（廣東專用）2015高考化學二輪復習 考前三個月 第一部分 專題3 化學基本理論9

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1、學案9　電解質溶液 最新考綱展示　1.了解電解質的概念；了解強電解質和弱電解質的概念。2.了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。3.了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。4.了解水的電離，離子積常數(shù)。5.了解溶液pH的定義；了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。6.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素以及鹽類水解的應用。7.了解難溶電解質的沉淀溶解平衡及沉淀轉化的本質。 基礎回扣 1．NH3·H2O在水溶液中的電離方程式為_____________________________________________， 其電離常數(shù)表達式為_____________

2、________________________________________________。 只改變下列一種條件： ①升高溫度?、诩铀♂尅、奂由倭縉aOH(s)?、芡ㄉ倭縃Cl(g)　⑤加入NH4Cl(s)?、藜尤隢a2CO3(s) 其中能實現(xiàn)下列要求的是： (1)使電離平衡正向移動的有________。 (2)使c(NH)減小的有________。 (3)使c(H＋)增大的有________。 (4)使平衡常數(shù)Kb增大的有________。 答案　NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝ (1)①②④　(2)②③⑥　(3)①②④⑤　(4)① 2．有下列幾種物質：①

3、NH3·H2O?、贜H4Cl ③(NH4)2SO4　④NH4HSO4?、軳H4HCO3 ⑥Na2CO3　⑦NaHCO3?、郚aOH 按要求回答問題： (1)能促進水的電離且溶液呈酸性的是________。 (2)同濃度的①～④的溶液中c(NH)由大到小的順序是____________________。 (3)常溫下，同濃度⑤～⑧溶液，pH由小到大的順序是________________。 (4)NaHCO3溶液顯堿性的原因是___________________________________________________。 (5)NaHCO3溶液的電荷守恒式：_______

4、_____________________________________________； NaHCO3溶液的物料守恒式：______________________________________________________。 答案　(1)②③ (2)③>④>②>① (3)⑤<⑦<⑥<⑧ (4)NaHCO3溶液中HCO存在兩種平衡：水解平衡HCO＋H2OH2CO3＋OH－，電離平衡HCOH＋＋CO，水解程度大于電離程度，因而顯堿性 (5)c(Na＋)＋c(H＋)===c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO) c(Na＋)===c(HCO)＋c(H2CO3)＋c(C

5、O) 3．溶液的酸堿性和pH： (1)25 ℃，0.01 mol·L－1的鹽酸中，c(OH－)＝________ mol·L－1，pH＝____________，由水電離出的c(H＋)＝________。 (2)100 ℃時，pH＝6的水中c(H＋)＝________ mol·L－1，該水顯________性。 (3)100 ℃時(Kw＝10－12)，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH為________________，由水電離出的c(OH－)＝________。 (4)25 ℃時，pH＝8的CH3COONa溶液中c(OH－)＝__________________，由水電

6、離的c(OH－)＝________________。 答案　(1)10－12　2　10－12 mol·L－1　(2)10－6 　中　(3)10　10－10 mol·L－1　(4)1×10－6 mol·L－1 1×10－6 mol·L－1 4．正誤判斷，正確的打“√”，錯誤的打“×” (1)任何溫度下，水溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小都可判斷溶液的酸、堿性(　　) (2)弱電解質的導電能力一定比強電解質的導電能力弱(　　) (3)某鹽溶液呈酸性，一定是由水解引起的(　　) (4)水解方程式都必須寫“”(　　) (5)AgCl(s)溶解平衡常數(shù)表達式為Ksp＝(　　)

7、 (6)沉淀轉化只能是Ksp大的沉淀轉為Ksp小的沉淀(　　) (7)中和等體積、等pH的鹽酸和醋酸消耗的NaOH的量相同(　　) (8)制備無水AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用將溶液直接蒸干的方法(　　) (9)用濕潤的pH試紙測得某溶液的pH＝3.4(　　) (10)在NaHCO3溶液中加入NaOH，不會影響離子的種類(　　) 答案　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)× (7)×　(8)√　(9)×　(10)√ 題型1　溶液中“三大平衡”的應用 1．(2014·高考題選項組合)下列說法或表述正確的是________(填序號)。 ①(

8、四川理綜，4D)將FeCl3溶液加入Mg(OH)2懸濁液中，振蕩，可觀察到沉淀由白色變?yōu)榧t褐色 ②(天津理綜，3B)NH4F水溶液中含有HF，因此NH4F溶液不能存放于玻璃試劑瓶中 ③(重慶理綜，3D)25 ℃時Cu(OH)2在水中的溶解度大于其在Cu(NO3)2溶液中的溶解度 ④(安徽理綜，12D)溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀轉化，ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀 ⑤(江蘇，11C)加熱0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大 ⑥(北京理綜，9A)測0.1 mol·L－1氨水的pH為11：NH3·H2ONH＋OH－ 答案

9、?、佗冖邰堍茛? 2．(2014·上海，21)室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH＝4。關于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是(雙選)(　　) A．溶液的體積10V甲≤V乙 B．水電離出的OH－濃度：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙 C．若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙 D．若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應，所得溶液的pH ：甲≤乙 答案　AD 解析　本題考查弱電解質的電離和鹽類水解。由題意原甲、乙兩燒杯均盛有5 mL的溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH＝4，若該酸為強酸則10V甲＝V乙，若為弱酸

