《高考化學總復(fù)習 第八章 水溶液中的離子平衡 課時作業(yè)23 弱電解質(zhì)的電離平衡 新人教版》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《高考化學總復(fù)習 第八章 水溶液中的離子平衡 課時作業(yè)23 弱電解質(zhì)的電離平衡 新人教版（10頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、 課時作業(yè)23　弱電解質(zhì)的電離平衡 一、選擇題 1．下列說法正確的是(　　) A．強電解質(zhì)溶液的導電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導電能力強 B．因為CH3COOH是弱電解質(zhì)，HCl是強電解質(zhì)，所以中和等體積等物質(zhì)的量濃度的醋酸和鹽酸時，中和醋酸消耗的NaOH比鹽酸消耗的NaOH用量少 C．物質(zhì)的量濃度相同的磷酸鈉溶液和磷酸溶液中PO的物質(zhì)的量濃度相同 D．足量Zn分別與等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸反應(yīng)時，產(chǎn)生H2的量相同，放出H2的速率不等 解析：溶液的導電性與溶液中離子濃度大小和所帶電荷有關(guān)，與電解質(zhì)的種類無關(guān)，A項錯誤；中和反應(yīng)與酸所含氫離子物質(zhì)的量有關(guān)，與電解質(zhì)的強

2、弱無關(guān)，B項錯誤；磷酸鈉是強電解質(zhì)，可以完全電離出PO，而磷酸是弱電解質(zhì)，電離出極少量PO，C項錯誤；HCl是強電解質(zhì)，醋酸是弱電解質(zhì)，等體積等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸電離出的c(H＋)大于醋酸電離出的c(H＋)，所以與足量Zn反應(yīng)放出的H2的量相同，放出H2的速率鹽酸大于醋酸，D項正確。 答案：D 2．在0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液中存在平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。下列敘述中正確的是(　　) A．加入少量濃鹽酸，鹽酸與NH3反應(yīng)生成NH4Cl，使NH3濃度減小，NH濃度增大，平衡逆向移動 B．加入少量NaO

3、H固體，OH－與NH結(jié)合生成NH3·H2O，使NH濃度減小，平衡正向移動 C．加入少量0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，電離平衡常數(shù)不變，溶液中c(OH－)減小 D．加入少量MgSO4固體，溶液pH增大 解析：加入少量濃鹽酸，首先發(fā)生H＋＋OH－===H2O，使OH－濃度降低，平衡正向移動；加入少量NaOH固體，使OH－濃度升高，平衡逆向移動；加入少量NH4Cl溶液，使NH濃度升高，平衡逆向移動，溶液中c(OH－)減??；Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，溶液pH減小。 答案：C 3．下列說法中正確的是(　　) A．向0.1

4、mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 B．室溫下，濃度均為0.1 mol·L－1的三種酸(HA、HB和HD)溶液的pH分別為2、3、4，則三種酸的電離常數(shù)關(guān)系：KHA>KHD>KHB C．室溫下，稀釋0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的導電能力增強 D．已知25 ℃時，HA的Ka＝6.25×10－5，當pH為5.0時，HA溶液中＝0.16 解析：加水稀釋，CH3COOH的電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋正向移動，n(H＋)增多，n(CH3COOH)減小，則＝＝增大，A項錯誤；濃度相同的

5、三種酸，HA的pH最小，HD的pH最大，酸性越強電離常數(shù)越大，三種酸的電離常數(shù)HA的最大，HD的最小，B項錯誤；稀釋CH3COOH溶液時，CH3COO－和H＋的濃度均減小，導電能力減弱，C項錯誤；根據(jù)HAH＋＋A－，Ka＝＝6.25×10－5，故當溶液的pH為5.0時，c(H＋)＝10－5，HA溶液中＝＝0.16，故D項正確。 答案：D 4．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(guān)于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是(　　) 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

6、 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(yīng)，所得溶液的pH：甲≤乙 解析：本題考查弱電解質(zhì)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，若為弱酸則10V甲<V乙，所以A錯誤；B中根據(jù)常溫下水的離子積可以計算出水電離出的c(OH－)：10c(OH－)甲＝c(OH－)乙；C中若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，甲中所得鹽溶液的濃度大，若為強酸則所得溶液的pH：甲＝乙，若為弱酸，弱酸鹽濃度大的堿性(pH)也大，則所得溶液的pH：甲>乙

