下列说法正确的是[ ]A．3.9 gNa2O2吸收足量的CO2时转移的电子数约是6.02×1022B．在次氯酸钙溶液中通入过量二氧化硫，其离,高中三年级,化学试题,离子方程式考点,离子共存考点,盖斯定律考点,物质的量的有关计算考点,好技网

单选题
下列说法正确的是
[ ]

A．3.9 gNa₂O₂吸收足量的CO₂时转移的电子数约是6.02×10²²
B．在次氯酸钙溶液中通入过量二氧化硫，其离子反应方程式为：Ca²⁺+2ClO^-+ 2H₂O+2SO₂= Ca(HSO₃)₂+2HClO
C．常温下的溶液中Al³⁺、NH₄⁺、Cl^-、CO₃^2-等离子可大量共存；
D．S(单斜)和S(正交)是硫的两种同素异形体，已知：
① S(单斜，s)＋O₂(g)== SO₂(g)；△H₁＝－297.16 kJ·mol^-1② S(正交，s)＋O₂(g)== SO₂(g)；△H₂＝－296.83 kJ·mol^-1
则正交硫比单斜硫稳定；

本题信息：2012年浙江省模拟题化学单选题难度一般来源:唐丽丽（高中化学）
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本试题 “下列说法正确的是[ ]A．3.9 gNa2O2吸收足量的CO2时转移的电子数约是6.02×1022B．在次氯酸钙溶液中通入过量二氧化硫，其离子反应方程式为：Ca2++2ClO-+ 2H2O+2...” 主要考查您对
离子方程式

离子共存

盖斯定律

物质的量的有关计算
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离子方程式
离子共存
盖斯定律
物质的量的有关计算

离子方程式：

用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。

离子方程式书写规则：

①写：写出化学反应方程式
②拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式，难容难电离的物质及气体等仍用化学式表示
③删：删去方程式两边不参加反应的离子
④查：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等

离子方程式书写及正误的判断方法：

①判断反应是否在水溶液中进行
因为电解质在水溶液中可以电离为自由移动的离子，在这种条件下才能发生离子反应。
②判断反应能否发生。
如果反应不能发生，当然也就没有离子方程式可言。
③判断反应物、生成物是否正确。
④判断质量和电荷是否守恒。
离子方程式不仅要质量守恒，而且反应前后各离子所带电荷总数必须相等。
⑤判断氧化物、难溶物、气体、单质、难电离的弱酸、弱碱、水是否写成了分子形式，而易电离的物质是否写成离子形式。
⑥判断连接符号“=”和“

”及状态符号“↑”和“↓”运用是否正确。
强电解质的电离、不可逆反应、双水解反应用“=”；弱电解质电离、可逆反应、水解反应用“

”。复分解反应、水解反应生成的难溶物用“↓”，气体用“↑”；单水解反应生成的难溶物不用“↓”，气体不用“↑”。
⑦判断微溶物的处理是否正确。
微溶物做反应物时，一般用离子形式，做生成物时一般用分子式。
⑧判断反应物的滴加顺序与方程式中生成物是否一致。
如：把碳酸钠溶液滴加到盐酸溶液中，和把盐酸滴加到碳酸钠溶液中反应产物是不同的。
⑨判断反应物的相对量与产物是否一致。
有些反应因反应物的量不同会生成不同的产物。如：CO₂、SO₂、H₂S等气体与碱溶液反应时，若气体少量，则生成正盐；若气体过量，则生成酸式盐。
⑩判断电解质在写成离子形式时阴阳离子个数比是否合理。
如Ba(OH)₂溶液和稀H₂SO₄反应的离子方程式往往错误写成：

，正确为：

书写与量有关的离子方程式：
基本方法是：把物质的量少的物质的系数定为1，其他物质按最大量消耗。

1.因滴加顺序不同造成连续反应

HCl与Na₂CO₃

向Na₂CO₃溶液中滴入盐酸溶液至过量，其离子反应分步写（1）CO₃^2-+H⁺==HCO₃^- （2）HCO₃^-+H⁺==CO₂↑+H₂O
若向盐酸溶液中滴入Na₂CO₃溶液至不再产生气体，其离子反应一步完成 CO₃^2-+2H⁺==CO₂↑+H₂O
若向足量Na₂CO₃溶液中加入少量的盐酸溶液，其离子方程式为： CO₃^2-+H⁺==HCO₃^-

