高考化学复习学案第8章 水溶液中的离子平衡第2节 水的电离和溶液的酸碱性讲练含答案.docx
《高考化学复习学案第8章 水溶液中的离子平衡第2节 水的电离和溶液的酸碱性讲练含答案.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《高考化学复习学案第8章 水溶液中的离子平衡第2节 水的电离和溶液的酸碱性讲练含答案.docx(36页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
![高考化学复习学案第8章 水溶液中的离子平衡第2节 水的电离和溶液的酸碱性讲练含答案.docx](https://file1.bdocx.com/fileroot1/2023-2/7/b25516a5-af34-4b66-8368-697419392b2b/b25516a5-af34-4b66-8368-697419392b2b1.gif)
高考化学复习学案第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性讲练含答案
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
考点1水的电离
[基础知识整合]
1.水的电离
(1)电离方程式:
H2OH++OH-或2H2OH3O++OH-。
(2)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+)=c(OH-)。
2.水的离子积常数
(1)表达式:
Kw=c(H+)·c(OH-)。
25℃时,Kw=10-14,100℃时,Kw=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:
适用于纯水、酸、碱、盐的稀溶液。
(4)意义:
Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。
3.外界因素对水的电离平衡的影响
(1)温度:
温度升高,促进水的电离,Kw增大;
温度降低,抑制水的电离,Kw减小。
(2)酸、碱:
抑制水的电离。
(3)能水解的盐:
促进水的电离。
(4)能与水反应的活泼金属:
促进水的电离。
[应用体验]
1.向水中分别加入
(1)NaOH、
(2)NH4Cl,请分析水的电离平衡移动方向,c(H+)、c(OH-)变化,水的电离程度变化,Kw变化。
[提示]
(1)向左移,c(H+)减小,c(OH-)增大,水的电离程度变小,Kw不变。
(2)向右移,c(H+)增大,c(OH-)减小,水的电离程度变大,Kw不变。
2.25℃,pH=3的溶液中,H2O电离出的H+浓度为多少?
[提示] 若为水解呈酸性的盐溶液,促进水的电离,由水电离出的c(H+)水=1×10-3mol/L或若为酸,抑制水的电离,由水电离出的c(H+)水=1×10-11mol/L。
[考点探究]
角度1 影响水电离平衡的因素分析
1.25℃时,水的电离达到平衡:
H2OH++OH- ΔH>0,下列叙述正确的是( )
A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,Kw不变
C.向水中加入少量固体醋酸钠,平衡逆向移动,c(H+)降低
D.将水加热,Kw增大,pH不变
B [向水中加入稀氨水,增大了c(OH-),平衡逆向移动;加入固体NaHSO4,NaHSO4溶于水后电离生成H+,c(H+)增大,Kw不变;加入醋酸钠,CH3COO-结合水电离出的H+,使平衡正向移动,c(H+)降低;将水加热,Kw增大,pH减小。
]
2.25℃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( )
A.④>③>②>① B.②>③>①>④
C.④>①>②>③D.③>②>①>④
C [②、③为碱、酸抑制水电离;④中NH
水解促进水电离,①NaCl不影响水电离。
]
3.(2015·广东高考)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( )
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
C [A.由图可知a、b、c三点对应的平衡常数不变,故a、b、c为等温线,升温,不能由c向b变化。
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。
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。
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。
]
正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上的任意点的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,温度相同;
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同,温度不同;
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变,改变酸碱性;实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
角度2 溶液中H2O电离出的c(H+)H2O或c(OH-)H2O的计算
4.(2017·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na++H++SO
。
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( )
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
D [A项,Kw=1×10-6×1×10-6=1×10-12,温度高于25℃;B、C项,NaHSO4电离出的H+抑制H2O电离,c(H+)H2O=c(OH-)=1×10-10mol/L;D项,加H2O稀释c(H+)减小,而c(OH-)增大。
]
5.25℃时,在等体积的①pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol/L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.1∶10∶1010∶109
B.1∶5∶5×109∶5×108
C.1∶20∶1010∶109
D.1∶10∶104∶109
A [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-)=
=10-14mol/L;0.05mol/L的Ba(OH)2溶液中:
c(H2O)电离=c(H+)=
=10-13mol/L;pH=10的Na2S溶液中:
c(H2O)电离=c(OH-)=10-4mol/L;pH=5的NH4NO3溶液中:
c(H2O)电离=c(H+)=10-5mol/L。
它们的物质的量比值为:
10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1∶10∶1010∶109,故A正确。
]
(1)水的离子积Kw的理解
①水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H+和OH-存在。
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-)。
(2)c(H+)H2O=c(OH-)H2O的有关计算(25℃)
①酸溶液:
c(H+)H2O=c(OH-)H2O=c(OH-)
②碱溶液:
c(OH-)H2O=c(H+)H2O=c(H+)
③水解呈酸性的盐溶液:
c(H+)H2O=c(OH-)H2O=c(H+)
④水解呈碱性的盐溶液:
c(OH-)H2O=c(H+)H2O=c(OH-)
考点2溶液的酸碱性与pH的计算和判断
[基础知识整合]
1.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
(1)酸性溶液:
c(H+)>c(OH-),常温下,pH<7。
(2)中性溶液:
c(H+)=c(OH-),常温下,pH=7。
(3)碱性溶液:
c(H+)<c(OH-),常温下,pH>7。
2.pH
(1)定义式:
pH=-lgc(H+)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(室温下)
①由图示关系知,pH越小,溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H+)≤1mol/L的酸溶液或c(OH-)≤1mol/L的碱溶液。
3.pH的测定方法
(1)pH试纸法
pH试纸的使用方法:
把小片试纸放在表面皿或玻璃片上,用干燥的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸中央,试纸变色后,与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
但应注意:
①pH试纸不能伸入待测液中。
②pH试纸不能事先润湿,用pH试纸粗略测定pH。
③用广泛pH试纸测出溶液的pH是1~14的整数,读数不会出现小数。
(2)pH计法
常用pH计精确测量溶液的pH,读数时应保留两位小数。
[应用体验]
1.用“酸性”、“碱性”、“中性”或“不确定”填空。
(1)pH<7的溶液________。
(2)c(OH-)>1×10-7mol/L的溶液________。
(3)水电离出的c(H+)=1×10-4mol/L溶液________。
(4)c(H+)>c(OH-)的溶液________。
(5)pH=0的溶液(25℃)________。
(6)25℃时
=1×10-10mol/L的溶液________。
(7)pH=6的溶液________。
(8)Kw=1×10-12时pH=6的溶液________。
[提示]
(1)不确定
(2)不确定 (3)不确定 (4)酸性 (5)酸性 (6)酸性 (7)不确定 (8)中性
2.25℃时,
(1)0.005mol/L的H2SO4溶液pH=________。
(2)0.005mol/L的Ba(OH)2溶液pH=________。
(3)0.05mol/L电离度为0.2%的HA溶液的pH=________。
[提示]
(1)2
(2)12 (3)4
[考点探究]
角度1 溶液酸碱性的判断
1.判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合。
( )
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合。
( )
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合。
( )
(4)25℃时,pH=2的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合。
( )
(5)25℃时,pH=3的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合。
( )
(6)25℃时,pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合。
( )
(7)25℃时,pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等体积混合。
( )
(8)25℃时,pH=2的HCl和pH=12的NH3·H2O等体积混合。
( )
(9)25℃时,pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合。
( )
(10)25℃时,pH=3的硫酸溶液和pH=11的氨水等体积混合。
( )
[答案]
(1)中性
(2)碱性 (3)酸性 (4)中性
(5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性 (9)中性 (10)碱性
2.已知温度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( )
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-)
C [判断溶液呈中性的依据是c(H+)=c(OH-)。
A项中a=b,酸碱恰好完全反应生成正盐和水,由于酸碱强弱未知,不能确定溶液的酸碱性;B项中未说明温度为25℃,故混合溶液pH=7时不一定呈中性;C项混合溶液中,c(H+)·c(OH-)=Kw,因为c(H+)=
mol·L-1,则c(OH-)=
mol·L-1,c(H+)=c(OH-),故溶液呈中性;D项中c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-),只说明溶液中电荷守恒,无法判断溶液的酸碱性。
]
溶液酸碱性的判断
(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”。
(2)25℃时,pH之和等于14时,一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性;一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。
即谁弱谁过量,显谁性。
(3)强酸、强碱等体积混合(25℃时)
①pH之和等于14呈中性;②pH之和小于14呈酸性;③pH之和大于14呈碱性。
角度2 溶液稀释的pH的判断
3.25℃,pH=5的H2SO4溶液,加水稀释到500倍,则稀释后c(SO
)与c(H+)的比值为________。
[解析] 稀释前c(SO
)=
mol·L-1,稀释后c(SO
)=
mol·L-1=10-8mol·L-1,c(H+)接近10-7mol·L-1,所以
=
=
。
[答案]
4.
