1、n阿仑尼乌斯电离理论 Arrhenius Theory n溶剂理论n酸碱电子理论 Lewis Theory n质子理论(布朗斯特酸碱理论)Bronsted/Lowry Theoryn软硬酸碱理论(HSAB)Hard and Soft Acid/Base TheoryPearsonn瑞典化学家阿仑尼乌斯发展了包括酸碱在内的电解质溶液理论n解离时所生成的正离子全部都是H+的化合物叫做酸，所生成的负离子全部都是OH-的化合物叫做碱n直到现在仍普遍应用n缺点：把酸碱限制在以水为溶剂的体系，并把碱仅看作为氢氧化物NH3H2On酸：反应中任何能给出质子的分子或离子，即质子给予体n碱：反应中任何能接受质子的
2、分子或离子，即质子接受体n酸给出质子后剩下的部分就是碱；碱接受质子后就成为酸。布朗斯特Bronsted J N1879-1947丹麦物理化学家NH3+H2O NH4+OH-NH4+OH-NH3+H2O 碱酸碱酸共轭酸共轭碱酸 H+碱例：HAc的共轭碱是Ac，Ac的共轭酸HAc，HAc和Ac为共轭酸碱对。n酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱424342342442433HClOH SOH PO HAcH CONHH OClO HSO H POAcHCONHOHn非共轭的酸碱之间的质子传递过程（例见P77）n引入了广义的酸碱概念，该定义不涉及发生质子转移的环境，故而在气相和任何溶剂中均通用
3、n反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行n酸碱的相对强弱与溶剂有关n对于某些物种而言，是酸是碱取决于参与的具体反应：H2PO4-HPO42-)aq(Ac (aq)OH O(l)H HAc(aq)32+234H O(l)NH(aq)NH()OH(aq)aqH2O既可作为酸，又可作为碱，是两性物质既可作为酸，又可作为碱，是两性物质1.酸碱质子理论中无盐的概念，解离理论中的盐，在质子理论中都是离子酸或离子碱。NH4Cl 中 NH4+是离子酸 Cl是离子碱2.缺点：酸碱质子理论把酸碱只限于质子的给予或接受，不能解释没有质子传递的酸碱反应。n年路易斯根据化学反应中电子对的给予和接受的
4、关系提出n凡能接受电子对的物质称为酸；凡能给出电子对的物质称为碱n酸碱反应的本质是形成配位键并产生酸碱加合物n酸碱概念摆脱了物质必须含有氢的限制，所包括的范围更为广泛n电离理论、质子理论和电子理论各有其应用范围n电离理论通常应用在水溶液中n质子理论除水溶液外还用于质子型的非水溶剂体系中n电子理论则多用于配合物和有机化合物中H2O+H2O H3O+OH-水本身的解离平衡H2O H+OH 在25C，由电导等方法测得H+=OH=1.0107（molL1)则 Kw=H+OH=1.01014 nKw 称为水的离子积常数，是水的解离平衡常数nKw 具有一般平衡常数的特性，无量纲nKw 随温度升高略有增加n
5、规定 pH=-lgc(H+)/c 简化为 pH=-lgc(H+)同时 pOH=-lgc(OH)25C时，pKw=pH+pOH=14.00n酸碱性与pHlH+=1.0107molL-1=OH pH=7 中性溶液lH+1.010-7molL-1OH-pH7pOH 酸性溶液lH+1.010-7molL-17pOH 碱性溶液lH+1.0molL-1或OH1.0molL-1时，直接使用浓度表示酸碱度H+=OH=1.0107（molL1)pH=-lgH+=7=pOH加入0.10 molL1 一元强酸时，OH=Kw/H+=1.0 1014/1.0101 =1.01013（molL1)加入0.10 molL1
6、一元强碱时，H+=Kw/OH=1.01014/1.0101 =1.01013（molL1)水溶液中(纯水或酸碱溶液），H+和OH 同时存在，Kw 是个常数醋酸CH3CO2H 酚酞是有机弱酸(HIn)HIn H+In 无色 紫红色nnannaH I HI H K HI I Kn溶液中H+增大至大于 10Ka 时，指示剂90以 HIn 存在，溶液无色nH+=0.1Ka 时，指示剂90以 In 存在，呈紫红色nH+=Ka 时，HIn 和In 各半，呈浅红色nKa 是确定指示剂变色范围的依据，pKa1 称为指示剂的变色范围以酚酞为指示剂的滴定实验：(a)未到达终点；(b)接近终点；(c)到达终点。酚酞
