MNaOH后的pH值5mLH2O7.03115mLHAc+NaAc4.744.734.75实验数据：例：0.1mol·L-1HAc和0.1mol·L-1NaAc的混合溶液：11.4缓冲溶液外加少量的酸，pH的变化？外加少量的322、缓冲溶液的组成1、缓冲溶液：由弱酸及其盐、弱碱及其盐或多元弱酸酸式盐及其次级盐所组成的，能抵抗少量强酸、强碱和适量水的稀释而保持体系的pH基本不变的溶液。NaAcHAc弱酸及其盐溶液抗酸组分抗碱组分组成Na2CO3NaHCO3酸式盐及盐其溶液Na2HPO4NaH2PO4

酸式盐及次级盐溶液NH3·H2ONH4Cl弱碱及其盐溶液2、缓冲溶液的组成1、缓冲溶液：由弱酸及其盐、弱碱及其盐或333、缓冲作用的机理

以HAc—NaAcHAc⇌H+

+

Ac-大量极小量大量外加适量碱(OH-)，平衡向右移动外加适量酸(H＋)，平衡向左移动（抗碱）（抗酸）

缓冲溶液是一种电离平衡体系。组成缓冲溶液的弱酸及其盐或弱碱及其盐叫做缓冲对。如：HAc-NaAc，NH3H2O-NH4Cl，NaHCO3-Na2CO3等。3、缓冲作用的机理以HAc—NaAcHAc⇌344、缓冲溶液的pH的计算（1）弱酸及其盐体系缓冲液中酸的初始浓度缓冲液中盐的初始浓度汉德森公式4、缓冲溶液的pH的计算（1）弱酸及其盐体系缓冲液中酸的初始35（2）弱碱及其盐体系（3）酸式盐及次级盐溶液（2）弱碱及其盐体系（3）酸式盐及次级盐溶液365、缓冲溶液的选择和配制

缓冲溶液的选择：需要一定pH值的缓冲溶液，应当选择pKa值接近pH值的缓冲对。

缓冲溶液的配制：找出与溶液所要控制的pH值相当的pKa

值的弱酸，再与该弱酸的强碱盐按一定的比例配成浓度合适的溶液。5、缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择：需要37缓冲溶剂pKa缓冲范围HAc−NaAc4.753.75−5.75NaH2PO4−Na2HPO47.216.21−8.21NaHCO3−Na2CO310.259.25−11.25Na2HPO4−Na3PO412.6611.66−13.66NH3⋅H2O−NH4Cl9.25(pKb=4.75)8.25−10.25常用缓冲溶液的pKa和缓冲范围缓冲溶剂pKa缓冲范围HAc−NaAc4.753.7538

(1)缓冲对的浓度越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。(2)酸和盐的浓度比例不能相差太大，一般不能超过10倍;否则难以起到缓冲作用。

弱酸及弱酸盐的缓冲范围:

注意两点：(1)缓冲对的浓度越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。39例5、求300mL0.50mol·L-1H3PO4和500mL0.50mol·L-1NaOH的混合溶液的pH值。生成0.15molNaH2PO4余下0.10molNaOH反应解：0.15molH3PO40.25molNaOH继续反应生成0.10molNa2HPO4余下0.05molNaH2PO4例5、求300mL0.50mol·L-1H3PO440水溶液中的离子平衡课件41例6、求0.10mol·L-1HAc和0.10mol·L-1NaAc组成的缓冲溶液的pH，向

1

L

该缓冲溶液中，加入0.01mol盐酸时，pH变成多少？忽略加入酸时的体积变化。已知HAc的Ka

=1.810－5。

解：根据

例6、求0.10mol·L-1HAc42

加入0.01mol盐酸，即引入0.01molH+浓度变化为:加入0.01mol盐酸，即引入0.01molH43

盐的水解：盐电离出的离子与溶液中水电离出的H+和OH–作用产生弱电解质的反应。

强酸弱碱盐的水解如NH4Cl

强碱弱酸盐如NaAc

多元弱酸强碱盐的水解如Na2CO3

酸式盐的水解如NaHCO3

弱酸弱碱盐的水解如NH4Ac11.5

盐的水解盐的水解：盐电离出的离子与溶液中水电离出的H44

强酸弱碱盐的水解水解平衡常数如何求算平衡常数Kh?强酸弱碱盐的水解水解平衡常数如何求算平衡常数Kh?45知识回顾：平衡常数计算的方法：(2)多重平衡规则(3)根据化学反应式直接写出平衡常数表达式，再进行处理。(新方法)知识回顾：平衡常数计算的方法：(2)多重平衡规则(3)46

方法一：

方法二：利用多重平衡规则求Kh方法一：方法二：利用多重平衡规则求Kh47水溶液中的离子平衡课件48

水解度h的计算：水解度h的计算：49

强碱弱酸盐的水解强碱弱酸盐的水解50

与多元弱酸一样，多元弱酸盐的水解是分步进行的。

多元弱酸强碱盐的水解第一级水解平衡常数第二级水解平衡常数与多元弱酸一样，多元弱酸盐的水解是分步进行的。多51请按平衡关系推导出Kh1和Kh2请按平衡关系推导出Kh1和Kh252水溶液中的离子平衡课件53Na3PO4的三级水解平衡常数Na3PO4的三级水解平衡常数54

例7、计算0.10mol·L-1Na2CO3溶液的pH和水解度h。Ka1=4.30×10-7，Ka2=5.61×10-11解：(1)计算pH值例7、计算0.10mol·L-1Na2CO3溶液55(2)计算水解度(2)计算水解度56以NH4Ac为例式(1)=式(2)–式(3)–式(4)如何求Kh?

