3.1.3电离平衡常数 课时作业(含解析)

3.1.3电离平衡常数 课时作业
一、单选题
1．将HF溶液加水稀释后，下列说法中不正确的是
A．HF的电离程度增大 B．溶液的pH值增大
C．c(OH-)增大 D．HF的电离常数增大
2．易溶于水，光谱研究表明，的水溶液中存在下列平衡：
其中、、为各步的平衡常数，且 [表示的平衡压强]
下列说法正确的是
A．的焓变
B．在水中的溶解度(以物质的量浓度表示)为c，则
C．若pH=6.2时，溶液中，则pH=8.2时，溶液中
D．当的平衡压强为p时，测得，则溶液
3．已知电离常数：，氧化性：。下列有关叙述中正确的是
A．向溶液中滴加少量氯水，反应的离子方程式为：
B．向溶液中通入少量的离子方程式：
C．向溴水中加入足量氯化亚铁溶液，混合溶液变为无色
D．溶液，加水稀释，将变小
4．在相同温度下，100mL0.01mol L-1的醋酸溶液与10mL0.1mol L-1的醋酸溶液分别与足量的锌粉反应，下列说法正确的是
A．电离程度：前者＞后者 B．两者的电离常数：前者＞后者
C．两者产生的氢气体积：前者＜后者 D．开始反应时的速率：前者＞后者
5．甲胺(CH3NH2)与盐酸反应生成甲胺盐酸盐(CH3NH3Cl)。25℃时，向一定体积0.01mol·L-1CH3NH2水溶液(对应图中M点)中缓慢通入HCl气体，溶液的pH与pOH[pOH=-lgc(OH-)的关系如图所示。下列叙述不正确的是
A．图中a=2.7，b=7
B．该过程中，增大
C．Q点溶液中溶质为CH3NH3Cl和CH3NH2
D．N点溶液中：c()=c(Cl-)
6．室温下，将1.0 mol·L-1盐酸滴入20 mL 1.0 mol·L-1氨水中，溶液pH随加入盐酸体积变化的曲线如图所示。下列有关说法正确的是
A．c()＋c(NH3·H2O)=c(Cl-)时，V(盐酸)=20 mL
B．V1>20 mL，此时水的电离程度最大
C．a点，pH=14
D．c点可能存在c()>c(Cl-)>c(H＋)
7．下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 K1=7.5×10-3 K2=6.2×10-8 K3=2.2×10-13
则下列说法中不正确的是A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C．常温下，加水稀释醋酸，减小
D．向弱酸溶液中加少量溶液，电离平衡常数不变
8．已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离常数如表所示。
下列说法正确的是A．常温下，相同浓度的溶液和溶液的酸性，后者更强
B．向溶液中通入少量
C．向溶液中通入少量
D．向氯水中分别加入等浓度的溶液和溶液，均可提高氯水中的浓度
9．25℃时，将0.10mol·L-1HA溶液逐滴滴加到10mL等浓度的KOH溶液中，lg与溶液pH的关系如图所示。下列相关结论正确的是
A．lgKa(HA)=lg+pH
B．P点存在：c(A-)-c(K+)=(10-6-10-8)mol·L-1
C．pH=7时，加入的HA溶液的体积小于10mL
D．pH=12时，c(K+)>c(OH-)>c(HA)>c(A-)>c(H+)
10．部分弱酸的电离平衡常数如下表，下列选项不正确的是
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离平衡常数(25℃)
A．
B．
C．
D．
11．向0.1mol/L的CH3COOH溶液中加水或加入少量CH3COONa晶体时，下列有关叙述不正确的是
A．都能使溶液的pH增大
B．都能使溶液中c(H＋)·c(CH3COO-)增大
C．溶液中c(H＋)·c(OH-)不变
D．都能使溶液中增大
12．已知某温度下有如下三个反应：NaNO2+HF=NaF+HNO2，NaCN+HF=NaF+HCN，NaCN+HNO2=NaNO2+HCN。则该温度下HCN、HF、HNO2三种弱酸的电离常数由大到小的顺序判断正确的是
A．K(HF)>K(HNO2)>K(HCN) B．K(HCN)>K(HNO2)>K(HF)
