第三章 电解质溶液
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2020/4/23
• 对于多元弱酸，若Ka1·ca ≥ 20Kw， Ca/Ka1≥ 500，可按一元弱酸公式计算。
〔H＋〕＝ Ka1C酸
例：计算0.1 mol·L-1 H2S水溶液中各个离子的浓 度。
2020/4/23
• 对于多元弱碱， 若且Kb1·cb≥20Kw， Cb/Kb1 ≥ 500，可按一元弱碱公式计算。
（3）多元弱碱在溶液中的分步解离与多元弱酸相似， 根据类似的条件，可按一元弱碱溶液计算。
2020/4/23
5. 两性物质溶液
既能给出质子又能接受质子的物质称为两性 物质。可分为三种类型。
• 负离子型， 如HCO3-、H2PO4-、HPO42-等。
• 弱酸弱碱型， 如NH4Ac、NH4CN、(NH4)2CO3等。
➢ Ka<Kb，溶液的pH>7，呈碱性，如 Na2HPO4、NaHCO3、(NH4)2CO3、 NH4CN等
➢ Ka≈Kb，溶液的pH≈7，呈中性，如NH4Ac 等
2020/4/23
第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡 1、溶度积
沉淀溶解平衡常数 Ksp (Ksp)
A m D n ( s ) m A n + ( a q ) + n D m - ( a q )
2020/4/23
第一节 强电解质溶液理论
1、电解质溶液 溶于水中或熔融状态下能导电的化合物。
• 强电解质： 在水溶液中能完全解离成离子的化合物。
• 弱电解质： 在水中只能部分解离成离子。
2020/4/23
2、解离度 • 定义：指电解质达到解离平衡时，已解离的分
子数和原有的分子总数之比。 • 表示：α ＝ （已解离的分子数）/（原有分子
或阴离子。 （2）有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，
但在另一个共轭酸碱对中却是酸。这种 物质称为两性物质。 （3）质子理论中没有盐的概念，酸碱电离 理论中的盐在质子理论中都是质子酸或 质子碱。
2020/4/23
2. 酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质就是两个共轭 酸碱对之间质子传递的反应。 任何一个酸碱反应都是由较强酸和较强碱反应生成 较弱的酸和碱。
放质子能力的大小。
• Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时为强酸。
HAc ＞ HClO ＞ HCN
Ka 1.75×10-5 3.9×10-8 6.2×10-10 •一些弱酸的Ka非常小，常用pKa表示，它是酸解
离常数的负对数。
2020/4/23
一些酸在水溶液中的Ka和pKa值(25℃)
酸HA
Ka (aq) pKa (aq) 共轭碱A-
• 氨基酸型 N团H可以3+以通基接式团受N可H质给3子+出·C，质H显R子碱·C，性O显O，酸-表故性示是；，两-C式性O中物O-质-基。
2020/4/23
• 两性物质在水溶液中的酸碱性取决于Ka 与Kb的相对大小，即当
➢ Ka>Kb，溶液的pH<7，呈酸性，如 NaH2PO4、 NH4F、HCOONH4等
浓度，有效浓度的值就是活度aB。 • 活度因子： γB称为溶质B的活度因子。
• 离子的活度
aB = γB·bB/bO bθ为标准态的浓度(即1 mol·kg-1)。
2020/4/23
5. 离子强度
离子的活度因子是溶液中离子间作用力的反映， 与离子浓度和所带电荷有关
I
def
1
2
i bi zi2
bi和zi分别为溶液中第i种离子的质量摩尔浓
解 NH4+是NH3的共轭酸， 故
Ka=Kw/Kb =1.0×10-14/(1.8×10-5) =5.6×10-10
2020/4/23
例 已知H2CO3的Ka1= 4.5×10-7， Ka2=4.7×10-11，求CO32-的Kb1和Kb2。
2020/4/23
5. 水的质子自递平衡
1. 水的质子自递平衡和水的离子积
度和该离子的电荷数，近似计算时，也可以
用ci代替bi。I的单位为mol·kg-1。
2020/4/23
第二节 酸碱的质子理论
酸碱理论发展的概况：
1100-1600年 发现盐酸、硫酸、硝酸等强酸
1774年
法国科学家拉瓦锡提出：
酸的组成中都含有氧元素
十九世纪初 认为酸的组成中都含有氢元素
1884年
瑞典科学家Arrhenius提出电离理论
3）盐效应
在弱酸弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含 有不相同离子的易溶性强电解质，离子强度增 大，溶液中离子之间的相互牵制作用增大，使 弱酸或弱碱的解离度略有增大的现象称为盐效 应。 与同离子效应相比较，盐效应要小的多，所以 一般情况下，不考虑盐效应产生的影响。
2020/4/23
