实验九_电离平衡与沉淀溶解平衡
白色) （2）Pb2+ + 2Cl- = PbCl2↓(白色 ） 白色 + S2|| PbS↓（黑色） （黑色）
（3）2Cl- + 2Ag+ = 2AgCl↓（白色） ） （白色） +
C rO
2− 4
AgCl 沉淀不能转化为 Ag2CrO4 沉淀。 沉淀。
A 2C 4 ↓ 砖红色） g rO （砖红色）
3. 缓冲溶液
弱酸及其共轭碱（ 弱酸及其共轭碱（如 HAc - NaAc）, 弱碱及其共轭酸 ） （如 NH3·H2O - NH4Cl）具有抵抗外加酸碱而保持 pH ） 基本不变的作用，即缓冲作用。此溶液称为缓冲溶液。 基本不变的作用，即缓冲作用。此溶液称为缓冲溶液。 缓冲溶液之所以具有缓冲作用，是由于外加少量酸碱时， 缓冲溶液之所以具有缓冲作用，是由于外加少量酸碱时， 质子在共轭酸碱之间发生转移以维持质子浓度基本不变 而造成的。 而造成的。配制缓冲溶液和计算缓冲溶液的 pH 时，根 据下式计算
2. 离心机 使用方法
1. 若有多个离心管中的溶液 若有多个 多个离心管中的溶液 需离心分离，应放在对称的 需离心分离，应放在对称的 套管中且重量应相近。 中且重量应相近 套管中且重量应相近。若只 有一支离心管中的溶液需离 有一支离心管中的溶液需离 常用的电动离心机 心分离则应取一支装入等量 心分离则应取一支装入等量 水的离心管放入其对称位置 位置。 水的离心管放入其对称位置。 目的是保持离心机的平衡 避免转动时发生震动， 保持离心机的平衡， 目的是保持离心机的平衡，避免转动时发生震动，损坏 离心机。 然后盖上盖子。 离心机。 然后盖上盖子。 由慢速开始, 2. 启动离心机时应由慢速开始 待运转平稳后再加快。 启动离心机时应由慢速开始 待运转平稳后再加快。 平稳后再加快 3. 转速一般不超过 2000 r / min（即不超过刻度 ），离心 转速一般不超过 ），离心 （即不超过刻度20）， 3 ~ 4 min。 。 转动自行停止， 4. 关机后，应待离心机转动自行停止，然后取出试管。 关机后，应待离心机转动自行停止 然后取出试管。
试管振荡 拇指和食指拿试管中上部, 拇指和食指拿试管中上部 试 管略微倾斜, 管略微倾斜 手腕用力左右振 荡或用中指轻轻敲打试管。 荡或用中指轻轻敲打试管。
加热试管中的液体
1. 试管中所盛液体量不超 试管中所盛液体量不超 过试管高度的 1 / 3 。 2. 用试管夹夹住试管中上 用试管夹夹住试管中上 部(离管口 1 / 4 处)。 离管口 。 3. 试管稍微倾斜，先加热 试管稍微倾斜， 液体的中上部， 液体的中上部，再慢慢往 下移动加热下部， 下移动加热下部，并不时 地移动或振荡。 地移动或振荡。不要集中 加热某一部分(液体易冲出 液体易冲出)。 加热某一部分 液体易冲出 。 4.试管口不要朝向有人处。 试管口不要朝向有人处。 试管口不要朝向有人处
≠
2− 4 +
C rO + 2A = A 2C 4 ↓ 砖红色 g g rO （砖红色） ） + Ag2CrO4 沉淀能转化 2Cl 沉淀。 为 AgCl 沉淀。 || 2AgCl↓（白色） （白色）
三、有关实验操作 1. 试管
滴加试剂 滴管要垂直， 滴管要垂直，以保 证滴加体积的准确。 证滴加体积的准确。
离心试管(底部呈锥形的试管 底部呈锥形的试管) 底部呈锥形的试管
用于沉淀的离心沉降， 用于沉淀的离心沉降，观察少量沉淀的生 成和沉淀颜色的变化，还可进行溶剂萃取。 成和沉淀颜色的变化，还可进行溶剂萃取。 不能直接在火上加热， 离心管不能直接在火上加热 应放在水浴 离心管不能直接在火上加热，应放在水浴 上加热。 上加热。
一氯一氧化锑
