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大学化学《第三章酸碱反应和沉淀反应》PPT课件下载

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大学化学《第三章酸碱反应和沉淀反应》PPT课件下载文字介绍:第三章酸碱反应第三章酸碱反应和沉淀反应和沉淀反应Chapter3Acid–BaseChapter3Acid–BaseReactionsandPrecipitationReactionsandPrecipitationReactionsReactions　　在化学平衡及其移动原理和阿仑尼乌斯电离理论的基础上，着重讨论水溶液中酸碱质子转移反应和沉淀反应。基本要求基本要求1.掌握弱电解质的解离度、稀释定律、解离平衡、同离子效应、缓冲溶液、盐类水解的基本概念。2.掌握一元弱酸、一元弱碱溶液中离子浓度的计算；一元弱酸盐、一元弱碱盐溶液pH值的计算。3.掌握溶度积规则及其溶度积规则的应用和有关计算。4.会进行溶度积和溶解度的相互换算。5.了解分级沉淀及沉淀转化的概念。目录3-1水的解离反应　和溶液的酸碱性3-2弱电解质的解离反应3-3盐类的水解反应3-4沉淀反应23/10/25第一节水的解离反应和溶液的酸碱性无机化学多媒体电子教案第一节水的解离反应和溶液的酸碱性TheSelf–IonizationofWaterandthepHScale23/10/253-1-1酸碱的电离理论3-1-1酸碱的电离理论酸碱的电离理论TheArrheniusTheory阿仑尼乌斯酸碱理论认为：酸是在水溶液中产生的阳离子只是H+的化合物；碱是在水溶液中产生的阴离子只是OH-的化合物；酸碱中和反应实质是H+和OH-结合生成H2O的反应；酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离的H+和OH-程度来衡量23/10/253-1-1酸碱的电离理论酸碱质子理论TheBrønsted-LowryTheory酸是能释放出质子（H+）的任何分子或离子。（质子的给予体）碱是能与质子（H+）结合的分子或离子。（质子的接受体）23/10/253-1-1酸碱的电离理论酸碱质子理论TheBrønsted-LowryTheory酸H++碱AcHHAc2442HPOHPOH3424POHHPO34NHHNH23/10/253-1-1酸碱的电离理论例：HAc的共轭碱是Ac－，Ac－的共轭酸是HAc，HAc和Ac－为一对共轭酸碱。等。如：HS,OH,HCO,)OFe(OH)(H,HSO232524　　酸H++碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。23/10/253-1-2水的解离反应和溶液的酸碱性3-1-2水的解离反应和溶液的酸碱性水的解离反应theself–ionizationofwater纯水或稀溶液中H2O(l)→H+(aq)+OH-(aq){c(H+)/c}{c(OH-)/c}=KwKw——水的离子积　Kw(298.15K)=1.0×10-14Kw与温度有关。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　Ionproductofwater23/10/25溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性>7=7<7pH值1.0×10-141.0×10-141.0×10-14Kw=c(H+)·c(OH-)>1.0×10-71.0×10-7<1.0×10-7c(OH-)/mol·L-1<1.0×10-71.0×10-7>1.0×10-7c(H+)/mol·L-1碱性中性酸性溶液酸碱性[c(H+)/c][c(OH-)/c]=KwpH=-lg[c(H+)/c]pOH=-lg[c(OH-)/c]pH=pKw-pOH=14-pOH23/10/25c(H+)/(mol·L-1)110-110-210-310-410-510-610-710-810-910-1010-1110-1210-1310-14pH01234567891011121314酸性增强　中性　碱性增强溶液的酸碱性和pH3.1橙4.4甲基橙红黄石蕊红5.0紫8.0蓝酚酞无色8.2粉红10.0红23/10/25例１0.10mol·L-1HOAc溶液中,c(H+)=1.34×10-3mol·L-1pH=-lg[c(H+)/c]=-lg[1.34×10-3]=2.87例20.10mol·L-1NH3·H2O溶液中,c(OH-)=1.32×10-3mol·L-1pH=14-pOH=14-lg[c(OH-)/c]=14-lg(1.32×10-3)=11.12pH值越大，溶液酸性越弱，碱性越强。23/10/25酸碱指示剂Acid–BaseIndicators能在一定pH范围内保持一定颜色的某些有机弱酸或弱碱。甲基橙红←橙→黄3.1~4.4石蕊　红←5.0紫8.0→蓝　酚酞无色←粉红→红8.010.0pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色23/10/25第二节弱电解质的解离反应无机化学多媒体电子教案第二节弱电解质的解离反应Ionizationofweakelectrolyte23/10/253-2-1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Acid–baseequilibriumKi——标准解离常数Ka、Kb——分别表示弱酸、弱碱标准解　　　　　离常数Ionizationconstant23/10/25Ki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。　23/10/25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-27.15×1000RT8.314×298.15lnK===-10.95Ka(HOAc)=1.8×10-523/10/253-2-2解离度和稀释定律3-2-2解离度和稀释定律解离度degreeofdissociation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。23/10/25稀释定律dilutionlaw一元弱酸　HA(aq)H+(aq)+A-(aq)α＝c(H+)c(HA)[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]Ka(HA)==()α2c1-αcKi≈()α2ccKic/cα≈若(c/c)/Ki≧500,1-α≈1Ki与α都能说明弱电解质的解离程度；但α与c有关，Ki与c无关。浓度越小，解离度越大。23/10/253-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算3-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算若Ki»Kw,c(mol·L-1)不很小,可忽略水的解离。