高中化學58個精講_(32)_水的電離和溶液的PH

1、高中化學58個考點精講32、水的電離和溶液的PH1復習重點1通過對水的電離、離子積、pH定義等重要知識和方法遷移應用的練習，提高認知能力；2靈活解答水的電離平衡的相關問題；3掌握混合溶液pH計算的方法，并能運用數(shù)學工具解決一些有關pH計算的綜合問題4培養(yǎng)學習過程中探究、總結(jié)的習慣。2難點聚焦（一）溶液的酸堿性及pH的值 溶液呈的酸堿性何性，取決于溶液中H+、OH的相對大?。簆H值的大小取決于溶液中的H+大小pH=lgH+，pOH=lgKw=pKw溶液酸堿性H+與OH關系任意濕度室溫（mol/L）pH值（室溫）酸性H+OHH+1×1077中性H+=OHH+=OH=1×107=

2、7堿性H+OHH+1×與1077（1）酸性越強，pH值越小，堿性越強，pH值越大，pH值減小一個單位，H+就增大到原來的10倍，pH值減小n個單位，H+的增大到原來的10n倍.（2）任意水溶液中H+0，但pH可為0，此時H+=1mol/L，一般H+1mol/L時，pH0，故直接用H+表示.（3）判斷溶液呈中性的依據(jù)為：H0= OH或pH=pOH=pKw只有當室溫時，Kw=1×1014 H+=OH=107mol/L溶液呈中性pH=pOH=pKw=7 分析 原因：H2O H+OHQ 由于水的電離是吸熱的，濕度越高，電離程度越大，kw越大. 中性：pH=pOH=pKwTKwpH+

3、pOHTKwpH=pOH 如：100，KW=1×1012. pKw=12.中性時Ph=pKw=67. 圖示：不同濕度（T1T2）時溶液中H+與OH，pH與pOH關系 圖一 圖二 想一想：圖一與圖二有哪些不同？為何不同？提示：（形狀 T1、T2相對位置） 簡平分錢劃分的兩個區(qū)域酸堿性不同。建議以H+、OH=Kw，和pH+pOH=pKw兩個關系或考慮，并注意濕度不同時Kw的影響。） （4）溶液pH的測定方法： 酸堿指示劑 pH試紙 pH計其中只傳判定pH范圍 pH試紙也只能確定在某個值左右（對照標準比色卡），無法精確到小數(shù)點后1倍。另外使用時不能預先潤濕試紙。否則相當于又稀釋了待測液，測

4、定結(jié)果誤差大。 pH計測定較精確. （二）酸堿溶液的稀釋前后pH值的變化。 由于強酸或強堿在水中完全電離，加水稀釋后不會有溶質(zhì)進一步電離，故僅僅是體積增大的因素導致酸溶液中的H+或堿溶液中的OH減小. 弱酸或弱堿由于在水中不完全電離，加水稀釋同時，能促使其分子進一步電離，故導致相應H+或OH減小的幅度降低。 例如 等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，氫氧化鈉和氨水分別加水稀釋。溶液的pH值變化，圖示如下： 若把上述問題，換成等pH值，圖示又怎樣呢？ 強酸弱酸稀釋 強、弱堿稀釋 前后 前后pH=a pH(HCl)=a+n7 pH=b Ph(NaOH)=bn7pH(HAC)a+n7 pH(NH3·

5、;H2C)bn7pH(HCl)=n pH(NaOH)=npH(HAC)n pH(NH3·H2O)npH(HCl)pH(HAC) pH(NaOH)pH(NH3·H2O) 注意： 酸無論怎樣稀釋，不可能成為堿性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且小于7.堿無論怎樣稀釋，不可能成為酸性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且大于7當起始強酸、弱酸的pH相同，稀釋后為達仍相同，則稀釋倍數(shù)一定是弱酸大小強酸（強堿、弱堿類同）（三）有關pH的計算 1溶液簡單混合（不發(fā)生反應，忽略混合時體積變化） 強酸：pH=pH小+0.3 若等體積混合，且pH2 強堿：pH=pH大0.3 若不等體積混合，

