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來源：網絡資源 2023-08-28 18:47:37
1、能證明HA為弱電解質的事實有：
(1)溶液中有電解質的分子、離子共存。
(2)相同條件下與同濃度的鹽酸相比較導電能力弱。
(3)0.1mol/L HA溶液pH>1
(4)0.1mol/L NaA溶液 pH>7
(5)同pH的HCl、 HA稀釋相同倍數，HA溶液的pH比HCl小.
(6)同體積，同pH的HCl、HA與足量的鋅反應時，HA放出的H2多。
(7)同pH的HCl、HA稀釋后pH值仍相同、HA稀釋的倍數多。
(8)升高溫度，HA溶液的導電能力增強。
(9)升高溫度，滴有紫色石蕊試液的HA溶液紅色加深。
(10)分別用pH=2的HCl和 HA中和一定量NaOH,所用HA的體積小。
2、同體積同物質的量濃度的HCl、H2SO4、HAc相比較
(1)C(H+)的大小關系為 H2SO4>HCl>HAc
(2) 完全中和所消耗NaOH的量。H2SO4>HCl=HAc
3、同體積同pH值的HCl、H2SO4、HAc、相比較
(1)與相同的鋅粒反應的起始速率大小H2SO4=HCl=HAc。
(2) 完全反應放出H2的量 HAc >H2SO4=HCl。
(3)若放出相同量的H2所需酸的體積關系是H2SO4=HCl> HAc時間關系是H2SO4=HCl> HAc
(4)稀釋相同倍數后pH值的大小關系H2SO4=HCl> HAc。
4、某溶液中由水電離的C(H+)=10-a若a>7,則溶液中的溶質可能是酸或堿;若a<7 則溶液中的溶質可能是水解顯酸性的鹽。
若某溶液中由水電離的C(H+)·C(OH-)=10-24則水電離產生的C(H+)= C(OH-)=10-12。
常溫下，0.1mol/L的某堿ROH溶液，若C(OH-)/C(H+)=1012 則ROH為 強堿
5、對一定物質的量濃度的強酸，溫度適當升高，pH不變;對一定物質的量濃度的強堿，溫度適當升高，pH減小
6、向水中加酸堿，水的電離一般受到抑制，酸或堿溶液中水電離出的C(H+)<10-7mol/L 向水中加能水解的鹽，水的電離受到促進，氯化銨溶液中水電離出的C(H+)>10-7mol/L;pH= 4的HCl中水電離出的C(H+)=10-10pH= 4的NH4Cl溶液中水電離出的C(H+)=10-4某溶液中由水電離產生的C(H+)=10-12該溶液的pH值為2或12
7、pH值之和等于14的強酸、強堿等體積混合后，pH=7
pH值之和等于14的強酸、弱堿等體積混合后，pH>7
pH值之和等于14的弱酸、強堿等體積混合后，pH<7
pH值之和等于14的酸、堿等體積混合后，pH<7,則可能是弱酸與強堿相混合
8、等體積的HCl與NH3·H2O混合后溶液顯中性則C(NH3·H2O)> C(HCl)混合前HCl中C(H+)與NH3·H2O中C(OH-)的關系C(H+)> C(OH-)。
9、100mLPH=10的KOH 溶液與PH=4的HAc 溶液混合后PH=7,則混合后總體積<200mL
10、同體積、同濃度的NaCl、 NaF溶液中離子總數大小關系是NaCl>NaF
11、NaHCO3溶液中存在的平衡體系有HCO3-H++CO32-、HCO3-+H2OH2CO3+OH- H2O H++OH-
12 、H2A==H++HA-, HA-H++A2-,則H2A是強酸，HA-、 A2-中能水解的離子是A2-，NaHA溶液顯酸性，若0.1mol/L NaHA溶液PH=2，則0.1mol/LH2A溶液中,C(H+)<0.11mol/L
13、等濃度的NaA 、HA混合溶液中若PH>7,則A-的水解程度>HA的電離,溶液中微粒濃度之間的大小關系：HA>Na+>A->OH->H+。
若PH<7,則A-的水解程度Na+>HA >H+>OH-
14、物質的量濃度相同的(NH4)2SO4、(NH4)2SO3、 NH4HSO4、NH4Cl 、 NH4HCO3NH4+濃度大小順序是 (NH4)2SO4>(NH4)2SO3> NH4HSO4>NH4Cl >NH4HCO3若NH4+濃度相同時,它們的物質的量濃度大小順序是(NH4)2SO4<(NH4)2SO3
15、Mg(OH)2的懸濁液中加入飽和的NH4Cl溶液、醋酸銨溶液，固體溶解。
16、0.1mol/LH2A溶液PH=4,則NaHA與Na2A溶液中離子的種類相同。
17、增大氫硫酸的PH值C(S2-)可能增大(加氫氧化鈉)，也可能減小(加水稀釋)。
18、將CH3COOH和CH3COONa溶液混合，CH3COOH的電離和CH3COO-的水解都受到抑制。
19、C(H+)=C(OH-)，溶液一定呈中性。
