3.3+盐类的水解 课件 2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第三节　盐类的水解 第三章　水溶液中的离子反应与平衡 【课时分配】 第一课时：盐溶液的酸碱性及原因分析 第二课时：盐类的水解规律及离子方程式的书写 第三课时：探究盐类水解的影响因素及Kh 第四课时：盐类水解的应用 第五课时：水溶液中的微粒浓度关系（三种守恒） 【知识清单】 一、盐溶液的酸碱性及原因分析 1、强酸强碱盐的水溶液显中性；强酸弱碱盐的水溶液显酸性；强碱弱酸盐的水溶液显碱性。 2、盐电离出的弱离子与水电离出的H+或OH-生成弱电解质，促进了水的电离平衡。 【知识清单】 二、盐类的水解规律及离子方程式的书写 1、盐类水解的定义：在溶液中，盐电离出来的离子跟水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应 2、水解的规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解；谁强显谁性；同强显中性。 3、盐类水解方程式的书写 【知识清单】 三、探究盐类水解的影响因素及Kh 1、内因：盐的性质 2、外因：反应条件 3、Kh的计算及与电离平衡常数的关系 【知识清单】 四、盐类水解的应用 1、判断盐溶液的酸碱性——谁强显谁性，同强显中性 2、判断溶液中粒子浓度大小；3、某些盐溶液的配制、保存；4、胶体制备，净水；5、制备某些无机化合物；6、化肥施用；7、泡沫灭火器原理（完全互促水解）；8、判断盐溶液蒸干时所得的产物；9、除杂 【知识清单】 五、水溶液中微粒浓度关系的大小比较 1、电离理论——弱电解质的电离是微弱的 2、水解理论——弱电解质离子的水解是微弱的 3、三大守恒的应用 学习目标 1．通过实验探究，认识盐类水解的原理；能应用盐类的水解原理判断盐溶液的酸碱性。 2．掌握盐类水解的原理及Kh的计算，能够准确的书写水解离子方程式。 3．能综合运用电离平衡和水解平衡原理，判断溶液中粒子浓度大小关系。 4．掌握电荷守恒、物料守恒、质子守恒的书写方法和规律。 盐类的水解（第一课时） 盐溶液的酸碱性及呈现酸碱性的原因 化学（人教版）选择性必修1 第三章 第三节 第一课时 情境引入 Na2CO3是日常生活中常用的盐，俗称纯碱，常在面点加工时用于中和酸并使食品松软或酥脆，也常用于油污的清洗等。 思考： 碳酸钠俗称纯碱，但它并不是碱而是盐，为什么Na2CO3可被当作 “碱”使用呢？ 一、盐类的水解 1.盐溶液的酸碱性 【提出问题】 酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性。那么，盐溶液的酸碱性如何呢？与盐的类型之间有什么关系？ 盐溶液 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4 酸碱性             盐的类型             酸碱指示剂法 pH计法 pH试纸法 活动一 根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中的盐按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐进行分类。 活动一 通过观看视频思考盐溶液中呈现酸碱性不同的原因 测定盐溶液的pH 溶液呈酸性、碱性还是中性，取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。那么，是什么原因造成不同类型的盐溶液中c(H+)和c(OH-)相对大小的差异呢？ 思考 活动二、依据溶液中的存在离子情况分析盐溶液呈现不同酸碱性的原因 1.强酸弱碱盐呈酸性原因（以NH4Cl溶液为例） 分析内容 示例：NH4Cl溶液呈酸性的原因 电离 方程式 盐溶液中 存在的离子 总化学反应方程式 总离子反应方程式 溶液中离子浓度的变化 c(H+ )和c(OH-)相对大小 H2O H+ + OH- NH4Cl Cl- + NH4+ NH3·H2O H2O OH- Cl- NH4+ H+ c(H+)>c(OH-) NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl H+ OH- NH4+ 有弱电解质生成 NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ 溶液呈酸性 2.强碱弱酸盐呈碱性原因（以CH3COONa溶液为例） 分析内容 示例：CH3COONa溶液呈碱性的原因 电离 方程式 盐溶液中 存在的离子 总化学反应方程式 总离子反应方程式 溶液中离子浓度的变化 c(H+ )和c(OH-)相对大小 有弱电解质生成 c(H+)<c(OH-) H+ OH- CH3COO- CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH H2O OH- + H+ CH3COOH CH3COONa CH3COO- + Na+ H2O OH- CH3COO- Na+ H+ 溶液呈碱性 活动二、依据溶液中的存在离子情况分析盐溶液呈现不同酸碱性的原因 分析内容 示例：NaCl溶液呈中性的原因 电离 方程式 盐溶液中 存在的离子 总化学反应方程式 总离子反应方程式 溶液中离子浓度的变化 c(H+ )和c(OH-)相对大小 3.