第十章 电离平衡及酸碱理论

第十章电离平衡与酸碱理论Chapter10TheIonizationEquilibria&TheoriesofAcids&Bases(适于2010级本科学生)化学化工系教授时文中Shiwz64@163.com

教学要求1.理解强弱电解质的概念；2.掌握弱电解质的电离平衡，影响电离平衡移动的因素、同离子效应、缓冲溶液及有关计算；3.掌握pH值的意义及pH值与[H+]的计算；4.掌握各种盐的水解平衡及及盐溶液pH值计算；5.了解酸碱理论的发展,理解阿仑尼乌斯酸碱电离理论、酸碱质子理论、酸碱电子理论的要点及其它们的区别和联系；6.掌握难溶电解质沉淀溶解平衡，溶度积规则及其应用，沉淀的生成、溶解转化条件及有关计算。重点与难点

重点：

弱电解质电离平衡，水的电离及溶液pH值的计算，弱电解质离子浓度的计算，同离子效应、缓冲溶液、盐类水解及一般计算，溶度积规则应用，沉淀生成、溶解、分步沉淀的计算。

难点：

缓冲溶液的含义及计算、电离平衡与沉淀溶解平衡的联系及有关计算。

§10-1强电解质溶液理论强电解质理论上100％电离，事实并非如此。

强电解质在溶液中是完全电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚，这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由，其表现是：

溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。因此,1923年Debye及Hückel提出离子氛(ionicatmosphere)概念。

1-1离子氛（ionicatmosphere）

德拜-休克尔理论认为:在溶液中，每一个离子都被反号离子所包围，由于正、负离子相互作用，使离子的分布不均匀。若中心离子取正离子，周围有较多的负离子，部分电荷相互抵消，但余下的电荷在距中心离子处形成一个球形的负离子氛；反之亦然。一个离子既可为中心离子，又是另一离子氛中的一员。1-2弛豫效应（relaxationeffect）

由于每个离子周围都有一个离子氛，在外电场作用下，正负离子作逆向迁移，原来的离子氛要拆散，新离子氛需建立，这里有一个时间差，称为弛豫时间。在弛豫时间里，离子氛会变得不对称，对中心离子的移动产生阻力，称为弛豫力。这力使离子迁移速率下降，从而使摩尔电导率降低。1-3活度与活度系数活度：

是指有效浓度，即单位体积电解质溶液中表现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离子间相互作用的浓度。以a(activity)表示。

f：活度系数。稀溶液中，f<1；极稀溶液中，f接近1。

1-4离子强度(I)(ionicstrength)电解质中离子间平均静电作用的量度I—离子强度mi—i种离子的质量摩尔浓度zi—i种离子的电荷数

离子强度越大，正负离子间作用力越大。mi越大、zi越高则I越大、f越小，a与c差别越大。规律：①

离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系数越小；

②离子强度越小，活度系数约为1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于浓度;

③离子电荷越大，相互作用越强，活度系数越小。电离平衡：弱电解质部分解离后存在的未电离的分子与离子间的平衡。电离常数：弱电解质达解离平衡时的平衡常数。达平衡时

（1）一元弱酸的解离平衡2-1一元弱酸(碱)的电离平衡§10-2弱酸(碱)的电离平衡

对一元弱酸电离度c0/Kθ<400不能近似计算稀释定律对一元弱碱（2）一元弱碱的解离平衡c0/K<400不能近似计算在HAc溶液中存在以下平衡:

加入少量的HCl时[H+]↑,则化学平衡左移,[HAc]↑,乙酸的电离程度↓,即α↓；加入少量的NaAc时[Ac-]↑,则化学平衡左移,[HAc]↑,乙酸的电离程度↓,即α↓；结论：在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质时，导致弱电解质的电离度降低的现象称为同离子效应。（3）同离子效应对于浓度为C酸的乙酸,加入乙酸钠(C盐)且达到平衡时：

HAc≒H++Ac-起始浓度C酸0C盐平衡浓度C酸-xxC盐+x

x（C盐+x）Ka=————C酸-x（4）盐效应结论：在弱电解质溶液中加入不含有相同离子的强电解质时，导致弱电解质的电离度有所增加的现象称为盐效应。

原因：强电解质的加入离子浓度增大，离子氛的形成，离子之间的牵制增强，弱电解质电离出的离子相互结合的阻力增大，电离度增大。对于弱电解质溶液来说，同离子效应是主要的，盐效应是次要的，后者常常可以忽略不计。H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)或H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)—水的离子积常数，简称水的离子积。22℃纯水：100℃纯水：=1.0×10-14=5.43×10-13T，2-2水的电离（1）)OH()OH(3-+=cccc)OH()OH(3-+=cc或

