第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
准备
?强电解质：在稀水溶液中，几乎全部以离子形式存在，基本上不存在未电离的分子。强酸(HClO 4、HCl、H 2SO 4)强碱(KOH、NaOH)大多数盐类
?弱电解质：在溶液中主要以分子形式存在，只有一小部分电离成离子。
无机弱酸(H 2S、HCN、H 2CO 3)、弱碱(NH 3·H 2O)大多数有机酸、大多数有机碱少数金属的卤化物和氰化物?强弱是相对于溶剂而言的p115
酸、碱、盐统称为电解质。
H 2O (l )
H +OH -
+298K时，1升纯水含有(55.55-1.004×10-7) mol 的水分子。
[][]55.55w
H OH K K φφ
+??=×=水的电离I
5.1酸碱理论及其发展
]
[][?+?=OH H K w φ14
100.1?×=φ
w K 22℃时，纯水的离子积常数为
lg"
"""?→p H OH lg[H ]lg[OH ]
p p +?=?=?14
OH H =+p p 水的电离II
其发展
丹宁酸是带给喝咖啡者牙齿或咖啡杯上棕色渍迹的重要原因，因为他是酸性的，所以很容易用碱性的洗涤剂洗去。
溶液中原电解质分子数
分子数溶液中已电离的电解质=
α 5.1 酸碱理论及其发展
（1）阿仑尼乌酸碱电离理论
[]
H
A c K a H A +
?
?????
???=（1）阿仑尼乌酸碱电离理论5.1 酸碱理论及其发展?
++?Ac
H HAc ?
??
?
?
?
=
×=×=
×
ZZ X YZ Z
ZZ X YZ Z ZZ X YZ Z
（1）阿仑尼乌酸碱电离理论
5.1 酸碱理论及其发展
α
ααααφ
?=??=
1)1(2c c c c K a 电离常数α:电离平衡时，已电离的分子数与电离前原有分子总数的百分比。初始浓度(mol.L -1) c 0 0
平衡浓度(mol.L -1) c-c α
c αc α
H A H + + A
-
电离常数和电离度的关系
电离浓度(mol.L -1) c αc αc α解离常数
c
K a φ
α=
或
稀释定律
1
1 0.1C , 10 -4≈?><α时，当a K α
ααααφ?=
??=
1)1(2
c c c c K a 5.1酸碱理论及其发展
?解离常数K 0与溶液的浓度基本无关，?K 0大酸（或碱）性强p116
?但电离度a 却随浓度的减少而明显增大。
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
5.1酸碱理论及其发展lg"
"""?→p H OH lg[H ]lg[OH ]p p +?=?=?14
OH H =+p p 酸度:氢离子的浓度
141.0[]10 1.0H +?×<<时
o
酸性溶液：pH＜7，[H +]＞10-7o中性溶液：pH＝7，[H +]＝10-7o碱性溶液：pH＞7，[H +]＜10-7
α
ααααφ
?=??=
1)1(2
c c c c K a 初始浓度(mol.L -1) c 0 0
平衡浓度(mol.L -1) c-c α
c αc α
H A H + + A -pH 计算
电离浓度(mol.L -1) c αc αc α解离常数
电离理论
c
K a φ
α=
或
稀释定律
c pK H pH c K c H a a
lg 2
121]lg[][?=
?===++φφα1
1 0.1C , 10 -4≈?><α时，当a K α
ααααφ
?=
??=1)1(2
c c c c K a 依电离理论：
α
ααααφ?=
??=1)1(2
c c c c K b 初始浓度(mol.L -1) c 0 0平衡浓度(mol.L -1)
c-c α
c α
c α
一元弱碱pH 值计算
电离浓度(mol.L -1) c αc αc α解离常数
A -+
H 2O
HA
+
OH -
c
K b φ
α=
或
c pK OH pOH c
K c OH b b lg 2
121]lg[][?=
?===??φ
φ
α1
1 0.1C , 10-4≈?><α时，当b K pOH
pH ?=14pOH
pH ?=14α
ααααφ?=
??=1)1(2
c c c c K b
c pK H pH c
K c H a a lg 2
121]lg[][?=
?===++φ
φ
αc pK OH pOH c
K c OH b
b lg 2
121]lg[][?=?===??φ
φαpOH
pH ?=14第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
例5-7 HAc 在293K 时K a ＝1.75×10-5，求下列各浓度HAc
溶液的[H +]和电离度：
(1) 0.10M; (2) 0.01M; (3) 1.0×10-5M 。
解：
(1)
%
3.11.01075.1103.11.01075.1][51
35=×==
?×=××==????+c
K l mol c K H a a φ
φ
α(2)
%
2.401.01075.1102.401.01075.1][5
1
4
5
=×==
?×=××==????+
