無機(jī)化學(xué)課件：chapter9 電解質(zhì)溶液

1、第 9 章電解質(zhì)溶液9- 1 弱酸和弱堿的解離平衡9-1-1 一元弱酸、弱堿的解離平衡1. 解離平衡常數(shù) 醋酸 CH3COOH (經(jīng)常簡寫做 HAc) 溶液中存在著平衡： 或：HAc H2O H3O+ Ac HAc H+ Ac 其平衡常數(shù)表達(dá)式可寫成： 式中 Ka 是酸式解離平衡常數(shù)， H+、Ac 和 HAc 分別表示 H+ 、Ac 和 HAc 的平衡濃度。 若用 c0 表示醋酸溶液的起始濃度，則有： 適用條件： c0 400 Ka ；或 c0 /Ka400一元弱酸體系 。 所以：Ka c0H+= 當(dāng)電離平衡常數(shù) K 很小，酸的起始濃度 c0 較大時，則有 c0H+ ，于是上式可簡化成 ：K

2、c 作為弱堿，氨水也發(fā)生部分解離，存在下列平衡： 其解離平衡常數(shù)可表示為： 式中 Kb 是弱堿的解離平衡常數(shù)， c0 表示堿的起始濃度， OH 代表平衡時體系中 OH 的濃度。 NH3 H2O NH4+ OHKb 當(dāng)c0 400 Kb 時，有b 0OH-= Ka ，Kb 值越大，表示弱酸、弱堿解離出離子的趨勢越大。 一般把 Ka 小于10-2的酸稱為弱酸。 一元弱酸一元弱堿HClO 2.9108 (CH3)2NH 5.9104 HF 6.3104 C6H5NH2 4.01010 HNO2 7.2104 C5H5N 1.5109 Ka Kb Ka ，Kb 與溫度有關(guān)。但由于弱電解質(zhì)解離過程的熱效

3、應(yīng)不大，所以溫度變化對二者影響較小。 2. 解離度 弱酸、弱堿在溶液中解離的程度可以用解離度 a 表示，HAc 的解離度 a 表示平衡時已經(jīng)電離的醋酸的濃度與醋酸起始濃度之比，即： NH3 H2O 的解離度為： 例： a) 計算 0.10 mol dm3 HAc 溶液的 H+ 和解離度； b) 計算 1.0103 mol dm3 NH3 H2O 的 OH 和解離度。 已知 HAc 的 Ka 1.8105， NH3H2O的 Kb 1.8105 平衡常數(shù) Ka 和 Kb不隨濃度變化，但作為轉(zhuǎn)化百分?jǐn)?shù)的解離度 a ，卻隨起始濃度的變化而變化。起始濃度 c0 越小，解離度 a 值越大。 解離度 a 經(jīng)

4、常用百分?jǐn)?shù)表示。 其中 x 表示平衡時已解離的 HAc 的濃度 各物質(zhì)的平衡相對濃度 0.10 x x x 各物質(zhì)的起始相對濃度 0.10 0 0 即 c0 400 Ka ，有 0.10 x0.10，可以近似計算： 解： a) 反應(yīng)方程式 HAc H+ Ac 平衡常數(shù)的表達(dá)式為 由于a) 中 故 H+1.34103 mol dm3 電離度 若不采用近似計算，而將平衡常數(shù)的值代入其表達(dá)式中，則有： 解一元二次方程得 x = 1.33103 即 H+1.33103 mol dm3 解離度 各物質(zhì)的起始相對濃度 1.0103 0 0 各物質(zhì)的平衡相對濃度 1.0103y y y 其中 y 表示平衡時

5、已解離的 NH3 H2O 的濃度 b) 反應(yīng)方程式 NH3H2O NH4+ OH 不能近似計算，將 c01.0103mol dm3 和 Kb 1.810 5 代入平衡常數(shù)表示式中： 解一元二次方程得 OH1.25104 mol dm3 解離度 若用近似計算： 與前面計算結(jié)果比較，計算誤差較大。3. 同離子效應(yīng) 若在 HAc 溶液中加入一些 NaAc，NaAc 在溶液中完全解離，于是溶液中 Ac離子濃度增加很多，使醋酸的解離平衡左移，從而降低 HAc 的電離度。 例：如果在 0.10 mol dm3 的 HAc 溶液中加入固體 NaAc，使 NaAc 的濃度達(dá) 0.20 mol dm3，求該 H

6、Ac 溶液的 H+ 和解離度 a。 起始濃度 0.10 0 0 平衡濃度 0.10 x x 0.20 + x 解： HAc H+ Ac 將各平衡濃度代入平衡常數(shù)表達(dá)式: 由于c0 Ka 400，同時可認(rèn)為 0.20 x 0.20 ，0.10 x 0.10 。故平衡常數(shù)表達(dá)式變?yōu)椋?即 H+9.0106 moldm3 解離度 與前面計算結(jié)果 1.33 相比， 加入強(qiáng)電解質(zhì)后，解離度 縮小了 149 倍。 上述計算結(jié)果說明：在弱電解質(zhì)的溶液中，加入與其具有共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離平衡左移，從而降低弱電解質(zhì)的解離度，這種影響叫做同離子效應(yīng)。 9 - 1 -2 水的解離平衡和溶液的 pH

7、1 .水的離子積常數(shù) 平衡常數(shù)表達(dá)式 K H+OH，稱其為水的離子積常數(shù)，經(jīng)常用 Kw 表示。常溫下 Kw 1.01014。 Kw 與反應(yīng)的 rGm 有關(guān)系，由 Kw 可求得上述反應(yīng)的rGm值。 H2OH2O H3O+ OH 或 H2O H+ OH 2. 溶液的 pH pHlgH+ pOHlgOH 因為常溫下： Kw H+OH 1.01014故常溫下有 ： pHpOH14 但當(dāng)某溫度下，水的離子積常數(shù) Kw不等于 1.01014，p Kw 不等于14時，中性溶液中 pH = pOH ，但都不等于 7。 pH = pOH 是中性溶液的根本標(biāo)志。3. 酸堿指示劑 借助于顏色的改變來指示溶液pH的物

8、質(zhì)叫做酸堿指示劑。酸堿指示劑通常是一種復(fù)雜的有機(jī)物，并且都是弱酸或弱堿。 酸分子 HIn 顯紅色，酸根離子 In 顯黃色，當(dāng) HIn和 In 相等時溶液顯橙色。 例如甲基橙指示劑就是一種有機(jī)弱酸:HIn H+ In 其平衡常數(shù)表達(dá)式為： 可化成: 式中 Ki 是指示劑的解離常數(shù)?？梢钥闯?，當(dāng) H+ Ki ，即 pHpKi 時，溶液中 InHIn，這時溶液顯HIn和In的中間顏色，例如甲基橙的橙色。故將 pHp Ki 稱為指示劑的理論變色點(diǎn)。 當(dāng) HInIn10 時，明確顯示 HIn 的顏色； 對于一般指示劑： 當(dāng) InHIn10 時，明確顯示In的顏色。指示劑變色范圍pH酸 色堿 色甲基橙3.

