酸碱反应和沉淀反应

第三章酸碱反应和沉淀反应1.掌握溶液酸碱性和pH,弱电解质的解离平衡（含分级解离平衡），解离度，稀释定律，同离子效应，缓冲溶液，溶解-沉淀平衡，溶度积规则等内容2.会计算一元弱酸，一元弱碱，同离子效应，缓冲溶液的离子浓度；3.会用溶度积规则判断沉淀的产生，溶解，分部沉淀，沉淀的转化及有关计算3.1水的解离反应和溶液的酸碱性水的解离反应：H2O=H++OH-3.1.1酸碱理论

酸碱解离理论酸碱质子理论酸碱电子理论酸碱解离理论酸的定义：电离时产生的阳离子全部是

H+的化合物为酸。碱的定义：电离时产生的阴离子全部是

OH-的化合物为碱。酸碱电离理论的优点和局限性优点：明确指出了酸、碱的特征。给出衡量酸、碱强度的定量标准。揭示了中和反应的本质。局限性：

把酸碱仅局限于水溶液中。3.1.2溶液的酸碱性（自学）水溶液中：H2O=H++OH-[H+][OH-]=Kw

=10-14pH>7,碱性;pH<7,酸性H+浓度越高，称其酸度越大。OH-浓度越高，称其酸度越小。3.2弱电解质的解离反应（自学）电解质

强电解质:完全电离

弱电解质:部分电离，存在电离平衡3-2-1解离平衡和解离常数3-2-1解离平衡和解离常数一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)弱电解质在水溶液中部分解离，存在解离平衡。[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]Ki

(HA)=c(H+)·c(A-)

c(HA)简化为Ki

(HA)=解离平衡Ki

——标准解离常数Ka、Kb——分别表示弱酸、弱碱标准解离常数9/3/2026Ki

越小,弱电解质解离越困难,电解质越弱。弱电解质：一般Ki

≦10-4

中强电解质：Ki=10-2~10-3解离常数Ki

可表示弱电解质解离程度大小。Ki

与浓度无关，与温度有关。由于温度对Ki

影响不大，一般可不考虑其影响。9/3/2026例试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值。解：HOAcH++OAc-∆rGm/(kJ·mol-1)-396.460-369.31∆rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1

=27.15kJ·mol-1

-∆rGm

-27.15×1000RT8.314×298.15ln

K===-10.95Ka(HOAc)=1.8×10-59/3/20263-2-2解离度和稀释定律3-2-2解离度和稀释定律解离度解离部分弱电解质浓度未解离前弱电解质浓度解离度(α)＝×100%

解离度可表示弱电解质解离程度的大小在温度、浓度相同条件下,

α越小，电解质越弱。9/3/2026与c的关系

HCN=H++CN–初浓度/mol.L-1:c00平衡浓度/mol.L-1:c-c

c

c

Ka

={c

/c

}2/{c(1-)/c

}=(c

2/c

)/(1-)若≤5%,1-≈1Ka

=c

2/c

,={Ka

/(c/c

)}1/2稀释定律

={Ka

/(c/c

)}1/2={Kb

/(c/c

)}1/2意义:在一定温度下,溶液被稀释时,

增大,K保持不变.原因:溶液越稀,离子间平均距离越远,彼此结合成分子的机会越少,电离度越大.Ka

和都可用于衡量弱电解质电离趋势,但

和浓度有关,Ka

和浓度无关.3.2.3c(H+)和c(OH-)的近似计算

HCN=H++CN–初浓度/mol.L-1:c00平衡浓度/mol.L-1:c-x

x

xKa

={x/c

}2/{(c-x)/c

}<4.4%,c-x≈

cKa

={x/c

}2/(c/c

)c(H+)=c

{Ka

(c/c

)}1/2c(OH-)=c

{Kb

(c/c

)}1/2适用条件:

<4.4%或(c/c

)/Ka

>500若不知

?c(H+)=cKa

={x/c

}2/{(c-x)/c

}={0.05c/c

}2/{(c-0.05c)/c

}(0.05c)2/0.95c=Ka

c/Ka

=380即当

<4.4%,相应(c/c

)/Ka

>500例计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-xxx[c(NH4+)/c][c(OH-)/c]x·x

