备战高考化学化学反应速率与化学平衡经典压轴题及详细答案.docx
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备战高考化学化学反应速率与化学平衡经典压轴题及详细答案
备战高考化学化学反应速率与化学平衡-经典压轴题及详细答案
一、化学反应速率与化学平衡
1.为了证明化学反应有一定的限度,进行了如下探究活动:
步骤1:
取8mL0.1
的KI溶液于试管,滴加0.1
的FeCl3溶液5~6滴,振荡;
请写出步骤1中发生的离子反应方程式:
_________________
步骤2:
在上述试管中加入2mLCCl4,充分振荡、静置;
步骤3:
取上述步骤2静置分层后的上层水溶液少量于试管,滴加0.1
的KSCN溶液5~6滴,振荡,未见溶液呈血红色。
探究的目的是通过检验Fe3+,来验证是否有Fe3+残留,从而证明化学反应有一定的限度。
针对实验现象,同学们提出了下列两种猜想:
猜想一:
KI溶液过量,Fe3+完全转化为Fe2+,溶液无Fe3+
猜想二:
Fe3+大部分转化为Fe2+,使生成Fe(SCN)3浓度极小,肉眼无法观察其颜色为了验证猜想,在查阅资料后,获得下列信息:
信息一:
乙醚比水轻且微溶于水,Fe(SCN)3在乙醚中的溶解度比在水中大。
信息二:
Fe3+可与
反应生成蓝色沉淀,用K4[Fe(CN)6]溶液检验Fe3+的灵敏度比用KSCN更高。
结合新信息,请你完成以下实验:
各取少许步骤2静置分层后的上层水溶液于试管A、B中,请将相关的实验操作、预期现象和结论填入下表空白处:
实验操作
预期现象
结论
实验1:
在试管A加入少量乙醚,充分振荡,静置
_____________
____________
实验2:
__________________________
若产生蓝色沉淀
则“猜想二”成立
【答案】
若液体分层,上层液体呈血红色。
则“猜想一”不成立在试管B中滴加5-6滴K4[Fe(CN)6]溶液,振荡
【解析】
【分析】
【详解】
(1)KI溶液与FeCl3溶液离子反应方程式
;
(2)①由信息信息一可得:
取萃取后的上层清液滴加2-3滴K4[Fe(CN)6]溶液,产生蓝色沉淀,由信息二可得:
往探究活动III溶液中加入乙醚,充分振荡,乙醚层呈血红色,
实验操作
预期现象
结论
若液体分层,上层液体呈血红色。
则“猜想一”不成立
实验2:
在试管B中滴加5-6滴K4[Fe(CN)6]溶液,振荡
2.碳酸镁晶须是一种新型的吸波隐形材料中的增强材料。
(1)合成该物质的步骤如下:
步骤1:
配制0.5mol·L-1MgSO4溶液和0.5mol·L-1NH4HCO3溶液。
步骤2:
用量筒量取500mLNH4HCO3溶液于1000mL三颈烧瓶中,开启搅拌器。
温度控制在50℃。
步骤3:
将250mLMgSO4溶液逐滴加入NH4HCO3溶液中,1min内滴加完后,用氨水调节溶液pH到9.5。
步骤4:
放置1h后,过滤,洗涤。
步骤5:
在40℃的真空干燥箱中干燥10h,得碳酸镁晶须产品(MgCO3·nH2On=1~5)。
①步骤2控制温度在50℃,较好的加热方法是_________。
②步骤3生成MgCO3·nH2O沉淀的化学方程式为__________。
③步骤4检验沉淀是否洗涤干净的方法是__________。
(2)测定生成的MgCO3·nH2O中的n值。
称量1.000碳酸镁晶须,放入如图所示的广口瓶中加入适量水,并滴入稀硫酸与晶须反应,生成的CO2被NaOH溶液吸收,在室温下反应4~5h,反应后期将温度升到30℃,最后将烧杯中的溶液用已知浓度的盐酸滴定,测得CO2的总量;重复上述操作2次。
①图中气球的作用是_________。
②上述反应后期要升温到30℃,主要目的是______。
③测得每7.8000g碳酸镁晶须产生标准状况下CO2为1.12L,则n值为_______。
