《2019年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8.1 弱電解質(zhì)的電離平衡（講）.doc》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8.1 弱電解質(zhì)的電離平衡（講）.doc（13頁珍藏版）》請?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

專題8.1 弱電解質(zhì)的電離平衡 1、鞏固對電解質(zhì)、強(qiáng)弱電解質(zhì)概念的理解。 2、了解弱電解質(zhì)電離平衡的建立及移動(dòng)的影響因素。 3、能對溶液的導(dǎo)電能力判斷及對強(qiáng)弱酸堿進(jìn)行比較。 4、了解電離平衡常數(shù)的含義及應(yīng)用。 一、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì) （一）電解質(zhì)和非電解質(zhì) 電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。 非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物。 【注意】1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是化合物，所以單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。 2、化合物為電解質(zhì)，其本質(zhì)是自身能電離出離子，有些物質(zhì)溶于水時(shí)所得溶液也能導(dǎo)電，但這些物質(zhì)自身不電離，而是生成了一些電解質(zhì)，則這些物質(zhì)不屬于電解質(zhì)。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 3、常見電解質(zhì)的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。 4、溶劑化作用：電解質(zhì)溶于水后形成的離子或分子并不是單獨(dú)存在的，而是與水分子相互吸引、相互結(jié)合，以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在，這種溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑作用。 （二）強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)：在溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。則強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在電離平衡。 弱電解質(zhì)：在溶液中只是部分電離的電解質(zhì)。則弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡。 【注意】 1、強(qiáng)、弱電解質(zhì)的范圍： 強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽 弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水 2、強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系： 電解質(zhì)的強(qiáng)弱取決于電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離，與溶解度的大小無關(guān)。一些難溶的電解質(zhì)，但溶解的部分能全部電離，則仍屬強(qiáng)電解質(zhì)。如：BaSO4、BaCO3等。 3、強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系： 溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱與溶液中的離子濃度大小有關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強(qiáng)，如很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液，其離子濃度很小，導(dǎo)電性很弱。而弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定弱，如較濃的弱電解質(zhì)溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導(dǎo)電性可以較強(qiáng)。 4、強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系： 強(qiáng)電解質(zhì)一般為離子化合物和一些含強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)一般為含弱極性鍵的化合物。 5、強(qiáng)、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導(dǎo)電性： 離子型的強(qiáng)電解質(zhì)由離子構(gòu)成，在熔融態(tài)時(shí)產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，可以導(dǎo)電。