思考题 在氨水溶液中分别加入HCl, NH4Cl, NaCl, NaOH， H2O对氨水电离平衡有何影响 ？解离度，pH有何变化？
[OH ] Kbcb
例: 分别计算0.10mol .L-1 HAc 和 0.10mol .L-1 NaAc 溶液的pH值。
2020/4/23
4.多元弱酸、弱碱溶液
多元弱酸、弱碱在水溶液中是分级离解的。 若一级离解常数与二级离解常数之比大于等于102， 说明二级离解困难，在实际计算中，通常忽略二级 离解。
2020/4/23
2.水溶液的pH
定义：
pH=-lga H 3O
稀溶液中， pH = -lg[H3O+]
类似的， pOH = -lg[OH-]
298K， pH + pOH=14.00。
溶液中[H3O+]=1 mol·L-1～10-14 mol·L-1时， pH值范围在0~14。
H3O+和A-的浓度增大。
2020/4/23
稀释定律：
K/c
在一定温度下，K为常数 ，α 则随溶液
的稀释而增大，这称为稀释定律。
2020/4/23
2）同离子效应 在弱酸弱碱的水溶液中，加入与弱酸或
弱碱含有相同离子的易溶性强电解质， 使弱酸或弱碱的解离度降低的现象称为 同离子效应。
2020/4/23
2020/4/23
4、共轭酸碱电离平衡常数的关系
Ka ·Kb＝ [ H+][ OH- ]＝ Kw= 1.00×10-14
（1）共轭酸碱Ka 与Kb成反比，酸越弱， 其共轭碱越强，碱越弱，其共轭酸越强。 （2）若已知酸的解离平衡常数Ka ，就可 以求其共轭碱的解离平衡常数Kb。
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例 已知NH3的Kb为1.8×10-5，试求NH4+的Ka 。
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2. 一元弱酸溶液 近似计算公式
HA:〔H＋〕＝ K aC酸
条件： Ka·ca ≥ 20Kw ，α< 5%，即C酸/Ka ≥ 500
2020/4/23
3. 一元弱碱溶液
B(aq) + H2O(l) 同理,
HB+(aq) + OH-(aq)
当Kb·cb≥20Kw， 且cb／Kb≥500时，
2.
H+
3.
4. H2O(l) + H2O(l)
H3O+(aq) +
OH-(aq) K[H3O][OH] [H2O][H2O]
2020/4/23
[H2O]看成常数，与K合并，得
Kw= [H3O+][OH-]
Kw称质子自递平衡常数，又称水的离子积
0℃时
Kw= 1.15×10-15
25℃时
Kw= 1.01×10-14
总数） • 对于不同的电解质，由于其本性不同，它们的
解离度有很大差别。
2020/4/23
3. 强电解质溶液理论要点
• 电解质离子相互作用，离子氛存在，致使离 子间相互作用而互相牵制，表观解离度不是 100%。
2020/4/23
4. 离子的活度和活度因子 • 活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论
H3O+
/
/
H2O
H2C2O4 5.6×10-2
1.25
HC2O4-
H3PO4 6.9×10-3
2.16
H2PO4-
酸
HC2O4- 1.5×10-4
3.81
C2O4-
碱
性
HAc 1.75×10-5 4.756
Ac-
性
增
H2CO3 4.5×源自文库0-7
6.35
HCO3-
增
强
H2PO4HCO3-
6.1×10-8 4.7×10-11
pH 8.3～8.4 6.0～6.9
～7.4 4.8～7.5 7.35～7.45
2020/4/23
6、 酸碱电离平衡移动
1) 浓度对平衡移动的影响
酸HA在水中的质子自递平衡为
HA(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + A-(aq)
平衡建立后，若增大溶液中HA的浓度，则
平 衡 被 破 坏 ， 向 着 HA 解 离 的 方 向 移 动 ， 即
如果溶液中[H3O+]或[OH-] >1 mol·L-1时，直接 用[H3O+]或[OH-]表示。
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人体各种体液的pH
体液 血清 成人胃液 婴儿胃液 唾液 胰液 小肠液
pH 7.35～7.45
0.9～1.5 5.0
6.35～6.85 7.5～8.0 ～7.6
体液 大肠液 乳汁 泪水 尿液 脑脊液
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第四节 酸碱溶液pH的计算
1. 强酸或强碱溶液
强酸或强碱属于强电解质，在水中完全解离。 因此，一般浓度下，
对于强酸HA，[H3O+]=c(HA)； 对于强碱B，[OH-]=c(B)。
但当[H3O+]或[OH-]<10-6mol·L-1时，此时由 H2O解离出的H+或OH-就不能忽略。
