無(wú)機(jī)化學(xué)酸堿反應(yīng)與沉淀反應(yīng)市公開(kāi)課一等獎(jiǎng)百校聯(lián)賽特等獎(jiǎng)?wù)n件

第3章酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)

Chapter3Acid-baseReactionandDepositionReaction

3.1水解離與溶液酸堿性

3.2弱電解質(zhì)解離反應(yīng)

3.3鹽類(lèi)水解

3.4沉淀反應(yīng)第1頁(yè)引導(dǎo)課堂教學(xué)問(wèn)題1、大家日常生活離不開(kāi)酸、堿、鹽，經(jīng)過(guò)試驗(yàn)總結(jié)酸、堿性質(zhì)規(guī)律，歸納理論有哪些？2、水作為最常見(jiàn)溶劑，水溶液本質(zhì)大家是怎樣了解；水中酸堿反應(yīng)本質(zhì)是什么？3、物質(zhì)從水中為何能析出，也就是沉淀出來(lái)？飽和溶液性質(zhì)？復(fù)習(xí)、預(yù)習(xí)提要1、復(fù)習(xí)化學(xué)反應(yīng)方向判據(jù)、平衡常數(shù)以及化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律；2、回顧酸堿電離理論，認(rèn)識(shí)弱酸、堿解離平衡；3、弱酸、弱堿溶液中離子濃度計(jì)算；4、酸堿反應(yīng)本質(zhì)？沉淀-溶解平衡及其移動(dòng)；第2頁(yè)3.1水解離與溶液酸堿性當(dāng)代酸堿理論介紹1887年,S.A.Arrhenius提出酸堿電離理論（僅適合用于水溶液中）1923年,J.N.Br?nsted和T.M.Lowry提出酸堿質(zhì)子理論：凡能給出質(zhì)子物質(zhì)（分子或離子）都是酸，凡能與質(zhì)子結(jié)合物質(zhì)（分子或離子）都是堿。1923年,G.N.Lewis提出酸堿電子理論:凡是能接收電子正確物質(zhì)為酸，凡是能給出電子正確物質(zhì)為堿。該理論依據(jù)于物質(zhì)結(jié)構(gòu)，使酸堿概念更擴(kuò)展了。第3頁(yè)3.1.1酸堿質(zhì)子理論

(protontheoryofacid-base)

（質(zhì)子傳遞理論）酸堿定義:凡能給出質(zhì)子物質(zhì)（分子或離子）都是酸，凡能與質(zhì)子結(jié)合物質(zhì)（分子或離子）都是堿。

酸和堿之間這種關(guān)系，稱(chēng)為酸堿共軛關(guān)系，這一對(duì)酸堿稱(chēng)為共軛酸堿對(duì)。酸或堿，能夠是分子、正離子或負(fù)離子；有些物質(zhì)還可既是酸又是堿。

酸堿+質(zhì)子共軛酸共軛堿+質(zhì)子H2PO4-(aq)HPO42-(aq)+H+(aq)HCO3-(aq)CO32-(aq)+H+(aq)H3PO4

(aq)H2PO4-(aq)+H+(aq)Ac-(aq)+H+(aq)HAc(aq)NH4+(aq)NH3(aq)+H+(aq)H2O(l)OH-(aq)+H+(aq)H3O+(aq)H2O

(l)+H+(aq)第4頁(yè)共軛酸堿對(duì)表示一個(gè)酸堿半反應(yīng)。若酸越易給出質(zhì)子，則其共軛堿就越難接收質(zhì)子，即酸越強(qiáng)，其共軛堿就越弱；反之，酸越弱，其共軛堿就越強(qiáng)。不過(guò)酸不能自動(dòng)放出質(zhì)子，必須有堿來(lái)接收質(zhì)子；反之堿也如此。所以?xún)蓪?duì)共軛酸堿對(duì)之間質(zhì)子傳遞反應(yīng)，即質(zhì)子受授過(guò)程就是常見(jiàn)酸堿反應(yīng)。該理論不但適應(yīng)于水體系，而且適應(yīng)于非水體系。

酸1+堿2

堿1+酸2H+HCl+H2OCl-+H3O+H2O+NH3OH-+NH4+NH3+H2ONH4++OH-

HCl+NH3Cl-+NH4+OH-+HAcH2O

+Ac-

H2O+H2OOH-+H3O+HCl(g)+NH3(g)NH4Cl(s)第5頁(yè)3.1.2水解離反應(yīng)和溶液酸堿性水解離反應(yīng)

