高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第二节水的电离和溶液的酸碱性学案人教版doc.docx
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第二节 水的电离和溶液的酸碱性
最新考纲:
1.了解水的电离和水的离子积常数。
2.了解溶液pH的定义。
3.了解测定溶液pH的方法,能进行pH的简单计算。
核心素养:
1.变化观念与平衡思想:
认识水的电离有一定限度,是可以调控的。
能多角度、动态地分析水的电离,运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学探究与创新意识:
能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题;能从问题和假设出发,确定探究目的,设计探究方案,进行实验探究;在探究中学会合作,面对“异常”现象敢于提出自己的见解,进行误差分析。
知识点一 水的电离
1.水的电离
水的电离方程式为H2O+H2OH3O++OH-,简写为H2OH++OH-。
25℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7_mol·L-1。
任何水溶液中,由水电离出来的c(H+)与c(OH-)都相等。
2.水的离子积常数
(1)水的离子积常数:
Kw=c(H+)·c(OH-)。
25℃时,Kw=1×10-14,100℃时,Kw=1×10-12。
(2)影响因素:
只与温度有关,升高温度,Kw增大。
(3)适用范围:
Kw不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。
3.影响水电离平衡的因素
(续表)
判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)
1.在蒸馏水中滴加稀硫酸和浓H2SO4,Kw不变( × )
提示:
滴浓硫酸时温度升高,Kw增大。
2.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同( × )
提示:
醋酸铵促进水的电离。
3.Kw=1×10-14( × )
提示:
常温时才有Kw=1×10-14。
4.25℃时NH4Cl溶液的Kw大于1×10-14( × )
提示:
常温时纯水或稀溶液的Kw均为1×10-14。
5.纯水的pH=7( × )
提示:
25℃时,水的pH=7。
6.由水电离出的c(H+)=1×10-14mol·L-1的溶液一定是碱溶液( × )
提示:
也可能是酸溶液。
7.水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)中H+和OH-一定是水电离出来的( × )
提示:
Kw=c(H+)·c(OH-)中c(H+)和c(OH-)均是指溶液中的氢离子和氢氧根离子的总浓度。
1.水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-),不仅适用于纯水,也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。
在任何酸、碱、盐的稀溶液中,只要温度一定,Kw就一定。
2.在不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中由水电离产生的c(H+)、c(OH-)总是相等的。
在Kw的表达式中,c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中H+、OH-总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H+)、c(OH-)。
3.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。
4.水的电离是吸热过程,升高温度,水的电离平衡向电离方向移动,c(H+)和c(OH-)都增大,故Kw增大,但溶液仍呈中性;对于Kw的有关计算,若未注明温度,一般认为在常温下,即25℃。
1.一定温度下,水存在H2OH++OH- ΔH>0的平衡,下列叙述一定正确的是( B )
A.向水中滴入少量稀盐酸,平衡逆向移动,Kw减小
B.将水加热,Kw增大,pH减小
C.向水中加入少量固体CH3COONa,平衡逆向移动,c(H+)降低
D.向水中加入少量固体硫酸钠,c(H+)=10-7mol·L-1,Kw不变
解析:
A项,Kw应不变;C项,平衡应正向移动;D项,由于没有指明温度,c(H+)不一定等于10-7mol·L-1。
2.在一定条件下,相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H+)分别是1.0×10-amol·L-1和1.0×10-bmol·L-1,在此温度下,下列说法正确的是( D )
A.a
B.a=b
C.水的离子积为1.0×10-(7+a)
D.水的离子积为1.0×10-(b+a)
解析:
加酸抑制水的电离,加易水解的盐促进水的电离,则a>b,A、B选项错误;由题意可知,两种溶液的pH=b,即硫酸溶液中c(H+)是1.0×10-bmol·L-1,而水电离产生的c(H+)等于水电离产生的c(OH-),所以硫酸溶液中c(OH-)是1.0×10-amol·L-1,Kw=1.0×10-(b+a),C选项错误、D选项正确。
3.(2020·泉州模拟)某温度下,向c(H+)=1×10-6mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的c(H+)=1×10-2mol·L-1。
下列对该溶液的叙述不正确的是( D )
A.该温度高于25℃
B.由水电离出来的H+的浓度为1×10-10mol·L-1
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍,溶液中的c(OH-)减小
解析:
该温度下蒸馏水中c(H+)=1×10-6mol·L-1,大于25℃时纯水中c(H+),故温度高于25℃,A项正确;此温度下Kw=1×10-12,故该NaHSO4溶液中c(OH-)=
=1×10-10mol·L-1,由水电离出的c(H+)与溶液中的c(OH-)相等,B项正确;加入NaHSO4后,NaHSO4电离出的H+抑制了水的电离,C项正确;加水稀释时,c(H+)减小,而Kw不变,故c(OH-)增大,D项错误。
4.25℃时,相同物质的量浓度的下列溶液:
①NaCl
②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4,其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是( C )
A.④>③>②>①B.②>③>①>④
C.④>①>②>③D.③>②>①>④
解析:
②③分别为碱、酸,抑制水的电离;④中NH
水解促进水的电离,①NaCl不影响水的电离。
5.(2020·北京东城区质检)如图表示水中c(H+)和c(OH-)的关系,下列判断错误的是( D )
A.两条曲线间任意点均有c(H+)·c(OH-)=Kw
B.M区域内任意点均有c(H+) C.图中T1 D.XZ线上任意点均有pH=7 解析: 由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c(H+)·c(OH-)=Kw,A项正确;由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H+) 6.一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图。 下列说法正确的是( C ) A.升高温度,可能引起由c向b的变化 B.该温度下,水的离子积常数为1.0×10-13 C.该温度下,加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化 D.该温度下,稀释溶液可能引起由c向d的变化 解析: A.c点溶液中c(OH-)>c(H+),溶液呈碱性,升温,溶液中c(OH-)不可能减小,错误;B.由b点对应c(H+)与c(OH-)可知,Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14,错误;C.FeCl3溶液水解显酸性,溶液中c(H+)增大,因一定温度下水的离子积是常数,故溶液中c(OH-)减小,因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化,正确;D.c点溶液呈碱性,稀释时c(OH-)减小,同时c(H+)应增大,故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化,错误。 7.水的电离常数如图两条曲线所示,曲线中的点都符合c(H+)·c(OH-)=常数,下列说法错误的是( C ) A.图中温度T1>T2 B.图中五点Kw间的关系: B>C>A=D=E C.曲线a、b均代表纯水的电离情况 D.若处在B点时,将pH=2的硫酸溶液与pH=12的KOH溶液等体积混合后,溶液显碱性 解析: D项,B点Kw=10-12,H2SO4中c(H+)=10-2mol·L-1,KOH中c(OH-)= mol·L-1=1mol·L-1,等体积混合后,KOH过量,溶液呈碱性,正确。 素养 定量计算水电离的c(H+)或c(OH-) 1.任何溶液中水电离的c(H+)=c(OH-) 2.当抑制水的电离时(如酸或碱溶液) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较小的数值是水电离出来的。 如下表: 溶液(25℃) c(H+) mol·L-1 c(OH-) mol·L-1 水电离出来的 c(H+)或c(OH-) mol·L-1 pH=2盐酸 10-2 10-12 10-12 pH=13的 NaOH溶液 10-13 10-1 10-13 3.当促进水的电离时(如盐的水解) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较大的数值是水电离出来的。 