第8章-酸碱平衡-大学一年级-无机化学-课件

第8章酸碱平衡酸和碱是化学中最为古老悠久的概念之一。众多的化学变化属于酸碱反应，

酸碱反应是最重要的化学反应之一。

酸碱平衡是化学平衡中的一种，学习掌握酸碱反应的规律，是化学生产实践和理论研究的重要任务。

IonicEquilibriumofAcidsandBases在水中电离时生成的阳离子全部是H+的物质叫做酸;HCl，HNO3，H2SO4，

在水中电离时生成的阴离子全部是OH-的物质叫做碱.NaOH，KOH，Ca(OH)2，

强酸HCl、HNO3、；强碱NaOH、KOH

在水中能够完全电离：弱酸CH3COOH

：弱碱NH3

在水中只能部分电离（阿伦尼乌斯学说）一.酸碱电离理论CH3COOHCH3COO-+H+HCl

H++Cl-8-1弱酸弱碱的电离平衡二.水的电离和溶液的酸碱性

H2O

[H+][OH-]＝

KW

＝1×10-14水的离子积常数

水溶液中,[H+]和[OH-]的乘积不变.水电离属于化学平衡.2.溶液的pH[H+]＞[OH-]酸性pH＜7[H+]＝[OH-]中性pH＝7[H+]＜[OH-]碱性pH＞7

25℃1.水的离子积常数水能导电弱电解质[H+]=10-PH电离平衡纯水的导电性H++OH-pH=－log[H+]

例如颜色酸色碱色pka

甲基橙红

黄3.4

pH=pki±1指示剂的理论变色范围.实际变色范围是由人眼观察出来的,与理论有一定偏差.用酸碱指示剂指示溶液的pH,在化学实践中有广泛的应用。理论变色范围

实际变色范围P227常用酸碱指示剂.8.0—9.63.1—4.4酚酞无红9.12.44.48.110.1也可以用来忽悠人、欺骗人！三.一元弱酸的电离平衡CH3COOH。HAc+H2OC00C

[H

+][H

+][Ac

-]

Ka=[H+][Ac-][HAc]=[H

+]2C

[H

+][H+]2=KaC-Ka[H+][H

+]2-KaC+Ka[H

+]=0[H

+]=-Ka+

√Ka2+4KaC2求一元弱酸中[H+]精确公式简写为HAc，Ac=CH3COO-H3O++Ac-常写为:HAcH+

+Ac-

[H+]=[Ac-]t=0时:t=t时:HAcH++Ac-t=t时C-[H+][H+][Ac-]

Ka=[H+][Ac-][HAc]=[H+]2C

[H+]若平衡时溶液中[H+]<<C，

[H

+]=√CKa求一元弱酸溶液中[H+]的近似公式

Ka=≈[H+]2C[H+]2C

[H+][H+]2=KaC[H

+]=-Ka+

√Ka2+4KaC2此外，Ka愈小，HA愈不容易电离.CKa≥400时，C

[H+]≈C，综合两方面考虑:则则C

[H+]≈C精确公式例1、计算0.1mol/LHAc溶液中的H+浓度和PH值。解：查表得：Ka=1.80×10-5a、用精确公式求解[H+]=-1.8×10-5+√(1.8×10-5)2+4×1.80×10-5×0.12[H+]=1.33×10-3mol/LpH=2.88近似公式的计算结果相当好例1、计算0.1mol/LHAc溶液中的H+浓度和PH值。解：查表得：Ka=1.80×10-5a、用精确公式求解b、用近似公式计算[H+]=-1.8×10-5+√(1.8×10-5)2+4×1.80×10-5×0.12[H+]=1.33×10-3mol/LpH=2.88[H+]=√KaC=√1.8×10-5×0.100=1.34×10-3

pH=2.87CKa=5555＞400∵例2、计算0.100MCH2ClCOOH溶液的PH值。解：∵

KaC=0.1001.40×10-3=71.4﹤400故用精确公式计算[H+]=-1.40×10-3+√1.40×10-3+4×1.40×10-3×0.12[H+]=1.12×10-2MpH=1.95例3.计算0.100mol/LCH3CHOHCOOH溶液的[H+],Ka=8.4×10-4解：因为KaC=0.1008.4×10-4=119<400∴[H+]=-8.4×10-4+√(8.4×10-4)2+4×8.4×10-4×0.12=8.7×10-3mol/L故用精确公式计算氨是个典型的一元弱碱[NH4+][OH-][NH3]=KbKb(NH3)=1.8×10-5四.一元弱碱的电离平衡常见的一元弱碱及其电离平衡常数见P390附录11与HAc的电离程度相当NH3+H2ONH4+