强酸强碱盐呈中性原因（以NaCl溶液为例） H2O OH- + H+ 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H+)＝c(OH-)，呈中性 H2O OH- Cl- Na+ H+ NaCl Cl- + Na+ 无弱电解质生成 无 活动二、依据溶液中的存在离子情况分析盐溶液呈现不同酸碱性的原因 盐类的水解（第二课时） 盐类水解的原理及规律 化学（人教版）选择性必修1 第三章 第三节 第二课时 1．定义 在溶液中，盐电离出来的离子跟水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 2. 实质 生成弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使得水的电离平衡右移，电离程度增大，即盐类的水解促进水的电离。 活动一 通过阅读课本73页总结盐类水解的原理及规律 3. 规律 无弱不水解 有弱才水解 谁弱谁水解 谁强显谁性 同强显中性 越弱越水解 活动一 通过溶液中的微粒之间的关系尝试写Na2CO3溶液 、FeCl3溶液、CH3COONa溶液、NH4Cl溶液的水解方程式，并总结出书写水解方程式的注意事项。 下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　) A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) D．水电离出的H＋和OH－与盐电离出的弱酸根离子或弱碱阳离子结合，引起盐溶液呈酸碱性 典例1． 【答案】C 【解析】任何水溶液中，由水电离出的c(OH－)一定等于c(H＋)，C项错误。 课堂练习 相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则同温同体积同浓度的HCN和HClO说法正确的是(　　) A．电离程度：HCN>HClO B．pH：HClO>HCN C．与NaOH溶液恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN D．酸根离子浓度：c(CN－)<c(ClO－) 典例2． 【答案】D　 【解析】NaCN和NaClO都为强碱弱酸盐，相同物质的量浓度时NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解的程度大，因此HCN比HClO的酸性更弱，电离程度：HCN<HClO，A项错误。pH：HClO<HCN，B项错误。由于都是一元酸，与NaOH完全反应时，HClO和HCN消耗NaOH的物质的量相同，C项错误。同浓度的HCN和HClO，酸性HCN<HClO，c(CN－)<c(ClO－)，D项正确。 课堂练习 下列离子方程式属于盐的水解，且书写正确的是( ) A．FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋ B．NaHS溶液：HS－＋H2O H2S＋OH－ C．Na2CO3溶液：CO32-＋2H2O H2CO3＋2OH－ D．NH4Cl溶液：NH4+＋H2O=NH3·H2O＋H＋ 典例3． 课堂练习 【答案】B 【解析】A项Fe(OH)3不应标“↓”；C项CO32-应分步水解；D项应用“ ”。 盐类的水解（第三课时） 影响盐类水解的因素 化学（人教版）选择性必修1 第三章 第三节 第三课时 1．通过实验探究，认识影响盐类水解的主要因素。 2．了解水解平衡常数，认识水解常数与电离常数的关系。 学习目标 情境引入 我们上节课知道了纯碱的水溶液显碱性的原因，纯碱可用于餐具油污的去除，而且用热水溶解的纯碱溶液去除油污的效果更好，这是为什么呢？ 1、类比电离平衡的建立、平衡常数K以及影响电离平衡的影响因素，分析盐类水解平衡的建立，水解平衡常数表达式的书写以及影响盐类水解平衡的因素的分析。以CH3COONa溶液为例进行分析。 2、通过变式归纳出水解平衡的平衡常数与电离平衡常数之间的关系 活动一 二、水解平衡常数 在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数，该常数叫作水解常数。 用Kh表示。 1．概念 1表达式：对于水解反应：A- + H2O HA + OH- Kh = 2. 意义： Kh表示水解反应趋势的大小，Kh数值越大，水解趋势越大。 3. 影响因素： 对于确定的离子，其水解常数只受温度影响。温度越高，水解常数越大。 弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。 如水解程度（碱性）： Na2CO3(aq)_____ NaClO(aq) NaClO (aq)_____ NaHCO3 (aq) 酸性： H2CO3 ＞ HClO ＞ HCO3- 离子水解程度：HCO3- < ClO- < CO32- ＞ ＞ 1．