平衡时 Kspcm (A n)cn(D m )
一定温度下，难溶电解质饱和溶液中各 离子浓度（活度）以其计量系数为指数的乘 积为一常数
2020/4/23
溶解度与溶度积的关系
• Ksp的大小反映难溶电解质的溶解能力。 • 溶解度（s）：一定温度下，1升难溶电解质
饱和溶液所含溶质的量，是浓度的一种形式 。 单位： g·L-1 ，mol·L-1
OH- 的物质。 无法解释比如Na2CO3不含OH-, 也具有碱性；有些物
质如NH4Cl水溶液则呈酸性。
2020/4/23
1.质子酸碱的定义 凡能给出质子H+的物质都是酸。 凡能接受质子H+的物质都是碱。
酸 碱＋质子 共轭关系
共轭酸碱对
2020/4/23
说明： （1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子
1923年
提出酸碱质子理论
2020/4/23
1887年，Arrhenius提出酸碱电离理论 在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物
是酸；所生成的负离子全部是OH-的化合物是碱。 酸碱反应的实质是中和反应：H+ + OH-= H2O。
酸碱电离理论的缺陷 把酸碱范围限制在水溶液中，限制在仅能解离出H+或
2020/4/23
3.酸碱的强弱
影响因素：酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力
水溶液中，酸碱的强弱用其解离平衡常数 衡量
2020/4/23
酸的解离平衡常数
HA + H2O
H3+O + A-
简写： HA
H+ + A-
Ka ＝ 〔 H+ 〕〔 A- 〕/〔 HA 〕
2020/4/23
• Ka是水溶液中酸强度的量度，表示酸在水中释
7.21 10.33
HPO42CO32-
强
HPO42- 4.8×10-13 12.32
PO43-
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H2O
1.0×10-14 14.00
OH-
碱的解离平衡常数
碱B- 在水溶液中有下列平衡，
B- + H2O
HB + OH-
Kb ＝ 〔 HB 〕〔 OH- 〕/〔 B- 〕
Kb称为碱的解离平衡常数 （1） Kb值越大，碱性越强。 （2）p Kb是碱的解离平衡常数的负对数。
〔 OH- 〕＝ Kb1C碱
例：计算0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中各个离子的 浓度。
2020/4/23
对于多元弱酸溶液可以归纳为：
（1）当多元弱酸的Ka1＞＞ Ka2 ＞＞ Ka3 ， Ka1/Ka2 >102可当一元弱酸处理来求〔H＋〕。
（2）多元弱酸第二步质子传递平衡所得的共轭碱的浓 度近似等于Ka2，与酸的浓度关系不大。
100℃时
Kw= 5.44×10-13
水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶 液。
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25℃的纯水中 [H3O+] = [OH-] = K w =1.0×10-7
中性溶液中 [H3O+]=[OH-] =1.0×10-7mol·L-1 酸性溶液中 [H3O+]＞1.0×10-7mol·L-1＞[OH-] 碱性溶液中 [H3O+]＜1.0×10-7mol·L-1＜[OH-]
第三章 电解质溶液
教学要求：
1.掌握酸碱质子理论：质子酸碱的定义，共轭酸碱对、酸碱 反应的实质，共轭酸碱的解离平衡常数的关系。
2.掌握影响电离平衡的因素，了解同离子效应，盐效应。 3.运用最简式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子平
衡浓度。 4.掌握溶度积与溶解度的关系,掌握难溶电解质的溶度积规
则，掌握沉淀生成和溶解的方法并做简单计算，了解分 步沉淀的原理。
• 对于多元弱酸，若Ka1·ca ≥ 20Kw， Ca/Ka1≥ 500，可按一元弱酸公式计算。
〔H＋〕＝ Ka1C酸
例：计算0.1 mol·L-1 H2S水溶液中各个离子的浓 度。
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• 对于多元弱碱， 若且Kb1·cb≥20Kw， Cb/Kb1 ≥ 500，可按一元弱碱公式计算。
（3）多元弱碱在溶液中的分步解离与多元弱酸相似， 根据类似的条件，可按一元弱碱溶液计算。
2020/4/23
5. 两性物质溶液
既能给出质子又能接受质子的物质称为两性 物质。可分为三种类型。
• 负离子型， 如HCO3-、H2PO4-、HPO42-等。
• 弱酸弱碱型， 如NH4Ac、NH4CN、(NH4)2CO3等。