H2O(l)=H+(aq)+OH(aq)∵rH=55.90KJ·mol10，的热力学计算99.13303.2lg-=D-=RTGr=1.0×10-14KWKWKW189.79-×=DmolKJGr（2）溶液的酸度当:[H+]＝[OH-]＝KW＝1.0×10-7mol·L-1称中性溶液当:[H+]>[OH-]or[H+]>1.0×10-7mol·L-1称酸性溶液当:[H+]<[OH-]or[H+]<1.0×10-7mol·L-1称碱性溶液水溶液中H+的浓度称为溶液的酸度。当H+的浓度较小时,通常用pH表示溶液的酸度。pH=-log[H+]水溶液中氢离子浓度值的负对数叫做pH值.类似地pOH=-log[OH-]pKw＝-logKw当[H+]=m×10-n时：pH＝n-logm（3）酸碱指示剂HIn表示有机指示剂HInH++In红蓝

=([H+]/c

[In]/c)/[HIn]/c，指示剂解离常数当c(HIn)c(In)时，溶液呈红色，是酸性；当c(HIn)c(In)时，溶液呈蓝色，是碱性。[HIn]/c[H+]=

c[In]/c在[HIn]/[In]10或[HIn]/[In]0.1时，指示剂颜色变化。指示剂变色范围是pH=p±1。KiKiKiH2S=H++HS-HS-=H++S2-2-3多元弱酸溶液的电离

特点：分步进行A．二元弱酸的电离平衡2103.1][]][[-7-+×==SHHSHKa115222101.7][]][[--+×==SHSHKa-22222211023.9][][][-+×==×SHSHKKaa例计算在常温常压下H2S饱和溶液中[H+]、[HS-]、[S2-]和[OH-]。0.10-xx+y+zx-y≈0.10≈x≈xx-yx+y+zy≈x≈x

x+y+zz

≈x[例]在0.1mol·dm-3盐酸中通入H2S至饱和,求溶液中S2-的浓度。B．多元弱酸的电离平衡*弱酸弱碱溶液的电离总结2-4缓冲溶液2．缓冲溶液[H+]的计算

弱酸—弱酸强碱盐HAcH++Ac-

平c酸xc盐弱碱—强酸弱碱盐的缓冲体系：3-1盐的水解1.强酸弱碱盐（离子酸）(1)+(2)=(3)则§10-3盐的水解%100%10000×-=×=ccceq盐的初始浓度水解平衡时盐水解部分的浓度水解度设NH4Cl的起始浓度为c0起始c000平衡c0

–x

x

x2.弱酸强碱盐（离子碱）NaAc,NaCN……一元弱酸强碱盐的水溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：设盐的起始浓度为c0则例题P38110-8如Na3PO4的水解：多元弱酸强碱盐也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子都是多元离子碱，它们的水解都是分步进行的。a,3a,2a,143

POHKKK>>>>对于例题：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。ceq/(mol·L-1)

0.10–x

x

x解：解离大于水解，NaH2PO4溶液显弱酸性；相反,Na2HPO4溶液解离小于水解,显弱碱性。思考：其相关常数等于多少？pH=?3.酸式盐解联立方程得酸碱性？4.弱酸弱碱盐?pH][0==>>+qqqqqbawhaKKKHKKc很小时且P383例10-9解：平衡0.1–x

x5.9×10-10x=0.049即[NH3]=0.049mol·dm-3h=?[HCN]=?[例]计算0.1mol·dm-3NH4CN溶液的pH值和溶液中[NH3]、[OH-]、[HCN]。（略）1.平衡常数的影响浓度相同时，酸（碱）越弱，水解常数越大。2.温度：水解反应为吸热反应，＞0，T↑,↑，水解度增大。3-2影响盐类水解的因素3.盐的浓度：温度一定时，

c盐↓,水解度增大。有些盐类，如Al2S3,(NH4)2S可以完全水解。总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。4.溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。加碱4-1早期对酸碱的认识

