专题八 溶液中的离子平衡.doc

专题八 溶液中的离子平衡核心内容提示化学平衡涉及面很广，从均相平衡到多相平衡，溶液中的四大平衡（即酸-碱平衡、沉淀-溶解平衡、氧化-还原平衡和配位平衡）都是不同类型的化学平衡。本专题仅从前两类平衡入手，探索其平衡的共同特点和遵循的基本规律。1、 阿仑尼乌斯酸碱电离理论从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质，并且应用化学平衡原理找到了衡量酸碱强弱的定量标度。然而电离理论具有局限性，其定量标度仅适用于弱电解质的水溶液。2、 酸碱质子理论认为：凡是能给出质子的物质都称为酸，凡是能接受质子的物质都称为碱。酸碱质子理论大大拓宽了酸碱的范围，更突破了水溶液的局限性。然而这一理论只限于质子的给出与接受，因此必须含有氢，无法解释不含氢的一类化合物的反应问题。3、 酸碱电子理论（即路易斯酸碱理论）认为：凡是接受电子对的物质称为酸，凡是给出电子对的物质称为碱。该理论摆脱了系统必须具有某一离子或元素的限制，也不受溶剂的限制，而是立足于物质的普遍组成，以电子对的给予和接受来说明酸碱反应。但由于该理论对酸碱的定义过于笼统，不易掌握酸碱的特征，因此未能得到广泛的应用。4、难溶电解质在水中有溶解和沉淀的平衡，控制两者转化的条件是溶液中的离子浓度乘积，称为难溶电解质的溶度积。它是一种特殊情况下的平衡常数。一、阿仑尼乌斯的部分电离理论在水溶液中或溶融状态下能导电的物质称为电解质，不能导电的物质称为非电解质。根据其水溶液中导电能力的强弱可分为强电解质和弱电解质。酸、碱、盐等无机化合物都是强电解质，其中强酸、强碱和典型的盐都是强电解质、弱酸、弱碱和某些盐（如氯化汞）是弱电解质。有机化合物中的羧酸、酚和胺等都是弱电解质。阿仑尼乌斯认为在水溶液中电解质是部分电离的，在离子和未电离的分子之间建立了平衡，他并提出电离度的概念，认为溶液愈稀，电离度愈大。所谓电离度（）是：达到电离平衡时，总分子数中电离成离子的分数（或已电离的溶质分子数与原有溶质分子总数之比），用公式表示为=已电离的溶质分子数原有溶质的分子数100%或=已电离的电解质即离子的浓度电解质的原始浓度100%例如HAc,设原始浓度为c，则平衡时： HAcH+Ac- c1- c c Ka=ccc(1-)这就是阿仑尼乌斯的部分电离学说。阿仑尼乌斯的理论对研究电解质溶液的性质做出了巨大的贡献。特别是对弱电解质，至今仍被普遍使用。但是随着科学的发展，也发现这一理论存在着不少缺陷，如把所有电解质都看成是部分电离的这一假定不符合事实。经X射线研究表明的离子型化合物如固态NaCl中，根本没有NaCl分子，并和其离子建立平衡的假定是不合理的。对于溶液中的离子，它们带有不同的电荷，离子之间如何相互作用，这一点也是电离理论所没有考虑到的，特别是对强电解质，这个理论就不适用。二、布朗斯特酸碱理论阿仑尼乌斯的电离理论只适用于水溶液，因此又常称为水-离子理论。这个理论为人们提供了一个描述溶液酸碱强度的定量标度，利用一定的实验手段（如滴定、测溶液的导电程度或用pH计等）就可以测溶液中的H+浓度，并可比较各种酸碱的相以强度。这一理论在化学的发展过程中起了很大作用，至今仍普遍使用。但这一理论也存在着很大的局限性：有些物质如NH4Cl水溶液具有酸性，Na2CO3、Na3PO4等物质的水溶液呈碱性，但前者自身并不含H+，后者也不含有OH-；此理论只限于水溶液，对非水系统和无溶剂系统中酸碱性的说明则无能为力。