溶解平衡(修) 詳細版課件

1、第4節(jié):難溶電解質的溶解平衡第三章:水溶液中的離子平衡陜西商洛柞水縣柞水溶洞 山東淄博博山溶洞 情景1 ： 當我們外出旅游，沉醉于秀美的湖光山色時，一定會驚嘆大自然的鬼斧神工。石灰石巖層在經歷了數萬年的歲月侵蝕之后，會形成各種奇形異狀的溶洞。你知道它是如何形成的嗎小朋友吃糖不刷牙易形成蛀牙又是什么原因 情 景 2 :復習 1、什么叫飽和溶液？什么叫不飽和溶液？ 一定溫度下，不能再溶解溶質的溶液叫飽和 溶液。能繼續(xù)溶解溶質的溶液叫不飽和溶液。 2、溶解性是指：_ 溶解性是物質的_性質。 溶解性大小跟 _有關,遵循相似相溶原理一種物質溶解在另一種物質中的能力。物理溶質、溶劑的性質固體物質的溶解度定

2、義：在一定溫度下，某固態(tài)物質在100克溶劑 里,達到飽和狀態(tài)時,所溶解的最大質量。叫做這種物質在這種溶劑里的溶解度,通常用S表示.注意：條件：一定溫度 標準：100克溶劑狀態(tài)：飽和狀態(tài) 單位：克（g) 任何物質的溶解都是有條件的，在一定的條件 下某物質的溶解量也是有限的，不存在無限 可溶解的物質。溶解度與溶解性的關系：20易溶物質可溶物質微溶物質難溶物質S10克S1克S0.01克小于0.01克-0.01g-1.0g-10g-S(g)難溶微溶可溶易溶實驗探究 討論: NaCl在水溶液里達到溶液平衡狀態(tài)時有何特征？ 要使NaCl飽和溶液中析出NaCl固體，可采取什么措施？加熱濃縮降溫結晶在飽和Na

3、Cl溶液中加入濃鹽酸探究實驗解釋: 在NaCl的飽和溶液中，存在溶解平衡 NaCl(S) Na+(aq) + Cl-(aq) 加濃鹽酸Cl- 的濃度增加,平衡向左移, NaCl析出現象: NaCl飽和溶液中析出固體可溶的電解質溶液中存在溶解平衡，難溶的電解質在水中是否也存在溶解平衡呢？一、Ag和Cl的反應能進行到底嗎？資料表3420時，溶解度：1.5*10- 4克,屬于難溶問題討論：1、當AgNO3與NaCl恰好完全反應生成難溶 AgCl時，溶液中是否含有Ag+和Cl-？ 2、難溶電解質的定義是什么？難溶物的溶解度是否為0？ 3、難溶電解質(如AgCl)是否存在溶解平衡？如何表示？ 有 習慣上

4、,將溶解度小于0.01克的電解質稱為難溶電解質。難溶電解質的溶解度盡管很小，但不會等于0 Ag+Cl- 溶解 AgCl(s) Ag(aq) + Cl(aq) 沉淀一、 沉淀溶解平衡 一定溫度下，沉淀溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，形成飽和溶液，固體的量和溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。注意：沉淀溶解平衡一定存在于飽和溶液中1、定義：2、表達式：AgCl(s) Ag(aq) + Cl(aq) 不表示 ：電離平衡狀態(tài) 表示：一方面：少量的Ag+ 和Cl-脫離AgCl表面進入水中，另一方面：溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面的陰、陽離子的吸引回到AgCl的表面,兩者處于平衡狀態(tài).3

5、、意義：溶解沉淀4、沉淀溶解平衡的特征(與化學平衡相似)逆、等、動、定、變5、離子在溶液中沉淀完全的理論標準：化學上通常認為：生成的難溶電解質的溶解度小于0.01g，或離子反應生成難溶電解質后，溶液中離子濃度小于1105mol/L時，認為反應完全，但實際上溶液中還有相應的極少量的離子。 、影響難溶電解質溶解平衡的因素：a、絕對不溶的電解質是沒有的。b、同是難溶電解質，溶解度差別也很大。c、易溶電解質做溶質時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。內因：電解質本身的性質 外因： a)濃度：加水，平衡向溶解方向移動。b)溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。c)外加酸，堿，鹽等電解質可影響溶解平衡討論總結：

