第一章 溶液
溶液在科研工作、工农业生产、医疗实践及日常生活中均具有十分重要的作用。例如：在科研工作中，绝大多数化学反应均需在水溶液中进行；在工业生产中，利用发酵法制备乙醇需在水溶液中进行；在农业生产中，给农作物喷洒的农药往往需要配成溶液；在医疗实践过程中，葡萄糖生理盐水、口服药水、碘酒、红药水、各种针剂等是溶液；日常生活中的米醋、汽水等都是溶液；人体内60%以上是体液，即含有各种电解质及有机物的水溶液。
因此，对于溶液的基本知识，我们必须要有充分的认识。
第一节 溶液的概念
什么是溶液？溶液具有哪些特点？我们从下面的实验加以认识。
取4只试管，分别放入少量泥土、菜油、蔗糖、食盐，再各加1/3试管的水，振荡混匀，我们将发现泥水和油水变浑浊，糖水和盐水则澄清透明。静置一段时间后，泥土沉积在管底，油漂浮在水面上，而糖水和盐水仍均匀、稳定地分布，不出现分层。
泥水或油水之所以出现分层，是因为水中散布着固体小颗粒或液体小油滴。当散布的颗粒是固体时称为悬浊液，例如泥水；当散布的颗粒是液体时称为乳浊液，例如油水。 糖水是蔗糖以分子形式、盐水则是NaCl 以离子形式均匀地分散到水中所形成，不出现分层。象这样一种或几种物质以分子或离子形式均匀地分散到另一种物质中所得的稳定混合物称为溶液。溶液中能溶解其它物质的是溶剂（例如水），被溶解的物质是溶质（例如蔗糖、NaCl ），因此，溶液 = 溶质 + 溶剂。
一种物质以微粒形式分散到另一种物质中，所得体系叫分散系。分散系中分散成微粒的物质叫分散相（例如泥土、油、分子、离子），分散相所处的介质叫做分散介质（例如水），因此，分散系 = 分散相 + 分散介质。
按照分散相粒子的大小（直径）不同可将分散系分为三类：①粗分散系，分散相粒子>100nm（例：悬浊液、乳浊液）。②胶体分散系，分散相粒子 1～100nm （例：Fe （OH ）3溶胶）。③分子（或离子）分散系，如果分子直径在1～100nm 之间，称高分子溶液（例：淀粉溶液）；如果分子直径
第二节 溶液的浓度
在一定量的溶液或溶剂中，所含溶质的量，叫做溶液的浓度。
表示溶液浓度的方法很多，以下重点介绍百分浓度和摩尔浓度：
一、百分浓度
是指溶质占溶液的百分比。常见的有质量-质量百分浓度（g/g）、体积-体积百分浓度（ml/ml）、质量-体积百分浓度（g/ml）。
1. 质量-质量百分浓度（g/g） 指100克溶液中含溶质的克数。
公式表示： 溶质质量（g ） ×100% 溶液质量（g ）
例如市售试剂：36% 盐酸 （HCl ）指 100 克溶液中含36g HCl；98% 硫酸 （H 2SO 4）指 100 克溶液中含98g H2SO 4。
例1：工业上有时用20%的稀硫酸来清洗钢件表面的铁锈。现要配制200千克20%的稀硫酸，需用98%的浓硫酸和水各多少千克？如何配制？
解：设需用98%的浓硫酸x kg。
200×20% = x·98%
=40.82kg 水 =200-40.82=159.18kg
配制方法：先加水159.18kg
，后将浓硫酸沿容器壁以玻棒引流慢慢倒入水中，并不断搅拌，使产生的热量迅速扩散。 2.体积-体积百分浓度（ml/ml） 指100ml 溶液中含溶质的毫升数。
公式表示： 溶质体积(ml) × 100% 溶液体积(ml)
当溶质为液体或气体时，常用此法表示。
例如：38℃时，动脉血氧气含量为19.6%，指100ml 动脉血中含氧气 19.6ml；消毒用的75%浓度的酒精溶液指100ml 酒精溶液中含酒精75ml 、水25ml （在日常工作中，常用高浓度的酒精溶液配制成消毒用的75%酒精溶液）。
溶液稀释法：溶液稀释前后，溶质的量保持不变，称为稀释定律。因溶质的量（ml ）= 溶液体积（V ）·x%(C)，根据稀释定律应该有：V 1 · C1=V2 · C2 。
例2：欲配制75%消毒用的酒精溶液200ml ，需95%酒精多少ml ？如何配制？
解：设需用95%酒精x ml。
稀释前： V1=200ml；C 1=75%
稀释后： V2= x；C 2=95%
根据稀释定律：200 × 75% = x · 95%
=157.9ml 配制方法：量取157.9ml 酒精，加入水至200ml 混匀，即为75%酒精溶液。
3．质量-体积百分浓度（g/dl或g%、mg%） 指100ml 溶液中所含溶质的克（或毫克）数，简称体积百分浓度。
公式表示：
溶质的质量（g ） ×100% 溶液的体积（ml ）
例如临床常用的生理盐水是指0.9%NaCl；正常人血浆蛋白质 6～8g/dl；血糖80～120mg/dl。
例3：配制250ml 生理盐水，需NaCl 多少克?
