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《专题复习 溶液中的离.ppt

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专题复习《溶液中的离子反应》,一、专题三 主要内容,2,二、专题知识的重点、难点,1)电解质与非电解质 在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。,2)强电解质与弱电解质 在水溶液中能否完全电离的电解质。,3)常见的强电解质和弱电解质 强电解质:强酸、强碱、大多数盐、活泼金属氧化物 弱电解质:弱酸、弱碱和水,1.强电解质和弱电解质,与溶解度和导电能力无关。,常见的强电解质,①强酸:,②强碱:,③大部分盐:包括难溶的盐,如HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、 HBr、HI等,如NaOH、KOH、Ba(OH)2 、Ca(OH)2等,④活泼的金属氧化物:如Na2O、CaO、Al2O3等,①弱酸:,如CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、 H3PO4、HNO2、H2S、H2SO3、HF、HClO等,②弱碱: ③两性氢氧化物:Al(OH)3 ④水、极少数盐(醋酸铅)等,常见的弱电解质:,如NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等,有以下10种物质:①铜,②稀硫酸,③氯化氢,④氨气,⑤氟化氢,⑥二氧化碳,⑦乙酸,⑧氯化钠,⑨碳酸钙,⑩氯气。 结合下表中提示的信息,把符合左栏条件的物质的序号填入右栏相应的位置。,③⑤⑦⑧⑨,④⑥,③⑧⑨,⑤⑦,①②⑩,溶液导电性强弱是由溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数决定,与电解质强弱无关。,下列说法正确的是:( ) A.强电解质的导电能力一定大于弱电解质的导电能力。 B.溶于水能导电化合物都是电解质。 C.25℃时,0.1mol/L的盐酸中氢离子浓度大于0.1mol/L的醋酸中氢离子浓度。 D.BaSO4属于强电解质,所以其水溶液导电能力很强。,C,2.电离方程式的书写,1)强电解质在溶液中全部电离,在电离方程式中以“=”表示之; 2)弱电解质部分电离,在电离方程式中以“ ”表示之; 3)多元弱酸分步电离,在书写电离方程式时要分步书写.如: H2CO3 : H2CO3 H++HCO3-、HCO3- H++CO32-;,4)多元弱碱常常一步写到底,如,Cu(OH)2 Cu2++2OH-。,5)酸式盐的电离,⑴强酸的酸式盐的电离:完全电离。如:KHSO4= K+ + H+ + SO42- ⑵弱酸的酸式盐的电离:第一步完全电离,第二步酸式根部分电离。如:NaHCO3- = Na++HCO3- , HCO3- H+ + CO32-,练习:书写前面所列的弱电解质的电离方程式,BD,3.弱电解质的电离平衡,在一定条件下,当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态。,2007年高考上海化学卷)已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)值增大,可以采取的措施是 (A)加少量烧碱溶液 (B)升高温度 (C)加少量冰醋酸 (D)加水,外界条件对电离平衡影响,① 温度:电离是一个吸热过程,升高温度,平衡右移。,② 浓度:当改变平衡中某种微粒的浓度时,平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。,③同离子效应:在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质,使电离平衡向逆方向移动。 ④化学反应:在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时,可以使电离平衡向电离方向移动。,K值越大,电离程度越大,相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。,弱电解质溶液浓度越大,电离程度越小。,醋酸是一种常见的一元弱酸,为了证明醋酸是弱电解质,某同学开展了题为“醋酸是弱电解质的实验探究”的探究活动。该同学设计了如下方案,其中错误的是:( ) A.先配制一定量的0.10 mol/L CH3COOH溶液,然后测溶液的pH,若pH大于1,则可证明醋酸为弱电解质 B.