大学普通化学第3章.ppt

1、第3章 水化学与水污染,本章学习要求,了解溶液的通性。,明确酸碱的近代概念，酸碱的解离平衡和缓冲溶液的概念，掌握有关pH的计算;了解配离子的解离平衡及其移动；,掌握沉淀与溶解平衡、溶度积规则及其有关计算；,了解胶体的聚沉、保护及表面活性剂的结构和应用；,了解水体的主要污染物的来源及其危害。,3.1 溶液的通性 3.2 水溶液中的单相离子平衡 3.3 难溶电解质的多相离子平衡 3.4 胶体与界面化学 3.5 水污染及其危害,第8讲,3.1 溶液的通性,溶液有两大类性质： 1）与溶液中溶质的本性有关：溶液的颜色、密度、酸碱性和导电性等； 2）与溶液中溶质的独立质点数有关：而与溶质的本身性质无关溶液

2、的依数性,溶液几种性质比较,沸点上升,凝固点下降,符合依数性的溶液要满足一些条件,同时这些性质有一定的共同性和规律性,依数性包括:溶液的蒸气压下降、凝固点降低、沸点上升和稀溶液的渗透压等。,1. 质量摩尔浓度m： 1kg溶剂中所含溶质的物质的量，SI单位molkg-1 mB = nB/wA nB 溶质B的物质的量，单位为mol。 wA溶剂的质量，单位为kg。,溶液组成的标度 溶剂A + 溶质B,2. 摩尔分数(或物质的量分数）,注意：无论有若干种物质，物质的量分数之和总是等于1。,3.1.1 非电解质溶液的通性,在一定温度下，液体及其蒸气达到相平衡时，蒸气所具有的压力称为该温度下液体的饱和蒸气

3、压，简称蒸气压。,蒸气压与温度有关,因为蒸发是吸热过程,相同溶剂温度升高，蒸气压增大;不同溶剂的蒸气压不同。,例如：p(H2O, l , 298K)=3167 Pa p(H2O, l, 373K)=101.325kPa,1.蒸气压下降,溶液中溶剂的蒸气压下降规律,k为只与溶剂性质有关的常数。,溶液的蒸气压PA,p = pAxB,法国物理学家拉乌尔据实验得出的定量关系,适用于难挥发非电解质理想溶液,nA+nB nA 适用于难挥发非电解质理想稀溶液,若溶质是难挥发非电解质,p = pAxB,蒸气压下降的应用,测定溶质分子的相对摩尔质量 设质量为WB的溶质溶于质量为WA的溶剂中，则有：,干燥剂工作原

4、理 CaCl2、NaOH、P2O5等易潮解的固态物质，常用作干燥剂。因其易吸收空气中的水分在其表面形成溶液，该溶液蒸气压较空气中水蒸气的分压小，使空气中的水蒸气不断凝结进入溶液而达到消除空气中水蒸气的目的。,2. 溶液的沸点上升 凝固点下降,沸点(Tbp)：液体蒸气压等于外界大气压力时的温度。,Tb,Tbp,图3.1 沸点上升示意图,Tbp= (Tbp- Tb),凝固点（Tfp）：液相和固相蒸气压相等时的温度固相与液相共存时的温度。,Tfp= (Tf- Tfp),单位为Kkgmol-1,表3.2,一些溶剂的摩尔沸点上升常数和摩尔凝固点下降常数,特点 kfp, kbp只与溶剂种类有关 同种溶剂：

5、kfp kbp 溶剂分子量大的kfp, kbp较大,热力学可以证明(物化讲）,沸点和凝固点测定的应用,测定分子的相对分子质量或判断物质的纯度,防冻剂工作原理,例如:2.76克的甘油溶于200克水,测的其凝固点为-0.2790C,求甘油的分子量,并判断此甘油的纯度.,解:Tfp=kfpm=,M=91.65g.mol-1,思考：比较凝固点降低和沸点上升测M，哪种方法比较好？为什么？该方法适合测MB大的？还是MB小的？为什么？,冬天为什么在汽车水箱中加入甘油、乙二醇等？,降低水的凝固点，避免因结冰体积膨胀而使水箱破裂。,冷冻剂工作原理 工业冷冻剂：食盐-冰 30g NaCl + 100g H2O(s