而共價(jià)型的強(qiáng)電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)由分子構(gòu)成，熔融態(tài)時(shí)仍以分子形式存在，所以不導(dǎo)電。 【規(guī)律總結(jié)】對比強(qiáng)、弱電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 定義 在水溶液中或熔融狀態(tài)下完全電離成離子的電解質(zhì) 在水溶液中或熔融狀態(tài)下部分電離的電解質(zhì) 化合物類型 離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物 某些具有弱極性鍵的共價(jià)化合物 電離程度 完全電離 部分電離 電離過程 不可逆過程，無電離平衡 可逆過程，存在電離平衡 溶液中存在的微粒 (水分子不計(jì)) 只存在電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子 既存在電離出的陰、陽離子，又存在電解質(zhì)分子 實(shí)例 絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽) 強(qiáng)酸：H2SO4、HCl、HClO4等 強(qiáng)堿：Ba(OH)2、 Ca(OH)2等 CH3COOH等 弱酸：H2CO3、 弱堿：NH3H2O、Cu(OH)2、 Fe(OH)3等 電離方程式 KNO3===K＋＋NO H2SO4===2H＋＋SO NH3H2ONH＋OH－ H2SH＋＋HS－ HS－H＋＋S2－ 【典型例題1】【廣東北師大東莞石竹附屬學(xué)校2019屆高三9月月考】下列說法不正確的是 （ ） ①將BaSO4放入水中其溶液不能導(dǎo)電，所以BaSO4是非電解質(zhì) ②氨溶于水得到的氨水能導(dǎo)電，所以氨水是電解質(zhì) ③固態(tài)共價(jià)化合物不導(dǎo)電，熔融態(tài)的共價(jià)化合物可以導(dǎo)電 ④固態(tài)離子化合物不導(dǎo)電，熔融態(tài)的離子化合物也不導(dǎo)電 ⑤強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng) A． 僅①④ B． 僅①④⑤ C． 僅①②③④ D． ①②③④⑤ 【答案】D 【點(diǎn)評(píng)】電解質(zhì)是指在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物，注意導(dǎo)電有條件，水溶液或熔融狀態(tài)二者其一即可。電解質(zhì)必須是化合物，單質(zhì)或混合物不是電解質(zhì)。溶液導(dǎo)電是本身電離造成的，如二氧化碳或二氧化硫或氨氣，其水溶液導(dǎo)電，是因?yàn)榘l(fā)生了化學(xué)反應(yīng)生成其他化合物，但二氧化硫或二氧化碳或氨氣是非電解質(zhì)。 【遷移訓(xùn)練1】【江蘇東臺(tái)創(chuàng)新學(xué)校2019屆高三9月月考】下列說法正確的是 （ ） A． 水是弱電解質(zhì) B． NaHCO3的電離方程式為NaHCO3===Na＋+H＋+CO32- C． KClO3和SO3溶于水后能導(dǎo)電，故KClO3和SO3為電解質(zhì) D． BaSO4的水溶液不易導(dǎo)電，故BaSO4是弱電解質(zhì) 【答案】A 二、弱電解質(zhì)的電離平衡 1、電離平衡的定義 弱電解質(zhì)的電離平衡指在一定條件（溫度、濃度）下，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)的狀態(tài)。 2、電離平衡的建立與特征 ①開始時(shí)，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為0。 ②平衡的建立過程中，v(電離)＞v(結(jié)合)。 ③當(dāng)v(電離)＝v(結(jié)合)時(shí)，電離過程達(dá)到平衡狀態(tài)。 【注意事項(xiàng)】理解弱電解質(zhì)的電離平衡時(shí)需注意以下方面： （1）電離方程式中用“ ”，如：CH3COOHCH3COO-+H+。 （2）從導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)可知，弱電解質(zhì)少部分電離，大部分以分子形式存在，決定了它在離子方程式書寫中保留分子形式。如醋酸和燒堿溶液中和反應(yīng)的離子方程式應(yīng)寫成：CH3COOH+OH—= CH3COO—+H2O。 （3）導(dǎo)電性強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱的關(guān)系：電解質(zhì)的強(qiáng)弱由物質(zhì)內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定，電解質(zhì)的強(qiáng)弱在一般情況下影響著溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱。導(dǎo)電性強(qiáng)弱是由溶液離子濃度大小決定的。如果某強(qiáng)電解質(zhì)溶液濃度很小，那么它的導(dǎo)電性可以很弱，而某弱電解質(zhì)雖然電離程度很小，但如果濃度較大時(shí)，該溶液的導(dǎo)電能力也可以較強(qiáng)。