c
K l
mol c K H a a φ
φ
α对(1)和(2)，c/K a >400，所以可应用稀释定律。第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
(3)
%
71%100][101.72
4)(][1
62=×=?×=++?=+??+
c H l mol c K K K H a
a a αφ
φφ如果应用稀释定律(近似公式)，会有如下结果：
c
l mol c K H a >?×=××==????+1555103.1101075.1][φ
1
3-51034.110.0101.79][ ????×=××≈=∴l mol OH x 1
.11])OH lg[(14OH 14H =??=?=?p p H 2S
H + + HS -
HS
-H + + S
2-
)
298( 101.9][]][[821K S H HS H K a ??+×==φ
)298( 101.1]
[]
][[1222
K HS S H K a ??
?+×==φ
一级电离：
二级电离：
多元弱酸
多元弱酸、弱碱
c
K H a φ
1][≈+1[]b OH K c
φ
?≈多元弱碱
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
溶液的缓冲性p136
?缓冲溶液
弱酸和弱酸盐(弱碱和弱碱盐)的混合溶液的pH值能在一定范围内不因少量稀释或外加少量强酸或强碱而发生显著变化。
液
)
()]([)()]([][]][[酸碱酸酸酸碱C C H a C C a C C H HAc Ac H K a +
+?+≈
?+==lg
a c
pH pK c =+共轭碱
弱酸
100.1c c →共轭碱弱酸
值从时
1
±=a pK pH 5.5 缓冲溶液
缓冲液的pH计算
HA H + + A -初始浓度(mol.L -1) c 酸0 C 碱电离浓度(mol.L -1) c 酸αc 酸αc 酸α
a 很小
14a b
pK pK =?1414lg
b c pH pOH pK c =?=?共轭碱弱酸
＋/ 0.110c c →共轭碱弱酸值从时
1
)14(±?=b pK pH 5.5 缓冲溶液
液
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
缓冲溶液的选择
?通常C 酸=C 碱，pH=pK a ,
目标pH应与选择的酸碱对中酸的pK a 大约相等
?调节C 酸和C 碱比例，溶液pH围绕酸的Pk a 变化
lg
a c pH pK c =+共轭碱弱酸
液
所
lg
NaAc a HAc
c pH pK c =+NaAc
HAc c c lg
)1075.1lg(0.45?×?=?75.5=NaAc
HAc
c c 所以
5.5 缓冲溶液
例5-10
右。
Cl
NH O H NH c c 423lg
77.40.142.10+?=所以可选NH 4Cl + NH 3体系。
33
.9423=Cl
NH O H NH c c 所以可选1.0 mol.l -1的NH 3H 2O 与
0.11 0.11 mol.l -1的NH 4
Cl 组成缓冲溶液。
5.5 缓冲溶液
例5-10
是多
=
HAc C 88
.21.01076.1lg 5=?=?x x HAc a C K pH lg ?=少？
31.01.010
2010
20=
+?=x C HAc
3
1.01.0201010=+=x C Ac
75.41lg )1076.1lg(5=+?=?x HAc
NaAc
C C pKa pH lg
+=第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
20.00ml 0.1mol/dm 3 HAC的水溶液当加入20.00ml 0.1mol/dm 3的NaOH溶液后，混合液的PH值是多少？（Ka HAC =1.76x10 -5）
解：加入强碱与酸形成NaAc,完全电离为Ac -,溶液中有：
是弱碱溶液：
05
.020
201
.020=+=
x C Ac 27
.505.01076.110lg lg 514=?=?=??x x xC K K NaAc a w 73
.827.51414=?=?=pOH pH NaAc b C K
pOH lg ?=b K a
w
K K 第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
?电离理论的不足之处：
（1）为什么NH 3·H 2O是碱？
（2）仅限于水溶液体系，且只限于分子酸和分子碱；
（3）忽略了酸碱对立统一的规律。
（1）阿仑尼乌酸碱电离理论
5.1 酸碱理论及其发展
的分子或离子都是酸凡能与质子结合的分子或离子都是碱
酸是质子的给予体；碱是质子的接受体。
?分子酸：HAc ?阳离子酸：NH 4+?阴离子酸：HCO 3-(2)布朗斯台德酸碱质子理论
酸碱反应实际上是质子的传递过程：
强酸（碱）的共轭碱是弱碱（酸）
[HAc]
]][Ac [H K a ?+=
HAc + OH － Ac － + H 2O
]
[Ac ]
[HAc][OH
K b ?