6、) -22 CaCl2-冰（42.5g CaCl2 + 100g H2O(s)） -55,低熔合金的制备 如33%Pb(mp.327.5)与67%Sn(mp.232)组成的焊锡，熔点为180，用于焊接时不会使焊件过热，还用作保险丝。 如组成为Bi：50%、Pb：25%、Sn： 12.5%、Cd：12.5%。自动灭火设备和蒸汽锅炉装置的伍德合金，熔点为70。,由于溶液中水的蒸气压小于冰的蒸气压,使冰迅速熔化而大量吸热,使周围物质的温度降低。,3. 溶液的渗透压,渗透现象溶剂通过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象（单向扩散）,渗透压阻止渗透进行所施加的最小外压,用表示。在数值上

7、，,图3.3 溶液渗透压示意图,渗透压测定的应用,测定分子的相对分子质量 渗透压有较大数值，容易测定，因此可以准确测定化合物的相对摩尔质量。,例如：浓度为0.00100molkg-1的某高分子物质（如蛋白质）的水溶液，其凝固点下降的数值为Tfp =,若用渗透压法，则 = cRT =（0.00100103mol.m-38.314298.15） =2.48103 Pa 此数值可以很精确地测定。,0.00186K,测定是十分困难的。,等渗溶液与反渗透,等渗溶液 人体血液的平均渗透压约为780kPa，病人注射或输液时，使用0.9%的NaCl溶液（0.16 moldm-3）或5%的葡萄糖溶液(0.28m

8、oldm-3)，这两种溶液与红细胞和血浆都是等渗溶液（即渗透压相等）。,反渗透 若外加在溶液上的压力大于渗透压，则会使溶液中的溶剂向纯溶剂方向流动，使纯溶剂体积增加，该过程叫反渗透。广泛用于海水淡化、工业废水的处理及溶液的浓缩等，关键在于耐高压半透膜的制备。,思考：相同浓度的电解质溶液的蒸气压与非电解质比较如何变化？,p = pAxB,适用于难挥发非电解质理想溶液,适用于难挥发非电解质理想稀溶液,p =k mB,Tbp=kbpm,Tfp=kfpm,适用于非电解质理想稀溶液,适用于非电解质理想溶液,稀溶液的依数性，也称稀溶液定律,小结,电解质 实测Tf / K 计算 Tf / K i= Tf /

9、 Tf NaCl0.3480.186 1.87 HCl0.3550.186 1.91 K2SO40.4580.186 2.46 CH3COOH0.1880.186 1.01,产生的偏差有以下规律： A2B强电解质 AB强电解质AB弱电解质非电解质,i 1 的原因:电解质的电离,i 不是整数 的原因:弱电解质的不完全电离.,部分电解质的0.1molkg-1溶液的凝固点下降数值,强电解质完全电离,但由于离子的相互作用而表现为表观上未电离.,表观 ,87 % 91% 73% 1%,3.1.2 电解质溶液的通性,阿仑尼乌斯根据电解质溶液不服从稀溶液定律的现象，提出了电离理论。1903年他获得了诺贝尔化

10、学奖。电离理论认为电解质分子在水溶液中解离成离子，使得溶液中的微粒数增大，故它们的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。,解离度,附例3.1 将质量摩尔浓度均为0.10 molkg-1的BaCl2, HCl, HAc, 蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序:,粒子数 BaCl2 HCl HAc 蔗糖,3.2 水溶液中的单相离子平衡,3.1 溶液的通性,3.2.1 酸碱在水溶液中的解离平衡,1. 酸碱的概念,酸碱电离理论的缺陷： 把酸、碱的定义局限于以水为溶剂的系统。无法解释非水系统的酸碱反应。,无法解释NH3、Na2CO3均不含OH，也具有碱性。,酸

