无机化学教研室《无机化学》(上)笔记和课后习题(含真题)详解(酸碱平衡)
第9章酸碱平衡
9.1 复习笔记
一、酸碱质子理论
1．酸碱的定义
（1）质子酸、质子碱
凡能给出质子的物质是质子酸；凡能接受质子的物质是质子碱。
（2）酸碱两性物质
既能给出质子，又能接受质子的物质是酸碱两性物质。
如等，通常称为酸式酸根离子。
2．酸碱共轭关系
质子酸碱通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。
例如：是的共轭碱，反之，是的共轭酸。
3．酸碱反应
（1）布仑斯惕酸碱的酸碱反应是两对共轭酸碱对之间传递质子的反应。
通式为：
（2）酸碱半反应
酸碱＋Ｈ＋
①酸碱质子反应是两对共轭酸碱对交换质子的反应；
②酸碱质子反应的产物不必定是盐和水，在酸碱质子理论看来，阿仑尼乌斯酸碱反应、阿仑尼乌斯酸碱的电离、阿仑尼乌斯酸碱理论的“盐的水解”以及没有水参与的气态氯化氢和气态氨反应等等，都是酸碱反应；
③当酸碱质子反应中出现时常常被简写为，例如：
是的简写。
二、水的离子积和pH
1．水的离子积
（1）水的自解离
按照酸碱质子理论，既是酸（共轭碱为）又是碱（共轭酸为），因而作为酸的可以跟另一作为碱的通过传递质子而发生酸碱反应：
碱1 酸2 酸1 碱2
称为水的自解离，简化为。
（2）水的平衡常数
平衡常数称为水的离子积，下式表示它该反应的平衡常数：
（3）热力学方法计算水的离子积
反应的自由能变化可从附表中查出标准生成自由能数据计算：
该平衡常数为标准平衡常数，表达式为
，式中
，即标准浓度。
（4）水的离子积与温度的关系
水的离子积是温度的函数，温度一定时，它是一个常数，不随和
的变动而
变动，温度升高，水的离子积的数值明显增大，如表9-1所示。
表9-1 水的离子积与温度的关系
（5）水的离子积的取值
在不作精密计算时，通常取水的离子积为。
因此，对于纯水（中性溶液），
2．水的pH
（1）1909年，丹麦生理学家索仑生（Sorensen ）提出用pH 表示水溶液的酸度：
+
pH lg H ⎡⎤=-⎣⎦
（2）在常温下，pH ＝7为中性溶液，pH ＞7为碱性溶液，pH ＜7为酸性溶液。
但必须记住，这一判据只有在常温时才是正确的。
（3）当我们又定义pOH lg OH -
⎡⎤=-⎣⎦，
pK lg K W W =-时，水溶液的酸碱性有如下关系式： pH+pOH pK W =
对于常温，有
pH＋pOH＝14.00
pH和pOH的使用范围一般在0～14之间。
在这个范围之外，用浓度表示酸度反而更方便。
三、酸碱盐溶液中的电离平衡
1．强电解质
（1）强酸、强碱和所有的盐类在经典电离理论中称为强电解质，当它们进入水中，将完全电离，生成离子，如：
（2）酸碱盐电离产生的产物（正、负离子）与水有进一步作用的可能。
例如，氯化铵电离产生的，按酸碱质子理论，是一个质子酸（质子给予体），它可以与水发生质子传递反应而使溶液的pH＜7：
简写：
（3）完全电离只对稀溶液才是合理的近似，对于浓溶液，情况就完全不同。
例如，蒸发稀硫酸，随着水的蒸发硫酸的浓度渐渐增大，最终将表现出浓硫酸的性质，可见浓硫酸溶液里是存在分子的。
2．弱电解质
（1）弱电解质是指弱酸和弱碱在水中的不完全电离，如：
（2）电离度
①定义
电离度是指已经电离分子数与总分子数之比：
②电离度是弱电解质电离程度的标志。
电离度越大，电解质电离的程度越高。
电离度与弱电解质的浓度有关，如表9-2。
表9-2 不同浓度的醋酸溶液的电离度
（3）电离常数
①酸常数：对于有：
②碱常数：对于有：
③在一定温度下酸常数和碱常数是一个常数
无论溶液中的浓度、浓度、酸（HA）浓度和碱（A）浓度单独地如何发生改变，酸常数和碱常数几乎保持不变，这是弱电解质区别于强电解质的基本标志。
④用酸常数或碱常数的数量级半定量地描述酸碱的强度
通常认为为左右为中强酸，为左右为弱酸，为左右为很弱的酸，其界限自然是模糊的。
⑤共轭酸碱的酸常数和碱常数之间的关系
3．拉平效应和区分效应
（1）水中一些常见强酸的强度顺序为：
（一级电离）
（2）拉平效应
溶剂（如水）将酸的强度拉平的效应简称拉平效应，该溶剂也称拉平溶剂。
