第三章-溶液中的離子平衡剖析課件

第三章溶液中的離子平衡2022/12/121第三章溶液中的離子平衡2022/12/111

1、掌握一元弱酸、弱堿的解離平衡；掌握解離平衡的有關(guān)計(jì)算；了解多元弱酸的解離平衡。

2、掌握同離子效應(yīng)、稀釋定律。3、掌握緩沖溶液的基本概念及緩沖溶液pH值的計(jì)算；掌握緩沖溶液的配制。4、了解鹽類水解的意義及對溶液pH值的影響。5、了解酸堿質(zhì)子理論及共軛酸堿對的概念。6、掌握溶度積規(guī)則及應(yīng)用；掌握分步沉淀、沉淀轉(zhuǎn)化等概念；掌握沉淀溶解平衡有關(guān)計(jì)算?！颈菊乱c(diǎn)】2022/12/1221、掌握一元弱酸、弱堿的解離平衡；掌握解離2、掌握電解質(zhì)按其解離程度的大小，分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)：【基本概念】電解質(zhì)：在水溶液中能夠解離生成帶電離子的化合物。弱電解質(zhì)：在水溶液中僅能部分解離的電解質(zhì)如：HAc、NH3、H2S強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能夠完全解離成離子的電解質(zhì)如：HCl、NaOH、CuSO4第三章溶液中的離子平衡

2022/12/123電解質(zhì)按其解離程度的大小，分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)：AB→A++B-(不可逆）強(qiáng)電解質(zhì)的解離ABA++B-（可逆）弱電解質(zhì)的解離弱電解質(zhì)在水溶液中，存在著解離的正、負(fù)離子和未解離的分子之間的平衡——解離平衡(dissociationequilibrium)。

2022/12/124AB→A++B-(不可逆）強(qiáng)電解質(zhì)的解離AB§3-1弱電解質(zhì)的解離平衡

一、解離平衡和解離常數(shù)

一般簡寫為：

2022/12/125§3-1弱電解質(zhì)的解離平衡一、解離平衡和解離常數(shù)一般簡

解離常數(shù)(dissociationconstant):

弱酸的解離常數(shù)：Ka?

；弱堿的解離常數(shù)：Kb?

。對于具體的弱酸、弱堿，一般可以把分子式標(biāo)在K的右邊：2022/12/126解離常數(shù)(dissociationconstant):解離常數(shù)的性質(zhì)：

①弱電解質(zhì)解離程度大小的標(biāo)志：K?越大，說明解離程度越大。一般K?≤10-4—弱電解質(zhì)

②K?值只與溫度有關(guān)。

但一般解離過程的熱效應(yīng)（焓變）很小，溫度對K?影響不大，而且解離過程一般都是在室溫下進(jìn)行的，所以實(shí)際應(yīng)用時(shí)，通常不考慮溫度對K?的影響，認(rèn)為它是個(gè)常數(shù)。2022/12/127解離常數(shù)的性質(zhì)：①弱電解質(zhì)解離程度大小的標(biāo)志：K?越大，說對于多元弱酸來說，它們的解離是多級解離，分步進(jìn)行的，每一級都有一個(gè)相應(yīng)的解離常數(shù)，如：H2S2022/12/128對于多元弱酸來說，它們的解離是多級解離，分步進(jìn)行的，每一級都二、水的離解平衡與溶液的酸堿性1.水的解離平衡酸性溶液：c(H+)﹥1.0×10-7mol.L-1﹥c(OH-)

pH<7堿性溶液：c(H+)﹤1.0×10-7mol.L-1﹤c(OH-)

pH>72.溶液的酸堿性和pH值pH=72022/12/129二、水的離解平衡與溶液的酸堿性1.水的解離平衡酸性溶液：c(二、解離度及其影響因素

1、解離度(degreeofionization)解離度與平衡常數(shù)的關(guān)系：一元弱酸HA初始濃度c00平衡濃度c(1-)c

c

2022/12/1210二、解離度及其影響因素1、解離度(degreeofio——近似計(jì)算公式弱堿：此公式對于一元弱酸、弱堿和多元弱酸的一級解離都適用。

通過公式可以看出：與K?不同，它不是常數(shù)，與弱電解質(zhì)溶液本身的濃度有關(guān)。

時(shí)，1－≈1當(dāng)則：2022/12/1211——近似計(jì)算公式弱堿：此公式對于一元弱酸、弱堿和2、影響解離度的因素

（1）稀釋定律：由

【注意】：①c為弱電解質(zhì)的原始濃度

②對同一溶液，隨著濃度的降低，不斷增大，但解離出的離子濃度不一定大（c

）?？梢酝茢啵篶越小，則越大，所以這個(gè)關(guān)系式又叫做稀釋定律。也就是說：隨著弱電解質(zhì)溶液不斷稀釋，會不斷增大。2022/12/12122、影響解離度的因素（1）稀釋定律：由【注意】：①c為弱（2）同離子效應(yīng)

(commonioneffect)

在HAc溶液中加入NaAc（強(qiáng)電解質(zhì)），結(jié)果：溶液中Ac－濃度增大，相當(dāng)于增大了產(chǎn)物濃度，根據(jù)平衡移動(dòng)原理，解離平衡逆向移動(dòng)，使得HAc的解離度降低。象這樣在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的其它強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)解離度降低的現(xiàn)象，叫做同離子效應(yīng)。2022/12/1213（2）同離子效應(yīng)(commonioneffect)【例】

（1）計(jì)算室溫下0.1mol·dm-3HAc溶液的pH值、Ac－濃度和HAc的解離度。

已知：（2）在上述溶液中加入NaAc晶體，使NaAc濃度為0.1mol?dm-3，計(jì)算此時(shí)溶液的pH

值和HAc的解離度。三、弱酸溶液pH的計(jì)算

2022/12/1214【例】已知：（2）在上述溶液中加入NaAc晶體，使NaAc解：（1）設(shè)平衡時(shí)H＋濃度為xmol?dm-3。平衡：0.1-x

x

x

可作近似計(jì)算：0.1-x≈0.1則：pH=-lgc(H+)=-lg1.33×10-3=2.882022/12/1215解：（1）設(shè)平衡時(shí)H＋濃度為xmol?dm-3。平衡：0.（2）設(shè)達(dá)到新平衡時(shí)，0.1-y

y0.1+y

則：由于存在同離子效應(yīng)，解離度降低，解離出的H＋濃度變小，所以：

2022/12/1216（2）設(shè)達(dá)到新平衡時(shí)，0.1-yy顯然，（注意：2022/12/1217顯然，（注意：2022/12/1117【例】：求室溫下，飽和H2S