因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力也不一定弱。 2、電離平衡常數(shù) （1）概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示（酸用Ka表示，堿用 Kb表示）。 （2）表示方法：ABA++B- K= ①一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為Ka＝。 ②一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝。 （3）K的意義：K值越大，表示該電解質(zhì)較易電離，所對應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)。從Ka或Kb的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對強(qiáng)弱，例如弱酸的相對強(qiáng)弱： H2SO3（Ka1=1.510-2）> H3PO4（Ka1=7.510-3）>HF（Ka=7.210-4）> HNO2（Ka1=4.610-4）> HCOOH（Ka=1.810-4）> CH3COOH（Ka=1.810-5）> H2CO3（Ka1=4.310-7）> H2S（Ka1=9.110-8） （4）影響K值大小的因素 （5）多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來的離子濃度也越小，酸性主要由第一步電離決定。如 H3PO4的電離： 第一步電離：H3PO4H++H2PO K1 第二步電離：H2POH++HPO (較難) K2 第三步電離：HPOH++PO （困難） K3 顯然： K1>K2>K3。在磷酸溶液中，由H3PO4電離出來的離子有H+、H2PO、HPO、PO等離子其離子濃度的大小關(guān)系為：c(H+)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO) 。 3、電離度 弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率，稱為電離度。常用α表示： α=100% 【典型例題2】【云南峨山彝族自治縣一中2018屆高三第四次模擬】在相同溫度時(shí)，100 mL 0.01 mol/L的醋酸溶液與10mL 0.l mol/L的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是 （ ） A． 中和時(shí)所需NaOH的量 B． 與Mg反應(yīng)的起始速率 C． OH-的物質(zhì)的量濃度 D． 溶液中 【答案】C 【解析】A．中和時(shí)所需NaOH的量與醋酸的物質(zhì)的量成正比，n(CH3COOH)=0.01mol/L0.1L=0.1mol/L0.01L=0.001mol，兩種酸的物質(zhì)的量相等，則消耗的NaOH相等，故A錯(cuò)誤；B．反應(yīng)速率與氫離子濃度成正比，前者醋酸溶液中c(H+)前者小于后者，所以開始與鎂反應(yīng)速率：前者小于后者，故B錯(cuò)誤；C．醋酸溶液中c(OH-)與溶液中c(H+)成反比，溶液中c(H+)前者小于后者，所以c(OH-)前者大于后者，故C正確；D．溶液中=Ka，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，故D錯(cuò)誤；故選C。 【點(diǎn)評(píng)】明確弱電解質(zhì)電離程度與濃度關(guān)系、電離平衡常數(shù)影響因素等知識(shí)點(diǎn)是解本題關(guān)鍵。注意A中消耗的NaOH的量與最終酸電離出的n(H+)成正比，與酸的濃度、電解質(zhì)強(qiáng)弱都無關(guān)。 【遷移訓(xùn)練2】【廣西賀州平桂高級(jí)中學(xué)2019屆高三摸底】下列關(guān)于電離常數(shù)（K）的說法正確的是 （ ） A． 電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，升高溫度，K值減小 B． 電離常數(shù)K與溫度無關(guān) C． 電離常數(shù)（K）越小，表示弱電解質(zhì)的電力能力越弱 D． 多元弱酸各步電離常數(shù)相互關(guān)系為K1＜K2＜K3 【答案】C 三、影響電離平衡的因素 1、內(nèi)因 弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，如常溫下K(HF)>K(CH3COOH)。 2、外因 以CH3COOHCH3COO-+H+為例 （1）溫度 弱電解質(zhì)的電離過程一般是吸熱的，溫度越高，電離程度越大。 如升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，CH3COOH電離程度增大，c(H+)、c(CH3COO-)增大。 （2）濃度 在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，越易電離。 如加水稀釋CH3COOH溶液，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。n(CH3COO-)、n(H+)增大，但c(CH3COO-)、c(H+)減小。 （3）同離子效應(yīng) 在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。 