➢ Ka<Kb，溶液的pH>7，呈碱性，如 Na2HPO4、NaHCO3、(NH4)2CO3、 NH4CN等
➢ Ka≈Kb，溶液的pH≈7，呈中性，如NH4Ac 等
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第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡 1、溶度积
沉淀溶解平衡常数 Ksp (Ksp)
A m D n ( s ) m A n + ( a q ) + n D m - ( a q )
2020/4/23
第一节 强电解质溶液理论
1、电解质溶液 溶于水中或熔融状态下能导电的化合物。
• 强电解质： 在水溶液中能完全解离成离子的化合物。
• 弱电解质： 在水中只能部分解离成离子。
2020/4/23
2、解离度 • 定义：指电解质达到解离平衡时，已解离的分
子数和原有的分子总数之比。 • 表示：α ＝ （已解离的分子数）/（原有分子
或阴离子。 （2）有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，
但在另一个共轭酸碱对中却是酸。这种 物质称为两性物质。 （3）质子理论中没有盐的概念，酸碱电离 理论中的盐在质子理论中都是质子酸或 质子碱。
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2. 酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质就是两个共轭 酸碱对之间质子传递的反应。 任何一个酸碱反应都是由较强酸和较强碱反应生成 较弱的酸和碱。
放质子能力的大小。
• Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时为强酸。
HAc ＞ HClO ＞ HCN
Ka 1.75×10-5 3.9×10-8 6.2×10-10 •一些弱酸的Ka非常小，常用pKa表示，它是酸解
离常数的负对数。
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一些酸在水溶液中的Ka和pKa值(25℃)
酸HA
Ka (aq) pKa (aq) 共轭碱A-
• 氨基酸型 N团H可以3+以通基接式团受N可H质给3子+出·C，质H显R子碱·C，性O显O，酸-表故性示是；，两-C式性O中物O-质-基。
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• 两性物质在水溶液中的酸碱性取决于Ka 与Kb的相对大小，即当
➢ Ka>Kb，溶液的pH<7，呈酸性，如 NaH2PO4、 NH4F、HCOONH4等
浓度，有效浓度的值就是活度aB。 • 活度因子： γB称为溶质B的活度因子。
• 离子的活度
aB = γB·bB/bO bθ为标准态的浓度(即1 mol·kg-1)。
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5. 离子强度
离子的活度因子是溶液中离子间作用力的反映， 与离子浓度和所带电荷有关
I
def
1
2
i bi zi2
bi和zi分别为溶液中第i种离子的质量摩尔浓
解 NH4+是NH3的共轭酸， 故
Ka=Kw/Kb =1.0×10-14/(1.8×10-5) =5.6×10-10
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例 已知H2CO3的Ka1= 4.5×10-7， Ka2=4.7×10-11，求CO32-的Kb1和Kb2。
2020/4/23
5. 水的质子自递平衡
1. 水的质子自递平衡和水的离子积
度和该离子的电荷数，近似计算时，也可以
用ci代替bi。I的单位为mol·kg-1。
2020/4/23
第二节 酸碱的质子理论
酸碱理论发展的概况：
1100-1600年 发现盐酸、硫酸、硝酸等强酸
1774年
法国科学家拉瓦锡提出：
酸的组成中都含有氧元素
十九世纪初 认为酸的组成中都含有氢元素
1884年
瑞典科学家Arrhenius提出电离理论
3）盐效应
在弱酸弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含 有不相同离子的易溶性强电解质，离子强度增 大，溶液中离子之间的相互牵制作用增大，使 弱酸或弱碱的解离度略有增大的现象称为盐效 应。 与同离子效应相比较，盐效应要小的多，所以 一般情况下，不考虑盐效应产生的影响。
2020/4/23
思考题 在氨水溶液中分别加入HCl, NH4Cl, NaCl, NaOH， H2O对氨水电离平衡有何影响 ？解离度，pH有何变化？
[OH ] Kbcb
例: 分别计算0.10mol .L-1 HAc 和 0.10mol .L-1 NaAc 溶液的pH值。
2020/4/23