内因——盐本身的性质 越弱越水解 CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- Kh＝ c(CH3COOH)·c(OH-) c(CH3COO-) 当水解达到平衡时，溶液中还存在以下关系： Ka＝ c(CH3COO-)·c(H+) c(CH3COOH) 将以上关系代入Kh的表达式，得到如下关系： c(H+)·c(OH-) Ka ＝ Kw Ka Kh＝ Kw Ka Kh＝ 强碱 弱酸盐 Kw Kb Kh＝ 强酸 弱碱盐 弱酸或弱碱的电离常数越小，其生成的盐水解程度就越大 根据醋酸钠水解反应的离子方程式， 写出水解平衡的平衡常数表达式 水解平衡 改变条件 Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ 平衡移动方向 Fe3+ 水解程度 n(H+) c(H+) 加水 加FeCl3 加HCl 加NaOH 右移 增大 增大 减小 右移 减小 增大 增大 左移 减小 增大 增大 右移 增大 减小 减小 活动二 探究条件对FeCl3溶液的水解水解平衡的影响 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 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根阴离子的水解程度减小 外加其他盐 水解形式相同的盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式相反的盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 【归纳】影响盐类水解平衡的外因 平衡移动 c(H＋) c(NH4＋) 升高温度 右移 增大 减小 加水稀释 右移 减小 减小 通入少量HCl 左移 增大 增大 加入少量NaOH固体 右移 减小 减小 加入固体NH4Cl 右移 增大 增大 以NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋为例 典例： 思考：25 ℃时，CH3COOH的电离常数 Ka＝1.75×10-5，HClO的电离常数Ka＝2.98×10-8，比较同浓度时CH3COONa溶液与NaClO溶液碱性。 Kw Ka Kh＝ 强碱 弱酸盐 CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- ClO- + H2O HClO + OH- Kw Ka Kh1＝ ＝ 10-14 1.75×10-5 Kw Ka Kh2＝ ＝ 10-14 2.98×10-8 ≈ 5.7×10-10 ≈ 3.4×10-7 Kh2> Kh1 同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液中，次氯酸钠溶液的碱性更强。 典例1． 下图表示的是某离子X与水的反应过程，离子X可能是(　　) A．CO32- B．HCO3- C．Na+ D．NH4+ 答案　D 解析　离子X的水解反应生成H＋，由图可知X只能是NH4+ 。 物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是(　　) A．HX、HZ、HY B．HX、HY、HZ C．HZ、HY、HX D．HY、HZ、HX 典例2． 答案　B 解析　利用盐类水解规律“越弱越水解，谁强显谁性”，结合同浓度三种酸对应的钠盐的溶液的pH可推知，碱性越强则对应的酸越弱。 下列关于FeCl3水解的说法错误的是(　　) A．在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动 B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者小于后者 C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3＋的水解程度比20 ℃时的小 D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸 典例3． 答案　C 解析　增大FeCl3的浓度，水解平衡向右移动，但Fe3＋水解程度减小，加水稀释，水解平衡向右移动，Fe3＋水解程度增大，A、B项均正确；盐类水解是吸热过程，温度升高，水解程度增大，C项错误；Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的浓度可抑制Fe3＋的水解，D项正确。 盐类的水解（第四课时） 盐类水解的应用 化学（人教版）选择性必修1 第三章 第三节 第四课时 1.掌握盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用 2.能够准确判断盐溶液的酸碱性及主要微粒浓度的大小关系。 3.能够对盐类水解的知识进行拓展迁移，解决盐类水解问题。 学习目标 1、为什么FeCl3溶液显酸性？原因是Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ 2、NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为7、9、10，则HX、HY、HZ 酸性强弱如何？ 