C．K(HNO2)>K(HF)>K(HCN) D．K(HF)>K(HCN)>K(HNO2)
13．时，使用调节溶液过程中，二元弱酸溶液中含微粒的分布分数如图所示。下列叙述中正确的是
A．溶液由1升至2.6时主要存在的反应是
B．溶液中
C．
D．溶液呈中性时，
14．根据下列图示得出的结论正确的是。
A．图甲表示常温下稀释的溶液和氨水时溶液的变化，曲线II表示氨水
B．图乙表示反应在其他条件不变的情况下，改变起始的物质的量，平衡时的体积分数变化情况，由图可知的转化率：
C．图丙表示相同浓度的溶液与溶液中分子浓度的分数[或]随的变化曲线，可得出酸性较强
D．图丁是用溶液滴定等浓度的滴定曲线，图中
15．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
酸 HClO4 H2SO4 HC1 HNO3
Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
从以上表格中判断以下说法中不正确的是A．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4=2H++SO
B．在冰醋酸中硝酸是这四种酸中最弱的酸
C．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
D．电解质的电离能力与所处的溶剂相关
二、填空题
16．I.25℃时，三种酸的电离平衡常数如表：
化学式 HClO
电离平衡常数
请回答下列问题：
(1)下列反应不能发生的是_______(填序号)。
a.
b.
c.
d.
(2)用蒸馏水稀释的HClO溶液，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是_______(填序号)。
a. b. c.
II.研究表明常温下，溶液中微粒物质的量分数与溶液pH之间的关系如图所示：
(3)常温下，的电离平衡常数_______。
(4)若用和NaOH反应制取，溶液的pH最好控制在_______以上。
17．下列物质中，①NaCl；②NaOH；③NH3·H2O；④CH3COOH溶液；⑤BaSO4；⑥H2O；⑦HCl；⑧H2SO4 ⑨CO2；⑩酒精溶液(均填写编号回答)
（1）是弱电解质的有_______________，是非电解质的有____________。
（2）有pH均为2的④、⑦、⑧三种物质的溶液，物质的量浓度大到小的顺序为______________，若分别用这三种酸中和含等物质的量NaOH的溶液，所需酸溶液的体积分别为a、b、c，则a、b、c的大小关系是__________________。
（3）某温度时，1 mol L-1的醋酸溶液电离平衡常数为1．0×10 -8，达平衡时，溶液中氢离子浓度是______________。
三、实验题
18．三草酸合铁酸钾晶体化学式为K3[Fe(C2O4)3]·3H2O(摩尔质量为491 g·mol-1)，可用于晒制蓝图。
(1)晒制蓝图时，用三草酸合铁酸钾晶体作感光剂，光照时生成CO2和两种草酸盐，反应的化学方程式为_____________。
(2)已知25℃，H2C2O4的Ka1＝10-1.2，Ka2＝10-4.2。向三草酸合铁酸钾溶液中加入盐酸，当溶液中c()＝c()时，溶液的pH＝_________。
(3)某三草酸合铁酸钾晶体中含有少量的FeC2O4，为测定其纯度，进行如下实验：
步骤Ⅰ：称取5.000 g三草酸合铁酸钾晶体，配制成250 mL溶液。
步骤Ⅱ：取25.00 mL溶液，用0.1000 mol·L-1酸性KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液13.50 mL。
步骤Ⅲ：另取25.00 mL溶液，加入过量铜粉，过滤，洗涤，将滤液和洗涤液合并。
步骤Ⅳ：用0.1000 mol·L-1酸性KMnO4溶液滴定合并后的溶液至终点，消耗KMnO4溶液15.50 mL。
已知：酸性条件下可氧化Fe2+、，被还原成Mn2+。
