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跟我学化学

GENWOXUEHUAXUE

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第一章

氧化—还原反应

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[教学目的]:1.加深理解氧化剂和还原剂及强弱的判断 2.用得失电子守恒法配平氧化还原反应方程式 课时一 氧化剂、还原剂的判断及氧化性和还原性强弱的判断

一. 氧化剂和还原剂 1. 中学化学中常见的氧化剂 (1)非金属性较强的单质:卤素单质、氧气、臭氧等。 (2)变价元素中的高价态化合物:KClO3、KMnO4、Fe3+、HNO3、浓硫酸、 硝酸盐(固体,高温时) (3)能电离出 H+的物质:稀硫酸、稀盐酸等。 (4)其他:HClO、MnO2、Na2O2、H2O2、漂白粉。 2.中学化学中常见的还原剂: (1)金属性较强的单质:K、Mg、Al、Fe 等。 (2)某些非金属单质:H2、C、Si 等。 (3)变价元素中某些低价态化合物:CO、H2S、及硫化物、Fe2+、Br-、 I-、SO2 等。
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(4)其他:S、NH3、浓盐酸等。

二. 氧化性和还原性强弱的判断 1. 根据金属及非金属活动性顺序判断 (1)K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、 (H ) 、Cu、Hg、Ag、Pt、 Au

单质还原性渐弱,离子的氧化性渐强 (2)F、O、Cl、Br、I、S

单质氧化性渐弱,离子的还原性渐强 2、根据反应方程式判断 较强氧化剂+较强还原剂 较弱氧化剂+较弱还原剂

即:作氧化剂的反应物其氧化性比生成物强 作还原剂的反应物其还原性比生成物强 例:2FeCl2+Cl2=2FeCl3 Cl2 的氧化性>FeCl3 3、根据反应条件判断 例:MnO2 +4HCl(浓)==== MnCl2 +Cl2↑+2H2O FeCl2 的还原性>FeCl3

KMnO4 +16HCl(浓)== 2KCl +2MnCl2 +Cl2↑+8H2O 故氧化性:KMnO4 > MnO2
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4、和同一物质反应的情况分析
点燃

例:2Fe +3Cl2 ===2FeCl3

Fe +S ===FeS

Cl2 能把 Fe 由 0 价氧化为+3 价, S 只能把 Fe 由 0 价氧化为+2 价 故氧化性:Cl2 > S 5、同种元素不同价态物质的比较 一般:同一种元素从低价到高价,氧化性逐渐增强,还原性逐渐减弱。 如 氧化性:Fe3+ >Fe2+ 还原性:S2-> S 6、反应条件对氧化性、还原性强弱的影响 (1)浓度越大,氧化性或还原性越强 (2)温度越高,氧化性或还原性越强 (3)酸性越强,氧化性越强,碱性越强,还原性越强(一般)

练习:1、单质 X 和 Y 相互反应生成化合物 X2+Y2-,有下列叙述: (1)X 被 氧化 (2)X 是氧化剂 (3)X 具有氧化性 (4)XY 既是氧化产物又是还 原产物 (5)XY 中的 Y2-具有还原性 (6)XY 中 X2+具有氧化性 (7)Y 的氧化性比 XY 中的 X2+的氧化性强 以上叙述中正确的是( A、 (1) (4) (5) (6) (7) C、 (2) (4) (5)
3



B、 (1) (3) (4) (5) D、 (1) (2) (5) (6) (7) (A)

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2、根据下列三个反应的化学方程式:I 2 +SO2 +2H2O=H2SO4 +2HI 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 2FeCl3+2HI=2FeCl2+2HCl+I2 ) B、Cl- > Fe2+ > SO2 > ID、SO2 > I- > Fe2+ > Cl-

有关物质的还原性强弱顺序是( A、I- > Fe2+ > Cl- > SO2 C、Fe2+ > I- > Cl- > SO2 (D)

