简明无机化学-电解质溶液
有机无机化学化工热力学教学课件电解质溶液
PH＝PKa－lg（C酸/C碱） 假如1升中加入HCl后， 反应生成0.010 mol HAc，
则反应关系变得：
C酸＝0.050+0.010＝0.060 C碱＝＝0.040
PH＝PKa－lg（C酸/C碱）
＝
如果是加强碱0.010mol ，
＝4.59
PH＝PKa－lg（C酸/C碱）
1、能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而 保持体系的PH值基本不变的溶液称缓冲
2、溶一液般。是由弱酸和它的共轭碱 或由弱碱和它的共轭酸所组成，
如 HAc ＋ NaAc ； NH3·H2O+NH4Cl ； Na2H2PO4+ NaHPO4等可配置成不同PH值的缓冲溶液。
3、缓冲溶液为什么能控制溶液PH值基本不变？以HAc ＋NaAc为例：
H2CO3 : Ka1 = 4.30×10-7 , Ka2= 5.61×10-11)
(A) HAc-NaAc
(B) NH3-NH4Cl
(C) NaH2PO4-Na2HPO4 (D) NaHCO3-Na2CO3
• 下列各混合溶液中,具有缓冲作用的是--------------------------( ) (A) HCl(1mol·dm-3) + NaAc(2mol·dm-3) (B) NaOH(1mol·dm-3) + NH3(1mol·dm-3) (C) HCl(1mol·dm-3) + NaCl(1mol·dm-3) (D) NaOH(1mol·dm-3) + NaCl(1mol·dm-3)
无机化学第五章 电解质溶液(学生内容)
第五章电解质溶液
一、关键词
二、学习感悟
1．本章在化学平衡理论的基础上，主要介绍电解质溶液的解离平衡,除酸碱理论之外主要是计算方面的内容。在熟悉公式推导过程的同时，重点掌握有关计算公式。
2．解离平衡计算部分,要注意每个公式的使用条件。避免引起较大误差。
3．本章的重点是弱电解质溶液和缓冲溶液的pH计算及难溶电解质溶度积规则的应用。
三、难点辅导
1. 为什么任何物质的水溶液中都含有H3O+和OH−，而且在常温时，[H3O+]∙[OH−]=K w=1.0×10−14？
无论是酸性还是碱性的物质，一旦与水形成溶液后，由于水发生的质子自递平衡中，会产生H3O+和OH−，所以任何物质的水溶液都含有H3O+和OH−。
在水溶液中，按照酸碱质子理论，酸会给出质子，碱会接受质子，这样必定会引起水的解离平衡发生移动，但水的解离平衡常数不会因平衡的移动发生改变，其解离平衡常数只与温度有关，在常温时，[H3O+]∙[OH−]=K w=1.0×10−14。对酸性溶液来说，H3O+主要来自酸性物质（水的极少量解离可忽略），OH−则来自水的少量解离；对碱性溶液来说，OH−主要来自碱性物质（水的极少量解离可忽略），H3O+则来自水的少量解离。
2. 酸碱的强弱由哪些因素决定？
酸碱的强弱首先取决于酸碱本身给出和接受质子的能力，其次取决于溶剂接受和给出质子的能力。同一种物质在不同溶剂中的酸碱性不同，如HCl 在水中是强酸，在冰醋酸中是弱酸，这是因为水接受质子的能力比冰醋酸强；NH3在水中是弱碱，在冰醋酸中是强碱，冰醋酸给予质子的能力比水强的缘故。所以在比较不同酸碱的强弱时，应在同一溶剂中进行，一般以水为溶剂比较其酸碱性的强弱，即比较在水溶液中的离解平衡常数K a或K b。
化学基础(无机化学)
离子 定义：失去或者得到电子， （1）定义：失去或者得到电子，而带电荷 的原子。 的原子。 （2）正离子：失去电子，带正电荷的原子， 正离子：失去电子，带正电荷的原子， 氢离子H 如：氢离子H+ （3）负离子：得到电子，带负电荷的原子， 负离子：得到电子，带负电荷的原子， 氧离子O 如：氧离子O2-
二、化学反应速率和化学平衡 （三）化学平衡移动
3.影响化学平衡移动的因素 3.影响化学平衡移动的因素 （1）浓度 在其他条件不变的情况下， 在其他条件不变的情况下，增加反应物浓度 或减少生成物浓度，化学平衡向着正反应方向移动； 或减少生成物浓度，化学平衡向着正反应方向移动；增 加生成物浓度或减少反应物浓度， 加生成物浓度或减少反应物浓度，化学平衡向着逆反应 的方向移动。 的方向移动。 （2）压力 在等温下， 增大总压力， 在等温下， 增大总压力，平衡向分子数减少 的方向移动；减压， 的方向移动；减压，则平衡向气体分子数增加的方向移 动。 （3）温度 升高温度，使平衡向吸热方向移动； 升高温度，使平衡向吸热方向移动；降低温 使平衡向放热的方向移动。 度，使平衡向放热的方向移动。
