《第3章物质在水溶液中的行为》复习提纲.docx
- 文档编号:16914137
- 上传时间:2023-07-19
- 格式:DOCX
- 页数:18
- 大小:29.54KB
《第3章物质在水溶液中的行为》复习提纲.docx
《《第3章物质在水溶液中的行为》复习提纲.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《《第3章物质在水溶液中的行为》复习提纲.docx(18页珍藏版)》请在冰点文库上搜索。
《第3章物质在水溶液中的行为》复习提纲
《第3章物质在水溶液中的行为》复习提纲
一、水的电离和溶液的pH
1、水的电离
水是一种极弱的电解质:
2H2OH3O+十OH—
【注意】Kw只与温度有关.温度一定时,Kw是一个定值,不受c(H+)和c(OH—)大小的影响;并且水的离子积不但适用于纯水,也适用于酸性或碱性稀溶液.
2.影响水的电离平衡的因素
(1)酸、碱
在纯水中加人酸或碱,均使水的电离平衡左移,此时若温度不变,Kw不变。
(H+)发生改变,pH也随之改变;若向水中加人酸,则c(H+)增大,c(OH一)变小,pH变小.
(2)温度
由于水电离过程吸热,若升高温度将促进水的电离,故平衡右移,c(H+)、c(OH一)同时增大,pH变小。
但由于c(H十)与c(OH一)始终保持相等,故溶液仍显中性.
(3)易水解的盐
在纯水中加人能水解的盐,不管水解后溶液显什么性,均促进水的电离,但只要温度不变,Kw就不变.
3.溶液的酸碱性——取决于溶液中以c(H十)和c(OH一)的相对大小
(1)pH相同的酸(或碱),酸(或碱)性越弱,其物质的量浓度越大.
(2)pH相同的强酸和弱酸溶液,加水稀释相同的倍数,则强酸溶液pH变化大;碱也如此
(3)酸与碱的pH之和为14,等体积混合规律
若为强酸与强碱,则pH==7;若为强酸与弱碱,则pH>7;
若为弱酸与强碱,则pH<7。
(4)等体积强酸(pH1)和强碱(pH2)混合规律
若二者pH之和为14.则溶液呈中性,pH==7;
若二者pH之和大于14,则溶液呈碱性;
若二者pH之和小于14,则溶液呈酸性.
4.溶液pH的计算
酸按酸,碱按碱,同强混合在之间;异强混合看过量,无限稀释7为限。
5.关于溶液的稀释规律
①对于强酸溶液,c(H十)每稀释10n倍,pH增大n个单位(但最后溶液的pH不超过7);
②对于强碱溶液,c(OH一)每稀释10n倍,pH减小n个单位(但最后溶液的pH不小于7);
③对于pH或物质的量浓度相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱),稀释相同倍数时,强酸的pH增大得较多(或强碱pH减小得较多)。
6.常见酸碱指示剂及其变色范围:
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5红色
5——8紫色
>8蓝色
甲基橙
<3.1红色
3.1——4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2——10.0浅红色
>10.0红色
【典例1】(2007·天津理综)25℃时,水的电离达到平衡:
H2OH++OH-;ΔH>0,下列叙述正确的是()
A.向水中加人稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,Kw不变
C.向水中加人少量固体CH3COONa,平衡逆向移动,c(H+)降低
D.将水加热,Kw增大,pH不变
【典例2】在由水电离产生的H+浓度为1×10-13mol·L-1的溶液中,一定能大量共存的离子组是()
①K+、Cl-、NO3-、S2-②K+、Fe2+、I-、SO42-③Na+、Cl-、NO3-、SO42-
④Na+、Ca2+、Cl-、HCO3-⑤K+、Ba2+、Cl-、NO3-
A.①③B.③⑤C.③④D.②⑤
【典例3】常温下,在pH=12的某溶液中,由水电离出的c(OH-)( )
A.一定为1.0×10-2mol·L-1B.一定为1.0×10-12mol·L-1
C.可能为1.0×10-2mol·L-1,也可能为1.0×10-12mol·L-1
D.只可能为1.0×10-2mol·L-1,不可能为1.0×10-12mol·L-1
【典例4】某温度下重水中存在如下电离平衡:
