第十章电解质溶液.ppt

第十章 电解质溶液,2019/4/5,2,第十章 电解质溶液,§10-1 强电解质溶液理论 *§10-2 弱酸、弱碱的解离平衡 *§10-3 盐的水解 §10-4 酸碱理论的发展 *§10-5 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡,2019/4/5,3,§10-1 强电解质溶液理论,一、离子氛和离子强度 强电解质在水溶液中是完全电离的，但由于离子间存在着相互作用，离子的行动并不完全自由。正离子的周围存在着由负离子形成的“离子氛” ，同样负离子周围也存在着由正离子形成的“离子氛”。,2019/4/5,4,离子浓度越大，离子所带电荷数越多，离子与它的离子氛之间的作用越强。这种作用可用离子强度I表示 ： I=1/2mizi2 z:离子的电荷数， m:是离子的质量摩尔浓度 例10-1,当电解质溶液通电时，由于离子与它的 “离子氛”间的相互作用，使得离子不能百分之百地发挥输送电荷的作用，表观上觉得离子的数目少于电解质全部电离应有的离子数。同样测依数性时也是如此。,2019/4/5,5,二、活度和活度系数,活度（有效浓度）：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度。 a=fc C:浓度；f：活度系数（0-1） 离子自身的电荷数越高，所在溶液的离子强度越大，f值越小。,2019/4/5,6,当溶液浓度较大，离子强度较大时，若不用活度进行计算，结果将偏离实际较远。 弱电解质溶液、难溶性强电解质溶液及浓度较低的强电解质溶液，可近似认为f=1,用浓度代替活度。,2019/4/5,7,§10-2 弱酸、弱碱的解离平衡,一、一元弱酸、弱碱的解离平衡 二、水的离子积和溶液的PH值 三、多元弱酸的解离平衡 四、缓冲溶液,2019/4/5,8,一、一元弱酸、弱碱的解离平衡,1.解离常数 Ki,起始浓度 C0 0 0 平衡浓度 C0 H+ H+ H+,2019/4/5,9,弱电解质稀溶液 f1 c,2019/4/5,10,一元弱碱：,2019/4/5,11,2.解离度 ：弱酸弱碱在溶液中解离的百分数,2019/4/5,12,百分数计算式的两种写法 1.把%看成一种单位的符号，%表示每100份样品中某物质所占份数。等式中只需在一边出现。（国际通用）。,2.把%看成表示数字的符号。某数后面加%相当于被100除。,2019/4/5,13,3.解离常数与解离度的区别与联系 Ki与都是用来衡量弱电解质电离程度大小的物理量。 (1)区别：Ki是化学平衡常数的一种形式，不受浓度影响，一定温度下，对某一弱电解质是常数（因弱电解质解离的热效应不大，所以温度对Ki的影响较小，一般条件下不考虑）。 是转化率的一种形式，随浓度变化。同一弱电解质与C1/2成反比，浓度越稀，越大； (2)联系：相同浓度的不同弱电解质，与（Ki）1/2成正比，Ki越大，越大。例 10-2,2019/4/5,14,二、水的离子积和溶液的pH值,1.水的离子积,水的离子积：Kw= Ka=H+OH- 常温下： Kw= 1.0×10-14,2019/4/5,15,2.溶液的酸碱性和pH值 Kw是平衡常数，与浓度无关。因此无论水溶液是中性、酸性或碱性，在一定温度下Kw=H+OH-始终成立。 中性溶液 H+=1.0×10-7mol·dm-3=OH- 酸性溶液 H+1.0×10-7mol·dm-3OH- 碱性溶液 H+1.0×10-7mol·dm-3OH- H+越大，溶液的酸性越强 OH-越大，溶液的碱性越强,2019/4/5,16,问题：强酸与酸性强是否等同？,酸性增强 中性 碱性增强,2019/4/5,17,测定溶液酸碱性的方法：酸度计（较精确），pH试纸或酸碱指示剂(粗测）。 3.酸碱指示剂 定义：借助于颜色的改变来指示溶液pH值的物质叫酸碱指示剂。 一般为有机弱酸或弱碱。,2019/4/5,18,2019/4/5,19,HIn:In-10，溶液显HIn的颜色-红色； In-:HIn10，溶液显In-的颜色-黄色。 此时 pH=pKi±1 指示剂的变色范围。 几种常见酸碱指示剂： 甲基橙 3.1-4.4 红-橙-黄 石蕊 5.0-8.0 红-紫-蓝 酚酞 8.2-10.0 无色-粉红-红,2019/4/5,20,思考：某溶液使甲基橙显黄色，使酚酞显无色，则该溶液,pH值在4.4-8.2之间,用单一指示剂只能确定溶液的pH值范围，但不能确定溶液的酸碱性。 