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1、水溶液中的离子平衡1 学问要点一、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 物质单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯洁物 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确定是离子化合物，也确定是强电解
2、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、电解质及非电解质本质区分：在确定条件下（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及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、非电解质确定是共价化合物；离子化合物确定是强电解质；B、强电解质的水溶液确定能导电；非电解质的水溶液确定不导电；C、浓度一样时，强电解质的水溶液的导电性确定比弱电解质强；D、一样条件下，pH一样的盐酸和醋酸的导电性一样。3、强电解质及弱电质的本质区分：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） 留意：
3、电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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、强弱电解质通过试验进展断定的方法(以HAc为例)：（1）溶液导电性比照试验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2；（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pHa +2（5）将物质的量浓度一样的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溶液及pH=13的NaO
4、H溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比拟物质的量浓度一样的HAc溶液及盐酸分别及同样的锌粒反响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：试验室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？为什么？ ）5、强酸（HA）及弱酸（HB）的区分：(1)溶液的物质的量浓度一样时，pH(HA)pH(HB) (2)pH值一样时，溶液的浓度CHACHB(3)pH一样时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB物质的量浓度一样的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；体积一样时分别及同种NaOH溶液反响，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。pH一样的盐酸、硫酸
5、和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是 ，最大的是 ；体积一样时分别及同种NaOH溶液反响，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“=”）；试推想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：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = H+OH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 10-14留意：KW只及温度有关，温度确定，则KW值确定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶
6、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：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） 温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）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） 试比拟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依次是 。4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= -lgH+ 留意：酸性溶液不确定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不确定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； 碱性溶液不确定是碱溶
7、液（可能是 溶液）。已知100时，水的KW=110-12，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 最简洁的方法。 操作：将一小块pH试纸放在干净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后及标准比色卡比拟读数即可。 留意：事先不能用水潮湿PH试纸；只能读取整数值或范围 用潮湿的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
8、的PH石蕊5红色58紫色8蓝色甲基橙3.1红色3.14.4橙色4.4黄色酚酞8无色810浅红10红色试根据上述三种指示剂的变色范围，答复下列问题：强酸滴定强碱最好选用的指示剂为： ，缘由是 ；强碱滴定强酸最好选用的指示剂为： ，缘由是 ；中和滴定不用石蕊作指示剂的缘由是 。三 、混合液的pH值计算方法公式1、强酸及强酸的混合：（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、强碱及强碱的混合：（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） (留意 :不能干
9、脆计算H+混)3、强酸及强碱的混合：（先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-，H+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） 留意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽视不计！ 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的盐酸中参加1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。四、稀释过程溶液pH值的变更规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时
10、，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、不管任何溶液，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76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变更得慢，强酸、强碱变更得快。 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10
11、00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、碱恰好完全反响”及“自由H+及OH-恰好中和”酸碱性推断方法1、酸、碱恰好反响（现金+存款相等）：恰好生成盐和水，看盐的水解推断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）2、自由H+及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中参加10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，缘由是 ；pH=3的H
