①寒假复习-第3讲 水溶液中的离子反应与平衡-2025年高二化学寒假衔接讲练 (人教版)

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考点1 强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
(1)概念
电解质：在____________或____________能导电的化合物。
非电解质：在____________和____________均以分子形式存在，不能导电的化合物。
(2)电解质在水溶液或熔融状态下能导电的实质是电解质本身发生了______。
【特别提醒】判断电解质和非电解质的方法
(1)不是电解质的物质不一定是非电解质，如：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
(2)电解质不一定导电，导电是有条件的，电解质只有在水溶液里或熔融状态下电离产生自由移动的离子才能导电，其他条件下不导电。如：CaCO3固态时不导电。
(3)能导电的物质不一定是电解质。
Fe、Cu等金属在熔融状态下也能导电，但它们是单质，既不属于电解质，也不属于非电解质。
稀盐酸能导电，但稀盐酸不是电解质，因为稀盐酸是混合物。
CO2、SO2、NH3的水溶液能导电，但CO2、SO2、NH3不是电解质，H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是电解质。
(4)电解质不一定易溶于水(如：硫酸钡等)，易溶于水的化合物不一定是电解质 (如：酒精等)。
(5)电解质溶于水能导电，但熔融状态下不一定能导电 (如：氯化氢等)。
2．强电解质和弱电解质
【特别提醒】
1CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质。
2电解质的强、弱与其溶解性无关。难溶的盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。
(3)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系
溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
考点2 弱电解质的电离平衡
1．电离方程式的书写
(1)强电解质
完全电离，在写电离方程式时，用“______”。
(2)弱电解质
部分电离，在写电离方程式时，用“______”。
①一元弱酸、弱碱一步电离。
如CH3COOH：________________________，NH3·H2O：________________________。
②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以______电离为主)。
如H2CO3：______________________________(主)，______________________________(次)。
③多元弱碱分步电离 (较复杂)，在中学阶段要求一步写出。
如Fe(OH)3：______________________________。
2．电离平衡状态
(1)概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率______，溶液中各分子和离子的浓度都不再____________，电离过程就达到了电离平衡状态。
(2)电离平衡的特征
①弱：研究对象是____________。
②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率______。
= 3 \* GB3 ③动：电离平衡是一种______平衡，如1ml CH3COOH分子电离同时有1ml CH3COOH分子______。
④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度______，溶液里既有______又有______。
⑤变：条件改变时，电离平衡发生______，各粒子的浓度要发生______。
3．电离平衡的影响因素
(1)内因：电解质______的性质，通常电解质越弱，电离程度______。
(2)外因
①浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就______(越稀越______)；浓度越大，电离程度______。
②温度：弱电解质的电离一般是______过程，升高温度使电离平衡向______的方向移动，电离程度______。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，电离平衡向____________的方向移动，电离程度______。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向______的方向移动。
4．实例分析
分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响，填写下表：
【特别提醒】
(1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。
(2)弱电解质的电离程度、溶液的导电性与电离平衡的移动没有必然的关系。
(3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。
如0.1 ml·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。
考点3 电离平衡常数
1．电离平衡常数的表示方法
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝____________；
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－ Kb＝____________。
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数
多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如，
H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3) Ka1＝____________；
HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3) Ka2＝____________。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1______Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由______电离决定。
