电解质溶液和离子平衡.ppt

1、第三章 电解质溶液和离子平衡,第一节 强电解质溶液 第二节 水的电离和溶液的PH值 第三节 弱酸弱碱的离解平衡 第四节 同离子效应和缓冲溶液 第五节 盐类的水解 第六节 酸碱质子理论 第七节 沉淀和溶解平衡 第八节 溶度积规则和应用,第一节 强电解质溶液,1923年，Debye 及Hckel提出离子氛（ionic atmosphere）概念。观点：强电解质在溶液中是完全电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚，这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由，其表现是：溶液导电能力下降，电离度下降。,活度与活度系数活度：是指有效浓度，即单位体积电解质溶液中表现出来的表

2、观离子有效浓度，即扣除了离子间相互作用的浓度。以a （activity）表示。f：活度系数，稀溶液中，f 1；极稀溶液中， f 接近1,规律： 离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系数越小； 离子强度越小，活度系数约为1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于浓度。 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数越小。,第二节 水的电离和溶液的PH值,水本身电离平衡 H2O + H2O H3O+ + OH 在25 C，由电导等方法测得H3O+ = OH = 1.0 107 （mol/dm3)则 Kw = H3O+ OH = 1.0 1014 ( 无量纲） Kw 称为水的离子积，是水的电离常数。 Kw随温度

3、的增加，略有增加。Kw也可由 求得H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH(aq)-237.2 -237.2 -237.2 -157.3 (kJ/mol)= 79.90,纯水时：,H3O+ = OH = 1.0 107 （mol/dm3)pH = - lg H3O+ = 7 = pOH加入0.10 mol/dm3 强酸时，OH = Kw / H3O+ = 1.0 1014 / 1.0 101 = 1.0 1013（mol/dm3) 加入0.10 mol/dm3 强碱时，H3O+ = Kw / OH = 1.0 1014 / 1.0 101 = 1.0 1013（mol/dm3

4、) 水溶液中 (纯水、或酸碱溶液）， H3O+ 和OH 同时存在， Kw是个常数。（酸溶液中也有OH ，碱溶液中也有H3O+ ）,2 溶液的pH值,3 酸碱指示剂 HIn表示石蕊HIn H+ + In红 蓝= (H+ In)/HIn 当c (HIn) c (In)时，溶液呈红色，是酸性 当c (HIn) c (In)时，溶液呈蓝色，是碱性HIn H+ =Ki In 在 HIn /In 10或 HIn /In 0.1时， 指示剂颜色变化 指示剂变色范围是 H+ 在0.1 10之间。,一、一元弱酸、弱碱的解离平衡 1、电离常数和解离度,HAc + H2O = H3O+ + Ac,弱酸：,弱碱：,第

5、三节 弱酸弱碱的离解平衡,解离度：,2、一元弱酸弱碱的电离平衡 例：求0.10 mol/dm3 HAc水溶液的酸度，已知Ka = 1.76 105 解：HAc + H2O H3O+ + Ac 0.10-x x x设 H3O+ 的平衡浓度为 x则 Ka = H3O+ Ac / HAc= x2 / (0.10-x) x2 / 0.10 = 1.76 105 x = H3O+ = (0.10 1.76 105 )0.5 = 1.3 103 (mol/dm3 ) 电离度 = x / C0 = 1.3 103 / 0.10 = 0.013 (1.3%),一元弱酸（碱）溶液的 H3O+ （或 OH) 的简

6、化公式,假定：（1）在 0.10 mol/dm3 HA水溶液中，水本身的电离可忽略，即由 H2O H3O+ 产生的H3O+ 10-7 (mol/dm3)；（2） HA的电离度 5% ，或 c/K 380 （400）其中，c 为HA的起始浓度；K 为平衡常数。一元弱酸（碱）溶液的 H3O+ （ OH) 的简化公式：,例：,将2.45克固体NaCN配制成500 cm3的水溶液，计算此溶液的酸度是多少。已知：HCN的Ka 为4.931010。,解：CN的浓度为 2.45/(49.0 0.500)=0.100 (mol/dm3)CN + H2O OH + HCN= Kw/Ka = 1.00 1014/

