第五章酸堿平衡與沉淀溶解平衡

無機化學課件教學要求教學內容課堂習題推薦網站返回首頁主講人：衷友泉第五章酸堿平衡與沉淀溶解平衡

Chapter5：Acidbase＆

precipitation-dissolutionequilibrium

1、熟悉酸堿三大理論。2、掌握弱酸、弱堿溶液的pH值以及多元弱酸堿的分級計算。3、理解緩沖溶液的作用原理，掌握其pH值的計算、配制。4、初步認識同離子效應、鹽效應對弱電解質的電離度影響。5、熟悉緩沖溶液在藥物生產、藥物質量控制上的應用。

本章教學要求第一節(jié):酸堿理論第二節(jié)：水的質子自遞平衡第三節(jié)：弱酸弱堿電離平衡第五節(jié)：難溶強電解質的沉淀溶解平衡酸堿理論

第一節(jié)：酸堿理論

在生物體的生命過程中,酸堿起著重要的作用,適宜穩(wěn)定的酸度,有利于細胞的正常生理功能的表達。而且很多藥物本身就是酸或堿，它們的制備、分析測定條件以及藥理作用等，都與酸堿性有密切的關系。疑問：什么是酸？什么是堿呢？引言模擬實驗:HCl石蕊石蕊NaOH石蕊試劑:蘭色→紅色實驗現象:人們對酸堿的感性認知最初人們根據物質表現出來的性質來區(qū)分酸和堿。紅色→蘭色

酸堿一、酸堿電離理論1887年阿侖尼斯（S.Arrhenius）提出了酸堿電離理論:酸:凡在水溶液中能電離產生H+的物質。堿:

凡在水溶液中能電離產生OH-的物質。HAcH2OH2OH+電離產生：酸堿KOH電離產生：OH-一、酸堿電離理論1、僅限于水溶液,無法說明物質在非水溶液中的酸堿問題。如:在液氨中,NH4+與NaNH2的反應。

NH4++NH2-2NH32、把堿限制為氫氧化物,對Na2CO3、Na3PO4等本質上具有堿性無法說明。非水滴定局限性：二、酸堿質子理論酸:

能給出質子的物質,即質子的給體。

如:HCl→H++Cl-堿:

能與質子結合的物質,即質子的受體。

如:NaOH,OH-,Ac-,NH3,CO3-,CN-.1923年布朗斯特（J.N.Bronsted）提出了酸堿質子理論。提示：質子理論把堿的范圍大大地擴大了。二、酸堿質子理論

酸給出質子后余下的那部分就是堿,堿接受質子后就成了酸，酸堿的這種相互依存關系叫共軛關系。HAcH++Ac-

1、共軛酸堿對:酸H++堿

酸堿-H++H+二、酸堿質子理論1、共軛酸堿對:H+H+

“有酸才有堿，有堿才有酸，酸中有堿，堿可變酸”。

HAc+H2OAc-+H3O+

酸1

堿2

堿1

酸2

NH4++H2ONH3+H3O+

酸1

堿2

堿1

酸2二、酸堿質子理論2、酸堿反應的實質：

酸堿反應的實質：一切酸堿反應都是質子傳遞反應。

NH4++NH2-2NH3H+

CO32-+H2OHCO3-+OH-

H+3、兩性物：

在某個共軛酸堿對中是堿,在另一個共軛酸堿對中又是酸,這樣的物質稱為兩性物。如：HS-H2PO4-HPO4-HSO3-HCO3-HSiO3-等都是兩性物。二、酸堿質子理論H2PO4-+H+H3PO4HPO42-+H+二、酸堿質子理論4、酸堿的強弱：

這不僅取決于酸堿本身釋放質子和接受質子的能力,同時也取決于溶劑釋放和接受質子的能力。因此比較酸堿強弱必須固定溶劑,一般以水為溶劑。同一酸堿在不同的溶劑中的相對強弱則由溶劑的性質決定的。例如：HAc在溶劑水中是一弱酸，而在溶劑液氨中卻是一較強的酸。拉平效應與區(qū)分效應二、酸堿質子理論1、將不同強度的酸堿均化到相同強度水平，這種效應稱為拉平效應。2、能區(qū)分酸、堿強弱的效應稱為區(qū)分效應。區(qū)分性試劑

由此可見：為了定量地表示質子論中的各種酸堿的相對強弱，我們必須用一兩性物質作為基準物--H2O大多數的酸.堿的酸度常數.堿度常數都能從參考書中查找到的。二、酸堿質子理論4、酸堿的強弱：HAc+H2OAc-+H3O+Ac-+H2OHAc