如下表: 溶液(25℃) c(H+) mol·L-1 c(OH-) mol·L-1 水电离出来的 c(H+)或c(OH-) mol·L-1 pH=5的 NH4Cl溶液 10-5 10-9 10-5 pH=10的 Na2CO3溶液 10-10 10-4 10-4 1.(2020·长沙市雅礼中学检测)25℃时,在等体积的①pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液、③pH=10的Na2S溶液、④pH=5的NH4NO3溶液中,发生电离的水的物质的量之比是( A ) A.1∶10∶1010∶109 B.1∶5∶(5×109)∶(5×108) C.1∶20∶1010∶109 D.1∶10∶104∶109 解析: H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离,Na2S与NH4NO3促进水的电离。 25℃时,pH=0的H2SO4溶液中: c(H2O)电离=c(OH-)= mol·L-1=10-14mol·L-1;0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液中: c(H2O)电离=c(H+)= mol·L-1=10-13mol·L-1;pH=10的Na2S溶液中: c(H2O)电离=c(OH-)=10-4mol·L-1;pH=5的NH4NO3的溶液中: c(H2O)电离=c(H+)=10-5mol·L-1。 它们的物质的量之比为10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1∶10∶1010∶109,故A正确。 2.某温度下,有pH相同的H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液,在H2SO4溶液中由水电离出的H+浓度为10-amol·L-1,在Al2(SO4)3溶液中由水电离的H+浓度为10-bmol·L-1,则此温度下的Kw为( D ) A.1×10-14B.1×10-2a C.1×10-(7+a)D.1×10-(a+b) 解析: 根据描述,H2SO4溶液中c(H+)= = ;H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液的pH相同,即 =10-b,可求出此温度下的Kw。 3.(2020·石家庄一模)常温下,向20.00mL0.1mol·L-1HA溶液中滴入0.1mol·L-1NaOH溶液,溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[-lgc水(H+)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示,下列说法中不正确的是( B ) A.常温下,Ka(HA)约为10-5 B.M、P两点溶液对应的pH=7 C.b=20.00 D.M点后溶液中均存在c(Na+)>c(A-) 解析: 0.1mol·L-1HA溶液中,-lgc水(H+)=11,c水(H+)=c水(OH-)=10-11mol·L-1,根据常温下水的离子积求出溶液中c(H+)= =10-3mol·L-1,HAH++A-,c(H+)=c(A-)=10-3mol·L-1,Ka(HA)= = =10-5,A项正确;N点水电离出的H+浓度最大,说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA,P点溶质为NaOH和NaA,溶液显碱性,即P点pH不等于7,B项错误;0~b段水的电离程度逐渐增大,当达到b点时水的电离程度达到最大,即溶质为NaA,说明HA和NaOH恰好完全反应,b=20.00,C项正确;M点溶液pH=7,根据溶液呈电中性,存在c(Na+)=c(A-),M点后,c(Na+)>c(A-),D项正确。 4.(2020·邯郸模拟)常温下,向20mL的某稀硫酸溶液中滴入0.1mol·L-1氨水,溶液中水电离出氢离子浓度随滴入氨水体积变化如图。 下列分析正确的是( C ) A.稀硫酸的物质的量浓度为0.1mol·L-1 B.A点时溶液的pH等于7 C.C点时加入氨水的体积为20mL D.在V(NH3·H2O)从0到V2的变化过程中,可能出现的离子浓度排序为c(NH )>2c(SO )>c(OH-)>c(H+) 解析: 纵坐标起点水电离出的氢离子浓度为10-13mol·L-1,则溶液中c(H+)=10-1mol·L-1,c(H2SO4)=0.05mol·L-1,A项错误;A点水电离出的氢离子浓度为10-7mol·L-1,溶液中溶质为(NH4)2SO4和剩余H2SO4,溶液显酸性,pH小于7,B项错误;C点水电离出的氢离子浓度最大,溶液中只有(NH4)2SO4,氨水和硫酸恰好完全反应,C项正确;从0到V2的变化过程中,随着氨水的不断增多,溶液由酸性逐渐变到中性,不可能出现c(OH-)>c(H+),D项错误。 知识点二 溶液的酸碱性与pH计算 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小 2.pH (1)定义: pH=-lgc(H+)。 (2)适用范围: 通常应用于c(H+)、c(OH-)都较小的稀溶液,小于等于1mol/L。 (3)表示意义: 溶液酸性越强,c(H+)越大,pH越小; 溶液碱性越强,c(H+)越小,pH越大。 3.pH的测量方法 (1)酸碱指示剂法 取待测液滴加酸碱指示剂,通过观察溶液颜色的变化来确定溶液的酸碱性。 常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。 其颜色变化及pH变色范围: (2)pH试纸法 把小片试纸放在表面皿或玻璃片上,用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部,观察变化稳定后的颜色,与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。 (3)pH计法 用仪器精确测量溶液的pH。 判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”) 1.用湿润的试纸测溶液的pH,一定会使结果偏低( × ) 提示: 若所测溶液呈酸性,则pH偏大,若呈中性,则pH不受影响。 2.一定温度下,pH=a的氨水,稀释到10倍后,其pH=b,则a=b+1( × ) 提示: a 3.25℃时,pH=4.5的番茄汁中c(H+)是pH=6.5的牛奶中c(H+)的2倍( × ) 提示: 应为100倍。 4.25℃时,某溶液中水电离出的c(H+)=10-13,则该溶液的pH一定为13( × ) 提示: 溶液的pH也可能为1。 5.常温下,pH=3的盐酸和pH=12的NaOH溶液等体积混合所得溶液呈碱性( √ ) 6.25℃时,把pH=2的酸溶液与pH=12的碱溶液等体积混合后,所得溶液的pH=7( × ) 提示: 不能确定酸、碱的强弱,无法判断所得溶液的pH。 7.pH=7的溶液显中性( × ) 提示: 温度未说明,无法判断酸碱性。 1.溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小。 利用c(H+)大于、小于或等于1×10-7mol·L-1或pH大于、小于或等于7来判断溶液的酸碱性的前提条件是在常温下。 2.使用pH试纸测溶液pH时用蒸馏水润湿相当于将待测液稀释。 3.不能用pH试纸测定“漂白性”溶液的pH。 4.使用pH试纸测溶液的pH,读数只读取整数。 1.下列溶液一定呈中性的是( A ) A.c(H+)=c(OH-)=10-6mol·L-1的溶液 B.pH=7的溶液 C.使石蕊溶液呈紫色的溶液 D.酸与碱恰好完全反应生成的正盐溶液 解析: 溶液呈中性,则c(H+)=c(OH-),A正确;和常温时相比,如果升高温度,水的Kw增大,pH=7的溶液则会显碱性,B错误;常温下在pH=5~8的溶液中石蕊均显紫色,所以C项中溶液可显酸性或碱性;D项中生成的正盐如果能够水解,溶液有可能不呈中性。 2.常温下,下列叙述不正确的是( D ) A.c(H+)>c(OH-)的溶液一定显酸性 B.pH=3的弱酸溶液与pH=11的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性 C.pH=5的硫酸溶液稀释到原来的500倍,稀释后c(SO )与c(H+)之比约为1∶10 D.中和10mL0.1mol·L-1醋酸与100mL0.01mol·L-1醋酸所需NaOH的物质的量不同 解析: B项,pH=3的弱酸溶液与pH=11的强碱溶液等体积混合,弱酸浓度大,有大量剩余,反应后溶液显酸性。 C项,pH=5的硫酸溶液稀释到原来的500倍,则溶液接近于中性,c(H+)约为10-7mol·L-1,c(SO )=10-5/(2×500)=10-8mol·L-1,则c(SO )∶c(H+)=1∶10。 D项,两份醋酸的物质的量相同,则所需NaOH的物质的量相同,错误。 3.下列说法正确的是( D ) A.酸式滴定管和量筒都没有“0”刻度线 B.使用pH试纸时,不能润湿,否则一定会使测定结果不准确 C.若用水润湿过的pH试纸去测pH相等的H2SO4和H3PO4,H3PO4的误差更大 D.pH试纸在酸性较强的环境中显红色,在碱性较强的环境中显蓝色 解析: 酸式滴定管有“0”刻度线,A项错误;pH试纸不能润湿,若溶液呈酸性或碱性,测定结果一定有误差,若呈中性,无误差,B项错误;由于H3PO4是弱酸,H2SO4是强酸,稀释相同倍数后,H3PO4的pH增加的比H2SO4小,所以H2SO4的误差大,C项错误。 4.已知温度为T时水的离子积常数为Kw,该温度下,将浓度为amol·L-1的一元酸HA与bmol·L-1的一元碱BOH等体积混合,可判定该溶液呈中性的依据是( C ) A.a=b B.混合溶液的pH=7 C.混合溶液中,c(H+)= mol·L-1 D.混合溶液中,c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-) 解析: 因为一元酸和一元碱的强弱未知,所以不可依据a=b判断,A错误;只有25℃时中性溶液的pH=7,所以B项错误;无论溶液呈酸性、碱性还是中性,根据电荷守恒都有c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-),D错误。 