3 、 某 FeCl2 溶 液 中 有 FeI2 , 根 据 已 知 反 应 :( 1 ) 2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2 (2)2FeCl2+Cl2=2FeCl3 (3)F2+2KI (固)=2KF+I2 中的一些有关事实, 要 除 去 其 中 的 (C ) A、F2 B、过量 Cl2 C、FeCl3 D、FeCl2 FeI2 , 应 选 用 的 试 剂 是 ( )

课时二 一. 配平原则: 1、 得失电子守恒 2、 质量守恒

氧化还原反应方程式的配平

3、 若是离子反应,还需要注意等号两边所带电荷总数相等 二. 配平的一般步骤: 1、 标出化合价发生改变的元素的化合价
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2、 3、 4、 5、

列出化合价变化的情况,即升高和降低的情况 找出化合价变化的最小公倍数,使化合价升降总数相等 相应的元素的化学式前配上相应的系数 用质量守恒定律配平其他化学式的系数

例 1: PH3 + KMnO4 + PH3 中 P KMnO4 中 Mn +7 -3

NaOH— K2MnO4 + Na2MnO4 + Na3PO4 + H2O +5 +6 升8 降 1 ×8 PH3、Na3PO4 前系数为 1 KMnO4 前系数为 8

再根据质量守恒定律依次配平 K2MnO4、Na2MnO4、NaOH、H2O 的系数 得:PH3+8KMnO4+11NaOH==4K2MnO4+4Na2MnO4+Na3PO4+7H2O 练习 1:K2SO3+ KMnO4+ KOH—K2SO4+ K2MnO4+ H2O K2SO3 +2KMnO4 +2KOH==K2SO4 +2K2MnO4 +H2O 三. 配平技巧 有些氧化还原反应方程式,在掌握一般配平方法的基础上,灵活运用 一些特殊的配平技巧,能使配平速度更为快捷。 1、化学式中元素符号右下角的数字,有必要考虑 例 2: KMnO4 + HCl(浓)—KCl + MnCl2+ Cl2 ↑+ H2O 因 Cl2 中 2 个 Cl 都是化合价升高得到,即使系数为 1,也至少有 2个 故 Mn Cl +7 -1 +2 0
5

降低 5 ×2

KMnO4、MnCl2 前配 2

升高 1×2×5 Cl2 前配 5

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再依质量守恒,依次配平 KOH、H2O (注:HCl 只有部分参加氧化还原反应,可先求出参加氧化还原的系 数,再用质量守恒综合考虑,或先配产物,再定其系数,即用第 2 种技巧 法配平) 得:2KMnO4 +16HCl(浓)==2KCl +2MnCl2 +5Cl2↑+ 8H2O

2、

逆向配平法:歧化反应及部分参加氧化还原的反应,可先配相

应的生成物的系数,再配反应物的系数。 例 3: Cl2+ NaOH=== NaCl+ NaClO3+ H2O Cl2 中 Cl Cl2 中 Cl 0 0 -1 +5 降 1×5 升 5 NaCl 前先配 5

NaClO3 前配 1

再用质量守恒定律配 Cl2 NaCl H2O 得:3Cl2+6NaOH(热)==5NaCl+NaClO3+3H2O 练习 2:Cu+ HNO3(稀)— Cu(NO3)2+ NO↑+ H2O 3、8、3、2、4

3、零价配平法:无法用常规方法确定化合价的物质,先令其元素均为 零价,再用正常步骤配平。 例 4: Fe3C+ HNO3(浓)— Fe(NO3)3+ CO2↑+ NO2↑+ H2O

令 Fe3C 中 Fe、C 均为零价(因代数和为零) Fe3C 中 Fe 0 +3 升 3×3(3 个 Fe)
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C HNO3 中 N

0 +5

+4 +4

升 降 1×13

共 13 Fe3C、CO2 前系数为 1 NO2 前配 13

得:Fe3C+22HNO3(浓)==3Fe(NO3)3+CO2↑+13NO2↑ +11H2O (注:有时有机物参加反应也可用此法)

