資源簡介

(共44張PPT)
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第三節 鹽類的水解
第1課時 鹽類的水解
教學目標
1、教學目標
1) 通過實驗探究鹽溶液的酸堿性，認識鹽的類型與其溶液酸堿性之間的關系。
2) 能分析鹽溶液呈現不同酸堿性的原因，認識鹽類水解的原理及鹽溶液呈現酸堿性的規律。
3) 能通過實驗探究溫度、濃度對鹽類水解平衡的影響，認識影響鹽類水解平衡的主要因素，并能解釋反應條件影響鹽類水解平衡的原因。
4) 能列舉鹽類水解在實際生產、生活和科學研究中的應用實例，并依據鹽類水解的原理進行解釋，體會化學原理的應用價值。
2、教學重點和難點
1) 重點：鹽溶液呈現不同酸堿性的原因；反應條件對鹽類水解平衡的影響。
2) 難點：鹽溶液呈現不同酸堿性的原因。
純堿——“小身材，大本領”
生活用途：
1、利用堿性去油污
2、面點加工時中和發酵過程中產生的酸
思考：
1) 純堿屬于鹽類，其溶液何呈堿性？
2) 如何判斷鹽溶液的酸堿性呢？
科學探究與歸納
1、鹽溶液的酸堿性
1) 實驗探究：(室溫下，用pH計分別測量濃度均為0.1 mol/L的下列鹽溶液的pH，分析鹽的組成與溶液酸堿性的關系)
鹽溶液 鹽類型 pH 酸堿性 鹽溶液 鹽類型 pH 酸堿性
第一組 NaCl 7.0 KNO3 7.0
第二組 NaAc 8.9 NH4Cl 5.1
K2CO3 11.6 MgCl2 2.2
Na3PO4 12.7 FeCl3 1.9
第三組 NH4Ac 7.0 NH4F 6.4
NH4CN 9.2
第四組 NaHCO3 8.3 NaHSO3 4.5
強酸強堿鹽
強酸強堿鹽
中性
中性
強堿弱酸鹽
強酸弱堿鹽
堿性
酸性
弱酸弱堿鹽
弱酸弱堿鹽
中性
酸性
堿性
弱酸酸式鹽
弱酸酸式鹽
堿性
酸性
科學探究與歸納
第一組 NaCl 7.0 KNO3 7.0
第二組 NaAc 8.9 NH4Cl 5.1
K2CO3 11.6 MgCl2 2.2
Na3PO4 12.7 FeCl3 1.9
第三組 NH4Ac 7.0 NH4F 6.4
NH4CN 9.2
強酸強堿鹽
強酸強堿鹽
中性
中性
強堿弱酸鹽
強酸弱堿鹽
堿性
酸性
弱酸弱堿鹽
弱酸弱堿鹽
中性
酸性
堿性
2) 結果與討論：歸納正鹽的類型與其溶液酸堿性的關系
鹽類型
酸堿性
強酸強堿鹽
強酸弱堿鹽
強堿弱酸鹽
弱酸弱堿鹽
中性
酸性
堿性
不確定
正鹽溶液酸堿性規律：誰強顯誰性，都強顯中性，都弱不確定
思考：造成不同類型的鹽溶液中c(H＋)和c(OH )相對大小差異的原因？
微觀探析
2、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
水的電離平衡：H2O OH + H＋
純水中：c(H＋)＝c(OH－)
分析：當向純水中加入鹽，鹽溶解電離出陽離子和陰離子，鹽溶液的酸堿性必然與其電離出的陰、陽離子有關。
1) 強酸強堿鹽溶液的酸堿性
對強酸強堿鹽來說，其電離出的陽離子(如：Na＋、K＋)和陰離子(如：Cl 、NO3 )均不會影響水的電離平衡，水的電離平衡沒有破壞，溶液中c(H＋)仍等于c(OH )，因此溶液呈中性。
微觀探析
2) 強堿弱酸鹽溶液的酸堿性
對強堿弱酸鹽來說，其電離出的陽離子(如：Na＋、K＋)對水的電離平衡沒有影響，但是其電離出的陰離子(如：Ac 、CO32 )卻都有結合水電離出的H＋形成弱電解質(如：HAc、HCO3 )的趨勢，水的電離平衡向正方向移動，使溶液中c(H＋)＜c(OH )，因此溶液呈堿性。
H2O H＋ + OH
Ac CO32
符號表征如下：
HAc HCO3
Ac ＋ H2O HAc ＋ OH
CO32 ＋ H2O HCO3 ＋ OH
應用：解釋了用NaOH溶液滴定HAc溶液的反應終點pH＞7的原因
H2O H＋ + OH