2．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性______。
3．电离常数的影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的______所决定。
(2)外因：
对于同一弱电解质，电离平衡常数只与______有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而______。
【特别提醒】
(1)弱电解质的电离都是微弱的。一般来说已电离的分子是极少数的，绝大多数以分子形式存在。
(2)弱电解质电离平衡后，加水稀释，电离程度增大，但电解质分子、电解质电离出的离子(包括H＋或OH－)浓度减小。判断离子浓度比值变化时，只考虑物质的量的比值即可。
(3)多元弱酸分步电离，第一步电离出相对较多的H＋，对第二步电离起到抑制作用，第二步电离程度大大减弱。故K1远远大于K2。
考点4 水的电离平衡
1．水的电离
(1)水是一种______的电解质。
(2)水的电离方程式为________________________，简写为________________________。
(3)水的电离是______过程。
2．水的离子积常数
(1)Kw只与温度有关，温度升高，Kw______。
(2)常温时，Kw＝____________＝____________，不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液。
(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是______的。
3．水的电离平衡的影响因素
(1)温度升高，会______水的电离，c(H＋)、c(OH－)都______，水仍呈______性。
(2)外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，会______水的电离，水的电离程度______，Kw______。
(3)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡______移动。
4．分析下列条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－ ΔH>0的影响
【特别提醒】
(1)在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。
(2)水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。
(3)在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 ml·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 ml·L－1。
考点5 溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。
溶液的酸碱性eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(酸性溶液：cH＋______cOH－ ,中性溶液：cH＋______cOH－,碱性溶液：cH＋______cOH－))
2．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
【特别提醒】
(1)酸溶液一定呈酸性，碱溶液一定呈碱性。
(2)酸性溶液不一定是酸。例如，NH4Cl、NaHSO4等盐溶液呈酸性；碱性溶液不一定是碱，如Na2CO3、NaHCO3等盐溶液呈碱性。
(3)分析c(H＋)、c(OH－)与溶液酸碱性的关系时，要注意溶液的温度是否在常温下，如pH＝7的溶液不一定是中性。
(4)测溶液pH时的三注意
①不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。
②若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。
③pH试纸不能测c(H＋)>1 ml·L－1或c(OH－)>1 ml·L－1的溶液的pH。
考点6 酸碱中和滴定
1．酸碱中和滴定原理
利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。
其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为__________，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为__________。
2．主要仪器
(1)酸碱中和滴定所用的主要仪器是_________和_________。
(2)滴定管
①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。
酸式滴定管用于盛放______或______溶液，碱式滴定管用于盛放______溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由____________制成；若溶液中的物质见光易分解，可用______滴定管盛放。
③滴定管的上都标有____________、____________、____________；滴定管的精确读数为________。
3．滴定管的使用方法
(1)检查：使用前先检查滴定管活塞____________。
(2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁_____次。
(3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管__________________处。
(4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分____________。
(5)调液面：调整管中液面至____________以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在____________上。
(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视__________________的变化。滴定过程中，滴加速度____________，接近终点时，应逐渐______滴加速度。
(7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生____________且____________不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为_________。