[c(BOH)/c]0.100-xKb===1.8×10-5(c/c)/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-5)>5000.100-x≈0.100

则x=1.34×10-3

c(OH-)=1.34×10-3

mol·L-19/3/2026例pH=-lg(7.5×10-12)=11.12cα

1.34×10-3c0.100α=×100%=×100%=1.34%

计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度。

Kw

1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3

c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12

mol·L-19/3/2026影响电离度的因素弱电解质的本性：不同的弱电解质,电离度不同-----键能的大小、分子的极性不同.键能越大,极性越小,电离度越小;溶液的浓度：浓度越小，电离度越大;温度：温度升高对电离度的影响不大;

*对水的影响较显著温度升高,电离度增大.电解质:存在的种类和浓度;溶剂：溶剂的极性和酸碱性.α与K的关系相同：都可以反映酸碱的强度。不相同：α随浓度而变化,即浓度越大,α越小。

而K不随浓度而变化，即与浓度无关。*α大的体系，其酸度或碱度不一定大3-2-4多元弱酸的分步解3-2-4多元弱酸的分步解离多元弱酸在水溶液中分步解离如H2SH++HS-

HS-H++S2-Ka(1)==1.1×10-7[c(H+)/c][c(HS-)/c][c(H2S)/c]Ka(2)==1.3×10-13[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]H2S溶液中的c(H+)主要决定于第一步解离的H+，即c(H+)≈c(HS-)多元弱酸的强弱主要取决于Ki(1)9/3/2026多元弱酸的电离特点

Ka1>Ka2>

Ka3-----由于第二步解离需要克服额外的静电作用.Ka1/Ka2>102，可按一元弱酸处理，即体系的H+主要来源于第一步解离。例已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10mol·L-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解离度。解：H2SH++HS-平衡浓度/(mol·L-1)0.10-xxxKa(1)===1.1×10-7[c(H+)/c][c(HS-)/c]x·x[c(H2S)/c]0.1-x(c/c)/Ka(1)=0.10/(1.1×10-7)>500，0.10-x≈xx=1.1×10-4c(H+)=1.1×10-4

mol·L-19/3/2026

例已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解离度。解：HS-H++S2

-平衡浓度/(mol·L-1)x-yx+yy因为Ka(2)«Ka(1)所以c(HS-)≈c(H+)Ka(2)==1.3×10-13[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]

Kic/cα≈

1.1×10-7

0.10==0.11%c(S2-)=Ka(2)c=1.3×10-13mol·L-1二元弱酸溶液中:c(A2-)≈Ka(2)9/3/2026H2SH++HS-Ka(1)=[c(H+)/c][c(HS-)/c][c(H2S)/c]Ka(2)=[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]c(H+)与c(S2-)的关系HS-H++S2-两式相加H2S

2H++S2-Ka=Ka(1)·Ka(2)[c(H+)]2[c(S2-)]c(H2S)(c)2=Ka(1)·Ka(2)常温下,H2S饱和溶液中,c(H2S)=0.10mol·L-1调节H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)。[c(H+)]2c(S2-)=1.4×10-21(mol·L-1)39/3/20263-2-5解离平衡的移动同离子效应3-2-5解离平衡的移动同离子效应在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质解离度降低的现象。如HOAcH++OAc-

NaOAc

→

Na++OAc-平衡向左移动9/3/2026例在0.100mol·L-1NH3·H2O溶液中，加入固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol·L-1，计算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-x0.100+xxx=1.8×10-5c(OH-)=1.8×10-5

mol·L-1Kb==1.8×10-5x(0.100+x)0.100-x0.100x0.100=1.8×10-5因为(c/c)/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500所以0.100-x≈0.100,0.100+x≈0.1009/3/2026例在0.100mol·L-1NH3·H2O溶液中，加入固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol·L-1，计算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-x0.100+xxc(OH-)=1.8×10-5mol·L-11.0×10-141.8×10-5c(H+)==5.6×10-10

mol·L-11.8×10-50.100α=×100%=0.018%未加NH4Cl的0.100mol·L-1NH3·H2O溶液＝1.34%,即由于同离子效应，使α降低。α利用同离子效应:可调节溶液的酸碱性;控制弱酸溶液中酸根离子浓度，达到离子分离、提纯的目的。9/3/20263.2.6缓冲溶液对少量酸碱具有缓冲能力的溶液体系。50mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·dm-3]pH=4.74 缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将溶液适当稀释，而溶液本身pH能保持相对稳定。1.缓冲溶液的概念加入1滴(0.05ml)1mol·dm-3

