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電離平衡

       （1）水的離子積    水是一種很弱的電解質(zhì)，存在著自偶電離平衡，其平衡常數(shù)Kw稱為水的離子積，其數(shù)值在室溫（22℃左右）時為1．0×10（-14次方）。純水或稀水溶液中的〔H+〕與〔OH-〕的乘積，恒等于此值，即〔H+〕〔OH-〕＝1．0×10（-14次方）。因此水溶液的酸堿性或酸堿度就有了簡便的表示方法：

酸性：〔H+〕＞1．0×10（-7次方）M

中性：〔H+〕＝1．0×10（-7次方）M

堿性：〔H+〕＜1．0×10（-7次方）M

       水溶液的酸堿度還可用pH或pOH來表示：

pH＝－lg〔H+〕；pOH＝－lg〔OH-〕

       兩者的定量關系為：pH＋pOH＝pKw＝14

       pH愈小，酸度愈大（堿度愈?。?；pH愈大，酸度愈?。▔A度愈大）；酸中也含有OH-離子，堿中也含有H+離子。

       （2）電離常數(shù)    電離平衡中的平衡常數(shù)稱為弱電解質(zhì)的電離常數(shù)（Ki）。分步電離的弱電解質(zhì)，對應于每一級平衡都有一個電離常數(shù)，稱為逐級電離常數(shù)。多元弱電解質(zhì)的電離常數(shù)是逐級減小的。

       電離常數(shù)是表征每一弱電解質(zhì)特性的數(shù)值（Ki愈小，電解質(zhì)愈弱），因此它是對弱電解質(zhì)溶液進行定量計算必不可少的數(shù)據(jù)。運用電離常數(shù)，可以計算弱電解質(zhì)的電離度、各種離子和分子的濃度，以及溶液的酸堿度等。運用的基本公式是電離平衡常數(shù)的表達式。

       （3）電離平衡的移動    電離平衡可因各種原因而發(fā)生移動。影響電離平衡的因素中，比較重要的是同離子效應。在弱電解質(zhì)溶液中，若加入含有相同離子的一種強電解質(zhì)時，常使電離平衡強烈地移向生成分子的一方，使電離度大大下降。另外，溶液濃度的變化和鹽效應等對電離平衡也有一定的影響。

       （4）緩沖溶液    由弱酸和其鹽或弱堿和其鹽等組成的溶液體系，具有抵御少量外來酸、堿，并維持原有pH的能力，所以這樣的溶液稱為緩沖溶液。緩沖溶液的酸堿度可按以下公式計算：

       對弱酸和其鹽體系：

〔H+〕＝Kac酸/c鹽

或     pH＝pKa－lgc酸/c鹽

       對弱堿和其鹽體系：

〔OH-〕＝Kbc堿/c鹽

或     pOH＝pKb＝lgc堿/c鹽

       （5）鹽類水解    除強酸強堿鹽外，其它的鹽在水溶液中均發(fā)生水解。弱酸強堿鹽的水解是陰離子水解，溶液呈堿性；強酸弱堿鹽為陽離子水解，溶液呈酸性；弱酸弱堿鹽則是陽離子、陰離子同時水解，溶液的酸堿性取決于生成酸、堿的相對強度，可能是酸性或堿性或中性。

       鹽類水解平衡的平衡常數(shù)稱為水解常數(shù)，用Kh表示。利用Kh可計算水解后鹽溶液中各離子、分子的濃度、溶液的酸堿度和鹽的水解度等。