馮曾子煬1120 溶液中的離子平衡

1、 立升教育教學(xué)設(shè)計(jì)方案 LiSHeng Education教師姓名占愛國學(xué)生姓名馮曾子煬上課時(shí)間學(xué) 科化學(xué)年 級(jí)高三教材版本新課標(biāo)人教版階 段第（11）周 觀察期： 維護(hù)期課時(shí)計(jì)劃第（11 ）小時(shí)共（20 ）小時(shí)課題名稱水溶液的電離平衡，水的電離及酸堿滴定實(shí)驗(yàn)教材分析水溶液的電離平衡是高考中的熱點(diǎn)和難點(diǎn)，是高考必考題，在高考中多以選擇題和填空題出現(xiàn)，分值在8分左右。該知識(shí)點(diǎn)時(shí)化學(xué)平衡的延伸，所以可以運(yùn)用化學(xué)平衡的理論及學(xué)習(xí)方法來對電離平衡進(jìn)行學(xué)習(xí)，這樣理解就容易多了。同時(shí)又要注意電離平衡所特有的特點(diǎn)要把握好。學(xué)情分析水溶液的離子平衡基礎(chǔ)知識(shí)較多，同時(shí)內(nèi)容較抽象，沒有很好的實(shí)驗(yàn)來驗(yàn)證，這些內(nèi)容只

2、能靠理解。針對這些特點(diǎn)，同學(xué)們要把握住這章內(nèi)容的特點(diǎn)，同時(shí)加強(qiáng)與化學(xué)平衡的聯(lián)系。充分運(yùn)用化學(xué)平衡的知識(shí)來理解離子平衡，注意信息的遷移思想。教學(xué)目標(biāo)1、 掌握電解質(zhì)、非電解質(zhì)的概念。2、 掌握強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的區(qū)別，記住常見的弱電解質(zhì)。3、 能寫出各電解質(zhì)的電離方程式，特別是多元弱酸弱堿的電離方程式。4、 掌握離子平衡的建立，理解影響電離平衡的因素。5、掌握水的電離，溶液中PH的計(jì)算，酸堿中和滴定教學(xué)重點(diǎn)溶液中離子平衡的建立及影響因素，水的電離，溶液中的酸堿性及相關(guān)計(jì)算，酸堿中和實(shí)驗(yàn)教學(xué)難點(diǎn)運(yùn)用化學(xué)平衡的知識(shí)來理解離子平衡，PH計(jì)算，酸堿中和實(shí)驗(yàn)誤差分析教 學(xué) 過 程:1、 知識(shí)梳理一、弱電解

3、質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物強(qiáng)電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) 物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大部分有機(jī)物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)： 強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物 注意：電

4、解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物，電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成 電解質(zhì)分子 時(shí)，電離過程就達(dá)到了 平衡狀態(tài) ，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度 越小；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì) 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符

5、號(hào) 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成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)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）表示方法：ABA+B- Ki= A+ B-/AB11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：: 水的離子積：KW = cH

6、+cOH- 25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離 KW1*10-14溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是 吸 熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW 1*10-144、溶液的酸堿性和pH： （1）pH=-lgcH+（2）pH的測定方法：酸堿指示劑 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.2

7、10.0（淺紅色）pH試紙 操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可 。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計(jì)算H+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或OH-，H+有余，

8、則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原n （但始終不能小于或等于7）5不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變

9、化得快。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH PH1+pH214 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值

10、，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗(yàn)過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸（c酸 V酸）=n堿（c堿V堿）進(jìn)行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V酸或堿溶液的體積。上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸

11、的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。2、 經(jīng)典引導(dǎo)1、2011福建卷 常溫下0.1 molL1醋酸溶液的pHa，下列能使溶液pH(a1)的措施是()A將溶液稀釋到原體積的10倍B加入適量的醋酸鈉固體C加入等