为此，又产生了许多酸碱理论。酸碱的质子论就是其中的一种。1.质子论酸碱的定义酸碱质子理论是1923年分别由丹麦物理化学家布朗斯特和英国化学家劳里同时提出的，所以又称为布朗斯特-劳里质子理论。酸碱质子理论认为：凡能提供质子（氢离子）的任何分子或离子就是酸，凡能够与质子化合（或接受质子）的分子或离子就是碱。酸和碱的关系可用下式表示为HAA-+H+ 酸碱+质子酸给出质子后，剩余的部分就是碱。在这类反应中，酸被看成是质子给予体，碱为质子接受体。例如：HClCl-+H+Al(H2O)63+AlOH(H2O)52+H+NH4+NH3+H+HAcAc-+H+H2CO3HCO3-+H+HCO3-CO32-+H+左边的反应物都是酸，它可以是分子、正离子或负离子；右边的产物有碱和H+，碱也可以是分子、正离子或负离子。一种酸与其释放一个质子后产生的碱称为共轭酸碱对，或者说一个碱与质子结合后而形成的酸共轭。由于酸解离出质子就变成它的共轭碱，所以酸比它的共轭碱永远多带一个正电荷。共轭的酸和碱必定同时存在。酸给出质子的倾向愈强，则其共轭碱接受质子的倾向愈弱，若碱接受质子的倾向愈强，则其共轭酸给出质子的倾向愈弱。HCO3-在某一共轭酸碱对中是酸，在另一共轭酸碱对中是碱，这类分子或离子称为两性物质。水-离子理论把溶剂限制于水，而质子论不受溶剂的限制，它强调的是有质子参加反应的物质。因此质子论的酸碱范围就广泛很多。水-离子理论把物质分为酸、碱和盐，而质子论把物质分为酸、碱和非酸非碱物质，例如水-离子理论认为Na2CO3是盐，质子论则认为CO32-是碱，而Na+是非酸非碱物质，它既不给出质子，又不接受质子。2.质子论的酸碱反应酸碱平衡中的氢离子实际上大都不能单独存在，因为质子的离子半径小，又带正电荷，所以不可能以游离状态存在。事实上，质子在水溶液中的平均寿命约10-14s。因此，质子一出现，便立即附着于另一分子或离子（通常是溶剂分子），产生一种酸。例如：H+H2OH3O+ 质子 碱 酸这又是一个共轭酸碱对，其中H2O是质子论中的碱。反应必然存在另一种共轭酸碱对：共轭酸碱对1 HAc=H+Ac- 酸1 碱1共轭酸碱对2 H+H2O=H3O+ 碱 2 酸2两式相加总反应： HAc+H2O=H3O+Ac- 酸 1 碱2 酸 2 碱1 H+通过两个共轭酸碱对的反应，净的结果是HAc把质子H+传递给了H2O。如果没有共轭酸碱对2（即第二个反应）的存在，没有H2O接受H+，则HAc就不能发生在水中的解离。任何酸碱反应都可以看作是质子在两个共轭酸碱对之间的传递。质子传递反应是两个酸碱半反应的结合。质子传递的方向则与酸碱的强度有关，若碱1是弱碱，酸2是弱酸，则质子传递反应也能向右进行。而生成强酸的和强碱的反应是很难进行的。因此，质子传递反应一般总是朝着生成原先更弱的酸和碱的方向进行。水分子是一种两性物质，它既可给出质子起酸的作用，又可接受质子起碱的作用。于是在水分子间也可发生质子交换。水的这种酸碱反应称为水的质子自递反应：共轭反应1 H2OOH-+H+共轭反应2 H+H2OH3O-H2O+H2OOH-+H3O+ H+ 酸1 碱2 碱1 酸 2 上式的平衡常数表达式为 K=H3O+OH-H2O2由于纯液体的浓度视为1，因此KW可写成： KW=H3O+OH- 或简写成： KW=H+OH-KW称为水的质子自递常数，其数值与温度有关。