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1、首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页第第3章章 水溶液化学水溶液化学 45首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页3.1 溶液的通性溶液的通性3.2 酸碱解离平衡酸碱解离平衡3.3 难溶溶电解解质的多相离子平衡的多相离子平衡3.4 水水的的净化与化与废水水处理理选读材料：材料： 水水污染及其危害染及其危害46目目 录录 首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页3.23.2 酸碱解离平衡酸碱解离平衡 水溶液中的单相离子平衡一般分为两类： 弱酸（或弱碱）的解离平衡弱酸（或弱碱）的解离平衡 配离子的解离平衡配离子的解离平衡 根据解离度的大小，将电解质分为强电解质和弱电解质两类。强电解质在水中全部
2、解离，而弱电解质在水溶液中只有部分解离，大部分仍以分子形式存在。弱电解质在水溶液中存在解离平衡。47首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页3.2.13.2.1 酸碱理论酸碱理论481. 1. 经典酸碱理论经典酸碱理论( (阿累尼乌斯酸碱理论阿累尼乌斯酸碱理论) )（1 1）酸碱定义：酸碱定义： 解离时产生的正离子全部是解离时产生的正离子全部是H+ 的化合物叫的化合物叫酸酸 解离时产生的负离子全部是解离时产生的负离子全部是OH-的化合物叫的化合物叫碱碱（2 2）优点：优点：从组成上揭示了酸碱的本质，指出 H+是酸的特征， OH-是碱的特征酸碱中和反应的实质是 H+ + OH = H2O解释了中
3、和热: H+(aq) + OH(aq) = H2O(l) = -57.4 kJmol-1找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH）（3 3）局限性：局限性：将酸碱限定在水溶液，非水体系不适用碱被限制为氢氧化物，无法解释不含OH的NH3、Na2CO3也具有碱性无机化学中讨论的反应主要在水溶液中，所以多利用该理论。无机化学中讨论的反应主要在水溶液中，所以多利用该理论。首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页2. 酸碱质子理论酸碱质子理论 （重点）（重点）（1 1）酸碱定义：酸碱定义：凡能给给出出质质子子的物质都是酸酸；凡能结结合合质质子子的物质都是碱碱。既能给出质子给出质子、又能接受质子能接受
4、质子的物质是两性电解质两性电解质。酸、碱可以是分子，也可以是离子。酸给出质子后可以再结合质子，因此酸给出质子后就变为碱：酸酸 质子质子 + 碱碱 (质子给予体）质子给予体） (质子接受体）质子接受体）如在水溶液中 HAc(aq) H+(aq) +Ac(aq) NH4+(aq) H+(aq) +NH3(aq) HCO3-(aq) H+(aq) + CO32-(aq) Al(H2O)63+(aq) H+(aq) + Al(H2O)5(OH)2+(aq) 49首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页（2 2）共轭酸碱概念共轭酸碱概念酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系酸碱共轭关
5、系。酸失去一个质子一个质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱；共轭碱；碱结合该质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。共轭酸。共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。共轭酸碱对。例如： 共轭酸碱对 HAc + H2O H3O+ +Ac- (电离) HAc/Ac-, H3O+/H2OH3O+ +NH3 H2O+ NH4+ (中和) NH4+ /NH3, H3O+/H2OH2O+ CN- OH- + HCN (水解) HCN/CN-, H2O/OH-H2O + CO32- HCO3- + OH(水解) HCO3-/CO32-, H2O/OH-50酸强度，其共轭碱强度。水溶液中，共轭酸碱对的强度可定量表示： Ka