解： 0.9%×250 = 2.25g
配制方法： 称取2.25gNaCl ，加少量H 2O 溶解，再加水至250ml 。
质量-体积百分浓度计算简便、明确，因而成为医学上经常使用的浓度表示方法之一。
练习题：
00 1．20C 时，食盐的溶解度是36g 。计算20C 时，饱和食盐溶液的质量-质量百分浓
度是多少？（26.5%）
2．常用的碘酒是2%碘的酒精溶液，计算20克碘酒中含多少克碘？（0.4g ）
3．100克10%的氯化钠溶液，分别加入（1）100克水，（2）200克水，（3）300克水，计算稀释后三种溶液的百分浓度。（5%、3.3%、2.5%）
4．250ml 溶液中，含有葡萄糖12.5g,NaCl 2.25g.分别求葡萄糖和氯化钠的百分浓度？（5%、0.9%）
二、摩尔浓度
1.摩尔概念
物质之间进行反应时，总是按一定数量比的原子或分子进行反应。例如：C + O2 = CO 2 表示1个C 原子和1个O 2 分子反应，生成1个CO 2 分子。
由于原子和分子都是极小的微粒，实际上参与反应的原子或分子不可能只有1个或几个，几十个等，而是有许许多多个微粒参与反应。单个微粒质量很小，很难直接称出其质量，而实际工作中又是以可以称量的物质进行反应的。因此，需要把微粒跟可以称量的物质联系起来。怎样联系呢？在化学中引入一种特殊的物理量 — 物质的量（单位：摩尔）。
那么，含多少个微粒便是1摩尔呢？
国际上规定，把12克碳-12（原子核中含有6个质子、6个中子的碳原子）所含的碳
23原子数 — 6.02×10个微粒称为1摩尔。这是一个微粒集体，不考虑颗粒大小，可以指
原子、分子、离子、电子、中子，质子等各种粒子。
这个微粒集体，也可通过计算以证实：
-23已知一个碳原子的质量 = 1.993×10克 1212克碳-12的原子数 = = 6.02×1023个 -23 1.993×10 23 将这个数值定为1摩尔（mol ）物质所含的微粒数。例：1mol 的碳含有6.02×10
23-23个碳原子；1mol 的水含有6.02×10 个水分子；1mol 的OH 含有6.02×10 个氢氧根离
子。
23 科学上，把6.02×10 这个数值，称为阿佛加德罗常数。知道了1mol 任何物质均含
2323有6.02×10个微粒，反之，可以认为，凡是含有6.02×10个微粒，这种物质的物质的
量就是1摩尔，从而可将微粒、微粒集体通过摩尔联系起来。例：
Mg + 2 HCl = MgCl2 + H2 ↑
微粒数之比： 1 2 1 1
23 23 23 23 微粒数： 6.02×106.02×10×26.02×106.02×10
摩尔数： 1 2 1 1
2．摩尔质量 指1摩尔物质的质量（单位：克/摩尔）。1摩尔任何物质均含有
236.02×10个微粒，但不同微粒的大小、质量不一样，故1摩尔不同物质的质量也不一
样。
根据摩尔定义：12克碳-12为1摩尔碳。那么，1mol 碳-12的质量是12克，即其摩尔质量为12 g/mol。
此值经计算也可求得：
23 1个C 原子的质量 = 1.9927×10克
23 1摩尔C 含有的微粒数 = 6.02×10
-2323 碳的摩尔质量=1.9927×10×6.02×10≈12克/摩尔
同理，可以推知任何物质的摩尔质量。例如 O原子的摩尔质量 = 16 g/mol，数值上等于其原子量；O 2分子的摩尔质量 =32 g/mol，数值上等于其分子量；H 原子的摩尔质量 = 1 g/mol，数值上等于其原子量； H2分子的摩尔质量 = 2 g/mol，数值上等于其分子
-量；CO 2分子的摩尔质量 =44 g/mol，数值上等于其分子量；OH 离子的摩尔质量 = 17
g/mol，数值上等于其分子量；NaCl 分子的摩尔质量 = 58.5 g/mol，数值上等于其分子量；H 2O 分子的摩尔质量 =18 g/mol，数值上等于其分子量。