平衡左移， 使以上平衡左移 沉淀消失； 加 HCl 使以上平衡左移，沉淀消失； 加水稀释使以上平衡右移 沉淀重新生成。 平衡右移， 加水稀释使以上平衡右移，沉淀重新生成。
(3) Fe3+ 的水解： 的水解： [Fe(H2O)6]3+ + H2O [Fe(OH)(H2O)5]2+ + H3O+
4. 盐类的水解 ）、弱酸弱碱盐 （1）强酸强碱盐（如 NaCl）、弱酸弱碱盐 ）强酸强碱盐（ ）、 中性； （如 NH4Ac）的溶液呈中性； ）的溶液呈中性 强酸弱碱盐(如 水解呈酸性 强酸弱碱盐 如 NH4Cl)水解呈酸性，强碱弱 水解呈酸性， 酸盐(如 水解呈碱性 酸盐 如 NaAc, Na2CO3等)水解呈碱性。 水解呈碱性。 水解式： （2）Sb3+ 水解式： ） SbCl3 + H2O SbOCl↓+ 2HCl
2. 同离子效应 （1）0.1 mol · L-1 HAc 的 pH = 4。 ） 。 显红色, 甲基橙在 pH ＜ 3.1 显红色 pH 3.1 ~ 4.4 显 橙色， 显黄色。所以， 橙色，pH ＞ 4.4 显黄色。所以，此时甲基 橙显橙色。 变大, 橙显橙色。加 NaAc 后使 pH 变大 所以甲 基橙变黄色。 基橙变黄色。 （2）0.1 mol ·L-1 NH3·H2O 的 pH = 10。 ） 。 无色， 粉红色, 酚酞在 pH ＜ 8.0 无色，pH 8.0 ~ 9.6 粉红色 pH ＞ 9.6 为红色。所以 此时酚酞为红色。 红色。所以, 此时酚酞为红色。 后使酸性增强 酸性增强， 变小， 加 NH4Cl 后使酸性增强，pH 变小，所以红 色变浅、甚至消失。 色变浅、甚至消失。
实验报告（示例） 实验报告（示例）—— 性质实验
实验步骤
1. pH 试纸试验 0.1 mol·L-1 HCl HAc NH3·H2O NaOH 2. 同离子效应 （1）1 mL 0.1 mol·L-1 HCl ） + 甲基橙 + 甲基橙 + NaAc （2）………………………… ） ………………………… ………………………… ………………………… …… 色 …… 色 …… 色 …… 色 ………………………… ………………………… ………………………… …………………………
二、实验原理 1. 不同酸、碱溶液 pH 的测定 不同酸、 0.1 mol · L-1 HCl, 是强电解质，理论 pH = 1, 电解质， 0.1 mol · L-1 HAc, 是弱电解质，理论 pH = 4, 电解质， 0.1 mol · L-1 NH3·H2O 是弱碱, 理论 pH = 10, 0.1mol · L-1 NaOH 是强碱，理论 pH = 13。 。
一、实验目的
1.理解弱电解质的电离平衡规律及影响电离平衡的因素。 理解弱电解质的电离平衡规律及影响电离平衡的因素。 理解弱电解质的电离平衡规律及影响电离平衡的因素 2.掌握缓冲溶液的做用原理、组成、性质和配制方法。 掌握缓冲溶液的做用原理、组成、性质和配制方法。 掌握缓冲溶液的做用原理 3.掌握溶度积的规则，学习固液分离的原理和方法。 掌握溶度积的规则，学习固液分离的原理和方法。 掌握溶度积的规则