9、24.4紅黃溴酚藍(lán)3.04.6黃藍(lán)溴百里酚藍(lán)6.07.6黃藍(lán)中性紅6.88.0紅亮黃酚 酞8.210.0無色紅達(dá)旦黃12.013.0黃紅 把這一 pH 間隔稱為指示劑的變色間隔或變色范圍。 存在關(guān)系式：9-1- 3 多元弱酸的解離平衡 多元酸在水中是分步電離的，以氫硫酸的解離為例： H2S H+ HS HS H+ S2 在常溫常壓下，H2S 氣體在水中的飽和濃度約為 0.10 moldm3，據(jù)此可以計算出 H2S 的飽和溶液中的 H+、HS 和 S2。 設(shè)平衡時已解離的氫硫酸的濃度為 x ，則 H+、 HS 近似等于 x ，而 H2S 0.10 - x 0.10 moldm3 起始濃度： 0.

10、10 0 0 平衡濃度： 0.10 x x H2S H+ HS 解得 x1.05104 故 S2 1.31013 moldm3 即 H+ HS1.05104 moldm3 第二步電離平衡 HS H+ S2 對二元弱酸 H2S 來說，溶液的 H+ 由第一級電離決定，故比較二元弱酸的強(qiáng)弱，只須比較其第一級電離常數(shù)K1 即可。 HS 的第二步解離極小可以被忽略，即HS H+ 而且 S2 K2 如果將 K1 和 K2 的表達(dá)式相乘，即可得到 H2S 2H+ S2 其平衡常數(shù) K 的表達(dá)式為： 從二元弱酸 H2S 的討論中可得到以下結(jié)論 : 負(fù)二價酸根 S2 等于第二級電離常數(shù) K2 。 溶液的 H+

11、由第一級電離決定； 負(fù)一價酸根 HS 等于體系中的 H+； 上述結(jié)論完全適用于一般的二元弱酸和二元中強(qiáng)酸。必須注意: 對于二元酸與其它物質(zhì)的混合溶液，以上結(jié)論一般不適用。 例：a) 求 0.010 moldm3 的 H2S 溶液中 H+ 、HS、S2 及 H2S 的濃度。 b) 若向上述溶液中加幾滴濃鹽酸，使其濃度達(dá)到0.010 moldm3，求溶液中 S2 的濃度。 H2S 的解離平衡常數(shù) K1 =1.1107 K2 =1.31013 解： a) H2S 的起始濃度 c0 = 0.010 moldm3，其 H+ 由第一步電離決定。 起始濃度： 0.010 0 0 平衡濃度： 0.010 x

12、x H2S H+ HS 解得 x 3.32105 即 H+ = HS = 3.32105 moldm3 故 S2 1.31013 moldm3 第二步電離平衡 HS H+ S2 b) 鹽酸完全解離，體系中 H+0.010moldm3，在這樣的酸度下，已解離的 H2S 以及 H2S 解離出的 H+ 均可以忽略不計。設(shè) S2 為 y ，則 平衡濃度： 0.01 0.010 y y 1.41018 即 S21.41018 moldm3 H2S 2H+ S2 計算結(jié)果表明，由于0.010 moldm3 的鹽酸存在，使 S2 降低至原來的 9.3104 分之一，可見同離子效應(yīng)的影響之大。 和二元酸相似，

13、三元酸也是分步電離的，由于 K1 ， K2 ， K3 相差很大，三元酸的 H+ 也以認(rèn)為是由第一步電離決定的；負(fù)一價酸根離子的濃度等于體系中的 H+； 負(fù)二價的酸根離子的濃度等于第二級電離常數(shù)K2 。例: 已知 H3PO4 的各級電離常數(shù) K1 = 7.1103， K2 = 6.3108，K3 = 4.81013 。求 H3PO4 的起始濃度 c0 多大時，體系中 PO43 的濃度為 4.0 1018 moldm-3。 解：因為 K1 K2 K3 ，體系中的 H+ 由 H3PO4的第一步解離決定。 起始濃度： c0 0 0 平衡濃度： c0H+ H+ H+ H3PO4 H+ HPO4 平衡常數(shù)

14、表達(dá)式為： 第三步電離 平衡常數(shù)表達(dá)式為： HPO42 H+ PO43 所以 式中9-1- 4 緩沖溶液 緩沖溶液是一種能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和水的稀釋而保持體系的 pH 基本不變的溶液。 緩沖作用的原理與前面講過的同離子效應(yīng)有密切的關(guān)系。 緩沖溶液一般是由弱酸和弱酸鹽組成或由弱堿和弱堿鹽組成的。例如 HAc 和 NaAc ，NH3H2O 和 NH4Cl ，以及NaH2PO4 和 Na2HPO4 等都可以配制成保持不同 pH 值的緩沖溶液。 例：以 HCN 和 NaCN 構(gòu)成的緩沖溶液 溶液中存在起始濃度為 c酸 的弱酸的解離平衡，由于起始濃度為 c鹽 的強(qiáng)電解質(zhì)弱酸鹽 NaCN 的存在，故平衡

15、時各物質(zhì)的濃度如下： 平衡濃度： c酸x x c鹽 + x 由于同離子效應(yīng)，近似有 c酸x c酸 ，c鹽 + x c鹽 HCN H+ CN 故 上式說明：混合溶液的 pH 首先決定于弱酸的 Ka 值，其次決定于弱酸和弱酸鹽的濃度之比。這種溶液就是緩沖溶液。 取負(fù)對數(shù) 故有 例 : 緩沖溶液中有 1.00moldm3 的 HCN 和 1.00moldm3 的 NaCN ，試計算 1) 緩沖溶液的 pH ； 2) 將 10.0cm3 1.00 moldm3 HCl 溶液加入到 1.0 dm3 該緩沖溶液中引起的 pH 變化； 3) 將 10.0cm3 1.00 moldm3 NaOH 溶液加入到