先配制一定量0.01 mol/L和0.10 mol/L的CH3COOH,分别用pH计测它们的pH,若两者的pH相差小于1个单位,则可证明醋酸是弱电解质 C.取等体积、等pH的CH3COOH的溶液和盐酸分别与足量锌反应,若测得反应过程中醋酸产生H2较慢且最终产生H2较多,则醋酸为弱酸 D.配制一定量的CH3COONa溶液,测其pH,若常温下pH大于7,则可证明醋酸是弱电解质,C,水的离子积常数——Kw= C(H+)×C(OH—)Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25℃时,Kw =1×10-14在水溶液中,Kw中的C(OH-)、C(H+)指溶液中总的离子浓度.常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数,且Kw =1×10-14 。不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液,水电离出的C(H+)=C(OH-)根据Kw=C(H+)×C(OH-) 在特定温度下为定值,C(H+) 和C(OH-) 可以互求。,4.水的电离,水是一种极弱的电解质,能微弱电离。,07年高考理综天津卷)25 ℃时,水的电离达到平衡:H2OH++OH-;H>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CH3COONa,平衡逆向移动,c(H+)降低 (D)将水加热,KW增大,pH不变。,B,水电离平衡移动的影响因素,酸或碱抑制水的电离,盐类水解均能促进水的电离,温度升高促进水的电离,5.溶液的酸碱性,1)溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。 常温下(25℃) 酸性溶液:C(H+)﹥C(OH-),C(H+) ﹥1×10 -7mol/L 中性溶液:C(H+)= C(OH-),C(H+) = 1×10 -7mol/L 碱性溶液:C(H+)﹤C(OH-),C(H+) ﹤1×10 -7mol/L,表示溶液酸碱性的强弱。 PH= -lg c(H+) 适用于稀溶液,当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时,直接用浓度表示溶液的酸碱性。 PH值越小,酸性越强,PH越大,碱性越强。 PH范围0—14之间,但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液, PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。 PH值增加一个单位C(H+)减小10倍。,2)溶液的PH值:,酸碱指示剂: (石蕊、酚酞、甲基橙) PH试纸:广泛PH试纸:1~14,只能读得整数;精密PH试纸:最小读数0.1 PH试纸的使用方法:将PH试纸,放在洁净、干燥的玻璃片上,用洁净、干燥的玻璃棒蘸取一滴溶液点在PH试纸中部,半分钟内与标准比色卡比较,读出PH值。 PH计:它可以精确测量溶液的PH值。,测定溶液酸碱性的常用方法:,注意:pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则将可能产生误差。,(1)溶液的稀释 一般情况下,强酸溶液每稀释10倍,pH值就增加1个单位,但稀释后pH值一定小于7;强碱溶液每稀释10倍,pH值就减小1个单位,但稀释后pH值一定大于7。,PH值计算的常见类型,(2)强酸与强酸、强碱与强碱混合 【经验公式】(其中0.3是lg2的近似值) 已知pH的两强酸等体积混合,混合液的pH=pH小+0.3 已知pH的两强碱等体积混合,混合液的pH=pH大-0.3 (3)酸碱混合:先判断过量,酸过量则求出剩余酸的c(H+);碱过量,则求出剩余碱的C(OH-),再求C(H+),溶液酸碱性判定规律,,(1)PH相同的酸(或碱),酸(或碱)越弱,其物质的量浓度越大。 (2)PH相同的强酸和弱酸溶液,加水稀释相同的倍数,则强酸溶液PH变化大;碱也如此。 (3)酸和碱的PH之和为14,等体积混合。若为强酸与强碱 ,则PH=7;若为强酸与弱碱。则PH﹥7 ;若为弱酸与强碱,则PH﹤7。,2007年高考海南化学卷)下列叙述正确的是( ) (A)95 ℃纯水的pH<7,说明加热可导致水呈酸性 (B)pH = 3的醋酸溶液,稀释至10倍后pH = 4 (C)0.2 mol·L-1的盐酸,与等体积水混合后pH = 1 (D)pH = 3的醋酸溶液,与pH = 11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH = 7,C,在100℃时,NaCl溶液中c(H+)=1×10-6 mol/L。