①步骤Ⅲ中将滤液和洗涤液合并的目的是________。
②计算该三草酸合铁酸钾晶体的纯度，写出计算过程_________。
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．D
【详解】A．因HF为弱酸，则将HF溶液加水不断稀释，促进电离，平衡正向移动，电离程度增大，故A正确；
B．HF溶液加水不断稀释，促进电离，但是体积增大程度大于氢离子和氟离子的物质的量增大程度，所以c(H+)减小，pH值增大,故B错误；
C．稀释过程中，c(H+)减小，而Kw= c(H+)×c(OH-)不变，所以c(OH-)增大，故C正确；
D．HF的电离常数只受温度影响，由于温度不变，则HF的电离常数不变，故D错误；
故选D。
2．D
【详解】A．SO2易溶于水，可知SO2(g)SO2(aq)能自发进行，该过程 S<0，可知焓变应小于零才能自发进行，A项错误；
B．SO2在水中溶解后部分生成SO2 xH2O，其溶解度为c(SO2 xH2O)与c(SO2)的和，根据，c(SO2 xH2O)=K1p(SO2)，则c(SO2 xH2O)与c(SO2)的和要大于K1p(SO2)，B项错误；
C．若pH=6.2时，溶液中，亚硫酸的二级电离平衡常数：，则pH=8.2时，溶液中，C项错误；
D．由盖斯定律可知反应SO2(g)+H2O2H++，可由上述三个过程加和得到，则该反应的平衡常数K=K1K2K3=，则溶液c(H+)=，D项正确。
答案选D。
3．B
【详解】A．氧化性：HClO＞Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2，向FeI2溶液中滴加少量氯水，只有碘离子被氧化，反应的离子方程式为：2I-+Cl2=I2+2Cl-，故A错误；
B．酸性由强到弱的顺序为：H2CO3＞HCN＞HCO，依据强酸制弱酸的原理可知，CN-+H2O+CO2=HCN+HCO，故B正确；
C．向溴水中加入足量氯化亚铁溶液，生成Fe3+，溶液呈黄色，故C错误；
D．由越稀越电离，加水稀释可促进HCN电离，但电离程度比稀释程度较弱，所以c(CN-)减小，温度不变，离子积常数不变，则增大，故D错误；
故选：B。
4．A
【详解】A．弱酸的浓度越大电离程度越小，则电离的程度：前者大于后者，故A正确；
B．温度相同，电离常数相同，故B错误；
C．两溶液中醋酸的物质的量，(前)，(后)，醋酸的物质的量相等，因而两者产生的氢气体积相等，故C错误；
D．开始反应时的速率取决于氢离子的浓度；醋酸的浓度越大，溶液中的浓度越大，则氢离子浓度：前者小于后者，所以开始反应速率：前者小于后者，故D错误；
故选A。
5．B
【详解】A．M点pH=11.3，c(H+)=10-11.3mol/L，c(OH-)===10-2.7mol/L，a点pOH=-lgc(OH-)=2.7；N点pH=7，c(H+)=10-7mol/L，c(OH-)=10-7mol/L，b点pOH=-lgc(OH-)=7，选项A正确；
B．甲胺可看作一元弱碱：CH3NH2+H2O+OH-，Kb=，==，CH3NH2水溶液(对应图中M点)中缓慢通入HCl气体，c()逐渐增大，Kb只与温度有关，所以比值减小，选项B不正确；
C．CH3NH2+HCl= CH3NH3Cl，所以Q点显碱性，溶液中有CH3NH3Cl，同时还有CH3NH2剩余，选项C正确；
D．溶液中电荷守恒：c(H+)+ c()= c(OH-)+ c(Cl-)，N点pH=7，c(H+)= c(OH-)，故c()=c(Cl-)，选项D正确；
答案选B。
6．A
【详解】A．c()＋c(NH3·H2O)=c(Cl-)时，加入的氨水和盐酸等量，故V(盐酸)= V(氨水)=20 mL，选项A正确；
B．V1对应的pH为7，说明V1<20 mL，溶液中的溶质为NH4Cl和NH3·H2O，此时水的电离程度不是最大，当溶质为氯化铵时促进水的电离，水的电离程度最大，选项B错误；
C．一水合氨是弱电解质，1.00 mol·L－1氨水中存在电离平衡，所以溶液中c(OH－)<1.00 mol·L－1，则溶液的pH小于14，选项C错误；