研究表明：純水有微弱解離。在純水或水溶液中，存在著水解離平衡：試驗(yàn)測(cè)得25℃時(shí)純水中，c(H+)和c(OH-)各等于1.0×10-7mol·L-1因?yàn)樗怆x度很小，純水濃度可看作常數(shù)，所以，K

w稱(chēng)為水離子積。與其它平衡常數(shù)一樣，K

w是溫度函數(shù)，室溫下普通按K

w=1.0×10-14來(lái)處理。H2O(l)+H2O(l)OH

(aq)+H3O+(aq)第6頁(yè)所以，溶液酸堿性取決溶液中c(H+)與c(OH-)相對(duì)大?。核嵝匀芤篶(H+)＞1.0×10-7mol·L-1＞c(OH-)pH＜7

中性溶液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＞7水解離平衡隨水中c(H+)和c(OH-)改變而發(fā)生移動(dòng)。在純水中c(H+)=c(OH-)，若加入酸或堿形成溶液，c(H+)或c(OH-)發(fā)生改變，水解離平衡發(fā)生移動(dòng)。到達(dá)新平衡是c(H+)不等于c(OH-)，不過(guò)c(H+)·c(OH-)=K

w。溶液酸堿性與pH值第7頁(yè)定義：pH=-lg[c(H+)/c

]，pOH=-lg[c(OH-)/c

]，

pK

w=-lgK

w，

pH+pOH=pK

w=14pH值越大，溶液酸性越弱，堿性越強(qiáng)。溶液pH值通慣用酸堿指示劑或pH試紙來(lái)確定。3.2弱電解質(zhì)解離反應(yīng)3.2.1弱電解質(zhì)解離平衡和解離常數(shù)在一定溫度下，弱電解質(zhì)分子與溶劑水分子之間發(fā)生質(zhì)子傳遞反應(yīng)，達(dá)平衡時(shí)會(huì)有部分弱電解質(zhì)分子解離，那么已解離弱電解質(zhì)分子與未解離弱電解質(zhì)分子之間平衡稱(chēng)為弱電解質(zhì)解離平衡。第8頁(yè)

HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A-(aq)

K

a,K

b稱(chēng)為HA,B-標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù),Ka,Kb稱(chēng)為HA,B-試驗(yàn)解離常數(shù)，它們都含有平衡常數(shù)特征，其值越小，表示電解質(zhì)越弱。電離常數(shù)能夠經(jīng)過(guò)試驗(yàn)測(cè)得，也能夠利用熱力學(xué)方法依據(jù)化學(xué)熱力學(xué)數(shù)據(jù)計(jì)算求得。

K

b

=

{ceq(HB)/c

}.{ceq(OH-)/c

}

ceq(B

)/c

B-(aq)+H2O(l)HB

(aq)+OH-(aq)

Ka(HA)=ceq(H3O+).ceq(A-)

ceq(HA)

K

a

(HA)=

{ceq(H3O+)/c

}.{ceq(A-)/c

}

ceq(HA)/c

第9頁(yè)分步解離：多元弱電解質(zhì)解離是分級(jí)進(jìn)行，且解離常數(shù)是逐層減小。以硫化氫水溶液為例來(lái)說(shuō)明解離度：弱電解質(zhì)溶液達(dá)平衡后，已解離弱電解質(zhì)分子百分?jǐn)?shù)，用表示：3.2.2解離度與稀釋定律第10頁(yè)起始濃度/(mol·L-)c00平衡濃度

(mol·L-)c-c

c

c

HAc+H2OH3O++Ac-

以HAc為例來(lái)說(shuō)明AB型弱電解質(zhì)K

i與

關(guān)系

Ka

={ceq(H+)/c

}.{ceq(Ac-)/c

}

ceq(HAc)/c

=

c/c

·c/c

c/c

2

c/c

(1-

)

