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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
授课人：
目录
CONTENTS
第一节
水的电离和溶液的酸碱性
第二节
弱电解质的电离平衡
第三节
酸碱中和与盐类水解
第四节
难溶电解质的沉淀溶解平衡
第一节
Part One
水的电离和溶液的酸碱性
Kw =［H+］［OH—］
在一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，记作KW，KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积：
一、水的电离和水的离子积常数
水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。
KW 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液，在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。
水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
［H+］表示溶液中总的H+浓度,［OH-］表示溶液中总的OH-浓度。
注意：
一、水的电离和水的离子积常数
总结
一、水的电离和水的离子积常数
外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响
⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动， KW增大。
⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电离程度减小，但KW不变。
⑶ 加入某些与水反应的物质， 由于结合水电离出的H+或OH-能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但KW不变。
碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。
Kw表达式中［H+］、［OH-］均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：
酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。
一、水的电离和水的离子积常数
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。
等量关系
水的电离平衡曲线
01
02
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。
曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
一、水的电离和水的离子积常数
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。
03
二、溶液的酸碱性与 pH
pH＝-lg［H+］
pH的大小能反映出溶液中［H+］的大小,即表示稀溶液酸、碱性的强弱。
用H+物质的量浓度的负对数来表示溶液酸碱性。
pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强。
pH的适用范围：
［H+］和［OH-］都较小的稀溶液（小于1 mol L-1）
1.单一溶液pH的计算
(1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)
①c(H＋)＝ mol·L－1； ②pH＝ 。
(2)c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)
①c(OH－)＝ mol·L－1；
③pH＝ 。
nc
－lg nc
nc
14＋lg nc
三、溶液pH计算
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)
(2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
三、溶液pH计算
三、溶液pH计算
(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：
第二节
Part two
弱电解质的电离平衡
一、弱电解质的电离平衡
强电解质
弱电解质
电解质
在水溶液里全部电离成离子
在水溶液里只有部分分子电离成离子
①强酸：HCl、H2SO4等；②强碱：NaOH、Ca(OH)2等
③绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等
④活泼金属氧化物：Na2O、CaO等
①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3、H3PO4 等。
②弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等
③水是极弱的电解质。
④少数盐：(CH3COO)2Pb
强电解质、弱电解质与其溶解性无关
一、弱电解质的电离平衡
反应速率
V(电离)
V(结合)
V(电离) = V(结合) 电离平衡状态
弱电解质电离平衡状态建立示意图
时间
电离平衡也是一种化学平衡
在一定温度下，当弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而电离产生的离子又可以重新结合成分子。弱电解质的电离过程是可逆的，这两种相反的趋势最终将达到电离平衡状态。
一、弱电解质的电离平衡
如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。
特点
电离过程是吸热的。
弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。
弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。
电离方向是微粒数增多的过程。
一、弱电解质的电离平衡
逆：
弱电解质的电离是可逆过程
等：
v(电离) = v(结合) ≠0
动：
电离平衡是一种动态平衡
定：
溶液中各分子、离子的浓度不变。
变：
条件改变时，电离平衡发生移动
平衡移动规律—勒夏特列原理
特 征
一、弱电解质的电离平衡
外因
①温度
②浓度
③同离子效应
当外界条件改变时符合“勒夏特列原理”
越强越电离
影响因素
内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱电离程度越小。
④化学反应
一、弱电解质的电离平衡
温度：
弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
浓度：
在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越大。
“越热越电离”
“越稀越电离”
加水稀释能促进弱电解质的电离，弱电解质的电离程度增大，但离子浓度却是减小的。
如0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(H＋)、c(CH3COOH)、c(CH3COO－)都是降低的。
一、弱电解质的电离平衡
加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的物质时，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
如向醋酸中加入镁条。
同离子效应：
加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小。
化学反应：
注意：加入同浓度的弱电解质溶液→平衡不移动→各微粒浓度不变、电离程度不变
“同抑异促”
二、电离平衡常数和电离度
弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示.