6、對于平衡AgCl（S） Ag+(aq) + Cl-(aq) 若改變條件，對其有何影響改變條件平衡移動方向C（Ag+ ）C（Cl-）升 溫加 水加AgCl（s）加NaCl（s）加NaI（s）加AgNO3(s) 不變 不變不移動 不變 不變 3）、試用平衡移動原理解釋上述實驗中發(fā)生的反應，填寫下列空白：加入鹽酸時，H中和OH-,使c(OH) ，平衡 移，從而使Mg(OH)2 ；加入NH4Cl時，由于NH4Cl電離出NH4與Mg(OH)2電離出OH-結合，生成了弱電解質 使c(OH) ，平衡 移，從而使Mg(OH)2 。減少右溶解NH3H2O減少右溶解齲齒的形成Ca5(PO4)3OH (s) 5Ca

7、2+(aq) +3PO43- (aq) +OH-(aq) KSP=2.510-59mol9L-9 牙齒表面由一層硬的、組成為Ca5(PO4)3OH的物質保護著，它在唾液中存在下列平衡： 生成的有機酸能中和OH-，使平衡向脫礦方向移動，羥基磷酸鈣溶解，加速腐蝕牙齒 進食后，細菌和酶作用于食物，產生有機酸，這時牙齒就會受到腐蝕，其原因?牙齒的保護 Ca5(PO4)3OH KSP=2.510-59mol9L-9Ca5(PO4)3F KSP=2.810-61mol9L-9Ca5(PO4)3F (s) 5Ca2+(aq) + 3PO43-(aq) + F-(aq) 根據羥基磷灰石的平衡體系，你能想到用什

8、么方法保護牙齒？Ca5(PO4)3OH(s) OH-(aq) +3PO43- (aq) + 5Ca2+(aq) 含鉀、鈉、鈣、鎂等礦物質較多的食物，在體內的 最終代謝產物呈堿性。包括：豆腐、牛奶、芹菜、土豆、竹筍、香菇、胡蘿卜、海帶、綠豆、香蕉、西瓜、草莓以及大部分的蔬菜和水果 寫出AgCl（s） Ag+(aq) + Cl-(aq) 的平衡常數表達式動 動 手固體濃度視為定值練:書寫碘化銀、氫氧化鎂溶解平衡的表達式 = c(Ag+)c(Cl) 、溶度積常數：（簡稱溶度積） （1）、定義 在一定溫度下，難溶電解質形成沉淀溶解平衡狀態(tài)時，飽和溶液中各離子濃度化學計量數次方的乘積;即:飽和溶液中有關

9、離子的物質的量濃度冪之積;用Ksp表示. Ksp值的大小只與難溶電解質本身的性質和溫度有關，與濃度無關。 試一試寫出難溶物Ag2CrO4、 Fe(OH)3的溶度積表達式 Ksp （2）、溶度積的意義： 反映了難溶電解質在水中的溶解能力。同類型的 難溶電解質，在相同溫度下，Ksp越大，溶解度就越大； 不同類型的難溶電解質，通過計算進行比較。幾種難溶電解質在25時的溶解平衡和溶度積： AgCl(s) Ag+ + Cl- Ksp= Ag+Cl- = 1.810-10mol2L-2AgBr(s) Ag+ + Br- Ksp= Ag+Br- = 5.010-13mol2L-2AgI(s) Ag+ + I

10、- Ksp= Ag+I- = 8.310-17mol2L-2Mg(OH)2(s) Mg2+2OH- Ksp= Mg2+OH- 2 = 5.610-12mol3L-3相同類型的難溶電解質:如：Ksp (AgCl) （AgBr) Ksp (AgI)溶解度大小為： AgCl AgBr AgI電解質的Ksp越大，溶解度越大，越易溶。 平衡時：Kspc(Mn)mc(Am)n（4）、溶度積規(guī)則 任意時刻：Qc c(Mn)mc(Am)n 當: Qc Ksp 過飽和，析出沉淀， Qc Ksp 飽和，平衡狀態(tài) Qc Ksp 不飽和狀態(tài)。 MmAn (s) mMn(aq) nAm(aq) （3）、表達式：練習：1