=(1-

)這就是稀釋定律，表明某一弱電解質(zhì)，在一定溫度下，解離度隨濃度降低而增大。所以，用解離度表示電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，必須指明電解質(zhì)濃度，而解離平衡常數(shù)更確切反應(yīng)電解質(zhì)本性。普通來(lái)說(shuō)，K

i

值小于等于10-4電解質(zhì)稱(chēng)為弱電解質(zhì)；K

i

在10-2~10-3為中強(qiáng)電解質(zhì)；K

i

大于10-2稱(chēng)為強(qiáng)電解質(zhì)。第11頁(yè)3.2.3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算任何一元弱酸在水溶液中存在著以下解離平衡:設(shè)一元弱酸起始濃度為c，當(dāng)(c/c

)

·K

a20K

w時(shí)，可忽略水自解離。在溶液中:(c為HA起始濃度)

HA+H2OH3O++A-

H2O+H2OH3O+(aq)+OH-(aq)

第12頁(yè)

此式為近似計(jì)算HA型弱酸溶液中c(H+)比較準(zhǔn)確式H+為H3O+簡(jiǎn)寫(xiě)，c

省略第13頁(yè)該式為一元弱酸氫離子濃度最簡(jiǎn)計(jì)算式c

省略第14頁(yè)同理可推得一元弱堿溶液中

B-+H2OHB

+OH-第15頁(yè)任何共軛酸堿解離常數(shù)之積等于水離子積，即：

K

a·K

b=

K

w以HAc和Ac-（NaAc)為例證實(shí)：H3O++Ac

H2O

+HAc

Ka

={ceq(H3O+)/c

}.{ceq(Ac-)/c

}

ceq(HAc)/c

酸解離：OH

+HAcH2O

+Ac

Kb

={ceq(HAc)/c

}.{ceq(OH

)/c

}

ceq(Ac

)/c

其共軛堿：上述兩式相加得：

H2O+H2OH3O+(aq)+OH

(aq)

K

a·K

b=

K

w第16頁(yè)例1.計(jì)算：0.100mol·L-1HAc溶液pH值。解：查表Ka

(HAc)=1.75

10-5

因?yàn)閏/Ka

=0.100/(1.75

10-5)=5714>500用最簡(jiǎn)式計(jì)算：誤差很小，可作簡(jiǎn)化出理第17頁(yè)例2.計(jì)算：1.00

10-5mol·L-1HAc溶液pH值。解：查表Ka

(HAc)=1.75

10-5

因?yàn)閏/Ka

=1.00

10-5/(1.75

10-5)=0.571<500若用最簡(jiǎn)式計(jì)算：H+濃度竟比HAc起始濃度還要大，顯然結(jié)果不合理第18頁(yè)例3：分別計(jì)算0.1mol·L-1NH3·H2O、NH4Cl水溶液pH值。解：查表得Kb

(NH3·H2O)=1.76

10-5

因?yàn)閏/Kb

=0.100/(1.76

10-5)>500用最簡(jiǎn)式計(jì)算：NH4Cl第19頁(yè)例4：分別計(jì)算0.1mol·L-1NaAc、H2S水溶液pH值。解：Ac

+H2O

HAc+OH

Kb

(Ac

)=Kh

(NaAc)

Ka

(HAc)·Kb

(Ac

)=Kw

查表Ka

(HAc)=1.75

10-5，

Kb

(Ac

)=5.7

10-10

因?yàn)閏/Kb

=0.100/(5.7

10-10)>500第20頁(yè)K

a1(H2S)遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于K

a2(H2S)，以一元弱酸來(lái)處理c(S2

)=1.3×10-13mol·L-1

H2S水溶液飽和c(H2S)

0.1mol·L-1，[c(H3O+)]2·c(S2-)=1.4×10-21.即：在H2S水溶液[c(H3O+)]2與c(S2-)成反比，經(jīng)過(guò)改變酸度來(lái)改變c(S2-)第21頁(yè)例5：在常溫常壓下，向0.30mol/dm3HCl溶液中通入H2S氣體直至飽和，試驗(yàn)測(cè)得H2S濃度近似為0.10mol/dm3

，計(jì)算溶液中S2–濃度。解：飽和H2S溶液，c(H2S)

0.1mol·L-1

;[c(H3O+)]2.c(S2

)=K

a1(H2S)×

K

a2(H2S)×c(H2S)=1.0×10–21c(S2

)=1.0×10–21/(0.30)2=1.1×10–20mol·L-1

對(duì)比：H2S飽和水溶液(0.10mol·L-1

)c(S2

)=K

a2(H2S)=1.3×10–13mol·L-1

二者相差10

7，說(shuō)明調(diào)整酸度可大幅度改變S2–

濃度。第22頁(yè)同離子效應(yīng)