4、缺项配平 一般缺项多为酸、碱或水,可依据质量守恒判断 例 5: H2O2 + Cr2(SO4)3+ — K2SO4+ K2CrO4+ H2O

观察两边,可知左边少了 K 元素,一般为 KOH (注:一般原子团不变,Cr2(SO4)3 中 SO42Cr2(SO4)3 中 Cr +3 +6 升 3×2 K2SO4 中) Cr2(SO4)3 前配 1 K2CrO4 前配 2 H2O2 中 O -1 -2 降 1×2×3 H2O2 前配 3

得:3H2O2+ Cr2(SO4)3+ 10KOH==3K2SO4+ 2K2CrO4+ 8H2O

练习 3、 Na2Cr2O7+

KI+ HCl — CrCl3+ NaCl+ KCl+ I2+

1、6、14、2、2、6、3、7H2O

习题:1、K2MnF6+ SbF5+ — KSbF6+ MnF3+ F2 2、4、4、2、1 2、NaIO3+ NaHSO3 — NaHSO4+ Na2SO4+ I2+ H2O
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2、5、3、2、1、1 3、KClO3+ HCl(浓)— KCl+ ClO2+ Cl2 ↑ +

2、4、2、2、1、2H2O 4、NO3-+ Zn+ OH-+ H2O — NH3↑+ Zn(OH)421、4、7、6、1、4

第二章

离子反应及离子方程式

[教学目的]:1、掌握离子反应条件及离子共存的判断 2、判断离子方程式的正误及离子方程式的书写 课时一 离子反应及离共存的判断

一、离子反应
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1、条件 (1) 、在溶液中进行 (2) 、有离子发生的变成或产生新离子 2、类型: (1 ) 、离子互换的非氧化还原反应(多为复分解反应) ,则满 足复分解反应条件即可,生成难溶或难电离或易挥发物质。 (2) 、离子间的氧化还原反应,氧化性强的离子遇还原性强的 离子,则易发生离子反应。 如 Fe3+ 遇 S2-

二、离子共存的判断 1、离子之间能结合成难溶物或微溶物时,则离子不能大量共存 如 Ba2+与 CO3- 或 SO42Ag+与 Cl-或 Br-等 Ca2+与 SO42-

2、生成气体或挥发性物质 如:H+ 与 CO2-、HCO3-、S2-、SO32- 等 OH- 与 NH4+(产生 NH3 ↑) 3、能形成弱电解质 如:H+与 OHH+与弱酸的酸根 OH-与弱碱的阳离子

4、发生氧化还原反应而不能大量共存 氧化性离子遇还原性离子。如:Fe3+、NO3-、MnO4- 等与 S2-、I-、SO32等不能大量共存。 5、注意题目的隐藏条件 如:溶液颜色、PH 值、溶液的酸碱性等。
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(1) 、无色透明时,则肯定没有有色离子。如:Cu2+、Fe3+、MnO4- 等 (2) 、强酸性溶液或 PH< 7,则不存在能和 H+反应的弱酸的酸根及弱 酸的酸式根等。如:CO32-、HCO3- 等。 (3) 、强碱性溶液或 PH.> 7,则不存在和 OH-反应的离子。 如:NH4+、Mg2+、Al3+ 等。

练习 1、在 PH=1 的无色透明溶液中不能大量共存的离子组是( A、Al3+、Ag+、NO3-、ClC、Ba2+、K+、S2-、ClB、Mg2+、NH4+、NO3-、ClD、Zn2+、Na+、NO3-、SO42-



(A、C) 2、下列各组离子在水溶液中能大量共存的是( A、Fe3+、K+、Cl-、S2C、K+、HCO3-、Br-、CO32)

B、K+、Na+、SO42-、NO3D、H+、Na+、Cl-、OH(BC)

3、对四种无色溶液进行离子检验,实验结果如下,其中明显错误的 是( ) A、K+、Na+、Cl-、NO3C、SO32-、OH-、Br-、K+ B、Cu2+、NO3-、OH-、HCO3D、MnO4-、K+、S2-、H+