溶液中各離子的濃度。已知：H2S

的溶解度（H2S

飽和溶液中H2S

的原始濃度）為0.1mol?dm－3，解：有關(guān)解離平衡：溶液中離子：因?yàn)槎壗怆x程度很小，所以計(jì)算H＋和HS－的濃度，只考慮一級解離就可以了。2022/12/1218【例】：求室溫下，飽和H2S溶液中各離子的濃度。已知：H設(shè)H＋濃度為x

mol?dm-3

平衡時(shí)：0.1-xx

x,可作近似計(jì)算：0.1-x≈0.12022/12/1219設(shè)H＋濃度為xmol?dm-3平衡時(shí)：0.1-xx求S2-濃度必須根據(jù)二級解離平衡來計(jì)算。設(shè)S2-濃度為y

mol·dm-3平衡：9.5×10-59.5×10-5

y2022/12/1220求S2-濃度必須根據(jù)二級解離平衡來計(jì)算。設(shè)S2-濃度為y①多元弱酸溶液中，H＋主要來自一級解離，可按一元弱酸的解離計(jì)算；②多元弱酸的負(fù)二價(jià)酸根離子濃度，近似等K2?

。【結(jié)論】2022/12/1221①多元弱酸溶液中，H＋主要來自一級解離，可按②多元弱酸的負(fù)二四、溶液pH值的測定和控制

（一）pH值的測定

pH值的測定方法很多，主要有pH計(jì)（也叫酸度計(jì)）法、pH試紙法、酸堿指示劑法。1.酸堿指示劑法酸堿指示劑均是有機(jī)弱酸或者有機(jī)弱堿，得到H+或者失去H+后，結(jié)構(gòu)發(fā)生變化，結(jié)果造成酸型態(tài)和堿型態(tài)顏色不同。如甲基橙：(偶氮式)黃色

(醌式)紅色pKa=3.4pH=3.1pH=4.42022/12/1222四、溶液pH值的測定和控制（一）pH值的測定pH常用的酸堿指示劑2022/12/1223常用的酸堿指示劑2022/12/1123

pH試紙是用多種指示劑的混合溶液浸泡、晾干后制成的，使用時(shí)用玻璃棒或滴管取試液滴在試紙上，半分鐘內(nèi)把試紙呈現(xiàn)的顏色跟標(biāo)準(zhǔn)比色板比較，就可以知道試液的pH值了，非常方便。2.pH試紙2022/12/1224pH試紙是用多種指示劑的混合溶液浸泡、晾干后制成的，使3.pH計(jì)法（酸度計(jì)）需要精確測定的時(shí)候，應(yīng)該用pH計(jì)，溶液的H＋濃度不同，會在電極上產(chǎn)生不同的響應(yīng)，通過電子系統(tǒng)轉(zhuǎn)換成pH值顯示出來。2022/12/12253.pH計(jì)法（酸度計(jì)）需要精確測定的時(shí)候，應(yīng)該用pH計(jì)，溶（二）溶液pH值的控制

1、緩沖溶液(buffersolution)的概念（1）定義：能抵抗少量外來酸、堿或稀釋的沖擊，其pH值基本保持不變的溶液。

（2）組成：

弱酸－弱酸鹽：弱堿－弱堿鹽：組成緩沖溶液的兩種物質(zhì)稱為緩沖對。2022/12/1226（二）溶液pH值的控制1、緩沖溶液(bufferso（3）緩沖原理：以HAc－NaAc為例。加H＋：解離平衡左移，H＋與Ac－結(jié)合成HAc，建立新的平衡后，消耗了少量Ac－，HAc濃度略有增大，而H＋濃度基本不變。（實(shí)際上是溶液中大量的Ac－中和了H＋，抵抗了酸的影響。）

加OH－：H＋濃度降低，這時(shí)解離平衡右移，建立新的平衡后，HAc濃度略有降低，Ac－濃度略有增大，而H＋濃度基本不變。（溶液中大量HAc的存在補(bǔ)充了被OH－中和的H＋，抵抗了堿的影響）。2022/12/1227（3）緩沖原理：以HAc－NaAc為例。加H＋：解離平衡左移2、緩沖溶液pH值的計(jì)算設(shè)達(dá)平衡時(shí)，緩沖對的濃度分別為：c(NH3)、c(NH4+)，OH－的濃度為xmol?dm-3：平衡：c(NH3)-x

x

c(NH4+)+x以為例：1)弱堿-弱堿鹽2022/12/12282、緩沖溶液pH值的計(jì)算設(shè)達(dá)平衡時(shí)，緩沖對的濃度分別∵存在同離子效應(yīng)，NH3的解離度非常小，所以可作近似計(jì)算：2022/12/1229∵存在同離子效應(yīng)，NH3的解離度非常小，所以可作近似計(jì)算：2）弱酸－弱酸鹽：以為例2022/12/12302）弱酸－弱酸鹽：以為例2022/12/1130弱酸-弱酸鹽pH=pKa?

-lg緩沖溶液計(jì)算公式小結(jié)：弱堿-弱堿鹽pOH=pKb?

-lg

配制緩沖溶液的原則：根據(jù)要求配制的pH

值，來選取pKa?

（或14-pKb?

