第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

第一節(jié)電離平衡

一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1、電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。

2、非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在，因而不能導(dǎo)電的化合物。

3、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

（1）實驗探究鹽酸和醋酸的電離程度

酸0.1mol·L－1鹽酸0.1mol·L－1醋酸

pH較小較大

導(dǎo)電能力較強(qiáng)較弱

與鎂條反應(yīng)的現(xiàn)象產(chǎn)生無色氣泡較快產(chǎn)生無色氣泡較慢

實驗結(jié)論實驗表明鹽酸中c(H＋)更大，說明鹽酸的電離程度大于醋酸的電離程度

（2）強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)

概念在水溶液中能全部電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)

電解質(zhì)在溶液

只有陰、陽離子既有陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子

中的存在形式

化合物類型離子化合物、部分共價化合物共價化合物

①多數(shù)鹽(包括難溶性鹽)；①弱酸，如CH3COOH、HClO等；

實例②強(qiáng)酸，如HCl、H2SO4等；②弱堿，如NH3·H2O等；

③強(qiáng)堿，如KOH、Ba(OH)2等③水

二、弱電解質(zhì)的電離平衡

1、電離平衡狀態(tài)

（1）概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)

分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，電離過程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。

（2）建立過程

1

2、電離方程式的書寫

（1）強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離，在寫電離方程式時，用“===”。

（2）弱電解質(zhì)：部分電離，在寫電離方程式時，用“”。

3、電離平衡的影響因素?

（1）溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動，電離程度

增大。

（2）濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，離子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率越小，電

離程度越大。

（3）同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向

移動，電離程度減小。

（4）化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時，電離平衡向電離方向移動。

三、電離平衡常數(shù)

1、概念：在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的

乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。

2、電離平衡常數(shù)的表示方法

＋－

＋－cA·cB

AB＝A＋BK＝

cAB

3、弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。

4．電離常數(shù)的影響因素

(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本性所決定。

(2)外因：對于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，由于電離為吸熱過程，所以電離平衡

常數(shù)隨溫度升高而增大。

5、電離常數(shù)的計算——三段式法

－1

例：25℃amol·L的CH3COOH

－＋

CH3COOHCH3COO＋H

－

起始濃度/mol·L1：a?00

變化濃度/mol·L－1：xxx

平衡濃度/mol·L－1：a－xxx

－＋22

cCH3COO·cHxx

則Ka＝＝≈

cCH3COOHa－xa

6、實驗探究：CH3COOH與H2CO3酸性強(qiáng)弱比較

實驗操作

2

實驗現(xiàn)象有氣泡產(chǎn)生

實驗結(jié)論CH3COOH酸性大于碳酸

Ka大小比較Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3)

7、鎂條與等濃度、等體積鹽酸、醋酸的反應(yīng)

比較項目宏觀辨識微觀探析

鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離，醋酸是弱酸，部分電

反應(yīng)初期鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸大離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H＋)較大，

因而反應(yīng)速率較大

鹽酸的反應(yīng)速率始終比醋酸大，鹽醋酸中存在電離平衡，隨反應(yīng)的進(jìn)行，電離平衡正

反應(yīng)過程

酸的反應(yīng)速率減小明顯，醋酸的向移動，消耗的氫離子能及時電離補(bǔ)充，所以一

中

反應(yīng)速率減小不明顯段時間速率變化不明顯

鎂條稍微過量，兩種酸的物質(zhì)的量相同，隨醋酸

電離，平衡正向移動，醋酸幾乎消耗完全，最終

二者產(chǎn)生的氫氣的量基本相等，速率

最終二者與鎂條反應(yīng)的氫離子的物質(zhì)的量幾乎相同，

幾乎都變?yōu)榱?/p>

因而產(chǎn)生的H2的量幾乎相同。兩種酸都幾乎消

耗完全，反應(yīng)停止，因而反應(yīng)速率幾乎都變?yōu)?

3

第二節(jié)水的電離和溶液的pH

一、水的電離

1、水的電離

（1）水是一種極弱的電解質(zhì)。

＋－＋－

（2）水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋OH，簡寫為H2OH＋OH。

＋－

cH?·cOH?

