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一、離子方程式
　　離子方程式書寫的基本規(guī)律要求：
　　(1)合事實(shí)：離子反應(yīng)要符合客觀事實(shí)，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。
　　(2)式正確：化學(xué)式與離子符號(hào)使用正確合理。
　　(3)號(hào)實(shí)際：“＝”“

”“→”“↑”“↓”等符號(hào)符合實(shí)際。
　　(4)三守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒、氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑

失電子總數(shù)要相等。
　　(5)明類型：依據(jù)離子反應(yīng)原理，分清類型，總結(jié)方法技巧。
　　(6)檢查細(xì)：結(jié)合書寫離子方程式過(guò)程中易出現(xiàn)的錯(cuò)誤，細(xì)心檢查。

 

（一）滴加順序與離子反應(yīng)

在化學(xué)反應(yīng)中相同的兩種試劑，由于滴加順序的不同會(huì)產(chǎn)生不同的現(xiàn)象，發(fā)生不同的離子反應(yīng)?，F(xiàn)歸納如下：
    1、強(qiáng)堿溶液（

）與可溶性的鋁鹽溶液

    向

溶液中滴加NaOH或KOH溶液，或向

、

溶液中滴加

溶液，先出現(xiàn)白色沉淀，后沉淀消失。其離子反應(yīng)方程式為：

     若反向滴加時(shí)，開(kāi)始無(wú)明顯現(xiàn)象，后出現(xiàn)白色沉淀。其離子反應(yīng)方程式為：

    2、強(qiáng)酸溶液或強(qiáng)酸的酸式鹽溶液

與偏鋁酸鹽溶液

    向

溶液中滴加HCl、H₂SO₄、HNO₃、NaHSO₄或KHSO₄溶液，先出現(xiàn)白色沉淀，后沉淀消失。其離子反應(yīng)方程式為：

若反向滴加時(shí)，開(kāi)始無(wú)明顯現(xiàn)象，后出現(xiàn)白色沉淀。其離子反應(yīng)方程式為：

    3、不穩(wěn)定的多元弱酸鹽溶液與強(qiáng)酸或強(qiáng)酸的酸式鹽溶液
    向

溶液中滴加HCl、H₂SO₄、HNO₃、NaHSO₄或KHSO₄溶液，開(kāi)始無(wú)明顯現(xiàn)象，后有氣體放出。其離子反應(yīng)方程式為：

    若反向滴加時(shí)，立即產(chǎn)生氣體。其離子反應(yīng)方程式為：

    4、多元酸與強(qiáng)堿溶液反應(yīng)生成的正鹽和酸式鹽的溶解性不同
    向H3PO4溶液中滴加

溶液，開(kāi)始無(wú)明顯現(xiàn)象，后產(chǎn)生白色沉淀。其離子反應(yīng)方程式為：

     若反向滴加時(shí)，立即出現(xiàn)白色沉淀，后沉淀消失。其離子反應(yīng)方程式為：

     5、硝酸銀溶液與氨水
     向

溶液中滴加氨水，先有沉淀產(chǎn)生，后沉淀又溶解。其離子反應(yīng)方程式為：

或

    若反應(yīng)滴加時(shí)，先無(wú)明顯現(xiàn)象，后有沉淀生成。其離子反應(yīng)方程式為：

    6.

溶液與

溶液
    向

溶液中滴加

溶液，產(chǎn)生黑色沉淀，溶液變成無(wú)色。其離子反應(yīng)方程式為：

 兩反應(yīng)相繼進(jìn)行。
    若反向滴加時(shí)，先產(chǎn)生淡黃色沉淀，溶液變成淺綠色，后溶液中又出現(xiàn)黑色沉淀，溶液變成無(wú)色。其離子反應(yīng)方程式為：

（先反應(yīng)）

（后反應(yīng)）

 

