第八章第二讲水的电离和溶液的酸碱性.docx
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第八章第二讲水的电离和溶液的酸碱性
第二讲 水的电离和溶液的酸碱性
考试说明
1.理解水的电离平衡和离子积的概念,影响水电离平衡的因素。
2.了解溶液的酸碱性和pH的关系。
3.学会pH的计算。
4.了解测定溶液pH的方法,知道pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
一、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H2O
H++OH-。
2.室温下纯水的有关数据
(1)c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-1。
(2)KW=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14。
(3)pH=7。
3.影响KW的因素
KW只与温度有关,温度不变,KW不变;温度升高,KW增大,反之KW减小。
注意 ①KW不仅适用于水,还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有c(H+)H2O=c(OH-)H2O
如酸性溶液中:
[c(H+)酸+c(H+)H2O]·c(OH-)H2O=KW
碱性溶液中:
[c(OH-)碱+c(OH-)H2O]·c(H+)H2O=KW
②水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H+和OH-共存,只是相对含量不同而已。
并且在稀酸或稀碱溶液中,当温度为25℃时,KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-14为同一常数。
影响水的电离平衡的因素有哪些?
提示
(1)酸、碱均可抑制水的电离;
(2)升高温度可促进水的电离;(3)易水解的盐均可促进水的电离。
二、溶液的酸碱性与pH
1.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性是由溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小决定的:
c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性;c(H+)=c(OH-),溶液呈中性;c(H+) 2.pH及其测定 (1)计算公式: pH=-lg_c(H+)。 (2)适用范围: pH=0~14。 (3)表示意义: 表示溶液酸碱性的强弱;pH越小,酸性越强,pH越大,碱性越强。 (4)测定方法: ①pH试纸;②pH酸度计。 3.pH试纸的使用 (1)方法: 把小片试纸放在玻璃片或表面皿上,用玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸中央,试纸变色后,与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。 广泛pH试纸其数值为整数。 (2)注意: pH试纸使用时不能用蒸馏水湿润,否则待测液因被稀释而产生误差。 pH=7的溶液一定是中性溶液吗? 提示 pH=7的溶液,不一定是中性溶液,因为温度不同,水的离子积不同,如100℃时,pH=6的溶液为中性溶液,pH=7时为碱性溶液。 三、酸碱中和滴定 1.概念 利用酸碱中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 2.用品 试剂: 标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 仪器: 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。 3.操作(以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备 ①滴定管: a.查漏,b.洗涤,c.润洗,d.装液,e.排气,f.调液面,g.记录。 ②锥形瓶: a.注碱液,b.记读数,c.加指示剂。 (2)滴定 左手控制酸式滴定管的玻璃活塞,右手不断摇动锥形瓶,眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化,滴定至终点时,记录标准液的体积。 4.数据处理 将上述操作重复二至三次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)= 计算。 滴定管和量筒读数时有什么区别? 提示 滴定管的“0”刻度在上面,越往下刻度值越大,而量筒无零刻度,并且越往上刻度越大,记录数据时滴定管一般到0.01mL,而量筒仅为0.1mL。 一个常数 KW即水的离子积常数,是水溶液中有关水的电离平衡以及相关计算时的核心。 