11、碱电离理论（1887年）,酸：水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物；,碱：水溶液中解离时所生成的负离子全部是OH的化合物。,酸碱中和反应的实质是 H+ + OH = H2O。,局限于化合物。,酸碱质子理论,酸：凡能给出质子的物质都是酸； 碱：凡能结合质子的物质都是碱。,HCl（aq） + H2O Cl-（aq）+ H3O+,HCl（g） + NH3（g）NH4Cl,H2O + HCO3 -(aq)OH- + H2CO3,HCO3 -(aq) + OH- CO32- +H2O,解释气相中的酸碱反应,H2O HCO3-是两性物质,无盐的概念，盐是酸碱复合物,共轭酸碱概念,+,酸强 碱弱,

12、酸弱 碱强,都可以归为质子传递反应,相互依存 相互转化,酸碱电子理论,酸：凡能接受电子对的物质是酸， 碱：凡能给出电子对的物质是碱. H+ + OH- = H2O 酸 + 碱 = 酸碱加合物,(1) H3BO3 H+ + H2BO3 (错误,按照质子理论硼酸不是酸) H3BO3 + H2O B(OH)4 + H+（正确，是路易斯酸）,Cu2+ + 4NH3 Cu(NH3)42+ 深蓝色 酸 碱 加合物 (3) FeCl3 + Cl-Cl FeCl4- + Cl+ 酸碱电子理论摆脱了酸必须含有H的限制，包括的范围更广。,也称为路易斯酸碱理论。,2. 酸碱离子平衡及pH计算,HAc(aq) +H2

13、O= H3O+(aq) + Ac(aq),值的大小反映弱酸的相对强弱,中强酸,弱酸,第9讲,一元弱酸和一元弱碱的电离,设一元弱酸HA的浓度为c, 解离度为 HA +H2O= H3O+ + A- 起始浓度c 0 0 平衡浓度,同理，对于一元弱碱：,若 1-1,近似计算条件 500 Ka / c10-3,x,x,c-x,附例3.1 已知HAc的Ka =1.7610-5，计算3.0%米醋(含HAc浓度为0.50 moldm-3)的pH。,解：设米醋溶液中H+的平衡浓度为x moldm-3, 则 HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq) 平衡浓度/moldm-3 0.50 x x x Ka

14、 = 1.7610-5,Ka / c10-4 0.50 x 0.5,例3.2 计算0.100 moldm-3 NH4Cl溶液中H+浓度及其pH。,解： NH4Cl(aq) = NH4+(aq) + Cl(aq) NH4+(aq) + H2O(l) = NH3(aq) + H3O+ (aq) Ka =5.6510-10,3. 多元弱酸和多元弱碱,多元弱酸(碱)的解离是分级进行的，每一级解离都有一个解离常数,以磷酸为例：,Ka,3 K a,2 K a,1,H+浓度的计算以一级解离为主.,说明,计算H+浓度时，当Ka,2 / K a,1103时，可忽略二、三级解离平衡。,比较多元弱酸的酸性强弱时，只

15、需比较它们一级解离常数值即可。,S2的平衡浓度Ka,2,思考：当Ka,1Ka,2时，二价酸根的浓度是否都等于Ka,2。,附例3.3 已知 H2CO3的 Ka,1= 4.3010-7, K a,2 = 5.6110-11, 计算0.0200 moldm-3 H2CO3溶液中H+和CO32- 的浓度及pH。,解：Ka,2Ka,1，求c(H+)只需考虑一级电离,pH = lg 9. 2710 5 = 4 .03,c (CO32) = Ka,2c = 5.6110-11 moldm-3,溶液是二元酸溶液,不含与平衡相关的其它离子,共轭酸碱解离常数之间关系,根据已知弱酸(碱)的解离常数Ka(Kb)，可计