弱酸弱碱盐的水解以NH4Ac为例式(1)=式(2)–式(3)–式57溶液pH值的计算以MB水解为例：

Ka和Kb

分别表示HA和

MOH的解离平衡常数

。溶液pH值的计算以MB水解为例：Ka和58H+将与生成的OH－结合成H2O而被消耗掉。按质子条件有：H+将与生成的OH－结合成H2O而被消耗掉。按59水溶液中的离子平衡课件60水溶液中的离子平衡课件61碱性如NH4CN酸性如NH4F中性如NH4Ac

如果这类水解产物中有气体或沉淀生成而脱离反应体系，则水解反应可以进行到底，所以这类盐不能在溶液中存在。如Al2(CO3)3

、Cr2S3、Al2S3、(NH4)2S等碱性如NH4CN酸性如NH4F中性如62

酸式盐的水解以NaHCO3为例，它既有水解，又有电离。酸式盐的水解以NaHCO3为例，它既有水解，又有电离。63思考题：分别指出NaH2PO4和Na2HPO4的酸碱性。答案：Na2HPO4显碱性，NaH2PO4显酸性。思考题：分别指出NaH2PO4和Na2HPO4的酸碱性。答案64SnCl2的水解：

抑制其水解的方法:在配制溶液时,先用较浓的盐酸溶解,再稀释到一定体积。

影响因素同离子效应抑制水解SnCl2的水解：抑制其水解的方法:在配制溶液时,65

稀释有利于水解

实验：在试管中加入2mL的SbCl3

溶液，再加入4mL水稀释，有何现象？稀释有利于水解实验：在试管中加入2mL的Sb66

实验：把淡黄色的FeCl3溶液加入到沸水中，观察实验现象。

水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应.

加热有利于水解实验结果：溶液变成了红褐色溶胶原因：加热有利于FeCl3的水解，生成了红褐色的Fe(OH)3溶胶.Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+实验：把淡黄色的FeCl3溶液加入到沸水中，观察实验67知识总结：

当a(h)<5%或c0/K

>400时，强酸弱碱盐的水解知识总结：当a(h)<5%或c0/K68强碱弱酸盐的水解多元弱酸强碱盐的水解强碱弱酸盐的水解多元弱酸强碱盐的水解6911.6难溶电解质的沉淀溶解平衡

在难溶电解质的饱和溶液中，存在着未溶解的固态溶质和溶液中相应的离子间的平衡，称为沉淀-溶解平衡。11.6难溶电解质的沉淀溶解平衡在难溶电解质70

在一定温度下，体系达到溶解平衡时，一定量的溶剂中含有溶质的质量，叫做溶解度。符号：s。对水溶液来说，通常以饱和溶液中每100g水所含溶质的质量来表示；一般溶解度低于0.01g/100g水的物质称为难溶物。(1)

溶解度溶解度与溶度积在一定温度下，体系达到溶解平衡时，一定量的溶71(2)

溶度积

在一定条件下，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，表示如下：Ksp：溶度积常数，简称溶度积。反应通式：(2)溶度积在一定条件下，当溶解和沉淀速率相72

溶度积与溶解度的换算设AnBm在溶液中的浓度为c(mol·L-1)平衡浓度(mol·L-1)

nc

mcKsp=(nc)n(mc)m溶度积与溶解度的换算设AnBm在溶液中的浓度为c(mol·73例8、已知25℃时Ksp(AgCl)=1.77×10-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.12×10–12，分别求出AgCl和Ag2CrO4的溶解度s，并比较大小？解：设AgCl的溶解度为s1，1.77×10-10s1=1.33×10-5mol·L-1例8、已知25℃时Ksp(AgCl)=1.77×10-74设Ag2CrO4溶解度为s2，设Ag2CrO4溶解度为s2，75不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解度的相对大小,必须通过计算才可判断溶解度的大小;同类型的难溶电解质，其Ksp大的s也大。不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解度的相对76

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，使难溶电解质的溶解度降低的作用。

加入NaCl，平衡向左移动，s降低；加入AgNO3，平衡向左移动，s降低。同离子效应在难溶电解质溶液中加入与其含有相同77

1.1×10-10

=s×(s+0.1)≈0.1×s

s=1.1×10-9mol·L-1

纯水中溶解度为1.04×10-5mol·L-1。例9、计算BaSO4在0.10mol·L-1Na2SO4溶液中的溶解度s，并与在纯水中的溶解度进行比较。已知：T=298K，Ksp=1.1×10-101.1×10-10=s×(s+78

溶度积规则

溶度积规则：

Q>Ksp平衡向左移动，沉淀析出；

Q=Ksp平衡状态，饱和溶液；

Q<Ksp平衡向右移动，无沉淀析出。溶度积规则溶度积规则：Q>Ksp79

例10、将等体积的4×10–3mol·L–1AgNO3和4×10–3mol·L–1K2CrO4混合，能否析出Ag2CrO4沉淀？Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10–12