HCl加入1滴(0.05ml)1mol·dm-3

NaOH50ml纯水pH=7pH=4.75pH=3pH=11pH=4.733-2-6缓冲溶液缓冲作用原理：如HOAc+NaOAc混合液HOAc

H+

+

OAc-大量极小量大量外加适量酸(H＋)，平衡向左移动外加适量碱(OH-)，平衡向右移动NaOAc:抵消H+物质;HOAc:抵消OH-物质。9/3/2026缓冲溶液计算公式

对弱酸-弱酸盐体系(HAc-NaAc)[H+]=Ka当Ca/Cs=1，[H+]=Ka，即pH=pKa缓冲溶液计算公式对弱碱-弱碱盐体系(NH3-NH4Cl)[OH-]=KbPOH=PKb

-lg

当=1，[OH-]=Kb，pOH=pKb

pH=14-pKb

公式说明缓冲溶液由共轭酸、共轭碱对组成。缓冲溶液的pH主要取决于pKa

或pKb,其次为Ca/Cs（或Cb/Cs）的比值。缓冲溶液在加少量酸、碱或适当的稀释时,体系pH基本保持不变。缓冲溶液的缓冲容量是有限的。一般以共轭酸与共轭碱的浓度比为一时,缓冲容量最大。且共轭酸碱的浓度越大，缓冲容量越大。缓冲溶液的选择和配制按pKa与所需要的pH值相等或接近的弱酸及其盐。若所要求的pH值与pKa不相同，则按缓冲计算公式，适当调整酸和盐的比例。

pH=PKa±1缓冲溶液pH(25℃)饱和酒石酸氢钾(0.034mol·kg-1)3.557邻苯二甲酸氢钾(0.050mol·kg-1)4.0080.025mol·kg-1KH2PO4+0.025mol·kg-1Na2HPO4

6.865硼砂(0.010mol·kg-1)9.180常用标准缓冲溶液缓冲溶液pKa缓冲范围氨基乙酸+HCl2.351.5～3.0氯乙酸+NaOH2.862～3.5甲酸+NaOH3.773～4.5HAc+NaAc4.764～5.5六次甲基四胺+HCl5.134.5～6.07.216.5～8三羟甲基甲胺+HCl8.217.5～9硼砂9.248.5～10NH4++NH39.258.5～10缓冲溶液pH值的计算例试计算含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液的pH值。解：HOAcH++OAc-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-x

x0.100+xKa==1.8×10-5x(0.100+x)0.100-x因为(c/c)/Ka=0.100/(1.8×10-5)>500所以0.10-x≈0.100,0.100+x≈0.100pH=4.74x=1.8×10-5c(H+)=1.8×10-5

mol·L-1=1.8×10-50.100x0.1009/3/2026例(2)在含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液中加入HCl，使

c(H+)=0.001mol·L-1，计算溶液的pH值。

HOAcH++OAc-Ka==1.8×10-5x(0.099+x)0.101-x平衡浓度/(mol·L-1)0.101-x

x0.099+xx=1.8×10-5c(H+)≈1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74=1.8×10-50.099x0.101解:反应H++OAc-

→HOAc0.0010.001

0.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外来酸的作用，而保持溶液pH值不变。9/3/2026例(3)在含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液中加入NaOH,使

c(OH-)=0.001mol·L-1，计算溶液的pH值。

HOAcH++OAc-Ka==1.8×10-5x(0.101+x)0.099-x平衡浓度/(mol·L-1)0.099-x

x0.101+xx=1.8×10-5c(H+)≈1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74=1.8×10-50.101x0.099解:反应OH-+HOAc

→OAc-+H2O

0.0010.001

0.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外来碱的作用，而保持溶液pH值不变。9/3/2026例(4)在含0.10mol·L-1HOAc、0.10mol·L-1

NaOAc溶液中加入H2O.使溶液稀释10倍,

计算溶液的pH值。解：HOAcH++OAc-平衡浓度/(mol·L-1)0.010-x

x0.010+xKa==1.8×10-5x(0.010+x)0.010-xc(H+)≈1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74x=1.8×10-5=1.8×10-50.010x0.010HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量水的稀释作用，而保持溶液pH值不变。9/3/20263.3盐类的水解

