大学教材《无机及分析化学》PPT之07-解离平衡

解离平衡弱电解质（弱酸、弱碱）的电离平衡难溶电解质（沉淀）的溶解平衡§1酸碱理论酸是有酸味的物质，碱是抵消酸味的物质18世纪后期，提出氧元素是酸的必要成分

19世纪初，HCl，HI，HCN等发现，认为氢是酸的基本元素

1884年，阿累尼乌斯指出：解离出的正离子全部是H+的化合物是酸；解离出的负离子全部是OH-的化合物是碱；布朗斯特-劳莱的酸碱质子理论和路易斯的酸碱电子理论人们对酸的认识经历了一个漫长的过程：一、酸碱质子理论1923年，布朗斯特－劳莱，酸：给出质子的分子或离子。如HCl、HAc、NH4+。

给出质子的能力越强，酸性越强。碱：接受质子的分子或离子。如Cl-,Ac-,NH3,OH-,CO32-

。

接受质子的能力越强，碱性越强。两性物质：即能给出质子又能接受质子的物质。如：HCO3-，HPO4-，H2O。

酸

质子＋碱

HCl

H++Cl-H2SO4H++HSO4-[Al(H2O)6]3+

[Al(H2O)5(OH)]2++H+HPO42-

PO43-+H+可见，酸、碱的种类很多，可以是中性分子、正离子或负离子。

酸

碱＋质子共轭酸碱对得失一个质子而相互转变的一对酸碱【问】Ac-H2PO4-HAc的共轭碱是：H3PO4的共轭碱是：H2O的共轭碱：OH-

优点1：

扩大了酸碱的范围，且能把中和、解离、水解等反应概括为质子传递反应。【酸碱质子论的优缺点】酸碱质子论认为，酸碱反应就是酸碱相互作用，发生质子转移，分别转化为各自的共轭碱和共轭酸的反应。

HCl（酸1）+NH3(碱2)=NH4+(酸2)+Cl-（碱1）

优点2：

酸碱质子论不仅适用于水溶液，也适用于非水溶液不全面，对许多没有质子的物质的酸碱性无法说明。如SO3呈酸性；CaO为碱性。【缺点】二、酸碱电子论美国化学家路易斯提出。酸：接受电子对的物质（分子、原子团或离子）。碱：提供电子对的物质。H＋＋:OH–HOHAlCl3

＋Cl

–

AlCl4–Cu2++4:NH3

Cu2+4(NH3)酸碱反应的本质是什么？电子论认为酸碱反应的本质是形成配位键。碱提供电子对，酸以空轨道接受电子对。Lewis的酸碱电子论的优缺点：优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应。缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性。很难判断酸碱性的强弱。三、硬软酸碱规则（HSAB）

1963年美国化学家皮尔逊在总结Lewis酸碱电子论的基础上，根据实验观察，提出了HSAB原则（HardandSoftAcidsandBases）。

该原则一提出，立即受到化学界的普遍关注，在无机化学、有机化学、催化反应、化学键理论研究、分析化学等领域取得了广泛应用。将Lewis酸碱分为“硬”、“软”两类。体积小、正电荷高、变形性低硬酸：软酸：与硬酸相反。阳离子，接电子对Lewis酸Lewis碱阴离子，给电子对体积小、负电荷高、变形性低硬碱：软碱：与硬碱相反硬酸、硬碱：

r小、电荷高、变形性低软酸、软碱：r大、电荷低、变形性高1、HSAB规则硬碱优先与硬酸配位，软碱优先与软酸配位。

“硬亲硬、软亲软”所谓“亲”主要表现在两方面：

生成物稳定性高反应过程速度快2、HSAB的应用(1)判断化合物的稳定性硬酸＋硬碱软酸＋软碱生成物稳定Al3+（硬酸）+6F-（硬碱）

AlF63-，稳定Hg2+（软酸）+6SCN-（软碱）

Hg(SCN)42-，稳定硬酸＋软碱软酸＋硬碱不反应，或生成物不稳定Al3+（硬酸）+S2O32-（软碱）不能反应。Fe3+是硬酸，而碱的硬度：F-＞H2O＞SCN-