· L
解：求平衡常数Kc 求平衡常数Kc Kc -3 == 32× 32× 10 [ NH3 ]2 ————— == ——— ==7. [ N2 ] [ H2 ]3 42
3 ×9 3
二、化学反应速率和化学平衡 （二）化学平衡
无机化学 溶液
= 0.060 kg· m ol -1 = 60 g· m ol -1
四、溶液的渗透压，osmotic pressure
（一） 渗透现象与渗透压 扩散现象： 纯溶剂和溶液或不同浓度的溶液互相接 触，一段时间后，由于分子的运动会成为均 匀浓度的溶液。
纯 水
在纯水中加入少许蔗糖
渗透现象： 通过半透膜发生的表面上单方向扩散的现象。水 分子会穿过半透膜从水多的一方渗透到水少的一方。 糖水
稀溶液的依数性： 溶液的性质中只与溶质的浓度有关，而
与溶质的本性无关的那些性质称为稀溶液的
依数性。 依数性包括： 蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降及 渗透压等。
一、溶液的蒸气压下降——拉乌尔定律
Vapor phase
蒸发
凝结（液化）
H 2O (l ) H 2O (g )
liquid
（一） 饱和蒸气压
设xB为溶质B的摩尔分数
p = p0xA = p0(1-xB)
p0－p = p0xB
p＝ p0－p = p0xB
p p p K bB
0
在一定温度下，难挥发非电解质稀溶 液的蒸气压下降，近似地与溶液的质量摩 尔浓度成正比，而与溶质的本性无关。
Examples
293K时水的饱和蒸气压为2.38kPa,将6.840g蔗糖溶于 100.0g水中，求蔗糖溶液的质量摩尔浓度和蒸气压。 解： 蔗糖的摩尔质量为342.0g· -1，质量摩尔浓度为 mol
简明无机化学第四章沉淀溶度积解析
沉淀完全的标准： 定量分析：c ＜10-6mo1·L-1 定性分析： c ＜10-5mo1·L-1
2.27 1015
该反应的平衡常数很大，所以生成的[H+]＝0.2mol/L
13
Ka1
（已知H2S：Ka1
1.1107，K
a2
1.31013，KspCuS
6.31036 )
H 2 S CuSO4 CuS 2H SO4 2
（1）0.1mol/LCuSO4溶液；H2S通饱和时，
K
[H ]2 [Cu2 ][H2S]
[H ]2[S [Cu2 ][H2S
2 ] ][S
2
]
Ka1Ka1 K sp
在温度相同时，对同类型的难溶电解质，溶度积 Ksθ 越小，其溶解度 s 值也越小；对不同类型的难溶 电解质须通过计算才能比较。
例如： Kspθ (AgCl) = 1. 77×10–10 > Kspθ (Ag2CrO4) = 1. 12×10–12 而它们的溶解度 s（以 mol·dm–3表示）大小却刚好相反。
无机化学基础——电解质与离子反应
无机化学基础
——电解质与离子反应知识点一电解质及其电离
1．电解质和非电解质的比较
2．强电解质和弱电解质的比较
3．电解质的电离
(1)电离的理解
电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动离子的过程。离子化合物的电离条件：水溶液中或熔融状态下，共价化合物的电离条件：水溶液中。
(2)电离方程式
”表示。多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，以
H－H
2Cu
O3Al
－H
[提醒] 电离方程式要遵循电荷守恒规律，即在电解质溶液中，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，电解质溶液呈电中性。
【即时巩固】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)铜和食盐水都能导电，都属于电解质(×)
(2)BaSO 4投入水中，导电性弱，故它是弱电解质(×) (3)HClO 是弱酸，但NaClO 是强电解质(√)