例如 0.1 mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOHCH3COO-+H+。加入少量CH3COONa固體或HCl，由于增大了c(CH3COO-)或c(H+)，使CH3COOH的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。前者使c(H+)減小，后者使c(H+)增大。 （4）化學(xué)反應(yīng) 在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向電離的方向移動(dòng)。例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH-+H+=H2O、CO+2H+= H2O+CO2↑，使c(H+)減小，平衡向著電離的方向移動(dòng)。 〖點(diǎn)撥〗 稀釋弱電解質(zhì)溶液時(shí)，平衡移動(dòng)的方向易誤判為逆向移動(dòng)，把溶液中離子濃度的減小誤認(rèn)為是電離平衡逆向移動(dòng)造成的，實(shí)際上稀釋才是造成溶液中離子濃度減小的主要因素。 【總結(jié)】電離過程是可逆過程，可直接用化學(xué)平衡移動(dòng)原理分析電離平衡。 以0.1 molL－1CH3COOH溶液為例： 實(shí)例(稀溶液) CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0 改變條件 平衡移動(dòng)方向 n(H＋) c(H＋) 導(dǎo)電能力 Ka 加水稀釋 向右 增大 減小 減弱 不變 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增強(qiáng) 不變 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增強(qiáng) 不變 加NaOH(s) 向右 減小 減小 增強(qiáng) 不變 加入鎂粉 向右 減小 減小 增強(qiáng) 不變 升高溫度 向右 增大 增大 增強(qiáng) 增大 加CH3COONa(s) 向左 減小 減小 增強(qiáng) 不變 【典型例題3】【北京通州區(qū)2018屆高三二?！渴覝叵?，向10 mL pH＝3的CH3COOH溶液中加入下列物質(zhì)，對所得溶液的分析正確的是 （ ） 加入的物質(zhì) 對所得溶液的分析 A 90 mLH2O 由水電離出的c(H+)＝10-10 molL－1 B 0.1 mol CH3COONa固體 c(OH-)比原CH3COOH溶液中的大 C 10 mL pH＝1的H2SO4溶液 CH3COOH的電離程度不變 D 10 mL pH＝11的NaOH溶液 c(Na+)＝c(CH3COO－)＞c(OH-)＝c(H+) A． A B． B C． C D． D 【答案】B 【點(diǎn)評(píng)】本題考查弱電解質(zhì)的電離平衡及影響平衡移動(dòng)的因素。由于弱電解質(zhì)是部分電離的，故溶液中離子濃度小于分子濃度，當(dāng)外界條件改變時(shí)，弱電解質(zhì)的電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)，可依據(jù)化學(xué)平衡移動(dòng)原理進(jìn)行分析；加水稀釋或增大弱電解質(zhì)的濃度，都使電離平衡向電離的方向移動(dòng)，但加水稀釋時(shí)弱電解質(zhì)的電離程度增大，而增大濃度時(shí)弱電解質(zhì)的電離程度減小。 【遷移訓(xùn)練3】【廣東汕頭2018屆高三3月模擬】氫硫酸中存在電離平衡：H2SH++HS-和HS-H++S2-。已知酸式鹽NaHS溶液呈堿性，若向10ml濃度為0.1mol/L的氫硫酸中加入以下物質(zhì)，下列判斷正確的是 （ ） A． 加水，會(huì)使平衡向右移動(dòng)，溶液中氫離子濃度增大 B． 加入20ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，則c(Na+)=c(HS-)+c(H2S)+2c(S2-) C． 通入過量SO2氣體，平衡向左移動(dòng)，溶液pH值始終增大 D． 加入10ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，則c(Na+)>c(HS-)>c(OH－)>c(H+)>c(S2-) 【答案】D 考點(diǎn)一：電離平衡常數(shù)及應(yīng)用 根據(jù)酸堿的電離常數(shù)大小可進(jìn)行以下判斷： 1、判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。 如相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。 2、判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 3、判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。 4、判斷微粒濃度比值的變化。 弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。 如：0.1 mol/L CH3COOH溶液中加水稀釋，＝＝， 加水稀釋時(shí)，c(H＋)減小，K值不變，則增大。 【典型例題4】【遼寧師大附中2018屆高三上期中】化學(xué)平衡常數(shù)K、弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)Ka或Kb及溶度積常數(shù)Ksp是高中化學(xué)中常見的幾種常數(shù)。