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        把握重要觀念 提高復(fù)習(xí)效率

        2016-04-01 08:01:15江蘇馬秋英
        關(guān)鍵詞:弱酸平衡常數(shù)電離

        江蘇 馬秋英

        把握重要觀念 提高復(fù)習(xí)效率

        江蘇 馬秋英

        在近年的課標(biāo)高考卷中,考查化學(xué)反應(yīng)原理的試題所占分值較大,至少有兩道選擇題和一道綜合題,這是因為化學(xué)反應(yīng)原理是高中化學(xué)中最重要的知識,承載著重要的化學(xué)學(xué)科思想,對學(xué)生的思維能力和后續(xù)發(fā)展具有重要影響。因此,搞好化學(xué)反應(yīng)原理的復(fù)習(xí)具有現(xiàn)實和深遠的意義。把握以下三種重要的觀點,可以提高化學(xué)反應(yīng)原理的復(fù)習(xí)效率。

        一、守恒觀

        在化學(xué)學(xué)習(xí)中,守恒思想無處不在。任何化學(xué)反應(yīng)中都存在質(zhì)量守恒和能量守恒,在氧化還原反應(yīng)中存在電子轉(zhuǎn)移守恒,在離子反應(yīng)中存在電荷守恒;在電解質(zhì)溶液中,存在物料守恒、電荷守恒和質(zhì)子守恒。守恒法是解化學(xué)題的核心方法之一,掌握了守恒法就等于掌握了化學(xué)解題的金鑰匙。

        【例1】將1體積A氣體和3體積B氣體混合,發(fā)生如下反應(yīng)并達到平衡:2A(g)+B(g)幑幐2C(g),在同溫同壓下測得此反應(yīng)在反應(yīng)發(fā)生前后的密度之比為9∶10。則此時A的轉(zhuǎn)化率是( )

        A.90% B.80%

        C.45% D.10%

        【解析】解答化學(xué)平衡類的試題時,應(yīng)注意化學(xué)反應(yīng)的特點(物質(zhì)的狀態(tài)和化學(xué)計量數(shù))。

        設(shè)平衡時轉(zhuǎn)化的A的體積為2x,由反應(yīng)2A(g)+B(g)幑幐2C(g)可知氣體體積的減少量為x。根據(jù)質(zhì)量守恒原理,可知反應(yīng)前后氣體的質(zhì)量不變,密度與體積成反比,故可得(4-x)∶4=9∶10,解得2x=0.8,A的轉(zhuǎn)化率是80%。

        【答案】B

        【例2】(2015安徽)25℃時,在10mL濃度均為0.1mol·L-1NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1mol·L-1的鹽酸,下列有關(guān)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是( )

        A.未加鹽酸時:c(OH-)>c(Na+)=c(NH3·H2O)

        C.加入鹽酸至溶液pH=7時:c(Cl-)=c(Na+)

        D.加入20mL鹽酸時:c(Cl-)=c(NH)+c(Na+)

        【解析】解答這類離子濃度比較題時,應(yīng)充分利用物料守恒和電荷守恒原理。

        未加鹽酸時,根據(jù)物料守恒得c(NH3·H2O)+c(NH)=c(Na+)=0.1mol·L-1,故A項錯誤;加入10mL鹽酸時,則NaOH與HCl的物質(zhì)的量相等,c(Cl-)=c(Na+),根據(jù)電荷守恒得c(NH)+c(H+)+c(Na+)=c(Cl-)+c(OH-),故c(NH)+c(H+)=c(OH-),B項正確;pH=7時,溶液呈中性,則c(H+)=c(OH-),根據(jù)電荷守恒得c(NH)+c(H+)+c(Na+)=c(Cl-)+c(OH-),故c(NH)+c(Na+)=c(Cl-),C項錯誤;加入20mL鹽酸時,則酸堿恰好反應(yīng)生成NaCl、NH4Cl,NH4Cl水解使溶液呈酸性,c(H+)>c(OH-),根據(jù)電荷守恒得c(NH)+c(H+)+c(Na+)=c(Cl-)+c(OH-),故c(NH)+c(Na+)<c(Cl-),D項錯誤。