7、，錯誤；D中若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應(yīng)，若為強酸，則所得溶液的pH：甲＝乙，若為弱酸，所得溶液應(yīng)為酸性，甲中濃度大，酸性強，pH小，所以所得溶液的pH：甲≤乙。 答案：D 5．查閱資料表明，NaOH是一種強電解質(zhì)，為證明醋酸是一種弱酸，鹽酸是一種強酸，下列實驗方案切實可行的是(　　) ①用冰醋酸和已知濃度的濃鹽酸分別配制濃度為0.01 mol·L－1的稀醋酸和稀鹽酸，用pH計分別測它們的pH； ②用冰醋酸和已知濃度的濃鹽酸分別配制pH為5的稀醋酸和稀鹽酸，然后加水稀釋1 000倍，再用pH計比較它們的pH變化； ③用醋酸鈉固體和氯化鈉固體配制濃度均為0.

8、01 mol·L－1的醋酸鈉、氯化鈉溶液，用pH試紙測定溶液的pH； ④用冰醋酸和已知濃度的濃鹽酸分別配制濃度為0.01 mol·L－1的稀醋酸和稀鹽酸，然后測定溶液的導電性。 A．①②③④ B．①③④ C．②④ D．只有① 解析：方案②存在問題，無法準確配制pH＝5的醋酸溶液，且稀釋1 000倍時，醋酸的pH肯定是小于7而大于5，鹽酸pH接近7，據(jù)此難確定鹽酸是強酸，醋酸是弱酸，該方案不可行。 答案：B 6．常溫下，某酸HA的電離常數(shù)K＝1×10－5。下列說法中正確的是(　　) A．HA溶液中加入NaA固體后，減小 B．常溫下，0.1 m

9、ol/L HA溶液中水電離出的c(H＋)為10－13 mol/L C．NaA溶液中加入鹽酸至恰好完全反應(yīng)，存在關(guān)系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－) D．常溫下，0.1 mol/L NaA溶液的水解常數(shù)為10－9 解析：HA溶液中加入NaA固體后抑制HA的電離，＝＝＝Kh＝＝10－9，故比值不變，A錯誤、D正確；常溫下，0.1 mol/L的HA溶液中氫離子濃度約為(0.1×10－5)1/2 mol/L＝0.001 mol/L，則水電離出的c(H＋)為10－11 mol/L，B錯誤；NaA溶液中加入鹽酸至恰好完全反應(yīng)，根據(jù)物料守恒：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)＋

10、c(Cl－)，C錯誤。 答案：D 7．25 ℃時，相同pH的兩種一元弱酸HA與HB溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．同濃度的NaA與NaB溶液中，c(A－)小于c(B－) B．a(chǎn)點溶液的導電性大于b點溶液 C．a(chǎn)點的c(HA)大于b點的c(HB) D．HA的酸性強于HB 解析：由于稀釋過程中HA的pH變化較大，故HA的酸性強于HB，D項正確；酸的酸性越強，對應(yīng)的鹽的水解程度越小，故NaB的水解程度大，同濃度的NaA與NaB溶液中c(B－)小于c(A－)，A項錯誤；b點溶液的pH小于a點溶液的pH，說明b點溶液中c(H＋)較大

11、、c(B－)較大，故溶液導電性較強，B項錯誤；HA酸性強于HB，則相同pH的溶液，c(HA)<c(HB)，稀釋相同倍數(shù)時，a點的c(HA)小于b點的c(HB)，C項錯誤。 答案：D 8．在體積都為1 L，pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中，投入0.65 g鋅粒，則下圖所示符合客觀事實的是(　　) 解析：因鹽酸為強酸、醋酸為弱酸，故pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中c(HCl)＝0.01 mol·L－1，而c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1，1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)>0.01 mol。A項，相同時間內(nèi)pH

12、變化較大的應(yīng)為HCl，錯誤；B項，產(chǎn)生H2的速率大的應(yīng)為CH3COOH，錯誤；D項，相同時間內(nèi)c(H＋)變化較大的為HCl，錯誤。 答案：C 9．常溫下，向10 mL b mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加等體積的0.01 mol·L－1的NaOH溶液，充分反應(yīng)后溶液中c(Na＋)＝c(CH3COO－)，下列說法不正確的是(　　) A．b>0.01 B．混合后溶液呈中性 C．CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝ D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的過程中，水的電離程度逐漸減小 解析：根據(jù)題意知，常溫下，向10 mL b mol·L－1的