盐类的分类：强酸强碱盐----中性强酸弱碱盐----酸性弱酸强碱盐----碱性弱酸弱碱盐----视对应弱酸弱碱的相对强度而定3-3-1水解反应和水解常数3-3-1水解反应和水解常数水解反应盐的水解反应:盐的组分离子与水解离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。强碱弱酸盐——水溶液显碱性如NaOAc

→Na++OAc-H2OOH-+H++HOAc强碱弱酸盐的水解是弱酸根阴离子的水解水解反应式：

OAc-＋H2O

HOAc＋OH-9/3/2026强酸弱碱盐——水溶液显酸性如NH4Cl→NH4++Cl-H2OOH-+H++NH3·H2O强酸弱碱盐的水解实际上是其弱碱阳离子的水解水解反应式：

NH4+

＋H2O

NH3·H2O＋H+9/3/2026弱酸弱碱盐水溶液的酸碱性视生成弱酸、弱碱的Ki

而定。A++B-+H2OHB+AOH如NH4FNH4++F-+H2O

NH3·H2O+HFKa(HB)>Kb(AOH)

水溶液显酸性如NH4OAcNH4++OAc-+H2O

NH3·H2O+HOAcKa(HB)≈

Kb(AOH)

水溶液显中性如NH4CNNH4++CN-+H2ONH3·H2O+HCNKa(HB)<Kb(AOH)

水溶液显碱性强酸强碱盐不水解,溶液呈中性。9/3/2026水解常数

OAc-＋H2O

HOAc＋OH-Kh

=[c(HOAc/c][c(OH-)/c

][c(OAc-)/c

][c(HOAc/c

][c(OH-)/c][c(H+)/c][c(OAc-)/c

][c(H+)/c

]Kh

==KwKa

即一元弱酸盐

一元弱碱盐

一元弱酸弱碱盐KwKaKh

=KwKbKh

=

KwKaKbKh

=(自学)9/3/2026水解常数

Kh

值越大，相应盐的水解程度越大。水解度——表示盐的水解程度。盐水解部分的浓度盐的开始浓度水解度(h)=×100%Kh与水解度均可表示盐的水解程度，但Kh

与盐的浓度无关；

h与盐的浓度有关。9/3/2026一元弱酸盐（强碱弱酸盐）Kh越大，即Ka越小，即生成的酸越弱，盐的水解程度越大，体系的pH越大。盐的浓度越大，则pH越大。

KwKaKh

=

一元弱碱盐（强酸弱碱盐）

Kh越大，即Kb越小，即生成的碱越弱，盐的水解程度越大，体系的pH越小。盐的浓度越大，则pH越小。KwKbKh

=3-3-2分步水解3-3-2分步水解多元弱酸盐或多元弱碱盐水解是分步的如S2-+H2OHS-+OH-HS-+H2OH2S+OH-

Kw

1.0×10-14Ka(2)(H2S)

1.3×10-13Kh(1)===7.7×10-2

Kw

1.0×10-14Ka(1)(H2S)

1.1×10-7Kh(2)===9.1×10-8Kh(2)<<

Kh(1)，通常只需考虑第一步水解。

9/3/2026如Fe(OH)3的水解反应式

Fe3++H2OFe(OH)2++H+Fe(OH)2++H2OFe(OH)2++H+Fe(OH)++H2OFe(OH)3

+H+由于Kh(1)>>Kh(2)>>Kh(3)所以在FeCl3溶液中一般不会有Fe(OH)3↓。9/3/20263-3-3盐溶液pH的进似计算3-3-3盐溶液pH的近似计算(自学)例计算0.10mol·L-1NaOAc溶液的pH和水解度。解：OAc-+H2OHOAc+OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.10-x

xx0.10-x≈0.10x=7.5×10-6c(OH-)=7.5×10-6mol·L-1pH=14-[-lg(7.5×10-6)]=8.88Kh

====5.6×10-10

Kw

1.0×10-14Ka(HOAc)

