【名?！繉W(xué)魯科版化學(xué)選修四第三章水溶液中的離子平衡-復(fù)習(xí)課件

第三章《水溶液中的離子平衡》

歸納整合第三章《水溶液中的離子平衡》物質(zhì)純凈物混合物單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì):強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)強(qiáng)酸：HCl、HNO3、H2SO4、HClO4等強(qiáng)堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2多數(shù)鹽：NaNO3、NaCl、NaHCO3等弱酸：CH3COOH、H3PO4

、H2CO3、HF、

HClO等弱堿：NH3?H2O、Fe(OH)3等水CO2、SO2、NH3、蔗糖、酒精物質(zhì)的分類:易溶強(qiáng)電解質(zhì)難溶強(qiáng)電解質(zhì)難溶鹽部分金屬氧化物：Na2O2、CuO、Al2O3等兩性氫氧化物：Al(OH)3等一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的判斷物純混單化電非電解質(zhì):強(qiáng)弱強(qiáng)酸：HCl、HNO3、H2SO4如何用實(shí)驗(yàn)方法證明某物質(zhì)是弱電解質(zhì)？①相同溫度、相同濃度時，與強(qiáng)電解質(zhì)做導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn)。②測定已知物質(zhì)的量濃度的酸溶液的pH。③測定溶液稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系。④測定對應(yīng)鹽的酸堿性。⑤相同溫度、相同濃度時，與強(qiáng)電解質(zhì)對比反應(yīng)速率。⑥采用實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡。如何用實(shí)驗(yàn)方法證明某物質(zhì)是弱電解質(zhì)？①相同溫度、相同濃度時實(shí)質(zhì)對象水解平衡電離平衡電離方程式：多元弱酸分步電離影響因素升溫，離子濃度增大升溫，促進(jìn)水解促進(jìn)電離，一般離子濃度減小促進(jìn)水解溫度加水加同離子加入與產(chǎn)物反應(yīng)的微粒抑制電離抑制水解促進(jìn)電離促進(jìn)水解水解離子方程式：多元弱酸根離子分步水解（不能寫“↑”或“↓”）弱電解質(zhì)某些強(qiáng)電解質(zhì)：鹽弱酸H++弱酸根離子弱堿OH-+弱堿陽離子弱酸陰離子+H2O弱酸+OH-弱堿陽離子+H2O弱堿+H+溶解平衡難溶電解質(zhì)難溶物(s)陰離子(aq)+陽離子(aq)表達(dá)標(biāo)明物質(zhì)狀態(tài)升溫，促進(jìn)溶解（一般）促進(jìn)溶解促進(jìn)溶解抑制溶解二、電離平衡、水解平衡與溶解平衡實(shí)質(zhì)對象水解平衡電離平衡電離方程式：影升溫，離子升溫，促進(jìn)三、水的電離和溶液的pH值1、水的電離水的離子積：影響因素KW=c（OH-）·c（H+）(25℃時，KW=1.0×10-14)溫度：酸：堿：可水解的鹽：T↑，KW↑抑制水的電離，KW不變，pH＜7抑制水的電離，KW不變，pH＞7促進(jìn)水的的電離，KW

不變2、溶液的酸堿性和pH值c（OH—）＞c（H+）堿性pH

＞7c（OH—）＝c（H+）中性

pH=7c（OH—）＜c（H+）酸性

pH＜7—lgc（H+）注意:抓主要離子進(jìn)行計(jì)算常溫下三、水的電離和溶液的pH值1、水的電離水的離子積：影響因素K討論：某溫度時，水的離子積常數(shù)KW=10-13，將此溫度下pH=11的Ba(OH)2溶液aL與pH=1的H2SO4溶液bL混合（設(shè)混合溶液體積為兩者之和，固體體積忽略不計(jì)）。（1）若所得混合溶液為中性，則a∶b=_________，生成沉淀的物質(zhì)的量為_____________________。（2）若a∶b=9∶2，則所得溶液pH=___，該混合溶液最多能夠溶解鐵粉___________g（最終結(jié)果可用a、b的表達(dá)式來表示。）討論：某溫度時，水的離子積常數(shù)KW=10-13，將此溫度（1）弱酸、強(qiáng)堿溶液相混合（2）強(qiáng)酸、弱堿溶液相混合濃度相同的醋酸和氫氧化鈉溶液等體積混合，溶液酸堿性？混合后溶液為中性，體積大小？②醋酸、氫氧化鈉溶液

