第11讲盐类的水解（含答案）【暑假自学课】2024年新高二化学暑假提升精品讲义（人教版2019）

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根据酸碱的强弱，将酸与碱生成的盐进行分类：
Na2CO3属于盐，为何叫纯碱？其水溶液为何呈碱性？
用pH计测定下列溶液的pH与7的关系，按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类完成下表。
盐溶液的酸碱性：强酸强碱盐的溶液呈中性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性。
盐溶液呈酸碱性的原因
❶强酸强碱盐(以NaCl为例)
❷强酸弱碱盐(以NH4Cl为例)
❸强碱弱酸盐(以CH3COONa为例)
一、盐类的水解
盐类水解的过程：
①电离：盐全部电离成自由移动离子，水微弱电离出H＋和OH－。
②结合：离子之间通过有效碰撞后，生成难电离的分子或离子。
③移动：由于形成难电离的分子或离子，使溶液中的c(H＋)或c(OH－)减少，改变原有的水的电离平衡。促使水的电离程度变大。
④显性：由于水的电离平衡被破坏，致使c(H＋)、c(OH－)不相等，从而使溶液出现酸碱性。
弱酸的酸式盐其水溶液中显酸性或碱性？
将NaHCO3溶于水，加入酚酞试液，溶液呈__________。
解释：在NaHCO3溶液中存在两种平衡——电离平衡：HCO3－H＋＋CO32－，溶液呈__________；水解平衡：HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，溶液呈__________。溶液的酸碱性取决于电离平衡与水解平衡的相对大小，由于HCO3－的水解趋势大于其电离趋势，所以NaHCO3溶液呈碱性。
酸式盐的水解：
①中强酸的酸式盐——以电离为主：呈酸性(如HSO3－)。
②弱酸的酸式盐——以水解为主：呈碱性(如HCO3－)。
二、盐类水解方程式的书写
由于酸碱中和反应程度很大，所以盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成__________和__________，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，生成易分解的产物如NH3·H2O、H2CO3不写分解产物的形式。
弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。
①NHeq \\al(＋,4)与S2－、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度__________，书写时仍用“”表示。如：NHeq \\al(＋,4)＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。
②Al3＋与COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq \\al(－,2)，Fe3＋与COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)等组成的盐水解相互促进非常__________，生成__________和__________，书写时用“_______”表示。如Al3＋＋3HCOeq \\al(－,3)＝Al(OH)3↓＋3CO2↑。
纯碱通常用来洗涤油污，可你知道吗为何用热的纯碱溶液洗涤效果好？为何同浓度时Na2CO3溶液的碱性比NaHCO3溶液的强？
外界条件对盐类水解程度的影响
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：__________________________，根据实验操作填写下表：
三、影响盐类水解的主要因素
以FeCl3水解为例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，填写外界条件对水解平衡的影响。
1．FeCl3溶液水解情况受温度的影响：
2．设计一个简单的实验方案验证纯碱溶液呈碱性是由CO32－引起的。
取少量纯碱溶液先滴入酚酞溶液(变红)，分成三等份。一份做参照，一份加入BaCl2晶体溶液（红色变浅），
一份加NaCl晶体溶液（颜色不变）
四．水解常数
1．概念
__________________________________________________________________________________________
____________________________________________，该常数叫作水解常数。
2．水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝eq \f(c（CH3COOH）·c（OH－）,c（CH3COO－）)
＝eq \f(c（CH3COOH）·c（OH－）·c（H＋）,c（CH3COO－）·c（H＋）)
＝eq \f(c（OH－）·c（H＋）,\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）))＝eq \f(Kw,Ka)(Ka为CH3COOH的电离常数)
