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一、问题的提出
人教版选修5《有机化学基础》第二章的第一节脂肪烃，配有乙炔的实验室制取图，图中标明CuSO4溶液用于除去杂质，这个反应中乙炔主要含有H2S气体，选用CuSO4溶液除杂，其反应原理为：
H2S+Cu2+=CuS↓+2H+
此反应属于一个典型的弱酸制强酸，之所以能够发生，缘于CuS不溶于稀酸（稀盐酸和稀硫酸，下同）.如果换成FeSO4溶液，则不能达到除杂的目的.全日制普通高级中学教科书（试验修订本·必修）第一册第六章第一节的选学内容中提到了H2S气体的实验室制法，利用的反应是：
FeS+2H+=Fe2++H2S↑
CuS、FeS是中学比较常见的两种金属硫化物，它们的酸溶性到底与哪些因素有关，下面就从两个方面予以说明.
二、理论分析
理论1：稀酸溶解难溶金属硫化物的原理是利用弱电解质的电离平衡移动，即
S2-+2H+ H2S
降低S2-浓度，使金属离子与S2-的离子积小于其Ksp，从而溶解.
稀酸溶解难溶金属硫化物的程度，可以用溶解平衡常数的大小来衡量.以MS型硫化物为例，MS溶解于稀酸的平衡为
MS（s） + 2H+（aq） M2+（aq） + H2S（aq）
K=c（M2+）c（H2S）
c2（H+）
=KspK1K2
上式中：Ksp为MS的溶度积常数，K1、K2分别是H2S的一级电离常数与二级电离常数.从平衡常数关系式可以看出，溶解程度主要取决Ksp的大小和H+浓度的大小，Ksp越小者，所需酸的浓度就越高，反之亦然.根据Ksp由关系式可导出0.1 mol不同的金属硫化物溶于稀酸时，所需酸溶液的最低浓度.
K1=5.7×10-8 ，K2=1.2×10-15，c（M2+）=0.1 mol/L，c（H2S）=0.1 mol/L （H2S饱和溶液的浓度）. Ksp（FeS）=3.7×10-19，求得c（H+）=1.36×10-3 mol/L，FeS可以被稀酸溶解；Ksp（CuS）= 8.5×10-45，求得c（H+）=8.97×109 mol/L，超出了盐酸与硫酸的最高浓度，因此CuS不能被稀酸溶解.
理论2：金属硫化物的酸溶性还可以用热力学偶合反应加以说明.
偶合反应即一个反应几乎没有自发进行的倾向，但当它与另一个自发倾向很大的反应偶合起来相伴发生反应，就能构成一个自发进行的新反应，这样的两个反应即互为偶合反应.
注：经计算证明，ΔG溶=+22.8 kJ·mol-1为AB型离子化合物易溶或难溶的标准，如果ΔG溶大于+22.8 kJ·mol-1是难溶的，相反则是易溶的.
1.FeS、CuS的水溶性
在水溶液中：
FeS（s） = Fe2+（aq） + S2-（aq） （1）
ΔfG （kJ·mol-1） -100.4
85.8
ΔG1 =-78.6 kJ/mol+85.8 kJ/mol-（-100.4 kJ/mol）=+107.6 kJ/mol>22.8 kJ·mol-1
在水溶液中： CuS （s） = Cu2+（aq） + S2-（aq） （2）
Δf G （kJ·mol-1） -53.6 65.52 85.8
ΔG2 =85.8 kJ/mol+65.52 kJ/mol-（-53.6 kJ/mol）=
+204.92 kJ/mol>22.8kJ·mol-1
故FeS、CuS均难溶于水.
2.FeS、CuS的酸溶性
反应 2H+（aq） S2-（aq） = H2S（g） （3）
ΔfG （kJ·mol-1） 0 85.8 -33.6
ΔG3=-33.6 kJ/mol-85.8 kJ/mol=-119.4 kJ/mol
将（1）+（3）偶合得：
FeS（s） + 2H+（aq）=Fe2+（aq）+H2S（g） （4）
ΔG4=ΔG1 +ΔG3=+107.6 kJ/mol-119.4kJ/mol =-11.8 kJ/mol<22.8 kJ·mol-1
故FeS可被稀酸溶解.
将（2）+（3）偶合得：
CuS（s） + 2H+（aq） = Cu2+（aq） + H2S（g） （5）
ΔG5 =ΔG2 +ΔG3 =+204.92 kJ/mol-119.4kJ/mol =+85.52 kJ/mol>22.8 kJ·mol-1
故CuS不能溶于稀酸.
三、得出结论
由上述分析可知：FeS、CuS均难溶于水，FeS能溶于稀酸，而CuS却不能溶解.在进行实验的过程中，发现得到的CuS沉淀能溶于浓盐酸，溶液为黄绿色，这一偶然的发现推翻了CuS不溶于盐酸的定论.通过查阅文献与分析得出，CuS溶解在浓盐酸中，主要原因不是H+消耗S2-促使沉淀溶解的缘故.在高浓度的盐酸中，Cu2+大多是以[CuCln]2-n的形式存在，由于盐酸的配位作用使得硫化物溶解，这一点由溶液的颜色也可以得到启发.