3、同离子效应与缓冲溶液的原理的异同？ 、同离子效应与缓冲溶液的原理的异同？ 答：前者影响反应平衡，从而影响溶解度等，后者靠的 前者影响反应平衡，从而影响溶解度等， 是弱酸碱平衡影响pH 。 是弱酸碱平衡影响 4、如何抑制和促进水解？ 、如何抑制和促进水解？ 答：1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水 ）温度：盐的水解是吸热反应， 解程度增大。 解程度增大。 2）浓度：盐浓度越小，水解程度越大； 盐浓度越大， ）浓度：盐浓度越小，水解程度越大； 盐浓度越大， 水解程度越小。 水解程度越小。 3）外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解呈酸性 ）外加酸碱能促进或抑制盐的水解。 的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的， 的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的，使平衡向水解方 向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。 向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。
实验九 电离平衡与沉淀溶解平衡 本实验每人一组单独操作
回去后带着实验现象的问题，参照 回去后带着实验现象的问题， 无机及分析化学理论课课本寻找答案和 无机及分析化学理论课课本寻找答案和 解释，理论联系实际； 解释，理论联系实际；本实验中的各种 公式暂时不做过多解释， 公式暂时不做过多解释，在理论课上寻 找答案和推导过程。 找答案和推导过程。
cr (共 酸 轭 ) p = p K − lg H cr (共 碱 轭 )
Ο a
由此算得本实验中加 0.1 mol · L-1 HAc 8.5 mL、0.1 、 mol · L-1 NaAc 1.5 mL 可配得 pH = 4.0 的缓冲溶液 10 mL。 。 非缓冲溶液（ 非缓冲溶液（如稀 HCl）无缓冲作用。 ）无缓冲作用。
四、 实验步骤
按 p90~92 “四、实验步骤”进行。 实验步骤”进行。 部分同学从第一个实验开始做，另一部分 部分同学从第一个实验开始做， 同学可从别的实验开始做， 同学可从别的实验开始做，这样可避开同 时使用同一试剂，减少延误时间。 时使用同一试剂，减少延误时间。
五、注意事项
1、1 mL 试剂取用时，可以用量杯量，也可以用 、 试剂取用时，可以用量杯量， 滴管滴20～25滴即可。 滴管滴 ～ 滴即可。 滴即可 2、注意性质实验报告格式，参考性质实验的报 性质实验的报 、注意性质实验报告格式，参考性质实验的 告格式 。 3、取用固体药品向试管里加入时应该用一纸条 、取用固体药品向试管里加入时应该用一纸条 向里加，不能直接用药匙往里倒入； 向里加，不能直接用药匙往里倒入；滴管不要乱 取完液体药品后滴管立即放回原处 放回原处， 放，取完液体药品后滴管立即放回原处，以防止 药品污染。 药品污染。 4、为了方便实验顺利进行，一组从前向后做， 、为了方便实验顺利进行，一组从前向后做， 另一组从后向前做。 另一组从后向前做。 5、注意酒精灯使用。注意 有强氧化性， 、注意酒精灯使用。注意AgNO3有强氧化性， 使用时注意不要溅到身上，手上。 使用时注意不要溅到身上，手上。
六、思考题
1．将10ml 0.2mol/L的NaAc溶液和 ． 溶液和10ml 的 溶液和 0.2mol/L的HCl溶液混合，所得溶液是否具有缓 的 溶液混合， 溶液混合 冲能力？ 溶液和10ml 冲能力？将10ml 0.2mol/L的HaAc溶液和 的 溶液和 0.1mol/L的NaOH溶液混合，所得溶液是否具有 溶液混合， 的 溶液混合 缓冲能力？ 缓冲能力？ 前者没有，后者有。 答：前者没有，后者有。 2．沉淀生成的条件是什么？欲使沉淀溶解有哪 ．沉淀生成的条件是什么？ 几种方法？ 几种方法？ 答：Q＞Ksp。沉淀溶解方法：生成弱电解质； ＞ 。沉淀溶解方法：生成弱电解质； 氧化还原反应；生成配合物。 氧化还原反应；生成配合物。