人们最初对酸碱的认识是从他们的反应现象、特征入手的；18世纪末，法国化学家拉瓦锡(A.Lavoisier)提出“酸素”的说法；1815年，英国化学家戴维(H.Davy)注意到构成酸的关键元素是氢；1838年，德国化学家李比希(J.Liebig)认为，只有含有能被金属置换的氢的化合物才是酸，这可以算作第一个比较满意的酸的定义；19世纪80年代德国化学家奥斯特瓦尔德(F.W.Ostwald)和瑞典化学家阿累尼乌斯(S.A.Arehenius)提出电离理论；§10-4酸碱理论1.Arrlenius酸碱电离理论4-2常见酸碱理论(1).定义电离时产生的阳离子全部是H+

离子的化合物叫酸；电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱

(2)酸碱特征电离出的阳离子只有H+的物质是酸;电离出的阴离子只有OH-的物质是碱。(3)

酸碱反应的本质

是H+与OH-反应生成水:

H++OH-=H2O它解释了酸碱反应中和热都相等的实验事实(4)酸碱的强弱：根据酸碱平衡常数比较(5):优势:提出了H＋、OH－的概念,提供了一个描述酸碱强度的定量标度;

缺陷:只承认提供水溶性OH－的物质是碱,也不能解释非水质子溶剂和非质子溶剂中的酸碱反应.2.溶剂理论1905年Franklin提出溶剂论,它是从各种不同溶剂（包括非质子溶剂）中，也同样存在酸碱反应，发展起来的。(1)定义能离解出溶剂特征正离子的物质，称为该溶剂的酸；能离解出溶剂特征负离子的物质，称为该溶剂的碱。(2)中和反应的实质酸碱反应生成溶剂SOCl2+Cs2SO3==2CsCl+2SO2（l）

优点：扩大了酸碱的范围，解决了非水体系下的酸碱定义、中和反应的实质。局限：没有溶剂和溶剂不能电离的体系不能使用；溶剂的特征阴阳离子难以确定。

如：2SO2（l）≒SO2++SO32-

Cs2SO3溶解于2SO2（l）中是碱:

Cs2SO3≒2Cs++SO32-SOCl2溶解于2SO2（l）中是酸:

SOCl2≒SO2++2Cl-(1).定义

任何能释放质子的物种叫做酸，任何能结合质子的物种叫做碱；前者叫质子的给予体，后者叫质子的接受体。酸酸碱碱共轭(2).酸碱反应的本质:生成质子加合物(4)特点：

①质子论中不存在盐的概念。因为在质子论中，组成盐的离子已变成了离子酸和离子碱。

②酸碱是共轭的，弱酸共轭强碱，弱碱共轭强酸（Thestrongeranacid,theweakeritsconjugatebase;thestrongerabase,theweakeritsconjugateacid.）。因此已知某酸的强度，就可知其共轭碱的强度。(5)优缺点：优点

①把酸碱反应扩大到气相、液相、电离和水解等反应；

②在水溶液中，质子论的酸强度标度与Arrhenius理论中的酸强度标度是一致。缺点不能说明无质子型溶剂（如SO3、BF3）的酸碱反应，酸的定义范围并没有扩大。(2)路易斯酸碱的类型:

路易斯碱包括如下几类物种：①阴离子: X-，OH-，:CN-等；②具有孤对电子的中性分子:氨、胺、水、:CO等；③具有碳碳双键的分子:C2H4，K[PtCl3(C2H4)]路易斯碱也包括了布朗斯特碱，但二者并不完全一致。H2CO3、HCl是布朗斯特酸，但不是路易斯酸；路易斯酸包括如下几类物种：