7、 4.93 1010 = 2.03 105 因为 c/Kb = 0.100/2.03 105 = 4.93 103 400 则 OH = （Kbc)0.5 = (2.03 105 0.100)0.5 = 1.42 103 (mol/dm3)pH = 14.0 pOH = 14.0 2.85 = 11.15,二、多元弱酸弱碱的电离平衡,分部电离H2S： H2S + H2O H3O+ + HS Ka1 = H3O+ HS / H2S= 9.1 108 HS + H2O H3O+ + S2 Ka2 = H3O+ S2 / HS = 1.1 1012一般来说，第二部电离较第一步电离更难， Ka1 较K

8、a2 大几个数量级。,例1：,解： H2S + H2O H3O+ + HS 平衡浓度：0.1-x x+y x-yHS + H2O H3O+ + S2 x-y x+y yKa1 = H3O+ HS / H2S= 9.1 108 Ka2 = H3O+ S2 / HS = 1.1 1012 Ka1 Ka2 ，且 c / Ka1 = 0.1/ 9.1 108 400 H3O+ x+y x （ 9.1 108 0.1 )0.5 = 9.5 105 （mol/dm3 ）pH = 4.02,计算0.10 mol/dm3 H2S 水溶液的H3O+ 和 S2，以及H2S 的电离度。,例1：,解： H2S + H

9、2O H3O+ + HS 平衡浓度：0.10-x x+y x-yHS + H2O H3O+ + S2 x-y x+y yS2 = Ka2 (HS / H3O+ ) = Ka2 (x-y / x+y ) x y ， HS H3O+ S2 Ka2 = 1.1 1012 （mol/dm3 ）H2S的电离度 = x / c = 9.5 105 / 0.10 = 9.5 104 （0.1%)可见： 溶液中绝大部分是未电离的H2S分子。,计算0.10 mol/dm3 H2S 水溶液中的H3O+ 和 S2，以及H2S 的电离度。,例2：,解： S2 + H2O OH + HS HS + H2O OH + H

10、2S Kb1 = Kw/Ka2 = 1.0 1014 / 1.1 1012 = 9.1 103 Kb2 = Kw/Ka1 = 1.0 1014 / 9.1 108 = 1.1 107 Kb1 Kb2 ， 计算时不必考虑第二步电离,计算0.10 mol/dm3 Na2S 水溶液中的 S2 和OH ,以及 S2的电离度。,例2：,解： S2 + H2O OH + HS 平衡浓度：0.10 x x x c / Kb1 = 0.10/ 9.1 103 = 11 400 不能简化计算，解一元二次方程得：x = OH = 2.5 102 （mol/dm3 ）S2 = 0.10 x = 0.10 0.025

11、 = 7.5 102 （mol/dm3 ） S2的电离度 = x / c = 0.025 / 0.10 = 0.25 （25%),计算0.10 mol/dm3 Na2S 水溶液中的 S2 和OH ,以及 S2的电离度。,例3：,解： H2PO4 + H2O H3O+ + HPO42Ka2(H3PO4) = 6.23 108 H2PO4 + H2O OH + H3PO4 Ka2 Kb3 溶液显酸性,三、两性离子的电离平衡 试定性说明为什么 NaH2PO4 溶液显酸性。,H+,H+,多元弱酸弱碱 （小结）,1. 多元弱酸溶液中，H3O+ 主要由第一步电离决定可按一元酸来计算 H3O+ 2. 二元弱

12、酸 H2A 溶液中， A2 Ka2 3. 多元弱碱（如Na2S, Na2CO3, Na3PO4等）的情况与多元弱酸的相似，计算时用Kb代替Ka 即可。 4. 两性物（H2PO4, HCO3 等）的酸碱性取决于相应酸常数和碱常数的相对大小。（pH值的定量计算本课不要求）两种弱酸（弱碱）混合，当两者的浓度相近且 Ka相差很大时，只考虑 Ka 大的， 来计算 H3O+,弱酸弱碱盐的电离平衡,NH4+ + Ac + H2O NH3H2O + HAc0.10 x 0.10 x x x K 很小， x 很小，0.10 x 0.10 x2 / 0.102 = 3.1105 x = NH3 = HAc = (