微觀探析
3) 強酸弱堿鹽溶液的酸堿性
對強酸弱堿鹽來說，其電離出的陰離子(如：Cl 、NO3 )對水的電離平衡沒有影響，但是其電離的陽離子(如：Fe3＋、NH4＋)卻都有結合水電離出的OH 形成弱電解質(如：Fe(OH)3、NH3·H2O)的趨勢，水的電離平衡同樣向正方向移動，使溶液中c(H＋)＞c(OH )，因此溶液呈酸性。
H2O OH + H＋
Fe3＋ NH4＋
符號表征如下：
Fe(OH)3 NH3·H2O
Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
NH4＋＋ H2O NH3·H2O ＋ H＋
H2O H＋ + OH
概念解析與模型構建
H2O H＋ ＋ OH
被弱堿
陽離子
＋
弱堿
被弱酸
根離子
＋
弱酸
弱電解質
1、實質：
2、特點：
生成弱電解質
促進水的電離平衡正向移動
“酸堿中和”的逆反應
3、模型：鹽 ＋ 水 酸 ＋ 堿
水解
中和
Ac ＋ H2O HAc ＋ OH
NH4＋＋ H2O NH3·H2O ＋ H＋
在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H＋或OH 結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。
4、程度：一般情況下是微弱的
水解方程式
一般形式：鹽的弱離子 ＋ 水 弱酸(弱堿) ＋ OH /H+
思考：Na2CO3 溶液是如何水解的呢？
CO32 + H2O HCO3 + OH
HCO3 + H2O H2CO3 + OH
分析：Na2CO3的水解是分步進行的
第一步：CO32 水解 (主)
第二步：生成的HCO3 進一步水解
Ac ＋ H2O HAc ＋ OH
NH4＋＋ H2O NH3·H2O ＋ H＋
方程式書寫注意事項
如： Ac ＋ H2O HAc ＋ OH
1、鹽類水解是可逆反應，要寫“ ”。
2、一般鹽類水解的程度很小，通常不生成沉淀或氣體，在書寫時一般不標“↑”或“↓”，也不把易分解的產物(NH3·H2O、H2CO3等)寫成其分解產物的形式。
如：NH4＋ + H2O NH3·H2O + H＋
3、多元弱酸鹽的陰離子水解是分步進行的，以第一步為主。
如：CO32 + H2O HCO3 + OH
HCO3 + H2O H2CO3 + OH
4、多元弱堿的陽離子水解較復雜，一般按一步水解處理。
如：Fe3＋ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H＋
隨堂練習
練、NaAc溶液顯弱堿性的原因？
模板一：用文字描述
模板二：用離子方程式表示
NaAc電離出的CH3COO 與水電離出的H＋結合生成弱電解質HAc，促進了水的電離，使溶液中c(H＋) < c(OH )，因此溶液顯堿性。
CH3COO + H2O CH3COOH + OH
練、下列各式中屬于水解反應離子方程式的是( 　 )
A. AlO2 ＋ 2H2O Al(OH)3 ＋ OH
B. S2 ＋2H2O H2S＋2OH
C. CH3COOH＋H2O CH3COO ＋H3O＋
D. CH3COOH＋OH ＝ CH3COO ＋H2O
A
水的電離
H＋
OH－
堿
的
OH
OH
H＋
H＋
OH
純水中
向純水中加堿
＝
向純水中加酸
酸
的
H＋
＝
酸或堿抑制水的電離圖示
概念解析與模型構建
鹽溶液酸堿性的成因示意圖
水電
離的
H＋
被弱堿陽離子結合的水電離的OH
OH
H＋
OH
純水中
H＋
水電
離的
OH
被弱酸的酸根結合的水電離的H＋
向純水中加強酸弱堿鹽
向純水中加強堿弱酸鹽
隨堂練習
練、室溫下，pH＝5的NH4Cl溶液與pH＝5的HCl溶液相比，
NH4Cl溶液中水電離的c(H＋)水＝_________________；