6、Kb = Kw 首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页51 经典酸碱理典酸碱理论离解： HAc+H2O Ac-+H3O+ 中和： H3O+OH- H2O+H2O盐的水解： H2O+Ac- OH-+HAc NH4+H2O NH3+H3O+（3 3）酸碱反应本质酸碱反应本质质子传递质子传递 HCl + NH3 Cl- + NH4+ （酸1）（碱2） （碱1）（酸2） 正反应 酸1 碱2 - H+ 逆反应 酸2 碱1 - H+ 质子传递反应质子传递反应酸碱质子理论酸碱质子理论 酸碱质子理论中，没有酸碱质子理论中，没有“盐盐”的概念；的概念； 没有没有“水解水解”概念。概念。首页首页上一页上一页下一
7、页下一页末页末页（4 4）酸碱质子理论的优缺点酸碱质子理论的优缺点52优点优点：A）扩大了酸碱的范围，适用于水溶液与非水溶液。B）把经典酸碱理论的解离、中和、水解等反应统一为“质子传递”反应。局限性局限性： 仅局限于有质子参与的酸碱反应，如酸性的SO3与碱性的CaO之间发生的反应，就不能应用。 本章本章“解离平衡解离平衡”主要利用主要利用“酸碱质子理论酸碱质子理论”，但有时，但有时为了方便，也混用为了方便，也混用“经典酸碱理论经典酸碱理论”！首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页533. 3. 酸碱电子理论酸碱电子理论路易斯酸碱理论路易斯酸碱理论（1 1）定定义： 酸酸：凡是能接受：凡是能接
8、受电子子对的分子或离子；的分子或离子； 碱碱：凡是能提供：凡是能提供电子子对的分子或离子。的分子或离子。（2 2）酸碱反酸碱反应的的实质形成配位形成配位键 路易斯酸路易斯酸 路易斯碱路易斯碱 酸碱加合物酸碱加合物（a） H+ + :OH- = H2O （b） Ni + 4 :CO = Ni(CO)4（c） SiF4 + 2 :F- = SiF62-由（由（a）可知，酸碱）可知，酸碱质子理子理论只是酸碱只是酸碱电子理子理论的一种特例。的一种特例。路易斯酸可以是原子、离子或中性分子。路易斯酸可以是原子、离子或中性分子。首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页54（3 3）酸碱酸碱电子理子理论的的优
9、缺点：缺点：（A A）优点点： 摆脱了酸必脱了酸必须含有含有H的限制，的限制，酸碱酸碱包括的范包括的范围更广。更广。（B B）局限性）局限性： 太太笼统，不易掌握酸碱特征。，不易掌握酸碱特征。 没有没有统一的一的标度来确定酸碱的相度来确定酸碱的相对强弱。如：弱。如： 路易斯酸路易斯酸 碱性碱性强弱弱顺序序 Fe3+ F- Cl- Br- I- Hg2+ F- Cl- Br- c(OH-) c(H+) 1.010-7 moldm-3碱性溶液： c(H+) c(OH-) c(H+) 1.010-7 moldm-3首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页3.2.23.2.2 酸和碱的解离平衡酸和碱的
10、解离平衡583. pH（1）定义：对于酸性或碱性很弱的溶液，习惯用c(H+)或活度a(H+)的负对数来表示溶液的酸碱性，该负对数值称为pH。即: pH = -lga(H+) 对稀溶液：pH = -lgc(H+)/c （2）pOH定义 pOH = -lga(OH-) 显然，对同一溶液： pH + pOH = 14（3）溶液的酸碱性所使用的pH范围通常为0-14 。pH为负值或大于14不常用。常温下， pH = 7.0 pH 7.0 溶液 中性 酸性 碱性首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页3.2.23.2.2 酸和碱的解离平衡酸和碱的解离平衡59（4 4）pH与与pOH的有效数字的有效数字：
11、整数部分不是有效数字。 如：pH = 9.53的有效数字为2位。（5 5）某些溶液的某些溶液的pH 人血液 成人胃液 啤酒 牛奶 醋 葡萄酒 番茄汁 7.3-7.5 0.9-1.5 4-5 6.3-6.5 3.0 2.8-3.8 3.5（6 6）pH的测量的测量：pH试纸（广泛、精密）：简单、方便、粗略pH计（酸度计）：较精确、可数字显示或自动记录酸碱指示剂 ：特定范围首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页3.2.23.2.2 酸和碱的解离平衡酸和碱的解离平衡除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱溶液都存在解离平衡，其平衡常数称为解离常数解离常数Ka或Kb，其值可由热力学数据求算，也可由实验测定。