1.8×10-5x·x0.10-x7.5×10-60.01h=×100%=7.5×10-39/3/20263-3-4影响盐类水解度的因素3-3-4影响盐类水解度的因素(自学)水解离子的本性水解产物——弱酸或弱碱越弱，则水解程度越大。水解产物是弱电解质，且为难溶或为易挥发气体,则水解程度很大或完全水解。如Al2S3+6H2S→Al(OH)3↓+3H2S↑9/3/20263-3-4影响盐类水解度的因素盐溶液浓度、温度一般来说，盐浓度越小，温度越高，盐的水解度越大。盐溶液酸度降低溶液的pH值，可增大阴离子的水解度。升高溶液的pH值，可增大阳离子的水解度。9/3/20263-3-5盐类水解的抑制和利用3-3-5盐类水解的抑制和利用(自学)易水解盐溶液的配制为抑制水解，必须将它们溶解在相应的碱或酸中。Sn2++H2O+Cl-→Sn(OH)Cl↓+H+配制SnCl2、SbCl3溶液,应先加入适量HCl。如Sn2++H2OSn(OH)++H+Sn(OH)Cl↓

+Cl-加入

HCl9/3/2026易水解盐溶液的配制(自学)配制SnCl2、SbCl3溶液,应先加入适量HCl。加入HCl如Sb3++H2OSb(OH)2++H+SbOCl↓

+Cl-+H2OSb(OH)2++H+-H2O(氯化氧锑)Sb3++H2O+Cl-→SbOCl↓+2H+9/3/2026易水解盐溶液的配制(硝酸氧铋)配制Bi(NO3)3溶液,应先加入适量HNO3。

Bi3++H2OBi(OH)2++H+BiONO3↓+NO3-+H2OBi(OH)2++H+-H2O加入HNO3Bi3++H2O+NO3-→BiO(NO3)↓+2H+9/3/2026易水解盐溶液的配制配制Na2S溶液,应先加入适量NaOH。

S2-+H2OHS-

+OH-+H2OH2S

+OH-加入NaOH9/3/2026利用盐类水解进行离子的分离和提纯(自学)如除去溶液中的Fe2+、Fe3+。2Fe2++H2O2

→2Fe3+

+

H2O+H+

1.加入氧化剂(如H2O2)，使Fe2+→Fe3+；2.降低酸度，调节溶液pH=3~4，促使

Fe3+水解，生成Fe(OH)3↓；３.加热，促使Fe3+水解，生成Fe(OH)3↓。9/3/2026难溶电解质：溶解度＜0.01g/100gH2O微溶电解质：溶解度0.1g~0.01g/100gH2O易溶电解质：溶解度＞0.1g/100gH2O难溶电解质的解离平衡9/3/20263-4-1难溶电解质的溶度积和溶解度9-1难溶电解质的溶度积和溶解度溶解平衡——一定温度下，溶解与沉淀速率相等时，晶体和溶液中的相应离子达到多相离子平衡，称为溶解平衡。溶度积常数如：BaSO4(s)

Ba2+(aq)+SO42-(aq)溶解沉淀Ksp(BaSO4)=[c(Ba2+)/c][c(SO42-)/c]9/3/2026溶度积和溶解度的相互关系都可以反映难溶电解质的溶解能力。.

AmBn(s)

mAn++nBm-溶解沉淀一般难溶物Ksp(AmBn)=[c(An+)/c]m[c(Bm-)/c

]n溶度积常数(简称溶度积)即在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积是一个常数。溶度积常数9/3/2026说明Ksp越大，说明乘积[Ab+]a[Ba-]b越大，即平衡时体系中相应离子的浓度大，难溶物质的溶解度越大。Ksp同其他平衡常数一样，在定温时为一特定的常数。Ksp一般随温度的升高而增大，但大多变化不大。溶解度与溶度积的相互换算例已知298.15K时Ksp(AgI)=8.52×10-17,计算298.15K时s(AgI)。如：AgI(s)

Ag++I-平衡浓度/mol·L-1

xxKsp(AgI)=[c(Ag+)/c][c(I-)/c]8.52×10-17=x·x/(c)2x=9.25×10-9mol·L-1即s(AgI)=9.25×10-9mol·L-1对于AB(s)

A++B-s=Ksp

×c9/3/2026溶解度与溶度积的相互换算对于AB(s)

A++B-s=Ksp

×c同理AB2或A2B型难溶电解质如A2B(s)

