“点击”溶液中微粒浓度大小关系

一、溶液中微粒浓度必然满足的等式关系1.电荷守恒:即溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数。如在Na_2CO_3溶液存在 Na~+、H~+、CO_3~(2+)、HCO_3~-、OH~-,各微粒浓度的等式关系为:[Na~+]+[H~+]=[OH~-]+[HCO_3~-]+2[CO_3~(2-)]2.物料守恒:即溶液中某元素物质的量总量等于溶液中所含该元素的微粒的物质的量之和,亦即溶液中的溶质(除 H、O 元素外)的元素守恒。(由于存在水的电离,所以不存在 H、O 元素守恒)如在0.1mol/LNa_2CO_3溶液中,原 Na_2CO_3中所含Na~+以 Na~+存在,而 CO_3~(2-)以 CO_3~(2-)、HCO_3~-、H_2CO_3三种     

常见不共存离子及其应用

1.常见不共存离子及产物特征(1)H~+(酸)+OH~-→H_2O; (2)H~+(酸)+CO_3~(2-)→CO_2↑(能使澄清的石灰水变浑浊); (3)NH_4~++OH~-(碱)→NH_3↑(能使湿润的红色石蕊试纸变     

高考离子浓度排列题归类解析与预测

比较电解质溶液中离子浓度大小,是近年来高考的热点题。随着此类题选项设计的变化,解答时除了要熟练掌握电解质的电离知识以及盐类水解规律外,还要采用电荷守恒和物料守恒,确定恒等关系。这样才能准确、快速地确定电解质溶液中微粒浓度大小或恒等关系。一、大小排列关系型1.水解排列型根据盐类水解规律,强酸弱碱盐(AB型)溶液中离子浓度大小关系为:[B~-]>[A~ ]>[H~ ]>[OH~-];强碱弱酸盐(CD型)溶液中离子浓度大小关系为:[C~ ]>[D~-]>[OH~-]>[H~ ]。     

为何碳酸钠水解无二氧化碳气体逸出

在中学化学教学过程里讲到,碳酸钠的水解反应方程中碳酸以“H_2CO_3”形式存在,不应写为“H_2O+CO_2”的形式,即不会逸出CO_2气体。这是为什么呢?不少人笼统地说成“因为水解反应是进行不到底的反应”,反来复去说不明问题的实质,成为教学难点。我认为可做如下深入浅出的解释。碳酸钠是二元弱酸强碱盐,属于二级水解,其水解分两步进行: 一级水解反应:CO_3~(2-)+H_2O(?)HCO_3~-+OH~-,达到平衡时,Kh_1=[HCO_3~-][OH~-]/[CO_3~(2-)],此反应包括水的电离和弱酸HCO_3~3的电离二个平衡。即:     

碳酸氢钠溶液与足量的氢氧化钠溶液反应的离子方程式怎样写?

碳酸氢钙的电离方程式为。当在碳酸氢钙溶液中滴加氢氧化钠溶液时,首先发生的反应是HCO_(2~-) OH~-=H_2O CO_(3~(2-)),生成的CO_(3~(2-))再与Ca~(2 )结合为碳酸钙沉淀。若加入的氢氧化钠溶液是足量的,则HCO_(3~-)必定全部转变为CO_(3~(2-)),而Ca~(2 )也将完全转入碳酸钙沉淀。根据碳酸氢钙的电     

如何计算水电离出的H~ 浓度

改变纯水的温度,向纯水中加入酸、碱以及强酸弱碱盐、强碱弱酸盐时,平衡会发生移动。现就如何计算水电离出的H~ 浓度进行分析,并举例说明其应用。 一、纯水电离出的H~ 浓度的计算 推论:在25℃时,纯水中的[H~ ]=[OH~-]=10~(-7)摩/升,PH=7。因水的离解是吸热反应,故温度升高电离度增大,致使[H~ ]=[OH~-]>10~(-7)摩/升,PH值<7。温度降低[H~ ]=[OH~-]<10~(-7)摩/升,PH>7。     

解读2007年江苏高考化学试卷

热点内容,常考常新例1 (第9题)下列离子方程式书写正确的是A.过量的SO_2通入NaOH溶液中:SO_2 2OH~-=SO_3~(2-) H_2O B.Fe(NO_3)_3溶液中加入过量的HI溶液:2Fe~(3 ) 2I~-=2Fe~(2 ) I_2 C.NaNO_2溶液中加入酸性KMnO_4溶液:2MnO_4~- 5NO_2~- 6H~ =2Mn~(2 ) 5NO_3~- 3H_2O D.NaHCO_3溶液中加入过量的Ba(OH)_2溶液:2HCO_3~- Ba~(2 ) 2OH~-=BaCO_3↓ 2H_2O CO_3~(2-)分析过量SO_2通入NaOH溶液中生成HSO_3~-离子;Fe(NO_3)_3溶液中加入过量的HI溶液,不仅Fe~(3 )能氧化I~-,NO_3~-离子在酸性条件下,也能氧化I~-;NaHCO_3溶液中加入过量的Ba(OH)_2溶液,HCO_3~-与OH~-完全反应掉,生成的CO_3~(2-)又全部转化为BaCO_3沉淀,溶液中不可能有CO_3~(2-)存在。因此,选项A、B、D不正确。     