（3）区分效应
溶剂（如甲醇）使强酸的强度得以显出差别的效应称为区分效应，该溶剂因而也称区分溶剂。
水是HI、HBr、HI的拉平溶剂，却是的区分溶剂。
（4）溶剂对酸强度的不同效应的应用
某些中强二元酸的第一级电离和第二级电离由于水的拉平效应相差太小，致使在水中用强碱滴定它们时一级电离的终点和二级电离的终点会混在一起，若改用无水乙醇为溶剂，由于乙醇的区分效应可使该酸的两级电离的强度有较大的区别可将两级滴定终点区分开来。
四、水溶液化学平衡的计算
1．一元弱酸
（1）以通式HA代表一元弱酸，以c（HA）代表酸的起始浓度，以[HA]、和[A]代表达电离平衡时酸、水合氢离子和共轭碱的（平衡）浓度。
起始浓度 c 0 0。
《无机化学》(上)习题答案
第1章 原子结构与元素周期律1-1在自然界中氢有三种同位素，氧也有三种同位素，问：总共有多少种含有不同核素的水分子？由于3H 太少，可忽略不计，问：不计3H 时天然水中共有多少种同位素异构水分子？解： 共有18种不同核素的水分子 共有9种不同核素的水分子1-2．答：出现两个峰1-3用质谱仪测得溴的两种天然同位素的相对原子质量和同位素丰度分别为 79Br 78.9183 占 50.54%，81Br 80.9163 占 49.46%，求溴的相对原子质量。
解：1-4铊的天然同位素203Tl 和205Tl 的核素质量分别为202.97u 和204.97u ，已知铊的相对原子质量为204.39，求铊的同位素丰度。
解： 设203Tl 的丰度为X ，205Tl 的丰度为1-X204.39 = 202.97X + 204.97(1-X) X= 29.00%1-5等质量的银制成氯化银和碘化银，测得质量比m （AgCl ）：m （AgI ）= 1：1.63810，又测得银和氯的相对原子质量分别为107.868和35.453，求碘的原子量。
解： X= 126.911-8为什么有的元素原子量的有效数字的位数多达9位，而有的元素的原子量的有效数字的位数却少至3～4位？答：单核素元素只有一种同位素，因而它们的原子量十分准确。
而多核素元素原子量的准确性与它们同位素丰度的测量准确性有关（样品的来源、性质以及取样方式方法等）。
若同位素丰度涨落很大的元素，原子量就不可能取得很准确的数据。
1-13．解：（1）r=c /λ=(3×108)/(633×10-9) = 4.74×1014 Hz 氦-氖激发是红光（2）r=c/λ=(3.0×108)/(435.8×10-9) = 6.88×1014 Hz 汞灯发蓝光18)33(313131323=+⨯=⋅+⋅c c c c 9)21(313121322=+⨯=⋅+⋅c c c c 91.79%46.499163.80%54.509183.78)Br (=⨯+⨯=Ar X 107.86835.453107.86863810.11)AgI ()AgCl (++==m m（3）r=c/λ=(3.0×108)/(670.8×10-9) = 4.47×1014 Hz 锂是紫红1-14 Br 2分子分解为Br 原子需要的最低解离能为190kJ.mol -1，求引起溴分子解离需要吸收的最低能量子的波长与频率。
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第6版)笔记和课后习题(含考研真题)详解(1-4章)【圣才出
RT1
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（2）已知 p1＝1.02atm×101.325kPa/（1atm）＝103.4kPa，V1＝3.5×103L，V2＝5.10×103L，
T1＝T2＝273.15K。
由于 n，T 恒定，p1V1＝p2V2，因此
表 1-1-2 稀溶液的依数性
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1.2 课后习题详解
1．有多个用氦气填充的气象探测气球，在使用过程中，气球中氦的物质的量保持不变， 它们的初始状态和最终状态的实验数据如下表所示。试通过计算确定表中空位所对应的物理 量，以及由（2）的始态求得 M（He）和（3）的始态条件下ρ（He）。