D2OD++OD-,K(D2O)=1.0×10-12,若pD=-lg{c(D+)},则该温度下有关分析正确的是()
A.0.1molNaOD溶于重水形成1L溶液,其pD=13
B.将pD=4的DCl的重水溶液,用重水稀释100倍,其pD=6
C.向30mL0.5mol·L-1NaOD的重水溶液中加入20mL0.5mol·L-1DCl的重水溶液,所得溶液的pD=13
D.pD=10的NaOD重水溶液中,由重水电离出的c(OD-)≈1×10-10mol·L-1
二、盐类水解的原理
1、水解本质(实质):
破坏水的电离平衡、促进水的水电离
盐类水解的本质是盐溶液中盐电离出来的弱酸根离子或弱碱根离子与水分子电离出的H+或OH―结合成弱电解质,从而破坏了水的电离平衡,并使水的电离平衡正向移动,最后使得溶液中c(H+)(或c(OH―))大于c(OH―)(或c(H+))而使溶液呈酸性(或碱性)。
如:
NH4Cl:
NH4++H2ONH3·H2O+H+(显酸性)
CH3COONa:
CH3COO―+H2OCH3COOH+OH―(显碱性)
2、条件:
盐必须可溶;必须有弱电解质的离子;(有弱才水解)
3、影响因素:
内因是盐本身的性质(越弱越水解)
①升高温度有利于水解反应,盐类的水解反应是吸热反应,所以。
②浓度越稀,水解程度越大,但水解产生的酸碱性比浓溶液弱。
③溶液中有酸或碱对盐水解有较强的影响,相同抑制,不同促进。
例如:
不同条件对FeCl3水解平衡的影响Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
条件
移动方向
H+数
pH
Fe3+水解率
现象
升温
向右
增
降
增大
颜色变深(黄→红棕)
通HCl
向左
增
降
减小
颜色变浅
加H2O
向右
增
升
增大
颜色变浅
加Fe粉
向左
减
升
增大
颜色变浅
加NaHCO3
向右
减
升
增大
红褐沉淀,无色气体
4、水解规律(谁强显谁性)
盐的类型
实例
水解吗
什么离子水解
溶液的pH
强酸强碱盐
NaCl、KNO3、BaCl2
不水解
pH=7
强酸弱碱盐
NH4Cl、FeCl3、CuSO4
水解
NH4+、Cu2+、Fe3+阳离子
pH<7
强碱弱酸盐
Na2S、Na2CO3、NaHCO3
水解
S2―、CO32―、HCO3―阴离子
pH>7
常见的水解离子:
阳离子:
一价:
NH4+、Ag+二价:
Fe2+、Cu2+、Zn2+三价:
Fe3+、Al3+……
阴离子:
一价:
CH3COO—、HS―、AlO2—、ClO—、F—、HCO3—
二价:
SiO32—、HPO42—、CO32—、S2—三价:
PO43—……
5、双水解:
一般来说,酸性盐(不是酸式盐)与碱性盐混合时,应从双水解考虑:
(1)两种水解情况相反的盐溶液混合后,按图所示连线间的反应进行双水解,且反应进行到底。
(2)有的双水解只能部分进行,属可逆反应。
如NH4HCO3、(NH4)2CO3、(NH4)2SO4、(NH4)2S、CH3COONH4、MgCO3等在常温下水解程度均不大。
6、表示:
(注意双水解)
a、写盐中的弱酸或弱碱的离子。
b、写水分子。
c、存在水解平衡,用“”。
d、生成的物质是微粒,因此不会有气体逸出,不会有沉淀产生,生成的极少量的不稳定物质也不会分解。
注意:
Ⅰ、多元弱酸的水解分步进行,而第一步水解是主要的,如:
CO32―+H2OHCO3―+OH―…①主要HCO3―+H2OH2CO3+OH―……②次要
所以在Na2CO3的水溶液中CO32―是主要的,其次为OH―和HCO3―,而H2CO3分子则是极其微量的,所以该水解的方程式切忌:
CO32―+2H2OH2CO3+2OH―或CO32―+H2OHCO3―+OH―
Ⅱ、多元弱碱的水解不同,其水解一步完成:
Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。
Ⅲ、完全双水解时用“==”,见上“5”
三、水解的应用
1、判断溶液的酸碱性:
对盐类水解的判断,可知酸越弱,本身越难电离,其酸根阴离子越易水解,其溶液的碱性越强。
如:
NaX、NaY、NaZ三种钠盐的pH分别为8、9、10,则HX、HY、HZ三种一元酸的相对强弱的顺序应为:
HX>HY>HZ。
因为三种盐都是强碱弱酸盐,酸越弱,碱性越强,所以HX的酸性最强,HZ的酸性最弱。
又如:
Na2S:
HCl:
CH3COOH,各1mol混合在一起,溶液显酸性还是碱性?