解：等体积混合后各离子的浓度为原来一半：

[Ag+]=2×10–3mol·L–1，[CrO42-]=2×10–3mol·L–1Q=[Ag+]2·[CrO42-]=(2×10-3)2(2×10-3)=8×10-9

Q>Ksp＝9.0×10–12所以有沉淀Ag2CrO4析出。例10、将等体积的4×10–3mol·L–1AgNO380

根据溶度积原理，当Q<Ksp，则已有的沉淀将发生溶解。(1)沉淀的溶解

难溶物溶解的方法:降低离子浓度。

生成弱电解质

溶度积规则的应用根据溶度积原理，当Q<Ksp，则已有的沉淀81

生成更稳定的配离子

利用氧化还原反应生成更稳定的配离子利用氧化还原反应82例11、如果将1.0×10–4molCuS溶解于1L盐酸中，试计算所需要盐酸的浓度。[Ksp(CuS)=6.0×10–36，H2S:Ka1

=1.1×10–7,Ka2

=1.3×10–13]解:如果CuS全部溶解，有:平衡常数例11、如果将1.0×10–4molCuS溶83

求得:[H+]=4.9×103(mol·L–1)

因为没有如此大浓度的盐酸，故硫化铜在盐酸中不能够溶解。求得:[H+]=4.9×1084

根据溶度积规则，向电解质溶液中加入沉淀剂，使Q>Ksp

，将会有沉淀生成。

(2)沉淀的生成

在BaSO4的上清液中加入Na2SO4溶液，有何现象？实验结果：加入Na2SO4溶液后，由于Q>Ksp，将有BaSO4沉淀生成。根据溶度积规则，向电解质溶液中加入沉淀剂，使Q85Ba2+初始浓度将Na2SO4加入到BaCl2溶液中，离子浓度为1.0×10-5mol·L-1时认为沉淀完全。Ba2+初始浓度将Na2SO4加入到BaCl2溶液中，离子浓86

例12、向0.10mol·L–1的ZnCl2溶液中通H2S气体至饱和时，(1)溶液中刚好有ZnS沉淀生成，求此时溶液中H+离子的浓度？(2)要使Zn2+离子沉淀完全，求此时溶液中H+离子的浓度？已知饱和H2S溶液的浓度为0.1mol·L–1，Ksp(ZnS)

=2.0×10–22。

解：(1)先求出产生ZnS沉淀时的S2–离子浓度，然后根据S2–离子浓度求出体系的酸度。例12、向0.10mol·L–1的ZnCl2溶液中通87(2)Zn2+离子沉淀完全时，[Zn2+]=1.0×10–5mol·L–1。(2)Zn2+离子沉淀完全时，[Zn2+]=1.0×10–88水溶液中的离子平衡课件89(3)

分步沉淀

同一种沉淀剂可以使溶液中不同离子先后析出的现象叫分步沉淀。例13、如果在0.1mol·L‾1的Cl‾和I‾的溶液中加入AgNO3溶液，先沉淀何物?Ksp(AgI)=1.5×10–16；Ksp(AgCl)=1.56×10–10(3)分步沉淀同一种沉淀剂可以使溶液中不同90I‾离子开始沉淀时[I‾]=0.1mol·L‾1Cl‾离子开始沉淀时[Cl‾]=0.1mol·L‾1所以AgI先沉淀。AgNO3浓度逐渐增大I‾离子开始沉淀时[I‾]=0.1mol·L‾1Cl‾离子开91

对于同类型的沉淀来说，Ksp小的先沉淀，溶度积差别越大，后沉淀离子的浓度越小，分离的效果就越好。AgCl开始析出时，溶液中的I‾浓度为对于同类型的沉淀来说，Ksp小的先沉淀，溶度积92实验：向盛有BaCO3固体饱和溶液中加入K2CrO4溶液，将会产生什么现象呢？(4)沉淀的转化BaCO3的Ksp=2.610－9

BaCrO4的

Ksp=1.210－10

反应向生成更难溶解物质的方向进行。实验结果：BaCO3白色固体转换为BaCrO4黄色沉淀。实验：向盛有BaCO3固体饱和溶液中加入K93

由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。例14、锅炉内锅垢的处理，锅垢是由于硬水而形成，主要成分是Ca2+、Mg2+的难溶盐，CaSO4是主要的一种，能否用Na2CO3来处理锅垢CaSO4？由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化94由于CaCO3很疏松，可溶于稀酸，易于清洗。

沉淀的转化可应用于分离混合物质、废水处理，锅垢处理等方面。由于CaCO3很疏松，可溶于稀酸，易于清洗。沉淀的95CuSO4+2NH3·H2O=Cu(OH)2(s)+(NH4)2SO4这是因为溶液中发生了下述过程：浅蓝色生成的可溶性深蓝色物质是配离子。11.7配位平衡[Cu(NH3)4]2++2OH–Cu(OH)2+4NH3深蓝色CuSO4+2NH3·H2O=Cu(OH)2(s)+(NH4961.组成:[Cu(NH3)4]2+SO42-配离子电荷配位数配位体中心离子（形成体）内界外界内界即配离子；内、外界合称配合物。一、配合物的概念配合物定义：由一个简单正离子(以配位键)和几个中性分子或负离子结合形成的复杂离子叫配位离子,含配离子的化合物叫配位化合物。1.组成:[Cu(NH3)4]2+97配阳离子：