11、、在100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1mL 0.01mol/L AgNO3溶液，下列說法正確的是(AgCl Ksp=1.810-10) （ ） A.有AgCl沉淀析出 B.無AgCl沉淀 C.無法確定 D.有沉淀但不是AgClACBD 2、試用平衡移動原理解釋下列事實 CaCO3不溶于水，但卻能溶于稀鹽酸中。3、石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2 OH (aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2減少的是（ ）A.Na2CO3溶液 B.AlCl3溶液 C.NaOH溶液 D.CaCl2溶液 A BCaCO3(s) CO32-(aq) + Ca2+(

12、aq) +H+HCO3- H2CO3 H2O+CO2CaCO3(s) CO32-(aq) + Ca2+(aq) 課堂練習：1. 向5 mL NaCl溶液中滴入一滴AgNO3溶液，出現白色沉淀，繼續(xù)滴加一滴KI溶液并振蕩，沉淀變?yōu)辄S色，再滴入一滴Na2S溶液并振蕩，沉淀又變成黑色，根據上述變化過程，分析此三種沉淀物的溶解度關系為 A.AgCl=AgI=Ag2SB.AgClAgIAg2SC.AgClAgIAg2SD.AgIAgClAg2S2. 下列對沉淀溶解平衡的描述正確的是 A.反應開始時，溶液中各離子濃度相等 B沉淀溶解達到平衡時，沉淀的速率和溶解的速率相等 C沉淀溶解達到平衡時，溶液中溶質的

13、離子濃度相等，且保持不變 D沉淀溶解達到平衡時，如果再加入難溶性的該沉淀物，將促進溶解3、如果想要用沉淀法測定AgNO3溶液的濃度，下列沉淀劑中，效果最好的是()ANaCl溶液BNaBr溶液CNa2SO4溶液DNa2S溶液例:298K時硫酸鋇的溶解度為1.0410-5molL-1，如果在0.010molL-1的硫酸鈉溶液中的溶解度是多少？解：先求Ksp BaSO4Ba2+ + SO42- 1.0410-5 1.0410-5Ksp=Ba2+SO42- =1.0410-51.0410-5 =1.0810-10 求sNa2SO42Na+ + SO42-BaSO4 Ba2+ + SO42-初 0 0.

14、01平衡 s s+0.010.01Ksp=Ba2+SO42- =s0.01s=Ksp/0.01 =1.0810-10/0.01 =1.0810-8molL-1s0.01,即前面的近似是合理的。答：溶解度是1.0810-8molL-1?？梢娫谌芤褐须x子的濃度不可能為零，我們通常當溶液中被沉淀離子濃度小于10-5molL-1時即可認為沉淀完全了。二、沉淀反應的應用1、沉淀的生成（1）應用：生成難溶電解質的沉淀，是工業(yè)生產、環(huán)保工程和科學研究中除雜或提純物質的重要方法之一。工業(yè)廢水的處理工業(yè)廢水硫化物等重金屬離子（如Cu2+、Hg2+等）轉化成沉淀（2）方法a 、調pH如：工業(yè)原料氯化銨中混有氯化鐵

15、，加氨水調pH值至78b 、加沉淀劑：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀劑Cu2+S2=CuS Hg2+S2HgS c、同離子效應法,例如硫酸鋇在硫酸中 的溶解度比在純水中小。 d、氧化還原法硫酸中硫酸根濃度大，使平衡左移有利于沉淀生成。例：已知Fe3+在PH為3到4之間開始沉淀，在PH為7到8之間沉淀完全，而Fe2+,Cu2+在8到9之間開始沉淀,在11到12之間沉淀完全，CuCl2中混有少量Fe2+如何除去？答:先把Fe2+氧化成Fe3+，然后調PH至7到8使Fe3+轉化為Fe(OH)3 沉淀，過濾除去沉淀。應選氧化劑：氯氣，雙氧水，氧氣等（不引入雜質）調PH時應選試：氧

