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1、第四章解离平衡第1页，此课件共76页哦4.1 酸酸 碱碱 理理 论论o4.1.1 酸碱质子论酸碱质子论o4.1.2 酸碱电子论酸碱电子论o4.1.3 硬软酸碱规则硬软酸碱规则第2页，此课件共76页哦4.1.1 酸碱质子论酸碱质子论o 人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深的过程，提出了各种酸碱理论。o如酸碱电离理论酸碱电离理论（阿累尼乌斯酸碱理论）：o 凡凡是是在在水水溶溶液液中中解解离离出出的的正正离离子子全全部部是是H+的的化化合合物物为为酸酸；解离出的负离子全部是解离出的负离子全部是OH-的化合物为碱的化合物为碱。o 酸碱电离理论把酸碱限制在水溶液中，但也有一些反应不是在水溶液中进行的，却表
2、现出酸碱中和的性质。为此又提出了新的酸碱理论。o如：酸碱质子理论，酸碱电子理论酸碱质子理论，酸碱电子理论第3页，此课件共76页哦o1.定定义义：凡凡是是能能给给出出质质子子(H+)的的物物质质为为酸酸；凡凡是是能能接接受受质子的物质为碱。质子的物质为碱。o HAc H+Ac-o NH4+H+NH3o HCO3-H+CO32-o 由于HAc、NH4+、HCO3-在水溶液中均可给出质子，按定义为酸。Ac-、NH3、CO32-也可接受质子，按定义为碱。第4页，此课件共76页哦o1）酸碱可以是分子，也可以是离子。酸碱可以是分子，也可以是离子。o 2）酸酸给给出出质质子子后后剩剩下下的的部部分分为为碱碱
3、，碱碱接接受受质质子子后后就就变变成成酸。一种酸与它给出一个质子后所形成的碱为酸。一种酸与它给出一个质子后所形成的碱为共轭酸碱对。共轭酸碱对。o4）酸酸碱碱是是相相对对的的，同同一一物物质质在在不不同同的的条条件件下下可可能能具具有有不不同同的的酸碱性。酸碱性。3)酸越强，其共轭碱越弱。酸越强，其共轭碱越弱。o由上述讨论可知：由上述讨论可知：第5页，此课件共76页哦o 如：HCO3-HCO3-H+CO3-为酸o H2CO3 H+HCO3-为碱o 这类物质称为两性物质两性物质o 酸碱反应的实质：酸碱反应的实质：是在两个共轭酸碱对之间质子转移过程。是在两个共轭酸碱对之间质子转移过程。o HAc+N
4、H3 NH4+Ac-(酸碱中和反应)o HAc+H2O H3O+Ac-(解离反应)o H2O+Ac-HAc +OH-(盐类的水解反应)o（酸1）（碱2）（酸2）（碱1）o 质子理论扩大了酸、碱的范围。质子理论还可以适用于非水溶液，但它对于无质子参与的反应不能应用，如酸性SO3与碱性CaO之间的反应。第6页，此课件共76页哦o2.酸碱强度酸碱强度o 酸碱在溶液中的强度，不仅与酸碱本性有关，还与溶剂有关。o 下面着重讨论水溶液中酸碱强度。通常用解离常数解离常数来表征酸碱强度。o HAc+H2O H3O+Ac-a(H2O)=1，对理想溶液或稀溶液 a=c/c第7页，此课件共76页哦oc=1molL-
5、1，计算时可省略。第8页，此课件共76页哦oAc-+H2O HAc +OH-水存在下列解离平衡：o 2H2O H3O+OHo K w=H3O+OHo K w 称为水的离子积常数，简称为水的离子积。o 在常温下，K w=1.0 1014第9页，此课件共76页哦oHAc+H2O H3O+Ac-KaoAc-+H2O HAc +OH-Kbo两式相加 2H2O H3O+OH Kwo则 Ka Kb=H3O+OH-=Kw o共轭酸碱对的Ka 、Kb都存在上述定量关系。第10页，此课件共76页哦o例例4-1(p.73)：已知弱酸HClO的Ka=2.95 10-8，弱碱NH3的Kb=1.7710-5，求弱碱Cl