[Ag(NH3)2]+

相当于盐中正离子；配离子又分：中性配合物：Fe(CO)5

。配阴离子：

[Fe(CN)6]3-

相当于盐中负离子；配位体：与中心离子(以配位键)结合的离子或分子。配位原子：配位体中向中心离子提供电子对的原子，如：配阳离子：配离子又分：中性配合物：Fe(CO)5。配阴离子98

[Cu(NH3)4]2+中Cu2+←NH3,记为:∶NH3

单齿配体：∶F-

，∶OH-

双齿配体：∶NH2-(CH)2-H2N∶(en)

多齿配体：如EDTA

EDTA有6个配位原子，的具有五个五元环的螯合物。可以与金属离子形成很稳定[Cu(NH3)4]2+中Cu2+←NH3,记为:∶NH99配位数与配位体数对于单齿配体形成的配合物，中心原子的配位数=配体数；对于多齿配体形成的配合物，中心原子的配位数=配体数×一个配体中的配位原子数。[Cu(NH3)4]2+[Cu(en)2]2+配位数与配位体数对于单齿配体形成的配合物，[Cu(NH3)41002.配离子的命名：

1.俗名法(习惯命名)

银氨配离子水合铜离子

K3[Fe(CN)6]:铁氰化钾（赤血盐）

K4[Fe(CN)6]:亚铁氰化钾（黄血盐）

[Cu(H２O)4]2+[Ag(NH3)2]+２．系统命名法（国际命名法）配位体数－配体－合－中心离子（氧化数）如：四氨合铜（II）即：[Cu(NH3)4]2+2.配离子的命名：[Cu(H２O)4]2+[Ag(N101配体命名顺序：◆先无机后有机；◆先阴离子后中性分子；◆若配体均为阴离子或中性分子时，按配位原子元素符号的英文字母顺序排列。◆复杂配体要加括号，避免混淆。如：[Cu(NH3)4]SO4

硫酸四氨合铜(Ⅱ)[Co(NH3)5H2O]Cl3三氯化五氨一水合钴(Ⅲ)配体命名顺序：◆先无机后有机；◆先阴离子后中性分子；如：[102(一)配合物的稳定常数(二)影响配合物在溶液中的稳定性的因素(三)配合物的性质二、配位平衡(一)配合物的稳定常数二、配位平衡103(一)配合物的稳定常数1-1稳定常数和不稳定常数1-2逐级稳定常数和累积稳定常数1-3配合物的稳定常数的应用(一)配合物的稳定常数1-1稳定常数和不稳定常数1041-1

稳定常数和不稳定常数配离子在水溶液中发生解离，其解离反应达到平衡时，解离方程的平衡常数称为配离子的不稳定常数(K不稳)或解离常数（Kd)配离子的不稳定常数越大，表明达平衡时配离子解离趋势越大，在水溶液中越不稳定1-1稳定常数和不稳定常数配离子在水溶液中发生解离，其解离105在一定温度下，中心原子与配体形成配离子的平衡常数称为配离子的稳定常数(K稳/Kf)配离子的稳定常数越大，表明在水中形成配离子的趋势越大，配离子越稳定。配离子类型（指1:2、1:4等）相同时，稳定常数越大，配离子越稳定；若类型不同，它们的稳定常数大小是不能用以判断稳定性的。在一定温度下，中心原子与配体形成配离子的平衡常数称为配离子的1061-2

逐级稳定常数和累积稳定常数

配离子的形成是逐级建立的，每一级均有其平衡常数（K1,K2…),例：

1.配离子的逐级稳定(形成)常数K1K2K3K4Kf=K1K2K3K4=2.1×10131-2逐级稳定常数和累积稳定常数配离子的形成是逐级建立的1072.配离子的累积稳定常数2.配离子的累积稳定常数108累积稳定常数——形成配离子的各个阶段的逐级稳定常数的连乘积。3.逐级稳定常数和累积稳定常数的关系累积稳定常数——形成配离子的各个阶段的逐级稳定常数的连乘积。109

配合物的稳定常数越大，表示配位反应进行的程度越大，该配合物越易生成，即越稳定。反之，表示该配合物越易解离，即越不稳定。常见配合物的K稳可以查化学手册。配合物的稳定常数越大，表示配位反应进行的程度越大110

对于同类型的配合物，可以直接通过比较K稳来比较其配合物的稳定性，对于不同类型的配合物要通过计算溶液中的离子浓度比较其稳定性。

例如：

[Cu(NH3)4]2+的稳定常数为2.1×1013[Zn(NH3)4]2+的稳定常数为2.9×109

请问以上两种配离子哪种更稳定？对于同类型的配合物，可以直接通过比较K稳来比较其配1111-3配合物的稳定常数的应用

例15、室温下，0.010mol的AgNO3固体溶于1.0L0.030mol·L-1的NH3·H2O中（设体积不变），计算该溶液中游离的Ag+、NH3和[Ag(NH3)2]+的浓度。1.配离子平衡浓度的计算1-3配合物的稳定常数的应用例15、室温下，0.010m112解：解：113水溶液中的离子平衡课件1142.判断两种配离子之间转化的可能性

