資源簡介

專題3　水溶液中的離子反應
第一單元　弱電解質的電離平衡
第1課時　強電解質和弱電解質　弱電解質的電離平衡
基礎過關練
題組一　　強電解質和弱電解質
1.(經典題)下列實驗操作或做法中,能比較HClO與CH3COOH的酸性強弱的是(　　)
A.用pH試紙分別測定0.10 mol·L-1的HClO溶液和CH3COOH溶液的pH
B.相同條件下,分別測定等物質的量濃度的HClO溶液和CH3COOH溶液的導電能力
C.將CH3COOH溶液和氯水分別加入碳酸氫鈉溶液,看是否有氣泡產生
D.查閱資料,看CH3COOH和HClO沸點的高低
2.關于強、弱電解質的有關敘述錯誤的是(　　)
A.強電解質在水溶液中完全電離成陰、陽離子
B.在溶液中,導電能力強的電解質是強電解質
C.對同一弱電解質來說,當溶液的溫度和濃度不同時,其導電能力也不相同
D.純凈的強電解質在液態(tài)時,有的導電,有的不導電
題組二　　弱電解質的電離平衡
3.在HNO2溶液中存在平衡:HNO2 H++N,向該溶液中加入少量的下列物質后,能使電離平衡正向移動的是(　　)
A.水 B.硫酸 C.NaNO2固體 D.NaHSO4固體
4.已知H2S是一種二元弱酸,CuS為沉淀。
(1)H2S溶于水的電離方程式為　　　　　　　　　　　　　。
(2)向H2S溶液中加入少量CuSO4溶液時,電離平衡向　　　　(填“左”或“右”)移動,c(H+)　　　　(填“增大”或“減小”,下同),c(S2-)　　　　。
(3)向H2S溶液中加入NaOH固體時,電離平衡向　　　　(填“左”或“右”)移動,c(H+)　　　　(填“增大”或“減小”,下同), c(S2-)　　　　。
(4)若要增大H2S溶液中c(S2-),最好加入　　　　。
題組三　　電離平衡常數和電離度
5.醋酸的電離方程式為CH3COOH(aq) H+(aq)+CH3COO-(aq)　ΔH>0。25 ℃時,0.10 mol/L醋酸溶液中,醋酸的電離常數Ka=1.75×10-5。下列說法正確的是　(　　)
A.常溫下0.10 mol/L的醋酸溶液,加水稀釋,溶液中c(H+)增大
B.醋酸溶液中加少量的CH3COONa固體,醋酸的電離平衡正向移動
C.該溫度下0.01 mol/L醋酸溶液中,醋酸的電離常數Ka<1.75×10-5
D.升高溫度,c(H+)增大,Ka變大
6.圖中曲線,可以描述乙酸(甲,Ka=1.8×10-5)和一氯乙酸(乙,Ka=1.4×10-3)在水中的電離度與濃度關系的是(　　)
能力提升練
題組一　　弱電解質的電離平衡
1.H2S水溶液中存在電離平衡:H2S HS-+H+和HS- S2-+H+。下列說法正確的是(　　)
A.若向溶液中加入少量稀硫酸,平衡向右移動,溶液中H+濃度增大
B.若向溶液中通入少量SO2氣體,平衡向左移動,溶液pH增大
C.若向溶液中通入氯氣,溶液pH增大
D.若向溶液中加入少量硫酸銅固體(忽略溶液體積變化),溶液中所有離子濃度都減小
2.在一定溫度下,冰醋酸稀釋過程中溶液的導電能力變化如圖所示,請?zhí)顚懴铝锌瞻住?br/>(1)寫出醋酸的電離方程式:　　　　　　　　　　　　。
(2)a、b、c三點對應的溶液中,c(H+)由大到小的順序為　　　　(用a、b、c表示,下同),醋酸的電離程度由大到小的順序為　　　。
(3)若使c點溶液中c(CH3COO-)增大,可采取的措施是　　　　(填字母)。
A.加水　　　　　　 B.加入少量固體CH3COONa
C.加少量濃鹽酸　　　　　　D.加入少量濃氨水
(4)25 ℃時,醋酸的電離平衡常數Ka=1.8×10-5,0.1 mol·L-1醋酸溶液中c(H+)=　　　(已知:=1.34)。
(5)c(H+)相同、體積相同的鹽酸和醋酸溶液分別與足量的鋅反應,生成的H2在相同狀況下的體積分別為V1和V2,則V1　　　V2(填“>” “<”或“=”,下同);物質的量濃度相同、體積相同的鹽酸和醋酸溶液分別與足量的鋅反應,生成的H2在相同狀況下的體積分別為V3和V4,則V3　　　V4。
題組二　　電離平衡常數的應用
3.(經典題)常溫下,幾種弱酸的電離常數如表所示。
酸 HClO H2CO3 H2SO3 HCN
Ka 3.0×10-8 K1=4.3×10-7, K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2, K2=1.0×10-7 4.9×10-10
下列離子方程式正確的是(　　)
A.向“84”消毒液中通入少量CO2:2ClO-+CO2+H2O C+2HClO
B.向漂粉精溶液中通入少量SO2:Ca2++2ClO-+SO2+H2O CaSO3↓+ 2HClO
C.向KCN溶液中通入少量SO2:CN-+SO2+H2O HCN+HS
D.向Na2SO3溶液中通入少量CO2:S+CO2+H2O HC+HS
4.(經典題)常溫下,用蒸餾水稀釋 0.5 mol·L-1的醋酸溶液至0.05 mol·L-1,隨著溶液的稀釋,下列各項中始終保持減小趨勢的是(　　)