pH试纸是将滤纸经多种指示剂的混合溶液浸透、晒干制成。该试纸在不同的pH值溶液中显示不同的颜色。将显示色与标准比色卡比较，即可判断溶液的pH值。 练习：习题3、4,2019/4/5,21,三、多元弱酸的解离平衡,（1）第一步电离出的H+对第二步有抑制作用 （2）S2-对H+的结合力大。 所以，HS-H+，H+以第一步为主。,2019/4/5,22,常温常压下，H2S气体在水中的饱和浓度是0.1mol·dm-3。,始态浓度 0.1 0 0 平衡浓度 0.1-x x x,2019/4/5,23,2019/4/5,24,对二元弱酸H2A来说，溶液中的H+由第一级电离决定，HA-H+，比较二元弱酸的强弱，只需比较K1即可；A2-K2。,例：10-4,三元弱酸的解离同二元弱酸相似。 例：10-5 练习：习题5,2019/4/5,25,四、缓冲溶液,1.同离子效应,起始浓度 0.1 0 0.2 平衡浓度 0.1-x x 0.2+x,2019/4/5,26,起始浓度 0.1 0 0 平衡浓度 0.1-x x x,2019/4/5,27,纯HAc稀溶液，% =1.3 HAc中加NaAc,% =9.0×10-3 降低了144倍。,结论：在弱电解质的溶液中，加入与其具有共同离子的强电解质，使弱电解质解离度降低的效应，称同离子效应。,2019/4/5,28,2.盐效应 在弱电解质的溶液中，加入其它强电解质，使弱电解质解离度增大的效应，称盐效应。 如：在0.1mol·dm-3的HAc溶液（% =1.3） 中，加入NaCI,C=0.2mol·dm-3,I增大，用代C计算，H+=1.9×10-3 mol·dm-3 , %=1.9,解释：强电解质的加入，增大了溶液的离子强度，离子间相互牵制作用增强，从而使弱电解质的组分离子的分子化速率降低，相对来说弱电解质的解离度增大。,2019/4/5,29,同离子效应与盐效应是两种完全相反的作用，而且在发生同离子效应的同时，也伴有盐效应的发生。由于盐效应的影响比同离子效应的影响小得多，故一般只在解释问题时考虑，计算时不考虑。,2019/4/5,30,3.缓冲溶液 (1)定义与组成 在100dm3纯水（pH=7）中，加入1.0dm3 1.0mol·dm-3的HCI或NaOH溶液，则纯水的pH值由73或711，变化了4个单位。说明纯水不能抵抗外加少量酸碱的影响。 在100dm3 0.1mol·dm-3HAc和0.1mol·dm-3 NaAc组成的混合溶液（pH=4.76）中，加入同量1.0dm3的HCI或NaOH溶液或用水冲稀，则溶液的pH值仍在4.7左右，几乎不变。,2019/4/5,31,定义：能够抵抗外加少量酸、碱或稀释的影响。而自身的pH值基本不变的溶液，称为缓冲溶液。,组成,弱酸和它的盐 HAc-NaAc 弱碱和它的盐 NH3·H2O-NH4CI 多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐 NaH2PO4-Na2HPO4 ,NaHCO3-Na2CO3,2019/4/5,32,（2）缓冲作用原理,量大 量少 量大 外加少量强碱，H+OH-H2O，平衡右移,HAc电离补充减少的H+，即HAc是抗碱成分； 外加少量强酸，H+Ac-HAc,平衡左移，Ac-可消掉多余的H+，即Ac-是抗酸成分。 稀释时，H+=KaHAc/Ac-,适当稀释HAc/Ac-等倍下降，所以H+基本不变。,2019/4/5,33,缓冲溶液的缓冲能力是有限的，当加入大量的酸或碱时，溶液中的HAc、Ac-消耗尽，抗酸、抗碱能力趋于消失，就不再具有缓冲能力。若稀释程度太大，对HAc的解离度有影响，HAc/Ac-将改变，有时还需考虑水的解离。,2019/4/5,34,（3）缓冲溶液pH值的计算,始态浓度 C酸 C 盐 平衡浓度 C酸-x x C 盐+x,2019/4/5,35,(4)缓冲溶液的选择和配制 每种缓冲溶液起缓冲作用的pH范围是一定的。其值主要取决于Ka或Kb及C酸/C盐或C碱/C盐,当浓度比值接近于1时,缓冲溶液pHpKa(pOHpKb)。 