版浙江选考化学大二轮复习讲义专题六 第4讲 溶液中的离子反应.docx
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版浙江选考化学大二轮复习讲义专题六第4讲溶液中的离子反应
第4讲 溶液中的离子反应
[考试说明]
知识内容
考试要求
(1)几种典型的弱电解质
a
(2)弱电解质水溶液中的电离平衡
b
(3)弱电解质的电离方程式
b
(4)电离度及其简单计算
c
(5)水的离子积常数
b
(6)电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系
b
(7)多元弱酸的分步电离
a
(8)溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的大小关系
a
(9)pH的概念,pH的大小与溶液酸碱性的关系
a
(10)pH的简单计算
c
续 表
知识内容
考试要求
(11)测定溶液酸碱性的方法,用pH试纸、pH计测定溶液的pH
b
(12)中和滴定原理及其操作方法
b
(13)几种常见酸碱指示剂的变色范围
a
(14)盐类的水解原理,常见盐溶液的酸碱性的判断
b
(15)盐类水解的简单应用
b
(16)盐类水解的离子反应方程式
b
(17)多元弱酸盐的分步水解
b
(18)影响盐类水解的因素
b
(19)常见酸式盐溶液的酸碱性判断
b
弱电解质的电离平衡[学生用书P51]
1.电离平衡的特征
2.影响电离平衡的外界条件
(1)温度:
温度升高,电离平衡向右移动,电离程度增大。
(2)浓度:
稀释溶液,电离平衡向右移动,电离程度增大。
(3)同离子效应:
加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,电离平衡向左移动,电离程度减小。
(4)加入能与电离出的离子反应的物质:
电离平衡向右移动,电离程度增大。
3.电离平衡常数的特点
(1)电离平衡常数只与温度有关,因电离是吸热过程,所以升温,K值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2≫K3≫…,故其酸性取决于第一步。
4.水的离子积常数
(1)表达式:
Kw=c(H+)·c(OH-)。
室温下,Kw=1×10-14。
(2)影响因素:
只与温度有关,水的电离是吸热过程,升高温度,Kw增大。
(3)适用范围:
Kw不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。
在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。
5.强、弱电解质的判断方法(以HA为例)
(1)从是否完全电离的角度判断
方法1
测定一定浓度的HA溶液的pH
若测得0.1mol/L的HA溶液的pH=1,则HA为强酸;若pH>1,则HA为弱酸
方法2
跟同浓度的盐酸比较导电性
若导电性和盐酸相同,则为强酸;若比盐酸弱,则为弱酸
方法3
跟同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢
若反应速率相同,则为强酸;若比盐酸慢,则为弱酸
(2)从是否存在电离平衡的角度判断
①从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断
如将pH=3的HA溶液稀释100倍后,再测其pH,若pH=5,则为强酸,若pH<5,则为弱酸。
②从升高温度后pH的变化判断
若升高温度,溶液的pH明显减小,则是弱酸。
因为弱酸存在电离平衡,升高温度时,电离程度增大,c(H+)增大。
而强酸不存在电离平衡,升高温度时,只有水的电离程度增大,pH变化幅度小。
(3)从酸根离子是否能发生水解的角度判断
可直接测定NaA溶液的pH:
若pH=7,则HA是强酸;若pH>7,则HA是弱酸。
题组一 弱电解质的电离平衡
1.室温下,在pH=12的某溶液中,分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH-)的数据分别为甲:
1.0×10-7mol·L-1;乙:
1.0×10-6mol·L-1;丙:
1.0×10-2mol·L-1;丁:
1.0×10-12mol·L-1。
其中你认为可能正确的数据是( )
A.甲、乙 B.乙、丙
C.丙、丁D.乙、丁
详细分析:
选C。
如果该溶液是一种强碱(如NaOH)溶液,则该溶液的OH-首先来自碱(NaOH)的电离,水的电离被抑制,c(H+)=1×10-12mol·L-1,所有这些H+都来自水的电离,水电离时当然同时提供相同物质的量的OH-,所以丁是对的。
如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液,则该溶液之所以呈碱性是由于盐中弱酸根水解的缘故。
水解时,弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH-,使溶液中c(OH-)>c(H+),溶液中的OH-由水电离所得,所以丙也是正确的。