稳定性：FeF63-＞Fe(H2O)63+

＞Fe(SCN)63-稳定性？FeF63-Fe(H2O)63+Fe(SCN)63-稳定性？

Cd(CN)42-Cd(NH3)42-Cd(H2O)42-Cd2+是软酸，而碱的硬度：H2O＞NH3＞CN-

稳定性：Cd(CN)42-

＞

Cd(NH3)42+

＞

Cd(H2O)42+

F-，OH-，H2O，Cl-，NH3，Br-≈SCN-，S2O32-，I-

，CN-。

硬度减少、软度增加稳定性？Ag(CN)2-Ag(S2O3)23-

Ag(NH3)2+AgCl2-Ag+是软酸，而碱的硬度：Cl-＞NH3＞S2O32-＞CN-

稳定性：Ag(CN)2-＞Ag(S2O3)23-

＞Ag(NH3)2+＞AgCl2-

当M为硬酸时，B越硬，MB越稳定，溶解度越小；B越软，MB越不稳定，溶解度越大。溶解度：AlF3<AlCl3

（Al3+为硬酸，碱的硬度:F->Cl-

）(2)判断化合物在水中的溶解度如AgX的溶解度次序：

当M为软酸时，B越硬，MB越不稳定，溶解度越大；B越软，MB越稳定，溶解度越小。AgF>AgCl>AgBr>AgI(3)在定性分析中的应用定性分析中用于检测Cl-、Br-、I-的实验如下：不难看出，与软酸Ag+反应的碱，依次由软度大的取代软度小的。符合“更软的酸与更软的碱结合”的原则。§2

弱酸、弱碱的解离（电离）平衡【电解质溶液如何导电】定向运动自由移动的离子电解质溶液

如NaCl，水溶液导电，且导电能力强电离外电场导电HAc：水溶液也导电，但导电能力弱为什么导电能力有差别呢？

解离程度不同。NaCl在水中几乎完全解离，而HAc则部分解离。【因此】按照解离程度的不同，将电解质分为：强电解质：弱电解质：能全部解离成离子的电解质。－强酸、强碱、大部分盐能部分解离成离子的电解质。－弱酸、弱碱、水一、一元弱酸的解离平衡一元弱酸HB，存在如下解离平衡HBH++B-其标准平衡常数

【注】水溶液中H+应为水合离子：H3O+，为了方便简写成H+。解离常数标准解离常数【注意1】

Ka

与电解质溶液的浓度无关。

【注意2】同温度下，同类型弱电解质（如均为HB）的Ka

大小可以表示电解质的强弱。如18oC，KHClO

=2.95

10-8,KHAc

=1.76

10-5，说明后者酸性比前者强。cmol/L的HB溶液，H+的浓度=？HB

H++B-起始浓度c00平衡浓度c-[H+][H+][B-][H+]2+Ka[H+]–Kac=0精确计算法当[H+]<5%c时（c/Ka>380），c-[H+]c（忽略电离的H+）近似计算法对cmol/L的HB，c/Ka>380时，二、一元弱碱的解离平衡一元弱碱MOH：MOHM++OH-其标准解离常数Kb

为：其解离常数Kb为：对cmol/L的MOH，c/Kb>380时，HAc

H++Ac-Ac-+H2O

HAc+OH-思考：共轭酸碱对的解离常数有何关系？

【因此】某酸的酸性越强（Ka越大），其共轭碱的碱性就越弱（Kb越小）。三、电离度（解离度）

【显然】

和电解质的本性有关。【那么】

和浓度有无关系呢？HB

H++B-起始浓度c00变化浓度-c+c+c平衡浓度c-ccc

溶液的电离度与其浓度的平方根成反比，即浓度越稀，电离度越大－稀释定律若α<5%，1-α≈1，同理，对一元弱碱MOH：若α<5%，1-α≈1，

从解离度（）和解离常数（Ka或Kb）的定义不难看出，二者均可表示酸碱的强弱。孰优孰劣呢？

在一定温度下，随浓度而变。而解离常数不随浓度而变，因此其应用范围比电离度广。四、同离子效应和盐效应HAc

溶液中加入NaAc固体，溶液的酸性如何变化？酸性降低NaAcNa++Ac-

HAc

H++Ac-平衡左移

在弱电解质溶液中加入一种含有相同离子的强电解质后，使电离平衡发生移动，降低弱电解质电离度的作用，称为同离子效应。

HAc

溶液中加入NaCl固体，其溶液的酸性又将如何变化？

在弱电解质溶液中加入一种不含相同离子的强电解质后，由于离子间相互牵制作用增强，离子结合成分子的机会减小，故电离度略有增加，这种效应称为盐效应。

【注意】发生同离子效应时，必然伴随着盐效应的发生。但是同离子效应显著得多，一般情况下，可以不考虑盐效应。多元弱酸的电离是分步进行的，每步都有电离常数一级电离常数二级电离常数五、多元弱酸（弱碱）的电离平衡