12、（见附表4、5）同类型弱酸(碱)的相对强弱可由解离常数值的大小得出，如HF(3.5310-4)和HAc(1.7610-5)均为一元弱酸，HF的解离常数值比Hac的大，故前者的酸性也强。 HF、H2SO3、HNO2、H3PO4 一般称为中强酸4. 一元弱酸和一元弱碱的电离一元弱酸和一元弱碱的电离 HAc(aq) H+(aq) + Ac(aq)60首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页4. 一元弱酸和一元弱酸和一元弱碱的电离一元弱碱的电离设一元弱酸HA的起始浓度为c, 解离度为 HA H+ + A-起始浓度c 00平衡浓度 c(1-)cc因此同理，对于一元弱碱： Ka /c10-41- 161稀
13、释定律稀释定律一元弱酸（或碱）的解离度与其浓度的平方根近似呈反比一元弱酸（或碱）的解离度与其浓度的平方根近似呈反比 首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页例例 已知HAc的Ka =1.7610-5，计算3.0%米醋(相当于HAc浓度为0.50 moldm-3)的pH。 解解：设米醋溶液中H+的平衡浓度为x moldm-3, 则HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq) 平衡浓度 /moldm-3 0.50 x x xKa = 1.7610-5Ka / c10-4 0.50 x 0.50 pH = lg c(H+)/c = lg(2.9710-3) = 3 0.47 = 2.53624.
14、 一元弱酸和一元弱酸和一元弱碱的电离一元弱碱的电离首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页例例 计算0.10 moldm-3 NH4Cl溶液中H+浓度及其pH。 解解： NH4Cl(aq) NH4+(aq) + Cl(aq) NH4+(aq) + H2O(l) = NH3(aq) + H3O+ (aq) Ka = 5.6510-10pH = lg c(H+)/c = lg(7.510-6) = 5.12 634. 一元弱酸和一元弱酸和一元弱碱的电离一元弱碱的电离因为因为Ka / c10-4 首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页5. 多元弱酸（弱碱）的解离平衡多元弱酸（弱碱）的解离平衡多元弱
15、酸(碱)的解离是分级进行的，每一级解离都有一个解离常数,以磷酸为例：一级解离： 二级解离： 三级解离： 64首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页5. 多元弱酸（弱碱）的解离平衡多元弱酸（弱碱）的解离平衡（1）Ka,3 K a,2 K a,1，每级解离常数差36个数量级。因此， H+浓度的计算浓度的计算以一级解离一级解离为主。（2）计算H+浓度时，当Ka,2 /K a,1103时，可忽略二、三级解离平衡。 （3）比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较它们的一级解离常数值即可。 思考思考：根据反应式 H2S(aq) 2H+(aq) + S2(aq) ，H+浓度是S2 离子浓度的两倍，此结论是否正确
16、？是是错错误误的的， H2S(aq)以一级电离为主，因因此此H2S溶溶液液中中c(H+) c(HS)。 65说明：说明：首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页5. 多元弱酸（弱碱）的解离平衡多元弱酸（弱碱）的解离平衡例例 已知H2CO3的Ka,1= 4.3010-7， K a,2 = 5.6110-11。计算0.0200 moldm-3 H2CO3溶液中H+和CO32-的浓度及pH。 解解：Ka,2Ka,1，求c(H+)只需考虑一级电离 pH = lg 9. 2710 5 = 4 .033H2CO3 H+ + HCO3HCO3 H+ + CO32 第一步解离生成的H+抑制了第二步解离，因此