+OH-

理論小結

酸堿質子理論不僅擴大了酸堿的含義和酸堿反應的范圍,同時擺脫了酸堿反應必須在水中發(fā)生的局限性,并且揭示了酸堿反應的實質是質子傳遞的反應。三、酸堿電子理論1923年路易斯（Lewis）提出了酸堿電子理論。

Cu2++4(:NH3)[H3NCuNH3]NH3NH3酸堿酸:

凡是能接受電子對的分子、離子、原子團。堿:

凡是能給出電子對的分子、離子、原子團。三、酸堿電子理論Lewis酸

酸堿電子理論與酸堿質子理論相比，擴大了酸的范圍，因為能接受電子對作為Lewis酸的物質不僅是質子，也可以是金屬離子或缺電子的分子。如: 金屬離子：Fe3+、Zn2+

、Hg2+

、Co2+、Ni2+如: 缺電子分子：BF3、AlCl3

提示：能提供合適的空軌道，就是Lewis酸。三、酸堿電子理論Lewis堿

提示：它們均有未共享的電子對，Lewis堿與質子堿概念基本上沒有區(qū)別，質子理論中的堿要接受一個質子，其實它必定有未共享的電子對。oHHNHHHFH課堂提問：在酸堿電子理論中，酸堿反應的實質是什么？Cu2++4(:NH3)[H3NCuNH3]NH3NH3酸堿酸堿反應的實質：堿性物質提供電子對，與酸性物質生成配位共價鍵的反應。配位鍵隨堂練習：

[Fe(H2O)6]2+、[Cr(H2O)5(OH)]2+、CO32－、H2PO4－、NH4+、H2O、H2S、HS－1、根據酸堿質子理論，下列物質哪些是酸？哪些是堿？哪些是兩性物？酸:

[Fe(H2O)6]2+、NH4+、H2S堿：

CO32－兩性物：[Cr(H2O)5(OH)]2+、H2PO4－、H2O、HS－隨堂練習：2、根據酸堿質子理論，下列敘述中不正確的是()A：酸堿反應的實質是質子轉移B：化合物中沒有了鹽的概念C：酸失去質子后就成為堿

D：酸愈強，其共軛堿也愈強3、已知H2S的Ka1θ=9.1×10-8,Ka2θ=1.1×10-12,那么對于反應S2-+H2O=HS-+OH-,該反應的平衡常數Kθ=____________,共軛酸堿對為____________。

課堂小結酸堿電離理論認為：凡在水溶液中能電離產生H+的物質就是酸；凡在水溶液中能電離產生OH-的物質就是堿。酸堿質子理論認為：能給出質子的物質就是酸；能與質子結合的物質就是堿。酸堿反應的實質：質子的傳遞反應。

酸堿電子理論認為：凡是能接受電子對的物質，就是酸；凡是能給出電子對的物質，就是堿。酸堿反應的實質：堿性物質提供電子對，與酸性物質生成配位共價鍵的反應。H+簡化為：

KW隨溫度的變化不大，為了方便起見，一般在室溫時，采用1.0×10-14。

第二節(jié)：水的質子自遞平衡水的離子積一、水的自遞平衡共軛酸堿對中酸的酸度常數，與共軛堿的的關系:對于弱酸HA:HA(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+A－(aq)

對于其共軛堿A－:A－(aq)+H2O(l)

HA(aq)+OH－(aq)

當c(H+)比較小時，常用pH（或pOH）表示溶液酸堿性定義：pH=7中性pH<7 酸性pH>7堿性pH+pOH=pKw=14一、一元弱酸弱堿電離平衡弱酸HA的電離平衡:

HA+H2O

H3O++A－水的自遞平衡:

H2O+H2O

H3O++OH－

物料平衡:

[HA]+[A－]=C0電荷平衡:

[H+]=[OH－]+[A－]聯(lián)立方程的解:精確公式

第三節(jié)：弱酸弱堿電離平衡當Ka·[HA]≧20Kw,Kw可忽略：近似公式:當Ka·[HA]≧20Kw且C/Ka≧500,C0-[H+]≈C0,所以：最簡公式近似公式一、一元弱酸弱堿電離平衡電離平衡常數與電離度的關系：電離度：

相同濃度的不同弱電解質的電離度與電離平衡常數的平方根成正比。稀釋定律1、計算0.1mol/LHAc溶液中[H+]與[Ac-]及電離度α.