）與pH

相近的緩沖對體系，然后通過調(diào)節(jié)緩沖對的濃度比值，使pH值達(dá)到要求的大小。

2022/12/1231弱酸-弱酸鹽pH=pKa?-lg緩沖溶液計(jì)算公【例】

用濃度均為0.1mol?dm-3的NH3?H2O和NH4Cl水溶液配制10cm3pH=9的緩沖溶液，需要氨水和氯化銨水溶液各多少？已知pK(NH3)=4.75解：設(shè)需NH3?H2Oxcm3即需要氨水3.6cm3則需NH4Cl：10-3.6=6.4cm3

2022/12/1232【例】解：設(shè)需NH3?H2Oxcm3即需要氨水3.6cm【例】

在90cm3HAc-NaAc緩沖溶液中（HAc、NaAc濃度均為0.1mol·dm－3）加入10cm30.01mol·dm-3HCl，求溶液的pH值。若加入10cm30.01mol·dm-3NaOH，溶液的pH值又是多少？已知：解：未加酸堿前：2022/12/1233【例】已知：解：未加酸堿前：2022/12/1133加10cm30.01mol·dm-3HCl后，體積變化對濃度發(fā)生影響：起始濃度：平衡時(shí)：0.091-x

x0.089+x

假設(shè)，加入的鹽酸全部轉(zhuǎn)化為HAc加入HCl后，HAc濃度為0.09+0.001=0.091，Ac-濃度為0.09-0.001=0.0892022/12/1234加10cm30.01mol·dm-3HCl后，體積變化(2)加10cm30.01mol?dm-3NaOH后，起始濃度：

設(shè)平衡時(shí)：則：加入的NaOH全部與HAc反應(yīng)生成Ac-，反應(yīng)后：C（HAc）=0.09-0.001=0.089mol·dm-3C（Ac-）=0.09+0.001=0.091mol·dm-3

2022/12/1235(2)加10cm30.01mol?dm-3NaOH未加酸堿原溶液4.75加入10cm3

HCl后4.74加入10cm3

NaOH后4.76PH請大家計(jì)算在90cm3H2O中分別加入10cm30.01mol·dm-3HCl，和加入10cm30.01mol·dm-3NaOH，溶液的pH值各是多少？解：沒加酸堿前，為純水PH=7加入HCl后，HCl=H++Cl-

加入NaOH后，NaOH=Na++OH-2022/12/1236未加酸堿原溶液4.75PH請大家計(jì)算在90請大家思考：在本題緩沖溶液中加入10dm-3水，溶液的PH=？2022/12/1237請大家思考：2022/12/1137§3-2鹽類的水解

一、鹽類水解的概念

鹽類水解實(shí)質(zhì)上是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)：酸+堿中和鹽+水水解因NaAc是強(qiáng)電解質(zhì)，在水中完全解離，上反應(yīng)一般寫為：通常寫為：2022/12/1238§3-2鹽類的水解一、鹽類水解的概念鹽類水解實(shí)質(zhì)上是酸根據(jù)鹽的組成不同，鹽類水解可以分為三種類型：（1）強(qiáng)酸弱堿鹽的水解：NH4Cl正離子水解（生成弱堿），溶液顯酸性

（2）強(qiáng)堿弱酸鹽的水解：NaAc

負(fù)離子水解（生成弱酸），溶液顯堿性

（3）弱酸弱堿鹽的水解：NH4Ac

雙水解（生成弱酸、弱堿）2022/12/1239根據(jù)鹽的組成不同，鹽類水解可以分為三種類型：（1）強(qiáng)酸弱

這類溶液的酸堿性取決于正負(fù)離子水解程度的相對強(qiáng)弱。正離子水解強(qiáng)：酸性；負(fù)離子水解強(qiáng)：堿性?！郃l2S3不能存在在水溶液中?！逰?(NH3)≈K?(HAc)∴NH4Ac溶液顯中性。這類水解進(jìn)行的程度都比較大，因?yàn)檎?、?fù)離子的水解相互促進(jìn)。如果水解產(chǎn)物中有氣體、沉淀生成，水解反應(yīng)就可以完全進(jìn)行到底。如：Al2S3

：2022/12/1240這類溶液的酸堿性取決于正負(fù)離子水解程度的相對強(qiáng)弱。正離子水多元弱酸或多元弱堿生成的鹽，水解是分步進(jìn)行的，存在多級水解。

一級水解二級水解一級水解二級水解三級水解2022/12/1241多元弱酸或多元弱堿生成的鹽，水解是分步進(jìn)行的，存在多二、水解平衡

水解常數(shù)：水解常數(shù)通式：一元弱酸強(qiáng)堿鹽：

一元弱堿強(qiáng)酸鹽：一元弱酸弱堿鹽：2022/12/1242二、水解平衡水解常數(shù)：水解常數(shù)通式：一元弱酸強(qiáng)堿鹽：一三、影響水解反應(yīng)程度的因素

水解程度的大小，首先取決于鹽本身的性質(zhì)。

①鹽溶液濃度越小，水解程度越大。（稀釋定律：

②溫度升高，水解程度增大。（水解是吸熱反應(yīng)）③改變?nèi)芤旱膒H值：H+增加，水解平衡向左移動(dòng)如Fe（NO3）3水解，水解平衡向右移動(dòng)。升溫2022/12/1243三、影響水解反應(yīng)程度的因素水解程度的大小，首先取決于鹽本

增大溶液pH值（加堿），會使水解程度增大，而減小溶液pH值，會抑制其水解。所以配制FeCl3溶液時(shí)常加適量HCl，防止Fe3+水解。

2022/12/1244增大溶液pH值（加堿），會使水解程度增大，而減小溶液pH值§3-3難溶電解質(zhì)和多相離子平衡

難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡(precipitation-dissolutionequilibrium)

，又叫多相離子平衡：固相液相離子溶解結(jié)晶(沉淀)

在一定條件下，當(dāng)溶解速率和沉淀速率相等時(shí)，便建立了固體與溶液中離子之間的多相離子平衡，也就是沉淀溶解平衡。

2022/12/1245§3-3難溶電解質(zhì)和多相離子平衡難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平一、溶度積(solubilityproduct)

定義：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各組分離子濃度的系數(shù)次方的乘積稱為溶度積。AmBn溶解沉淀

溶度積是熱力學(xué)常數(shù)，只隨溫度的變化而變化。2022/12/1246一、溶度積(solubilityproduct)定義：【例如】2022/12/1247【例如】2022/12/1147一些難溶強(qiáng)電解質(zhì)的Ksp?值2022/12/1248一些難溶強(qiáng)電解質(zhì)的Ksp?值2022/12/1148二、溶度積與溶解度（1）已知：298K時(shí)，AgCl的溶解度為1.25×10-5

mol·dm－3，求該溫度下AgCl的溶度積。（2）已知：298K時(shí)，Ag2CrO4的

Ksp?