HCl溶液中水電離的c(H＋)水＝_________________。
1×10 5mol·L 1
1×10 9mol·L 1
規律：溶液中水電離的H＋或OH ，可簡記為：酸堿取小、鹽取大
如：室溫下某溶液的pH＝6，
則該溶液中c(H＋)＝1×10 6 mol/L，c(OH )＝1×10 8 mol/L。
若是酸溶液，
若是鹽溶液，
由水電離的c(H＋)水＝c(OH )水＝1×10 8 mol/L(取小)
由水電離的c(H＋)水＝c(OH )水＝1×10 6 mol/L(取大)
微觀探析
4) 弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性
對于弱酸弱堿形成的鹽來說，鹽溶于水后電離出的弱酸根陰離子(如：Ac )都要結合水電離出的H＋形成弱電解質(如：HAc)；而弱堿的陽離子(如：NH4＋)要結合水電離出的OH 形成弱堿(如: NH3·H2O)。
陽離子和陰離子同時發生水解，二者都促進了H2O的電離平衡正向移動，對H2O電離出的H＋和OH 進行了各取所需的“瓜分”，因此兩個水解過程在本質上是相互促進的。這樣的水解我們稱為雙水解。
對雙水解下的鹽溶液的酸堿性需要通過定量的計算陰陽離子各自的水解程度后才能作出判斷(Kh＝Kw/Ka或Kh＝Kw/Kb)。
鹽溶液水解規律：有弱才水解，無弱不水解，都弱都水解
溶液酸堿性規律：誰強顯誰性，都強顯中性，都弱不確定
宏觀辨識
微觀探析
學科核
心素養
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第三節 鹽類的水解
第2課時 影響鹽類水解的因素
變化觀念與平衡思想
水解平衡常數
以Ac ＋H2O HAc＋OH 為例
1) 簡稱為水解常數，用Kh表示
2) 表達式 Kh＝
c(HAc)·c(OH )
c(Ac )
c(HAc)·c(OH )
c(Ac )
Kh＝
＝
c(H＋)
c(H＋)
×
c(HAc)·c(OH )
c(Ac )
＝
c(H＋)·c(OH )
×
c(HAc)
c(Ac )·c(H＋)
＝
Kw
Ka(HAc)
3) 影響因素：Kh只與溫度有關；溫度越高，水解常數越大
影響鹽類水解的因素
1) 內因：鹽本身的性質
Kw
Kb
Kh＝
Kw
Ka
Kh＝
或
例、相同溫度下，相同物質的量濃度的下列溶液
(1)堿性：NaClO _____ CH3COONa
(2) pH：Na2CO3 _____ NaHCO3
對應酸的酸性：HClO ____ CH3COOH
＜
＜
酸性：CH3COOH>H2CO3 >HClO>C6H5OH>HCO3 >H2SiO3
(越弱越水解)
影響鹽類水解的因素
1) 內因：鹽本身的性質 (越弱越水解)
Kw
Kb
Kh＝
Kw
Ka
Kh＝
或
例、相同溫度下，相同物質的量濃度的下列溶液
(1)堿性：NaClO _____ CH3COONa
(2) pH：Na2CO3 _____ NaHCO3
＜
對應酸的酸性：HCO3 ____ H2CO3
＜
＞
特點：正鹽的水解程度 ＞ 酸式鹽的水解程度
科學探究與歸納
2) 外因：
教材P73·探究：反應條件對FeCl3水解平衡的影響
[實驗探究]
1) 實驗用品：見書P73
2) 實驗方法及現象(完成下表)
[提出問題]
1) FeCl3溶液呈酸性還是堿性？寫出FeCl3發生水解的離子方程式。
2) 從反應條件考慮，影響FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？
科學探究與歸納
影響因素
溫度
實驗步驟
實驗現象
解釋
向甲、乙兩支試管中分別加入5mL 0.01mol/LFeCl3溶液，加熱甲試管一段時間，測定兩支試管中的溶液的pH，對比觀察溶液顏色的變化
甲試管中溶液的顏色明顯變深，溶液的pH減小
水解過程吸熱，加熱使水解平衡正向移動，顏色變深，c(H＋)增大，pH減小