电离平衡、水解平衡和沉淀的溶解平衡
<1,故pH<7；若x=10y且a+b=14，则
水电离平衡的影响因素和溶液的pH计算 （1）向水中加入H+（酸）、OH-（碱）会抑制
水的电离，而且H+、OH-的浓度越大，对水的电离的
抑制作用越强；向水中加入能消耗H+或OH-的物质 （如：能水解的盐），会促进水的电离，而且生成 盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作用越强； 由于电离吸热，所以，升温能促进水的电离。但只 要温度不变，水溶液（稀溶液）中的c(H+)· c(OH-)就 不变，温度升高会使c(H+)· c(OH-)增大。
胶体可以吸附不溶性杂质
（2）用盐作杀菌剂： Na2FeO4、氯气和绿矾混合 等 +6的铁具有强氧化性，其还原产物水解生成Fe(OH)3 胶体具有吸附性。
+2Fe2+ Cl2 + H2O
Cl2
2Fe3+ + 2ClH+ + Cl- + HClO
（3）用盐作洗涤剂：Na2CO3、C17H35COONa 等 CO32 - + H2O C17H35COO - + H2O （4）肥料的混用 HCO3 - + OHC17H35COOH + OHNH3↑
碱性强
PH值大
①、不同弱酸对应的盐 碱 性 NaClO 对应的酸 HClO
> <
NaHCO3 H2CO3
②、不同弱碱对应的盐 酸 性
对应的碱
< MgCl2 < NH3 · 2O > Mg(OH)2 > H
NH4Cl
AlCl3 Al(OH)3
③、同一弱酸对应的盐
碱 性 Na2CO3 HCO3 -
电离平衡和沉淀溶解平衡
新乡医学院无机化学实验课教案首页授课教师姓名及职称：新乡医学院化学教研室年月日实验 电离平衡和沉淀溶解平衡一、实验目的1．了解同离子效应对电离平衡的影响；2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲原理及应用；3．了解盐的水解及其影响因素；4．理解沉淀的生成及溶解的条件；二、实验原理1. 同离子效应：HAcH +＋Ac -同离子效应能使弱电解质的电离度降低，从而改变弱电解质溶液的pH 值。
PH 值的变化可借助指示剂变色来确定。
2. 缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸、强碱或水的稀释而保持溶液pH 基本不变。
3. 盐的水解：Ac -＋H 2OHAc ＋OH - NH 4+＋H 2O NH 3·H 2O ＋H + 盐类水解程度的大小，主要由盐类的本性决定。
此外还受温度、盐的浓度和酸度等因素的影响。
根据同离子效应，向溶液中加入H +或OH -离子就可以防止它们的水解。
另外，由于水解反应是吸热反应，加热可促使盐类水解。
4. 沉淀－溶解平衡：AB(s) A +(aq)＋B -(aq)利用沉淀的生成可以将有关离子从溶液中除去，但不可能完全除去。
][][][HAc Ac H K a -+⋅=lg •=,Ac HAc HAc a c c pK pH 盐酸c c pK HAc a lg •=,在沉淀平衡中，同样存在同离子效应，若增加A +或B -的浓度，平衡向生成沉淀的方向移动，有沉淀析出。
根据溶度积规则可判断沉淀的生成或溶解，当Q i ＝sp B A K c c >•+ 时，则有沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c =•+时，溶液达到饱和，但仍无沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c <•+时，溶液未饱和，没有沉淀析出。