所以，欲配制某一pH值的缓冲溶液时，可选择一种pKa与所需pH相近的弱酸及其盐（或者pKb与所需pOH相近的弱碱及其盐）,2019/4/5,36,配制pH=5.0的缓冲溶液,选HAc-Ac- 配制pH=9.8的缓冲溶液,选NH3-NH4+ 例 10-6 练习：欲配制250cm3的pH=5.0的缓冲溶液，问在12.0cm3 6.0mol·dm-3的HAc溶液中应加入NaAc·3H2O（M=136.08g）多少克？,2019/4/5,37,（5）缓冲溶液的应用 人体血液pH=7.4±0.03,靠H2CO3-NaHCO3 NaH2PO4-Na2HPO4 ,HHb-KHb,HHbO2-KHbO2等维持。,2019/4/5,38,§10-3 盐的水解,一、一元弱酸强碱盐的水解 二、一元弱碱强酸盐的水解 三、一元弱酸弱碱盐的水解 四、强酸强碱盐不水解 五、分步水解 六、影响水解的因素,2019/4/5,39,一、一元弱酸强碱盐的水解,K1= KW K2=1/Ka,K3=K1 K2 Kh = KW/Ka,盐的水解：是指盐的组分离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。是中和反应的逆反应.,碱性,2019/4/5,40,Kh-水解常数（化学平衡常数） Kh= KW/Ka 成盐的酸越弱，即Ka越小，Kh值越大，盐的水解程度越大，盐溶液的碱性越强。 例：比较0.1mol·dm-3 的NaAc和NaCN溶液pH值的高低.Ka(HCN)=4.93×10-10,2019/4/5,41,始态浓度 C0 0 0 平衡浓度 C0-x x x,2019/4/5,42,2019/4/5,43,例：求0.01mol·dm-3 NaCN溶液的pH和盐的水解度（298K）。,解：,2019/4/5,44,二、一元弱碱强酸盐的水解,NH4CI溶液,酸性,2019/4/5,45,三、弱酸弱碱盐的水解 NH4Ac , NH4CN , NH4F,2019/4/5,46,四、强酸强碱盐不水解溶液中性 NaCI、Na2SO4、NaNO3等,2019/4/5,47,五、分步水解 多元弱酸或多元弱碱盐的水解是分步进行的。 Na2S2Na+S2-,2019/4/5,48,Kh（1） Kh（2），以第一步水解为主，HS-OH-，溶液显碱性。,NaHCO3溶液 HCO3-的水解 HCO3-的解离,弱碱性,水解为主,NaH2 PO4、Na2HPO4水溶液显酸（碱）性？,2019/4/5,49,补 充 物料平衡（mass or material balance)在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度，等于各有关组分平衡浓度之和。 物料平衡式（mass or material balance equatian-CBE) 例：浓度为c mol·dm-3的H3PO4溶液 H3PO4+H2PO4-+HPO42-+PO43-=c 浓度为c mol·dm-3的Na2SO3溶液 Na+=2c;SO32-+HSO3-+H2SO3=C,2019/4/5,50,电荷平衡(charge balance）-根据电中性原理，单位体积溶液中，阳离子所带正电荷的量(mol)等于阴离子所带负电荷的量(mol)。 例：浓度为c mol·dm-3的NaCN溶液 CBE:H+Na+=CN-+OH- 浓度为c mol·dm-3的CaCI2溶液 H+2Ca2+=OH-+CI- 浓度为c mol·dm-3的H3PO4溶液 H+=OH-+H2PO4-+2HPO42-+3PO43-,2019/4/5,51,质子平衡式(proton balance equation-PBE)酸失去的质子和碱得到的质子的物质的量相等。 (1)由物料平衡和电荷平衡求质子条件 浓度为c mol·dm-3的NaCN溶液 物料平衡：Na+=C;HCN+CN-=C (1) 电荷平衡：H+Na+=CN-+OH- (2) 质子条件：H+c=c-HCN+OH- H+HCN=OH-,2019/4/5,52,(2)由溶液中得失质子的关系列出质子条件 质子参考水准：溶液中大量存在的并与质子转移直接有关的酸碱组分。 