例16、25℃时在[Ag(NH3)2]+溶液中，c(NH3)=1.0molL-1，c([Ag(NH3)+2])=0.10molL-1，加入Na2S2O3使c(S2O32-)=1.0molL-1，计算平衡时溶液中NH3、[Ag(NH3)+2]的浓度。已知：2.判断两种配离子之间转化的可能性例16、25℃时在115解：解：116水溶液中的离子平衡课件117(二)影响配合物在溶液中稳定性的因素2-1中心原子的结构和性质的影响2-2配体性质的影响(二)影响配合物在溶液中稳定性的因素2-1中心原子的结构1182-1中心原子的结构和性质的影响

决定中心原子作为配合物形成体的能力的因素主要有金属离子的电荷、半径及电子构型。2-1中心原子的结构和性质的影响决定中心原子1191.金属离子的半径和电荷对相同电子构型的金属离子，生成配合物的稳定性与金属离子电荷成正比，与半径成反比，可合并为金属离子的离子势，（金属离子的电荷Z与半径r的比值Z/r），该值的大小常与所生成的配合物的稳定常数大小一致，但这仅限于较简单的离子型配合物。1.金属离子的半径和电荷1202.金属离子的电子构型（1）8e-构型的金属离子如碱金属、碱土金属离子及B3+、Al3+、Si4+、Sc3+、Y3+、La3+、Ti4+、Zr4+、Hf4+等离子。一般而言，这一类型的金属离子形成配合物的能力较差，它们与配体的结合力主要是静电引力，因此，配合物的稳定性主要决定于中心离子的电荷和半径，而且电荷的影响明显大于半径的影响。2.金属离子的电子构型121（2）18e-构型的金属离子如Cu+、Ag+、Au+、Zn2+、Cd2+、Hg2+、Ga2+、In3+、Tl3+、Ge4+、Sn4+、Pb4+等离子，由于18e-构型的离子与电荷相同、半径相近的8e-构型的金属离子相比，往往有程度不同的共价键性质，因此要比相应的8e-构型的配离子稳定,且同主族自上而下形成的金属配合物稳定性增强。（2）18e-构型的金属离子122（3）(18+2)e-构型的金属离子如Ga+、In+、Tl+、Ge2+、Sn2+、Pb2+等，由于外层S电子影响内层电子的活动性，因而不易生成稳定的配离子，但较8e-构型的金属离子生成配合物的倾向大。（4）(9-17)e-构型的金属离子如Fe2+、Co2+、Ni2+、Pt2+等，由于有未充满的d轨道，易接受配体的电子对，形成配合物的能力强。（3）(18+2)e-构型的金属离子123按中心离子在周期表中的位置则是：ⅠB、ⅡB、ⅥB-ⅧB金属易形成稳定的简单配合物和鳌合物；P区金属可以形成少量的简单配合物及稳定的螯合物；s区金属只能形成较稳定的螯合物和大环配合物。按中心离子在周期表中的位置则是：ⅠB、ⅡB、ⅥB-ⅧB金属易1242-2配体性质的影响

配合物的稳定性除了与中心离子的性质有关外，还与配体的性质有关如配体的酸碱性、螯合效应、空间位阻等。2-2配体性质的影响配合物的稳定性除了与中125中心离子相同时，配位体的碱性越强，形成的配合物越稳定（中心离子是电子对接受体，是酸）。1.配位体的碱性例：[Zn(OH)4]2-lg4=15.5[Zn(NH3)4]2+lg4=9.05中心离子相同时，配位体的碱性越强，形成的配合物越稳定（1262.配体的螯合效应多齿配体的成环作用使配合物的稳定性比组成和结构近似的非螯合物高得多，这种现象叫做螯合效应。螯合物的稳定性还与形成螯合环的数目有关。一般而言，形成的螯合环的数目越多，螯合物越稳定。螯合物中环越多越稳定；五、六元环稳定。2.配体的螯合效应127例：例：128

螯合物的稳定性[][][][][][][][]8.61

)Ni(NH

18.32Ni(en)7.12

)CHCd(NH

10.09

Cd(en)9.46

)Zn(NH

10.83

Zn(en)13.32

)Cu(NH

20.00Cu(en)

lg

lg

263232432222432224322ff++++++++KK简单配合物螯合物螯合物的稳定性[][][][][][][][]8.61129从热力学角度看，螯合效应是一种熵效应。例：[Ni(NH3)6]2++3en=[Ni(en)3]3++6NH3∆S>0，有利于反应向右进行。从热力学角度看，螯合效应是一种熵效应。1303.空间位阻或邻位效应空间位阻效应主要指分子中某些原子或基团彼此接近而引起的空间阻碍作用。

3.空间位阻或邻位效应空间位阻效应主要指分子中某些原子或基131(三)配合物的性质3-1颜色变化3-2溶解度变化（配位平衡与沉淀溶解平衡）3-3电极电势变化（配位平衡与氧化还原平衡）3-4酸碱性变化（配位平衡与酸碱平衡）3-5配合物的应用(三)配合物的性质3-1颜色变化1323-1