分析:
Na2S+HCl=NaHS+NaClNaHS+CH3COOH=CH3COONa+H2S↑
由于CH3COONa为强碱弱酸盐,所以溶液显碱性。
注意:
酸式盐溶液一定显酸性吗?
如何判断酸式盐溶液的酸碱性?
提示:
酸式盐的水溶液显什么性质,这要看该盐的组成粒子的实际表现。
如果不考虑阳离子水解的因素,单纯考虑酸式酸根离子,那么酸式酸根离子(以HR-为例)在水溶液中既可以电离又可以水解。
①强酸的酸式盐只电离,不水解,一定显酸性。
如NaHSO4
②弱酸酸式盐存在两种趋势:
HR-H++R2-(电离,显酸性),HR-+H2O==H2R+OH-(水解,显碱性)。
很显然,如果电离趋势占优势,则显酸性,如H2PO4―、HSO3―;如果水解趋势占优势,则显碱性,如HCO3―、HS-、HPO42―等。
2、判断溶液中离子浓度的关系:
①、电荷守恒:
任何溶液中,溶液总是呈电中性,所有的阳离子带的正电荷等于所有的阴离子带的负电荷。
如Na2CO3溶液:
c(Na+)+c(H+)=c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32—)。
在NH4Cl溶液中,c(NH4+)+c(H+)=c(Cl―)+c(OH―),若c(NH4+)=c(Cl―),则c(H+)=c(OH―),pH=7。
②原子(元素)守恒:
即在任何溶液中某些特征性的原子是固定不变的:
如Na2CO3溶液无论碳原子以什么形式存在,始终存在关系式:
n(Na)=2n(C),即:
c(Na+)=2c(HCO3―)+2c(CO32—)+2c(H2CO3)
③质子守恒规律
指溶液中酸碱反应的结果,得质子后的产物、得到质子的物质的量应该与失质子后的产物、失去质子的物质的量相等。
如Na2CO3溶液中的质子守恒关系为:
c(H+)+c(HCO3―)+2c(H2CO3)=c(OH-)或c(H+)=c(OH-)-c(HCO3―)-2c(H2CO3)。
④、溶液中粒子浓度大小的比较规律
Ⅰ、多元弱酸溶液,由多步电离,如在H3PO4的溶液中,c(H+)>c(H2PO4―)>c(HPO42―)>c(PO43―)。
Ⅱ、多元弱酸的正盐溶液,由弱酸根的分步水解分析,
如Na2CO3溶液中c(Na+)>c(CO32―)>c(OH-)>c(HCO3―)。
Ⅲ、不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对其影响的因素。
如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,c(NH)由大到小的顺序是③>①>②。
Ⅳ、同一溶液不同离子的比较:
在(NH4)2SO4溶液中:
(NH4)2SO4=2NH4++SO42—
2:
1
虽然NH4+水解,但由于c(NH4+)为c(SO42—)的两倍,所以该溶液中离子浓度大小的顺序为:
c(NH4+)>c(SO42—)>c(H+)>c(OH―)
Ⅴ、混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电离因素,水解因素等。
如在某溶液中含有NH4+、OH―、H+、Cl―。
各离子浓度的大小顺序可以为?