下列说法中正确的是 ( ) A.该NaCl溶液显酸性 B.该NaCl溶液显碱性 C.该NaCl溶液中KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-14 D.该NaCl溶液中KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-12,D,2008·全国理综Ⅱ,9)取浓度相同的NaOH和HCl 溶液,以3∶2体积比相混合,所得溶液的pH等于12, 则原溶液的浓度为: ( )A.0.01 mol/L B.0.017 mol/LC.0.05 mol/L D.0.50 mol/L,在一定体积pH=12的Ba(OH)2溶液中,逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液。当溶液中的Ba2+恰好完全沉淀时,溶液pH=11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和,则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是( )A.1∶9 B.1∶1 C.1∶2 D.1∶4,C,D,6.酸碱中和滴定 原理:用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定。 cB= VB——准确量取的待测液的体积; cA——标准溶液的浓度。故有:cB正比于VA。,(1)注意事项(2)操作步骤。 (3)指示剂选择:强酸滴定强碱——酚酞或甲基橙强酸滴定弱碱——甲基橙强碱滴定弱酸——酚酞 (4)颜色变化: 强酸滴定强碱:甲基橙由黄色到橙色酚酞由红色到无色强碱滴定强酸:甲基橙由红色到橙色酚酞由无色到粉红色 (5)酸碱中和滴定中的误差分析,(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)误差分析 (1)标准液配制引起的误差 ①称取5.2克氢氧化钠配制标准液时,物码倒置。 ②配制标准液时,烧杯及玻璃棒未洗涤。,③配制标准液时,定容俯视。 ④配制标准液时,定容仰视。 ⑤配制标准NaOH滴定盐酸时,NaOH中如混有碳酸钠。 ⑥配制标准NaOH滴定盐酸时,NaOH中如混有碳酸氢钠。 ⑦配制标准NaOH滴定盐酸时,NaOH中如混有KOH。 ⑧滴定管水洗后,未用标准液洗涤。,(偏高),(偏高),(偏低),(偏高),(偏高),(偏高),(偏高),(偏高),(2)标准液操作引起的误差 ①滴定前读数仰视,滴定后读数俯视。 ②滴定结束,滴定管尖嘴处有一滴未滴下。 ③滴定前有气泡未赶出,后来消失。 (3)待测液操作引起的误差 ①锥形瓶水洗后,用待测液润洗过再装待测液。 ②锥形瓶有少量水,直接放入待测液。 ③摇动锥形瓶时,溅出部分溶液。 注意:(1)中和反应严格按照化学方程式中化学计量数之比进行,即当酸提供的H+的物质的量与碱提供的OH-的物质的量相等时,恰好中和。 (2)中和反应恰好进行得到的溶液,不一定显中性,有可能显酸性或碱性。,(偏高),(偏高),(偏高),(偏高),(无影响),(偏低),中和滴定的关键:,1)准确测定体积 2)准确判断反应终点,仪器: 锥形瓶 烧杯 铁架台 滴定管 滴定管夹,关键步骤: ⑴检漏:转动活塞,观察是否漏水 ⑵洗涤:用蒸馏水洗涤滴定管 ⑶润洗:用待装液润洗2-3次. ⑷装液:至“0”刻度以上2-3mL,⑹调“0”:先排气泡.后调液面至“0”或“0” 以下. ⑺记读数:v0 ⑻取液: ⑼滴定:左手、右手、眼睛,⑽记读数v1,计算体积:v=v1-v0 ⑾重复滴定2-3次 ⑿计算:取其中合理数据求平均值,再计算。,⑸固定,判断滴定终点的现象,实验室用标准盐酸溶液滴定某NaOH溶液的浓度,用甲基橙作指示剂,下列操作中可能使测定结果偏低的是 ( ) A.酸式滴定管在装酸液前未用标准盐酸溶液润洗2~3次 B.开始实验时酸式滴定管尖嘴部分有气泡,在滴定过程中气泡消失 C.锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色,立即记下滴定管液面所在刻度 D.盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2~3次,C,现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的总酸量(g/100 mL)。Ⅰ.实验步骤: (1)量取10.00 mL食用白醋,在烧杯中用水稀释后转移到100 mL (填仪器名称)中定容,摇匀即得待测白醋溶液。 (2)用酸式滴定管取待测白醋溶液20.00 mL于锥形瓶中,向其中滴加2滴 作指示剂。 (3)读取盛装0.1 000 mol/L NaOH溶液的碱式滴定管 的初始读数。如果液面位置如右图所示,则此时的读 数为 mL。(4)滴定。当 时, 停止滴定,并记录NaOH溶液的终读数。重复滴定3次。,溶液由无色恰好变为浅红色,并在半分钟内不 褪色,0.70,酚酞,容量瓶,Ⅱ.实验记录Ⅲ.数据处理与讨论: (1)甲同学在处理数据时计算得:平均消耗的NaOH溶液的体积V=(15.95+15.00+15.05+14.95)/4 mL=15.24 mL。 指出他的计算的不合理之处: ;按正确数据处理,可得市售白醋总酸量= g/100 mL(结果保留四位有效数字)。,第一组数据与后3组相差较大,属异常值,应舍去,500,(2)乙同学仔细研究了该品牌白醋的标签,发现其中还含有苯甲酸钠作为食品添加剂,他想用资料法验证醋酸与苯甲酸钠不会发生离子互换反应,需查找在一定温度下的醋酸与苯甲酸的 (填 写序号) a.pH b.沸点 c.电离常数 d.溶解度 (3)在本实验的滴定过程中,下列操作会使实验结果偏大的是(填写序号) :,a.碱式滴定管在滴定时未用标准NaOH溶液润洗b.碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡,滴定后气泡消失 c.锥形瓶中加入待测白醋溶液后,再加少量水 d.锥形瓶在滴定时剧烈摇动,有少量液体溅出,C,a、b,已知某二元酸(H2A)在水中的电离方程式是: H2A H++HA-, HA- H++A2-。 (1)Na2A溶液显 (填“酸性”、“中性”或“碱性”)。理由是 (用离子方程式表示)。 (2)已知0.1 mol/L NaHA溶液的pH=2,则0.1 mol/LH2A溶液中氢离子的物质的量浓度应 0.11 mol/L(填“”或“=”),理由是 。,(Ⅱ)25℃时,A酸溶液的pH=a,B碱溶液的pH=b。(1)若A为强酸,B为强碱,且a+b=14,若两者等体积混合后,溶液的pH= ,此时溶液中金属阳离子浓度大于酸根阴离子浓度,其原因可能是 。,碱性,A2++H2O HA-+OH-,,H2A完全电离出的0.1 mol/L H+对其第二步电离平衡产生抑制,7,酸为二元强酸,碱为一元强碱,(2)若A的化学式为HR,B的化学式为MOH,且a+b=14,两者等体积混合后溶液显酸性,则混合溶液中必定有一种离子能发生水解,该离子为 (填离子符号);混合后的溶液中,下列微粒浓度大小关系一定正确的是 (填序号)。,①c(MOH)c(M+)c(R-)c(H+)c(OH-)②c(HR)c(M+)c(R-)c(OH-)c(H+)③c(R-)c(M+)c(H+)c(OH-) ④c(M+)c(R-)c(OH-)c(H+)⑤c(M+)+c(H+)=c(R-)+c(OH-),R—,③⑤,7.盐类水解 定义:在溶液中盐电离出的弱离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 实质:破坏水的电离平衡,使水的电离平衡正向移动。,25℃,NaOH和Na2CO3两溶液的pH均为11。(1)两溶液中,由水电离出的c(OH-)分别是: ①NaOH中 ;②Na2CO3中 ; ③在1L水中加入上述 会使水的电离程度减小。 (2)各取10 mL上述两种溶液,分别加水冲稀到100 mL,pH变化较大的是 (填化学式)溶液。,1×10—11mol/L,1×10—13mol/L,氢氧化钠溶液,氢氧化钠溶液,盐类水解的规律,对应的酸越弱,弱酸酸根离子水解程度越大。 对应的碱越弱,弱碱阳离子水解程度越大。,,有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解; 都弱都水解,谁强显谁性,都强显中性。,盐类水解方程式的书写规律 1)盐类水解一般是比较微弱的,通常用可逆符号表示,同时无沉淀和气体产生。 2)多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的,第一步水解程度比第二步水解程度大得多。 3)多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂,通常写成一步完成。 4)对于发生“完全双水解”的盐类,因水解彻底,故用“=”,同时有沉淀和气体产生。 5)多元弱酸的酸式根离子,水解和电离同步进行。溶液的酸碱性需要比较水解与电离的相对强弱。,1.书写形式盐+水盐中的离子+水 2.书写规律(1)多元弱酸的正盐(如Na2S):(主要), (次要)。(2)多元弱碱的正盐(如AlCl3):。(3)双水解反应(如Na2S与AlCl3溶液混合) 。