人教版选修5《有机化学基础》第二章的第一节脂肪烃，配有乙炔的实验室制取图，图中标明CuSO4溶液用于除去杂质，这个反应中乙炔主要含有H2S气体，选用CuSO4溶液除杂，其反应原理为：
H2S+Cu2+=CuS↓+2H+
此反应属于一个典型的弱酸制强酸，之所以能够发生，缘于CuS不溶于稀酸（稀盐酸和稀硫酸，下同）.如果换成FeSO4溶液，则不能达到除杂的目的.全日制普通高级中学教科书（试验修订本·必修）第一册第六章第一节的选学内容中提到了H2S气体的实验室制法，利用的反应是：
FeS+2H+=Fe2++H2S↑
CuS、FeS是中学比较常见的两种金属硫化物，它们的酸溶性到底与哪些因素有关，下面就从两个方面予以说明.
二、理论分析
理论1：稀酸溶解难溶金属硫化物的原理是利用弱电解质的电离平衡移动，即
S2-+2H+ H2S
降低S2-浓度，使金属离子与S2-的离子积小于其Ksp，从而溶解.
稀酸溶解难溶金属硫化物的程度，可以用溶解平衡常数的大小来衡量.以MS型硫化物为例，MS溶解于稀酸的平衡为
MS（s） + 2H+（aq） M2+（aq） + H2S（aq）
K=c（M2+）c（H2S）
c2（H+）
=KspK1K2
上式中：Ksp为MS的溶度积常数，K1、K2分别是H2S的一级电离常数与二级电离常数.从平衡常数关系式可以看出，溶解程度主要取决Ksp的大小和H+浓度的大小，Ksp越小者，所需酸的浓度就越高，反之亦然.根据Ksp由关系式可导出0.1 mol不同的金属硫化物溶于稀酸时，所需酸溶液的最低浓度.
K1=5.7×10-8 ，K2=1.2×10-15，c（M2+）=0.1 mol/L，c（H2S）=0.1 mol/L （H2S饱和溶液的浓度）. Ksp（FeS）=3.7×10-19，求得c（H+）=1.36×10-3 mol/L，FeS可以被稀酸溶解；Ksp（CuS）= 8.5×10-45，求得c（H+）=8.97×109 mol/L，超出了盐酸与硫酸的最高浓度，因此CuS不能被稀酸溶解.
理论2：金属硫化物的酸溶性还可以用热力学偶合反应加以说明.
偶合反应即一个反应几乎没有自发进行的倾向，但当它与另一个自发倾向很大的反应偶合起来相伴发生反应，就能构成一个自发进行的新反应，这样的两个反应即互为偶合反应.
注：经计算证明，ΔG溶=+22.8 kJ·mol-1为AB型离子化合物易溶或难溶的标准，如果ΔG溶大于+22.8 kJ·mol-1是难溶的，相反则是易溶的.
1.FeS、CuS的水溶性
在水溶液中：
FeS（s） = Fe2+（aq） + S2-（aq） （1）
ΔfG （kJ·mol-1） -100.4
85.8
ΔG1 =-78.6 kJ/mol+85.8 kJ/mol-（-100.4 kJ/mol）=+107.6 kJ/mol>22.8 kJ·mol-1
在水溶液中： CuS （s） = Cu2+（aq） + S2-（aq） （2）
Δf G （kJ·mol-1） -53.6 65.52 85.8
ΔG2 =85.8 kJ/mol+65.52 kJ/mol-（-53.6 kJ/mol）=
+204.92 kJ/mol>22.8kJ·mol-1
故FeS、CuS均难溶于水.
2.FeS、CuS的酸溶性
反应 2H+（aq） S2-（aq） = H2S（g） （3）
ΔfG （kJ·mol-1） 0 85.8 -33.6
ΔG3=-33.6 kJ/mol-85.8 kJ/mol=-119.4 kJ/mol
将（1）+（3）偶合得：
FeS（s） + 2H+（aq）=Fe2+（aq）+H2S（g） （4）
ΔG4=ΔG1 +ΔG3=+107.6 kJ/mol-119.4kJ/mol =-11.8 kJ/mol<22.8 kJ·mol-1
故FeS可被稀酸溶解.
将（2）+（3）偶合得：
CuS（s） + 2H+（aq） = Cu2+（aq） + H2S（g） （5）
ΔG5 =ΔG2 +ΔG3 =+204.92 kJ/mol-119.4kJ/mol =+85.52 kJ/mol>22.8 kJ·mol-1
故CuS不能溶于稀酸.
三、得出结论
由上述分析可知：FeS、CuS均难溶于水，FeS能溶于稀酸，而CuS却不能溶解.在进行实验的过程中，发现得到的CuS沉淀能溶于浓盐酸，溶液为黄绿色，这一偶然的发现推翻了CuS不溶于盐酸的定论.通过查阅文献与分析得出，CuS溶解在浓盐酸中，主要原因不是H+消耗S2-促使沉淀溶解的缘故.在高浓度的盐酸中，Cu2+大多是以[CuCln]2-n的形式存在，由于盐酸的配位作用使得硫化物溶解，这一点由溶液的颜色也可以得到启发.