三大平衡
第七课时 三大平衡及相关计算(讲义)高考化学二轮复习方案(化学反应原理部分)
二轮复习方案化学原理部分第六课时溶液中三大平衡及相关计算一、溶液中三大平衡分析1．三大平衡分析判断电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋水解平衡(如CH3COONa溶液)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)【对应练习9-6】（2020·天津高考真题）常温下，下列有关电解质溶液的说法错误的是A．相同浓度的HCOONa和NaF两溶液，前者的pH较大，则a aK(HCOOH)>K(HF) B．相同浓度的CH3COOH和CH3COONa两溶液等体积混合后pH约为4.7，则溶液中()()()()-++-3c CH COO>c Na>c H>c OHC ．FeS 溶于稀硫酸，而CuS 不溶于稀硫酸，则sp sp K (FeS)>K (CuS)D ．在-121mol L Na S 溶液中，()()()2---12c S+c HS +c H S =1mol L【答案】A【解析】A ．HCOONa 和NaF 的浓度相同，HCOONa 溶液的pH 较大，说明HCOO －的水解程度较大，根据越弱越水解，因此甲酸的电离平衡常数较小，即K a (HCOOH)＜K a (HF)，错误；B ．相同浓度的CH 3COOH 和CH 3COONa 两溶液等体积混合后pH 约为4.7，此时溶液呈酸性，氢离子浓度大于氢氧根浓度，说明溶液中醋酸电离程度大于水解程度，则醋酸根浓度大于钠离子浓度，则溶液中c (CH 3COO －)＞c (Na +)＞c (H +)＞c (OH －)，正确；C ．CuS 的溶解度较小，将CuS 投入到稀硫酸溶液中，CuS 溶解平衡电离出的S 2−不足以与H +发生反应，而将FeS 投入到稀硫酸后可以得到H 2S 气体，说明K sp (FeS)＞K sp (CuS)，正确；D ．根据溶液中的物料守恒定律，1 mol∙L −1 Na 2S 溶液中所有含S 元素的粒子的总物质的量的浓度为1 mol∙L −1，即c (S 2−)+c (HS －)+c (H 2S)=1 mol∙L −1，正确；综上所述，答案为A 。
343饮食的三大平衡原则
3:4:3饮食的三大平衡原则
原则一：确保饮食类别的平衡
建议在任何一餐（包括正餐及点心），都要严格遵守同时摄入包含蛋白质、碳水化合物、脂肪三大产能营养素的食物：先摄入一份量的蛋白质类食物，接下来是碳水化合物类食物，最后是脂肪类食物。
在任何一餐中都要按照这个顺序来进行。
原则二：确保饮食时间的平衡
确保起床后1个小时之内进餐：这是控制胰岛素进而平稳血糖的关键之一。
起床后1个小时以后才吃饭会引起血糖波动及胰岛素上升，而过于波动的血糖及胰岛素是加速衰老的原因之一。
每次餐间的时间不要超过4个小时：食物在胃中的排空时间最多不会超过4个小时，餐间
时间拉得过长对于平稳血糖同样是一个坏消息。
晚上8点以后不要进食：随着晚间的到来，我们的代谢会逐渐减缓，在睡前饮食不仅食物将需要更长的时间来分解，而且血糖也不会作为能量烧掉，而会变成脂肪储存在身体里。
原则三：确保饮食环境的平衡
在压力环境中饮食，例如：边赶路、边说话、边思考、边工作等边吃饭，都会引起压力荷尔
蒙的上升，进而对机体造成一系列的负面影响。
轻松的饮食环境包括：安静、放松、有柔和背景音乐的环境，将饮食当成一种享受，细细品味食物带给自己的快感，这也是有利于刺激带给我们愉悦情绪的ß-内啡肽的分泌，同时，也有利于食物摄入量的自我控制。
也许寻找一个安静、放松的大环境并不是每一次都能做到，但自我营造一个轻松的小环境（集中注意、细细品味）却是可以做到的。
化工三大平衡定律
化工三大平衡定律
化工三大平衡定律是指物质的质量守恒定律、能量守恒定律和动量守恒定律。
1.物质的质量守恒定律：在封闭系统中，物质不会被创建或破坏，只发生化学反应或物理变化。
因此，系统内的物质总量保持不变，表达为质量输入=质量输出。
2.能量的守恒定律：能量在封闭系统中也是不会被创建或破坏，只会从一种形式转变为另一种形式。
系统内的能量总量保持不变，表达为能量输入=能量输出。
3.动量的守恒定律：在没有外力作用的封闭系统中，物体的总动量保持不变。
即物体的质量和速度之乘积的总和保持恒定。
溶液中的三大平衡
1.9 7.0 4.7
3.2 9.0 6.7
提供的药品：Cl2、浓H2SO4、NaOH溶液、CuO、Cu 思路：①先通入足量氯气将Fe2+氧化为Fe3+ ②再加CuO，消耗H+调节pH在3.2～4.7之间，使Fe3+全 部转化为Fe(OH)3沉淀 ③过滤除去Fe(OH)3沉淀。
拓展变形
请运用沉淀溶解平衡理论解释加入CuO能除去 CuSO4溶液中Fe3+的原因：
加入CuO后发生反应：CuO+ 2H+ = Cu2+ + H2O， C(H+)降低, C(OH－)升高, 使c3(OH－).c(Fe3+ )＞ KSP[Fe(OH)3], 使 Fe3+转化成Fe(OH)3，通过过滤 与Cu2+分离。