13、3.1 107)0.5 = 5.6 104 (mol/dm3),例：求 0.10 mol/dm3 NH4Ac 溶液的 pH值,弱酸弱碱盐的电离平衡（接上页）,NH4+ + Ac + H2O NH3H2O + HAc0.10 x 0.10 x x xHAc + H2O H3O + Ac x y 0.10 x pH = 7.00,例：求 0.10 mol/dm3 NH4Ac 溶液的 pH值,弱酸弱碱盐的电离平衡（接上页）,NH4+ + Ac + H2O NH3H2O + HAc0.10 x 0.10 x x x,第四节 同离子效应和缓冲溶液 一 同离子效应,（1）NH3 H2O + 酚酞 （粉红色

14、）加入 NH4Cl(s) 无色NH3 + H2O OH + NH4+平衡左移 加入 NH4+使 NH3 电离度降低（2）HAc + 甲基橙 （橘红色）加入 NaAc(s) 黄色HAc + H2O H3O+ + Ac平衡左移 加入 Ac使 HAc 电离度降低,同离子效应：,在弱电解质溶液中，加入含有共同离子的强电解质而使电离平衡向左移动，从而降低弱电解质电离度的现象，称为同离子效应。 用同离子效应来控制溶液的pH值； 通过调节pH值来控制共轭酸碱对的浓度。（1）调节pH值，可控制溶液中共轭酸碱对的比例：例1 HAc + H2O H3O+ + Ac,H3O+ Ka 即 pH pKa 时，Ac-/H

15、Ac 1, 以 Ac 为主,例2 酸碱指示剂：,例如： 酚酞是有机弱酸（HIn)HIn + H2O H3O+ + In 无色 紫红色,当溶液中H3O+ 增大，In HAc, 溶液呈紫红色,KHIn是确定指示剂变色范围的依据， pKHIN 1 称为指示剂的变色范围,例3 调节H2S水溶液的pH值，控制S2-的浓度（硫化物的分离）, H2S + H2O H3O+ + HS HS + H2O H3O+ + S2,当 H3O+ Ka1 , (HS / H2S) H3O+ Ka2 , 以 HS 为主H3O+ 1 , 以 S2 为主,合并和式： H2S + 2H2O 2H3O+ + S2,当 pH 5时，

16、H2S电离部分可忽略，则: H2S C(H2S )= 0.10 (mol/dm3)H3O+ S2 = Ka1 Ka2 C(H2S ) = 1.0 10 20 (饱和溶液）,问：(1)是否体系中不存在HS-？（2）S2是否等于1/2H3O+？,综合式： H2S + 2H2O 2H3O+ + S2,例：在常温常压下，向0.30 mol/dm3 HCl 溶液中通入H2S 气体直至饱和，实验测得H2S 近似为0.10 mol/dm3 ，计算溶液中S2的浓度。,解：H3O+ S2 = Ka1 Ka2 C(H2S ) = 1.0 10 20 (饱和溶液）S2= 1.0 10 20 /(0.30)2 = 1

17、.1 10 19 (mol/dm3)对比： H2S饱和水溶液（ 0.10 mol/dm3 ）的S2= Ka2 = 1.1 10 12 (mol/dm3)二者相差 10 7， 说明调节酸度可大幅度改变 S2 的浓度。,同离子效应：,（2）调节共轭酸碱对的浓度，可控制pH值计算含有0.10 mol/dm3 HAc和 0.10 mol/dm3 NaAc溶液的pH及HAc的电离度。 解： HAc + H2O H3O+ + Ac 起始： 0.10 0.10 平衡： 0.10 x x 0.10 + x,因同离子效应，使HAc电离度减小HAc CHAc = 0.10 mol/dm3 , Ac CAc- =

18、0.10 mol/dm3x = H3O+ = Ka（ CHAc/ CAc-) = 1.8 105 pH = 4.74 （2.88 无NaAc时） = 1.8 105 /0.10 = 1.8 104 (0.018 %),二 缓冲溶液,（1）蒸馏水 + 2滴百里酚蓝 （微黄）加入 NaOH(aq) 12滴 蓝色（碱）加入 HCl (aq) 34滴 红色（酸） （2）缓冲溶液HAc NaAc 溶液 + 2滴百里酚蓝 （微黄） 加入 NaOH(aq) 4 滴 不变色加入 HCl (aq) 4滴 不变色,这种含有“共轭酸碱对”的混合溶液能缓解外加少量酸、碱或水的影响，而保持溶液pH值不发生显著变化的作用

