无机化学 第11章沉淀反应
无机化学(人卫版)沉淀溶解平衡
（5）混合溶液离子沉淀分离的判断
例6、试通过计算分析，某温度下能否通过加碱的方法将浓度 为0.10mol/L的Fe3+和Mg2+完全分离。
Ksp(Mg(OH)2)=1.2×10-11( mol/L)2
Ksp( Fe(OH)3)=4.0×10-38( mol/L)3
注意：离子完全沉淀的浓度为1×10-5mol/L
（3）沉淀的判断
例4、已知某温度下，Ksp(CaF2)=1.46×10-10( mol/L)3, Ka(HF)=3.6×10-4mol/L,现向1L0.2mol/LHF溶液中加入
1L0.2mol/LCaCl2溶液，问是否有沉淀产生。
注意：当有弱电解质存在时，两溶液混合电离平衡会 发生移动，离子浓度计算时应按稀释后溶液浓度。
固的氟磷酸钙[Ca5Ca2+(aq)F]覆盖在牙齿表 (PO4)3 +3PO43- (aq) +OH-(aq) Ca5(PO4)3OH (s) 5 面，抵抗Ｈ+的侵袭 Ksp=6.8×10-37mol9•L-9 ，从而防止龋齿。
小 结
沉淀溶解平衡
溶度积
沉淀溶解平衡的应用
1.沉淀的溶解与生成
2.沉淀的转化
←
↓
↑
←
↑
↓
课堂达标
将足量AgCl分别放入：①5mL水， ②10mL0.2mol/LMgCl2溶液，③ 20mL0.5mol/LNaCl溶液，④ 40mL0.1mol/L盐酸中溶解至饱和，各 溶液中Ag+的浓度分别为a、b、c、d， 它们由大到小的排列顺序是
a﹥d﹥ b﹥c
课堂达标 对于沉淀溶解平衡： ZnS（S） Zn2+(aq) + S2-(aq) 若改变条件，对其有何影响 Q=c(Zn2+) · 2-) Ksp= [Zn2+][S2-] c(S 改变条件 升高温度 加少量ZnCl2（s） 加少量Na2S（s） 平衡移动方向
高等教育出版社 无机化学 第十一章 课后习题答案
x == 0.786V
== 0.786V
18．粗铜片中常含杂质Zn,Pb,Fe,Ag等，将粗铜作阳极，纯铜作阴极，进行电解炼，可以得到纯度为99.99%的铜，试用电极电势说明这四种杂质是怎样和铜分离的。
解
电极电势比较大，△rG 则比较小，所以进行的彻底。
19．在含有CdSO4溶液的电解池的两个极上加外电压，并测得相应的电流。所得数据如下：
E/V
0.5 1.0 1.8 2.02.2 2.4 2.6 3.0
I/A
0.002 0.0004 0.007 0.008 0.028 0.069 0.110 0.192
试在坐标纸上作图，并求出分解电压。
解
得出E=3.0V
20．在一铜电解试验中，所给电流强度为5000A，电流效率为94.5%，问经过3h（小时）后，能得电解铜多少kg（千克）？
16．对于298K时Sn2+和Pb2+与其粉末金属平衡的溶液，在低离子强度的溶液中[Sn2+]/ [Pb2+]=2.98，已知 = -0.126V， 。
解Sn + Pb2+ Sn2++ Pb
K =[Sn2+]/ [Pb2+]=2.98
lg K = = =
x ==—0.14V
==—0.14V。
17．在298K时反应Fe3++ Ag Fe2++ Ag+的平衡常数为0.531。已知 = +0.770V，计算 。
解
3．现有下列物质：KMnO4, K2Cr2O7, CuCl2, FeCl2, I2, Br2, Cl2, F2在一定条件下它们都能作为氧化剂，试根据电极电势表，把这些物质按氧化本领的大小排列成顺序，并写出它们在酸性介质中的还原产物。
沉淀反应的应用课件
沉淀反应的速率
反应速率的概念
描述了化学反应的快慢，受反应物的浓度、温度、催化剂等 因素影响。
沉淀反应速率的影响因素
沉淀反应的速率受多种因素影响，如反应物的浓度、温度、 催化剂等。
沉淀反应的条件
01
02
03
04
反应物的浓度
沉淀反应的类型
根据沉淀的组成和结构，沉淀反应可分为两类：均相沉淀和多相沉淀。 均相沉淀是指沉淀的组成和结构与反应物相同，例如复分解反应生成的盐和水。
多相沉淀是指沉淀的组成和结构与反应物不同，例如通过离子交换形成的沉淀。
沉淀反应的特点
01
02
03
04
沉淀反应具有选择性，即反应 物在特定条件下才能形成沉淀
等；
2. 配制溶液
根据需要配制一定浓度的溶液；
3. 加入沉淀剂
将沉淀剂加入到溶液中，搅拌均 匀；