Ka＝
［CH3COO ］·［H+］
［CH3COOH］
Kb＝
［NH ］·［OH ］
［NH3·H2O］
+
4
NH3·H2O NH + OH
+
4
CH3COOH H+ + CH3COO
K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。
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K1、K2等来分别表示。
H2CO3 H＋＋HCO3－
HCO3－ H＋＋CO32－
［HCO3-］
［H+］
［H2CO3］
［H+］
［HCO3-］
［CO32-］
Ka1＝
Ka2＝
二、电离平衡常数和电离度
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
电离常数的大小：Ka1 Ka2 Ka3；
多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
多元弱酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。
Ka1 Ka2 Ka3原因：
第一步电离产生的H＋对第二、三步的电离起抑制作用，使其电离平衡逆向移动。
二、电离平衡常数和电离度
3、影响因素：
（1）内因：弱电解质的本身性质。
电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
越热越电离
（2）外因：只与T有关
T越大， Ka（Kb）越大。
二、电离平衡常数和电离度
4、应用：
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。
01
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。
02
根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，一般符合相同条件下“强酸（碱）制弱（碱）”规律。
03
二、电离平衡常数和电离度
4、应用：
根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度大小或比值。
04
一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力就越强。
05
二、电离平衡常数和电离度
已电离的分子数
总分字子数
＝
α
×100%
弱电解质电离程度相对大小的另一种参数。
电离度与化学平衡的转化率类似。
影响因素
内因（决定因素）
——弱电解质本身的性质
外因
温度
浓度
——温度升高，电离度增大
——浓度减小（稀释），电离度增大
二、电离平衡常数和电离度
第三节
Part three
酸碱中和与盐类水解
1、滴定原理
c酸·V酸＝c碱·V碱
依据中和反应，用已知浓度的酸（或碱）溶液来测定未知碱（或酸）溶液的浓度，由此建立的定量分析方法称为酸碱中和滴定，简称酸碱滴定或中和滴定。
一、酸碱中和滴定
滴定前准备
一、酸碱中和滴定
查
洗
润
装
排
滴定管
使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
用蒸馏水洗涤滴定管2-3次。
用待装液洗涤滴定管2-3次。
记
注入待装的酸、碱溶液至滴定管“0”刻度以上2~3 mL，用滴定管夹固定滴定管。
调节滴定管，使尖嘴部分充满反应液，并使液面位于某一刻度处。
记录滴定管读数。
一、酸碱中和滴定
滴定过程
操作注意事项
1. 右手振荡锥形瓶。
2. 左手控制滴定管。
3. 眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化。
5. 滴定终点达到后，半分钟颜色不变，再读数。
4. 滴加速度先快后慢，后面可半滴，直至指示剂颜色突变。
一、酸碱中和滴定
在接近终点时，半滴半滴地滴入溶液，当加入半滴后溶液恰好出现浅红色且30 s内红色不褪去，则达到滴定终点。
终点的判断：
等到滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变回原色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
一、酸碱中和滴定
数据处理：
为减少实验误差，滴定时，要求重复实验2～3次，求出待测溶液的物质的量浓度，然后再求出测定数值的平均值。
半滴操作：将悬挂在滴定管尖嘴处的液体，轻轻靠一下锥形瓶内壁，随即用少量蒸馏水淋下。
中和滴定误差分析
分析依据
c待测·V待测＝c标准·V标准
c标准、V待测均为代入定值，误差均体现在 的大小。
V标准
二、酸碱中和滴定误差分析
步骤 操作 V标准 c待测
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 ____ ____
碱式滴定管未用标准溶液润洗 ____ ____
锥形瓶用待测溶液润洗 ____ ____
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 _____ ______
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 _____ _____
以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例：
变大
偏高
变小
偏低
变大
偏高
不变
无影响
变小
偏低
二、酸碱中和滴定误差分析
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 ____ ____
振荡锥形瓶时部分液体溅出 ____ ____
部分酸液滴出锥形瓶外 ____ ____
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 ____ ____
读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) ____ ____
滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) ____ ____
变大
偏高
变小
偏低
变大
偏高
变大
偏高
变小
偏低
变大
偏高
二、酸碱中和滴定误差分析
俯视图
仰视图
滴定管的读数
正确视线
仰视视线
正确读数
仰视读数
读数偏大
正确视线
俯视视线
正确读数
俯视读数
