电解质溶液的理论与应用【演示文档课件】

20XX/XX/XX电解质溶液的理论与应用汇报人:XXXCONTENTS目录01

电解质溶液的基本概念02

强电解质与弱电解质03

电解质溶液的导电性04

电离平衡理论CONTENTS目录05

电离平衡常数06

离子活度与离子强度07

电解质溶液的pH值计算08

电解质溶液的应用01电解质溶液的基本概念电解质溶液的定义与特性

01电解质溶液的核心定义电解质溶液是指溶质溶解于溶剂后完全或部分解离为离子的溶液，溶质即为电解质。酸、碱、盐溶液均属此类，广义上固态离子晶体材料也属此范畴，但通常特指液态形式。

02导电性的本质特征具有导电性是电解质溶液的关键特性，其导电性依靠阳离子和阴离子在外电场作用下的定向移动并在电极上放电实现。与金属依靠自由电子导电不同，电解质溶液被归类为第二类导体。

03离子导电的伴随现象电解质导电属于离子导电，其导电能力随温度升高而增大。离子导电必定在电极界面发生电解作用，引起相关电解质物质的化学变化。

04与金属导体的根本区别通常依靠自由电子导电的金属导体为第一类导体，而电解质溶液和熔体因依靠离子定向移动导电被称为第二类导体，两者在导电粒子、温度影响及是否伴随化学变化等方面存在本质差异。电解质与非电解质的区别定义与本质差异

电解质是在水溶液中或熔融状态下能自身电离出自由移动离子而导电的化合物；非电解质是在上述两种条件下均不能自身电离出离子的化合物。关键区别在于是否能通过自身电离产生离子。物质类别与实例

电解质包括酸（如HCl、H₂SO₄）、碱（如NaOH、KOH）、盐（如NaCl、CuSO₄）、活泼金属氧化物（如Na₂O）和水；非电解质主要有大多数有机物（如蔗糖、乙醇）、非金属氧化物（如CO₂、SO₂）和NH₃等。导电性与存在形式

电解质在熔融或溶解于水时导电，溶液中存在离子（强电解质完全电离）或离子与分子共存（弱电解质部分电离）；非电解质在上述条件下不导电，以分子形式存在，其水溶液导电是因与水反应生成电解质（如CO₂生成H₂CO₃）。电解质溶液的分类标准

按电离程度分类强电解质溶液：溶质在溶液中完全电离，如强酸（HCl、H₂SO₄）、强碱（NaOH、KOH）及多数盐（NaCl、(NH₄)₂SO₄），溶液中几乎不存在溶质分子。

按电离程度分类弱电解质溶液：溶质在溶液中部分电离，存在电离平衡，如弱酸（CH₃COOH、H₂CO₃）、弱碱（NH₃·H₂O、Cu(OH)₂）及少数盐（HgCl₂、醋酸铅）和水。

按离子来源分类酸溶液：电离出的阳离子全部为H⁺，如盐酸、硫酸等。

按离子来源分类碱溶液：电离出的阴离子全部为OH⁻，如氢氧化钠、氢氧化钾等。

按离子来源分类盐溶液：由金属阳离子（或NH₄⁺）与酸根阴离子组成，如氯化钠、硫酸铜等。02强电解质与弱电解质强电解质的电离特点

完全电离，无电离平衡强电解质在水溶液中完全解离为离子，不存在分子与离子间的动态平衡。例如HCl在水中全部电离为H⁺和Cl⁻，溶液中几乎无HCl分子。

电离方程式用“=”表示强电解质的电离过程不可逆，电离方程式需用“=”连接。如NaOH电离：NaOH=Na⁺+OH⁻；NaCl电离：NaCl=Na⁺+Cl⁻。

表观电离度与离子相互作用强电解质在浓溶液中因离子间相互作用，实测电离度小于100%，称为表观电离度。但本质上仍视为完全电离，该现象由离子氛效应导致。

溶液导电能力主要取决于离子浓度在浓度相同时，强电解质溶液离子浓度远高于弱电解质，导电能力更强。例如0.1mol/LHCl溶液导电能力显著强于0.1mol/LCH₃COOH溶液。弱电解质的电离特点

电离过程的可逆性弱电解质在水溶液中仅部分电离，存在分子与离子间的动态平衡，如CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺，其电离度通常较低（如25℃时0.1mol/L醋酸电离度约1.32%）。