解:因為2、計算1.0×10-4mol/lHCN溶液的pH。解：二、多元弱酸的電離平衡

一級離解常數二級離解常數

第三節(jié)：弱酸弱堿電離平衡二、多元弱酸的電離平衡所以：[S2-]=Ka2與該酸的起始濃度無關。

疑問：在二元弱酸H2S溶液中，[S2-]=？它與起始濃度有關嗎？計算0.1mol/LH2S水溶液的[H+]、pH、[S2-]。解:因為Ka1＞＞Ka2,Ka1C＞20Kw,C/Ka1＞500

∵[HS-]≈[H+]∴[S2-]=1.1X10-14mol/l=Ka2

課堂習題計算0.1mol/lNa2CO3溶液pH.課堂習題解：三、酸堿兩性物質溶液pH值的計算兩性陰離子，如HCO3－、H2PO4－、HPO42－；陽離子酸和陰離子堿組成的兩性物質（弱酸弱堿鹽），如NH4Ac；氨基酸型兩性物質（以NH3+—CHR—COO－為代表）。常見的兩性物質有三種類型：通常根據具體情況，抓住溶液中的主要平衡，進行近似處理。如：HCO3－

CO32－HCO3－H2CO3+H++H+

Ka：是兩性物質作為酸時本身的酸度常數，K’a：其作為堿時，其共軛酸的酸度常數。

CO32－HCO3－H2CO3+H++H+

前提條件

根據對平衡的處理和數學推導，以及基于與前面近似處理的相同原則，可得：

當KaC

＞

20Kw，且C＞20時，經推導和近似處理，可得到兩性物質的[H+]濃度近似計算公式：

解：在NaHCO3

溶液中存在以下平衡HCO3－+H2OCO32－+H3O+

Ka=Ka2（H2CO3）=5.61×10－11HCO3－+H2OH2CO3

+OH－Kb＞Ka，說明結合質子的能力大于給出質子的能力，所以溶液顯堿性。課堂習題定性說明NaHCO3溶液的酸堿性。氨基酸分子帶電荷的情況隨水溶液的酸堿性變化而變化:正離子兩性離子負離子

當溶液調至某一特定pH值時，-NH3給質子的速度和-COO-接受質子的速度相等,此時溶液的PH值稱為該氨基酸的等電點(pI).

+電泳技術

每種氨基酸的等電點各不相同。控制溶液pH值，給溶液施加一電場，在此靜電場作用下，不同的氨基酸向電極的遷移速度不同，是分離氨基酸的有效方法。

氨基酸溶液拓展知識四、酸堿電離平衡的移動

同離子效應:在弱電解質的溶液中,加入與該電解質有相同離子的強電解質,使弱電解質的電離平衡向左移動,從而降低弱電解質電離度的現象.HAc+H2O

Ac-+H3O+NH3+H2O

NH4++OH-加入NaAc加入NH4Cl[Ac-]增大平衡向左移動[NH4+]增大平衡向左移動計算1）0.1mol/lHAc的[H+]、電離度a2）在該1升溶液中加入0.1mol/LNaAc后溶液中的[H+]、電離度a。解:因為平衡時：x（x+0.1）（0.1-x）

可見:由于同離子效應,[H+]由1.3×10-3mol/l→1.8X10-5moL，a由1.3％→0.018％兩者下降幅度較大。習題題解

HAc+H2OAc-+H3O+解:2)：離子氛與離子強度

中心離子周圍的異號離子群叫做離子氛。

離子的濃度越大，離子所帶電荷數越多，離子與它的離子氛之間的作用就越強。用離子強度概念來衡量溶液中離子氛之間相互作用的強弱：

在弱電解質溶液中加入其它強電解質時，該弱電解質的電離度將會稍有增大，這種影響稱為鹽效應。。（離子氛，使H+的活度降低。）

例如：在0.10mol·L－1的HAc溶液中加入固體NaCl，使NaCl的濃度達到0.20mol·L－1。電離度α由1.32％增大到1.89％，增大了1.4倍，可見鹽效應使弱電解質的電離度增大并不顯著.