+OH-[OH-]=√KbCCKb≥400时，Kb=[BH+][OH-][B]=[OH

-]2C

[OH

-]求一元弱碱溶液中[OH-]的精确公式同理求一元弱碱溶液中[OH-]的近似公式B+H2OBH++OH-t=0C00t=tC-[OH-][BH+][OH-][BH+]=[OH-]当-Kb+

√Kb2+4KbC2[OH-]=例4：计算0.100MNH3溶液的pH值.Kb=1.8×10-5解：∵CKb=5555≥400，∴用近似公式：[OH-]=√KbC=√0.1×1.8×10-5=1.34×10-3MpOH=2.87pH

pOH=14pH=14.00-2.87=11.13pH

=

14

pOH五．电离度已电离的分子数与溶质分子总数之比，用

表示.对于弱酸

=C[H+]×100%对于弱碱

=×100%[OH-]C弱酸的电离度

随浓度C的降低增大。

=√Ka/C

=√Kb/C弱碱的电离度

随浓度C的降低增大。[H+]=√KaC∵同理六．同离子效应弱电解质在水中存在着电离平衡:加入NaAc时：HAcH++Ac-

X’<X

在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质，

=x/cC-XXXC盐C盐C-X’X’C盐+X’

’=X’/cHAcH++Ac-平衡逆向移动NaAc

Na++Ac-C盐

同离子效应。必然发生:醋酸也降低!!使弱电解质的电离度和酸度减小的现象弱酸盐,正盐设H+

+

Ac-

HAc∴

’

<

即醋酸电离度降低!结果导致

’=X’/cKa=[H+][Ac-][HAc]=X’(C弱酸盐+X’)C弱酸-X’∵C弱酸

X’(HAc，

=1.33%,

'﹤1.33%)∴C弱酸-X’≈C弱酸C弱酸盐

X'∵盐与酸至少在同一量级!∴

C弱酸盐+X’≈C弱酸盐∴Ka≈X’C弱酸盐C弱酸∴[H+]=KaC弱酸C弱酸盐HAcH++Ac-

C-X’X’C盐+X’

有同离子效应时H+计算公式例6、设溶液中同时含有HAc和NaAc，浓度都为0.10mol/L。求[H+]及HAc的电离度。解：[H+]=KaC弱酸C盐=1.8×10-5

×0.100.10=1.8×10-5

MpH=5-lg1.8=5-0.255=4.745

’

=×100%=0.018%

1.8×10-5

0.10对比之下可以看出同离子的影响之大,

减小了74倍.没有同离子效应时的HAc，

=1.33%1:74运用存在同离子效应时H+计算公式:七、多元弱酸的电离平衡在溶液中能电离出多个H+的酸—多元酸。多重平衡Ka1

Ka2∴只有第一级电离是最主要的,多元酸在溶液中是分步电离的：

H2SH++HS-HS-

H++S2-Ka1=1.1×10-7Ka2=1.3×10-13②第一级电离的H+对第二级有抑制

大106倍∴溶液中H+主要是由一级电离产生的,

①HS-对H+的吸引﹥H2S对H+的吸引；

第二级可忽略(数量).可作近似处理.①

H2SH++HS-X例7、室温下，H2S气体在水中的饱和浓度为0.1mol/L。试计算H2S饱和溶液中[H+]、[HS-]和[S2-]。Ka1=1.1×10-7；Ka2=1.3×10-13解.H2S属于二元弱酸.可忽略二级电离，当一元弱酸处理：Ka1Ka2

1001.1×10-71.3×10-13=

=1060.1-XX设0.1-X

X2=ka1∴[H+]=-Ka1+√Ka12+4Ka1C2CKa1≥400，且[H

+]=√CKa1[H+]=1.05x10-4代入计算得:[HS-]=1.05x10-4mol/L

②HS-H++S2-[S2-]≈Ka2二元弱酸酸根B2-浓度近似等于Ka2!Ka2=[H+][S2-][HS-]=1.3×10-13mol/L[H+]=[HS-]八．缓冲溶液1、定义HAcH+