A.　　　　　　B.
C.　　　　　　D.
5.下列說法正確的是(　　)
A.保持溫度不變,向稀氨水中緩慢通入CO2,溶液中的值 增大
B.用c(OH-)均為10-3 mol/L的NaOH溶液和氨水分別中和等體積等物質的量濃度的鹽酸,消耗氨水的體積較大
C.用濃度均為10-2 mol/L的鹽酸和醋酸分別中和等物質的量的NaOH,消耗醋酸的體積更大
D.常溫下,向0.1 mol/L醋酸溶液中加水,溶液中增大
6.正常人血液的pH維持在7.35~7.45,小于7.2會引起酸中毒。H2CO3-HC緩沖體系可穩(wěn)定血液的pH,其緩沖作用可表示為H+(aq)+HC(aq) H2CO3(aq) CO2(aq)+H2O(l),H2CO3的Ka1=4.3×10-7。下列說法錯誤的是(　　)
A.緩沖體系中增加少量強酸時,變大
B.緩沖體系中加入少量強堿時,主要反應為:HC+OH- C+H2O
C.血漿中=4.3時,會引起酸中毒
D.酸中毒時,可以注射少量NaHCO3溶液緩解癥狀
7.常溫下,分別向體積相同、濃度均為1 mol·L-1的HA、HB兩種酸溶液中不斷加水稀釋,酸溶液的pH與酸溶液濃度的對數(lgc)間的關系如圖。下列對該過程相關分析正確的是(　　)
A.HB的電離常數(Ka)數量級為10-3
B.酸性:HA>HB
C.a、b兩點溶液中,水的電離程度:bD.常溫下,當lgc=-7時,兩種酸溶液的pH均為7
8.電離度可表示電解質的相對強弱,電離度α=×100%。已知25 ℃時幾種物質(微粒)的電離度如表所示(其溶液濃度均為0.1 mol/L)。
編號 物質(微粒) α
A 硫酸(第一步完全電離): 第二步HS S+H+ 10%
B 硫酸氫鈉:HS S+H+ 29%
C 醋酸:CH3COOH CH3COO-+H+ 1.33%
D HCl:HCl H++Cl- 100%
(1)25 ℃時,上述幾種物質的溶液中c(H+)從大到小的順序是　　　　　　(填編號)。
(2)25 ℃時,0.1 mol/L硫酸溶液中HS的電離度小于相同溫度下 0.1 mol/L硫酸氫鈉溶液中HS的電離度,其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)醋酸的電離平衡常數的表達式是Ka=　　　　　　　　　,則物質的量濃度為c mol/L的醋酸的電離平衡常數Ka與電離度α的關系為Ka=　　　　　　　(用含c、α的代數式表示)。
答案與分層梯度式解析
專題3　水溶液中的離子反應
第一單元　弱電解質的電離平衡
第1課時　強電解質和弱電解質　弱電解質的電離平衡
基礎過關練
1.B　HClO溶液具有漂白性,所以不能用pH試紙測定HClO溶液的pH,應該用pH計,A項錯誤;HClO和CH3COOH均是一元弱酸,在相同條件下,溶液的導電性越強,則對應酸的酸性越強,B項正確;CH3COOH與 NaHCO3溶液反應生成CO2,說明CH3COOH的酸性強于碳酸,氯水中存在HCl和HClO,加入NaHCO3溶液,是HCl與NaHCO3反應生成CO2,所以不能比較HClO和CH3COOH的酸性強弱,C項錯誤;沸點屬于物理性質,酸性屬于化學性質,不能依據沸點高低來判斷酸性強弱,D項錯誤。
2.B　強電解質在水溶液中完全電離,A項正確;導電能力與離子濃度和離子所帶電荷數有關,有些弱電解質溶液中離子濃度很大,導電能力也很強解題技法,B項錯誤;對同一弱電解質來說,其導電能力與溫度、濃度有關,C項正確;液態(tài)的NaCl可以導電,液態(tài)的HCl不導電,D項正確。
3.A　加水平衡正向移動,A項正確;加入硫酸,H+濃度增大,平衡逆向移動,B項錯誤;加入NaNO2固體,N濃度增大,平衡逆向移動,C項錯誤;加入NaHSO4固體,H+濃度增大,平衡逆向移動,D項錯誤。
4.答案　(1)H2S H++HS-、HS- H++S2-
(2)右　增大　減小
(3)右　減小　增大
(4)NaOH固體
解析　(1)H2S是二元弱酸,在水溶液中分兩步電離,其電離方程式為H2S H++HS-、HS- H++S2-。(2)向H2S溶液中加入少量CuSO4溶液時,因發(fā)生反應Cu2++S2- CuS↓,使電離平衡右移,導致c(H+)增大,但c(S2-)減小。(3)向H2S溶液中加入NaOH固體時,因發(fā)生反應H++OH- H2O,使電離平衡右移,導致c(H+)減小,但c(S2-)增大。(4)若要增大H2S溶液中c(S2-),最好加入NaOH固體,消耗H+,使得c(H+)減小,平衡H2S H++HS-、HS- H++S2-向右移動。
5.D　加水稀釋,c(H+)減小,A錯誤;向該溶液中加入少量CH3COONa固體,溶液中c(CH3COO-)增大而抑制醋酸電離,所以醋酸的電離平衡逆向移動,B錯誤;CH3COOH的電離常數只與溫度有關,與溶液濃度無 關易錯點,所以該溫度下醋酸的電離常數Ka=1.75×10-5,C錯誤;醋酸的電離是吸熱過程,升高溫度促進醋酸電離,則c(H+)增大,Ka變大,D正確。
6.B　相同濃度的一元弱酸溶液中,酸的電離平衡常數越大,酸的電離程度越大,則酸的電離度越大,乙酸(甲)的電離平衡常數小于一氯乙酸(乙),則相同濃度時甲的電離度小于乙;同一種酸,酸的濃度越大其電離程度越小,即電離度越小,則這兩種酸的電離度隨著濃度的增大而減小,符合條件的只有B。
能力提升練