①金属阳离子：含有用于成键的未占据的价轨道； Fe3+，Ag+，Mg2+，Na+

②含有价壳层未充满的原子的化合物； BF3，AlCl3

③具有极性双键的分子,最常见的离子为含有羰基的分子； R2C=O，CO2

④含有价壳层可扩展的原子的化合物； SnCl4---SnCl62-(sp3－sp3d2)(3)酸碱反应的基本类型A+:BA—B配位反应第一类反应叫配合物形成反应(Complexformationreaction),是最简单的一类路易斯酸碱反应，或是酸与碱在惰性溶剂(Non-coordinatingsolvent)中发生的反应，或是反应物与溶剂本身的反应，或发生在气相的反应：第二类反应叫置换反应(DisplacementReaction)。或表示配合物中的碱配位体被一个外来碱置换，例如：A—Ｂ+:BA—B’+:B取代反应或表示配合物中的酸被一个外来酸置换，例如：[MnF6]2-+2SbF52[SbF6]-+MnF4HS-(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+S2-(aq)[Cu(NH3)4]2+(aq)+4H2O(l)[Cu(H2O)4]2+(aq)+4NH3(g)第三类反应叫复分解反应(MetathesisReaction)，希腊语中的“Metathesis”意为“交换”，所以复分解反应即配位体交换反应，又叫双取代反应。例如：A—Ｂ+A’—B’A—B’+A’—B复分解反应(C2H5)3Si－I+AgBr(C2H5)3Si－Br+AgI(3)优缺点优点：电子论摆脱了体系必须具有某种离子或元素，也不受溶剂的限制，而立论于是物质的普遍组分，以电子对的给出和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。缺点：由于范围的扩大，认识过于笼统，区分不出各种反应类型的特点，特别是不易确定酸碱的相对强度。虽然后人又提出了软硬酸碱理论，但也只能定性比较酸碱的强弱。因此酸碱论的应用也受到了限制。5.硬软酸碱理论(HSAB)*(1)定义

硬是指不易变形的酸和碱(Fe3+,F-,8e构型,半径小,电荷多)。

软是指相对易变形的酸和碱(Ag+,Fe,I–,SCN–,半径大，非8e构型)。

“软亲软，硬亲硬，软硬结合不稳定”20世纪50年代，Ahrland等人发现，配体是同族元素时，金属配合物稳定性随中心离子类型不同而表现出不同的变化规律。

基于Ahrland的工作及Lewis电子理论,1963年皮尔逊(R.G.Pearson)提出。(2)硬酸与软酸

硬酸金属离子包括:第1、第2、第3族和Ln3+，An3+以及处于高氧化态的d区过渡金属离子，如：Ti3+，Cr3+，Fe3+，Co3+等；

软酸金属离子包括低氧化态的过渡金属离子.如：Pd2+，Pt2+，Hg2+，Hg22+等；介于上述两种酸之间的物种称作交界酸.如：Fe2+，Co2+，Cu2+，Ni2+等；

硬碱配位原子的特点是：电负性高、把持价电子能力强、不易被极化，如含O、N、F配位原子的配体，H2O、F-、NH3、R3N、PO43-、SO42-、CO32-等；

软碱所含配位原子电负性小，把持价电子能力差，半径大，易被极化，如含P、As、S、I配位原子及含有π键的配体，如：SCN-、CO、CN-，I-、S2-、R3As、R3P、R2S等；FeF63-稳定(硬亲硬)HgI42-稳定(软亲软)

F-Cl-Br-I-Fe3+6.041.410.49－Pb2+<0.81.751.771.92Ag+-7.0Hg2+1.036.728.9412.8碱酸A、HOI（软－软）HOF（软－硬,不存在）

HF(硬硬)>HI(硬软)[Cd(CN)4]2-(软软)

>[Cd(NH3)4]2+（软硬）(3)软硬酸碱的应用应用之一：判断化合物的稳定性

D、在矿物中Mg、Ca、Sr、Ba、Al等金属离子为硬酸，以氧化物，氟化物，碳酸盐和硫酸盐等形式存在；Cu、Ag、Pb、Zn、Hg则以硫化物形式存B、HgF2（软硬）+BeI2

（硬软）=BeF2（硬硬）+HgI2

（软软）Ag+

（软）+HI（硬软）=AgI

（软软）+H+

（硬）以反应(C2H5)3Si－I+AgBr→(C2H5)3Si－Br+AgI为例,反应能够向右进行,是因为两个产物都满足了硬－硬和软–软结合的规律。C、CN-,SCN-,OCN-配体的稳定异构体:Fe(NCS)3,[(C5H5)2Ti(OCN)]2-

（硬硬）;[Pt(SCN)6]2-[Ag(SCN)2]-[Ag(NCO)2]-

（软软）应用之二：判断物质溶解性硬溶剂能较好地溶解硬溶质，软溶剂能较好地溶解软溶质。如水是硬溶剂，能较好地溶解体积小的阴离子(如AgF)及体积小的高价阳离子(如LiI)。但要考虑晶格能等(如LiF)