2.稀氨水中存在着下列平衡:
NH3·H2ONH
+OH-,若要使平衡向逆方向移动,同时使c(OH-)增大,应加入适量的物质或采取的措施是( )
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热
⑥加入少量MgSO4固体
A.①②③⑤B.③⑥
C.③D.③⑤
详细分析:
选C。
若在氨水中加入NH4Cl固体,c(NH
)增大,平衡向逆方向移动,c(OH-)减小,①不符合题意;硫酸中的H+与OH-反应,使c(OH-)减小,平衡向正方向移动,②不符合题意;当在氨水中加入NaOH固体后,c(OH-)增大,平衡向逆方向移动,③符合题意;若在氨水中加入水,稀释溶液,平衡向正方向移动,c(OH-)减小,④不符合题意;电离属吸热过程,加热平衡向正方向移动,c(OH-)增大,⑤不符合题意;加入MgSO4固体发生反应:
Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓,溶液中c(OH-)减小,平衡向正方向移动,⑥不符合题意。
题组二 弱、弱电解质的比较与判断
3.(2017·浙江4月选考,T18)室温下,下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是( )
A.0.1mol·L-1NH3·H2O的pH小于13
B.0.1mol·L-1NH4Cl溶液的pH小于7
C.相同条件下,浓度均为0.1mol·L-1NaOH溶液和氨水,氨水的导电能力弱
D.0.1mol·L-1NH3·H2O能使无色酚酞试液变红色
答案:
D
4.(2018·浙江4月选考,T18)相同温度下,关于盐酸和醋酸两种溶液的比较,下列说法正确的是( )
A.pH相等的两溶液中:
c(CH3COO-)=c(Cl-)
B.分别中和pH相等、体积相等的两溶液,所需NaOH的物质的量相同
C.相同浓度的两溶液,分别与金属镁反应,反应速率相同
D.相同浓度的两溶液,分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中(忽略溶液体积变化):
c(CH3COO-)=c(Cl-)
答案:
A
5.为了证明一水合氨是弱碱,甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。
(1)甲同学用pH试纸测得室温下0.10mol·L-1氨水的pH为10,则认定一水合氨是弱电解质,理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)乙同学取10mL0.10mol·L-1氨水,用pH试纸测出其pH为a,然后用蒸馏水稀释至1000mL,再用pH试纸测出其pH为b,若要确认一水合氨是弱电解质,则a、b应满足的关系是________(用等式或不等式表示)。
(3)丙同学取出10mL0.10mol·L-1氨水,滴入2滴酚酞试液,显粉红色,再加入NH4Cl晶体少量,观察到的现象是________________,则证明一水合氨是弱电解质。
详细分析:
(1)甲同学用pH试纸测得室温下0.10mol·L-1氨水的pH为10,则认定一水合氨是弱电解质,理由是如果一水合氨是强碱,则0.10mol·L-1氨水的pH为13,但其溶液的pH=10<13,所以一水合氨是弱碱。
(2)若是强碱,稀释100倍,pH减小2个单位,由于一水合氨是弱碱,稀释促进其电离,c(OH-)变化的幅度变小,pH减小幅度小于2个单位,则有(a-2)
(3)如果一水合氨是弱碱,则存在电离平衡NH3·H2ONH
+OH-,向氨水中加入氯化铵后,c(NH
)增大,平衡逆向移动,溶液中c(OH-)降低,溶液的碱性减弱,则溶液的颜色变浅。
答案:
(1)如果一水合氨是强碱,则0.10mol·L-1氨水的pH为13,但其溶液的pH=10<13,所以一水合氨是弱碱
(2)(a-2)
判断弱电解质的三个思维角度
弱电解质的定义,即弱电解质不能完全电离,如测0.1mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1。
弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动,如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后1 弱电解质形成的盐类能水解,如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象: (1)配制某浓度的醋酸钠溶液,向其中加入几滴酚酞试液。 现象: 溶液变为浅红色。 (2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上,测其pH。 现象: pH>7。 溶液的酸碱性[学生用书P52] 1.一个基本不变 相同温度下,不论是纯水还是稀溶液,水的离子积常数不变。 应用这一原则时需要注意两个条件: 水溶液必须是稀溶液;温度必须相同。 2.两种测量方法 溶液的pH可以用pH试纸测定,也可以用pH计(精确到0.01)测定。 