16、化銅，碳酸銅銅等（不引入雜質）供選氧化劑:硝酸.高錳酸鉀.氯氣.氧氣.雙氧水等調PH時供選試劑:氨水.氫氧化鈉.氧化銅.碳酸銅思考與交流1、如果要除去某溶液中的SO42-，你 選擇加 入鋇鹽還是鈣鹽？為什么？加入鋇鹽，因為BaSO4比CaSO4更難溶，使用鋇鹽可使SO42-沉淀更完全2、以你現有的知識，你認為判斷沉淀能否生成可從哪方面考慮？是否可能使要除去的離子通過沉淀反應全部除去？說明原因。從溶解度方面可判斷沉淀能否生成不可能使要除去的離子通過沉淀完全除去2、沉淀的溶解（1）原理設法不斷移去溶解平衡體系中的相應離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動（2）舉例a 、難溶于水的鹽可溶于酸中如：CaCO

17、3溶于鹽酸，FeS .Al(OH)3、Cu(OH)2溶于強酸 試用平衡移動原理解釋下列事實 CaCO3不溶于水，但卻能溶于稀鹽酸中。CaCO3(s) CO32-(aq) + Ca2+(aq) +H+HCO3- H2CO3 H2O+CO2CaCO3(s) CO32-(aq) + Ca2+(aq) b 、難溶于水的電解質溶于某些鹽溶液實驗33（課本頁）Mg(OH)2溶于鹽酸或NH4Cl溶液現象： Mg(OH)2不溶于水，但溶于鹽酸和 NH4Cl溶液思考與交流用平衡移動的原理分析Mg(OH)2溶于鹽酸和NH4Cl溶液的原因解釋:在溶液中存在Mg(OH)2的溶解平衡： Mg(OH)2(s) Mg2(a

18、q)+2OH(aq)加入鹽酸時，H中和OH-,使c(OH)減小，平衡右移，從而使Mg(OH)2溶解加入NH4Cl時，1、NH4直接結合OH,使c(OH)減小，平衡右移，從而使Mg(OH)2溶解2、NH4水解，產生的H中和OH,使c(OH)減小，平衡右移，從而使Mg(OH)2溶解小結：難溶電解質溶解的規(guī)律不斷減小溶解平衡體系中的相應離子，平衡就向沉淀溶解的方向移動，從而使沉淀溶解認知無盲區(qū) (1)利用生成沉淀分離或除去某種離子，首先要使生成沉淀的反應能夠發(fā)生，其次希望沉淀的反應進行得越完全越好。如除去鈉鹽溶液中的Mg2，應使用NaOH使之轉化為溶解度較小的Mg(OH)2。 (2)不可能使要除去的

19、離子全部通過沉淀除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于1.0105 molL1時，沉淀已經完全。 (3)溶解度較小的沉淀在一定條件下，也可以轉化成溶解度較大的沉淀。練習點點清3(2013大慶鐵人中學期末)下列有關沉淀溶解平衡的說法正確的是 ()AKsp(AB2)小于Ksp(CD)，則AB2的溶解度小于CD的溶解度B在氯化銀的沉淀溶解平衡體系中，加入蒸餾水，氯化銀的Ksp增大C在氯化銀的沉淀溶解平衡體系中，加入碘化鉀固體，氯化銀沉淀可轉化為碘化銀沉淀D在碳酸鈣的沉淀溶解平衡體系中，加入稀鹽酸，溶解平衡不移動答案：C 2沉淀的溶解 當溶液中溶度積Qc小于Ksp時，沉淀可以溶解，其常用的方法有：

20、(1)酸堿溶解法：加入酸或堿與溶解平衡體系中的相應離子反應，降低離子濃度，使平衡向溶解的方向移動，如CaCO3可溶于鹽酸。 (2)鹽溶解法：加入鹽溶液，與沉淀溶解平衡體系中某種離子反應生成弱電解質，從而減小離子濃度使沉淀溶解，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液。 (3)配位溶解法：加入適當的配合劑，與沉淀溶解平衡體系中的某種離子生成穩(wěn)定的配合物，從而減小離子濃度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水。 (4)氧化還原法：通過發(fā)生氧化還原反應使平衡體系中的離子濃度降低，從而使沉淀溶解，如Ag2S溶于硝酸。3,沉淀的轉化實驗3-4（課本68頁）AgNO3溶液+NaCl溶液，生成AgCl白色沉淀；再加NaB