某组分气体 B 的分压 pB 是 B 组分在相同温度下，与混合气体体积相同时所具有的压力，
分压 pB 与混合气体总压 p 间的关系为
pB
nB n
p
xB p
式中，xB 为组分 B 的物质的量分数，即摩尔分数。
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四、分体积定律
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分体积定律：混合气体体积等于各组分气体的分体积之和。
V V1 V2 VB
B
某组分气体 B 的分体积 VB 是 B 组分单独存在且与混合气体有相同压力和温度时所占体
积，分体积 VB 与混合气体总体积 V 间的关系为
pB p
nB n
VB V
xB
B
式中，xB 为组分 B 的摩尔分数；φB 为组分 B 的体积分数。
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大连理工大学无机化学教研室《无机化学》笔记和课后习题(含考研真题)详解(原子结构)【圣才出品】
第8章 原子结构8.1 复习笔记一、氢原子光谱与Bohr 理论 1．氢原子光谱（1）线状光谱：元素的原子辐射所产生的具有一定频率的、离散的特征谱线。
（2）氢原子光谱特征：①线状光谱；②频率具有规律性。
（3）氢原子光谱的频率公式1512212113.28910()s v n n -=⨯- 【注意】n 2＞n 1，且均为正整数，n 1＝2时，n 2＝3，4，5，6。
2．Bohr 理论Bohr 理论（三点假设）：（1）定态假设：核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上稳定运行，且不辐射能量； （2）跃迁规则：①基态→激发态：电子处在离核最近、能量最低的轨道上（基态）；原子获得能量后，基态电子被激发到高能量轨道上（激发态）；②激发态→基态：不稳定的激发态电子回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。
光能与轨道能级能量的关系式为 h ν＝E 2－E 1＝ΔE氢原子能级图如图8-1-1所示。
图8-1-1 氢原子光谱中的频率与氢原子能级能级间能量差为H 221211()E R n n ∆=-式中，R H 为Rydberg常数，其值为2.179×10－18J 。
n 1＝1，n 2＝∞时，ΔE ＝2.179×10－18J ，为氢原子的电离能。
二、微观粒子运动的基本特征 1．微观粒子的波粒二象性定义：具有粒子性和波动性的微观粒子。
微观粒子的波长为h hmv pλ==式中，m 为实物粒子的质量；v 为粒子的运动速度；p 为动量。
2．不确定原理Heisenberg 不确定原理：处于运动状态的微观粒子的动量和位置不能同时确定。
表示为4hx p π∆⋅∆≥式中，Δx 为微观粒子位置的测量偏差；Δp 为微观粒子的动量偏差。
【注意】波动性是大量粒子运动或一个粒子多次重复运动所表现出来的性质。
三、氢原子结构的量子力学描述 1．薛定谔方程与量子数 （1）薛定谔方程()2222222280mE V x y z hψψψπψ∂∂∂+++-=∂∂∂ 式中，ψ为量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，即原子轨道；E 为轨道能量（动能与势能总和）；V 为势能；m 为微粒质量；h 为普朗克常数；x ，y ，z 为微粒的空间坐标。
《无机化学》习题解析和答案
《无机化学》习题解析和答案1、教材《无机化学》师大学、华中师大学、师大学无机化学教研室编，高等教育，2002年8月第4版。
2、参考书《无机化学》师大学、华中师大学、师大学无机化学教研室编，高等教育，1992年5月第3版。
《无机化学》邵学俊等编，大学，2003年4月第2版。
《无机化学》大学、大学等校编，高等教育，1994年4月第3版。
《无机化学例题与习题》徐家宁等编，高等教育，2000年7月第1版。