?
=
]
][OH [H ]
[Ac ]
[HAc][OH
[HAc]]][Ac [H K K b a ?+??
?+=×
=
?K a ?K b ＝K w ＝10－14或K b ＝
a
w
K K pK b ＝pK w －pK a
5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为
共轭酸碱对的K a 和K b 之间存在着一定的关系
Ka大酸性强，Kb大碱性强，
K a 2K a 3K b 2K b 1
K b 3H 2A －+H 2O H 3A +OH －H 2A －+H 2O H 3O + + HA 2－HA 2－+H 2O H 2A － +OH － HA 2－ + H 2O H 3O + + A 3－A 3－ + H 2O
HA 2－ +OH －
K a 1
122331a b a b a b w
K K K K K K [H ][OH ]K +??=?=?==5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为
对于多元酸、碱Ka与Kb
Gilbert Newton Lewis
B
A B A ::?→?+路易斯酸
路易斯碱
5.1酸碱理论及其发展
路易斯酸理论
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
优点：以电子对的接受和给予来说明酸碱的属性和酸碱反应，摆脱了体系必须有H ＋和OH -原子的限制，也不受溶剂的约束，是最广范的酸碱理论；
缺点：过于笼统，酸碱性的强弱不易掌握，相对强度没有统一的标度。另外，将Ag +、Cu 2+等视为酸，不容易接受。
化学滴定
5.2.1 水的电离
pH值的测定
几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色
可乐
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
5.2 配位化合物的性质
由一个或几个正离子（或中性原子）作为中心，有若干个负离子或中性分子按确定的空间位置排列在作为中心的离子（或分子）的周围，并与其以配位键结合在一起而形成的一种复杂的新型化合物。
CuSO 4溶液
浅蓝色Cu 2(OH)2SO 4沉淀逐滴加入氨水浅蓝色沉淀逐渐溶解溶液的颜色转为深蓝色
继续加入氨水
2+2+
334Cu +4NH [Cu(NH )]→在配位反应中形成了配位键
5.2.1配位化合物的基本概念
平面正方形空间结构
正八面体形
配位化合物的组成 5.2.1配位化合物的基本概念
5.2.1配位化合物的基本概念
5.2.1配位化合物的基本概念
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
第五章水资源与化学 5.2.1配位化合物的基本概念
乙二胺四乙酸根
乙二胺氨基乙酸根草酸根
5.2.1配位化合物的基本概念
H 2C CH 2NH 2
NH 2
C C
O
O
O
O
5.2.1 配合物的基本概念
5.2 配位化合物的性质
5.2.1配位化合物的基本概念
CH 2CH 2N
N H 2C H 2C CH 2CH 2COOH
COOH
HOOC HOOC 5.2.1配位化合物的基本概念
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡配位数
?和中心离子(原子)以配位键结合的配位原子数
[Co(NH 3) 3Cl 3]
[Cu(NH 2CH 2CH 2NH 2 ) 2 ] 2+
一般为2,4,6,8;5,7少见
影响因素:中心离子电荷数高,配位数大
中心离子半径大,配位数大
5.2.1配位化合物的基本概念
配
盐
[Cu(NH 3)4]SO 4
配位分子：[Ni(CO)4]、[Fe(CO)5]、[Co(NH 3) 3Cl 3]
内界
外界
正配离子：
[Cu(NH 3)4]2+、Ag(NH 3)2] +负配离子：
[Fe(CN)6]4-、[PtCl 6]2-
配合物的结构
