弱电解质电离平衡复习
弱电解质的电离平衡知识点
一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的化合物，叫电解质。
非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。
概念理解：①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；②自身电离：so2、NH3、co2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO,他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BasO4。
④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCI,晶体状态不能导电。
⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。
导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。
强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。
2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：强电解质弱电解质电贻质3、电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H++SO2-②弱电解质a.—元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH==CH3COO-+H+b.多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO^H++HCO-、HCO-H++CO3-。
高考化学复习专题训练—弱电解质的电离平衡(含解析)
高考化学复习专题训练—弱电解质的电离平衡（含解析）A组基础必做题1．下列说法正确的一组是(B)①不溶于水的盐都是弱电解质②可溶于水的盐都是强电解质③0.5mol·L－1一元酸溶液中H＋浓度为0.5mol·L－1④强酸溶液中的H＋浓度不一定大于弱酸溶液中的H＋浓度⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴阳离子⑥熔融的电解质都能导电A．①③⑤⑥B．只有④⑤C．②④⑤⑥D．只有③⑥[解析]①电解质的强弱与溶解性无关，不溶于水的盐可能是强电解质，CaCO3、BaSO4均是强电解质，故①错误；②绝大多数的盐属于强电解质，少部分盐属于弱电解质，如醋酸铅是易溶于水的弱电解质，故②错误；③0.5mol·L－1一元酸溶液中H＋浓度不一定为0.5mol·L－1，如醋酸不完全电离，H＋浓度小于0.5 mol·L－1，故③错误；④H＋浓度与酸的浓度、分子中氢离子的个数以及电离程度有关，与电解质的强弱无关，所以强酸溶液中的H＋浓度不一定大于弱酸溶液中的H＋浓度，故④正确；⑤电解质溶液中的自由移动的阴阳离子在外加电场的作用下定向移动而导电，故⑤正确；⑥酸为共价化合物，在熔融态时均以分子形式存在，不能电离，没有自由移动的离子，均不导电；只有溶于水时才电离出离子而导电，故⑥错误。
2．(2022·河南南阳模拟)下列实验事实能说明HNO2是弱电解质的是(B)①HNO2溶液能与NaHCO3溶液反应，放出气体②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应④0.1mol·L－1HNO2溶液中，c(H＋)＝0.015mol·L－1⑤相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱⑥取0.1mol·L－1HNO2溶液200mL，加水至体积为2L，pH＜2A．②④③B．④⑤⑥C．①③④D．①④⑤⑥[解析]①HNO2溶液能与NaHCO3溶液反应，放出气体，说明亚硝酸酸性大于碳酸，但是不能说明亚硝酸部分电离，所以不能证明亚硝酸是弱酸，故错误；②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度很小，但是不能说明亚硝酸部分电离，所以不能证明亚硝酸是弱酸，故错误；③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应，但不能说明亚硝酸为弱酸，只能说明二者不具备复分解反应条件，故错误；④0.1mol·L－1HNO2溶液中，c(H＋)＝0.015mol·L－1，则亚硝酸部分电离，为弱电解质，故正确；⑤相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱，HCl是强电解质，则亚硝酸电离程度小于HCl，所以亚硝酸为弱电解质，故正确；⑥取0.1mol·L－1HNO2溶液200mL，加水至体积为2L，pH＜2，说明亚硝酸存在电离平衡，为弱酸，故正确。