pH酸+pH堿=14等體積混合，溶液酸堿性？混合后溶液為中性，體積大??？濃度相同的鹽酸和氨水等體積混合，溶液酸堿性？混合后溶液為中性，體積大?。竣邴}酸、氨水

pH酸+pH堿=14等體積混合，溶液酸堿性？混合后溶液為中性，體積大??？思考：（1）弱酸、強(qiáng)堿溶液相混合（2）強(qiáng)酸、弱堿溶液相混合

（1）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合pH酸+pH堿=14，溶液顯中性pH酸+pH堿>14，溶液顯堿性pH酸+pH堿<14，溶液顯酸性常溫下，若兩溶液pH酸+pH堿=14，則c(H+)酸=c(OH-)堿規(guī)律：

（2）pH酸+pH堿=14

等體積混合強(qiáng)酸＋強(qiáng)堿，pH＝7強(qiáng)酸＋弱堿，pH>7弱酸＋強(qiáng)堿，pH<7注意：“恰好完全中和”和“pH=7”的區(qū)別“誰弱誰過量顯誰性”（1）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿pH酸+pH堿=14，溶液顯中性1、酸堿中和滴定原理2、酸堿中和滴定操作3、中和滴定誤差分析四、酸堿中和滴定

若為一元酸堿,得:4、中和滴定的拓展應(yīng)用1、酸堿中和滴定原理2、酸堿中和滴定操作3、中和滴定誤差分析討論：（14·海南）室溫下，用0.100mol/LNaOH溶液分別滴定20.00ml0.100mol/L的鹽酸和醋酸，滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是（）A、Ⅱ表示的是滴定鹽酸的曲線B、PH=7時，滴定醋酸消耗V(NaOH)小于20mlC、V(NaOH)=20ml時，c(Cl—)=c(CH3COO—)D、V(NaOH)=10ml時，醋酸溶液中：

c(Na+)＞c(CH3COO—)＞c(H+)＞c(OH—)討論：（14·海南）室溫下，用0.100mol/LNaOH【名?！繉W(xué)魯科版化學(xué)選修四第三章水溶液中的離子平衡-復(fù)習(xí)課件討論1：在H2S的飽和溶液中有如下平衡①H2SH++HS-

②HS-H++S2-

，且知第一級電離的程度遠(yuǎn)大于第二電離的程度，采取下列哪種措施后，既增大c（S2-）又能提高溶液的pH值還能使電離平衡逆向移動()。

A．加NaOHB．通入H2SC．降溫D．加入Na2S晶體[分析]：通入H2S加入Na2S降溫加NaOH移動方向pHc（S2-）↑↑→———↓↑←↑↑←D[分析]：通入H2S加入Na2S降溫加N討論2：在一定溫度下，有a、鹽酸b、硫酸c、醋酸三種酸：（1）當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時，c(H+)由大到小的順序是__________。（2）同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是__________。（3）若三者c(H+)相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是__________。（4）當(dāng)三者c(H+)相同且體積也相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是__________。（5）當(dāng)c(H+)相同、體積相同時，同時加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的鋅，若產(chǎn)生相同體積的H2（相同狀況），則開始時反應(yīng)速率的大小關(guān)系為_____________。反應(yīng)所需時間的長短關(guān)系是____________。（6）將c(H+)相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后，c(H+)由大到小的順序是__________。b>a>cb>a=cc>a>bc>a=ba=b=ca=b>cc>a=b討論2：在一定溫度下，有a、鹽酸b、硫酸c、醋酸三種水解的類型：（1）強(qiáng)堿弱酸鹽（2）強(qiáng)酸弱堿鹽（3）弱酸弱堿鹽水解后溶液的酸堿性由對應(yīng)弱酸和弱堿的相對強(qiáng)弱決定。例如：CH3COONH4顯中性，(NH4)2CO3顯堿性（4）雙水解Al3+