HCl与NaAlO₂

向Na₂CO₃溶液中滴入盐酸溶液至过量，其离子反应分步写（1）CO₃^2-+H⁺==HCO₃^-（2）HCO₃^-+H⁺==CO₂↑+H₂O
若向盐酸溶液中滴入Na₂CO₃溶液至不再产生气体，其离子反应一步完成 CO₃^2-+2H⁺==CO₂↑+H₂O
若向足量Na₂CO₃溶液中加入少量的盐酸溶液，其离子方程式为： CO₃^2-+H⁺==HCO₃^-

AlCl₃与NaOH

向AlCl₃溶液中滴入NaOH溶液至过量，其离子反应分步写（1）Al³⁺+3OH^-==Al(OH)₃↓ （2）Al(OH)₃+OH^-==AlO₂^-+2H₂O
若向NaOH溶液中加入少量AlCl₃溶液，其离子反应一步完成 Al³⁺+4OH^-==AlO₂^-+2H₂O
若向足量Al₂(SO₄)₃溶液中加入少量的NaOH溶液，其离子方程式为： Al³⁺+3OH^-==Al(OH)₃↓

AgNO₃与NH₃·H₂O

向AgNO₃溶液中滴入稀NH₃·H₂O至过量，其离子反应分步写（1） Ag⁺+NH₃·H₂O==AgOH↓+NH₄⁺ (2)AgOH+2NH₃·H₂O==Ag(NH₃)₂⁺+OH^-+2H₂O
若向NH₃·H₂O溶液中加入少量AgNO₃，其离子反应一步完成 Ag⁺+3NH₃·H₂O==Ag(NH₃)₂⁺+OH^-+NH₄⁺+2H₂O
若向足量AgNO₃溶液中滴入少量NH₃·H₂O，其离子方程式为：Ag⁺+NH₃·H₂O==AgOH↓+NH₄⁺

CO₂与NaOH

向NaOH溶液中通人CO₂气体至过量，其离子反应分步写（1）2OH^-+CO₂==CO₃^2-+H₂O 　(2)CO₃^2-+CO₂+H₂O==2HCO₃^-若向足量NaOH溶液中通人少量CO₂气体，其离子方程式为： 2OH^-+CO₂==CO₃^2-+H₂O
若向NaOH溶液中通人过量CO₂气体，其离子反应一步完成 OH^-+CO₂==HCO₃^-

2.过量型：

向足量的Ca(HCO₃)₂溶液中逐渐滴入NaOH溶液OH-+Ca²⁺+HCO₃^-==H₂O+CaCO₃↓
向足量的NaOH溶液中逐渐滴入Ca(HCO₃)₂溶液 Ca²⁺+2HCO₃^-+2OH^-==2H₂O+CaCO₃↓+CO₃^2-Fe与HNO₃ ：铁过量时：Fe+4HNO₃==Fe(NO₃)₃+NO↑+2H₂O
铁不足时：3Fe+8HNO₃==3Fe(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O

3.定量型：

因还原性I^->Fe²⁺>Br^-,所以在FeI₂或者FeBr₂中通入一定量的Cl₂，发生不同的离子反应，依次为：
（1）2I^-+Cl₂==2Cl^-+I₂（2）2Fe²⁺+Cl₂==2Fe³⁺+2Cl^-（3）2Br^-+Cl₂==2Cl^-+Br₂

4.目标型

向明矾溶液逐滴滴加Ba(OH)₂溶液至硫酸根离子刚好沉淀完全 Al³⁺+SO₄^2-+Ba²⁺+4OH^-==AlO₂^-+2BaSO₄↓+2H₂O
向明矾溶液逐滴滴加Ba(OH)2溶液至铝离子刚好沉淀完全 Al³⁺SO₄^2-+Ba²⁺+3OH^-==Al(OH)₃↓+2BaSO₄↓