活动二 独立完成下列思考（5min） 一、判断酸碱性 二、某些盐溶液的配制、保存 1、在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时常先将盐溶于少量相应的酸（盐酸）中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。这是为什么呢？ 2、Na2SiO3、Na2CO3等不能贮存于带磨口玻璃塞的试剂瓶中。这是为什么呢？ 三、除锈 1、为什么NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 四、除杂 1、在加热搅拌条件下，MgCO3[或MgO或Mg(OH)2]可除去MgCl2溶液中Fe3＋，其原理是什么？ 活动二 独立完成下列思考（5min） (1)实验室将MgCl2·6H2O加热脱水制无水MgCl2时，需在HCl气氛中进行(如图所示)， (2)用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为_____________________________ ，加入大量水，同时加热的目的是_____________________，所得 TiO2·xH2O焙烧得到TiO2。 请解释原因：___________________________________________________ 。 TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓ ＋4HCl　 MgCl2·6H2O在加热脱水时会发生水解反应： MgCl2＋2H2O ⇌Mg(OH)2＋2HCl，通入HCl可以抑制MgCl2的水解 促使水解趋于完全 五、制备无机化合物 1、为什么铵态氮肥与草木灰(主要成分为K2CO3)混合使用会大大降低氮肥的肥效 六、化肥施用 七、泡沫灭火器原理 1、泡沫灭火器中药品的主要成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，在使用时为什么能迅速产生大量泡沫灭火？ 弱碱阳离子与弱酸阴离子发生完全双水解，则无法大量共存，如： 八、判断离子共存 ①Al3＋与HCO3－、CO32－、 [Al(OH)4]－、SiO32－、HS－、S2－、ClO－。 ②Fe3＋与HCO3－、CO32－、 AlO2－、SiO32－、ClO－。 ③NH4＋与SiO32－、 [Al(OH)4]－。 九、热的纯碱去污能力强；铝盐、铁盐的用来净水 1、纯碱为什么能去油污？ 2、为什么热的纯碱去污能力强？ 3、铝盐、铁盐的净水的原理是什么？ 十、判断盐溶液蒸干时所得的产物 1. 结合水解的原理判断 CuSO4(aq)、NaHCO3(aq)、FeSO4(aq)、Na2CO3(aq)、AlCl3(aq)蒸干后的产物是什么？ 盐 原物质 蒸干灼烧后固体物质 强酸弱碱盐 AlCl3 蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 CuSO4 蒸干得CuSO4 (s) 小结:盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断 受热易分解 Ca(HCO3)2 CaCO3或CaO NaHCO3 Na2CO3 KMnO4 K2MnO4和MnO2 NH4Cl 分解为NH3和HCl，无固体物质存在 强还原性 Na2SO3 Na2SO4 FeSO4 Fe2 (SO4)3 典例1． 课堂练习 下列事实与盐类水解无关的是(　　) A．MgCO3可以除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋ B．氯化铁溶液常用作铜印刷电路板的腐蚀剂 C．常用热的纯碱溶液除去油污 D．长期施用硫酸铵易使土壤酸化 答案　B 典例2． 课堂练习 下列应用与盐类水解有关的是(　　)①明矾和FeCl3可作为净水剂　②为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸　③实验室配制AlCl3溶液时，应先把它溶解在较浓的盐酸中，然后加水稀释　④NH4Cl与ZnCl2溶液可作为焊接中的除锈剂　⑤实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不用玻璃塞　⑥用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作为泡沫灭火剂　⑦长期使用硫酸铵，土壤酸性增强　⑧草木灰与铵态氮肥不能混合施用 A．①④⑦ B．②⑤⑦ C．③⑥⑦ D．全有关 答案　D 常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的下列溶液中，粒子的物质的量浓度关系正确的是(　　) A．氨水中，c(NH4+)＝c(OH－)＝0.1 mol·L－1 B．NH4Cl溶液中，c(NH4+)＞c(Cl－) C．Na2SO4溶液中，c(Na＋)＞c(SO42-)＞c(OH－)＝c(H＋) D．Na2SO3溶液中，c(Na＋)＝2c(SO32-)＋c(HSO3-)＋c(H2SO3) 典例3． 课堂练习 答案　C 盐类的水解（第五课时） 水溶液中微粒浓度的大小关系 化学（人教版）选择性必修1 第三章 第三节 第五课时 1．能综合运用电离平衡和水解平衡原理，判断溶液中粒子浓度大小关系。 2．