3、判断盐分解后的产物:
①、由挥发性的强酸所形成的弱碱盐,加热蒸干之后得到的是其氧化物;AlCl3、MgCl2、FeCl2
②、由不挥发性的强酸所形成的弱碱盐加热蒸干之后可以得到原化合物;CuSO4、NH4HSO4。
③、由挥发性的弱酸或不挥发性的弱酸所形成的强碱盐加热蒸干之后仍得到原化合物。
Na2CO3。
④、考虑氧化还原反应。
如Na2SO3、FeSO4。
⑤、考虑盐是否分解。
如加热蒸干Ca(HCO3)2、NH4Cl、NaHCO3、NH4HCO3。
⑥、有时要多方面考虑,如加热蒸干NaClO溶液时,既要考虑水解,又要考虑HClO的分解,所得固体是NaCl。
4、化肥混施:
注意酸碱性不可混用。
5、溶液配制
配制FeCl3溶液,应先将FeCl3固体溶于少量HCl中,再加水稀释。
(防止水解),否则配出的溶液呈浑浊状:
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
6、净水:
明矾(KAl(SO4)2·12H2O)可以净水:
KAl(SO4)2·12H2O=K++Al3++2SO42—+12H2O
Al3++3H2OAl(OH)3(胶体,净水)+3H
在自来水工厂用氯气和绿矾净水:
Cl2+H2OHCl+HClO(HClO杀菌消毒)
Cl2+2Fe2+=2Cl—+2Fe3+(绿矾为FeSO4·7H2O)Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H
7、泡沫灭火剂——Al2(SO4)3和NaHCO3溶液:
Al2(SO4)3溶液显酸性:
Al3++3H2OAl(OH)3↓+3H+
NaHCO3溶液显碱性:
HCO3-+H2OH2CO3+OH-
两溶液无沉淀无气体,若两溶液混合,则:
Al3++3HCO3—=Al(OH)3↓+3CO2↑
8、物质除杂
除去MgCl2酸性溶液中Fe3+,可在加热搅拌条件下加入MgCO3,过滤。
(用离子方程式和适当文字表示)
答案:
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+;MgCO3+2H+====Mg2++CO2↑+H2O。
加入MgCO3,破坏了Fe3+水解平衡,促进水解,生成的Fe(OH)3在加热搅拌条件下发生聚沉,最后可除去Fe3+。
9、解释某些现象事实:
①、氯化铁溶液止血②、氯化铵用于焊接金属除锈
③、制备胶体④、某些活泼的金属Mg和盐NH4Cl溶液反应
【典例5】在Na2HPO4溶液中,存在着下列平衡:
HPO42-H++PO43-,HPO42-+H2OH2PO4-+OH-,并且溶液呈碱性。
欲使溶液中的HPO42-、H+、PO43-浓度都减小,可采取的方法是()
A.加盐酸B.加石灰水C.加烧碱D.用水稀释
【典例6】(09天津卷2)25℃时,浓度均为0.2mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不正确的是()
A.均存在电离平衡和水解平衡B.存在的粒子种类相同
C.c(OH-)前者大于后者D.分别加入NaOH固体,恢复到原温度,c(CO32-)均增大
【典例7】(09天津卷4)下列叙述正确的是()
A.0.1mol/LC6H5ONa溶液中:
c(Na+)>c(C6H5O-)>c(H+)>c(OH-)
B.Na2CO3溶液加水稀释后,恢复至原温度,pH和Kw均减小
C.pH=5的CH3COOH溶液和pH=5的NH4Cl溶液中,c(H+)不相等
D.在Na2S溶液中加入AgCl固体,溶液中c(S2-)下降
【典例8】(09四川卷12)关于浓度均为0.1mol/L的三种溶液:
①氨水、②盐酸、③氯化铵溶液,下列说法不正确的是()
A.c(NH+4):
③>①
B.水电离出的c(H+):
②>①
C.①和②等体积混合后的溶液:
c(H+)=c(OH—)+c(NH3·H2O)
D.①和③等体积混合后的溶液:
c(NH+4)>c(Cl—)>c(OH—)>c(H+)
【典例9】(09北京卷11)有4种混合溶液,分别由等体积0.1mol/L的2种溶液混合面成:
①CH3COONa与HCl;②CH3COONa与NaOH;③CH3COONa与NaCl;④CH3COONa与NaHCO3
下列各项排序正确的是
A.pH:
②>③>④>①B.c(CH3COO-):
②>④>③>①
C.溶液中c(H+):
①>③>②>④D.c(CH3COOH):
①>④>③>②
四、酸碱中和滴定
(1)中和滴定实验主要仪器的使用
①中和滴定中使用的滴定管分酸式和碱式两种,使用时不能混用。
酸式滴定管还可用于盛其他酸性或具有强氧化性的物质,碱式滴定管还能用于盛装其他碱性物质。
②中和滴定中有关仪器的洗涤,滴定管在使用前经检查后要进行洗涤,须先用自来水洗(必要时用特殊试剂洗)再用蒸馏水洗,然后再用待盛液润洗2—3次。
但锥形瓶用蒸馏水洗净后不能再用待盛液润洗,否则将会引起误差。
③要注意滴定管的刻度,0刻度在上,往下越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度。
滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,也不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱),也不得中途向滴定管中添加。
(2)中和滴定实验操作
①滴定前的准备
滴定管:
检漏→水洗→润洗→注液→赶气泡→调液面→初始读数。
锥形瓶:
水洗→装液→滴指示剂。
②滴定
滴定时,左手旋转酸式滴定管玻璃活塞(或挤压碱式滴定管玻璃球),右手振荡锥形瓶,眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化及滴液速率。
当最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化,且半分钟内不恢复为原色时即为滴定终点。
滴定到达终点后,停止滴定,静置片刻,读出并记录终了读数。
上述滴定操作再重复两次。
③数据处理:
取平均值求出结果。
难点中和滴定实验的误差分析
滴定待测液的浓度时,消耗标准溶液多,则结果偏高;消耗标准溶液少,则结果偏低。
从计算式分析,当酸与碱恰好中和时,有关系式:
c(标)·V(标)·n(标)=c(待)·V(待)·n(待)(c、V、n分别表示溶液物质的量浓度,溶液体积,酸或碱的元数)。
故c(待)=,由于c(标)、n(标)、V(待)、n(待)均为定值,所以c(待)的大小取决于V(标)的大小,V(标)大,则c(待)大,V(标)小,则c(待)小。
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱为例,常见的因操作不对而引起的误差:
(1)未用标准酸洗滴定管,则测量值偏高;
(2)滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后消失,则测量值偏高;(3)滴定前读数正确,滴定后俯视读数,则测量值偏低;(4)滴定前读数正确,滴定后仰视读数,则测量值偏高;(5)滴定前,用待测液洗锥形瓶,则测量值偏高;(6)未用待测液洗移液管,则测量值偏低。
中和滴定的关键是准确判断滴定终点,即根据滴定过程中的pH变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化,选择合适的指示剂,判断中和反应是否能进行。
在实验室里一般选用酚酞或甲基橙作指示剂,石蕊试液由于变化不太明显,滴定时不宜使用。
指示剂的变色范围与酸碱中和后的溶液的pH越接近越好,且变色要明显,通常情况下,酸碱用甲基橙;碱酸用酚酞。
如果酸碱有一方是弱的,酸碱恰好中和时,所得的溶液不一定呈中性,则应根据中和所得盐溶液的pH来确定选用上述的哪种指示剂。
造成中和滴定的误差原因很多,如读数误差、操作误差、计算误差、指示剂的选择误差、药品不纯引起的误差等。
因此,要做好本实验,必须各个环节都要注意。
下面就以标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液为例,分析造成误差的常见因素,并判断对待测碱浓度的影响。