第48讲弱电解质的电离平衡-2025年高考化学总复习(人教版)配套课件
规律总结：(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小， 电离程度_越__大___。 (2)温度：温度越高，电离程度__越__大__。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离 平衡向__结__合__成__弱__电__解__质__分__子____的方向移动。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电 离平衡向___电__离___的方向移动。
大单元四 化学反应原理 第十二章 水溶液中的离子反应与平衡
第48讲
弱电解质的电离平衡
考点1 弱电解质的电离平衡及影响因素 考点2 电离平衡常数 电离度 考点3 物质酸碱性强弱的比较 探究真题 素养提升 课时作业
考点1 弱电解质的电离平衡及影响 因素
掌握必备知识 筑牢应试根基 一、电离平衡的建立与特征
2．25 ℃时不断将水滴入0.1 mol·L-1的氨水中，下列图像变化合理的是 (C )
3．已知人体体液中存在平衡：CO2＋H2O⥫⥬H2CO3⥫⥬H＋＋HCO，以 维持体液pH的相对稳定。下列说法不正确的是( C ) A.当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相 对稳定 B．当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相 对稳定 C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液pH减小 D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，虽然平衡向右移动，但根据 勒夏特列原理可知，c(H＋)减小，体液pH增大，C项错误。
特别提醒：(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减 小。因为温度不变，Kw＝c平(H＋)·c平(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释 时，溶液中的c平(H＋)减小，故c平(OH－)增大。 (2) 电 离 平 衡 右 移 ， 电 解 质 分 子 的 浓 度 不 一 定 减 小 ， 如 对 于 CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c平(CH3COOH) 增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除这种改 变，再次平衡时，c平(CH3COOH)比原平衡时大。
《化学反应原理》复习之《弱电解质的电离平衡》知识要点
《弱电解质的电离平衡》知识要点一、强电解质和弱电解质1、电解质【提醒】常见的强弱电解质(１)强电解质:①强酸:ＨCｌ、Ｈ2ＳO4、HNO3、HClＯ4、HBｒ、HＩ、ＨMnO４②强碱:NaＯH、Ｃa(ＯH)2、Ba(OH)2、KOH、RbＯH…③大部分盐:(２)弱电解质:①弱酸:如H２S、H2ＣO3、CH3CＯＯH、HＦ、HCN、HCｌO等。
ＨF酸是具有强极性共价键的弱电解质。
Ｈ3PO4、H2SＯ3从其酸性强弱看属于中强酸,但仍属于弱电解质、②弱碱:NＨ3·Ｈ２Ｏ,多数不溶性的碱［如Fe(OＨ)3、Cu(OH)２等］、两性氢氧化物[如Al(OＨ)３、Ｚn(OH)２等］。
③个别的盐:如ＨgCl2,ＨｇBr2等。
④水:是由强极性键构成的极弱的电解质。
2、电离方程式的书写:(1)强电解质用“＝”,Ｈ2SＯ4===2H＋＋SO错误!;弱电解质用“” CＨ3ＣO OHCＨ3ＣOＯ－+H＋(2)多元弱酸分步电离,且第一步电离程度远远大于第二步电离,如碳酸的电离:H2CO3H++ＨCO错误!ＨCＯ错误!H＋+CO错误!(３)多元弱碱的电离分步进行,为书写方便写成一步,如氢氧化铁的电离方程式为 Fe(ＯH)３Fｅ3＋＋３ＯH－(4)可溶性酸式盐电离时,①强酸的酸式盐完全电离。
例如:NaＨSＯ４=== Na+＋H+＋SＯ２－4。
②弱酸的酸式盐中酸式根不能完全电离。
例如:NaＨCＯ3=== Na＋＋HCO错误!HＣO错误!Ｈ++CO2—３ (5)Aｌ(OH)3存在酸式与碱式电离两种形式:H＋＋AlO错误!＋H2O错误!Al(OH)３错误!Al3＋＋3OＨ－酸式电离碱式电离二、弱电解质的电离平衡１。