一个公式 pH=-lgc(H+),该计算式是求算酸碱性不强的溶液pH时所依据公式,pH取值范围一般为0~14。 一个本质 溶液呈酸、碱性的本质是H+与OH-浓度的相对大小,而pH与7、c(H+)与1×10-7mol·L-1的相对大小作为判断溶液酸碱性的依据,适用在25℃时比较。 三个因素 指示剂选择的三个因素: (1)变色范围与终点pH吻合或接近。 (2)指示剂变色范围越窄越好。 (3)指示剂在滴定终点时颜色变化明显,容易观察(一般来说指示剂颜色由浅变深较由深变浅易于观察)判断。 我的闪记 求溶液pH的方法,可总结口诀如下: 酸按酸(H+),碱按碱(OH-);同强相混弱0.3;异强相混看过量;无限稀释“7”为限。 即25℃两强酸等体积混合,pH=pH小+0.3;两强碱等体积混合,pH=pH大-0.3。 强酸强碱等体积混合,若c(H+)=c(OH-),pH=7;若c(H+)>c(OH-),pH=0.3-lg[c(H+)-c(OH-)];若c(H+) 图示闪记 考点1影响水的电离平衡的因素及结果 1.外界条件对水的电离平衡的影响 件 条 化 变 系 体 平衡移动方向 KW 水的电离程度 c(OH-) c(H+) 酸 逆 不变 减小 减小 增大 碱 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他: 如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 【典例1】►水的电离过程为H2OH++OH-,在不同温度下其平衡常数为KW(25℃)=1.0×10-14,K(35℃)=2.1×10-14。 下列叙述正确的是( )。 A.c(H+)随着温度的升高而降低 B.35℃时纯水中c(H+)>c(OH-) C.向水中加入NaHSO4溶液会抑制水的电离 D.向水中加入NaHCO3溶液会抑制水的电离 解析 本题综合考查了水的电离平衡的影响因素,应从温度、H+浓度、OH-浓度对电离平衡的影响进行综合分析。 水电离要吸热,温度升高,电离程度增大,c(H+)增大,但此时水电离出的c(H+)仍等于c(OH-);向水中加入NaHSO4溶液,增大了H+浓度,抑制了水的电离;NaHCO3能水解从而促进水的电离。 答案 C 溶液中的c(H+)和水电离出来的c(H+)是不同的: ①常温下水电离出的c(H+)=1×10-7mol·L-1,若某溶液中水电离出的c(H+)<1×10-7mol·L-1,则可判断出该溶液中加入了酸或碱抑制了水的电离;若某溶液中水电离出的c(H+)>1×10-7mol·L-1,则可判断出该溶液中加入了可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。 ②常温下溶液中的c(H+)>1×10-7mol·L-1,说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液;c(H+)<1×10-7mol·L-1,说明是碱溶液或水解显碱性的盐溶液。 【应用1】►以下离子①H+、②Cl-、③Al3+、④K+、⑤SO 、⑥OH-、⑦NO 、⑧NH 中,基本上不影响水的电离平衡的是( ) A.①③⑤⑦⑧B.②④⑥C.②④⑤⑦D.②④⑥⑧ 解析 水电离产生H+和OH-,H+或OH-会抑制水的电离;Al3+、NH 可以水解,从而促进水的电离,故对水电离基本上无影响的是C项。 答案 C 考点2 1.水电离的c(H+)或c(OH-)的计算(25℃) (1)中性溶液: c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-1。 (2)溶质为酸的溶液 H+来源于酸电离和水电离,而OH-只来源于水。 如计算pH=2的盐酸中水电离出的c(H+): 方法是先求出溶液中的c(OH-)=10-12mol·L-1,即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol·L-1。 (3)溶质为碱的溶液 OH-来源于碱电离和水电离,而H+只来源于水。 如pH=12的NaOH溶液中,c(H+)=10-12mol·L-1,即水电离产生的c(OH-)=c(H+)=10-12mol·L-1。 (4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 H+和OH-均由水电离产生。 如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=10-2mol·L-1; 如pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=10-2mol·L-1。 2.pH计算的一般思维模型 【典例2】►已知在100℃的温度下(本题涉及的溶液其温度均为100℃),水的离子积KW=1×10-12。 下列说法正确的是( )。 A.0.05mol·L-1的H2SO4溶液pH=1 B.0.001mol·L-1的NaOH溶液pH=11 C.0.005mol·L-1的H2SO4溶液与0.01mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,混合溶液pH为6,溶液显酸性 D.