7、 10.0 红 234O)/cHc(NH)/cc(OH)/cc(NHKb ac(HAc)/c)/cc(Ac)/cc(HKHAc H+(aq)+Ac(aq)NH3H2O NH4OH解离常数表达式分别为：n弱酸使用Ka 表示，弱碱使用Kb 表示n必须指明具体的弱电解质n反映弱电解质解离成离子的能力：Ki 越大，解离倾向越大，该弱电解质也相对较强lKi 10-4：弱电解质l10-3 Ki 10-2：中强电解质lKi 500 1 1-1K(HA)K(HA)K(HA)=c =c(H)K(HA)cc求0.10 molL-1 和1.0105 molL-1 HAc水溶液的酸度。已知Ka =1.8105。1)H
8、Ac H+Ac初始浓度/molL-1 0.10 0 0平衡浓度/molL-1 0.10 x x xx=1.3103 molL-1c(H+)=c(Ac)=1.3103 molL-1 c(HAc)=0.10-1.31030.10 molL-1+-2a c(H)/c c(Ac)/c xK(HAc)=c(HAc)/c0.1-xKw=c(H+)/c c(OH)/c c(OH)=7.710-12 molL-1pH=-lgc(H+)=2.89n解离度()n0.10 molL-1醋酸的解离度%100%1000eq0ccc初始浓度已解离的浓度%3.1%10010.0103.132)Ka=x2/(1.0105x)
9、=1.8105 C0/Ka =1.0105/1.8105103，溶液中的H主要来自第一步解离反应，c(H+)的计算可以按一元弱酸的解离平衡做近似处理。37a12323(H)/(HCO)/(H CO)4.2 10(H CO)/ccccKcc2311a2233(H)/(CO)/(H CO)4.7 10(HCO)/ccccKccnH3PO4+H2O H3O+H2PO4-Ka1=7.110-3nH2PO4-+H2O H3O+HPO42-Ka2=6.310-8nHPO42-+H2O H3O+PO43-Ka3=4.210-13计算 0.010molL-1H2CO3溶液中的H+,H2CO3,HCO3-,和C
10、O32-的浓度以及溶液的pH值。解：H2CO3 HCO3-+H+平衡浓度/molL-1 0.010-x x x其中 0.010-x 0.010 x=6.510-5molL-1c(H+)=c(HCO3-)=6.510-5molL-1c(H2CO3)0.010molL-17a1232323K(H CO)4.2 10c(H)/c c(HCO)/c x c(H CO)/c 0.010 x根据第二步解离计算c(CO32-)：HCO3-CO32-Hceq(molL-1）6.510-5-y y 6.510-5+y 6.510-5y 6.510-5,y=Ka2=4.710-11molL-1c(CO32-)=K
11、a2=4.710-11molL-1pH=-lgc(H+)=-lg6.510-5=4.1911a223-53-53K(H CO)4.7 10c(H)/c c(CO)/c(6.5 10y)y c(HCO)/c 6.5 10-y2-+n多元弱酸的解离是分步进行的，一般Ka1 Ka2 Ka3。溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离n对于二元弱酸，当Ka1 Ka2 时，c(酸根离子)Ka2，而与弱酸的初始浓度无关n对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c2(H+)成反比)CO(2)OH(233 cc(aq)A(aq)O2H O(l)H2A
12、(aq)H2322(aq)A(aq)OH O(l)H(aq)HA232(aq)HA(aq)OH O(l)HA(aq)H32222a1a22c(H)c(A)KKKc(H A)2a1a222K K c(H A)c(A)c(H)n在弱电解质溶液中加入其他强电解质时，该弱电解质的解离度将有所增大，这一影响称为盐效应n盐效应对弱电解质的解离度的影响较小，可以忽略n同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象n同离子效应可进行定量计算n同离子效应对弱电解质的解离度的影响大于盐效应HAc(aq)H+(aq)+Ac(aq)Cl(aq)HCl(aq)H+(aq)