=9.0×10-12，求Ag2CrO4的溶解度。【例3-5】2022/12/1249二、溶度積與溶解度（1）已知：298K時(shí)，AgCl的溶解度為解：（1）平衡時(shí)：1.25×10－51.25×10－5

（2）設(shè)Ag2CrO4的溶解度為smol·dm－3

平衡時(shí)：2s

s

2022/12/1250解：（1）平衡時(shí)：1.25×10－51.25×2022/12/12512022/12/1151三、溶解與沉淀的規(guī)律（一）溶度積規(guī)則

——離子積Q<Ksp?：溶液不飽和（沉淀溶解，或無沉淀產(chǎn)生）Q>Ksp?：溶液過飽和（沉淀析出，至達(dá)到飽和）Q=Ksp?：飽和溶液，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)非平衡時(shí)，難溶鹽陰陽離子系數(shù)次方乘積稱為離子積。2022/12/1252三、溶解與沉淀的規(guī)律（一）溶度積規(guī)則——離子積Q<Ksp【例3-6】

在0.10mol·dm-3FeCl3溶液中，加入等體積的含有0.20mol·

dm-3NH3·H2O和2.0mol·dm-3NH4Cl的混合溶液，問能否產(chǎn)生Fe(OH)3沉淀？已知Ksp（Fe(OH)3)=4.0×10-38解：根據(jù)溶度積規(guī)則，只有當(dāng)才會有沉淀產(chǎn)生。需要知道c(Fe3＋)和c(OH－)。

2022/12/1253【例3-6】解：根據(jù)溶度積規(guī)則，需要知道c(Fe3＋)和c(∵等體積混合，各物質(zhì)濃度均減小為原來的1/2：溶液中存在NH3-NH4+，為緩沖溶液。2022/12/1254∵等體積混合，各物質(zhì)濃度均減小為原來的1/2：溶液中存在N∵Q>Ksp?，∴有Fe(OH)3沉淀產(chǎn)生。2022/12/1255∵Q>Ksp?，∴有Fe(OH)3沉淀產(chǎn)生。2022/（二）同離子效應(yīng)在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使難溶電解質(zhì)溶解度降低的現(xiàn)象叫同離子效應(yīng)。根據(jù)化學(xué)平衡原理，增加溶液中Cl-濃度，會使平衡向左移動(dòng)，從而降低AgCl的溶解度。2022/12/1256（二）同離子效應(yīng)在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，加入含有相同離子設(shè)AgCl在NaCl中的溶解度為xmol·dm－3：平衡：x0.01+x

對比AgCl在純水中的溶解度，顯然在NaCl溶液中的溶解度大大降低了，這就是同離子效應(yīng)的結(jié)果。【例3-7】計(jì)算298K，AgCl在純水和0.01mol·dm-3NaCl溶液中的溶解度。已知：

解：在純水中：2022/12/1257設(shè)AgCl在NaCl中的溶解度為xmol·dm－3：平衡根據(jù)同離子效應(yīng)，要使某一種離子從溶液中沉淀出來加以分離，可以加過量的沉淀劑，這樣，要分離的離子就可以沉淀完全，當(dāng)然，不是一點(diǎn)兒也沒有。一般當(dāng)被沉淀的離子濃度在溶液中濃度小于10-5

mol·dm-3時(shí)，就認(rèn)為已經(jīng)沉淀完全了。

2022/12/1258根據(jù)同離子效應(yīng)，要使某一種離子從溶液中沉淀出來加以分離，可四、分步沉淀與沉淀的轉(zhuǎn)化

(一)分步沉淀(factionalprecipitate)

實(shí)際應(yīng)用中，經(jīng)常會遇到溶液中同時(shí)存在幾種離子，當(dāng)逐滴加入一種沉淀劑時(shí)，幾種離子都會發(fā)生沉淀，而且沉淀的生成將分步進(jìn)行。如：在Cl-、CrO42-的混合溶液中，滴加AgNO3。Cl-先沉淀，CrO42-后沉淀，這種先后沉淀的現(xiàn)象稱為分步沉淀。2022/12/1259四、分步沉淀與沉淀的轉(zhuǎn)化(一)分步沉淀(factional【例3-8】在0.1mol·dm-3NaCl和0.1mol·dm-3K2CrO4的混合溶液中，逐滴加入0.1mol·dm-3

AgNO3溶液，問先出現(xiàn)哪種沉淀？解：即產(chǎn)生AgCl沉淀所需的Ag＋濃度至少應(yīng)為1.56×10-9mol·dm-3

。當(dāng)時(shí)，即會AgCl產(chǎn)生沉淀，則：

2022/12/1260【例3-8】在0.1mol·dm-3NaCl和0.1m磚紅色

當(dāng)時(shí)，產(chǎn)生Ag2CrO4沉淀，則：即產(chǎn)生Ag2CrO4沉淀所需的Ag＋濃度至少應(yīng)為9.5×10-6mol·dm-3

2022/12/1261磚紅色當(dāng)時(shí)，產(chǎn)生Ag2CrO4沉淀，則：即產(chǎn)生Ag2當(dāng)逐滴加入AgNO3溶液時(shí)，Ag＋濃度由小到大，先達(dá)到生成AgCl沉淀所需的濃度Ag＋濃度，∴先生成白色的AgCl沉淀。

當(dāng)Ag2CrO4開始沉淀時(shí)，溶液中Ag＋濃度至少應(yīng)為9.5×10-6mol·dm-3，這時(shí)Cl－濃度為：

2022/12/1262當(dāng)逐滴加入AgNO3溶液時(shí)，Ag＋濃度由小到大，先達(dá)

當(dāng)溶液中CrO42-為0.10mol·dm-3，Cl－濃度最低到多少時(shí)，先生成Ag2CrO4沉淀？由此可見，分步沉淀的順序不僅跟溶度積有關(guān)，還跟被沉淀離子的濃度有關(guān)。當(dāng)兩種沉淀物溶解度相差不大時(shí)，適當(dāng)改變被沉淀離子的濃度，可以改變沉淀的順序。

