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物质的量在化学实验中的应用
考点1　物质的量浓度及相关计算
一、物质的量浓度
二、有关物质的量浓度计算的四大类型
类型1　标准状况下，气体溶液的物质的量浓度的计算
c＝
类型2　溶液中溶质的质量分数与物质的量浓度的换算
(1)计算公式：c＝(c为溶质的物质的量浓度，单位mol·L－1，ρ为溶液密度，单位g·cm－3，w为溶质的质量分数，M为溶质的摩尔质量，单位g·mol－1)。
当溶液为饱和溶液时，因为w＝，可得c＝。
(2)公式的推导(按溶液体积为V
L推导)
c＝＝＝或w＝＝＝。
类型3　溶液稀释和同种溶质的溶液混合的计算
(1)溶液稀释
①溶质的质量在稀释前后保持不变，即m1w1＝m2w2。
②溶质的物质的量在稀释前后保持不变，即c1V1＝c2V2。
③溶液质量守恒，即m(稀)＝m(浓)＋m(水)(体积一般不守恒)。
(2)溶液混合
①混合前后溶质的物质的量保持不变，即c1V1＋c2V2＝c混V混。
②混合前后溶质的质量保持不变，即m1w1＋m2w2＝m混w混。
类型4　应用电荷守恒式进行未知离子的浓度计算
溶液中所有阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
例如：CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中存在：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)。
考点2　一定物质的量浓度溶液的配制
一、主要仪器
1．托盘天平：可精确至0.1
g，称量前先调零，称量时物品放在左盘，砝码放在右盘。
2．容量瓶：配制溶液的专用精确容器，主要规格有100_mL、250_mL、500_mL、1_000_mL。
3．其他仪器：量筒、烧杯、玻璃棒、胶头滴管等。
二、配制过程(以配制500
mL
1.00
mol·L－1
NaOH溶液为例)
1．配制过程
2．误差分析
请完成下表中的误差分析(填“偏高”“偏低”或“不变”)：
实验操作
因变量
c(mol/L)
n(溶质)
V(溶液)
用滤纸称量NaOH固体
减小
偏低
砝码与物品颠倒(使用游码)
减小
偏低
称量前小烧杯内有水
不变
不变
称量时间过长
减小
偏低
向容量瓶中移液时少量溅出
减小
偏低
未洗涤烧杯和玻璃棒
减小
偏低
定容时仰视刻度线
增大
偏低
定容时俯视刻度线
减小
偏高
定容摇匀后液面下降再加水
增大
偏低
未等溶液冷却就定容
减小
偏高
第二讲　离子反应
考点1　电解质及其电离
一、电解质及其电离的关系
二、电离
1．概念：电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动的离子的过程。
2．电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融。
三、电离方程式的书写
1．强电解质：完全电离，用“===”表示。
如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－、(NH4)2SO4===2NH＋SO__。
2．弱电解质：部分电离，用“”表示。
(1)多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。如H2S的电离方程式为H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－。
(2)多元弱碱分步电离，但一步写出。如Cu(OH)2的电离方程式：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。
(3)两性氢氧化物双向电离。如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－。
3．酸式盐
(1)强酸酸式盐完全电离，一步写出。如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO__。
(2)多元弱酸酸式盐第一步完全电离，然后酸式酸根部分电离。如NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO。
考点2　离子反应及离子方程式
一、离子反应
1．概念：有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应。
2．离子反应的条件
在稀H2SO4中分别加入下列物质，能发生反应的请写出有关反应的离子方程式：
A．加入BaCl2
溶液：Ba2＋＋SO===BaSO4↓，
B．加入CH3COONa溶液：CH3COO－＋H＋===CH3COOH，
C．加入Na2CO3溶液：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O，
D．加入Zn粒：Zn＋2H＋===H2↑＋Zn2＋，
E．加入NaOH溶液：H＋＋OH－===H2O。
从A～E可知离子反应发生的条件：①生成难溶的物质、②生成难电离的物质、③生成易挥发的物质、④发生氧化还原反应。
3．离子反应的本质
A～E中，混合后溶液中SO的物质的量减少的是A(填序号，下同)；H＋的物质的量减少的是BCDE；因此离子反应的本质是溶液中某些离子的物质的量的减小。
二、离子方程式
1．概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
2．离子方程式的意义
离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应。
3．离子方程式的书写
离子方程式的书写要求按“写—拆—删—查”四步进行，但我们在书写离子方程式时，一般不需要用上述步骤书写，而是要抓住离子反应的实质，根据实验现象，直接书写出离子反应方程式。如CuSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式书写步骤：①首先分析溶液中的离子有Cu2＋、SO、Ba2＋、OH－；②然后分析哪些离子相互结合：Cu2＋与OH－反应生成难溶的Cu(OH)2，SO与Ba2＋反应生成难溶的BaSO4；最后根据离子的个数比配平方程式。再如Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应实质是HCO与OH－反应生成更难电离的H2O，同时生成的CO再与Ca2＋结合生成难电离的CaCO3沉淀，这样我们就可以根据三种离子的个数比写出与量有关的离子方程式。
考点3　用分类思想突破与量有关的离子方程式的书写
类型一　连续反应型
指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。
(1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应
如CO2通入NaOH溶液中：
碱过量：CO2＋2OH－===CO＋H2O；
碱不足：CO2＋OH－===HCO_。
(2)多元弱酸(或其酸酐)与更弱的酸的盐溶液反应
如CO2通入NaAlO2溶液中：
NaAlO2过量：2AlO＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO_；
NaAlO2不足：AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO_。