（二）定量離子方程式的書寫

1、酸式鹽與堿

例1、寫出碳酸氫鈉溶液分別與少量石灰水、過(guò)量石灰水反應(yīng)的離子方程式。
解析：NaHCO₃與少量Ca(OH)₂反應(yīng)時(shí)，

只抵消

中的

，生成正鹽

Na₂CO₃和CaCO₃，若Ca(OH)2過(guò)量，需考慮過(guò)量的Ca(OH)₂能否與生成的Na₂CO₃和CaCO₃繼續(xù)反應(yīng)，所以應(yīng)為：
   Ca(OH)₂少量：

   Ca(OH)₂過(guò)量時(shí)：

   

   2、離子定量沉淀
    例2、向明礬

溶液中滴加Ba(OH)₂溶液，使

全部沉淀，寫出離子反應(yīng)方程式。

向明礬溶液中滴加Ba(OH)₂溶液，使

全部沉淀，寫出離子反應(yīng)方程式。
    解析：使1mol KAl(SO₄)₂·12H₂O中的2mol

完全沉淀，需2mol Ba(OH)₂，此時(shí)

與

的物質(zhì)的量之比為1：4，生成

和H₂O。故應(yīng)為：

 

    

 3、一種氧化劑與多種還原劑

例3、在2mol/L FeBr₂溶液80mL中通入4.48L氯氣（標(biāo)準(zhǔn)狀況下），充分反應(yīng)后，寫出對(duì)應(yīng)的離子方程式。
分析：

即可理解為4mol FeBr₂與5mol Cl₂反應(yīng)。因Cl₂先氧化

，后氧化

，依電子得失守恒可知，5mol Cl₂可得

，

被氧化成

能失去

，還差

，故

只有6mol被氧化，還剩

。則離子方程式可直接寫為：

　　

例4、能正確表示下列化學(xué)反應(yīng)的離子方程式是(　 )
　　A．用碳酸鈉溶液吸收少量二氧化硫：2CO₃^2—十SO₂十H₂O＝2HCO₃^—

十SO₃^2—
　　B．金屬鋁溶于鹽酸中：Al十2H⁺＝

Al³⁺十H₂↑
　　C．硫化鈉溶于水中：S^2—十2H₂O＝H₂S↑十2OH^—
　　D．碳酸鎂溶于硝酸中：CO₃^2—十2H⁺＝H₂O十CO₂↑

　

 

　例5、下列離子方程式中正確的是(　 )
　　A．過(guò)量的NaHSO₄與Ba(OH)₂溶液反應(yīng)：Ba²⁺十2OH^—十2H⁺十SO₄^2—→BaSO₄↓十2H₂O
　　B．NH₄HCO₃溶液與過(guò)量NaOH溶液反應(yīng)：NH₄⁺十OH^—→N

H₃↑十H₂O
　　

C．苯酚鈉溶液中通入少量CO₂：

 
　　D．FeBr₂溶液中通入少量Cl₂：2Fe²⁺十2Br^—十2Cl₂→2Fe³⁺十Br₂十4Cl^—

 

二、離子共存
　

　下面是離子間不能共存的幾種情況：
　　

1．由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，離子不能大量共存
　　(1)有氣體產(chǎn)生。例如：CO₃^2—、SO₃^2—、S^2—、HCO₃^—、HSO₃^—、HS^—等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H⁺不能大量共存。
　　(2)有沉淀生成。例如：Ba²⁺、Ca²⁺、Mg²⁺、Ag⁺等不能與SO₄^2—、CO₃^2—等大量共存；Mg²⁺、Fe²⁺、Ag⁺、Al³⁺、Zn²⁺、Cu²⁺、Fe³⁺等不能與OH^—大量共存；Pb²⁺與Cl^—，Fe²⁺與S^2—、Ca²⁺與PO₄^3—、Ag⁺與Cl^-、Br^-、I^—等不能大量共存。
　　(3)有弱電解質(zhì)生成。例如：OH^—、CH₃COO^—、PO₄^3—、HPO₄^2—、H₂PO₄^—、F^—、ClO^—、AlO₂^—、SiO₃^2—、CN^—、C₁₇H₃₅COO^—、