4．pH突变与指示剂选择
(1)pH突变
强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL，pH从4.3突跃到9.7，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。
(2)中和滴定终点的判断
判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是_______________________________________ ____________，常选用的指示剂是_________或_________，而不用石蕊试液的原因是__________________。
(3)指示剂的选择
对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。
5．酸碱中和滴定实验——测定未知浓度盐酸的物质的量浓度
(1)实验仪器和药品
仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶
药品：0.1000ml·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水
(2)实验步骤
①准备阶段：
滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面（赶气泡）→记录
锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂
②滴定阶段：
滴定：左手____________，右手____________，眼睛__________________。
终点判断：溶液由______色变为______色，且__________________，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。
计算结果：求出三次测定数值的_________，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应________________________。
【特别提醒】酸碱中和滴定实验注意事项
(1)选用精确度为0.01 mL的滴定管来量取液体。
(2)酸式滴定管盛放酸性试剂或者强氧化性试剂(如高锰酸钾溶液)；碱式滴定管盛放碱性试剂。
(3)强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。
(4)石蕊颜色变化不明显，变色范围宽，一般不用作中和滴定的指示剂。
(5)强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞。
(6)当滴入最后半滴标准液，指示剂发生颜色变化，必须保证半分钟内不变色，才是滴定的终点。
(7)滴定管要用待装液润洗，滴定管不润洗相当于对所盛装溶液的稀释。锥形瓶不需润洗，润洗后使所盛装溶液的物质的量增大。
(8)滴定管盛装标准溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。只要在“0”刻度或“0”刻度以下某刻度即可，但一定要记录下滴定前液面的读数。滴定管的精确度为 0.01 mL。
考点7 盐类的水解
1．盐类的水解
(1)概念：在水溶液中盐电离产生的________或________跟水电离出来的______或______结合生成________的反应。
(2)盐类水解的实质：盐电离出的离子(________阳离子或者________阴离子)跟水电离出来的________或________结合生成弱碱或弱酸，从而破坏了水的电离平衡，________了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
(3)盐类水解对水的电离平衡的影响：
弱碱阳离子或者弱酸阴离子在溶液中水解，因此水的电离程度________，因此水电离出的c(H+)和c(OH-)________。
如25℃时，pH=4的NH4Cl溶液中，c(H+)=10-4ml·L-1，则水电离出的c(H+)=c(OH-)=________ml·L-1；pH=11的CH3COONa溶液中，c(OH-)=10-3 ml·L-1，则水电离出的c(H+)=c(OH-)= ________ml·L-1。
2．盐类水解的特点
(1)可逆反应：盐类水解生成酸和碱，所以盐类的水解反应是________________的逆反应。
(2)吸热反应：盐的水解是________过程，温度升高，盐的水解程度________。
(3)程度微弱：通常情况下，盐水解的程度____________，但对溶液酸碱性的影响较大。
(4)动态平衡：盐类的水解平衡状态属于________平衡。
3．盐类水解方程式的书写
盐类的水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般______“↑”或“↓”。盐类水解是______反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写“=”号，而写“”号。
【特别提醒】书写盐类水解方程式常见的错误
(1)误把电离方程式看成水解方程式，如HS－＋H2OS2－＋H3O＋，此方程式为HS－的电离方程式，不是HS－的水解方程式，因为其化简可写为HS－S2－＋H＋。HS－的水解方程式应为HS－＋H2OH2S＋OH－。
(2)书写盐类水解方程式常见错误有①把“”误写为“===”。如Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3＋3H＋是错误的，正确的为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
②水解产物量很小时，标上“↑”或“↓”。如Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋是错误的，正确的为Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。
考点8 影响盐类水解的因素
1．盐的性质
主要因素是盐________的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就________(越弱越水解)。
2．影响盐类水解的外界因素
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度________。
(2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率________，水解程度________。