10、則10V甲乙，所以C錯誤；D中若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應，若為強酸，則甲＝乙，若為弱酸，所得溶液應為酸性，甲中濃度大，酸性強，pH小，所以甲≤乙，所以D正確。 3．[2014·福建理綜，25(4)]證明NaHSO3溶液中HSO的電離程度大于水解程度，可采用的實驗方法是________(填序號)。 a．測定溶液的pH b．加入Ba

11、(OH)2溶液 c．加入鹽酸 d．加入品紅溶液 e．用藍色石蕊試紙檢測 答案　ae 解析　HSO發(fā)生電離：HSOH＋＋SO，同時會發(fā)生水解：HSO＋H2OH2SO3＋OH－，若HSO的電離大于HSO的水解，則溶液顯酸性，故答案a、e正確。 4．(2014·上海，31)向ZnSO4溶液中滴加飽和H2S溶液，沒有沉淀生成，繼續(xù)滴加一定量的氨水后，生成ZnS沉淀，用電離平衡原理解釋上述現(xiàn)象。 答案　H2S飽和溶液中S2－濃度小，滴加氨水使堿性增強，使得H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－的電離平衡正向移動，使S2－濃度增大，與Zn2＋產生ZnS沉淀 解析　向ZnSO

12、4溶液中滴加飽和H2S溶液，沒有沉淀生成，說明H2S飽和液中S2－濃度小不足以生成ZnS沉淀，而當?shù)渭右欢康陌彼?，氨水呈堿性使得H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－的電離平衡正向移動，使S2－濃度增大，與Zn2＋產生ZnS沉淀。 電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡均屬于化學平衡，因而遵循化學平衡移動原理。 1．電離平衡與水解平衡的比較 電離平衡 (如CH3COOH溶液) 水解平衡 (如CH3COONa 溶液) 研究 對象 弱電解質(包括水的電離、多元弱酸的酸式鹽) 鹽溶液(包括強酸弱堿形成的鹽、弱酸強堿形成的鹽、弱酸弱堿形成的鹽) 實質 弱電解質的

13、電離 鹽促進水的電離 升高溫度 促進電離，離子濃度增大，K增大 促進水解，K增大 加水稀釋 促進電離，離子濃度(除OH－外)減小，K不變 促進水解，離子濃度(除H＋外)減小，K不變 加入相 應離子 加入CH3COONa固體或鹽酸，抑制電離，K不變 加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，K不變 加入反 應離子 加入NaOH，促進電離，K不變 加入鹽酸，促進水解，K不變 2.沉淀溶解平衡的應用實例 應用 舉例 沉淀的 生成 ①調節(jié)pH：如CuCl2溶液中含雜質FeCl3，可調節(jié)pH至4左右，使Fe3＋轉化為Fe(OH)3沉淀而除去 ②加沉淀劑法：如以N

14、a2S、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子如Cu2＋、Hg2＋等生成極難溶的硫化物CuS、HgS，是分離、除去雜質常用的方法 沉淀的 溶解 如用鹽酸可溶解碳酸鈣沉淀，用NaOH可溶解氫氧化鋁沉淀 沉淀的 轉化 ①由難溶的沉淀轉化為更難溶的沉淀是比較容易實現(xiàn)的一種轉化，如在AgCl懸濁液中，加入KI溶液后，沉淀變黃，再加入Na2S溶液，沉淀變黑 ②由難溶的沉淀轉化為更易溶的沉淀是比較難以實現(xiàn)的一種轉化，轉化的前提是“兩種沉淀的溶解度相差不是很大”。如雖然Ksp(BaSO4)

15、 (一)走出溶液稀釋與混合的誤區(qū) 1．正誤判斷，正確的打“√”，錯誤的打“×” (1)常溫下pH為2的鹽酸與等體積pH＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性(×) (2)常溫下pH為2的鹽酸中，由H2O電離出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1(√) (3)同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合后，溶液的pH＝7(×) (4)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4(×) (5)100 ℃時，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈中性(×) 2．體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下

16、列敘述錯誤的是(　　) A．與NaOH完全中和時，醋酸所消耗的NaOH多 B．分別與足量CaCO3反應時，放出的CO2一樣多 C．兩種溶液的pH相等 D．分別用水稀釋相同倍數(shù)時，n(Cl－)n(HCl)，故與NaOH完全中和，醋酸消耗的NaOH多，分別與足量CaCO3反應時，醋酸放出的CO2多，A項正確，B項錯誤；分別用水稀釋相同倍數(shù)時，

17、醋酸的電離程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不變，D項正確。 3．25 ℃時，對pH＝3的醋酸溶液(Ⅰ)和pH＝11的氫氧化鈉溶液(Ⅱ)，下列說法正確的是(　　) A．Ⅰ和Ⅱ的物質的量濃度均為0.001 mol·L－1 B．將Ⅰ稀釋10倍，溶液中c(CH3COOH)、c(OH－)均減小 C．Ⅰ和Ⅱ溶液混合，若c(OH－)>c(H＋)，則氫氧化鈉過量 D．Ⅰ和Ⅱ等體積混合后，溶液中離子濃度大小關系為c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－) 答案　D 解析　A項，醋酸為弱酸，pH＝3的醋酸溶液的物質的量濃度大于0.001 mol·L－1；B項，將醋

18、酸溶液稀釋10倍，CH3COOH的電離程度增大，n(H＋)、n(CH3COO－)增大，但c(H＋)、c(CH3COO－)減小，由于Kw＝c(H＋)·c(OH－)不變，則c(OH－)增大；C項，當醋酸和NaOH恰好完全反應時，得到CH3COONa溶液，CH3COO－水解使溶液呈堿性；D項，Ⅰ和Ⅱ等體積混合得到CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，溶液呈酸性，離子濃度大小關系為c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。 “電離平衡”分析判斷中的常見誤區(qū) (1)誤認為電離平衡向正向移動，弱電解質的電離程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動，但