HCO3-(CO32-

)HS-(S2-

)AlO2-Fe3+HCO3-(CO32-)AlO2-NH4+AlO2-SiO32-

（5）強(qiáng)堿弱酸酸式鹽水解后溶液的酸堿性取決于水解和電離程度的相對強(qiáng)弱。H2PO4-、HSO3-的電離強(qiáng)于水解，溶液顯酸性。HCO3-、HS-、HPO4-的水解強(qiáng)于電離，溶液顯堿性。無弱不水解，有弱才水解，誰強(qiáng)顯誰性，越弱越水解，兩弱互促進(jìn)，酸堿強(qiáng)弱定。水解的規(guī)律：水解的類型：（1）強(qiáng)堿弱酸鹽（2）強(qiáng)酸弱堿鹽（3）弱酸弱堿鹽

溶液中粒子濃度大小比較的規(guī)律：1、明確兩個“微弱”弱電解質(zhì)的電離是微弱的單一的弱離子的水解是微弱的2、熟知三個守恒電荷守恒物料守恒質(zhì)子守恒3、掌握四個步驟①判斷反應(yīng)產(chǎn)物；②寫出反應(yīng)后溶液中存在的所有平衡；③列出溶液中存在的守恒等式；④通過平衡的“主次”，比大小。溶液中粒子濃度大小比較的規(guī)律：1、明確兩個“微弱”弱電解質(zhì)討論1：（14四川）下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是：（）

A.0.1mol/LNaHCO3溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)>c(CO32－)>c(HCO3－

)>c(OH－)B.20ml0.1mol/LCH3COONa溶液與10ml0.1mol/LHCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：

c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)C.室溫下，pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合，所得溶液中：c(Cl－)+c(H＋)>c(NH4＋

)+c(OH－)D.0.1mol/LCH3COOH溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH－)>c(H＋)+c(CH3COOH)討論1：（14四川）下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確C討論2：（14·山東）已知某溫度下CH3COOH和NH3?H2O的電離常數(shù)相等，現(xiàn)向10mL濃度為0.1mol?L￣1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中（）

A．水的電離程度始終增大

B．c（NH4+）/c（NH3?H2O）先增大再減小

C．c（CH3COOH）與c（CH3COO￣）之和始終保持不變

D．當(dāng)加入氨水的體積為10mL時，c(NH4+)=c(CH3COO￣)討論2：（14·山東）已知某溫度下CH3COOH和NH3?討論：（10·浙江）已知：①25℃時弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)：Ka(CH3COOH)＝1.8×10-5Ka(HSCN)＝0.13；難溶電解質(zhì)溶度積常數(shù)：Kap(CaF2)＝1.5×10-10②25℃時，2.0×10-3mol·L-1氫氟酸水溶液中，調(diào)節(jié)溶液pH（忽略體積變化），得到c(HF)、c(F-)與溶液pH的變化關(guān)系，如下圖所示：請根據(jù)以下信息回答下列問題：（1）25℃時，將20mL0.10mol·L-1

CH3COOH溶液和20mL0.10mol·L-1HSCN溶液分別與20mL0.10mol·L-1NaHCO3溶液混合，實(shí)驗(yàn)測得產(chǎn)生的氣體體積（V）隨時間（t）變化的示意圖為：反應(yīng)初始階段，兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是

，反應(yīng)結(jié)束后所得兩溶液中，c(CH3COO-)