13、CH3COOH溶液中滴加等體積的0.01 mol·L－1的NaOH溶液，充分反應(yīng)后溶液中c(Na＋)＝c(CH3COO－)，則反應(yīng)后的溶液為醋酸和醋酸鈉的混合液。A項，反應(yīng)后溶液為醋酸和醋酸鈉的混合液，則醋酸過量，b>0.01，正確；B項，反應(yīng)后溶液為醋酸和醋酸鈉的混合液，根據(jù)電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，又c(Na＋)＝c(CH3COO－)，則c(H＋)＝c(OH－)，混合后溶液呈中性，正確；C項，CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝0.005 mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)＝10－

14、7 mol·L－1，c(CH3COOH)＝ mol·L－1，代入計算得Ka＝，正確；D項，向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的過程中生成強堿弱酸鹽醋酸鈉，醋酸根水解促進水的電離，水的電離程度逐漸增大，錯誤。 答案：D 10．某二元酸(H2A)在水中的電離方程式為H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－(25 ℃時Ka＝1.0×10－2)，下列有關(guān)說法中正確的是(　　) A．H2A是弱酸 B．稀釋0.1 mol/L H2A溶液，因電離平衡向右移動而導致c(H＋)增大 C．在0.1 mol/L的H2A溶液中，c(H＋)＝0.12 mol/L D

15、．若0.1 mol/L NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol/L，則0.1 mol/L的H2A中c(H＋)<0.12 mol/L 解析：因H2A的一級電離是完全的，所以它是強酸，A錯誤；稀釋過程中溶液體積增大，雖然電離平衡向右移動，但c(H＋)減小，B錯誤；假設(shè)溶液中c(H＋)＝0.12 mol/L，則二級電離生成的c(A2－)為0.02 mol/L，c(HA－)＝0.08 mol/L，將這些數(shù)據(jù)代入Ka＝中求出的Ka≠1.0×10－2，C錯誤；0.1 mol/L H2A溶液中，第一步電離生成的c(H＋)＝0.1 mol/L，由于H2A第一步電離生成的H＋對第二步電離有

16、抑制作用，而NaHA溶液中則不存在這樣的抑制作用，故0.1 mol/L的H2A溶液中c(H＋)<0.12 mol/L，D正確。 答案：D 11．分析下表，下列選項中錯誤的是(　　) 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3 電離常數(shù) (25 ℃) 1.8×10－5 4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 A．CH3COO－、HCO、CN－在溶液中可以大量共存 B．向食醋中加入水可使CH3COOH的電離平衡向電離方向移動 C．相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaCN溶液，后者pH較大

17、D．pH＝a的上述3種酸溶液，加水后溶液的pH仍相同，則醋酸中加入水的體積最小 解析：根據(jù)電離常數(shù)可知HCO和CH3COO－、HCO和CN－均不發(fā)生反應(yīng)，A正確；向食醋中加入水，CH3COOH的電離平衡正向移動，B正確；由于電離常數(shù)HCN>HCO，根據(jù)“越弱越易水解”可知C錯；pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3種酸溶液，加入相同體積的水，CH3COOH溶液pH變化最大，則pH變化相同的情況下，CH3COOH溶液中加入水的體積最小，D正確。 答案：C 12．下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)(25 ℃)： 酸 電離方程式 電離平衡常數(shù)Ka CH3COOH CH3

18、COOH CH3COO－＋H＋ 1.76×10－5 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO HPOH＋＋PO Ka1＝7.1×10－3 Ka2＝6.3×10－8 Ka3＝4.2×10－13 　下列說法中正確的是(　　) A．溫度升高，Ka值減小 B．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H＋)/c(CH3COOH)

19、的值將增大 C．等物質(zhì)的量濃度的各溶液中c(H＋)關(guān)系為：CH3COOH>H3PO4>H2CO3 D．PO、HPO和H2PO在溶液中不能大量共存 解析：電解質(zhì)的電離是一個吸熱過程，溫度升高，K值增大，A錯誤；醋酸的電離平衡正向移動，溶液中c(CH3COO－)增大，而Ka值不變，＝，故的值減小，B錯誤；根據(jù)電離平衡常數(shù)，可知等物質(zhì)的量濃度的各溶液中c(H＋)的關(guān)系為：H3PO4>CH3COOH>H2CO3，C錯誤；根據(jù)磷酸的三級電離平衡常數(shù)，酸性H2PO>HPO，故H2PO與PO可能反應(yīng)生成HPO，即PO和H2PO在溶液中不能大量共存，D正確。 答案：D