读数偏小
二、酸碱中和滴定误差分析
盐在水溶液中电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
概念：
实质：
01
02
03
生成弱电解质，破坏、促进水的电离。
表达：
盐 + 水 酸 + 碱
三、盐类的水解
特点：
04
可逆
吸热
水解反应是可逆的
水解反应可以看成酸碱中和反应的逆反应，是吸热反应
微弱
水解反应程度很微弱
盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“ ”连接，产物不标“↑”或“↓”。
NaClO：
(NH4)2SO4：
ClO－＋H2O HClO＋OH－
NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋
01
三、盐类的水解
阴生阴
阳生阳
盐类水解离子方程式的书写
多元弱酸根离子的水解分步进行，第一步水解远大于第二步水解，水解以第一步为主。
HCO32－＋H2O H2CO3＋OH－
Na2CO3：
02
CO32－＋H2O HCO32－＋OH－
多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。
Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
03
FeCl3
三、盐类的水解
04
弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。
1、NH4＋与S2－、HCO3－、CO32－、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“ ”表示。
NH4＋＋CH3COO－＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O。
三、盐类的水解
2、Al3＋与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－，Fe3＋与CO32－、HCO3－等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。
Al3＋＋3HCO3－===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(一般要有弱碱沉淀生成)
盐类的水解规律
三、盐类的水解
水解反应A-＋H2O HA＋OH-的平衡常数（Kh）的表达式。
四、水解平衡的移动
c(HA)·c(OH-)
c(A-)
＝
·c(H+)
·c(H+)
Kw
Ka
＝
同理：一元弱碱的水解平衡常数（Kh）的表达式：
Kh是化学平衡常数的一种，只与温度有关，与盐溶液的浓度无关，一般温度升高，Kh增大。
水解常数的意义
Kh定量的表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大。
外因对水解常数的影响
四、水解平衡的移动
盐的离子对应的酸或碱越弱，则水解程度越大。
内因对水解常数的影响
越弱越水解
越热越水解
越稀越水解
溶液的酸碱性对盐类水解的影响与盐的类型有关
酸性溶液能抑制强酸弱碱盐的水解
碱性溶液能抑制强碱弱酸盐的水解
四、水解平衡的移动
泡沫灭火器
四、水解平衡的移动
===Al(OH)3↓＋3CO2↑
塑料内筒中装有浓 Al2(SO4)3 溶液，内外筒之间装有 NaHCO3 浓溶液。使用时将灭火器倒置，两溶液混合后发生剧烈反应，产生的大量气体和沉淀一起以泡沫形式喷出，覆盖在燃烧物的表面以隔绝氧气，从而达到灭火的效果。
盐类的水解反应在生产、生活中应用广泛。
混施化肥
泡沫
灭火剂
胶体制备
明矾净水
判断溶液
酸碱性
离子浓度
比较
无机物
制备
盐溶液
的蒸发
溶液配制
盐类水解
的应用
四、水解平衡的移动
第四节
Part four
难溶电解质的沉淀溶解平衡
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
Ag+
Cl-
H2O
1、溶解过程:在水分子作用下，少量Ag＋和Cl－脱离AgCl表面进入水中；
2、沉淀过程:溶液中的Ag＋和Cl－受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl表面析出。
AgCl在溶液中存在两个过程：
一、难溶电解质的溶解平衡
在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。
总结：
易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
一、难溶电解质的溶解平衡
动态平衡，即溶解速率与沉淀速率不等于0。
溶解速率与沉淀速率相等
平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变。
当改变外界条件时，溶解平衡发生移动。
特征
一、难溶电解质的溶解平衡
影响难溶电解质沉淀溶解平衡的因素
决定性因素
外因
内因
难溶电解质本身的性质
温度
浓度
同离子
其他
一、难溶电解质的溶解平衡
离子反应中易生成溶解度很小的沉淀物质。
一、难溶电解质的溶解平衡
内因
①难溶的电解质更易建立溶解平衡。
②难溶的电解质溶解度很小，但不会等于0，并不是绝对不溶。
③习惯上将生成难溶电解质的反应，认为反应完全了。对于常量的反应来说，0.01 g是很小的。当溶液中残留的离子浓度< 1 ×10-5 mol/L时，沉淀就达到完全。
沉淀溶解平衡的影响因素
外界条件对沉淀溶解平衡的影响
加入可与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。
温度
浓度
同离子
其他
升高温度，多数沉淀溶解平衡向溶解方向移动；少数沉淀溶解平衡向生成沉淀方向移动，
如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。
加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。
加入与难溶电解质构成中相同的离子，平衡向生成沉淀方向移动。
一、难溶电解质的溶解平衡
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
注意：①可逆号表示沉淀、溶解同时进行
②物质状态：固体(s)、溶液(aq)
AmBn(s)??mAn＋(aq)＋nBm－(aq)
Ksp(AgCl) =［Ag+］［Cl-］
