化學(xué)酸堿反應(yīng)與沉淀反應(yīng)

1、會計學(xué)1化學(xué)酸堿反應(yīng)與沉淀反應(yīng)化學(xué)酸堿反應(yīng)與沉淀反應(yīng)第1頁/共67頁第一節(jié) 主要內(nèi)容一、酸堿電離理論(the acid-base ionization theory)二、酸堿質(zhì)子理論(proton acid-base theory)三、酸堿電子理論(Lewis acid-base theory)四、水的離解和溶液的酸堿性(self-ionization of water)第1頁/共67頁第2頁/共67頁1、定義 酸：在水溶液中能電離出H+的物質(zhì)是酸。如HCl、HAc 堿：在水溶液中能電離出OH-的物質(zhì)是堿。如NaOH、NH3 酸堿反應(yīng)：H+OH- H2O，本質(zhì)是酸堿中和反應(yīng)。2、酸堿的強(qiáng)度標(biāo)準(zhǔn)

2、 pH, pKa，pKb，pKw?？啥坑嬎悖阌诒容^強(qiáng)度大小。 水溶液中最強(qiáng)的酸是H+,最強(qiáng)的堿是OH-。3、評價 優(yōu)點：概念直觀，易于測量比較相對強(qiáng)度。 缺點：只適用于水溶液中。不能說明氣相和非水溶液中物質(zhì)的酸堿行為。其它酸堿理論:布朗斯特質(zhì)子酸堿理論 bronsted 路易斯電子酸堿理論 Lewis 軟硬酸堿理論 Soft-Hard第2頁/共67頁第3頁/共67頁1、定義：酸：能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)是酸。 堿：能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)是堿。 Kw=KaKb2、酸堿共軛關(guān)系(conjugate acid-base ) 酸給出質(zhì)子后形成的物種叫做該酸的共軛堿。堿接受質(zhì)子后形成的物種叫做該堿

3、的共軛酸。3、舉例：HCl = H+ + Cl- NH4+ + NH2- = NH3 + NH3 酸 = H+ + 堿 酸1+ 堿1 = 堿2 + 酸24、酸堿的強(qiáng)度標(biāo)準(zhǔn)：H+，pH、pKa，pKb，pKw5、評價：所有質(zhì)子體系，與溶劑無關(guān)。本質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移。1、下列物質(zhì)哪些是酸？哪些是堿？哪些既是酸又是堿？ Al(H2O)63+、HS-、CO32-、H2PO4-、NO3-、HCl、Ac_、OH-2、下列物質(zhì)的共軛酸是什么？SO42-、S2-、H2PO4-、NH3 3、下列物質(zhì)的共軛堿是什么？HClO4、HCN、H2O2、NH4+課堂練習(xí)第3頁/共67頁第4頁/共67頁1、定義：酸：能給出電子

4、對（e-）或離域電子的物質(zhì)是堿。 堿：能接受電子對（e- ）或離域電子的物質(zhì)是酸。2、酸堿反應(yīng)的本質(zhì)是：A + :B = A ：B （AB） 。 電子的授受關(guān)系:酸 + 堿 = 酸堿加合物（配合物） lewis酸堿強(qiáng)度:可用配合物穩(wěn)定性(穩(wěn)定常數(shù)來衡量)3、舉例：BCl3+:NH3=Cl3B NH3， AlCl3 + Cl- = AlCl4- 注意：HNO3、HCl、H2CO3等不是Lewis酸Lewis酸：金屬陽離子：Ni2+、Cu2+、Fe3+、Zn2+ 缺電子化合物：BF3、AlCl3等Lewis堿：陰離子：F-、Cl-、Br-、OH-、CN-、H-等 具有孤對電子的中性分子：CH3OH