16、1.0 dm3 該緩沖溶液中引起的 pH 變化； 4) 將 1.0 dm3 該溶液加水稀釋至 10 dm3，引起的 pH變化。 2) 在 1.0 dm3 緩沖溶液中，含 HCN 和 NaCN 各是1.0 mol，加入的 HCl 相當(dāng)于 0.01mol H+，它將消耗0.01mol 的 NaCN 并生成 0.01mol HCN，故有: 平衡濃度： x HCN CN H+ 解： 1) 根據(jù) 相對而言，若將 10.0 cm3 1.00 moldm3 HCl 溶液加入到 1.0 dm3 純水中，pH 將從 7 變化為 2 。 根據(jù)： 3) 在 1.0 dm3 緩沖溶液中，含 HCN 和 NaCN 各是

17、1.0 mol，加入的 NaOH 相當(dāng)于 0.01mol OH，它將消耗0.01mol 的 HCN 并生成 0.01mol CN 離子，故有 根據(jù) 平衡濃度： y 1.0+0.011.01 HCN CN H+ 1.0-0.011.01 相對而言，若將 10.0 cm3 1.00 moldm3 NaOH 溶液加入到 1.0 dm3 純水中，pH 將從 7 變化為 12 。 4) 將 1.0 dm3 該緩沖溶液加水稀釋至 10.0 dm3 時，c酸 和 c鹽 的數(shù)值均變化為原來的十分之一，但兩者的比值不變。根據(jù) 故該緩沖溶液的 pH 不變。 緩沖溶液中發(fā)揮作用的的弱酸和弱酸鹽(或弱堿和弱堿鹽)稱為

18、緩沖對。緩沖對的濃度越大，當(dāng)加入強(qiáng)酸或強(qiáng)堿時其濃度值及其比值改變越小，即抵制酸堿影響的作用越強(qiáng)。 緩沖對的濃度越大，緩沖溶液的緩沖容量越大。 配制緩沖溶液時，要先找出與溶液所要控制的 pH 值相當(dāng)?shù)?pKa 值的弱酸，再與該弱酸的強(qiáng)堿鹽按一定的比例配成濃度合適的溶液。當(dāng) c酸c鹽 的值從 0.1 變化到 10 時，則緩沖溶液的pH 在 p1 之間變化。 若用弱堿和弱堿鹽配成緩沖溶液，其公式則可寫成 例：用 NH3H2O 和 NH4Cl 配制 pH10 的緩沖溶液，求比值 c堿/c鹽。根據(jù)：解： 弱堿 NH3H2O 的 Kb 1.8105 ， pH10 的緩沖溶液，其 pOH4， 所以：故：欲配

19、制的緩沖溶液的 pH 值應(yīng)選擇的緩沖組分若 或 與所需pH不相等，依所需pH調(diào)整 緩沖溶液pKa緩沖范圍氨基乙酸+HCl2.351.53.0氯乙酸+NaOH2.8623.5甲酸+NaOH3.7734.5HAc+NaAc4.7645.5六次甲基四胺+HCl5.134.56.07.216.58三羥甲基甲胺+HCl8.217.59硼砂9.248.510NH4+NH39.258.510緩 沖 溶 液pH (25)飽和酒石酸氫鉀 (0.034molkg-1)3.557鄰苯二甲酸氫鉀 (0.050molkg-1)4.0080.025molkg-1 KH2PO4 +0.025molkg-1 Na2HPO4

20、6.865硼砂 (0.010molkg-1)9.180常用標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液9-2 鹽的水解 9-2-1 水解平衡常數(shù) 1.一元弱酸強(qiáng)堿鹽 以 NaAc 溶于水生成的溶液為例，可以寫出 NaAc 的水解平衡式： 水解的結(jié)果使得溶液中 OH H+，NaAc 溶液顯堿性。Ac H2O HAc OH Kh 是水解平衡常數(shù)。在上式的分子分母中各乘以平衡體系中的 H+ ，上式變?yōu)?平衡常數(shù)表達(dá)式為： 即 弱酸強(qiáng)堿鹽的水解平衡常數(shù) Kh 等于水的離子積常數(shù)與弱酸的電離平衡常數(shù)的比值。 由于鹽的水解平衡常數(shù)相當(dāng)小，故計算中可以采用近似的方法來處理。 NaAc 的水解平衡常數(shù)： 2. 多元弱酸強(qiáng)堿鹽 (Na3PO4

21、)有：KW=Ka1Kb3= Ka2Kb2= Ka3Kb13. 酸式鹽解離大于水解， NaH2PO4溶液顯弱酸性；相反；Na2HPO4溶液解離小于水解，顯弱堿性。 思考：其相關(guān)常數(shù)等于多少？4. 強(qiáng)酸弱堿鹽 以 NH4Cl 為例，其水解平衡式為： NH4+ 和 OH 結(jié)合成弱電解質(zhì)，使 H2O 的電離平衡發(fā)生移動，結(jié)果溶液中 H+ OH ，溶液顯酸性。 可以推出強(qiáng)酸弱堿鹽水解平衡常數(shù) Kh 與弱堿的 Kb 之間的關(guān)系如下： NH4+ H2O NH3H2O H+ 5. 弱酸弱堿鹽 以 NH4Ac 為例，其水解平衡式可寫成：HN4+ Ac H2O NH3H2O HAc 平衡常數(shù)表達(dá)式為： 即 與 N

22、aAc 的 Kh 和 NH4Cl 的 Kh 相比， NH4Ac 的水解平衡常數(shù)擴(kuò)大了 1.0105 倍。顯然 NH4Ac 的雙水解的趨勢要比 NaAc 或 NH4Cl 的單方向水解的趨勢大得多。 NH4Ac 的水解平衡常數(shù) Kh ： 可見影響水解平衡常數(shù)的一個重要的因素，即生成鹽的酸堿越弱，即Ka 、 Kb 越小，則鹽的水解平衡常數(shù) Kh 越大。 例如：NaAc 和 NaF 同為弱酸強(qiáng)堿鹽，由于 HAc 的 Ka 小于 HF 的 Ka ，故當(dāng) NaAc 溶液和 NaF 溶液的濃度相同時，NaAc 的水解程度要大于 NaF。 綜合以上結(jié)論：9-2-2 水解度和水解平衡的計算1.單水解過程的計算