13、+平衡移动方向5108.110.0)10.0(Kxxx在0.10 molL-1HAc 溶液中，加入NH4Ac(s)，使其浓度为0.10 molL-1，计算溶液的pH值和HAc的解离度。解：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)c0/(molL-1)0.10 0 0.10ceq/(molL-1)0.10 x x 0.10+x 0.10 x 0.10 x=1.810-5 c(H+)=1.810-5 molL-1pH=4.74，=0.018%0.10 molL-1 HAc溶液：pH=2.89，=1.3%缓冲溶液：弱酸及弱酸盐（或弱碱及弱碱盐）的混合溶液的pH值能在一定范围内不因稀
14、释或外加的少量强酸或强碱而发生显著变化的溶液实验1molL-1 HCl 0.05mL 1molL-1 NaOH 0.05mL 50mL纯水pH=7pH=3pH=1150mLHAc-NaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH=4.74pH=4.73pH=4.75Ac-是抗酸因素，HAc是抗碱因素。Ac-、HAc称缓冲对。稀释时，Ac-和HAc变化相同，则 比值不变，H+不变HAc+Ac-aHAcH K(HAc)Ac HAcAc 弱酸-弱酸盐：HAc-NaAc,H2CO3-NaHCO3HA H+AMA=M+A由于同离子效应，通常用初始浓度c(HA),c(A-)代替ceq(H
15、A),ceq(A-)。aaH A HAK(HA)H K(HA)HAA acidasaltcpHpK(HA)lgc弱碱-弱碱盐：NH3-NH4ClbasebsaltbasebsaltcpOHpKlgccpH14pKlgcn缓冲溶液的pH值主要是由 pKa 或14-pKb 决 定的，还与 和 相关n缓冲溶液的缓冲能力是有限的n缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA)、c(B)、c(A)、c(BH+)较大时，缓冲能力强。n 或 接近 1 时，缓冲能力大)BH()B(cc)A()HA(cc)A()HA(cc)BH()B(cc只有当缓冲比在 0.110 范围内，缓冲溶液才能发挥缓冲作用。通常把缓
16、冲溶液能发挥缓冲作用（缓冲比为0.110）的pH范围称为缓冲范围。HA-A 缓冲溶液的缓冲范围为：apHp(HA)1K25C 时，1.0 L HAc-NaAc 溶液中含有0.10 mol HAc 和 0.20 mol NaAc。计算：(1)溶液的pH；(2)向100 mL 该溶液中加入10mL 0.10 molL-1HCl 溶液后的 pH；(3)向100mL该溶液中加入10mL 0.10molL-1 NaOH 溶液后的pH；(4)向100mL该缓冲溶液中加入 1L 水稀释后的pH。解：25C 时，Ka(HAc)1.810-5(1)HAc 和 Ac-的浓度都较大，溶液的 pH为：5a(Ac)0.
17、20pHp(HAc)lglg1.8 10lg5.05(HAc)0.10 cKc(2)加入 10 mL 0.10 molL-1 HCl 溶液后，HAc和 Ac-的浓度分别为：HAc 和 Ac-的浓度都较大，溶液的 pH 为：溶液的 pH 由5.05降为4.98，仅减小了0.07，表明溶液具有抵抗少量强酸的能力。11100 0.10 10 0.10(HAc)0.10(mol L)100 10100 0.20 10 0.10(Ac)0.17(mol L)100 10cc50.17pHlg1.8 10lg4.980.10（3）加入10 mL 0.10 molL-1 NaOH 溶液后，HAc和 Ac-的
18、浓度分别为：HAc 和 Ac-的浓度都比较大，溶液的pH为：溶液的 pH 由 5.05 升高到 5.11，仅增大了 0.06，表明溶液具有抵抗少量强碱的能力。11100 0.10 10 0.10(HAc)0.082(mol L)100 10100 0.20 10 0.10(Ac)0.19(mol L)100 10cc50.19pHlg1.8 10lg5.110.082(4)加入 1L水稀释，HAc和Ac-的浓度分别为：HAc 和 Ac-的浓度都较大，缓冲溶液的 pH 为：加入 1L 水稀释后，溶液的 pH 未发生变化，表明缓冲溶液具有抗稀释的作用。3121100 0.10(HAc)9.1 10
19、(mol L)100 1000100 0.20(Ac)1.8 10(mol L)100 1000cc25-31.8 10pHlg1.8 10lg5.059.1 10 盐的水溶液可能是中性，强酸强碱盐：NaCl 等有的盐水溶液可能是酸性的，强酸弱碱盐类：NH4Cl、FeCl3等有的是碱性，强碱弱酸盐类：NaAc、Na2CO3盐的水解：盐在水溶液中，与水作用使水的电离平衡发生移动，从而改变溶液的酸度。1.强酸强碱盐：不水解，水溶液呈中性离子不与H或OH结合成弱电解质，如：IA、IIA（部分）的盐酸、硝酸、硫酸、高氯酸盐2.弱酸强碱盐：水解显碱性以NaAc为例：NaAc NaAcH2O HOH Ac