（commonioneffect）在弱電解質(zhì)溶液中加入含有相同離子易溶強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，使弱電解質(zhì)解離度降低現(xiàn)象。3.2.4解離平衡移動(dòng)平衡移動(dòng)方向HAc+H2OH3O++Ac-+H++Ac-如：在0.1mol·L-1HAc溶液中，加入固體NaAc使其濃度為0.1mol·L-1后，可使HAc溶液解離度由1.33%降低到0.0175%起始濃度/(mol·L-1)0.10.1平衡濃度

(mol·L-1)0.1–x

0.1x

0.1+x0.1X=1.7510-5mol·L-1，解離度=0.0175%

HAc+H2OH3O++Ac-加入同離子后第23頁(yè)緩沖溶液（buffersolution）：能保持pH值相對(duì)穩(wěn)定溶液

緩沖溶液由弱酸與其共軛堿（弱酸鹽）或弱堿與其共軛酸（弱堿鹽）組成混合溶液，含有抵抗外加少許酸或堿，保持溶液pH值基本不變性質(zhì)。

外加適量堿（OH

），平衡向右移動(dòng)

大量極小量大量

外加適量酸（H+），平衡向左移動(dòng)

Ka

=

ceq(H+).ceq(共軛堿)

ceq(共軛酸)不一樣酸度多元弱酸鹽可組成緩沖溶液，NaHCO3-Na2CO3混合溶液HCO3-CO32-+H+H2CO3HCO3-+H+第24頁(yè)緩沖溶液pH值計(jì)算

以酸—共軛堿為例說(shuō)明起始濃度c(酸）c(共軛堿）平衡濃度c(酸)-x

x

c(共軛堿)+xHA(aq)H+(aq)+A-(aq)因?yàn)橥x子效應(yīng)，使x

值很小，c(酸)-x

c(酸)

c(共軛堿)+x

c(共軛堿)

Ka

=

x.[c(共軛堿)+x][c(酸)–x]x=c(H+)

Ka.c(酸)

c(共軛堿)pH

pK

a-lgc(酸)c(共軛堿)第25頁(yè)緩沖溶液選擇與配制普通選取pK

a靠近或等于所需pH弱酸與其共軛堿混合溶液例4：將50ml0.3mol·L-1NaOH與100ml0.45mol·L-1HAc混合求所溶液pH值。（假設(shè)混合前后體積不變）解：NaOH與HAc反應(yīng)后:第26頁(yè)3.3鹽類(lèi)水解弱酸強(qiáng)堿鹽：強(qiáng)酸弱堿鹽：弱酸弱堿鹽：第27頁(yè)3.4沉淀反應(yīng)（水溶液多相離子平衡）3.4.1難溶電解質(zhì)溶解度和溶度積3.4.2沉淀反應(yīng)3.4.3沉淀溶解和轉(zhuǎn)化3.4.4沉淀反應(yīng)應(yīng)用第28頁(yè)3.4.1難溶電解質(zhì)溶解度和溶度積物質(zhì)溶解度大小是相正確難溶物質(zhì)：溶解度小于0.01g/100g水微溶物質(zhì)：溶解度小于0.01~0.1g/100g水易溶物質(zhì)：溶解度大于0.1g/100g水溶解度單位：習(xí)慣用100g水中所含溶質(zhì)質(zhì)量（g）表示，國(guó)家標(biāo)準(zhǔn)計(jì)量單位是用物質(zhì)量濃度（體積摩爾濃度）表示c(B)/mol·dm-3或

mol·L-1換算時(shí)近似取飽和溶液密度為水密度，普通取1g·cm-3

質(zhì)量摩爾濃度

m(B)/mol·kg-1第29頁(yè)

在一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中，各組分離子濃度以其化學(xué)計(jì)量數(shù)為冪乘積是一個(gè)常數(shù)，稱(chēng)其為溶度積常數(shù)，用Ksp

表示。Ksp

是溫度函數(shù)，

可經(jīng)過(guò)試驗(yàn)測(cè)定，也能夠經(jīng)過(guò)化學(xué)熱力學(xué)數(shù)據(jù)計(jì)算。附錄6為難溶電解質(zhì)溶度積常數(shù)（1）溶度積常數(shù)難溶強(qiáng)電解質(zhì)沉淀——溶解平衡：

AnBm（s）nAm+（aq）+mBn-（aq）

K

=[c

(Am+)/c

]n

·[c(Bn-)/c

[m

=

Ksp

(AnBm)第30頁(yè)

溶度積常數(shù)關(guān)系式也適應(yīng)于難溶弱電解質(zhì)多相離子平衡難溶弱電解質(zhì)達(dá)平衡時(shí)：第31頁(yè)例:在298K,Ksp

(BaSO4)=1.1×10-10,

Ksp

(Ag2CrO4)=1.12×10-12.