23、NaAc 水解反應(yīng)的方程式如下: 起始濃度： c0 0 0 平衡濃度： c0 x x x Ac H2O HAc OH Kh 很小，近似有 Ac c0 解得 即 若用弱酸的電離平衡常數(shù)表示，上式則變?yōu)椋?水解反應(yīng)的程度用水解度 h 表示: 用弱酸的電離平衡常數(shù)表示，可寫成： 同理可推導(dǎo)出弱堿的水解度表達(dá)式： 例: 求 0.10 moldm3 NH4Cl 溶液的 pH 和水解度 。 故 pH 5.13 水解度 解：例：計算0.10molL-1Na3PO4溶液的pH值。平衡c B/ (molL-1 ) 0.10 x x x解：2. 雙水解過程的計算 在這里我們只研究由一元弱酸 HA 和一元弱堿 MO

24、H生成的弱酸弱堿鹽 MA 溶液的 H+ 。 將 MA 溶于 H2O 中，陽離子 M+ 和酸根陰離子A 起始濃度均為 c0 兩個水解反應(yīng)同時達(dá)到平衡 M+ H2O M(OH) H+ A H2O HA OH 有 1 個 M(OH) 生成，則產(chǎn)生 1 個 H+ ；而有一個 HA 生成則有 1 個 OH 去中和一個 H+ 。故 H+ MOH HA (1) M+ 的水解平衡常數(shù)表達(dá)式為 由此可得出 (2) A 的水解平衡常表達(dá)式為 由此可得出 (3) 將 (2) 和 (3) 代入 (1) 中: 將上式兩邊分別乘以 Ka Kb H+，得 當(dāng) Ka 與 c0 相比很小時，M+ 和 A 的水解程度極小，近似有

25、 M+ A c0 整理得： 可見弱酸弱堿鹽水溶液的 H+ 與鹽溶液的濃度無直接關(guān)系。但該式成立的前提是 Ka 與 c0 相比很小且 c0 Ka ，所以鹽的起始濃度 c0 不能過小。 對 0.1moldm3 NH4Ac 溶液，由 Ka = Kb =1.8105，可知 H+1.0107 moldm3 ，即溶液顯中性。 但當(dāng) Ka 和 Ka 不相等時，溶液則不顯中性。 當(dāng) c0 Ka 時，近似有 Ka c0 c0pH 6.23 因為 Ka 比 Kb 大，故弱堿的水解程度比弱酸的水解程度大些，故溶液中 H+OH ，溶液顯酸性。 例：求 0.10 moldm3 的 NH4F 溶液的 pH 。 解： 可以

26、看出，當(dāng)水解平衡常數(shù) Kh 一定時，鹽的起始濃度 c0 越小，水解度 h 越大，即稀溶液的水解度比較大。 這一結(jié)果也可以從平衡移動的角度得出。一定濃度的 NH4Cl 溶液達(dá)到水解平衡時，有關(guān)系式 ：9-2-3 影響水解度的因素1. 鹽的濃度 將溶液加水稀釋，體積變成原來的 10 倍，于是各物質(zhì)的濃度均變成原來的 1/10 ，此時的 Qc 可以表示為: 即 Qc Kh ，平衡要向繼續(xù)水解的方向移動，故稀釋使鹽的水解度增大。 水解度 結(jié)論： c鹽 , 水解度增大 鹽的水解會使溶液的酸度改變，根據(jù)平衡移動的原理，可以通過調(diào)解溶液的酸度來控制鹽的水解。 例，實驗室配制 SnCl2 溶液，用鹽酸來溶解

27、SnCl2 固體，原因就是用酸來抑制 Sn2+ 的水解。 2. 溶液的酸堿度可知，當(dāng)溫度升高時平衡常數(shù) Kh增大，因此升高溫度可以促進(jìn)水解的進(jìn)行。 例如 FeCl3 的水解，常溫下反應(yīng)并不明顯，加熱后反應(yīng)進(jìn)行得較徹底，顏色逐漸加深，生成紅棕色沉淀。 鹽的水解一般是吸熱過程，H 0 ，由公式 3. 溫度 例：今有 2.0 L 0.10 molL-1的 Na3PO4 溶液和 2.0 L 0.10 molL-1的NaH2PO4 溶液，僅用這兩種溶液（不可再加水）來配制pH=12.50的緩沖溶液，能配制多少升這種緩沖溶液？反應(yīng)前 n/mol 20.10 0.10 x 0 ，小于所需pH值，說明 應(yīng)過量

28、，則 2.0 L Na3PO4 應(yīng)全部用上，設(shè)需0.10 molL-1 NaH2PO4 x L。反應(yīng)后 n/mol 0.20 0.10 x 0 0.20 x平衡濃度/(molL-1)初始濃度/(molL-1)解得 x = 0.12 能配制2.12 L緩沖溶液解得 x = 0.12 能配制2.12 L緩沖溶液(2L Na3PO4 + 0.12L NaH2PO4)。9-3 電解質(zhì)溶液理論和酸堿理論的發(fā)展 9-3-1 強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論 1887年阿侖尼烏斯提出酸堿的電離理論，認(rèn)為電解質(zhì)在水溶液中是電離的，但包括KCl 這樣的強(qiáng)電解質(zhì)在內(nèi)，電離都是不完全的。 1923年，德拜(PDebye)和休克爾(

29、EHckel)提出了強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論 然而實驗證明， KCl 這類電解質(zhì)在水中是完全電離的。1 離子強(qiáng)度 德拜和休克爾認(rèn)為強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中完全電離成正負(fù)離子。離子間存在著相互作用，正離子要受到其周圍負(fù)離子的靜電引力，負(fù)離子要受到其周圍正離子的靜電引力。離子在受到帶有異種電荷的離子相吸的同時，還要受到帶有同種電荷的離子的相斥?？傊x子的行動并不完全自由。 在測量電解質(zhì)溶液的依數(shù)性時，離子之間上述的相互作用使得離子不能發(fā)揮一個獨(dú)立微粒的作用。而當(dāng)電解質(zhì)溶液通電時，也由于離子之間的相互作用，使得離子不能百分之百地發(fā)揮輸送電荷的作用。其結(jié)果導(dǎo)致實驗測得的離子的數(shù)目少于電解質(zhì)全部電離時應(yīng)有的離子數(shù)目。