由以上例子可见，摩尔质量以克为单位，它在数值上必定等于原子量或分子量。 摩尔质量（g ） = 原子量（g ）或分子量（g ）
通过摩尔质量可将微粒集体，物质的量和可称量的物质联系起来。
例： 2 Fe + 3 Cl2 = 2 FeCl3
微粒数之比： 2 3 2
23 23 23 微粒数： 2×6.02×103×6.02×102×6.02×10
物质的量（mol ） 2 3 2
质量（g ） 2×56 3×71 2×162.5
3.关于摩尔的计算
首先应清楚物质的量（摩尔）、物质的质量、摩尔质量以及微粒数之间的关系： 物质的质量（克）
物质的量（摩尔）= 摩尔质量（克/摩尔）
23 微粒数 = 物质的量（摩尔）× 6.02 ×10
4．摩尔浓度
在实际操作中，溶质为固体时，用质量表示，可用天平称取；溶质为液体时，用体积表示，可用量筒量取。
而在物质起反应时，根据化学反应方程式可以看出，反应物和生成物之间有一定的摩尔比关系。例：
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
摩尔比 1 2 1 1
因此，可以引入新的表示浓度的方法—摩尔浓度。
摩尔浓度是指1升溶液里含有溶质的摩尔数（单位mol/L或M ）。
公式表示： 如果用摩尔表示数值较小，也可用毫摩尔表示：
=摩尔浓度（M ）×1000
练习题：
31. 配制300ml 1.5 M HCl溶液，需用密度为1.163克/厘米的32% HCl溶液多少毫
升？（44.1 ml）
2. 用98%的H 2SO 4溶液中和120克NaOH ，需要多少克H 2SO 4溶液？（150 克）
3. 将11.2%（g/ml
）溶液换算成摩尔浓度。（1 M）
34. 欲配制60%的H 2SO 4（密度为1.5克/厘米）300ml ，问需98%的浓H 2SO 4（密度为
31.84克/厘米）多少ml ？并求这两种H 2SO 4的摩尔浓度。（150 ml、9.2 M、18.4 M）
+-5. 求5%葡萄糖生理盐水中葡萄糖、Na 、Cl 摩尔浓度各是多少？（0.278 M、0.154
M 、0.154 M）
第三节 电解质与电离平衡
一、 电解质概念
电解质是指在水溶液中或在熔化状态下能够导电的化合物。例如，酸（HCl 、HAc ）、碱（NaOH 、NH 3·H 2O ）、盐（NaCl ）等。
相反，在水溶液中不能导电的化合物则称非电解质。例如蔗糖、甘油、酒精等。 为什么有的物质在水溶液中能导电，有的却不能？电解质能导电的实质是什么？原来，电解质之所以能够导电，是因为它们在水溶液中发生了电离，产生了带不同电荷的能自由移动的离子。例如：
+- + Cl
+- + Cl
+- + OH
当通电时，溶液中正、负离子分别向阴极和阳极移动，从而传导电流。可见，溶液中有离子存在才能导电，没有离子存在就不能导电。一般而言，在单位体积内离子越多，导电能力就越强；在单位体积内离子越少，导电能力就越弱。通常，根据电解质在溶液中的电离程度大小而产生的不同的导电能力，可将电解质分为强电解质和弱电解质。
二、 强电解质和弱电解质
1.强电解质 通常，大部分盐类（NaCl 、CaCl 2）及强极性化合物（强酸：HCl 、H 2SO 4；强碱：NaOH 、KOH 、Ba （OH ）2等）在水溶液中几乎全部电离成离子，其导电能力强，称强电解质。
+- 电离时生成金属阳离子和酸根离子的化合物称为盐，例如 + Cl；
+-电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物称为酸，例如 + Cl；电离时生
+-成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物称为碱，例如 + OH。