溶液pH的计算

pH计算是历年高考热点,解答此类考题除了掌握基本知识和常规解答思路外,还要巧解巧算,方能提高解题速度。一、纯水的pH计算[解题技巧]常温25℃时,Kw=[H~ ]·[OH~-]=10~(-14),纯水中[H~ ]=[OH~-]=10~(-7)mol·L~(-1),则pH=7;当温度升高,纯水的电离度增大[H~ ]=[0H~-]＞10~(-7)mol·L~(-1),[H~ ]·[OH~-]＞10~(-14),则pH＜7;当温度降低,Kw＜10~(-14),则pH＞7。     

关于高考热点“离子共存”的复习

“共存”——即大量共存,就是离子间不相互反应,离子浓度不降低,不能大量共存的离子原因如下: 1.氧化——还原反应NO_3~-(H~+),Fe~(3+),MnO_4~-(H~+),ClO~-(H~+或OH~-),Cr_2O_7~(2-)(H~+)与(S~(2-)、I~-、Fe~(2+)). 2.双水解反应Al~(3+)与CO_3~(2-),SO_3~(2-),HCO_3~-,HSO_3~-,S~(2-),     

NaHCO3溶液中OH-浓度比CO2-3浓度大吗

1对一个常见问题结果的质疑 在高中化学教学中,溶液中离子浓度大小的比较是一个重要的知识点.有关NaHCO3溶液中各种离子浓度大小比较的问题,经常在各种教辅资料的习题以及考题中出现,一般都认为[OH-]大于[CO2-3].关于"0.1mol/L NaHCO3溶液中[OH-]和[CO2-3]的大小判断"常见的分析思路是:     

因式分解十八法

[方法一]提取公因式法 例1 分解因式:5(x-y)~3—45(y-x)~2-20(y-x) 解:原式=5(x-y)~3-45(x-y)~2+20(x-y) =5(x-y)[(x-y)~2-9(x-y)+20] =5(x-y)(x-y-4)(x-y-5) [方法二]公式分解法 例2 分解因式:(a-b)~3+(b-c)~3+(c-d)~3 解:原式=(a-b)~3+(b-c)~3+[(c-b)+(b-a)]~3 =(a-b)~3+(b-c)~3-[(b-c)+(d-b)]~3 =(a-b)~3+(b-c)~3-(b-c)~3-3(b-c)~2(a-b)-3(b-c)(a-b)~2-(a-b)~3 =-3(b-c)~2(a-b)-3(b-c)(a-b)~2 =-3(a-b)(b-c)[(b-c)+(a-b)] =-3(a-b)(b-c)(c-a) =3(a-b)(b-c)(c-a)。     

离子反应知识点习题

第一部分 1.下列各反应离子方程式正确的是( )。 A.石灰乳中加入纯碱溶液: Ca~(2 ) CO_3~(2-)=CaCO_3↓ B.Cl_2通入溴化钠溶液: Cl_2 2Br~-=Br_2 2Cl~- C.向CaCl_2溶液中通入CO_2: Ca~(2 ) CO_2 H_2O=CaCO_3↓ 2H~ D.将F_2通入氢氧化钠溶液中: F_2 2OH~-=F~- FO~- H_2O 2.下列各组中两个溶液间的反应,均可用同一离子方程式表示的是( )。     

离子共存问题及其题型发展趋势

离子共存题是高考化学试题中的一种常见题型,近十年来,在会考、高考和竞赛题中经常出现,由于这类试题把无素化合物知识与基本理论进行了串联,对基础知识点的考查面广,有一定的难度和区分度,灵活性较强。要快速准确地解答这类试题,必须注意以下几点: 一、了解哪些离子不能共存 1.弱酸的酸根离子不能与H~+大量共存。如CO_3~(2-)、S~(2-)、SO_3~(2-)、ClO~-、AlO_2~-、SiO_3~(2-)、PO_4~(3-)、CH_3COO~-、F~-、CN~-、C_2O_4~(2-)(草酸根离子)等。 2.弱碱的阳离子和OH~-不能大量共存。如:NH_4~+、Fe~(3+)、Cu~(2+)等。 3.弱酸的酸式酸根离子既不能与H~+大量共存,又不能与OH~-离子大量共存。如:HCO_3~-、HS~-、HSO_3~-、H_2PO_4~-、HPO_4~(2-)、HC_2O_4~-等。     

实验证明题型析解

为了证明某种推断或某种结论,必须设计实验方法,选择试剂进行实验.这种试题是实验证明题.有关实验证明题,难度较大,学生不易掌握.本文对这类试题的题型加以归纳,并举例说明其解法.供读者参考.一、用实验证明某种物质具有某种性质例1.用简单方法证明碳酸钠能水解,并且温度越高,水解程度越大.解析:碳酸钠若能水解,则溶液必显酸性或碱性,只需用指示剂鉴定.滴入指示剂后,将溶液加热,观察溶液颜色变化.方法是:将Na_2CO_3溶于水,滴入2—3滴无色酚酞,观察到溶液显浅红色,说明碳酸跟水解呈碱性:CO_3~(2-) H_2O(?)HCO_3~- OH~-.再将溶液加热,发现红色变深,说明平衡向右移动,使[OH~-]增大,即水解程度增大.     