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
内配盐
5.2.1配位化合物的基本概念
内配盐
二胺基乙酸合铜（II)
(NH 2
CH 2
C O -)
O
5.2.1配位化合物的基本概念
配合物的命名---外界的命名顺序
内界是阴离子的配合物命名：内界-酸-外界阳离子；?内界是阳离子的配离物命名：外界阴离子—酸（化）—内界?内配盐的命名：同内界的命名
［Cu(NH 3)4］ＳＯ4：硫酸四氨合铜(Ⅱ)
K 4［Fe(CN)6］，六氰合铁(Ⅱ)酸钾，［Co(NH 3)3（Ｈ２Ｏ）Ｃl 2］Cl ：
一氯化二氯·三氨·一水合钴(Ⅲ
Co 2(CO)8：八羰合二钴
［Cu (NH 3)2（CH 3COO）2］：二氨基·二乙酸合铜(Ⅱ)
［Pt(NH 3)４(NO 2)2Cl］2+：一氯·四氨·一硝基合铂(Ⅳ)
离子
配位体数—配位体名称—合—中心离子（氧化数）；
［Cu(en)2］：二(乙二胺)合铜(II)
5.2.1配位化合物的基本概念
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
配位化合物的命名练习 5.2.1配位化合物的基本概念 5.2.1配位化合物的基本概念
5.2.1配位化合物的基本概念
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
鳌合物（Chelates ）
多基配位体中的二个或两个以上的配位原子同时与一个中心离子结合，形成具有环状结构的配合物称螯合物。
异构
第5
章酸
,碱
和配合物及水溶液中的平衡
外界容易参与反应
?Co Cl H
2
O
H
H
H
Cl
O
O
H
Co
H
O
O
H
Cl
H
H Cl
2H2O H
H
H
O
O
O
H
H
H
Co
O
H
H
O
H
O
H
H
H
Cl3
H
H
H
O
H
O
O
H
H
Co
H
O
Cl
H
O
H
H
Cl2H2O
i) [Co( H2O)6]Cl3
紫色
ii) [Co( H2O)5Cl]Cl2
深绿
iii) [Co( H2O)4Cl2]Cl
绿色
第
5
章
酸
,
碱
和
配
合
物
及
水
溶
液
中
的
平
衡
Pt
Cl
Cl
H3N
H3N Pt
Cl
Cl
H3N
NH3
H2O
H2O
NH3
Br
Br
NH3
Cr
+
H2O
H2O
NH3
Br
Br
NH3
Cr
+
同种配体全在顺位二者互成镜影
②空间异构：
旋光异构
顺反异构
顺式:同种配体在临位反式:同种配体在对角
22
第
5
章
酸
,
碱
和
配
合
物
及
水
溶
液
中
的
平
衡配位化合物的应用
?鉴定反应很多是形成配合物的反应
?定影剂:AgBr(s)+2 S2SO32-[Ag(S2SO3)2]3-+Br-?炼金
?加配合剂来控制被镀离子的浓度,
?含氰废液都需要进行环保处理：
6NaCN+3FeSO
4→［Ｆe(CN)
6
］＋３Ｎa
2
SO
4
?生命过程中也有相当重要的作用-----红细胞，叶绿素?重金属离子中毒的解毒剂
?药物
配位立体异构.swf
第
5
章
酸
,
碱
和
配
合
物
及
水
溶
液
中
的
平
衡
照相
34-6+6+[Fe(CN)][KFe(CN)K ++()
e e]F F x x x x s →3-62+623Zn[F [Fe(C e(CN)N)+2]Zn ]()
s →5.3 配位化合物的性质和应
分析化学中离子的鉴定
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
湿法冶金：用水溶液直接从矿石中将金属以化合物的形式浸取出来，然后再进一步还原为金属的过程。
---
2224Au 8CN 2H O O =4[Au(CN)]4OH ++++-2-
24Zn 2[Au(CN)]2Au [Zn(CN)]+=+5.3 配位化合物的性质和应用
在冶金工业中的应用
厉害的王水
配位化合物的应用
和应用
在电镀工业中改善镀层质量
质和应用
EDTA: 乙二胺四乙酸
CH 2CH 2N
N
H 2C
H 2C
CH 2CH 2
COOH
COOH HOOC
HOOC
EDTA-Ca