(4)CO 2、NH 3的水溶液能导电，所以CO 2、NH 3均是电解质(×)
(5)NaCl 固体不导电，熔融的KCl 能导电，所以前者是非电解质，后者是电解质(×) (6)强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物(×) (7)强电解质溶液的导电性比弱电解质溶液的导电性强(×)
(8)溶液的导电性强弱与溶液中离子浓度及离子所带的电荷数有关(√) 2．下表中物质的分类组合完全正确的是( )
解析：选A B 项中的CaCO 3属于强电解质，Al 是单质，既不是电解质，也不是非电解质，错误；C 项中H 2O 是弱电解质，错误；D 项中CH 3COONH 4属于强电解质，错误。
3．下列物质在指定条件下电离方程式正确的是( ) A ．Na 2CO 3溶于水：Na 2CO 3===Na 2＋
无机化学：电解质溶液
电解质溶液
电解质溶液
第一节 第二节 强电解质溶液理论 酸碱理论
第三节
水溶液中的质子转移平衡及有关计算
第一节 强电解质溶液理论
根据定义，强电解质在水中完全解离， =100%
几种强电解质的表观解离度(0.10mol· L-1, 298K)
电解质 KCl HCl HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2 ZnSO4
（五）溶剂的拉平效应和区分效应
1.拉平效应
液氨是HCl和HAc的拉平溶剂
将不同强度的酸拉平到溶剂化质子水平的效应称为拉 平效应。具有拉平效应的溶剂称为拉平溶剂。 例如： HCl和HAc是两种强度显著不同的酸,但在液氨中 均表现出强酸性。
HCl + NH3
wenku.baidu.com
Cl- + NH4+
HAc + NH3
Ac- + NH4+
(%)
86
92
92
61
91
81
40
<100%
一、离子相互作用理论
1.强电解质在水中完全解离； 2.由于阴阳离子之间的相互作用，形成“离子氛”； 3. 离子氛的存在使得离子运动不完全自由。 + + + + + + + 阳离子“氛” 阴离子“氛” + + + + + + - - +
大学无机化学(吉林大学、武汉大学、南开大学版) 第8章 酸碱解离平衡 —— 内蒙古民族大学
酸碱解离平衡
非电解 质溶液 溶液
依数性只与溶质的粒子数 有关，而与溶质本质无关。 强电解 质溶液 易溶强电解质 难溶强电解质 弱酸、弱碱的电离平衡 盐的水解 酸碱理论的发展
电解质 溶 液
弱电解 质溶液
§8.1 强电解质溶液理论 1. 存在的实际问题（在强电解质溶液中） 前面已学习了非电解质溶液的依数性理论，对于 强电解质溶液来说，运用该理论时，与实际结果出现 了偏差。 例如：运用依数性解决KCl～H2O，已知：H2O的 Kf = 1.86 （273K）, KCl水溶液：m = 0.20mol· ㎏－1, 求该溶液的凝固点降低值。 理论计算： (1) 根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算： ∆Tf = Kf m = 1.86×0.20 = 0.372K
(2) 根据强电解质完全电离： 粒子质量浓度 m，= 2m = 0.40mol· ㎏－1 ∆Tf ’= Kf ·m’= 1.86×0.40 = 0.744K 实际测得：0.673K （介于0.372～0.744 之间） 以上事实如何解释呢？有人提出了新的理论，即 强电解质溶液理论。
2. 离子氛和离子强度、活度和活度系数 1923年 Debye 和 Huckel 提出了强电解质溶液理论： 强电解质在水溶液中完全电离，但因离子间的相 互作用，离子的行动并不完全自由。因此溶液真正表 现出的离子浓度总是低于完全电离时的浓度，于是出 现了上述与实验结果相矛盾的问题。就此提出了三个 问题：
第6章 电解质溶液
课程名称：无机化学
第六章电解质溶液
6-1 水的解离与溶液的pH值
6-1-1 酸碱的解离理论
酸碱的解离理论1884年瑞典化学家阿仑尼乌斯（S.A.Arrhenius,1859～1927年）提出的酸碱理论认为：酸是在水溶液中解离产生的阳离子全部是氢离子（H+）①的化合物；碱是在水溶液中最离产生的阴离子全部是氢氧根离子（OH-）的化合物。酸碱中和反应的实质就是H+和OH-结合为H2O的反应。酸碱的相对强弱可以根据它们在水溶液中电离出H+或OH-程度的大小来衡量。
