弱酸
- 中國科學院揭示無氧發(fā)酵代謝物抑制光合作用和有氧呼吸的新機制
發(fā)酵過程中產(chǎn)生的弱酸抑制了光合作用。為了驗證這一猜想，研究綜合運用生物、物理和化學方法，通過使用葉綠體呼吸突變體ptox2、nda2和ATP水解突變體FUD50，黑暗條件下添加弱酸發(fā)現(xiàn)可以致其類囊體腔酸化，分別排除了黑暗中類囊體腔的酸化是由葉綠體呼吸和ATP水解導致的論斷。同時，研究發(fā)現(xiàn)，類囊體腔內(nèi)的酸化程度與無氧代謝弱酸的總積累量成正相關，而在同等處理條件下，利用發(fā)酵代謝過程中不產(chǎn)弱酸的綠藻NIES-2499開展試驗則未發(fā)現(xiàn)酸化的現(xiàn)象。這表明發(fā)酵產(chǎn)生的弱
蔬菜 2023年9期2023-12-21
- 應用高考真題解讀“電解質(zhì)在溶液中的行為”
弱電解質(zhì)(主要是弱酸、弱堿)的電離平衡中,我們要注意到弱酸或弱堿的電離是程度較小的電離過程,并且一般弱電解質(zhì)的電離都是吸熱過程,酸和堿不論其強弱,對水的電離都起到抑制作用.增加弱酸(或弱堿)的濃度時,弱酸(或弱堿)的電離度是減小了,但是溶液中的離子濃度卻增大了,酸性(或堿性)增強了,而加水稀釋時,促進了弱酸(或弱堿)的電離,但離子濃度卻減小了.另外,多元弱酸在電離時,分步電離,需要分步寫出,以第一步為主.2)鹽的水解.從反應形式上看,鹽的水解是中和反應的逆
高中數(shù)理化 2022年22期2023-01-07
- 對溶液質(zhì)子平衡方程式書寫中若干問題的探討
般是由濃度較高的弱酸及其共軛堿組成的共軛體系，書寫緩沖溶液的PBE時，首先涉及的是參考水準的選擇，如對于HAc-NaAc緩沖溶液PBE的書寫，普遍存在以HAc、Ac-、H2O為參考水準，寫成如下PBE的現(xiàn)象：[H+]=[OH-]+[Ac-]-[HAc]或[H+]+[HAc]=[OH-]+[Ac-]選 HAc和 Ac-為參考水準的主要原因是 HAc-NaAc溶液中 HAc和Ac-作為緩沖組分在溶液中大量存在并能得失質(zhì)子。HAc和Ac-是共軛酸堿對，互為得失質(zhì)
科教導刊·電子版 2022年20期2022-09-07
- 畜禽沼渣肥及其生物炭對多金屬污染土壤修復的研究
提取法， 分別對弱酸可溶態(tài)（包括可交換態(tài)和碳酸鹽結(jié)合態(tài)）、可還原態(tài)（鐵錳氧化物結(jié)合態(tài)）、可氧化態(tài)（包括有機物結(jié)合態(tài)、硫化物結(jié)合態(tài)）和殘渣態(tài)含量進行提取分析，利用電感耦合等離子光譜儀（ICP-OES，PerkinElmer Optima 8000）測定提取液中重金屬含量，提取液中鉛含量利用石墨爐原子吸收光譜儀測定（Agilent AA240Z）。1.4 數(shù)據(jù)處理數(shù)據(jù)采用Microsoft Excel 2016和Origin 2017軟件進行統(tǒng)計分析及作圖。2
中國金屬通報 2021年15期2021-12-28
- 基于分布分數(shù)圖對一元弱酸相關的滴定曲線的討論
的，反映了體系中弱酸堿各相關物種的分布分數(shù)(濃度相對值)隨pH的變化，在復雜體系的平衡處理中是一個基本且重要的關系式。分布分數(shù)在計算溶液pH、不同酸堿型體的濃度、緩沖容量，以及滴定誤差等方面均有很好的應用[1–3]。本文基于分布分數(shù)對一元弱酸相關的滴定體系之滴定曲線進行討論，包括一元弱酸的滴定，以及強酸與一元弱酸混合酸的滴定。為不影響討論主線，本文略去一些基本pH計算以及誤差計算過程。1 一元弱酸的滴定曲線酸堿滴定曲線是pH–T%函數(shù)，其中T%為滴定分數(shù)。
大學化學 2021年9期2021-11-05
- 一元弱酸HA和HB混合溶液的pH計算
0640對于一元弱酸HA和HB的混合溶液，其質(zhì)子條件方程為：(1)式得到解為混合酸溶液H+濃度準確值，記為[H+]T。隨著計算機的普及，用計算機程序得到準確計算結(jié)果[H+]T已經(jīng)不是難事。但利用一元二次方程近似得到溶液的pH是目前教科書通常采用的方法。近似方法既有實用價值，也告訴學生如何化繁為簡，增加學生解決復雜問題的能力。因此，提供滿足誤差要求的近似計算方法，掌握近似計算的基本原理，仍是分析化學教學的核心問題之一。近似計算時，通常要求氫離子濃度近似值[H