16、算得其共轭离子碱(酸)的Kb(Ka)。 Ac(aq) + H2O(l) = HAc(aq) + OH(aq),常温时，Kw = 1.0 10 14,即 K a K b = Kw , Kw称为水的离子积常数,HAc(aq) = H+(aq) + Ac(aq),若共轭酸越强，则其共轭碱越弱,思考：设有一个二元酸（H2A），其一 级和二级解离常数分别为（Ka,1）和Ka,2，其共轭碱（A2-）的一 级和二级解离常数分别为Kb,1和Kb,2，它们之间有何关系？, Ka,1 Kb,2 = Kw Ka,2 Kb,1 =Kw,溶液pH的实验测定： pH试纸(广泛,精密) 简单、方便、粗略 pH计（酸度计）较

17、精确、可数字显示或自动记录,3.2.1 酸碱在水溶液中的解离平衡,1. 酸碱的概念,2. 酸碱的解离平衡与pH计算,HA = H+ + A- 起始浓度c00 平衡浓度 c(1-)caca,注：上述计算式适用于溶液中只有弱酸或弱碱，碱 溶液计算KaKb c(H+)c(OH-) 近似计算()适用条件: c/Ka ,b500,3. 多元弱酸碱H+、OH-离子主要来自第一步解离,小结,4. 缓冲溶液和pH的控制,（1）同离子效应,共轭酸,共轭碱,（2）缓冲溶液,加少量强酸,加少量强碱,由弱的共轭酸碱组成的、对酸和碱具有缓冲作用或缓冲能力的溶液。,结果是：H+的浓度保持基本不变,缓冲溶液pH计算,HA

18、= H+ + A 平衡浓度/moldm-3 C酸x x C碱+x,缓冲溶液pH计算,CxC,例3.3 在0.100 moldm-3HAc溶液中加入一定量固体NaAc，使NaAc的浓度等于0.100 moldm-3，求该溶液中H+浓度，pH和HAc的解离度。,解：设已解离的HAc的浓度为x moldm-3 HAc = H+ + Ac 起始浓度/ moldm-30.1 0 0.1 平衡浓度/moldm-3 0.1x x 0.1+x,c(H+) = x moldm-3= 1.76 10-5 moldm-3 pH = 4.75,与例3.1相比,同离子效应使HAc从1.34%降为0.018%, c(H+

19、)从1.34 10-3 moldm-3 减少到1.76 10-5 moldm-3(降低76倍)。,例3.1,附例3.4 40.00 cm3 1.000moldm-3 HAc与20.00cm3 1.00 moldm-3 NaOH混合，求混合液的pH?已知HAc的pKa为4.76,解： 混合发生的反应 HAc + NaOH = NaAc + H2O,混合液为由共轭弱酸弱碱组成的缓冲溶液,混合后溶液的组成,浓度/mol.dm-3,解：缓冲溶液中加入盐酸后总体积为50.05 cm3,加入的H+可认为使HAc 浓度增加，Ac-浓度减小 c(HAc) = (0.1000 + 0.001)mol dm3 =

20、 0.101 mol dm3, c(Ac) = (0.1000 0.001)mol dm3 = 0.099 mol dm3,附例3.5 已知若在 50.00 cm3 含有 0.1000 moldm-3的HAc 和0.1000 moldm-3 NaAc缓冲液中，加入0.050 cm3 1.000 moldm-3 盐酸，求其pH。,计算结果表明，缓冲溶液中，若加入少量的强酸或强碱溶液的pH改变很小（不到0.1）,C（H+增加）=,缓冲溶液的缓冲能力,在下列溶液中加入1cm3 1mol.dm-3HCl c(H+)增加0.01 (1)0.100mol.dm-3HAc和NaAc100cm3 (2)0.2