17、c(H+) c (HCO3) 9.2710-5 moldm-3 c (CO32) = Ka,2c = 5.6110-11 moldm-366首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页5. 多元弱酸（弱碱）的解离平衡多元弱酸（弱碱）的解离平衡通过上例的计算可得到如下结论：（1）计算二元弱酸溶液的H+浓度时，可作一元弱酸处理。（2）二元弱酸溶液中，酸根离子浓度的数值近似等于Ka2。（3）溶液中多元弱酸根的浓度很低，当需要较大浓度的酸根离子时，往往用多元弱酸的盐而不用酸。67首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页6. 共轭酸碱解离常数之间关系共轭酸碱解离常数之间关系根据已知弱酸(碱)的解离常数Ka(
18、Kb)，可计算得其共轭离子碱(酸)的Kb(Ka)。以Ac为例 Ac(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH(aq) 即 Ka Kb = KwAc的共轭酸是HAc：HAc(aq) H+(aq) + Ac(aq) 68首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页思考思考1：对于共轭酸碱的概念，若其共轭酸越强，则其共轭碱越弱。此结论正确吗？Ka、Kb互成反比，体现了共轭酸碱之间的强度对立统互成反比，体现了共轭酸碱之间的强度对立统一的辨证关系。一的辨证关系。思考思考2：设有一个二元酸，其一 级和二级解离常数分别为Ka,1和Ka,2，共轭碱的一 级和二级解离常数分别为Kb,1和Kb,2，它们之间
19、有何关系？已已知知Ka或或Kb，可可求求共共轭轭酸酸碱碱对对中中另另一一个个碱碱或或酸酸的的Kb或或Ka的值。在本题中，的值。在本题中， Ka,1 Kb,2 = Kw，Ka,2 Kb,1 =Kw696. 共轭酸碱解离常数之间关系共轭酸碱解离常数之间关系首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页707. 影响解离平衡的因素影响解离平衡的因素（1 1）温度）温度 离解过程吸热,T，Ki。 在温度变化范围不大时,可忽略Ki随T的变化。（2 2）同离子效应同离子效应例：HAc + NaAc体系 强电解质NaAc Na+ + Ac- 弱电解质HAc H+ + Ac-根据上一章浓度对化学平衡移动的影响规律，
20、可知：强电解质NaAc完全离解，c(Ac-)，使HAc离解平衡向左移动，HAc的离解度；但Ki不变。 在一定温度下，向弱电解质溶液中加入具有共同离子的强电解质而使解离平衡左移，引起弱电解质电离度降低的效应称为同离子效应。首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页717. 影响解离平衡的因素影响解离平衡的因素（3 3）盐效应盐效应 在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质时，该弱电解质的电离度将会增大，这种效应称为盐效应。原因：加入强电解质后，溶液中离子间相互作用， 活度，离子结合为弱电解质的机会， 电离度。显然，发生发生“同离子效应同离子效应”的同时的同时, ,也有也有“盐效应盐效应”，但，但
21、前者影响大得多前者影响大得多。首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页3.2.3 缓冲溶液和缓冲溶液和pHpH的控制的控制1. 缓冲溶液的基本概念缓冲溶液的基本概念2. 缓冲作用原理缓冲作用原理3. 缓冲溶液的缓冲溶液的pH计算公式计算公式4. 缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制5. 缓冲溶液的应用缓冲溶液的应用 72首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页例题例题例例 在0.100 moldm-3 HAc溶液中加入固体NaAc，使Ac-浓度为0.100 moldm-3，求该溶液中H+浓度，pH和HAc的解离度。解解：设已解离的HAc的浓度为x moldm-3 HAc H+ + Ac起始