6、物質(zhì)的量濃度 強酸H+總= 分別為M1、M2體積分別為 強堿OH總= V1、V2的一元強酸或強堿注意：強酸直接由H+總求pH值 強堿由OH總求pOH，后再求pH值.2強酸和強堿混合（發(fā)生中和反應，忽略體積變化）可能情況有三種：若酸和堿恰好中和. 即nH+=nOH，pH=7.若酸過量，求出過量的H+，再求pH值.若堿過量，求出過量的OH，求出pOH后求pH值.特例：若強酸與強堿等體積混合若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7.若pH酸+pH堿14，則堿過量pHpH堿0.3若pH酸+pH堿14，則酸過量pHpH酸+0.3討論：pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按體積比V1 ：V2混合

7、.當混合液分別呈中性、酸性、堿性時，且V1 ：V2=10n時，a+b分別為多少？分析 呈中性：即pH=7. nH+=nOH 10a·V1=10（14b）·V2 V1 ：V2=1014+a+b 10n=10a+b14 n=a+b14 a+b=14+n 若呈酸性. 即pH7 nH+nOH 10a·V110（14b）·V2 V1 ：V21014+a+b 10n1014+ a+b a+b14+n若呈堿性，即pH7，同理可知 a+b14+n 想一想：若V1 ：V2=1 ：10n=10n，三種情況的結(jié)果又如何呢？ 3關于酸、堿混合時的定性判斷（常溫） 酸與堿混合時發(fā)

8、生中和反應，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的鹽能否水解及水解情況而定，另外酸堿的強弱不同，提供反應物的量不同也影響著反應后溶液的性質(zhì)。一般酸或堿過量化生成的鹽水解對溶液的酸堿性影響大。 下面把常見的幾種情況分列出來. 等物質(zhì)的量濃度的一元弱酸一元強堿溶液等體積混合溶液pH7（由生成的強堿弱酸鹽水解決定）等物質(zhì)的量濃度的一元強酸與一元弱堿溶液等體積混合后溶液pH7（由生成的強酸弱堿鹽水解決定）等物質(zhì)的量濃度的一元強酸與強堿溶液等體積混合后溶液pH=7（因生成強酸強堿鹽不水解）想一想：若酸或堿之一是多元，情況又怎樣？當pH=pOH的強酸與強堿溶液以等體積混合后p

9、H=7（與酸、堿的幾元性無尖）當pH=3的某一元酸溶液與pH=11的一元強堿以等體積混合后pH7。（考慮酸有強弱之分，若分弱酸，制反應后酸過量）當pH=3的某一元強酸pH=11的一元堿溶液的以等體積混合后pH7（同理，弱堿過量）將pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶液以等體積混合后溶液pH=無法確定.再想一想：與酸、堿的幾元性有無關系？3精講知識點一：水的電離【例1】（1）與純水的電離相似，液氨中也存在著微弱的電離：2NH3 NH4+NH2-據(jù)此判斷以下敘述中錯誤的是（ ）A液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒B一定溫度下液氨中C(NH4+)·C(NH2-)是一個常數(shù)C液氨的電離

10、達到平衡時C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)D只要不加入其他物質(zhì)，液氨中C(NH4+) = C(NH2-)ZZZZ （2）完成下列反應方程式在液氨中投入一小塊金屬鈉，放出氣體NaNH2溶于水的反應類似于“H+OH=H2O”的反應解析：此題要求掌握水自偶的實質(zhì)(水分子電離產(chǎn)生的H+與H2O結(jié)合形成H3O+)以及水的電離平衡,并能遷移應用于對于NH3電離的認識：NH3分子電離產(chǎn)生H+和NH2,H+與NH3結(jié)合生成NH4+，液氨電離產(chǎn)生等量的NH2與NH4+，一定溫度下離子濃度乘積為一常數(shù)；NH4+類似于H+，NH2類似于OH。具備上述知識后，就可順利完成解題。 答案：（1）C （