19、醋酸的電離程度減小。 (2)誤認為弱電解質在加水稀釋的過程中，溶液中離子濃度都減小，如氨水加水稀釋時，c(H＋)增大。 (3)誤認為由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液一定呈堿性。如25 ℃，0.1 mol·L－1的鹽酸或氫氧化鈉溶液中由水電離的c(H＋)都為1.0×10－13 mol· L－1。 (4)弱電解質溶液加水稀釋過程中，判斷某些微粒濃度的關系式是否發(fā)生變化時，首先要考慮該關系式是否是電離常數(shù)、離子積常數(shù)以及它們的變形。 (二)多角度攻克鹽類水解問題 4．正誤判斷，正確的打“√”，錯誤的打“×” (1)為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可測N

20、aHA溶液的pH。若pH＞7，則H2A是弱酸；若pH＜7，則H2A是強酸(×) (2)25 ℃時，a mol·L－1一元酸HA與b mol·L－1 NaOH等體積混合后pH為7，則c(A－)≤c(Na＋)(×) (3)NaHSO4溶液、KF溶液、KAl(SO4)2溶液、NaI溶液中，前三個都對水的電離平衡產生影響，且都促進水的電離(×) (4)鹽酸中滴加氨水至中性，溶液中的溶質為NH4Cl(×) (5)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和氣體生成(×) (6)25 ℃時，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH(×) (7)NaCl溶液和CH3C

21、OONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同(×) 5．現(xiàn)有①Na2CO3溶液?、贑H3COONa溶液?、跱aOH溶液各25 mL，物質的量濃度均為0.1 mol·L－1。下列說法正確的是(雙選)(　　) A．三種溶液的pH大小順序是③>②>① B．將三種溶液稀釋相同倍數(shù)，pH變化最大的是③ C．分別加入25 mL 0.1 mol·L－1的鹽酸后，溶液的pH大小順序是①>③>② D．三種溶液中，由水電離的c(OH－)大小順序是③>①>② 答案　BC 解析　根據(jù)“組成鹽的弱酸根離子對應的弱酸酸性越弱，鹽溶液的堿性越強”可得，三種溶液的堿性：③>①>②，pH：③>①>②，A錯；稀

22、釋會促進①、②的水解，因此pH變化最大的是③，B正確；分別加入25 mL 0.1 mol·L－1鹽酸后，①中溶質為NaHCO3和NaCl，顯堿性，②中溶質為CH3COOH和NaCl，顯酸性，③中溶質為NaCl，顯中性，pH大小順序為①>③>②，C對；NaOH溶液抑制水的電離，Na2CO3溶液和CH3COONa溶液促進水的電離，故③中由水電離的c(OH－)最小，D錯。 6．化學在日常生活和生產中有著重要的應用。下列說法不正確的是(　　) A．明礬水解形成的Al(OH)3膠體能吸附水中懸浮物，可用于水的凈化 B．某雨水樣品采集后放置一段時間，pH由4.68變?yōu)?.28，是因為溶液中的SO水解

23、 C．將飽和FeCl3溶液滴入沸水中可制備Fe(OH)3膠體，利用的是鹽類水解原理 D．純堿溶液呈堿性的原因是：CO＋H2OHCO＋OH－ 答案　B 解析　明礬電離出的Al3＋水解生成Al(OH)3膠體，A項正確；雨水放置一段時間后，H2SO3被氧化成強酸H2SO4，所以pH變小，B項錯；Fe3＋在沸水中水解生成Fe(OH)3膠體，C項正確；D項是CO的水解，正確。 水解平衡分析中常見錯誤 (1)誤認為水解平衡向正向移動，離子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固體，平衡向水解方向移動，但Fe3＋的水解程度減小。 (2)誤認為弱酸強堿鹽都因水解而顯

24、堿性。如NaHSO3因為酸式酸根的電離能力大于水解能力，其溶液顯酸性。 (3)由于加熱可促進鹽類水解，錯誤地認為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質。其實不一定，對于某些水解程度不是很大，水解產物離不開平衡體系的情況[如Al2(SO4)3、Na2CO3]來說，溶液蒸干仍得原溶質。 (三)多角度分析溶液中的平衡問題 7．H2S水溶液中存在電離平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中 (　　) A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大 B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH值增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH值減小 D．加入少量硫酸

25、銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小 答案　C 解析　加水促進電離，但氫離子濃度減小，A項錯誤；B項發(fā)生反應：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，當SO2過量時溶液顯酸性，而且酸性比H2S強，pH值減小，B項錯誤；滴加新制氯水，發(fā)生反應Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移動，溶液pH值減小，C項正確；加入少量硫酸銅固體，發(fā)生反應H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋， H＋濃度增大，D項錯誤。 8．將Ca(OH)2加入蒸餾水中，一段時間后達到沉淀溶解平衡：Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)。下列說法中正確的是(　　) A．恒溫下向溶液中