12、Cl及pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 性，缘由是 。（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pH4 B、参加等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7C、参加等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7D、参加等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH7六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律： 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。多元弱酸根，浓度一样时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3)弱酸酸性强弱比拟：A、同主
13、族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特别值进展记忆。如酸性：HFH3PO4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOHCH3COOH）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 FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35COONa（2）浓度一样时，下列溶液性质的比拟错误的是（ ） 酸性：H2SH2Se 碱性：Na2SNaHS 碱性：HCOONaCH3COONa 水的电离程度：NaAcNaAlO2 溶液的pH
14、：NaHSO3Na2SO4NaHCO3NaClO2、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： 温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热）浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）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溶液呈碱性原缘由用方程式表示为 ；能削减Na2CO3溶液
15、中CO32-浓度的措施可以是（ ） 加热 加少量NaHCO3固体 加少量(NH4)2CO3固体加少量NH4Cl 加水稀释 加少量NaOH4、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4- 电离程度水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）写出NaH2PO4溶液中全部的水解和电离方程式 ，并指示溶液中H3PO4、HPO42-及H2PO4-的大小关系 。5、双水解反响： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反响为双水解反响（即弱酸弱碱盐）。双水解反响互相促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为
16、例说明如下： NH4Ac = NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3H2O + H+ Ac + H2O HAc + OH-两个水解反响生成的H+和OH反响生成水而使两个水解反响的生成物浓度均削减，平衡均右移。 （2）常见的双水解反响完全的为：Fe3+、Al3+及AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是互相水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“=”并标“”，其离子方程式配平根据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 写出Al3+及CO32-、HCO3-在水溶液中反响的离子方程式：
17、 ， ；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为 ，泡沫灭火器中运用硫酸铝及小苏打而不用纯碱的缘由是 ；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：混施化肥（N、P、K三元素不能变成和） 泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝合）明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的外表积，吸附水中悬浮物而聚沉）NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）推断溶液酸碱性（强者显性）比拟盐溶液离子浓度的大小 推断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）配制
18、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H2S H+ + HS- ； HS- H+ + S2-例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 留意：不管是水解还是电离，都确定于第一步，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+ + 3H2O Al(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- +H2O H3O+ + CO32- B、BaSO4 = Ba2+
19、+ SO42-C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32-八、溶液中微粒浓度的大小比拟 1、根本原则：抓住溶液中微粒浓度必需满意的两种守恒关系： 电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度及其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度及其所带电荷数的乘积之和物料守恒(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全部微粒的量(或浓度)之和 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：中常化
20、学常见的有三对等浓度的HAc及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NH3H2O及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及NaCN的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性驾驭其处理方法（即抓主要冲突）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，HAc0.1mol/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（
21、见专题）十、溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见学问 （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响为完全反响，用“=”。 （2）反响后离子浓度降至110-5mol/L以下的反响为完全反响，用“=”。如酸碱中和时H+降至10-7mol/LOH-。 （2）强碱弱酸盐：如NaAc，水电离产生的H+局部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（ ）