20、兩份醋酸溶液PH甲=a，PH乙=a+1，溶液中C(H+)、C甲=10C乙，物質的量濃度C甲>10C乙，由水電離的H+：C甲=1/10C乙。
21、PH相同的NaOH、NaCN稀釋相同倍數PH(NaCN)>PH(NaOH)。
22、除去MgCl2溶液中的FeCl3，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3過濾。
23、AlCl3、Na2SO3、KMnO4、NaHCO3溶液加熱蒸干并灼燒，得不到原溶質;NaAlO2、Al2(SO4)4、Na2CO3溶液加熱蒸干并灼燒能得到原溶質。
24、.NH3·H2O、NH4Cl的混合溶液，PH可能顯酸性、堿性或中性。
25、醋酸和醋酸鈉、氨水和氯化銨、碳酸鈉和碳酸氫鈉的混合液中，加入適量的酸、堿、PH值變化不大。
不一定能大量
26、.Na2CO3溶液中，C(OH-)== C(H+) +C(HCO3-) +2C(H2CO3)。易水解的金屬陽離子在酸性溶液中存在，如當溶液PH=3.4時溶液中基本不存在Fe3+，類似的Cu2+、Fe2+、Al3+等也不能在PH=7的溶液中存在。在一定量的硫酸溶液中滴加一定濃度的氨水至混合液的PH=7,此時溶液中存在的電荷守恒式為：CNH4+/CSO42-=2
27、常溫下，純水，酸，堿的稀溶液中KW=1×10-14。
28、不純KNO3溶液中常混有雜質Fe3+，可用加熱的方法來除之。
29、中滴滴定用酚酞或甲基橙作指示劑，有KMnO4參加的氧化還原滴定無需另用指示劑，有I2參加的氧化還原滴定用淀粉作指示劑。
30、理論上放熱的氧化還原反應可用于設計原電池
31、原電池的負極可從以下面方面判斷：相對活潑的金屬，電子流出的電極，元素化合價升高的電極，發生氧化反應的電極，溶解的電極，通燃料的電極。
32、電解池的陽極可從以下方面判斷，與電池的正極相連，失電子發生氧化反應的極，溶解的極，有O2、Cl2等生成的極。
33、活潑金屬作陽極，首先是活潑金屬失電子。
34、原電池的負極，電解池的陽極都是發生氧化反應。
35、蓄電池充電時，蓄電池的正負極分別與電源的正負極相連。
36、用惰性電極電解CuCl2、NaCl、CuSO4、Na2SO4溶液，一段時間為使溶液復原可加入適量CuCl2、HCl CuO、H2O
37、電解的離子方程式必須根據電解的化學方程式改寫。
38、Mg、Al、NaOH溶液構成的原電池，開始鎂作負極，然后鋁作負極，反應式為Al-3e+4OH-=AlO2-+2H2O;Mg、Al、HCl溶液構成的原電池，負極是Mg ;Cu、Al、HCl溶液構成的原電池，負極是Al;Zn、Al、濃HNO3構成的原電池，負極是Zn
39、用Cu作電解飽和Na2SO4溶液，每放出1mol氫氣氣體，則電解2mol H2O，而用惰性電極電解飽和Na2SO4溶液，每放出1mol氫氣氣體，則電解1mol H2O。
40、膠粒帶電，但膠體不帶電。布朗運動并不是膠粒特有的運動方式。
41、在外加電場作用下，膠粒向一極作定向移動，電解質溶液中的溶質微粒向兩極移動。
43、當物質的粒子小到納米范圍時，一些金屬導體可能變成絕緣體。
44、區別溶液和膠體的簡單方法是丁達爾現象
45、常溫下將PH=5的H2SO4稀釋500倍，則溶液中C(H+)與C(SO42-)之比為10：1。
46、原電池工作時電解質溶液中離子的移動方向是：陽離子向正極移動，陰離子向負極移動。負極發生氧化反應，正極發生還原反應，外電路電子的流向是由負極流向正極。
47、電解池工作時陽離子向陰極移動，陰離子向陽極移動。陽極發生氧化反應，陰極發生還原反應。電流由電源的正極流向陽極，電子的流向是電源的負極流向陰極，再由陽極流回電源的正極。
48、濃度相等時酸的強弱是：CH3COOH>H2CO3>苯酚>HCO3->Al(OH)3;濃度相等時溶液的PH由大到小的順序是：NaAlO2、Na2CO3、苯酚鈉、NaHCO3、CH3COONa;將NaHCO3溶液和NaAlO2溶液混合，發生的反應是：HCO3-+AlO2-+H2O===Al(OH)3↓+CO32-
49、在飽和的石灰水中恒溫下，投入生石灰(CaO)，待充分反應后溶液仍為飽和石灰水，即溶液濃度不變(包括Ca2+、OH-)，但溶液的質量、溶液中Ca2+的數量均減少。過濾后，將80℃的石灰水降溫到20℃,溶液的質量和各微粒(除了H+)的濃度均沒有改變以及溶液中的Ca2+數目也沒有改變。但是雖然OH-濃度沒有改變，溶液的PH值去發生了改變，因為Kw發生了改變。
50、向100g水中分別加入10g氫氧化鎂、硫酸鈉、碳酸鈉，陰離子濃度最大的是碳酸鈉。
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