6、O-的Kb和弱酸NH4+的Ka。o解：解：第11页，此课件共76页哦酸碱电子理论o凡能接受外来电子对的分子或离子为酸，凡能接受外来电子对的分子或离子为酸，凡能提供电子对的分子或离子为碱凡能提供电子对的分子或离子为碱如：Cu2 4：NH3 Cu（NH3）42 Ni 4：CO Ni（CO）4 SiF4 +2：F-SiF62-第12页，此课件共76页哦软硬酸碱规则软硬酸碱规则硬酸的特征是体积小，正电荷高，极化性低，即对外层电硬酸的特征是体积小，正电荷高，极化性低，即对外层电子抓得紧，软酸则相反。子抓得紧，软酸则相反。硬碱得特征是极化性低，电负性高，对外层电子抓得紧，硬碱得特征是极化性低，电负性高，对
7、外层电子抓得紧，软酸相反。软酸相反。如：如：FeCl3 HgI2 软亲软软亲软 硬亲硬硬亲硬第13页，此课件共76页哦o应用：o1 说明自然界和人体内金属元素存在状态，o2判断反应进行的方向o HI(g)+F-(g)=HF(g)+I-(g)o 硬软 硬 硬硬 软o3 指导某些金属非常见氧化态化合物的合成o AgF4-o4 判断异性双齿配体的配位情况。o 第14页，此课件共76页哦4.2 弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱的解离平衡o4.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡o4.2.2 多元弱酸、弱碱的解离平衡多元弱酸、弱碱的解离平衡o4.2.3 两性物质的解离平衡两性物质的解离
8、平衡o4.2.4 同离子效应和盐效应同离子效应和盐效应第15页，此课件共76页哦4.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡o对于一元弱酸HB其解离平衡式为：oHB H+B（应为H3O+，在此作了简写）平衡常数表达式为：第16页，此课件共76页哦o有关计算：o例：对某一元弱酸 HB H+B-o 起始浓度 c 0 0o 平衡浓度 c c(H+)c(H+)c(H+)o 将平衡时的浓度代入平衡常数表达式得：上式是计算一元弱酸H+的近似式（忽略了水的离解）。第17页，此课件共76页哦o 当c /K a 380时时，即酸的起始浓度不太低，而解离常数又不是太大，则因为酸解离的部分与原来相比
9、较可以忽略不计：o即：c H+co从而得最简式：最简式：第18页，此课件共76页哦o 一元弱碱OH-浓度的计算：将上述公式中，Ka 换成Kb，H+换成OH-即可。o 弱酸或弱碱的解离程度常用解离度 表示，为已解离的浓度与总浓度之比。o解离度的近似式为 溶液的浓度越稀，解离度越大，这个关系式称为稀释稀释定律定律。第19页，此课件共76页哦o例例4-2(p.78)：求0.010 molL-1 HF溶液的H+和。o解：解：c/Ka=0.010/3.5 10-4=29 380H+=1.7 10-3 1molL-1 第20页，此课件共76页哦o例例4-3(p.78)：计算0.10 molL-1 NaAc
10、溶液的pHo解：解：Ac-+H2O HAc +OH-Kb380pH=14.00 pOH=14.00(lg7.510-6)=8.88第21页，此课件共76页哦4.2.2 多元弱酸、弱碱的解离平衡多元弱酸、弱碱的解离平衡 o 多元酸：含有一个以上可离解的氢离子的酸叫多元酸。多元酸的解离是分步进行的。o以二元弱酸H2S为例说明多元酸在溶液中的解离：o H2S H+HSoHS H+S2第22页，此课件共76页哦oH2S 2H+S2第23页，此课件共76页哦o可见：K a1 K a2，对任何多元酸都存在这样的规律。o第一步解离产生的H+远大于第二级解离，在计算溶液中H+浓度时只需考虑其第一级解离。o例例