20、H HAc H降低 H2O的电离平衡右移产生 AcH2O HAcOH 产生OH 水解显碱性。NaAc的水解平衡：AcH2O HAcOH 平衡后水解平衡常数的表达式:弱酸强碱盐水解平衡常数:Kh=Kw/Ka对于NaAc：Kh=1.01014/1.8105=5.61010 由于Kh非常小，计算溶液的pH值时常采用近似的方法+HAcOH HAcOH H=Ac Ac H whaKKK设：NaAc起始浓度为C0，水解平衡后OH=x Ac H2O HAc OH起始：C0 0 0平衡：C0 x x xKh 小，C0/Kh 500 C0 xC00000OH=whhaKKOHKCChKCC（水解度）20HAcO
21、H=Ac hxKCx求：0.010 molL-1NaCN溶液的pH和水解度。(Ka,HCN=4.9310-10)解：Kh=Kw/Ka=1.010-14/4.9310-10=2.0310-5C0/Kh=0.010/2.0310-5=492 500pOH=3.35 pH=10.65水解度 h=OH/C0=4.5110-4/0.010=4.5%00541OH=2.03 100.0104.5 10mol LwhaKKCCK3.强酸弱碱盐：水解显酸性以NH4Cl为例：NH4H2O NH3H2OH强酸弱碱盐的水解平衡常数：+3344NH H NH H OH=NH NH OH whbKKK00H=whbKK
22、CCK00H hKhCC4.弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐中的弱酸根，弱碱离子均可以水解，溶液究竟显酸性或碱性，取决于弱酸、弱碱的相对强弱。水解平衡常数：当Ka Kb，溶液呈中性，如 NH4Ac当Ka Kb，溶液呈酸性，如 NH4F当Ka Kb，溶液呈碱性，如 NH4CNwhbaKKKK分级水解：以Na2CO3为例：一级水解：CO32H2O HCO3OH 起始：C0 平衡：C0 x x x Kh1=HCO3OH/CO32 =Kw/Ka2 =1.01014/5.61011 =1.8104二级水解：HCO3H2O H2CO3OHKh2=H2CO3OH/HCO3 =Kw/Ka1 =1.01014/4.2107
23、 =2.4108Kh1 Kh2 多元弱酸盐水解一般只考虑第一级水解，第二级水解忽略不计。n盐及其水解产物的性质，平衡常数的影响：MA+H2O HA+MOHnKa,Kb Kh，因此水解程度一般很小Kh=Kw/Ka,Kh=Kw/Kb,Kh=Kw/KaKb n Ka Kb越小，水解后生成的弱酸或弱碱越弱，Kh越大，水解越大Al2S3,(NH4)2S 完全水解n溶液的浓度:从水解度 可知C0越小，h 越大0hKhCn温度的影响：水解反应是吸热反应，温度大，有利于水解n酸度：对水解有明显的影响：例：NaCN水解：CNH2O HCNOH 为防止水解产生剧毒气体HCN，加入适量的碱，抑制水解。例：SnCl2
24、水解：Sn2H2O Sn(OH)22H 为防止水解加入HCl，抑制水解。不饱和 饱和 过饱和物质的溶解度具有大小之分，没有绝对的不溶，难溶电解质在水中有一定的溶解，只是它们的饱和溶液的物质的量浓度极小。n溶解：BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)n沉淀：Ba2+(aq)+SO42-(aq)BaSO4(s)当溶解和沉淀速度相等时，便达到了沉淀-溶解动态平衡。溶液中离子浓度不再改变。平衡后：BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)溶度积常数 Ksp=Ba2+SO42-nKsp与温度有关：298K，1.0810-10；323K，1.9810-10 变化不大；与浓度无关n反
25、映物质的溶解能力n相同类型难溶物质可以用溶度积比较溶解度大小n要根据配平的难溶强电解质的沉淀-溶解平衡方程式来书写2+2sp2eqeq44212Mg(OH)(Mg)/(OH)/1.1 10(2.2 10)5.62 10Kcccc298.15 K 时，Mg(OH)2 在水中达到沉淀-溶解平衡，溶液中Mg2+和OH的浓度分别为 1.1210-4 molL-1和2.2410-4 molL-1，计算该温度下Mg(OH)2的标准溶度积常数。解：Mg(OH)2为难溶电解质，其沉淀-溶解平衡为：Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)n溶解度：一定温度下，达到溶解平衡时，一定量溶剂中含有溶质的