12、體積0.2 molL1鹽酸D提高溶液的溫度2、2011課標(biāo)全國卷 將濃度為0.1 molL1HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是()A. c(H) B. Ka(HF) C. D. 3、2011安徽卷 中學(xué)化學(xué)中很多“規(guī)律”都有其適用范圍，下列根據(jù)有關(guān)“規(guī)律”推出的結(jié)論合理的是(A根據(jù)同周期元素的半徑變化趨勢，推出CL的半徑大B根據(jù)主族元素最高正化合價(jià)與族序數(shù)的關(guān)系，推出鹵族元素最高正價(jià)都是7C根據(jù)溶液的pH與溶液酸堿性的關(guān)系，推出pH6.8的溶液一定顯酸性D根據(jù)較強(qiáng)酸可以制取較弱酸的規(guī)律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO3、 當(dāng)堂訓(xùn)練4、2012浙江卷 下列說法正確的是(

13、)A常溫下，將pH3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH4B確定某酸H2A是強(qiáng)酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH。若pH7，則H2A是弱酸；若pH7，則H2A是強(qiáng)酸C用0.2000 mol/L NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定HCl與CH3COOH的混合液(混合液中兩種酸的濃度均約為0.1 mol/L)，至中性時(shí)，溶液中的酸未被完全中和D相同溫度下，將足量氯化銀固體分別放入相同體積的蒸餾水、0.1 mol/L鹽酸、0.1 mol/L氯化鎂溶液、0.1 mol/L硝酸銀溶液中，Ag濃度：5、下列說法正確的是()A0.5 mol O3與11.2 L O2所含的分子數(shù)一定相等 B25 與60 時(shí)，水的p

14、H相等C中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等D2SO2(g)O2(g)=2SO3(g)和4SO2(g)2O2(g)=4SO3(g)的H相等4、 歸納總結(jié)、深化拓展水溶液的離子平衡研究的對象是弱電解質(zhì)的性質(zhì)，強(qiáng)弱電解質(zhì)的區(qū)分及分類是重點(diǎn)，要掌握好，要一一區(qū)分開來，特別是二氧化碳，氨氣等是非電解質(zhì)，要理解好電解質(zhì)與非電解質(zhì)的概念。5、 經(jīng)典引導(dǎo)6.2011全國卷 等濃度的下列稀溶液：乙酸、苯酚、碳酸、乙醇，它們的pH由小到大排列正確的是() A B C D72011四川卷 25 時(shí)，在等體積的pH0的H2SO4溶液，0.05 molL1的Ba(OH)2溶液，pH10的N

15、a2S溶液，pH5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()A1101010109 B1551095108 C1201010109 D1101041098、2011天津卷 下列說法正確的是()A25 時(shí)NH4Cl溶液的KW大于100 時(shí)NaCl溶液的KWBSO2通入碘水中，反應(yīng)的離子方程式為SO2I22H2O=SO2I4HC加入鋁粉能產(chǎn)生H2的溶液中，可能存在大量的Na、Ba2、AlO、NOD100 時(shí)，將pH2的鹽酸與pH12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性6、 當(dāng)堂訓(xùn)練9對滴有酚酞試液的下列溶液，操作后顏色變深的是()A明礬溶液加熱BCH3COONa溶液加熱C氨水中加入少量

16、NH4Cl固體D小蘇打溶液中加入少量NaCl固體10、2011山東卷 室溫下向10 mL pH3的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是()A溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少 B溶液中不變C醋酸的電離程度增大，c(H)亦增大 D再加入10 mL pH11的NaOH溶液，混合液pH711、向膠體中加入電解質(zhì)能使膠體凝聚。使一定量的膠體溶液在一定時(shí)間內(nèi)開始凝聚所需電解質(zhì)的濃度(a mol/L)稱作“聚沉值”，電解質(zhì)的“聚沉值”越小，則表示其凝聚力越大。實(shí)驗(yàn)證明，凝聚力主要取決于和膠粒帶相反電荷的離子所帶的電荷數(shù)，電荷數(shù)越大，凝聚力越大，則向Fe(OH)3膠體中加入下列電解質(zhì)時(shí)，其“聚沉值”最小的是() A