+Ac-[H+]=KaC弱酸C弱酸盐溶液中[H+]取决于酸/盐浓度的比值,而不仅仅是酸的浓度①.向溶液中加入少量强碱NaOH时:HAc+OH

-

H2O

+Ac-C弱酸略为减小，C弱酸盐略为增大，但由于加入强碱的量很小(与HAc相比)溶液中[H+]基本保持不变.含NaAc时:在同时含有弱酸及弱酸盐的溶液中：结果：∴引起酸/盐浓度比值改变很小,Ka=[H+]

C弱酸盐C弱酸②.向溶液中加入少量强酸时：H++Ac-

HAc溶液中Ac-的量稍有减小，HAc的量稍有增大。引起酸/盐浓度比值改变很小,这种能够抵抗少量强酸和强碱而能保持溶液酸度或pH值基本不变的溶液——缓冲溶液.常见的缓冲溶液：①弱酸—弱酸盐HAc+NaAcH2CO3+NaHCO3H3PO4+NaH2PO4②弱碱—弱碱盐NH3+NH4Cl[H+]=KaC弱酸C弱酸盐溶液中[H+]基本保持不变.抗酸抗碱之定性解释HAc+NaAc+H+时：H++Ac-

HAc+OH-时：

它能对抗溶液中H+浓度的变化，从而对溶液的酸度起到稳定作用。HAc+OH-

H2O+

Ac-[H+]=KaC弱酸C弱酸盐2、具体实例A、50mL纯水中加入0.05mL1.0mol/LHCl溶液，1×0.0550+0.05≈0.00099mol/LpH=3

50mL纯水中加入0.05mL1.0mol/LNaOH溶液，OH-浓度增加1×0.0550+0.05≈0.001M，pH=11水的pH均变化了4个单位,酸度改变了一万倍.∴纯水没有缓冲作用!H+浓度增加为≈0.001mol/L纯水的pH=7B、50mL0.1mol/LHAc—0.1mol/L

NaAc溶液[H+]=Ka[HAc][Ac-]=Ka

=1.8×10-5

[Ac-]=0.1-CHCl=0.1-0.001=0.099[HAc]=0.1+CHCl=0.1+0.001=0.101=1.84×10-5M[H+]=Ka[HAc][Ac-]=1.8×10-5×0.0990.101H++Ac-

HAc①向溶液中加入0.05mL1.0MHCl溶液,pH=4.74pH变化很小(－0.01)[H+]

=KaC弱酸C弱酸盐同离子效应:pH=4.73HAcH+

+Ac-[H+]增加1×0.0550+0.050.001M②向溶液中加入0.05mL1.0MNaOH,

=0.101mol/L0.1010.099=1.8×10-5×=1.8×10-5MHAc+OH-

H2O+

Ac-0.1+0.0010.1-0.001pH

=

4.75pH变化很小(＋0.01)=0.099mol/L[H+]=KaC弱酸C弱酸盐③向此HAc—NaAc溶液中加水稀释至500mL，pH=？∵C弱酸、C弱酸盐数值均变为原来的1/10,都为0.01mol/L,则:[H+]=Ka[HAc][Ac-]=Ka

=1.8×10-5

pH=4.74△pH

=

0[OH-]增加0.001M综上，HAc—NaAc溶液中加入强酸、强碱，其pH值只变化了0.01；而在同样条件下，纯水的pH值变化了4个单位,说明HAc—NaAc溶液对于外来少量强酸和强碱具有显著的抵抗作用

缓冲作用。缓冲溶液中发挥作用的弱酸、弱酸盐称为缓冲对,如HAc／NaAc缓冲对的浓度越大,加入强酸或强碱时其浓度值及其比值改变就越小,即抵抗酸碱影响的能力越强.即缓冲对浓度越大，其缓冲容量(能力)越大。[H+]=KaC弱酸C弱酸盐HAcH+

+Ac-HAc—

NaAc混合溶液中同理:C弱碱[OH-]=KbC弱碱盐C弱碱pOH=pKb

lgC弱碱盐4、弱碱

弱碱盐NH3+H2ONH4++OH-3、缓冲溶液的计算公式pH

=

pKa

lgC弱酸盐C弱酸[H+]=KaC弱酸C弱酸盐HAc—NaAc溶液NH3—NH4Cl弱酸

弱酸盐pH

pOH=14pH=14

pOH弱酸及其盐的浓度都较大且大致相等时，缓冲容量最大；人的血液中,有H2CO3—NaHCO3缓冲对,pH=7.4,

保持人体内许多化学反应正常!大量喝汽水or可口可乐不利?