【思考】答：c(Cl－)=1.64×10-5mol·dm-3

2022/12/1263當(dāng)溶液中CrO42-為0.10mol·dm-3，Cl－(二)沉淀的轉(zhuǎn)化

在某種難溶物中加入沉淀劑，使難溶物轉(zhuǎn)化為另一種難溶物的現(xiàn)象。

實(shí)際應(yīng)用中典型的例子是除水垢。水垢的主要成份是CaSO4、CaSO3、Mg2(OH)2CO3等，其中CaSO4既難溶于水，又難溶于酸?？梢越柚鶱a2CO3，把CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，再用鹽酸溶解除去。2022/12/1264(二)沉淀的轉(zhuǎn)化在某種難溶物中加入沉淀劑，使難溶物轉(zhuǎn)化為從K?的數(shù)值可以判斷，該轉(zhuǎn)化反應(yīng)可以進(jìn)行得比較完全。242-++Ksp?(CaSO4)=1.96×10-4SOCa232-++COCaKsp?(CaCO3)=8.7×10-9一般沉淀轉(zhuǎn)化都是由溶解度相對較大的難溶物轉(zhuǎn)化為溶解度較小的難溶物。反之轉(zhuǎn)化則非常困難。2022/12/1265從K?的數(shù)值可以判斷，該轉(zhuǎn)化反應(yīng)可以進(jìn)行得比較完全。242【思考題】

一混合溶液中含有Fe2＋、Zn2＋、Cu2＋離子各0.1mol·dm-3，通入H2S至飽和，當(dāng)溶液中H＋濃度控制在0.5mol·dm-3時(shí)，有無硫化物沉淀生成？若控制pH=2時(shí)，又如何？

已知：

飽和H2S濃度為0.1mol·dm-3，K1?=9.1×10-8K2?=1.1×10-12

2022/12/1266【思考題】一混合溶液中含有Fe2＋、Zn2＋、Cu2＋離解：（1）設(shè)c(S2－)=xmol·dm－3

平衡濃度：0.1－x0.5x

則：∴會生成ZnS和CuS沉淀。

2022/12/1267解：（1）設(shè)c(S2－)=xmol·dm－3平衡濃度（2）設(shè)c(S2-)=ymol·dm-3

0.1－y10-2

y

∴FeS、ZnS、CuS沉淀均會產(chǎn)生。

2022/12/1268（2）設(shè)c(S2-)=ymol·dm-30.1－yFeS(s)+Cu2+(aq)?CuS(s)+Fe2+(aq),K1θFeS(s)+Pb2+(aq)?PbS(s)+Fe2+(aq),K2θFeS(s)+Hg2+(aq)?HgS(s)+Fe2+(aq),K3θ這三個(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)非常大，說明反應(yīng)進(jìn)行得十分完全。沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)際應(yīng)用:在重金屬離子污染的廢水治理中，用FeS可以有效地除去廢水中有害的重金屬離子：根據(jù)溶度積計(jì)算，上述反應(yīng)的平衡常數(shù)為：2022/12/1269FeS(s)+Cu2+(aq)?CuS(s)+Fe2+本章完Endofthischapter2022/12/1270本章完2022/12/1170第三章溶液中的離子平衡2022/12/1271第三章溶液中的離子平衡2022/12/111

1、掌握一元弱酸、弱堿的解離平衡；掌握解離平衡的有關(guān)計(jì)算；了解多元弱酸的解離平衡。

2、掌握同離子效應(yīng)、稀釋定律。3、掌握緩沖溶液的基本概念及緩沖溶液pH值的計(jì)算；掌握緩沖溶液的配制。4、了解鹽類水解的意義及對溶液pH值的影響。5、了解酸堿質(zhì)子理論及共軛酸堿對的概念。6、掌握溶度積規(guī)則及應(yīng)用；掌握分步沉淀、沉淀轉(zhuǎn)化等概念；掌握沉淀溶解平衡有關(guān)計(jì)算。【本章要點(diǎn)】2022/12/12721、掌握一元弱酸、弱堿的解離平衡；掌握解離2、掌握電解質(zhì)按其解離程度的大小，分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)：【基本概念】電解質(zhì)：在水溶液中能夠解離生成帶電離子的化合物。弱電解質(zhì)：在水溶液中僅能部分解離的電解質(zhì)如：HAc、NH3、H2S強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能夠完全解離成離子的電解質(zhì)如：HCl、NaOH、CuSO4第三章溶液中的離子平衡

2022/12/1273電解質(zhì)按其解離程度的大小，分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)：AB→A++B-(不可逆）強(qiáng)電解質(zhì)的解離ABA++B-（可逆）弱電解質(zhì)的解離弱電解質(zhì)在水溶液中，存在著解離的正、負(fù)離子和未解離的分子之間的平衡——解離平衡(dissociationequilibrium)。

2022/12/1274AB→A++B-(不可逆）強(qiáng)電解質(zhì)的解離AB§3-1弱電解質(zhì)的解離平衡

一、解離平衡和解離常數(shù)

一般簡寫為：

2022/12/1275§3-1弱電解質(zhì)的解離平衡一、解離平衡和解離常數(shù)一般簡

解離常數(shù)(dissociationconstant):

弱酸的解離常數(shù)：Ka?

；弱堿的解離常數(shù)：Kb?

。對于具體的弱酸、弱堿，一般可以把分子式標(biāo)在K的右邊：2022/12/1276解離常數(shù)(dissociationconstant):解離常數(shù)的性質(zhì)：

①弱電解質(zhì)解離程度大小的標(biāo)志：K?越大，說明解離程度越大。一般K?≤10-4—弱電解質(zhì)

②K?值只與溫度有關(guān)。

但一般解離過程的熱效應(yīng)（焓變）很小，溫度對K?影響不大，而且解離過程一般都是在室溫下進(jìn)行的，所以實(shí)際應(yīng)用時(shí)，通常不考慮溫度對K?的影響，認(rèn)為它是個(gè)常數(shù)。2022/12/1277解離常數(shù)的性質(zhì)：①弱電解質(zhì)解離程度大小的標(biāo)志：K?越大，說對于多元弱酸來說，它們的解離是多級解離，分步進(jìn)行的，每一級都有一個(gè)相應(yīng)的解離常數(shù)，如：H2S2022/12/1278對于多元弱酸來說，它們的解離是多級解離，分步進(jìn)行的，每一級都二、水的離解平衡與溶液的酸堿性1.水的解離平衡酸性溶液：c(H+)﹥1.0×10-7mol.L-1﹥c(OH-)