5、、NH3等 含有C=C雙鍵的分子：KPt(C2H4)Cl等 第4頁/共67頁第5頁/共67頁1、水的電離平衡 H2O(l) H+ (aq) +OH- (aq) 水有微弱的導(dǎo)電能力 H+=OH-10-7 水的離子積 Kw=H+OH-10-14 Or C(H+)/C0 C(H+)/C010-14 101.0303. 2Klg298.15K 14-wRTGmr時：pOHpHOHpOHHpH14 ,log ,log2、溶液的酸堿性 pH范圍通常為1-14，pH14(超強(qiáng)堿) 生物體pH:血液(7.35-7.45);胃液(0.9-1.5):唾液(6.35-6.85)3、pH值的測定方法 1、酸堿指示劑：

6、甲基橙，甲基紅，酚酞 2、pH試紙:廣泛pH試紙,精密pH試紙(1-3,3) 3、酸度計:使用兩種電極：玻璃電極和甘汞電極 106 . 9K 101.0K -1460w-1425wCC第5頁/共67頁第6頁/共67頁第二節(jié) 主要內(nèi)容一、電離平衡與電離常數(shù)(ionizationequilibrium)二、電離度(degree of ionization)與稀釋定律三、弱酸弱堿電離平衡計算(calculations)四、多元弱酸(ployprotic acids)的分步電離五、同離子效應(yīng)(common-ion effects)六、緩沖溶液(buffers)第6頁/共67頁第7頁/共67頁 1、一元

7、弱酸的電離： HB H+B- )(or )/()/()/( acidKHBBHKCCCCCCKaaHBBH酸平衡常數(shù) 2、一元弱堿的電離： MOH M+OH-)(or )/()/()/( baseKMOHOHMKCCCCCCKbbMOHOHM堿平衡常數(shù)注意：電離常數(shù)是平衡常數(shù)的一種，具有平衡常數(shù)的特性，只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。常見酸堿溶液的K見P505附表53、一元弱酸pH值的計算：HB H+ + B-初始 C 0 0 平衡 C- H+ H+ H+ 2HCHKa0 2CKHKHaa精確式 24H 2CKKKaaa第7頁/共67頁第8頁/共67頁酸酸KapKa堿堿KbpKbHIO31.6910

8、-10.77IO3-5.110-1413.29HSO4-1.2010-21.92SO42-8.3310-1312.08H3PO47.5210-32.12 H2PO4-1.3310-1211.88HNO24.610-43.37NO2-2.1710-1110.66HF3.5310-43.45F-2.8310-1110.55HAc 1.7610-54.76Ac-5.6810-109.26HClO2.9510-87.53ClO-3.3910-76.47第8頁/共67頁第9頁/共67頁C HCH，因0 2CKHKHaa 01) ( 0 2222CKCCKCKCaaa)1 ( )1 ( 222aaKCCK

9、CCKHHCKHCKHCKCHKaaaaa 1 C11C %5 1C 2222222即則若，近似式精確式 H 24H 2CKCKKKaaaa第9頁/共67頁第10頁/共67頁 )( )1 ()(222CCCCCKaCKa 稀釋定律：溫度一定時，濃度越稀，電離度越大。請回答：HAc (0.10mol) 和 HAc (0.010mol)哪個的電離度大些？HAc (0.10mol) 和 HAc (0.010mol)哪個的酸度大些？定義弱酸HB的電離度為, HB H+ + B- 初始濃度 C 0 0 平衡濃度 C-C C C第10頁/共67頁第11頁/共67頁例題例題:298K:298K時時HAcHA

10、c的的K Ka a=1.76=1.761010-5-5計算計算0.10mol0.10molL L-1 -1 HAcHAc溶液的溶液的HH+ + 濃度和解離度。濃度和解離度。解：設(shè)平衡時解：設(shè)平衡時H+H+離子濃度為離子濃度為x x HAc HAc H H+ + Ac+ Ac- - 初始濃度初始濃度 0.10 0 00.10 0 0平衡濃度平衡濃度 0.10-x x x K0.10-x x x Ka a=x=x2 2/(0.10-x)/(0.10-x)當(dāng)當(dāng)5Ka2可知，多元弱酸電離以第一步為主。常忽略第二步電離，按一元弱酸處理。注意：溶液中H+只有一個值，它應(yīng)滿足上述兩個關(guān)系。-332COH2C