弱酸HB的水溶液：HB和H2O H3O+=OH-+B- 所有得质子后产物浓度的总和=所有失质子后产物浓度的总和 浓度为cmol·dm-3的Na2HPO4溶液(H2O,HPO42- H+H2PO4-+2H3PO4=OH-+PO43- 浓度为c mol·dm-3的NH4H2PO4溶液? H+H3PO4=NH3+HPO42-+2PO43-+OH-,2019/4/5,53,酸式盐溶液中H+的求算 NaHCO3Na+HCO3- H+H2CO3=OH-+CO32-,2019/4/5,54,2019/4/5,55,练习：13（1）、13（4）,2019/4/5,56,0.1 mol·dm-3 NaHCO3 溶液的pH值。 CK220KW ;C20K1, H+=(K1K2)1/2=4.8×10-9（mol·dm-3） pH=8.31 多元弱碱的水解（FeCI3）,第一步水解是主要的，溶液的颜色为棕黄色。,2019/4/5,57,六、影响水解的因素 1.平衡常数,水解产物弱酸的Ka或弱碱的 Kb越小，对应盐的水解程度越大。 如水解产物为难溶或挥发性弱电解质，则水解可近乎完全。 AI2S3+H2O2AI(OH)3+3H2S（双水解） 泡沫灭火器：AI3+HCO32-,2019/4/5,58,2.温度 盐的水解一般是吸热过程，H0。,温度升高，水解平衡常数增大，即盐的水解度增大。 如：FeCI3的水解，加热，水解液颜色由常温的黄色棕红棕红沉淀。,2019/4/5,59,3.盐的浓度,水解常数Kh一定时，盐的起始浓度C0越小，水解度h越大，即稀溶液的水解度比较大。,2019/4/5,60,4.溶液的pH值 因盐的水解常使溶液显示酸性或碱性,所以控制溶液的酸碱性,可促进或抑制水解反应。,KCN,为阻止剧毒物HCN的生成，在配制KCN溶液时，应先在水溶液中加入适量强碱KOH，以抑制水解。 实验室配Na2S溶液，将一定量的Na2S与NaOH同时溶于水，再稀释至所需浓度。,2019/4/5,61,实验室配SnCI2溶液，先将固体用盐酸溶解（加热）后，再加水冲稀至所需浓度。保存时加Sn粒防氧化。,2019/4/5,62,复习(只列式不算数）： 1. 0.1mol·dm-3HAc溶液中H+的近似计算式和最简计算式 2. 0.1mol·dm-3NH3·H2O和0.2mol·dm-3NH4CL组成的缓冲溶液的计算式 3. 0.1 mol·dm-3 Na2S溶液的H+浓度 4. 0.1 mol·dm-3 NaHCO3溶液的H+浓度,2019/4/5,63,C碱-X C盐X X,1. 0.1mol·dm-3HAc溶液中H+的近似计算式和最简计算式,2. 0.1mol·dm-3NH3·H2O和0.2mol·dm-3NH4CL组成的缓冲溶液的计算式,2019/4/5,64,3. 0.1 mol·dm-3 Na2S溶液的H+浓度,4. 0.1 mol·dm-3 NaHCO3溶液的H+浓度,2019/4/5,65,§10-4 酸碱理论的发展,酸碱理论： 1.酸碱电离理论 2.酸碱质子理论 3.酸碱电子理论 4.酸碱溶剂理论 5.软硬酸碱理论,2019/4/5,66,1.1887年，S.A.Arrhenius 酸碱解离理论，适用于水溶液体系。 2.1923年，J.N.Bronsted and T.M.Lowry 酸碱质子理论，适用水溶液、非水溶液及气体间反应，且可定量处理。 3.1923，G.N.Lewis 酸碱电子理论。在配位化学和有机化学中应用较广。,概 述,2019/4/5,67,电离理论 在水溶液中解离产生的阳离子只有H+的物质是酸； 在水溶液中解离产生的阴离子只有OH-的物质是碱。 酸碱中和反应的实质是：H+OH-=H2O 水溶液： HCL(aq)+NH3 ·H2O(aq）NH4CL(aq)+H2O 苯溶液： HCL(g)+NH3(l）NH4CL(s) 气相反应：HCL(g)+NH3(g）NH4CL(s),2019/4/5,68,一、酸碱质子理论,共轭酸碱对（conjugate acid-base pair) 因一个质子的得失而相互转变的一对酸碱。,1.酸碱定义：凡能提供质子的任何分子或离子都是酸；凡能接受质子的任何分子或离子都是碱。,酸 碱,+ H+,HAc Ac-,HSO4- SO42-,2019/4/5,69,HPO42-为两性物质，H2O也是两性物质。 判断一种物质是酸还是碱，要在具体环境中分析其发挥的作用。,2.酸碱的强度 水溶液中酸的强弱决定于它将质子给予水（碱）的能力。