6. 分析鉴定
对沉淀进行分析和鉴定，如用 XRD、SEM等方法。
5. 分离沉淀
采用离心机等方法将沉淀分离出 来；
4. 视察和记录现象
视察溶液中的变化，记录沉淀的 颜色、形状、大小等；
实验结果与讨论
通过实验，视察到沉淀的颜色、形状 、大小等变化；
。
沉淀反应具有可逆性，即沉淀 可以重新溶解在溶液中。
沉淀反应具有速率快的特点， 通常可以在短时间内完成。
沉淀反应具有应用广泛的特点 ，可以用于分离、纯化、分析
、制备等许多方面。
02
沉淀反应的基本原理
沉淀反应的化学平衡
沉淀溶解平衡
描述了沉淀溶解和生成的平衡状 态，受温度、浓度、酸度等因素 影响。
无机化学第11章电化学基础
配平步骤：
（1）写出反应物和产物 （2）标出氧化值变化元素的氧化值，并求出其变化量
（产物中的-反应物中的） （3）根据原则①，确定氧化剂和还原剂化学式前的系数 （4）根据原则②，配平其它元素原子的系数
例：写出高锰酸钾与盐酸作用制取氯气 的反应方程式
（1）KMnO4+HCl→MnCl2+Cl2
例：配平反应MNO4-+SO32-→MNO2+ SO42- （中 性介质）
解： MnO4-→MnO2（还原反应） SO32- →SO42- （氧化反应）
2 MnO4-+2H2O+3e- = MnO2+4OH3 SO32- +H2O-2e- = SO42-+2H+
+
2MnO4-+3SO32-+H2O = 2MnO2+3SO42-+ 2OH-
如：Zn2+/Zn；Cu2+/Cu
例：MG+2HCL=MGCL2+H2
还原剂电对：Mg2+/Mg 氧化剂电对：H+/H2
例：I2+6NaOH=5NaI+NaIO3+3H2O 氧化剂电对：I2/I 还原剂电对：IO3-/I2
书写半反应的规律
格式为： 氧化型+ne-
还原型
半反应必须为配平的离子反应式
的 2H+(aq)+2e-
氧
化 Cu2+(aq)+2e-
性 增
I2(s)+2e-
强 Br2 +2e-
O2(g)+4H++4eCl2(g)+2e-
普通化学无机化学2013沉淀溶解反应
沉淀溶解平衡是一种多相平衡。沉淀溶解平衡 的规律，只适用于溶解度小于0.01g/100g水的 难溶电解质。
2
6.1难溶电解质的溶度积 6.1.1沉淀溶解平衡和溶度积常数 将难溶电解质AgCl固体放入水中，在极性的水 分子作用下，固体表面上的Ag+和Cl-不断地进 入溶液，成为水合离子，这个过程称为AgCl的 溶解。同时，在溶液中的水合Ag+和Cl-不断地 做无则运动，部分Ag+和Cl-又撞击到AgCl的表 面，受到固体的表面的吸引，重新回到固体表 面，这个过程称为AgCl的沉淀。
24
例6.4在c(Co2+)=1.0mol·L-1的溶液中，含有少 量的Fe3+杂质，问如何控制溶液的pH值，才能 达到除去Fe3+杂质（即杂质离子被定量沉淀） 的目的？已知
K sp {Co(OH ) 2 } 1.09 10
15 39
K sp {Fe(OH )3} 2.64 10
8
1
20
利用同离子效应使离子沉淀完全. 沉淀剂一般过量50%左右为宜。 若过大，则因盐效应或可能发生副反应而使沉 淀溶解度增大。 盐效应由于溶液中离子浓度增高，使离子强度 增高，因而异号离子间作用增大，使得沉淀— 溶解平衡向离解方向移动。
盐效应的影响不显著，一般可不考虑。
21
副反应往往会显著增大的沉淀的溶解度，如 AgCl能与溶液中过量的Cl-发生配位反应生成 AgCl2-、 AgCl32-、 AgCl43-等配位离子。因此 过量的Cl-浓度高于10-2.4mol·L-1时， AgCl溶 解度反而明显增大。
12
6.1.3溶度积规则 根据化学热力学原理可知： 利用溶度积常数和沉淀溶解反应的反应商Q， 即可判断沉淀溶解反应进行的方向。
无机化学11章答案