11、OH 總電離平衡式第12頁/共67頁第13頁/共67頁例4-3 求算濃度為C的H2CO3溶液中各種離子濃度解：H2CO3 2H+CO32- 分兩步電離，忽略第二步電離則 1、H2CO3 H+ + HCO3- C-H+ H+ H+CKHCOH a1-32、HCO3- H+CO32-COHCOCOHK23323a2(A) KCO a223/HKOH wCKCHCCOH a132由(A)式二元弱酸根離子濃度約等于Ka2,如S2-=1.010-14第13頁/共67頁第14頁/共67頁例題：求飽和H2S溶液中H+、HS-、H2S和OH-解解: :求求HH+ + 、HSHS- - 因因K K1 1/K/K

12、2 2=5.7=5.71010-8-8/1.2/1.21010-15-1510102 2H H2 2S S H H+ + + HS+ HS- - （可忽略二級電離，當(dāng)一元酸處理）（可忽略二級電離，當(dāng)一元酸處理） 0.1-x x x0.1-x x xc/Kc/Ka a=0.1/5.7=0.1/5.71010-8-8500,500,則則0.1-x0.10.1-x0.1 HH+ + =cK=cKa a=0.10=0.105.75.71010-8 -8 HH+ +=7.5=7.51010-5-5(mol(molL L-1-1) )HH+ +HSHS- -=7.5=7.51010-5-5molmolL

13、L-1-1 求求SS2-2- 因因S S2-2-是二級電離的產(chǎn)物是二級電離的產(chǎn)物 HSHS- - H H+ +S+S2-2-K K2 2=H=H+ +SS2-2-/HS/HS- -=1.2=1.21010-15-15HH+ +HSHS- - SS2-2-=K=K2 2=1.2=1.21010-15-15 OHOH- -=K=Kw w/H/H+ +=1=11010-14-14/7.5/7.51010-5-5=1.3=1.31010-10-10(mol(molL L-1-1) )由上可得下列結(jié)論：多元酸K1K2K3時,求H+時當(dāng)做一元酸處理；二元酸中酸根的濃度近似于K2，與酸的原始濃度關(guān)系不大。第

14、14頁/共67頁第15頁/共67頁1、同離子效應(yīng)：在已經(jīng)建立平衡的弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，將使弱電解質(zhì)的電離度減小的效應(yīng)叫同離子效應(yīng)(common-ion effect) 。HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-增加生成物濃度平衡向反應(yīng)物（向左移動），使HAc 的電離度減小。2、鹽效應(yīng)：在已經(jīng)建立平衡的弱電解質(zhì)溶液中，加入不含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，將使弱電解質(zhì)的電離度略有增大的效應(yīng)叫鹽效應(yīng)(salt effect).HAc H+ + Ac- NaCl Cl- + Na+ 溶液中離子總濃度增加，由于離子間的相互牽制作用，使H+和Ac- 難于結(jié)合成HAc。第15

15、頁/共67頁第16頁/共67頁例題:在0.10molL-1HAc溶液中加入少量NaAc，使Ac-濃度為0.10molL-1求該溶液的H+離子濃度和解離度。解：解：求H+ HAc H+ + Ac- 初始 0.1 0 0.1 平衡 0.1-x x 0.1+x 0.1 x 0.1 H+Ac-/HAc=Ka x =H+=1.7610-5molL-1 =H+/c100=0.0176 由于同離子效應(yīng)，由于同離子效應(yīng)，0.1mol0.1molL L-1-1HAcHAc的解離度更小的解離度更小 答： H+為1.7610-5molL-1，解離度為0.0176第16頁/共67頁第17頁/共67頁先看一個實驗l定義