例如在0时为1.1010-15，25时为1.1010-14，100时为5.5010-13。在25的纯水中： H+=OH-=KW=10-7.00 pH=-1gH+=7.00可见，通常所说纯水的pH为7是指25时的水而言。质子理论最明显的优点是将阿仑尼乌斯的水-离子理论推广到所有能发生质子传递的系统，而不问它的物理状态如何，也不管是否存在有溶剂。例如，下列反应都是质子理论范畴中的酸碱反应：（1）在液NH3中： NH4+NH2-=NH3+NH3 H+ （2）HCl(g)和NH3(g)反应，生成NH4Cl固体： HCls+NH3g=NH4+Cl-(s) H+ （3）某种固液相反应： 2NH4NO31+CaO(s)CaNO3s+2NH3g+H2O(g) H+从原则上讲，任何含有氢的化合物，都可能成为酸，但实际上很多含氢化合物（如烃类CH4等）失去质子的趋势极小，所以通常不把它们看作酸。同样，任何酸的阴离子都是碱，但对于非常强的酸的阴离子，如Cl-，接受质子的趋势很小，所以通常不把它们看作碱。许多反应如酸（碱）的电离，弱酸（弱碱）根的水解、中和反应、盐的生成反应等都可以纳入以质子的传递为基础的酸碱质子理论。酸碱质子理论实例A1+B2=B1+A2传统的名称HCl+H2O=H3O+Cl-酸的电离H2O+NH3=OH-+NH4+碱的电离H2O+Ac-=OH-+HAc弱酸根的水解NH4+H2O=NH3+H3O+弱碱根的水解H3O+OH-=H2O+H2O中和反应HAc+NH3=Ac-+NH4+盐的生成H2O+H2O=OH-+H3O+水的自偶电离NH3+NH3=NH4+NH2-液NH3的自偶电离表中反应： HAc+NH3=NH4+Ac-酸1 碱2 酸2 碱1H+实际上是通常的中和反应，从质子论来看，它也是一种质子传递的过程。在所有的共轭酸碱反应中，不出现“盐”之个词，它在质子论中消失了。但通常我们还是要用“盐”这个词的。3质子酸碱的强度质子酸或碱的强度是指它们给出或接受质子的能力。因此，凡容易给出或接受质子的是强酸或强碱；反之，是弱酸或弱碱。由于每种酸都有一种共轭碱，因此讨论酸的强度时都离不开它的共轭碱的强度。酸愈强，电离平衡向右移动，其共轭碱必定愈弱。但是因质子必须在两个共轭酸碱对之间传递，因此，我们不能根据酸或碱本身来确定它们的强度，只有在与其他酸碱对比较时才有意义。通常在水溶液中都是与水进行比较，可写成下列形式： 酸+H2O碱+H3O+其平衡常数 Ka=碱H3O+酸Ka称为酸的解离常数。它形式上虽与阿仑尼乌斯理论的解离常数相同，但已不是经典意义上酸碱本身的电离，之所以仍称为解离常数仅因习惯而已。Ka是水溶液中酸强度的量度，其值大于10时为强酸，例如HCl、HClO4、HNO3、H2SO4等，它们的共轭碱都很弱。事实上，在水溶液中Cl-、ClO4-、NO3-等都是很弱的碱，几乎不能获取质子。以HAc、H2S和NH4+三种酸与水反应为例：HAc+H2O=H3O+Ac 或写作 HAc=H+Ac-NH4+H2O=H3O+NH3 或写作 NH4+=H+NH3H2S+H2O=H3O+HS- 或写作 H2S=H+HS-它们的解离常数分别为KaHAc=H+Ac-HAc=1.7610-5KaNH4+=H+NH3NH4+=5.6410-10KaH2S=H+HS-H2S=9.110-8由Ka值的大小可知它们的强弱次序为HAcH2SNH4+类似地，一种碱有下列平衡：碱+H2O酸+OH-其平衡常数Kb=酸OH-碱一种碱的强弱可用与酸类似的方法去考虑。