D．c点溶液显酸性，则c(H＋)>c(OH－)，若存在c()>c(Cl-)>c(H＋)>c(OH－)，则c()+c(H＋)>c(Cl－)+c(OH－)，不符合电荷守恒，选项D错误；
答案选A。
7．C
【详解】A．从碳酸和氢硫酸的第一电离平衡常数分析，碳酸的酸性大于氢硫酸，A正确；
B．多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，酸性主要取决于第一步电离，B正确；
C．在同一溶液中，微粒的物质的量浓度之比等于物质的量之比。常温下加水稀释醋酸，醋酸继续电离，醋酸根离子的物质的量增多，醋酸分子的物质的量减小，则醋酸根离子和醋酸分子的浓度的比值增大，C错误；
D．电离平衡常数取决于温度和弱电解质，温度不变，弱酸的电离常数不变，D正确；
故选C。
8．B
【详解】A．弱电解质电离常数越大，电离程度越大，的，而的，所以常温下，相同浓度的溶液的酸性强于溶液的酸性，A项错误；
B．由于的小于的，但大于其，所以向溶液中通入少量，反应的离子方程式为，当足量时，生成和，B项正确；
C．由题给信息知，所以向溶液中通入少量，反应的离子方程式为，C项错误；
D．不能与溶液反应，但是强酸，能与溶液反应，使减小，促使平衡正向移动，从而可提高的浓度；具有氧化性，具有还原性，二者能够发生氧化还原反应，所以加入溶液不能提高的浓度，D项错误；
故选B。
9．B
【详解】25°C时，将0.10mol/LHA溶液滴加到10mL等浓度的KOH溶液中，越来越大，与pH的关系也就不难理解。
A．根据电离平衡常数的表达式可以推出lgKa(HA)=-pH，选项A错误；
B．P点的电荷守恒式可以推出c(A-)-c(K+)=(10-6-10-8)mol/L，选项B正确；
C．当加入的HA溶液的体积为10mL时，溶液中溶质为KA，溶液为碱性，所以pH=7时，加入的HA溶液的体积大于10mL，选项C错误；
D．由lgKa(HA)=-pH，如果将P点值代入并由此可知Ka的数量级为10-5，由lgKa(HA)=-pH，如果将pH=12值代入据此可知，c(A-)>c(HA)，选项D错误。
答案选B。
10．D
【详解】A．酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，强酸能够制取弱酸，所以二者反应生成HCN和，离子方程式为CN-+H2O+CO2═HCN+，A正确；
B．K(HCOOH)＞K1(H2CO3) ＞K2(H2CO3)，所以酸性：HCOOH＞H2CO3，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，当HCOOH足量时，则能发生离子反应，B正确；
C．K(HCOOH)＞K1(H2CO3) ＞K2(H2CO3)，所以酸性：HCOOH＞H2CO3，当HCOOH 少量时，可反应：，C正确；
D．K1(H2CO3) ＞K(HCN)＞K2(H2CO3)，所以酸性： H2CO3＞KHCN＞，强酸能够制取弱酸，则反应为：，D错误；
故答案为：D。
11．B
【详解】A．向0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中加水，促进CH3COOH电离，但c(H＋)浓度减小，pH增大；加入少量CH3COONa晶体，抑制CH3COOH电离，使c(H＋)减小，所以使溶液的pH增大，故A正确；
B．向0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中加水，促进CH3COOH电离，但c(H＋)、c(CH3COO－)浓度减小，所以c(H＋)·c(CH3COO－)会减小，向0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶体，抑制CH3COOH电离，使c(H＋)减小，c(CH3COO－)增大，c(H＋)·c(CH3COO－)会增大，故B错误；
C．温度不变，水的离子积不变，故c(H＋)·c(OH-)不变，故C正确；