它們都能反映相應(yīng)的可逆變化進(jìn)行的程度，下列關(guān)于以上常數(shù)的說法正確的是 （ ） A． 若改變條件使可逆反應(yīng)平衡右移，則達(dá)到新的平衡時(shí)的平衡常數(shù)K一定增大 B． 一定溫度下，在a molL－1的飽和石灰水中加入適量的b molL－1 CaCl2溶液(b>a)，則一定有Ca(OH)2析出 C． 相同溫度時(shí)，CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka與NH3H2O的電離平衡常數(shù)Kb相等，所以CH3COONH4的水溶液顯中性 D． 升高溫度，以上常數(shù)均增大 【答案】C 【點(diǎn)評(píng)】本題考查電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子平衡常數(shù)的理解，解答時(shí)需抓住各常數(shù)的意義以及影響因素分析。本題的易錯(cuò)點(diǎn)為B，容易忽視混合后溶液體積變化引起c(OH-)的變化而錯(cuò)選。 【遷移訓(xùn)練4】【重慶綦江中學(xué)2018屆高三適應(yīng)性考試】常溫下，將pH=a的NaOH溶液與pH=b的醋酸溶液等體積混合后，兩者恰好完全反應(yīng)，則該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)約為 （ ） A． 1014-a-2b B． 10 a+b-14 C． 10a-2b D． 10a-2b+14 【答案】A 【解析】pH=b的醋酸溶液中c(H+)=c(CH3COOO-)=10-bmol/L，pH=a的NaOH溶液中c(OH-)=c(NaOH)=10a-14mol/L,將兩者等體積混合，恰好完全反應(yīng)，則說明醋酸的物質(zhì)的量濃度等于NaOH的物質(zhì)的量濃度，c(CH3COOH)約為10a-14mol/L,故該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)為1014-a-2b 。答案選A。 考點(diǎn)二：弱電解質(zhì)的判斷及應(yīng)用 1、強(qiáng)酸與弱酸的性質(zhì)比較 濃度均為0.01 molL－1的強(qiáng)酸HA與弱酸HB pH均為2的強(qiáng)酸HA與弱酸HB pH或物質(zhì)的量濃度 2＝pHHAHB HA＝HB 體積相同時(shí)與過量的堿反應(yīng)時(shí)消耗堿的量 HA＝HB HAc(B－) c(A－)＝c(B－) 分別加入固體NaA、 NaB后pH變化 HA：不變 HB：變大 HA：不變 HB：變大 加水稀釋10倍后 3＝pHHApHHB>2 溶液的導(dǎo)電性 HA>HB HA＝HB 水的電離程度 HA1。 角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，17。 （2）實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)思路：以證明某酸(HA)是弱酸為例 實(shí)驗(yàn)方法 結(jié)論 （1）測0.01 mol/L HA的pH pH=2，HA為強(qiáng)酸 pH>2，HA為弱酸 （2）室溫下測NaA溶液的pH pH=7，HA為強(qiáng)酸 pH>7，HA為弱酸 （3）相同條件下，測相同濃度的HA和HCl(強(qiáng)酸) 溶液的導(dǎo)電性 若導(dǎo)電性相同，HA為強(qiáng)酸；若HA導(dǎo)電性比HCl弱，HA為弱酸 （4）測定同pH的HA與HCl稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化 若ΔpH(HA)=ΔpH(HCl)，HA為強(qiáng)酸； ΔpH(HA)<ΔpH(HCl)，HA為弱酸 （5）測定等體積、等pH的HA和鹽酸分別與足量鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的快慢及H2的量 若反應(yīng)過程中HA產(chǎn)生H2較快且最終產(chǎn)生H2較多，則HA為弱酸 （6）測定等體積、等pH的HA和鹽酸中和堿的量 若耗堿量相同，HA為強(qiáng)酸；若HA耗堿量大，則HA為弱酸 【典型例題5】【浙江“七彩陽光”聯(lián)盟2018屆高三上期中】室溫下，關(guān)于pH=3 的鹽酸和醋酸，下列說法正確的是 （ ） A． 等體積的兩溶液，導(dǎo)電能力是鹽酸強(qiáng) B． 等體積的鹽酸和醋酸溶液加水稀釋10倍后，c(Cl- )

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2019年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8.1 弱電解質(zhì)的電離平衡講 2019 年高 化學(xué) 一輪 復(fù)習(xí) 專題 8.1 電解質(zhì) 電離 平衡

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本文標(biāo)題：2019年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題8.1 弱電解質(zhì)的電離平衡（講）.doc
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