常用的pH试纸有广范pH试纸[范围是1~14(最常用)或0~10,可以识别的pH差值约为1]和精密pH试纸(可以判别0.2或0.3的pH差值)。 3.三个具体问题 (1)溶液中的c(H+)和水电离出来的c(H+)的区别 ①室温下纯水电离出的c(H+)=1.0×10-7mol·L-1,若某溶液中水电离出的c(H+)<1.0×10-7mol·L-1,则可判断该溶液呈酸性或碱性;若某溶液中水电离出的c(H+)>1.0×10-7mol·L-1,则可判断出该溶液中存在能水解的盐,从而促进了水的电离; ②室温下,溶液中的c(H+)>1.0×10-7mol·L-1,说明该溶液是酸溶液或水解呈酸性的盐溶液等;溶液中的c(H+)<1.0×10-7mol·L-1,说明该溶液是碱溶液或水解呈碱性的盐溶液等。 (2)计算溶液pH的原则 (3)常温下,强酸与强碱溶液pH之和分析 pH(酸)+pH(碱) 4.“中和滴定”考点归纳 (1)“考”实验仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。 其中常考的是滴定管,如正确选择滴定管(包括量程),滴定管的检漏、洗涤和润洗,滴定管的正确读数方法等。 (2)“考”操作步骤 ①滴定前的准备: 查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数; ②滴定: 移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数; ③计算。 (3)“考”指示剂的选择 ①强酸强碱相互滴定,可选用甲基橙或酚酞; ②若反应生成的强酸弱碱盐溶液呈酸性,则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙),若反应生成强碱弱酸盐,溶液呈碱性,则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞); ③石蕊溶液因颜色变化不明显,且变色范围过宽,一般不作指示剂。 (4)“考”误差分析 写出计算式,分析操作对V标的影响,由计算式得出对最终测定结果的影响,切忌死记硬背结论。 此外对读数视线(俯视、仰视)问题要学会画图分析。 (5)“考”数据处理 正确“取舍”数据,计算“平均”体积,根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系,从而列出公式进行计算。 题组一 溶液酸碱性与pH计算 1.(2018·浙江11月选考,T18)下列说法不正确的是( ) A.测得0.1mol·L-1的一元酸HA溶液pH=3.0,则HA一定为弱电解质 B.25℃时,将0.1mol·L-1的NaOH溶液加水稀释100倍,所得溶液的pH=11.0 C.25℃时,将0.1mol·L-1的HA溶液加水稀释至pH=4.0,所得溶液c(OH-)=1×10-10mol·L-1 D.0.1mol·L-1的HA溶液与0.1mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,所得溶液pH一定等于7.0 详细分析: 选D。 A项,测得0.1mol·L-1的一元酸HA溶液pH=3.0,说明HA只有部分电离,若为强酸则pH=1.0,因此HA一定为弱电解质,故A正确;B项,25℃时,将0.1mol·L-1的NaOH溶液加水稀释100倍,c(OH-)=0.001mol·L-1,因此所得溶液的pH=11.0,故B正确;C项,25℃时,将0.1mol·L-1的HA溶液加水稀释至pH=4.0,说明所得溶液中c(H+)=1×10-4mol·L-1,则c(OH-)=1×10-10mol·L-1,故C正确;D项,0.1mol·L-1的HA溶液与0.1mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,如果HA是强酸,则反应后溶液pH等于7.0,如果HA是弱酸,则反应后溶液pH大于7.0,故D不正确。 2.(2017·浙江11月选考,T18)下列说法不正确的是( ) A.pH<7的溶液不一定呈酸性 B.在相同温度下,物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液,c(OH-)相等 C.在相同温度下,pH相等的盐酸、CH3COOH溶液,c(Cl-)=c(CH3COO-) D.氨水和盐酸反应后的溶液,若c(Cl-)=c(NH ),则溶液呈中性 详细分析: 选B。 A.100℃时pH=6的溶液呈中性,正确;B.NH3·H2O是弱电解质,在相同温度下,物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液中,前者的c(OH-)小,错误;C.在相同温度下,pH相等的盐酸、CH3COOH溶液中c(H+)、c(OH-)分别相等,由电荷守恒可知两溶液中: c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),则c(Cl-)=c(CH3COO-),正确;D.