分析：Fe3＋+3H2O Fe(OH)3+3H＋
科學探究與歸納
影響因素
反應物的濃度
實驗步驟
實驗現象
解釋
生成物的濃度
向甲、乙兩支試管中分別加入10 mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，向甲試管中加入少量FeCl3晶體，振蕩、靜置，對比觀察溶液顏色的變化
甲試管中溶液的顏色變深
增大c(Fe3＋)，水解平衡正向移動，溶液的顏色加深
向甲、乙兩支試管中分別加入10 mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，向甲試管中加入少量濃鹽酸，振蕩、靜置，對比觀察溶液顏色的變化
甲試管中溶液的顏色變淺
增大c(H＋)，水解平衡逆向移動，溶液的顏色變淺
分析：Fe3＋+3H2O Fe(OH)3+3H＋
總結與歸納
分析：Fe3＋+3H2O Fe(OH)3+3H＋
外界條件
移動方向
H＋數目
pH
Fe3＋水解程度
現象
升高溫度
加H2O
加濃鹽酸
加NaOH(aq)
加CaCO3
固體
加NaHCO3
固體
加FeCl3(s)
向右
增加
減小
增大
溶液顏色變深
向右
增加
增大
增大
溶液顏色變淺
向左
增加
減小
減小
溶液顏色變淺
向右
減少
增大
增大
產生紅褐色沉淀
向右
減少
增大
增大
產生紅褐色沉淀
和無色氣體
向右
減少
增大
增大
產生紅褐色沉淀
和無色氣體
向右
增加
減小
減小
溶液顏色變深
化學平衡模板：1＜1＋1
總結與歸納：影響鹽類水解的因素
1) 內因：鹽本身的性質 (越弱越水解)
2)外因：受溫度、濃度、溶液酸堿性等因素影響
① 溫度：升溫，能促進水解 (越熱越水解)
② 濃度：加水稀釋，能促進水解 (越稀越水解)
③ 溶液酸堿性：能促進或抑制鹽的水解
弱離子的水解度h＝
Kh(弱離子)
c
√
×100%
隨堂練習
練、已知酸性：H2CO3 > HClO > HCO3 ；常溫下，物質的量濃度相同的① Na2CO3、② NaHCO3、③ NaClO 溶液，pH由大到小的順序為_____>_____>_____(填序號)
練、相同pH值的① NaHCO3、② CH3COONa、③ NaAlO2三種溶液物質的量濃度大小順序________________
練、比較等物質的量濃度的HAc溶液和NH4Cl溶液的酸性強弱？
(已知：Ka(HAc)＝1.75×10 5；Kb(NH3 H2O)＝1.8×10 5 )
① ③ ②
② ＞ ① ＞ ③
弱酸弱堿鹽的水解
對雙水解下的鹽溶液的酸堿性需要通過定量的計算陰陽離子各自的水解程度后才能作出判斷。(Kh＝Kw/Ka或Kh＝Kw/Kb)定量計算的結果有以下三種情況：
1) 水解程度相當：溶液中仍保持c(H＋)＝c(OH )，溶液呈中性；
如：CH3COONH4溶液。
2) 酸根離子的水解程度大：平衡時c(H＋)＜c(OH )，溶液呈堿性；
如：NH4CN溶液。
3) 陽離子的水解程度大：平衡時c(H＋)＞c(OH )，溶液呈酸性；
如：NH4F溶液。
弱酸弱堿鹽的水解
注意：有一種“雙水解”的情況較為徹底。因為水解生成的弱電解質脫離溶液體系(生成沉淀或揮發性氣體)。
一般的雙水解，程度不是很大，陰陽離子仍能在溶液中大量共存。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3
如：Al2S3中陰離子水解后生成H2S是一種揮發性弱酸、陽離子水解后生成Al(OH)3是一種難溶性弱堿。
2Al3＋＋3S2 ＋ 6H2O ＝ 2Al(OH)3↓＋3H2S↑
劇烈的雙水解：水解進行完全，陰陽離子在溶液中不能大量共存。書寫方程式時用“＝”、“↓”和“↑”。
弱酸弱堿鹽的水解
1) Al3＋與 AlO2 、SiO32 、CO32 、HCO3 、HS 、S2