离子共存：

所谓离子共存实质上就是看离子间是否发生反应。若离子在溶液中发生反应，就不能共存。

因能发生氧化还原反应而不共存的离子有：
（注：“√”表示能发生反应，“×”表示不能发生反应）

	S^2-	SO₃^2-	I^-	Fe²⁺	Br^-	Cl^-(H⁺)
MnO₄^-	√	√	√	√	√	√
ClO^-	√	√	√	√	√	√
NO₃^-(H⁺)	√	√	√	√	√	×
Fe³⁺	√	√	√	×	×	×

因能发生复分解反应而不共存的离子有：

离子间相互结合生成难溶物或微溶物

Ba²⁺、Ca²⁺ CO₃^2-、SO₃^2-、SO₄^2-

Ag⁺ CO₃^2-、SO₃^2-、Cl^-
离子间相互结合生成气体或挥发性物质

H⁺ CO₃^2-、HCO₃^-、SO₃^2-、HSO₃^-、S^2-、HS^-

OH^- NH₄⁺
离子间相互结合生成弱电解质

H⁺ CO₃^2-、SO₃^2-、S^2-、CH₃COO^-、F^- 弱酸

OH^- NH₄⁺、Al³⁺、Fe³⁺、Cu²⁺、Mg²⁺ 弱碱

H⁺ 水

因能发生双水解的离子有：

Al³⁺	CO₃^2-、HCO₃^-、SO₃^2-、HSO₃^-、S₂^-、HS^-、AlO₂^-、ClO^-
Fe³⁺	CO₃^2-、HCO₃^-、AlO₂^-、ClO^-
NH₄⁺	SiO₃^2-、AlO₂^-

因发生络合反应而不共存的离子有：

Fe³⁺	SCN^-
Ag⁺、Cu²⁺	NH₃·H₂O

判断离子是否共存的几种情况：

（1）发生复分解反应，离子不能大量共存。
①有气体产生    如CO₃^2-、SO₃^2-、S^2-、HCO₃^-、HSO₃^-、HS^-等易挥发的弱酸的酸根与H⁺不能大量共存。
②有沉淀生成    如Ba²⁺、Ca²⁺、Mg²⁺、Ag⁺等不能与SO₄^2-、CO₃^2-等大量共存；
                            Mg²⁺、Fe²⁺、Ag⁺、Al³⁺、Zn²⁺、Cu²⁺、Fe³⁺等不能与OH^-大量共存；
                            Pb²⁺与Cl^-，Fe²⁺与S^2-、Ca²⁺与PO₄^3-、Ag⁺与I^-不能大量共存。
③有弱电解质生成   如OH^-、CH₃COO^-、PO₄^3-、HPO₄^2-、H₂PO₄^-、F^-、ClO^-、AlO₂^-、SiO₃^2-、CN^-、C₁₇H₃₅COO^-与H⁺不能大量共存；
                                   一些酸式弱酸根如HCO₃^-、HPO₄^2-、HS^-、H₂PO₄^-、HSO₃^-不能与OH^-大量共存；
                                    NH₄⁺与OH^-不能大量共存。
（2）发生氧化还原反应，离子不能大量共存
①具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存    如S^2-、HS^-、SO₃^2-、I^-和Fe³⁺不能大量共存。
②在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存    如MnO₄^-、Cr₂O₇^-、NO₃^-、ClO^-与S^2-、HS^-、SO₃^2-、HSO₃^-、I^-、Fe²⁺等不能大量共存；
    SO₃^2-和S^2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下由于发生2S^2-+SO₃^2-+6H⁺=3S↓+3H₂O不能共存；H⁺与S₂O₃^2-不能大量共存。
（3）能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）
例：Al³⁺和HCO₃^-、CO₃^2-、HS^-、S^2-、AlO₂^-、ClO^-等；Fe³⁺与CO₃^2-、HCO₃^-、AlO₂^-、ClO^-等不能大量共存。
（4）溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
如Fe²⁺、Fe³⁺与SCN^-不能大量共存。

主要题目要求的限定：
（1）酸性溶液（H⁺）、碱性溶液（OH^-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H⁺或OH^-=1×10^-10mol/L的溶液等。
（2）溶液的颜色：有色离子MnO₄^-（紫色）、Fe³⁺（棕黄）、Fe²⁺（浅绿）、Cu²⁺（蓝）、Fe(SCN)₂⁺（红）、Fe(SCN)₆^3-（血红）。
（3）要求“大量共存”还是“不能大量共存”。