16、：能夠抵抗外加少量酸堿或適當(dāng)稀釋，本身pH值不發(fā)生顯著變化的溶液叫緩沖溶液。純水不具這種性質(zhì)。l緩沖溶液的組成：通常是由弱酸-弱酸鹽，弱堿-弱堿鹽構(gòu)成。例如：HAc-NaAc,NH3-NH4Cl,NaHCO3-Na2CO3等l緩沖作用原理：以HAc-NaAc為例 HAc H+ + Ac- HAc 和 Ac-大量存在 NaAc Na+ + Ac-1L0.1ml 1mol/LpHpH純水NaOHpH=7.010.03HClpH=7.04.03NaH2PO4-Na2HPO4NaOHpH=7.07.00HClpH=7.07.00第17頁/共67頁第18頁/共67頁（1）當(dāng)加入少量強(qiáng)酸時,加入的H+立即

17、與大量的Ac-結(jié)合生成HAc,平衡左移,使H+不會顯著增加,Ac-為抗酸成分。（2）當(dāng)加入少量強(qiáng)堿時，加入的OH-立即與H+結(jié)合生成H2O,促使HAc進(jìn)一步電離以補充H+,使H+不會顯著減少，HAc為抗堿成分。（3）適當(dāng)稀釋時，由于稀釋定律，HAc電離度增加，H+不會顯著變化。H A c +O H-H2O H+A c- 加加 少少 量量 酸酸加加 少少 量量 堿堿（ 大大 量量 ）（ 大大 量量 ）第18頁/共67頁第19頁/共67頁HAc(CHAc(C酸酸)-NaCl(C)-NaCl(C鹽鹽) )為例 HAc HAc H H+ + + Ac + Ac- -初始 C C酸 0 0 C C鹽平衡

18、 C C酸- -x x x x C C鹽+ +x x酸鹽酸鹽酸鹽CCHCCxxCxCxKa)()(酸鹽鹽酸，CCpKCCKHaalogpH )(lgACCpKpHa酸鹽)(lgBCCpKpOHb堿鹽Henderson-Hasselbalch equation緩沖溶液pH值由pKa和lg(C鹽/C酸)兩項決定,主要由pKa決定。緩沖溶液pH值可通過調(diào)整(C鹽/C酸)比值(0.1-10)來調(diào)整,溶液的pH值范圍(pH=pKa1pH)。超出該范圍,將不具緩沖能力。緩沖溶液有一定的緩沖容量,當(dāng)(C鹽/C酸)=1時緩沖能力最強(qiáng)。第19頁/共67頁第20頁/共67頁Consider the calcula

19、tion of pH of a buffers containing 0.1M NH3 and 0.2M NH4Cl.The conjugate acid(共軛酸) is NH4+,whose Ka we can calculate from the Kb(NH3). Kb(NH3)=1.810-5.Ka(NH4+)= 5.610-10 pKa = log(5.610-10)=9.25.95. 820. 010. 0lg25. 9lg酸鹽CCpKpHaThe solution is basic, as we should have guesses, since the buffer conta

20、ins the weak base NH3 and the very weak acid NH4+.第20頁/共67頁第21頁/共67頁l盡量選擇pKa=pH的弱酸或弱堿組成緩沖對此時當(dāng)(C鹽/C酸)=1，具有最大緩沖能力。l通過調(diào)整(C酸/C鹽)可得任意pH值的緩沖溶液。(1)如需配制pH=7.0的緩沖溶液可選NaH2PO4-Na2HPO4（pKa2(H3PO4)=7.20）(2)如需配制pH=5.0的緩沖溶液可選HAc-NaAc(pHa=4.75)l所選緩沖對不能與反應(yīng)物或產(chǎn)物反應(yīng)。藥用要求無毒。l緩沖溶液的應(yīng)用(1) 土壤必須維持一定的緩沖體系（NaH2PO4-Na2HPO4 等）(2)