鹽效應緩沖溶液

第四節(jié)：緩沖溶液

許多化學反應都要求在適宜而穩(wěn)定的pH條件下進行,那么溶液的pH如何控制?怎樣使溶液的pH保持穩(wěn)定?請仔細觀察實驗一：

許多化學反應都要求在適宜而穩(wěn)定的pH條件下進行,那么溶液的pH如何控制?怎樣使溶液的pH保持穩(wěn)定?加酸量pH值變化加堿量pH值變化0.10mol/LNaCl（A）0.10mol/LHAc與NaAc（B）AHClANaOH7.0→2.00.010molHCl0.010molHCl7.0→12.00.010molNaOH0.010molNaOHBHClBNaOH4.75→4.664.75→4.84實驗二：實驗證明：B杯中的混合溶液能對外來少量強酸、強堿的加入，維持體系的pH值基本不變。

緩沖溶液：是一種能抵抗少量強酸、強堿和水的稀釋而保持溶液pH值基本不變的混合溶液。一、緩沖作用原理組成緩沖溶液的兩種物質稱為緩沖對或緩沖系。如:HAc－NaAc;NH3－NH4Cl;Na2CO3－NaHCO3一、緩沖作用原理弱酸

強電解質

由于外加含有相同離子強電解質，使得HAc（弱電解質）平衡發(fā)生移動……

同離子效應。完全電離部分電離一、緩沖作用原理加少量H++

由于有大量Ac-結合H+生成HAc使得溶液的pH值基本不變加少量OH-+

由于HAc濃度大可進一步離解，補充被結合的H+使得溶液的pH值基本不變弱酸

共軛堿抗酸成分抗堿成分二、緩沖溶液計算即：HAcH++Ac-平衡時：ca-x

x

C共軛堿+x二、緩沖溶液計算若在緩沖溶液中加少量水，pH會怎樣？可見，加少量水，溶液的pH值也基本不變同樣可得

計算0.10mol·L－1KH2PO4和0.05mol·L－1NaOH各50mL混合,假定混合后體積為100mL，求：此時混合液的pH值。解:H2PO4－的一部分與OH－反應生成HPO42－，形成H2PO4――

HPO42－緩沖體系。H2PO4－的pKa2θ=7.20

課堂習題

起始濃度

0.050

0.025

0平衡相對濃度

0.025

0

0.025

三、緩沖能力

1、

緩沖對的為一定值時，緩沖對的總濃度越大,緩沖能力越大。2、緩沖溶液的為一定值時，緩沖對比值為1:1時，緩沖能力越大。（一）影響緩沖能力的因素（二）緩沖范圍pH=pKaθ±1或pOH=pKbθ±1

即緩沖范圍

為了具有較大緩沖能力,除應考慮較大總濃度(一般為0.05-0.5mol·L－1)。還必須注意緩沖對比值(一般為0.1-10之間)，緩沖溶液的pH值一般為：

常用緩沖溶液的緩沖范圍緩沖溶液pK

值緩沖范圍HCOOH--HCOONa3.762.76～4.76HAc－NaAc4.763.76～5.76NaH2PO4－Na2HPO47.206.20～8.20Na2B4O7－HCl(少)9.248.24～10.24NH3·H2O－NH4Cl

9.258.25～10.25NaHCO3－Na2CO310.259.25～11.25Na2HPO4－Na3PO412.6611.66～13.66四、緩沖溶液的選擇與配制需要制備某一特定pH值的緩沖溶液時，應按下列原則和步驟進行：1、選擇合適的緩沖對

2、總濃度要相宜

濃度范圍在0.05～0.5

mol·L－1

之間為好。3、計算所需緩沖對的量

4、用儀器進行校正

PH-25酸度計五、人體血液中的緩沖體系與pH值的維持人體血液pH值的維持主要是靠血液中各種緩沖體系的緩沖作用和肺、腎的調節(jié)作用的結果。在血液中最重要的緩沖體系是H2CO3—HCO3－

CO2（g）

CO2（g）+H2OH2CO3HCO3－

+H+溶解狀態(tài)的CO2

欲配制pH＝4.70的緩沖溶液500mL，問應用50m10.5mol·L－1NaOH和多少體積的0.5mol·L－1HAc溶液混合再稀釋至500mL？解：已知Ka=1.76×10－5，pH=4.70設需0.5mol·L－1HHAcxml則

pH=4.70==4.76+lg課堂習題第五節(jié)：難溶強電解質的沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡

電解質根據其在水中的溶解度大致可劃分為易溶和難溶兩大類。在易溶與難溶之間沒有絕對的界線。

當溶液中發(fā)生化學反應產生難溶電解質時，有沉淀生成。難溶電解質也可以因為生成易溶電解質而溶解。易溶:S＞

0.1g/100gH2O難溶:

