全国版版高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性学案.docx
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全国版版高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性学案
第2节 水的电离和溶液的酸碱性
考试说明
1.了解水的电离、离子积常数。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法,能进行pH的简单计算。
3.了解定量研究方法是化学发展为一门科学的重要标志。
命题规律
本节内容是高考命题的重点与热点,主要考点有四个:
一是影响水电离平衡的因素及Kw的应用;二是溶液的酸碱性的判断及pH的计算;三是滴定原理的应用及定量研究的计算;四是结合滴定曲线判断滴定过程中离子浓度的比较及计算等。
考查形式有选择题也有填空题。
考点1 水的电离
1.电离方程式
水是一种极弱的电解质,电离方程式为2H2OH3O++OH-,简写为H2OH++OH-。
2.水的离子积常数
Kw=c(H+)·c(OH-)。
(1)室温下:
Kw=1×10-14。
(2)影响因素:
只与温度有关,水的电离是吸热过程,升高温度,Kw增大。
(3)适用范围:
Kw不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。
(1)任何情况下水电离产生的c(H+)和c(OH-)总是相等的。
升高温度,水的电离程度增大,c(H+)增大,pH减小,但仍呈中性。
(2)水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。
即Kw=c(H+)·c(OH-)中的c(H+)、c(OH-)分别是溶液中H+、OH-的总浓度,不一定是水电离出的c(H+)和c(OH-)。
(3)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用,因此,室温下,若由水电离出的c(H+)<1×10-7mol·L-1,该溶液可能显酸性,也可能显碱性。
【基础辨析】
判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)将纯水加热到100℃,水的电离程度增大,c(H+)=1×10-6mol·L-1,pH=6,此时纯水呈酸性。
(×)
(2)向纯水中加入少量NaHSO4固体,c(H+)增大,Kw不变。
(√)
(3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4,Kw不变。
(×)
(4)由水电离出的c(H+)=10-14mol·L-1的溶液中,Ca2+、NH
、Cl-、SiO
可以大量共存。
(×)
(5)c(H+)/c(OH-)=1012溶液中:
NH
、Cl-、ClO-、NO
可以大量共存。
(×)
1.一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图。
下列说法正确的是( )
A.升高温度,可能引起由c向b的变化
B.该温度下,水的离子积常数为1.0×10-13
C.该温度下,加入盐酸可能引起由b向a的变化
D.该温度下,稀释溶液可能引起由c向d的变化
答案 C
解析 升温促进水的电离,升温后溶液不能由碱性变为中性,A错误;根据c(H+)和c(OH-)可求出Kw=1.0×10-14,B错误;加入盐酸后溶液呈酸性,可引起由b向a变化,C正确;温度不变,稀释溶液,Kw不变,而c和d对应的Kw不相等,D错误。
2.25℃时,水的电离达到平衡:
H2OH++OH- ΔH>0,下列叙述正确的是( )
A.向水中加入氢氧化钠固体,平衡逆向移动,c(H+)减小,c(OH-)增大
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,Kw增大
C.向水中加入少量固体CH3COOH,平衡逆向移动,c(H+)减小
D.将水加热,Kw增大,c(H+)不变
答案 A
解析 向水中加入氢氧化钠固体,氢氧根离子浓度增大,平衡逆向移动,溶液中的氢氧根离子浓度增大,氢离子浓度减小,故A正确;硫酸氢钠是强电解质,加入后,溶液中的氢离子浓度增大,平衡逆向移动,温度不变,则Kw不变,故B错误;加入CH3COOH固体,溶液中氢离子浓度增大,平衡逆向移动,故C错误;ΔH>0,则反应吸热,温度升高,平衡正向移动,Kw增大,溶液中氢离子浓度增大,故D错误。
3.如图表示水中c(H+)和c(OH-)的关系,下列判断错误的是( )
A.两条曲线间任意点均有c(H+)×c(OH-)=Kw