如果在溶液中有两种或两种以上的离子都可以与同一种沉淀剂反应生成难溶盐，沉淀的先后次序是根据所需沉淀剂离子浓度的大小而定。
所需沉淀剂离子浓度小的先沉淀出来，所需沉淀剂离子浓度大的后沉淀出来，这种先后沉淀的现象，称为分步沉淀。
电离平衡和沉淀反应
2、在离心试管中加入两滴0.1 mol•L-1的 Ag NO3，再加入1滴K2CrO4溶液，观察砖 红色Ag2CrO4沉淀生成，沉淀经离心，洗 涤，然后加入0.1 mol•L-1 NaCl溶液，观察 砖红色沉淀转化为白色AgCl沉淀，写出反 应式并解释 ？
四、思考题
1、已知H3PO4，NaH2PO4，Na2HPO4和 Na3PO4，四种溶液的物质的量浓度相同， 它们依次分别显酸性，弱酸性，弱碱性和 碱性，试解释之。 2、加热对水解有何影响？为什么？ 3、将10mL，0.20 mol•L-1HAc和10mL， 0.10 mol•L-1NaOH混合，问所得溶液是否 有缓冲作用？这个溶液的pH值在什么范围 内？ 4、沉淀的溶解和转化的条件各有哪些？
在一小烧杯中加入10mL蒸馏水，用pH试纸 测其pH值，将其分成二份，在一份中加入3 滴0.1 mol•L-1HCl溶液，测其pH值，在另 一份中加入3滴0.1 mol•L-1 NaOH溶液, 测 其pH值，与上一实验做一比较,得出什么结 论?
三、盐类水解和影响水解平衡的因素 1、在点滴板上，用精密pH试纸和广泛pH试 纸测浓度为0.1 mol•L-1的NaCl、NH4Cl、 Na2CO3和NH4Ac的pH值,解释所观察到的现 象，pH值有什么不同？
通过上述三个试验比较Ca(OH)2 ,Mg(OH)2 和Fe(OH)3的溶解度的相对大小，并与手册 中查得的数值比较，看是否一致？
沉淀的转化
1 、 在 一 支 试 管 中 加 入 4 滴 0.1 mol•L-1 的 Pb(NO3)2 溶 液 ， 再 加 入 4 滴 0.1 mol•L-1 的 Na2SO4,观察白色沉淀生成，然后再加入几滴 0.1 mol•L-1 的K2CrO4 溶液，搅拌，观察白色 PbSO4 沉淀转化为黄色PbCrO4 沉淀，写出反 应式并根据溶度积原理解释。
第九章沉淀溶解平衡
K
[CrO42 ] [S 2 ]
[Pb2 ][CrO42 ] [Pb2 ][S 2 ]
Ksp,PbCrO4 1.77 1014 1.96 1014 Ksp,PbS 9.04 1029
分步沉淀
• 多种离子体系中，控制一定条件下，使 一种离子先沉淀，而其他离子在另一条 件下沉淀，达到分离的目的.
1.6 1010 4.9 10-2
3.3109
mol dm3
• 说明溶液中Ag+几乎为零而Pb2+保留在溶液中。
溶解度s和溶度积Ksp
CaF2(s) ：Ksp = [Ca2+][F－]2= s (2s)2 = 4s3
• 注意： • 1. 已溶的难溶盐一步完全电离，几乎没有分子
第九章 沉淀溶解平衡
MA(s)
MA(aq)
M A-
溶解
MA(s)
M A-
沉淀
溶解
AgCl(s)
Ag Cl-
沉淀
Kθsp
aAg aCl aAgCl(s)
aAg aCl
Ksp c c Ag Cl-
• 一般情况
溶解 AmBn (s) 沉淀 mAn (aq) nBm- (aq)
• 由于在溶液中存在大量固体微粒或在容器 壁上附有微小的“玻璃核”，构晶离子在这种 外来“晶种”的诱导下形成晶核称异相成核作
沉淀的形成过程
• (2) 晶核的成长
异相成核
定向排列晶型沉淀
• 构晶离子 晶核 沉淀微粒
均相成核
聚合无定型沉淀