        【答案】B

        (1)導(dǎo)線中電子轉(zhuǎn)移方向為________。(用A、D表示)

        (2)生成目標(biāo)產(chǎn)物的電極反應(yīng)式為________________。

        【解析】解答這類試題時,應(yīng)認真分析裝置特點,根據(jù)電子得失守恒原理進行計算。

        (1)觀察裝置圖,可知電極D上苯發(fā)生還原反應(yīng)(加氫)生成環(huán)己烷,是電解池的陰極,則A的電源的負極,故導(dǎo)線中電子的移動方向為A→D。

        (2)目標(biāo)產(chǎn)物是環(huán)己烷,苯生成環(huán)己烷的電極反應(yīng)式為C6H6+6H++6e-C6H12。

        (3)陽極(E極)的電極反應(yīng)式為4OH--4e-O2↑+2H2O,生成2.8mol O2時,轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量為2.8mol×4=11.2mol;陰極(D極)的電極反應(yīng)式為C6H6+6H++6e-C6H12、2H++2e-H2↑,設(shè)參加反應(yīng)的C6H6、生成H2的物質(zhì)的量分別為x、y,由圖中信息及電子得失相等原理,,解得x=1.2mol,y=2mol,故電流效率η=

        【答案】(1)A→D

        二、平衡觀

        在現(xiàn)行中學(xué)化學(xué)教材中,存在一個平衡理論體系,包括溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等,化學(xué)平衡是這一平衡理論體系的核心。勒夏特列原理適用于一切平衡體系,化學(xué)平衡常數(shù)、弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)和難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)都只與溫度有關(guān)。復(fù)習(xí)時可以以平衡問題為一條知識主線,深入理解化學(xué)平衡的特征、本質(zhì)、平衡移動原理等重點知識,挖掘各知識點之間的內(nèi)在聯(lián)系,以化學(xué)平衡帶動其他平衡的復(fù)習(xí)。

        【例4】(2015天津)某溫度下,在2L的密閉容器中,加入1mol X(g)和2mol Y(g)發(fā)生反應(yīng):X(g)+mY(g)幑幐3Z(g),平衡時,X、Y、Z的體積分?jǐn)?shù)分別為30%、60%、10%。在此平衡體系中加入1mol Z(g),再次達到平衡后,X、Y、Z的體積分?jǐn)?shù)不變。下列敘述不正確的是( )

        A.m=2

        B.兩次平衡的平衡常數(shù)相同

        C.X與Y的平衡轉(zhuǎn)化率之比為1∶1

        D.第二次平衡時,Z的濃度為0.4mol·L-1

        【解析】解答這類試題時,要注意平衡常數(shù)的特點和表達式,靈活運用平衡移動原理。

        在此平衡體系中加入1mol Z(g)時,容器內(nèi)氣體的分子總數(shù)增多,依據(jù)平衡移動原理,平衡應(yīng)向氣體分子總數(shù)減小的方向移動,但再次達到平衡后,X、Y、Z的體積分?jǐn)?shù)不變,說明平衡不移動,這是一個反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)不變的反應(yīng),則m+1=3,m=2,A項正確。同一化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),兩次平衡時的溫度相同,故平衡常數(shù)相同,B項正確。起始時,X與Y物質(zhì)的量之比為1∶2;根據(jù)化學(xué)方程式,可知反應(yīng)時X與Y的消耗量之比也為1∶2,故X與Y的平衡轉(zhuǎn)化率之比為1∶1,C項正確。該反應(yīng)為反應(yīng)前后氣體總量不變的反應(yīng),故第二次平衡時Z的物質(zhì)的量為(3+1)mol×10%=0.4mol,故Z的濃度為0.4mol÷2L=0.2mol·L-1,D項錯誤。

        【答案】D

        【例5】(2015重慶)下列敘述正確的是( )

        A.稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度

        B.25℃時,等體積等濃度的硝酸與氨水混合后,溶液的pH=7

        C.25℃時,0.1mol·L-1的硫化氫溶液比等濃度的硫化鈉溶液的導(dǎo)電能力弱

        D.0.1mol AgCl和0.1mol AgI混合后加入1L水中,所得溶液中c(Cl-)=c(I-)

