第四章-电解质溶液和电离平衡
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第四章 解离平衡
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离子氛示意图
表观电离度 强电解质的解离度与弱电解质的解离度的 意义完全不同，它仅表示溶液中离子间相互 牵制作用的强弱程度，称强电解质的解离度 为表观电离度。
4.1.3活度
活度：单位体积电解质溶液中，表观上所含 有的离子“浓度”，称有效“浓度”，也称活度。 活度与实际浓度间的关系如下：
K 酸愈强，K a 愈大， b 愈小,其共轭碱愈弱。反之 亦然。
例：NH3 ~ NH4+
NH3 +
H 2O
NH4+
+ OH-
已知NH3的 K b为1.78×10-5，则NH4+的 K a 为：
K a , NH 4
Kw 1.0 10 10 5.6 10 5 K b , NH 3 1.7810
4.1.2 强电解质溶液理论
一般认为强电解质的解离度是100%，
但根据溶液的导电性等实验证明强电解质 在溶液中的解离度小于100%，什么原因造 成强电解质溶液解离不完全的假象呢？
1923年，德拜和休克尔提出离子氛的概念 (ionic atmosphere)。认为：强电解质在溶 液中是完全解离的，但由于离子间的相互 作用，每一个离子都受到相反电荷离子的 包围，形成“离子氛”。这种离子间的相 互作用使溶液中的离子并不完全自由。其 表现是：溶液导电能力下降，产生一种解 离不完全的假象。
水溶液中的电离平衡
第四章 水溶液中的电离平衡一、电解质和非电解质 1、概念⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。
②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物.③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。
例如：H 2SO 4、NaHCO 3、NH 4Cl 、Na 2O 、Na 2O 2、Al 2O 3 ⑵强电解质:溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 弱电解质:溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定.强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H 2O 、HF 等都是弱电解质。
②电解质的强弱与溶解度无关。
如BaSO 4、CaCO 3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
2、判断（1)物质类别判断:强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物 单质和混合物(不是电解质也不是非电解质） (2)性质判断:熔融导电：强电解质(离子化合物） 均不导电：非电解质（必须是化合物) (3)实验判断：①测一定浓度溶液pH②测对应盐溶液pH③一定pH 溶液稀释测pH 变化 ④同等条件下测导电性3、电解质溶液的导电性和导电能力⑴电解质不一定导电（如NaCl 晶体、无水醋酸）,导电物质不一定是电解质（如石墨），非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）。
A ．CH 3COOHB ．Cl 2C ．NH 4HCO 3D ．SO 2例2：（1)有下列物质：①硫酸②固体KCl ③氨④食盐水⑤CO 2⑥Cl 2⑦CaCO 3⑧Na 2O ⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。
大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)
非电解质(稀 溶液的通性 溶液的通性——稀溶液定律 非电解质 稀)溶液的通性 稀溶液定律 对于非电解质(稀 溶液来说 溶液来说， 对于非电解质 稀)溶液来说，一些物理化学性 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、溶液浓 度有关，而与溶质物质是什么无关——稀溶液的 度有关，而与溶质物质是什么无关 稀溶液的 依数性。 依数性。 这些性质包括：蒸气压下降、沸点升高、凝固点 蒸气压下降、沸点升高、 蒸气压下降 下降及渗透压等。 下降及渗透压等。
外界压（KPa） 103.3 沸点（K） 373 202.6 393 405.2 416 810.4 443
3.凝固点:某物质液相蒸气压和固相蒸气压达到 3.凝固点 凝固点: 相等的温度. 相等的温度.