（3）水的電離平衡常數(shù)K電離＝。

cH2O

2、水的離子積常數(shù)

（1）含義：因為水的濃度可看作常數(shù)，所以水中的c(H＋)·c(OH－)可看作常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，

簡稱水的離子積，用KW表示。

＋－－14

（2）表達(dá)式與數(shù)值：表達(dá)式KW＝c(H)·c(OH)，室溫時，KW＝1.0×10。

（3）影響因素：KW只受溫度影響，由于水的電離是吸熱過程，溫度升高，KW增大。

3、外界條件對水的電離平衡的影響

＋－

分析下列條件的改變對水的電離平衡H2OH＋OHΔH>0的影響，并填寫下表：

＋－

改變條件平衡移動方向?c(H)c(OH)水的電離程度Kw

升高溫度右移增大增大增大增大

加入HCl(g)左移增大減小減小不變

加入NaOH(s)左移減小增大減小不變

加入金屬Na右移減小增大增大不變

加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變

二、溶液的酸堿性與pH

1．25℃時，分析下列溶液的氫離子和氫氧根離子濃度

純水0.1mol·L－1NaOH溶液0.1mol·L－1鹽酸

＋－－－

c(H)/mol·L11×1071×10130.1

－－－－

c(OH)/mol·L11×1070.11×1013

c(H＋)、c(OH－)

c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)<c(OH－)c(H＋)>c(OH－)

的相對大小

溶液的酸堿性中性堿性酸性

2、溶液的酸堿性與溶液中c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系

c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系c(H＋)的范圍(室溫下)

酸性溶液c(H＋)>c(OH－)c(H＋)>1×10－7mol·L－1

4

中性溶液c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝1×10－7mol·L－1

堿性溶液c(H＋)<c(OH－)c(H＋)<1×10－7mol·L－1

任何水溶液中都有H＋和OH－。

3．溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關(guān)系

計算公式pH＝－lg_c(H＋)

pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)；

意義

pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)

溶液酸堿性與pH的關(guān)系pH＜7，為酸性溶液；pH＝7，為中性溶液；

(常溫下)pH＞7，為堿性溶液

適用范圍1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1

＋＋＋Kw

特別提醒pH計算公式中c(H)：強(qiáng)酸溶液：c(H)＝n·c(HnA)；若強(qiáng)堿溶液：c(H)＝＝

cOH－

Kw。

n·c[BOHn]

4、溶液酸堿性的測定方法

（1）利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，

用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當(dāng)試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，讀出pH。

①廣泛pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)，可以識別的pH差約為1。

②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。

③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。

（2）用pH計測量。

pH計也叫酸度計，該儀器可精密測量溶液的pH。其量程為0～14。

5、pH的應(yīng)用

pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)實驗中都有重要的應(yīng)用。溶液pH的控制常常是影響實驗結(jié)

果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。

6、酸堿溶液稀釋時pH的變化圖像

（1）pH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖

（2）c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖

5

可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強(qiáng)酸或強(qiáng)堿。

7、酸堿溶液稀釋時pH的變化

酸(pH＝a)堿(pH＝b)

弱酸強(qiáng)酸弱堿強(qiáng)堿

稀釋10n倍pH<a＋npH＝a＋npH>b－npH＝b－n

無限稀釋pH趨向于7

三、酸堿中和滴定實驗

1、概念和原理

（1）概念：依據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。

（2）原理：在中和反應(yīng)中，酸提供的H＋與堿提供的OH－之間的物質(zhì)的量相等。

－＋

＋－＋cOH·V堿－cH·V酸

即：c(H)·V酸＝c(OH)·V堿，則c(H)＝或c(OH)＝。

V酸V堿

2、主要儀器使用

（1）儀器：滴定管，鐵架臺，滴定管夾，錐形瓶，燒杯。

儀器a是酸式滴定管，儀器b是堿式滴定管。精密度：0.01mL。

（2）滴定管的使用方法

①檢查儀器：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。

②潤洗儀器：在加入溶液之前，潔凈的滴定管要用所要盛裝的溶液潤洗2～3遍。

③加入溶液：分別將溶液加入到相應(yīng)滴定管中，使液面位于滴定管0刻度線以上。

④調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，使滴定管尖嘴部分充滿溶液，然后調(diào)節(jié)滴定管液面使其

處于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。準(zhǔn)確讀取數(shù)值并記錄。

3、主要試劑

6

（1）待測液；（2）標(biāo)準(zhǔn)液；（3）指示劑（一般用酚酞或甲基橙，一般不用石蕊，顏色改變不明顯）。

4、指示劑的選擇

（1）原理：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點時有一個突變過程，

在此范圍內(nèi)，滴加很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色變化明顯，所以即使酚

酞、甲基橙的變色不在恰好中和的pH＝7的點上，但體積差距很小，可以忽略不計。

（2）酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)

指示劑變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)

石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍(lán)色

酚酞<8.2無色8.2～10.0淺紅色>10.0紅色

甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色

5、滴定操作

（1）滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點時，應(yīng)一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶內(nèi)壁承接尖嘴處懸掛的半

滴溶液。

（2）終點的判斷：滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不變回原色，視為滴定終點。

6、數(shù)據(jù)處理

為減少實驗誤差，重復(fù)實驗2～3次，求出所用標(biāo)準(zhǔn)溶液體積的平均值，然后再計算待測液的物質(zhì)的

量濃度。

7、常見的誤差分析

步驟操作V標(biāo)準(zhǔn)c待測

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗變大偏高

堿式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗變小偏低

洗滌

錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響

取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高

滴定振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低

部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高

7

溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴

變大偏高

NaOH溶液無變化

滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低

讀數(shù)

滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高

第三節(jié)鹽類的水解

一、鹽類的水解

1、探究鹽溶液的酸堿性

鹽溶液NaClNa2SO4Na2CO3NaHCO3CH3COONaNH4Cl(NH4)2SO4

pHpH＝7pH＝7pH>7pH>7pH>7pH<7pH<7

鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽

溶液酸堿性中性堿性酸性

2、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因

－＋

微粒變化CH3COO和H結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3COOH，使水的電離平衡向電離方向移動

平衡時酸堿性使溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性

－－

水解方程式CH3COO＋H2OCH3COOH＋OH

＋－

微粒變化NH4和OH結(jié)合?生成弱電解質(zhì)NH3·H2O，使水的電離平衡向電離的方向移動

平衡時酸堿性使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性

＋＋

水解方程式NH4＋H2ONH3·H2O＋H

＋－－＋

水解方程式H2OH＋?OH，NaCl===Cl＋Na

＋－

理論解釋：溶液中不生?成弱電解質(zhì)，水的電離平衡未受影響，溶液中c(H)＝c(OH)，溶液呈中性。

3、鹽類的水解

（1）概念：在溶液中，由鹽電離出來的弱離子跟水電離出來的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

（2）實質(zhì)：生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡。

（3）特征：①一般是可逆反應(yīng)，在一定條件下達(dá)到化學(xué)平衡；②鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。

③鹽類水解是吸熱反應(yīng)。

二、影響鹽類水解的主要因素

1、反應(yīng)物本身性質(zhì)的影響

鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質(zhì)所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數(shù)越小)，

鹽的水解程度越大，即越弱越水解。

2、實驗探究反應(yīng)條件對鹽類水解程度的影響

3＋＋

已知FeCl3發(fā)生水解反應(yīng)的離子方程式：Fe＋3H2OFe(OH)3＋3H，根據(jù)實驗操作填寫下表：

?

8

影響因素實驗步驟實驗現(xiàn)象解釋

3＋

加入FeCl3固體，溶液顏色變深，溶加入FeCl3固體，c(Fe)增大，水解平衡向正

鹽的濃度

再測溶液的pH液的pH變小反應(yīng)方向移動

加鹽酸后，測溶溶液顏色變淺，溶加入鹽酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反應(yīng)

液的pH液的pH變小方向移動，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大

溶液的酸堿度

加入少量NaOH加入氫氧化鈉后，OH－消耗H＋，c(H＋)減小，

產(chǎn)生紅褐色沉淀

溶液水解平衡向正反應(yīng)方向移動

溫度升高溫度溶液顏色變深升高溫度，水解平衡正向移動

3、鹽的水解常數(shù)

（1）表達(dá)式

－－

以CH3COONa為例：CH3COO＋H2OCH3COOH＋OH

－

＝cCH3COOH·cOH，只與?溫度有關(guān)。

Kh－

cCH3COO

（2）與對應(yīng)弱酸電離常數(shù)的關(guān)系

＋－

cH·cCH3COOKw

Ka＝所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝。

cCH3COOHKa

弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小(越弱)，其生成的鹽水解的程度就越大。

三、鹽類水解的應(yīng)用

1、在化學(xué)實驗中的應(yīng)用

應(yīng)用舉例

3＋＋

判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe＋3H2O===Fe(OH)3＋3H

判斷酸性強(qiáng)弱相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、9、10，則酸性：HX>HY>HZ

2＋

配制或貯存易水解配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，抑制Cu水解；貯存Na2CO3溶液不

的鹽溶液能用磨口玻璃塞

3＋＋

膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應(yīng)：Fe＋3H2O=====Fe(OH)3(膠體)＋3H

△

制備無水鹽將揮發(fā)性酸的弱堿鹽如AlCl3、FeCl3溶液蒸干時，在通HCl的氣流中加熱蒸干

3＋2－－2－－－3＋－2－－＋

Al與CO3、HCO3、S、HS、AlO2；Fe與HCO3、CO3、AlO2；NH4與

判斷離子是否共存

－2－

AlO2、SiO3因相互促進(jìn)水解強(qiáng)烈而不能大量共存。

判斷中和反應(yīng)至中如NH3·H2O與HCl反應(yīng)至中性，NH3·H2O過量，CH3COOH與NaOH反應(yīng)