11、2）2Na+2NH3=H2+2NaNH2NaNH2+H2O=NaOH+NH3或NH2+H2O=OH+NH3NH2+NH4+ =2NH3或NH4Cl+NaNH2=2NH3+NaCl知識點二：水的離子積【例2】某溫度下純水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，則此時溶液中的C(OH-) = _。若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，則此時溶液中的C(OH-) = _。解析：由水電離產(chǎn)生的H+與OH-量始終相等，知純水中C(H+) = C(OH-)。根據(jù)純水中C(H+) 與C(OH-)可求出此溫度下水的Kw的值，由Kw的性質(zhì)（只與溫度有關，與離子

12、濃度無關），若溫度不變，稀鹽酸中Kw仍為此值，利用此值可求出鹽酸中的C(OH-)。 答案：純水中 C(OH-) = C(H+) = 2×10-7 mol/L Kw = C(H+)·C(OH-) = 2×10-7×2×10-7 = 4×10-14 稀鹽酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (4×10-14) / (5×10-6) = 8×10-9 mol/L 【例3】 .難溶化合物的飽和溶液存在著溶解平衡，例如：AgCl(s) Ag+Cl,Ag2CrO4(s) 2Ag+CrO42,在一定溫度下，

13、難溶化合物飽和溶液離子濃度的乘積為一常數(shù)，這個常數(shù)用Ksp表示。已知：Ksp(AgCl)=Ag+Cl-=1.8×10-10 Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2CrO42-=1.9×10-12現(xiàn)有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，試通過計算回答：(1)Cl-和CrO42-中哪種先沉淀?(2)當CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀時，溶液中的Cl-離子濃度是多少? CrO42-與Cl-能否達到有效的分離?(設當一種離子開始沉淀時，另一種離子濃度小于10-5mol/L時，則認為可以達到有效分離)解析：（1）當溶液中

14、某物質(zhì)離子濃度的乘積大于Ksp時，會形成沉淀。幾種離子共同沉淀某種離子時，根據(jù)各離子積計算出所需的離子濃度越小越容易沉淀。（2）由Ag2CrO4沉淀時所需Ag+濃度求出此時溶液中Cl的濃度可判斷是否達到有效分離。解答：（1）AgCl飽和所需 Ag+濃度Ag+1=1.8×10-7摩/升 Ag2CrO4飽和所需Ag+濃度Ag+2=4.36×10-5摩/升 Ag+1<Ag+2，Cl-先沉淀。 （2） Ag2CrO4開始沉淀時Cl-=4.13×10-6<10-5，所以能有效地分離。知識點三：水的電離平衡的移動 【例4】 ：某溶液中由水電離出來的C(OH)=10

15、-12mol/L，則該溶液中的溶質(zhì)不可能是（ ）A、HCl B、NaOH C、NH4Cl D、H2SO4解析：由水電離反應式知：此溶液水電離產(chǎn)生的C(H+)=C(OH) =10-12mol/L，若溶液中的H+全部來自水的電離，則此溶液顯堿性，是因溶有堿類物質(zhì)所致，若溶液中的H+不僅為水電離所產(chǎn)生，則此溶液顯酸性，為酸性物質(zhì)電離所致。NH4Cl不可能電離產(chǎn)生H+。解答：C下列兩題為上題的變式，分析一下變在何處？解題方法、思路與上題是否一樣？差異何在？（1）室溫下，在純水中加入某物質(zhì)后，測得溶液中由水電離產(chǎn)生的C(H+)=10-12mol/L，則加入的物質(zhì)可能是（假設常溫下碳酸、氫硫酸的第一步電離

16、度為0.1%） （ ）A、通入CO2 B、通入H2S C、通入NH3 D、加入NaHSO4（2）某溶液中水電離產(chǎn)生的C(H+)=10-3mol/L，,該溶液中溶質(zhì)可能是（ ） Al2(SO4)3 NaOH NH4Cl NaHSO4A、 B、 C、 D、【例5】能促進水的電離，并使溶液中C(H+)>C(OH)的操作是 （ ）（1）將水加熱煮沸 （2）向水中投入一小塊金屬鈉 （3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明礬晶體 （6）向水中加入NaHCO3固體 （7）向水中加NaHSO4固體ZA、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（6） C、（5）（7） D、（5）解