求：BaSO4、Ag2CrO4溶解度

c

(Ba2+)/c

·c

(SO42-)/c

=Ksp

（BaSO4)S/c

·S/c

=1.1×10-10，

S=1.1×10-5mol·L-1（2）溶解度與溶度積相交換算解：設(shè)BaSO4溶解度為S

mol·L-1BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)SSAg2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)2S'S'[c

(Ag+)/c

]2

·c(CrO42-)/c

=Ksp

(Ag2CrO4)[2S'/c

]2·S'/c

=1.12×10-12，

S'=6.54×10-5mol·L-1第32頁(yè)溶度積與溶解度關(guān)系

對(duì)于單一難溶強(qiáng)電解質(zhì)在水中溶解度（Smol·L-1）

S與Ksp

計(jì)算關(guān)系以下：AB型:Ksp

cθS=AmBn:型A2B或AB2型:第33頁(yè)

注意：⑴上述關(guān)系式不適應(yīng)于易水解難溶電解質(zhì)。因?yàn)樗?，使難溶電解質(zhì)離子濃度遠(yuǎn)小于其溶解度。⑵上述關(guān)系式不適應(yīng)于難溶弱電解質(zhì)。因?yàn)殡y溶弱電解質(zhì)多相離子平衡中存在分子溶解度。⑶不一樣類(lèi)型難溶電解質(zhì)，Ksp越小，溶解度不一定越小，電解質(zhì)不一定越難溶解，必須計(jì)算出溶解度才能進(jìn)行比較。第34頁(yè)（3）難溶電解質(zhì)沉淀—溶解平衡移動(dòng)

對(duì)沉淀——溶解平衡：

AnBm（s）

nAm+（aq）+mBn-（aq）

J=[c(Am+)/c

]n

[c(Bn-)/c

]m則J與Ksp

(AnBm)存在以下關(guān)系:><=0時(shí)，平衡狀態(tài)J<=>K

正向移動(dòng)逆向移動(dòng)化學(xué)平衡移動(dòng)普通判據(jù)

J<Ksp

(AnBm)沉淀溶解或不飽和溶液

J=Ksp

(AnBm)飽和溶液

J>Ksp

(AnBm)沉淀析出這稱(chēng)為溶度積規(guī)則第35頁(yè)3.4.2沉淀反應(yīng)1.沉淀生成在某難溶電解質(zhì)溶液中，生成沉淀必要條件為：

J>Ksp

(AnBm）例1：?jiǎn)?.0×10-3

mol·L-1FeCl3溶液與1.0×10-3

mol·L-1NaOH溶液等體積混合能否產(chǎn)生沉淀。Ksp

[Fe(OH)3]=2.79×10-39

解：c(Fe3+)=c(OH-)=5.0×10-4

mol·L-1

J=

c(Fe3+)/c

·[c

(OH-)/c

]3

=(5.0×10-4)4=6.25×10-14>Ksp

(Fe(OH)3)有沉淀生成第36頁(yè)例2：0.1mol·L-1FeCl3溶液，加入等體積含有0.20mol·L-1NH3·H2O和2.0mol·L-1NH4Cl混合溶液，能否產(chǎn)生Fe(OH)3沉淀？已知Ksp

[Fe(OH)3]=2.79×10-39

，K

b(NH3·H2O)=1.8×10-5

J=c(Fe3+)/c

·[c(OH-)/c

]3=5.0×10-2×

(1.8×10-6)3

=2.9×10-19>Ksp

(Fe(OH)3);有沉淀生成。

c(OH-)