颜色的改变血红色无色

由于生成[FeF6]3-，使Fe3+不能与SCN-生成血红色物质，这种作用称为掩蔽效应。3-1颜色的改变血红色无色由于生成[FeF6]3-，使1333-2溶解度变化

（配位平衡与沉淀溶解平衡）3-2溶解度变化

（配位平衡与沉淀溶解平衡）134配位平衡与沉淀溶解平衡的相互影响，实际上是配合剂(配体)与沉淀剂争夺金属离子的能力大小，K稳越大或Ksp越大，形成配合物的倾向越大。即：沉淀+配合剂配离子+沉淀剂

KӨ=KӨ稳×KӨsp配离子+沉淀剂沉淀+配合剂

KӨ=1/(KӨ稳×KӨsp)配位平衡与沉淀溶解平衡的相互影响，实际上是配合剂135

例：

欲使0.10mmol的AgCl完全溶解生[Ag(NH3)2]+，最少需要1.0mL氨水的浓度是多少？

解：

AgCl溶解后生成[Ag(NH3)2]+的浓度为：0.10mmol/1.0mL=0.10mol·L-1

例：解：136

AgCl+2NH3=Ag(NH3)2++Cl-始：0.10x00平衡时/mol·L-1x-0.200.100.10

KӨ=

(0.10×0.10)/(x-0.20)2

x=2.4mol·L-1

答：略。

AgCl+2NH31373-3电极电势变化

（配位平衡与氧化还原平衡）

由于配离子的生成，导致溶液中金属离子的浓度改变，进而导致有关电对的电极电势改变。3-3电极电势变化

（配位平衡与氧化还原平衡）138例：例：139解：[Co(NH3)6]3+=

[Co(NH3)6]2+=[NH3]=1.0mol.L-1[Co3+]=?[Co2+]=?思路?解：[Co(NH3)6]3+[Co3+]=?思路?140水溶液中的离子平衡课件141水溶液中的离子平衡课件142思路?思路?143水溶液中的离子平衡课件144水溶液中的离子平衡课件1453-4酸碱性变化

（配位平衡与酸碱平衡）

由于许多配体，如F-、NH3、CN-、SCN-以及有机酸根，都能与H+形成难解离的弱酸，造成配位平衡与酸碱平衡的竞争。3-4酸碱性变化

（配位平衡与酸碱平衡）由于146

Mn++nL-[MLn]

++nOH-nH+M(OH)n

nHL

当Ka、Kb越小，配离子越易解离，平衡向生成弱酸、弱碱方向移动。Mn++nL-1473-5配合物的应用1.在元素分离和分析中的应用离子检验与测定：Fe3++nSCN-==[Fe(SCN)n]3-n(血红色)Cu2++4NH3==[Cu(NH3)4]2+(深蓝色)

另外，在离子的掩蔽、萃取分离等有广泛应用。3-5配合物的应用1.在元素分离和分析中的应用Fe148Ni离子的鉴定：丁二肟鲜红色Ni离子的鉴定：丁二肟鲜红色1492.在电镀工业中的应用Cu2++2P2O4-==[Cu(P2O7)2]6-

由于[Cu(P2O7)2]6-较难离解，溶液中c(Cu2+)小，使Cu2+在电极上放电速率慢，有利于新晶核的产生，因而可得到光滑、均匀、附着力好的镀层2.在电镀工业中的应用Cu2++2P2O4-==1503.湿法冶金中的应用

贵金属难氧化，从其矿石中提取有困难。但是当有合适的配合剂存在，则易于提取。例如在NaCN溶液中，由于ӨAu(CN)2-/Au值比ӨO2/OH-值小得多，Au的还原性增强，容易被O2氧化，形成[Au(CN)2]-而溶解，然后用锌粉从溶液中置换出金。4Au+8CN-+O2+2H2O=4[Au(CN)2]-+4OH-2[Au(CN)2]-+Zn=2Au↓+2[Zn(CN)4]2-3.湿法冶金中的应用贵金属难氧化，从其矿石中1514.生物化学中的配位化合物

生物体内各种各样起特殊催化作用的酶，几乎都与有机金属配合物密切相关。例如，植物进行光合作用所必需的叶绿素，是以Mg2+为中心的复杂配合物。植物固氮酶是铁、钼的蛋白质配合物。4.生物化学中的配位化合物生物体内152

治疗糖尿病的胰岛素，治疗血吸虫病的酒石酸锑钾以及抗癌药顺铂、二氯茂钛等都属于配合物。现已证实多种顺铂([Pt(NH3)2Cl2])及其一些类似的物质对子宫癌、肺癌、睾丸癌有明显疗效。现已发现金的配合物[Au(CN)2]-有抗病毒作用。治疗糖尿病的胰岛素，治疗血吸虫病的酒石酸153水溶液中的离子平衡课件154解:因为等体积混合,所以初始浓度各为其[Ag(NH3)2]+Ag++2NH3初始浓度/mol.kg-1