17、析：本題主要考查外界條件對水的電離平衡的影響，請按如下思路完成本題的解：本題涉及到哪些條件對水的電離平衡的影響？各自對水的電離平衡如何影響？結(jié)果任何（C(H+)與C(OH)相對大?。繗w納酸、堿、鹽對水的電離平衡的影響。解答： D知識點四：pH的定義方法【例6】、下列溶液，一定呈中性的是 （ ） A.由等體積、等物質(zhì)的量濃度的一元酸跟氫氧化鈉溶液混合后所形成的溶液B.H+=1×10-7mol·L-1的溶液 C.pH=14-pOH 的溶液 D.pH=pOH 的溶液 （2000年化學試測題） 解析：此題要求將教材中定義pH方法遷移應用于表示pOH以及pH與pOH的關系，根據(jù)pH

18、的定義方法，可定義pOH= lgC(OH)，將室溫下水的離子積的表達式C(H+)×C(OH)=1014兩邊取負對數(shù)，lgC(H+)lgC(OH)= lg1014，整理得pH+pOH=14。應用所得關系式分析可得答案。解答：D點評：pOH= lgC(OH)、pH+pOH=14兩個關系式及其應用均不在教學大綱和考綱范圍內(nèi)，我們不一定要掌握，但將教材中的知識、方法加以遷移應用，進行探究發(fā)現(xiàn)是教學大綱和考綱提出的能力要求。此題作為全國高考化學測試題具有重要的指導意義，值得大家認真去領悟，在隨后的2001年上海高考題以及2002年全國理科綜合高考題中又出現(xiàn)了類似的題目。為更好地表示溶液的酸堿性

19、，科學 家提出了酸度（AG）的概念，AG，則下列敘述正確的是A 中性溶液的AG0B 酸性溶液的AG0C 常溫下0.lmol/L氫氧化鈉溶液的AG12D 常溫下0.lmol/L鹽酸溶液的AG12( 2001年上海)有人曾建議用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定義為AGlg（H/OH）。下列表述正確的是A 在25時，若溶液呈中性，則pH7，AG1B 在25時，若溶液呈酸性，則pH7，AG0C 在25時，若溶液呈堿性，則pH7，AG0D 在25時，溶液的pH與AG的換算公式為AG2(7pH) (2002理科綜合)知識點五：溶液pH的計算【例7】室溫下將n體積pH=10和m體積

20、pH=13兩種NaOH溶液混合得pH=12的NaOH溶液，則n：m=解析：此題是關于兩種不反應的溶液混合后溶液pH值的計算，根據(jù)混合前后溶質(zhì)(NaOH)量守恒，列式求解解答：pH=10 C(H+)=10-10mol/L C(OH) =10-4mol/L pH=13 C(H+)=10-13mol/L C(OH) =10-1mol/L pH=12 C(H+)=10-12mol/L C(OH) =10-2mol/L 10-4·n + 10-1·m = (n+m) ×10-2 n ：m = 100 ：11規(guī)律： 有關混合溶液的pH計算，題設條件可千變?nèi)f化，正向、逆向思維，

21、數(shù)字與字母交替出現(xiàn)，但基本題型只有兩種：（1）混合后不反應，（2）混合后反應。對于溶液的稀釋，可將水作為濃度為0的溶液，仍屬混合后不反應一類，這一類混合溶液的pH應介于兩種溶液的pH之間，因而酸、堿溶液無論加多少水稀釋，其最終pH均不可能等于純水的pH（即常溫不可能為7）。 混合溶液pH的計算方法也很簡單，即設法求出混合溶液的C(H+)，若是溶液顯堿性，則必須先求出溶液的C(OH)，然后再換算為C(H+)或按OH量守恒列式求解?！纠?】25ºC，若10體積的某強堿溶液與1體積的某強酸溶液混合后，溶液呈中性，則混合之前，該堿的pH與強酸的pH之間該滿足的關系是_分析：由題意知，本題為酸