30、 溶液中離子的濃度越大，或離子所帶電荷數(shù)目越多，離子之間的相互作用就越強(qiáng)。我們定義離子強(qiáng)度概念，來衡量一種溶液對于存在于其中的離子的影響的大小。用 I表示溶液的離子強(qiáng)度，則有公式 式中 zi 表示溶液中 i 種離子的電荷數(shù)，mi 表示 i 種離子的的質(zhì)量摩爾濃度，顯然離子強(qiáng)度 I 的單位為 molkg 1 。 如 0.1 moldm 3 鹽酸和 0.1 moldm 3 CaCl2 溶液等體積混合，所形成的溶液中，各種離子的質(zhì)量摩爾濃度分別約為 電荷數(shù)分別為 2 活度 在電解質(zhì)溶液中，由于離子之間相互作用的存在，使得離子不能完全發(fā)揮出其作用。我們把離子實際發(fā)揮作用的濃度稱為有效濃度，或稱為活度

31、。通常用下式表示： a = f c 故有 式中: a 表示活度，c 表示濃度，f 稱為活度系數(shù)。 溶液的離子強(qiáng)度一定時，離子自身的電荷數(shù)越高，則其活度系數(shù) f 的數(shù)值越??； 離子的電荷數(shù)一定時，溶液的離子強(qiáng)度越大，活度系數(shù) f 的數(shù)值越小。即濃度與活度之間的偏差越大。 當(dāng)溶液的濃度較大，離子強(qiáng)度較大時，濃度與活度之間的偏差較大。這時有必要用活度計算和討論問題。 在我們經(jīng)常接觸的計算中，溶液的濃度一般很低，離子強(qiáng)度也較小，近似認(rèn)為活度系數(shù) f 1.0，即利用濃度代替活度進(jìn)行計算是合理的。 在弱電解質(zhì)的溶液中，加入與其具有共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)使電離平衡左移，從而降低了弱電解質(zhì)的電離度，這種影響叫做同

32、離子效應(yīng) 。3 鹽效應(yīng) 在HAc中加入NaAc，除了Ac離子對HAc電離平衡產(chǎn)生同離子效應(yīng)以外，Na+ 離子對平衡也有一定的影響，這種影響稱為鹽效應(yīng)。鹽效應(yīng)將使弱電解質(zhì)的電離度增大。 例如：向 0.10moldm-3 的 NH3H2O 中加入 KCl ，使 KCl 的濃度達(dá)到 0.2moldm-3 ，求 OH- 和電離度。已知 Kb = 1.810-5 解: KCl 的加入，使溶液中的離子濃度增大，離子氛的作用加強(qiáng)，活度系數(shù) f 變小。KCl 的濃度達(dá)到0.2 moldm-3 時，f = 0.7 。 NH3H2O = NH4+ + OH- 用活度表示平衡常數(shù)：若不考慮活度系數(shù)，認(rèn)為 f = 1

33、 ，則 OH- = 1.3410-3 ，= 1.34 % 若考慮活度系數(shù)，則: 在此，OH- = 1.910-3，說明已經(jīng)解離了這些，才使得活度為 1.3410-3，故 = 1.9 % 。 加入 KCl ，使電離度增大，這種作用稱為鹽效應(yīng)。關(guān)于鹽效應(yīng)，要注意以下問題： 1) 鹽效應(yīng)的影響不大； 2) 有同離子效應(yīng)存在時，不必考慮鹽效應(yīng)； 3) 不要求計算，只要求會討 論問題。 其原因可以解釋為：強(qiáng)電解質(zhì)的加入，增大了溶液的離子強(qiáng)度，使得活度系數(shù) f 偏離 1 的程度增大，原來電離出的離子的有效濃度變小，不能與未發(fā)生電離的分子保持平衡。只有再解離出部分離子，才能實現(xiàn)平衡。于是實際解離出的離子濃度

34、增加，即電離度增大。 9-3-2 酸堿質(zhì)子理論 20 世紀(jì) 20 年代 Brnsted 和 Lowrey 提出了質(zhì)子酸堿理論，大大地擴(kuò)大了酸堿的物種范圍，使酸堿理論的適用范圍擴(kuò)展到非水體系乃至無溶劑體系。 酸堿質(zhì)子理論將能給出質(zhì)子 (H+) 的分子或離子定義為酸，質(zhì)子的給予體。 能接受質(zhì)子的分子或離子定義為堿，質(zhì)子的接受體。 1 酸堿定義 HC1，NH4+，H2PO4，等都是質(zhì)子酸 。 NH3，HPO42，CO32，Al(H2O)5OH2+ 等都是堿. H2SO4 HSO4 + H+ HSO4 SO42 + H+ NH4 + NH3 + H+ 酸 H+ +堿 反應(yīng)式中，左邊的物質(zhì)都是質(zhì)子酸；這

35、些質(zhì)子酸在反應(yīng)中給出質(zhì)子后，形成的物質(zhì)都是質(zhì)子堿。 通過上面的酸堿定義及舉例，我們應(yīng)意識到如下幾點(diǎn)： 1) 酸和堿均可以是分子、正離子和負(fù)離子； 2) 有的物質(zhì)在不同的反應(yīng)中可以是酸，也可以是堿，如HSO4； 3) 酸和堿之間的關(guān)系是： 共軛酸 共軛堿 + 質(zhì)子 在質(zhì)子酸堿理論中仍可用電離平衡常數(shù)來表示酸和堿的強(qiáng)度，例如：2 酸堿定義 HCl H3O+ HF HAc NH4+ H2O HAc 在 H2O 中電離： HAc H2O H3O+ Ac HAc 的共軛堿 Ac 在水中水解: Ac + H2O HAcOH Ka Kb = Kw ， Ka 和 Kb 之積為常數(shù)。 從二者的關(guān)系可以看出，一對

36、共軛酸堿，其電離平衡常數(shù)之積等于定值。故酸越強(qiáng)越大，其共軛堿越弱越小。因此將上述這些酸的共軛堿按著堿性從弱到強(qiáng)排列起來，則有： Cl H2O F Ac NH3 OH 阿侖尼烏斯酸堿體系中的一些反應(yīng)，可以歸結(jié)為質(zhì)子酸堿理論中的酸與堿的反應(yīng)。其實質(zhì)是強(qiáng)酸 I 將質(zhì)子轉(zhuǎn)移給強(qiáng)堿 II，生成弱酸 和弱堿 。 酸堿反應(yīng)中標(biāo)志相同的一對酸和堿，如強(qiáng)酸和弱堿，弱酸和強(qiáng)堿分別具有共軛關(guān)系。 例如：HCl ( 強(qiáng)酸)H2O ( 強(qiáng)堿) H3O+ ( 弱酸)Cl( 弱堿) H3O+ ( 強(qiáng)酸) + OH( 強(qiáng)堿) H2O ( 弱酸) H2O ( 弱堿) HAc ( 弱酸) + H2O ( 弱堿) H3O+ ( 強(qiáng)