4、某溶液中可能有下列阳离子:SO42-、SO32-、S2-、Cl(1) 、当溶液中大量存在 H+时,溶液中不能存在的离子是 (2) 、当溶液中存在大量 Ba2+时,溶液中不能大量存在的离子是 (3) 、向溶液中通入足量 Cl2 后,
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离子在溶液中不能存在

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(4) 、当溶液中存在



离子时,上述阴离子都不存在

(1)SO32-、S2- (2)SO42-、SO32- (3)SO32-、S2- (4)Ag+、Pb2+(Hg+) 5、已知某相邻两厂排放的污水经初处理后,只溶有 Ag+、Ba2+、Fe3+、 Na+、Cl-、SO42-、NO3-、OH-等各个不同的四种离子(且浓度均较大) ,若单 独排放仍会造成环境污染,如将两厂污水按适当比例混合,经沉淀后污水 变成无色澄清,且污染程度大大降低,你认为两厂原污水中分别含哪些离 子? (甲厂:Ag+、Ba2+、Fe3+、NO3- 乙厂:Cl-、SO42-、OH-、Na+) 课时二 一、离子方程式正误的判断 检查一个离子方程式书写是否正确,可依据以下原则: 1、遵守客观事实 例 1:稀盐酸和 Fe 反应 2Fe +6H+==Fe3++3H2↑ (×) 离子方程式的书写

原因:反应得不到 Fe3+,应生成 Fe2+ 2、遵守质量守恒定律 例 2:Zn 与 FeCl3 溶液反应:Zn+2Fe3+==Fe+3Zn2+ (×) 原因:Zn、Fe 微粒个数不相等 3、遵守电荷守恒原理 例 3:Al+2H+==Al3++H2↑ (×)

原因:等号两边所带电荷总数不相等 应为:2Al+6H+==2Al3++H2↑
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4、氧化还原型的离子反应须得失电子守恒 例 4:双氧水中加入酸性 KMnO4 溶液 2MnO4-+3H2O2+6H+==2Mn2++4O2↑ +6H2O KMnO4 中 Mn +7 H2O2 等 应为:2MnO4-+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O 5、必须遵守定组成原理(阴、阳离子配比关系) 例 5:Ba(OH)2 溶液和稀硫酸混合 Ba2++OH-+H++SO42-== BaSO4↓+H2O 因 1 个 Ba2+结合 2 个 OH应为:Ba2++2OH-+2H++SO42-==BaSO4 +2H2O 6、离子符号和化学式的书写错误 例 6:碳酸钙和盐酸反应 CO32-+2H+==H2O+CO2 (×) (×) 中 O -1 +2 0 降 5×2=10 升 1×8= 8 得失电子不相 (×)

碳酸钙难溶,应用化学式表示 氢氧化钠和醋酸反应 OH-+H+==H2O (×)

醋酸为弱电解质,只能用化学式表示 二、特殊离子方程式的书写 操作顺序不同或反应物的量不同,离子反应可能不同,则离子方程式 的书写也不同。 例:少量烧碱滴入碳酸氢钙溶液中
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Ca2++HCO3-+OH-==CaCO3↓+CO32-+H2O 少量碳酸氢钙溶液滴入烧碱溶液中 Ca2++2HCO3-+2OH-==CaCO3↓+CO32-+2OH一般要求:先写出反应的化学方程式,正确推出生成物,再改写成离 子方程式。 练习 1、下列离子方程式书写正确的是( (1)亚硫酸钡与盐酸反应 (2)硝酸汞和铝反应 )

BaSO4+2H+==Ba2++SO2- +H2O Hg2++Al==Al3++Hg Ca(HCO3)2+2H+==Ca2++2H2O+2CO2↑

(3)碳酸氢钙溶液和盐酸反应

(4)CO2 和澄清的石灰水反应 CO2+Ca(OH)2==CaCO3↓+2H2O

(D ) 2、 (1)向 NaHSO4 溶液中逐滴加入 Ba(OH)2 溶液至中性,请写出反应 的离子方程式: (2)在以上中性溶液中继续滴加 BaCl2 溶液,请写出此步反应的离 子方程式: (1)2H++SO42-+Ba2++2OH-==BaSO4↓+2H2O(2)Ba2++SO42-==BaSO4↓ 3、写出下列反应的离子方程式: (1)二氧化碳通入足量澄清的石灰水中: (2)过量二氧化碳通入澄清石灰水中: (3)磷酸二氢钙与足量的氢氧化钠溶液混合:
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第三章