21、00mol.dm-3HAc和NaAc100cm3 (3)0.08mol.dm-3HAc和0.12mol.dm-3 NaAc100cm3,0.04,0.093 (加碱),(4)100cm3水,7-3=4,缓冲对的浓度：当c(酸)/c(碱)一定 缓冲对浓度大缓冲能力强,缓冲对的浓度比：当c(酸)+c(碱)一定 c(酸)/c(碱)比越接近1 缓冲能力强,缓冲对的浓度：当c(酸)/c(碱)1 酸浓度大对碱的缓冲能力强，碱浓度大对酸的缓冲能力强。,缓冲溶液的选择和配制,据所需pH选择缓冲对,使缓冲溶液具有最强的缓冲能力,因此选择缓冲体系时，应选择共轭酸的pKa与要求的pH相近的缓冲对。,一般认为，当缓冲

22、对的浓度比在0.1和10之间才具有缓冲作用，因此，缓冲溶液的pH 和pKa之间有以下关系： pH = pKa 1,常用缓冲溶液及缓冲溶液的应用,常用缓冲溶液的缓冲范围,附例3.6 要配制10cm3 pH=5的HAc-NaAc缓冲液，问需浓度为1.0 moldm-3的HAc和NaAc溶液各多少毫升？,由于两者浓度相同，因此只需体积比和总体积满足： V(HAc)/V(NaAc)=0.562 又V(HAc) + V(NaAc) = 10cm3 因此：V(HAc) = 3.6 cm3；V(NaAc) = 6.4 cm3,解：,3.2.1 酸碱在水溶液中的解离平衡,1. 酸碱的概念,2. 酸碱的解离平衡

23、与pH计算,HA = H+ + A- 起始浓度c00 平衡浓度 c(1-)caca,3. 多元弱酸碱H+、OH-离子主要来自第一步解离,4.缓冲溶液pH计算,HA = H+ + A 平衡浓度/moldm-3 C酸x x C碱+x,第10讲,3.2.2 配离子的解离平衡,配离子和配位化合物 Cu(NH3)42+、Ag(NH3)2+ 、Ni(CO)4,Cu(NH3)4SO4， Ag(NH3)2 ClK3Fe(CN)6,中心离子或中心原子,(若干个)配位体,CuSO4 + 2NaOH Cu(OH )2 + Na2SO4 Cu(NH3)4SO4 + NaOH无沉淀 Cu(NH3)4SO4 + BaCl

24、2Ba SO4 + Cu(NH3)4 Cl2,CuSO4+NH3(过量)Cu(NH3)4SO4（深蓝色）,若加入浓NaOH过量会有沉淀,1. 配离子的解离平衡,当忽略浓度量纲时，可简化为：,对于同一类型的配离子，K解离越大，配离子越易解离即越不稳定,K生成或Kf (Formation Constant),K不稳或K i(Instability Constant),2. 配离子解离平衡的移动,思考：在什么情况下可以促使配离子解离？,加入可以与配离子中的中心离子或配体生成更难解离的化合物降低溶液中中心离子或配体的浓度，使配离子不断解离。,3.3 难溶电解质的多相离子平衡,难溶盐的定义： 习惯上将1

25、00g H2O中溶解度小于0.01g的物质称作难溶物。 例如AgCl 的溶解度为0.00019g/100g水,多相离子平衡或溶解平衡,3.3.1多相离子平衡和溶度积,对于难溶电解质AnBm,溶解平衡,溶解平衡常数 溶度积常数简称溶度积的表达式为,简化为,溶度积常数： 数值可计算也可由实验测得和热力学数据计算 数值大小对于给定的难溶电解质只与温度有关 数值大小反映难溶电解质的溶解能力,溶度积(Ks)和溶解度(smol.dm-3)的关系,AB型难溶物质，如AgCl, CaCO3, BaSO4等,A2B型或A2B型难溶物质，如Ag2CrO4，Mg(OH)2,CaCO3(s) = Ca2+(aq) +