第十一章 电化学基础11-1 用氧化值法配平下列方程式 （1）KCl KClO 3KClO 443+=（2）CO 30P 3CaF 2CaSiO 18SiO 18C 30F )PO (Ca 44232345+++=++ （3）O 2H NaCl N Cl NH NaNO 2242++=+（4）O H 7SO K )SO (Fe 3)SO (Cr SO H 7FeSO 6O Cr K 242342342424722+++=++ （5）Cs 2CaCl Ca CsCl 22+=+↑11-2 将下列水溶液化学反应的方程式先改写为离子方程式，然后分解为两个半反应式 （1）2222O O H 2O H 2+=O H e H O H 222222=++-+ -+++=e H O O H 22222（2）HClO HCl O H Cl 22+=+ -+++=+Cl H HClO O H Cl 22--=+Cl e Cl 221-+++=+e H HClO O H Cl 2221（3）O H 3KCl 5KClO KOH 6Cl 3232++=+O H 3Cl 5ClO OH 6Cl 3232++=+-----=+Cl 5e 5Cl 225---++=+e 5O H 3ClO OH 6Cl 23221（4）O H MnSO SO Fe SO K SO H FeSO KMnO 2434242424444)(528104+++=++O H 4Mn 2Fe 5H 8Fe 5MnO 222324++=++++++-O H 4Mn e 5H 8MnO 224+=+++-+--+++=e Fe Fe 3222（5）O H 7O 3)SO (Cr SO K SO H 7O H 3O Cr K 22342424222722+++=++O H O Cr H O H O Cr 22322272732143++=++++-O H 7Cr 2e 6H 14O Cr 23272+=+++-+--+++=e O H O H 2222211-3 用半反应法（离子-电子法）配平下列方程式：（1）K 2Cr 2O 7 + H 2S + H 2SO 4 → K 2SO 4 + Cr 2(SO 4)3 + S + H 2OCr 2O 72- + 14H + + 6e - === 2Cr 3+ + 7H 2O ① H 2S === S + 2H + + 2e - ② ①+3×②得：Cr 2O 72- + 3H 2S + 8H + === 2Cr 3+ + 3S + 7H 2OO H 7S 3)SO (Cr SO K SO H 4S H 3O Cr K 234242422722+++=++（2） -24MnO + H 2O 2 → O 2 + Mn 2+(酸性溶液)MnO 42- + 8H + + 4e- === Mn 2+ + 4H 2O ①H 2O 2 === O 2 + 2H ＝+ 2e - ② ①+2×②得：MnO 42- + 2H 2O 2 + 4H + - === Mn 2+ + 2O 2 + 4H 2O（3） Zn + NO 3– + OH – → NH 3 + Zn(OH)42–---+=++OH NH e O H NO 986323 ①---+=+e 2)OH (Zn OH 4Zn 24②①+4×②得： ---+=+++24323)(4674OH Zn NH O H OH NO Zn（4） Cr(OH)4－+ H 2O 2 → CrO 42－--=+OH e O H 2222 ①Cr(OH)4－+ 4OH －=== CrO 42－+ 4H 2O + 3e －②①×3+2×②得： 2Cr(OH)4－ + 3H 2O 2 +2OH －=== 2CrO 42－+ 8H 2O（5） Hg + NO 3–+ H + → Hg 22+ + NOO H 2NO e 3H 4NO 23+=++-+-①-++=e 2Hg Hg 222②①×2+3×②得： O H 4NO 2Hg 3H 8NO 2Hg 62223++=++++-11-4 将下列反应设计成原电池，用标准电极电势判断标准态下电池的正极和负极，电子传递的方向，正极和负极的电极反应，电池的电动势，写出电池符号。
无机化学沉淀反应计算公式
无机化学沉淀反应计算公式无机化学是化学的一个重要分支，研究无机物质的性质、结构、合成和反应等。
其中，无机化学沉淀反应是无机化学中的一个重要内容，它是指两种水溶液中的阳离子和阴离子相互作用，生成不溶于水的沉淀物质的反应。
在实验室中，我们经常需要计算沉淀反应的化学方程式和沉淀物的生成量，因此，了解无机化学沉淀反应的计算公式是非常重要的。
无机化学沉淀反应的计算公式主要涉及到沉淀反应的化学方程式和生成物的量的计算。
在进行沉淀反应的计算时，我们需要考虑反应物的摩尔量、反应的平衡性以及生成物的摩尔量等因素。
