水溶液中的离子平衡的复习教案.docx

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水溶液中的离子平衡的复习教案

水溶液中的离子平衡（复习）

§1知识要点

一、弱电解质的电离

1、定义：

电解质、非电解质；强电解质、弱电解质

下列说法中正确的是（）

A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；

B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；

C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；

D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：

在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）

电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物

离子化合物与共价化合物鉴别方法：

熔融状态下能否导电

下列说法中错误的是（）

A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；

B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；

C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；

D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。

3、强电解质与弱电质的本质区别：

在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）

注意：

①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）

4、强弱电解质通过实验进行判定的方法（以HAc为例）：

（1）溶液导电性对比实验；

（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；

（3）测NaAc溶液的pH值；（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH

（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性

（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;

（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性

（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率

最佳的方法是和；最难以实现的是，说明理由

。

（提示：

实验室能否配制0.1mol/L的HAc？

能否配制pH=1的HAc？

为什么？

）

5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：

（1）溶液的物质的量浓度相同时，pH（HA）＜pH（HB）

（2）pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB

（3）pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB

物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是，pH最大的是；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为。

pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是，最大的是；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为。

甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c（H+）为乙酸中c（H+）的3倍，欲使两溶液中c（H+）相等，则需将甲酸稀释至原来的3倍（填“<”、“>”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱。

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水离平衡：

H2O

H++OH-水的离子积：

KW=[H+]·[OH-]

25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=10-14

注意：

KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：

（1）可逆

（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：

抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）

②温度：

促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐：

促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）

试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是。

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lg[H+]

注意：

①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；

②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；

③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。

已知100℃时，水的KW=1×10-12，则该温度下

（1）NaCl的水溶液中[H+]=，pH=，溶液呈性。

（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH=；0.01mol/L的NaOH溶液的pH=

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞

pH试纸——最简单的方法。

操作：

将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。

注意：

①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围

用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是。

（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：

指示剂

变色范围的PH

石蕊

＜5红色

5～8紫色

＞8蓝色

甲基橙

＜3.1红色

3.1～4.4橙色

＞4.4黄色

酚酞

＜8无色

8～10浅红

＞10红色

试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：

①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：

，原因是；②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为：

，原因是

；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。

三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：

（先求[H+]混：

将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）

[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：

（先求[OH-]混：

将两种酸中的OH离子数相加除以总体积，再求其它）

[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）（注意:

不能直接计算[H+]混）

3、强酸与强碱的混合：

（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

注意：

在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！

将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa（OH）2溶液后pH=。

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：

稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：

稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n（但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：

稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：

稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n（但始终不能小于或等于7）

5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为，若使其pH变为5，应稀释的倍数应（填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+]：

[SO42-]=；pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。

五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法

1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：

恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。

（无水解，呈中性）

2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：

pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。

”：

生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。

（无弱者，呈中性）

（1）100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈性，原因是

；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈性，原因是。

（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是

A、上述弱酸溶液的pH＝4

B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7

C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7

D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7

六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解规律：

①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。

（如:

Na2CO3＞NaHCO3）

③弱酸酸性强弱比较：

A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。

如酸性：

HFH3PO4）

B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）

C、一些常见的酸的酸性：

HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。

（1）下列物质不水解的是；水解呈酸性的是；水解呈碱性的是

①FeS②NaI③NaHSO4④KF⑤NH4NO3⑥C17H35COONa

（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（）

①酸性：

H2S>H2Se②碱性：

Na2S>NaHS③碱性：

HCOONa>CH3COONa

④水的电离程度：

NaAc

NaHSO3

2、盐类水解的特点：

（1）可逆

（2）程度小（3）吸热

下列说法错误的是：

A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；

B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；

C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；

D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。

3、影响盐类水解的外界因素：

①温度：

温度越高水解程度越大（水解吸热）

②浓度：

浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③酸碱：

促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（）

①加热②加少量NaHCO3固体③加少量（NH4）2CO3固体

④加少量NH4Cl⑤加水稀释⑥加少量NaOH

4、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：

如HSO4-

②电离程度＞水解程度，显酸性（如:

HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显碱性（如：

HCO3-、HS-、HPO42-）

写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式

，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。

5、双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。

双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。

其促进过程以NH4Ac为例解释如下：

NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3·H2O+H+Ac—+H2OHAc+OH-

两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。

（2）常见的双水解反应完全的为：

Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）；其特点是相互水解成沉淀或气体。

双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：

2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑

写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式：

，

；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为，泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是；能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是。

6、盐类水解的应用：

①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）

②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）

③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）

④明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）

⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）

⑥判断溶液酸碱性（强者显性）

⑦比较盐溶液离子浓度的大小

⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）

⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解）

七、电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：

分步书写

例：

H2S的电离H2SH++HS-；HS-H++S2-

例：

Na2S的水解：

H2O+S2-HS-+OH-H2O+HS-H2S+OH-

注意：

不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：

一步书写

例：

Al3++3H2OAl（OH）3+3H+

下列方程式中属于电离方程式的是；属于水解方程式的是

A、HCO3-+H2OH3O++CO32-B、BaSO4==Ba2++SO42-

C、AlO2-+2H2OAl（OH）3+OH-D、CaCO3（s）Ca2++CO32-

八、溶液中微粒浓度的大小比较

1、基本原则：

抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：

①电荷守恒（电荷数前移）:

任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

②物料守恒（原子个数前移）:

某原子的总量（或总浓度）＝其以各种形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和

③质子守恒（得失H+个数前移）:

：

∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数==∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数

2、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：

①中常化学常见的有三对

等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：

弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性

等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：

弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性

等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：

弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性

②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）

例：

0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.