37、酸) Ac( 強(qiáng)堿) H2O ( 弱酸) + NH3 ( 弱堿) NH4+ ( 強(qiáng)酸) OH(強(qiáng)堿) 強(qiáng)酸 HClO，H2SO4，HCl，HNO3在 H2O 中完全電離，水拉平了這些強(qiáng)酸給出質(zhì)子的能力，因此在水中不能分辨出這些酸的強(qiáng)弱，為拉平效應(yīng)。 若將這些強(qiáng)酸放在比 H2O 難于接受質(zhì)子的溶劑中，如放在 HAc 中，就可以分辨出它們給出質(zhì)子的能力強(qiáng)弱: NH3 (酸弱) + NH3 (弱堿) NH4+ (強(qiáng)酸)NH2(強(qiáng)堿) HClO4 (弱酸) + HAc (弱堿) H2Ac+ (強(qiáng)酸)ClO4(強(qiáng)堿) 對于這四種酸，HAc 是分辨試劑，對其酸性的強(qiáng)弱具有分辨效應(yīng)；而 H2O 是拉平試劑，

38、具有拉平效應(yīng)。對大多數(shù)較弱的酸來說，其分辨試劑是 H2O，可以根據(jù)它們在H2O 中的電離平衡常數(shù)的大小比較強(qiáng)弱。 HCl HAc Cl + H2Ac+ H2SO4 HAc HSO4 + H2Ac+ HClO4 HAc ClO4 + H2Ac+ HNO3 HAc NO3 + H2Ac+ 9-3-3 酸堿溶劑體系理論 在 20 世紀(jì) 20 年代，Brnsted 和 Lowrey 提出酸堿質(zhì)子理論之后， Cady 和 Elsey 提出酸堿溶劑體系理論。 質(zhì)子溶劑 H2O 和液 NH3 。它們的自偶電離產(chǎn)生一對特征正負(fù)離子 ： 一些非質(zhì)子溶劑也有自偶電離，如溶劑 N2O4 和 SO2 分別以下式自偶電

39、離 2 H2O H3O+(特征正離子) OH(特征負(fù)離子) 2 NH3 NH4+(特征正離子) NH2(特征負(fù)離子) 2 SO2 SO2+ (特征正離子) SO32(特征負(fù)離子) 酸堿溶劑體系理論認(rèn)為，在一種溶劑中能解離出該溶劑的特征正離子或者說能增大特征正離子的濃度的物質(zhì)稱為酸；同樣理解在一種溶劑中能解離出該溶劑的特征負(fù)離子或者說能增大特征負(fù)離子的濃度的物質(zhì)稱為堿。 液 NH3 為溶劑，銨鹽，如 NH4Cl 等為酸，因為它能提供 NH4+ ；而氨基化合物，如 NaNH2 等則為堿，因為它能提供 NH2 。NH4Cl 與 NaNH2 之間的反應(yīng) NH4Cl NaNH2 NaCl 2 NH3 N

40、2O4 NO+ (特征正離子) NO3(特征負(fù)離子) 液態(tài) SO2 為溶劑時，亞硫?；衔?，如 SOCl2 等為酸，因為它能提供該溶劑的特征正離子 SO2+ SOCl2 SO2+ 2Cl 是酸堿中和反應(yīng)。 而亞硫酸鹽，如 Cs2SO3 等則為堿，因為它能提供該溶劑的特征負(fù)離子 SO32 。SOCl2 與 Cs2SO3 之間的反應(yīng)SOCl2 Cs2SO3 2CsCl 2 SO2 是酸堿中和反應(yīng)。 酸堿溶劑體系理論在解釋非水體系的酸堿反應(yīng)方面是成功的。若溶劑是水，該理論則還原成阿侖尼烏斯的酸堿理論，體系的特征正離子是 H，而特征負(fù)離子是OH。 酸堿溶劑體系理論的局限性，在于它只適用于能發(fā)生自偶電

41、離的溶劑體系，對于烴類，醚類以及酯類等難于自偶電離的溶劑就不能發(fā)揮作用了。這里我們介紹酸堿溶劑體系理論，其目的并不在于這種理論自身有多么重要，值得我們學(xué)習(xí)的應(yīng)該是科學(xué)工作者如何從復(fù)雜的形形色色的事務(wù)中抽象出其共性的思維方法。 9-3-4 酸堿電子理論 1923年 Lewis 提出了酸堿電子理論。酸堿電子理論認(rèn)為，凡是可以接受電子對的物質(zhì)稱為酸，凡是可以給出電子對的物質(zhì)稱為堿。它認(rèn)為酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是形成配位鍵生成酸堿配合物的過程。 這種酸堿的定義涉及到了物質(zhì)的微觀結(jié)構(gòu)，使酸堿理論與物質(zhì)結(jié)構(gòu)產(chǎn)生了有機(jī)的聯(lián)系。 下列物質(zhì)均可以接受電子對，是酸 H+， Cu2+， Ag+ ， BF3 而下面各種物質(zhì)均

42、可以給出電子對，是堿 OH OH ， NH3 (HNH)， F F H 酸和堿之間可以反應(yīng)，如 酸 堿 酸堿配合物 BF3 F BF4 酸 堿 酸堿配合物 H+ OH H2O Ag+ Cl AgCl 這些反應(yīng)的本質(zhì)是路易斯酸接受了路易斯堿的電子對，生成酸堿配合物。 除酸與堿之間的反應(yīng)之外，還有取代反應(yīng)，如 Cu (NH3)4 2+ 4 H+ Cu2+ 4 NH4+ 酸堿配合物 Cu (NH3)42+ 中的酸(Cu2+)，被另一種酸(H+) 取代，形成一種新的酸堿配合物 NH4+ 。這種取代反應(yīng)稱為酸取代反應(yīng)。 反應(yīng) Fe(OH)3 3 H+ Fe3+ 3 H2O 也屬于酸取代反應(yīng)，酸 (H+)