电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态—-电离平衡、(一种特别的化学平衡)2。
电离平衡的特点:逆:弱电解质的电离可逆过程等:Ｖ(电离)=Ｖ(结合)≠0动:电离平衡是一种动态平衡定:条件一定,平衡体系中分子与离子的浓度一定变:条件改变时,电离平衡发生移动。
弱电解质的电离平衡---专题复习
【学习目标】1、会判断强弱电解质、会书写电离方程式。
2、说出电离常数的意义和影响因素，会书写其表达式。
3、说出影响电离平衡的外界条件，并会判断移动方向。
【知识点一】强弱电解质的比较和判断1、为什么0.1mol/L的盐酸比0.1mol/L的醋酸的导电能力强？2、强电解质和弱电解质的本质区别是什么？电解质电离的条件是溶于水或熔融状态，为什么区别强弱电解质不根据熔融状态呢？在溶液中强弱电解质的成分有什么区别？弱电解质的溶液中主要的微粒是什么？3、强电解质的溶解度、溶液的导电能力一定比弱电解质强吗？4、哪些类别的物质是强电解质？哪些类别的物质是弱电解质？5、写出下列物质的电离方程式①CH3COOH②NH3•H2O③Fe(OH)3④AlCl3⑤(NH4)2SO4⑥H2CO3⑦H3PO4 【由此可总结】1、强电解质一定比弱电解质强，不一定强。
2、电离方程式书写注意事项：【知识点二】弱电解质的电离平衡在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，请回答：1、“O”点为什么不导电？2、在a点溶液中存在什么过程？3、为什么从0→a溶液的导电能力增强？b点导电能力最强？从b点到c点导电能力减弱？从b点到c点溶液中所有离子的浓度都减小吗？4、画出v--t图像【由此归纳】电离平衡过程的建立和特征【知识点三】影响电离平衡的因素1、举例说明影响弱电解质电离平衡的因素。
2、平衡移动方向和电离程度的关系。
【知识点四】电离常数1、书写“知识点一”中①②⑥⑦弱电解质的电离常数表达式，2、影响因素【难点突破】1、常温下，将a mol·L-1的氨水与0.1mol·L-1的盐酸等体积混合，当溶液中c（NH4+）＝c(Cl-）时，用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数bK=mol·L-1。
2、常温下，CH3COO-的水解常数Kh=5.9×10-10，求CH3COOH 的电离常数Ka？【当堂达标】1、下列物质的分类组合全部正确的是()。
《弱电解质的电离平衡》 讲义
《弱电解质的电离平衡》讲义一、什么是弱电解质在化学世界中，我们将在水溶液中或熔融状态下部分电离的电解质称为弱电解质。
常见的弱电解质包括弱酸（如醋酸、碳酸）、弱碱（如一水合氨）和水等。
与强电解质不同，弱电解质在溶液中不能完全电离，其电离过程是一个动态的平衡过程。
二、弱电解质的电离特点1、部分电离弱电解质在水溶液中只有一部分分子发生电离，大部分仍以分子形式存在。
例如，醋酸在水溶液中，只有一小部分醋酸分子电离出氢离子（H⁺）和醋酸根离子（CH₃COO⁻）。
2、可逆过程弱电解质的电离是一个可逆的过程，可以用化学方程式表示为：HA ⇌ H⁺＋ A⁻（其中 HA 代表弱电解质）在一定条件下，当电离产生的离子结合成分子的速率与分子电离成离子的速率相等时，就达到了电离平衡状态。
3、存在电离平衡电离平衡具有类似于化学平衡的特征，如动态平衡、条件改变平衡会发生移动等。
三、影响弱电解质电离平衡的因素1、温度一般来说，升高温度会促进弱电解质的电离。
因为电离过程通常是吸热的，升高温度会提供更多的能量，使更多的分子电离。
例如，对于醋酸的电离，升高温度，醋酸的电离程度增大。
2、浓度（1）弱电解质溶液浓度越小，电离程度越大。
当我们稀释弱电解质溶液时，单位体积内弱电解质分子的数量减少，碰撞结合成分子的机会减小，而电离产生的离子碰撞结合成分子的机会也减小，但前者的影响更大，所以总的结果是电离程度增大。
（2）同离子效应在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会抑制弱电解质的电离。
比如在醋酸溶液中加入醋酸钠，由于醋酸钠完全电离产生大量的醋酸根离子，会使醋酸的电离平衡向左移动，电离程度减小。
3、外加酸碱（1）加入酸在弱电解质溶液中加入酸，会增大溶液中的氢离子浓度，从而抑制弱电解质的电离。
（2）加入碱加入碱会消耗溶液中的氢离子，使弱电解质的电离平衡向右移动，促进电离。
四、电离平衡常数1、定义弱电解质在一定条件下达到电离平衡时，溶液中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浓度的比值是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数。