下面，我们将详细介绍无机化学沉淀反应的计算公式。
1. 沉淀反应的化学方程式。
无机化学沉淀反应的化学方程式可以用来表示反应物和生成物之间的化学变化。
一般来说，沉淀反应的化学方程式可以写成如下形式：阳离子A+ + 阴离子B→ AB↓。
其中，阳离子A+和阴离子B-是反应物，AB↓是生成的沉淀物。
在写化学方程式时，需要注意反应物和生成物的化学式、化学平衡以及反应的条件等因素。
2. 沉淀物的生成量计算。
在进行沉淀反应的实验中，我们经常需要计算生成的沉淀物的量。
沉淀物的生成量可以通过反应物的摩尔量和反应的平衡性来计算。
一般来说，沉淀物的生成量可以通过以下公式来计算：生成物的摩尔量 = 较少的反应物的摩尔量×反应的摩尔比。
其中，较少的反应物是指在反应中摩尔量较少的反应物，反应的摩尔比是指生成物与反应物之间的摩尔比。
通过这个公式，我们可以计算出生成物的摩尔量，进而计算出生成物的质量或体积。
3. 例题分析。
为了更好地理解无机化学沉淀反应的计算公式，我们可以通过一个例题来进行分析。
假设有1.0 mol的铜(II)离子和1.0 mol的氢硫酸根离子在水溶液中反应生成硫化铜沉淀。
根据化学方程式Cu2+ + S2→ CuS↓，我们可以得到生成硫化铜的摩尔量为1.0 mol。
根据生成物的摩尔量 = 较少的反应物的摩尔量×反应的摩尔比，我们可以得到生成物的摩尔量为1.0 mol。
张祖德《无机化学习题》及答案第十一章
第十一章 答案1. (1) MnO 2 + 4HCl(浓)2 + Cl 2 + 2H 2O(2) 2KMnO 4+ 16HCl(浓)2 + 5Cl 2 + 8H 2O + 2KCl (3) Na 2Cr 2O 7+ 14HCl(浓)3 + 3Cl 2 + 7H 2O + 2NaCl2. (1) 2S + Cl 22Cl 2 S + Cl 2(过量)2(2) PCl 3 + 3H 2O 3PO 3(3) 2ClO 2 + 2OH －2－ + ClO 3－+ H 2O(4) KI + I 23 (5) 2F 2 + SiO 24 + O 23. (1) 2NaCl + 2H 2电解Cl 2↑ + H 2↑+ 2NaOH 2NaOH + Cl 2NaCl + H 2O (2) 6KOH + 3Cl3 + 5KCl + 3H 2O (3) 4KClO 34+ KCl(4) 6Ba(OH)2 + 6Cl 3)2 + 5BaCl 2 + 6H 2O(5) KClO 4 + H 2SO 44 + 2HClO 4（减压蒸馏分离）(6) 2Ca(OH)2 + 2Cl 22 + CaCl 2 + 2H 2O(7) Ba(ClO 3)2 + H 2SO 44↓ + HClO 34.(1) ClF 2- (2) BrF 3 (3) IF 5 (4) ClF 4- (5) BrF 4+ (6) ICl 2+ (7) OF 2 (8) H 4IO 6- AB 2E 3型 AB 3E 2型 AB 5E 型AB 4E 2型 AB 4E 型 AB 2E 2型 AB 2E 2型 AB 6型 不等性 sp 3d 杂化不等性 sp 3d 杂化不等性 sp 3d 2杂化不等性 sp 3d 2杂化不等性 sp 3d 杂化不等性sp 3杂化不等性 sp 3杂化等性sp 3d 2杂化-+BrF FF F+ClO I OHOOH OHHO-5. ClO 3-+0.50V−−−→ClO -+0.89V−−−→Cl -，ClO /Cl ϕ-->3ClO /ClO ϕ--，∴ClO -能歧化生成Cl -和ClO 3-。
沉淀反应的应用 课件
HCO－3
H2CO3
CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的CO23－浓度不断减小， 平衡向沉淀溶解 的方向移动。
②分别写出用HCl溶解难溶电解质FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2的离子方程式 FeS＋2H＋===Fe2＋＋H2S↑、Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O、 Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O 。
沉淀反应的应用
一、难溶电解质的溶解平衡