1.B　向H2S溶液中加入少量稀硫酸,H2SO4電離產生H+,溶液中H+濃度增大,抑制H2S電離,平衡向左移動,A錯誤;SO2和H2S溶液反應的化學方程式為SO2+2H2S 3S↓+2H2O,向H2S溶液中通入少量SO2,平衡向左移動,且反應后生成水,所以溶液中H+濃度減小,溶液的pH增大,B正確;氯氣和H2S的反應為Cl2+H2S S↓+2HCl,通入氯氣,平衡向左移動,鹽酸的酸性強于氫硫酸,所以溶液的pH減小,C錯誤;加入少量硫酸銅固體發(fā)生反應CuSO4+H2S H2SO4+CuS↓,硫酸的酸性強于氫硫酸,所以H+濃度增大,D錯誤。
2.答案　(1)CH3COOH CH3COO-+H+　(2)b>a>c　c>b>a　(3)BD　 (4)1.34×10-3 mol·L-1　(5)<　=
解析　(1)醋酸是弱酸,電離方程式為CH3COOH CH3COO-+H+。 (2)醋酸溶液中離子濃度越大,溶液導電能力越強,所以c(H+)的大小順序為b>a>c,溶液濃度越小,越有利于醋酸電離,所以醋酸的電離程度:c>b>a。(3)加水,有利于醋酸電離,但溶液體積增大,c(CH3COO-)減小;CH3COONa是強電解質,加入少量固體CH3COONa,c(CH3COO-)增大;加少量濃鹽酸,c(H+)增大,抑制醋酸電離,c(CH3COO-)減小;加入少量濃氨水,發(fā)生反應:CH3COOH+NH3·H2O CH3COONH4+H2O,CH3COONH4是強電解質,c(CH3COO-)增大,B、D正確。(4)Ka=≈=1.8×10-5,c(CH3COOH)≈0.1 mol·L-1,則c(H+)=1.34× 10-3 mol·L-1。(5)c(H+)相同的鹽酸和醋酸溶液,c(HCl)3.D　由電離常數可知,酸性:H2SO3>H2CO3>HS>HClO>HCN>HC。HClO的酸性弱于H2CO3,但強于HC,由“強酸制弱酸”可知,ClO-與CO2、H2O反應的離子方程式為ClO-+CO2+H2O HC+HClO,與CO2的量無關,A項錯誤;SO2具有還原性,與Ca(ClO)2發(fā)生氧化還原反應,B項錯誤;由電離常數可知,HCN的酸性弱于HS,由“強酸制弱酸”可知, KCN溶液與少量SO2反應生成HCN和K2SO3,反應的離子方程式為2CN-+SO2+H2O 2HCN+S,C項錯誤;H2CO3的酸性弱于H2SO3,但強于 HS,所以CO2、H2O與S反應能夠生成HS,而HS的酸性強于 HC,即HS與C能反應生成HC和S,則少量CO2與S反應不能生成C,反應的離子方程式為S+CO2+H2O HC+HS,D項正確。
4.C　稀釋過程中,c(H+)減小,Ka不變,增大,A項錯誤;==,稀釋過程中,c(H+)減小,Ka不變,增大,B項錯誤;==,稀釋過程中,c(CH3COO-)逐漸減小,則逐漸減小,C項正確;稀釋過程中,c(CH3COOH)逐漸減小,則逐漸增大,D項錯誤。
5.D　向稀氨水中通入CO2,溶液中c(N)增大,==,溫度不變,Kb(NH3·H2O)不變,c(N)增大,減小解題技法,A錯誤;NH3·H2O是弱堿,在溶液中只能部分電離,當c(OH-)=10-3 mol/L時,氨水中c(NH3·H2O)>10-3 mol/L,NaOH是強堿,在溶液中完全電離,當c(OH-)=10-3 mol/L時,c(NaOH)=10-3 mol/L,中和等體積等物質的量濃度的鹽酸,消耗氨水的體積較小,B錯誤;中和等物質的量的NaOH,消耗等濃度的鹽酸和醋酸的體積相同,C錯誤;==,加水,溶液中c(CH3COO-)減小,溫度不變,Ka(CH3COOH)不變,增大,D正確。
6.B　==破題關鍵,緩沖體系中增加少量強酸時, c(H+)增大,溫度不變H2CO3的Ka1不變,則溶液中變大,故變大,A正確;緩沖體系中加入少量強堿時,主要為H2CO3轉化為HC,B錯誤;根據H2CO3的Ka1=4.3×10-7可知,血漿中= 4.3時溶液中c(H+)= mol/L=10-7 mol/L,此時血漿的pH<7.2,會引起酸中毒,C正確;酸中毒時,c(H+)較大,可以注射少量NaHCO3溶液緩解癥狀,D正確。
7.B　由題圖可知,b點時HB溶液中c(HB)=10-3 mol·L-1,pH=3,則 pH=6,溶液中c(H+)=10-6 mol·L-1,c(B-)=10-6 mol·L-1,則HB的電離常數Ka==10-9,A錯誤;a點的坐標近似為(-3,1.8),根據A選項的分析,HA的電離常數Ka==10-4.2>HB的電離常數,則酸性HA>HB,B正確;酸性越強,越抑制水的電離,a、b兩點溶液中,水的電離程度:b>a,C錯誤;HA、HB溶液均為酸溶液,酸溶液無限稀釋,pH只能無限接近于7,D錯誤。
8.答案　(1)ADBC
(2)硫酸第一步電離產生的H+抑制了HS的電離
(3)　