        【解析】本題涉及電離平衡、水解平衡和溶解平衡,應(yīng)抓住各平衡的特征分析問題。

        CH3COOH屬于弱電解質(zhì),在稀醋酸加入少量CH3COONa,c(CH3COO-)增大,抑制了CH3COOH的電離,A項錯誤。25℃時,等體積等濃度的硝酸與氨水混合后,恰好反應(yīng)生成NH4NO3,NH4NO3屬于強酸弱堿鹽,NH水解使溶液顯酸性,pH<7,B項錯誤。氫硫酸屬于弱酸,只能部分電離;Na2S溶液屬于強電解質(zhì),等濃度的H2S溶液比等濃度的Na2S溶液中的離子濃度小,導(dǎo)電能力弱,C項正確。AgCl和AgI都屬于難溶電解質(zhì),溶解度:AgCl>AgI,Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)>Ksp(AgI)=c(Ag+)· c(I-),0.1mol AgCl和0.1mol AgI混合后加入1L水中,所得溶液中c(Ag+)濃度相同,故c(Cl-)>c(I-),D項錯誤。

        【答案】C

        三、主次觀

        在分析解決化學(xué)問題時,我們只有抓住其中主要矛盾和次要矛盾的關(guān)系,才能把握問題的本質(zhì),不會偏離方向,實現(xiàn)問題的解決。主次關(guān)系在化學(xué)反應(yīng)原理中比比皆是,例如:決定化學(xué)反應(yīng)速率的主要因素是反應(yīng)物的性質(zhì),次要因素是外界條件;弱酸的酸式鹽溶液中,酸式酸根既能電離,又能水解,溶液的性質(zhì)取決于電離能力和水解能力的相對大小,在比較電解質(zhì)溶液中的粒子濃度時,特別要注意有關(guān)物質(zhì)電離和水解的主次關(guān)系。

        【例6】(2015海南)0.1mol下列氣體分別與1L0.1mol·L-1的NaOH溶液反應(yīng),形成的溶液pH最小的是( )

        A.NO2B.SO2

        C.SO3D.CO2

        【解析】解答本題時,要注意分析反應(yīng)物之間量的關(guān)系和反應(yīng)后所得物質(zhì)的性質(zhì)。

        A項發(fā)生的反應(yīng)為2NO2+2NaOHNaNO3+NaNO2+H2O,NaNO2是強堿弱酸鹽,其水溶液顯堿性。B項發(fā)生的反應(yīng)為SO2+NaOHNaHSO3,NaHSO3是強堿弱酸鹽,因為HSO的電離能力大于水解能力,所以溶液顯酸性。C項發(fā)生的反應(yīng)為SO3+NaOHNaHSO4,NaHSO4是強酸的酸式鹽,相當(dāng)于一元強酸,溶液的酸性比NaHSO3溶液的酸性強。D項發(fā)生的反應(yīng)為CO2+NaOHNaHCO3,該物質(zhì)是強堿弱酸鹽,由于HCO的電離能力小于水解能力,所以溶液顯堿性。四種溶液中,酸性最強的是NaHSO4,其pH最小。

        【答案】C

        【例7】(2014四川)下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是( )

        A.0.1mol·L-1NaHCO3溶液與0.1mol·L-1NaOH溶液等體積混合,所得溶液中:

        B.20mL 0.1mol·L-1CH3COONa溶液與10mL 0.1mol·L-1HCl溶液混合后溶液呈酸性,所得溶液中:

        C.室溫下,pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合,所得溶液中:

        D.0.1mol·L-1CH3COOH溶液與0.1mol·L-1NaOH溶液等體積混合,所得溶液中:

        【解析】解答本題時應(yīng)注意:多元弱酸根離子是分步水解的,且水解能力逐級減弱;弱酸或弱堿的電離程度均很小。

        【答案】B

        在最后的復(fù)習(xí)階段,除了要查缺補漏,熟練掌握基礎(chǔ)知識外,更需要建立學(xué)科思想,分析思考解決問題最優(yōu)化的方法,做到觸類旁通,提升能力。

        (作者單位:江蘇省常州市橫山橋高級中學(xué))

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