(3)碳酸镁晶须可由菱镁矿获得,为测定某菱镁矿(主要成分是碳酸镁,含少量碳酸亚铁、二氧化硅)中铁的含量,在实验室分别称取12.5g菱镁矿样品溶于过量的稀硫酸并完全转移到锥形瓶中,加入指示剂,用0.010mol/LH2O2溶液进行滴定。
平行测定四组。
消耗H2O2溶液的体积数据如表所示。
实验编号
1
2
3
4
消耗H2O2溶液体积/mL
15.00
15.02
15.62
14.98
①H2O2溶液应装在_________(填“酸式”或“碱式”)滴定管中。
②根据表中数据,可计算出菱镁矿中铁元素的质量分数为_________%(保留小数点后两位)。
【答案】水浴加热MgSO4+NH4HCO3+NH3▪H2O+(n-1)H2O
MgCO3·nH2O↓+(NH4)2SO4取最后一次洗涤液少许于试管中,加入稀盐酸,无明显现象,然后加入BaCl2溶液,若无白色沉淀,则沉淀已经洗涤干净缓冲压强(或平衡压强),还可以起到封闭体系的作用使广口瓶中溶解的CO2充分逸出,并被NaOH溶液充分吸收4酸式0.13
【解析】
【分析】
本实验题分为合成碳酸镁晶须、测定MgCO3·nH2O中n值、测定菱镁矿中铁的含量三部分。
合成碳酸镁晶须是利用MgSO4溶液和NH4HCO3溶液、氨水反应生成。
测定MgCO3·nH2O中n值,采用的是加稀硫酸,和MgCO3·nH2O反应,测定产生的CO2的体积,可以通过计算确定MgCO3·nH2O中n值。
测定菱镁矿中铁的含量的原理是将菱镁矿中的铁转化为Fe2+,用H2O2溶液滴定,根据消耗的H2O2的物质的量以及电子守恒即可计算出菱镁矿中铁的含量。
【详解】
(1)①步骤2控制温度在50℃,当温度不超过100℃时,较好的加热方法是水浴加热。
水浴加热既可均匀加热,又可以很好地控制温度。
②MgSO4溶液和NH4HCO3溶液、氨水反应生成MgCO3·nH2O沉淀的同时还得到(NH4)2SO4,化学方程式为:
MgSO4+NH4HCO3+NH3▪H2O+(n-1)H2O
MgCO3·nH2O↓+(NH4)2SO4。
③步骤4检验沉淀是否洗涤干净,可以检验洗涤液中的SO42-,方法是取最后一次洗涤液少许于试管中,加入稀盐酸,无明显现象,然后加入BaCl2溶液,若无白色沉淀,则沉淀已经洗涤干净。
(2)①图中气球可以缓冲压强(或平衡压强),还可以起到封闭体系的作用。
②上述反应后期要升温到30℃,主要目的是使广口瓶中溶解的CO2充分逸出,并被NaOH溶液充分吸收。
③标准状况下1.12LCO2的物质的量为0.05mol,根据碳守恒,有
=0.05mol,解得n=4。
(3)①H2O2溶液有强氧化性和弱酸性,应装在酸式滴定管中。
②四次实验数据,第3次和其他三次数据偏离较大,舍去,计算出三次实验消耗H2O2溶液体积的平均值为15.00mL。
n(H2O2)=0.015L×0.010mol/L=1.5×10-4mol,在H2O2和Fe2+的反应中,H2O2做氧化剂,-1价氧的化合价降低到-2价,Fe2+中铁的化合价升高到+3价,根据电子守恒,n(Fe2+)=2(H2O2)=3×10-4mol,则m(Fe)=3×10-4mol×56g/mol=0.0168g,实验菱镁矿中铁元素的质量分数为
×100%=0.13%。
【点睛】
当控制温度在100℃以下时,可以采取水浴加热的方法。
检验沉淀是否洗涤干净时需要选择合适的检测离子,选择检测的离子一定是滤液中的离子,并且容易通过化学方法检测。
检验沉淀是否洗涤干净的操作需要同学记住。
3.根据当地资源等情况,硫酸工业常用黄铁矿(主要成分为FeS2)作为原料。
完成下列填空:
(1)将0.050molSO2(g)和0.030molO2(g)充入一个2L的密闭容器中,在一定条件下发生反应:
2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g)+Q。
经2分钟反应达到平衡,测得n(SO3)=0.040mol,则O2的平均反应速率为______
(2)在容积不变时,下列措施中有利于提高SO2平衡转化率的有______(选填编号)
a.移出氧气b.降低温度
c.减小压强d.再充入0.050molSO2(g)和0.030molO2(g)