pH<7堿性溶液：c(H+)﹤1.0×10-7mol.L-1﹤c(OH-)

pH>72.溶液的酸堿性和pH值pH=72022/12/1279二、水的離解平衡與溶液的酸堿性1.水的解離平衡酸性溶液：c(二、解離度及其影響因素

1、解離度(degreeofionization)解離度與平衡常數(shù)的關(guān)系：一元弱酸HA初始濃度c00平衡濃度c(1-)c

c

2022/12/1280二、解離度及其影響因素1、解離度(degreeofio——近似計(jì)算公式弱堿：此公式對于一元弱酸、弱堿和多元弱酸的一級解離都適用。

通過公式可以看出：與K?不同，它不是常數(shù)，與弱電解質(zhì)溶液本身的濃度有關(guān)。

時(shí)，1－≈1當(dāng)則：2022/12/1281——近似計(jì)算公式弱堿：此公式對于一元弱酸、弱堿和2、影響解離度的因素

（1）稀釋定律：由

【注意】：①c為弱電解質(zhì)的原始濃度

②對同一溶液，隨著濃度的降低，不斷增大，但解離出的離子濃度不一定大（c

）?？梢酝茢啵篶越小，則越大，所以這個(gè)關(guān)系式又叫做稀釋定律。也就是說：隨著弱電解質(zhì)溶液不斷稀釋，會不斷增大。2022/12/12822、影響解離度的因素（1）稀釋定律：由【注意】：①c為弱（2）同離子效應(yīng)

(commonioneffect)

在HAc溶液中加入NaAc（強(qiáng)電解質(zhì)），結(jié)果：溶液中Ac－濃度增大，相當(dāng)于增大了產(chǎn)物濃度，根據(jù)平衡移動(dòng)原理，解離平衡逆向移動(dòng)，使得HAc的解離度降低。象這樣在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的其它強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)解離度降低的現(xiàn)象，叫做同離子效應(yīng)。2022/12/1283（2）同離子效應(yīng)(commonioneffect)【例】

（1）計(jì)算室溫下0.1mol·dm-3HAc溶液的pH值、Ac－濃度和HAc的解離度。

已知：（2）在上述溶液中加入NaAc晶體，使NaAc濃度為0.1mol?dm-3，計(jì)算此時(shí)溶液的pH

值和HAc的解離度。三、弱酸溶液pH的計(jì)算

2022/12/1284【例】已知：（2）在上述溶液中加入NaAc晶體，使NaAc解：（1）設(shè)平衡時(shí)H＋濃度為xmol?dm-3。平衡：0.1-x

x

x

可作近似計(jì)算：0.1-x≈0.1則：pH=-lgc(H+)=-lg1.33×10-3=2.882022/12/1285解：（1）設(shè)平衡時(shí)H＋濃度為xmol?dm-3。平衡：0.（2）設(shè)達(dá)到新平衡時(shí)，0.1-y

y0.1+y

則：由于存在同離子效應(yīng)，解離度降低，解離出的H＋濃度變小，所以：

2022/12/1286（2）設(shè)達(dá)到新平衡時(shí)，0.1-yy顯然，（注意：2022/12/1287顯然，（注意：2022/12/1117【例】：求室溫下，飽和H2S

溶液中各離子的濃度。已知：H2S

的溶解度（H2S

飽和溶液中H2S

的原始濃度）為0.1mol?dm－3，解：有關(guān)解離平衡：溶液中離子：因?yàn)槎壗怆x程度很小，所以計(jì)算H＋和HS－的濃度，只考慮一級解離就可以了。2022/12/1288【例】：求室溫下，飽和H2S溶液中各離子的濃度。已知：H設(shè)H＋濃度為x

mol?dm-3

平衡時(shí)：0.1-xx

x,可作近似計(jì)算：0.1-x≈0.12022/12/1289設(shè)H＋濃度為xmol?dm-3平衡時(shí)：0.1-xx求S2-濃度必須根據(jù)二級解離平衡來計(jì)算。設(shè)S2-濃度為y

mol·dm-3平衡：9.5×10-59.5×10-5

y2022/12/1290求S2-濃度必須根據(jù)二級解離平衡來計(jì)算。設(shè)S2-濃度為y①多元弱酸溶液中，H＋主要來自一級解離，可按一元弱酸的解離計(jì)算；②多元弱酸的負(fù)二價(jià)酸根離子濃度，近似等K2?

?！窘Y(jié)論】2022/12/1291①多元弱酸溶液中，H＋主要來自一級解離，可按②多元弱酸的負(fù)二四、溶液pH值的測定和控制

（一）pH值的測定

pH值的測定方法很多，主要有pH計(jì)（也叫酸度計(jì)）法、pH試紙法、酸堿指示劑法。1.酸堿指示劑法酸堿指示劑均是有機(jī)弱酸或者有機(jī)弱堿，得到H+或者失去H+后，結(jié)構(gòu)發(fā)生變化，結(jié)果造成酸型態(tài)和堿型態(tài)顏色不同。如甲基橙：(偶氮式)黃色

(醌式)紅色pKa=3.4pH=3.1pH=4.42022/12/1292四、溶液pH值的測定和控制（一）pH值的測定pH常用的酸堿指示劑2022/12/1293常用的酸堿指示劑2022/12/1123

pH試紙是用多種指示劑的混合溶液浸泡、晾干后制成的，使用時(shí)用玻璃棒或滴管取試液滴在試紙上，半分鐘內(nèi)把試紙呈現(xiàn)的顏色跟標(biāo)準(zhǔn)比色板比較，就可以知道試液的pH值了，非常方便。2.pH試紙2022/12/1294pH試紙是用多種指示劑的混合溶液浸泡、晾干后制成的，使3.pH計(jì)法（酸度計(jì)）需要精確測定的時(shí)候，應(yīng)該用pH計(jì)，溶液的H＋濃度不同，會在電極上產(chǎn)生不同的響應(yīng)，通過電子系統(tǒng)轉(zhuǎn)換成pH值顯示出來。2022/12/12953.pH計(jì)法（酸度計(jì)）需要精確測定的時(shí)候，應(yīng)該用pH計(jì)，溶（二）溶液pH值的控制