D．向0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶体，抑制CH3COOH电离，c(CH3COO－)、c(CH3COOH)增大，但c(CH3COO－)增大的倍数大，所以溶液中比值增大；加水，促进CH3COOH电离，c(CH3COO－)、c(CH3COOH)减小，但c(CH3COO－)减小的倍数小，所以溶液中比值增大，故D正确；
答案：B。
12．A
【详解】复分解反应中遵循“强酸制弱酸”的原理，根据NaNO2+HF=NaF+HNO2，可知酸性HF＞HNO2，根据NaCN+HF=NaF+HCN，可知HF＞HCN，根据NaCN+HNO2=NaNO2+HCN可知酸性HNO2＞HCN，综上所述酸性：HF＞HNO2＞HCN，酸性越强，电离平衡常数越大，所以电离常数由大到小的顺序为K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)；
故答案为A。
13．C
【详解】A．根据题图可知，当溶液由1升至2.6时，H3X+转化为H2X，其离子反应方程式为：H3X++OH- H2X+H2O，故A错误；
B．有图象可知，当HX-含量较高时，溶液显酸性，即溶液显酸性，则溶液中c(H+)＞c(OH-)，故B错误；
C．当溶液pH=7时，溶液中c(HX-)=c(X2-)，即H2X的第二步电离平衡常数Ka2(H2X)==10-7，故C正确；
D．溶液呈中性时，根据电荷守恒有c(Na+)+ c(H+)= c(HX-)+2c(X2-)+ c(OH-)，且c(H+)=c(OH-)，则c(Na+)= c(HX-)+2c(X2-)，故D错误；
答案选C。
14．D
【详解】A．等pH的强碱与弱碱，稀释相同倍数时，强碱的pH变化大，弱碱存在电离平衡，则图中Ⅰ表示氨水稀释的情况，选项A错误；
B．增大CO的物质的量，平衡正向移动，促进NO2的转化，则在其他条件不变的情况下结合图中起始CO的物质的量，可知NO2的转化率c> b> a，选项B错误；
C．由图丙可知，相同pH时，HB溶液中HB分子浓度较大，则HB的电离程度较小，则相同浓度的HA与HB溶液中，HB的酸性较弱，选项C错误；
D．图丁是AgCl饱和溶液中c (Ag+ )和c(Cl- )变化关系图像，当恰好反应完全时pAg= pCl= 4.87，- lg Kssp (AgCl) =[Igc(Ag+) )c(Cl-)]=[lgc(Ag+) + lgc(Cl-)] = pAg + pCl= a+b=4.87+4.87 = 9.74，选项D正确；
答案选D。
15．A
【详解】A．由硫酸在冰醋酸中的电离常数为6.3×10-9可知，硫酸在冰醋酸中部分电离，属于弱酸，电离方程式为 ，故A错误；
B．在冰醋酸中的电离常数越大，说明酸性越强，由表给电离常数可知，在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中的电离常数最大，则最强的酸的是高氯酸，故B正确；
C．由表给电离常数可知，四种酸在冰醋酸中都部分电离，故C正确；
D．由题给四种酸在水溶液中都能完全电离，在冰醋酸中都部分电离说明电解质的电离能力与所处的溶剂相关，故D正确；
故选A。
16．(1)cd
(2)b
(3)10-6.37
(4)12
【详解】（1）酸的电离常数越大，酸性相对越强，结合酸的电离常数可知酸性强弱：>> HClO> ，依据“较强酸制较弱酸”的原理，反应、不能发生，符合题意的选项是c、d，故答案为：cd；
（2）HClO的电离平衡常数表达式为： ， 只受温度影响；
a． ，加水稀释， 减小，所以减小，故a不选；
b．，加水稀释， 减小，所以增大，故b选；
c．加水稀释， 减小，所以减小，故c不选；
故答案为：b；
（3）根据可知，，由图可知，在该溶液的平衡体系中，当pH=6.37时， ，则=10-6.37，故答案为：10-6.37；
（4）观察题图，当溶液的pH=12时， 含量基本达到最大值，所以溶液的pH最好控制在12以上，故答案为：12。
17． ③⑥ ⑨ ④＞⑦＞⑧ a﹤b=c 1×10-4mol L-1