①水溶液中的氢离子实际上是质子(H+) 和水结合生
成的H3O+离子及其水合离子，但书写时除非必须注明其物态，一般仍可简写为H+。
6-1-2 水的解离反应和溶液的pH值
1. 水的解离反应
用精密的电导仪测量，发现纯水有极微弱的导电能力。其原因是水有微弱的解离，使纯水中存在极微量的
H3O+和OH-。经实验测知，298.15K时纯水中c(H+)和
c(OH-)均为1.0×10-7mol·L-1。研究揭示，在纯水或稀溶液中，存在着水的解离平衡：
课程名称：无机化学
H2
O(1 ) H+(aq) + OH-(aq)
而且 {c(H+)/cθ}{c(OH-)/cθ}=
称为水的离子积。与其它平衡常数一样，是温度的函数。不同温度下水的离子积见表6-1。
表6-1 不同温度下水的离子积
t/℃ 5 10 20 25 50 100
/10-40.185 0.292 0.681 1.007 5.47 55.1
2. 溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小:
无机化学-溶液讲义
液相
蒸发与凝聚
凝聚：气态物质放热液化； 凝聚速率是蒸气分子密度的函数。 蒸发速率与凝聚速率相等时，体系处于平衡状态。
气相
液相
平衡状态
恒温时，密闭真空容器中液体的蒸发速率、蒸气的凝聚速率与时间的关 系如图
理解蒸气压概念
① 蒸气压是温度的函数，任何温度下总有足够数量 的液体分子蒸发；温度升高，液体的蒸气压增大。 ② 蒸气压与液体的性质有关。相同温度下，不同的 液体，其蒸气压不同； ③ 蒸气压与液面上方体积无关； ④ 只在平衡状态时谈论蒸气压才有意义； ⑤固体物质也具有一定的蒸气压。但一般情况下，固 体的蒸气压较小。 ⑥无论固体还是液体，蒸气压大的物质称为易挥发物 质，蒸气压小的物质称为难挥发物质。
•了解晶体渗透压力和胶体渗透压力； •熟悉溶液的概念； •掌握溶液浓度的各种表示法和相关计 算，非电解质稀溶液的通性及其应用。
本章重点
•B的质量分数；B的浓度；B的质量摩尔浓度； •拉乌尔定律；难挥发非电解质稀溶液的沸点升高、凝固点降低；稀溶液的 渗透压力；van’t Hoff方程；B的渗透浓度
前言 分散系
前言 分散系
分散相(分 散质): 被分 散的物质
分散介质(分 散剂): 分散相 所处的介质
分散系：一种(或多 种)物质以极小的微 粒分散到另一种(或 多种)物质中得到的 体系。
分散系 =分散相+分散介质
大专无机化学教案-电解质溶液和离子平衡
大专无机化学教案-电解质溶液和离子平衡
一、教学目标：
1. 让学生理解电解质的概念，掌握电解质的分类及电离方程式的书写方法。
2. 让学生了解电解质溶液的导电性及影响因素。
3. 让学生掌握离子平衡的基本原理，了解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡。
4. 培养学生运用所学知识解决实际问题的能力。
二、教学内容：
1. 电解质的概念及分类
2. 电离方程式的书写及意义
3. 电解质溶液的导电性
4. 离子平衡的基本原理
5. 酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡
三、教学方法：
1. 采用讲授法，讲解电解质的概念、分类、电离方程式的书写及意义。
2. 采用实验法，让学生通过实验观察电解质溶液的导电性。
3. 采用案例分析法，分析实际问题，引导学生运用所学知识解决问题。
4. 采用小组讨论法，让学生分组讨论离子平衡的应用，提高学生的合作能力。
四、教学步骤：
1. 引入电解质的概念，讲解电解质的分类及电离方程式的书写方法。
2. 进行实验，让学生观察电解质溶液的导电性，探讨影响导电性的因素。
3. 讲解离子平衡的基本原理，引导学生理解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水
4. 分析实际问题，让学生运用所学知识解决问题。
5. 进行小组讨论，分享各组对离子平衡应用的理解。
五、教学评价：