小结3：溶液蒸干、灼烧、产物总结
1、挥发性强酸弱碱盐溶液蒸干得 相应的碱 灼烧得 相应氧化物(如FeCl3、Fe(NO3)3、AlCl3等) 2、难挥发性强酸弱碱盐溶液蒸干得 3、强碱弱酸盐溶液蒸干得 原盐晶体(如Na2CO3 、NaHCO3 等） 注意：①易被氧化的 ：FeCl2溶液蒸干得Fe(OH)3 原盐晶体
2、盐类水解的应用。
3、溶度积的计算。
易错 再现
溶液PH的计算 水的电离与离子积
热点 训练
电离平衡 离子浓度大小的比较
高效展示（5分钟）
展示内容 展示组 目标及要求
考前冲关 T4(5)规范展示实验方案
纠错训练1（改正错误选项）
1
2
纠错训练2（写出计算步骤）
3
模板应用（画出图像并改正错误选项） 4
热点一 T2（改正错误选项）
现向少量Mg(OH)2悬浊液中加入适量的饱和氯化铵 溶液，结果完全溶解，请思考可能的原因？
高中化学“三大平衡常数”
高考的新宠“三大平衡常数”化学平衡常数、电离平衡常数、沉淀溶解平衡常数位于选修四《化学反应原理》部分，属于新课标的新增内容。
从近几年的高考中发现，化学平衡常数早已成为了高考命题的热点内容；电离平衡常数和沉淀溶解平衡常数也渐有“升温”的表现，因此，可以预测这“三大平衡常数”在今后的高考中，将继续成为今后高考的重点及热点。
下面将分类追踪透析。
一、化学平衡常数典例1、（2008年宁夏卷）将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：达到平衡时，c(H2)=0.5mol·L-1，c(HI)=4mol·L-1，则此温度下反应①的平衡常数为( ) A．9 B．16 C．20 D．25解析：由平衡时氢气的浓度可求得反应②分解消耗HI的浓度，c(HI)= 0.5mol·L-1×2=1mol/L，故①式生成c(HI)= c(HI)平衡+ c(HI)分解= 4mol·L-1+1mol/L =5mol·L-1，c(NH3)平衡= c(HI)①= 5mol·L-1，根据化学平衡常数公式K= c(NH3)平衡×c(HI)平衡=5 mol/L×4mol·L-1，故答案选C。
点评：本题考查的是应用化学平衡常数公式求算化学平衡常数。
学生易错选D，原因是将①式生成的c(HI)= 5 mol/L代入了公式中进行了求算，而未带入平衡时HI的浓度（4mol·L-1）。
因此，在求算化学平衡常数时，一定要严格的按照化学平衡常数的含义进行。
方法规律：①对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式中个反应物和生成物的化学计量数。
当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数公式可以表示为：,各物质的浓度一定是平衡．．时的浓度,而不是其他时刻的.②在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为“1”。
三大平衡
三大平衡一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
利用三种守恒关系——电荷守恒（溶液电中性）、物料守恒（元素守恒）、质子守恒（水的电离守恒）。
除此之外还有如质量守恒、元素守恒、电子守恒、能量守恒等这里只讨论电解质溶液中的守恒问题。
二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。
如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。
例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
专题六选择题专攻1.电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析应用-2025届高考化学二轮复习课件
4.25 ℃时，不同溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)与溶液中c(H＋)或c(OH－)的关系
举例
由水电离出的 c(H＋)/ ( mol·L－1)
说明
pH＝3的HCl、 CH3COOH溶液 pH＝12的NaOH、 NH3·H2O溶液 pH＝3的AlCl3、FeCl3 溶液
pH＝11的CH3COONa、 Na2CO3、NaHCO3溶液
pH＝a＋n a<pH<a＋n pH＝b－n
b－n<pH<b
误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律 常温下，pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，混合 溶液pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合， 混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水等体积混合，混 合溶液pH>7。