1.沉淀的生成
(1)调节pH法
如加入氨水调节pH＝4，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。
反应离子方程式：
Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH＋ 4
。
(2)加沉淀剂法
以Na2S、H2S等作沉淀剂，使Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、
HgS等沉淀。反应离子方程式如下：
二、沉淀溶解平衡在工业除杂中的应用 例2 工业制氯化铜时，是将浓盐酸用蒸气加热至80 ℃左右，慢慢加入粗制 氧 化 铜 粉 ( 含 杂 质 氧 化 亚 铁 ) ， 充 分 搅 拌 使 之 溶 解 ， 反 应 如 下 ： CuO ＋ 2HCl===CuCl2＋H2O，FeO＋2HCl===FeCl2＋H2O。已知：pH≥9.6时，Fe2＋ 以Fe(OH)2的形式完全沉淀：pH≥6.4时，Cu2＋以Cu(OH)2的形式完全沉淀； pH为3～4时，Fe3＋以Fe(OH)3的形式完全沉淀。 (1)为除去溶液中的Fe2＋，可采用的方法是( ) A.直接加碱，调整溶液pH≥9.6 B.加纯铜粉，将Fe2＋还原出来 C.先将Fe2＋氧化成Fe3＋，再调整pH到3～4 D.通入硫化氢，使Fe2＋直接沉淀
(2)工业上为除去溶液中的Fe2＋，常使用NaClO，当溶液中加入NaClO后，
武汉大学版无机化学课后习题答案(第三版)第11章分子结构
分子结构1. 试用离子键理论说明由金属钾和单质氯反应，形成氯化钾的过程？如何理解离子键没有方向性和饱和性？答：KCl 的形成表示如下： K(s)→K +(g)+e12Cl 2→Cl(g)Cl (g) +e → Cl -(g) K +(g) + Cl -(g) =KCl (s)离子键的本质是静电作用力，由于离子的电荷分布是球形对称的，因此它对异号离子的引力可以是任何方向，也就是没有方向性；一个离子的周围，能容纳多少个异离子，是随离子的半径变化而变化的，它没有固定的配位数，所以说离子键没有饱和性。
2.用下列数据求氢原子的电子亲和能。
()()K s K g → 1183H kJ mol -∆=⋅ ()()K g K g e +→+ 12419H kJ mol -∆=⋅ 21()()2H g H g → 13218H kJ mol -∆=⋅ ()()()K g H g KH S +-+→ 14742H kJ mol -∆=-⋅21()()()2K s H g KH S +→ 1559H kJ mol -∆=-⋅答：电子亲和能为下列反应的焓变，它由(5)-(4)-(3)-(2)-(1)得到： ()()H g e H g -+→543211597422184198337H H H H H H kJ mol -∆=∆-∆-∆-∆-∆=-+---=-⋅3. ClF 的解离能为1246kJ mol -⋅，ClF 的生成热为－56kJ/mol-1，Cl 2的解离能为238kJ/mol -1，试计算F 2(g)的解离能。
解：据题意：（1） ClF(g) = Cl(g) +F(g) ΔH 1 = 246 kJ ·mol -1（2）12Cl 2(g) +12F 2(g) = ClF(g) ΔH 2 = －56kJ/mol-1（3）Cl2(g) = 2Cl(g) ΔH3 = 238kJ/mol-12⨯（1）＋2⨯（2）－（3）得F2 (g) = 2 F (g)ΔH ＝2 ΔH1+2ΔH2－ΔH3＝2⨯246－2⨯56－238＝142 kJ / mol-14. 试根据晶体的构型与半径比的关系,试判断下列AB型离子化合物的晶体构型：BeO NaBr CaS RbI BeS CsBr AgCl解：查表求各离子的Pauling半径如下表：Pauling半径(pm)计算各物质的正负离子半径比以及相应晶体构型如下表：5.试从电负性数据，计算下列化合物中单键的离子性百分数各为多少？NaF AgBr RbF HI CuI HBr CsCl解：查表求出各元素的Pauling电负性数据如下表：各物质的电负性差和相应的离子性百分数如下表：6. 如何理解共价键具有方向性和饱和性？解：共价键是指两个原子间的化学键力通过共享电子而达到的稳定饱和结构的结合力。