解析　(1)硫酸第一步完全電離,第二步部分電離,0.1 mol/L硫酸溶液中c(H+)=(0.1+0.1×10%)mol/L=0.11 mol/L;0.1 mol/L NaHSO4溶液中,c(H+)=(0.1×29%)mol/L=0.029 mol/L;0.1 mol/L醋酸溶液中,c(H+)=(0.1×1.33%)mol/L=0.001 33 mol/L;0.1 mol/L鹽酸中, c(H+)=0.1 mol/L;所以c(H+)由大到小的順序是ADBC。(2)硫酸溶液中,硫酸第一步完全電離H2SO4 H++HS,第二步部分電離HS S+H+,第一步電離出的H+使第二步的電離平衡逆向移動,即抑制了第二步的電離,而NaHSO4溶液中HS的電離沒有被抑制,所以 0.1 mol/L硫酸中的HS的電離度小于0.1 mol/L NaHSO4溶液中 HS的電離度。(3)醋酸在溶液中存在電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+,則Ka=;醋酸溶液中c(H+)≈c(CH3COO-)=cα mol/L,則Ka===。
2第2課時　水的電離平衡
基礎過關練
題組一　　水的電離和水的離子積常數
1.水是生命之源,生產、生活都離不開水。下列有關說法正確的是(　　)
A.水是一種非電解質
B.水的電離是放熱過程
C.純水的pH一定等于7
D.純水中c(H+)=c(OH-)
2.現向10 mL 0.1 mol·L-1的氨水中加水稀釋至1 000 mL,下列說法正確的是(　　)
A.水的電離程度始終增大
B.先增大再減小
C.水的離子積常數始終減小
D.溶液中始終存在c(N)+c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)
3.下列說法正確的是(　　)
A.水是極弱的電解質,它能微弱電離出H+,所以嚴格地說純水呈微酸性
B.向水中加入稀氨水,水的電離平衡逆向移動,c(OH-)減小
C.25 ℃純水中KW=c(OH-)×c(H+)=10-14,稀酸、稀堿溶液中KW=c(OH-)× c(H+)≠10-14
D.H2O H++OH-是吸熱過程,所以溫度升高,平衡向電離方向移動,KW隨之增大
題組二　　外界條件對水的電離平衡的影響
4.(經典題)已知水的電離方程式:H2O H++OH-。下列敘述中,正確的是(　　)
A.升高溫度,KW增大,pH不變
B.向水中加入氨水,平衡向逆反應方向移動,c(OH-)減小
C.向水中加入少量硫酸,c(H+)增大,KW不變
D.向水中加入少量CH3COOH,平衡向逆反應方向移動,c(H+)降低
5.將純水加熱至較高溫度,下列敘述正確的是(　　)
A.水的離子積不變
B.水的pH變小,呈酸性
C.水中的c(H+)=c(OH-)>1×10-7 mol·L-1
D.水的pH變大,呈中性
6.水是最寶貴的資源之一。下列表述正確的是(　　)
A.pH=6的水呈酸性
B.溫度升高,純水中的c(H+)增大,c(OH-)減小
C.一定溫度下,向水中加入酸或堿,可抑制水的電離,使水的離子積減小
D.25 ℃時某溶液中由水電離出的c(H+)=1×10-13 mol·L-1,該溶液可能呈酸性
7.水的電離平衡曲線如圖所示,下列說法不正確的是(　　)
A.A、C兩點可能為純水
B.從A點到C點,可采用的方法:升高溫度,同時在水中加入少量氯化鈉固體
C.從C點到D點,可采用的方法:降低溫度,同時在水中加入少量硫酸氫鈉固體
D.從A點到D點,可采用的方法:溫度不變,同時在水中加入少量堿
能力提升練
題組一　　影響水的電離平衡的因素
1.能影響水的電離平衡,并使溶液中的c(H+)>c(OH-)的措施是(　　)
A.向純水中投入一小塊金屬鈉
B.將水加熱至沸騰
C.向水中通入SO2
D.向水中加入NaCl
2. 25 ℃時,相同物質的量濃度的下列溶液:①NaCl溶液?、贜aOH溶液　③H2SO4溶液,其中水的電離程度按由大到小順序排列正確的是(　　)
A.③>②>①　　　　　　B.②>③>①
C.①>②>③　　　　　　D.③>①>②
3.(經典題)常溫下,有關50 mL 0.1 mol/L CH3COOH溶液和50 mL 0.05 mol/L H2SO4溶液的說法正確的是　(　　)
A.兩者都促進了水的電離
B.兩溶液中由水電離出的c(H+)相等
C.0.05 mol/L的H2SO4溶液中:c(OH-)=1.00×10-13 mol/L
D.加入等體積的水稀釋后溶液的pH:CH3COOH溶液題組二　　水的離子積常數及其影響因素
4.已知pOH=-lgc(OH-),不同溫度下水的電離平衡圖像如下所示。下列說法正確的是(　　)
A.各點對應的水的離子積:KW(f)>KW(b)=KW(d)
B.T1>T2
C.向b點溶液中加入少量NaOH,其組成由b點向d點移動
D.在T2溫度下,pH=10的NaOH溶液中由水電離出的c水(OH-)=1×10-10 mol/L
5.水的電離平衡曲線如下圖所示。下列說法正確的是(　　)
A.圖中對應點的溫度關系:a>b
B.水的離子積常數KW大小關系:b>d
C.溫度不變,加入少量NaOH可使溶液從c點變到a點
D.b點對應溫度下,將pH=2的H2SO4溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合后,溶液顯酸性
6.已知T ℃時,0.01 mol/L NaOH溶液的pH=11,0.1 mol/L的HA溶液中=109。請回答下列問題:
(1)該溫度下,水的離子積KW=　　　　,0.1 mol/L的HA溶液中水電離出的c(OH-)=　　　　。
(2)在室溫下,將pH之和為14的NaOH溶液和HA溶液等體積混合后,所得溶液呈　　　　(填“酸”“堿”或“中”)性。
(3)在室溫下,用蒸餾水稀釋0.01 mol/L HA溶液時,下列呈減小趨勢的是　　　　。
A.水的電離程度
B.
