電解質(zhì)溶液中的離子間存在多種形式的平衡。
（1）電離平衡
弱酸、弱堿的電離程度可以分別用它們的電離度（a=

c

電離

c

電離

+

c

未電離

）或電離常數(shù)（K）來表示。常溫下，實(shí)驗(yàn)測定的醋酸電離達(dá)到平衡時(shí)各種微粒的濃度如下表：

醋酸溶液的初始濃度：		0.100
平衡濃度/mol?L-1	c（CH3COOH）
	c（CH3COO-）	1.34×10-3
	c（H+）	1.34×10-3

①該條件下醋酸的電離度a=

1.34

1.34

%。
②該條件下醋酸的電離常數(shù)K_a=

1.8×10^-5mol/L

1.8×10^-5mol/L

（用科學(xué)記數(shù)法表示，保留兩位有效數(shù)字）。
（2）水解平衡
①寫出CH₃COONa溶于水時(shí)發(fā)生水解反應(yīng)的離子方程式：

CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-

CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-

。
②比較常溫下同濃度溶液的pH：Na₂CO₃

＞

＞

NaHCO₃（選填“＞”“＜”或“=”）。
③常溫下，濃度均為0.1mol/L的Na₂CO₃和NaHCO₃混合溶液中，離子濃度從大到小到順序?yàn)?

c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

。物料守恒關(guān)系為

2c（Na⁺）=3[c（HCO₃^-）+c（CO₃^2-）+c（H₂CO₃）]

2c（Na⁺）=3[c（HCO₃^-）+c（CO₃^2-）+c（H₂CO₃）]

。
（3）沉淀溶解平衡
①寫出Mg（OH）₂沉淀溶解平衡常數(shù)的表達(dá)式：

K_sp[Mg（OH）₂]=c（Mg²⁺）×c²（OH^-）

K_sp[Mg（OH）₂]=c（Mg²⁺）×c²（OH^-）

。
②已知常溫下Mg（OH）₂、Al（OH）₃的溶度積常數(shù)分別為5.6×10^-12和1×10^-33。常溫下，某溶液中c（Mg²⁺）=5.6mol?L^-1，欲除去該溶液中的Al³⁺（使其濃度小于1×10^-6mol?L^-1），需調(diào)節(jié)溶液的pH范圍為

5

5

＜pH＜

8

8

。