43、 取代了酸堿配合物中 Fe3+ ，形成了新的酸堿配合物 H2O 。 在下面的取代反應(yīng)中，堿 (OH) 取代了酸堿配合物 Cu(NH3)42+ 中的堿 NH3 ，形成新的酸堿配合物 Cu(OH)2 Cu(NH3)4 2+ 2OH Cu(OH)2 4NH3 這種反應(yīng)稱為堿取代反應(yīng)。 反應(yīng)NaOH + HCl NaCl + H2O 和反應(yīng) BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2 NaCl 的實質(zhì)，是兩種酸堿配合物中的酸堿互相交叉取代，生成兩種新的酸堿配合物。這種取代反應(yīng)稱為雙取代反應(yīng)。 在酸堿電子理論中，一種物質(zhì)究竟屬于酸還是屬于堿，應(yīng)該在具體的反應(yīng)中確定。在反應(yīng)中接受電子對的是酸，給出電

44、子對的是堿。 按著這一理論，幾乎所有的正離子都能起酸的作用，負(fù)離子都能起堿的作用，絕大多數(shù)的物質(zhì)都能歸為酸、堿或酸堿配合物。而且大多數(shù)反應(yīng)都可以歸為酸堿之間的反應(yīng)或酸、堿及酸堿配合物之間的反應(yīng)?？梢娺@一理論的適應(yīng)面極廣泛。也正是由于理論的適應(yīng)面極廣泛這一優(yōu)點(diǎn)，決定了酸堿的特征不明顯，這也正是酸堿電子理論的不足之處。9 -4-1 溶度積常數(shù) 1 沉淀溶解平衡的實現(xiàn) 第 9-4 章 沉淀溶解平衡溶解度小于 0.01g/100gH2O-不溶物 當(dāng)溶解過程產(chǎn)生的 Ag+ 和 Cl 的數(shù)目和沉淀過程消耗的 Ag+ 和 Cl 的數(shù)目相同，即兩個過程進(jìn)行的速率相等時，便達(dá)到沉淀溶解平衡?？梢员硎境桑?平衡常

45、數(shù)表達(dá)式為: 該平衡常數(shù)又可稱為溶度積常數(shù)，用 Ksp 表示。由于難溶性強(qiáng)電解質(zhì)的溶液都是極稀的溶液，可用濃度代替活度。故上述沉淀溶解平衡的 Ksp 可以表示為： AgCl Ag+ Cl PbCl2 Pb2+ 2Cl 反應(yīng) 和其它平衡常數(shù)一樣， Ksp 也隨溫度變化而改變。 例如反應(yīng)ZnS Zn2+ S2 平衡時： 平衡時：Q (Ab+ )a ( Ba- ) b 2 溶度積原理 當(dāng) Q Ksp 時，沉淀從溶液中析出； 當(dāng) Q Ksp 時，飽和溶液與沉淀物平衡； 當(dāng) Q Ksp 時，溶液不飽和，若體系中有沉淀物，則沉淀物將發(fā)生溶解。 AaBb ( s ) a Ab+ b Ba 溶度積原理：化合物

46、Ksp化合物KspAgCl1.81010FeS6.31018AgI8.51017Hg2Cl21.41018Ag2CrO41.11012Hg2Br26.41023Ag2S6.31050Hg2I25.21029BaCO32.6109Mg(OH)25.61012BaSO41.11010MnS2.51013BaCrO41.21010PbCO37.41014CaCO32.8109PbCrO42.81013CaC2O42.3109Pb(OH)21.41015CaF25.3109PbSO42.5108CuS6.31036PbS8.01028CuI1.31012ZnS2.51022Fe(OH)32.81039

47、Zn(OH)231017 向飽和的 AgCl 溶液中加入 KNO3 固體，溶液的離子強(qiáng)度增大，使 Ag+和 Cl 的活度降低，導(dǎo)致 。這時若有 AgCl 固體與離子共存，它將溶解以保持平衡。也就是說鹽效應(yīng)使 AgCl 的溶解度增大。 3 鹽效應(yīng)對溶解度的影響 4 溶度積與溶解度的關(guān)系 例：已知 AgCl 的 Ksp 1.81010 ，求 AgCl 的溶解度。 起始濃度 0 0 平衡濃度 x x 故 AgCl 的溶解度為 1.3105 moldm3 解： AgCl Ag+ Cl 平衡時濃度 2x x 例： 已知某溫度下 Ag2CrO4 的溶解度為 6.50105 moldm3，求 Ag2CrO4

48、 的 Ksp 。 解： Ag2CrO4 2Ag+ CrO42 飽和溶液中 CrO42 可以代表 Ag2CrO4 的溶解度，而 Ag+ 則是 Ag2CrO4 溶解度的 2 倍。 =4(6.5010-5)-3=1.110-12 結(jié)論： Ksp 和溶解度之間具有明確的換算關(guān)系。但盡管兩者均表示難溶物的溶解性質(zhì)，但 Ksp 大的其溶解度不一定就大。 為什么同樣可以定量表示物質(zhì)溶解性能的 Ksp 和溶解度，在大小關(guān)系上卻不一致呢？ 其原因是 AgCl 的正負(fù)離子數(shù)目之比為 1：1，而Ag2CrO4 為 2：1 ，故 Ksp 與溶解度的關(guān)系會出現(xiàn)上述情形。不難得出結(jié)論，只要兩種難溶物具有相同的正負(fù)離子個數(shù)

49、比，其 Ksp 和溶解度的大小關(guān)系就會一致。5 同離子效應(yīng)對溶解度的影響 例: 求在 1.0 moldm3 的鹽酸中，AgCl 固體的溶解度。 起始濃度 0 1.0 平衡濃度 x 1.0 + x 達(dá)到飽和時 Ag+ 可以代表 AgCl 的溶解度 解：AgCl Ag+ Cl 純水中 AgCl 的溶解度為 1.3105 moldm3，故： x 1.0 ， 1.0 + x 1.0 x Ksp 1.81010 在 1 moldm3 的鹽酸中，AgCl 的溶解度為 1.81010 moldm3 。它僅是 AgCl 在純水中溶解度 1.3105 moldm3 的 7.2 萬分之一。 在難溶性強(qiáng)電解質(zhì)的溶液