如何用HSAB原则解释相似相溶规律？物质的溶解可看作是溶剂和溶质间的酸和碱的相互作用。如果把溶剂作为酸碱看待，那么就有软硬之分，如水是硬溶剂，苯是软溶剂；溶质如果作为酸碱看待，也有软硬之分，如离子化合物是硬溶质，共价化合物是软溶质。SolutionQuestion配位在简单酸上的碱会影响酸的软硬度，从而影响这酸与其它碱的键合能力。软配体增加酸的软度，因而更倾向于与软碱键合。B3＋结合H－形成BH3的软度增加，倾向于与CO（软碱）结合成BH3CO；B3＋结合F－形成BF3硬度增加，倾向于OR2（硬碱）结合成BF3OR2应用之三：类聚现象如苯的烷基化反应，该催化剂的AlCl3是硬酸，它与硬碱Cl-结合为AlCl4-,同时生成软酸R+,对软碱苯核有很大的反应性。其它硬酸FeCl3、SnCl4都有催化效果。应用之四：催化作用通常生成硬－硬或软－软取代产物的反应都很迅速。如三氯甲烷的取代反应，软碱（RS－、R3P、I－）对Cl--的取代反应都快，与硬碱（RO－、R3N、F－）的反应就慢。应用之五：化学反应速度判断反应进行的方向以反应(C2H5)3Si－I+AgBr→(C2H5)3Si－Br+AgI为例,反应能够向右进行,是因为两个产物都满足了硬-硬和软-软结合的规律。帮助拟定合成反应

[AgF4]2-、[FeO4]2-和OsO4中的Ag(+2)、Fe(+6)和Os(+8)就是用F–和O2–这样的硬碱使之稳定的。试图合成这些高氧化态金属的硫化物,则多半是失败。碱酸＋O2－SO42－SO3＋O2－CaO(s)Ca2+＋O2－6.鲁克斯的氧负离子理论*根据Lux的定义，酸是氧负离子的接受体，碱是氧负离子的给予体，酸碱存在如下共轭关系：Lux的定义特别适用于高温下氧化物之间的反应,它在冶金、玻璃陶瓷和硅酸盐领域中有着重要应用。CaO(s)＋SO3(l或g)CaSO4(s)叫溶度积常数——沉淀-溶解达到平衡时，难溶电解质的各离子以方程式中的系数为幂的浓度的乘积。严格讲应用活度积，但S很小，f=1，对通式溶解沉淀式中省略了M和B的离子电荷按规定将纯固体的浓度取1或常数，则溶解与沉淀过程§10-5-1溶度积常数§10-5沉淀—溶解平衡离子积j与的大小关系，称为溶度积规则，可以用于判断沉淀的生成、溶解和转化情况。以下三条规则称为溶度积原理:(1)j<不饱和溶液，无沉淀析出，若原来有沉淀存在，则沉淀溶解(2)j=饱和溶液，处于平衡(3)j>过饱和溶液，沉淀析出§10-5-2溶度积原理任意情况下，溶液中离子浓度的乘积——离子积j。PbI2(s)溶度积原理25℃时，晴纶纤维生产的某种溶液中，C(SO42-)为6.0×10-4mol·L-.

若在40.0L该溶液中，加入0.010mol·L-BaCl2溶液10.0L，问是否能生成BaSO4沉淀？ExampleSolution§10-5-3溶度积和溶解度的关系溶解度用中学的表示法显然很麻烦，如AgCl在25℃时的溶解度为0.000135g/100gH2O若溶解度用S(mol·L-1）表示：平衡浓度nSmS两者之间有联系也有差别●与溶解度概念应用范围不同，Ksp只用来表示难溶电解质的溶解度；●Ksp不受离子浓度的影响，而溶解度则不同。●用Ksp比较难溶电解质的溶解性能只能在相同类型化合物之间进行，溶解度则比较直观。Example个溶解度较大？，问：它们在纯水中哪和的溶度积分别为的和下已知10124201077.11012.1CrOAgC25--××AgClSolutionL-1molAgClL-1molCrOAgKθxyClAgAgClCrOAgCrOAgxClCrOAgsL-1ymolAgClL-1xmolCrO·51033.1)(spKθy·51054.634)42(sp2

34x(x)2(2x)

]][[)(spKθ

]24[2][)42(spKθyy

y

x2x

AgAgCl(s)

242)(4CrO2Ag·

,·

42Ag-×==-×=====-+=-+=-++=-++=的溶解度为的溶解度为设分子式溶度积溶解度/AgBrAgIAgClmol·dm-31.77×10-10Ag2CrO41.33×10-55.35×10-137.31×10-78.51×10-179.22×10-91.12×10-126.54×10-5经计算可知：结论：（1）相同类型大的S也大减小

S

减小(2)不同类型的比较要通过计算说明.