,2019/4/5,70,酸性： HAc NH4+ HS- Ka 1.8×10-5 5.67×10-10 7.1×10-15 一种酸的酸性越强，则其共轭碱的碱性越弱 碱性： Ac- NH3 S2- Kb 5.6×10-10 1.8×10-5 1.4,2019/4/5,71,3.拉平效应与区分效应 水溶液中HNO3 ,H2SO4 ,HCIO4,HCI均为强酸。即作为碱的水把这些酸都拉平到H3O+的水平. 如: HCI+H2OH3O+CI- 这种将各种不同强度的酸都拉平到溶剂化质子(如:H3O+)水平的效应称为拉平效应.具有拉平效应的溶剂叫拉平性溶剂.如:水是上述四种酸的拉平性溶剂. H3O+是水溶液中能够存在的最强的酸的形式.,2019/4/5,72,如将这些强酸放在比H2O难于接受质子的溶剂(如HAc)中,则四种酸就显出差别.,pKa 5.8 8.2 8.8 9.4,HAc是区分性溶剂, 能区分酸或碱强弱的效应称区分效应.,2019/4/5,73,同理,水溶液中最强的碱是OH-,更强的碱(O2-,NH2-)都将被拉平到同一水平.只有更弱的碱(NH3,Ac-)才能分出强弱. 苯甲酸在水中是弱酸,但在乙二胺中却是强酸。这是因为乙二胺的碱性比水强,其接受质子的能力比水强.苯甲酸在乙二胺中更易失质子。,练习：P408 14,15 14：HSO4-; HS-; H3PO4; NH4+; H2+NO3; H3+O 15: Ac-; OH-; NH2-; PO43-; S2-,2019/4/5,74,4.酸碱反应 酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间质子的传递. 反应方向:强酸+强碱弱酸+弱碱 质子论中没有“盐”的概念,电离理论中的所有反应(中和、水解、解离等），在质子论中都是酸碱反应。 质子论不仅适用于水溶液，也适用于气相和非水溶液中的酸碱反应。 缺陷：只限于质子的接受和放出，无法解释不含氢类化合物的反应，CaO+SO3CaSO3,2019/4/5,75,二、酸碱电子理论,1.定义：凡是可以接受电子对的物质称为酸；凡是可以给出电子对的物质称为碱。(Lewis酸碱) 2.反应：酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱配合物。 H+OH-H2O Ag+CI-AgCI Cu2+4NH3Cu(NH3)42+,2019/4/5,76,凡金属离子都是酸，与金属离子结合的所有物质都是碱。 所有盐、金属氧化物和其它大多数无机物都是酸碱配合物。 属于广义酸碱理论,对酸碱的认识过于笼统。 课后练习题P10：二、15,2019/4/5,77,§10-5 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡,一、溶度积和溶解度 1.溶度积（solubility product),BaSO4的溶解沉淀过程,2019/4/5,78,平衡时（饱和溶液）：,未溶解的固体 溶液中的离子 KSP=Ba2+SO42- 溶度积,2019/4/5,79,推广至一般反应,KSP=An+mBm-n 在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂次的乘积为一常数。 Fe(OH)3: KSP=Fe3+OH-3 P397 表1011,2.溶解度与溶度积的相互换算 二者单位均mol· dm-3 例：10-10，10-11,2019/4/5,80,例 1010 已知：CaCO3的Ksp2.9×109 求：溶解度S,2019/4/5,81,注意：溶解度与溶度积之间的换算只适用于溶解了的电解质完全电离为自由离子，即溶液中不存在难溶电解质的分子或离子对，而且在溶液中不产生反应的化合物。 下列情况不能换算 (1)易水解的难溶电解质,S2-、CO32-、PO43-； (2)难溶的弱电解质及某些易于在溶液中以离子对形式存在的难溶电解质,Hg2CI2; (3)溶解度较大的强电解质，CaSO4 CaCrO4.,2019/4/5,82,KSP反应了难溶物质的溶解能力,用KSP可以比较不同难溶电解质的溶解能力,但只适于相同类型,且基本上不水解的难溶强电解质。 KSP S/mol·dm-3 AgCI 1.8×10-10 1.3×10-5 AgBr 5.0×10-13 7.1×10-7 AgI 9.3×10-17 9.6×10-9 Ag2CrO4 2.0×10-12 1.1×10-4,2019/4/5,83,3.