C.溶液中c(H+)和c(OH-)的乘積
D.溶液中c(A-)·c(HA)的值
(4)室溫下,取pH=2的鹽酸和HA溶液各100 mL,向其中分別加入適量的Zn粒,反應過程中兩溶液的pH變化如圖所示。
設鹽酸中加入Zn的質量為m1,HA溶液中加入Zn的質量為m2,則m1　　　　(填“>”“<”或“=”)m2。
室溫下,取0.01 mol/L的鹽酸和HA溶液各100 mL,分別滴加0.01 mol/L NaOH溶液至恰好完全反應,所需NaOH溶液的體積前者
　　　　(填“>”“<”或“=”)后者。
題組三　　水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算
7.室溫時,在由水電離產生的c水(H+)和c水(OH-)的乘積的值為1×10-20的溶液中,一定能大量共存的離子組是　(　　)
A.C、Na+、Cl-、S
B.Na+、K+、Fe3+、Cl-
C.Na+、Al3+、Cl-、ClO-
D.Na+、K+、Cl-、S
8.某溫度下,純凈水中的c(H+)=1×10-6 mol·L-1,則該溫度下 0.01 mol·L-1的NaOH溶液的pH為(　　)
A.2　　　　　 　B.6　　　
C.10　　　　　　D.12
9.在相同溫度下,0.01 mol/L的NaOH溶液和0.01 mol/L的鹽酸相比較,下列說法正確的是(　　)
A.兩溶液的pH之和等于14
B.由水電離出的c(H+)都是1.0×10-12 mol/L
C.由水電離出的c(OH-)相等
D.若將0.01 mol/L的鹽酸換成同濃度的醋酸溶液,對水的電離的影響不變
10.25 ℃時,在等體積的①0.5 mol·L-1的H2SO4溶液、②0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液、③1 mol·L-1的NaCl溶液、④純水中,發(fā)生電離的水的物質的量之比是　(　　)
A.1∶10∶107∶107　　　　　　
B.107∶107∶1∶1
C.107∶106∶2∶2　　　　　　
D.107∶106∶107∶2
11.已知室溫時,0.1 mol/L某一元酸HA溶液在水中僅有0.1%發(fā)生電離,下列敘述錯誤的是(　　)
A.該溶液的pH=4
B.升高溫度,溶液的pH減小
C.此酸的電離平衡常數約為1×10-4
D.該溶液中HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的106倍
12.已知T ℃時,0.01 mol·L-1 NaOH溶液的pH=a,0.1 mol·L-1的HA溶液中=10b,則0.1 mol·L-1的HA溶液中水電離出的c(OH-)為(　　)
A.10-(13-a+b) mol·L-1
B.10-(11+a-b) mol·L-1
C.1 mol·L-1
D.1 mol·L-1
答案與分層梯度式解析
第2課時　水的電離平衡
基礎過關練
1.D　水能微弱電離,是弱電解質,A錯誤;水的電離過程吸熱,B錯誤;常溫下純水的pH等于7,若升高溫度,純水的電離程度增大,c(H+)增大,pH小于7,C錯誤;純水是中性的,c(H+)=c(OH-),D正確。
2.A　NH3·H2O N+OH-,氨水中水的電離被抑制,稀釋過程中溶液中c(OH-)始終在減小,因此對水的電離抑制作用一直在減弱,水的電離程度始終增大,A項正確;Kb(NH3·H2O)=,Kb只受溫度影響,稀釋過程中溶液中c(OH-)始終在減小,因此始終增大,B項錯誤;水的離子積常數僅與溫度有關,稀釋時KW不變,C項錯誤;根據電荷守恒c(N)+c(H+)=c(OH-),D項錯誤。
3.D　水是極弱的電解質,它能微弱電離出等濃度的H+和OH-,故純水呈中性,A項錯誤;向水中加入稀氨水,NH3·H2O電離出N和OH-,則溶液中c(OH-)增大,B項錯誤;25 ℃時,純水中KW=c(OH-)×c(H+)= 10-14,KW只與溫度有關,溫度不變,KW不變,故稀酸、稀堿溶液中KW= c(OH-)×c(H+)=10-14,C項錯誤;水的電離是吸熱過程,溫度升高,平衡向電離方向移動,H+和OH-濃度增大,KW隨之增大,D項正確。
4.C　水的電離為吸熱過程,升高溫度,促進水的電離,c(H+)和c(OH-)均增大,KW增大,pH減小,A項錯誤;向水中加入氨水,NH3·H2O電離出OH-,c(OH-)增大,平衡向逆反應方向移動,B項錯誤;向水中加入少量硫酸,硫酸電離出H+,c(H+)增大,但溫度不變,則KW不變,C項正確;向水中加入少量CH3COOH,醋酸電離出H+,c(H+)增大,平衡向逆反應方向移動,D項錯誤。
5.C　水的電離是吸熱過程,將純水加熱至較高溫度,促進了水的電離,H+和OH-濃度增大,pH減小,水的離子積增大,水中的c(H+)= c(OH-)>1×10-7 mol·L-1,呈中性,C正確,A、B、D錯誤。
6.D　常溫下水的pH為7,加熱促進水的電離,pH=6的水仍呈中性,A錯誤;溫度升高,促進水電離,c(H+)、c(OH-)都增大,B錯誤;溫度一定時,水中加入酸或堿,可抑制水的電離,但水的離子積只與溫度有關,溫度不變,KW不變,C錯誤;25 ℃時,由水電離出的c(H+)=1×10-13 mol·L-1,即水的電離受到抑制,該溶液可能呈酸性,也可能呈堿性,D正確。
7.D　A、C兩點c(OH-)=c(H+),所以A、C兩點可能為純水,A項正確。從A點到C點,可采用的方法:升高溫度,同時在水中加入少量氯化鈉固體,氯化鈉對水的電離平衡無影響,B項正確。從C點到D點,可采用的方法:降低溫度(KW減小),同時在水中加入少量硫酸氫鈉固體, NaHSO4為強電解質,其電離方程式為NaHSO4 H++Na++S,c(H+)增大,C項正確。溫度不變,在水中加入少量堿,c(OH-)增大,c(H+)減小,不能從A點到D點,D項不正確。
能力提升練
1.C　加入金屬鈉,鈉和水電離出的氫離子反應,氫離子濃度減小,水的電離平衡正向移動,c(H+)c(OH-),酸對水的電離起抑制作用,C正確;向水中加入NaCl,NaCl對水的電離平衡無影響,c(H+)=c(OH-),D錯誤。
2.C　NaOH、H2SO4抑制水的電離,NaCl不影響水的電離平衡,H2SO4為二元強酸,電離產生的c(H+)大于NaOH電離產生的c(OH-),對水的抑制程度更大,故水的電離程度:①>②>③。