1. 课堂讲解评价：观察学生对电解质概念、分类、电离方程式的掌握情况。
2. 实验操作评价：评估学生在实验中的观察、分析、解决问题能力。
3. 小组讨论评价：评价学生在讨论中的参与程度、合作能力及对离子平衡应用的理解。
4. 课后作业评价：检查学生对课堂所学知识的巩固情况。
无机化学知识点归纳(高教版) (3)
无机化学知识点归纳
注：加黑字体为知识点，加下划线为增补内容。
第一章：物质及其变化 (1)
第一节：物质的齐集状态 (1)
第二节：化学反应中的质量关系和能量关系 (2)
第二章化学反应速率和化学均衡 (3)
第二节影响反应速率的要素 (3)
第三节化学均衡 (3)
第四节化学均衡的挪动 (4)
第五节反应速率与化学均衡的综合利用 (4)
第三章电解质溶液和离子均衡 (4)
第一节强电解质溶液 (4)
第二节水的解离和溶液的ph (4)
第三节弱酸、弱碱的解离均衡 (5)
第四节同离子效应缓和冲溶液 (5)
第五节盐类的水解 (5)
第六节积淀 -溶解均衡 (6)
第七节溶度积规则及其应用 (6)
第四章氧化和还原 (6)
第一节氧化还原反应的基本看法 (6)
第二节氧化还原反应与原电池 (7)
第三节电极电势 (7)
第四节电极电势的应用 (7)
第五章原子结构与元素周期律 (7)
第六章分子结构与晶体结构 (8)
第一节共价健理论 (8)
第三节分子间力与分子晶体 (8)
第四节离子键与离子晶体 (8)
第五节离子极化 (8)
第六节其余种类晶体 (9)
第七章配位化合物 (9)
第一节配位化合物的基本看法 (9)
第二节配位化合物的结构 (9)
第三节配位化合物在水溶液中的状况 (9)
第四节熬合物 (10)
第八章主族金属元素（一）碱金属和碱土金属 (10)
第一节化学元素的自然资源 (10)
第二节碱金属 (11)
第三节碱土金属 (11)
第一章：物质及其变化
第一节：物质的齐集状态
1、气体拥有两个基本特征：扩散性和可压缩性。主要表此刻：
⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不一样的气体能以任意比率互相均匀的混杂。⑶气体是最简单被压缩的一种齐集状态。
简明无机化学第四章沉淀溶度积
6. 2 107 mol dm 3
pOH ≤ 6. 21
pH ≥ 7. 79
12
在下列溶液中不断通入H2S使之饱和：（1）0.1mol/L CuSO4溶 液；（2）0.1mol/LCuSO4与1mol/LHCl的混合溶液。计算这两 种溶液中残留的Cu2+浓度？
7 13 36 （已知H2S：K a1 1.110 ，K a 2 1.3 10 ，K sp CuS 6.3 10 )
18
例: 已知室温下BaSO4在纯水中的溶解度为1.05×10-5 mol· L-1，BaSO4在0.010mol· L-1Na2SO4溶液中的溶解度比 在纯水中小多少? 已知KSP (BaSO4)＝1.07×10-10
解：设BaSO4在0.010mol· L-1 Na2SO4溶液中的溶解度为xmol· L-1 ，则溶解平衡时： BaSO4(s) =Ba2+ + SO42平衡时浓度／mol.L-1 x 0.010+x
7
二、
溶度积规则
1、溶度积规则
AnBm(s)
nAm+(aq) + mBn-(aq)
难溶电解质溶液中，其离子浓度幂的乘积称为离子
积，用Qi表示，对于AnBm型难溶电解质，则
Qi [c(Am ) / cθ ]n [c(Bn ) / cθ ]m
无机化学习题解答
《无机化学》习题解答
第一章 溶液和胶体
1. 求0.01㎏NaOH 、0.10㎏(2Ca 2+)、0.10㎏(2
1
Na 2CO 3)的物质的量。
解：M （NaOH ）= 40g·mol -1 M （2Ca 2+）= 80g·mol -1 M （2
1
Na 2CO 3）= 53g·mol -1 它们的物质的量分别为
()(NaOH)0.011000
(NaOH) 0.25mol (NaOH)40
m n M ⨯=
==
()2+2+
2+
(2Ca )0.101000
(2Ca ) 1.25mol (2Ca )80
m n M ⨯=== ()2323231
( Na CO )
10.1010002( Na CO ) 1.89mol 1253( Na CO )2