CO2 和 NaOH 溶液反应的有关计算

[教学目的]:1、掌握反应物的量不同,则生成物不同的计算。 2、掌握化学上常用的计算技巧。 [内容]: 分析: CO2+2NaOH==Na2CO3+H2O CO2+NaOH==NaHCO3 参加反应的 CO2 和 NaOH 的物质的量之比不同,则产物出现不同的变 化: 当 n(CO2)n(NaOH)=1∶2 时,只有 Na2CO3 生成 当 n(CO2)n(NaOH)=1∶1 时,只有 NaHCO3 生成 当 n(CO2)n(NaOH)在 1∶1~1∶2 之间时,Na2CO3 和 NaHCO3 共 有,且比例变化,生成物的物质的量之比也发生变化。 例 1:用 1L、1.0mol/L 的 NaOH 溶液吸收 0.8molCO2,所得溶液中的 CO32-、 HCO3-离子的物质的量之比最接近于( A、2∶1 B、1∶3 ) C、3∶2 D、2∶3

解法一:用方程式组解题(一般方法) n(NaOH)=1mol n(CO2)=0.8mol

CO2 + 2OH- === CO32- + H2O
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1mol n(CO2)

2mol 1mol

1mol n (CO3-) 1 n (CO2) =n (CO32-) = 0.5mol

余下 CO2 为 0.3mol CO22- + 1mol CO2 + H2O === 2HCO32mol n(HCO3-) n(CO32-)2 = 0.3mol n(HCO3-)= 0.6mol 最终溶液中留下 CO32-为 0.5mol —0.3mol=0.2mol n(CO32-)∶n(HCO3-)=C(CO32-)∶C(HCO3-)= 0.2∶0.6=1∶3

1mol

n(CO22-)2 0.3mol

解法二:用十字交叉法 n(CO2)=0.8mol 2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O ① 若 1mol NaOH 只发生反应 ① 若 1mol NaOH 只发生反应 ② 耗 CO2 NaOH ① 0.5 0.8 NaOH ② 1 0.3 3 3/5 NaOH 发生② 0.2 mol 0.2 2 2/5 NaOH 发生① n(NaOH)=1mol NaOH+CO2==NaHCO3 ②

则消耗 CO2 为 0.5mol 则消耗 CO2 为 1 mol

0.4 mol NaOH 发生反应① 生成 Na2CO3

0.6 mol NaOH 发生反应② 生成 NaHCO3 0.6 mo
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n(CO32-)∶n(HCO3-)= C(CO32-)∶C(HCO3-)=1∶3

解法三:用元素守恒法 设 Na2CO3 的物质的量为 X 则:2X+Y=1 X+ Y=0.8 得 X=0.2 NaHCO3 的物质的量为 Y

(Na 元素守恒) (C 元素守恒) Y=0.6

C(CO32-)∶C(HCO3-)= 1∶3

解法四:待定系数法 根据已知条件写出叠加方程式 1 NaOH +0.8CO2 == X Na2CO3 + Y NaHCO3 + Z H2O 根据质量守恒定律:反应前后 Na 元素守恒 2X+Y=1 C 元素守恒 X=0.2 X+Y=0.8 解得

Y=0.6 则:C(CO32-)∶C(HCO3-)= 1∶3

练习;将适量的二氧化碳气体通入含 0.8g NaOH 的烧碱溶液的烧杯中,将 产物在减压、 低温下蒸干后得 1.37g 固体物质, 问: (1) 产物是什么物质?
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(2)通入二氧化碳的质量为多少? 解:n(NaOH)=0.8g ÷40g / mol = 0.02 mol 设生成 Na2CO3 的物质的量为 X,NaHCO3 为 Y 则:2X +Y = 0.02 106X +84Y =1.27 解得:X=0.005 mol Y=0.01mol