#上面公式中的[H+]和[HCO3-]表示溶液中总的H+

浓度和HCO3-浓度。

#Ka1>>Ka2,第一步电离出来的H+

大大超过第二步电离出来的H+

。

#从同离子效应来看，第一步电离出来的H+

抑制了第二步中HCO3-

的电离。

#因此溶液中的

[H+]可按第一步电离来计算，并且可认为[H+][HCO3-]。多元弱酸、弱碱的电离以第一步为主§3强电解质溶液一、强电解质在溶液中的状态依数性：只取决于溶质粒子的数目，与溶质本性无关cmol/LNaCl、cmol/L非电解质：依数性：NaCl应是非电解质的2倍。实际上是1.81倍，说明什么？氯化钠并没有完全解离

另外，对许多化学反应，用物质浓度代入平衡常数表达式进行计算，所得的结果有偏差，对于强电解质偏差更大。为什么？

【因为】假设溶液处在理想状态，忽略溶液中各物种间（离子或分子）的相互作用。【说明】一切溶液都是非理想的。

对于弱电解质，解离程度不大，忽略它们之间的相互作用所引起的偏差较小。

对于强电解质，忽略离子之间较强的吸引显然是不合适的。说明什么？二、离子氛和表观电离度

1923年，Debye及Hückel提出离子氛概念。强电解质在溶液中完全电离，离子浓度很大，离子间距离较小，离子间的吸引和排斥相当显著。因此每个离子周围分布着较多带相反电荷的离子，彼此相互牵制（即每一个离子都受到相反电荷离子的束缚），使得溶液中的离子并不完全自由。从而导致溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常如18oC,0.1MHCl

的解离度＝0.92;H2SO4

为0.58,KOH为0.89,

NaOH为0.84。而且浓度越大，影响越显著

18oC0.1MKCl解离度＝0.862,1M时解离度＝

0.756,2M时解离度＝

0.712。并非完全解离

有效浓度，即电解质溶液表现出来的离子有效浓度，也就是扣除了离子间相互作用后的浓度。：活度系数（

<1）；极稀溶液中，

接近1。

三、活度与活度系数活度：实验表明，活度与溶液的离子强度有关。I：溶液离子强度bi：第i种离子的质量摩尔浓度Zi：第i种离子的电荷离子强度表示离子在溶液中产生的电场强度的大小。I越大，离子间相互作用越显著，活度系数越小§4溶液的酸碱性一、水的电离Kwθ：水的标准离子积常数22oC【注意】Kwθ与温度密切有关。

如60oC时Kwθ＝9.6

10-14二、溶液的pH值稀溶液中，活度约等于浓度，于是：同一溶液中，[H+][OH-]=1

10-14

(1)溶液的pH值一般在1－14之间。pH为负值或者大于14不常用。(2)测定pH值的方法有：

(3)了解溶液的pH值，在农业、生物、医学等方面具有重要的实际意义。pH试纸酸碱指示剂pH计三、盐的水解（盐溶液的酸碱性）

0.1MNaCl,pH=7.00.1MNaAc,pH=8.90.1MNH4Cl,pH=5.20.1MNH4Ac,pH=7.0

这些盐本身既不电离出H+，也不电离出OH-，但它们的溶液为什么呈现出不同的酸碱性呢？

由水的电离可知，纯水中[H+]＝[OH-]，而盐溶液显示出酸碱性，说明溶液中[H+]

[OH-]，即水的电离平衡发生了移动。

CH3COONa

=CH3COO-

+

Na+H2O

H+

+

OH-

CH3COOH水电离出的H+被结合，水的电离平衡被破坏，造成[H+]＜[OH-]，pH>7。－

盐的水解盐的水解：

盐的离子和溶液中的H+或OH-之间的反应盐水解的实质：

水的电离平衡被破坏，使盐溶液呈现不同的酸碱性。1、一元强碱弱酸盐（如NaAc）Kh

为标准水解常数，常写成Kh。H2OH++OH-(1)KwHAc

H++Ac-(2)Ka(1)-(2):Ac-+H2O

HAc+OH-

Kh

可见，Ka越小（生成的酸越弱），Kh

越大，即盐的水解程度越大。Ac-+H2O

HAc+OH-

Kh=?原始浓度

c00当[OH-]<0.05corc/Kh>380,c-[OH-]

c平衡浓度

c-[OH-][HAc][OH-]