26、 CO32-(aq) 平衡浓度/moldm-3 s s,Ag2CrO4(s) = 2Ag+(aq) + CrO42-(aq) 平衡浓度/moldm-3 2s s Ks (Ag2CrO4) = (2s)2s = 4s3,Ks (CaCO3) = s2,注:该难溶电解质Ks与S的关系只适用于水溶液中，离子不与水作用,不分步解离的情况,溶度积CaCO3 AgCl Ag2CrO4Ks 8.710-9 1.5610-10 910-12s 9.410-5 1.2510-5 1.3110-4 关系式,所以： Ks大的溶解度不一定大 同类型的物质可以直接根据Ks大小直接判断溶解度大小 不同类型时不能直接判断，

27、需要计算才能得出结论。,适用于:正负离子在水溶液中不发生任何变化,难溶电解质不分步解离的情况,3.3.2 溶度积规则及其应用,1. 溶度积规则 AnBm(s) = nAm+(aq) + mBn-(aq) Qc为任意状态下有关离子浓度的乘积即浓度商,Qc Ks （平衡向左移动） 有沉淀析出直至达饱和 Qc = Ks 溶解达平衡，饱和溶液 QcKs （平衡向右移动）无沉淀析出，或沉淀溶解,溶度积规则,2. 溶度积规则的应用,判断沉淀能否 生成 或溶解,沉淀溶解的条件QcKs,沉淀生成条件 QKs,附例3.7：晴纶纤维废水中含有6.010-4 moldm-3的SO42-离子,若向每立方分米的废水中加

28、入0.2dm3浓度为0.010 moldm-3的BaCl2溶液,试通过计算说明有无BaSO4沉淀生成? 已知 Ks(BaSO4)=1.07 10-10,解： 废水中按要求加入BaCl2溶液后 c(SO42-)= (6.010-4 moldm-3) 1dm3(1.2dm3),=5 10-4 moldm-3,c(Ba2+)= (0.010moldm-3) 0.2dm3(1.2dm3),=1/6 10-2moldm-3,Q= c(Ba2+) c(SO42-) =8.3 10-5,判断沉淀能否生成或溶解,计算结果:QKs 根据溶度积规则判断:有沉淀生成,附例3.8：废水中Cr3+的浓度为 0.010

29、moldm-3, 加入固体NaOH使之生成Cr(OH)3 沉淀, 设加入固体溶液体积不变。计算： 1) 开始生成沉淀时，溶液OH-离子的最低浓度; 2) 若要使Cr3+的浓度小于4.0mgdm-3(7.710-5 moldm-3)以达到排放标准，此时溶液pH最小应为多少？,解：1) Cr(OH)3(s) = Cr3+(aq) + 3OH(aq),沉淀生成条件 QKs,要生成沉淀时， Qc Ks,Qc =c(Cr3+) c(OH)3 = 0.010 x3 Ks=6.310-31,设c(OH) 最低= x,得 x 4.010-10 moldm-3,2）符合2）条件时c(OH) = y,7.710-

30、5y3 6.310-31,得 y 2.010-9 moldm-3,pH 14 （lg c(OH) = 5.3,降低溶度积常数中相关离子的浓度，使得QcKs,利用酸碱反应 CaCO3(s) Ca2+ + CO32-,+2 H+ H2O + CO2,沉淀溶解的条件：QcKs,部分金属硫化物FeS、ZnS、MnS、NiS等能溶于稀酸,利用氧化还原反应 3PbS + 8HNO3(稀) = 3Pb(NO3)2 +3S+2NO+4H2O,Ks太小的Ag2S、CuS、PbS等，不溶于非氧化性酸，但可溶于氧化性酸,利用络合（配位）反应 AgCl(s) + NH3 Ag(NH3)2+ + Cl,思考：BaSO4