S＜0.01g/100gH2O微溶：0.1g/100gH2O＞

S＞

0.01g/100gH2O沉淀溶解平衡

溶解

沉淀Kspθ

=[Ag+]·[Cl-]溶度積常數Ag+Cl-H2OH2OH2OH2OAg+Cl-H2OH2OH2OH2OAg+H2OH2OH2OH2OH2OCl-H2OH2O+一、溶度積與溶解度

在AgCl的飽和溶液中，建立了固體難溶電解質和溶解在水中電離生成相應水合離子間的平衡，這種平衡叫多相平衡,多相平衡又稱沉淀溶解平衡。

AmBn(s)

mA

n+

(aq)+nB

m-(aq)推而廣之：一、溶度積與溶解度同樣：Kspθ

=[Mg2+][OH-]2Kspθ

=[Ca2+]3[PO43-]2

溶度積是指難溶電解質在一定溫度下飽和溶液中離子濃度冪的乘積。溶度積計算中，離子濃度只能以mol/L表示。

溶解度是指在一定溫度時某物質飽和溶液的濃度，用S表示。溶解度的單位用g/100gH2O、g/L，mol/L表示。

溶解度和溶度積都能代表難溶電解質的溶解能力，它們之間是有一定關系的。一、溶度積與溶解度溶解度S和溶度積Kspθ的互換關系為：

AmBn(s)

mA

n+

(aq)+nB

m-(aq)推而廣之：一、溶度積與溶解度

按上述關系，在一定溫度時，若已知某難溶電解質的溶解度，也可計算其溶度積。反之，若已知某難溶電解質的溶度積，也可計算其溶解度。

溶度積常數值可用來估計和比較難溶電解質的溶解度大小。相同類型的難溶電解質相比，溶度積越小的，溶解度也越小。一、溶度積與溶解度課堂提問：已知：能否直接根據Ksp的大小判斷AgCl的溶解度大于AgCrO4的溶解度？是溶度積常數小的，其溶解度就小嗎？二、溶度積規(guī)則溶度積規(guī)則有沉淀（反應向左進行）

平衡無沉淀（或沉淀溶解）關鍵：計算某一時刻Q的數值

它是難溶電解質的多相平衡規(guī)律的總結，可以用來判斷沉淀的生成和溶解。所以，溶度積規(guī)則是沉淀反應的基本原理。三、同離子效應與鹽效應

溶液中除有難溶鹽外，還有其它易溶強電解質時，其它電解質的存在會影響難溶電解質的溶解度。1、同離子效應：

例如在難溶電解質BaSO4飽和溶液中，加入含有相同離子的強電解Na2SO4溶液，使BaSO4的溶解度降低。

BaSO4

Ba2++SO42-

Na2SO4

2Na++SO42-同離子效應2、鹽效應

若在難溶電解質溶液中，加入一種與難溶電解質無共同離子的電解質，將使難溶電解質的溶解度增大。例如：BaSO4在KNO3溶液中的溶解度就比在純水中稍大。1.81.41.00.0010.0050.01AgClBaSO4S/S0

KNO3(mol/dm3)2、鹽效應四、沉淀的生成生成沉淀的必要條件:QC＞Kspθ

計算出某一時刻Q的數值，根據溶度積規(guī)則來判斷沉淀的生成與否。提示:如果溶液中的離子強度大，須用活度計算。例如：五、沉淀的溶解

難溶電解質沉淀溶解的必要條件是：QC＜Kspθ常用的辦法有下面幾種：1、生成弱電解質使沉淀溶解A：生成弱酸：CaCO3Ca2++CO32-+H+H2CO3CO2+H2O五、沉淀的溶解Mg(OH)2(s)

Mg2+(aq)+

2OH-(aq)

2NH4Cl

2Cl-

+

2NH4+

2NH3·H2OB：生成弱堿：+Mg(OH)2(s)+2NH4+(aq)Mg2+(aq)+2NH3·H2O(aq)總反應為：C：生成弱電解質H2O：五、沉淀的溶解+H2O2HCl

2Cl-+

2H+Mg(OH)2(s)

Mg2+(aq)+

2OH-(aq)總反應：

Mg(OH)2(s)

+2H+(aq)

Mg2+

(aq)

+

2H2OD：生成弱酸鹽：難溶的PbSO4沉淀可溶于飽和的NaAc溶液中。五、沉淀的溶解

PbSO4(s)

Pb2+

(aq)

+S

O42-(aq)