1、緩沖溶液(buffersolution)的概念（1）定義：能抵抗少量外來酸、堿或稀釋的沖擊，其pH值基本保持不變的溶液。

（2）組成：

弱酸－弱酸鹽：弱堿－弱堿鹽：組成緩沖溶液的兩種物質(zhì)稱為緩沖對。2022/12/1296（二）溶液pH值的控制1、緩沖溶液(bufferso（3）緩沖原理：以HAc－NaAc為例。加H＋：解離平衡左移，H＋與Ac－結(jié)合成HAc，建立新的平衡后，消耗了少量Ac－，HAc濃度略有增大，而H＋濃度基本不變。（實(shí)際上是溶液中大量的Ac－中和了H＋，抵抗了酸的影響。）

加OH－：H＋濃度降低，這時(shí)解離平衡右移，建立新的平衡后，HAc濃度略有降低，Ac－濃度略有增大，而H＋濃度基本不變。（溶液中大量HAc的存在補(bǔ)充了被OH－中和的H＋，抵抗了堿的影響）。2022/12/1297（3）緩沖原理：以HAc－NaAc為例。加H＋：解離平衡左移2、緩沖溶液pH值的計(jì)算設(shè)達(dá)平衡時(shí)，緩沖對的濃度分別為：c(NH3)、c(NH4+)，OH－的濃度為xmol?dm-3：平衡：c(NH3)-x

x

c(NH4+)+x以為例：1)弱堿-弱堿鹽2022/12/12982、緩沖溶液pH值的計(jì)算設(shè)達(dá)平衡時(shí)，緩沖對的濃度分別∵存在同離子效應(yīng)，NH3的解離度非常小，所以可作近似計(jì)算：2022/12/1299∵存在同離子效應(yīng)，NH3的解離度非常小，所以可作近似計(jì)算：2）弱酸－弱酸鹽：以為例2022/12/121002）弱酸－弱酸鹽：以為例2022/12/1130弱酸-弱酸鹽pH=pKa?

-lg緩沖溶液計(jì)算公式小結(jié)：弱堿-弱堿鹽pOH=pKb?

-lg

配制緩沖溶液的原則：根據(jù)要求配制的pH

值，來選取pKa?

（或14-pKb?

）與pH

相近的緩沖對體系，然后通過調(diào)節(jié)緩沖對的濃度比值，使pH值達(dá)到要求的大小。

2022/12/12101弱酸-弱酸鹽pH=pKa?-lg緩沖溶液計(jì)算公【例】

用濃度均為0.1mol?dm-3的NH3?H2O和NH4Cl水溶液配制10cm3pH=9的緩沖溶液，需要氨水和氯化銨水溶液各多少？已知pK(NH3)=4.75解：設(shè)需NH3?H2Oxcm3即需要氨水3.6cm3則需NH4Cl：10-3.6=6.4cm3

2022/12/12102【例】解：設(shè)需NH3?H2Oxcm3即需要氨水3.6cm【例】

在90cm3HAc-NaAc緩沖溶液中（HAc、NaAc濃度均為0.1mol·dm－3）加入10cm30.01mol·dm-3HCl，求溶液的pH值。若加入10cm30.01mol·dm-3NaOH，溶液的pH值又是多少？已知：解：未加酸堿前：2022/12/12103【例】已知：解：未加酸堿前：2022/12/1133加10cm30.01mol·dm-3HCl后，體積變化對濃度發(fā)生影響：起始濃度：平衡時(shí)：0.091-x

x0.089+x

假設(shè)，加入的鹽酸全部轉(zhuǎn)化為HAc加入HCl后，HAc濃度為0.09+0.001=0.091，Ac-濃度為0.09-0.001=0.0892022/12/12104加10cm30.01mol·dm-3HCl后，體積變化(2)加10cm30.01mol?dm-3NaOH后，起始濃度：

設(shè)平衡時(shí)：則：加入的NaOH全部與HAc反應(yīng)生成Ac-，反應(yīng)后：C（HAc）=0.09-0.001=0.089mol·dm-3C（Ac-）=0.09+0.001=0.091mol·dm-3

2022/12/12105(2)加10cm30.01mol?dm-3NaOH未加酸堿原溶液4.75加入10cm3

HCl后4.74加入10cm3

NaOH后4.76PH請大家計(jì)算在90cm3H2O中分別加入10cm30.01mol·dm-3HCl，和加入10cm30.01mol·dm-3NaOH，溶液的pH值各是多少？解：沒加酸堿前，為純水PH=7加入HCl后，HCl=H++Cl-

加入NaOH后，NaOH=Na++OH-2022/12/12106未加酸堿原溶液4.75PH請大家計(jì)算在90請大家思考：在本題緩沖溶液中加入10dm-3水，溶液的PH=？2022/12/12107請大家思考：2022/12/1137§3-2鹽類的水解

一、鹽類水解的概念

鹽類水解實(shí)質(zhì)上是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)：酸+堿中和鹽+水水解因NaAc是強(qiáng)電解質(zhì)，在水中完全解離，上反應(yīng)一般寫為：通常寫為：2022/12/12108§3-2鹽類的水解一、鹽類水解的概念鹽類水解實(shí)質(zhì)上是酸根據(jù)鹽的組成不同，鹽類水解可以分為三種類型：（1）強(qiáng)酸弱堿鹽的水解：NH4Cl正離子水解（生成弱堿），溶液顯酸性

（2）強(qiáng)堿弱酸鹽的水解：NaAc

負(fù)離子水解（生成弱酸），溶液顯堿性

（3）弱酸弱堿鹽的水解：NH4Ac

雙水解（生成弱酸、弱堿）2022/12/12109根據(jù)鹽的組成不同，鹽類水解可以分為三種類型：（1）強(qiáng)酸弱

這類溶液的酸堿性取決于正負(fù)離子水解程度的相對強(qiáng)弱。正離子水解強(qiáng)：酸性；負(fù)離子水解強(qiáng)：堿性?！郃l2S3不能存在在水溶液中。∵K?(NH3)≈K?(HAc)∴NH4Ac溶液顯中性。這類水解進(jìn)行的程度都比較大，因?yàn)檎?、?fù)離子的水解相互促進(jìn)。如果水解產(chǎn)物中有氣體、沉淀生成，水解反應(yīng)就可以完全進(jìn)行到底。如：Al2S3