26、质量，Sn水溶液以每 100g 水中所含溶质质量来表示n可溶物质：溶解度大于1g/100g 的物质难溶物质：溶解度小于0.1g/100g 的物质 微溶物质：溶解度介于可溶与难溶之间者n与溶度积换算时必须采用物质的量浓度（molL-1）作为单位n结构相同的难溶物，可直接用Ksp 比较溶解度的大小 Ksp S(molL-1)S(gL-1)AgCl 1.810-10 1.310-5 0.0016AgBr 5.010-13 7.110-7 0.00013AgI 9.310-17 9.610-9 0.0000023n结构不同的难溶物，不能用Ksp 的大小比较溶解度的大小，要具体计算之后才能回答求室温下纯
27、水中，Ag2CrO4的溶解度？（已知：Ksp=1.1210-12）计算结果与AgCl相比。解：设Ag2CrO4的溶解度为SAg2CrO4=2Ag+CrO4-平衡时：2S S Ksp=c(Ag+)/c2c(CrO4-)/c=4S3=1.1210-12 则 S=6.5410-5 molL-1 可见Ag2CrO4的Ksp比AgCl小，但溶解度S却比AgCl大对于沉淀-溶解反应：AxBy xAa+yBb-其反应商 J 为：J=Aa+x Bby 沉淀-溶解反应的摩尔吉布斯函数变为：rGm(T)=2.303RTlgK+2.303RTlg JnJ=Ksp 溶液饱和，达到动态平衡nJ Ksp 溶液过饱和，有沉
28、淀析出等体积的0.2 molL-1的 Pb(NO3)2 和 KI 水溶液混合是否会产生 PbI2 沉淀？解：Pb2+(aq)+2I-(aq)PbI2(s)Ksp=c(Pb2+)/cc(I-)/c2 =1.410-8 J=c(Pb2+)/cc(I-)/c2 =0.1(0.1)2 =110-3 Ksp 会产生沉淀根据溶度积规则，在含有沉淀的难溶强电解质的饱和溶液中，如果能降低难溶强电解质的阳离子浓度或阴离子的浓度，使 J Ksp，则沉淀就会溶解。n生成弱电解质l生成水l生成弱酸 H2CO3、H2S、H2C2O4l生成弱碱 NH3n发生氧化还原反应n生成配离子在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入某
29、种电解质，能与难溶强电解质的阳离子或阴离子生成弱电解质，使 J Ksp，则难溶强电解质的沉淀-溶解平衡向溶解方向移动，导致沉淀溶解。难溶于水的氢氧化物能溶于酸：M(OH)z(s)M2+(aq)+zOH(aq)zH2O zHCl(aq)=zCl(aq)+zH+(aq)为什么CaCO3(s)可溶于HAc,而CaC2O4(s)不溶？CaCO3(s)=Ca2+(aq)+CO32-(aq)Ksp=4.96109CaCO3+2HAc=Ca2+H2CO3+2AcH2CO3=CO2(g)+H2O2323222322222333232223332spHAca1(H CO)a2(H CO)CaAc H CO HA
30、cCaCOH O Ac HCO H CO HAc COH O HCO KK 0.064KKKCaC2O4(s)=Ca2+(aq)+C2O42-(aq)Ksp=2.34109 CaC2O4+2HAc=Ca2+H2C2O4+2Ac难溶盐的 Ksp 相同时，K 取决于难溶盐酸根对应的共轭酸的强弱。共轭酸的 Ka 越小，沉淀易于溶解。（强酸置换弱酸规律）2242242spHAc13a1(H C O)a2(H C O)KK1.92 10KKK为什么 MnS(s)溶于HCl,CuS(s)不溶于HCl？MnS(s)=Mn2+(aq)+S2-(aq)K1=Ksp=4.6510-14S2 +H3O+=HS+H2
31、O K2=1/Ka2(H2S)=1/(1.110-12)HS+H3O+=H2S +H2O K3=1/Ka1(H2S)=1/(9.110-8)总反应：MnS(s)+2H+=Mn2+H2SK=K1 K2 K3=Ksp/(Ka2 Ka1)=4.65105同理：CuS(s)=Cu2+(aq)+S2-(aq)Ksp=1.2710-36CuS(s)+2H3O+=Cu2+H2S +2H2O K=Ksp/(Ka2 Ka1)=1.2710-17对于同类硫化物，Ksp 大的，较易溶解。n易溶于水的硫化物Na2S、K2S、BaS（白色）n不溶于水、溶于稀盐酸的硫化物，Ksp 较小MnS、FeS、ZnSn不溶于水和稀