11、4-4(p.79)：常温、常压下CO2饱和水溶液的浓度为0.040 molL-1，计算溶液中H+，HCO3-和CO32-。o解：解：H2CO3 H+HCO3oC0/molL-1 0.040 0 0 oCeq/molL-1 0.040 x x x第24页，此课件共76页哦o c/Ka1380 0.040 x 0.040o HCO3 H+CO32o H+HCO3第25页，此课件共76页哦o例例4-5(p.79)：计算0.10 molL-1Na2CO3溶液中OH-、HCO3-和H2CO3。o解：解：CO32-+H2O HCO3-+OH-HCO3-+H2O H2CO3+OH-第26页，此课件共76页哦
12、o c/Kb1=0.10/1.8 10-4 380第27页，此课件共76页哦o多元弱酸、弱碱溶液的解离平衡比一元弱酸、弱碱复杂。处理时应注意以下几点：o（1）多元弱酸K a1 K a2，计算溶液H+时，可作一元弱酸处理，其酸的强度由K a1衡量。o（2）多元酸碱溶液中，同时存在几级平衡。K a1、K a2表达式中的H+是溶液中H+的总浓度，不能理解为分别是第一步、第二步解离出的H+。o（3）单一的二元酸溶液中，B2-=K a2，B2-与二元酸浓度基本无关。但是如果溶液中含有其它酸碱，则B2-K a2o（4）离子形式的弱酸、弱碱，其K a、K b值不能直接查到，可通过其共轭酸碱的K a、K b算
13、得。第28页，此课件共76页哦4.2.3 两性物质的解离平衡o如：NaHCO3前提：两性物质做酸时用酸解离平衡常数前提：两性物质做酸时用酸解离平衡常数Ka和做碱时和做碱时用碱解离平衡常数用碱解离平衡常数Kb都要较小，且都要较小，且cKa20Kw第29页，此课件共76页哦0.01molL-1 NH4CN的的PH？第30页，此课件共76页哦4.2.4 同离子效应和盐效应同离子效应和盐效应o在HAc溶液中，若加入含相同离子的易溶的强电解质NaAc，会导致HAc离解平衡逆向移动。oHAc H+Aco NaAc =Na+Aco 达到平衡时，溶液中HAc比原平衡时的大，HAc的解离度减小了。o 在弱电解质
14、的溶液中，加入含有相同离子的强电解质，使在弱电解质的溶液中，加入含有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。第31页，此课件共76页哦o例例4-8(p.81)：试比较下面两溶液的H+和HAc的：(1)0.10 molL-1HAc溶液；(2)1.0L 0.10 molL-1HAc溶液中加入0.10mol固体NaAc。o解：解：(1)c/Ka1380 第32页，此课件共76页哦o（2）HAc H+Ac-o 0.10 0 0.10o 0.10 x x 0.10+xox 0.10 0.10 x 0.10 0.10+x 0.10 第33页
15、，此课件共76页哦o 盐效应盐效应:在弱电解质的溶液中，加入不含相同离子的强电解质，由于离子间相互作用增强，使弱电介质的解离度略有增高。o 在发生同离子效应时，必伴随着盐效应的发生，但同离子效应影响大得多，可不考虑盐效应的影响。第34页，此课件共76页哦4.3 强电解质溶液强电解质溶液o4.3.1 离子氛概念离子氛概念o4.3.2 活度和活度系数活度和活度系数第35页，此课件共76页哦4.3.1 离子氛概念离子氛概念o 强电解质在水溶液中完全解离为离子，但实验测定时，强电解质的解离度都小于1，称为表观解离度。o如18时 0.10 molL-1 HCl 解离度为 0.92o 0.10 molL-