19、叫做缓冲作用。具有这种缓冲能力的溶液叫缓冲溶液。,缓冲溶液： HAc + H2O H3O+ + Ac,(1)共轭酸碱对的浓度比例尽量接近 1:1当 CHAc和 CAc- 均为 1.0 mol/dm3， pH = pKa加入 0.01 mol的H3O+时， pH = pKa + lg(1.0 - 0.01)/(1.0 + 0.01) pKa 0.01, pH 改变 0.01当 CHAc=1.98, CAc- = 0.02 (mol/dm3), pH = pKa+ lg(0.02)/(1.98)(二者比为 99:1 ) pKa 2.0加入 0.01 mol的H3O+时， pH = pKa + lg

20、(0.02 - 0.01)/(1.98 + 0.01) pKa 2.3, pH 改变 0.3实际工作中，二者比在1:10 到10:1 之间为宜pH = pKa 1 有效缓冲范围,缓冲能力取决于共轭酸碱对的比例大小，以及共轭酸碱对的浓度，同时pH尽量接近pKa.,缓冲溶液：,(2)适当增加共轭酸碱对的浓度当共轭酸碱对的浓度比为1:1时，如CHAc和 CAc- 均为 0.10 mol/dm3，加入0.01 mol的H3O+时，pH = pKa + lg(0.10 - 0.01)/(0.10 + 0.01) pKa 0.10, pH 改变 0.1而CHAc和 CAc- 均为 1.0 mol/dm3时

21、，加入0.01 mol的H3O+时， pH 改变 0.01 二者相差10倍！一般地，总浓度在0.11.0 mol/dm3 为宜。 浓度太高时，有“盐效应”等副作用。,缓冲能力取决于共轭酸碱对的比例大小，以及共轭酸碱对的浓度，同时pH尽量接近pKa.,常用缓冲溶液（计算值）,缓冲溶液的选择与配制,例1 要配制一定体积pH=3.20的缓冲溶液，选用HCO2H - HCO2Na、 CH3CO2H -CH3CO2Na中的哪一对为好？解： pH=3.20， H3O+ = 6.3 104，应选用Ka值接近H3O+ 的缓冲溶液体系，即：弱酸/弱碱= H3O+ /Ka = 1 为好查表: Ka (HCO2H)

22、 = 1.77 104, pKa=3.75Ka (HAc) = 1.76 105, pKa=4.75若选用HCO2H - HCO2Na 缓冲体系HCO2H/HCO2= 6.3 104 / 1.77 104 = 3.6 / 1比值较接近于1， 溶液缓冲能力大若选用CH3CO2H -CH3CO2Na 缓冲体系HAc/Ac= 6.3 104 / 1.76 105 = 36 / 1比值远大于1， 溶液缓冲能力较小,缓冲溶液的选择与配制,例2 欲配制pH=9.20, C(NH3H2O) =1.0 mol/dm3 的缓冲溶液500 cm3，问如何用浓NH3H2O 溶液和固体NH4Cl 配制 ？解： pH=

23、9.20， 则 pOH = 4.80, OH = 1.6 105 mol/dm3 ，NH3H2O /NH4+= OH /Kb = 1.6 105/1.77 105 = 0.90若 NH3H2O = 1.0 mol/dm3 则 NH4Cl = 1.0 / 0.90 = 1.1 mol/dm3 配制500 cm3（0.50 dm3)溶液，应称取固体NH4Cl0.50 1.1 53.5 = 29 克 浓NH3H2O 为15 mol/dm3 , 所需体积V (NH3H2O) = 1.0 500 / 15 = 33 cm3配制方法：称29克NH4Cl固体，溶于少量水中，加入33 cm3浓NH3H2O 溶

24、液，然后加水至500 cm3。,缓冲溶液的选择与配制,例3 欲配制pH=4.70的缓冲溶液500 cm3，问应该用50 cm3 、1.0 mol/dm3 的NaOH 水溶液和多少cm3 的1.0 mol/dm3 的HAc 水溶液混合，并需加多少水？解： Ka(HAc) = 1.76 105 , pH=4.70，H3O+ = 2.0 105 mol/dm3 ，HAc /Ac= H3O+ /Ka = 2.0 105/1.76 105 = 1.1Ac 由NaOH 与HAc 中和而来， Ac = 1.0 50 / 500HAc 由NaOH 和HAc 用量的差值而定， HAc = ( 1.0 VHAc