如何求溶液的pH？Ac-+H2O

HAc+OH-2、一元强酸弱碱盐（如NH4Cl）

一定温度下，Kb越小，盐的水解程度越大，酸性也越强。原始浓度c00平衡浓度

c-[H+][NH3H2O][H+]当[H+]<0.05corc/Kh>380,c-[H+]

c如何求溶液pH？NH4++H2O

NH3H2O+H+3、一元弱酸弱碱盐（如NH4AC）Ka和Kb越小（生成的酸和碱越弱），Kh越大。如何求溶液pH？NH4++Ac-+H2O

NH3H2O+HAc原始浓度cc00平衡浓度c-[NH3H2O]c-[HAc][NH3H2O][HAc]水解平衡时，[NH3H2O]＝[HAc]，[NH4+]=[Ac-]带入Kh与盐的浓度无关Ka＝Kb，呈中性；Ka>Kb，呈酸性；Ka<Kb，呈碱性；4、多元弱酸强碱盐（如Na2CO3）Kh1>>Kh2

多元弱酸强碱盐的水解一般只考虑第一级水解。CO32-+H2O

HCO3-+OH-一级水解HCO3-+H2O

H2CO3+OH-二级水解只考虑CO32-的第一级水解平衡：[OH-][HCO3-]CO32-+H2O

HCO3-+OH-一级水解当[OH-]<0.05corc/Kh1>380,c-[OH-]

c盐水解公式1、强碱弱酸盐(NaAc)[OH-]<0.05corc/Kh

>3802、强酸弱碱盐(NH4Cl)[H+]<0.05corc/Kh

>3803、弱酸弱碱盐(NH4Ac)与盐的浓度无关4、多元强碱弱酸盐(Na2CO3)5、盐类水解反应的规律

有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。强碱弱酸盐：水解，呈碱性，如K2CO3强酸弱碱盐:水解，呈酸性，pH＜7，如NH4Cl强酸强碱盐:不水解，呈中性，pH＝7，如NaNO3弱酸弱碱盐：

双水解，溶液的酸碱性取决于对应弱酸、弱碱的强弱。Ka>Kb，酸性；

Ka<Kb，碱性；

Ka=Kb，中性。弱酸的酸式盐（NaHSO3

）：能水解，溶液酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。

电离程度>水解程度，溶液呈酸性，如亚硫酸氢钠，磷酸二氢钠等。

电离程度<

水解程度，溶液呈碱性，如碳酸氢钠，磷酸氢二钠等。6、影响盐水解的因素(1)盐类的本性

水解后的酸或碱很弱，或难溶解于水，则水解程度越大。(2)温度盐水解吸热（中和反应放热，互逆），因此加热可促使盐类水解。Na2CO3溶液加热时去污能力强。(3)同离子效应

在盐溶液中，加入酸（或碱）可抑制其水解。如加入H+可抑制FeCl3的水解。7、生产、生活中的盐类水解(1)用纯碱洗涤油污油污（主要是酯类化合物）与CO32-水解生成的OH-反应，生成可溶性物质。(2)肥料的混合施用

铵态氮肥不能与草木灰混合施用。

NH4+水解呈酸性，草木灰中含有K2CO3,CO32-水解成碱性。如混合施用水解相互促进，生成较多的NH3H2O。NH3易挥发，降低氮肥的肥效。(3)泡沫灭火器的原理泡沫灭火器使用的化学试剂为NaHCO3和Al2(SO4)3

HCO3-水解生成OH-，Al3+水解生成H+。两种溶液混合后，水解相互促进生成CO2气体和Al(OH)3沉淀，同时喷出在火焰上方隔绝空气，此外，Al(OH)3受热分解时吸热降温，达到灭火目的。§5缓冲溶液一、缓冲作用和缓冲溶液

1滴（约0.04mL）浓盐酸（约12.4M）加到1L纯水中，H+浓度如何变化？由1×10-7增至5×10-4M，增加5000倍左右。可见，纯水的pH值因加入少量强酸而发生很大变化。如将1滴浓盐酸加入到1LHAc-NaAc混合溶液中，又将如何呢？