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.§10-5-4同离子效应与盐效应*Example计算AgCl在1.0×10-2mol·L-1的HCl中的溶解度,并将计算出的结果与上例氯化银在纯水中的溶解度对比。Solution设AgCl在HCl中的溶解度为S,在纯水中溶解度为S*。sHClHCl+××++--+22*****-100.1

s

100.1s

s

)(ss

s

(aq)Cl(aq)AgAgCl(s)

达到新平衡添加的初始状态添加水中溶解度水溶液中达到平衡计算表明，同离子效应的存在，使AgCl的溶解度减小了1000倍(水中为1.33×10-5mol/L).181022212spLmol1077.11077.1100.1]][[/100.1100.1][

101.1-----+----××=\×=××==×»+×=\\×=SsClAgKLmolsClsKspθ极小太小，θ盐效应：在难溶电解质溶液中，加入不含共同离子的易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用.Zn(OH)2生成Zn(OH)2沉淀Zn(OH)2溶解AgCl在KNO3溶液中的溶解度(25℃)0.000.001000.005000.01001.2781.3251.3851.427c(KNO3)/mol·L-1AgCl溶解度/10-5(mol·L-1)00.0010.010.020.040.1000.2000160.0140.0130.0160.023c(Na2SO4)/mol·L-1S(PbSO4)/mmol·L-1PbSO4在Na2SO4溶液中的溶解度(25℃)

▲当时，增大，

S(PbSO4)显著减小，同离子效应占主导。

▲当时，增大，

S(PbSO4)缓慢增大，盐效应占主导。

难溶金属氢氧化物的溶解----溶于酸的氢氧化物(1)金属氢氧化物沉淀的生成-溶解与分离§10-5-5

沉淀与溶解n5θspnθspnθspsp2nnn100.1)OH(

)OH(

)OH(

OHOHH)(aqnOH(aq)M

M

(s)M(OH)-----+-++׳³=<¾®¾++KccMn+/cθKccMn+/cθKcKθJ减小至沉淀完全开始沉淀使加酸，在含有0.10mol·L-1Fe3+和0.10mol·L-1Ni2+的溶液中，欲除掉Fe3+，Ni2+仍留在溶液中，应控制pH值为多少?3.2c(Fe3+)≤10-57.15Ni2+开始沉淀pH可控制pH=4，这个结果在试剂提纯和离子分离中非常有用.ExampleSolution

3.2

104.0

Fe(OH)7.15

8.8102.0

Ni(OH)pH

pH

383

15

2

sp³×³×--沉淀完全开始沉淀Kθ将一些金属离子开始沉淀和沉淀完全的pH值制成右图.使用起来十分方便.可以利用控制溶液pH左边金属离子沉淀完全，而右边金属离子不沉淀来进行分级沉淀(分步沉淀)。氢氧化物沉淀—溶解平衡的简化处理所有金属氢氧化物,以M(OH)n为通式,则Ksp=[Mn+][OH-]n注：金属离子的起始浓度为0.01mol·L-1

表一些难溶氢氧化物沉淀的pH值图不同金属离子开始沉淀和完全以氢氧化物沉淀的pH▲溶于酸也溶于碱的氢氧化物Zn(OH)2生成Zn(OH)2沉淀Zn(OH)2溶解只要金属具两性的化合物，均可得到如此曲线.如Cu(OH)2、Zn(OH)2、Cr(OH)3等.在0.20L的0.50mol·L-1MgCl2溶液中加入等体积的0.10mol·L-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)ExampleSolutionPbSBi2S3CuSCdSSb2S3SnS2As2S3HgS(2)难溶硫化物沉淀与溶解金属硫化物的生成或溶解，与H2S的酸解离平衡有关，