(3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制________离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制________离子水解。
3．以FeCl3水解为例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]，外界条件对水解平衡的影响。
考点9 盐类水解的应用
1．在化学实验中的应用
2．在生产生活中的应用
【特别提醒】盐溶液蒸干时所得产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
考点10 水解常数及其应用
1．盐的水解常数
以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝eq \f(cCH3COOH·cOH－,cCH3COO－)，只与______有关。
2．与对应弱酸电离常数的关系
Ka＝eq \f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH)
所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝____________。
由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其生成的盐水解程度就______。
3．二元弱酸对应盐的水解常数
二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则Na2CO3的水解常数Kh为eq \f(Kw,Ka2)，NaHCO3的水解常数为eq \f(Kw,Ka1)。
考点11 沉淀溶解平衡
1．难溶电解质的沉淀溶解平衡
在一定温度下，当沉淀和溶解的速率______时，形成电解质的______溶液，达到平衡状态，人们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。
2．难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素
(1)内因(决定因素)：难溶电解质______的性质。
(2)外因：温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。
①温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向______的方向移动。
②浓度：加水稀释，平衡向______的方向移动。
③离子效应：向平衡体系中加入难溶物相应的离子，平衡______移动
④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向______的方向移动。
(3)实例分析
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当改变下列条件时，对该沉淀溶解平衡的影响，填写下表(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)：
大多数电解质溶解度随温度的升高而增大，但也有例外，如Ca(OH)2，温度越高，溶解度______。
3．溶度积常数
(1)概念：
在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为______溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。
(2)表达式
AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝______________。
如Fe(OH)3的Ksp＝_______________。
(3)意义
Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力。
(1)相同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力______。
(2)不同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力_________比溶度积大的溶解能力小。
(4)应用——溶度积规则
通过比较溶度积与溶液的离子积Q，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：
①Q>Ksp，溶液______，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
②Q＝Ksp，溶液______，沉淀与溶解处于平衡状态。
③QKsp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。
(4)对于化学式结构相似，且含相同离子(阳离子或阴离子)的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)，在含有Cl－、Br－、I－的溶液中滴入AgNO3溶液，误认为一定先析出AgI沉淀，最后析出AgCl沉淀。这种理解忽视了溶液中Cl－、Br－、I－的浓度大小。
强化点一 电离平衡常数的计算及应用
1．有关电离平衡常数的计算 (以弱酸HX为例)
HX H＋ ＋ X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
则：K＝ eq \f(c（H＋）·c（X－）,c（HX）－c（H＋）) ＝ eq \f(c2（H＋）,c（HX）－c（H＋）)
(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数：
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－
c(H＋)≈c(HX)。则K＝ eq \f(c2（H＋）,c（HX）) ，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)：
由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。
则：c(H＋)＝ eq \r(K·c（HX）) ，代入数值求解即可。
2．电离平衡常数的应用
(1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。
(3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。
(4)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq \f(Ka,cH＋)，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。