则:n(CO2)= X+Y =0.015 mol m(CO2)=0.015 mol× 44g / mol =0.66g 若 X=0 若 X>0 或 Y=0 或 Y> 0 则只有 NaHCO3 或 Na2CO3 则 Na2CO3 和 NaHCO3 共存

(小结) :用元素守恒法解两种物质可发生多个反应的问题相对而言简单。

练习 1、Na2CO3 与盐酸的反应是分以下两步进行的: Na2CO3 +HCl == NaHCO3 + NaCl NaHCO3 +HCl == NaCl +H2O +CO2↑ 在 Na+浓度为 5 mol /L 的 100 mL NaOH 和 Na2CO3 的混合溶液中,加入 100 mL 1.5 mol /L 的稀盐酸后, 测得溶液中 CO32-与 HCO3-的物质的量之比为 3∶ 1,计算原混合溶液中 NaOH 与 Na2CO3 的物质的量浓度。 mol /L) (1mol /L 2

2、将过氧化钠和氧化钠的混合物共 0.2mol 溶于水后,所得溶液刚好被 245g、 8% 的硫酸溶液中和,过氧化钠与氧化钠的物质的量之比为(
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A、 1∶1

B、 2∶1

C、 1∶2

D、 任意比 (D)

3、 有 A、 B 两瓶不同浓度的氢氧化钠溶液, 各取 500mL 分别缓缓通入 2.24L (标况下)CO2,充分反应后,在减压、低温条件下蒸发溶液,分别得到 12.00g 和 10.05g 不含结晶水的白色固体。 (1)推测白色固体所有可能的组成,将其化学式填入下表(有几种就填 几种,不必填满) 编号 白色固体可能 的 组成及化学式 1 2 3 4 5 6

(2)通过计算确定白色固体的物质 A、B 两瓶 NaOH 溶液的物质的量浓度。 Na2CO3;NaHCO3;NaHCO3 Na2CO3;Na2CO3 NaOH NaOH 和 Na2CO3 0.47mol /L NaHCO3 和 Na2CO3 0.35mol /L

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第四章

有关溶液及物质的量的计算

[教学目的]:1、熟练掌握高中化学计算中的一些技巧方法 2、结合初中溶液有关计算,溶解度和物质的量浓度的计算规 律。 课时一 平均值法解题规律 1、对于混合物来说,其某些特性受各组分的一些特性的制约,使得混合
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运用技巧方法解化学计算题

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物的某些特性具有可预见性。 例如:二氧化碳的摩尔质量为 44 g /mol ,式量为 44,其中氧元素的 质量百分含量为 72.7% 二氧化硫的摩尔质量为 64 g/mol ,式量为 64,其中氧元素的百分含 量为 50%,若把二氧化硫和二氧化碳混合均匀后,则其混合物具有下列特 性: 44 g /mol < M <64g/mol 44<平均式量<64

50% <混合物中氧元素百分含量<72.7% ,这就是平均值法的规律。

2、平均值法规律:混合物的平均式量、元素的质量分数、平均原子量、 生成的某指定物质的量总是介于组分的相应量的最大值与最小值之间,均 可用平均值法解题。

例 1、体积为 1L 的干燥容器中充入氯化氢气体后,测得容器中气体对氧 气的相对密度为 1.082,用此气体进行喷泉实验,当喷泉停止后,进入容 器中的液体体积是( A、0.25L ) C、0.75L D、1L M(空气)= 29

B、0.5L

解析: M =1.082×32 = 34.6<M(HCl)

故容器中有 HCl 和空气,可用十字交叉法解 M HCl 36.5
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5.6

3

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34。6 空气 3/4 29 1.9 1 HCl 占

例 2、将 1.5g 两种金属的法混合物粉末与足量的稀盐酸反应,反应完全 后得标准状况下的氢气 1.12L,则两种金属可能为( A、Mg、Cu B、Zn、Cu C、Al、Fe R— H2 的关系式 ) D、Mg、Al