20、二、非選擇題 13．(1)一定溫度下，向1 L 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固體，則醋酸的電離平衡向________(填“正”或“逆”)反應(yīng)方向移動；溶液中 的值________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)氨氣的水溶液稱為氨水，其中存在的主要溶質(zhì)微粒是NH3·H2O。 已知：a.常溫下，醋酸和NH3·H2O的電離平衡常數(shù)均為1.74×10－5； b．CH3COOH＋NaHCO3===CH3COONa＋CO2↑＋H2O。 則CH3COONH4溶液呈________性(填“酸”“堿

21、”或“中”，下同)，NH4HCO3溶液呈________性，NH4HCO3溶液中物質(zhì)的量濃度最大的離子是________(填化學式)。 (3)99 ℃時，Kw＝1.0×10－12，該溫度下測得0.1 mol·L－1 Na2A溶液的pH＝6。 ①H2A在水溶液中的電離方程式為______________________。 ②該溫度下，將0.01 mol·L－1 H2A溶液稀釋到20倍后，溶液的pH＝________。 ③體積相等、pH均為1的鹽酸與H2A溶液分別與足量的Zn反應(yīng)，產(chǎn)生的氫氣________(填字母序號)。 A．鹽酸多 　B．H2A多 　C．

22、一樣多 　D．無法確定 ④將0.1 mol·L－1 H2A溶液與0.2 mol·L－1氨水等體積混合，完全反應(yīng)后溶液中各離子濃度從大到小的順序為 _____________________________________________________。 解析：(1)CH3COOH溶液中存在電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，平衡左移；CH3COOH的電離平衡常數(shù)K＝ ，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，故的值不變。(2)弱酸弱堿鹽溶液酸堿性的判斷要注意對應(yīng)的弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)的大小，電離平衡常數(shù)越大，

23、其對應(yīng)離子水解的程度越小。(3)由題給信息知H2A為強酸，在水溶液中完全電離。 答案：(1)逆　不變　(2)中　堿　NH (3)①H2A===2H＋＋A2－　②3?、跜 ④c(NH)>c(A2－)>c(H＋)>c(OH－) 14．甲、乙兩位同學設(shè)計用實驗確定某酸HA是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，且改變條件平衡發(fā)生移動。實驗方案如下： 甲：①準確配制0.1 mol·L－1的HA溶液、HCl溶液各100 mL； ②取純度相同，質(zhì)量、大小相等的鋅粒于兩支試管中，同時加入0.1 mol·L－1的HA溶液、HCl溶液各10 mL，按圖1裝好，觀察現(xiàn)象。 乙

24、：①用pH計測定物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol·L－1 HA溶液和HCl溶液的pH； ②再取0.1 mol·L－1的HA溶液和HCl溶液各2滴(1滴均為1/20 mL)分別稀釋至100 mL，再用pH計測其pH變化。 (1)甲、乙兩方案中都要用到________mL的容量瓶。乙方案中說明HA是弱電解質(zhì)的理由是，測得0.1 mol·L－1的HA溶液的pH________1(填“>”“<”或“＝”)；甲方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的實驗現(xiàn)象是________。 A．加入HCl溶液后，試管上方的氣球鼓起慢 B．加入HA溶液后，試管上方的氣球鼓起慢

25、 C．加入兩種稀酸后，兩個試管上方的氣球同時鼓起，且一樣大 (2)乙同學設(shè)計的實驗第________步，能證明改變條件弱電解質(zhì)平衡發(fā)生移動。甲同學為了進一步證明弱電解質(zhì)電離平衡移動的情況，設(shè)計如下實驗： a．使HA的電離程度和c(H＋)都減小，c(A－)增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中，選擇加入________。 A．NaA固體(可完全溶于水) B．1 mol·L－1 NaOH溶液 C．1 mol·L－1 H2SO4溶液 D．2 mol·L－1 HA溶液 b．使HA的電離程度減小，c(H＋)和c(A－)都增大，可在0.1 mol