21、人體要維持一定的酸堿平衡也需要一定的緩沖體系。(3)科研工作中經(jīng)常大量使用各種pH值的緩沖溶液。第21頁/共67頁第22頁/共67頁第三節(jié) 主要內(nèi)容一、水解平衡與水解常數(shù) (Hydrolysis equilibrium and Hydrolysis constant)二、分步水解三、鹽類水解pH的近似計算四、影響鹽類水解的因素五、鹽類水解的抑制和利用第22頁/共67頁第23頁/共67頁鹽類的水解平衡是指鹽類電離出來的正、負(fù)離子與水電離出來的H+、OH-間的反應(yīng)，實質(zhì)上是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。根據(jù)鹽的組成不同，可分為以下幾類鹽。1、強(qiáng)堿弱酸鹽:（如 NaAc溶液）NaAc Na+ Ac- +H2O

22、OH- + H+ HAcAc- + H2O OH- + HAc)(AcHAcOHKAcHAcOHKAch水解常數(shù)平衡常數(shù))()(HAcawAchKKAcHHAcOHHK水解生成的酸越弱(Ka越小)，鹽的水解程度越大。wHAcaAchKKK)()(HAc-Ac-互為共軛關(guān)系第23頁/共67頁第24頁/共67頁NH4Cl NH4+ + Cl- +H2O OH- + H+ NH3H2ONH4+ + H2O NH3 + H3O+)(434NHhKNHHNHK)(43)(34NHbwNHhKKOHNHNHOHHK水解生成的堿越弱(Kb越小)，鹽的水解程度越大。wNHbNHhKKK)()(34例4-5 求

23、濃度為C的NaAc溶液的pH值解:水解時 Ac-+H2O OH- + HAc 平衡時 C-x x xCxxCxKKKHAcawAch22)()(CKxOHAch)(CKKOHHAcaw)(NH4+-NH3互為共軛關(guān)系第24頁/共67頁第25頁/共67頁NH4Ac NH4+ + Ac- + +H2O OH- + H+ NH3H2O HAc NH4+ + Ac- + H2O NH3H2O+ HAc43AcNHHAcNHK43HAcHAcOHNHNHOHHbawhKKKCKH 同理可導(dǎo)出)()(3NHbHAcawhKKKK1、這里Ka、Kb 并非共軛酸堿對，不存在Kw=KaKb的關(guān)系2、弱酸弱堿鹽溶

24、液的酸堿性取決于Ka、Kb的相對大小。 KaKb 呈酸性 KaKh2，多元弱酸強(qiáng)堿鹽一般只考慮一級水解，二級水解可忽略不計。高價金屬陽離子的水解 金屬離子在水溶液中是以水合離子的形式存在的,如Fe(H2O)63+。高價金屬陽離子水解一般顯酸性(1)Fe(H2O)63+H2OFe(OH)(H2O)52+H3O+(2)Fe(OH)(H2O)52+H2OFe(OH)2(H2O)4+H3O+(3)Fe(OH)2(H2O)4+H2OFe(OH)3+3H2O+H3O+高價金屬離子的水解和多元弱酸強(qiáng)堿鹽一樣是分步進(jìn)行的。第26頁/共67頁第27頁/共67頁1、鹽類的本性 水解后生成的酸或堿越弱，或越難溶于水

25、，則其水解程度越大，如:Al2S3+6H2OAl(OH)3+3H2S。2、鹽的濃度 鹽的濃度越小，水解程度越大，稀釋可促進(jìn)水解。如FeCl3濃溶液滴加到熱水中稀釋可產(chǎn)生溶膠沉淀。3、溫度 水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，已知中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，則水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，加熱可促進(jìn)水解。4、同離子效應(yīng) 如 Fe3+H2O=Fe(OH)2+H+ Fe(OH)2+H2O=Fe(OH)2+H+ Fe(OH)2+H2O=Fe(OH)3+H+ 加酸（H+）可抑制其水解，在配制某些金屬鹽溶液時常用酸溶解，就是為了抑制其水解。5、常見的易水解的物質(zhì) PCl3、PCl5、Na2S、SnCl2、SbCl3、Bi(NO3)3第