产生误差的常见因素
的误差
仪器洗涤
酸式滴定管水洗后未用标准液润洗
偏大
锥形瓶水洗后用待测液润洗
偏大
量器读数
滴定前俯视酸式滴定管,滴定后平视
偏大
滴定前仰视酸式滴定管,滴定后俯视
偏小
操作不当
滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡,滴定结束后气泡消失
偏大
滴定结束,滴定管尖端挂一滴液体未滴下
偏大
将移液管尖嘴部分的液体吹出
偏大
滴定过程中,振荡锥形瓶时,不小心将溶液溅出
偏小
用甲基橙作指示剂,滴至橙色,半分钟内又还原成黄色,不处理就计算
偏小
【典例10】氧化还原滴定实验同中和滴定类似(用已知浓度的氧化剂溶液滴定未知溶液的还原剂溶液或反之)。
现有0.001mol/LKMnO4酸性溶液和未知浓度的无色NaHSO3溶液。
反应的离子方程式是
2MnO4-+5HSO3-+H+==2Mn2++5SO42-+3H2O。
填空回答问题:
(1)该滴定实验所需仪器有下列中的。
A.酸式滴定管(50mL)B.碱式滴定管(50mL)C.量筒(10mL)D.锥形瓶
E.铁架台F.滴定管夹G.烧杯H.白纸I.胶头滴管J.漏斗
(2)不用(酸、碱)式滴定管盛放高锰酸钾溶液。
试分析原因。
(3)选何种指示剂,说明理由。
(4)滴定前平视KMnO4液面,刻度为amL,滴定后俯视液面刻度为bmL,则(b-a)mL比实际消耗KMnO4溶液体积(多、少)。
根据(b-a)mL计算得到的待测浓度比实际浓度(大、小)。
【典例11】维生素C是一种水溶性维生素(其水溶液呈酸性),它的分子式是C6H8O6,人体缺乏这种维生素易得坏血症,所以维生素C又称抗坏血酸,维生素C易被空气中的氧气氧化。
在新鲜的水果、蔬菜、乳制品中都富含维生素C,如新鲜橙汁中维生素C的含量在500mg·L-1左右。
校课外活动小组测定了某牌子的软包装橙汁中维生素C的含量。
下面是测定实验分析报告,请填写有关空白。
(1)测定目的:
测定××牌软包装橙汁饮料中维生素C含量。
(2)测定原理:
C6H8O6+I2C6H6O6+2H++2I-
(3)仪器用品及试剂:
①仪器和用品:
(自选,略)
②试剂:
指示剂______(填名称)、浓度为7.50×10-3mol·L-1标准碘溶液、蒸馏水等。
(4)实验过程:
①洗涤仪器,检查滴定管是否漏液,润洗后装好标准碘溶液待用。
②打开橙汁包装,目测:
颜色——橙黄色,澄清度——好。
用________(填仪器名称)向锥形瓶中移入20.00mL待测橙汁,滴入2滴指示剂。
③用左手控制滴定管的________(填部位),右手摇动锥形瓶,眼睛注视________,直到滴定终点。
滴定至终点的现象是________________________。
(5)数据记录与处理:
(设计数据记录和数据处理的表格,不必填数据)若经数据处理,滴定中消耗标准碘溶液的体积是15.00mL,则此橙汁中维生素C的含量是_______mg·L-1。
(6)问题讨论:
①滴定时能否剧烈摇动锥形瓶?
为什么?
②从分析数据看,此软包装橙汁是不是纯天然橙汁?
A.是B.可能是C.不是
制造商可能采取的做法是________。
A.加水稀释天然橙汁B.橙汁已被浓缩C.将维生素C作为添加剂
答案及解析
【典例1】【答案】B
【解析】A项向水中加人稀氨水,引入c(OH-),平衡逆向移动,c(OH-)增大;B项温度不变,离子积不变;C项CH3COO-消耗H+,平衡正向移动;D项温度升高促进水的电离,pH减小。
【典例2】【答案】B
【解析】在由水电离产生的H+浓度为1×10-13mol·L-1的溶液可能是酸性溶液,也可能是碱性溶液。
①、H+、NO3-、S2-发生氧化还原不共存;②OH-、Fe2+不共存;④HCO3-无论酸性、碱性都不共存。
【典例3】【答案】C
【解析】pH=12的某溶液可能是碱溶液,也可能是盐溶液,因此水的电离可能受到了
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 第3章物质在水溶液中的行为 物质 水溶液 中的 行为 复习 提纲