高一化學離子共存-資料下載頁
2025-10-31 05:17本頁面
【導讀】不導電的化合物。幾種電解質溶液的導電能力有什么不同？陽）離子所帶的電荷數都相同的情況下，自由移動的離子數目多。強酸：H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI、HClO4等。強堿：NaOH、KOH、Ba2、Ca2等。弱酸、弱堿、水。弱酸：H2SO3、H2CO3、H3PO4、HClO、HF、H2SiO3. 弱堿：NH3·H2O、（可溶）Mg2、Fe3、反應的式子叫離子方程式。如何正確書寫離子方程式？子方程式中不能拆開寫。態(tài)，應寫化學式。思考:NaHCO3溶液與Ca2溶液混合?KHSO4溶液與Ba2溶液混合？示所有同一類型的離子反應。
【正文】 濃度 越大，導電能力越 ____。 強 練一練： ，均為弱電解質的是（ ），均為強電解質的是（ ）。 Ba(OH)2 H2S H3PO4 HCl C2H5OH(乙醇 ) NH4Cl H2S NH3 ?H2O H2O H2SO4 HNO3 KNO3 C D，但其水溶液不導電，則該化合物是（ ）。 C 離子共存問題： 同一溶液中若離子間符合下列任 意一個條件就會發(fā)生離子反應， 離子之間便不能在溶液中大量共 存。 ⑴ 生成難溶物或微溶物： 如： Ba2+與 CO3 Ag+與 Br、 Ca2+與 SO42等 ⑵ 生成氣體或揮發(fā)性物質： 如： NH4+與 OH、 H+與 CO3 HCO S2 HS、 SO3 HSO3等 ⑶ 生成難電離物質： 如： H+與 Ac、 CO3 S SO32等生 成弱酸； OH與 NH4+生成的弱堿； H+與 OH生成水 ⑷ 發(fā)生 氧化還原 反應： 氧化性離子 (如 Fe3+、 NO ClO、 MnO4等 )與 還原性離子 (如 S I、 Fe2+、 SO32等 )不能大量共存。 附加 隱含條件 的應用規(guī)律： ⑴ 溶液無色透明時，則溶液中一定沒 有色離子。 常見的有色離子： Cu2+、 Fe3+、 Fe2+、 MnO4等 ⑵ 強堿性 溶液中肯定不存在與 OH反 應的離子。 ⑶ 強酸性 溶液中肯定不存在與 H+反 應的離子。 四、離子反應的應用：離子共存的判斷 （ ） +、 Mg2+、 Cl、 SO42 +、 Mg2+、 OH、 NO3 C. Na+、 Ca2+、 Cl、 CO32 D. Na+、 K+、 MnO SO42 ，下列能配制成的是 （ ） +、 H+、 NO Cl +、 H+、 Cl、 HCO3 +、 Al3+、 Cl、 SO42 +、 Ca2+ 、 CO32 、 NO3 A C PH=1的無色溶液中能大量共存的離子組是 （ ） +、 K+、 MnO SO42 +、 Mg2+、 Cl、 NO3 +、 Ca2+、 Cl、 CO32 +、 K+、 CO3 SO42
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