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4．Kw= c(H^＋)×c(OH^－)式中的c(H^＋)和c(OH^－)指的是溶液中的H⁺和OH^-的總濃度，一般說來，當溶液中c(H^＋)或c(OH^－)大于由水電離出的H⁺和OH^-的1000倍時，水的電離可忽略。

要點一：溶液的酸堿性及PH值

3．當水中加入酸或堿時，水的電離平衡都受到抑制，但Kw不變，改變的只是c(H^＋)、c(OH^－)相對大小。

2．不僅適用于純水，還適用于以水為溶劑的稀酸、稀堿溶液。堿溶液中：Kw = ，酸溶液中：Kw = ；在不同的溶液中，c(H^＋)和c(OH^－)雖然不一定相等，但由水電離出的c(H^＋)和c(OH^－)卻總是相等的。

1．水的離子積表示為K_W  = c(H^＋)c(OH^－) ，水的離子積只與溫度有關，如不指明，則是在25℃；升高溫度，Kw增大，降低溫度，Kw減小。

4．其他因素：向水中加入活潑金屬、電解時有H⁺、OH^－放電時均可促進水的電離平衡正向移動。

要點二：水的離子積常數

3．加入可水解的離子（弱酸根或弱堿陽離子）：破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡右移，促進了水的電離。

2．加入酸堿：向純水中加入酸或堿溶液，酸電離出H⁺或堿電離出的OH^－均使水的電離平衡受到抑制。

1．溫度：升溫，促進水電離，c(H^＋)、c(OH^－)同時增大，但溶液仍呈中性。

3.對于多元弱酸來說，由于上一級電離產生的H⁺對下一級電離起抑制作用，一般是K₁≥K₂≥K₃，即第二步電離通常比第一步電離難得多，第三步電離又比第二步電離難得多，因此在計算多元素弱酸溶液的c(H⁺)或比較弱酸酸性相對強弱時，通常只考慮第一步電離。

要點一:影響水電離平衡的因素

2.電離平衡常數是描述弱電解質達到平衡狀態的標尺。它只受溫度的影響，因電離過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。