大学无机化学之沉淀溶解
(2) 为了不使 Mg(OH)2沉淀析出， Q＜Ksp
c(OH- )＜
Ksp (Mg(OH)2 )
c(Mg2+ )
=
5.1×10-12 =4.5×10-6 0.25
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
5.1.2 溶度积
在一定温度下，将难溶电解质晶体放 入水中时，就发生溶解和沉淀两个过程。
在一定条件下，当溶解和沉淀速率相等
时，便建立了一种动态的多相离子平衡，可
表示如下：
BaSO 4 (s)
溶解 沉淀
Ba
2+
(aq)
+
SO
24
(aq
)
Ksp (BaSO4 ) = [c(Ba2+ )/c ][c(SO24- )/c ]
x很小 0.010 + x 0.010 x = 5.2 10-6
0.010 mol L-1K 2CrO 4 中 S = 5.2 10 -6 mol L-1
纯水中
S = 6.5 10 -5 mol L-1
2.盐效应
盐效应： 在难溶
电解质溶液 中，加入易 溶强电解质 而使难溶电 解质的溶解 度增大的作 用。
解： Ksp 开始沉淀pH 沉淀完全pH
Ni(OH) 2 5.0 10 -16 6.85
Fe(OH) 3 2.8 10 -39
2.82
Fe3+沉淀完全
Ni2+开始沉淀
1.48 2.82 c(Fe3+)≤10-5
6.85
无机化学Ⅰ：11.氧化还原反应
§11-2 氧化还原反应和电极电势～导电机理
原电池是由氧化还原反应 产生电流的装置，它使化学能 转变为电能。
电池反应： Zn Cu 2 Zn2 Cu
原电池表示为：
()Zn | Zn2 (1mol / L) || Cu2 (1mol / L) | Cu()
界面
盐桥
界面
§11-2 氧化还原反应和电极电势
验证：
化学反应的电池设计
3、沉淀反应 Ag Cl AgCl （1） 首先选定一个电极 Ag Ag 电极反应： Ag e Ag （2） 将(1)－(2) Ag Cl e AgCl 电池即为： Ag AgCl Cl Ag Ag
验证：
因为......这里的盐桥改为饱和硝酸钾溶液。
化学反应的电池设计
§11-1 氧化还原反应
Байду номын сангаас
二、氧化态法配平氧化还原反应式
KMnO 4 HCl MnCl 2 Cl 2
1.根据实验结果写出 主要反应物和生成物
2.求出元素氧化数的变化值
3.调整系数， 使氧化数变化相等 4.配平反应前后氧化数
2KMnO 4 10HCl 2MnCl 2 5Cl 2 未发生变化的原子数
11-2-2 电极电势差
产生的原因 Zn Zn2 2e 或称机理： Cu2 2e Cu
*
§11-2 氧化还原反应和电极电势
影响电极电势的因素：电极的本性、温度、介质酸度、 离子浓度等。
当外界条件一定时，电极电势差的高低就取决于电极的 本性。对于金属电极，则取决于金属离子化倾向的大小。
金属越活泼，溶解成离子的倾向越大，离子沉积的倾向 越小，达成平衡时，电极的电势越低；
验证：
化学反应的电池设计
无机化学——沉淀反应 习题解答②
(12)反应Zn2++H2SZnS+2H+的K为（）。
(A)K(H2S)·K(H2S)+K(ZnS)；(B)K(H2S)·K(H2S)；
(C)[K(H2S)·K(H2S)]/K(ZnS)；(D)K(H2S)/K(H2S)。
解：C
(13)反应FeS(s)+2H+Fe2++H2S的标准平衡常数K为（）。
5710314将稀盐酸与含有mnss的饱和溶液混合后其ph值变cmn比mns饱和溶液中的cmn15所有难溶的金属硫化物都可以用调节ph值的方法将相应的金属离子分离16mnss2hacmnmnskhac17mns溶于醋酸的离子反应方程式为其标准平衡常数表达式k解
第4章习题解答②
一、是非题
(1)已知298K时，K(Mg(OH)2)=1.810-11，则Mg(OH)2在水中的溶解度为1.710-4mol·L-1。
(A)K(FeS)+K(H2S)·K(H2S)；(B)K(FeS)K(H2S)·K(H2S)；
(C)K(FeS)·K(H2S)·K(H2S)；(D)K(FeS)/[K(H2S)·K(H2S)]。
解：D
(14)CuS能溶于HNO3，是由于（）。