5、缓冲容量HAc—NaAc缓冲溶液中：HAcH++Ac-[H+]=KaC弱酸C弱酸盐弱碱与其盐的浓度都较大且大致相等时，缓冲容量最大.只有当加入的强酸、强碱的量与缓冲溶液中的弱酸、弱碱盐的量相比是比较小的情况下，并且弱酸、弱碱盐的浓度接近于1:1时，溶液才有缓冲作用.作业P249:1,

2,3,5,7,8,12,13,14,168-2盐的水解盐的水溶液似乎都应该是中性的(如NaCl、KCl溶液),但其实不然！？事实上，盐在水中得到的溶液可能是中性、酸性或者碱性。例如：Na2CO3、NaAc的水溶液显碱性，能使红色石蕊变蓝。NH4Cl、FeCl3的水溶液显酸性，能使蓝色石蕊变红。NH4Ac水溶液显中性。盐的水溶液的酸碱性，取决于盐的类型。在溶液中盐离解产生的离子与水作用,使水的电离平衡发生移动从而改变溶液的酸碱性

TheHydrolysisofSalts这种现象是由于——盐的水解。??1．弱酸强碱盐

Ac-

+H+HAc

Ac-+H2OHAc+OH-[HAc][OH-][Ac-][H2O]=Kh

在稀溶液中:[HAc][OH-][Ac-]=Kh水解平衡常数代表水解程度的大小。CH3COONa.NaAcH2OH+

+OH

-

NaAc

Na++Ac-是强电解质,溶于水完全电离:同时,作用:

结果:

而任何水溶液中都有:[HAc]KW[Ac-][H+]=Kh[HAc][Ac-][H+]=KaKh=KWKa由上可知,NaAc的水解实际上是Ac-的水解,它涉及HAc与H2O的电离平衡。代入Kh:

[HAc][OH-][Ac-]=Kh[H+][OH-]=KW[OH-]=KW/[H+]∴对于NaAc：Kh=1.0×10-14

1.8×10-5

=5.6×10-10

弱酸强碱盐的水解程度与弱酸的酸性成反比1例2、计算0.50mol/LNaAc溶液的[OH

-]=?解:NaAc→Na++Ac-

Ac-+H2OHAc+OH-t=00.500t=t0.5-XXXKh=X20.5-XX2=0.5Kh-XKhX2-0.5Kh+XKh=0X=2-Kh+√Kh2+4×KhCKh=5.6×10-10

X=1.76×10-5

[OH-]=X=1.76×10-5POH=4.77pH=14-4.77=9.23∴弱酸强碱盐水解显碱性!2．弱碱强酸盐NH4Cl→NH4++Cl-H2OH++OH-作用：OH-

+NH4+NH3+H2O结果溶液的[OH-]↘，[H+]↗，溶液显酸性。实质:H2O

+NH4+NH3H2O+H+

Kh=KWKb对于NH4Cl：Kh=1.0×10-14

1.8×10-5

=5.6×10-10

同理可导出计算公式H2O

+NH4+NH3H2O+H+

t=0C00t=tC-[H+][NH3][H+][NH3][H+]C-[H+]Kh=[H+]2C-[H+]Kh=[H+]2-KhC+Kh[H+]=0[H+]=2-Kh+√Kh2

+4KhC当CKh≥400时，[H+]=√KhC例3．计算1.0mol/LNH4Cl溶液的[H+]。解:Kh=KWKb∵CKh=5555∴[H+]=√KhC=√5.6×10-10×1=2.4×10-5mol/L

400NH4Cl中NH3的Kb=1.8×10-5∵弱碱强酸盐∴会发生水解！=5.6×10-10pH=5-0.28=4.723．弱酸弱碱盐NH4Ac

NH4+

+Ac-NH4+

+H2ONH3H2O+H+

Ac-+H2OHAc+OH-H++OH-H2ONH4++Ac-+H2O

HAc+NH3H2O

Kh=KWKaKb可以导出平衡常数对于NH4AcKh=3.1×10-5从Kh可知NH4Ac的双水解程度比NaAc或NH4Cl大了105倍十万倍!三式相加:双水解过程水解显什么性质？①Ka＜Kb时,水解显碱性.②Ka=Kb时,水解显中性.③Ka＞Kb时,水解显酸性.Kh=KWKaKb