《无机化学习题精解》竺际舜主编，科学，2001年9月第1版《无机化学》电子教案绪论（2学时）第一章原子结构和元素周期系（8学时）第二章分子结构（8学时）第三章晶体结构（4学时）第四章配合物（4学时）第五章化学热力学基础（8学时）第六章化学平衡常数（4学时）第七章化学动力学基础（6学时）第八章水溶液（4学时）第九章酸碱平衡（6学时）第十章沉淀溶解平衡（4学时）第十一章电化学基础（8学时）第十二章配位平衡（4学时）第十三章氢和稀有气体（2学时）第十四章卤素（6学时）第十五章氧族元素（5学时）第十六章氮、磷、砷（5学时）第十七章碳、硅、硼（6学时）第十八章非金属元素小结（4学时）第十九章金属通论（2学时）第二十章s区元素（4学时）第二十一章 p区金属（4学时）第二十二章 ds区元素（6学时）第二十三章 d区元素（一）第四周期d区元素（6学时）第二十四章d区元素（二）第五、六周期d区金属（4学时）第二十五章核化学（2学时）1 ．化学的研究对象什么是化学？●化学是研究物质的组成、结构、性质与变化的一门自然科学。
（太宽泛）●化学研究的是化学物质 (chemicals) 。
●化学研究分子的组成、结构、性质与变化。
●化学是研究分子层次以及以超分子为代表的分子以上层次的化学物质的组成、结构、性质和变化的科学。
●化学是一门研究分子和超分子层次的化学物种的组成、结构、性质和变化的自然科学。
●化学研究包括对化学物质的①分类；②合成；③反应；④分离；⑤表征；⑥设计；⑦性质；⑧结构；⑨应用以及⑩它们的相互关系。
武汉大学、吉林大学《无机化学》(第3版)笔记和课后习题(含考研真题)详解-化学平衡(圣才出品)
的乘积与反应物的浓度以反应方程式中计量数为指数的幂的乘积之比是一个常数。
对于气相反应
aA(g) + bB(g)⎯⎯⎯⎯→gG(g) + hH(g)
达到平衡时，其经验平衡常数 Kp 可表示为：
Kp
=
( (
) pG g ) pA a
( (
) pH h ) pB b
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之，平衡向逆反应方向移动。
②对于放热反应， rHmθ＜0 ，温度升高，平衡常数减小，平衡向逆反应方向移动；反
之，平衡向正反应方向移动。
Байду номын сангаас
总之，当温度升高时，平衡向吸热方向移动；温度降低时，平衡向放热方向移动。
总结起来，外界条件变化对化学平衡的影响均符合合里·查得里原理，即：如果对平衡体
系施加外力，平衡将沿着减少此外力影响的方向移动。
2．标准平衡常数
对于气相反应
aA(g) + bB(g)⎯⎯⎯⎯→gG(g) + hH(g)
其标准平衡常数 Kθ 可表示为：
Kθ
=
pG pθ
pA pθ
g a
pH pθ
pB pθ
h b
对于所有反应，其标准平衡常数 Kθ 均为无量纲的值。
液相反应的 Kc 与其 Kθ 在数值上相等，而气相反应的 Kp 一般不与其 Kθ 的数值相等。
4．选择合理生产条件的一般原则 （1）对于任何一个反应，增大反应物的浓度均可提高反应速率，实际生产中，常使一 种价廉易得的原料适当过量，提高另一原料的转化率；也常采取不断取走产物的方法，使反
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无机化学__第九章_酸碱平衡
酸碱质子理论
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，几 乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。
HCl + H2O H3O++Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac-
2020/8/10
酸碱盐溶液中的电离平衡
再如，H2SO4在水中的“完全电离”仅指其 一级电离生成H+和HSO4-而已，而HSO4-的电 离则并不完全，属于中强酸的范畴。
还须指出，上述的“完全电离”只对稀溶液 才是合理的近似，对于浓溶液，情况就完全不 同了。
二、弱电解质 弱电解质跟强电解质一样是经典电离理论的 概念，它是指弱酸和弱碱在水中的电离。
酸1 碱2