(A)Cu2+浓度降低；(B)酸度增大；(C)S2-浓度降低；(D)Cu2+和S2-浓度均降低。
解：对
(9)在沉淀转化中，只能是溶解大的难溶物质转化为溶解度小的难溶物质。.（）
解：错
(10)在分步沉淀中，当第一种被沉淀的离子浓度c1.010-5mol·L-1，而第二种离子还没有生成沉淀时，可称其为两种离子能被分离开。（）
解：对
(11)在某溶液中含有多种离子，可与同一沉淀试剂作用。在此溶液中逐滴加入该沉淀试剂，则K小的难溶电解质，一定先析出沉淀。（）
无机化学 第十一章 氧化还原反应
第十一章氧化还原反应§本章摘要§1.原电池原电池电极电势和电动势2.氧化还原反应方程式的配平电极反应式的配平氧化还原方程式的配平3.电池反应的热力学电动势和电池反应的关系电动势和电池反应的关系浓度对E 和的影响(Nernst 方程)水溶液中离子的热力学函数4.化学电源化学电源5.分解电压和超电压分解电压和超电压6.和电极电势有关的图示电势- pH 图元素电势图自由能- 氧化数图141 的(1)片上，进入溶随着上述过程的进行，左池中过剩，显正电性，阻－+ 2 e 过剩，阻碍电子从左向右移动，阻碍反应+ 2 e - Cu不能持续(2)的溶液中，构成锌电极。
这接触时，有两种过程可能发生：Zn ----+ 2 e+ 2 e --- Zn- 电极来说，一般认为是锌片上留下负电荷而进入溶液。
和Zn - 电极的电极电势。
溶液均处于标准态时，这个表表示。
电极电势至此，我们定义了电极电势和，电池的电和电池的电动势可以测得，这将在物理值的测定中仍有一些值必须组成一个电路，值的参比电极。
测出由待测电极和参比电极组成的原电池的电动势E,值，就可以计算出待测电极的电极电(1 )1.013Pa原电池的电动势表示电极中极板与溶液之间的动势为电池的标准电动势，大的电极为正极，故电所以，电池反应] = 1。
[ KCl ] = 1。
其而求得。
, 离子共存的溶液中，物质。
如,值增大的顺序从上到下排列。
-即得，正极的电极反应减去负极的电极反应即原电池的电池反应。
在电池反应中，正极的反应减去负极的电极反应即原电池的电池反应：正极的氧化型 是氧化剂，它被还原成其还原型其氧化型。
值越大表示氧化型物质越容易被还原。
这种电极电势被称为‘还原电势’第十一章 氧化还原反应§本章摘要§ 1.原电池原电池 电极电势和电动势 2.氧化还原反应方程式的配平电极反应式的配平 氧化还原方程式的配平 3.电池反应的热力学 电动势和电池反应的关系 电动势和电池反应的关系浓度对E 和的影响 (Nernst 方程) 水溶液中离子的热力学函数4.化学电源 化学电源5.分解电压和超电压 分解电压和超电压6.和电极电势有关的图示电势 - pH 图 元素电势图 自由能 - 氧化数图以电对为例，配平其电极OH, 等；而在碱介质中则不应出现酸性物质，如, 等。
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(a An+) m (a Bm-)n Kap (a An+) m (a Bm-)n ＝ Kap (a An+) m (a Bm-)n Kap
只有当离子强度很小时，才有： Kap Ksp 所以就有了前面的溶度积规则。
沉淀溶解
溶解平衡 沉淀生成
11-2-2 沉淀的生成和溶解 一、沉淀的生成 产生沉淀的唯一条件 ：Q(离子积)>Ksp(溶度积)
1 0 1 2 1 . 4 0 1 0 K 5 . 6 1 0 s p , M g ( O H ) 2
2 2 4 4 2 Q C ( M g )C ( O H ) 2 . 5 1 0 ( 7 . 5 1 0 )
所 以 ， 有 M g ( O H ) 沉 淀 生 成 。 2
3 3K 4 K 4 S 或 S s p s p
对 AB 3型，是否应有： K 27S 或 S
sp 4 4
K
sp
27
11-2 溶度积规则及应用
11-2-1 溶度积规则 一、溶度积规则 当溶液中有： A B(s)⇌A+＋B平衡时有： [A+ ][B-] = Ksp [A+ ][B-] Ksp
例2：298K往50ml 0.001mol· L-1MgSO4溶液中加入相同浓度的 NaOH150mL，问能否产生Mg(OH)2沉淀？如改为氨水呢？ 2 4 解： C ( M g) 0 . 0 0 15 0 / ( 5 01 5 0 ) 2 . 5 1 0