16、1 NaOH 解离度为 0.84o 因为强电解质溶液中，离子浓度很大，由于静电引力，每一个离子周围分布较多个带有相反电荷的离子，形成“离子氛”。由于“离子氛”的存在，离子的运动受到牵制，因此，由实验测得解离度减小。第36页，此课件共76页哦4.3.2 活度和活度系数活度和活度系数o 离子的活度可粗略地看作离子的有效浓度。o =（b/b）o b为质量摩尔浓度（molkg-1）,为活度系数。在稀的水溶液中可用物质的量浓度（molL-1）代替质量摩尔浓度。o 活度系数的大小直接反映溶液中离子的自由程度。离子浓度越大，离子所带的电荷越高，越小。溶液极稀时，近似等于1。第37页，此课件共76页哦o既与离
17、子强度有关又与离子的电荷有关，提出了离子强度的概念I溶液中离子强度越大，活度系数就越小。溶液中离子强度越大，活度系数就越小。第38页，此课件共76页哦4.4 缓冲溶液缓冲溶液o4.4.1 缓冲作用原理和计算公式缓冲作用原理和计算公式o4.4.2 缓冲容量和缓冲范围缓冲容量和缓冲范围第39页，此课件共76页哦4.4.1 缓冲作用原理和计算公式缓冲作用原理和计算公式o 缓缓冲冲作作用用：能能对对抗抗少少量量外外加加强强酸酸强强碱碱或或稍稍加加稀稀释释，而而使使其其pH值值基基本本不不变变的的作作用用叫叫做做缓缓冲冲作作用用。具具有有缓缓冲冲作作用用的的溶液叫做溶液叫做缓冲溶液。缓冲溶液。o缓冲溶液
18、都是由弱酸及其共轭碱组成的混合溶液。o以HAc-NaAc缓冲溶液为例来说明缓冲作用原理：o HAc H+Ac-o NaAc Na+Ac-o 溶液中存在大量HAc 和Ac-，HAc是抗碱成分，Ac-是抗酸成分。第40页，此课件共76页哦o计算公式：HB H+B-o 平衡浓度 c(酸)H+H+c(碱)+H+o 由于HB的解离度很小，加上B-的同离子效应，使其解离度更小，故：o c(酸)H+c(酸)；c(碱)+H+c(碱)第41页，此课件共76页哦o 例例4-10(p.85)：一缓冲溶液由0.10 molL-1NaH2PO4和0.10 molL-1Na2HPO4组成，试计算：（1）该缓冲溶液的pH；
19、（2）在1.0L该缓冲溶液中分别加入10mL1.0 molL-1HCl和10mL1.0 molL-1NaOH后溶液的pH。o 解：解：（1）H2PO4-HPO42-组成缓冲对，H2PO4-的K a 为H3PO4的K a2，pK a2=7.21第42页，此课件共76页哦o（2）加入10mL的1.0 molL-1 HCl后第43页，此课件共76页哦o同理，加入10mL的1.0 molL-1 NaOH后第44页，此课件共76页哦4.4.2 缓冲容量和缓冲范围缓冲容量和缓冲范围o 缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的，缓冲能力的大小用缓冲容量来衡量。缓冲对浓度比值越接近于1，缓冲容量越大缓冲溶液总浓度越大
20、，缓冲容量越大第45页，此课件共76页哦o选择缓冲溶液原则：o（1）不与反应物或生成物发生副反应；o（2）总浓度较大。通常为0.011.0 molL-1o（3）有效缓冲范围为o pH=pK a 1 第46页，此课件共76页哦o例例4-11(p.87):用1.0 molL-1氨水和固体NH4Cl为原料，如何配制1.0LpH为9.00，其中氨水浓度为0.10 molL-1的缓冲溶液？o解：解：缓冲对为NH4+-NH3，NH4+的K a为第47页，此课件共76页哦需NH4Cl的质量：m=0.181.0 53.5=9.6g需氨水的体积：c(NH4+)=0.18 molL-1第48页，此课件共76页哦