电离平衡的动态性电离平衡时，分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，体系中各微粒浓度保持不变，但电离与结合仍在持续进行，是一种动态平衡状态。

分步电离特性（多元弱酸/碱）多元弱酸（如H₂CO₃）分步电离，各级电离常数差异显著（H₂CO₃：Ka₁=4.5×10⁻⁷，Ka₂=4.7×10⁻¹¹），酸性主要由第一步电离决定；多元弱碱（如Fe(OH)₃）可视为一步电离。

电离程度受外界条件影响温度升高或稀释溶液时，电离平衡正向移动（如醋酸电离吸热，升温促进电离）；加入同离子（如醋酸钠）或反应性物质（如NaOH）会抑制或促进电离，符合勒夏特列原理。常见强电解质与弱电解质举例强电解质：强酸强酸在水溶液中完全电离，如盐酸（HCl）、硫酸（H₂SO₄）、硝酸（HNO₃）、氢溴酸（HBr）、氢碘酸（HI）、高氯酸（HClO₄）等。强电解质：强碱强碱在水溶液中完全电离，如氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钾（KOH）、氢氧化钡（Ba(OH)₂）、氢氧化钙（Ca(OH)₂）等。强电解质：大多数盐绝大多数可溶及难溶性盐在水溶液中完全电离，如氯化钠（NaCl）、硫酸铵（(NH₄)₂SO₄）、硝酸铁（Fe(NO₃)₃）、碳酸钙（CaCO₃）、硫酸钡（BaSO₄）等。弱电解质：弱酸弱酸在水溶液中部分电离，如氢氟酸（HF）、次氯酸（HClO）、碳酸（H₂CO₃）、亚硫酸（H₂SO₃）、磷酸（H₃PO₄）、醋酸（CH₃COOH）等。弱电解质：弱碱弱碱在水溶液中部分电离，如一水合氨（NH₃·H₂O）、氢氧化铁（Fe(OH)₃）、氢氧化铝（Al(OH)₃）、氢氧化铜（Cu(OH)₂）等。弱电解质：少数盐及水少数盐如氯化汞（HgCl₂）、醋酸铅（(CH₃COO)₂Pb）属于弱电解质；水（H₂O）是极弱的电解质，能微弱电离出氢离子和氢氧根离子。03电解质溶液的导电性导电原理：离子定向移动导电本质：离子的定向迁移电解质溶液导电依赖于自由移动的阳离子和阴离子，在外电场作用下阳离子向负极移动、阴离子向正极移动，形成电流。与金属靠自由电子导电不同，电解质溶液属于第二类导体，导电过程伴随电极界面的电解反应。导电条件：电离产生自由离子溶质需在溶剂中解离为离子（如HCl→H⁺+Cl⁻），溶液中存在可自由移动的带电粒子。酸、碱、盐溶液及熔融态离子化合物均满足此条件，而非电解质溶液（如蔗糖溶液）因无离子而不导电。导电能力的核心影响因素主要取决于离子浓度与离子所带电荷数：离子浓度越高（如1mol/LNaCl溶液比0.1mol/L导电强）、电荷数越多（如MgCl₂比NaCl导电能力强），导电能力越强。温度升高会加快离子迁移速率，使导电能力增强。影响导电性的主要因素

离子浓度与电离度离子浓度是决定导电性的核心因素，浓度越大导电性越强。电离度（已电离分子数/总分子数）反映电解质解离程度，弱电解质电离度随浓度减小而增大，如25℃时0.1mol/L醋酸电离度约1.32%。

离子所带电荷数离子电荷数越高，导电能力越强。例如0.5mol/LMgCl₂溶液（离子电荷浓度2mol/L）导电性强于同浓度NaCl溶液（离子电荷浓度1mol/L），因Mg²⁺带2个单位正电荷。

离子淌度与温度离子淌度指单位电位梯度下离子移动速度，随温度升高而增大（温度升高离子热运动加剧），随浓度增大而减小（离子间相互作用增强）。如20℃时H⁺淌度为36.3×10⁻⁸m²·V⁻¹·s⁻¹，远高于其他离子。