H+浓度增加很小，pH值没有明显变化。这表明HAc-NaAc溶液有抵抗外来酸的作用：缓冲作用能抵抗外来少量强酸、强碱，或稍加稀释而pH值不发生明显变化的作用叫做缓冲作用。具有缓冲作用的溶液，叫做缓冲溶液。

HAc-NaAc是一种缓冲溶液缓冲对或缓冲系常见的缓冲对主要有三类:

(1)弱酸及其对应的盐

HAc-NaAc、H2CO3-NaHCO3H2C8H4O4-KHC8H4O4（邻苯二甲酸-邻苯二甲酸氢钾）H3BO3-Na2B4O7。(2)多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐

NaHCO3-Na2CO3；NaH2PO4-Na2HPO4；柠檬酸二氢钠-柠檬酸氢二钠；(3)弱碱及其对应的盐

NH3-NH4Cl

此外，pH<2的强酸或pH>12的强碱也具有一定的缓冲作用，可以抵抗少量外加的酸或碱，也属于是缓冲溶液。

溶液中存在大量的Ac-，对HAc的电离产生同离子效应，抑制其电离。以HAc-NaAc缓冲溶液为例，二、缓冲作用的原理

此缓冲溶液中存在大量的HAc和Ac-，而H+浓度较小。HAc-NaAC：外加少量酸时：大量的Ac-立即与H+结合成HAc

溶液中H+浓度几乎没有升高

Ac-成抗酸成分。外加少量碱时：溶液中H+与OH-结合成H2O

H+浓度有所降低，此时溶液中大量的HAc立即电离来补充H+的消耗

溶液中H+浓度几乎没有降低

HAc成为抗碱成分。溶液稍加稀释：

H+浓度虽然降低，但Ac-浓度同时也降低，同离子效应减弱，促使HAc的电离度增加，pH几乎不变。

缓冲作用主要由于存在抗酸组分和抗碱组分三、缓冲溶液pH值的计算

HAc电离度小，加上Ac-的同离子效应：[HAc]可认为是HAc的浓度，[Ac-]是NaAc的浓度。四、选择缓冲溶液的原则(1)所控pH

pKa（应在缓冲溶液的缓冲范围之内）

(2)ca/cb=0.1－10，保证缓冲溶液具备一定的缓冲能力。当ca/cb=1缓冲能力最大。(3)对测量过程无干扰，廉价易得。

eg:欲配制pH=7的缓冲溶液，用0.1M

Na2HPO4100mL，应加入0.1M的HCl多少mL?7.00=7.20–lg0.1x×10–3/(0.1000×100×10–3–0.1x×10–3)x=61.4mLH2PO4–=H++HPO42–解：设加入xmLn(开始)00.1M×100×10–3n(平衡)0.1x×10-30.1×100×10–3-0.1x×10–3关键是写出缓冲组分：

§6沉淀的溶解平衡一、溶度积常数一定温度下，将AgCl晶体投入水中，会发生什么情况呢？I：束缚于晶体的Ag+和Cl-不断地从固体表面进入水中；II：已溶解的Ag+和Cl-又不断地从水相回到固相表面。当两者速度相等时，达到平衡，此时的溶液称为AgCl的饱和溶液。Ksp

：标准溶度积常数通常用溶度积常数Ksp：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，不论各种离子的浓度如何变化，其浓度以计量系数为幂的乘积为一常数。溶度积的含义：

【注1】

KSP只与温度有关，与浓度无关。

【注2】溶度积的数值反映了物质的溶解能力，与溶解度密切相关。

同一类型的电解质（如AgCl和AgBr，Ag2SO4和Ag2CrO4），同一温度下，溶度积较大，溶解度也较大。

对不同类型的电解质，不能用溶度积直接比较溶解度大小。

【注3】

KSP与溶解度可相互转换。

(1)AB型AB(s)=A++B-

ssKSP=s2

(2)A2B型A2B(s)=2A++B2-

2ssKSP=(2s)2s=4s3一、离子积（Qi）§7沉淀的生成和溶解

大家还记得反应商（Q）是如何定义的？与平衡常数K有何关联？类似地，对于沉淀的溶解，也定义一个离子积（Qi）,某难溶电解质溶液中，其离子浓度的乘积

。(1)