酸2 碱1
2020/8/10
酸碱质子理论
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱酸 所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在水 中的电离过程)。
H2O + NH3 NH4+ +OH-
酸1 碱2
酸2 碱1
可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，是一 个碱，而在NH3的电离过程中，H2O放出质子，又 是一个酸，所以水是两性物质。
第9章 酸碱平衡
• 9-1 酸碱质子理论 • 9-2 水的离子积和PH • 9-3 酸碱盐溶液中的电离平衡 • 9-4 水溶液化学平衡的计算 • 9-5 缓冲溶液 • 9-6酸碱指示剂 • 习题
2020/8/10
9-1 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
酸：凡能给出质子的物质都是酸。
无机化学教研室《无机化学》(上)笔记和课后习题(含真题)详解(电化学基础)
2．半电池、原电池符号、电极的分类
（1）仸何氧化还原半反应都可以设计成半电池，两个半电池连通，可以形成原电池。
（2）用如下的符号来表示原电池，称为电池符号，如：
符号的约定如下： ①用“ ”隔开电极和电解质溶液； ②用“ ”隔开两个半电池（通常为盐桥）； ③负极在左，正极在右。必要时，还可标出电解质的浓度等条件。 （3）电极的分类 ①有的半反应并无可导电的电极，半反应中所有物质都在电解质溶液中，这些半反应设
势的相对数值。
②标准电极电势的应用
a．判断氧化剂和还原剂Байду номын сангаас强弱；
b．判断氧化还原反应的方向；
c．计算原电池的电动势、原电池反应的自由能、平衡常数等热力学数据；
d．计算其他半反应的标准电极电势。
③使用标准电极电势数据时，需明确：
a．电极电势的数值不半反应的方向无关；
b．半反应的计量系数丌会改变电极电势的数值；
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势将发生改变，只有当电极电势改变的幅度丌大时，用标准电极电势对氧化剂还原剂强度以 及反应方向的判断才有效。
4．能斯特方程 非标态下的电极电势可用能斯特方程求出：
三、实用电池 1．酸性锌锰电池（Leclanche 电池） 电池外壳是作为负极的锌筒，电池中心是作为正极导电材料石墨棒，正极区为围绕石墨 棒的粉状二氧化锰和炭粉，负极区为糊状的 ZnCl2 和 NH4C1 混合物。 2．碱性锌锰电池 （1）电池结构 电池中心是负极，锌呈粉状，正极区在外层，是 MnO2 和 KOH 混合物，外壳是钢筒。 碱性锌锰电池的电解质是 KOH。 （2）电池反应及电极反应 电极反应： 负极： 正极： 电池反应：
无机化学 酸碱平衡
一般写为 [ Cu(NH3)4]2+ =[Cu(NH3)3]2++ NH3 K1,不稳
T一定时，Ka不变，c↓,a↑,但[H+]是下降的。
KH4,稳In == H+ + In –
稀释过度时，弱电解质及水的电离不可忽略，此时溶液的pH也会改变，一般认为当c<0.
Ka/[H+] 只适用于一元弱酸弱碱，且无同离子存在 = [In-]/[HIn]
=
[H+]时，呈混合
色〔橙〕。可见指示剂的变色区间与其Ka, Kb是直接相
关的。常见的见P136
又如酚酞 OH OH
O O-
O-
O-
§5.2弱酸弱碱的离解平衡 5.2.1一元弱酸弱碱的电离平衡 1.电离常数和电离度
弱电解质水溶液中存在其分子与其电离出 的离子间的平衡，对弱酸弱碱而言，此平衡常 数即其电离〔解离〕常数，例如
5.2.2多元弱酸〔碱〕的电离平衡 多元酸的分步电离：以H2S为例
H2S == H+ + HS- Ka1=1.0×10-7 HS- == H+ + S 2- Ka2=1.3×10-13 对多元弱酸碱，由于其K1>>K2>>K3…故溶液中氢离 子主要来自第一级电离。可忽略后面电离的氢离子
. c/K>=500时,进一步近似为[H+] = (cKa )1/2.