22、 A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液 B、HSO3-H2SO3SO32- C、该溶液中由水电离出的H+为110-4mol/L D、参加少量NaOH使溶液的pH上升会使水的电离受抑制五、Qc及K Qc为浓度商：是指刚开场反响（但未反响）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响时的浓度） K为平衡常数：是指可逆反响到达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及K的相对大小可反映出体系是否为平衡
23、状态：（1） QcK，过平衡状态，反响将逆向进展；（2） Qc=K，平衡状态；（3） QcK，未平衡状态，反响将正向进展 已知25时CaSO4的Ksp=9.110-6，若将0.02mol/L的Na2SO4溶液及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、溶液导电实力的变更 【例1】把0.05mol NaOH固体分别参加到100mL下列液体中，溶液的导电实力变更最小的是 A0.05 molL1 硫酸 B0.6 molL1盐酸 C0.5 molL1的醋酸； D0.5 molL1KCl溶液 方法：写将化学程式改为离子方程式的第一步，比拟反响前后溶液中离
24、子数的变更 关键：不需考虑弱电解质的电离及离子的水解；留意参加物质是否过量2、水电离出的H+浓度为已知条件的离子共存推断 【例2】在由水电离产生的c（H+）=110-14mol/L的溶液中，确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+）=110-14mol/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”。留意：若由水电离产生的H+浓度大于10-7m
25、ol/L，则溶液确定呈酸性，溶质中确定有强酸弱碱盐。 【例3】由水电离产生的c（H+）=110-5mol/L的溶液，其溶质可能是 A、NaHSO4 B、AlCl3 C、H2SO4 D、NaH2PO43、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- HOH- BNH4+Cl- OH-H CCl- NH4+H OH- DCl-NH4+OH-H解析：利用“pH之和为14的酸碱等体积混合后，谁弱谁过量显谁性。”规律，推断反响后溶液为NH4Cl和NH3H2O的混合溶液且呈碱性，而溶液呈碱性，则以氨水的电离为主，故选B 【例5】
26、在常温下10mLpH=10的KOH溶液中，参加pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7（设反响前后体积不变），则对反响后溶液的叙述正确的是A、A- = K+ B、H+ = OH-K+A- C、V总20mL D、V总20mL解析：分HA为强酸和弱酸两种状况，再结合14规则：假设酸为弱酸，则参加10mL弱酸后溶液呈酸性，而已知溶液呈中性，故参加的弱酸体积小于10mL。4、溶液混合后离子浓度大小的比拟 【例6】将0.1mol/L NaOH和0.1mol/LNH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小正确的依次是： ANaCl-OH-H BCl-Na OH-H CNa= Cl-OH-H DNa= Cl-H
27、OH- 解析：NaOH+NH4Cl=NaCl+NH3H2O，故先不考虑水解和电离（含水的电离），分别列出反响前后各微粒的物质的量，若反响后有两种或几种微粒的量相等，则要考虑离子的水解和电离。 【例7】将100ml、0.1mol/L的BaCl2溶液中参加到100ml、0.2mol/L的H2SO4溶液中，则溶液中存在的离子浓度的关系的是：AH+Cl-Ba2+SO42- BCl-H+SO42-Ba2+ CH+Cl-SO42-Ba2+ DCl-H+Ba2+SO42-5、量变而量浓度不变 【例8】确定温度下，向足量的石灰乳中加少量生石灰时，下列有关说法错误的是（ ） A、溶液中Ca2+数不变 B、溶液的
28、pH不变 C、溶液的密度不变 D、溶液中Ca2+不变 解析：题目已说明温度不变，故不需考虑热效应。CaO + H2O = Ca(OH)2(s)，使溶液中水削减而析出Ca(OH)2，但溶液依旧为饱和溶液！本题就相当于从饱和石灰水中移去局部饱和溶液，各组分的量变小了，但浓度等度并不变。 【例9】确定温度下，向足量Na2CO3饱和溶液中参加1.06g无水碳酸钠，析出Na2CO310H2O晶体，下列有关说法正确的是 A、析出晶体质量2.86g； B、溶液的pH不变 C、溶液中Na+数增加 D、溶液质量削减3 综合训练1、下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是（ ）A、强电解质都是离子化合物，弱电解质都是
29、共价化合物B、强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物C、强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子D、强电解质的导电实力强，弱电解质的导电实力弱2、下列离子方程式中，正确的是（ ）A、CH3COOH = CH3COO- + H+ B、NaOH = Na+ + OH-C、KClO3K+ + ClO3- D、BaSO4 = Ba2+ + S2- +4O2-3、氨水有下列平衡：NH3H2O NH4+ + OH- 当其它条件不变时，变更下列条件，平衡向左挪动，且c(NH4+)增大的是（ ）A、加NaOH B、加盐酸 C、加NH4Cl D、加同浓度氨水4、水是一种极弱电解质，
30、在室温下平均每n个水分子中只有一个水分子发生电离，则n值为（ ）A、110-14 B、55.6107 C、107 D、55.65、在100，100 mL蒸馏水中c(OH-) = 110-6 molL-1，当变更下列条件之一时，c(OH-)仍旧等于110-6 molL-1的是（ ）A、温度降低到25 B、参加10-6 mol NaOH固体，保持100C、参加10-6 mol NaCl固体。温度降低到25 D、蒸发掉50 mL水，保持1006、在0.01 molL-1的H2SO4溶液中由水电离出的c(OH-)是（ ）A、510-13 molL-1 B、0.01 molL-1 C、110-7 mol
31、L-1 D、110-2molL-17、pH为4.5的盐酸1 mL稀释为约1 L，稀释前后溶液中指示剂的颜色变更是（ ）A、稀释前后酚酞均为无色 B、石蕊由红色变为紫色C、甲基橙由红色变为黄色 D、甲基橙由黄色变为橙色8、60 mL 0.5 molL-1 NaOH溶液和40 mL 0.4 molL-1的H2SO4相混合后，溶液的pH约为（ ）A、0.5 B、1.7 C、2 D、13.29、在盐类的水解过程中，下列叙述正确的是（ ）A、盐的电离平衡被破坏 B、水的电离平衡被破坏C、没有发生中和反响 D、溶液的pH确定变大10、物质的量浓度一样、体积也一样的一元酸和一元碱互相中和时，溶液（ ）A、显
32、酸性 B、显碱性 C、显中性 D、酸碱性无法确定11、为了配置CH3COO-及Na+离子物质的量浓度值比为1：1的溶液，可向溶液中参加（ ）A、适量的盐酸 B、适量的NaOH固体 C、适量的KOH 固体 D、适量的NaCl固体12、下列反响中，属于水解反响且使溶液显酸性的是（ ）A、NH4+ + H2O NH3H2O + H+ B、HCO3- + H2O CO32- + H3O+ C、S2- + H2O HS- + OH- D、NH3 +H2O NH4+ +OH-13、试验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释到所需的浓度，这样操作的目的是（ ）A、进步硫酸铁的溶解度 B、防止硫酸铁分解 C、降低溶液的pH D、抑制硫酸铁水解14、试验室有下列试剂：NaOH溶液 水玻璃 Na2S溶液 NH4Cl溶液 浓H2SO4，其中必需用带橡胶塞的试剂瓶保存的是（ ）A、 B、 C、 D、15、将0.1mol下列物质置于1 L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是（ ）A、KCl B、Mg(OH)2 C、Na2CO3 D、MgSO416、物质的量浓度一样的下列溶液中，含微粒种类最多的是（ ）A、CaCl2 B、CH3COONa C、NH3 D、K2S17、下列物质的稀溶液中，溶质的阴、阳离子的个数比为1 ：2的是（ ）A、(NH4)2SO4 B、NaHS