2A++B2-平衡浓度/mol·L-12ssKsp(A2B)=(2s)2·s/(c)3Ksp4s=×c39/3/2026只有相同类型、基本不水解的难溶强电解质，可直接根据溶度积大小来比较溶解度的大小。类型难溶电解质Ksps/(mol·L-1)ABAgCl1.77×10-101.33×10-5AgBr5.35×10-137.33×10-7AgI8.52×10-179.25×10-9AB2MgF26.5×10-91.2×10-3A2BAg2CrO41.12×10-126.54×10-59/3/20263-4-2沉淀反应3-4-2沉淀反应溶度积规则

AmBn(s)

mAn++nBm-J={c(An+)}m{c(Bm-)}n/(c

)(m+n)

<反应正向进行

J

=Ksp

平衡状态

>反应逆向进行9/3/2026沉淀的生成

增大同离子的浓度,

促使Jsp

=(An+)m

（Bm-）n>Ksp

沉淀的溶解减少离子的浓度，促使

Jsp

=(An+)m

（Bm-）n<Ksp例在10mL0.10mol·L-1MgSO4溶液中加入10mL0.10mol·L-1NH3·H2O,问有无Mg(OH)2沉淀生成？解:c(Mg2+)=×0.10mol·L-1=0.050mol·L-112c(NH3·H2O)=×0.10mol·L-1=0.050mol·L-112

NH3·H2O

NH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.050-xxx

x·x0.050-xKb=;0.050-x≈0.050;1.8×10-5=

x·x0.050x=9.5×10-4c(OH-)=9.5×10-4mol·L-1J=c(Mg2+)·[c(OH-)]2/(c)3=0.050×(9.5×10-4)2

=4.5×10-8Ksp=5.61×10-12<J

有Mg(OH)2沉淀生成9/3/2026例在10mL0.10mol·L-1MgSO4溶液中加入10mL0.10mol·L-1NH3·H2O,若使Mg(OH)2沉淀溶解,最少应加入多少摩尔NH4Cl？

Ksp5.61×10-12

c(Mg2+)5.0×10-2c(OH-)<==1.1×10-5mol·L-1解:使沉淀溶解c(Mg2+)·[c(OH-)]2<Ksp[Mg(OH)2]

NH3·H2O

NH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)

0.050-1.1×10-5y1.1×10-5c(NH4+)=8.2×10-2mol·L-1Kb==1.8×10-5y=8.2×10-2

1.1×10-5y0.050-1.1×10-5c(NH4+)>(8.2×10-2-1.1×10-5)mol·L-1≈0.082mol·L-1(0.082×0.020)mol=0.0016mol9/3/2026影响沉淀反应的因素例计算BaSO4在0.10mol·L-1Na2SO4溶液中的溶解度。(s=1.04×10-5mol·L-1)同离子效应——使难溶电解质溶解度降低如BaSO4(s)

Ba2++SO42-Na2SO4→2Na++SO42-平衡移动方向解：

BaSO4(s)

Ba2++SO42-平衡浓度/mol·L-1

s

s

+0.10s

=1.1×10-9mol·L-1<s为使离子沉淀完全，可加入过量沉淀剂(一般过量20%~50%);一般来说，当c(离子)＜10-5mol·L-1基本沉淀完全。Ksp(BaSO4)=s

·(s

+0.10)/(c)2≈s

·0.10=1.08×10-109/3/2026溶液pH值

M(OH)n(s)

Mn++nOH-Ksp(M(OH)n)=c(Mn+)[c(OH-)]n如M(OH)n型难溶氢氧化物当c(Mn+)=1mol·L-1时，M(OH)n开始沉淀c(OH-)＞mol·L-1Ksp(M(OH)n)

n当Mn+沉淀完全[c(Mn+)≦10-5mol·L-1]c(OH-)≧mol·L-1Ksp(M(OH)n)/10-5

nnKsp(M(OH)n)

c(Mn+)c(OH-)=×(c

)n+19/3/2026M(OH)n开始沉淀pH沉淀完全pH分子式Kspc(Mn+)=1mol·L-1c(Mn+)=

0.1mol·L-1c(Mn+)≦10-5mol·L-1Mg(OH)25.6110-128.378.8710.87Co(OH)26.897.389.38Cd(OH)26.97.49.4Zn(OH)25.76.28.24Fe(OH)25.86.348.34Pb(OH)26.587.089.08Be(OH)23.423.925.92Sn(OH)20.871.373.37Fe(OH)31.151.482.815.9210-157.210-15310-174.8710-171.4310-156.9210-225.4510-282.7910-39调节溶液pH值,可进行离子的分离和提纯。如为除去1mol·L-1ZnSO4溶液中的Fe3+,溶液2.81<pH<6.29/3/2026例为除去1.0mol·L-1ZnSO4溶液中的Fe3+,溶液的pH值应控制在什么范围？×(c)432.79×10-39