5.常温下0.1mol·L-1的醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液pH=(a+1)的措施是( B ) A.将溶液稀释到原体积的10倍 B.加入适量的醋酸钠固体 C.加入等体积的0.2mol·L-1盐酸 D.提高溶液的温度 解析: 醋酸中存在电离平衡: CH3COOHCH3COO-+H+,加水稀释10倍,若不考虑电离平衡移动,溶液中c(H+)变为原来的十分之一,pH增大1个单位,但稀释过程中电离平衡正向移动,H+的物质的量增多,所以pH变化不足1个单位,即pH<(a+1),A错误;加入CH3COONa固体,c(CH3COO-)增大,平衡逆向移动,c(H+)减小,pH增大,pH有可能变为(a+1),B正确;加入0.2mol·L-1盐酸,c(H+)增大,平衡逆向移动,但是溶液中c(H+)比原来的大,pH减小,C错误;由于弱电解质的电离过程吸热,所以升高温度,平衡正向移动,c(H+)增大,pH减小,D错误。 6.(2020·河南周口模拟)已知: 在100℃时,水的离子积Kw=1×10-12,下列说法正确的是( A ) A.0.05mol·L-1H2SO4溶液的pH=1 B.0.001mol·L-1NaOH溶液的pH=11 C.0.005mol·L-1H2SO4溶液与0.01mol·L-1NaOH溶液等体积混合,混合溶液的pH为5,溶液显酸性 D.完全中和50mLpH=3的H2SO4溶液,需要50mLpH=11的NaOH溶液 解析: 0.05mol·L-1H2SO4溶液中c(H+)=0.1mol·L-1,则该溶液的pH=1,A正确。 0.001mol·L-1NaOH溶液中c(OH-)=0.001mol·L-1,由于100℃时水的离子积Kw=1×10-12,则溶液中c(H+)=1×10-9mol·L-1,故溶液的pH=9,B错误。 0.005mol·L-1H2SO4溶液与0.01mol·L-1NaOH溶液等体积混合,二者恰好完全反应生成Na2SO4,溶液呈中性,此时溶液的pH=6,C错误。 pH=3的H2SO4溶液中c(H+)=10-3mol·L-1,pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=0.1mol·L-1,根据中和反应: H++OH-===H2O可知,完全中和50mLpH=3的H2SO4溶液,需要0.5mLpH=11的NaOH溶液,D错误。 素养 溶液pH计算方法及溶液酸碱性判断 1.计算类型 (1)单一溶液的pH计算 强酸溶液: 如HnA,设浓度为cmol·L-1,c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lg(nc)。 强碱溶液(25℃): 如B(OH)n,设浓度为cmol·L-1,c(H+)= mol·L-1,pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。 (2)混合溶液的pH计算 ①两种强酸混合: 直接求出c混(H+),再据此求pH。 c混(H+)= 。 ②两种强碱混合: 先求出c混(OH-),再据Kw求出c混(H+),最后求pH,c混(OH-)= 。 ③强酸、强碱混合: 先判断哪种物质过量,再由下式求出溶液中H+或OH-的浓度,最后求pH。 c混(H+)或c混(OH-)= 。 ④将强酸、强碱溶液以某体积之比混合,若混合液呈中性,则c(H+)∶c(OH-)、V碱∶V酸、pH酸+pH碱有如下规律(25℃): 因c酸(H+)·V酸=c碱(OH-)·V碱,故有 = 。 在碱溶液中c碱(OH-)= ,将其代入上式得c(H+)·c碱(H+)= ,两边取负对数得pH酸+pH碱=14-lg 。 现举例如下: V酸∶V碱 c(H+)∶c(OH-) pH酸+pH碱 10∶1 1∶10 15 1∶1 1∶1 14 1∶10 10∶1 13 m∶n n∶m 14+lg (3)酸碱稀释时pH的变化 提醒: 表中a+n<7,b-n>7。 2.计算溶液pH的解题思路 3.混合溶液酸碱性的判断规律 (1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性,同强显中性” 中和反应 反应后所得溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 (2)室温下,已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合 ①两强混合 a.若pH之和等于14,则混合后溶液显中性,pH=7。 b.若pH之和大于14,则混合后溶液显碱性,pH>7。 c.若pH之和小于14,则混合后溶液显酸性,pH<7。 ②一强一弱混合——“谁弱显谁性” pH之和等于14时,强酸和弱碱等体积混合呈碱性;弱酸和强碱等体积混合呈酸性。 1.在T℃时,某NaOH稀溶液中c(H+)=10-amol·L-1,c(OH-)=10-bmol·L-1,已知a+b=12。 向该溶液中逐滴加入p
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