酸碱强度的划分并无绝对的界限。一般地说，酸碱的强度与pKa或pKb的关系可用下图表示。 酸或碱的强度与pKa或pKb的关系 4共轭酸碱对Ka和Kb的关系设共轭酸碱对中的酸在水溶液中的解离常数为Ka，它的共轭碱的解离常数为Kb。例如，在水溶液中，共轭酸碱对NH4+/NH3中的NH4+有Ka，碱NH3有Kb，则Ka与Kb的关系如下：KaKb=NH3H3O+NH4+NH4+OH-NH3=KW即一种酸的解离常数Ka与它的共轭碱的解离常数Kb的乘积等于水的质子自递常数KW，在常温下：pKa+pKb=pKw=14.00对于共轭酸碱对NH4+/NH3，已知KaNH4+=5.7010-10，则KbNH3=1.0010-145.7010-10=1.7510-5。NH3是一个弱碱，它的共轭酸NH4+则是一个很弱的酸。多元酸Ka和Kb的关系与此不同。例如对于H2CO3来说，HCO3-是两性物质，既能作酸式解离，又能作碱式解离。在共轭酸碱对HCO3-/CO32-中，HCO3-作为酸，其解离常数为H2CO3的Ka2，CO32-作为HCO3-的共轭碱，其解离常数为Kb1，其解离平衡和解离常数为HCO3-+H2OH3O+CO32-；Ka2=CO32-H+HCO3-CO32-+H2OHCO3-+OH-；Kb1=HCO3-OH-CO32-Ka2Kb1=CO32-H+HCO3-HCO3-OH-CO32-=Kw在共轭对H2CO3/HCO3-中H2CO3的酸解离常数为Ka1，HCO3-的碱解离常数为Kb2，这时H2CO3+H2OHCO3-+H3O+；Ka1=HCO3-H3O+H2CO3HCO3-+H2OH2CO3+OH-；Kb2=H2CO3OH-HCO3-因此 Ka1Kb2=HCO3-H3O+H2CO3H2CO3OH-HCO3-=Kw下表列出一些在水溶液中的共轭酸碱对和Ka值。 一些在水溶液中的共轭酸碱对和Ka值三、路易斯电子酸碱理论酸碱质子理论虽然比水-离子论和溶剂论应用范围广，但它仍有局限性，不能讨论不含质子的物质，也不适用于无质子传递的反应。例如，我们早已熟悉的反应：CaO+SO3=CaSO4虽然反应物都没有质子，但它们溶于水分别变成Ca(OH)2和H2SO4，而Ca(OH)2和H2SO4反应的结果却和CaO和SO3的反应一样，所以上述反应实质上也是酸碱反应。1923年路易斯（Lewis G N）根据大量酸碱反应的化学键变化，从原子的电子结构观点概括了酸碱反应的共同性质，提出了著名的路易斯酸碱定义：在反应过程中，能接受电子对的任何分子、原子团或离子称为酸；能给出电子对的任何分子、原子团或离子称为碱（这样定义的酸碱，有时也称为路易斯酸和路易斯碱）。在酸碱反应过程中电子发生转移，碱性物质提供电子对，酸性物质接受电子对，形成配位代价键，其生成物，则称为酸碱加合物。因此路易斯的理论又称为酸碱电子论。按照酸碱电子论的观点，一种酸和一种碱反应可生成酸碱加合物，用公式表示就是A + :B= A:B酸 碱 酸碱加合物例如：在反应中H2O分子与NH3分子都能提供一对电子给予质子，所以它们是路易斯碱。就质子论而言，H2O、NH3分子能与H+结合，它们也是碱，这两种理论的结论相同，不谋而合。