2. 弱电解质 具有弱极性的化合物，如弱碱： NH3·H 2O ，弱酸：HCN 、CH 3COOH(HAc)等，在溶液中仅部分电离成离子，导电性较弱，称弱电解质。
三、 弱电解质的电离平衡
为什么弱电解质在溶液中只是部分电离？
+-以NH 3·H 2O 为例，当NH 3·H 2O 溶于水时，一部分NH 3·H 2O 电离成NH 4和OH ；同时，
+-由于离子的运动，在水中NH 4和OH 互相碰撞而彼此吸引，重新结合成分子。当NH 3·H 2O
电离成离子的速度（正反应）和离子重新结合成分子的速度（逆反应）相等时，即电离达到动态平衡，称电离平衡。
+- NH3·H 2
4+ OH
此时，溶液中离子的浓度和弱电解质分子的浓度都保持不变。但是，当改变条件时，
-电离平衡即发生移动。例如，当加入NaOH 时，溶液中[OH]增高，平衡向逆反应方向移
+ --动，直至建立新的平衡；当加入HCl 时，H + OH2O ，溶液中[OH]下降，平衡向
正反应方向移动，直至建立新的平衡。
以上说明，弱电解质在溶液中只是部分电离，存在电离平衡。此平衡是动态的、有条件的，当条件改变，例如改变反应物或生成物的浓度，改变温度等，可使电离平衡移动，直至建立新的平衡。
四、 电离度（α）
各种弱电解质在溶液中电离程度各不一样，有大有小。通常可用电离度来表示弱电解质在溶液中的电离程度。以CH 3COOH 为例：
-+CH 3COOH 是弱酸，在水溶液中，只能部分电离，生成CH 3COO 和H ，大部分仍以分子状
态存在。
在平衡状态下，已电离的弱电解质分子数与原来分子总数的百分比称为电离度。 已电离的电解质分子数 α= ×100% 原有 原有电解质分子总数
例如25℃，0.1mol/L的HAc 溶液中，每10000个HAc 分子里有132个分子电离成离子。它的电离度是α= 132/10000×100% = 1.32%。
弱电解质的电离度常受浓度、温度的影响。当弱电解质溶液浓度越稀，电离生成的离子相互间碰撞合成分子的机会越少，其电离度就越大；当温度升高时，平衡向吸热方向移动，而多数电解质电离时都要吸收热量，因此电离度增大。在表示各种电解质电离度大小时，应注明浓度和温度。
在25℃，0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分别为：
HF HCOOH NH3·H 2O HAc HCN
α 8.0% 4.24% 1.33% 1.32% 0.01%
可见，在同温、同浓度下，不同的弱电解质有不同的电离度。电离度越小，该电解质越弱。
多元弱酸的电离是分步进行的，例如
H 2CO HCO 3HCO 3
五、电离常数
以CH 3COOH 电离方程式为例：
在一定温度下，这个可逆过程很快达到平衡，此时，根据化学平衡原理，溶液中的
-+CH 3COOH 、CH 3COO 、 H三者的浓度之间存在下列关系：
K 电离为弱电解质的电离常数（Ki ），它表示平衡时离子浓度的乘积与未电离分子浓度的比值（通常用Ka 表示弱酸电离常数，Kb 表示弱碱电离常数）。
Ki 表示弱电解质的电离程度，Ki 值越小，电离程度越小，为越弱的电解质。Ki 不受浓度影响，而与温度有关。
对于分步电离的多元弱酸，例如：
+- H3PO 4
+ H2PO
4 K1
H2PO 4 + HPO4K 2
2-+3- HPO4 + PO4K 3
通常K 1> K2>K3，一般以K 1作为多元弱酸的电离常数。
电离度和电离常数都表示弱电解质的电离程度，它们之间存在一定的关系。我们以CH 3COOH 电离为例推导α和Ki 之间关系：
- + CH33COO + H
初始浓度 C 0 0
平衡浓度 C（1-α） C·α C·α
22 2 ·α C·α= = （1-α） （1-α）
由于弱电解质α较小，可忽略不计，1-α≈1，故有：
Ki = C·α或α