21、例10.20 molL-1 HAc溶液中H+离子浓度约为0.10 molL-1 HAc溶液中H+离子浓度的 倍。1.414第49页，此课件共76页哦例2（1）10.0 mL 0.20 molL-1 HOAc溶液与10.0 mL 0.20 molL-1的NaOH溶液充分混合后，溶液的pH=。（2）10.0 mL 0.20 molL-1 NH3H2O溶液与10.0 mL 0.10 molL-1的HCl溶液充分混合后，溶液的pH=。pOH=5.138.87c(OH-)=1.7610-5pOH=4.759.25第50页，此课件共76页哦4.5 沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡o4.5.1 溶度积和溶度积规则溶
22、度积和溶度积规则 o4.5.2 沉淀的生成和溶解沉淀的生成和溶解o4.5.3 分步沉淀和沉淀的转化分步沉淀和沉淀的转化第51页，此课件共76页哦4.5.1 溶度积和溶度积规则溶度积和溶度积规则o1.溶度积溶度积o 在水中各种物质的溶解度差异很大，但绝对不溶的物质是不存在的。o 通常把溶解度小于0.01 g/100 g H2O的物质叫做难溶物；在 0.010.1 g/100 g H2O的为微溶物；大于0.1 g/100 g H2O为易溶物。o难溶电解质的溶解过程也是一个可逆过程，如o AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)o 当沉淀和溶解速率相等时，建立了难溶电解质固体和溶液中离子间的平衡
23、，称为沉淀溶解平衡。第52页，此课件共76页哦o其平衡常数表达式为：oK=Ksp(AgCl)=a(Ag+)a(Cl-)oAgCl溶液中，离子浓度很小，则oK=Ksp(AgCl)=Ag+Cl-o Ksp：难溶电解质的溶度积常数。显然Ksp越大，说明该难溶电解质的溶解能力越大。o 当达到平衡后，Ag+和Cl-浓度不变，所以平衡时的溶液为饱和溶液。则则溶溶度度积积常常数数就就是是饱饱和和溶溶液液中中各各离离子子浓度的乘积。浓度的乘积。第53页，此课件共76页哦o溶度积常数的一般表达式：o AnBm(s)nAm+m Bn-o常见难溶电解质的Ksp见书末附录五。o Ksp值可由实验测定，也可由热力学函数
24、计算得到。Ksp =Am+n Bn-m第54页，此课件共76页哦o2.溶度积和溶解度的相互换算溶度积和溶解度的相互换算o 溶度积常数和溶解度都可表示难溶电解质溶解能力的大小，它们之间可进行相互换算。o 溶解度除了可用g/100 g H2O表示，还可用gL-1或molL-1表示。因为难溶电解质的溶液极稀，换算时可认为溶液的密度为1.0 gmL-1第55页，此课件共76页哦o例例4-13(p.89):在25时，Ag2CrO4的溶解度s为o2.1 10-3g/(100gH2O)，求该温度下Ag2CrO4的Ksp。o解：解：Ag2CrO4饱和溶液的浓度为o Ksp=Ag+2 CrO42-=(2s)2
25、so =(2 6.3 10-5)2(6.3 10-5)=1.0 10-12oAg2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)2s s第56页，此课件共76页哦o例例4-14(p.89):25 ，Mg(OH)2的Ksp=1.2 10-11，求其溶解度s（以molL 1表示）。o解：解：设Mg(OH)2溶解度为s molL 1o Mg(OH)2 Mg2+2OH-o s 2soKsp=Mg2+OH-2 =s (2s)2=4s3=1.2 10-11第57页，此课件共76页哦o1）对同种类型的难溶电解质可通过溶度积常数的相对大小来比较其溶解度的相对大小。o2）对不同类型的难溶电解质不能根据溶度