【典例1】(1)25 ℃时，a ml·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b ml·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝________________。
(2)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在该温度下将20 mL 0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 ml·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 ml·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生气体的体积(V)随时间(t)变化的示意图如图，反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是__________________________________________。
(3)下表是几种弱酸常温下的电离常数：
①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为_______________。
②多元弱酸的第二步电离程度远小于第一步电离的主要原因是______________________________(从电离平衡角度考虑)。
③同浓度的CH3COO－、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为__________________。
强化点二 强酸与弱酸的比较
1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
【典例2】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白：
(1)a、b两支试管中的现象：相同点是_________________________________________________，不同点是__________________________，原因是______________________________________。
(2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时是V(a)____(填“大于”“小于”或“等于”，下同)V(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)____V(b)，原因是____________________________________________。
(3)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)________v(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)________V(b)。原因是___________ ____________________________________________。
强化点三 Kw的应用
1．水的电离平衡曲线
(1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
2．溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法
Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：
(1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。
(2)碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。
(3)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。
(4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 ml·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。
【典例3】如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断正确的是( )
A．各点的温度高低顺序：Z>Y>X
B．M区域内任意点都是碱溶于水所得的溶液
C．常温下，向纯水中加入少量金属Na，可使X点溶液变为Y点
D．XZ线上的任意点一定表示的是纯水
【解题技巧】正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上的任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，可通过改变酸碱性实现；实现曲线上点与曲线外点之间的转化必须改变温度。
强化点四 pH的计算
1．单一溶液pH的计算
(1)c ml·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)
①c(H＋)＝nc ml·L－1；
②pH＝－lg nc
(2)c ml·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)
①c(OH－)＝nc ml·L－1；
②c(H＋)＝eq \f(Kw,cOH－)＝eq \f(10－14,nc) ml·L－1；
③pH＝14＋lg nc。
2．混合溶液pH的计算方法
(1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略)
c混(H＋)＝eq \f(c1H＋·V1＋c2H＋·V2,V1＋V2)，然后再求pH。
(2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
先计算c混(OH－)＝eq \f(c1OH－·V1＋c2OH－·V2,V1＋V2)，
再求c混(H＋)＝eq \f(Kw,c混OH－)，最后求pH。
(3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。
②酸过量：
先求c余(H＋)＝eq \f(cH＋·V酸－cOH－·V碱,V酸＋V碱)，再求pH。
③碱过量：
先求c余(OH－)＝eq \f(cOH－·V碱－cH＋·V酸,V酸＋V碱)，再求c(H＋)＝eq \f(Kw,c余OH－)，最后求pH。
【典例4】计算填空：
(1)常温下，0.2 ml·L－1 NaHSO4和0.1 ml·L－1 BaCl2溶液按等体积混合后，则溶液的pH等于________。