2NaAc

2Ac-

+

2Na+

Pb(Ac)2+總反應為：PbSO4(s)+2Ac-(aq)SO42-+Pb(Ac)22、發(fā)生氧化還原反應使沉淀溶解：

由于有些沉淀溶度積太小，如Ag2S、CuS等，(Kspθ

(CuS)

=

6.3×10-36〕。

即便加入高濃度的HCl也不能有效地降低S2-濃度，但是如果使用氧化性的強酸：如HNO3作為氧化劑，可以把溶液中的S2-完全氧化成S，大大降低[S2-]，使Qc＜Kspθ沉淀CuS溶解。3CuS

+

8HNO3(稀)

=

3Cu(NO3)2

+

3S↓+

2NO↑+4H2O五、沉淀的溶解3、生成配合物使沉淀溶解：

某些難溶電解質，如AgCl、AgBr等，它們的陽離子可以和某些配合劑生成配合物，使溶液中或Ag+離子濃度降低，QC＜Kspθ，沉淀發(fā)生溶解。例如：AgCl沉淀溶于氨水，反應如下：五、沉淀的溶解AgCl(s)+2NH3

[Ag(NH3)2]++Cl-+I－AgI↓+CN－[Ag(CN)2]－+S2－Ag2S↓[Ag(S2O3)2]3-AgBr[Ag(NH3)2]+AgCl+NH3·H2O+Br－+S2O3－五、沉淀的溶解+I－AgI↓+CN－[Ag(CN)2]－+S2－Ag2S↓[Ag(S2O3)2]3-AgBr[Ag(NH3)2]+AgCl+NH3·H2O+Br－+S2O3－3、生成配離子使沉淀溶解3、生成配合物使沉淀溶解：

對不溶于氧化性酸的HgS(Ksp=6.44×10-53),單獨用氧化的方法不能使之溶解，我們要“雙管齊下”：五、沉淀的溶解六、沉淀的轉化這種由一種沉淀轉化為另一種沉淀的過程，稱為沉淀的轉化。PbCrO4(s)

Pb2+(aq)

+

CrO42-(aq)2（NH4）S

2S2-

+2NH4++

PbS(s)（黃色）（黑色）總反應：PbCrO4(s)

+

S2-(aq)

PbS(s)

+

CrO42-(aq)

從該反應的平衡常數來看，不僅能自發(fā)進行，而且轉化很徹底。六、沉淀的轉化PbCrO4(s)

Pb2+(aq)

+

CrO42-(aq)2（NH4）S

2S2-

+2NH4++

PbS(s)（黃色）（黑色）總反應：PbCrO4(s)

+

S2-(aq)

PbS(s)

+

CrO42-(aq)七、分步沉淀AgI黃色AgBr淡黃色AgCl白色

分步沉淀

Br-

I-

Cl-疑問一：在這種情況下，離子沉淀按怎樣的先后順序進行？AgClI-Br-Cl-AgNO3時間

TC

Ag+少多A開始沉淀B開始沉淀C開始沉淀

例如：在含有0.01mol·L-1KI和0.01mol·L-1KCl的溶液中逐滴加入AgNO3，則開始生成AgI和AgCl沉淀所需Ag+濃度分別為：

以上結果說明，沉淀I-離子所需的Ag+離子濃度比沉淀Cl-離子所需的Ag+離子濃度小得多，濃度積較早達到溶度積的AgI先沉淀。七、分步沉淀疑問二：在這種情況下，Ag+離子是否可以把I-

和Cl-完全沉淀分離？完全分離：通俗地講就是當第一種已經沉淀完全，第二種離子還沒開始產生沉淀。

我們的判斷標準是：當溶液中某離子濃度10-6

molL-1時，該離子定性沉淀完全。七、分步沉淀時間

TC

Ag+少多A開始沉淀A沉淀完全B開始沉淀完全沉淀分離：AgI沉淀完全時（CI-≤10-6mol·L-1

），溶液中Ag+濃度為：當AgBr沉淀完全時，而第二種沉淀AgCl還沒開始沉淀，因此可以沉淀完全分離。七、分步沉淀C

Ag+少多A開始沉淀A沉淀完全B開始沉淀完全沉淀分離：方案一：當第一種離子已經沉淀完全了，而第二種離子還沒有開始沉淀。而此時，對于第二種沉淀來說：AgCl開始沉淀時，溶液中Ag+濃度為1.8×10-8mol·L-1，而此時溶液中的[I-]為：計算表明，當AgCl開始沉淀時，I-早已沉淀完全，所以能完全分離。七、分步沉淀C

Ag+少多A開始沉淀A沉淀完全B開始