[H+]=√

KaKWKb可导出例4．计算0.10mol/LNH4F溶液的pH.[H+]=√

KWKaKb

KHF

=6.3×10-4KNH3=1.8×10-5解:查表P390附录11代入计算:[H+]=5.9×10-7MpH=6.23∵Ka＞Kb∴弱酸弱碱盐水解显酸性.判断:弱酸弱碱盐4、强酸强碱盐

NaCl、KCl、NaNO3、Na2SO4……强酸强碱盐的离子没有与水作用生成弱电解质的倾向,所以不发生水解。显中性！*盐的水解度h

—盐溶解在水中发生水解的浓度与其原始浓度的比值.①组成盐的酸（或碱）越弱，水解度越大;②盐的浓度越稀，其水解程度越大;③温度越高，水解度越大。P237-2398-3酸碱理论的发展一、阿仑尼乌斯酸碱理论在水中能电离出H+的化合物—酸.如HCl、HNO3…在水中能电离出OH-的化合物—碱.如NaOH、Ba(OH)2…以水为溶剂,以电离为基础.把酸碱限制在以水为溶剂的体系,有很大的局限性.NH3在水中是碱不能给予说明.Na2CO3溶于水显碱性不能解释.很多化合物虽不含OH-但却显碱性.二、酸碱质子理论1.定义:

质子论从物质本身的组成来下酸碱定义，离开溶剂。按照酸碱质子理论，酸碱不是彼此分隔的，而是统一在对质子的关系上：1923年Bronsted&Lowrey凡能与质子H+结合的分子或离子都是碱：凡能给出质子H+的分子或离子都是酸：HCl、NH4+、H2PO4-等.NaOH、NH3、Ac-、HPO42-等。NH4+NH3+H+

HAcAc-+H+

酸碱+H+

H2PO4-HPO42-+H+

HClCl-+H+

AB+H+

HPO42-PO43-+H+

酸给出质子后余下的部分是碱.“共轭关系”“共轭酸碱对”[Al(H2O)6]3+[Al(H2O)5(OH)]2++H+

有的离子，在一个共轭酸碱对中是碱从上可知:酸、碱可以是分子、阳离子或阴离子.碱接受质子后即成为酸.在另一个中却是酸。酸碱关系：“酸中有碱，碱中有酸，知酸便知碱，知碱便知酸”。以水为溶剂时：HCl﹥H3+O﹥HF﹥HAc﹥NH4+﹥H2O﹥H2S﹥HS-碱性：Cl-﹤H2O﹤F-

﹤Ac-

﹤NH3﹤OH-﹤HS-﹤S2-酸性：2.

酸碱的强弱酸越弱,它的共轭碱越强.酸越强,它的共轭碱越弱.HCl/Cl-HAc/Ac-HAcH++Ac-

HCl

H++

Cl-强酸：HClO4、H2SO4、HCl、HNO3酸性：HClO4、H2SO4、HCl、HNO3上述四种酸在水中：HY+H2O→Y-+H3+O但在HAc中:HClO4+HAcClO4-+H2Ac+H2SO4+HAcHSO4-+H2Ac+HCl+HAcCl-+H2Ac+HNO3+HAcNO3-+H2Ac+PKa=4.8PKa=7.2PKa=8.9PKa=9.4∴HClO4﹥H2SO4﹥HCl﹥HNO3﹥HAc﹥HF﹥H2O同等强度,都是强酸∴HAc是这些酸的强度的分辨试剂。H2O则是这些酸的强度的拉平试剂。强酸在水中完全电离，水不能分辨出它们的强弱,换言之，水把这几种酸的强弱拉平了——拉平效应。再例如在水中：HCl﹥HAc在NH3中：HCl+NH3→NH4++Cl-HAc+NH3→NH4++Ac-HCl、HAc皆为强酸。碱性比水强的液氨把强酸和弱酸的差别拉平了的现象——拉平效应。质子论的基本观点是质子的接受。∴酸必须含有H原子且能给出。对于无质子的酸、碱反应则不能说明(局限性)???三、路易斯酸碱理论（电子论）1、定义：凡是能给出电子对的分子(离子、基团)——碱。凡是能接受电子对的分子(离子、基团)——酸。例：酸碱酸碱络合物电子对接受体电子对给予体H++OH-→H:OH