因而Ka(或Kb)与Kw的定量关系为Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。
如Na2CO3的水解常数Kh＝eq \f(Kw,Ka2)；
NaHCO3的水解常数Kh＝eq \f(Kw,Ka1)。
NH4Cl的水解常数Kh＝eq \f(Kw,Kb)(Kb为NH3·H2O的电离常数)。
3．水解常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。水解常数只受__________的影响；因水解反应是吸热反应，故水解常数随温度的升高而__________。
一．盐类水解的实质和规律
【问题探究】
1．pH均为4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中，水电离出的c(H＋)相等吗？
不相等。H2SO4抑制水的电离，NH4Cl能水解，促进水的电离，所以NH4Cl溶液中水的电离程度大。
2．某盐溶液显中性，该盐一定是强酸强碱盐吗？
不一定。也可能是弱酸弱碱盐，如CH3COONH4溶液显中性。
3．等浓度的醋酸钠的pH小于次氯酸钠溶液的pH，由此能否确定醋酸与次氯酸的酸性强弱？
由“越弱越水解”可知，等浓度的醋酸钠的水解程度小于次氯酸钠溶液的水解程度，由此确定醋酸的酸性大于次氯酸。
【知识归纳总结】
1．盐类水解的实质：
盐电离→eq \b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\c1(弱酸的阴离子→结合H＋,弱碱的阳离子→结合OH－))→破坏了水的
电离平衡→水的电离程度增大→溶液呈碱性、酸性或中性。
2．盐类水解的特点：
eq \x(可逆)→水解反应是可逆反应
eq \x(吸热)→水解反应是酸碱中和反应的逆反应
eq \x(微弱)→水解反应程度很微弱
3．盐类水解的规律：
（1）“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
（2）“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。
（3）“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。
（4）“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。如：碳酸的电离常数Ka1小于NH3·H2O的电离常数Kb，故NH4HCO3溶液显碱性。
（5）“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液显中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。
4．盐类水解程度大小比较规律
（1）组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。
（2）盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。
（3）多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同浓度时，COeq \\al(2－,3)比HCOeq \\al(－,3)的水解程度大。
（4）水解程度：相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。
如NHeq \\al(＋,4)的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
盐类水解的影响因素
【问题探究】
1．Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。
产生白色沉淀，且红色褪去。在Na2SO3溶液中，SOeq \\al(2－,3)水解：SOeq \\al(2－,3)＋H2OHSOeq \\al(－,3)＋OH－，加入BaCl2后，
Ba2＋＋SOeq \\al(2－,3)===BaSO3↓(白色)，由于c(SOeq \\al(2－,3))减小，SOeq \\al(2－,3)水解平衡左移，c(OH－)减小，红色褪去。
2．MgO可除去MgCl2溶液中的Fe3＋，其原理是什么？
溶液中存在Fe3＋＋H2OFe(OH)3＋3H＋，加入MgO，MgO和H＋反应，使c(H＋)减小，平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀除去。
3．将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。
NH4Cl溶液中发生水解NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋、加入镁条发生Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促进水解平衡右移，产生大量NH3·H2O，NH3·H2O===NH3↑＋H2O，产生NH3。
【知识归纳总结】
1．内因：
酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。
2．外因：
考点一：盐溶液的酸碱性
1．（23-24高二下·浙江杭州·阶段练习）下列物质属于电解质且溶于水为碱性的是
A．K2CO3B．H2SO4C．Cl2D．NH4Cl