50、中，加入與其具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，將使難溶性強(qiáng)電解質(zhì)的溶解度減小，這一作用稱為同離子效應(yīng)。 9 -4-2 沉淀生成的計算與應(yīng)用 根據(jù)溶度積原理，當(dāng)溶液中 Q Ksp 時，將有沉淀生成。 例： 向 1.0102 moldm3 CdCl2 溶液中通入 H2S 氣體 ， 1) 求開始有 CdS 沉淀生成時的 S2 ； 2) Cd2+ 沉淀完全時，S2 是多大？ 已知 Ksp ( CdS ) = 8.01027 解： 當(dāng) S2 8.01025 moldm3 時，開始有 CdS 沉淀生成。 2） 一般情況下，離子與沉定劑生成沉淀物后在溶液中的殘留濃度低于 1.0105 moldm3 時，則認(rèn)為該離子已

51、被沉淀完全。 1） CdS Cd2+ + S2 故 依題意 Cd2+1.0105 moldm3 時的 S2 為所求。 即當(dāng) S2 8.01022 moldm3 時，Cd2+ 已被沉淀完全。 CdS Cd2+ S2 故 使用相同的計算方法，根據(jù) Ksp (FeS) = 6.31018 ，可得使1.0102 moldm3 Fe2+ 開始沉淀的 S2 等于 6.31016 moldm3。而當(dāng) S2 6.31013 moldm3 時，F(xiàn)e2+ 已被沉淀完全。 控制體系中 S2 ，是采用通 H2S 氣體和調(diào)體系 pH值來實現(xiàn)的。 這些數(shù)據(jù)提示我們，當(dāng)溶液中同時存在適當(dāng)濃度的 Cd2+ 和 Fe2+ 時，

52、可以通過控制體系中 S2 的做法使 Cd2+ 沉淀而 Fe2+ 保留在溶液中，從而實現(xiàn)分離 Cd2+ 和 Fe2+ 的目的。 例：向 0.10 moldm3 FeCl2 溶液中通 H2S 氣體至飽和(濃度約為 0.10 moldm3 ) 時，溶液中剛好有 FeS 沉淀生成，求此時溶液的 H+ 。 解： Fe S Fe 2+ S2 H2S 2H+ S2 故 H+ 較大，應(yīng)是 FeCl2 溶液原有的。如果原來 FeCl2 溶液的 H+ 再大一些，那么即使 H2S 飽和也不會有 FeS 沉淀生成。 27131734.7610-=4.7610-3 根據(jù)一些硫化物的溶度積常數(shù)，通過計算可得如下結(jié)論：若在

53、一定濃度的鹽酸中通入 H2S 氣體，其中的Pb2+、Bi3+、Cu2+、Cd2+、Hg2+、As3+、Sb3+ 和 Sn2+ 等離子將生成沉淀，而 Fe2+、Co2+、Ni2+、Zn2+ 和 Mn2+ 等離子繼續(xù)保留在溶液中。PbS Bi2S3 CuS CdS Sb2S3 SnS2 As2S3 HgS例題： 在0.20L的 0.50molL-1 MgCl2溶液中加入等體積的 0.10molL-1的氨水溶液，問有無Mg(OH)2沉淀生成？為了不使 Mg(OH)2沉淀析出，至少應(yīng)加入多少克NH4Cl(s)？ (設(shè)加入NH4Cl(s)后體積不變)cL 0.050mol)(NH 13o=-cL 0.2

54、5mol)Mg( )1( 12o=-+xxx0.050 )Lmol/(1-平衡濃度0 00.050 )Lmol/(1-初始濃度解：14Lmol109.5)OH(-=c4105.9-=x)aq(OH)aq(NH )l(OH)aq(NH423+-+532108.1)NH(050.0-=-xx112108.1)Mg(OH)(=-沉淀析出。所以有，2Mg(OH) Qo c0.05066o6 105.4 105.4 105.4050.0 )L(mol/1c+-平衡濃度25.0101.5)Mg()(Mg(OH)OH(1222-+-=ccMg(OH) )2(2Q沉淀析出，為了不使423(aq)OH (aq)

55、NH O(l)H (aq)NH+-+016.0)108.1(101.52512=-0.050 0.25 )Lmol/(1-y平衡濃度此題也可以用雙平衡求解：)l(O2H)aq(2NH)aq(Mg )aq(2NH(s)Mg(OH)23242+)(NH)Mg(OH)( )NH()NH()Mg(23224232=+cccc(OH)2c(OH)2 如果一種溶液中同時含有 Fe3+ 和 Mg2+ ，當(dāng)慢慢滴入氨水時，剛開始只生成 Fe(OH)3 沉淀；加入的氨水到一定量時才出現(xiàn) Mg(OH)2 沉淀。這種先后沉淀的現(xiàn)象，稱為分步沉淀。 例：溶液中 Fe3+ 和 Mg2+ 的濃度都為 0.010 mold

56、m3，求使 Fe3+ 沉淀完全而 Mg2+ 不沉淀的 pH 范圍。已知 Ksp Fe(OH)3 2.81039 Ksp Mg(OH)2 5.61012。 Fe3+ 沉淀完全時的 OH 可由下式求得： 解： Fe(OH)3 Fe3+ 3OH 此時 pOH 11.2，故 Fe3+ 沉淀完全時的 pH2.8 。 用類似的方法求得 0.010 moldm3 Mg2+ 開始產(chǎn)生Mg(OH)2 沉淀時， OH2.4105 pOH4.6 即 Mg2+ 開始產(chǎn)生 Mg(OH)2 沉淀時，體系中pH9.4。 因此只要將 pH 值控制在 2.89.4 之間，即可將 Fe3+ 和 Mg2+ 分離開來。 Mg(OH)2 Mg2+2OH 1) 氧化還原法，使有關(guān)離子濃度變??； 2) 生成配位化合物的方法，使有關(guān)離子濃度變??； 3) 使有關(guān)離子生成弱酸的方法。9 -4-3 沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化 1 沉淀在酸中的溶解 沉淀物與飽和溶液共存，如果能使 Q Ksp ，則沉淀物要發(fā)生溶解。使 Q 減小的方法有幾種： FeS 沉淀可以溶于鹽酸， FeS Fe2+ S2 生成的 S2 與鹽酸中的 H+ 可以結(jié)合成弱電解質(zhì) H2S，于是使沉淀溶解平衡右移，引起 FeS 的繼續(xù)溶解。這個過程可以示意為: H2S 只要 H+ 足夠大，總會使 FeS 溶解。 FeS Fe2+ S2 2 HCl 2Cl 2H+ 例