26、加CaO，溶液的pH升高 B．給溶液加熱，溶液的pH升高 C．恒溫下向溶液中加CaO后，溶液中的n(OH－)減小 D．向溶液中加入少量的NaOH固體，Ca(OH)2固體的質量不變 答案　C 解析　由于溫度不變，故Ca(OH)2濃度不變，A錯誤；升溫時，由于Ca(OH)2的溶解度隨溫度的升高而減小，c(OH－)減小，故溶液pH降低，B錯誤；恒溫時加入CaO后會消耗一部分水，導致溶劑減少，故n(OH－)減小，C正確；加入NaOH固體，溶解平衡左移，Ca(OH)2固體的質量增加，D錯誤。 9．常溫下，0.1 mol·L－1 HA溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合(混合

27、后溶液體積的變化忽略不計)，測得混合液的pH＝8。請回答下列問題： (1)混合后溶液的pH＝8的原因是(用離子方程式表示)：____________。 (2)混合溶液中由水電離出的c(H＋)__________(填“<”、“>”或“＝”)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中由水電離出的c(H＋)。 (3)已知NH4A溶液為中性，又知將HA溶液加入Na2CO3溶液中有氣體放出，試推斷(NH4)2CO3溶液的pH________7(填“<”、“>”或“＝”)；相同溫度下，等物質的量濃度的下列四種鹽溶液按pH由大到小的排列順序為________(填序號)。 a．NH4HCO3 b．NH4

28、A c．(NH4)2CO3 d．NH4Cl 答案　(1)A－＋H2OHA＋OH－　(2)> (3)>　c>a>b>d 解析　(1)0.1 mol·L－1 HA溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合得到0.05 mol·L－1 NaA溶液，混合溶液的pH＝8，說明NaA為強堿弱酸鹽，A－水解使溶液呈堿性。(2)混合溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－6 mol·L－1，而0.1 mol·L－1 NaOH溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1。(3)HA溶液加入Na2CO3溶液中有氣體放出，說明HA的酸性比碳酸強，由于NH4A溶液顯中性，則(NH4)

29、2CO3溶液顯堿性。由于酸性：HCl>HA>H2CO3>HCO，故四種鹽溶液的pH大小為c>a>b>d。 (四)突破電解質溶液簡答題 10．常溫下，濃度均為0.1 mol·L－1的6種溶液pH如下： 溶質 Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 Na2SO3 NaHSO3 NaClO pH 11.6 9.7 12.3 10.0 4.0 10.3 請根據(jù)上表數(shù)據(jù)回答： (1)常溫下，相同物質的量濃度的下列稀溶液，其酸性由強到弱的順序是__________(用A、B、C表示)。 A．H2SiO3 B．H2SO3 C．H2CO3 (2)在上述NaHCO

30、3溶液中加0.1 mol·L－1CaCl2，不能產生CaCO3沉淀的原因：________________________________________________________________________。 (3)6種溶液中，水的電離程度最小的是________(填化學式)。 (4)若增大氯水中次氯酸的濃度，可向氯水中加入上表中的物質是________(填化學式)。 (5)等濃度的H2SO3和NaHSO3混合液，加入少量的強酸或強堿溶液，pH值都沒有明顯變化，請解釋之。(用離子方程式表示)___________________________________________

31、______。 答案　(1)B>C>A (2)HCO的電離程度較小，c(CO)很小，Qc

32、平衡向正反應方向移動，注意Na2SO3具有還原性，能與HClO發(fā)生氧化還原反應，NaClO一方面能消耗鹽酸，同時還生成HClO。(5)當加堿時，H2SO3與OH－反應，使c(OH－)增大不明顯；當加酸時，HSO與H＋反應，消耗H＋，使c(H＋)增大不明顯。 11．直接排放含SO2的煙氣會形成酸雨，危害環(huán)境。利用鈉堿循環(huán)法可脫除煙氣中的SO2。 (1)吸收液吸收SO2的過程中，pH隨n(SO)∶n(HSO)變化關系如下表： n(SO)∶n(HSO) 91∶9 1∶1 9∶91 pH 8.2 7.2 6.2 由上表判斷，NaHSO3溶液顯________性，用化學平衡原理

33、解釋：________________________________________________________________________。 (2)當吸收液的pH降至約為6時，需送到電解槽再生。再生示意圖如下： 當陰極室中溶液pH升至8以上時，吸收液再生并循環(huán)利用。簡述再生原理： ________________________________________________________________________。 答案　(1)酸　亞硫酸氫鈉溶液中的HSO存在兩個平衡：HSOH＋＋SO和HSO＋H2OH2SO3＋OH－，HSO的電離程度大于其水解程度

34、 (2)H＋在陰極得電子生成H2，溶液中的c(H＋)降低，促使HSO電離生成SO，且Na＋進入陰極室，吸收液得以再生 12．簡要回答下列問題 (1)用于電解的食鹽水需先除去其中的Ca2＋、Mg2＋、SO等雜質。某次除雜操作時，往粗鹽水中先加入過量的________________(填化學式)，至沉淀不再產生后，再加入過量的Na2CO3和NaOH，充分反應后將沉淀一并濾去。經(jīng)檢測發(fā)現(xiàn)濾液中仍含有一定量的SO，其原因是________________________________________________________________________ [已知：Ksp(BaSO4)＝

35、1.1×10－10、Ksp(BaCO3)＝5.1×10－9]。 答案　BaCl2　BaSO4和BaCO3的Ksp相差不大，當溶液中存在大量CO時，BaSO4(s)會部分轉化為BaCO3(s)(或其他合理答案) 解析　根據(jù)后面加入的物質為Na2CO3和NaOH，可知前面缺少除去SO的試劑BaCl2。BaSO4和BaCO3的Ksp相差不大，當溶液中存在大量CO時，BaSO4(s)會部分轉化為BaCO3(s) (2)氯堿工業(yè)中電解飽和食鹽水時，用鹽酸控制陽極區(qū)溶液的pH在2～3，用化學平衡移動原理解釋鹽酸的作用__________________________________________