电解质类型与离子强度强电解质（如HCl）完全电离，同浓度下离子浓度高于弱电解质（如CH₃COOH）。离子强度（I=1/2∑cᵢzᵢ²）反映离子间相互作用，I增大导致离子活度降低，如0.1mol/LFeCl₃溶液离子强度（0.6mol/L）高于同浓度NaCl（0.1mol/L）。离子浓度与导电能力的关系01离子浓度是导电能力的核心影响因素电解质溶液的导电能力主要由自由移动离子的浓度决定，浓度越大，单位体积内离子数量越多，导电能力越强。例如，0.5mol/LNaCl溶液的导电能力强于0.1mol/LNaCl溶液。02离子所带电荷数对导电能力的增强作用在离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，导电能力越强。如1mol/LMgCl₂溶液（离子电荷总数为3）的导电能力强于1mol/LNaCl溶液（离子电荷总数为2）。03强电解质与弱电解质的导电能力差异相同浓度下，强电解质（如HCl）完全电离，离子浓度高，导电能力强；弱电解质（如CH₃COOH）部分电离，离子浓度低，导电能力弱。但高浓度弱电解质溶液的导电能力可能强于低浓度强电解质溶液。离子所带电荷数对导电性的影响

电荷数与导电能力的正相关关系在离子浓度相同时，离子所带电荷数越高，导电能力越强。例如0.5mol/LMgCl₂溶液（离子电荷浓度4×0.05=0.2mol/L）与同浓度NaCl溶液（电荷浓度0.2mol/L）导电能力相当，因总电荷浓度相同。

多电荷离子的导电优势高价离子（如SO₄²⁻、Ca²⁺）比低价离子（如Cl⁻、Na⁺）贡献更大导电能力。实验显示，相同浓度下CaCl₂溶液电导率高于NaCl溶液，因Ca²⁺带2个单位正电荷。

电荷数与离子强度的关联离子强度计算公式为I=1/2Σ(cᵢzᵢ²)，电荷数z增大显著提升离子强度。例如0.1mol/LAlCl₃（I=0.6）比同浓度MgCl₂（I=0.3）离子间相互作用更强，间接影响导电效率。

实际应用中的电荷数考量工业电解优先选择高电荷离子电解质（如Al₂O₃熔融电解制铝），可在较低浓度下实现高导电效率，降低能耗。电镀液中常添加多电荷金属离子（如Cu²⁺、Ni²⁺）以增强导电性和镀层均匀性。04电离平衡理论电离平衡的建立与特征电离平衡的动态建立过程弱电解质溶于水时，分子电离成离子的速率逐渐减小，同时离子结合成分子的速率逐渐增大，当两者速率相等时，电离过程达到平衡状态。电离平衡的核心特征具有逆（可逆过程）、等（电离与结合速率相等）、动（动态平衡）、定（离子和分子浓度恒定）、变（条件改变平衡移动）五大特征。电离平衡的微观示意图解以醋酸电离为例：CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺，平衡时溶液中同时存在CH₃COOH分子、CH₃COO⁻和H⁺，且浓度保持不变。电离度的概念及计算

电离度的定义电离度是指弱电解质达到电离平衡时，已电离的电解质分子数与原有分子总数之比，通常用百分数表示。其计算公式为：α=(已电离分子数/原有分子总数)×100%。

电离度的影响因素电离度受电解质本性、浓度和温度影响。弱电解质本性决定其电离能力；在一定温度下，浓度越小电离度越大；温度升高，电离度增大，因电离过程吸热。

电离度与电离平衡常数的关系对于弱电解质，电离度（α）、浓度（c）和电离常数（K）存在定量关系，由奥斯特华冲淡定律确定，对极稀弱电解质溶液近似为：K≈cα²，可用于计算电离度或电离常数。

强电解质的表观电离度强电解质在溶液中几乎完全电离，但因离子间相互作用，实验测得的电离度并非真实值，称为表观电离度，如0.1mol/LNaCl溶液表观电离度约为87%。影响电离平衡的外界因素

温度的影响弱电解质电离过程通常吸热，升高温度使电离平衡向电离方向移动，电离程度增大；降低温度则相反。如25℃时醋酸电离常数Ka=1.75×10⁻⁵，升温后Ka值增大。

浓度的影响同一弱电解质，浓度越小电离程度越大（"越稀越电离"）。如0.1mol/L醋酸加水稀释，电离平衡右移，但离子浓度一般减小；增大浓度时，平衡虽右移但电离程度减小。

同离子效应在弱电解质溶液中加入含相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动。如醋酸溶液中加入醋酸钠固体，CH₃COO⁻浓度增大，抑制CH₃COOH电离，溶液pH升高。