Kb.c(弱堿)c(弱堿鹽)=1.8×10-6

mol·L-1解：混合后c(Fe3+)=?×0.1mol·L-1=5.0×10-2

mol·L-1

c(NH4Cl)=?×2.0mol·L-1=1.0

mol·L-1

c(NH3·H2O)=?×0.2mol·L-1=0.1mol·L-1第37頁(yè)例3：向0.5L0.10mol·L-1

氨水溶液加入等體積含有0.5mol·L-1

MgCl2。問(wèn)(1)能否產(chǎn)生Mg(OH)2沉淀？(2)欲使

Mg(OH)2沉淀不產(chǎn)生，最少需加入多少固體NH4Cl(設(shè)加入固體后溶液體積不變)？已知Ksp

[Mg(OH)2]=1.8×10-11

，K

b(NH3·H2O)=1.8×10-5

Q=c`(Mg2+)·[c`(OH-)]2=0.25

×(9.5×10-4)2

=2.3×10-7>Ksp

[Mg(OH)2]；有沉淀生成。解：(1)混合后c`(Mg2+)=?×0.5=0.25c`(NH3·H2O)=?×0.10=0.05第38頁(yè)

Ksp

[Mg(OH)2]=c`(Mg2+)·[c`(OH-)]2不使Mg(OH)2沉淀最大c`(OH-)為：解：(2)

c`(OH-)

Kb.c`(弱堿)

c`(弱堿鹽)

因?yàn)榧尤隢H4+后與NH3

形成緩沖溶液，依據(jù)公式：

c`(OH-)

Kb.c`(弱堿)

c`(弱堿鹽)c`(OH-)=8.5×10-6

c`(NH3)=0.05

8.5×10-6=

1.8×10-5×0.05

c`(NH4+)解得：c`(NH4+)

=0.11

m(NH4Cl)=0.11×1.0×53.5=5.9g第39頁(yè)2.影響沉淀反應(yīng)原因同離子效應(yīng)對(duì)沉淀反應(yīng)影響：在難溶強(qiáng)電解質(zhì)飽和溶液加入含有相同離子易溶強(qiáng)電解質(zhì)，可使難溶電解質(zhì)溶解度下降。S0.1+Sc

(Ba2+)/c

·c

(SO42-)/c

=Ksp

（BaSO4)S·（S+0.1）=1.1×10-10

（S+0.1）0.1，

S1.1×10-9mol·L-1例4：計(jì)算BaSO4在0.1mol·L-1Na2SO4溶液中溶解度。利用同離子效應(yīng)可使某離子沉淀更完全，但沉淀劑不能過(guò)量太多，不然，鹽效應(yīng)會(huì)使難溶電解質(zhì)溶解度增大。第40頁(yè)pH值對(duì)沉淀反應(yīng)影響:難溶氫氧化物：開(kāi)始沉淀時(shí)當(dāng)c(Mn+)

10-5mol·L-1時(shí)可認(rèn)為沉淀完全

難溶氫氧化物開(kāi)始沉淀或沉淀完全pH值主要取決于其溶度積大小。第41頁(yè)例5：除去1.0mol·L-1

ZnSO4溶液中Fe3+雜質(zhì)，溶液酸度怎樣控制？已知Ksp

[Fe(OH)3]

=2.79×10-38;Ksp

[Zn(OH)2]=3×10-17

解：[Fe(OH)3]沉淀完全時(shí)：Zn(OH)2

沉淀不生成時(shí)：溶液pH控制在2.81~5.7，通?？刂圃?~4之間。82頁(yè)表3-5第42頁(yè)金屬硫化物用一定酸度飽和H2S溶液提供S2-MS型金屬硫化物開(kāi)始沉淀時(shí)，H+最大濃度：沉淀完全時(shí):第43頁(yè)例6：Zn2+和Mn2+濃度均為0.10mol/dm3。問(wèn)：通入H2S氣體，哪種硫化物先沉淀？要實(shí)現(xiàn)完全分離pH應(yīng)控制在什么范圍？（Ksp(MnS)＝4.65×10–14，Ksp(ZnS)＝2.93×10–25）經(jīng)過(guò)控制pH值，來(lái)實(shí)現(xiàn)分步沉淀：解：Ksp(ZnS)

Ksp(MnS),ZnS先沉淀；當(dāng)MnS開(kāi)始沉淀時(shí),c(S2

)c(Mn2＋)

Ksp(MnS)；

c(S2

)

(4.65×10–14/0.10)=4.7×10–13mol/L第44頁(yè)ZnS沉淀完全時(shí)