0.10.50浓度变化/mol.kg-1

-(0.1-x)-2(0.1-x)0.1-x平衡浓度/mol.kg-1

x0.3+2x0.1-x例13：在50g0.2mol.kg-1AgNO3溶液中加入等体积的1.0mol.kg-1的氨水.计算平衡时溶液中Ag+的浓度。半。建立如下关系：解:因为等体积混合,所以初始浓度各为其[Ag(NH3)2]+155答:平衡时:b(Ag+)=9.91×10-8mol·kg-1

x=9.91×10-8K

(稳)=(0.1-x)/x(0.3+2x)2yK

(稳)=0.1/0.32x=107.05

y近似处理后得:答:平衡时:b(Ag+)=9.91×10-8mol·kg-1156三、配位平衡的移动

配位平衡也是一种相对的、有条件的动态平衡。改变平衡系统的条件，则平衡就会发生移动。

下面主要讨论溶液的酸度、沉淀反应、其他配位反应及氧化还原反应等对配位平衡的影响。三、配位平衡的移动配位平衡也是一种相对的、有条件的157[Cu(NH3)4]2++2OH-Cu(OH)2+4NH3深蓝色溶液浅蓝色沉淀此现象称溶解效应。[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3+4H+4NH4+深蓝色天蓝色

过量的酸又可以使这个配离子解离，称酸效应：1、溶液的酸度影响[Cu(NH3)4]2++2OH-Cu(OH)2+4NH3深1582、沉淀反应的影响[Ag(NH3)2]+2NH3

+Ag++Br-AgBr平衡移动方向[Ag(NH3)2]++Br-2NH3

+AgBr↓2、沉淀反应的影响[Ag(NH3)2]+2NH3+159[Ag(NH3)2]++Br-2NH3

+AgBr↓[Ag(NH3)2]++Br-2NH3+1603.氧化还原反应的影响2[FeF6]3-12F-+2Fe3++Sn2+2Fe2++Sn4+平衡移动方向

实际上是氧化还原平衡与配位平衡之间的转化，也是还原（或氧化）剂与配体争夺金属离子的反应，最终平衡向强者方向移动。3.氧化还原反应的影响2[FeF6]3-12F161[Ag(NH3)2]+2NH3

+Ag++2CN-[Ag(CN)2]-平衡移动方向[Ag(NH3)2]++2CN-2NH3

+[Ag(CN)2]-4、其他配位平衡的影响[Ag(NH3)2]+2NH3+Ag++2C162例14：求在6.0mol.kg-1氨水中可溶解多少

AgCl?解:多相离子平衡:=1.77×10-10×1.1×107K

=KS

(AgCl)×K

(稳,[Ag(NH3)2]+)yyy[Ag(NH3)2]++Cl-AgCl（S）+2NH3平衡浓度

/mol.kg-1(-x)

6.0-2xxx

=x2/(6.0-2x)2=1.95×10-3x=0.243例14：求在6.0mol.kg-1氨水中可溶解多少解:多相离163m=0.243mol.kg-1×143.35g.mol-1×1kg=34.83g答:1.0kg6mol.kg-1氨水可溶解34.83g。思考：a.某溶液含有FeCl2和CuCl2的浓度0.10mol·kg-1，不断通入H2S，是否有FeS沉淀生成?b.某溶液含有FeCl2的浓度为0.10mol·kg-1，不断通入H2S，是否有FeS沉淀生成？m=0.243mol.kg-1×143.35g.mol-1×164第十一章水溶液中的离子平衡11.1酸碱理论11.2水的离子积和水溶液的pH11.3弱酸弱碱的电离平衡11.4缓冲溶液11.5盐的水解11.6难溶电解质的沉淀溶解平衡11.7配位平衡第十一章水溶液中的离子平衡11.1酸碱理论1651887年Arrhenius(阿仑尼乌斯)提出酸碱电离理论：11.1酸碱理论

1.酸碱电离理论

酸(acid)：在水溶液中电离产生的阳离子全部都是H+

的化合物；碱(base):在水溶液中电离产生的阴离子全部是OH的化合物。中和反应的实质是H++OH-=H2O1887年Arrhenius(阿仑尼乌斯)166局限：无法解释Na2CO3、Na3PO4等溶液呈碱性；NH4Cl等溶液呈酸性；无法解释非水溶液中的酸碱行为。2.酸碱质子理论1923年，丹麦化学家布朗斯台特和英国化学家劳莱提出酸碱质子理论。例：在液氨中NH4Cl和NaNH2的反应局限：无法解释Na2CO3、Na3PO4等溶液呈碱性；NH167酸：凡是能给出质子的分子或离子;碱:凡是能接收质子的分子或离子。

为了表示它们之间的联系，常把酸碱之间的关系叫做共轭酸碱对。

按照酸碱质子理论，酸和碱不是彼此孤立的，而是统一在一对质子的关系上：酸：凡是能给出质子的分子或离子;为了表示它们之168共轭酸碱对共轭酸共轭碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。共轭酸碱对共轭酸共轭碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子的169

酸碱质子理论中没有盐的概念。酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。例：非水溶剂液氨中NH4Cl和NaNH2的反应酸碱质子理论中没有盐的概念。例：非水溶剂液氨中NH4C170酸碱反应的实质两个共轭酸碱对之间的质子传递注意：共轭酸碱是仅相差一个H+的一对酸碱HAc－NaAcH3O+－H2OH2CO3－NaHCO3共轭酸碱在溶液中可以大量共存酸碱反应的实质两个共轭酸碱对之间的质子传递注意：共轭酸碱是仅17111.2水的离子积和水溶液的pH