而有时,c/K>500,但cK~Kw,此时[H+] = (cKa + Kw)1/2
.例:计算1)0.001M盐酸稀释100000倍后PH(1.05E-7,6.98)
2)1.0E-5M的HCN溶液pH(Ka=5.8E-10)(1.26E-7,6.90)
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第14章p区元素（二）14.1 复习笔记一、氮族元素概述1．氮族元素氮族元素：元素周期表中第ⅤA族元素（N、P、As、Sb、Bi）。
2．氮族元素的性质（1）价电子构型：ns2np3；（2）常见氧化值：＋3，＋5；（3）电负性：不大；（4）稳定型：氮族元素氢化物的稳定性和碱性从NH3到BiH3依次减弱；（5）酸性：氮族元素氢化物酸性依次增强，氧化物酸性依次减弱。
二、氮族元素单质单质存在方式：（1）氮：以单质N2形式；（2）磷：以磷酸盐形式；（3）砷、锑和铋：以硫化物矿的形式。
【拓展】磷的同素异形体有白磷、红磷和黑磷三种。
白磷化学性质活泼，易氧化，能自燃，有剧毒。
三、氮族元素化合物1．氮的化合物（1）氨与铵盐①氨的性质三角锥构型，极性分子；分子间可形成氢键；有特殊刺激性气味；极易溶于水；易液化，可用作制冷剂。
②反应类型氨的主要反应类型主要包括：a．作为Lewis碱发生加合反应；b．氨分子中的氢被取代；c．作为还原剂被氧化。
③铵盐的性质无色晶体；易溶于水，在水中发生水解反应；固体铵盐受热易分解。
④固体铵盐受热分解的规律固体铵盐的分解产物与铵盐的酸的物理化学性质有关，主要可分为以下几点：a．无氧化性、易挥发性的酸的铵盐（如（NH4）2CO3等）分解为氨和相应的酸；b．无氧化性、不挥发性的酸的铵盐（如（NH4）3PO4等）分解为氨和相应的酸或酸式盐；c．氧化性的酸的铵盐（如（NH4）2Cr2O7等）分解为氮气等产物。
（2）氮的氧化物、含氧酸及其盐①亚硝酸：弱酸，不稳定，易分解。
②亚硝酸盐：易溶于水，碱金属、碱土金属的亚硝酸盐热稳定性较高；酸性溶液中亚硝酸盐具有氧化性。
③硝酸：强酸；不稳定，受热易分解；具有强氧化性，与非金属反应时，其还原产物为NO；浓硝酸与金属反应时被还原为NO2；稀硝酸与金属反应时一般被还原为NO；活泼金属可将稀硝酸还原为N2O或NH4＋。
④硝酸盐物化性质：离子型化合物；易溶于水，水溶液基本没有氧化性；固体硝酸盐高温时为强氧化剂。
无机化学课后习题答案
无机化学课后习题答案第九章酸碱平衡9-1 以下哪些物种是酸碱质子理论的酸,哪些是碱,哪些具有酸碱两性?请分别写出它们的共轭碱或酸。
SO -24, S-2, H 2PO -4, NH 3, HSO -4, [Al(H 2O)5OH]+2, CO -23, NH +4, H 2S, H 2O,OH -,H 3O +, HS -, HPO -24。
解：质子酸—共轭碱H 2PO -4 — HPO -24 HSO -4 — SO -24 [Al(H 2O)5OH]+2—[Al(H 2O)4(OH)2]+NH +4 —NH 3 H 2S — HS -H 2O — OH -H 3O +— H 2O HS -— S-2 HPO -24— PO -34 质子碱—共轭酸SO -24 — HSO -4 S-2 — HS -NH 3 — NH +4 HSO -4— H 2SO 4[Al(H 2O)5OH]+2—[Al(H 2O)6]+3 CO -23 — HCO -3 H 2O — H 3O +OH -— H 2O HS -— H 2S HPO -24 — H 2PO -4酸碱两性：H 2PO -4， HSO -4， [Al(H 2O)5OH]+2， H 2O ， HS -， HPO -24。
9-2 为什么pH=7并不总表明水溶液是中性的。
解：因为水的解离是一个明显的吸热过程，因此水的离子积是温度的函数，只有在常温下K w =1.0×1014-,即[H +]=[OH -]=1.0×107-,所以pH ＝7，其他温度下则不然。
9-3 本章表示电解质及其电离产物的浓度有两种，一种如c(HAc)、c(NH +4),另一种如[HAc],[NH +4]等，它们的意义有何不同？什么情况下电离平衡常数的表达式中可以用诸如c(HAc)、c(NH +4)等代替诸如[HAc],[NH +4]等？有的书上没有诸如c(HAc)、c(NH +4)这样的浓度符号，遇到浓度时一律用诸如[HAc],[ NH +4]等来表示，这样做有可能出现什么混乱？解：c(HAc)、c(NH +4)用来表示初始状态的浓度，而[HAc],[ NH +4]用来表示平衡状态下的浓度。