完全中和pH=3的H2SO4溶液50mL,需要pH=11的NaOH溶液50mL 解析 A项,0.05mol·L-1的H2SO4溶液中c(H+)=0.10mol·L-1,pH=1;B项,c(OH-)=1.0×10-3mol·L-1,则c(H+)= =1.0×10-9mol·L-1,pH=-lg1.0×10-9=9;C项,pH=6时,c(H+)=c(OH-),显中性;D项,pH=3的H2SO4溶液中n(H+)=0.001×0.05mol=5×10-5mol,V(NaOH)= =5×10-4L=0.5mL。 答案 A 【应用2】►室温时,下列混合溶液的pH一定小于7的是( )。 A.pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合 B.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合 C.pH=3的醋酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合 D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等体积混合 解析 对各选项逐一分析如表所示: 选项 分析 结论 A 混合后氨水过量,溶液显碱性,pH>7 错误 B 混合后盐酸与Ba(OH)2恰好反应,溶液呈中性,pH=7 错误 C 混合后醋酸过量,溶液显酸性,pH<7 正确 D 混合后氨水过量,溶液显碱性,pH>7 错误 答案 C 考点3酸碱中和滴定实验中指示剂的选择和误差分析 1.常见滴定类型中指示剂的选择 (1)强酸与弱碱滴定结果溶液呈酸性,可选用甲基橙为指示剂(变色点pH=4.4)。 (2)强碱与弱酸滴定结果溶液呈碱性,可选用酚酞为指示剂(变色点pH=8.2)。 (3)强酸与强碱滴定结果为中性,两种指示剂均可。 2.实验误差分析 (1)原理(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) cB= ; VB——准确量取的待测液的体积; cA——标准溶液的浓度。 故有: cB正比于VA。 (2)标准液配制引起的误差 ①称取5.2克氢氧化钠配制标准液时,物码倒置。 (偏高) ②配制标准液时,烧杯及玻璃棒未洗涤。 (偏高) ③配制标准液时,定容俯视。 (偏低) ④配制标准液时,定容仰视。 (偏高) ⑤配制标准NaOH滴定盐酸时,NaOH中如混有碳酸钠。 (偏高) ⑥配制标准NaOH滴定盐酸时,NaOH中如混有碳酸氢钠。 (偏高) ⑦配制标准NaOH滴定盐酸时,NaOH中如混有KOH。 (偏高) ⑧滴定管水洗后,未用标准液洗涤。 (偏高) (3)标准液操作引起的误差。 ①滴定前读数仰视,滴定后读数俯视。 (偏低) ②滴定结束,滴定管尖嘴处有一滴未滴下。 (偏高) ③滴定前有气泡未赶出,后来消失。 (偏高) (4)待测液操作引起的误差。 ①锥形瓶水洗后,用待测液润洗过再装待测液。 (偏高) ②锥形瓶有少量水,直接放入待测液。 (无影响) ③摇动锥形瓶时,溅出部分溶液。 (偏低) 【典例3】►(2011·兰州质检)某学生用0.1mol·L-1的KOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸,其操作分解为如下几步: A.移取20mL待测盐酸注入洁净的锥形瓶,并加入2~3滴酚酞 B.用标准溶液润洗滴定管2~3次 C.把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好,调节滴定管尖嘴使之充满溶液 D.取标准KOH溶液注入碱式滴定管至“0”刻度以上1~2cm E.调节液面至“0”或“0”以下某一刻度,记下读数 F.把锥形瓶放在滴定管的下面,用标准KOH溶液滴定至终点并记下滴定管液面的刻度 就此实验完成填空: (1)正确操作步骤的顺序是(用序号字母填写)______________________________________; (2)上述B步骤操作的目的是_______________________________________________; (3)上述A步骤操作之前,先用待测液润洗锥形瓶,则对滴定结果的影响是________________________________________________________________________; (4)判断到达滴定终点的实验现象是____________________________________________; (5)若称取一定量的KOH固体(含少量NaOH)配制标准溶液并用来滴定上述盐酸,则对滴定结果产生的影响是___________________________________________。 解析 (1)酸碱滴定实验,首先要用水洗滴定管,并检查是否漏水,再用标准液润洗。 (B)然后将标准液注入滴定管(D),将尖嘴处气泡赶出后(C),调节液面至“0”或“0”刻度以下(E),记读数。 取待测液,并加指示剂(A),然后开始滴定至终点,并记录读数(F)。 (3)若用待测液润洗锥形瓶,则锥形瓶内所取待测液偏多,消耗标准液也将偏多,导致结果偏大。 (5)若用含NaOH的KOH滴定盐酸,因为M(NaOH) 答案 (1)B、D、C、E、A、F (2)洗去滴定管内壁附着的水,防止将标准溶液稀释产生误差 (3)使测得的未知溶液浓度偏大 (4)溶液由无色变为浅红色,且在半分钟内不褪色 (5)使测得的未知溶液浓度偏小,原因是同质量的KOH中和的盐酸比NaOH中和的盐酸少 【应用3】►(2012·南阳质检)一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中和滴定是中学化学中两个典型的定量实验。 某研究性学习小组在实验室中配制1mol·L-1的稀硫酸标准溶液,然后用其滴定某未知浓度的NaOH溶液。 下列有关说法中正确的是________(填字母序号)。 A.实验中所用到的滴定管、容量瓶,在使用前均需要检漏 B.如果实验中需用60mL的稀硫酸标准溶液,配制时应选用100mL容量瓶 C.容量瓶中含有少量蒸馏水,会导致所配标准溶液的浓度偏小 D.酸式滴定管用蒸馏水洗涤后,即装入标准浓度的稀硫酸,则测得的NaOH溶液的浓度将偏大 E.配制溶液时,定容时俯视读数,则导致实验结果偏大 F.中和滴定时,若在最后一次读数时俯视读数,则导致实验结果偏大 解析 A项,滴定管、容量瓶都为带塞容器,使用前检漏,正确;B项,实验室无60mL容量瓶,选择容积比60mL大而与之更接近的容量瓶配制,B正确;C项,容量瓶内有少量蒸馏水对所配标准液浓度无影响;D项,酸式滴定管不用标准液润洗使所测NaOH浓度偏大,正确;E项,配制溶液时,最后一次读数时俯视,所配溶液浓度偏高,导致实验结果偏小;F项,导致实验结果偏小。 答案 ABD 考向1(5年5考)水的电离平衡 判断正误: (1)25℃时NH4Cl溶液的KW大于100℃NaCl溶液的KW(×)(2011·天津-5A) 解析 溶液中的KW随温度升高而增大。 (2)4℃时,纯水的pH=7(×)(2010·江苏-2B) 解析 25℃时,纯水的pH=7,温度降低,H2OH++OH-平衡向左移动,c(H+)减小,pH增大。 (3)由水电离的c(H+)=1×10-14mol·L-1的溶液中: Ca2+、K+、Cl-、HCO 能大量共存(×) (2010·江苏-6B) 解析 由水电离的c(H+)=1×10-14mol·L-1,此时溶液显强酸性或显强碱性,HCO 在两种溶液中都不能大量共存。 2.(2011·上海)下列离子在稳定人体血液的pH中起作用的是( )。 A.Na+B.HCO C.Fe2+D.Cl- 解析 HCO 既可以与H+反应,又可以与OH-反应,可起到调节血液pH的作用。 答案 B 3.(2008·上海)常温下,某溶液中由水电离的c(H+)=1×10-13mol·L-1,该溶液可能是( )。 ①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液 A.①④B.①②C.②③D.③④ 解析 某溶液中由水电离出来的c(H+)=1.0×10-13mol·L-1,正常水电离出来的c(H+)=1.0×10-7mol·L-1,说明该溶液抑制了水的电离,它既可能是酸溶液也可能是碱溶液。 ①SO2+H2OH2SO3,H2SO3HSO +H+,HSO SO +H+,溶液呈酸性抑制水的电离。 ④NaOH===Na++OH-,溶液呈碱性抑制水的电离。 ②氯化铵水溶液: NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl,促进水的电离,使得溶液呈酸性: c(H+)>1.0×10-7mol·L-1。 ③硝酸钠是强酸强碱盐,不水解,呈中性,c(H+)=1.0×10-7mol·L-1。 答案为A。 答案 A 考向2 1.判断正误: (1)100℃时,将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合,溶液显中性(×) (2011·天津-5D) 解析 100℃时pH=12的NaOH溶液中的c(OH-)>10-2mol·L-1,而pH=2的盐酸中的c(H+)=10-2mol·L-1,因此,两者混合时NaOH溶液过量,溶液显碱性。 (2)25℃时,某物质的溶液pH<7,则该物质一定是酸或强酸弱碱盐(×) (2010·天津-4A) 解析 25℃时,pH<7还有可能为酸式盐,如NaHSO4。 (3)25℃时,pH=4.5的番茄汁中c(H+)是pH=6.5的牛奶中c(H+)的100倍(√) (2010·天津-4B) 解析 pH=4.5的溶液c(H+)=10-4.5mol·L-1,pH=6.5的溶液c(H+)=10-6.5mol·L-1。 2.(2011·上海)常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液,关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是( )。 