Ksp(AmBn) =［An＋］m［Bm－］n
溶度积常数，简称溶度积
注意：
固体纯物质不列入溶度积常数表达式。
二、难溶电解质的溶度积常数
①Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
Ksp越小，越难溶。
②Ksp与温度有关。
其它条件一定时，一般温度越高，Ksp越大。
二、难溶电解质的溶度积常数
溶度积Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。
Q=(Ba2＋)·c(SO42－)——1.溶度积规则
通过比较溶度积与溶液中的离子浓度幂之积的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成。
以沉淀溶解平衡BaSO4(s)?? Ba2＋＋SO42－为例：
1
3
2
Q=c(Ba2＋)·c(SO42－)>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
Q=c(Ba2＋)·c(SO42－)＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
Ksp应用
二、难溶电解质的溶度积常数
——2.溶解度的比较
1、同种类型的难溶电解质，Ksp可用于溶解度的直接比较。
如AgCl、AgBr、AgI都是AB型，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。
2、对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度来确定溶解能力的大小。
如AgCl、AgBr、AgI都是AB型，Ag2S是A2B型，不同类型不能直接比较溶解度大小。
Ksp应用
二、难溶电解质的溶度积常数
对于同类型且含有相同离子的沉淀，溶度积越小，沉淀越先生成。
——3.判断沉淀生成的顺序
Ksp应用
二、难溶电解质的溶度积常数
生成沉淀的条件是满足Qc>Ksp，由此可以计算出使离子沉淀完全的条件。通常认为当溶液中的离子浓度小于等于10-5mol L－1时，该离子已沉淀完全。
——4.判断沉淀生成的条件
Ksp应用
三、沉淀溶解平衡的应用
方法
①饱和溶液析出晶体：
根据同离子效应，加入相同离子，使平衡向沉淀方向进行
如：NaCl溶液，通入HCl气体，有NaCl晶体析出
②升温溶解或降温沉淀：
升高温度，溶解度变大，晶体溶解
降低温度，溶解度变小，晶体沉淀
如：工艺流程题中常出现：蒸发浓缩，冷却结晶的操作
1.沉淀的生成
三、沉淀溶解平衡的应用
③调节pH沉淀法：
如：除去氯化铵中的氯化铁，加氨水调pH值
加氨水，OH－浓度上升，平衡左移有利于生成沉淀
Fe(OH)3(s) Fe3+ (aq) +3OH- (aq)
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
如：除去氯化镁中的氯化铁，加碳酸镁、氧化镁等调pH值
消耗H+，平衡右移，有利于生成沉淀
三、沉淀溶解平衡的应用
如硫酸钡在硫酸中的溶解度比在纯水中小。
加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物或气体时，平衡向溶解
方向移动。但 Ksp 不变。
如：AgCl 中加入 KI(s)，AgCl 溶解，生成AgI.
④加沉淀剂：
如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂
⑤同离子效应：
⑥沉淀转换：
三、沉淀溶解平衡的应用
(1)原理
设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动
强酸是常用于溶解难溶性电解质的试剂。如可溶解难溶氢氧化物，难溶碳酸盐、某些难溶硫化物等。
2. 沉淀的溶解
三、沉淀溶解平衡的应用
(2)使沉淀溶解的方法
①加水：加水促进溶解
②升温：升温促进溶解(氢氧化钙除外)
③使沉淀转化为气体：CaCO3+2H+===Ca2++H2O+CO2↑
④使沉淀转化为更弱电解质：
Mg(OH)2 + 2HCl === MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2NH4Cl === MgCl2 + 2NH3·H2O
⑤使沉淀转化为更难溶的物质 (原沉淀在转化过程中溶解)
2AgCl(s)+Na2S(aq) Ag2S(s)+2NaCl(aq)
在特殊情况下，控制反应条件，也可使溶解能力相对较弱的物质转化为溶解能力相对较强的物质。
沉淀转化的实质
沉淀溶解平衡的移动
沉淀转化的条件
溶液中的离子浓度幂之积大于Ksp
一般是溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。
1
2
三、沉淀溶解平衡的应用
(1)一般来说，当溶液中有多种可以沉淀的离子且生成相同类型的沉淀时，Ksp越小的越先沉淀。(2)当离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，认为已完全沉淀。
注意事项
三、沉淀溶解平衡的应用
①沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。
沉淀转化的注意问题
②当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所 需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉 淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。
③溶解度小，先沉淀的规则只针对离子浓度相差不大 时，若离子浓度相差较大时，先达到溶度积的物质先沉淀(通过计算得到)。
三、沉淀溶解平衡的应用
本章小结
水的电离和溶液的酸碱性
酸碱中和与盐类水解
弱电解质的电离平衡
酸碱中和滴定原理、操作
误差分析
盐类水解原理及规律、移动
弱电解质的电离平衡
电离平衡常数、电离度的表达式、影响因素、应用
水的电离和水的离子积常数
溶液的酸碱性与 pH
溶液pH计算
难溶电解质的沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡原理、影响因素
溶度积常数
沉淀溶解平衡的应用

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