(2)常温下，用pH＝4和pH＝11的强酸和强碱混合，使pH＝10，则两溶液的体积比为________。
【解题技巧】
(1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH－或H＋浓度。
(2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。
(3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝ eq \f(Kw,c(OH－)) 来求。
强化点五 溶液稀释后的pH变化规律
1．酸碱溶液无限稀释
常温下，pH只能无限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。
2．对于pH＝a的强酸和弱酸溶液稀释
常温下，每稀释到原溶液体积的10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋nc(OH－)。
(2)碳酸的电离方程式是H2CO3HCOeq \\al(－,3)＋H＋、HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、H2CO3、H＋、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、OH－。
碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCOeq \\al(－,3))>c(COeq \\al(2－,3))>c(OH－)。
2．不同溶液中同一离子浓度比较
要考虑溶液中其他离子对该离子的影响，如：在相同浓度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，c(NHeq \\al(＋,4))由大到小的顺序：④>⑤>③>①>②。
3．单一溶液中离子浓度大小的比较
(1)氯化铵溶液
①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程：
电离：NH4Cl===NHeq \\al(＋,4)＋Cl－、H2OH＋＋OH－。
水解：NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。
判断溶液中存在的离子有NHeq \\al(＋,4)、Cl－、H＋、OH－。
②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NHeq \\al(＋,4))>c(H＋)>c(OH－)。
(2)碳酸钠溶液
①先分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程：
电离：Na2CO3===2Na＋＋COeq \\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。
水解：COeq \\al(2－,3)＋H2OHCOeq \\al(－,3)＋OH－、HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、OH－、H＋。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(COeq \\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq \\al(－,3))>c(H＋)。
(3)碳酸氢钠溶液
①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程：
电离：NaHCO3===Na＋＋HCOeq \\al(－,3)、HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。
水解：HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、H＋、OH－。
②由于HCOeq \\al(－,3)的电离常数(K)c(HCOeq \\al(－,3))>c(OH－)>c(H＋)>c(COeq \\al(2－,3))。
4．混合溶液中不同离子浓度大小比较
根据电离常数(Ka、Kb)、水解常数(Kh)的相对大小综合分析
(1)分子的电离常数(K)大于对应离子的水解常数(Kh)
在0.1 ml·L－1 NH4Cl和0.1 ml·L－1的氨水混合溶液中：由于NH3·H2O的电离程度大于NHeq \\al(＋,4)的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
(2)分子的电离常数(K)小于对应离子的水解常数(Kh)
在0.1 ml·L－1的HCN和0.1 ml·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>
c(H＋)，且c(HCN)>c(Na＋)＝0.1 ml·L－1。
【典例10】25 ℃时，按下表配制两份溶液。
下列说法错误的是( )
A．溶液Ⅰ中，c(A－)>c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．Ⅰ和Ⅱ的pH相差1.0，说明eq \f(KaHA,KaHB)＝10
C．混合Ⅰ和Ⅱ：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(B－)＋c(OH－)
D．混合Ⅰ和Ⅱ：c(HA)＞c(HB)
【解题技巧】判断混合溶液中离子浓度大小的一般思路
(1)判断生成物，确定溶液组成。
(2)明确溶液中存在的所有平衡(电离平衡，水解平衡)。
(3)根据题给信息，确定程度大小(是电离为主还是水解为主)。
(4)比较离子大小，在比较中，要充分运用电荷守恒、元素质量守恒关系。
强化点十一 有关溶度积(Ksp)的计算
(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ ml·L－1。
(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 ml·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝ ml·L－1。
(3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)
Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。
【典例11】根据题目提供的溶度积数据进行计算并回答下列问题：
(1)在Ca(NO3)2溶液中加入(NH4)2CO3溶液后过滤，若测得滤液中c(COeq \\al(2－,3))＝10－3 ml·L－1，则Ca2＋是否沉淀完全？________(填“是”或“否”)。[已知c(Ca2＋)≤10－5 ml·L－1时可视为沉淀完全；Ksp(CaCO3)＝4.96×10－9]