等與H⁺不能大量共存；一些酸式弱酸根，例如：HCO₃^-、HPO₄^2—、HS^—、H₂PO₄^—、HSO₃^—不能與OH^—大量共存；NH₄⁺與OH^—不能大量共存。
　　(4)一些容易發(fā)生水解的離子，在溶

液中的存在是有條件的。例如：AlO₂^—、S^2—、CO₃^2—、C₆H₅O^—等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；再如：Fe³⁺、Al³⁺等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時(shí)存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應(yīng)。例如：3AlO₂^—十Al³⁺十6H₂O＝4Al(OH)₃↓等。
　　2．由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存
　　(1)具有較強(qiáng)還原性的離子不能與具有較強(qiáng)氧化性的離子大量共存。例如：S^2—、HS^—、SO₃^2—、I^—和Fe³⁺不能大量共存。
　　(2)在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。例如：MnO₄^—、Cr₂O₇^2—、NO₃^—、ClO^—與S^2—、HS^—、

SO₃^2—、HSO₃^—、I^—、Fe²⁺等不能大量共存；SO₃^2—和S^2—在堿性條件下也可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S^—十SO₃^2—十6H⁺＝3S↓十3H₂O反應(yīng)不能共存。H⁺與S₂O₃^2—不能大量共存。
　　

3．水解性較強(qiáng)的陽(yáng)離子跟水解性較強(qiáng)的陰離子在水溶液中不能大量共存
　　例如：Al³⁺和HCO₃^—、CO₃^2—、HS^—、S^2—、AlO₂^—、ClO^—等；Fe³⁺與CO₃^2—、HCO₃^—、AlO₂^—、ClO^—等不能大量共存

。
　　

4．溶液中能發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存
　　例如：Fe²⁺、Fe³⁺與SCN^—不能大量共存；Fe³⁺與

不能大量共存。
　　例1、下列各組離子能在溶液中大量共存的是(　 )
　　A．Ca²⁺、NH₄⁺、Cl^—、CO₃^2—
　　B．Na⁺、NH₄⁺、NO₃^—、Cl^—
　　C．H⁺、Na⁺、NO₃^—、OH^—
　　D．K⁺、Mg²⁺、SO₄^2—、OH^—
　　

解析：
　　A中Ca²⁺十CO₃^2—＝CaCO₃↓
　　C中H⁺十OH^—＝H₂O
　　D中Mg²⁺十2OH^—＝Mg(OH)₂↓
　　B中Na⁺不能與NO₃^—或Cl^—，NH₄⁺不能與NO₃^—或Cl^—結(jié)合生成難溶、難電離或易揮發(fā)的物質(zhì)，可以在溶液中大量共存，所以選B。
　　

例2、某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH^—)＝1×10^—14 mol·L^—1，滿足此條件的溶液中一定可以大量共存的離子組是(　 )
　　A．Al³⁺、Na⁺、NO₃^—、Cl^—
　　B．K⁺、Na⁺、Cl^—、NO₃^—
　　C．K⁺、Na⁺、Cl^—、AlO₂^—
　　D．K⁺、NH₄⁺、SO₄^2—、NO₃^—
　

　解析：
　　由水電離產(chǎn)生的c(OH^—)＝1×10^—14 mol·L^—1，則由水電離產(chǎn)生的c(H⁺)＝1×10^—14 mol·L^—1，即溶液為pH＝1或pH＝14呈酸性或堿性：A．Al³⁺在堿性條件下生成Al(OH)₃↓或AlO₂^—，C中AlO₂^—在酸性條件下生成Al(OH)₃↓或Al³⁺，D中NH₄⁺在堿性條件下生成NH₃·H₂O，B在酸性或堿性條件下離子之間相互不發(fā)生反應(yīng)。
　　答案：B
　　例3、在強(qiáng)酸性溶液中能大量共存，并且溶液為無(wú)色透明的離子組是(　