溶液Ⅱ中，由B项解析可知c总(HA)＝1.01 c(HA)，未电离的HA可自
由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)
之比为[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D错误。
123456
2.(2023·浙江1月选考，13)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的甲 酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被 吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根离子的物质的量分数)与废水初始 pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列说法不正确的是 A.活性成分R3N在水中存在平衡：
02 真题演练
1.(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体 系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是 A.溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
第34讲 水溶液中的三大平衡分析与应用(课件)-2023届高考二轮精准复习(全国通用)
)。
A.在相同温度下,同浓度的三种酸溶液的导电能力
顺序: HZ<HY<HX
B.根据滴定曲线,可得Ka(HY)≈10-5
C.用NaOH溶液滴定至三种酸恰好完全反应时,消
耗氢氧化钠溶液的体积:HZ<HY<HX
D.HY溶液与HZ溶液混合,达到平衡时:
()·()
+
-)+c(OH-)
c(H )=
(2)溶质为酸的溶液。
H+来源于酸电离和水电离,而OH-只来源于水电离。如计算pH=2的盐酸中水电离出
的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1。
(3)溶质为碱的溶液。
OH-来源于碱电离和水电离,而H+只来源于水电离。如pH=12的NaOH溶液中,
水电离出的c(OH-)=c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1。
D.pC(OH-)=3的NaOH溶液,稀释至原体积的100倍后,其pC(OH-)=5
分析推理:(1)影响KW的因素是什么?
KW的大小受到温度的影响,温度越高KW越大,如果不是常温,pC(H+)与pC(OH-)之和不
等于14。
(2)多元弱酸的电离有什么特点?
多元弱酸是分步电离的,所以H2S溶液中c(H+)>c(HS-)。
B项错误；由Ka＝
− · +
−
，VNaOH等于25 mL时，pH＝2.0，且c(A2－)＝c(HA－)，可
知Ka＝1.0×10－2，C项正确；以酚酞作指示剂，滴定终点时的溶质为Na2A，溶液呈碱
性，根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HA－)＋2c(A2－)，结合c(H＋)<c(OH－)，
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化学平衡一、化学平衡的影响因素1.浓度：在其他条件不变时增大反应物浓度或减小生成物开始的对应浓度可使平衡向着正反应方向移动；反之亦然。
2.压强：在有气体参加的可逆反应里，在其他条件不变时，增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动；反之亦然。
【注意】（1）改变压强的实质是改变参加反应气体物质的浓度，故压强与参加反应的固体或液体物质的反应速率无关。
（2）对于化学方程式中反应前后气体的系数和相等的反应以及平衡混合物都是固体或液体的反应，改变压强，平衡不移动。
3.温度：在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，降低温度，平衡向放热反应方向移动。
4.催化剂：使用催化剂能同时同等程度地改变正、逆反应速率，即正、逆反应速率相对不变。
所以催化剂对平衡移动无影响。
【总结】勒夏特列原理(平衡移动原理)：已达平衡的可逆反应，如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向着减弱这种改变的方向移动。
注意：平衡移动只能减弱条件改变对平衡的影响，不能完全抵消这种改变，更不能扭转这种改变。
水解一、盐类水解的类型及规律1.盐类水解的定义及实质强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阳离子、阴离子可分别与水电离产生的OH－或H+生成弱电解质——弱酸或弱碱，使得溶液中c(H+)≠c(OH－)，因而这两类盐溶液呈现酸性或碱性。
盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。
盐类的水解会促进水的电离。
2.水解反应离子方程式的书写（1）酸式盐的水解：溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。
①阴离子是较强或中强的酸根，电离为主：NaH2PO4 =Na＋+H2PO4－H2PO4－H＋+ HPO42－（以电离为主）呈酸性H2PO4－+H2OH3PO4 + OH-（水解次之）以电离为主的盐有：NaH2PO4、NaHSO3等，这样的盐溶液呈酸性，考虑离子浓度大小比较时可忽略水解。
②阴离子是弱酸根，如NaHCO3以水解为主：HCO3-+H2OH2CO3-+ OH-（以水解为主）呈碱性HCO3-H+ +CO32-（次要）这类盐还有：KHCO3、K2HPO4、KHS等，这样的盐溶液呈碱性，考虑离子浓度大小比较时可忽略电离。
（2）书写盐的水解离子方程式时应注意的问题①水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。
②水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓”符号。
[双水解除外如：Al2S3、Al2(CO3)3]③多元酸盐的水解是分步进行的，如：CO32-+ H2OHCO3- +OH-HCO 3- +H 2O H 2CO 3 + OH -多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，中学阶段写成一步，如：Cu 2++2H 2O Cu(OH)2 + 2H ＋Al 3++3H 2O Al(OH)3 + 3H＋3. 盐类水解类型及规律（1）强碱弱酸所生成的盐的水解——溶液呈碱性—— 如Na 2S 、Na 2CO 3 （2）强酸弱碱所生成的盐的水解——溶液呈酸性——如NH 4NO 3 （3）强酸强碱所生成的盐不水解——溶液呈中性——如NaCl 、KNO 3（4）弱酸弱碱盐——双水解（了解）——如NH 4Ac 显中性、(NH 4)2S 显碱性 二、影响盐类水解的因素1. 内因：盐本身性质，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。
2. 外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。
（2）浓度：盐的浓度越小，水解程度越大。
（3）外加酸碱：外加酸碱能影响盐的水解。
例如：水解呈酸性的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的H ＋，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。
三、双水解反应弱酸的酸根离子与弱碱的金属阳离子(含NH 4+)在水溶液中相遇之后是否发生双水解反应的问题，确有一定的复杂性。
这其中的奥妙不强求中学生探究，了解以下几种常见的、典型的双水解反应的实例即可，它们是Al 3+与HCO 3-、CO 32-、AlO 2-的反应，NH 4+与CO 32-的反应，Fe 3+与HCO 3-、CO 32-、AlO 2-的反应。
这些离子之间的双水解反应的原理与上述的Al 3+与HCO 3-之间的双水解反应相似。
对双水解反应通常用离子方程式来表示。
写离子方程式时，一般要根据水解特征、水解生成的酸和碱的特点确定反应物和生成物，以离子的电荷守恒和质量守恒相结合进行配平。
例如：3232322A13CO 3H O 2A1(OH)3CO +-++=↓+↑；3332Al 3HCO A1(OH)3CO +-+=↓+↑3223Al 3AlO 6H O 4A1(OH)+-++=↓；342332CH COO NH H O CH COOH NH H O -++++ (可逆反应) 四、离子浓度大小比较规律1. 大小比较方法（1）考虑水解因素：如Na 2CO 3溶液CO 32-+H 2O HCO 3-+OH -；HCO 3-+H 2O H 2CO 3+OH -，所以c(Na +)> c(CO 32-)> c(OH -)> c(HCO 3-)（2）不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素，例如，相同浓度的NH 4Cl 、CH 3COONH 4、NH 4HSO 4中，c(NH 4+)由大到小的顺序是NH 4HSO 4>NH 4Cl>CH 3COONH 4。
（3）混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如：相同浓度的NH 4Cl 和氨水混合液中，离子浓度顺序是c(NH 4+)> c(Cl -)> c(OH -)> c(H +)，即NH 3·H 2O 电离程度>NH 4+水解 程度。