2．（23-24高二下·北京·阶段练习）下列溶液由于水解反应显酸性的是
A．稀盐酸B．溶液C．溶液D．溶液
考点二：盐类水解规律理解及应用
3．（23-24高二下·云南昆明·阶段练习）常温下，下列能使并能使溶液呈酸性的粒子是
A．B．C．D．
4．（23-24高二上·浙江杭州·期末）在水溶液中呈酸性且促进水电离的是
A．B．C．D．
5．（23-24高二上·江苏扬州·期中）下列操作能促进水的电离且溶液呈酸性的是
A．向水中加入Na2CO3溶液B．向水中加入NaHSO4溶液
C．将水加热到100℃，使pH=6D．向水中加入NH4Cl固体
6．（23-24高二下·北京·开学考试）常温下，某溶液的。下列关于该溶液的说法中，不正确的是
A．显酸性B．
C．D．加热，pH变大
考点三：影响盐类水解的因素
7．（23-24高二上·山东烟台·阶段练习）测定不同温度下0.5 ml/L CuSO4溶液和0.5 ml/LNa2CO3溶液的pH，数据如下表：
下列说法错误的是
A．升高温度，Na2CO3溶液中c(H+)增大
B．升高温度，CuSO4溶液和Na2CO3溶液的水解平衡均正向移动
C．升高温度，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果
D．升高温度，可能导致结合H+程度大于H2O电离产生H+程度
8．（22-23高二下·山西大同·期末）向三份0.1ml/L 溶液中分别加入少量、、固体(忽略溶液体积变化)，则浓度的变化依次为
A．减小、增大、减小B．增大、减小、减小
C．减小、增大、增大D．增大、减小、增大
9．（23-24高二上·广东江门·期末）溶液中，如果要使更接近于，可以采取的措施是
A．加入适量水B．加入少量溶液C．通入适量气体D．加热
10．（23-24高二上·北京·阶段练习）测定溶液升温过程中的pH（不考虑水的蒸发），数据如下
下列说法正确的是
A．升高温度溶液中降低
B．温度升高时溶液pH降低，是由于水解生成少量
C．溶液pH的变化是的改变和水解平衡移动共同作用的结果
D．溶液中始终存在
11．（23-24高二上·江苏南通·期中）常温下，0.1ml/L醋酸钠溶液的。下列相关说法不正确的是
A．醋酸钠溶液显碱性的原因是：
B．常温下，醋酸钠溶液中：
C．向10mL上述溶液中滴加5滴饱和溶液，逐渐增大
D．在pH均为9的醋酸钠溶液和氨水中，水的电离程度：醋酸钠溶液>氨水
考点四：水解常数
12．（22-23高二上·新疆·阶段练习）在一定条件下，Na2S溶液存在水解平衡；S2-+H2OHS-+OH-。下列说法正确的是
A．加水稀释，平衡正移，HS-浓度增大B．升高温度，减少
C．稀释溶液，水解平衡常数不变D．加入NaOH固体，溶液pH减小
13．（23-24高二下·江苏·阶段练习）25℃时，的电离常数，的电离常数，。下列说法正确的是
A．溶液和溶液中离子种类不相同
B．25℃时，溶液中：
C．25℃时，反应的
D．25℃时，向草酸溶液中滴加溶液生成沉淀，反应后溶液pH增大
14．（23-24高二上·河北石家庄·期末）通过查阅资料获得温度为时有以下数据：是盐的水解平衡常数，在溶液中存在，则。有关上述常数的说法正确的是
A．通过比较上述常数，可得溶液显碱性
B．所有弱电解质的电离常数和难溶电解质的都随温度的升高而增大
C．常温下，在水中的大于在饱和溶液中的
D．一定温度下，在溶液中，
15．（23-24高二上·广东清远·阶段练习）苯甲酸钠(NaA)是一种常见的食品防离剂。已知苯甲酸(HA)的 Ka=10－4.2，常温时，下列关于 0.1 ml·L－1某甲酸钠水溶液的说法不正确的是
A．NaA 溶液呈碱性
B．溶液中存在；c(HA)+c(H+)=c(OH－)
C．微粒浓度大小：c(Na+)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)
D．加水稀释时，溶液中不变
1．（23-24高二上·湖南·期末）下列离子方程式中，属于水解反应的是
A．B．
C．D．
2．（23-24高二上·黑龙江哈尔滨·期末）常温下，浓度均为0.1ml·L－1的NaX和NaY盐溶液的pH分别为9和11，下列判断不正确的是
A．NaX溶液中：c(Na+)> c(X－) > c(OH－)>c(H+)
B．电离常数：Ka(HX) > Ka(HY)
C．X－结合H+的能力大于Y－结合H+的能力
D．HX与NaY能发生反应：HX + Y－= HY + X－
3．（23-24高二上·海南海口·期末）能促进水的电离，并使溶液中c(H+)>c(OH-)的操作是
（1）将水加热煮沸；（2）向水中投入一小块金属钠；（3）向水中通CO2；（4）向水中通NH3；（5）向水中加入明矾晶体；（6）向水中加入NaHCO3固体；(7)向水中加NaHSO4固体
A．（1）（3）（6）(7)B．（1）（3）（6）C．（5）(7)D．（5）
4．（23-24高二下·上海·阶段练习）下列物质的水溶液中，因水解而呈碱性的是
A．B．C．D．
5．（23-24高二上·山东·阶段练习）25℃时，下列事实不能说明是弱酸的是
A．的氢氟酸溶液B．的溶液
C．氢氟酸溶液中含有分子D．氢氟酸溶液的导电性较盐酸差
6．（23-24高二下·江苏无锡·期中）下列物质的电离方程式或水解方程式书写正确的是
A．B．
C．D．
7．（23-24高二下·吉林·期中）下列物质加入水中可以增大水的电离程度的是
A．NaOH固体B．溶液C．固体D．盐酸
8．（23-24高二上·浙江绍兴·期末）下列物质溶于水时，电离出的阳离子能使水的电离平衡向右移动的是