判断 [Mg2+][OH-]2 是否大于 Ksp 4 C ( O H ) 0 . 0 0 1 1 5 0 / ( 5 01 5 0 ) 7 . 5 1 0
改用氨水，[OH-] = 1.06×10-4 Q = 2.81 × 10-12
二、沉淀的溶解 沉淀溶解的唯一条件 ：Q(离子积)<Ksp(溶度积) 1、生成弱电解质（水、弱酸、弱碱）：
2 Mg ( OH ) Mg 2 OH 2
2H
2H2O
o o 2 2 OH 2 H 2 H O K 1 /( K ) 2 2 w
[Ag ][Cl ] K [AgCl]
即：
+][Cl－] Kº = [Ag sp
上式中的 Kº sp 即为溶度积常数，简称溶度积。 Solubility Product
AmBn(s) ⇌ m An+ + n Bm-
K [ A] [ B]
sp
n m
m n
11-1-2 溶度积和溶解度之间的相互换算 溶解度(s)：溶解物质克数 / 100克水(溶剂) 溶度积(Ksp) (涉及离子浓度) ： 溶解物质“物质的量” / 1L溶液
2 2 2 3 K ( PbI ) [ Pb ][ I ] S ( 2 S ) 4 S sp 2
S
3
K
sp
3 . 1 10 37 1 . 20 10 4 4
9
AB型（例AgCl） Ksp S 或S Ksp
2
A B 型 或 A B 型 （ 例 P b C l 、 A g C r O ) 2 2 2 2 4
这就是溶度积规则。
任意多相离子平衡： AmBn(S) ＝mAn+ ＋nBm－ 当：
(C An+) m (C Bm－)n ＝ Q Ksp (C An+) m (C Bm－)n ＝ Q ＝ Ksp (C An+) m (C Bm－)n ＝ Q Kap
沉淀溶解
溶解平衡
沉淀生成
使用溶度积规则应注意的地方： （1）利用溶度积规则可以根据离子浓度来判
假如此时向溶液中加入一些A+ 或 B- ，则溶液中有
此时就可以看到溶液中有沉淀生成。
假如设法减小A+ 或 B- 的浓度，则平衡就向 右移动，固体又不断溶解下去。 综合起来就是： [A+ ][B－] ＝Q Ksp [A+ ][B－] ＝Q = Ksp [A+ ][B－] ＝Q Ksp 固体溶解 溶解平衡 生成沉淀
第11章 沉淀反应
11-1 沉淀溶解反应
11-2 溶度积规则及应用
11-1 沉淀溶解反应
11-1-1 溶解平衡和溶度积 1、 溶解平衡 在溶液中有下列平衡： AgCl(s) ⇌ Ag+ ＋Cl－ AgCl不断地溶解到水中，溶液中离子不断 沉积到固体上，一定时间后达到平衡。
2、溶度积 当上述反应达到平衡时，其平衡常数为：
对于难溶物质，离子浓度很稀，可作近似处理：
(x g / 100 gH2O )×10 / M ~ mol·L-1
例 1 ： 已 知 室 温 下 ， Mg(OH)2 的 溶 解 度 为 6.53×10-3 g· L-1 。试求它的溶度积。 解：查知Mg(OH)2的摩尔质量是58.3g· mol-1 3 6 . 5 3 1 0 4 1 S 1 . 1 21 0( m o lL ) 5 8 . 3 Mg(OH)2 ⇌ Mg2+ + 2OH平衡浓度/mol· L-1
2 Mg ( OH ) 2 H Mg 2 H O 2 2
Hale Waihona Puke 2 o o Mg ( OH ) Mg 2 OH K K ( Mg ( OH ) ) 2 1 sp 2
2 2
S
2
2S
K [M g ][O H] S (2 S ) s p
4 4 2 1 .1 2 1 0 (2 1 .1 2 1 0 ) 1 2 5 .6 2 1 0 答：Mg(OH)2的溶度积为5.62×10-12 。
例2：已知298K，PbI2的Ksp = 7.110-9，求PbI2 在水中的溶解度？ PbI2 = Pb2+ + 2I平衡浓度/mol· L-1： S 2S
断溶液中的沉淀是生成还是溶解。
（2）溶度积规则只适用于离子强度较小的情
况，溶液中离子强度大了就要做修正。
二、 溶度积和活度积
前面已学过在强电解质溶液中浓度和活度的
关系为：
a=fC
当溶液中的离子强度增大时，会引起活度系
数 f 的减小，而溶液中真正影响溶解平衡的是活
度积 Kap。
三、任意多相离子平衡： AmBn(S) ＝mAn+ ＋nBm当：