4.多元弱酸、弱碱溶液
多元弱酸、弱碱在水溶液中是分级离解的。 若一级离解常数与二级离解常数之比大于等于102， 说明二级离解困难，在实际计算中，通常忽略二级 离解。
2020/4/23
2.水溶液的pH
定义：
pH=-lga H 3O
稀溶液中， pH = -lg[H3O+]
类似的， pOH = -lg[OH-]
298K， pH + pOH=14.00。
溶液中[H3O+]=1 mol·L-1～10-14 mol·L-1时， pH值范围在0~14。
H3O+和A-的浓度增大。
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稀释定律：
K/c
在一定温度下，K为常数 ，α 则随溶液
的稀释而增大，这称为稀释定律。
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2）同离子效应 在弱酸弱碱的水溶液中，加入与弱酸或
弱碱含有相同离子的易溶性强电解质， 使弱酸或弱碱的解离度降低的现象称为 同离子效应。
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4、共轭酸碱电离平衡常数的关系
Ka ·Kb＝ [ H+][ OH- ]＝ Kw= 1.00×10-14
（1）共轭酸碱Ka 与Kb成反比，酸越弱， 其共轭碱越强，碱越弱，其共轭酸越强。 （2）若已知酸的解离平衡常数Ka ，就可 以求其共轭碱的解离平衡常数Kb。
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例 已知NH3的Kb为1.8×10-5，试求NH4+的Ka 。
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2. 一元弱酸溶液 近似计算公式
HA:〔H＋〕＝ K aC酸
条件： Ka·ca ≥ 20Kw ，α< 5%，即C酸/Ka ≥ 500
2020/4/23
3. 一元弱碱溶液
B(aq) + H2O(l) 同理,
HB+(aq) + OH-(aq)
当Kb·cb≥20Kw， 且cb／Kb≥500时，
2.
H+
3.
4. H2O(l) + H2O(l)
H3O+(aq) +
OH-(aq) K[H3O][OH] [H2O][H2O]
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[H2O]看成常数，与K合并，得
Kw= [H3O+][OH-]
Kw称质子自递平衡常数，又称水的离子积
0℃时
Kw= 1.15×10-15
25℃时
Kw= 1.01×10-14
总数） • 对于不同的电解质，由于其本性不同，它们的
解离度有很大差别。
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3. 强电解质溶液理论要点
• 电解质离子相互作用，离子氛存在，致使离 子间相互作用而互相牵制，表观解离度不是 100%。
2020/4/23
4. 离子的活度和活度因子 • 活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论
H3O+
/
/
H2O
H2C2O4 5.6×10-2
1.25
HC2O4-
H3PO4 6.9×10-3
2.16
H2PO4-
酸
HC2O4- 1.5×10-4
3.81
C2O4-
碱
性
HAc 1.75×10-5 4.756
Ac-
性
增
H2CO3 4.5×源自文库0-7
6.35
HCO3-
增
强
H2PO4HCO3-
6.1×10-8 4.7×10-11
pH 8.3～8.4 6.0～6.9
～7.4 4.8～7.5 7.35～7.45
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6、 酸碱电离平衡移动
1) 浓度对平衡移动的影响
酸HA在水中的质子自递平衡为
HA(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + A-(aq)
平衡建立后，若增大溶液中HA的浓度，则
平 衡 被 破 坏 ， 向 着 HA 解 离 的 方 向 移 动 ， 即
如果溶液中[H3O+]或[OH-] >1 mol·L-1时，直接 用[H3O+]或[OH-]表示。
2020/4/23
人体各种体液的pH
体液 血清 成人胃液 婴儿胃液 唾液 胰液 小肠液
pH 7.35～7.45
0.9～1.5 5.0
6.35～6.85 7.5～8.0 ～7.6
体液 大肠液 乳汁 泪水 尿液 脑脊液
2020/4/23
第四节 酸碱溶液pH的计算
1. 强酸或强碱溶液
强酸或强碱属于强电解质，在水中完全解离。 因此，一般浓度下，
对于强酸HA，[H3O+]=c(HA)； 对于强碱B，[OH-]=c(B)。