(3)多元弱酸盐与强酸反应
如Na2CO3溶液与稀盐酸：
盐酸不足：CO＋H＋===HCO_；
盐酸过量：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。
(4)铝盐溶液与强碱溶液反应
铝盐过量：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓；
强碱过量：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O。
(5)NaAlO2溶液与强酸溶液反应
NaAlO2过量：AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓；
强酸过量：AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O。
(6)Fe与稀HNO3溶液：
Fe过量：3Fe＋2NO＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O；
HNO3过量：Fe＋NO＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O。
类型二　先后反应型
一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。
(1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应
NaOH不足：H＋＋OH－===H2O；
NaOH过量：NH＋H＋＋2OH－===NH3·H2O＋H2O。
(2)将Fe(NO3)3溶液与HI混合
HI不足：8H＋＋2NO＋6I－===4H2O＋3I2＋2NO↑；
HI过量：Fe3＋＋12H＋＋3NO＋10I－===Fe2＋＋5I2＋6H2O＋3NO↑。
类型三　离子配比型
当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关。
(1)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应
NaOH不足：Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O；
NaOH过量：Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO_。
(2)NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液反应
NaHCO3不足：HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O；
NaHCO3过量：Ca2＋＋2OH－＋2HCO===CaCO3↓＋CO＋2H2O。
(3)NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应
反应后溶液呈中性：2H＋＋SO＋2OH－＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O；若向该溶液中再加Ba(OH)2溶液，离子方程式为SO＋Ba2＋===BaSO4↓。
SO完全沉淀：H＋＋SO＋Ba2＋＋OH－===H2O＋BaSO4↓。
考点4　离子方程式的正误判断
判断离子方程式正误的“4看”
1．看电解质拆分是否正确
(1)强酸、强碱和可溶性盐写成离子，弱电解质、沉淀、氧化物、单质一律保留化学式。
(2)对于微溶性的强电解质，在反应物中视情况而定，若为其澄清溶液则拆，浊液则不拆。如澄清石灰水中Ca(OH)2以Ca2＋、OH－存在，可拆成离子形式；若为石灰乳，则写作Ca(OH)2。在生成物中，微溶物则看作沉淀，不能拆。
(3)可溶性多元弱酸酸式盐的酸根一律保留酸根形式，如在水溶液中HCO不能写成H＋＋CO。
2．看配平是否正确
电荷是否守恒；若为氧化还原型的离子反应还要注意化合价升降是否相等；若是与量有关的离子反应要注意离子配比是否符合条件。
如FeCl3溶液与Cu反应，不能写成Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋，而应写成
2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。
3．看符号运用是否合理：“===”“??”“↓”“↑”及必要条件是否正确、齐全。
4．看离子反应是否符合客观事实
如铁与稀硫酸反应生成Fe2＋而不生成Fe3＋。再如将少量SO2通入漂白粉溶液中：H2O＋SO2＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO错在忽略了HClO可以将＋4价的硫氧化，且反应条件为碱性，应为Ca2＋＋ClO－＋SO2＋2OH－===CaSO4↓＋Cl－＋H2O。
考点5　离子共存、离子检验和推断
一、离子共存
离子共存问题是离子反应条件和本质的最直接应用，所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
二、熟记常见离子的性质
氧化性
ClO－、MnO、NO(H＋)、Fe3＋、Cr2O
还原性
S2－(HS－)、SO(HSO)、I－、Br－、Cl－、Fe2＋
水解显酸性
NH、Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋
水解显碱性
AlO、S2－、SO、CO、SiO、ClO－、CH3COO－
两性离子
HCO、HS－、HSO、HPO、H2PO
注意：“两性离子”指既能与强酸反应又能与强碱反应的离子，一般为多元弱酸的酸式酸根离子。
三、常见溶液酸、碱性的判断
1．酸性溶液
pH＜7(常温)；能使pH试纸呈红色的溶液；能使甲基橙呈红色或橙色的溶液；能使石蕊试液呈红色的溶液。
2．碱性溶液
pH＞7(常温)；能使pH试纸呈蓝色的溶液；能使石蕊试液呈蓝色的溶液；能使酚酞试液呈红色的溶液。
3．呈酸性或碱性的溶液
和Al反应放出H2的溶液(HNO3除外)；能使甲基橙呈黄色的溶液；c水(H＋)或c水(OH－)等于10－a
mol/L(a＞7)的溶液。
四、常见离子检验“三法”
方法
离子
试剂
现象
注意
沉
淀
法
Cl－、Br－、I－
AgNO3和HNO3
白色沉淀(AgCl)、淡黄色沉淀(AgBr)、黄色沉淀(AgI)
SO
稀HCl和BaCl2
白色沉淀
先用足量HCl酸化
沉
淀
法
Fe2＋
NaOH溶液
白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀
Fe3＋
NaOH溶液
红褐色沉淀
Al3＋
NaOH溶液
白色沉淀→沉淀溶解
Zn2＋也有此现象
气
体
法
NH
浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸
产生刺激性气体，使试纸变蓝
反应要加热
CO
稀盐酸和石灰水
石灰水变浑浊
HCO、SO、HSO也有此现象
SO
稀H2SO4和品红溶液
品红溶液褪色
显
色
法
I－
氯水(少量)和CCl4
下层为紫色
Fe2＋
KSCN溶液，再滴氯水
先是无变化，滴氯水后变红色
Fe3＋
KSCN溶液
红色
苯酚溶液
紫色
Na＋、K＋
铂丝和HCl
火焰为黄色(Na＋)、浅紫色(K＋)
要透过蓝色钴玻璃观察K＋的焰色

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