26、积常数来直直接接比比较较其溶解度的大小。o3)上述换算适用于基本上不水解及不发生其它副反应的难溶强电解质。如：CaSO4；BaSO4 CaF2；AgCl；AgBr；AgI 等。o4)不适用于在水溶液中会发生解离、聚合、配位等反应的及不是一步完全解离的难溶电解质，如：CaCO3 ；Fe(OH)3 等。第58页，此课件共76页哦o3.溶度积规则溶度积规则o 由活度商Q和平衡常数K来判断反应方向同样适用于沉淀溶解平衡。o AnBm(s)nAm+m Bn-o o Q Ksp：不饱和溶液，若有沉淀，则沉淀溶解。o Q=Ksp：饱和溶液，处于平衡状态。o Q Ksp：过饱和溶液，有沉淀生成。o 以上规则为
27、溶度积规则。溶度积规则。可用来判断沉淀的生成和溶解。Q=c(Am+)n c(Bn-)m Q称为离子积第59页，此课件共76页哦4.5.2 沉淀的生成和溶解沉淀的生成和溶解o1.沉淀的产生沉淀的产生o 加入沉淀剂 产生沉淀o 在定性分析中，溶液中残留离子的浓度不超过o10-5molL1时可认为沉淀完全。在定量分析中，溶液中残留离子的浓度不超过10-6molL1时可认为沉淀完全。Qi Ksp 第60页，此课件共76页哦o例例4-20(p.81):计算在100mL 0.20molL1CaCl2溶液中，分别加入下列溶液后残留的Ca2+浓度各为多少？(1)100mL0.20 molL1Na2C2O4溶液
28、；(2)150mL0.20 molL1Na2C2O4溶液。o解：解：(1)混合后 c(Ca2+)=c(C2O42-)=0.10o Ca2+C2O42-CaC2O4(s)o起始浓度/molL1 0.10 0.10o平衡浓度/molL1 x xo Ksp=Ca2+C2O42-=x2 =2.57 10-9o x=5.1 10-5第61页，此课件共76页哦o Ca2+C2O42-CaC2O4(s)o起始浓度/molL1 0.080 0.12o平衡浓度/molL1 x 0.12(0.080 x)o =0.040+x(2)混合后o Ksp=x(0.040+x)=2.57 10-9o 0.040+x 0.0
29、40o x=6.4 10-8第62页，此课件共76页哦o 由计算可知，加入过量C2O42-，产生同离子效应，Ca2+沉淀很完全。o 在难溶电解质饱和溶液中加入含有相同离子的易溶电解质，使难溶电解质溶解度降低，称为同离子效应。同离子效应。o 为使溶液中某一离子沉淀完全，沉淀剂要过量。沉淀剂只能适当过量，一般过量20%50%。第63页，此课件共76页哦o2.沉淀的溶解沉淀的溶解o必要条件为：Qi Ksp。设法降低某一离子浓度。o（1）生成弱电解质）生成弱电解质o许多弱酸盐可溶于强酸o如：CaCO3(s)Ca2+CO32-o 2 HCl 2 Cl-+2 H+o o H2CO3 CO2+H2Oo 沉淀
30、的溶解也可以根据Ksp来判断第64页，此课件共76页哦o例例4-16(p.92):欲使0.10mol的FeS和CuS溶于1.0L盐酸中，问各需盐酸的最低浓度为多少？o解：解：FeS(s)+2H+Fe2+H2So 需盐酸需盐酸 2 0.10+5.4 10-3=0.21 molL 1第65页，此课件共76页哦o CuS(s)+2H+Cu2+H2S需盐酸需盐酸 2 0.10+3.6 1010=3.6 1010 molL 1 FeS可溶于稀盐酸，CuS则不能溶于盐酸。第66页，此课件共76页哦o（2）通过氧化还原反应）通过氧化还原反应 o CuS不溶于盐酸，但可溶于硝酸。硝酸的作用是通过氧化还原反应大