273 温度（K） 蒸汽压（Kpa）0.61 271 269 0.52 0.44 267 0.37 265 0.31
1、溶液的蒸气压下降 、 2、沸点上升及凝固点下降 、 3、渗透压与反渗透技术 、
一 溶液的蒸气压下降
(一)纯水的蒸气压 沸点和凝固点 纯水的蒸气压 什么叫蒸发?什么叫凝聚 什么叫凝聚? 什么叫蒸发 什么叫凝聚
蒸发
水(液态 液态) 液态
凝聚
水(气态 气态) 气态
1.水的饱和蒸气压:平衡时,水蒸气所具有的压力. 1.水的饱和蒸气压 平衡时,水蒸气所具有的压力. 水的饱和蒸气压: 水的蒸气压与温度有关
沸点上升及凝固点下降： 沸点上升及凝固点下降： p/kPa B 101.325 0.611 A
∆p
O O’ ∆Tfp Tfp 0
B’ 纯水 溶液 ∆Tbp 100 Tbp T/℃ ℃ 下降多少？ 下降多少？
图3-1 冰、水及溶液的蒸气压曲线
第四章 解离平衡
4.4 缓冲溶液
1、水的离子积常数Kw
2、缓冲溶液 ①现象： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显 著变化。而向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱， 溶液的pH值几乎不变。 人体血液pH值控制在7.35-7.45范围内， 如果pH<7.3，发生酸中毒 如果pH>7.5，发生碱中毒。 正常生理条件下，虽然组织细胞在代谢过程中不断 产生酸性物质或硷性物质，进入体内的某些食物 （如醋）或药物也有酸性或碱性作用，但血液pH仍 保持在上述狭窄范围内。显然，血液中一定含有完 备的调节pH的机构——缓冲体系，血液是一种缓冲 溶液。
3、缓冲溶液[H+]的计算 公式推导见书P84-85
书P85-86：例4-10。
4、选择缓冲溶液的步骤 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK 值的弱酸或弱碱。 一般(C弱酸 /C共轭碱)在0.1-10范围内具有缓 冲能力，故pH = pKa ±1。 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应， 配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
浓度为c的弱酸HB解离度α的近似值为 可见，弱酸或弱碱的浓度越稀，解离度越大。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 含有一个以上可置换的氢原子的酸叫做 多元酸。多元酸的解离是分步进行的。
三、两性物质的解离平衡 1、两性物质：既可以给出质子又可以接受质 子的物质称两性物质，酸式盐、弱酸弱碱盐 和氨基酸等都是两性物质。 2、近似计算方法：
②缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和 水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。 缓冲溶液的抗酸、抗碱作用叫缓冲作用，组 成缓冲溶液的物质叫缓冲体系。 从酸碱质子论来看，缓冲溶液都是由弱酸及 其共轭碱组成的混合溶液。
③缓冲原理：
无机及分析化学-4解离平衡
酸性溶液中不含OH-，碱性溶液中不含H+。
（）
3、中和0.1mol/L的氨水和NaOH，所需要的HCl量相同。（）
4、下列物质pH值相同，物质的量浓度最大的是（）
A HCl B H2SO4 C H3PO4 D CH3COOH 5、一种酸的强度与它在水溶液中性质有关的是（）
A 浓度 B 解离度 C 解离常数 D 溶解度
[例] 在0.10mol· dm-3的HAc溶液中加入固体NaAc，使 NaAc的浓度达0.20 mol· dm-3，求溶液中的[H+]和电离度 。
2019/7/10
第四章 解离平衡
4-3 缓冲溶液
一、缓冲作用原理和基本公式
缓冲溶液----能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释作用而
本身pH值保持基本不变的溶液。
[H ][OH ] Kc[H2O] 1.810 16 55.54 1.0 10 1（4 室温时） Kw
说明：
Kw—水的离子积常数
1)T
Kw
2)对于任何一种水溶液[H ][OH ] 1.0101（4 室温时）
或pH pOH 14
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HCO3-+H2O
H2CO3+ OH-
K h1
Kw Ka2
K h2
Kw K a1
第四章 解离平衡
4-2 溶液的酸碱性 小结
1、水的电离 任何水溶液中[H ][OH ] 1.01014 Kw或pH pOH 14
水溶液的酸碱性取决于：水溶液中H+和OH-浓度 的相对大小
3）若[H+]<[OH-] 即[H+] <10-7 或pH>7
第4章 解离平衡
共轭酸碱对
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解） Ac- + H2O OH- + HAc
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac5
共轭酸碱对
小结 !!!
酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 酸碱反应的实质是质子的转移 质子的转移是通过溶剂合质子来实现的
无量纲，而Ka的最终结果可以有单位。
22
同理，一元弱碱的解离平衡式为：
MOH M+ + OH电离平衡常数为：
Kθ b= Kb=[M+][OH-]/[MOH] Kθ a和Kθ b是化学平衡常数的一种形式，利用解
离常数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。 可统一用Kθ 表示。Kθ 值越大，解离常数越大。
α =γ · θ c/c
(4-8b)
式中γ 称为溶质B的活度系数，cθ 为标准态的浓度 (即1 mol· -1)。由于α ＜c，故γ ＜1。，溶液愈稀， L 离子间的距离愈大，离子间的牵制作用愈弱，活度 与浓度间的差别就愈小。 19
3、离子强度 离子的活度系数，反映了溶液中离子间的相
互作用力，与溶液中的离子浓度和所带的电荷有
HAc（酸1） + H2O （碱2）
共轭酸碱对 氨在水中的离解：
半反应1
半反应2
NH3（碱1）+
H2O（酸2）
H+
NH4+（酸1）
OH-（碱2）+ H+ OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
4
NH3（碱1） + H2O （酸2）
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解） Ac- + H2O OH- + HAc
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac5
共轭酸碱对
小结 !!!
酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 酸碱反应的实质是质子的转移 质子的转移是通过溶剂合质子来实现的
无量纲，而Ka的最终结果可以有单位。
22
同理，一元弱碱的解离平衡式为：
MOH M+ + OH电离平衡常数为：
Kθ b= Kb=[M+][OH-]/[MOH] Kθ a和Kθ b是化学平衡常数的一种形式，利用解
离常数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。 可统一用Kθ 表示。Kθ 值越大，解离常数越大。
α =γ · θ c/c
(4-8b)
式中γ 称为溶质B的活度系数，cθ 为标准态的浓度 (即1 mol· -1)。由于α ＜c，故γ ＜1。，溶液愈稀， L 离子间的距离愈大，离子间的牵制作用愈弱，活度 与浓度间的差别就愈小。 19
3、离子强度 离子的活度系数，反映了溶液中离子间的相
互作用力，与溶液中的离子浓度和所带的电荷有
HAc（酸1） + H2O （碱2）
共轭酸碱对 氨在水中的离解：
半反应1
半反应2
NH3（碱1）+
H2O（酸2）
H+
NH4+（酸1）
OH-（碱2）+ H+ OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
4
NH3（碱1） + H2O （酸2）
物理化学中的电解质溶液理论
物理化学中的电解质溶液理论电解质溶液理论是物理化学中的一个重要分支，在化学和生物化学领域中有着广泛的应用。
它主要研究电解质溶液中的离子、溶剂和溶液中的现象及其相互关系。
电解质溶液理论包括电离平衡、电导率、溶解热、渗透压、溶解度、活度系数等多个方面，涉及数学、化学和物理等多个学科知识。
1.电离平衡在电解质溶液理论中，电离平衡是非常重要的概念。
电离平衡指的是电解质在水中溶解时，电离成离子的平衡状态，通俗地说，就是离子和未离子的相对浓度保持不变的状态。
其中，离子浓度与本身浓度和电离程度有关，未电离部分的浓度则由溶解度决定。
电离平衡的两个特征是平衡常数和解离度。
平衡常数指的是在电解质溶液中，电离反应的反应速率相等时，浓度比例的平衡常数。
解离度是指溶液中一个电解质所能释放的带电粒子的数量。
2.电导率电导率是电解质溶液中电流通过的能力的物理性质。
在电解质溶液中，离子作为带电粒子，能够与电场发生作用，使电流通过。
电导率是指单位距离内所包含的电解质中离子数与电流比例的倒数。
电导率随着温度的变化而变化，一般来说，温度越高电导率越高。
3.溶解热和焓在电解质溶液中，溶解热是一个重要的物理化学概念。
溶解热是指让一个电解质固体溶解在水中所需的热量。
在溶解过程中，离子与离子之间相互作用会发生变化，当离子中的分子与溶剂中的分子之间相互作用能量足够大时，这种相互作用便会破坏把固体形态的离子转化为水溶液形态。
4.渗透压电解质溶液中的渗透压是指浓度梯度下流体的渗透行为，其大小取决于溶液中的溶质浓度和温度。
人体内的细胞，需要维持一定的细胞内环境平衡，而渗透压是影响细胞的一大因素。
如果渗透压梯度过大，代谢的正常运转就会受到影响。
5.溶解度和活度系数溶解度是指在一定温度下，溶液中能溶解的物质的最大量。
在电解质溶液中，溶解度是根据离解平衡的比例来计算的。
活度系数指的是在溶液中，一定浓度的溶质实际浓度与理论预期浓度的比值，它的大小是对离子化程度的度量。
医用化学第4章电解质溶液
（二）一元弱碱
与一元弱酸相似，可以推导出[OH-]
离子浓度的计算公式。 当cB×Kb≥20Kw ，cB/Kb＞500时，
[OH ] c K B b
例6、计算0.10mol/L NH3的pH值。（已知 Kb=1.8×10-5） 解：因为cB×Kb≥20Kw ，cB/Kb＞500，所 以
医学上常用氢离子浓度的负对数值
来表示溶液的酸碱度，即：
pH=-㏒[H3O+]
∵水溶液中：[H3O+][OH-] =1.0×10-14 ∴pH+pOH=14
pH=7，溶液呈中性 pH>7，溶液呈碱性 pH<7，溶液呈酸性 pH值越小，溶液酸性越强；pH值越 大，溶液碱性越强
·
·当溶液中的[H3O+]或[OH-]大于 1mol/L时，仍以其浓度表示溶液的 酸碱度
CN- + H2O NH3 + H2O
H+3O + HCO3HCN + OHNH4+ + OH-
17
HA + H2O
A- + H3O+
[A-] [H3O+] Ki= [ HA ] [H O] 2
ka=
[A-] [H3O+] [ HA ]
B- + H2O
HB + OH[ B- ]
18
kb=
[HB] [OH-]
α＜100%。
4
一、Debye-Hü ckel 理论要点
1、强电解质在水中全部解离
5
2、离子间通过静电引力相互作用，每
个离子都被周围带相反电荷的离子包围， 形成离子氛（ion atmosphere),此外，还可 能：离子对.