26、27頁/共67頁第28頁/共67頁第28頁/共67頁第29頁/共67頁第四節(jié) 主要內(nèi)容一、難溶電解質(zhì)的溶度積和溶解度二、沉淀反應(yīng)與溶度積規(guī)則三、沉淀溶解與沉淀的轉(zhuǎn)化四、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用第29頁/共67頁第30頁/共67頁1、溶解度(Solubility)一定溫度下，每100克水中溶解的物質(zhì)的克數(shù)叫溶解度（s）通常規(guī)定：難溶物質(zhì)(s0.1g/100g水)。溶解度也可用mol/L表示，如BaSO4 s298K=1.0410-5molL-12、溶度積一定溫度下，PbCl2(s) Pb2+(aq) +2 Cl-(aq) 溶度積達(dá)平衡時平衡常數(shù)為522106 . 1 spKClPbKKsp是平衡常數(shù)的另一

27、種形式，具有平衡常數(shù)的所有性質(zhì)。其意義在于，溫度一定時，任一難溶電解質(zhì)的飽和溶液中各種離子濃度系數(shù)次方的乘積為一常數(shù)。P506頁列出了各種難溶電解質(zhì)的Ksp。第30頁/共67頁第31頁/共67頁溶度積達(dá)平衡時522106 . 1 ClPbKsp離子積任意時刻22Q ClPbiCC3、溶解度與溶度積的關(guān)系 已知：Ksp(PbCl2)=1.610-5 ，求s(PbCl2)?molL-1 PbCl2(s) Pb2+(aq) +2 Cl-(aq), 設(shè) PbCl2的溶解度為s s 2s Ksp=s (2s)2=4s3 s=(ksp/4)1/3 =0.0159molL-1QiKsp 時,過飽和溶液,沉淀

28、 生成Qi=Ksp 時, 飽和溶液, 沉淀-溶解達(dá)平衡 (aq)Cl 2 (aq)Pb (s)PbCl PbCl-222在一定溫度下4、溶度積規(guī)則溶度積規(guī)則第31頁/共67頁第32頁/共67頁1、當(dāng)QiKsp時，應(yīng)有沉淀生成，但量太少，肉眼無法看到。2、當(dāng)QiKsp時，仍無沉淀生成，可能是形成了過飽和溶液。這是一種不穩(wěn)定狀態(tài)，當(dāng)加入晶核（磨擦器壁）后，仍然可析出沉淀。3、當(dāng)QiKsp時，仍無沉淀生成，可能有副反應(yīng)發(fā)生，如用CO32-沉淀Ba2+，CO32-水解了，使CO32-降低，使QiKsp，就會有沉淀析出。1、加入沉淀劑：要使沉淀較完全，沉淀劑應(yīng)過量20-50%。例1:20ml0.002m

29、ol/LNa2SO4溶液中，加入10ml0.0020 mol/L BaCl2。(1)能否產(chǎn)生沉淀？(2)哪種離子過量？若Ba2+沉淀完全(CBa2+10-5,)，則析出沉淀后達(dá)平衡時SO42-=?0.001330200.002C 0.00067,30100.002C (1) 242SBaO解)1008. 1(108.70.0013 0.00067CCQ10-7SBai242spOK522422410/,S (2)BaKspSOBaO則此時沉淀完全假定過量例2：要使Ag+沉淀完全(CAg+10-5,)，CrO42-至少應(yīng)為多少?LmolAgKsp/01 9.010100 . 9CrO 2 -10

30、122- 24解第33頁/共67頁第34頁/共67頁例3：求使0.01 mol/L Fe3+開始沉淀和沉淀完全時的pH值。 1011 OHFeKsp -363-3開始沉淀時解12-363)(3-1079. 4 ,01. 0101 . 1OH3OHFeKOHFesp2.6811.32-41pH ,32.1179. 4lg12pOH 10 4.7910101.1FeKsp OH 11-35 -3633-沉淀完全時3.6810.32-41pH ,32.1079. 4lg11pOH由此可見：氫氧化物并不一定只在堿性條件下才產(chǎn)生沉淀，不同的氫氧化物沉淀的Ksp不同，沉淀所需pH值也不同，故可通過調(diào)節(jié)溶液