21、r溶液，生成AgBr淡黃色沉淀；再加KI溶液，生成AgI黃色沉淀；再加Na2S溶液，生成Ag2S黑色沉淀實驗3-5（課本68頁）MgCl2溶液+NaOH溶液,生成Mg(OH)2白色沉淀；再加入FeCl3溶液，生成Fe(OH)3紅褐色沉淀結論：由難溶性的沉淀，可以轉化成更難溶的沉淀，即為沉淀的轉化（實驗34、35沉淀轉化）步驟NaCl和AgNO3溶液混合向所得固體混合物中滴加KI溶液向新得固體混合物中滴加Na2S溶液現象有白色沉淀析出白色沉淀轉化為黃色黃色沉淀轉化為黑色步驟向MgCl2溶液中滴加NaOH溶液向有白色沉淀的溶液中滴加FeCl3溶液靜置現象有白色沉淀析出白色沉淀變紅褐色紅褐色沉淀析出

22、溶液褪至無色思考:如果將上述兩個實驗中沉淀生成和轉化的操作步驟顛倒順序，會產生什么結果？沉淀不會轉化。沉淀只是從溶解度小的向溶解度更小的方向轉化沉淀的轉化的實質：使溶液中的離子濃度更小沉淀轉化的應用（1）鍋爐除水垢（CaSO4）（2）一些自然現象的解釋沉淀可以從溶解度小的向溶解度更小的方向轉化，兩者差別越大，轉化越容易。沉淀轉化的方法:加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子。使平衡向溶解的方向移動。鍋爐中水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液處理，使 之轉化為疏松、易溶于酸的CaCO3。CaSO4 SO42- + Ca2+ +CO32-CaCO3對一些自然現象的解釋

23、演練沖關3要使工業(yè)廢水中的Pb2沉淀，可用硫酸鹽、碳酸鹽、硫化物等作沉淀劑，已知Pb2與這些離子形成的化合物的溶解度如下：由上述數據可知，沉淀劑最好選用 ()A硫化物B硫酸鹽 C碳酸鹽 D以上沉淀劑均可解析：沉淀工業(yè)廢水中的Pb2時，生成沉淀的反應進行得越完全越好，由于PbS的溶解度最小，故選硫化物做為沉淀劑。答案：A化合物PbSO4PbCO3PbS溶解度/g1.031041.811071.8410144已知常溫下：Ksp(AgCl)1.81010，Ksp(Ag2CrO4)1.91012，下列敘述正確的是 ()AAgCl在飽和NaCl溶液中的Ksp比在純水中的Ksp小B向AgCl的懸濁液中加入

24、NaBr溶液，白色沉淀轉化為淺黃色，說明Ksp(AgCl)Ksp(AgBr)C將0.001 mol/L的AgNO3溶液滴入0.001 mol/L的KCl和0.001 mol/L的K2CrO4溶液中先產生Ag2CrO4沉淀D向AgCl的懸濁液中滴加濃氨水，沉淀溶解，說明AgCl的溶解平衡向右移動答案：D課堂練習1、下列說法中正確的是（ ） A.不溶于不的物質溶解度為0 B.絕對不溶解的物質是不存在的 C.某離子被沉淀完全是指該離子在溶液中的濃度為0 D.物質的溶解性為難溶，則該物質不溶于水B2、下列各組離子，在水溶液中能以較高濃度大量共存的是（ ） I ClO NO3 H K NH4 HCO3