第24讲弱电解质的电离平衡-2024-2025学年高考化学一轮复习课件
2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离) 最大 ，NaHCO3===Na＋＋HCO－3 ，HCO－3 合)为 0 。
②平衡的建立过程中，v(电离) ＞ v(结合)。 ③当 v(电离) ＝ v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
H＋＋CO23－而 v(结
(2)影响电离平衡的外界条件 ①温度：升高温度，电离平衡向 右 移动，电离程度 增大 。 ②浓度：稀释溶液，电离平衡向 右 移动，电离程度 增大 。 ③相同离子：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向 左 移 动，电离程度 减小 。 ④加入能与离子反应的物质：电离平衡向 右 移动，电离程度 增大 。
cCH3COO－ 的值减小，④错误；加水稀释，平衡正向移动，溶液体积增大，c(H＋)减小，cCH3COOH
KaCH3COOH
cCH3COO－
பைடு நூலகம்
＝ cH＋ ，温度不变，Ka 不变，故cCH3COOH的值增大，⑤正确。
题组三 溶液导电能力的比较 5．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所 示，下列说法正确的是( C )
(3)冰醋酸加水稀释(如图甲)与 0.1 mol·L－1 醋酸加水稀释(如图乙)的图像比较：
弱电解质的电离平衡考点归纳
弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的根底，也是中学化学根本理论中的重要组成局部，近几年高考命题中反复考察。
在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反响等知识的根底上，进一步学习弱电解质的电离平衡。
高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一局部容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，到达触类旁通的效果。
一、弱电解质电离平衡1.电离平衡概念一定条件〔温度、浓度〕下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，到达平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。
2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征："逆〞——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡"动〞——电离平衡是动态平衡"等〞——v(离子化)=v(分子化)≠0 "定〞——到达电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值"变〞——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。
二、影响弱电解质电离平衡的因素〔符合勒•夏特列原理〕1.因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。
2.外因①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的时机越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 参加少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质〔同离子效应〕例如：0.1 mol/L的CH3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中参加CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c〔H+〕减小，pH增大。
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（5）滴定过程中滴定管漏夜；
（6）滴定过程中锥形瓶振荡太激烈，有少量 碱液泼出； 偏小
（7）滴定时不小心，有几滴酸液滴到锥形瓶 外壁上； 偏大 （8）滴定过程中用少量蒸馏水冲洗锥形瓶内壁；无影响 （9）滴定结束，滴定管尖嘴处悬挂着一滴酸液； 偏大
（10）锥形瓶用待测液润洗； 偏大
（11）刚见到指示剂局部颜色发生变化就停止