：2022/12/12110這類溶液的酸堿性取決于正負(fù)離子水解程度的相對強(qiáng)弱。正離子水多元弱酸或多元弱堿生成的鹽，水解是分步進(jìn)行的，存在多級水解。

一級水解二級水解一級水解二級水解三級水解2022/12/12111多元弱酸或多元弱堿生成的鹽，水解是分步進(jìn)行的，存在多二、水解平衡

水解常數(shù)：水解常數(shù)通式：一元弱酸強(qiáng)堿鹽：

一元弱堿強(qiáng)酸鹽：一元弱酸弱堿鹽：2022/12/12112二、水解平衡水解常數(shù)：水解常數(shù)通式：一元弱酸強(qiáng)堿鹽：一三、影響水解反應(yīng)程度的因素

水解程度的大小，首先取決于鹽本身的性質(zhì)。

①鹽溶液濃度越小，水解程度越大。（稀釋定律：

②溫度升高，水解程度增大。（水解是吸熱反應(yīng)）③改變?nèi)芤旱膒H值：H+增加，水解平衡向左移動(dòng)如Fe（NO3）3水解，水解平衡向右移動(dòng)。升溫2022/12/12113三、影響水解反應(yīng)程度的因素水解程度的大小，首先取決于鹽本

增大溶液pH值（加堿），會使水解程度增大，而減小溶液pH值，會抑制其水解。所以配制FeCl3溶液時(shí)常加適量HCl，防止Fe3+水解。

2022/12/12114增大溶液pH值（加堿），會使水解程度增大，而減小溶液pH值§3-3難溶電解質(zhì)和多相離子平衡

難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡(precipitation-dissolutionequilibrium)

，又叫多相離子平衡：固相液相離子溶解結(jié)晶(沉淀)

在一定條件下，當(dāng)溶解速率和沉淀速率相等時(shí)，便建立了固體與溶液中離子之間的多相離子平衡，也就是沉淀溶解平衡。

2022/12/12115§3-3難溶電解質(zhì)和多相離子平衡難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平一、溶度積(solubilityproduct)

定義：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各組分離子濃度的系數(shù)次方的乘積稱為溶度積。AmBn溶解沉淀

溶度積是熱力學(xué)常數(shù)，只隨溫度的變化而變化。2022/12/12116一、溶度積(solubilityproduct)定義：【例如】2022/12/12117【例如】2022/12/1147一些難溶強(qiáng)電解質(zhì)的Ksp?值2022/12/12118一些難溶強(qiáng)電解質(zhì)的Ksp?值2022/12/1148二、溶度積與溶解度（1）已知：298K時(shí)，AgCl的溶解度為1.25×10-5

mol·dm－3，求該溫度下AgCl的溶度積。（2）已知：298K時(shí)，Ag2CrO4的

Ksp?

=9.0×10-12，求Ag2CrO4的溶解度?！纠?-5】2022/12/12119二、溶度積與溶解度（1）已知：298K時(shí)，AgCl的溶解度為解：（1）平衡時(shí)：1.25×10－51.25×10－5

（2）設(shè)Ag2CrO4的溶解度為smol·dm－3

平衡時(shí)：2s

s

2022/12/12120解：（1）平衡時(shí)：1.25×10－51.25×2022/12/121212022/12/1151三、溶解與沉淀的規(guī)律（一）溶度積規(guī)則

——離子積Q<Ksp?：溶液不飽和（沉淀溶解，或無沉淀產(chǎn)生）Q>Ksp?：溶液過飽和（沉淀析出，至達(dá)到飽和）Q=Ksp?：飽和溶液，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)非平衡時(shí)，難溶鹽陰陽離子系數(shù)次方乘積稱為離子積。2022/12/12122三、溶解與沉淀的規(guī)律（一）溶度積規(guī)則——離子積Q<Ksp【例3-6】

在0.10mol·dm-3FeCl3溶液中，加入等體積的含有0.20mol·

dm-3NH3·H2O和2.0mol·dm-3NH4Cl的混合溶液，問能否產(chǎn)生Fe(OH)3沉淀？已知Ksp（Fe(OH)3)=4.0×10-38解：根據(jù)溶度積規(guī)則，只有當(dāng)才會有沉淀產(chǎn)生。需要知道c(Fe3＋)和c(OH－)。

2022/12/12123【例3-6】解：根據(jù)溶度積規(guī)則，需要知道c(Fe3＋)和c(∵等體積混合，各物質(zhì)濃度均減小為原來的1/2：溶液中存在NH3-NH4+，為緩沖溶液。2022/12/12124∵等體積混合，各物質(zhì)濃度均減小為原來的1/2：溶液中存在N∵Q>Ksp?，∴有Fe(OH)3沉淀產(chǎn)生。2022/12/12125∵Q>Ksp?，∴有Fe(OH)3沉淀產(chǎn)生。2022/（二）同離子效應(yīng)在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使難溶電解質(zhì)溶解度降低的現(xiàn)象叫同離子效應(yīng)。根據(jù)化學(xué)平衡原理，增加溶液中Cl-濃度，會使平衡向左移動(dòng)，從而降低AgCl的溶解度。2022/12/12126（二）同離子效應(yīng)在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，加入含有相同離子設(shè)AgCl在NaCl中的溶解度為xmol·dm－3：平衡：x0.01+x

對比AgCl在純水中的溶解度，顯然在NaCl溶液中的溶解度大大降低了，這就是同離子效應(yīng)的結(jié)果。【例3-7】計(jì)算298K，AgCl在純水和0.01mol·dm-3NaCl溶液中的溶解度。已知：

解：在純水中：2022/12/12127設(shè)AgCl在NaCl中的溶解度為xmol·dm－3：平衡根據(jù)同離子效應(yīng)，要使某一種離子從溶液中沉淀出來加以分離，可以加過量的沉淀劑，這樣，要分離的離子就可以沉淀完全，當(dāng)然，不是一點(diǎn)兒也沒有。一般當(dāng)被沉淀的離子濃度在溶液中濃度小于10-5

mol·dm-3時(shí)，就認(rèn)為已經(jīng)沉淀完全了。

2022/12/12128根據(jù)同離子效應(yīng)，要使某一種離子從溶液中沉淀出來加以分離，可四、分步沉淀與沉淀的轉(zhuǎn)化

(一)分步沉淀