,酸+碱,弱酸(或弱碱)+OH-(或H+),Na2S+H2O NaHS+NaOH,AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl,3Na2S+2AlCl3+6H2O 6NaCl+3H2S↑+2Al(OH)3↓,NaHS+H2O H2S+NaOH,,,,影响盐类水解的外界因素: (1)温度越高越水解 (2)浓度越稀越水解 (3)溶液酸碱性:外加酸或碱可抑制或促进盐的水解。,影响盐类水解的内因:组成盐的弱酸根阴离子或弱碱根阳离子水解的难易程度决定盐水解程度的大小——越弱越水解。,下图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol/LCH3COONa溶液,并分别放置在盛有水的烧杯中,然后向烧杯①中加入生石灰,向烧杯③中加入NH4NO3晶体,烧杯②中不加任何物质。,(1)含酚酞的0.01 mol/L CH3COONa溶液显浅红色的原因 。 (2)实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深,烧瓶③中溶液红色变浅,则下列叙述正确的是 。 A.水解反应为放热反应 B.水解反应为吸热反应 C.NH4NO3溶于水时放出热量 D.NH4NO3溶于水时吸收热量,B、D,醋酸根离子水解,使溶液显碱性,(3)向0.01 mol/L CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体,使,CH3COO-水解平衡移动的方向分别 、 、、 (填 “左”、“右”或“不移动”)。,左,右,右,左,8.盐类水解的应用:,下列有关问题,与盐的水解有关的是 ( ) ①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂;②用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂;③草木灰与铵态氮肥不能混合施用;④实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞;⑤加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体 A.①②③ B.②③④ C.①④⑤ D.①②③④⑤,D,为了同时对某农作物施用分别含有N、P、K三种元素的化肥,对于给定的化肥:①K2CO3、②KCl、③Ca(H2PO4)2、④(NH4)2SO4、⑤氨水,最适合的组合是 ( )A.①③④ B.②③④ C.①③⑤ D.②③⑤,B,9.溶液中的守恒关系: (电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系),⑴电荷守恒规律:电解质溶液中,溶液总是呈电中性,即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数,如NaHCO3溶液中存在着Na+、H+、HCO3-、CO32- OH-,存在如下关系: c (Na+) +c (H+) = c (HCO3-)+c(OH-) +2c(CO32- )。,⑵物料守恒规律:某一组分(或元素)的原始浓度等于它在溶液中各中存在形式的浓度之和。,如在c mol/L的Na2CO3溶液中CO32-离子的存在形式有CO32-、HCO3-、H2CO3, 则:c( CO32-) + c (HCO3-) + c (H2CO3)=1/2c (Na+),⑶质子守恒:有水电离产生的H+、OH-浓度相等。,如在Na2CO3溶液中,有水电离产生的OH-以游离态存在,而H+因CO32-水解有三中存在形式H+、HCO3-、H2CO3,有:,c(OH-)=c(H+) +c(HCO3-) +2c (H2CO3)。,(2008·全国理综Ⅰ,12)已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱,在物质的量浓度均为0.1 mol/L的NaA和NaB混合溶液中,下列排序正确的是 ( ) A.c(OH-)c(HA)c(HB)c(H+) B.c(OH-)c(A-)c(B-)c(H+) C.c(OH-)c(B-)c(A-)c(H+) D.c(OH-)c(HB)c(HA)c(H+),( ),B,A,10.沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡:定义: 一定温度下,当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时,形成电解质的饱和溶液,达到平衡状态,我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡 。