10-53c(OH-)==Ksp(Fe(OH)3)c(Fe3+)c(OH)=6.53×10-12mol·L-1

pH=2.81解：Fe(OH)3沉淀完全时Zn(OH)2开始沉淀时3×10-17

1.02c(OH-)==5×10-9mol·L-1pH=5.74pH应控制为：2.81<pH<5.749/3/2026硫化物

M2++H2S=MS（s）+2H+

K=[H+]2/{[M2+][H2S]}={[H+]2[S2-]}/{[M2+][H2S][S2-]}

=K1·K2/

Ksp

[H+]2={[M2+][H2S]K1·K2}/Ksp分步沉淀例在含浓度均为0.010mol·L-1I-、Cl-溶液中加入AgNO3溶液是否能达到分离目的。混合溶液中离子先后沉淀现象利用分步沉淀，可进行离子的分离。解：(1)判断沉淀次序同类型Ksp(AgCl)=1.77×10-10

Ksp(AgI)=8.52×10-17∨沉淀次序：同类型，Ksp小的先沉淀。AgI先沉淀。为达到分离，即AgI沉淀完全时AgCl不沉淀。9/3/2026解:(2)计算AgCl开始沉淀时的c(Ag+)c(Ag+)>=mol·L-1

=1.77×10-8mol·L-1

Ksp×(c)2

1.77×10-10

c(Cl-)0.010

(3)计算c(Ag+)=1.77×10-8mol·L-1时c(I-)c(I-)==mol·L-1

=4.81×10-9mol·L-1<10-5mol·L-1

Ksp×(c)2

8.52×10-17c(Ag+)1.77×10-8即AgCl开始沉淀时AgI已沉淀完全在含浓度均为0.010mol·L-1I-、Cl-溶液中加入AgNO3溶液是否能达到分离目的。例9/3/2026在含0.20mol·L-1Ni2+、0.30mol·L-1Fe3+溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶液的pH控制范围。例解:(1)判断沉淀次序,计算开始沉淀的c(OH-)

c1(OH-)>=mol·L-1

=5.23×10-8mol·L-1

Ksp×(c)3

5.48×10-16c(Ni2+)0.203c2(OH-)>=mol·L-1

=2.10×10-13mol·L-1

Ksp×(c)4

2.79×10-39c(Fe3+)0.303c2(OH-)<c1(OH-),Fe(OH)3先沉淀。沉淀次序：不同类型，需计算开始沉淀所需沉淀剂的浓度，所需浓度小的先沉淀。9/3/2026在含0.20mol·L-1Ni2+、0.30mol·L-1Fe3+溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶液的pH控制范围。例解:(2)计算Fe(OH)3沉淀完全时的pH3c(OH-)>=mol·L-1

=1.41×10-11mol·L-1

Ksp×(c)4

2.79×10-39c(Fe3+)10-53pH=3.15

(3)计算Ni(OH)2开始沉淀时的pHc(OH-)=5.23×10-8mol·L-1pH=6.72为使离子分离,pH应控制在3.15~6.72之间。9/3/2026举例：溶液中含有0.01MKCl和0.01MK2CrO4,当滴加AgNO3时,问：

1）AgCl和Ag2CrO4哪个先沉淀?2）当Ag2CrO4沉淀时,[Cl-]=?

分步沉淀和分离效果哪个沉淀所需的离子浓度的乘积先达到Ksp,哪个先沉淀。两种沉淀的溶度积（溶解度）相差越大，分离的越完全。3-4-3沉淀的溶解和转化3-4-3沉淀的溶解和转化(自学）沉淀的溶解必要条件：J<Ksp方法：1.生成弱电解质生成弱酸CaCO3(s)+2H+→