但是就酸的概念来说，路易斯将酸的概念扩大了，因为能接受电子对的物质不仅仅是质子，也可以是金属离子或缺电子的分子（如下表中反应序列6和8）等。 酸碱加合反应路易斯酸碱概念的使用范围较为广泛。一般说来，大多数配位化合物中含有金属离子，它可以接受电子，所以是酸，在金属离子周围的配位体可以提供电子对，所以是碱。在有机化合物中也可以解析为酸和碱两个部分，如乙酸乙酯（CH3COC2H5），可以解析为乙酰正离子（CH3-+C=O）和乙氧负离子（C2H5O-）。这种对有机化合物的解析方法在有机化学中已被广泛使用，作为推测有机化学反应的一种方法。由于其应用范围较广，故有人称其为广义的酸碱理论。客观事物总有其二重性，电子论也不是完美无缺，其不足之处，主要表现在路易斯酸碱的强度没有统一的标准，缺乏像质子论那样明确的定量关系。一种物质究竟是酸或是碱，需从具体的反应中方能确定。因此，在处理水溶液体系中的酸碱问题，或在基础课的教学中常采用质子理论或阿仑尼乌斯的理论。四、水溶液中酸碱平衡计算的一般原则本节根据质子理论讨论水溶液中酸碱平衡的有关计算。如前所述，平衡常数表达了平衡时各物种平衡浓度间的关系，是进行酸碱平衡计算的基本关系式。但是式中有许多变量，必须引进其他一些关系式才能求解，这些关系式就是物料平衡式和电荷平衡式。例如，弱酸HA在水中存在两个独立的平衡：HAH+A-H2OH+OH-这里有4个变量HA、H+、A-和OH-，而根据上述平衡只能提供两个方程式，即Ka=A-H+HAKw=H+OH-Ka和Kw 为已知，因此还需要另外两个方程式才能求解，它们可由“物料平衡”和“电荷平衡”给出。有了这4个方程式，便可解出4个变量中的任何一个变量。在处理酸碱平衡的有关计算时，还经常采用另一种简便方法，即质子条件式。1物料平衡式物料平衡是指在平衡状态下，某组分的分析浓度（即该组分在溶液中的总浓度）等于该组分各物种的平衡浓度的总和，其数学表达式叫做物料平衡式。例如，对于浓度为c(HA)的HA溶液，其物料平衡式为cHA=HA+A-又如在浓度为c(Na2CO3)的Na2CO3溶液中，组分CO32-的物料平衡式为cNa2CO3=H2CO3+HCO3-+CO32-组分Na+的物料平衡式为2cNa2CO3=Na+2电荷平衡式电荷平衡是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有正离子电荷的总和与所有负离子电荷的总和相等。例如，弱酸HA加入水中时，电荷平衡式为H+=A-+OH-对于高价离子，平衡浓度前应考虑相应的系数，例如浓度为c(Na2CO3)的Na2CO3溶液，其电荷平衡式为Na+H+=HCO3-+2CO32-+OH-应注意的是在电荷平衡式中不应包括中性分子H2CO3。3质子平衡式在处理酸碱平衡的有关计算时，还常常采用另一种简便的关系式，即质子平衡方程式。根据酸碱质子论，酸碱反应的本质是质子的传递，当反应达到平衡时，酸失去的质子和碱得到的质子的物质的量必然相等。其数学表达式称为质子平衡式或质子条件式。那么，如何求质子条件式呢？一种方法是由物料平衡式和电荷平衡式推导，但有时较麻烦。另一种较简单的方法是直接根据质子得失的关系得出。首先选择适当的物质作为考虑质子传递的物质，如溶剂和溶质本身，这些物质称为参考水准或零水准。然后，从参考水准出发，根据得失质子的物质的量相等的原则，即可写出质子条件式。