特征:逆、等、动、定、变影响因素:内因:难溶物本身的性质外因:,,①浓度:,加水稀释,平衡向溶解方向移动,②温度:,绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程。,③同离子效应:,例如:AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq),加入同种离子,平衡向沉淀方向移动,11.溶度积———Ksp,定义:,影响因素:,意义:,在一定温度下,难溶电解质的Ksp的大小反映了其在水中的溶解能力。Ksp越大,在水中的溶解能力越强,反之亦然。,Ksp决定于难溶电解质的本性,与温度有关,一定温度下,Ksp是常数。,在一定条件下,难溶性物质的饱和溶液中,存在溶解平衡,其平衡常数叫做溶度积常数或简称溶度积.,20℃时,电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系:,溶解度和Ksp均能反映物质在水中的溶解能力,但两者的关系并不是简单的正比关系。,概念1、离子积,Q c= c(Am+)n.c(Bn-)m Qc称为离子积,其表达式中离子浓度是任意的,为此瞬间溶液中的实际浓度,所以其数值不定。,AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq),溶度积的应用,概念2、溶度积规则,离子积Qc和溶度积Ksp的关系:,①Qc Ksp时,,过饱和溶液,析出沉淀。,②Qc= Ksp时,,饱和溶液,沉淀溶解平衡状态。,③Qc Ksp时,,溶液未饱和,沉淀可以继续溶解。,09·浙江理综,10)已知: 25℃时,Ksp[Mg(OH)2]=5.61×10-12,Ksp[MgF2]=7.42×10-11。 下列说法正确的是 ( ) A.25℃时,饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比,前者的c(Mg2+)大 B.25℃时,在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体,c(Mg2+)增大 C.25℃时,Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol/L氨水中的Ksp比在20 mL 0.01mol/L NH4Cl溶液中的Ksp小 D.25℃时,在Mg(OH)2的悬浊液中加入NaF溶液后,Mg(OH)2不可能转化为MgF2,B,室温时,CaCO3在水中的溶解平衡 曲线如图所示,已 知:25℃其溶 度积为2.8×10-9, 下列说法不 正确的是: ( )A.x数值为2×10-5B.c点时有碳酸钙沉淀生成C.加入蒸馏水可使溶液由d点变到a点D.b点与d点对应的溶度积相等,C,(2008·山东理综,15)某温度时, BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲 线如图所示。下列说法正确的是: 提示 BaSO4(s) Ba2+(aq)+SO (aq) 的平衡常数Ksp=c(Ba2+)·c(SO ),称 为溶度积常数。 A.加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点 B.通过蒸发可以使溶液由d点变到c点 C.d点无BaSO4沉淀生成 D.a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp,C,已知25℃时:在物质的提纯中,常利用难溶电解质的沉淀溶解平衡原理除去某些离子。例如: ①为了除去氯化铵晶体中的氯化铁杂质,先将混合物溶于水,再加入一定量的试剂a反应,过滤结晶即可;,②为了除去氯化镁晶体中的氯化铁杂质,先将混合物溶于水,再加入足量的氢氧化镁充分反应,过滤结晶即可;,③为了除去硫酸铜晶体中的硫酸亚铁杂质,先将混合物溶于水,再加入一定量的双氧水,将亚铁离子氧化,然后加入试剂b调节溶液的pH=4,过滤结晶即可。 (1)上述三种除杂方案都将Fe2+、Fe3+转化为 (填化学式)而除去。 (2)试剂a为 。 (3)写出②中除杂所发生的总反应的离子方程式:。,(4)下列与方案③有关的叙述正确的是 (填字母序号)。 A.H2O2是绿色氧化剂,在氧化过程中不引入杂质,不产生污染 B.将亚铁离子氧化的主要原因是Fe(OH)2沉淀比Fe(OH)3沉淀较难过滤 C.调节溶液pH=4的试剂b是氢氧化铜或氧化铜 D.在pH大于4的溶液中Fe3+已完全不存在,Fe(OH)3,氨水,2Fe3++Mg(OH)2 2Fe(OH)3+3Mg2+,2Fe3++Mg(OH)2 2Fe(OH)3+3Mg2+,A、C,
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