但当[H3O+]或[OH-]<10-6mol·L-1时，此时由 H2O解离出的H+或OH-就不能忽略。
平衡时 Kspcm (A n)cn(D m )
一定温度下，难溶电解质饱和溶液中各 离子浓度（活度）以其计量系数为指数的乘 积为一常数
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溶解度与溶度积的关系
• Ksp的大小反映难溶电解质的溶解能力。 • 溶解度（s）：一定温度下，1升难溶电解质
饱和溶液所含溶质的量，是浓度的一种形式 。 单位： g·L-1 ，mol·L-1
OH- 的物质。 无法解释比如Na2CO3不含OH-, 也具有碱性；有些物
质如NH4Cl水溶液则呈酸性。
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1.质子酸碱的定义 凡能给出质子H+的物质都是酸。 凡能接受质子H+的物质都是碱。
酸 碱＋质子 共轭关系
共轭酸碱对
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说明： （1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子
1923年
提出酸碱质子理论
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1887年，Arrhenius提出酸碱电离理论 在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物
是酸；所生成的负离子全部是OH-的化合物是碱。 酸碱反应的实质是中和反应：H+ + OH-= H2O。
酸碱电离理论的缺陷 把酸碱范围限制在水溶液中，限制在仅能解离出H+或
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3.酸碱的强弱
影响因素：酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力
水溶液中，酸碱的强弱用其解离平衡常数 衡量
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酸的解离平衡常数
HA + H2O
H3+O + A-
简写： HA
H+ + A-
Ka ＝ 〔 H+ 〕〔 A- 〕/〔 HA 〕
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• Ka是水溶液中酸强度的量度，表示酸在水中释
7.21 10.33
HPO42CO32-
强
HPO42- 4.8×10-13 12.32
PO43-
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H2O
1.0×10-14 14.00
OH-
碱的解离平衡常数
碱B- 在水溶液中有下列平衡，
B- + H2O
HB + OH-
Kb ＝ 〔 HB 〕〔 OH- 〕/〔 B- 〕
Kb称为碱的解离平衡常数 （1） Kb值越大，碱性越强。 （2）p Kb是碱的解离平衡常数的负对数。
〔 OH- 〕＝ Kb1C碱
例：计算0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中各个离子的 浓度。
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对于多元弱酸溶液可以归纳为：
（1）当多元弱酸的Ka1＞＞ Ka2 ＞＞ Ka3 ， Ka1/Ka2 >102可当一元弱酸处理来求〔H＋〕。
（2）多元弱酸第二步质子传递平衡所得的共轭碱的浓 度近似等于Ka2，与酸的浓度关系不大。
100℃时
Kw= 5.44×10-13
水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶 液。
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25℃的纯水中 [H3O+] = [OH-] = K w =1.0×10-7
中性溶液中 [H3O+]=[OH-] =1.0×10-7mol·L-1 酸性溶液中 [H3O+]＞1.0×10-7mol·L-1＞[OH-] 碱性溶液中 [H3O+]＜1.0×10-7mol·L-1＜[OH-]
第三章 电解质溶液
教学要求：
1.掌握酸碱质子理论：质子酸碱的定义，共轭酸碱对、酸碱 反应的实质，共轭酸碱的解离平衡常数的关系。
2.掌握影响电离平衡的因素，了解同离子效应，盐效应。 3.运用最简式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子平
衡浓度。 4.掌握溶度积与溶解度的关系,掌握难溶电解质的溶度积规
则，掌握沉淀生成和溶解的方法并做简单计算，了解分 步沉淀的原理。