Qi和Ksp表达式一样。

(2)

Ksp表示难溶电解质溶液达到平衡（饱和溶液）时，离子浓度的乘积，在一定温度下，Ksp为常数。

(3)

Qi表示任何情况下离子浓度的乘积，其数值可从零到某一数值。离子积（Qi

）与溶度积（Ksp）的关系：在讲平衡移动时，我们可借助范托夫等温方程式，通过Q和Kθ的相对大小来研判。Q<Kθ

△rGm,T<0正向自发

Q=Kθ

△rGm,T

=0平衡Q>Kθ

△rGm,T

>0逆向自发因此，可根据Qi和Ksp来判断沉淀的生成和溶解:

Qi

<Ksp:

G<0，无沉淀析出，若已存在沉淀，沉淀将溶解Qi

=Ksp:

G=0，平衡，溶液恰好饱和，无沉淀析出Qi

>Ksp:

G>0，过饱和溶液，沉淀从溶液中析出ABA++B-二、沉淀的生成要生成沉淀，必须Qi＞Ksp，可通过增大离子浓度来实现。(1)加入沉淀剂：Ag+：加入Cl-；(2)控制pH值：Fe3+；Al3+。

【例】取20mL0.002M的Na2SO4中加入10mL0.02M的BaCl2中有无沉淀生成？[BaCl2]=0.02010/(10+20)=0.0067mol/L[Na2SO4]=0.002020/(10+20)=0.0013mol/LQi

=0.00670.0013=8.710-6Ksp

(BaSO4)=1.0810-10Qi

>Ksp，有沉淀生成

【例】向10mL0.08MFeCl3中加30mLNH3(0.1M)-NH4Cl(1M)，问能否产生Fe(OH)3沉淀？已知：KSPθ[Fe(OH)3]=1.1×10-36c(OH-)=Kbθ(CNH3/CNH4+)=1.8×10-6mol·L－1

c(Fe3+)=(100.08)/(10+30)=0.020mol·L－1

Q=[c(Fe3+)]·[c(OH‑)]3=1.2×10－19＞KSPθ有沉淀生成

【例】计算使0.1MFe3+开始沉淀和沉淀完全（溶液中残留离子浓度小于1×10-5M）时的pH？已知：KSPθ=1.1×10-36Fe(OH)3

Fe3++3OH-当Fe3+开始沉淀时，

pH

2.3

使Fe3+沉淀完全，要求c(Fe3+)

1.0

10-5mol/L

pH

3.7

【例】

Cl-和I-

均为0.001M，用AgNO3滴定，问Cl-、I-沉淀情况如何？已知：KSPθ[AgCl]=1.8×10-10

KSPθ[AgI]=8.5×10-17这实际上是一个分步沉淀的问题。溶液中存在几种离子，它们能被同一沉淀剂所沉淀，由于各沉淀的溶度积有所差异，因而它们沉淀的次序不同。谁先沉淀呢？达到Q

Ksp时，所需沉淀剂的浓度越低，越先沉淀。AgCl↓需[Ag+]=

=1.8×10-7mol·L－1

AgI↓需[Ag+]==8.5×10-14mol·L－1

故：先生成黄色的AgI↓。当c(Ag+)＞1.8×10-7mol·L-1时，才有白色的AgCl↓

此时[I-]==4.6×10-10mol·L-1<<

1.0×10-5

mol·L-1AgCl开始沉淀时，I-早已沉淀完全，利用分步沉淀可将二者分离

【例】

Cl-和I-

均为0.001M，用AgNO3滴定，问Cl-、I-沉淀情况如何？已知：KSPθ[AgCl]=1.8×10-10

KSPθ[AgI]=8.5×10-170.01MCl-0.01MCrO42-加入AgNO3AgCl先沉淀三、沉淀的转化

在某沉淀中，加入适当的试剂，使之转化为另一种沉淀。PbSO4(白色)+S2-=PbS↓（黑色）+SO42-

【例1】CaSO4

转化为CaCO3沉淀转化的平衡常数越大，越容易转化。CaSO4(s)+CO32-

CaCO3(s)+SO42-(3)K=？应用：锅炉锅垢主要成份是CaSO4，溶解度不小，但既不溶于水又不溶于酸，很难用直接溶解的方法除去。可先用Na2CO3使CaSO4转化为溶解度更小的CaCO3，再加酸溶解。CaSO4

Ca2