3.C　醋酸和硫酸電離出的H+對水的電離有抑制作用,所以兩者都抑制水的電離,A項錯誤;醋酸是弱酸,電離出的c(H+)小于0.1 mol/L,硫酸是二元強酸,電離出的c(H+)等于0.1 mol/L,c(H+)越大,對水電離的抑制作用越強,兩溶液對水的電離的抑制程度不同,所以兩溶液中由水電離出的c(H+)不相等,B項錯誤;0.05 mol/L的硫酸溶液中, c(H+)=0.1 mol/L,則c(OH-)=1.00×10-13 mol/L,C項正確;加入等體積的水稀釋,雖然促進醋酸的電離,但電離的程度是微弱的,醋酸溶液中c(H+)依然比硫酸溶液中c(H+)小,所以pH:CH3COOH溶液>H2SO4溶液,D項錯誤。
4.D　b和d所處溫度相同,水的離子積相同,各點對應的水的離子積:KW(f)5.B　認識水的電離平衡曲線:
依據圖像分析可知,a點水的離子積小于b點水的離子積,a點的溫度低于b點,A錯誤;由圖像可知b點KW=10-12,d點KW=10-14,所以水的離子積常數KW:b>d,B正確;溫度不變,KW不變,加入少量NaOH,c(OH-)增大,c(H+)減小,溶液不能從c點變到a點,C錯誤;b點對應溫度下, pH=2的H2SO4溶液中c(H+)和pH=10的NaOH溶液中c(OH-)相等,等體積混合后溶液呈中性,D錯誤。
6.答案　(1)1×10-13　10-11 mol/L　(2)酸　(3)BD　(4)<　(5)=
解析　(1)已知T ℃時,0.01 mol/L NaOH溶液的pH=11,則該溫度下,水的離子積KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-13;0.1 mol/L的HA溶液中=109,則該溫度下c(H+)=10-2 mol/L,c(OH-)=10-11 mol/L,酸抑制水的電離,則0.1 mol/L的HA溶液中水電離出的c(OH-)=10-11 mol/L。(2)HA是弱酸,pH之和為14的等體積的NaOH溶液和HA溶液,酸的量更多,故在室溫下,將pH之和為14的NaOH溶液和HA溶液等體積混合后,所得溶液呈酸性。(3)用蒸餾水稀釋0.01 mol/L HA溶液,溶液的酸性減弱,水的電離程度增大,A項錯誤;Ka=,稀釋HA溶液的過程中,c(H+)減小,Ka不變,則減小,B項正確;溫度不變,水的離子積常數不變,溶液中c(H+)和c(OH-)的乘積不變,C項錯誤;加水稀釋,c(A-)、c(HA)均減小,故溶液中c(A-)·c(HA)的值減小,D項正確。(4)HA是弱酸,HCl是強酸,由圖示可知,完全反應后,HA溶液和鹽酸的pH相等,則參加反應的n(HA)>n(HCl),所以m17.D　室溫時,在由水電離產生的c水(H+)和c水(OH-)的乘積為1×10-20的溶液中,水電離產生的c水(H+)=c水(OH-)=1×10-10 mol/L,水的電離受到抑制,溶液可能為酸溶液,也可能為堿溶液。若溶液呈酸性,則C不能大量存在,A不符合題意;若溶液呈堿性,Fe3+不能大量存在,B不符合題意;若溶液呈酸性,則ClO-不能大量存在,若溶液呈堿性,則Al3+不能大量存在,C不符合題意;不管溶液呈酸性還是堿性,Na+、K+、Cl-、S都可以大量共存,D符合題意。
8.C　某溫度下純凈水中的c(H+)=1×10-6 mol·L-1,則c(OH-)=1× 10-6 mol·L-1,則該溫度下的KW=1×10-12,0.01 mol·L-1的NaOH溶液中,c(OH-)=1×10-2 mol·L-1,則c(H+)== mol·L-1=1× 10-10 mol·L-1,所以pH=10,C項正確。
9.C　不同溫度下水的離子積常數不同,溫度未知,兩溶液的pH之和不一定等于14,A項錯誤;雖然二者對水的電離抑制效果相同,但不同溫度下水的離子積常數不同,溫度未知,計算出的水電離出的氫離子濃度不一定是1.0×10-12 mol/L,B項錯誤;0.01 mol/L的NaOH溶液中水電離出的c(OH-)= mol/L,0.01 mol/L的鹽酸中水電離出的c(OH-)= mol/L,所以0.01 mol/L的NaOH溶液和0.01 mol/L的鹽酸中,由水電離出的c(OH-)相等,C項正確;醋酸為弱酸,0.01 mol/L的醋酸溶液和同濃度的鹽酸,醋酸溶液中c(H+)小,醋酸對水的電離抑制作用較弱,D項錯誤。
10.A　設各液體的體積為1 L。①0.5 mol·L-1的H2SO4溶液中, c(H+)=1.0 mol·L-1,c(OH-)=1.0×10-14 mol·L-1,電離的水的物質的量為1.0×10-14 mol;②0.05 mol·L-1 Ba(OH)2溶液中,c(OH-)= 0.1 mol·L-1,c(H+)=1.0×10-13 mol·L-1,電離的水的物質的量為1.0×10-13 mol;③1 mol·L-1 NaCl溶液中c(H+)=c(OH-)=1.0× 10-7 mol·L-1,電離的水的物質的量為1.0×10-7 mol;④純水中c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1,電離的水的物質的量為1.0× 10-7 mol;故①②③④中電離的水的物質的量之比為1.0×10-14 mol∶ 1.0×10-13 mol∶1.0×10-7 mol∶1.0×10-7 mol=1∶10∶107∶107。
11.C　該溶液中HA電離出的c(H+)為0.1 mol/L×0.1%=10-4 mol/L,則pH=-lg10-4=4,A項正確;溫度升高促進弱酸的電離,c(H+)變大,則pH變小,B項正確;HA H++A-,c(H+)=c(A-)=10-4 mol/L,則電離平衡常數Ka=≈1×10-7,C項錯誤;HA電離出的c(H+)為10-4 mol/L,水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-10 mol/L,則由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的106倍,D項正確。
12.C　T ℃時,0.01 mol·L-1 NaOH溶液的pH=a,由于c(H+)==10-a mol·L-1,則KW=10-(a+2),0.1 mol·L-1的HA溶液中===10b,因此溶液中c(OH-)=1 mol·L-1,等于水電離出的c(OH-),C項正確。
1(共22張PPT)
1.電解質與非電解質
(1)電解質:在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。
(2)非電解質:在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物。