(1)体积相同,浓度均为0.2mol·L-1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释10倍,溶液的pH分别变成m和n,则m与n的关系为________。
(2)体积相同,浓度均为0.2mol·L-1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释m倍、n倍,溶液的pH都变成3,则m与n的关系为________。
(3)体积相同,pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释m倍、n倍,溶液的pH都变成3,则m与n的关系为________。
(4)体积相同,pH均等于13的氨水和NaOH溶液,分别加水稀释100倍,溶液的pH分别为m和n,则m和n的关系为________。
[解析]
(1)稀释10倍后两浓度均变为0.02mol/L,盐酸中的c(H+)>醋酸中的c(H+),故m(2)若稀释相同倍数,盐酸的pH仍比醋酸的小,故盐酸稀释的倍数大,故m>n。
(3)稀释相同倍数,CH3COOH溶液的pH变化较小,故m(4)稀释相同倍数,氨水的pH变化较小,故m>n。
[答案]
(1)m(2)m>n (3)mn
角度3 pH的有关计算与换算
5.求下列常温条件下溶液的pH(已知lg
=0.1,lg2=0.3,混合溶液忽略体积的变化)。
(1)0.1mol·L-1的CH3COOH溶液。
(已知CH3COOH的电离常数Ka=1.8×10-5)________
(2)将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合。
________
(3)将pH=5的盐酸与pH=9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。
________
(4)将pH=3的HCl与pH=3的H2SO4等体积混合。
________
[答案]
(1)2.9
(2)9.7 (3)6 (4)3
6.在某温度时,测得0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH=11。
(1)该温度下水的离子积常数Kw=________。
(2)在此温度下,将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的硫酸VbL混合。
①若所得混合液为中性,且a=12,b=2,则Va∶Vb=________。
②若所得混合液为中性,且a+b=12,则Va∶Vb=________。
[解析]
(1)由题意知,溶液中c(H+)=10-11mol·L-1,c(OH-)=0.01mol·L-1,故Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13。
(2)①根据中和反应:
H++OH-===H2O。
c(H+)·Vb=c(OH-)·Va
10-2·Vb=10-13/10-12·Va
=
=1∶10。
②根据中和反应H++OH-===H2O
c(H+)·Vb=c(OH-)·Va
10-b·Vb=10-13/10-a·Va
=
=1013-(a+b)=10,即Va∶Vb=10∶1。
[答案]
(1)10-13
(2)①1∶10 ②10∶1
7.25℃时,100mLpH=a的稀H2SO4与10mLpH=b的NaOH溶液混合,溶液呈中性,则a,b的关系为________。
[解析] 100×10-a=10×10-14+b
10-a+2=10-14+b+1,故-a+2=-14+b+1,
a+b=15。
[答案] a+b=15
溶液(强酸、强碱)混合的pH的计算思路
(1)同性混合
①若为酸的溶液混合,则先求c(H+)混=[c(H+)1V1+c(H+)2V2]/(V1+V2),再直接求pH。
②若为碱的溶液混合,则先求c(OH-)混=[c(OH-)1V1+c(OH-)2V2]/(V1+V2),再求c(H+)=Kw/c(OH-)混,最后求pH。
(2)异性混合
①若酸过量,则先求c(H+)混=[c(H+)酸V酸-c(OH-)碱V碱]/(V酸+V碱),再直接求pH。
②若碱过量,则先求c(OH-)混=[c(OH-)碱V碱-c(H+)酸V酸]/(V酸+V碱),再求c(H+)=Kw/c(OH-)混,最后求pH。
考点3|酸碱中和滴定及其应用
[基础知识整合]
1.实验原理
利用酸碱中和反应,用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=
。
酸碱中和滴定的关键:
(1)准确测定标准液与待测液的体积。
(2)准确判断滴定终点。
2.实验用品
(1)仪器:
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。
(2)试剂:
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管
①构造:
“0”刻度线在上方,尖嘴部分无刻度。
②精确度:
读数可估计到0.01mL。
③洗涤:
先用蒸馏水洗涤,再用待装液润洗。
④排泡:
酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项:
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开
3.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备
①滴定管:
查漏→洗涤→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录。
②锥形瓶:
洗涤→装液→加指示剂(变色不明显)。
(2)滴定
(3)终点判断
等滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且半分钟内不变色,视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。
(4)数据处理
按上述操作重复二至三次,求出用去标准盐酸体积的平均值及待测碱液体积的平均值,根据c(NaOH)=
计算。
[应用体验]
用中和滴定法测定某烧碱样品的纯度,试根据实验回答下列问题:
(1)指示剂可以选用________。
(2)滴定过程中,眼睛应注视____________________________;
在铁架台上垫一张白纸,其目的是_______________________。
(3)下列实验操作会对滴定结果产生什么影响(填“偏高”、“偏低”或“无影响”)?