(3)在起始温度T1(673K)时SO2的转化率随反应时间(t)的变化如图,请在图中画出其他条件不变情况下,起始温度为T2(723K)时SO2的转化率随反应时间变化的示意图___
(4)黄铁矿在一定条件下煅烧的产物为SO2和Fe3O4
①将黄铁矿的煅烧产物Fe3O4溶于H2SO4后,加入铁粉,可制备FeSO4。
酸溶过程中需维持溶液有足够的酸性,其原因是______
②FeS2能将溶液中的Fe3+还原为Fe2+,本身被氧化为SO42﹣。
写出有关的离子方程式______。
有2mol氧化产物生成时转移的电子数为______
【答案】0.005mol/(L•min)bd
抑制Fe3+与Fe2+的水解,并防止Fe2+被氧化成Fe3+FeS2+14Fe3++8H2O=15Fe2++2SO42﹣+16H+14NA
【解析】
【分析】
(1)根据v=
求出氧气的速率,然后根据速率之比等于对应物质的化学计量数之比计算;
(2)反应放热,为提高SO2平衡转化率,应使平衡向正反应方向移动,可降低温度,体积不变,不能从压强的角度考虑,催化剂不影响平衡移动,移出氧气,平衡向逆反应方向移动,不利于提高SO2平衡转化率,由此分析解答;
(3)反应是放热反应,温度升高,平衡逆向进行,二氧化硫的转化率减小,但达到平衡所需要的时间缩短,据此画出曲线;
(4)①Fe3+与Fe2+易水解,Fe2+易被氧化成Fe3+;
②根据氧化还原反应中的反应物和生成物几何电子守恒来配平化学方程式,结合方程计算转移电子数。
【详解】
(1)v(SO3)=
=
=0.01mol/(L•min),所以v(O2)=
v(SO3)=0.005mol/(L•min),故答案为:
0.005mol/(L•min);
(2)a.移出氧气,平衡逆向移动,二氧化硫的转化率减少,故不选;
b.降低温度,平衡正向移动,二氧化硫的转化率增大,故选;
c.减小压强,平衡逆向移动,二氧化硫的转化率减少,故不选;
d.再充入0.050molSO2(g)和0.030molO2(g),相当于增大压强,平衡正向移动,二氧化硫的转化率增大,故选;
故答案为:
bd;
(3)反应:
2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g)△H<0,SO2的转化率在起始温度T1=673K下随反应时间(t)的变化如图,其他条件不变,仅改变起始温度为T2=723K,温度升高,平衡逆向进行,二氧化硫的转化率减小,但反应速率增大,达到平衡需要的时间短,在图中画出温度T2下SO2的转化率随反应时间变化的预期结果示意图如图所示
;故答案为:
;
(4)①Fe2O3(或Fe3O4等)溶于H2SO4后,生成的Fe3+与Fe2+易水解,Fe2+易被氧化成Fe3+,所以要加入Fe粉和酸,抑制Fe3+与Fe2+的水解,并防止Fe2+被氧化成Fe3+,故答案为:
抑制Fe3+与Fe2+的水解,并防止Fe2+被氧化成Fe3+;
②−2价的硫离子具有还原性,FeS2可以将溶液中的Fe3+还原为Fe2+,而本身被氧化为硫酸根离子,有关的离子方程式为:
FeS2+14Fe3++8H2O=15Fe2++2SO42﹣+16H+,氧化产物是硫酸根离子,有2mol硫酸根生成时转移的电子数为14NA,故答案为:
FeS2+14Fe3++8H2O=15Fe2++2SO42﹣+16H+;14NA。
【点睛】
注意(3)温度升高,平衡逆向进行,二氧化硫的转化率减小,但反应速率增大,达到平衡需要的时间短,此为解题的关键。
4.某小组同学以不同方案探究Cu粉与FeCl3溶液的反应。
(1)甲同学向FeCl3溶液中加入Cu粉,观察到溶液的颜色变为浅蓝色,由此证明发生了反应,其离子方程式是__。
(2)乙同学通过反应物的消耗证明了上述反应的发生:
将Cu粉加入到滴有少量KSCN的FeCl3溶液中,观察到溶液红色褪去,有白色沉淀A产生。
①针对白色沉淀A,查阅资料:
A可能为CuCl和CuSCN(其中硫元素的化合价为-2价)中的一种或两种。