2.強電解質和弱電解質
(1)強電解質:在水溶液中完全電離的電解質。
(2)弱電解質:在水溶液中部分電離的電解質。
第一單元 弱電解質的電離平衡
必備知識 清單破
知識點 1 強電解質和弱電解質
1.在一定溫度下,當弱電解質分子在水溶液中電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相
等,溶液中弱電解質分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化,弱電解質的電離就達到了電離平衡
狀態(tài)。
2.影響弱電解質的電離平衡的外界因素:溫度、濃度等。(詳見定點2)
3.書寫弱電解質的電離方程式時用“ ”,如CH3COOH、NH3·H2O的電離方程式分別為
CH3COOH CH3COO-+H+、NH3·H2O N +OH-。
知識點 2 弱電解質的電離平衡
1.電離平衡常數的定義
　　在一定溫度下,當弱電解質達到電離平衡時,弱電解質電離出的各離子濃度冪之積與溶
液中未電離的分子濃度的比值,稱為電離平衡常數,簡稱電離常數。
電離平衡常數可表示弱電解質的電離程度。一定溫度下,電離平衡常數越大,弱電解質的電
離程度越大。
2.電離平衡常數的表達式
一元弱酸HA的電離平衡常數的表達式為Ka= ;一元弱堿BOH的電離平衡常數的
表達式為Kb= 。
知識點 3 電離平衡常數、電離度
α= ×100%
弱電解質溶液濃度一定時,溫度越高,電離度越大;溫度越低,電離度越小。溫度一定時,弱電解
質溶液的濃度越大,電離度越小;弱電解質溶液的濃度越小,電離度越大。
3.電離度
1.水的電離
(1)水是一種極弱的電解質,可發(fā)生微弱的電離。
(2)水的電離方程式為2H2O H3O++OH-,可簡寫為H2O H++OH-。
2.水的離子積常數
水的離子積常數KW=c(H+)·c(OH-),25 ℃時,KW=1.0×10-14,KW不僅適用于純水也適用于稀的電解
質水溶液。
KW只與溫度有關,與溶液的濃度無關,升高溫度,KW增大,降低溫度,KW減小。
知識點 4 水的電離平衡
知識辨析
1.強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的強。這種說法對嗎
2.三氧化硫溶于水能導電,所以三氧化硫是電解質。這種說法對嗎
3.在稀釋醋酸溶液時,醋酸的電離平衡正向移動,溶液中所有微粒濃度都會減小。這種說法對
嗎
4.在醋酸溶液中加入CH3COONa晶體,增大了CH3COO-濃度,醋酸電離平衡逆向移動,電離程
度減小;通入HCl氣體,平衡也會逆向移動,電離程度也減小。這種說法對嗎
一語破的
1.不對。溶液的導電能力的強弱不僅與電解質強弱有關,也與溶液中離子濃度及離子所帶電
荷的多少有關,所以即使是強電解質溶液,如果離子濃度很小,導電能力也會很弱。
2.不對。判斷化合物是否是電解質,主要看其本身能否電離出離子,三氧化硫溶于水能導電,是因為三氧化硫與水反應生成的硫酸電離出離子,不是本身電離出離子,三氧化硫是非電解質。
3.不對。稀釋醋酸溶液時,由于體積增大,溶液中醋酸分子、氫離子和醋酸根離子的濃度都減
小,但由于水的離子積常數在溫度一定時為定值,故氫氧根離子濃度會增大,所以并不是所有
微粒的濃度都減小。
4.對。醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+,加入CH3COONa晶體,溶液中
c(CH3COO-)增大,醋酸的電離平衡逆向移動,所以醋酸的電離程度減小;通入HCl氣體,c(H+)增
大,抑制醋酸電離,醋酸的電離程度減小。
1.強、弱電解質比較
關鍵能力 定點破
定點 1 強、弱電解質的判斷
強電解質 弱電解質
電離程度 完全電離 部分電離
電解質的 存在形式 溶液中存在電解質電離出的陰、陽離子,不存在電解質分子 溶液中既有電解質電離出的陰、陽離子,又有電解質分子
實例 ①大多數鹽(包括難溶性鹽); ②強酸:HNO3、HCl、HClO4、H2SO4等; ③強堿:KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 ①弱酸:H2CO3、CH3COOH、
HClO等;
②弱堿:NH3·H2O等;③水
2.注意事項
電解質的強弱與溶液導電性、物質的溶解性無必然聯系。某些難溶的鹽如AgCl、CaCO3等,
溶于水的部分能完全電離,是強電解質;某些易溶的電解質如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液
中電離程度較小,是弱電解質。
典例 下列關于醋酸性質的描述,不能證明它是弱電解質的是 (　 )
A.0.1 mol·L-1的醋酸溶液中H+濃度約為10-3 mol·L-1
B.醋酸溶液中存在CH3COOH分子,pH<7
C.20 mL pH=2的醋酸溶液與足量鋅粉反應生成H2 224 mL(標準狀況)
D.5 mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液與5 mL 0.1 mol·L-1的KOH溶液恰好完全中和
D
解析：A項,根據溶液中c(H+)遠小于c(CH3COOH)可知,醋酸在溶液中部分電離,屬于弱電解
質;B項,醋酸溶液中存在CH3COOH分子,且pH<7,即CH3COOH在溶液中存在電離,但不能完全
電離,屬于弱電解質;C項,20 mL pH=2的醋酸溶液中已經電離出的n(H+)=0.01 mol·L-1×
0.02 L=2×10-4 mol,生成的氫氣的物質的量為 =0.01 mol,需要消耗H+ 0.02 mol,大于溶液中最初電離出的n(H+),說明醋酸只能部分電離出H+,屬于弱電解質;D項,醋酸與 KOH的物質的量相等,恰好完全反應,無法證明醋酸是弱電解質。
1.外界條件對電離平衡的影響
(1)升高溫度,電離平衡正向移動,因為電離一般是吸熱過程。
(2)降低弱電解質的濃度,電離平衡正向移動。
(3)在弱電解質溶液中加入與弱電解質含有相同離子的強電解質時,電離平衡逆向移動。
(4)加入能與弱電解質電離出的離子發(fā)生反應的離子時,電離平衡正向移動。
定點 2 外界因素對弱電解質的電離平衡的影響
條件改變 平衡移動方向 c(H+) n(H+) 電離程度 導電能力
升高溫度 正向移動 增大 增大 增大 增強
加H2O 正向移動 減小 增大 增大 減弱
通HCl 逆向移動 增大 增大 減小 增強
加少量NaOH(s) 正向移動 減小 減小 增大 增強