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(1) 酸碱解离反应是质子转移反应，如HF在水 溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质 子的半反应组成的。
HF(aq) H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l)
H+ + F－(aq)
H3O+(aq) H3O+(aq) + F－(aq)
(2) 水是两性物质，它的自身解离反应也是 质子转移反应：
H+
H2O(l)+H2O(l) 酸(1) 碱(2)
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H3O+(aq) +OH－(aq) 酸(2) 碱(1)
(3) 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转H2O
碱(1) 酸(2)
OH－ + HAc
碱(2) 酸(1)
NH4Cl水解:
H+
NH
4
+
H2O
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pHlgc(H3O) pOHlgc(OH)
根据Kw c(H3O) c(OH) 1.01014
即 lgc(H)lgc(OH) lgKw 14
pHpOHpKw 14
当溶液中氢离子或氢氧根离子浓度>1mol/L时， 溶液的酸碱度不用 pH 或 pOH 表示，而是直接用 物质的量浓度来表示。
lewis酸与lewis碱之间 以配位键结合生成 酸碱加合物。
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H
••
HCl N3H H NH Cl
H
F
BF3 +
:F－
F
B
F
F
Cu2+ +
NH3
2
4
:NH3
NH3Cu
NH3
NH 3
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形成配合物化学的理论基础
三、酸碱质子理论
1、基本概念 酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含
强电解质 弱电解质
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离子化合物、强极性共价化合物。强酸、 强碱、大部分盐类
弱极性共价化合物。弱酸、弱碱、少 数盐类。
2、表示方法（溶液中包含组分A+B）
（1）物质的量分数 B （摩尔分数）：溶液中组分B的物质 的量与溶液中总的物质的量之比，无单位
B
nB nA nB
（2）质量摩尔浓度 m B ：溶液中溶质B的物质的量和溶剂A 的质量之比，单位是mol/kg
H Fe(OH)(H2O)5 2 H Fe(OH)2 (H2O)4
酸
H+ + 碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ，
Ac－的共轭酸HAc，
HAc和Ac－为一对共轭酸碱。
两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。
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如H ：S 4,O Fe(O2H O)5)2 (,H
HC3,H O2O,HS 等。
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0 .10
2、α与Ka的关系：
HA(aq) H+(aq) +
100℃纯水中，实验测得：
水
的
Kw 7.41013
电 离 是
T Kw
吸 热 反
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应
二、溶液的pH值
水的电离平衡同化学平衡一样，随外界条件的变化 而发生移动：
水中加入酸，c(H＋)增加，水的电离平衡左移，c(OH)减少；水中加入碱， c (OH-)增加，电离平衡左移， c (H ＋)减少。
x
x
电离常数Ka
(HA)c
c(H3O) c(Ac)
c(HA)c
x2
K 2020/3/19 a
(HA)c 0.10x
x=1.3×10－3
c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol·L-1 c(HAc) = (0.10－1.3×10－3) mol·L-1≈0.10 mol·L-1
mB mB
B
稀溶液中：
B
CB M A
mB
CB
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3、溶解过程
某一温度下，在一种液体中加入溶质，溶质会均匀分散在溶 剂中，这一过程称为溶解。继续加入溶质，达到定量溶剂中 能溶解的溶质最大值，纯溶质固体和已溶解的溶质之间形成 溶解平衡，此时溶液称为饱和溶液，溶质的值称为该物质的 溶解度s。溶液由稀溶液变为浓溶液。
氢原子的分子或离子的物种。 （质子的给予体）
碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或 离子的物种。
（质子的接受体）
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酸
HAc H2PO4 HPO 24
NH 4
CH3NH3 Fe(H2O)6 3 Fe(OH)(H2O)5 2
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H+ +碱