掌握电荷守恒、物料守恒、质子守恒的书写方法和规律。 学习目标 1．电离理论——弱电解质的电离是微弱的 (1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的粒子都非常少，同时还要考虑水的电离。 如氨水中：NH3·H2O、NH4＋、OH－、H＋浓度的大小关系是 c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH4＋)>c(H＋)。 (2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是 c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。 2．水解理论——弱电解质离子的水解是微弱的 (1)弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。 如NH4Cl溶液中：NH4＋、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是 c(Cl－)>c(NH4＋)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。 (2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中：CO32－、HCO3－、H2CO3的浓度大小关系应是 c(CO32－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)。 电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。如NaHCO3溶液中： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋2c(CO32－)＋c(OH－)。 二、巧用“三个守恒”，明确浓度关系 1．电荷守恒 2．物料守恒 物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。 (1)单一元素守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH4＋)＝1 mol，即氮元素守恒。 (2)两元素守恒，如NaHCO3溶液中，c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCO3－)＋c(CO32－)，即钠元素与碳元素守恒。 3．质子守恒电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。 活动一、通过阅读课本第页归纳出三个守恒思想 如Na2S水溶液中的质子转移情况如图所示： 质子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－) 质子守恒式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。 Na2S水溶液中 电荷守恒:c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)， 物料守恒:c(Na＋)＝2[c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)]， 以上两式通过变换，消去没有参与变化的Na＋，即可得到质子守恒式:c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－) 活动二 独立思考写出下列物质的三大守恒关系，并比较离子的浓度相对大小 CH3COOH溶液、NH3·H2O溶液 H2S溶液、H2CO3溶液 CH3COONa溶液 NH4Cl溶液 Na2CO3溶液 NaHCO3溶液（HCO3－的水解程度＞HCO3－电离程度） NaHSO3溶液（HSO3－的电离程度＞HCO3－水解程度） 2.混合溶液中各离子浓度的比较——综合分析电离、水解等因素。 【互不反应的两溶液混合】 (1)等物质的量浓度的CH3COONa和CH3COOH等体积混合 （电离大于水解） (2)等物质的量浓度的NH4Cl和NH3·H2O等体积混合 （电离大于水解） (3)等物质的量浓度的NaCN和HCN等体积混合（水解大于电离） c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋）＞c(OH－) c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN-)＞c(OH－)＞c(H＋） 【相互反应的两溶液混合】 (1)0.1 mol/l 的HCl 与0.1 mol/l NH3·H2O等体积混合 (NH4Cl ) (2)0.1 mol/l 的HCl 与0.2 mol/l NH3·H2O等体积混合 (NH4Cl 和NH3·H2O 1:1) (3)0.1 mol/l 的NaOH与0.2 mol/l CH3COOH等体积混合 ( CH3COOH和 CH3COONa 1:1) 思维模型 Lavf58.20.100 Bilibili VXCode Swarm Transcoder v0.3.79 $$