5.3 配位化合物的性质和应用
2+34
2+34[Cu ][NH ]K =
[Cu(NH )]
φ
不稳 5.3 配位化合物的性质和应用
离解配合
[Cu (NH 3)4]2+Cu 2++4NH 3
配离子的解离平衡
+32+32[Ag(NH )]1=
[A K ][NH K g ]φ
φ=稳不稳
5.3 配位化合物的性质和应用
数
[][]m n sp n m
K A B φ
+?=2+-2
[Mg ][OH ]sp K =2+3-4
32
[Ca ][PO ]sp K =ΔG 0=-RTlnK sp
5.4.1溶度积和溶解度
Mg(OH)2 Mg 2++2OH -
Ca 3(PO 4)2(s) 3Ca 2++2PO 43-
51
0.0002421000
1.0410233.4100
mol l ??×=×?因为溶解的BaSO 4完全电离，[Ba 2+]=[SO 42-]=1.04×10-5mol.l -1
2+2-5210
4=[Ba ][SO ](1.0410) 1.0810
sp K ??=×=×所以298K时，BaSO 4的溶度积常数为1.08×10-10
5.4.1 溶度积
溶解度和溶度积的相互换算
298K时，K sp (AgCl)=1.8×10-10，
K sp (Ag 2CrO 4)=1.1×10-12，求它们的溶解度。
解：
设AgCl 和Ag 2CrO 4的溶解度分别为S 1和S 2（mol.dm -3）。
+-10
11=[Ag ][Cl ] 1.810sp K S S φ?=×=×53
1 1.310S mol dm ??∴=×?+2-2312
42222=[Ag ][CrO ]()4 1.1102sp K S S S φ
?=×==×53
2 6.510S mol dm ??∴=×?比较AgCl 和Ag 2CrO 4溶解度（x ）
5.4.1 溶度积
同类型的盐可以相比
5.4.2 沉淀-溶解平衡Q
溶液过饱和，沉淀析出
——判断沉淀的生成和溶解
（1）溶度积规则
m
B n
A n m C C Q ?
+?=m
n n m o
sp B A K ][][?+?=
定下列过
217
82(()) 1.4210 3.7610,
0.01
SP OH Pb K Pb OH x C x C ?+??>
==处理1 dm -3
3
410
17
109411010421?????==
moldm x .x .][OH 白色AgCl 沉淀10
1077.1)AgCl (?×=φsp K 淡黄色AgI 沉淀
17
1051.8)AgI (?×=φsp K 在含有0.01 mol/l的I -1和0.01 mol/l的Cl -1溶液中，逐
滴加入AgNO 3溶液，哪一种离子先沉淀？形成沉淀所需Ag +的最低浓度：
17
15
1
(AgI)8.51108.51100.01
sp Ag I K C mol l C φ
+?
???×>
=
=×?AgI:AgCl:
10
81
(AgI)
1.7710 1.77100.01
sp Ag Cl K C mol l C φ
+?
???×>
=
=×?(2) 分步沉淀和共同沉淀
当溶液中存在几种离子时，离子积首先超过溶度积的难溶电解质先沉淀。
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
当达到AgCl开始沉淀所需的Ag +浓度时，AgCl
和AgI将同时沉淀。在AgCl和AgI同时沉淀前的一瞬间，溶液中Ag +浓度必然满足关系式：
,,sp AgCl
sp AgI
Ag Cl I K K C C C φ
φ
+?
?
=
=
即AgCl开始沉淀时，I -的浓度很小，说明AgI已沉淀得很完全了。
17
,9110
,8.51100.01 4.8101.7710
sp AgI I Cl sp AgCl
K C C mol l K φφ??????×==
×=×?×5.4.2 溶度积规则及其应用
及其应用
分步沉淀常应用于离子的分离
3
36
,Fe(OH)103
3
3
361.110[] 1.010[]
10
sp K OH mol dm Fe φ??