反应性物质的影响加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，平衡向电离方向移动。如向醋酸溶液中加入NaOH固体，OH⁻与H⁺反应生成水，促进CH₃COOH电离，电离程度增大。同离子效应及其应用

同离子效应的定义在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会使弱电解质的电离平衡向生成分子的方向移动，导致电离程度减小的现象。

同离子效应的原理以醋酸溶液（CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺）为例，加入醋酸钠固体后，CH₃COO⁻浓度增大，根据勒夏特列原理，平衡向左移动，抑制CH₃COOH的电离，H⁺浓度降低，pH增大。

同离子效应的实验验证向0.1mol/L醋酸溶液中滴加酚酞，溶液呈无色；加入少量醋酸钠晶体后，溶液变为浅红色，证明H⁺浓度减小，电离平衡逆向移动。

同离子效应的应用1.缓冲溶液配制：如HAc-NaAc体系通过同离子效应维持溶液pH稳定；2.沉淀溶解平衡调控：如向AgCl饱和溶液中加入NaCl，Cl⁻浓度增大使AgCl溶解度降低。05电离平衡常数电离平衡常数的定义与表达式电离平衡常数的定义在一定条件下，弱电解质电离达到平衡时，溶液中电离生成的离子浓度幂之积与未电离分子浓度的比值是一个常数，简称电离常数，用K表示。它反映弱电解质的电离能力，K值越大，电离程度越高。一元弱酸与弱碱的表达式对于一元弱酸HA：HA⇌H⁺+A⁻，电离常数Ka=[H⁺][A⁻]/[HA]；对于一元弱碱BOH：BOH⇌B⁺+OH⁻，电离常数Kb=[B⁺][OH⁻]/[BOH]。式中各浓度均为平衡状态下的物质的量浓度。多元弱酸的分步电离表达式多元弱酸分步电离，每步对应一个电离常数。以H₂CO₃为例：第一步H₂CO₃⇌H⁺+HCO₃⁻，Ka₁=[H⁺][HCO₃⁻]/[H₂CO₃]；第二步HCO₃⁻⇌H⁺+CO₃²⁻，Ka₂=[H⁺][CO₃²⁻]/[HCO₃⁻]，且Ka₁≫Ka₂。温度对电离平衡常数的影响

电离平衡常数的温度依赖性电离平衡常数（Ka或Kb）是温度的函数，其数值仅与温度相关，与电解质的浓度无关。

温度对电离平衡方向的影响弱电解质的电离过程通常是吸热过程（ΔH>0），根据勒夏特列原理，升高温度会使电离平衡向正反应方向（电离方向）移动，电离程度增大。

温度与电离平衡常数数值的关系对于吸热的电离过程，升高温度，电离平衡常数（Ka或Kb）增大；降低温度，电离平衡常数减小。例如，25℃时醋酸的Ka约为1.75×10⁻⁵，升高温度其Ka值会增大。多元弱酸的分步电离常数分步电离的特征多元弱酸的电离过程分步进行，每步对应一个电离平衡常数，如H₂CO₃分两步电离：H₂CO₃⇌H⁺+HCO₃⁻（Ka₁）、HCO₃⁻⇌H⁺+CO₃²⁻（Ka₂），且各级电离常数存在显著差异。电离常数的数量级关系多元弱酸的各级电离常数大小关系为Ka₁≫Ka₂≫Ka₃，例如25℃时H₃PO₄的Ka₁=7.52×10⁻³，Ka₂=6.23×10⁻⁸，Ka₃=2.2×10⁻¹³，相邻两级常数相差约10⁵⁻⁷倍。酸性强弱的决定因素多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，因Ka₁远大于后续电离常数，溶液中H⁺浓度主要来自第一步电离，如H₂CO₃溶液的酸性取决于Ka₁（4.5×10⁻⁷）而非Ka₂（4.7×10⁻¹¹）。电离平衡常数的应用举例

比较弱酸酸性强弱25℃时，已知Ka(HCOOH)=1.8×10⁻⁴，Ka(CH₃COOH)=1.75×10⁻⁵，因1.8×10⁻⁴＞1.75×10⁻⁵，故酸性：HCOOH＞CH₃COOH。

计算溶液中离子浓度常温下，0.1mol/LCH₃COOH溶液，Ka=1.75×10⁻⁵，由Ka=[H⁺][CH₃COO⁻]/[CH₃COOH]≈[H⁺]²/0.1，解得[H⁺]≈1.32×10⁻³mol/L。