(2)25 ℃时，Mg(OH)2饱和溶液________(填“能”或“不能”)使石蕊溶液变蓝色。(已知Ksp[Mg(OH)2]＝4.0×10－12，lg 5＝0.7)
(3)在Cl－和CrOeq \\al(2－,4)浓度都是0.100 ml·L－1的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液(忽略体积改变)时，AgCl和Ag2CrO4中________先沉淀，当Ag2CrO4开始沉淀时，溶液中c(Cl－)＝________ ml·L－1。[Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12]
强化点十二 难溶电解质沉淀溶解平衡图像分析
1．曲线型图像
第一步：明确图像中纵、横坐标的含义：纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
第二步：理解图像中线上点、线外点的含义
(1)以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。
(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q＞Ksp。
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q＜Ksp 。
2．对数型图像
解题时要理解pH、pOH、pC的含义，以及图像横坐标、纵坐标代表的含义，通过曲线的变化趋势，找到图像与已学化学知识间的联系。
(1)pH(或pOH)—pC图
横坐标：将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小，pOH则相反。
纵坐标：将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A－)越大，则pC越小。
例如：常温下，几种难溶氢氧化物的饱和溶液中金属离子浓度的负对数与溶液的pH关系如图所示。
①直线上的任意一点都达到溶解平衡，②由图像可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀的pH分别为4、4.8、8.3、11.2。
(2)pC—pC图
纵横坐标均为一定温度下，溶解平衡粒子浓度的负对数。
例如：已知p(Ba2＋)＝－lg c(Ba2＋)，p(酸根离子)＝－lgc(酸根离子)，酸根离子为SOeq \\al(2－,4)或COeq \\al(2－,3)。某温度下BaSO4、BaCO3的沉淀溶解关系如图所示，
①直线上的任意一点都达到溶解平衡，②p(Ba2＋)＝a时，即c(Ba2＋)＝10－a ml·L－1时，p(SOeq \\al(2－,4))>p(COeq \\al(2－,3))，从而可知Ksp(BaSO4)Ksp(AgI)]
①由于：Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)，b线为AgNO3溶液中逐滴加入0.1 ml·L－1的NaCl溶液时，溶液的pAg随着加入NaCl溶液的体积(单位：mL)变化的图像。a线则为相同实验条件下，把0.1 ml·L－1的NaCl换成0.1 ml·L－1 NaI的滴定图像。
②同理滴加NaI滴定终点的pAg值大于6。
【典例12】一定温度下，三种碳酸盐MCO3(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知： pM＝－lg c(M)，p(COeq \\al(2－,3))＝－lg c(COeq \\al(2－,3))。下列说法正确的是( )
A．MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次增大
B．a点可表示MnCO3的饱和溶液，且c(Mn2＋)＝c(COeq \\al(2－,3))
C．b点可表示CaCO3的饱和溶液，且c(Ca2＋)c(COeq \\al(2－,3))
真题感知
1．（2024·福建三明）下列事实能证明ROH是弱碱的是
A．溶液呈酸性
B．ROH溶液的导电能力小于盐酸
C．室温下，ROH溶液pH约为11
D．ROH溶液与溶液反应生成白色沉淀
2．（2024·福建期末）在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法一定正确的是
A．在c点溶液中加NH4Cl固体，可实现c点向d点移动
B．a点和c点均为纯水
C．b点由水电离出的c(H+)水=1×10-8ml·L-1
D．25℃时，若a点为将1LpH=m的稀硝酸与10LpH=n的KOH混合后所得的溶液，可推出m+n=13
3．（2024·吉林长春）25℃时，有关下列溶液的说法不正确的是(已知)
A．的HCl和的溶液等体积混合后溶液呈碱性
B．NaOH和溶液等体积混合后的溶液可能呈酸性、中性或碱性
C．的硝酸和的氢氧化钡溶液按照体积比为1：9混合，混合液的pH为10
D．等体积的稀硫酸与的NaOH溶液混合，溶液呈中性，则
4．（2024·福建期末）某同学买来一瓶食醋，用标准NaOH溶液对其滴定测醋酸的浓度。下列操作与结论正确的是
A．该实验选用甲基橙作指示剂
B．滴定时所用装置如图所示
C．滴定终点读数时，俯视凹液面最低点会导致所测食醋中醋酸浓度偏大
D．盛装标准液的滴定管未用标准液润洗会导致所测食醋中醋酸浓度偏大
5．（202424·山西太原）常温下，将等浓度的溶液分别滴加到等、等体积的、两种弱酸溶液中，溶液的与粒子浓度比值的对数关系如图所示。下列叙述错误的是
A．的浓度大于的浓度
B．a点水的电离程度小于b点水的电离程度
C．常温下的电离常数是
D．向溶液中滴加溶液至时，
6．（2024·浙江丽水）下列关于盐类水解应用的描述中不正确的是
A．实验室盛放Na2S溶液的试剂瓶不用玻璃塞
B．草木灰和铵态氮肥混合施用可增强肥效
C．制备MgCl2、AlCl3固体均不能采用将其溶液直接蒸干的方法
D．含较多Na2CO3的盐碱地可以通过施加适量石膏降低土壤的碱性
7．（2024·湖北荆门）T℃时，在20.00 mL 的一元酸HR溶液中滴入 NaOH溶液，溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是
A．T℃时，HR电离常数
B．M点所示溶液中
C．N点所示溶液中：
D．P点与Q点所示溶液中水的电离程度：Q>P
8．（2024·山西大同），浓度为的几种弱电解质的电离度如下表所示。下列说法错误的是
A．，浓度为溶液的约为3
B．电离平衡常数约为
C．溶液中离子浓度大小顺序为：
D．溶液呈中性，水电离产生的
9．（2024·四川攀枝花）牙齿表面有一薄层釉质保护着，釉质层主要成分是难溶的羟基磷灰石，存在如下平衡：已知：的，的，下列说法不正确的是