纯水是很弱的电解质，存在电离平衡：水的离子积

Kw与温度有关，不受浓度的影响。T=298K，Kw=1.0×10-14T=373K，Kw=5.5×10-131、水的电离和水的离子积11.2水的离子积和水溶液的pH纯水是很弱的电解质172溶液的酸碱性相对大小c(H+)/molL-1(25℃)pH(25℃)酸性c(H+)>c(OH-)＞10-7＜7中性c(H+)=c(OH-)=10-7=7碱性c(H+)<c(OH-)＜10-7>72、溶液的酸碱性溶液的酸碱性相对大小c(H+)pH酸性c(H+)>c(O173pH和pOH的使用范围一般在0~14之间。在这个范围以外，用物质的量浓度表示酸度和碱度更方便。酸碱性的测定方法有以下几种：3、溶液的pHpH和pOH的使用范围一般在0~14之间。174

酸碱指示剂

指示剂pH范围酸色碱色甲基橙3.1—4.4红黄石蕊5.0—8.0红蓝酚酞8.2—10.0无红几种常用的指示剂变色范围pH试纸pH计酸碱指示剂指示剂pH范围酸色碱色甲基橙17511.3弱酸弱碱的电离平衡1.一元弱酸简写为：

根据弱酸分子电离出氢离子的数目分为一元弱酸和多元弱酸.

以HA表示一元弱酸，则电离通式为：11.3弱酸弱碱的电离平衡1.一元176Ka

无量纲，常简写为Ka，简称为酸的电离常数。⊖平衡时,有标准浓度为1mol·L-1

电离平衡常数常见弱酸的Ka值见附表，Ka越大，酸性越强。Ka无量纲，常简写为Ka，简称为酸的电离常数。⊖平衡时,177电离度ɑ电离度ɑ和电离平衡常数Ka

都表示电解质电离的程度。电离度ɑ电离度ɑ和电离平衡常数Ka都表示电178设酸HA的起始浓度为c0，电离度为a

电离度和离子浓度的计算设酸HA的起始浓度为c0，电离度为a电179

当a<5%或c0/Ka

>400时，1–a≈1，

稀释定律：在一定温度下，某弱电解质溶液的电离度随着其溶液的稀释而增大。当a<5%或c0/Ka>400时，1802.一元弱碱设弱碱B的起始浓度为c0，电离度为a弱碱的电离平衡常数

当a<5%或c0/Kb

>400时，2.一元弱碱设弱碱B的起始浓度为c0，181例1、HAc的初始浓度为0.1mol·L-1，求[Ｈ+]和a？已知Ｋa＝1.76×10-5，解：因为c0

/Ka=0.1/1.76×10-5>400

利用近似公式例1、HAc的初始浓度为0.1mol·L-1182例2、求0.01mol•L-1的HF溶液的[

H+]，已知

HF

的Ka=6.310－4

解：

不符合近似计算的条件。例2、求0.01mol•L-1的HF溶183水溶液中的离子平衡课件184

3.多元酸的电离平衡试比较Ka1中[Ｈ+]与Ka2中[Ｈ+]的关系？

例如：H2S在水中的解离相等3.多元酸的电离平衡试比较Ka1中[Ｈ+]与185如何求[Ｈ+]?多元弱酸Ka1Ka2Ka3H2CO3

4.3×10–7

5.61×10–11H2S1.1×10–7

1.3×10–13

H3PO4

7.6×10–3

6.2×10–8

4.4×10–13

多元弱酸的电离平衡常数H2S水溶液如何求[Ｈ+]?多元弱酸Ka1Ka2Ka3H2CO34.186原因：(1)要克服较强的静电引力；

(2)产生了同离子效应。一个普遍存在的规律：

多元弱酸[H+]的计算：按第一级电离计算。由于原因：(1)要克服较强的静电引力；一个普遍存在的规律：187

例3、室温下硫化氢饱和水溶液中H2S的浓度为0.10mol·L–1

，求H+、HS–和S2–的浓度。已知：H2S的Ka1=5.7×10–8，Ka2=1.2×10–15。溶液中H+浓度按一级电离产生的H+计算。=7.6×10-5mol/L例3、室温下硫化氢饱和水溶液中H2S的浓度为0.10188所以

求算S2-离子的浓度，由第二级电离平衡:7.6×10-5mol/L1.2×10–15mol/L所以求算S2-离子的浓度，由第二级电离平衡:7.6×1189

多元弱酸H+浓度按一级电离计算：纯二元弱酸电离生成的[A2-]=Ka2，而与弱酸的初始浓度无关。多元弱酸中有外加酸时，若弱酸浓度一定时，[A2-]的近似计算如下:注意几点：多元弱酸H+浓度按一级电离计算：纯二元弱酸电离生成的[A190根据多重平衡规则：计算含0.10mol·L–1HCl和0.10mol·L–1H2S的的混合溶液中S2–的浓度。解：[H+]=c(HCl)=0.10mol/L[H2S]=c(H2S)=0.10mol/L=6.8×10-22mol/LH2S2H++S2-

根