A．B．C．D．
9．（22-23高二上·四川凉山·阶段练习）一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：+H2O+OH-。下列说法正确的是
A．升高温度，增大
B．加入氯化钡，平衡向正反应方向移动
C．稀释溶液，水解平衡常数增大
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
10．（22-23高二上·四川成都·期末）下列措施能使NaClO溶液的水解平衡正向移动，水解程度反而减小的是
A．增大NaClO溶液浓度B．加水稀释
C．升高温度D．加入适量NaOH固体
11．（23-24高二上·河北承德·阶段练习）为了配制NH浓度与NO浓度比为1∶1 的溶液，可在NH4NO3溶液中加入
①适量的HCl ②适量的NaNO3 ③适量的氨水 ④适量的NaOH ⑤HNO3
A．①②B．③C．③④D．⑤
12．（23-24高二上·上海静安·期中）现代洗涤液问世前，纯碱(Na2CO3)常用来洗涤油性物质，以下是纯碱水解的化学方程式：Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH(吸热反应)，纯碱水解后呈碱性，能除去油污，以下措施中能提高纯碱的去污能力的是
A．用热水B．用冷水C．加小苏打(NaHCO3)D．加入大量的水
13．（23-24高二上·四川广安·阶段练习）已知25 ℃时部分弱电解质的电离平衡常数数据如表所示，物质的量浓度均为0.1 ml·L-1的几种溶液：①CH3COOH ②HClO ③NaClO ④H2CO3 ⑤Na2CO3 ⑥NaHCO3 ⑦CH3COONa，pH由小到大排列的顺序是
A．④①②⑦⑤⑥③ B．①④②⑦⑥③⑤C．④①②⑦⑥⑤③D．①④②⑦③⑥⑤
14．（22-23高二上·新疆·阶段练习）物质的量浓度相同的NaX、NaY和NaZ溶液，其pH依次为9、11、10，则HX、HY、HZ的电离平衡常数由大到小的顺序是
A．HX，HZ， HYB．HX，HY，HZ
C．HZ，HY，HXD．HY，HZ，HX
15．（23-24高二下·江苏盐城·期中）已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如表：
（1）常温下，pH相同的三种溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是 。(填序号)
（2）向足量的次氯酸钠中通入少量的二氧化碳的离子方程式 。
（3）室温下，经测定溶液，则 (填“＞”、“=”、“＜”)。
（4）时，将的氨水与的盐酸等体积混合所得溶液中，则溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示的电离平衡常数 。
（5）将含的烟气通入该氨水中，当溶液显中性时，溶液中 。
模块一 思维导图串知识
模块二 基础知识全梳理
模块三 重点难点必掌握
模块四 核心考点精准练
模块五 小试牛刀过关测
1．通过实验探究，认识盐类水解的原理。
2．能用化学用语正确表示盐类的水解，能通过实验证明盐类水解的存在。
3．结合真实情境中的应用实例，能应用盐类的水解原理判断盐溶液的酸碱性。
4．通过实验探究，认识影响盐类水解的主要因素。
5．能从盐类水解平衡的角度分析溶液的酸碱性等。
酸与碱类别
强酸＋强碱
强酸＋弱碱
强碱＋弱酸
弱酸＋弱碱
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
弱酸弱碱盐
举例
NaCl
NH4Cl
CH3COONa
CH3COONH4
盐
NaCl
Na2CO3
NH4Cl
KNO3
CH3COONa
(NH4)2SO4
pH
__________
__________
__________
__________
__________
__________
盐的类型
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
酸碱性
__________
__________
__________
__________
__________
__________
溶液中存在的离子
H2OH＋＋OH－
NaCl＝ __________
离子间能否相互作用生成弱电解质
否
c(H＋)和c(OH－)的相对大小
c(H＋)＝c(OH－)，呈__________，无弱电解质生成
理论解释
水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－)
溶液中存在的离子
H2OH＋＋OH－
NH4Cl＝ __________
离子间能否相互作用生成弱电解质
NHeq \\al(＋,4)与水电离的OH－结合生成弱电解质
c(H＋)和c(OH－)的相对大小
c(H＋)＞c(OH－)，呈__________
理论解释
NHeq \\al(＋,4)和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，
使水的电离平衡向右移动，使溶液中c(H＋)＞c(OH－)
总离子方程式
NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋
溶液中存在的离子
H2OH＋＋OH－
CH3COONa＝__________________
离子间能否相互作用生成弱电解质