五、沉淀与溶解平衡1溶解度溶解性是物质的重要性质之一，常以溶解度来定量表明物质的溶解性。溶解度S是在一定温度下，达到溶解平衡时，一定量的溶剂中含有溶质子的质量。难溶电解质在水溶液中的溶解度，通常以一定温度下饱和溶液中每100g水所含溶质的质量来表示，单位为g/100g H2O。事实上在水中不存在绝对不溶的物质，只是溶解程度大小不同。习惯上把溶解度大于1g/100g H2O的物质称为可溶物，溶解度小于0.01g/100g H2O的物质称为难溶物，溶解度介于0.011g/100g H2O的物质称为微溶物。这里所讨论的对象包括难溶物和微溶物。2溶度积在一定温度下，将难溶电解质晶体放入水中，就发生溶解和沉淀两个过程。以BaSO4为例，在一定温度下把BaSO4晶体放入水中，由于水分子是一种极性分子，有些水分子中带正电荷的一端与BaSO4固体表面上的负离子SO42-相互吸引，而另一些水分子中带负电荷的一端与BaSO4固体表面上的正离子Ba2+之间的相互作用，使得一部分SO42-和Ba2+脱离固体表面，成为水合离子进入溶液。这种由于水分子和固体表面粒子相互作用，使溶质粒子脱离固体表面而以水合离子状态进入溶液的过程称为溶解。另一方面，在溶液中的水合SO42-和Ba2+不断做无规则运动。随着SO42-和Ba2+的不断增多，其中一些水合SO42-和Ba2+在运动中相互碰撞结合成BaSO4晶体，或碰到固体表面受到固体表面的吸引，重新回到固体表面上来。这种溶液中的溶质粒子转为固体状态，并从溶液中析出的过程称为沉淀。BaSO4的溶解和沉淀过程任何难溶电解质的溶解和沉淀过程都是相互可逆的。开始时溶解速率较大，沉淀速率较小，在一定条件下，当溶解和沉淀速率相等时，便建立了一种动态的多相离子平衡。BaSO4的溶解-沉淀平衡可表示如下：BaSO4s溶解沉淀Ba2+aq+SO42-(aq)该平衡的标准平衡常数表达式为Ksp=c(Ba2+)cc(SO42-)c可简写为Ksp=c(Ba2+)c(SO42-)Ksp(BaSO4)称为溶度积常数，简称溶度积。对于一般的沉淀反应：AnBmsnAm+aq+mBn-(aq)溶度积常数的通式为Ksp(AnBm)=c(Am+)nc(Bn-)m即溶度积等于沉淀-溶解平衡时离子浓度幂的乘积，每种离子浓度的指数与化学计量式中的计量数相等。应该指出的是，在溶解-沉淀多相离子平衡系统中，必须有未溶解的固相存在，否则不能保证系统处于平衡状态。与其他平衡常数的性质一样，在稀溶液中Ksp的数值只随温度变化而改变。例如，BaSO4的溶度积Ksp，298K时为1.110-10，323K时为1.9810-10，可见，BaSO4的Ksp随温度的升高而增大，但是变化不大。3溶度积和溶解度的关系溶解度S和溶度积Ksp都可以用来表示难溶电解质的溶解性，两者之间有着必然的联系，可以相互换算。S与Ksp之间的换算关键在于找出难溶电解质溶解并解离出的离子浓度与溶解度S之间的关系。在相关溶度积Ksp的计算中，离子浓度必须是物质的量浓度，其单位是molL-1，而溶解度的单位往往是g/100g H2O。对难溶电解质来说，其饱和溶液是极稀的溶液，可将溶剂水的质量看作与溶液的质量相等，这样就能便捷地计算出饱和溶液的浓度，进而求得溶度积。