B.M区域内任意点均有c(H+) C.图中T1 D.XZ线上任意点均有pH=7 答案 D 解析 根据水的离子积定义可知A正确;XZ线上任意点都存在c(H+)=c(OH-),所以M区域内任意点均有c(H+) 常温下水中加入酸、碱后水电离产生的c(H+)和c(OH-)的计算方法 任何水溶液中水电离产生的c(H+)和c(OH-)总是相等的。 常温下,纯水中的c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1,而酸、碱的介入能抑制水的电离,使得水电离出的c(H+)=c(OH-)<10-7mol·L-1。 (1)酸的溶液——OH-全部来自水的电离。 实例: pH=2的盐酸中c(H+)=10-2mol·L-1,则c(OH-)=Kw/10-2=1×10-12mol·L-1,即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol·L-1。 (2)碱的溶液——H+全部来自水的电离。 实例: pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=10-2mol·L-1,则c(H+)=Kw/10-2=1×10-12(mol·L-1),即水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12mol·L-1。 考点2 溶液的酸碱性与pH的计算 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。 c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性,25℃时,pH<7。 c(H+)=c(OH-),溶液呈中性,25℃时,pH=7。 c(H+) 2.溶液的pH (1)定义式: pH=-lg_c(H+)。 (2)溶液的酸碱性跟pH的关系 室温下: (3)pH的测定 ①用pH试纸测定 把小片试纸放在表面皿上,用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上,试纸变色后,与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。 ②pH计测定: 可精确测定溶液的pH。 3.溶液pH值的计算 (1)溶液稀释的pH计算 (2)混合溶液的pH计算 ①两强酸混合后pH的计算 由c(H+)混= 先求出混合后的c(H+)混,再根据公式pH=-lgc(H+)求pH。 ②两强碱混合后pH的计算 由c(OH-)混= 先求出混合后的c(OH-)混,再通过Kw求出混合后c(H+),最后求pH。 ③强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是中和反应即H++OH-===H2O,中和后溶液的pH有以下三种情况: 若恰好中和,pH=7。 若剩余酸,先求中和后的c(H+),再求pH。 若剩余碱,先求中和后的c(OH-),再通过Kw求出c(H+),最后求pH。 (1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H+)与c(OH-)的相对大小,不能只看pH,一定温度下pH=6的溶液也可能显中性,也可能显酸性,应注意温度。 (2)pH的取值范围为0~14,即只适用于c(H+)≤1mol·L-1或c(OH-)≤1mol·L-1的溶液,当c(H+)或c(OH-)≥1mol·L-1时,直接用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸碱性。 (3)也可以用pOH来表示溶液的酸碱度。 pOH是OH-浓度的负对数,pOH=-lgc(OH-)。 因为常温下,c(OH-)·c(H+)=10-14,若两边均取负对数得: pH+pOH=14。 (4)酸溶液稀释时,pH增大,但无论稀释多大倍数,pH无限接近于7,却不会大于7或等于7。 碱溶液稀释时,pH减小,但无论稀释多大倍数,pH无限接近于7,却不会小于或等于7。 (5)pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润,否则待测液因被稀释可能会产生误差;用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。 【基础辨析】 判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 (1)25℃时,用pH试纸测得某酸溶液的pH等于1.5。 (×) (2)用pH试纸测溶液的pH时,若用水湿润试纸一定会引起误差。 (×) (3)用pH试纸测得新制氯水的pH为2。 (×) (4)任何温度下,利用H+和OH-浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性。 (√) (5)某溶液的c(H+)>10-7mol·L-1,则该溶液呈酸性。 (×) (6)pH=6的溶液一定呈酸性,pH=7的溶液一定呈中性。 (×) 题组一溶液酸碱性的判断 1.已知温度T时水的离子积常数为Kw,该温度下,将浓度为amol·L-1的一元酸HA与bmol·L-1的一元碱BOH等体积混合,可判定该溶液呈中性的依据是( ) ①a=b ②混合溶液的pH=7 ③混合溶液中c(OH-)=10-7mol·L-1 ④混合溶液中,c(H+)= mol·L-1 ⑤混合溶液中,c(B+)=c(A-) A.②③B.④⑤C.①④D.②⑤ 答案 B 解析 判断溶液的酸碱性,要根据H+浓度和OH-浓度的相对大小。 因为酸、碱的强弱未知,不能依据a=b判断,①错误;温度不能确定为25℃,溶液的pH=7,c(OH-)=10-7mol·L-1不能判断溶液呈中性,②、③错误;Kw=c(H+)·c(OH-),当c(H+)=c(OH-)= mol·L-1时,溶液一定呈中性,④正确;根据电荷守恒c(H+)+c(B+)=c(A-)+c(OH-),当c(B+)=c(A-)时,c(H+)=c(OH-),溶液一定呈中性,⑤正确。 故选B。 2.判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。 (1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合。 ( ) (2)pH=2的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合。 ( ) (3)pH=3的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合。 ( ) (4)pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合。 ( ) (5)pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等体积混合。 ( ) (6)pH=2的HCl和pH=12的NH3·H2O等体积混合。 ( ) 答案 (1)中性 (2)中性 (3)酸性 (4)碱性 (5)酸性 (6)碱性 解析 (1)两者混合,恰好生成NaCl溶液,呈中性; (2)两者混合,恰好完全反应生成NaCl溶液,呈中性; (3)两者混合,HCl过量,溶液呈酸性; (4)两者混合,NaOH过量,溶液呈碱性; (5)两者混合,CH3COOH过量,溶液呈酸性; (6)两者混合,NH3·H2O过量,溶液呈碱性。 题组二溶液pH的计算 3.已知: 在100℃时,水的离子积Kw=1×10-12,下列说法正确的是( ) A.0.05mol·L-1H2SO4溶液的pH=1 B.0.001mol·L-1NaOH溶液的pH=11 C.0.005mol·L-1H2SO4溶液与0.01mol·L-1NaOH溶液等体积混合,混合溶液的pH为5,溶液显酸性 D.完全中和50mLpH=3的H2SO4溶液,需要50mLpH=11的NaOH溶液 答案 A 解析 0.05mol·L-1H2SO4溶液中c(H+)=0.05mol·L-1×2=0.1mol·L-1,则该溶液的pH=1,A正确;0.001mol·L-1NaOH溶液中c(OH-)=0.001mol·L-1,由于100℃时水的离子积Kw=1×10-12,则溶液中c(H+)=1×10-9mol·L-1,故溶液的pH=9,B错误;0.005mol·L-1H2SO4溶液与0.01mol·L-1NaOH溶液等体积混合,二者恰好完全反应生成Na2SO4,溶液呈中性,此时溶液的pH=6,C错误;pH=3的H2SO4溶液中c(H+)=10-3mol·L-1,pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=0.1mol·L-1,根据中和反应: H++OH-===H2O可知,完全中和50mLpH=3的H2SO4溶液,需要0.5mLpH=11的NaOH溶液,D错误。 4.在某温度时,测得0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH=11。 (1)该温度下水的离子积常数Kw=________。 (2)在此温度下,将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的硫酸VbL混合。 ①若所得混合液为中性,且a=12,b=2,则Va∶Vb=________。 ②若所得混合液为中性,且a+b=12,则Va∶Vb=________。 答案 (1)10-13 (2)①1∶10 ②10∶1 解析 (1)由题意知,溶液中c(H+)=10-11mol·L-1,c(OH-)=0.01mol·L-1,故Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13。 (2)①根据中和反应: H++OH-===H2O。 c(H+)·V酸=c(OH-)·V碱 10-2·Vb=10-13/10-12·Va = =1∶10。 ②根据中和反应H++OH-===H2O c(H+)·Vb=c(OH-)·Va 10-b·Vb=10-13/10-a·Va = =1013-(a+b)=10,即Va∶Vb=10∶1。 溶液pH的计算方法 考点3 酸碱中和滴定 1.实验原理 利用酸碱中和反应,用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)= 。 酸碱中和滴定的关键: (1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。 (2)选取适当指示剂,准确判断滴定终点。 2.实验用品 (1)仪器: 酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。 (2)试剂: 标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管特征和使用要求 ①构造: “0”刻度线在上方,尖嘴部分无刻度。 ②精确度: 读数可估计到0.01mL。 ③洗涤: 先用蒸馏水洗涤,再用待装液润洗2~3次。 ④排泡: 酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑤滴定管的选用 酸性、氧化性的试剂用酸式滴定管,因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。 碱性的试剂用碱式滴定管,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开。 3.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定准备“八动词” (2)滴定过程“三动作” (3)终点判断“两数据” ①最后一滴: 滴入最后一滴,溶液颜色发生突变。 ②半分钟: 颜色突变后,经振荡半分钟内不复原,视为滴定终点。 (4)数据处理 按上述操作重复2~3次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)= 计算。 4.常用酸碱指示剂及变色范围 5.常见误差分析 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差有: (1)恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。 (2)滴定终点是通过指示剂颜色变化而实际控制的停止滴定的“点”,滴定终点与恰好中和越吻合,测定误差越小。 (3)指示剂选择时要注意 变色要灵敏,变色范围要小,使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。 ①不能用石蕊作指示剂。 ②滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂,例如用NaOH溶液滴定醋酸。 ③滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂,例如用盐酸滴定氨水。 ④强酸滴定强碱一般用甲基橙,但用酚酞也可以。 ⑤并不是所有的滴定都须使用指示剂,如用标准的Na2C2O4溶液滴定KMnO4溶液,当KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。 【基础辨析】 判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 (1)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好,指示剂一般加入2~3mL。 (×) (2)中和滴定实验中,必须用待装标准液润洗滴定管,用待测液润洗锥形瓶。 (×) (3)用0.2000mol·L-1NaOH标准溶液滴定HCl与 CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1mol·L-1),至中性时,溶液中的酸未被完全中和。 (√) (4)用碱式滴定管量取20.00mLKMnO4溶液。 (×) (5)中和滴定时,眼睛必须注视滴定管中的液面变化。 (×) (6)在中和滴定实验中,滴定前盛标准液滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后气泡消失,测定结果待测液浓度偏高。 (√) 题组一中和滴定仪器及指示剂的选择与使用 1.用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度,参考如图所示从下表中选出正确选项( ) 答案 D 解析 解答本题的关键是: ①明确酸、碱式滴定管使用时的注意事项,②指示剂的变色范围。 酸式滴定管不能盛放碱,而碱式滴定管不能盛放酸,指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙,不能选用石蕊。 2.实验室现有3种酸碱指示剂,其pH变色范围如下: 甲基橙: 3.1~4.4 石蕊: 5.0~8.0 酚酞: 8.2~10.0 用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液,反应恰好完全时,下列叙述中正确的是( ) A.溶液呈中性,可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B.溶液呈中性,只能选用石蕊作指示剂 C.溶液呈碱性,可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D.溶液呈碱性,只能选用酚酞作指示剂 答案 D 解析 NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好反应生成CH3COONa时,CH3COO-水解显碱性,而酚酞的变色范围为8.2~10.0,比较接近。 因此答案为D。 题组二酸碱中和滴定的数据处理和误差分析 3.准确移取20.00mL某待测HCl溶液于锥形瓶中,用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定。 下列说法正确的是( ) A.滴定管用蒸馏水洗涤后,装入NaOH溶液进行滴定 B.随着NaOH溶液滴入,锥形瓶中溶液pH由小变大 C.用酚酞作指示剂,当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D.滴定达终点时,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则测定结果偏小 答案 B 解析 滴定管用蒸馏水洗涤并用NaOH溶液润洗后,方可装入NaOH溶液,A错误;在滴定过程中,溶液的pH会由小逐渐变大,B正确;用酚酞作指示剂,当溶液由无色变为浅红色,且30s内颜色不褪去,说明达到滴定终点,可停止滴定,C错误;滴定后,若滴定管尖嘴部分有悬滴,说明计算时代入的NaOH溶液体积的值比实际滴入的大,导致测定结果偏大,D错误。 4.某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时,选择甲基橙作指示剂。 