沉淀的形成过程
• 10－10m → 10－9～10－6m → ＞ 10－6m • 经过胶体阶段
电离平衡与沉淀溶解平衡所有实验现象
白色沉淀PbCl2
4.盐的水解
(1)侧pH
NaCl:7 NH4Cl:5
NH4Ac:7 NaAc:8
Na2CO3:10-11
沉淀中加入Na2S
白色沉淀转变为黑色沉淀PbS
(3)NaCl+K2Cr2O4
生成褐色沉有沉淀生成
再加入AgNO3
(1)HAc+甲基橙
红色
加NH4Cl
沉淀溶解
再加入NaAc
红色变浅或消失
6.分布沉淀与沉淀转化
(1)NaCl+K2Cr2O4
颜色变化为：白色
(2)氨水+酚酞
紫色或粉色
然后逐滴加AgNO3
AgCl变为褐色AgCrO4
再加入氯化铵
颜色变浅或消失
3.缓冲溶液
(1)配制
HAc: 6.35 mL
NaAc: 3.65 mL
实验序号
内容
现象
实验序号
内容
现象
1.pH测定
0.1 M HCl
pH 1.00
5沉淀生成与溶解
(1)NaCl+AgNO3
白色沉淀
0.1 M HAc
pH 2.88
加氨水
沉淀溶解
0.1 M NH3·H2O
pH 11.12
(2)MaCl2+氨水
白色沉淀
0.1 M NaOH
pH 13.00
加HCl
沉淀溶解
2.同离子效应
褐色沉淀转化为白色沉淀AgCl
滴加HCl溶液
沉淀溶解
再加水
沉淀出现
(3)Fe(NO3)3 pH
3左右
AgCl沉淀加K2Cr2O4
实验九配合物与沉淀溶解平衡
试验九配合物与沉淀——溶解平衡一．实验目的：1．加深理解配合物的组成和稳定性;了解配合物形成时特征2．加深理解沉淀—溶解平衡和溶度积的概念;掌握溶度积规则及其应用3．初步学习利用沉淀反应和配位溶解的方法,分离常见混合阳离子4．学习电动离心机的使用和固—液分离操作二．实验原理：配合物石油形成体又称为中心离子或原子与一定数目的配位体负离子或中性分子;以配位键结合而形成的一类复杂化合物,是路易斯Lewis酸和路易斯Lewis碱的加合物;配合物的内层与外层之间以离子键结合,在水溶液中完全解离;配位个体在水溶液中分步解离,其类似于弱电解质;在一定条件下,中心离子;配位个体和配位个体之间达到配位平衡;例：Cu2++ 4NH3——CuNH342+相应反应的标准平衡常数Kf Q; 成为配合物的稳定常数;对于相同类型的配合物Kf Q数值愈大就愈稳定;在水溶液中,配合物的生成反应;主要有配位体的取代反应和加合反应例：FeSCN n3++ ===FeF63-+ nScn-HgI2s + 2I-==HgI42-配合物形成时,往往伴随溶液颜色、酸碱性即PH;难溶电解质溶解度,中心离子氧化还原的改变等特征;2．沉淀—溶解平衡在含有难溶电解质晶体的饱和溶液中,难溶强电解质与溶液中相应离子间的多相离子平衡;称为：沉淀—溶解平衡;用通式表示如下;AnBns == mA n+ag + nB m-ag其溶度积常数为：Ksp Q A m B n==cA n+/c Qm cB m-/c Qn沉淀的生成和溶解;可以根据溶度积规则判断：J Q> Ksp Q有沉淀析出、平衡向右移动J Q= Ksp Q 处于平衡状态、溶液为饱和溶液J Q< Ksp Q无沉淀析出、或平衡向右移动,原来的沉淀溶解溶液PH的改变,配合物的形成发生氧化还原反应;往往会引起难溶电解质溶解度的改变;对于相同类型的难溶电解质;可以根据其Ksp Q的相对大小判断沉淀的先后顺序,对于不同类型的难溶电解质,则要根据计算所需测定试剂浓度的大小来判断测定的先后顺序;两种测定间相互转换的难易程度,要根据沉淀转化反应的标准平衡常数确定;利用测定反应和配位溶解;可以分离溶液中心某些离子;实验内容与数据处理四．思考题1．比较FeCl4-,FeNCS3-和FeF63-稳定性; 2．比较AgNH32+,AgS2O323-和AgI-的稳定性3．试计算·L-1Na2H2Y溶液的pH4．如何正确地使用电动离心机。