C(SCN-)（填“＞”、“＜”或“＝”）討論：（10·浙江）已知：Ka(HSCN)＝0.13；難溶電（2）25℃時，HF電離平衡常數(shù)的數(shù)值Ka______________，列式并說明得出該常數(shù)的理

。（3）4.0×10-3mol·L-1HF溶液與4.0×10-4mol·L-1CaCl2溶液等體積混合，調(diào)節(jié)混合液pH為4.0（忽略調(diào)節(jié)混合液體積的變化），通過列式計(jì)算說明是否有沉淀產(chǎn)生。討論：（10·浙江）已知：①25℃時弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)：Ka(CH3COOH)＝1.8×10-5Ka（HSCN）＝0.13；難溶電解質(zhì)溶度積常數(shù)：Kap(CaF2)＝1.5×10-10②25℃時，2.0×10-3mol·L-1氫氟酸水溶液中，調(diào)節(jié)溶液pH（忽略體積變化），得到c（HF）、c（F-）與溶液pH的變化關(guān)系，如下圖所示：（2）25℃時，HF電離平衡常數(shù)的數(shù)值Ka____課后作業(yè)1、復(fù)習(xí)選修4《第三章》知識2、完成復(fù)習(xí)題（1）課后作業(yè)1、復(fù)習(xí)選修4《第三章》知識2、完成復(fù)習(xí)題（1）第三章《水溶液中的離子平衡》

歸納整合第三章《水溶液中的離子平衡》物質(zhì)純凈物混合物單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì):強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)強(qiáng)酸：HCl、HNO3、H2SO4、HClO4等強(qiáng)堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2多數(shù)鹽：NaNO3、NaCl、NaHCO3等弱酸：CH3COOH、H3PO4

、H2CO3、HF、

HClO等弱堿：NH3?H2O、Fe(OH)3等水CO2、SO2、NH3、蔗糖、酒精物質(zhì)的分類:易溶強(qiáng)電解質(zhì)難溶強(qiáng)電解質(zhì)難溶鹽部分金屬氧化物：Na2O2、CuO、Al2O3等兩性氫氧化物：Al(OH)3等一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的判斷物純混單化電非電解質(zhì):強(qiáng)弱強(qiáng)酸：HCl、HNO3、H2SO4如何用實(shí)驗(yàn)方法證明某物質(zhì)是弱電解質(zhì)？①相同溫度、相同濃度時，與強(qiáng)電解質(zhì)做導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn)。②測定已知物質(zhì)的量濃度的酸溶液的pH。③測定溶液稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系。④測定對應(yīng)鹽的酸堿性。⑤相同溫度、相同濃度時，與強(qiáng)電解質(zhì)對比反應(yīng)速率。⑥采用實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡。如何用實(shí)驗(yàn)方法證明某物質(zhì)是弱電解質(zhì)？①相同溫度、相同濃度時實(shí)質(zhì)對象水解平衡電離平衡電離方程式：多元弱酸分步電離影響因素升溫，離子濃度增大升溫，促進(jìn)水解促進(jìn)電離，一般離子濃度減小促進(jìn)水解溫度加水加同離子加入與產(chǎn)物反應(yīng)的微粒抑制電離抑制水解促進(jìn)電離促進(jìn)水解水解離子方程式：多元弱酸根離子分步水解（不能寫“↑”或“↓”）弱電解質(zhì)某些強(qiáng)電解質(zhì)：鹽弱酸H++弱酸根離子弱堿OH-+弱堿陽離子弱酸陰離子+H2O弱酸+OH-弱堿陽離子+H2O弱堿+H+溶解平衡難溶電解質(zhì)難溶物(s)陰離子(aq)+陽離子(aq)表達(dá)標(biāo)明物質(zhì)狀態(tài)升溫，促進(jìn)溶解（一般）促進(jìn)溶解促進(jìn)溶解抑制溶解二、電離平衡、水解平衡與溶解平衡實(shí)質(zhì)對象水解平衡電離平衡電離方程式：影升溫，離子升溫，促進(jìn)三、水的電離和溶液的pH值1、水的電離水的離子積：影響因素KW=c（OH-）·c（H+）(25℃時，KW=1.0×10-14)溫度：酸：堿：可水解的鹽：T↑，KW↑抑制水的電離，KW不變，pH＜7抑制水的電離，KW不變，pH＞7促進(jìn)水的的電離，KW