请填写下列空白: (1)用标准的盐酸滴定待测的NaOH溶液时,左手握酸式滴定管的活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛注视________________,直到因加入一滴盐酸后,溶液由黄色变为橙色,并________为止。 (2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母序号)。 A.酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B.滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C.酸式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失 D.读取盐酸体积时,开始仰视读数,滴定结束时俯视读数 (3)若滴定开始和结束时,酸式滴定管中的液面如图所示,则起始读数为________mL,终点读数为________mL,所用盐酸溶液的体积为________mL。 (4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表: 依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。 答案 (1)锥形瓶中溶液颜色变化 在半分钟内不变色 (2)D (3)0.00 26.10 26.10 (4) = =26.10mL, c(NaOH)= =0.1044mol·L-1 解析 在求c(NaOH)和进行误差分析时应依据公式: c(NaOH)= 。 欲求c(NaOH),须先求V[(HCl)aq],再代入公式;进行误差分析时,要考虑实际操作对V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影响,进而影响c(NaOH)。 (4)先算出耗用标准盐酸的平均值: = =26.10mL(第二次偏差太大,舍去), c(NaOH)= =0.1044mol·L-1。 题组三酸碱中和滴定曲线分析 5.常温下,用pH=m的盐酸滴定20mLpH=n的MOH溶液,且m+n=14。 混合溶液的pH与盐酸体积V的关系如图所示。 下列说法正确的是( ) A.a点: c(Cl-)>c(M+)>c(OH-)>c(H+) B.b点: MOH和HCl恰好完全反应 C.c点: c(H+)=c(OH-)+c(MOH) D.a点到d点: 水电离的c(H+)·c(OH-)先变大,后变小 答案 D 解析 m+n=14,从图像看出,b点时,盐酸体积与MOH溶液体积相等,溶液呈碱性,说明混合溶液中MOH过量,MOH继续电离,说明MOH是弱碱。 a点对应的溶液呈碱性,溶液中离子浓度大小顺序为c(M+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+),A错误;b点对应的溶液中MOH未完全反应,溶液呈碱性,B错误;c点对应的溶液显中性,c(H+)=c(OH-),C错误;在碱溶液中滴加盐酸,水的电离程度逐渐增大,当碱与酸恰好完全反应时,水的电离程度最大,然后随着盐酸的不断加入,水的电离受到抑制,则水电离的c(H+)·c(OH-)先变大,后变小,D正确。 题组四滴定原理在定量实验中的拓展应用 6.为了测定摩尔盐[(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O]产品的纯度,称取ag样品溶于水,配制成500mL溶液,用浓度为cmol·L-1的酸性KMnO4溶液滴定。 每次所取待测液体积均为25.00mL,实验结果记录如下: 实验次数 第一次 第二次 第三次 消耗高锰酸钾溶液体积/mL 25.52 25.02 24.98 滴定过程中发生反应的离子方程式为____________________________,滴定终点的现象是________________________________________________。 通过实验数据计算该产品的纯度: ____________(用含字母a、c的式子表示)。 上表第一次实验中记录的数据明显大于后两次,其原因可能是____________________。 A.实验结束时俯视刻度线读取滴定终点时酸性高锰酸钾溶液的体积 B.滴定前滴定管尖嘴有气泡,滴定结束无气泡 C.第一次滴定用的锥形瓶用待装液润洗过,后两次未润洗 D.该酸性高锰酸钾标准液保存时间过长,有部分变质,浓度降低 答案 MnO +5Fe2++8H+===Mn2++5Fe3++4H2O 滴入最后一滴KMnO4溶液,溶液由无色变为浅紫色,且30s不变色 ×100% BC 解析 滴定原理为MnO 与Fe2+发生氧化还原反应。 到达滴定终点时,溶液由无色变为浅紫色,且30s不变色。 第一次实验中数据偏差较大,应舍去,取后两次实验的平均值,消耗KMnO4溶液的体积为25.00mL,根据关系式MnO ~5Fe2+得,所取25.00mL待测液中n(Fe2+)=5n(MnO )=5×0.025L×cmol·L-1=0.125cmol,则ag产品中n[(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O]= ×n(Fe2+)= ×0.125cmol=2.5cmol,故该产品的纯度为 ×100%= ×100%。 实验结束时俯视刻度线,读数偏小,导致记录数据偏小,A错误;滴定前滴定管尖嘴有气泡,滴定结束无气泡,则读取的体积偏大,B正确;锥形瓶用待装
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