2) Fe3＋與 AlO2 、SiO32 、CO32 、HCO3
注意：Fe3＋與 S2 、HS 因發生氧化還原反應不共存
練、寫出下列離子雙水解的離子方程式
Al3＋與CO32
(2) Al3＋與 AlO2
2Al3＋+3CO32 +3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑
Al3＋+3AlO2 +6H2O＝4Al(OH)3↓
劇烈的雙水解：水解進行完全，陰陽離子在溶液中不能大量共存。書寫方程式時用“＝”、“↓”和“↑”。
弱酸弱堿鹽的水解
練、下列離子組在一定條件下能大量共存，且加入試劑后發生反應的離子方程式正確的是(　　)
選項 離子組 加入試劑 發生反應的離子方程式
A K＋、AlO2 、NO3 過量CO2 CO2＋2H2O＋AlO2 ＝
Al(OH)3↓＋HCO3
B Fe3＋、I 、ClO NaOH溶液 Fe3＋＋3OH ＝ Fe(OH)3↓
C Ba2＋、Na＋、OH NaHCO3溶液 HCO3 ＋OH ＝CO32 ＋H2O
D Al3＋、HCO3 、Cl NaOH溶液 Al3＋＋4OH ＝AlO2 ＋2H2O
A
酸式鹽溶液的酸堿性判斷
1) 強酸的酸式鹽只電離不水解，溶液一定顯酸性。
2) 弱酸的酸式鹽電離、水解同時進行(以NaHCO3為例)
電離平衡：
水解平衡：
特點：酸堿性取決于電離程度和水解程度的相對大小
如：NaHSO4＝Na＋ + H＋ + SO42
電離<水解，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等溶液顯堿性；
電離>水解，如：NaHSO3、NaH2PO4等溶液顯酸性。
HCO3 H＋ ＋ CO32
HCO3 ＋ H2O H2CO3 ＋ OH
已知：H2CO3的Ka1＝4.5×10 7；Ka2＝4.7×10 11
隨堂練習
練、已知NaHCO3溶液呈堿性，NaHSO3溶液呈酸性；
請用“＞”或“＜”填空.
在NaHCO3溶液中：CO32 ______ H2CO3
在NaHSO3溶液中：SO32 ______ H2SO3
＜
＜
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第三節 鹽類的水解
第3課時 鹽類水解的應用
鹽類水解的應用
1) 判溶液的酸堿性
練、濃度均為 0.1 mol/L 的6種溶液：①HNO3；②NH4Cl；③H2SO4； ④ KCl； ⑤ NaOH； ⑥ CH3COONa其溶液的pH由小到大的順序為__________________(填序號)。
鹽類水解的應用
2) 配制或貯存易水解的鹽溶液
配制某些強酸弱堿鹽溶液時，需加入相應的強酸，抑制陽離子的水解。
如：配制FeCl3溶液時，因Fe3＋的水解程度較大，通常將FeCl3晶體溶于較濃的鹽酸中，再加水稀釋到所需的濃度。
練、(1) 配制 FeSO4溶液，需加少量_______和_____，
目的是_______________和______________。
(2) 為使CH3COONa溶液中c(CH3COO )與c(Na+) 濃度比盡可接近1 : 1的溶液，可向溶液中加入( )
A. 鹽酸　 B. NaOH固體　C. KOH固體　
稀硫酸
Fe粉
抑制Fe2＋水解
防止Fe2+被氧化
C
鹽類水解的應用
3) 制備某些膠體
Fe3＋ ＋ 3H2O Fe(OH)3(膠體) ＋ 3H＋
Δ
方法：向沸水中滴入FeCl3飽和溶液，繼續加熱至溶液呈紅褐色
4) 保存堿性溶液
如：Na2CO3、Na2S等呈堿性的溶液，保存時不能使用帶磨口玻璃塞的試劑瓶，應用帶橡膠塞的試劑瓶。
另：NH4F溶液保存在鉛容器或塑料瓶中，不能放在玻璃瓶中
鹽類水解的應用
5) 判斷鹽溶液蒸干后所得的產物
① 鹽水解生成難揮發性酸時，其溶液蒸干后一般得到原物質。