一元弱酸溶液中c(H+)的计算一元弱电解质溶液中离子浓度的计算一元弱酸HAH++A-若(c/c)/Ka≧500,c(H+)«c,c-c(H+)≈cKa≈≈[c(H+)/c]2c2(H+)[c-c(H+)]/cc·cc(H+)≈(c·c)KapH=-lg=[pKa+p()]c(H+)1cc2c23/10/253-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算一元弱碱溶液中c(H+)的计算c(OH-)cpOH=-lg一元弱碱BOHB++OH-同理c(OH-)≈(c·c)Kbc(OH-)cpH=14-lg23/10/25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≈x则x=1.34×10-3c(OH-)=1.34×10-3mol·L-1Kw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12mol·L-123/10/25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则x=1.34×10-3c(OH-)=1.34×10-3mol·L-1Kw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12mol·L-1pH=-lg(7.5×10-12)=11.12cα1.34×10-3c0.100α=×100%=×100%=1.34%23/10/253-2-4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)23/10/25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+)=1.1×10-4mol·L-123/10/25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：　　H2SH++HS-平衡浓度/(mol·L-1)0.10-xxx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]Ka1c/cα≈1.1×10-70.10==0.11%c(S2-)=Ka(2)c=1.3×10-13mol·L-1二元弱酸溶液中:c(A2-)≈Ka(2)23/10/25H2SH++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　H2S2H++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)323/10/253-2-5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common-ioneffect23/10/25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-)=1.8×10-5mol·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≈0.10023/10/25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+)==5.6×10-10mol·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。23/10/253-2-6缓冲溶液3-2-6缓冲溶液Buffersolution缓冲作用：能使溶液pH值基本保持不变的作用。缓冲溶液：具有缓冲作用的溶液。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。23/10/25常见的缓冲溶液如弱酸与弱酸盐、弱碱与弱碱盐等混合液，多元弱酸组成的两种不同酸度的盐混合液。缓冲溶液pKipH值范围HOAc-NaOAc4.763.6~5.6NH3·H2O-NH4Cl4.768.3~10.3NaHCO3-Na2CO310.339.2~11.0KH2PO4-K2HPO47.205.9~8.0H3BO3-Na2B4O79.27.2~9.223/10/25缓冲溶液pH值的计算例(1)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-xx0.100+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+)=1.8×10-5mol·L-1=1.8×10-50.100x0.10023/10/25例(2)在含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液中加入HCl，使加入的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-xx0.099+xx=1.8×10-5c(H+)≈1.8×10-5mol·L-1pH=4.74=1.8×10-50.099x0.101解:反应H++OAc-→HOAc0.0010.0010.001HOAc+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。23/10/25例(3)在含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液中加入NaOH,使加入的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-xx0.101+xx=1.8×10-5c(H+)≈1.8×10-5mol·L-1pH=4.74=1.8×10-50.101x0.099解:反应OH-+HOAc→OAc-+H2O0.0010.0010.001HOAc+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。23/10/25例(4)在含0.10mol·L-1HOAc、0.10mol·L-1NaOAc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-xx0.010+xKa==1.8×10-5x(0.010+x)0.010-xc(H+)≈1.8×10-5mol·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。23/10/25第三节盐类的水解反应无机化学多媒体电子教案第三节盐类的水解反应Hydrolysisofsalts23/10/253-3-1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-23/10/25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+23/10/25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)>Kh(2)>>Kh(3)所以在FeCl3溶液中一般不会有Fe(OH)3↓。