22、浓度 / moldm-3 0.1 0 0.1平衡浓度 /moldm-3 0.1x x 0.1+x c(H+) = x moldm-3= 1.76 10-5 moldm-3, pH = 4.75与前面的计算（ 0.100 moldm-3 HAc溶液）相比： 同离子效应使HAc从1.34%降为0.018%, c(H+)从1.3410-3 moldm-3 减少到1.76 10-5 moldm-3(降低76倍)。73首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页741. 缓冲溶液的基本概念缓冲溶液的基本概念（1）缓冲溶液：冲溶液： 能抵抗外加少量能抵抗外加少量强酸、酸、强碱或稀碱或稀释的影响，而保的影响，而
23、保持体系的持体系的pH基本不基本不变的溶液。的溶液。（2）缓冲体系：冲体系： 组成成缓冲溶液的成分合称冲溶液的成分合称缓冲体系。如：冲体系。如： 弱酸及其共弱酸及其共轭碱碱 弱碱及其共弱碱及其共轭酸酸所组成的溶液所组成的溶液缓冲对首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页2. 缓冲作用原理缓冲作用原理以HAc和NaAc的混合溶液为例: NaAc(aq) = Na+(aq) + Ac-(aq) HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq)系统特点：溶液中存在大量溶液中存在大量HAc、Ac，而，而H+相对较少。相对较少。（2）若往溶液中加入少量强碱：）若往溶液中加入少量强碱：H+与OH-结合生成
24、H2O，使HAc解离平衡右移， HAc的浓度减少，而H+的浓度几乎没减小，即pH几乎不增加。抗酸部分抗碱部分75（1）若往溶液中加入少量强酸：）若往溶液中加入少量强酸：H+与Ac结合生成HAc，使H+的浓度几乎不增加，即pH几乎不减小。（3 3）加水稀释：加水稀释： c(H+)，同时c(Ac-)，同离子效应减弱，使HAc的解离平衡右移，结果溶液中c(H+)几乎没减小，即pH几乎不增加。首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页3.缓冲溶液的缓冲溶液的pH计算公式计算公式可用下述通式表示缓冲对之间存在的平衡： 共轭酸 共轭碱 + H+共轭酸及共轭碱的共轭酸及共轭碱的解离程度都很弱解离程度都很弱可用
25、初始浓度代替平衡浓度可用初始浓度代替平衡浓度76首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页3.缓冲溶液的缓冲溶液的pH计算公式计算公式例例 40.00 cm3 1.000moldm-3 HAc与20.00 cm3 1.000 moldm-3 NaOH混合，求混合溶液的pH。 解解：HAc + NaOH = NaAc + H2O 由于HAc过量，反应后生成0.02000 mol的Ac，并剩余0.02000 mol HAc，溶液总体积为60 cm3。于是已知HAc的pKa为4.76，因此77首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页78例：在下列体系例：在下列体系( (体体积均均为90 mL) )中分
26、中分别加入加入10 mL的的0.010 molL-1 HCl，求溶液的，求溶液的pH。(1) 纯水水(2) c(HAc) = c(NaAc) = 0.10 molL-1的溶液的溶液(3) c(HAc) = 1.0 molL-1与与c(NaAc) = 0.10 molL-1的溶液的溶液(4) c(HAc) = 0.10 molL-1与与c(NaAc) = 1.0 molL-1的溶液的溶液如在如在(1)(4)中加入的不是中加入的不是10 mL 0.10 molL-1 HCl，而是而是10 mL 0.50 molL-1 HCl呢？呢？3.缓冲溶液的缓冲溶液的pH计算公式计算公式首页首页上一页上一页下
27、一页下一页末页末页79解解: (1) pH = -lg H+ = - lg(0.010 10)/(90+10) = 3.00 (2) pH = pKa - lgn(共共轭酸酸)/n(共共轭碱碱) = - lg (1.76 10-5) - lg (0.10 90+0.01 10)/(0.10 90-0.01 10) = 4.75 - 0.01 = 4.74 (3) pH = - lg (1.76 10-5) - lg (0.10 90+0.01 10)/(1.0 90-0.01 10) = 4.75 - 1.01 = 3.74 (4) pH = - lg (1.76 10-5) - lg (1.