FFB+:F-→FFFBFF配合物中（配位键）凡金属离子都是酸与金属离子结合的都是碱：中性分子、阴离子电子云集中的双键部位也可看作是碱。

CH3CH=CH2+HI→CH3CHCH3→CH3CHCH3

II-⊕Cu2++4:NH3

NH3作业P249:1,

2,3,5,7,8,12,13,14,168-4.电解质溶液理论1．电解质的分类①在水溶液中能完全电离的物质—强电解质

ABA+

+B-

离子型化合物强极性共价化合物：大部分强酸HCl，HNO3

HAH++A-

{强碱NaOH，KOH

大部分盐类NaCl，CaCl2

②在水溶液中仅能部分电离的物质—弱电解质

弱极性共价键化合物:CH3COOH、HCN、NH3

H2OP241-2432．电离度弱电解质的电离是可逆过程：HA

H++A-

r正

=

r逆时，达成电离平衡.此时电离度α=

如：0.1MHAc溶液中，[H+]=1.33×10-3M电离度α=(1.33×10-3/0.1)×100%=1.33%≈1%3．强电解质溶液理论上，强电解质在水中完全电离：α=100%实际上KCl81%，NaOH91%，HCl92%，H2SO461%，ZnSO440%……？？？

原因：弱电解质稀溶液中，离子浓度较小，离子间作用可忽略不计。但是在强电解质溶液中，离子浓度较大，由于静电作用力关系，每一个离子周围分布着许多带相反电荷的离子，使离子不能完全自由运动。∴电解质溶液中所含的实际离子数比理论数少，单位体积电解质溶液中：实际含有的离子浓度—离子的有效浓度.

活度aNaCl液浓度0.0001M0.001M0.01M0.1MNaCl液活度0.00009820.0009620.009030.0779NaCl活度系数

0.9820.9620.9030.779溶液越浓,f越小,溶液实际浓度与理论浓度偏差越大.溶液越稀,f越接近1,溶液实际浓度与理论浓度越接近.

f反映溶液中离子间互相作用力大小

f

：活度系数

c：电解质理论浓度(表观)a=f

c{大，f小小，f大当溶液无限稀释时,f=1,a=c以下为备用！一元弱酸的电离平衡t=0时C00t=t时C

[H

+][H

+][Ac

-]

Ka=[H+][Ac-][HAc]=[H

+]2C

[H

+][H+]=-Ka+√Ka2+4KaC2精确公式HAcH+

+Ac-

[H+]=[Ac-]CKa≥400时，当[H

+]=√CKa近似公式[OHˉ]=-Kb+√Kb2+4KbC2[OH-]=√KbCCKb≥400时，当Kb=[BH+][OH-][B]=[OH

-]2C

[OH

-]精确公式近似公式B+H2OBH++OH-t=0C00t=tC-[OH-][BH+][OH-][BH+]=[OH-]一元弱碱的电离平衡例3.桔子汁的PH=2.8，求它的[H+]和[OH-]各为多少？解：pH=-㏒[H+][H+]=10-2.8=1.6×10-3[OH-]=KW/

[H+]=6.3×10-12例4、计算①1.0×10-2mol/LHCl的PH；②5.0×10-3mol/LKOH的PH。解：①[H+]=1×10-2PH=-㏒[H+]=2②[OH-]=5.0×10-3

[H+]=（1×10-14）/（5.0×10-3）=2×10-12pH=-㏒[H+]=11.7例1.计算0.1mol/LNaOH溶液中H+浓度。例2.计算0.1mol/LNH3中的H+浓度,已知[OH-]=1.34×10-3M/L例5：（P231）已知0.01M氨水的电离度为4.2%，计算NH3的Kb。解：NH3+H2ONH4++OH-[OH-]=[NH4+]=αC=0.042×0.01=4.2×10-4M[NH3]=0.01-4.2×10-4=9.6×10-3MKb==1.8×10-5(4.2×10-4)29.6×10-3Kb==α2C2C-αCα2C1-α４．同离子效应疑问解答

弱电解质在水中存在着多种电离平衡：

0.1mol/L

HAc