m n M ⨯===
2. 将质量均为5.0g 的NaOH 和CaCl 2分别溶于水，配成500mL 溶液，试求两溶
液的ρ(NaOH)、c (NaOH)、ρ(
21CaCl 2)和c (2
1
CaCl 2)。 解：M （NaOH ）= 40g·mol -1 M （2
1
CaCl 2）= 55.5g·mol -1
()-1(NaOH) 5.0
(NaOH)10.0g L 0.5
m V ρ===⋅
()-1(NaOH)
10.0
(NaOH)0.25mol L (NaOH)
40
c M ρ=
=
=⋅ ()2-121
(CaCl )
1 5.02(CaCl )10.0g L 20.5
m V ρ===⋅ ()2-1221(CaCl )
110.02(CaCl )0.18mol L 1255.5(CaCl )2
第三章 电解质溶液
第13页，共21页。
第二节 酸碱质子理论
二、酸碱反应
酸碱反应是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。
第14页，共21页。
第二节 酸碱质子理论
反应方向：由较强的碱与较强的酸作用，向 着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。
2、 HAc ⇌ H+ + Ac－ [HAc] [H+ ] [Ac－ ]—平衡浓度
Ka
cH cAc cHAc
第5页，共21页。
一、解离平衡和解离常数
解离常数：在一定温度下，弱电解质在水溶 液中达到电离平衡时，电离所生成的各种离 子浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度 之比是一个常数，称为电离平衡常数，简称 解离常数(Ki) 。
[Ac－ ]增大了
第9页，共21页。
二、同离子效应和盐效应
2、盐效应
Cl-
Na+
HAc
ClNa+
在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质，
引起弱电解质的解离度增大对效应称为盐效应。
第10页，共21页。
第二节 酸碱质子理论
HCl H2SO4 HAc HNO3 KOH Ba(OH) 2 NaOH 含有H的为酸，含有OH的为碱？ ×
2、 Ka值越大，酸性越强。 Kb 值越大、碱性
无机化学第三章课后习题参考答案
第三章电解质溶液和离子平衡
1、完成下列换算：
（1）把下列H+浓度换算成PH：
C(H+)/ mol .L-1: 5.6*10-5 4.3*10-12 8.7*10-8 1.8*10-4
（2）把下列pH换算成H+浓度：
0.25 1.38 7.80 12.50
2、试计算：
（1）pH=1.00与pH=3.00的HCl溶液等体积混合后溶液的pH和c(H+);
(2) pH=2.00的HCl溶液与pH=13.00的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH和c（H+）。
3、写出下列弱酸在水中的解离方程式与K aθ的表达式：
(1) 亚硫酸（2）草酸（H2C2O4）
（3）氢硫酸（4）氢氰酸（HCN）
（5）亚硝酸（HNO2）
4、已知25℃时，某一元弱酸0.100 mol .L-1溶液是pH为4.00，试求：
（1）该酸是K aθ
(2) 该浓度下酸的解离度α
5 }/(∉ π:5.0%ξ CH3COOH）溶液，假定白醋的密度ρ为1.007g •ml-1,它的pH为多少？
6、设0.10 mol .L-1氢氰酸（HCN）溶液的解离度为0.0079%，试求
此时溶液的pH和HCN的标准解离常数K aθ。
7、已知质量分数为2.06%的氨水密度ρ为0.988 g•ml-1，试求：
（1）该氨水的pH；
（2）若将其稀释一倍，pH又为多少？
8、（1）在1.00L 0.10 mol .L-1HAc溶液中通入0.10 mol HCl气体（且不考虑溶液体积改变），试求HAc的解离度，并与未通入HCl前做比较。
（2）在1.0L 0.10 mol .L-1NH3•H2O溶液中，加入0.20 mol NaOH （设加入后，溶液体积无变化），试求NH3•H2O的解离度，并与未加NaOH 前做比较。