+-5例4：在25℃时，0.10M CH3COOH 溶液中[ H]是多少？已知Ka=1.8×10。
解： CH33COO + H
+-5-3 平衡时[ H] = C·α= C·××10 =1.3×10 M
例5：在25℃时，已知0.20M NH3·H 2O 的电离度为0.93%，求NH 3·H 2O 的Kb 。
2 2-5 解：Kb = C·α= 0.20×（0.93%）=1.8×10
六、水的离子积和溶液的 pH值
1.水的离子积
水是由氢元素和氧元素组成的最常用的溶剂。许多化学反应是在水溶液中进行。那么水本身能否电离呢？它有没有导电能力呢？
+- 根据精密仪器测定发现，水也有微弱的导电能力，说明水也能部分电离出H 和OH ，
是一种微弱的电解质，存在下列电离平衡关系式： - +2 -
+2-
H2
+ OH
11000g 经测定得知，25℃，[H+]=10-7 M，[OH-]=10-7 M，[H 2O] = =55.5mol/L 。 18g/mol
-7可以看出，1升水只有1×10M 的H 2O 发生电离，电离度非常小。计算得出Ki =
-16+-1.8×10
，我们可以将[H2O]看成常数，因此得出在一定温度下，[H] [OH
] = Ki·[H2O]
-16-=
常数。此常数称为水的离子积，记作Kw 。在25℃时，Kw = 1.8×10×55.5≈1.0×10
14。
+-+-+-在一定温度下，[H] [OH] =Kw，说明水中H 与OH 相互依存，当[H]上升，则[OH]
+--14下降，当[H]下降，则[OH]上升，两者乘积始终为一常数（在25℃时等于1.0×10）。
2. 水的离子积应用
25℃条件下，如果在纯水中加入少量酸或碱，则可使水的电离平衡发生移动，从而改
+-+--14+变[H] 和[OH]，使[H]≠ [OH]，但两者乘积仍等于1.0×10。因此，当知道[H]，就
-可以计算出[OH]，反之亦然。
-+例6：计算25℃时，0.01M NaOH溶液中 [OH]和[H]。
+ - 解：+OH
1 1
0.01 0.01
- [OH] = [NaOH] = 0.01 M
+[H] = = 1.0×10-12 M - [OH+- 例7：计算25℃时，0.001M HCl溶液中[H]和[OH]。
解：+Cl
1 1
0.001 0.001
+ [H] = [HCl] = 0.001 M
+-+-由以上计算可知无论在酸溶液或碱溶液，H 和OH 总是共存的。如果[H]= [OH] =
-7+-7-1.0×10，这种溶液称为中性溶液；如果[H]>1.0×10> [OH] ，这种溶液称为酸性溶
--7+液；如果 [OH] >1.0×10> [H]，这种溶液则称为碱性溶液。
3. 溶液的pH 值
++我们可以用[H]表示溶液酸碱度。但对于弱酸或弱碱而言，[H]很小，为方便计算，
+往往用pH 值表示溶液酸碱度，pH = -lg[H]。
若用pH 表示溶液酸碱度，其范围在0～14：
+-7 pH1.0×10
+-7 pH=7，中性 [H]= 1.0×10
+-7 pH>7，碱性 [H]
溶液pH 值一般可用pH 试纸来测定, 用待测溶液浸润该试纸, 试纸即显示出一定颜色, 与该pH 试纸所附标准色谱比较, 便可测得溶液的pH 值。如需要精确测定pH 值，则可选用pH 计。
+-3例8：已知溶液中[H]= 1.0×10M ，求该溶液的pH 值。
+-3 解：pH = -lg[H] = -lg（1.0×10）=3
-5-例9：已知25℃时，NH 3·H 2O 的Kb = 1.8×10，求0.01M NH3·H 2O 溶液中[OH]和
pH 值。
-解：设溶液中[OH]为xM ，则有
+- NH3·H 2
4+ OH
平衡后 0.01-x x x
=1.8×10-5 -4 解得 x = 4.2×10M
七、同离子效应和缓冲溶液
（一）同离子效应