36、___________________。 答案　由于陽極上生成氯氣，而氯氣可溶于水，并發(fā)生下列反應：Cl2＋H2OHCl＋HClO，增大HCl的濃度可使平衡逆向移動，減少氯氣在水中的溶解，有利于氯氣的逸出 (3)已知Ba2＋有很強的毒性，醫(yī)學上進行消化系統(tǒng)的X射線透視時，常使用BaSO4作內服造影劑。胃酸酸性很強(pH約為1)，但服用大量BaSO4仍然是安全的，BaSO4不溶于酸的原因是______________________(用沉淀溶解平衡原理解釋)。 答案　對于平衡BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)，H＋不能減小SO的濃度，故平衡不能向溶解方向移動，Ba2＋濃

37、度很小，因而對人身無害 答題策略　理論型簡答題一般是演繹三段式答題模式(前提、推理、結論)：(1)問題所涉及大前提(相關的理論或規(guī)律)的表述，一般很熟悉的理論或規(guī)律可以只寫名稱，也可以用化學方程式等化學用語表示，并不需要把其詳細內容寫出；(2)問題的推理過程(具體條件下的變化等)的表述；(3)問題所涉及的變化結果。 答題模板　……存在……平衡，……(條件)使平衡向……(方向)移動，……(結論) 題型2　溶液中“三大常數(shù)”的理解與應用 1．(2014·山東理綜，13)已知某溫度下CH3COOH和NH3·H2O 的電離常數(shù)相等，現(xiàn)向10 mL濃度為0.1 mol·L－1的CH3CO

38、OH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中(　　) A．水的電離程度始終增大 B.先增大再減小 C．c(CH3COOH)與c(CH3COO－)之和始終保持不變 D．當加入氨水的體積為10 mL時，c(NH)＝c(CH3COO－) 答案　D 解析　A項，醋酸顯酸性，水的電離平衡受到抑制，在滴加NH3·H2O的過程中，酸性減弱，水的電離程度受到抑制的程度減小，電離程度增大，當CH3COOH反應完后，加入的NH3·H2O會抑制水的電離，電離程度減小，故該選項錯誤；B項，在向醋酸中滴加氨水的過程中，堿性增強酸性減弱，c(OH－)一直增大。由NH3·H2ONH＋OH－可知，K＝，則＝，而

39、K是常數(shù)，故一直減小，該選項錯誤；C項，n(CH3COOH)和n(CH3COO－)保持不變，但溶液的體積是增大的，故c(CH3COOH)與c(CH3COO－)之和逐漸減小，該選項錯誤；D項，當加入氨水10 mL時，兩者恰好完全反應生成CH3COONH4，由CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等可知，CH3COO－和NH的水解程度也相等，故c(NH)＝c(CH3COO－)，該選項正確。 2．(2014·新課標全國卷Ⅰ，11)溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化曲線如下圖所示。下列說法錯誤的是(　　) A．溴酸銀的溶解是放熱過程 B．溫度升高時溴酸銀溶解速度加快 C．60 ℃時

40、溴酸銀的Ksp約等于6×10－4 D．若硝酸鉀中含有少量溴酸銀，可用重結晶方法提純 答案　A 解析　A項，由題圖可知，隨著溫度升高，溴酸銀的溶解度逐漸增大，因此AgBrO3的溶解是吸熱過程；B項，由圖像曲線可知，溫度升高斜率增大，因此AgBrO3的溶解速度加快；C項，由溶解度曲線可知，60 ℃時，AgBrO3的溶解度約為0.6 g，則其物質的量濃度約為0.025 mol·L－1，AgBrO3的Ksp＝c(Ag＋)·c(BrO)＝0.025×0.025≈6×10－4；D項，若KNO3中含有少量AgBrO3，可通過蒸發(fā)濃縮得到KNO3的飽和溶液，再冷卻結晶獲得KNO3晶體，而AgBrO3留在

41、母液中。 3．(2014·上海，30)室溫下，0.1 mol·L－1的硫化鈉溶液和0.1 mol·L－1的碳酸鈉溶液，堿性更強的是__________，其原因是___________________________________________________。 已知：H2S：Ki1＝1.3×10－7　Ki2＝7.1×10－15 H2CO3：Ki1＝4.3×10－7　Ki2＝5.6×10－11 答案　硫化鈉溶液　硫化氫的Ki2小于碳酸的Ki2，硫化鈉更易水解 4．[2013·山東理綜，29(4)]25 ℃時，H2SO3HSO＋H＋的電離常數(shù)Ka＝1×10－2mol·L－1，則該

42、溫度下NaHSO3水解反應的平衡常數(shù)Kh＝______mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 答案　1×10－12　增大 解析　Ka＝ Kh＝＝ ＝＝＝1×10－12mol·L－1。 HSO＋H2OH2SO3＋OH－，當加少量I2時，發(fā)生I2＋HSO＋H2O===2I－＋3H＋＋SO，導致水解平衡左移，c(H2SO3)稍減小，所以增大。 Ka、Kw、Ksp使用常見的錯誤 (1)混淆水的離子積的意義 Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以我們常誤認為水電離的c(H＋)與c(OH－)的乘積才是水的離