H Ac H HPO24 H PO34 H NH3 H CH3NH2
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2、 酸的相对强度和碱的相对强度
酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的 能力的强弱。
HAc HCN
Ka 1.81 05 5.81 0 10
区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分 开来，称为溶剂的“区分效应”。
例如，H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。 拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶 剂的“拉平效应”。
●酸和碱可以发生中和反应 ●酸和碱可以分别使指示剂变色。
但是局限在水溶液中才能解释现象，具有局限性！
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二、 酸碱电子理论
lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、 离子或原子，如Fe3+ , Fe, Ag+, BF3等。
lewis 碱：凡是给出电子对的离子或分子， 如 :X－, :NH3, :CO, H2O: 等。
或
H2O (l)
H3O+ (aq) + OH－(aq) H+ (aq) + OH－(aq)
Kw
c(H3O)c(OH)
c
c
或 Kw c(H3O)c(OH)
K w － 水的离子积常数，简称水的离子积。
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25℃纯水中，只有10-7mol/L水发生电离：
c(H)c(OH )1.0107moL1l Kw1.010 14
• 冬天在水箱中加入甘油－－防止结冰 • 在雪上撒盐，容易清除－－形成盐溶液 • 植物细胞中溶液浓度增大－－抗旱防寒 • 盐加入冰－－制冷剂 • 渗透膜的研究－－海水淡化、污水净化
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例题：P153例1例2；练习题：P191－1
第二节 水的电离及pH值
一、 水的电离平衡
H2O (l) + H2O(l)
➢ 同理，当冰融化和水凝固的可逆反应达到平衡，冰水 共存时的这个温度称为水的凝固点Tf 。
➢ 将溶液和溶剂间用半透膜（只允许溶剂分子通过）分 开，结果溶剂在两种液体中流动，进入蔗糖溶液，使液 面升高的现象，称为渗透。达到平衡时上升的液面高度 所产生的压力称为渗透压。（应用见P155）
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酸(1) 碱(2)
H3O+ + NH3
酸(2) 碱(1)
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(4) 非水溶液中的酸碱反应，例如NH4Cl的生成：
H+
HCl N3H N4 H Cl 酸 (1) 碱 (2) 酸 (2) 碱 (1) 液氨中的酸碱中和反应：
H+
N 4 C H N l 2 aN 2H N 3 N H aCl
结论：溶液的凝固点要比纯溶剂的凝固点低。 溶液的浓度越大，△Tf 越大。
Tf Kf m
m：溶液的质量摩尔浓（度1kg溶剂中 溶解溶质的物质的量）
K f：凝固点降低常数1m（ol溶质溶于1kg 溶剂中所引起的凝固降点低值）
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与溶质性质无关，取于决溶质的性质
应 用（P154）
• 纯水比糖水在同温度下挥发快－－糖水 蒸气压小
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甲基橙 酚酞 石蕊
酸碱指示剂
变色范围 酸色 中间色
3.1 ~ 4.4
红
橙
8.0 ~ 10.0 无色 粉红
3.0 ~ 8.0
红
紫
碱色 黄 红 蓝
Kw
c(H3O)c(OH) cc
或 Kw c(H3O)c(OH)
第三节 酸碱理论和弱电解质电离平衡
一、传统酸碱理论
经典的酸碱概念是阿仑尼乌斯根据他的电离学说提出的． 把在水中能电离出氢离子(水合质子)的物质叫做酸。把在 水中电离出氢氧根离子的物质叫做碱。酸和碱一般都具有 如下的特征；
Tb Kbm
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m：溶液的质量摩尔浓（度1kg溶剂中 溶解溶质的物质的量）
Kb：沸点升高常数1（ mol溶质溶于1kg 溶剂中所引起的沸点高升值）
决定于溶剂的性质，溶与质性质无关
4、凝固点降低
同理，当纯溶剂变成溶液时，由于蒸气压下降，
溶液要降低温度，达到溶液凝固的温度，才能到达 凝固点。
达到新的平衡时，仍然保持 Kw＝c(H＋).c(OH-)
无论溶液呈酸性、中性、还是碱性，都同时存在H＋和OH-， 只是浓度不同而已：
当溶液c(呈 H)酸 c(O性 H ) 时 c(H)110 7m/oLl 当溶液c(呈 H)中 c(O性 H )1 时 10 7m/oLl 当溶液c(呈 H)碱 c(O 性 H ) 时 c(H)110 7m/oLl
溶剂、溶质：通常把溶解在液体中的含量较多的 一种称为溶剂，含量少的称为溶质
2020/3/19
大多数的反应都是在水溶液中进行的，溶质的 性质就决定了溶液的性质。
化合物（溶质）的分类：导电性
电解质 在溶解或熔融状态下能导电的化合物
非电解质 在溶解或熔融状态下不能导电的化合物