由电荷守恒可知: c(NH )+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因为c(Cl-)=c(NH ),所以c(OH-)=c(H+),则溶液呈中性,正确。 溶液pH计算的一般思维模型 题组二 酸碱中和滴定及滴定实验的迁移应用 3.(2018·浙江11月选考,T23)常温下,分别取浓度不同、体积均为20.00mL的3种HCl溶液,分别滴入浓度为1.000mol·L-1、0.1000mol·L-1和0.01000mol·L-1的NaOH溶液,测得3个反应体系的pH随V(NaOH)变化的曲线如图,在V(NaOH)=20.00mL前后pH出现突跃。 下列说法不正确的是( ) A.3种HCl溶液的c(HCl): 最大的是最小的100倍 B.曲线a、b、c对应的c(NaOH): a>b>c C.当V(NaOH)=20.00mL时,3个体系中均满足: c(Na+)=c(Cl-) D.当V(NaOH)相同时,pH突跃最大的体系中的c(H+)最大 详细分析: 选D。 A项,我们只要观察起始时三种HCl溶液的pH可发现HCl溶液浓度分别为1.000mol·L-1,0.1000mol·L-1和0.01000mol·L-1,最大的是最小的100倍,故A正确;B项,由于曲线a、b、c对应的HCl溶液的c(HCl)大小顺序是a>b>c,因此对应的c(NaOH)大小顺序是a>b>c,故B正确;C项,当V(NaOH)=20.00mL时,恰好达到反应终点,这时溶液显中性,所以3个体系中均满足c(Na+)=c(Cl-),故C正确;D项,当V(NaOH)相同时,达到反应终点前,pH突跃最大的体系中的c(H+)最大,达到反应终点后,pH突跃最大的体系中的c(H+)最小,故D错误。 4.Ⅰ. (1)用重铬酸钾法(一种氧化还原滴定法)可测定产物Fe3O4中的二价铁含量。 若需配制浓度为0.01000mol·L-1的K2Cr2O7标准溶液250mL,应准确称取______gK2Cr2O7(保留4位有效数字,已知MK2Cr2O7=294.0g·mol-1)。 配制该标准溶液时,下列仪器不必要用到的有________(用编号表示)。 ①电子天平 ②烧杯 ③量筒 ④玻璃棒 ⑤容量瓶 ⑥胶头滴管 ⑦移液管 (2)滴定操作中,如果滴定前装有K2Cr2O7标准溶液的滴定管尖嘴部分有气泡,而滴定结束后气泡消失,则测定结果将________(填“偏大”“偏小”或“不变”)。 Ⅱ.磷酸铁(FePO4·2H2O,难溶于水的米白色固体)可用于生产药物、食品添加剂和锂离子电池的正极材料。 实验室可通过下列实验制备磷酸铁。 (1)称取一定量已除去油污的废铁屑,加入稍过量的稀硫酸,加热、搅拌,反应一段时间后过滤。 反应加热的目的是 ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)向滤液中加入一定量H2O2氧化Fe2+。 为确定加入H2O2的量,需先用K2Cr2O7标准溶液滴定滤液中的Fe2+,离子方程式如下: Cr2O +6Fe2++14H+===2Cr3++6Fe3++7H2O ①在向滴定管中注入K2Cr2O7标准溶液前,滴定管需要检漏、____________________和________________________________________________________________________。 ②若滴定xmL滤液中的Fe2+,消耗amol·L-1K2Cr2O7标准溶液bmL,则滤液中c(Fe2+)=________mol·L-1。 详细分析: Ⅰ. (1)称取K2Cr2O7的质量为m(K2Cr2O7)=0.01000mol·L-1×0.2500L×294.0g·mol-1=0.7350g。 用固体配制溶液,要用电子天平称量固体质量,并在烧杯中溶解,然后转移到容量瓶中,不需要量取液体的量筒和移液管。 (2)若滴定前装有K2Cr2O7标准溶液的滴定管尖嘴部分有气泡,滴定结束后气泡消失,则滴定过程中读取K2Cr2O7标准溶液的体积偏大,测得Fe3O4中二价铁的含量偏大。 Ⅱ. (1)温度越高反应速率越快,因此加热可以加快反应的速率。 (2)①滴定管要先用蒸馏水洗涤,再用待装液体润洗。 ②根据题给离子方程式可知,n(Fe2+)=6n(Cr2O ),c(Fe2+)= = = mol·L-1。 答案: Ⅰ. (1)0.7350 ③⑦ (2)偏大 Ⅱ. (1)加快铁与稀硫酸反应的速率 (2)①用蒸馏水洗涤 用K2Cr2O7标准溶液润洗2~3次 ② 酸碱中和滴定的误差分析 以标准一元酸溶液滴定未知浓度的一元碱溶液(酚酞作指示剂)为例,分析依据: cB= (VB——准确量取的待测液的体积,cA——标准溶液的浓度)。 (1)酸式滴定管未用标准酸溶液润洗: VA变大,cB偏高。 (2)碱式滴定管未用待测液润洗: VA变小,cB偏低。 (3)锥形瓶用待测液润洗: VA变大,cB偏高。 (4)锥形瓶洗净后还留有蒸馏水: VA不变,cB无影响。 (5)取碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失: VA变小,cB偏低。 (6)酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失: VA变大,cB偏高。 (7)振荡锥形瓶时部分液体溅出: VA变小,cB偏低。 (8)部分酸液滴在锥形瓶外: VA变大,cB偏高。 (9)酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯): VA变小,cB偏低。 (10)酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或前俯后仰): VA变大,cB偏高。 盐类的水解[学生用书P54] 1.盐类水解的规律 有弱才水解,越弱越水解;谁强显谁性,同强显中性。 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸强碱盐 实例 NaCl、KNO3 NH4Cl、Cu(NO3)2 CH3COONa、Na2CO3 是否水解 否 是 是 水解的离子 NH 、Cu2+ CH3COO-、CO 溶液的酸碱性 中性 酸性 碱性 溶液的pH(25℃) pH=7 pH<7 pH>7 2.盐类水解的内因 弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱,就越易发生水解。 例如: 酸性: CH3COOH>H2CO3 相同条件下相同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为NaHCO3>CH3COONa。 3.盐类水解的外因 影响因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加酸碱 酸 弱碱阳离子水解程度减小 碱 弱酸阴离子水解程度减小 4.盐类水解的应用 应用 举例 判断溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性,原因是Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ 判断酸性强弱 NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10,则酸性: HX>HY>HZ 配制或贮存易 水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时,加入少量H2SO4,防止Cu2+水解;配制FeCl3溶液,加入少量盐酸;贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式: Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+ 物质的提纯 除去MgCl2溶液中的Fe3+,可加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或MgCO3 泡沫灭火 器的原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3,发生反应为Al3++3HCO ===Al(OH)3↓+3CO2↑ 作净水剂 明矾可作净水剂,原理为Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 题组一 盐类的水解及其规律 1.(2019·浙江4月选考,T5)下列溶液呈碱性的是( ) A.NH4NO3 B.(NH4)2SO4 C.KClD.K2CO3 答案: D 2.(2018·浙江4月选考,T4)下列物质溶于水后溶液显酸性的是( ) A.KCl B.Na2O C.NH4ClD.CH3COONa 详细分析: 选C。 在溶液中,盐电离产生的阴离子或阳离子跟水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应,叫作盐类的水解。 根据“有弱才水解,无弱不水解,谁弱谁水解,越弱越水解,都弱双水解,谁强显谁性,同强显中性,弱弱具体定”的规律,NH4Cl的水溶液因水解(NH +H2ONH3·H2O+H+)呈酸性,故选C。 3.盐MN溶于水的过程如图所示: 下列说法不正确的是( ) A.MN是强电解质 B.N-结合H+的能力一定比OH-强 C.该过程中c(OH-)>c(H+) D.溶液中存在c(HN)=c(OH-)-c(H+) 详细分析: 选B。 由图中看出MN完全电离成M+和N-,为强电解质,N-水解生成弱酸HN,溶液呈碱性,根据质子守恒c(OH-)=c(H+)+c(HN),即c(HN)=c(OH-)-c(H+),故A、C、D三项正确。 题组二 盐类水解的应用 4.(2019·浙江4月选考,T24)聚合硫酸铁[Fe(OH)SO4]n能用作净水剂(絮凝剂),可由绿矾(FeSO4·7H2O)和KClO3在水溶液中反应得到。 下列说法不正确的是( ) A.KClO3做氧化剂,每生成1mol[Fe(OH)SO4]n消耗6/nmolKClO3 B.生成
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