溶度积规则 (rGm= RTln(Q/K) QKSP，过饱和溶液，有沉淀生成。 4.同离子效应与盐效应 同离子效应将使难溶电解质的溶解度减小，盐效应将使难溶电解质的溶解度增大。 思考：AgCI在硝酸中的溶解度比纯水中的溶解度大，是由于 引起的；在盐酸中的溶解度反而减小的原因则是 引起的。 例：10-12,2019/4/5,84,二、沉淀溶解平衡的移动 1.沉淀的生成 QKSP 例10-13 ，练习 1 当被沉淀离子浓度1.0×10-5mol·dm-3时，可认为该离子已沉淀完全。,2019/4/5,85,2019/4/5,86,2.沉淀的溶解 QKSP (1) 生成弱电解质 Fe(OH)3+3H+=Fe3+3H2O (2) 发生氧化还原反应 3CuS+2NO3-+8H+=3Cu2+3S+2NO+4H2O (3) 生成配合物 AgCI+2NH3=Ag(NH3)2+CI- 3.分步沉淀 混合溶液中的离子发生先后沉淀的现象称分步沉淀。,2019/4/5,87,例:向含相同浓度的CI-、I-溶液中，逐滴加入AgNO3溶液，开始只出现AgI沉淀，过一段时间才出现AgCI沉淀。 例：10-16 练习2、3 4.沉淀的转化 由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。 相同类型的难溶电解质,一般S大S小。 例：10-17,2019/4/5,88,本 章 小 结 一、强电解质溶液理论 活度：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度,a=fc 。 二、弱酸、弱碱的解离平衡,二元弱酸H2A，溶液中的H+由一级电离决定，HA-H+，比较二元弱酸的强弱，只需比较K1即可；A2-K2。,2019/4/5,89,三、缓冲溶液,四、盐的水解,平衡浓度 C酸-x x C 盐+x,1.一元弱酸强碱盐的水解显碱性,2019/4/5,90,2.一元弱碱强酸盐的水解显酸性,3.一元弱酸弱碱盐的水解酸强显酸性，碱强显碱性,4.强酸强碱盐不水解溶液中性 5.分步水解类同分步电离，溶液酸碱性主要取决于第一步水解。,2019/4/5,91,6.影响水解的因素 （1）平衡常数：水解产物弱酸的Ka或弱碱的 Kb越小，对应盐的水解程度越大。 （2）温度：盐的水解一般是吸热过程，温度升高，水解度增大。 （3）盐的浓度：盐的起始浓度C0越小，水解度h越大。 （4）溶液的pH值：盐的水解使溶液显示酸（碱）性，则加酸（碱）可抑制水解，加碱（酸）可促进水解。,2019/4/5,92,五、酸碱理论的发展 1.酸碱质子理论：凡能提供质子的任何分子或离子都是酸；凡能接受质子的任何分子或离子都是碱。 酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间质子的传递. 2.酸碱电子理论：凡是可以接受电子对的物质称为酸；凡是可以给出电子对的物质称为碱(Lewis酸碱)。 酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱配合物。 六、难溶强电解质的沉淀-溶解平衡 1.溶度剂常数,KSP=An+mBm-n 在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂次的乘积为一常数。,2019/4/5,93,2.溶度积规则 QKSP，过饱和溶液，有沉淀生成。 当被沉淀离子浓度1.0×10-5mol·dm-3时，可认为该离子已沉淀完全。 3.分步沉淀 混合溶液中的离子发生先后沉淀的现象称分步沉淀。 4.沉淀的转化 由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。相同类型的难溶电解质,一般S大S小。,2019/4/5,94,2019/4/5,95,2019/4/5,96,2019/4/5,97,2019/4/5,98,2019/4/5,99,2019/4/5,100,2019/4/5,101,14.HSO4-,HS-,H3PO4,NH4+，H2NO3+，H3O+； 15.Ac-,OH-,NH2-,PO43-,S2-.,2019/4/5,102,2019/4/5,103,