25、1.0 50) / 500HAc /Ac = 1.1 = ( 1.0 VHAc 1.0 50) / 1.0 50即 VHAc 105 cm3 1.0 102 cm3混合溶液中需加水：500-155 = 345 cm3 3.5 102 cm3,酸碱中和反应（弱酸弱碱电离平衡的逆反应）,强酸强碱的中和反应H3O+ + OH H2O + H2O 强酸弱碱的中和反应 如：HCl 与 NaAcH3O+ + Ac HAc + H2O 强碱弱酸的中和反应 如：NaOH 与 HAcHAc + OH Ac + H2O弱碱弱酸的中和反应 （较强酸顶替较弱酸）HAc + S2 Ac + HS,酸碱中和反应溶液中的酸

26、度计算, 强酸与弱碱H3O+ + A HA + H2O 溶液酸度计算式：（按 HA 电离平衡计算） 强碱与弱酸HA + OH A + H2O,中和,电离,（简化式）,（简化式）,中和,电离,第五节 盐类的水解,一、各种盐的水解 1、弱酸强碱盐,Ac + H2O OH + HAc,2、强酸弱碱盐,NH4+ + H2O NH3 H2O + H+,3、弱酸弱碱盐,（1）水解平衡常数 NH4+ + Ac + H2O NH3 H2O + HAc,(2)弱酸弱碱盐的H+,M+ + H2O M(OH) + H+ B + H2O HB + OH- H+=MOH+HB,上式两边同乘 ,得：,当 ,且Kh0很小，

27、近似有,二、影响水解的因素,1、平衡常数的影响2、外界条件的影响,第六节 酸碱质子理论 1 酸碱定义,酸碱质子理论（Brnsted-Lowry 质子理论）能给出H+ 的物质为酸能与H+ 结合的物质为碱NH4+ NH3 + H+ Al(H2O)63+ Al(H2O)5(OH)2+ + H+ HCO3 CO32 + H+酸 碱 + H+,2 酸碱电离平衡（质子理论）,酸 H+ + 碱共轭关系共轭酸 共轭碱HCl H+ + Cl 酸在水中的电离（酸碱必须同时存在） HCl + H2O H3O+ + Cl （全部）酸1 碱2 酸2 碱1NH4+ + H2O H3O+ + NH3 （可逆）酸1 碱2 酸

28、2 碱1,H+,H+,H+,2. 酸碱电离平衡（质子理论）,碱在水中的电离（酸碱必须同时存在）Ac + H2O HAc + OH （可逆）碱1 酸2 酸1 碱2酸碱反应,H+,“有酸才有碱，有碱才有酸酸中有碱，碱可变酸 ” （酸碱相互依存和转化）,3. 酸碱的强弱,取决于（1）酸碱本身释放质子和接受质子的能力（2）溶剂接受和释放质子的能力例如： HAc 在水中为弱酸， 但在液氨中为强酸！ 酸碱的强弱 用 Ka (电离平衡常数）来表征 如：,-396.6 -237.19 -237.19 -369.4 (kJ/mol),水溶液中的共轭酸碱对和Ka值,水溶液中最强酸为 最强碱,H3O+(aq) +

29、H2O (l) H3O+ (aq) +H2O (l) K = 1,全部电离,第七节 沉淀溶解平衡 一、溶度积常数AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 当溶解与结晶速度相等时，达到平衡状态 KAgClr = Ag+Cl- 为一常数， 该常数称为溶度积常数，用Ksp表示。AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) 则Ksp, AnBm= Am+nBn-m,例1、计算298K时AgCl的Ksp,AgCl 解： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq),同一类型的电解质，可以用Ksp直接比较溶解度的大小，不同类型的难溶电解质，不能用Ksp比较。,溶度积与溶解度之间的

30、关系,例2、已知Ksp,AgCl 1.78 10-10， Ksp,Ag2CrO4 1.78 10-10，试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度 解：（1）设AgCl的溶解度为S1（mol dm-3),则： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 平 S1 S1,(2)设Ag2CrO4的溶解度为S2（mol dm-3),则：Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq) 平 2S2 S2,例3、把足量的AgCl放入1dm3 1 .0 mol dm-3的盐酸溶液中溶解度是多少 解：AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)平 S S 1 1,二、溶度积规则及其应