解析:设金属均得+2 价产物,则有

n(H2)= 1.12L÷22.4L/mol =0.05 mol= n(R) 则 R 的平均式量为:1.5÷0.05=30 说明两种金属的相对原子质量,一种大于 30,另一种则小于 30, Al 为+3 价金属折算为+2 价,则其式量为 18,故答案为 A、C 练习 1、由 Na、Mg、Al、Zn 四种金属单质中的两种组成的 12g 混合物与足 量稀盐酸反应后, 产生 5.6L 氢气 (标况下) , 则混合物中必定含有金属 ( A、Zn B、Al C、Mg D、Na (B) )

2、A、B 两种金属元素的原子相对质量比是 8∶9,将两种金属按物质的量 之比为 3∶2 组成 1.26g 混合物,将此混合物与足量稀硫酸反应,放出 1.344L(标况下)的氢气,若这两种金属单质在反应中生成氢气的体积相 等 , 则 A 的 摩 尔 质 量 、 B 的 摩 尔 质 量 分 别 是 多 少 ? 24g/mol 27g/mol
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3、一块不纯的铁,已知它含有铜、铝、钙或镁等一种或几种金属杂质, 5.6 克这样的铁块跟足量的稀硫酸完全反应时,生成 2.24L(标准状况) 的 氢 气 , 则 此 铁 块 中 一 定 含 有 的 金 属 杂 质 是 : (Cu)

4、常温下 A、B 两气体组成的混合气体(A 的式量小于 B 的式量) ,经分析 混合物中只含 N、H 两种元素,且不论 A、B 以何种比例混合,N 和 H 的质 量比总大于 14∶3,由此可确定 A 为: B 为: ,其理由是:

,若混合气体中 N 和 H 的质量比为 7∶1,则 A 和 B 的物质的 量之比为:A 在混合物中的体积分数为: (NH3 和 N2,4∶1 80%) 。

5、碱金属(如锂、钠、钾、铷等)溶于汞中可形成良好的还原剂“汞齐” , 取 7g 某种碱金属的汞齐与水作用得 2.24L 氢气(标况下) ,并得到 1L 密 度为 ρ g/㎝ 3 的溶液,则溶液中溶质的质量分数可以是 A、0.8/ρ B、0.48/ρ C、0.32/ρ % ( )

D、0.7/ρ (AB)

课时二、有关溶液的计算 熟悉溶解度、溶液浓度间的互换计算,混合或稀释问题的计算。
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1、溶解度及浓度的互换计算 例 1、硫酸银溶解度较小,25℃时每 100g H2O 仅溶解 0.836g 硫酸银。 (1)25℃时,在烧杯中放入 6.24g 硫酸银固体,加入 100g H2O,经充 分溶解后,所得饱和溶液的体积为 200mL,计算溶液中 Ag+的物质的量浓 度? (2)若在上述烧杯中加入 50mL、0.0268mol/L BaCl2 溶液,充分搅拌, 溶液中 Ag+物质的量浓度是多少? (3)在(1)题烧杯中需加多少升 0.0268mol /L BaCl2 溶液,才能使 原溶液中 Ag+浓度降低至 0.0200mol /L 解: (1)设 200g H2O 中能溶 XgAg2SO4 X=200g×0.836/100 = 1.672g <6.24g(未溶完) C(Ag2SO4)=(1.672g÷312g/mol)÷0.2L=0.0268mol/L C(Ag+)=2×0.0268 mol/L= 0.0563mol /L (2)加入 BaCl2 的物质的量为 0.05L×0.0268 mol/L BaCl2 + Ag2SO4 == BaSO4 + AgCl 1mol 1mol

比较可知 Ag2SO4 仍过量,溶液仍为饱和 Ag2SO4 溶液 C(Ag+)= 0.0536g /mol (3)设加入 BaCl2 溶液的体积为 XL,n(BaCl2)=0.0268Xmol 与之反应的 Ag2SO4 为 0.0268Xmol 则: (6.24g÷312g/mol)—0.0268X mol
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