不變2、溶液的酸堿性和pH值c（OH—）＞c（H+）堿性pH

＞7c（OH—）＝c（H+）中性

pH=7c（OH—）＜c（H+）酸性

pH＜7—lgc（H+）注意:抓主要離子進(jìn)行計(jì)算常溫下三、水的電離和溶液的pH值1、水的電離水的離子積：影響因素K討論：某溫度時，水的離子積常數(shù)KW=10-13，將此溫度下pH=11的Ba(OH)2溶液aL與pH=1的H2SO4溶液bL混合（設(shè)混合溶液體積為兩者之和，固體體積忽略不計(jì)）。（1）若所得混合溶液為中性，則a∶b=_________，生成沉淀的物質(zhì)的量為_____________________。（2）若a∶b=9∶2，則所得溶液pH=___，該混合溶液最多能夠溶解鐵粉___________g（最終結(jié)果可用a、b的表達(dá)式來表示。）討論：某溫度時，水的離子積常數(shù)KW=10-13，將此溫度（1）弱酸、強(qiáng)堿溶液相混合（2）強(qiáng)酸、弱堿溶液相混合濃度相同的醋酸和氫氧化鈉溶液等體積混合，溶液酸堿性？混合后溶液為中性，體積大??？②醋酸、氫氧化鈉溶液

pH酸+pH堿=14等體積混合，溶液酸堿性？混合后溶液為中性，體積大??？濃度相同的鹽酸和氨水等體積混合，溶液酸堿性？混合后溶液為中性，體積大?。竣邴}酸、氨水

pH酸+pH堿=14等體積混合，溶液酸堿性？混合后溶液為中性，體積大?。克伎迹海?）弱酸、強(qiáng)堿溶液相混合（2）強(qiáng)酸、弱堿溶液相混合

（1）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合pH酸+pH堿=14，溶液顯中性pH酸+pH堿>14，溶液顯堿性pH酸+pH堿<14，溶液顯酸性常溫下，若兩溶液pH酸+pH堿=14，則c(H+)酸=c(OH-)堿規(guī)律：

（2）pH酸+pH堿=14

等體積混合強(qiáng)酸＋強(qiáng)堿，pH＝7強(qiáng)酸＋弱堿，pH>7弱酸＋強(qiáng)堿，pH<7注意：“恰好完全中和”和“pH=7”的區(qū)別“誰弱誰過量顯誰性”（1）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿pH酸+pH堿=14，溶液顯中性1、酸堿中和滴定原理2、酸堿中和滴定操作3、中和滴定誤差分析四、酸堿中和滴定

若為一元酸堿,得:4、中和滴定的拓展應(yīng)用1、酸堿中和滴定原理2、酸堿中和滴定操作3、中和滴定誤差分析討論：（14·海南）室溫下，用0.100mol/LNaOH溶液分別滴定20.00ml0.100mol/L的鹽酸和醋酸，滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是（）A、Ⅱ表示的是滴定鹽酸的曲線B、PH=7時，滴定醋酸消耗V(NaOH)小于20mlC、V(NaOH)=20ml時，c(Cl—)=c(CH3COO—)D、V(NaOH)=10ml時，醋酸溶液中：

c(Na+)＞c(CH3COO—)＞c(H+)＞c(OH—)討論：（14·海南）室溫下，用0.100mol/LNaOH【名?！繉W(xué)魯科版化學(xué)選修四第三章水溶液中的離子平衡-復(fù)習(xí)課件討論1：在H2S的飽和溶液中有如下平衡①H2SH++HS-