实验过程如下:
请回答:
Ⅰ.根据白色沉淀B是__(填化学式),判断沉淀A中一定存在CuSCN。
Ⅱ.仅根据白色沉淀A与过量浓HNO3反应产生的实验现象,不能判断白色沉淀A中一定存在CuSCN,从氧化还原角度说明理由:
__。
Ⅲ.向滤液中加入a溶液后无明显现象,说明A不含CuCl,则a是__(填化学式)。
根据以上实验,证明A仅为CuSCN。
②进一步查阅资料并实验验证了CuSCN的成因,将该反应的方程式补充完整:
Cu2++SCN -=CuSCN↓+(SCN)2__
③结合上述过程以及Fe(SCN)3⇌Fe3++3SCN -的平衡,分析
(2)中溶液红色褪去的原因:
__。
(3)已知(SCN)2称为拟卤素,其氧化性与Br2相近。
将KSCN溶液滴入
(1)所得的溶液中,观察到溶液变红色,则溶液变红的可能原因是__或__。
【答案】Cu+2Fe3+=Cu2++2Fe2+BaSO4+1价铜也可将浓HNO3还原AgNO32Cu2++4SCN-=2CuSCN↓+(SCN)2Cu和Fe3+反应生成Cu2+使c(Fe3+)减小;Cu2+和SCN-反应生成CuSCN沉淀使c(SCN-)减小,均使该平衡正向移动,导致Fe(SCN)3浓度减小,溶液红色褪去Fe3+有剩余空气中的O2将Fe2+氧化;(SCN)2将Fe2+氧化
【解析】
【分析】
(1)铁离子具有氧化性,能够把铜氧化为铜离子;
(2)I.①不溶于稀硝酸的白的沉淀为硫酸钡;
Ⅱ.②亚铜离子具有还原性,也能被硝酸氧化;
Ⅲ.检验氯离子,应加入硝酸银溶液;
②据电子守恒、电荷守恒、原子守恒,写出反应的方程式;
③根据浓度对平衡移动规律进行分析;
(3)亚铁离子具有强还原性,空气中氧气、溶液中(SCN)2都有可能把亚铁离子氧化为铁离子。
【详解】
甲同学向
溶液中加入Cu粉,观察到溶液的颜色变为浅蓝色,由此证明发生了氧化还原反应,生成
,其离子方程式是Cu+2Fe3+=Cu2++2Fe2+;
故答案为:
Cu+2Fe3+=Cu2++2Fe2+;
ⅠA可能为CuCl和
其中硫元素的化合价为
价
中的一种或两种,白色沉淀与过量浓硝酸反应生成红棕色的
和含
的蓝色溶液,向蓝色溶液中加入过量硝酸钡溶液,生成不溶于硝酸的钡盐沉淀,则白色沉淀B是
;
故答案为:
;
Ⅱ
价铜也可将浓
还原,故仅根据白色沉淀A与过量浓
反应产生的实验现象,不能判断白色沉淀A中一定存在CuSCN,
故答案为:
价铜也可将浓
还原;
Ⅲ 检验氯离子,应加入硝酸银溶液,则a是
,
故答案为:
;
据电子守恒、电荷守恒、原子守恒,该反应的方程式为2Cu2++4SCN-=2CuSCN↓+(SCN)2,
故答案为:
2Cu2++4SCN-=2CuSCN↓+(SCN)2;
和
反应生成
使
减小;
和
反应生成CuSCN沉淀使
减小,均使该平衡正向移动,导致
浓度减小,溶液红色褪去,
故答案为:
Cu和Fe3+反应生成Cu2+使c(Fe3+)减小;Cu2+和SCN-反应生成CuSCN沉淀使c(SCN-)减小,均使该平衡正向移动,导致Fe(SCN)3浓度减小,溶液红色褪去;
将KSCN溶液滴入
所得的溶液中,观察到溶液变红色,则溶液含
,溶液变红的可能原因是
有剩余;空气中的
将
氧化;
将
氧化,
故答案为:
Fe3+有剩余;空气中的O2将Fe2+氧化;(SCN)2将Fe2+氧化
。
5.N2+3H2
2NH3合成氨工业对化学工业和国防工业具有重要意义。
工业合成氨生产示意图如图所示。
①X的化学式为___;
②图中条件选定的主要原因是(选填字母序号)___;
A.温度、压强对化学平衡影响
B.铁触媒在该温度时活性大
C.工业生产受动力、材料、设备等条件的限制
③改变反应条件,会使平衡发生移动。
如图表示随条件改变,氨气的百分含量的变化趋势。
当横坐标为压强时,变化趋势正确的是(选填字母代号)___,当横坐标为温度时,变化趋势正确的是(选填字母序号)___。
【答案】NH3BCCa
【解析】
【分析】
根据题中工业合成氨生产示意图可知,本题考查合成氨原理及影响合成氨的因素,运用化学平衡移动原理分析。