28、0 90+0.01 10)/(0.10 90-0.01 10) = 4.75 - 0.99 = 3.763.缓冲溶液的缓冲溶液的pH计算公式计算公式首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页80pH的的变化情况化情况 编号号 （1） （2） （3） （4）加加10 mL 0.010 molL-1 HCl 4.00 0.01 1.01 0.99加加10 mL 0.10 molL-1 HCl 5.70 0.54 1.38 0.78结论： (A) 缓冲溶液的冲溶液的缓冲作用十分明冲作用十分明显 (B) 缓冲溶液的冲溶液的缓冲能力有一定限度冲能力有一定限度 (C) 缓冲溶液的冲溶液的缓冲作用有一定范冲作
29、用有一定范围3.缓冲溶液的缓冲溶液的pH计算公式计算公式缓冲范围：缓冲范围： 一般一般c(共轭酸共轭酸)/c(共轭碱共轭碱)在在0.110范围内时，范围内时，缓冲容量较大，故通常认为缓冲容量较大，故通常认为有效缓冲范围有效缓冲范围是是pH = pKa 1。首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页3.缓冲溶液的缓冲溶液的pH计算公式计算公式思考思考：缓冲溶液的缓冲能力与哪些因素有关？缓冲能力主要与以下因素有关：缓冲能力主要与以下因素有关： 缓冲溶液中共轭酸的缓冲溶液中共轭酸的pKa值值：缓冲溶液的pH在其pKa值附近时，缓冲能力最大。缓冲对的浓度缓冲对的浓度：缓冲对的浓度均较大时，缓冲能力较大。
30、缓冲对的浓度比缓冲对的浓度比: 为1:1或相近(0.110)时，缓冲能力较大。81首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页4. 4. 缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制 根据所需根据所需pH选择缓冲对选择缓冲对缓冲溶液的pH不仅取决于缓冲对中共轭酸的Ka，还取决于缓冲对中两种物质浓度的比值。缓冲对中任一物质的浓度过小都会降低溶液的缓冲能力，故两者浓度之比最好趋近于1，此时缓冲能力最强。当c(共轭酸) = c(共轭碱)时，pH = pKa因此选择缓冲体系时，应选择共轭酸的pKa与要求的pH值相近的缓冲对。 缓冲溶液的pH 和pKa要满足关系：pH = pKa 182选择的缓冲对不与反应物或
31、生成物发生反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页缓冲溶液缓冲溶液缓冲溶液缓冲溶液共轭酸碱对共轭酸碱对pKa缓冲范围缓冲范围HCOOH/NaOHHCOOH-HCOO3.752.75-4.75CH3COOH-H3COONaHAc - Ac 4.753.75-5.75NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4 HPO427.216.21-8.21NH3H2O -NH4ClNH4+ - NH3 9.258.25-10.25NaHCO3 -Na2CO3HCO3 - CO3210.259.25-11.25Na2HPO4 -NaOHHPO4 2 - PO4312.
32、6611.66-13.66 常用缓冲溶液的缓冲范围834. 4. 缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页例例6： 要配制10 cm3 pH = 5的HAc-NaAc缓冲液，问需浓度为1.0 moldm-3的HAc和NaAc溶液各多少cm3？由于两者浓度相同，因此只需体积比和总体积满足：V(HAc)/V(NaAc) = 0.562 又V(HAc) + V(NaAc) = 10 cm3因此：V(HAc) = 3.6 cm3，V(NaAc) = 6.4 cm3解：解：844. 4. 缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制首页首页上一页上一页下一页下一页末页
33、末页例：例：（1 1）比较同浓度）比较同浓度Na2S, NaAc, NaCN, Na2CO3溶液溶液pH的大小。的大小。(已知有关的已知有关的Ka, Kb)（2）定性比较）定性比较0.10 mol.dm-3 下列溶液的下列溶液的pH(根据化学知识根据化学知识)： HAc, HAc + NaAc, H3PO4 , NaAc, Na2CO 3 , NaOHH3PO4 HAc (HAc + NaAc) NaAc Na2CO3 Na2CO3NaCNNaAc KaKb = Kw首页首页上一页上一页下一页下一页末页末页 1. 硅半导体器件生产过程硅半导体器件生产过程： 氢氟酸除SiO2 SiO2 + 6HF = H2SiF6 + 2H2O 采用HF-NH4F混合溶液，而不是HF溶液H2PO4- - HPO42- H2CO3 - HCO3- 血浆蛋白-血浆蛋白共轭碱 血红蛋白-血红蛋白共轭碱865. 5. 缓冲溶液的应用缓冲溶液的应用 2. 金属器件电镀过程金属器件电镀过程： 采用合适的缓冲溶液来控制一定的pH。 3. 分析化学实验分析化学实验： 采用合适的缓冲溶液来控制一定的pH。 4. 人体血液人体血液： 依赖缓冲溶液保证pH在7.357.45之间。