（因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解”考虑，即只考虑酸的电离。

）

九、酸碱中和滴定（见专题）

十、溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。

生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。

（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。

如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5

mol/L，故均用“=”。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三种微溶物质：

CaSO4、Ca（OH）2、Ag2SO4

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca（OH）2为放热，升温其溶解度减少。

（6）溶解平衡存在的前提是：

必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“”。

如：

Ag2S（s）2Ag++S2-

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：

Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：

常加入难溶性的MO、M（OH）2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。

如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化还原沉淀法：

加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见）

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。

常采用的方法有：

①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。

使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。

5、沉淀的转化：

溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

（1）对于Ag2S（s）2Ag++S2-，其Ksp的表达式为。

（2）下列说法中不正确的是

①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；

②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；

③对于Al（OH）3（s）Al（OH）3Al3++3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；

④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg（OH）2的溶解度比MgCO3大；

⑤沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。

（3）如何除去Mg（OH）2中混有的Ca（OH）2?

。

§2方法、归纳和技巧

一、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别

酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中[H+]的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。

溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。

下列说法中错误的是

A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强；

B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解；

C、溶液的酸性越强，则溶液中的[H+]越大，水的电离程度就越小；

D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。

二、溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别

溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。

电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；电解质溶液导电的同时一定发生电解！

电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。

电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。

相同条件下，强电解质溶液的导电性比弱电解质的强（即导电性对比实验）。

（1）常见的三种导电方式为、和电子空穴导电。

（2）浓度相同的HCl、HAc、NaHSO4三种酸并联入同一电路中，导电性最强的是，最弱的是。

三、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性

1、加水均能促进三大平衡；

2、加热均能促时三大平衡（溶解平衡个别例外）

3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响.

4、均遵循勒夏特列原理。

对于AgCl（s）Ag++Cl-，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是（）

①加氨水②加水③加NaCl（s）④加AgCl（s）⑤加NaBr（s）⑥加热

四、酸碱盐对水的电离的影响

1、水中加酸：

酸电离出的H+使平衡H2OH++OH-逆移，溶液中[H+]主要是酸电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；[OH-]全由水电离产生。

2、水中加碱：

碱电离出的OH-使平衡H2OH++OH-逆移，溶液中[OH-]主要是碱电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；[H+]全由水电离产生。

3、正盐溶液中的[H+]、[OH-]均由水电离产生：

（1）强酸弱碱盐：

如AlCl3，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中[H+]>[OH-]。

（2）强碱弱酸盐：

如NaAc，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使溶液中[OH-]>[H+]。

4、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电离。

已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（）

A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液

B、[HSO3-]>[H2SO3]>[SO32-]

C、该溶液中由水电离出的[H+]为1×10-4mol/L

D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制

五、Qc与K

Qc为浓度商：

是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度）

K为平衡常数：

是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。

在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：

化学平衡常数（K）、电离常数（Ka）、水解常数（Kh）、溶度积（Ksp）。

Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：

（1）Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；

（2）Qc=K，平衡状态；

（3）Qc

已知25℃时CaSO4的Ksp=9.1×10-6，若将0.02mol/L的Na2SO4溶液与0.004mol/LCaCl2溶液等体积混合，试通过计算溶液中是否有沉淀析出

六、解题方法

1、溶液导电能力的变化

【例1】把0.05molNaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是

A．0.05mol·L—1硫酸B．0.6mol·L—1盐酸

C．0.5mol·L—1的醋酸；D．0.5mol·L—1KCl溶液

方法：

写将化学程式改为离子方程式的第一步，比较反应前后溶液中离子数的变化

关键：

不需考虑弱电解质的电离及离子的水解；注意加入物质是否过量

2、水电离出的[H+]浓度为已知条件的离子共存判断

【例2】在由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的离子组是

A）NH4+,Al3+,Br-,SO42-B）Na+,Mg2+,Cl-,NO3-C）K+,Ba2+,Cl-,NO3-D）K+,Na+,SO32-,SO42-

方法：

“由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液”即溶液的pH可能为14也可能为0；也即“下列各组离子既能大量存在于酸性溶液中也能大量存在于碱性溶液之中的是”。

注意：

若由水电离产生的H+浓度大于10-7mol/L，则溶液一定呈酸性，溶质中一定有强酸弱碱盐。

【例3】由水电离产生的c（H+）=1×10-5mol/L的溶液，其溶质可能是

A、NaHSO4B、AlCl3C、H2SO4D、NaH2PO4

3、14规则的运用

【例4】将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：

A．[NH4+]＞[Cl-]＞[H＋]＞[OH-]B．[NH4+]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H＋]

C．[Cl-]＞[NH4+]＞[H＋]＞[OH-]D．[Cl-]＞[NH4+]＞