盖斯定律的内容：

不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。换句话说，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应进行的途径无关。如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一一步完成时的反应热是相同的，这就是盖斯定律。

盖斯定律的意义：

利用盖斯定律可以间接计算某些不能直接测得的反应的反应热。例如：

的△H无法直接测得，可以结合下面两个反应的△H，利用盖斯定律进行计算。

根据盖斯定律，就可以计算出所给反应的△H。分析上述两个反应的关系，即知

盖斯定律在反应热大小比较中的应用:

1．同一反应生成物状态不同时

若按以下思路分析：

2．同一反应物状态不同时

3．两个有联系的不同反应相比

并且据此可写出下面的热化学方程式：

计算物质的量浓度时应注意的问题:

物质的量浓度是表示溶液组成的一个重要物理量，是高中化学的重要内容之一。应用时要注意以下几方面的问题：
1．注意溶质是什么
对有些特殊情况要注意辨别，不能出错。如SO2、CuSO4·5H2O等溶于水后所得溶液中的溶质分别为 H2SO4和CuSO4，进行有关氨水的浓度计算时以NH3 为溶质来计算等。
2．注意溶液的体积
主要注意两点：一是不能用水的体积代替溶液的体积；二是当题设未给溶液密度时，可将各溶液(一般为稀溶液)的体积相加(如溶液混合、稀释)，认为其和为溶液的总体积；当给出密度时，则需通过密度求溶液的最终体积。
3．注意单位运算
在概念理解及应用中，要注意各物理量的单位．一是各物理量的单位要相互匹配，二是从单位运算人手．能简化解题思路，快速求解。
4．注意溶解度的影响
第一，物质的量浓度适用于表示不饱和及饱和溶液中溶质与溶剂的关系，不适用于过饱和溶液(溶质未溶解完全)；
第二，注意一些典型问题，如Ca(OH)2的溶解度随温度变化情况及气体物质在溶剂中的溶解问题等。
5．注意密度变化规律
在溶液混合和溶液稀释等问题中，在注意溶液体积变化的同时，还要考虑溶液密度的变化对溶质物质的量浓度的影响。如强酸、强碱、盐等溶液的密度随浓度增大而增大；氨水、乙醇等溶液的密度随浓度增大而减小。
6．注意实验情景
在计算溶液配制或溶液稀释等问题中物质的量浓度时，一要注意不能把水的体积当作溶液的体积；二是配制溶液时，要注意容量瓶规格与所需溶液体积的关系。因容量瓶的规格是固定的，所以选用的容量瓶的规格要等于或略大于所需溶液的体积。
7．注意物质与其组成粒子的关系
物质与其组成粒子的物质的量、物质的量浓度之间的关系可以通过电离方程式进行分析。如Na2SO4 溶液中c(Na+)=2c(SO₄^2-)=2c(Na2SO4)。

以物质的量为核心的演绎公式:

1．溶液稀释定律
(1)对于已知质量分数溶液的稀释：稀释前后溶质的质量不变，即：
(2)对于已知物质的量浓度溶液的稀释：稀释前后溶质的物质的量不变，即：
2．物质的量浓度与溶质质量分数的换算

3．溶解度S与溶质质量分数ω的换算

4．溶解度与饱和溶液物质的量浓度的换算

5．标准状况下气体溶于水后所得溶液的物质的量浓度的计算

式中V为标准状况下气体的体积(L)，V(H2O)为水的体积(L)，ρ为溶液的密度(g·cm^-3)。
6．相对密度(D)的计算及意义两种气体在同温同压下的密度之比即为相对密度，显然，它等于相对分子质量(或摩尔质量)之比，即

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Ba²⁺、Ca²⁺	CO₃^2-、SO₃^2-、SO₄^2-
Ag⁺	CO₃^2-、SO₃^2-、Cl^-

H⁺	CO₃^2-、HCO₃^-、SO₃^2-、HSO₃^-、S^2-、HS^-
OH^-	NH₄⁺

H⁺	CO₃^2-、SO₃^2-、S^2-、CH₃COO^-、F^-	弱酸
OH^-	NH₄⁺、Al³⁺、Fe³⁺、Cu²⁺、Mg²⁺	弱碱
OH^-	H⁺	水