电离平衡和沉淀反应(1).ppt
pH=8～9 pH=11～12
固体NH4Ac一小匙 2 ml去离子水配成溶液
pH试纸
固体Al2(SO4)3一小匙
2 ml去离子水配成溶液 pH试纸
pH=6～7 pH=3～4
（2）温度对水解平衡的影响
3
固体NaAc一小匙
ml去离子水配成溶液
溶液无色
加热沸腾
溶液微红
加数滴酚酞 透明
色透明
加热沸腾
解释现象
（2）同离子效应：
3d甲基橙
2 ml 0.10mol/L HAc
溶液变红色少量NH4Ac固体溶液变橙黄色
3d甲基橙
2 ml 0.10mol/L NH3H2O
溶液变红色少量NH4Ac固体溶液变无色
解释现象
（3）缓冲溶液：
3 ml 0.10mol/L HAc百里酚蓝 溶液呈橙色 混合
3 ml 0.10mol/L NaAc 百里酚蓝 溶液呈黄色
稀释到2ml
5d 0.10mol/L K2CrO4
搅拌均匀
离心后底部有白色沉淀
去上层清液
砖红色沉淀生成
清液中加 0.10mol/L AgNO3数滴
（4）沉淀的转化：
加0.10mol/L NaCl 至
A 砖红色 AgCrO4 沉淀
砖红色沉淀全部转化为
白色 AgCl 沉淀
B 黑色 PbS 沉淀
加5%H2O2 1ml 震荡
思考题
1. 能否用酚酞指示剂验证HAc-NaAc的同离子效应 而用甲基橙来验证NH3·H2O-NH4Cl的同离子效应？ 为什么？ 2. 缓冲溶液为何具有抗酸和抗碱的能力？这种能力 是否无限限制的？
J Ksp , 不饱和状态，无沉淀析出
第4章 电离平衡第5节 沉淀溶解平衡
15
第4章 电离平衡
第5节 沉淀溶解平衡
对象：难溶强电解质；沉淀溶解平衡是多相平衡。
4.5.1 溶度积常数
1．溶度积：
对一般的难溶强电解质，若沉淀溶解反应方程式为：
m n n m c
c K )]B [()]A [( -+⋅= 简写为： K sp =[A m +]n [B n -]m （4-29）
如：AgCl(s)
Ag +(aq)+ Cl -(aq) K sp =[Ag +][Cl -
] Ag 2S(s)
2Ag +(aq) + S 2-(aq) K sp = [Ag +]2 [S 2-] Fe(OH)3(s)
Fe 3+(aq)+3OH -(aq) K sp =[Fe 3+][OH -]3 Hg 2X 2(s)Hg +22+ 2X - K sp =[Hg +22][ X -]2 K sp 是沉淀溶解平衡常数，称溶度积常数，简称溶度积。
(s ：solubility ，溶解度；p ：product ，乘积)
K sp 的物理意义：一定温度下，难溶强电解质饱和溶液中离子浓度的计量数次幂之积为一常数。
K sp 表示难溶强电解质溶解趋势的大小或生成沉淀的难易； 难溶电解质不同，K sp 值不同；
用K sp 比较溶解度相对大小时，应为同类型物质；
物质的溶解是绝对的，不溶解是相对的。
严格地说：平衡时应用活度积(有效浓度)来描述，稀溶液或理。
离解平衡和沉淀-溶解平衡
2.盐类水解 盐类水解 （1） 配制试剂及初步实验： ） 配制试剂及初步实验： 配制100ml0.1mol/L的 NaCl 、 NaAc、 NH4Cl 、 配制 的 、 NH4Ac溶液、用pH试纸和 计测定其 、一 溶液、 试纸和pH计测定其 溶液 试纸和 计测定其pH、 并测出蒸馏水的pH。 并测出蒸馏水的 。 在两支试管中各加入3mL蒸馏水、然后分别加入少 蒸馏水、 在两支试管中各加入 蒸馏水 量固体Fe(NO3)•9H2O和BiCl3、振荡、观察现 振荡、 量固体 和 测其pH值 解释之。 象、测其 值、解释之。 溶液、 （2）取上面制得的 ）取上面制得的NaAc溶液、加1滴酚酞指示 溶液 滴酚酞指示 加热、观察溶液颜色变化、并解释之。 剂、加热、观察溶液颜色变化、并解释之。