判断多元弱酸电离主次H₃PO₄分步电离：Ka1=7.52×10⁻³，Ka2=6.23×10⁻⁸，Ka3=2.2×10⁻¹³，因Ka1≫Ka2≫Ka3，故溶液中H⁺主要来自第一步电离。

推导共轭酸碱K关系已知HAc的Ka=1.74×10⁻⁵，25℃时Kw=1.0×10⁻¹⁴，其共轭碱Ac⁻的Kb=Kw/Ka=1.0×10⁻¹⁴/1.74×10⁻⁵≈5.75×10⁻¹⁰。06离子活度与离子强度离子活度的概念与意义离子活度的定义离子活度是修正后的离子浓度，又称有效浓度，等于离子的实际浓度与活度系数的乘积。活度系数则等于活度与浓度之比。引入离子活度的必要性处理极稀溶液之外，由于溶液中离子之间及与溶剂分子之间存在着复杂的相互作用，使得离子的浓度不等同于活度，即活度系数不等于1。离子活度的理论意义引进离子活度概念，即以离子活度代替离子浓度，就可以使只适用于理想溶液的一些热力学公式也能用于实际溶液中。离子强度的计算方法离子强度的定义式

离子强度（I）是衡量溶液中离子间相互作用强弱的物理量，定义为溶液中所有离子的浓度（c_i）与其价数（z_i）平方乘积总和的一半，公式为：I=1/2Σ(c_i·z_i²)，单位为mol/L。单一电解质溶液的计算示例

以0.1mol/LNaCl溶液为例：Na⁺浓度0.1mol/L（z=+1），Cl⁻浓度0.1mol/L（z=-1），则I=1/2[0.1×1²+0.1×(-1)²]=0.1mol/L。混合电解质溶液的计算示例

对于0.05mol/LH₂SO₄与0.1mol/LKCl的混合溶液：H⁺(0.1mol/L,+1)、SO₄²⁻(0.05mol/L,-2)、K⁺(0.1mol/L,+1)、Cl⁻(0.1mol/L,-1)，I=1/2[0.1×1²+0.05×(-2)²+0.1×1²+0.1×(-1)²]=0.25mol/L。计算注意事项

计算时需使用各离子的实际浓度（非电解质总浓度），且价数取绝对值平方；离子强度仅与离子浓度和电荷数有关，与离子种类无关，可用于预测活度系数及溶液热力学性质。离子活度系数的影响因素

离子强度的核心作用离子强度是溶液中所有离子浓度与其价数平方乘积总和的一半，是影响活度系数的关键因素。离子强度增大，离子间相互作用增强，活度系数减小，且高价离子减小幅度更显著。

离子价数的显著影响在相同离子强度下，离子价数越高，活度系数降低越多。例如，三价铁离子（Fe³⁺）比二价镁离子（Mg²⁺）的活度系数受离子强度影响更大。

温度与溶剂性质的调节作用温度升高通常使离子热运动加剧，离子间相互作用减弱，活度系数略有增大。溶剂的介电常数也会影响离子间引力，介电常数越大，离子间作用力越小，活度系数越接近1。07电解质溶液的pH值计算水的离子积常数

水的自离子化过程水分子微弱电离：2H₂O⇌H₃O⁺+OH⁻（可简写为H₂O⇌H⁺+OH⁻），电离过程吸热。

离子积常数的定义一定温度下，水中c(H⁺)与c(OH⁻)的乘积为常数，即K_w=[H⁺]·[OH⁻]，仅与温度有关。

常温下的K_w值及意义25℃时，K_w=1.0×10⁻¹⁴，此时纯水中[H⁺]=[OH⁻]=1.0×10⁻⁷mol/L，溶液呈中性。

温度对K_w的影响温度升高，电离平衡右移，K_w增大。例如100℃时，K_w=5.5×10⁻¹⁴，体现电离吸热特性。强酸强碱溶液的pH计算

强酸溶液pH计算方法强酸在溶液中完全电离，氢离子浓度等于酸的浓度。计算公式：pH=-lg[c(H⁺)]，其中c(H⁺)为强酸的物质的量浓度。例如：0.1mol/LHCl溶液，c(H⁺)=0.1mol/L，pH=-lg0.1=1。