混和溶液PH值的计算方法

混合溶液PH值的计算,考查知识点较多,本文作一系统归纳分析.一、酸或碱的稀释分析:强酸、强碱与水混和,其PH值由公式:[H~ ]_混=[H~ ]_酸·V酸/V混,[OH~-]混=I[OH~-]_碱·V_碱/V_混来计算;弱酸、弱碱与水混和,其PH值由公式:[H~ ]_混=(Ka·C_混)~(1/2)[OH~-]_混=(K_b·C_混)~(1/2)来计算.例1 PH=2的醋酸稀释一倍后,其溶液PH值为多少?     

水的电离和溶液的pH值

一、知识要点1水的离子积不仅在常温下对纯水来说是一个常数,而且对常温下的酸或碱的稀溶液来说,也是一个常数.2对于酸或碱的浓溶液来说,水的离子积不能看成为常数.3水的离子积在一定温度下的常数,随着温度的升高而增大(因为水的电离是吸热过程).4当稀释溶液中酸的[H~ ]或碱的[OH~-]接近水电离的[H~ ]或[OH~-]时,水的电离不容忽视,应将酸碱的浓度和水的电离总起来进行计算.     

PH值计算方面的几个问题

一、教学PH值的概念时,应该着重指出: 1.酸溶液里不是没有OH~-离子,只是〔H~ 〕>〔OH~-〕,碱溶液里不是没有H~ 离子,只是〔OH~-〕>〔H~ 〕。 2.常温下的离子积(Kw)。 Kw=〔H~ 〕·〔OH~-〕=(1×10~(-1))~2=1×10~(-14) 即pH=pOH=7 温度升高,水的电离度增大,100℃时,Kw=1×10~(-12),pH=pOH=6,水的酸碱度仍是中性。 3.pH值适用于〔H~ 〕或〔OH~-〕在1M以下的溶液。如果〔H~ 〕>1 M,则pH<0;若〔OH~-〕>1 M,则pH>14,在这种情况下,直接用〔H~ 〕或〔OH~-〕来表示。浓度大于1 M的强酸、强碱溶液的pH值:     

对照比较 深化概念

对于有关酸、碱及盐溶液的酸碱性及溶液的pH值的概念,学生不易掌握。在复习中,笔者除加强基本概念的复习外,还重点做了以下对比复习。 1.酸、碱、盐的溶液显酸性或碱性的原因是什么? [分析]:无论是哪一类溶液表现出酸、碱性,说明其溶液中[H~ ]与[OH~-]不相等,当溶液中[H~ ]>[OH~-]时,溶液呈酸性:当溶液中[H~ ]<[OH~-]时,溶液呈碱性,当溶液中[H~ ]=[OH~-]时,溶液是中性的。显然,溶液的酸、碱性取决于溶液中H~ 的浓度。     

关于《电解质溶液》教学中几个难点的剖析

在《电解质溶液》一章的教学中,读者往往在溶液的酸碱性、水的离子积、盐的水解规律以及酸式盐水溶液酸碱性判据问题上迷惑不解,下面就他们的疑点进行逐一分析: 一、任何物质的水溶液中都含有H~ 和OH~-离子吗? 读者往往误以为,酸式溶液里只含有H~ ,碱性溶液里只含有OH~-,只有水才同时含有H~ 和OH~-,这是一种片面观点。 诚然,纯水里的确存在等量的H~ 和OH~-。如25℃时,[H~ ]=[OH~-]=1.0X10~(-7)M。 倘若向纯水里加入0.1M的盐酸使H~ 离子浓度为0.1M,它比纯水里所含[H~ ]=1X10~(-7)M大得多,并对水的电离产生抑制(同离子效应),致使水所电离出的H~ 大为减少,以至可忽略,所以溶液中的氢离子浓度可视为0.1M。     

PH值考点归类评析

pH 值考点的考查形式尽管不断变化,但考查要点只有以下几点。一、同种强电解质不同浓度混和后 pH 值求算例1(’88高考题)将 pH 值为8的 NaOH 溶液与pH 值为10的 NaOH 溶液等体积混和后,溶液中的[H~ ]最接近于A.(1/2)(10~(-8) 10~(-10))摩/升B.(10~(-8) 10~(-10))摩/升C.(1×10~(-14)-5×10~(-5))摩/升,D.2×10~(-10)摩/升评析:NaOH 溶液中的主要离子是 OH~-,两溶液