)
　　A．MnO₄^—、K⁺、Na⁺、

SO₄^2—
　　B．Na⁺、K⁺、HCO₃^—、Cl^—
　　C．Mg²⁺、NH₄⁺、Cl^—、NO₃^—
　　D．Ba²⁺、K⁺、S^2—、SO₄^2—
　　

解析：本題有兩個(gè)隱蔽條件：一是強(qiáng)酸性溶液；二是溶液需無(wú)色透明，根據(jù)這兩個(gè)條件分析：A中MnO₄^—為紫色，B中HCO₃^—為弱酸酸 根離子，在強(qiáng)酸性條件下不能共存；HCO₃^—十H⁺＝H₂O十CO₂↑；D中Ba²⁺十SO₄^2—＝BaSO₄↓二者不能共存，同時(shí)白色沉淀難溶于酸。Mg²⁺或NH₄⁺均不能跟Cl^—和NO₃^—反應(yīng)，所以選C。
　　

三、比較離子濃度大小的兩個(gè)原理
　　1．電荷守恒原理：溶液中陽(yáng)、陰離子所帶的正負(fù)電

荷總數(shù)相等，即電解質(zhì)溶液呈電中性。如在NaHCO₃溶液中，陽(yáng)離子有Na⁺和H⁺，陰離子有HCO₃^—、CO₃^2—和OH^—，但一個(gè)CO₃^2—需要兩個(gè)+1價(jià)離子才能與它的電荷數(shù)值相等，即與CO₃^2—電荷守恒的+1價(jià)離子的濃度應(yīng)該是它的濃度的兩倍，根據(jù)電荷守恒原理有：c(Na⁺)十c(H⁺)＝c(HCO₃^—)十c(OH^—)十2c (CO₃^2—)。
　　2．物料守恒原理：指電解質(zhì)溶液中某一組分的原始濃度(起始濃度)應(yīng)等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。如在NaHCO₃溶液中，有：c(Na⁺)＝c(HCO₃^—)十C(H₂CO₃)十c(CO₃^2—)?！?span>     

 

例1、將20mL0.4mol·L^—1硝酸銨溶液跟50mL

0.1mol·L^—1的氫氧化鋇溶液混合，則混合溶液中離子濃度的大小順序是(　 )
　　A．(NO₃^—)＞c(OH^—)＞c(NH₄⁺)＞c(Ba²⁺)
　　B．c(NO₃^—)＞c(Ba²⁺)＞c(OH^—)＞c(NH₄⁺)
　　C．c(Ba²⁺)＞c(NO₃^—)＞c((OH^—)＞c(NH₄⁺)
　　D．c(NO₃^—)＞c(Ba²⁺)＞c(NH₄⁺)＞c(OH^—)

　　c(NO₃^—)＞c(Ba²⁺)＞c(OH^—)＞c(NH₄⁺)，B正確。
　　

例2、在10 mL 0.1mol·L^—1NaOH溶液中加入同體積同濃度的CH₃COOH溶液，反應(yīng)同溶液中各粒子濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是(　 )
　　A．c(Na⁺)＞c(CH₃COO^—)＞c(H⁺)>c(OH^—

)
　　B．c(Na⁺)＞c(CH₃COO^—)＞c(OH^—)＞c(H⁺)
　　C．c(Na⁺)＝c(CH₃COO^—)十c

(CH₂COOH)
　　D．c(Na⁺)十c(H⁺)＝c(CH₃COO^—)十c(OH^—)
　　解析：NaOH與CH₃COOH恰好完全反應(yīng)生成CH₃COONa，由于CH₃COO^—的水解，顯然c(Na⁺)