26、·L－1的HA溶液中，選擇加入________。 A．NaA固體(可完全溶于水) B．1 mol·L－1 NaOH溶液 C．1 mol·L－1 H2SO4溶液 D．2 mol·L－1 HA溶液 解析：(1)配制100 mL溶液，需要選用規(guī)格為100 mL的容量瓶；在水溶液中弱電解質(zhì)部分電離，則0.1 mol·L－1的HA溶液中氫離子濃度小于0.1 mol·L－1，所以溶液的pH>1，反應(yīng)速率與氫離子濃度成正比，等濃度的HA溶液和HCl溶液中，HA溶液中c(H＋)小，所以開始時反應(yīng)速率慢，則試管上方的氣球鼓起慢。 (2

27、)只有改變條件時，才能證明改變條件弱電解質(zhì)平衡發(fā)生移動，所以②能證明改變條件弱電解質(zhì)平衡發(fā)生移動；a.使HA的電離程度和c(H＋)都減小，c(A－)增大，則應(yīng)該加入含有A－的物質(zhì)，選A；b.使HA的電離程度減小，c(H＋)和c(A－)都增大，則應(yīng)加入濃的HA溶液，選D。 答案：(1)100　>　B　(2)②　a．A　b．D 15．常溫下有0.1 mol·L－1的以下幾種溶液：①H2SO4溶液 ②NaHSO4溶液?、跜H3COOH溶液　④HCl溶液?、軭CN溶液?、薨彼?，其中如下幾種溶液的電離度(即已經(jīng)電離的占原來總的百分數(shù))如下表(已知H2SO4的第一步電離是完全的)。

28、 ①H2SO4溶 液中HSO ②NaHSO4溶 液中HSO ③CH3COOH 溶液 ④HCl 溶液 10% 29% 1.33% 100% 回答下列問題： (1)常溫下，pH相同的表格中的幾種溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是____________(填序號，下同)。 (2)常溫下，將足量的鋅粉投入等體積pH＝1的表格中的幾種溶液中，產(chǎn)生H2的體積(同溫同壓下)由大到小的順序是____________。 (3)在25 ℃時，若用已知濃度的NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液應(yīng)選用________作指示劑，若終點時溶液pH＝a，則由水電離的c(H＋)為___

29、_____。 (4)在25 ℃時，將b mol·L－1的KCN溶液與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，測得溶液pH＝7，則b________0.01(填“>”“<”或“＝”)；用含b的代數(shù)式表示HCN的電離常數(shù)Ka＝______________。 解析：(1)硫酸溶液中電離出H＋能力相當于110%，pH相同的四種溶液電離能力越強，物質(zhì)的量濃度越小，③>②>④>①。 (2)pH相等時，溶液的濃度③>②>④>①，放出氫氣的體積與溶液能夠提供的H＋的總物質(zhì)的量有關(guān)，因H2SO4中HSO隨著反應(yīng)的進行，能夠繼續(xù)電離出H＋

30、，故①放出氫氣的體積大于④：③>②>①>④。 (3)CH3COOH與氫氧化鈉恰好反應(yīng)生成CH3COONa，其溶液呈堿性，故選酚酞作指示劑。當pH為a時溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，溶液中由水電離的c(H＋)＝c(OH－)＝10－(14－a) mol·L－1。 (4)b＝0.01時兩者恰好反應(yīng)，溶液呈酸性，要使溶液呈中性，b>0.01。根據(jù)電荷守恒有：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CN－)＋c(Cl－)，溶液呈中性：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，c(CN－)＝c(K＋)－c(Cl－)＝(0.5b－0.005) mol·L－1，c(HCN)＝0.005 mol·L－1，代入平衡常數(shù)表達式，即可求得平衡常數(shù)為：。 答案：(1)③>②>④>①　(2)③>②>①>④ (3)酚酞　10－(14－a) mol·L－1 (4)>　 我國經(jīng)濟發(fā)展進入新常態(tài)，需要轉(zhuǎn)變經(jīng)濟發(fā)展方式，改變粗放式增長模式，不斷優(yōu)化經(jīng)濟結(jié)構(gòu)，實現(xiàn)經(jīng)濟健康可持續(xù)發(fā)展進區(qū)域協(xié)調(diào)發(fā)展，推進新型城鎮(zhèn)化，推動城鄉(xiāng)發(fā)展一體化因：我國經(jīng)濟發(fā)展還面臨區(qū)域發(fā)展不平衡、城鎮(zhèn)化水平不高、城鄉(xiāng)發(fā)展不平衡不協(xié)調(diào)等現(xiàn)實挑戰(zhàn)。