【分析】(1)在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物为电解质,在水溶液和熔融状态下都不导电的化合物为非电解质,不是化合物的物质既不是电解质,也不是非电解质,据此进行解答;(2)醋酸是一元弱酸,盐酸是一元强酸,硫酸是二元强酸,pH相同时,氢离子浓度相同,醋酸不完全电离,醋酸浓度远远大于盐酸和硫酸。
【详解】(1)电解质是在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物,满足该条件的有①NaCl;②NaOH;③NH3·H2O；⑤BaSO4；⑥H2O；⑦HCl；⑧H2SO4；弱电解质是在水溶液中不能完全电离的电解质，所以其中为弱电解质是③NH3·H2O, ⑥H2O。非电解质是在水溶液和熔融状态下都不导电的化合物,满足该条件下有:⑨CO2;溶液是混合物,即不是电解质也不是非电解质, 因此，本题正确答案是:③⑥; ⑨;
(2)醋酸是一元弱酸,盐酸是一元强酸,硫酸是二元强酸,pH相同时, ④醋酸浓度大于⑦盐酸, ⑦盐酸浓度大于⑧硫酸，所以物质的量浓度由大到小的顺序为④>⑦>⑧；pH相同时,氢离子浓度相同,醋酸不完全电离,醋酸浓度远远大于盐酸和硫酸,若分别用pH相等的这三种酸中和含等物质的量NaOH的溶液,所需酸溶液的体积醋酸<盐酸=硫酸, 因此，本题答案是: ④>⑦>⑧; a﹤b=c;
(4)醋酸为弱电解质，其电离方程式为: CH3COOH H++CH3COO-,其平衡常数表达式为K= c(CH3COO-).c(H+)/ c(CH3COOH)，已知 1 mol L-1的醋酸溶液电离平衡常数为1．0×10 -8，所以c(H+)=1×10-4mol L-1。因此，本题正确答案是; 1×10-4mol L-1。
18． 2K3[Fe(C2O4)3]·3H2O2FeC2O4+3K2C2O4+2CO2↑+6H2O 4.2 减少Fe元素的损失 98.02%
【分析】(1)K3[Fe(C2O4)3]·3H2O光照分解，产生CO2和两种草酸盐，根据物质的元素组成，可知两种草酸盐分别是FeC2O4、K2C2O4；
(2)根据草酸的第二步电离平衡常数，结合溶液中离子浓度关系计算溶液的c(H+)，然后根据pH=-lgc(H+)计算溶液pH；
(3)①根据溶液成分判断；
②先计算Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量，再计算由Fe3+转化产生的Fe2+及溶液中含有的Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量，利用电子转移数目相等，可计算出三草酸合铁酸钾晶体的纯度。
【详解】(1)K3[Fe(C2O4)3]·3H2O光照分解，产生CO2、FeC2O4、K2C2O4，则根据原子守恒、电子守恒，可得该反应方程式为：2K3[Fe(C2O4)3]·3H2O2FeC2O4+3K2C2O4+2CO2↑+6H2O；
(2)草酸的二级电离平衡为：+H+，则Ka2=，由于溶液中c()＝c()，所以Ka2= c(H+)=10-4.2，故溶液的pH=4.2；
(3)①在滤液和洗涤液中都含有Fe2+，将二者合并然后滴定，可减少实验过程中Fe元素的损失；
②步骤II中Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量n(KMnO4)1=c·V=0.1000 mol/L×13.50 mL×10-3 L/mL=1.350×10-3 mol；
步骤IV中Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量n(KMnO4)2=c·V=0.1000 mol/L×15.50 mL×10-3 L/mL=1.550×10-3 mol，根据反应过程中电子转移数目相等可得关系式：5Fe3+～5Fe2+～，n(Fe3+)=5×(1.550×10-3 mol-1.350×10-3 mol)=1.000×10-3 mol，故该晶体的纯度为×100%=98.20%。
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