如：CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)
如：AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，再灼燒得到Al2O3
② 鹽水解生成易揮發性酸的時，其溶液蒸干后一般得到對應的氫氧化物，繼續加熱或焙燒則得到對應的氧化物。
應用：制備某些氧化物 (如用TiCl4制備TiO2)
TiCl4 ＋ (x+2)H2O TiO2·xH2O↓ ＋ 4HCl
繼續焙燒，得到TiO2
鹽類水解的應用
5) 判斷鹽溶液蒸干后所得的產物
① 鹽水解生成難揮發性酸時，其溶液蒸干后一般得到原物質。
② 鹽水解生成易揮發性酸的時，其溶液蒸干后一般得到對應的氫氧化物，繼續加熱或焙燒則得到對應的氧化物。
③ 若該鹽受熱易分解，其溶液蒸干后一般得到其分解產物。
如：Ca(HCO3)2 → CaCO3(CaO)；NaHCO3 → Na2CO3
KMnO4 → K2MnO4和 MnO2；NH4Cl → NH3和HCl
如： Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)
④ 還原性鹽在蒸干時，因易被氧化，得到其氧化產物。
鹽類水解的應用
6) 判斷離子能溶液中能否大量共存
常因發生相互促進的水解反應而不能大量共存的離子組：
① Al3＋與 AlO2 、SiO32 、CO32 、HCO3 、HS 、S2 ；
② Fe3＋與 AlO2 、SiO32 、CO32 、HCO3 ；
③ NH4＋與 AlO2 、SiO32
說明：對于CH3COONH4、NH4HCO3它們的水解程度雖然比較大，但其產物未脫離平衡體系，水解并不能進行到底。
練、下列離子因水解而不能大量共存的是( 　　)
A. K＋、S2 、Al3＋、AlO2 B. MnO4 、Na＋、SO42 、K＋
C. SO42 、Fe3＋、S2 、K＋ D. Fe2＋、Cl 、H＋、NO3
A
鹽類水解的應用
7) 混合鹽溶液中的除雜和提純
采用加熱法來促進溶液中某些鹽的水解，使之生成氫氧化物沉淀，以除去溶液中的某些金屬離子。如除去KNO3溶液中的Fe3＋。
練、除去MgCl2溶液中的FeCl3，可加入__________________________
MgO、Mg(OH)2、MgCO3
8) 合理施用化肥
如：銨態(NH4＋)氮肥與草木灰(主要成分K2CO3)不能混用
原因：NH4＋、CO32 會相互促進對方的水解，產生NH3，降低肥效
鹽類水解的應用
9) 用明礬或FeCl3作凈水劑
Al3＋ ＋ 3H2O Al(OH)3(膠體) ＋ 3H＋
Fe3＋ ＋ 3H2O Fe(OH)3(膠體)＋ 3H＋
拓展：Na2FeO4可作殺菌劑、凈水劑
原因：FeO42 具有強氧化性(可殺菌)，其還原產物(Fe3＋)水解可生成Fe(OH)3膠體(可凈水)。
鹽類水解的應用
10) 熱的純堿去污效果更好
CO32 + H2O HCO3 + OH
11) 泡沫滅火器的作用原理
硫酸鋁溶液的塑料內筒
外筒發泡劑碳酸氫鈉混溶液
Al3＋＋3HCO3 ＝Al(OH)3↓＋3CO2↑
滅火器內壓強增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起噴出覆蓋在著火物上使火焰熄滅
隨堂練習
練、化學與生產、生活、社會密切相關。下列有關說法中錯誤的是(　　)
A. ZnCl2溶液可作焊接金屬中的除銹劑
B. 用NaHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑
C. 明礬水解時產生具有吸附性的 Al(OH)3 膠體粒子，可以用于飲用水的殺菌消毒
D. 純堿可用于生產普通玻璃，日常生活中也可用熱的純堿溶液來除去物品表面的油污
謝謝

展開更多......

收起↑