31、大降低了溶液S2-中浓度。o 3CuS+8HNO3 =3Cu(NO3)2+3S+2NO+4H2Oo（3）生成配合物）生成配合物o AgCl不溶于硝酸，但可溶于氨水。氨水的作用是形成使Ag+浓度降低。o AgCl(s)+2NH3 =Ag(NH3)2+Cl-第67页，此课件共76页哦o例例4-17(p.93):将100mL0.20 molL1 MgCl2溶液和等体积、等浓度的氨水混合，又无沉淀生成？欲阻止沉淀生成需加多少克固体NH4Cl？o解：解：NH3H2O NH4+OH-o Mg2+2OH-Mg(OH)2(s)o(1)混合后 c(NH3H2O)=0.10 molL1 o c(Mg2+)=0.1
32、0 molL1 有Mg(OH)2沉淀生成第68页，此课件共76页哦o(2)不形成沉淀 o oOH-NH3H2O NH4+OH-0.10 x 1.1 10-5x=0.16 molL1 NH4Cl质量为 0.16 0.20 53.5=1.7g第69页，此课件共76页哦4.5.3 分步沉淀和沉淀的转化分步沉淀和沉淀的转化o 溶液中存在几种离子，且能和同一种沉淀剂形成沉淀，此时沉淀的次序会有先后，称为分步沉淀。分步沉淀。o例例4-18(p.94):在浓度均为0.010 molL 1 K2CrO4和KCl混合溶液中，逐滴加入AgNO3溶液。问(1)CrO42-和Cl-哪个先沉淀？(2)Ag2CrO4沉淀
33、时，溶液中Cl-浓度是多少？o解：解：(1)AgCl开始沉淀时，需Ag+浓度为第70页，此课件共76页哦oAg2CrO4开始沉淀时，需Ag+浓度为o 当Ag2CrO4开始沉淀时，Ag+2=1.1 10-5 molL 1o 当Ag2CrO4开始沉淀时,Cl-10-5 molL 1,Cl-沉淀基本完全，Cl-和CrO42-可以分离。o AgCl先沉淀。第71页，此课件共76页哦o 由一种沉淀转化为另一种沉淀的现象称为沉淀的转化沉淀的转化。o 如锅炉的锅垢中含有CaSO4，难溶于水和强酸。可将其转化为CaCO3，CaCO3在稀的酸中易溶，从而将其除去。o CaSO4(s)+CO32-CaCO3(s)
34、+SO42-o 由一种沉淀转化为更难溶的沉淀是容易的。第72页，此课件共76页哦o例例4-19(p.94):BaSO4不溶于强酸，可先将其转化为BaCO3，然后用酸溶解。今欲用1.0LNa2CO3溶液将0.010mol的BaSO4转化为BaCO3，问Na2CO3的最低浓度为多少？o解：解：BaSO4(s)+CO32-BaCO3(s)+SO42-o Na2CO3最低浓度 0.77+0.010=0.078molL 1第73页，此课件共76页哦例例2-21：假定溶液中假定溶液中Fe3+离子浓度为离子浓度为0.10molL-1。KspFe(OH)3=1.110-36。（1）Fe3+离子开始生成离子开始
35、生成Fe(OH)3沉淀时溶液沉淀时溶液的的pH=？解：（解：（1）pOH=11.66 pH=2.34第74页，此课件共76页哦（2）Fe3+离子被离子被OH-沉淀完全（残留在溶液中沉淀完全（残留在溶液中Fe3+离子浓度小于离子浓度小于1.010-5molL-1）时溶液）时溶液pH=？Fe3+离子完全沉淀，离子完全沉淀，解：解：pOH=10.32 pH=3.68 第75页，此课件共76页哦 例例2-24：在浓度均为在浓度均为0.10molL-1的的Zn2+、Mn2+离离子混合溶液中，通子混合溶液中，通H2S气体至饱和，溶液气体至饱和，溶液pH控制在什控制在什么范围可使这两种离子完全分离？么范围可使这两种离子完全分离？解解:ZnS首先沉淀出来首先沉淀出来 由例由例2-22知，当知，当Zn2+离子沉淀完全时离子沉淀完全时pH2.06 Mn2+离子开始沉淀所需离子开始沉淀所需pH:pH4.09 第76页，此课件共76页哦