CH3COO－与水电离的H＋结合生成弱电解质
c(H＋)和c(OH－)的相对大小
c(H＋)＜c(OH－)，呈__________
理论解释
CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，
使水的电离平衡向右移动，使溶液中c(H＋)＜c(OH－)
总离子方程式
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
概念
在水溶液中，盐电离出来的__________与水电离出来的__________或__________结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解
实质
生成__________或__________，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡
特点
规律
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性
类型
水解程度
举例
溶液的酸碱性
一元弱酸阴离子
一步水解
(微弱)
CH3COO－＋H2O__________
__________
一元弱碱阳离子
NHeq \\al(＋,4)＋H2O__________
__________
多元弱酸阴离子
分步水解
(微弱)
COeq \\al(2－,3)＋H2O__________
HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－
__________
多元弱碱阳离子
分步水解，
一步书写(微弱)
Fe3＋＋3H2O__________
Al3＋＋3H2O__________
__________
影响因素
实验步骤
实验现象
解释
盐的浓度
加入__________固体，再测溶液的pH
溶液颜色__________，溶液的pH变小
加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向__________方向移动
溶液的
酸碱度
加__________后，测溶液的pH
溶液颜色__________，溶液的pH变小
加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反应方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
加入少量NaOH溶液
产生__________沉淀
加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向正反应方向移动
温度
升高温度
溶液颜色__________
升高温度，水解平衡__________移动
反应物本身性质
主要由__________所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度__________，即越弱越水解
外界因素
浓度
加水__________可促使平衡向水解的方向移动，盐的______________
温度
盐的水解是__________反应，温度升高，__________
酸碱性
酸碱能够__________水解
条件
移动方向
H＋数
pH
现象
升温
__________
__________
__________
__________________
通HCl
__________
__________
__________
__________________
加H2O
__________
__________
__________
__________________
加NaHCO3
__________
__________
__________
__________________
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋（正反应为吸热反应）对FeCl3溶液进行加热操作，结果如下
条件
常温
加热
沸腾
持续沸腾
蒸干
灼烧
结果
溶液呈酸性
酸性增强
形成胶体
产生沉淀
得到Fe(OH)3固体
Fe2O3
因素
水解平衡
水解程度
水解产生
离子的浓度
温度
升高
右移
增大
增大
浓度
增大
右移
减小
增大
减小(即稀释)
右移
增大
减小
外加酸、碱
酸
弱碱阳离子的水解程度减小
碱
弱酸根离子的水解程度减小
外加其
他盐
水解形式
相同的盐
相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)
水解形式
相反的盐
相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]
温度/℃
25
30
40
50
60
CuSO4溶液的pH
3.71
3.51
3.44
3.25
3.14
Na2CO3溶液的pH
10.41
10.30
10.28
10.25
10.18
温度/℃
20
40
60
80
pH
11.80
11.68
11.54
11.42
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
K=1.8×10-5
K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11
K=3.0×10-8
化学式
电离常数