22、、堿混合后完全中和，根據(jù)中和反應的實質(zhì)可知，酸中n(H+)與堿中n(OH-)相等，故有C(H+)酸V酸 = C(OH-)堿V堿，由此關系列式可求得結(jié)果。解答：設酸的pH為a，C(H+)酸=10-a，堿的pH為b，C(OH-)堿=10-14 / 10-b=10- (14 - b)因為混合后溶液呈中性，所以C(H+)酸V酸 = C(OH-)堿V堿 10-a ×V = 10 - (14 - b) ×10V = 10 - (13 - b) ×V 10-a = 10 - (13 - b)兩邊取負對數(shù)：-lg10-a = -lg10 - (13 - b)，a=13-ba+b=

23、13即酸的pH與堿的pH之和為13點評：上面解法盡管可順利地得出本題的解，但題中的酸堿體積比可以任意變換，則每一變換都得重新求解，這就啟發(fā)我們能否找出酸、堿pH與兩者體積比之間的關系呢？同時若混合后不顯中性其關系又會怎樣呢？將上面的解改為：C(H+)酸V酸 = C(OH-)堿V堿10-a ×V酸 = 10 - (14 - b) ×V堿10-a·10-b=10-14·（V堿 / V酸）兩邊取負對數(shù)得：a+b=14lg（V堿 / V酸）若混合后溶液顯酸性：若混合后溶液顯堿性：同學們在學習中要善于總結(jié)、積累，把自己積累的經(jīng)驗、成果用于指導自己的學習。例如掌握了

24、上述關系后，解下列題目就很輕松。在20時，有PH值為x（x£6）的鹽酸和PH值為y（y³8）的NaOH溶液，取Vx升該鹽酸同該NaOH溶液中和，需Vy升NaOH溶液（1）若x+y=14時，則= （2）若x+y=13時，則= （3）若x+y>14時，則= （表達式），且Vx Vy（填<、>或=） 4實戰(zhàn)演練一 選擇題 1.水是一種極弱的電解質(zhì),在室溫下平均每n個水分子只有一個水分子能電離，則n是（ ）A.1×10-4 B. 55.6×107C. 1×107D. 6.02×10212將1mol·L-1H2SO4

25、溶液100mL與質(zhì)量分數(shù)為10%的NaOH溶液50g混合均勻后，滴入甲基橙指示劑，此時溶液的顏色是 （ ）A淺紫色 B黃色 C紅色 D無色3.pH定義為pH=-lgc(H)，pOH定義為pOH=-lgc(OH-)，Kw表示25時水的離子積常數(shù)，則弱酸性溶液中的c(H)可表示為 ( )A、Kw/pOH mol/L B、10pOH-14 mol/L C、10 14-pOH mol/L D、10-pOH mol/L4能使水的電離平衡正向移動，而且所得溶液呈酸性的是 （ ）A將水加熱到100時，水的pH=6 B向水中滴加少量稀硫酸C向水中滴加少量NaHCO3 D向水中加入少量明礬晶體5. 常溫下某溶液

26、中水電離出的C(H+) = 1×10-13 mol/L，則下列說法中正確的是 （ ）A該溶液一定呈酸性B該溶液一定呈堿性C該溶液中一定有C(OH-) = 0.1mol/L D該溶液的pH值為1或13625時，在水電離出的C(H+)=1×10-5摩/升的溶液中，一定能大量共存的是 ( ) A.Al3+、NH4+、SO42-、Cl-B. Mg2+、K+、SO42-、HCO3- C.K+、Na+、Cl-、SO42-D.Ba2+、Cl-、Na+、PO43-7.有、三瓶體積相等，濃度都是1mol/L的HCl溶液，將加熱蒸發(fā)至體積減小一半，在中加入CH3COONa固體(加入后溶液仍呈酸

27、性)，不作改變，然后以酚 酞作指示劑，用溶液滴定上述三種溶液，消耗的NaOH溶液的體積是 ( )A、=> B、>> C、= D、<=8NH4Cl溶于重水(D2O)生成一水合氨和水合離子的化學式為 （ ）A、NH3·D2O和HD2O+ B、NH3·HDO和D3O+ C、NH2D·D2O和DH2O+ D、NH2D·HDO和D3O+ 9.室溫時，pH=10的氨水和Na2CO3溶液中，水電離產(chǎn)生的C(H+)前者與后者之比 （ ）A11 B10¯1010¯4 C10¯410¯10 D10¯1