31、为什么既难溶于水又难溶于酸？,3. 同离子效应,在难溶电解质饱和溶液中，加入含有与难溶物组成中相同离子的强电解质，使难溶电解质的溶解度降低的现象。,思考:AgCl(s)在0.01mol.dm-3下列溶液中的溶解度比在水中小的是 (1)KCN (2)AgNO3 (3)NH3 (4)NaCl,BaSO4(s) = Ba2+ + SO42,由于c(SO42-)增大，使得Qc Ks(BaSO4)，平衡左移BaSO4 的溶解度下降。,（1）、（3）使Ag+浓度减小，QKs 使S 增大,附例3.9 计算BaSO4在0.100 moldm-3 Na2SO4溶液中的溶解度，并与其在水中的溶解度比较。Ks (B

32、aSO4) =1.0810-10,解：设s moldm-3为BaSO4在0.1 moldm-3 Na2SO4溶液中的溶解度,BaSO4在纯水中的溶解度为somoldm-3 so = =1.0410-5 溶解度降低了约104 (一万) 倍。,Ks = s (s + 0.1),BaSO4(s) = Ba2+ + SO42-,平衡浓度/moldm-3,s s + 0.1, 0.1s = 1.0810-10,解得：s =1.0810-9,同离子效应的应用,工业上生产Al2O3 的过程 Al3+ + OH Al(OH)3 Al2O3 加入适当过量的沉淀剂Ca(OH)2，可以使溶液中Al3+沉淀完全。,铅

33、用作阳极材料 在硫酸或硫酸盐介质中进行电镀或其他电化学处理时，常可以用廉价的铅电极取代昂贵的铂电极用作阳极材料。就是由于存在大量的硫酸根离子，因同离子效应使得铅电极表面的硫酸铅极难溶解。,思考： 过量沉淀剂改为NaOH行吗？,4. 沉淀的转化,沉淀转化应用： 锅垢的主要成分为CaSO4(Ks =7.1010-5 ), 若用Na2CO3溶液处理，可转化为更难溶但质地疏松、易溶于酸的物质CaCO3 (K s =4.9610-9 ) ，从而可以容易地用醋酸等弱酸清除。在实际应用中用盐酸来代替醋酸。,一种沉淀向另一种更难溶的沉淀转化的过程称为沉淀的转化，,沉淀的转化的应用,废水处理 含Hg2+废水可以

34、用硫化物进行处理，但若用易溶硫化物如Na2S等进行处理时，处理后的水中存在大量的硫离子，造成新的污染。利用沉淀转化的方法，如用FeS处理含Hg2+废水，则可以解决这个问题。,FeS(s) + Hg2+(aq) = HgS(s) + Fe2+(aq), K =7.9 1033 因过量的FeS不溶于水，可以过滤除去。,常见废水的处理方法参见本章末阅读教材,作业： 1、2、3、4、6、8、9、11、13、14、15、 17、18、19、21、22、25,本章综合练习,1. 0.02 moldm-3的MgCl2与氨水等体积混合, 判断是否有Mg(OH)2沉淀生成? 若氨水中同时含有同浓度的NH4Cl?

35、是否有Mg(OH)2沉淀生成? 为了防止形成 Mg(OH)2沉淀,NH4+的浓度至少要达到多少?( Ks=6.61 10-12 Kb=1.77 10-5),解：0.02 moldm-3的MgCl2与氨水等体积混合后 c（Mg2+）=0.01 c(NH3)=0.01,混合后有Mg(OH)2沉淀生成,0.02 moldm-3的MgCl2与氨水(含同浓度NH4Cl)等体积混合后c（Mg2+）=0.01 c(NH3)=0.01 c(NH4+)=0. 01,混合后无Mg(OH)2沉淀生成,2. 在0.0040moldm-3的Ag+溶液中Cl-的浓度为0.0010 moldm-3,试问为防止产生AgCl沉淀需要加入多少NH3. 已知Ag(NH3)2+的Kd=6.0 10-8 AgCl的Ks=1.8 10-10,解：不产生AgCl沉淀时需满足 c(Ag+) c(Cl-) Ks,需加入0.036+2(0.004)=0.044 moldm-3,Ag(NH3)2+ = Ag+ +