生

　　弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4＋＋OH-

Kb＝[NH4＋][OH-]/[NH3·H2O]

　　室温：Kb（NH3·H2O）＝1.7 × 10-5mol·L-1

　3. 电离度

　　α＝已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数 × 100％

　　注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同

　　②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。

　4. 影响电离平衡的因素

　　内因：电解质本身的性质

　　外因：（符合勒夏特列原理）

　　（1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响）

　　（2）浓度：

　　①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。

　　②加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。

　　③加入某电解质，消耗弱电解质离子，电离平衡向电离的方向移动

（三）盐类的水解

　1. 盐类水解的概念

　　（1）原理：CH3COONa溶液：CH3COONa＝Na＋＋CH3COO-；

　　H2OOH-＋H＋；CH3COO-＋H＋CH3COOH

　　即：CH3COO-＋H2O CH3COOH＋OH-

　　故：溶液中[OH-]﹥[H＋]，溶液显碱性。

　　NH4Cl溶液：NH4Cl＝NH4＋＋Cl-；

H2O OH-＋H＋；NH4＋＋OH-NH3·H2O

　　即：NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋

　　　　故：溶液中[H＋]﹥[OH-]，溶液呈酸性。

（2）定义：盐电离产生的离子与水电离产生的H＋或OH-结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，而使溶液呈现不同程度的酸、碱性，叫盐类的水解。