28、010¯710.25，向VmLpH = a的NaOH溶液中滴加pH = b的鹽酸10VmL時，溶液中Cl的物質(zhì)的量恰好等于加入Na+的物質(zhì)的量，則此時（a+b）的值為 ( ）A、13 B、14 C、15 D、無法判斷11在醫(yī)院中，為酸中毒病人輸液不應采用 （ ）A 0.9氯化鈉溶液 B 0.9氯化銨溶液 C 1.25碳酸氫鈉溶液 D 5葡萄糖溶液 12.若室溫時PH=a的氨水與PH=b的鹽酸等體積混和，恰好完全反應，則該氨水的電離度可表示為 ( ) A.10(a+b-12)%B.10(a+b-14)%C.10(12-a-b)%D.10(14-a-b)%13.把40毫升Ba(OH)2溶

29、液加入到120毫升鹽酸中，所得的溶液的PH值為2。如果混和前Ba(OH)2和鹽酸兩種溶液PH值之和為14，則鹽酸的物質(zhì)的量濃度接近于 ( ) A.0.015摩/升 B.0.02摩/升 C.0.03摩/升 D.0.04摩/升14已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4 =Na+ +H+ + SO42。某溫度下，向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液pH為2，對于該溶液，下列敘述不正確的是 （ ）A、該溫度高于25 B、水電離出來的c (H+)=1.0×10-10 mol/LC、c (H+)= c (OH)+C(SO42) D、該溫度下加入等體積pH值為

30、12的NaOH溶液可使反應后的溶液恰好呈中性15能表示人體大量喝水時，胃液的pH變化的是 （ ） pH pH pH pH7 7 7 7 0 V(H2O) 0 V(H2O) 0 V(H2O) 0 V(H2O) A B C D164體積pH=9的Ca(OH)2溶液跟1體積pH=13的NaOH溶液混合后，溶液中氫離子濃度為 （ ）A5×10-13mol/LB2×10-12mol/LC1/5（4×10-9 + 1×10-13）mol/LD1/5（4×10-5 + 1×10-1）mol/L17.a、b、c、d四種溶液PH值都小于7，已知四種溶液

31、中H+和OH-之和由大到小的順序是b>a>d>c，則這四種溶液PH值由大到小的順序是 ( )A.c>d>a>bB.b>a>d>cC.a>b>c>dD.無法確定18. 有下列四種溶液：(1)HCl (2)AlCl3(3)NaOH (4)Na2CO3，此四種溶液中水的電離度分別為a1、a2、a3、a4已知a1=a3，a2=a4且=106，則四種溶液的PH值不可能是 （ ） A、5 5 10 10B、4 4 10 10 C、3 5 11 9 D、5 3 9 1119NaH是種離子化合物，它跟水反應的方程式為：NaHH2ONaOH

32、H2，它也能跟液氨、乙醇等發(fā)生類似的反應，并都產(chǎn)生氫氣。下列有關NaH的敘述錯誤的是 （ ）A 跟水反應時，水作氧化劑 B NaH中H半徑比Li半徑小C 跟液氨反應時，有NaNH2生成 D 跟乙醇反應時，NaH被氧化20、常溫下某溶液，水電離出的c (OH-)=1.0×10-4 mol/L,該溶液中溶質(zhì)可能是 ( )Al2(SO4)3 NaOH NH4Cl NaHSO4A、 B、 C、 D、二 填空題AB10-6 10-7 10-7 10-6 c(H+)mol/Lc(OH-) mol/L21測得某溶液的pH = 6.5，且氫離子與氫氧根離子物質(zhì)的量相等，此溶液呈_性。測定溫度_室溫（填高于、低于或等于），其理由是 。 將此溫度下pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的H2SO4溶液bL混合。（1）若所得混合液為中性，則ab 。（2）若所得混合液的pH=2，則ab 。 22、水的電離平衡曲線如圖所示。(1) 若以A點表示25時水的電離平衡的離子濃度，當溫度升高到100時，水的電離平衡狀態(tài)移動