【详解】
①由合成氨生产示意图可知,原料氮气和氢气经过氨的合成、氨的分离,在冷却设备和分离器中得到最终产物,所以X为氨气,化学式为NH3。
故答案为:
NH3;
②A.合成氨是放热反应,升温会使平衡向逆反应方向移动,不利于合成氨,因此选择500℃的温度比较合适;增大压强,能加快反应速率,也能使反应正向移动,但是过高的压强会提高反应成本,因此选择20MPa~50MPa的压强,A项错误;
B.实际生产中采用400℃~500℃的高温,催化剂铁触媒活最高,B项正确;
C.工业生产以利益最大化为目的,所以工业生产受受动力、材料、设备等条件的限制,C项正确;
故答案为:
BC;
③合成氨工业的原理是:
N2+3H2
2NH3,H<0,因△H<0,从化学平衡的角度看,
正反应为放热反应,温度越低,越有利于合成氨,增加温度,平衡向逆反应方向移动,氨气的百分含量减少;正反应为体积缩小的反应,所以压强越大,越有利于合成氨,增大压强时平衡向右进行,氨气的百分含量增大,结合图象可以知道c符合要求.又因为合成氨反应是一个放热反应,可以得出随着温度的升高,平衡向氨气减少的方向移动,结合图象可以知道a符合要求;
故答案为:
C;a。
6.为比较Fe3+和Cu2+对H2O2分解的催化效果,某化学研究小组的同学分别设计了如图1、2所示的实验。
请回答相关问题。
(1)定性分析:
如图1可通过观察_______,定性比较得出结论。
有同学提出将FeCl3改为0.05mol/LFe2(SO4)3更为合理,其理由是_______。
(2)定量分析:
如图2所示,实验时均生成40mL气体,其它可能影响实验的因素均已忽略。
实验中需要测量的数据是_________。
(3)加入0.10molMnO2粉末于50mLH2O2溶液中,在标准状况下放出气体的体积和时间的关系如图3所示。
①写出H2O2在二氧化锰作用下发生反应的化学方程式________________。
②实验时放出气体的总体积是________mL。
③A、B、C、D各点反应速率快慢的顺序为:
___>___>___>___。
解释反应速率变化的原因___________________。
④H2O2的初始物质的量浓度是___________(请保留两位有效数字)。
【答案】产生气泡的快慢消除阴离子不同对实验的干扰产生40mL气体所需的时间2H2O2
2H2O+O2↑60DCBA随着反应的进行,H2O2浓度减小,反应速率减慢0.11mol/L
【解析】
【详解】
⑴该反应中产生气体,所以可根据生成气泡的快慢判断;氯化铁和硫酸铜中阴阳离子都不同,无法判断是阴离子起作用还是阳离子起作用;硫酸钠和硫酸铜阴离子相同,可以消除阴离子不同对实验的干扰,答案为:
两支试管中产生气泡的快慢;消除阴离子不同对实验的干扰;
⑵仪器名称分液漏斗,检查气密性的方法:
关闭分液漏斗的活塞,将注射器活塞向外拉出一段,过一会后看其是否回到原位;该反应是通过生成气体的反应速率分析判断的,所以根据v=
知,需要测量的数据是产生40ml气体所需要的时间,答案为:
分液漏斗,关闭分液漏斗的活塞,将注射器活塞向外拉出一段,过一会后看其是否回到原位;产生40ml气体所需要的时间。
⑶从曲线的斜率可排知,反应速率越来越小,因为反应速率与反应物浓度成正比,随着反应的进行,反应物浓度逐渐降低,反应速率逐渐减小;
①在二氧化锰作催化剂条件下,双氧水分解生成水和氧气,反应方程式为:
2H2O2
2H2O+O2↑;
②根据图象知,第4分钟时,随着时间的推移,气体体积不变,所以实验时放出气体的总体积是60mL;
③根据图象结合v=
知,A、B、C、D各点反应速率快慢的顺序为D>C>B>A;
反应速率与反应物浓度成正比,随着反应的进行,反应物浓度逐渐降低,反应速率逐渐减小,
④设双氧水的物质的量为x,
2H2O2
2H2O+O2↑
2mol22.4L
x0.06L
x=
=0.0054mol,
所以其物质的量浓度=
=0.11mol·L-1,故答案为0.11mol·L-1.