43、子積，而實質上是水溶液中的c(H＋)與c(OH－)的乘積。 (2)看到水的離子積(Kw)就認為其數(shù)值等于1×10－14，而往往忽略溫度的影響，只有常溫下的Kw＝1×10－14。 (3)電離平衡常數(shù)、Kw、水解平衡常數(shù)、Ksp均是溫度的函數(shù)，只受溫度的影響，在溫度一定時，平衡常數(shù)不變，與化學平衡是否移動無關。 (4)pH的計算中混淆c(H＋)和c(OH－) 在應用pH＝－lg c(H＋)計算時，一定要抓住“矛盾的主要方面”，溶液顯酸性用溶液中的c(H＋)來計算；溶液顯堿性要先求溶液中的c(OH－)，再利用Kw求溶液中的c(H＋)。 (5)錯誤地認為只要Ksp越大，其溶解度就會越大。Ks

44、p還與難溶物化學式中的各離子配比有關，只有同類型的難溶物的Ksp大小可用于比較其溶解度大小。 (6)誤認為Ksp小的不能轉化為Ksp大的，只能實現(xiàn)Ksp大的向Ksp小的轉化。實際上當兩種難溶電解質的Ksp相差不是很大時，通過調節(jié)某種離子的濃度，可實現(xiàn)難溶電解質由Ksp小的向Ksp大的轉化。 (一)水的離子積常數(shù)的應用 1．不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的關系如圖所示。下列有關說法中正確的是(　　) A．若從a點到c點，可采用在水中加入酸的方法 B．b點對應的醋酸中由水電離的c(H＋)＝10－6 mol·L－1 C．c點對應溶液的Kw大于d點對應溶液的Kw D

45、．T ℃時，0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝11 答案　D 解析　本題重點考查不同溫度下水的電離平衡和水的離子積常數(shù)的計算。a點對應的c(H＋)和c(OH－)相等，同理c點對應的c(H＋)和c(OH－)也相等，溶液一定呈中性，從a點到c點，可以采用升溫的方法，A項錯誤；Kw只與溫度有關，同溫度下不同酸堿性溶液的Kw相同，a點和b點的Kw都是10－14，c點和d點的Kw都是10－12，酸和堿溶液都會抑制水的電離，酸溶液中由水電離的c(H＋)與溶液中的c(OH－)相等，即c水電離(H＋)＝c(OH－)＝10－8 mol·L－1，B、C項均錯誤；T ℃時，Kw＝10－12,0

46、.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的c(H＋)＝10－11 mol·L－1，pH＝11，D項正確。 2．已知溫度T時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為a mol·L－1的一元酸HA與b mol·L－1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是(　　) A．a＝b B．混合溶液的pH＝7 C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1 D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－) 答案　C 解析　判斷溶液呈中性的依據(jù)是c(H＋)＝c(OH－)。A項中，a＝b，酸堿恰好完全反應生成正鹽和水，由于酸堿強弱未知，不能確定溶液的酸堿性；B項中未說明

47、溫度為25 ℃，故混合溶液的pH＝7時不一定呈中性；C項混合溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝Kw，因為c(H＋)＝ mol·L－1，則c(OH－)＝ mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性；D項中c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，只能說明溶液中電荷守恒，無法判斷溶液的酸堿性。 (二)用“三大常數(shù)”分析溶液中的平衡問題 3．化工生產中常用MnS作為沉淀劑除去工業(yè)廢水中的Cu2＋：Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，下列說法錯誤的是(雙選)(　　) A．MnS的Ksp比CuS的Ksp小 B．該反應達平衡時c(Mn2＋)＝c(C

48、u2＋) C．往平衡體系中加入少量CuSO4固體后，c(Mn2＋)變大 D．該反應的平衡常數(shù)K＝ 答案　AB 解析　根據(jù)沉淀轉化向溶度積小的方向進行可知，Ksp(MnS)>Ksp(CuS)，A項不正確；該反應達平衡時c(Mn2＋)、c(Cu2＋) 保持不變，但不一定相等，B項錯誤；往平衡體系中加入少量CuSO4固體后，平衡向正反應方向移動，c(Mn2＋)變大，C項正確；該反應的平衡常數(shù)K＝＝＝，D項正確。 4．25 ℃時，0.01 mol·L－1兩種弱酸溶液的pH如表。下列說法正確的是(　　) 弱酸 CH3COOH HCN pH 3.4 5.6 A.相同pH的兩種酸溶液

49、中，CH3COOH溶液中水電離的c(H＋)較大 B．物質的量濃度相同的CH3COONa與NaCN溶液中，CH3COONa溶液的pH較大 C．等體積、相同pH的兩種酸溶液，分別滴加NaOH溶液至恰好中和，消耗等量的NaOH D．HCN的電離平衡常數(shù)(Ka)與CN－的水解平衡常數(shù)(K)存在如下關系：Ka·K＝Kw 答案　D 解析　相同pH的CH3COOH和HCN溶液，由水電離的c(H＋)相等，A錯；酸性：CH3COOH>HCN，則濃度相同時CN－比CH3COO－更容易水解，NaCN溶液的pH較大，B錯；酸性：CH3COOH>HCN，因此等體積、相同pH的兩種溶液，物質的量濃度：HCN>C

50、H3COOH，HCN溶液消耗的NaOH較多，C錯；HCN的電離平衡常數(shù)Ka＝，CN－的水解平衡常數(shù)K＝，則Ka·K＝Kw，D對。 (三)電解質溶液中平衡常數(shù)的計算 5．在25 ℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯__________(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝______________________________________________________。 答案　中　 解析　氨水與HCl等體積混合后的溶液中的電荷守恒關系式為c(NH)