KI(0.1mol / L、 0. 001mol / L)、 AgNO3 、 、 (0.1mol / L )、 K2CrO4 (0.1mol/ L) 、 MgCl2 (0.1mol /L)、 、 、 Na2SO4 (0.5mol/ L)、 Pb(NO3 )2 (0.001mol / L、 、 、 0. 1mol/ L)、 NH4Cl (1 mol /L)、 ZnCl2 (0.1 mol / L)、 、 、 、 NaF (0.1 mol / L)、 NaAc (0.1 mol /L)、 CaCl2(0.1 mol / 、 、 L、 0.5 mol / L)、 Na2CO3(饱和 、PbCl2(饱和）、 饱和) 饱和）、 、 、 饱和 饱和 NaCl(饱和）、（ 饱和）、（ 饱和） 饱和）、（NH4）2C2O4（饱和） 指示剂：酚酞、 指示剂：酚酞、甲基橙 材料： 试纸 材料：pH试纸
6.分步沉淀 分步沉淀 溶液和2滴 （1）在试管中加入 滴0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液和 滴 ）在试管中加入1滴 滴逐滴加入0.1 mol/L KI溶液， 溶液， 0.1 mol/L AgNO3，再加入 滴逐滴加入 溶液 ，再加入1滴逐滴加入 观察沉淀的颜色和形状、 观察沉淀的颜色和形状、根据沉淀颜色的变化和溶度 积规则，判断哪一种难溶物先沉淀？ 积规则，判断哪一种难溶物先沉淀？
电离平衡及沉淀溶解平衡
Al(H2O)63++H2O
④非水溶剂中的酸碱反应是质子传递反应. H+
HCl（g）+NH3 （g）=====NH4Cl（s）
H+ CH3CH2OH2+ + HSO4H2SO4 + CH3CH2OH 1923年，美国化学家Lewis提出 ,用来 解释配合物的形成, 1-3、Lewis酸碱电子对理论 大部分阳离子，Mn2+、Al3+、Fe3+、 H+还有一些缺电子化合物（BF3） 一. 含义 酸是电子对的接受体，碱是电子对的 给予体，酸碱反应的实质就是形成配位 由于在配合物中，配位键普遍存在， lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、 键——形成无机化学上的另一类物质，酸 Lewis酸碱电子对理论的范围很广，凡是 碱化合物 金属阳离子皆为Lewis酸，与金属离子结 离子或原子，如Fe3+ , Fe2+, Ag+, BF3等 合的不管是阴离子或中性分子，均为碱.
配位平衡 Kf°
§4-1 酸碱理论概述
1、 1884年，瑞典化学家Arrhenius电离理论
2、1923年，丹麦化学家 Bronsted-Lowry 酸碱质子理论 3、1923年，美国化学家 Lewis 酸碱电子对理论 4、1963年，美国化学家Pearson 软硬酸碱理论（HSABT）
1-1、Arrhenius酸碱电离理论
四. 酸碱反应的实质 ——两个酸碱共轭对之间的质子传递
如HF在水溶液中的 ① 酸碱电离反应是质子传递反应 电离反应是由给出质 子的半反应和接受质 子的半反应组成的 HF(aq) H+ + F－(aq)
H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l)