31、用,AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq),(1) QKsp 时，沉淀从溶液中析出（溶液过饱和） (2) Q=Ksp 时，沉淀与饱和溶液的平衡QKsp 时，溶液不饱和，若体系中有沉淀，则沉淀会溶解,Q = Am+nBn-m,例：（1）往盛有1.0 dm3纯水中加入0.1 cm3浓度为0.01 mol dm-3 的CaCl2和Na2CO3: Ca2+ = CO32- = 0.110-3 0.01/1.0 = 10-6 mol dm-3 Q = Ca2+ CO32- = 10-12 Ksp,CaCO3=4.96 10-9 因此无 CaCO3沉淀生成。,（2）改变CaCl2和Na2C

32、O3的浓度为1.0 mol dm-3 ,则Ca2+ CO32- = 10-4 mol dm-3 Q = Ca2+ CO32- = 10-8 Ksp,CaCO3因此有CaCO3沉淀生成。,三、沉淀溶解平衡的移动,（1）沉淀的生成当 时有沉淀生成,例1、向1.0 10-3 moldm-3 的K2CrO4溶液中滴加AgNO3溶液,求开始有Ag2CrO4沉淀生成时的Ag+? CrO42-沉淀完全时, Ag+= ? 解: Ag2CrO4 2Ag+ + CrO42-Ksp = Ag+2 CrO42-,CrO42-沉淀完全时的浓度为1.0 10-6 moldm-3 故有,例2、向0.1 moldm-3 的Z

33、nCl2溶液中通H2S气体至饱和时，溶液中刚有ZnS沉淀生成，求此时溶液的H+ = ? 解: ZnS Zn2+ + S2-,H2S 2H+ + S2-,= 0.21 moldm-3,(2) 沉淀的溶解 Q Ksp 时,沉淀发生溶解，使Q减小的方法有(1) 利用氧化还原方法降低某一离子的浓度。(2) 生成弱电解质。,例、使0.01 mol SnS溶于1 dm-3 的盐酸中，求所需盐酸的最低浓度 = ? 解: SnS Sn2+ + S2- Ksp = Sn2+S2-,故所需盐酸的起始浓度为:0.96 + 0.02 = 0.98mol L-1,0.01 mol SnS溶解将产生0.01 mol的H2

34、SH2S 2H+ + S2-,(3) 沉淀的转化由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程, 如:BaCO3 + CrO42- BaCrO42- + CO32-,(4) 分步沉淀在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的现象。对同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全，对不同类型的沉淀，其沉淀先后顺序要通过计算才能确定。,例1：如果溶液中Fe3+和Mg2+的浓度均为0.10 moldm-3, 使Fe3+定量沉淀而使Mg2+不沉淀的条件是什么? 解: Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-Ksp = Fe3+OH-3 = 4.0 10-39Fe3+ 沉淀完全时的OH

35、-为:,pOH = 10.8 , pH = 3.2,Mg开始沉淀的pH值为:,pOH = 4.9, pH =9.1 因此, 只要控制pH值在3.2 9.1之间即可使Fe3+定量沉淀而使Mg2+不沉淀。,例2、如果溶液中Zn2+和Fe2+的浓度均为0.10 moldm-3,能否利用通入H2S气体使Zn2+和Fe2+定量分离？Zn2+和Fe2+分离完全的PH值为多少?解： Zn2+ + H2S ZnS + 2H+ -1Fe2+ + H2S FeS + 2H+ -2,Zn2+ 沉淀完全时的pH值为：,pH = 3.87 控制pH值在3.12-3.87之间即可将Zn2+和Fe2+分离完全,pH = 3.12 Fe2+ 开始沉淀时的PH值为：,习题: 4.3 4.7 4.11 4.16 4.18 4.21 4.22,第三章 电解质溶液和离子平衡 （小结）,中心是 pH 1. pH值的计算： 一元弱酸弱碱：简化式 （ 5) 多元酸： Ka1 Ka2 , 按一元酸计算2. 改变pH值 （求 S2 等） 共轭酸碱对浓度的调节3. 维持pH值（缓冲溶液的选择与配制） pH pKa； 酸碱对的浓度比：1/10 10/1; 溶液的总浓度： 0.1 1.0 mol/dm3,