7.某学习小组探究金属与不同酸反应的差异,以及影响反应速率的因素。
实验药品:
2.0moL/L盐酸、4.0mol/L盐酸、2.0mol/L硫酸、4.0mol/L硫酸,相同大小的铝片和铝粉(金属表面氧化膜都已除去);每次实验各种酸的用量均为50.0mL,金属用量均为9.0g。
(1)帮助该组同学完成以上实验设计表。
实验目的
实验
编号
温度
金属铝
形态
酸及浓度
1.实验①和②探究盐酸浓度对该反应速率的影响
2.实验②和③探究
3.实验②和④探究金属规格(铝片,铝粉)对该反应速率的影响;
4.①和⑤实验探究铝与稀盐酸和稀硫酸反应的差异
①
铝片
②
25˚C
铝片
2.0mol/L盐酸
③
35˚C
铝片
2.0mol/L盐酸
④
铝粉
⑤
25˚C
铝片
2.0mol/L硫酸
(2)该小组同学在对比①和⑤实验时发现①的反应速度都明显比⑤快,你能对问题原因作出哪些假设或猜想(列出一种即可)?
【答案】
(1)
实验目的
实验
编号
温度
金属铝
形态
酸及浓度
1.
2.实验②和③探究温度对该反应速率的影响
3.
4.
①
25˚C
4.0mol/L盐酸
②
③
④
25˚C
2.0mol/L盐酸
⑤
(2)Cl-能够促进金属铝与H+反应,或SO42-对金属铝与H+的反应起阻碍作用等。
【解析】试题分析:
(1)根据实验目的可知:
实验①和②探究盐酸浓度对该反应速率的影响,则除盐酸浓度的浓度不同外,其它条件必须完全相同,所以①的温度为25℃,酸及浓度为:
4.0moL/L盐酸;根据实验②和③的数据可知,除温度不同外,其它条件完全相同,则实验②和③探究的是反应温度对反应速率的影响;实验②和④探究金属规格(铝片,铝粉)对该反应速率的影响,则除铝的规格不同以外,其它条件必须完全相同,所以④中温度25℃、酸及浓度为:
2.0moL/L盐酸;
(2)对比①和⑤实验可知,只有Cl-和SO42-不同,其它条件完全相同,①的反应速度都明显比⑤快,说明Cl-能够促进Al与H+的反应或SO42-对Al与H+的反应起阻碍作用。
考点:
考查影响化学反应速率的因素,熟练掌握温度、浓度、固体物质的表面积等因素对反应速率的影响为解答关键。
8.某工厂对制革工业污泥中Cr元素的回收与再利用工艺如下(硫酸浸取液中的金属离子主要是Cr3+,其次是Fe2+、Fe3+、Al3+、Cu2+、Mg2+)
常温下部分阳离子以氢氧化物沉淀形式存在时溶液的pH见下表:
阳离子
Fe3+
Fe2+
Mg2+
Al3+
Cu2+
Cr3+
开始沉淀时的pH
1.9
7.0
9.3
- 配套讲稿:
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