①观察酸式滴定管液面时,开始俯视,滴定终点平视,则滴定结果____。
②若将锥形瓶用待测液润洗,然后再加入10.00mL待测液,则滴定结果___。
[提示]
(1)酚酞或甲基橙
(2)锥形瓶内溶液颜色的变化 便于观察锥形瓶内液体颜色的变化,减小滴定误差
(3)①偏高 ②偏高
[考点探究]
角度1 酸碱中和滴定操作、数据处理与误差分析
1.某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行的如下操作,正确的是( )
A.用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中
B.称取4.0gNaOH放到1000mL容量瓶中,加水至刻度,配成1.00mol·L-1NaOH标准溶液
C.用NaOH溶液滴定白醋,使用酚酞作指示剂,溶液颜色恰好由无色变为浅红色,且半分钟内不变色时,为滴定终点
D.滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化,防止滴定过量
C [量取白醋应用酸式滴定管,A错误;NaOH的溶解应在烧杯中完成,B错误;在滴定过程中,操作时眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化,D错误。
]
2.(2015·广东高考)准确移取20.00mL某待测HCl溶液于锥形瓶中,用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定。
下列说法正确的是( )
A.滴定管用蒸馏水洗涤后,装入NaOH溶液进行滴定
B.随着NaOH溶液滴入,锥形瓶中溶液pH由小变大
C.用酚酞作指示剂,当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定
D.滴定达终点时,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则测定结果偏小
B [A.滴定管用蒸馏水洗涤后,需用待装液润洗才能装入NaOH溶液进行滴定。
B.随着NaOH溶液的滴入,锥形瓶内溶液中c(H+)越来越小,故pH由小变大。
C.用酚酞作指示剂,当锥形瓶内溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不褪去,说明达到滴定终点,应停止滴定。
D.滴定达终点时,滴定管尖嘴部分有悬滴,则所加标准NaOH溶液量偏多,使测定结果偏大。
]
3.某学生根据3次实验分别记录有关数据如表所示:
依据表中数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。
[解析] 根据三次实验数据,第二次为无效数据。
[答案]
=
=26.10mL,c(NaOH)=
=0.1044mol·L-1。
(1)指示剂选择的基本原则
变色要灵敏,变色范围要小,使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
①不能用石蕊作指示剂(颜色深变色不明显)。
②滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂。
③滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂。
④强酸滴定强碱一般用甲基橙,但用酚酞也可以。
⑤并不是所有的滴定都须使用指示剂,如用标准的Na2SO3溶液滴定酸性KMnO4溶液时,酸性KMnO4溶液颜色褪去时即为滴定终点。
⑥涉及I2的反应或生成时,用淀粉溶液作指示剂。
(2)误差分析的原理
根据原理c标准·V标准=c待测·V待测,所以c待测=
,因为c标准与V待测已确定,因此只要分析出不正确操作引起V标准的变化,即分析出结果。
角度2 滴定曲线(pH曲线)的分析
4.如图曲线a和b是盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线,下列叙述正确的是( )
A.盐酸的物质的量浓度为1mol·L-1
B.P点时恰好完全反应,溶液呈中性
C.曲线a是盐酸滴定氢氧化钠溶液的滴定曲线
D.酚酞不能用作本实验的指示剂
B [由滴定起始时pH=1可知盐酸的浓度为0.1mol·L-1,A错误;由曲线a起始时溶液pH=1可知,是用NaOH溶液滴定盐酸的曲线,C错误;强酸与强碱中和滴定操作中可选用酚酞作为指示剂,D错误。
]
5.(2016·全国乙卷)298K时,在20.0mL0.10mol·L-1氨水中滴入0.10mol·L-1的盐酸,溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。
已知0.10mol·L-1氨水的电离度为1.32%,下列有关叙述正确的是( )
A.该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B.M点对应的盐酸体积为20.0mL
C.M点处的溶液中c(NH
)=c(Cl-)=c(H+)=c(OH-)
D.N点处的溶液中pH<12
D [A项用0.10mol·L-1盐酸滴定20.0mL0.10mol·L-1氨水,二者恰好完全反应时生成强酸弱碱盐NH4Cl,应选用甲基橙作指示剂。
B项当V(HCl)=20.0mL时,二者恰好完全反应生成NH4Cl,此时溶液呈酸性,而图中M点溶液的pH=7,故M点对应盐酸的体积小于20.0mL。
C项M点溶液呈中性,则有c(H+)=c(OH-);据电荷守恒可得c(H+)+c(NH
)=c(OH-)+c(Cl-),则有c(NH
)=c(Cl-),此时溶液中离子浓度关系为c(NH
)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-)。
D项NH3·H2O为弱电解质,部分发生电离,N点时V(HCl)=0,此时氨水的电离度为1.32%,则有c(OH-)=0.10mol·L-1×1.32%=1.32×10-3mol·L-1,c(H+)=
=
mol·L-1≈7.58×10-12mol·L-1,故N点处的溶液中pH<12。
]