滴定。 偏小
习题: 1.物质的量浓度相同的下列溶液中NH4+浓度 最大的是 ( B ) (A)NH4Cl (B) NH4HSO4 (C)CH3COONH4 (D) NH4HCO3
2.某温度时,有pH为4的NH4Cl溶液与pH为10 的NaOH溶液,下列说法中正确的是 ( A ) (A)水的电离常数两者相等 (B)由水电离出的c(H+)相等 (C)水的电离平衡均未发生移动 (D)水的电离平衡都受到了抑制
3.在0.1mol/L的Na2S溶液中 (1).有哪些微粒？ (2).c(Na+)___2c(S2-) (3).电荷守恒关系为________ (4)含S元素的微粒有_______,它们 的浓度之和是(即关系守恒式)_____ (6).各离子浓度大小顺序是_______
五.酸碱中和滴定
1.知道在和滴定所需仪器 2.了解中和滴定的原理 3.了解中和滴定的基本操 作
水解规律 影响盐类水解平衡的因素
① 内因：物质的性质 如 水解程度：Na2CO3＞Na2SO3 有弱就水解，无弱不水解， Na2CO3＞NaHCO3 溶液的浓度：越稀水解程度越大 ②外因
谁弱谁水解，越弱越水解，
谁强显谁性，两强显中性 温度： 越高水解程度越大
溶液pH值： 具体分析
例：在NH4Cl
溶液中分别采取下列措施对NH4Cl 溶 液水解有什么影响？①加入固体NH4Cl ②加入同 浓度的NH4Cl 溶液 ③加入NaOH 固体 ④加水 稀释 ⑤ 滴入稀硫酸 ⑥ 加入NaCl 稀溶液 ⑦ 加热。
④ pH增大1个单位相当于氢氧根离子浓度增 大10倍，或氢离子浓度是原来的1/10倍
下面的各说法中正确的是 1.若pH＝7，则该溶液一定呈中性. 2.PH=2的硫酸的[H+]是PH=2的盐酸的2倍 3.PH=3的盐酸的[H+]是PH=1的[H+]的3倍 4.PH=11的NaOH稀释100倍后PH=13 5.pH＝1的盐酸稀释100倍，其pH＝2 6.PH=3的醋酸的浓度为1×10-3mol/L 7.PH=3的醋酸稀释100倍后其PH=5 全错
4.酸碱中和滴定操作
（1）实验前准备工作 滴定管：查漏——洗涤(三洗)——注液——调液——读数 锥形瓶：洗涤(两洗)——移液（移液管或碱式滴定管）
（2）滴定
滴加指示剂——滴定——滴定终点——读数 ——重复操作 滴定过程中操作：左手，右手，眼睛。
误差分析(用已知浓度的酸滴定未知浓度的碱)：
（1）滴定管用水洗涤后，直接注入标准酸； 偏大 （2）滴定前酸式滴定管尖嘴内有气泡，滴定 过程中消失； 偏大 （3）滴定前酸式滴定管尖嘴内无气泡，滴定 结束时有气泡；偏小 （4）滴定前仰视读数，滴定后俯视读数；偏小
练习: 1.下列物质能否水解,为什么? a.Ba(NO3)2 b.ZnSO4 bd能 c.NaHSO4 d.CH3COONH4 2.判断其溶液的酸碱性并写出水 解反应的离子方程式: a.AlCl3 b.Na2CO3 c.KClO
练习: 1.已知三种同浓度的 盐:NaA,NaB,NaC的水溶液的PH 为:NaA>NaB>NaC>7,则: (1)对应三种酸的酸性强弱顺序为 HC>HB>HA _________ (2)同浓度的三种酸的PH大小为 HA>HB>HC _________
3.有一支50mL的酸式滴定管,其中盛有溶液,液面 恰好在30mL刻度处,把管中溶液全部放出,溶液的 体积是 ( A ) (A)大于20mL (B)等于20mL (C)大于30mL (D)等于30mL 4.FeCl3溶液中存在如下平衡: FeCl3 +3H2O== Fe(OH)3+3HCl,因而溶液显酸性,要使溶液的 pH下降,可采用的方法是 A C D . (A)加FeCl3晶体 (B)加NaOH固体 (C)通入HCl气体 (D)加热 (E)加NaCl固体
盐溶液中各离子浓度大小的比较。 要点： ① 离子会水解其浓度变小
如: 在NaHS溶液中：
[ Na+ ] ＞[ HS— ] ＞[ OH— ] ＞[ S2— ] ＞[ H+ ] ② 物料守恒的关系
如：Na2CO3 溶液中： [ Na+ ]＝2 [ CO32— ] + 2 [HCO3— ] + 2 [H2CO3 ] ③ 电荷守恒的关系 如：NaHCO3 溶液中： [ Na+ ]+ [ H+ ] = [HCO3— ]+2 [ CO32— ] + [ OH— ]
常温下 ；
①c(H+) ﹥ c(OH—)溶液酸性， pH﹤7， c(H+) ﹥10—7
c(H+) = c(OH—)溶液中性 pH=7 ，c(H+) =10—7 c(OH—) ﹥ c(H+),溶液碱性， pH＞7, c(H+) ﹤10—7
pH值越小，酸性越强。， pH值越大，碱性越强。
③常ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ下
pH = —lgc(H+)