性的試劑用量至中性時CH3COOH過量。

如用TiCl4制備TiO2，其反應(yīng)的化學(xué)方程式為：

制備無機(jī)化合物TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl

加入大量的水，同時加熱，促使水解趨于完全。

9

2、在生產(chǎn)生活中的應(yīng)用

泡沫滅火器中藥品成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生的反應(yīng)為：

泡沫滅火器原理

3＋－

Al＋3HCO3===Al(OH)3↓＋3CO2↑

3＋＋

作凈水劑明礬可作凈水劑，原理為Al＋3H2O===Al(OH)3(膠體)＋3H

化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混合施用

NH4Cl溶液與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑，原理為：

除銹劑

＋＋2＋＋

NH4＋H2O===NH3·H2O＋H、Zn＋2H2O===Zn(OH)2＋2H

－

熱純堿去污能力強(qiáng)加熱，促進(jìn)Na2CO3的水解，使c(OH)增大，去污能力增強(qiáng)

四、溶液中的守恒關(guān)系

1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等。即電荷守

恒，溶液呈電中性。

2、元素質(zhì)量守恒：

在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化，就該離子所含的某

種元素來說，其質(zhì)量在反應(yīng)前后是守恒的，即元素質(zhì)量守恒。

如：Na2CO3溶液中：

＋

nNa2＋2－2－－

①＝，即n(Na)＝2c(CO3)，CO3在水中部分會水解成HCO3、H2CO3，共三種含碳元素的存

2－

nCO31

在形式。

＋2－－

②c(Na)＝2[c(CO3)＋c(HCO3)＋c(H2CO3)]。

3、質(zhì)子守恒

方法一：可以由電荷守恒與元素質(zhì)量守恒推導(dǎo)出來。

－＋－

如Na2CO3中將電荷守恒和元素質(zhì)量守恒中的金屬陽離子消去得c(OH)＝c(H)＋c(HCO3)＋2c(H2CO3)。

＋－＋－

方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2O＝H＋OH，水電離產(chǎn)生的H和OH的物質(zhì)的量總是相等的，

無論在溶液中由水電離出的H＋和OH－以什么形式存在。

－－＋－－＋

如：Na2CO3溶液中即：c(OH)＝2c(H2CO3)＋c(HCO3)＋c(H3O)或c(OH)＝2c(H2CO3)＋c(HCO3)＋c(H)。

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第四節(jié)沉淀溶解平衡

一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡

1、25℃時，溶解性與溶解度的關(guān)系

溶解性易溶可溶微溶難溶

溶解度>10g1～10g0.01～1g<0.01g

2、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡

（1）沉淀溶解平衡的建立

（2）沉淀溶解平衡方程式

以AgCl沉淀溶解平衡為例：AgCl(s)===Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。

（3）沉淀、溶解之間這種動態(tài)平衡也決定了Ag＋與Cl－的反應(yīng)不能完全進(jìn)行到底。一般情況下，當(dāng)溶

液中剩余離子的濃度小于1×10－5mol·L－1時，化學(xué)上通常認(rèn)為生成沉淀的反應(yīng)進(jìn)行完全了。

3、難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響因素

2＋－

已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)===Mg(aq)＋2OH(aq)

條件改變移動方向c(Mg2＋)c(OH－)

加少量水正向移動不變不變

升溫正向移動增大增大

加MgCl2(s)逆向移動增大減小

加鹽酸正向移動增大減小

加NaOH(s)逆向移動減小增大

n＋m－mn＋nm－

Q：離子積對于AmBn(s)===mA(aq)＋nB(aq)任意時刻Q＝c(A)·c(B)。

(1)Q>Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。

(2)Q＝Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。

(3)Q<Ksp，溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。

二、沉淀溶解平衡應(yīng)用

1、沉淀的生成

（1）沉淀生成的應(yīng)用：在無機(jī)物的制備和提純、廢水處理等領(lǐng)域，常利用生成沉淀來達(dá)到分離或除去某些

離子的目的。

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（2）沉淀的方法

①調(diào)節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH至7～8，使Q[Fe(OH)3]

3＋3＋＋

＞Ksp[Fe(OH)3]可使Fe轉(zhuǎn)變?yōu)镕e(OH)3沉淀而除去。反應(yīng)如下：Fe＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH4。

2＋2＋

②加沉淀劑法：如以Na2S、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子，如Cu、Hg等生成極難溶的硫化物

CuS、HgS等沉淀，即離子積Q＞Ksp時，生成沉淀，也是分離、除去雜質(zhì)常用的方法。

2、沉淀的溶解

（1）沉淀溶解的原理

根據(jù)平衡移動原理，對于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去平衡體系中的相應(yīng)離子，使

平衡向沉淀溶解的方向移動，就可以使沉淀溶解。

（2）實驗探究：Mg(OH)2沉淀溶解

（3）沉淀溶解的方法

①酸溶解法：用強(qiáng)酸溶解的難溶電解質(zhì)有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。