加少量 CH3COONa(s) 逆向移動 減小 減小 減小 增強
加少量 CH3COOH 正向移動 增大 增大 減小 增強
2.條件改變對醋酸電離平衡的影響和溶液中微粒濃度的變化

1.電離常數的影響因素
電離常數由電解質本身的性質決定,外界條件也影響電離平衡常數的大小。
(1)電離常數隨溫度變化而變化,但由于電離過程熱效應較小,溫度改變對電離常數影響不大,
其數量級一般不變,所以室溫范圍內可忽略溫度對電離常數的影響。
(2)電離常數與弱酸、弱堿的濃度無關。同一溫度下,不論弱酸、弱堿的濃度如何變化,電離
常數不改變。
2.判斷弱酸(弱堿)的相對強弱
電離常數越大,表示該弱電解質越易電離,所對應的弱酸(弱堿)的酸(堿)性越強。從Ka(Kb)的大
小,可以判斷弱酸(弱堿)的相對強弱,例如弱酸的相對強弱:H2SO3(Ka1=1.5×10-2)>H3PO4(Ka1=
7.5×10-3)>HF(Ka=3.53×10-4)>H2S(Ka1=9.1×10-8)。
定點 3 電離常數的影響因素與應用
3.多元弱酸溶液中的離子濃度大小比較
多元弱酸分步電離,各步電離常數K1 K2 K3,酸性主要由第一步電離決定,第一步電離產生
的H+對第二步電離起抑制作用。如H3PO4分三步電離,第一步最強(Ka1=7.5×10-3),第二步較弱
(Ka2=6.2×10-8),第三步最弱(Ka3=2.2×10-13),則有c(H+)>c(H2P )>c(HP )>c(P )。
4.弱電解質加水稀釋時微粒濃度比值變化
　　加水稀釋,溶液中弱電解質的離子和分子的濃度均減小,電離平衡常數不變,利用電離平
衡常數,可判斷溶液中微粒濃度比值的變化。如0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀釋時,
= = ,由于c(H+)減小,Ka不變,則 增大。
5.判斷電離平衡的移動方向
如在一定濃度的CH3COOH溶液中Ka= ;稀釋至兩倍后,假設平衡不移動,則
Qc= = Ka,Qc典例1 已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在電離平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,要使溶液中
增大,可以采取的措施是 (　 )
①加少量燒堿固體?、谏邷囟取、奂由倭勘姿帷、芗铀、菁由倭看姿徕c固體
A.②④　 　B.②③⑤
C.③④⑤　　D.①②
A
思路點撥：本題可結合影響電離平衡移動的因素進行分析。分析微粒濃度比的變化一般可
將微粒濃度比轉化為含平衡常數的表達式,轉化為只含一個變量的式子。
解析： = ,若恒溫,分析 的變化,只要分析c(CH3COO-)的
變化。①加少量燒堿固體,OH-和H+反應,平衡正向移動,c(CH3COO-)增大,溶液中
減小,錯誤;②升高溫度,促進CH3COOH電離,c(H+)增大,c(CH3COOH)減小,故 增
大,正確;③加少量冰醋酸,平衡正向移動,c(CH3COO-)增大, 減小,錯誤;④加水稀
釋,c(CH3COO-)減小, 增大,正確;⑤加少量醋酸鈉固體,c(CH3COO-)增大,
減小,錯誤。
典例2 常溫下,常見弱電解質的電離常數如表,下列說法正確的是 (　 )
弱酸 H2SO3 H2S HClO
電離 常數 Ka1=1.4×10-2 Ka2=6.0×10-8 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka=4.0×10-8
A.濃度均為0.1 mol·L-1 H2SO3和H2S溶液,后者酸性強
B.0.25 mol·L-1 HClO溶液中c(H+)約為1×10-4 mol·L-1(忽略水的電離)
C.增大弱電解質濃度,上述弱酸的電離程度均增大
D.將H2S通入少量NaHSO3中,發(fā)生反應的離子方程式:H2S+HS HS-+H2O+SO2
B
思路點撥：解答本題應理解電離平衡常數的意義,會利用相關公式進行計算,能利用“較強
酸制較弱酸”原理分析化學方程式的正誤。
解析：Ka1(H2SO3)>Ka1(H2S),H2SO3酸性更強,A錯誤;HClO溶液中存在:HClO H++ClO-,Ka(HClO)=
= ,c2(H+)≈0.25×4.0×10-8 mol2·L-2=10-8 mol2·L-2,故c(H+)約為1× 10-4 mol·L-1,B正確;增大弱電解質濃度,題述弱酸的電離程度均減小,C錯誤;H2S酸性弱于H2SO3,H2S+HS HS-+H2O+SO2不能發(fā)生,D錯誤。
1.KW=c(H+)·c(OH-),c(H+)、c(OH-)均表示溶液中H+、OH-的總物質的量濃度,但是一般情況下
有:
(1)酸溶液中KW=c酸(H+)·c水(OH-)(忽略水電離出的H+的濃度)。
(2)堿溶液中KW=c水(H+)·c堿(OH-)(忽略水電離出的OH-的濃度)。
(3)外界條件改變,水的電離平衡發(fā)生移動,但由水電離出的c(H+)與水電離出的c(OH-)一定相
等。
(4)室溫下,由水電離出的c(H+)=1×10-13 mol·L-1的溶液可能呈酸性,也可能呈堿性。
定點 4 外界因素對水電離的影響
改變條件 平衡移動方向 c(H+) c(OH-) 水的電離程度 KW
升高溫度 正移 增大 增大 增大 增大
加入酸 逆移 增大 減小 減小 不變
加入堿 逆移 減小 增大 減小 不變
加入活潑金屬 (如Na) 正移 減小 增大 增大 不變
2.外界條件的改變對水電離平衡的影響
典例 在相同溫度下,0.01 mol·L-1 NaOH溶液和0.01 mol·L-1的鹽酸相比,下列說法正確的是
(　 )
A.兩溶液中由水電離出的c(H+)都是1.0×10-12 mol·L-1
B.NaOH溶液和鹽酸中由水電離出的c(OH-)分別為1.0×10-2 mol·L-1、1.0×10-12 mol·L-1
C.兩溶液中由水電離出的c(H+)相等
D.兩溶液中水的電離均被促進
C
思路點撥：酸或堿電離出的H+或OH-會使水的電離平衡逆移,從而抑制水的電離。
解析：NaOH溶液中的OH-和鹽酸中的H+濃度相同,對水電離抑制程度相同,水電離出的c(H+)
相同,均為 mol·L-1,由于未指明溫度,KW不確定,則溶液中水電離出的c(H+)不一定是1.0×
10-12 mol·L-1,兩溶液中水的電離均被抑制,A、B、D錯誤,C正確。

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