23/10/253-3-3盐溶液pH的进似计算3-3-3盐溶液pH的进似计算例计算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-xxx0.01-x≈0.10x=7.5×10-6c(OH-)=7.5×10-6mol·L-1pH=14-[-lg(7.5×10-6)]=8.88Kh====5.6×10-10Kw1.0×10-14Ka(HOAc)1.8×10-5x·x0.10-x7.5×10-60.1h=×100%=7.5×10-323/10/253-3-4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+6H2O→Al(OH)3↓+3H2S↑23/10/253-3-4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。23/10/253-3-5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HCl23/10/25易水解盐溶液的配制配制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+23/10/25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+23/10/25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NaOH23/10/25利用盐类水解进行离子的分离和提纯如　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↓。23/10/25第四节沉淀反应无机化学多媒体电子教案第四节沉淀反应Precipitationreaction23/10/25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/100gH2O23/10/253-4-1难溶电解质的溶度积和溶解度3-4-1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Thesolubilityproductconstant如：BaSO4(s)　　Ba2+(aq)+SO42-(aq)溶解沉淀Ksp(BaSO4)=[c(Ba2+)/c][c(SO42-)/c]23/10/25溶度积表达式也适用于难溶弱电解质AB(s)AB(aq)K1=c(AB)/cAB(aq)A++B-c(A+)·c(B-)c(AB)·cK2=(1)+(2)AB(s)A++B-K1·K2=c(A)·c(B)/(c)2=Ksp(AB)即AB(s)A++B-Ksp(AB)=c(A)·c(B)/(c)223/10/25AmBn(s)　　mAn++nBm-溶解沉淀一般难溶物溶度积常数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。Ksp只与温度有关，与浓度无关。23/10/25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-1xxKsp(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×c23/10/25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=×c323/10/25　　ZnS(s)　　Zn2++S2-如ZnS在饱和溶液中Zn2++H2OZn(OH)++H+S2-+H2OHS-+OH-s(ZnS)≈c(Zn2+)+c(Zn(OH)+)s(ZnS)≈c(S2-)+c(HS-)应用计算公式应注意1.不适用于易水解的难溶电解质且水解程度S2-»Zn2+,使c(Zn2+)>c(S2-)s=Ksp×c按　　　　　　式计算会产生较大误差。23/10/252.不适用于难溶弱电解质应用计算公式应注意　　AB(s)　　A++B-s(AB)=c(AB)+c(A+)=c(AB)+c(B-)Ksp(AB)×cs=c(AB)+23/10/25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)ABAgCl1.77×10-101.33×10-5AgBr5.35×10-137.33×10-7AgI8.52×10-179.25×10-9AB2MgF26.5×10-91.2×10-3A2BAg2CrO41.12×10-126.54×10-523/10/253-4-2沉淀反应3-4-2沉淀反应溶度积规则<反应正向进行∆rGm=0平衡状态>反应逆向进行AmBn(s)　mAn++nBm-∆rGm=RT(lnJ–lnKsp)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23/10/25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-112NH3·H2O　NH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.050-xxxx·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(8.2×10-2-1.1×10-5)mol·L-1≈0.082mol·L-1(0.082×0.020)mol=0.0016mol23/10/25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-1ss+0.10s=1.1×10-9mol·L-1=mol·L-1=1.77×10-8mol·L-1Ksp×(c)21.77×10-10c(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-1Ksp×(c)28.52×10-17c(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23/10/25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-1Ksp×(c)35.48×10-16c(Ni2+)0.203c2(OH-)>=mol·L-1=2.10×10-13mol·L-1Ksp×(c)42.79×10-39c(Fe3+)0.303c2(OH-)=mol·L-1=1.41×10-11mol·L-1Ksp×(c)42.79×10-39c(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。23/10/253-4-3沉淀的溶解和转化3-4-3沉淀的溶解和转化沉淀的溶解必要条件：J

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