②HS-H++S2-

，且知第一級電離的程度遠(yuǎn)大于第二電離的程度，采取下列哪種措施后，既增大c（S2-）又能提高溶液的pH值還能使電離平衡逆向移動()。

A．加NaOHB．通入H2SC．降溫D．加入Na2S晶體[分析]：通入H2S加入Na2S降溫加NaOH移動方向pHc（S2-）↑↑→———↓↑←↑↑←D[分析]：通入H2S加入Na2S降溫加N討論2：在一定溫度下，有a、鹽酸b、硫酸c、醋酸三種酸：（1）當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時，c(H+)由大到小的順序是__________。（2）同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是__________。（3）若三者c(H+)相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是__________。（4）當(dāng)三者c(H+)相同且體積也相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是__________。（5）當(dāng)c(H+)相同、體積相同時，同時加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的鋅，若產(chǎn)生相同體積的H2（相同狀況），則開始時反應(yīng)速率的大小關(guān)系為_____________。反應(yīng)所需時間的長短關(guān)系是____________。（6）將c(H+)相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后，c(H+)由大到小的順序是__________。b>a>cb>a=cc>a>bc>a=ba=b=ca=b>cc>a=b討論2：在一定溫度下，有a、鹽酸b、硫酸c、醋酸三種水解的類型：（1）強(qiáng)堿弱酸鹽（2）強(qiáng)酸弱堿鹽（3）弱酸弱堿鹽水解后溶液的酸堿性由對應(yīng)弱酸和弱堿的相對強(qiáng)弱決定。例如：CH3COONH4顯中性，(NH4)2CO3顯堿性（4）雙水解Al3+

HCO3-(CO32-

)HS-(S2-

)AlO2-Fe3+HCO3-(CO32-)AlO2-NH4+AlO2-SiO32-

（5）強(qiáng)堿弱酸酸式鹽水解后溶液的酸堿性取決于水解和電離程度的相對強(qiáng)弱。H2PO4-、HSO3-的電離強(qiáng)于水解，溶液顯酸性。HCO3-、HS-、HPO4-的水解強(qiáng)于電離，溶液顯堿性。無弱不水解，有弱才水解，誰強(qiáng)顯誰性，越弱越水解，兩弱互促進(jìn)，酸堿強(qiáng)弱定。水解的規(guī)律：水解的類型：（1）強(qiáng)堿弱酸鹽（2）強(qiáng)酸弱堿鹽（3）弱酸弱堿鹽

溶液中粒子濃度大小比較的規(guī)律：1、明確兩個“微弱”弱電解質(zhì)的電離是微弱的單一的弱離子的水解是微弱的2、熟知三個守恒電荷守恒物料守恒質(zhì)子守恒3、掌握四個步驟①判斷反應(yīng)產(chǎn)物；②寫出反應(yīng)后溶液中存在的所有平衡；③列出溶液中存在的守恒等式；④通過平衡的“主次”，比大小。溶液中粒子濃度大小比較的規(guī)律：1、明確兩個“微弱”弱電解質(zhì)討論1：（14四川）下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是：（）

A.0.1mol/LNaHCO3溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)>c(CO32－)>c(HCO3－

)>c(OH－)B.20ml0.1mol/LCH3COONa溶液與10ml0.1mol/LHCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：

c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)C.室溫下，pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合，所得溶液中：c(Cl－)+c(H＋)>c(NH4＋

)+c(OH－)D.0.1mol/LCH3COOH溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH－)>c(H＋)+c(CH3COOH)討論1：（14四川）下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確C討論2：（14·山東）已知某溫度下CH3COOH和NH3?H2O的電離常數(shù)相等，現(xiàn)向10mL濃度為0.1mol?L￣1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中（）

A．水的電離程度始終增大