在弱电解质溶液中加入该电解质具有的同名离子的强电解质，会使该电解质的电离度下降，这种现象叫同离子效应。
+ - 例如，+ Ac ，测得0.1MHAc 溶液pH ≈3，当加入少量固体NaAc
时，+ Ac ，测得此溶液pH 为5左右。
+ -我们知道，HAc 为弱电解质，只能部分电离出H 和Ac 。当加入NaAc 时，NaAc 为强
---+电解质，在溶液中电离生成Ac ，使溶液中[Ac] 突然增大。Ac 与溶液中原有的H 结合生
成HAc ，使平衡向生成HAc 方向移动，以建立新的动态平衡。在新的平衡状况下，溶液中
[H]显著地减少，而[HAc]相应增大，因而HAc 的电离度减少了，从而使溶液pH 由3上升至5。
要使弱电解质产生同离子效应，关键应加入含有同名离子的强电解质。当弱电解质溶液中加入含有同名离子的强电解质时，由于同离子效应的产生，使溶液中盐离子及弱电解质分子比原来大大增多，从而可增强此溶液对酸、碱的抵抗能力。
（二）缓冲溶液
我们做这样一个实验：在20ml 0.1M HAc～NaAc 混合液中，分别加入1ml 0.01M NaOH 或1ml 0.01M HCl，测定溶液pH 值，发现pH 值几乎不变（PH ≈5）。
我们将这种能够抵抗外加少量强酸或强碱而使溶液 pH值几乎不变的作用，叫做缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称缓冲溶液。
1. 缓冲溶液的组成
缓冲溶液一般由下列成分构成： ++ -
弱酸和弱酸盐： CH3COOH ～ CH3COONa (HAc ～ NaAc)
H2CO 3
～ NaHCO3
弱碱和弱碱盐： NH3·H 2O ～ NH4Cl 酸式盐和碱式盐：NaH 2PO 4
～ K2HPO 4
2.缓冲作用机理：
以HAc ～ NaAc为例：
+ - + Ac
+ - + Ac
-由于在HAc 溶液中加入强电解质NaAc ，使溶液中[Ac]大大增多，产生同离子效应促
-+-使Ac 与H 结合生成HAc ，使电离平衡向HAc 生产方向移动。此时溶液中有大量的Ac （主要由NaAc 生成）、大量的HAc （由于同离子效应，使α下降造成）以及极少量H 。
当外加少量HCl 时：
+ - + Cl
+ -- H+ Ac，使溶液pH 值几乎不变，故Ac 为抗酸成分。
当外加少量NaOH 时：
+ - + OH
- OH+ HH 2O
+- （大量） + Ac，使溶液PH 值几乎不变，故HAc 为抗碱成分。
- 综上所述，由于HAc ～NaAc 缓冲溶液中，有大量的抗酸成分（NaAc 或Ac ），又有
大量的抗碱成分（HAc ），因此可以抵抗外加的少量强酸或强碱，使溶液pH 值几乎不变。 人体体液pH 在7.35 ～7.45之间，主要是因为H 2CO 3～NaHCO 3等缓冲作用。科研工作+中，酶促反应需要恒定pH 环境，往往需在缓冲溶液中进行。
3.缓冲溶液pH 值计算
以弱酸及其盐组成的缓冲溶液为例：
+ - + Ac
+ Ac
在此缓冲液中，HAc 为弱酸，本来电离度就不大，由于溶液中加入大量的强电解质
-NaAc ，使溶液中[Ac ]大大增加, 产生同离子效应而使HAc 电离变得更小。因此可以认为
HAc 分子接近于没有电离，故上式中[HAc]可以看作为弱酸的总浓度。同时，溶液中的盐
-NaAc 全部电离，因此溶液中Ac 可以认为就等于NaAc 的总浓度。因此有
+ ][盐]= 酸]
即 [酸] +[ H] = Ka× [盐]
两边取负对数，得 pH = -lgKa –，将-lgKa 记作pKa ，有 + -
（韩-哈方程式）
例10
：1升缓冲液中含有0.1mol HAc和0.2mol NaAc，试计算此溶液的pH 值。已
-5知25℃时，HAc 的Ka = 1.76×10
解：pH = pKa + lg = -lg(1.76
=4.75+0.3
=5.05