??+?×=
=
=×?3
11
,Mg(OH)63
2 1.210[] 1.110[]
0.1
sp K OH mol dm Mg φ????+×=
=
=×?所以，当1.0×10-10M < C OH-< 1.1×10-6M ，即pH在4～8之间就可以使Fe 3+和Mg 2+分离，Fe 3+沉淀完全，Mg 2+不沉淀。
5.4.2 溶度积规则及其应用
续上
Fe 3+的浓度为10-6M ，达到平衡时：
Mg 2+开始沉淀时：
24242Cr K C O rO K ?+
→++
4BaCrO ↓
4310,BaCrO 9,BaCO 1.17102.5810
sp sp K K ??=×=×θθ（3）. 沉淀的转化
易溶盐向难溶盐转化？？
在一种溶液中，如果有两种难溶电解质同时存在，
则难溶电解质就有可能相互转化。沉淀转化的顺序并不是固定的，它与溶液中要沉淀的离子浓度有关
6
(AgCl)
2.110(AgI)
sp Cl sp I C K C K φ
φ
??
=
≈×5.4.2 溶度积规则及其应用
（3）. 沉淀的转化
1010
77.1)AgCl (?×=φsp K 171051.8)AgI (?×=φ
sp K ,,sp AgCl
sp AgI
Ag Cl I K K C C C φφ
+?
?
=
=
17
)(10?===??+AgI sp I Ag K Q C C 10
)(10?=>=??
+
AgCl sp Cl Ag K Q C C 如果可形成AgCl ,C Cl -多大时AgI 可以转化为AgCl ？临界时：
第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡
33222CO Na CO Na ?+
→++
3CaCO ↓
5.4.2 溶度积规则及其应用
永久硬度的消除
Q’ 产生沉淀 CaSO 4(s)+CO 32- CaCO 3(s)+SO 42-sp SO Ca K Q C C ==??+24 2sp CO Ca K Q C C >=??+23 2435 ,CaSO 9,CaCO 7.1010 4.9610 sp sp K K φφ??=×=×Cl l H HC ?+ →++ 3HCO ? 2322()2CaCO s H Ca H O CO +++→++↑ 5.4.2 溶度积规则及其应用 暂时硬度可以通过加酸减少： Q ’ C Ca2+C CO3-=Q=K sp o 永久硬度CaSO 4或MgSO 4呢？ 子的易 13_0713_07 13_07 Ag +Cl -AgCl (s) AgCl (s) Ag +Cl - Add Cl -via NaCl Ag +Cl - AgCl (s) AgCl (s) 'Ag +(aq) + Cl -(aq) 向溶液中加入 同离子, NaCl AgCl 溶解度减小 平衡移动的方向 5.4.3沉淀平衡和其他平衡的共存 （1）. 同离子效应 ?AgCl (s) 'Ag ++ Cl -?Q 推导:?Q =C ag + C Cl -?K sp < Q AgCl(s) Ag+ Cl - AgCl(s) NaCl(s)Ag+ Cl - AgCl(s) Ag+ Cl - 形成更多的AgCl,溶解度减小 Increase Cl -K sp Q 反应发生的方向 及其应用 例 开始浓度/ mol.dm -30 0溶解/ mol.dm -3 x x X*X=X 2 中的 x mol dm ? ? =× ?5.4.2 溶度积规则及其应用 例5-17 开始浓度/ mol.dm -30 0.1 溶解/ mol.dm -3 x x 的易 Na 2CO 3 2Na + + CO 32- 5.4.2 溶度积规则及其应用 同离子效应应用举例 Q=K sp o Q ’>K sp o 提高沉淀产物的产率： Fe(OH)3(s) === Fe 3++ 3OH -，达到平衡后再加入NaOH，则继续生成Fe(OH)3(s)钡餐中Ba 2+有毒： BaSO 4(s)==Ba 2++SO 4 2-; (s) 33 3(()) sp Fe OH C C Q K Fe OH +??=>第5章酸,碱和配合物及水溶液中的平衡 盐效应,酸效应,配位效应 沉淀:AgNO 3+ NaCl=AgCl(s) ?同离子效应:多加20-50%, 溶解度下降 ?盐效应:再加NaCl,溶解度增加（影响小）?酸效应：沉淀弱酸盐，pH 会改变平衡。 （CaCO 3溶解于盐酸） ?配位效应:再多加NaCl,产生配合物[AgCl 2]-:溶解度增加
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