17、NaClBFeCl3 CK2SO4 DNa3PO47、 歸納總結(jié)、深化拓展在溶液中，關(guān)于離子平衡及影響因素是該內(nèi)容的重要考點(diǎn)，同時(shí)溶液中各離子的濃度變化要會(huì)分析。重點(diǎn)考察學(xué)生對離子平衡的建立及影響因素的理解和歸納上。8、 經(jīng)典引導(dǎo)122011岳陽二模 某溫度下，相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡時(shí)pH隨溶液體積變化的曲線如圖K414所示。據(jù)圖判斷正確的是()A為鹽酸稀釋時(shí)pH的變化曲線Bb點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng) Ca點(diǎn)Ka的數(shù)值比c點(diǎn)Kc的數(shù)值大Db點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度132011汕頭二模 25 時(shí)，水的電離達(dá)到平衡：H2OHOHH0，下列敘述正確的是()A向水中

18、加入稀氨水平衡逆向移動(dòng)，c(OH)降低B向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H)增大，KW不變C向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動(dòng)，c(H)降低 D將水加熱，KW增大，pH不變142011日照統(tǒng)測 某溫度下，水的離子積常數(shù)KW1012。該溫度下，將pH4的H2SO4溶液與pH9的NaOH溶液混合并保持恒溫，欲使混合溶液的pH7，則稀硫酸與NaOH溶液的體積比為()A110 B91 C101 D99219、 當(dāng)堂訓(xùn)練15、下列電解質(zhì)溶液的有關(guān)敘述正確的是()A同濃度、同體積的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后，溶液的pH7B在含有BaSO4沉淀的溶液中加入Na2SO4固體，c(Ba2)增大C含1 m

19、ol KOH的溶液與1 mol CO2完全反應(yīng)后，溶液中c(K)c(HCO)D在CH3COONa溶液中加入適量CH3COOH，可使c(Na)c(CH3COO)16、已知溫度T時(shí)水的離子積常數(shù)為KW，該溫度下，將濃度為a molL1的一元酸HA與b molL1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()Aab B混合溶液的pH7 C混合溶液中，c(H) molL1D混合溶液中，c(H)c(B)c(OH)c(A)10、 歸納總結(jié)、深化拓展溶液中的PH的計(jì)算要遵守酸按酸，堿按堿，酸堿中和看過量，無限稀釋7為限。要注意這些題的題型及解題思路，同時(shí)通過圖像來分析溶液中離子及分子的變化情況也是

20、高考的一個(gè)方向。11、 經(jīng)典引導(dǎo)17.2011哈爾濱一模 向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl2固體(忽略溶液體積變化)，則CH3COO濃度的變化依次為()A減小、增大、減小B增大、減小、減小 C減小、增大、增大 D增大、減小、增大182012遼寧重點(diǎn)中學(xué)聯(lián)考 下列事實(shí)能說明亞硝酸是弱電解質(zhì)的是()A亞硝酸鈉溶液的pH大于7 B用亞硝酸溶液作導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗C亞硝酸溶液不與硫酸鈉溶液反 D亞硝酸能與NaOH溶液發(fā)生中和反應(yīng)192012大同調(diào)研 根據(jù)下列實(shí)驗(yàn)不能證明一元酸HR為弱酸的是()A室溫下，NaR溶液的pH大于7 B加熱NaR

21、溶液時(shí)，溶液的pH變小CHR溶液加入少量NaR固體，溶解后溶液的pH變大 D20 時(shí)，0.01 molL1的HR溶液pH2.812、 當(dāng)堂訓(xùn)練20下列與含氯化合物有關(guān)的說法正確的是()AHClO是弱酸，所以NaClO是弱電解質(zhì)B向沸水中逐滴加入少量飽和FeCl3溶液，可制得Fe(OH)3膠體CHCl溶液和NaCl溶液均通過離子導(dǎo)電，所以HCl和NaCl均是離子化合物D電解NaCl溶液得到22.4 L H2(標(biāo)準(zhǔn)狀況)，理論上需要轉(zhuǎn)移NA個(gè)電子(NA表示阿伏加德羅常數(shù))21、下列解釋實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象的反應(yīng)方程式正確的是()A切開的金屬Na暴露在空氣中，光亮表面逐漸變暗：2NaO2=Na2O2B向AgCl