A．在牙膏中添加适量的磷酸盐，能起到保护牙齿的作用
B．正常人体口腔唾液的为，接近中性，牙齿不易被腐蚀
C．反应的
D．口腔中的食物残渣能产生有机酸，容易导致龋齿
10．（2024·河北石家庄）某温度时：AgCl悬浊液中存在：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)沉淀溶解平衡，其平衡曲线如图所示。下列说法错误的是
A．加入AgNO3，可以使溶液由c点变到a点
B．用NaCl溶液代替蒸馏水洗涤AgCl沉淀，可以减少沉淀的损失
C．b点对应溶液中没有AgCl沉淀生成
D．Ksp(AgCl)=1.8×10-10，Ksp(AgBr)=4.9×10-13，说明溶解度：AgCl>AgBr
11．（2024·福建期末）甲酸(HCOOH)又名蚁酸，是一种常见的弱酸，常温下甲酸的电离平衡常数Ka= 1×10-4。25℃时向20mL1ml·L-1HCOOH溶液中不断滴入1ml·L-1NaOH溶液，溶液pH随VNaOH(ml)变化如图。
(1)计算图中e点的pH约为 。
(2)a点溶液中c(HCOO-)、c(HCOOH)与c(Na+)由大到小的顺序为 。
(3)b点溶液中n(Na+)：n(HCOOH)= (填具体数值)。
(4)c点溶液显碱性的原因(用离子反应方程式表示) 。
(5)d点溶液物料守恒关系式为c(HCOO-)+c(HCOOH)= c(Na+)= ml·L-1(填具体数值)。
(6)滴定过程中水的电离程度将_____。
A．逐渐增大B．逐渐减小C．先减小后增大D．先增大后减小
提升专练
1．下列不能证明是弱电解质的是
A．25℃时，溶液的pH大于7
B．用溶液做导电性实验，灯泡很暗
C．1 溶液中
D．pH=2的溶液稀释100倍后，pH约为3
2．已知25℃时，生活中常见的醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下表所示：
下列说法正确的是。
A．酸性强弱：
B．加水稀释亚硫酸溶液，溶液中所有离子浓度均减小
C．漂白液生效的原理：
D．将足量醋酸滴入溶液中，发生反应的离子方程式：
3．水的电离过程为，不同温度下水的离子积常数为：，，则下列叙述正确的是
A．水的电离是吸热的
B．在时，纯水中
C．水的电离程度
D．纯水中随着温度的升高而降低
4．下列有关说法不正确的是
A．的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合液的
B．，的溶液，水电离出的
C．任何温度下，都可利用和浓度的相对大小来判断溶液的酸碱性
D．，用试纸测得某氯水的为5
5．下图是利用滴定管进行实验，对于滴定实验过程，下列说法错误的是
A．滴定管润洗后，润洗液应从滴定管下口流出
B．用0.1000ml·L-1NaOH溶液滴定20.00mLHA溶液过程中，若使用酚酞作指示剂，会产生系统误差，测得HA溶液浓度会偏大
C．除去碱式滴定管胶管内气泡时，将尖嘴垂直向下，挤压胶管内玻璃球
D．该滴定管可以盛装酸性高锰酸钾溶液
6．时，水的电离达到平衡：，下列序数不正确的是
A．将水加热，增大，减小
B．在蒸馏水中滴加浓不变，增大
C．向水中加入少量硫酸氢钠固体，增大
D．向水中滴入少量溶液，平衡逆向移动，降低
7．常温下，将一定浓度的NaOH溶液和氨水加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是
A．两溶液稀释前的浓度相同
B．曲线I是氢氧化钠溶液，曲线II是氨水
C．a、b、c三点溶液的pH由大到小的顺序为a>b>c
D．a点水电离出的氢离子浓度小于b点水电离出的氢离子浓度
8．下列关于盐类水解原理的应用描述正确的是
A．将固体直接溶于水即可制得溶液
B．实验室盛放溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
C．和两种溶液混合可得到沉淀
D．实验室中，直接在蒸发皿中加热蒸干溶液即可制得无水
9．常温下，向20mL0.01ml•L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.01ml•L-1KOH溶液，其pH变化曲线如图所示。下列说法不正确的
A．①点时，
B．②点时，
C．③点时，
D．④点时，
10．常温下，将NaOH溶液滴加到H2A溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是
A．曲线M表示pH与的关系
B．
C．图中b点对应溶液中：c(Na+)c(H2A)>c(A2-)
11．锅炉水垢中含有的常用溶液浸泡一段时间，放出浸泡液，再用稀盐酸处理。下列说法错误的是[已知，]
A．放出的浸泡液中存在
B．将稀盐酸换成同浓度稀硫酸达不到除水垢的目的
C．使用溶液浸泡的过程中，浸泡液pH下降
D．转化为的过程中，
12．已知：(i)；
(ii)CuI为白色沉淀，CuOH为橙色沉淀，。
现进行如下实验：
①将溶液与KI溶液等体积混合，充分反应后过滤，测得滤液；
②向滤液中滴加1滴稀NaOH溶液，出现白色沉淀；
③继续滴加NaOH溶液，数滴后又出现蓝色沉淀。
对该实验的解释不正确的是
A．①充分反应后可观察到白色沉淀和棕黄色溶液
B．②中未生成蓝色沉淀，说明
C．③中出现蓝色沉淀时，反应(i)中的平衡可能逆向移动
D．无论②还是③，随着NaOH溶液的加入，始终降低
13．某小组同学设计如下实验探究沉淀的生成与转化。下列有关说法不正确的是
A．步骤①产生的浊液中存在平衡：
B．步骤②中溶液先变浑浊的反应：
C．步骤③中浊液颜色变化说明有生成
D．该实验可证明沉淀可以转化为沉淀
14．常温下，用溶液分别滴定浓度均为0.01ml/L的KCl、溶液，所得的沉淀溶解平衡图象如图所示（不考虑的水解）。下列叙述不正确的是
A．的数量级等于
B．a点时
C．的平衡常数为
D．向浓度相同的KCl、混合溶液中滴入溶液时，先生成AgCl沉淀
15．常温下，将0.025mlBaSO4粉末置于盛有蒸馏水的烧杯中形成1L悬浊液，然后向烧杯中加入Na2CO3固体(忽略溶液体积的变化)并充分搅拌，加入Na2CO3固体的过程中，溶液中几种离子的浓度变化曲线如图所示，下列说法中不正确的是
A．曲线MP表示的变化
B．BaSO4固体恰好完全溶解时，溶液中离子浓度关系为
C．BaSO4的Ksp为1×10-10
D．若要使反应正向进行，需满足
16．Ⅰ．现有常温下pH=2的盐酸(甲)、pH=2的醋酸溶液(乙)和0.1ml/LNH3·H2O(丙)，请根据下列操作回答：
(1)常温下，将丙溶液加水稀释，下列数值变大的是______(填字母)。
A． B． C．D．
(2)已知Ka(CH3COOH)=1.75×10-5，则醋酸溶液(乙)的浓度为 ml/L(结果保留三位有效数字)。
(3)常温下，取甲、乙各1mL分别稀释至100mL，稀释后，溶液的pH：甲 乙(填“>”“