2. 电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系：元素原子守恒、电荷数守恒以及水电离的H +和OH -数量相等 （1）元素原子守恒(即物料守恒)如：纯碱溶液2233c(Na )2c(CO )2c(CO )+--==+未溶解3232c(HCO )2c(H CO )-+ NaH 2PO 4溶液2424c(Na )c(H PO )c(H PO )+--==+未变化234434c(HPO )c(PO )c(H PO )--++（2）电荷数守恒关系(即电荷守恒)如：小苏打溶液233c(Na )c(H )c(HCO )2c(CO )++--+=++c(OH )- Na 2HPO 4溶液2244c(Na )c(H )c(H PO )2c(HPO )++--+=++343c(PO )c(OH )--+【注意】1molCO 32-带有2mol 负电荷，所以电荷浓度应等于2c(CO 32-)，同理PO 43-电荷浓度等于3c(PO 43-)。
（3）水电离的H +和OH -数量相等(即质子守恒)如：纯碱溶液c(H )c(OH )+-=水水；323c(H )c(HCO )2c(H CO )c(H )+-+=++水即323c(OH )c(HCO )2c(H CO )c(H )--+=++水电 离影响电离平衡移动的因素以25℃下，0.1mol·L －1的CH 3COOH 溶液存在的电离平衡为例：CH 3COOH CH 3COO －+H +。
电离平衡的影响因素如下： （1）升温电离平衡右移。
升高温度，电离平衡常数增大，平衡右移。
（2）加水电离平衡右移。
加水后各微粒的浓度都同等程度地减小，+33c(CH COO )c(H Q c(CH COOH)-⋅=）＜K （K 不变），只有平衡右移，方可使Q 增加到等于K 。
（3）加CH 3COONa 固体电离平衡左移。
当加入CH 3COONa 固体时，CH 3COONa 完全电离使CH 3COO －浓度增大，即Q ＞K ，只有平衡左移，方可使Q 减小到等于K 。
（4）通入氯化氢气体氯化氢气体溶于水后，H +浓度增大，即Q ＞K 只有平衡左移，方可使Q 减小到等于K 。
（5）加NaOH 固体电离平衡右移。
强电解质NaOH 溶于水后，完全电离为Na +和OH －，OH －和H +发生反应而使H +浓度降低，即Q ＜K ，只有平衡右移，方可使Q 增大到等于K 。
（6）加Na 2CO 3固体电离平衡右移。
强电解质Na 2CO 3溶于水后溶液中CO 32－与H +反应使H +浓度降低，即Q ＜K ，只有平衡右移，方可使Q 增大到等于K 。
水的电离1）影响水电离的因素①温度温度升高，水的电离程度增大（电离吸热，升温向电离方向移动）。
②加入强碱弱酸盐或强酸弱碱盐由水的电离方程式：H 2O H + +OH －可以看出若要减小c （H +）或c （OH －）可以向水中加入强碱弱酸盐如：CH 3COONa 、Na 2CO 3、K 2S 、NaClO 等促进水的电离，也可以加入强酸弱碱盐如NH 4NO 3、 AlCl 3、FeCl 3等促进水的电离。
③酸、碱在酸性溶液中由于有大量的氢离子，因此会抑制水的电离，在碱性溶液中由于存在大量的氢氧根离子 也会抑制水的电离。
2）影响K W 的因素K W 只与温度有关，而与c （OH －）、c （H +）的变化无关，与酸、碱、盐溶液及其浓度大小无关。
pH 计算及适用范围pH 是c （H +）一种表示方法，溶液的pH 是c （H +）的负对数，即：pH=－lgc （H +） 例如：常温下，c （H +）=1.0×10－7的中性溶液，pH=－lg10－7=7.0。
c （H +）=1.0×10－5的酸性溶液，pH=－lg10－5=5.0。
c （H +）=1.0×10－12的碱性溶液，pH=－lg10－12=12.0溶液的pH 可以用pH 试纸来测量，也可以用pH 计来测量。
强酸：c(H +)=nc mol·L -1 pH=-lgc(H +)=-lgnc强碱：14110c(H )mo1L nc -+-=pH=-lgc(H +)=14+lgnc常 数一、电离平衡常数在一定条件下，弱电解质在到达电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数。
若一元弱酸电离常数就一个用K 表示。
若二元弱酸电离电离平衡常数有两个K 1（一步电离）、K 2 （二步电离） 且K 1＞K 2。
多元弱酸有几步电离电离常数就有几个，且依次减小。
例如：H 2S 的电离常数如下第一步电离： H 2S H ++H S－ K 1=2c(H )c(HS )c(H S)+-=1.3×10-7 第二步电离： HS － H ++S 2－K 2=2c(H )c(S )c(HS )+--=7.1×10-15 二、电离度1、概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数的(包括已电离的和未电离的)百分数。