32、酸的硫化物，Ksp 极小PbS、CuS21221222 aaaaspKKH SKKH SMHSK在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入某种氧化剂或还原剂，与难溶电解质的阳离子或阴离子发生氧化还原反应，降低阳离子或阴离子的浓度，使 JKsp，导致难溶强电解质的沉淀-溶解平衡向沉淀溶解的方向移动。CuS 沉淀溶于硝酸溶液的反应式为：3CuS(s)+8HNO3(aq)=3Cu(NO3)2(aq)+3S(s)+2NO(g)+4H2O(l)在含有难溶强电解质沉淀的饱和溶液中加入某种电解质，与难溶强电解质的阳离子或阴离子生成配离子，使难溶强电解质的阳离子浓度或阴离子浓度降低，致使J KsCaCO3(s)C
33、a2+CO32-Na2CO32Na+CO32-盐效应：在难溶强电解质溶液中加入不具有相同离子的易溶强电解质，将使难溶强电解质的溶解度增大1.81.41.00.0010.0050.01AgClBaSO4S/S0KNO3(mol/dm3)n半定量分析中：一般当溶液中残留的离子浓度 105 molL-1时，可认为该离子已沉淀完全如果溶液中含有两种或两种以上离子，都能与某种沉淀剂生成难溶强电解质沉淀，当加入该沉淀剂时就会先后生成几种沉淀，这种先后沉淀的现象称为分步沉淀。当溶液中同时存在几种离子，都能与加入的沉淀剂生成沉淀时，生成沉淀的先后顺序决定于 J 与 Ksp 的相对大小，首先满足 JKsp 的难
34、溶强电解质先沉淀。在Cl 和I 均为0.010 molL-1的溶液中，加入AgNO3溶液，能否分步沉淀？开始沉淀的Ag+？n 对于AgCl,Ksp=c(Ag+)/cc(Cl)/c=1.761010 c(Ag+)=Ksp(AgCl)/c(Cl)=1.761010/0.010=1.76108(molL-1)n 对于AgI,Ksp=c(Ag+)/cc(I)/c=8.491017 c(Ag+)=Ksp(AgI)/c(I)=8.491017/0.010=8.491015(molL-1)I 先沉淀，当 Cl 开始沉淀时，c(I)=Ksp(AgI)/c(Ag+)=8.491017/1.76108 =4.82
35、109(molL-1)说明 I 已沉淀完全浓度均为0.10 molL-1的Zn2+、Mn2+混合溶液中通入H2S气体，哪种先沉淀？pH控制在什么范围，以实现完全分离？Ksp(MnS)2.51013,Ksp(ZnS)1.61024解：对于 MnS,S2=Ksp(MnS)/Mn2 =2.51013/0.10=2.51012 molL-1 H3O+=(Ka1Ka2 H2S)/S20.5 =(8.9110-28/2.510-12)0.5=1.89108 molL-1 MnS开始沉淀时的 pH7.72ZnS沉淀完全时,S2=(Ksp(ZnS)/Zn2)=(1.61024/1.0105)=1.61019
36、molL-1 H3O+=(Ka1Ka2 H2S)/S20.5 =(8.9110-28/1.61019)0.5 =7.46105 molL-1 ZnS沉淀完全时的 pH4.13说明：pH值在4.137.72之间，可使ZnS 沉淀完全，而MnS不沉淀。沉淀转化:把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程沉淀转化反应的进行程度，可以利用反应的标准平衡常数来衡量。PbCrO4(s)(黄色)=Pb2+(aq)+CrO42(aq)加入 Na2S 溶液后：Pb2+(aq)+S2(aq)=PbS(s)（黑色）总反应：PbCrO4(s)+S2(aq)=PbS(s)+CrO42(aq)K很大，反应很彻底。2224422214sp41429sp(CrO)/(CrO)/(Pb)/()/()/(Pb)/K(PbCrO)1.77 10 1.96 10K(PbS)9.04 10ccccccKc Scc Sccc BaSO4(s)+CO32(aq)=BaCO3(s)+SO42(aq)10-7 K 107，可以通过加大CO32（用饱和Na2CO3溶液），多次转化。222442223310sp49sp3(SO)/(SO)/(Ba)/(CO)/(CO)/(Ba)/K(BaSO)1.05 100.04K(BaCO)2.60 10ccccccKcccccc