强碱溶液pH计算方法强碱在溶液中完全电离，氢氧根离子浓度等于碱的浓度。先根据c(OH⁻)计算pOH=-lg[c(OH⁻)]，再由pH=14-pOH得出结果。例如：0.1mol/LNaOH溶液，c(OH⁻)=0.1mol/L，pOH=-lg0.1=1，pH=14-1=13。

溶液稀释时pH计算要点强酸或强碱溶液稀释时，氢离子或氢氧根离子浓度按稀释倍数成比例降低。对于无限稀释的溶液，pH接近7。例如：将pH=1的HCl溶液稀释100倍，c(H⁺)=0.001mol/L，pH=3；稀释10⁶倍，pH≈7。

混合溶液pH计算原则强酸与强酸混合，先计算总氢离子浓度再求pH；强碱与强碱混合，先计算总氢氧根离子浓度，再求pOH和pH；强酸与强碱混合，先判断过量情况，若酸过量计算剩余氢离子浓度求pH，若碱过量计算剩余氢氧根离子浓度求pOH再得pH。弱酸弱碱溶液的pH计算一元弱酸溶液的pH计算对于浓度为c的一元弱酸HA，其电离平衡为HA⇌H⁺+A⁻，电离常数为Ka。当c·Ka≥20Kw且c/Ka≥500时，可近似计算：\[c(H⁺)=\sqrt{c·Ka}\]，pH=-lg\(\sqrt{c·Ka}\)。例如，0.1mol/LCH₃COOH（Ka=1.75×10⁻⁵），pH≈2.88。一元弱碱溶液的pH计算对于浓度为c的一元弱碱BOH，其电离平衡为BOH⇌B⁺+OH⁻，电离常数为Kb。当c·Kb≥20Kw且c/Kb≥500时，\[c(OH⁻)=\sqrt{c·Kb}\]，pOH=-lg\(\sqrt{c·Kb}\)，pH=14-pOH。例如，0.1mol/LNH₃·H₂O（Kb=1.75×10⁻⁵），pH≈11.12。多元弱酸溶液的pH计算多元弱酸分步电离，以第一步为主，Ka₁≫Ka₂≫Ka₃。计算时仅考虑第一步电离，方法同一元弱酸。如0.1mol/LH₂CO₃（Ka₁=4.5×10⁻⁷），\[c(H⁺)=\sqrt{0.1×4.5×10⁻⁷}\]，pH≈3.68。计算条件与近似判断当c·Ka<20Kw时，需考虑水的电离；c/Ka<500时，用近似式\[c(H⁺)=\frac{-Ka+\sqrt{Ka²+4c·Ka}}{2}\]。例如，极稀或极弱的电解质溶液需采用精确计算。缓冲溶液的pH稳定性缓冲溶液的定义与组成缓冲溶液是能抵抗少量外来酸、碱或稀释而保持pH值相对稳定的溶液，通常由弱酸及其共轭碱（如CH₃COOH-CH₃COONa）或弱碱及其共轭酸（如NH₃·H₂O-NH₄Cl）组成。pH稳定性的原理缓冲溶液通过共轭酸碱对的质子转移平衡实现pH稳定：当加入酸时，共轭碱与H⁺结合；加入碱时，共轭酸释放H⁺，从而减弱pH变化。例如，CH₃COOH⇌H⁺+CH₃COO⁻体系中，CH₃COO⁻可中和H⁺，CH₃COOH可中和OH⁻。缓冲范围与缓冲容量缓冲溶液的有效缓冲范围通常为pKa±1（弱酸-共轭碱体系）或pKb±1（弱碱-共轭酸体系）。缓冲容量是衡量缓冲能力的指标，与缓冲对总浓度及浓度比有关，总浓度越大、浓度比越接近1，缓冲容量越大。实际应用案例生物体内血液的pH稳定（7.35-7.45）依赖H₂CO₃-HCO₃⁻缓冲对；实验室常用pH=7的磷酸缓冲液（H₂PO₄⁻-HPO₄²⁻）维持反应体系稳定，其缓冲容量在总浓度0.1mol/L、浓度比1:1时达到最大。08电解质溶液的应用电化学腐蚀与防护电化学腐蚀的定义与本质电化学腐蚀是指金属在电解质溶液中，因形成微电池而发生的腐蚀现象，其本质是金属与周围环境发生氧化还原反应，导致金属材料性能下降。微电池的形成与工作原理金属表面因杂质、应力等