31、的pH值來控制沉淀的生成或溶解，從而分離不同的金屬離子，這是定性分析中常用的一種分析方法。第34頁/共67頁第35頁/共67頁返回溶液中同時含有幾種金屬離子時，往往可以生成多種難溶化合物，按溶度積規(guī)則，它們應(yīng)該分步沉淀。例4:開始沉淀0.01mol/L的Cl-、 Br-、 I-時，Ag+的最低濃度。 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-

32、當(dāng)?shù)渭覣g+溶液時，最先沉淀I-,然后是Br-，最后才是Cl- 1056. 1Ag Cl -8-開始沉淀時-5 -5 -8 -13sp(AgBr)-10 1094. 41056. 1 /107 . 7Ag/ K Br-5 -8 -8 -16sp(AgI)-10 1004. 11056. 1 /1050. 1Ag/ K I當(dāng)Cl-開始沉淀時，I-早已沉淀完全,而Br-尚沒沉淀完全。第35頁/共67頁第36頁/共67頁要沉淀溶解，只要Qi 3.310-14BaSO4 + CO32- = BaCO3+SO42-1.810-10 Cl-Br-I-電荷低、半徑大的陽離子（Hg2+、Ag+、Cu+） F-

33、Cl-Br-Ksp，就會有沉淀析出。1、加入沉淀劑：要使沉淀較完全，沉淀劑應(yīng)過量20-50%。例1:20ml0.002mol/LNa2SO4溶液中，加入10ml0.0020 mol/L BaCl2。(1)能否產(chǎn)生沉淀？(2)哪種離子過量？若Ba2+沉淀完全(CBa2+10-5,)，則析出沉淀后達(dá)平衡時SO42-=?0.001330200.002C 0.00067,30100.002C (1) 242SBaO解)1008. 1(108.70.0013 0.00067CCQ10-7SBai242spOK522422410/,S (2)BaKspSOBaO則此時沉淀完全假定過量例2：要使Ag+沉淀完

34、全(CAg+Ksp，就會有沉淀析出。1、加入沉淀劑：要使沉淀較完全，沉淀劑應(yīng)過量20-50%。例1:20ml0.002mol/LNa2SO4溶液中，加入10ml0.0020 mol/L BaCl2。(1)能否產(chǎn)生沉淀？(2)哪種離子過量？若Ba2+沉淀完全(CBa2+10-5,)，則析出沉淀后達(dá)平衡時SO42-=?0.001330200.002C 0.00067,30100.002C (1) 242SBaO解)1008. 1(108.70.0013 0.00067CCQ10-7SBai242spOK522422410/,S (2)BaKspSOBaO則此時沉淀完全假定過量例2：要使Ag+沉淀完全(CAg+10-5,)，CrO42-至少應(yīng)為多少?LmolAgKsp/01 9.010100 . 9CrO 2 -10122- 24解第63頁/共67頁第64頁/共67頁棑玧頑璵諧鮐瑣鴳麹擖笳襾鞉惒棑玧頑璵諧鮐瑣鴳麹擖笳襾鞉惒隻湻嘲挱寏衿騾艝脾趫蕔鐓間答隻湻嘲挱寏衿騾艝脾趫蕔鐓間答鼆憹龖苡脎鑗鈃柅殶蒒纄訞慾阘鼆憹龖苡脎鑗鈃柅殶蒒纄訞慾阘藆碘鶾輿貕畿蝻钘嚥茚靲爉夓祛藆碘鶾輿貕畿蝻钘嚥茚靲爉夓祛繹紑旇膚銾狳唚怪漣垅牏檏滎肨繹紑旇膚銾狳唚怪漣垅牏檏滎肨搨嚚駸澖