对于一般的溶解-沉淀平衡AnBmsnAm+aq+mBn-(aq)平衡浓度/(molL-1)S与Ksp之间的关系为Ksp=nSn(mS)m对于AB型难溶电解质：S=Ksp(AB)对于AB2型（或A2B型）难溶电解质：S=3Ksp(AB)44溶度积规则对于任一难溶电解质的多相离子平衡，在任意条件下：AnBmsnAm+aq+mBn-(aq)其反应商为J=c(Am+)nc(Bn-)mJ等于生成物离子的相对浓度幂的乘积，所以反应商在多相离子平衡中又称为离子积。根据化学平衡移动的一般原理，将离子积J与溶度积Ksp进行比较，可以得出：（1）JKsp，平衡向左移动，沉淀从溶液中析出；（2）J=Ksp，处于平衡状态，溶液为饱和溶液；（3）JKsp，就会有沉淀生成。因此，要使溶液中某种离子析出沉淀，就必须加入与析沉淀离子有关的沉淀剂。例如，在AgNO3溶液中加入NaCl溶液，当混合溶液中J=cAg+c(Cl-)Ksp(AgCl)时，就会有AgCl沉淀析出。NaCl就是沉淀剂。（1）同离子效应在难溶电解质饱和溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，难溶电解质的多相离子平衡将会发生移动。如同弱酸或弱碱溶液中的同离子效应那样，在难溶电解质溶液中的同离子效应将使其溶解度降低。（2）盐效应在生产实践及科学实验中，常常加入适当过量的沉淀剂，使沉淀趋于完全。但应注意，如果加入沉淀剂太多时，不仅不会产生明显的同离子效应，往往还会产生相反的作用，使沉淀的溶解度增大。这主要是因为随着溶液中离子浓度的增加，带相反电荷的离子间相互吸引、相互牵制的作用增强，形成了“离子氛”，妨碍了离子的自由运动，减小了离子的有效浓度，从而减小了被沉淀离子与沉淀剂相遇的机会，使沉淀速率减慢，这时溶解速率会暂时超过沉淀速率，致使溶解度增大。这种由于加入易溶强电解质而使难溶电解质溶解度增大的现象被称为盐效应。六、化学视野沉淀反应的应用实例在实际生产生活中，沉淀反应是一类重要反应。在此，仅就其在冶金和医学中的应用举例说明之。（一）冶金与沉淀反应湿法冶金中常涉及沉淀反应。这里仅对铝和镁冶炼中的沉淀反应加以说明。1铝在现代工业和日常生活中，除铁之外，铝是应用最广的金属。铝的主要矿石是铝矾土含水合氧化铝Al2O3 nH2O的混合物，其中常含有Fe2O3和SiO2。在电解还原为铝金属之前，必须除去铝矾土中的杂质。采用热的浓NaOH溶液与铝矾土混合，酸性氧化物SiO2和两性氧化物Al2O3与NaOH反应：SiO2(s)+2OH(aq)+2H2O(l) Si(OH)62-(aq)Al2O3(s)+2OH(aq)+3H2O(l) 2Al(OH)4-(aq)生成可溶性的Si(OH)62-和Al(OH)4-。碱性氧化物Fe2O3不反应，经过滤后分离开。滤液中通入CO2,使Al2O3沉淀出来： 2Al(OH)4-+CO2(g) Al2O3(s)+CO32-(aq)+4H2O(l)过滤分离得到纯净的Al2O3。2镁金属镁是重要的轻合金元素之一，镁铝合金用于飞机制造；镁又是生产铀和钛等的重要还原剂。镁除了以菱镁矿（MgCO3）等存在于自然界之外，它的另一重要来源是海水和天然卤水。在电解氯化镁生产金属镁过程中的第一步是将海水和卤水中的Mg2+分离和富集起来。常采用的方法是石灰法，加热石灰与Mg2+反应生成难溶于水的Mg(OH)2：Mg2+(aq)+Ca(OH)2(s) Mg(OH)2(s)+Ca2+(aq)然后再将Mg(OH)2转化为能用于电解的MgCl2。（