51、＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。 6．碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數(shù)K1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－6) 答案　4.2×10－7 解析　由H2CO3H＋＋HCO得平衡常數(shù) K1＝，其pH＝5.60 則c(H＋)＝2.5×10－6 mol·L－1＝c(HCO) 因此K1

52、＝≈4.2×10－7。 7．pC類似pH，是指極稀溶液中，溶質物質的量濃度的常用對數(shù)負值。如某溶液溶質的濃度為1×10－3 mol·L－1，則該溶液中溶質的pC＝－lg(1×10－3)＝3。下圖為H2CO3在加入強酸或強堿溶液溶液后，平衡時溶液中三種成分的pC—pH圖。請回答下列問題： (1)在人體血液中，HCO能起到使人體血液pH保持在7.35～7.45的作用。 ①請用電解質溶液中的平衡解釋：__________________(用離子方程式表示)。 ②正常人體血液中，HCO的水解程度________電離程度(填“<”、“>”或“＝”)。 ③pH＝7.00的血液中，c(H2CO

53、3)________c(HCO)(填“<”、“>”或“＝”)。 (2)H2CO3一級電離平衡常數(shù)的數(shù)值Ka1≈________。 (3)某同學認為該溶液中Na2CO3的水解是微弱的，發(fā)生水解的CO不超過其總量的10%。請你設計簡單實驗證明該同學的觀點是否正確______________________。 (4)已知某溫度下Li2CO3的Ksp為1.68×10－3，將適量Li2CO3固體溶于100 mL水中至剛好飽和，飽和Li2CO3溶液中c(Li＋)＝0.15 mol·L－1、c(CO)＝0.075 mol·L－1。若t1時刻在上述體系中加入100 mL 0.125 mol·L－1 Na

54、2CO3溶液，列式計算說明是否有沉淀產生。 答案　(1)①HCOH＋＋CO、HCO＋H2OH2CO3＋OH－　②>?、?　(2)10－6　(3)用pH試紙(或pH計)測常溫下0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH，若pH<12，該同學的觀點正確；若pH>12，則該同學的觀點錯誤 (4)c(Li＋)＝0.075 mol·L－1、c(CO)＝0.1 mol·L－1，c2(Li＋)·c(CO)＝5.6×10－4<1.68×10－3，所以無沉淀產生。 解析　(1)①依據(jù)信息抓住HCO既能水解也能電離分析；②由信息可知正常人體血液顯堿性，所以HCO的水解大于電離；③由圖像可知c(H

55、2CO3)＝c(HCO)時溶液顯酸性，顯中性時c(HCO)>c(H2CO3)。(2)Ka1＝，pH＝6時，c(H2CO3)＝c(HCO)，所以Ka1＝c(H＋)。(3)由CO＋H2OHCO＋OH－可知測一定濃度的Na2CO3溶液中c(OH－)即可求出已水解的Na2CO3的濃度。(4)注意最后溶液的體積為原體積的2倍。 題型3　溶液中的離子濃度關系 1．(2014·福建理綜，10)下列關于0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的說法正確的是(　　) A．溶質的電離方程式為NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．25 ℃時，加水稀釋后，n(H＋)與n(OH－)的乘積變大 C

56、．離子濃度關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋c(CO) D．溫度升高，c(HCO)增大 答案　B 解析　A項，H2CO3為弱電解質，HCO在水溶液中電離程度很小，書寫電離方程式時，不能拆開，正確寫法為NaHCO3===Na＋＋HCO；B項，注意是H＋和OH－的物質的量的乘積，而不是物質的量濃度的乘積，加水稀釋，n(H＋)、n(OH－)均增大；C項，根據(jù)電荷守恒的規(guī)律，應在c(CO)前面乘以2；D項，溫度升高，HCO的電離程度、水解程度都增大，所以c(HCO)減小。 2．(2014·天津理綜，5)下列有關電解質溶液中粒子濃度關系正確的是(　　) A．pH＝1的

57、NaHSO4溶液：c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－) B．含有AgCl和AgI固體的懸濁液：c(Ag＋)>c(Cl－)＝c(I－) C．CO2的水溶液：c(H＋)>c(HCO)＝2c(CO) D．含等物質的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液：3c(Na＋)＝2[c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)] 答案　A 解析　NaHSO4溶液中，根據(jù)電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)，又因為c(Na＋)＝c(SO)，綜合可得：c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)，A正確；相同條件下AgI的溶解度小于AgCl的，含有AgCl和AgI固體的懸濁液中，

58、顯然有c(Ag＋)>c(Cl－)>c(I－)，B錯誤；CO2與水反應生成弱酸H2CO3，只有部分電離生成H＋和HCO，受H＋的抑制作用，HCO的電離程度更小，離子濃度關系為c(H＋)>c(HCO)>2c(CO)，C錯誤；含等物質的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液中，根據(jù)物料守恒有2c(Na＋)＝3[c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)]，D錯誤。 3．(2014·新課標全國卷Ⅱ，11)一定溫度下，下列溶液的離子濃度關系式正確的是(　　) A．pH＝5的H2S溶液中，c(H＋)＝c(HS－)＝1×10－5 mol·L－1 B．pH＝a的氨水溶液，稀釋10倍后，其pH＝b