22、懸濁液中滴加Na2S溶液，白色沉淀變成黑色：2AgClS2=Ag2S2ClCNa2O2在潮濕的空氣中放置一段時(shí)間，變成白色黏稠物：2Na2O22CO2=2Na2CO3O2D向NaHCO3溶液中加入過量的澄清石灰水，出現(xiàn)白色沉淀：2HCOCa22OH=CaCO3CO2H2O13、 歸納總結(jié)、深化拓展在溶液中如何鑒別酸堿的強(qiáng)弱性是一個(gè)難點(diǎn)，同學(xué)們要在新課基礎(chǔ)上掌握好比較強(qiáng)弱電解質(zhì)的方法，盡可能的多掌握。同時(shí)也可以思考相關(guān)的方法。在解題時(shí)往往要對號(hào)入座才能解決好問題。14、 課堂小結(jié)本節(jié)課主要講解了電解質(zhì)，非電解質(zhì)，強(qiáng)弱電解質(zhì)的區(qū)分，溶液中離子平衡的建立和平衡的影響因素。水的電離，溶液中PH的計(jì)算。

23、酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)。電離平衡針對的是弱電解質(zhì)，在學(xué)習(xí)電離平衡時(shí)可以用化學(xué)平衡的方法來加以理解，這樣容易理解。課 后 作 業(yè):1. 若1體積硫酸恰好與10體積pH=11的氫氧化鈉溶液完全反應(yīng)，則二者物質(zhì)的量濃度之比應(yīng)為（ ）A10:1B5:1C1:1D1:102. 有等體積、等pH的Ca(OH)2、KOH和NH3H2O三種堿溶液，滴加等濃度的鹽酸將它們恰好中和，用去酸的體積分別為V1、V2、V3，則三者的大小關(guān)系正確的是( )AV3V2V1BV3=V2=V1CV3V2=V1DV1=V2V33. 巳知某溶液中存在較多的H、SO42、NO3，則該溶液中還可能大量存在的離子組是（ ） AAl3+、CH3

24、COO、Cl BMg2+、Ba2+、Br CMg2+、Cl、Fe2+ DNa+、NH4+、Cl4. “84”消毒夜在日常生活中被廣泛使用。該消毒液無色，pH大于7，對某些有色物質(zhì)有漂白作用。你認(rèn)為它可能的有效成分是（ ） ASO2 BNa2CO3CKMnO4DNaClO5. 以下是幾種酸堿指示劑變色的pH范圍：甲基橙3.14.4 甲基紅4.46.2 酚酞8.210,現(xiàn)用0.1000mol/LNaOH溶液滴定濃度相近的醋酸時(shí)，上述指示劑（ ）A.都可以用 B.只能用 C.可以用或 D.可以用或6.等量的NaOH分別與pH=2和pH=3的醋酸恰好中和，消耗二者的體積依次為V1和V2，則V1、V2的

25、關(guān)系為( ) A、V1=10V2B、V1V2D、V210V17.已知H2CO3的酸性比HClO的酸性強(qiáng),對反應(yīng)：Cl2+H2OHCl+HClO達(dá)到平衡后 ，要使HClO濃度增加可加入( ) A.NaOH B.HCl C.CaCO3(固體) D.H2O8.某溶液中由水電離產(chǎn)生的C(H+)11010mol/L，該溶液的溶質(zhì)不可能是 （ ） AKOH BNa2CO3 CHClO4 DMgSO4二.選擇題：（有5個(gè)小題，每小題4分，每小題選項(xiàng)中有一個(gè)或兩個(gè)符合題意的正確答案）9. 下列說法正確的是（ ）ApH=2和pH=1的硝酸中c（H+）之比為1:10 BNa2CO3溶液c（Na+）與c（CO）之比為2:1C0.2 mol/L與0.1 mol/L醋酸中c（H+）之比為2:1DpH=1的硫酸中加入等體積0.05 mol/L的BaCl2溶液,兩者恰好反應(yīng)C(SO42-)=010. 在甲燒杯中放入鹽酸，乙燒杯中放入醋酸，兩種溶液的體積和pH都相等，向兩燒杯中同時(shí)加入質(zhì)量不等的鋅粒，反應(yīng)結(jié)束后得到等量