A.b不可能显碱性 B.a可能显酸性或碱性 C.a不可能显酸性 D.b可能显碱性或酸性 解析 若酸为强酸时,则b溶液形成的仅为强酸强碱的溶液,呈中性;若酸为弱酸时,则b溶液为弱酸与强碱弱酸盐的混合液,溶液应呈酸性,故A项正确,D项错误。 若酸为强酸或电离度比氨水大的弱酸,则a溶液为强酸弱碱盐(或弱酸弱碱盐)和氨水的混合溶液,呈碱性,若酸为电离度比氨水小的酸,则a溶液为弱酸和弱酸弱碱盐的混合溶液,呈酸性;若酸是电离度与氨水相同的酸,则a溶液呈中性,故B项正确,C项错误。 答案 AB 3.(2011·全国)等浓度的下列稀溶液: ①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇,它们的pH由小到大排列正确的是( )。 A.④②③①B.③①②④C.①②③④D.①③②④ 解析 等浓度的溶液,酸性越强,pH越小。 酸性: 乙酸>碳酸>苯酚,乙醇呈中性,可知pH由小到大的排序为: ①③②④,D正确。 答案 D 4.(2010·全国理综Ⅰ,9)下列叙述正确的是( )。 A.某醋酸溶液的pH=a,将此溶液稀释1倍后,溶液的pH=b,则a>b B.在滴有酚酞溶液的氨水中,加入NH4Cl至溶液恰好无色,则此时溶液的pH<7 C.1.0×10-3mol·L-1盐酸溶液的pH=3.0,1.0×10-8mol·L-1盐酸溶液的pH=8.0 D.若1mLpH=1的盐酸与100mLNaOH溶液混合后,溶液的pH=7,则NaOH溶液的pH=11 解析 A项,对酸溶液进行稀释,氢离子浓度降低,pH增大;B项,酚酞的变色范围为8.2~10.0,当溶液恰好无色时,溶液pH刚刚小于8.2即可显示无色;C项,当溶液中酸的氢离子浓度较大时,计算时忽略水电离出的氢离子,当加入的酸的氢离子浓度较小时,计算溶液pH时则不能忽略水电离出的氢离子,当盐酸的浓度为1.0×10-8mol·L-1时,通常情况下,此时水电离出的氢离子为1.0×10-6mol·L-1,此时溶液的pH<7;D项,盐酸和氢氧化钠溶液混合后溶液显中性,则满足n(H+)=n(OH-),即c(H+)·V(H+)=c(OH-)·V(OH-),代入数据得c(OH-)=1.0×10-3mol·L-1,故氢氧化钠溶液的pH为11。 答案 D 考向3 1.(2011·海南)用0.1026mol·L-1的盐酸滴定25.00mL未知浓度的氢氧化钠溶液,滴定达终点时,滴定管中的液面如右图所示,正确的读数为( )。 A.22.30mLB.22.35mL C.23.65mLD.23.70mL 解析 滴定管的“0”刻度在上方,从上到下读数越来越大,且读数时应注意视线与凹液面相切。 答案 B 2.判断正误 右图表示25℃时,用0.1mol·L-1盐酸滴定20mL0.1mol·L-1NaOH溶液,溶液的pH随加入酸体积的变化(×)(2010·天津-6A) 解析 用盐酸滴定NaOH溶液,在滴定终点时应该有pH的突变。 3.(2009·全国理综Ⅰ,10)用0.10mol·L-1的盐酸滴定0.10mol·L-1的氨水,滴定过程中不可能出现的结果是( )。 A.c(NH )>c(Cl-),c(OH-)>c(H+)B.c(NH )=c(Cl-),c(OH-)=c(H+) C.c(Cl-)>c(NH ),c(OH-)>c(H+)D.c(Cl-)>c(NH ),c(H+)>c(OH-) 解析 向氨水中逐滴滴加盐酸,得到溶液的成分可能有①NH3·H2O和NH4Cl ②NH4Cl ③NH4Cl和HCl,A符合①,由电中性原理知B正确,C中电荷不守恒错误,D符合③。 答案 C 名师偈语 本讲重点考查水的电离和溶液酸碱性的判断,pH计算近年考查的力度有所加强。 酸碱中和滴定往往结合定量分析实验综合问题进行设量考查点。 预测2013年高考水的电离平衡与溶液酸碱性的关系仍是高考的热点,应持续关注。 【常见考点】①影响水的电离的因素 ②水的电离平衡常数 ③影响水的电离平衡常数的因素 ④用水的离子积常数进行有关简单计算,及有关pH的简单计算 ⑤溶液酸碱性的判断和酸碱滴定 ⑥中学常见定量实验方案的基本原则和操作过程 ⑦化学实验的记录、分析和数据处理。 【常考题型】在高考题中本专题的知识与盐类水解、离子浓度大小比较、误差分析等知识相结合出题,多以选择题为主 【例1】►(2011·四川)25℃时,在等体积的①pH=0的H2SO4溶液 ②0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液 ③pH=10的Na2S溶液 ④pH=5的NH4NO3溶液中,发生电离的水的物质的量之比是( )。 A.1∶10∶1010∶109B.1∶5∶5×109∶5×108 C.1∶20∶1010∶109D.1∶10∶104∶109 解析 酸或碱是抑制水电离的
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- 第八 第二 电离 溶液 酸碱