59、，則a＝b＋1 C．pH＝2的H2C2O4溶液與pH＝12的NaOH溶液任意比例混合：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O) D．pH相同的①CH3COONa，②NaHCO3，③NaClO三種溶液的c(Na＋)：①＞②＞③ 答案　D 解析　A項，pH＝5的H2S溶液中，H＋的濃度為1×10－5mol·L－1，但是HS－的濃度會小于H＋的濃度，H＋來自于H2S的第一步電離、HS－的電離和水的電離，故H＋的濃度大于HS－的濃度，錯誤；B項，弱堿不完全電離，弱堿稀釋10倍時，pH減小不到一個單位，a

60、符合電荷守恒，而該等式中缺少草酸根，不符合電荷守恒，故不正確；D項，因為醋酸的酸性>碳酸的酸性>次氯酸的酸性，根據(jù)越弱越水解的原則，pH相同的三種鈉鹽，濃度的大小關系為醋酸鈉>碳酸氫鈉>次氯酸鈉，則鈉離子的濃度為①>②>③，故D正確。 4．(2014·四川理綜，6)下列溶液中粒子的物質的量濃度關系正確的是(　　) A．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－) B．20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液混合后溶液

61、呈酸性，所得溶液中：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋) C．室溫下，pH＝2的鹽酸與pH＝12的氨水等體積混合，所得溶液中：c(Cl－)＋c(H＋)＞c(NH)＋c(OH－) D．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH－)＞c(H＋)＋c(CH3COOH) 答案　B 解析　A項，等濃度等體積的NaHCO3與NaOH混合時，兩者恰好反應生成Na2CO3，在該溶液中CO能進行兩級水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－，故溶液中c(OH－)>c(HC

62、O)，該項錯誤；B項，CH3COONa與HCl混合時反應后生成的溶液中含有等量的CH3COONa、CH3COOH、NaCl，因溶液顯酸性，故溶液中CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，該項正確；C項，在混合前兩溶液的pH之和為14，則氨水過量，所得溶液為少量NH4Cl和過量NH3·H2O的混合溶液，則c(Cl－)

63、＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，由這兩個式子可得c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)，該項錯誤。 1．比較離子濃度大小的“四大依據(jù)” (1)電離平衡 ①弱電解質的電離是微弱的； ②多元弱酸分步電離，逐級減弱。 (2)水解平衡 ①鹽類的水解是微弱的； ②多元弱酸根逐步水解，逐級減弱； ③弱酸弱堿鹽的水解，弱酸酸性相對較強時，溶液呈酸性。弱酸酸性相對較弱時，溶液呈堿性。 (3)原子守恒 在電解質溶液中，無論微粒的表現(xiàn)形式怎樣變化，但各元素的原子個數(shù)保持不變。 (4)電荷守恒 在電解質溶液中，陽離子所帶的正電荷總數(shù)與陰離子所帶的負電荷總數(shù)相等，溶液

64、呈電中性。 2．解答離子濃度關系的一般思路 一般來說，有關離子濃度關系判斷的試題要聯(lián)想上述三個守恒，或其中兩個疊加、變形等。而離子濃度大小比較是該部分內容中最常見的題型，除利用好上述守恒之外，還要考慮多方面的影響因素。如： 單一溶液 (一)不同溶液間的比較 1．已知相同溫度下電離常數(shù)K(HF)>K(HCN)，在物質的量濃度均為0.1 mol·L－1的NaCN和NaF混合溶液中，下列排序正確的是(　　) A．c(OH－)>c(HF)>c(HCN)>c(H＋) B．c(OH－)>c(CN－)>c(F－)>c(H＋) C．c(OH－)>c(F－)>c(CN－)>c(H＋)

65、D．c(F－)>c(OH－)>c(HCN)>c(HF) 答案　D 解析　根據(jù)越弱越水解可得c(F－)>c(CN－)，c(HCN)>c(HF)；根據(jù)弱酸根離子水解程度較小可得：c(F－)遠大于c(OH－)和c(HF)，c(CN－)遠大于c(OH－)和c(HCN)。由此即可判斷只有D正確。 2．相同溫度下等物質的量濃度的下列溶液中，c(NH)最大的是(　　) A．NH4Cl B．(NH4)2Fe(SO4)2 C．(NH4)2SO4 D．(NH4)2CO3 答案　B 解析　(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，NH、Fe2＋水解均產生H＋，相互抑制水解，導致NH水解程度減小，即溶液中

66、c(NH)最大。 3．已知25 ℃時，H2CO3的K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11，NH3·H2O的K＝1.75×10－5。下列有關0.1 mol·L－1的(NH4)2CO3、NH4HCO3溶液的說法中正確的是(雙選)(　　) A．NH4HCO3溶液呈中性 B．(NH4)2CO3溶液呈堿性 C．(NH4)2CO3溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2[cCO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)] D．等物質的量濃度的兩種溶液中的NH濃度：前者一定是后者的2倍 答案　BC 解析　由電離平衡常數(shù)知碳酸的一級電離常數(shù)不等于NH3·H2O的電離常數(shù)，因此NH4HCO3溶液不可能呈中性；NH3·H2O的電離常數(shù)大于H2CO3的二級電離常數(shù)，即NH的水解程度小于CO的水解程度，故(NH4)2CO3溶液呈堿性；兩種鹽溶液中只有在NH水解程度相同時，才可能存在D項中的關系式。 解決此類問題的關鍵是選好“參照物質”，弄清電離程度或水解程度的相對大小。 (二)混合溶液中各離子濃度的關系 4．25 ℃時，在1.0 L濃度均為0.01 mol·L－1的某一元酸HA與