25、OH SO42 SO32- Cl OH Fe3+ Cu2+ SO42 Cl H K Al O 2 HSO3 Ca2 Na SO42- CO32- AB CDB4為除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加熱攪拌的條件下加入的一種試劑是（ ）A、NaOH B、Na2CO3 C、氨水 D、MgO3在飽和澄清石灰水中加入生石灰反應后,恢復至原來溫度下列說法正確的是( )A溶液中鈣離子濃度變大B溶液中氫氧化鈣的質量分數增大C溶液的PH不變D溶液中鈣離子的物質的量減少.C DD3、以MnO2為原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu2+、Pb2+、Cd2+等金屬離子，通過添加過量難溶電解質MnS，可使這些金屬

26、離子形成硫化物沉淀，經過濾除去包括MnS在內的沉淀，再經蒸發(fā)、結晶，可得純凈的MnCl2。根據上述實驗事實，可推知MnS具有的相關性質是（ ） A.具有吸附性 B.溶解度與CuS、PbS、CdS等相同 C.溶解度大于CuS、PbS、CdS D.溶解度小于CuS、PbS、CdSC中學化學資料網 9、在100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1mL 0.01mol/L AgNO3溶液，下列說法正確的是(AgCl Ksp=1.810-10) （ ）A.有AgCl沉淀析出 B.無AgCl沉淀 C.無法確定 D.有沉淀但不是AgClAB金屬離子KsppH(101 molL1)pH(105 m

27、olL1)Fe34.010382.73.7Cr36.010314.35.6Cu22.210204.76.7Ca24.010512.314.3四大平衡常數在高考中的應用 四大平衡常數是指化學平衡常數、弱電解質的電離平衡常數、水的離子積常數及難溶電解質的溶度積常數，這部分知識為新課標中的新增內容，在高考題中頻繁現身，特別是化學平衡常數及溶度積常數的應用更是考試的熱點內容?；瘜W平衡常數(K)電離常數(Ka、Kb)水的離子積常數(KW)難溶電解質的溶度積常數(Ksp)概念在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數，這個常數就是該反應的化學平衡常數在一

28、定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數，這個常數稱為電離常數水或稀的水溶液中c(OH)與c(H)的乘積在一定溫度下，在難溶電解質的飽和溶液中，各離子濃度冪之乘積為一常數MmAn的飽和溶液：Kspcm(Mn)cn(Am) KWc(OH)c(H)表達式難溶電解質的溶度積常數(Ksp)水的離子積常數(KW)電離常數(Ka、Kb)化學平衡常數(K)只與難溶電解質的性質和溫度有關只與溫度有關，溫度升高，KW增大只與溫度有關，升溫，K值增大只與溫度有關影響因素難溶電解質的溶度積常數(Ksp)水的離子積常數(KW)電離常數(Ka、Kb)化學平衡

29、常數(K) 1化學平衡常數 (1)化學平衡常數是指某一具體反應方程式的平衡常數。 若反應方向改變，則平衡常數改變。 若方程式中各物質的計量數等倍擴大或縮小，盡管是同一反應，平衡常數也會改變。 (2)在使用平衡常數時，要注意以下幾點： 化學平衡常數只與溫度有關，與反應物或生成物的濃度無關。 反應物或生成物中有固體和純液體存在時，由于其濃度是常數，在表達式中不再列入。 (1)在某溫度下，反應物的起始濃度分別為：c(M)1 molL1，c(N)2.4 molL1；達到平衡后，M的轉化率為60%，此時N的轉化率為_； (2)若反應溫度升高，M的轉化率_(填“增大”、“減小”或“不變”)； (3)若反應

30、溫度不變，反應物的起始濃度分別為：c(M)4 molL1，c(N)a molL1；達到平衡后，c(P)2 molL1，a_； (4)若反應溫度不變，反應物的起始濃度為：c(M)c(N)b molL1，達到平衡后，M的轉化率為_。 2電離常數 (1)相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越易電離，所對應的酸(堿)的酸性(堿性)相對越強。 (2)多元弱酸的各級電離常數的大小關系是K1K2，故其酸性決定于第一步電離。 例2在25下，將a molL1的氨水與0.01 molL1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH)c(Cl)，則溶液顯_性(填“酸”“堿”或“中”)；用含a的代數式表示NH3H2O的電離常數Kb_。 3水的離子積常數 (1)KW只與溫度有關，溫度升高，KW增