大學化學 2021年6期2021-07-14
- 溶液中離子濃度關系問題歸類例析
液1.1 溶質(zhì)是弱酸或弱堿例1下列說法正確的是：B.（2014全國Ⅱ卷11題）一定溫度下，pH＝a的氨水溶液，稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b+1.小結(jié)：注意分析弱酸、弱堿部分步電離情況，應用守恒關系，解答離子濃度關系問題；若弱酸、弱堿溶液加水稀釋，c（H+）或c（OH-）并沒有縮小同等倍數(shù).1.2 溶質(zhì)是弱酸鹽或弱堿鹽例2 室溫下，下列溶液中粒子濃度關系正確的是：A.（2020天津新高考7題）在1mol·L-1Na2S溶液中：c（S2-）＋c（HS-）
河北理科教學研究 2021年1期2021-06-07
- 通過計算平衡常數(shù)來探究強酸制弱酸等實驗規(guī)律的本質(zhì)
化學中，像強酸制弱酸這樣的經(jīng)驗規(guī)律有很多，也被大多數(shù)人所接受，但對于這些經(jīng)驗規(guī)律的解釋教材上只是一些模糊的定性，缺乏一個統(tǒng)一的有說服力的解釋。下面就通過計算平衡常數(shù)來探究強酸制弱酸等實驗規(guī)律的本質(zhì)。一、通過平衡常數(shù)判斷反應進行的方向只要平衡常數(shù)K＞1，該反應就可以正向自發(fā)進行。中學教科書中指出，平衡常數(shù)K＞105，則該反應進行得較為完全，平衡常數(shù)K＜10-5，則該反應較難進行，因此，通過計算平衡常數(shù)K，可以有效地判斷反應進行的方向。二、單一規(guī)律的實例與解釋
中學生數(shù)理化(高中版.高考理化) 2020年1期2020-11-24
- 弱酸中加水稀釋的3種圖象例析
◇ 湖北 方小平弱酸在水溶液中有少量分子電離為離子，存在電離平衡.在加水稀釋過程中，弱酸分子繼續(xù)電離，電離程度不斷增大.本文主要討論弱酸中加水稀釋時溶液導電性、pH 等隨溶液體積的增大而變化的圖象.1 溶液導電性變化溶液的導電性與溶液中自由移動離子濃度和電荷數(shù)有關.溶液中離子濃度越大、電荷數(shù)越高，溶液的導電性越強.因此酸中加水稀釋，溶液的導電性隨溶液體積增大而減弱.例1一定溫度下，向弱酸HM 中不斷加水稀釋，溶液導電能力隨著水量增加的變化情況如圖1所示，下
高中數(shù)理化 2020年12期2020-08-17
- 強堿弱酸鹽溶液中離子濃度大小比較探析
山東 焦 勇強堿弱酸正鹽溶液，由于弱酸根離子水解，溶液顯堿性；強堿弱酸的酸式鹽溶液存在弱酸根離子的水解和電離，溶液的酸堿性取決于電離和水解程度的大小.1 單一鹽溶液中離子濃度大小比較1.1 正鹽溶液中離子濃度大小比較例1對于0.1 mol·L－1Na2CO3溶液，下列關系式正確的是( ).分析Na2CO3溶液中，第1 步水解：(主要)，第2步水解(次要)，還存在水的電離：H＋＋OH－，不水解的Na＋的物質(zhì)的量濃度最大，水解很少，以第1步水解為主，再考慮第2
高中數(shù)理化 2020年12期2020-08-17
- 電解質(zhì)溶液中離子濃度大小的比較技巧與方法
與方法.1 多元弱酸[解題規(guī)律]多元弱酸溶液中離子濃度大小的一般規(guī)律：顯性離子＞一級電離離子＞二級電離離子＞水電離出的OH－.例10.1mol·L－1的H2S溶液中所有離子濃度由大到小的排列順序為.在H2S溶液中有：H＋＋S2－，根據(jù)以上解題規(guī)律得：c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－).2 一元弱酸或一元弱堿的正鹽溶液[解題規(guī)律]一元弱酸的正鹽溶液(或一元弱堿的正鹽溶液)中離子濃度大小的一般規(guī)律：不水解離子＞水解離子＞顯性離子＞水電離出的另
高中數(shù)理化 2020年12期2020-08-17
- 酸堿鹽的酸堿性及稀釋過程的PH值變化
，不作了解。常見弱酸及強弱順序：H2SO3、H3PO4、HF、H2C2O4、HCOOH、CH3COOH、H2CO3、H2S、HClO、HCN、縮記：亞硫磷酸氫氟酸、草酸甲酸苯甲酸、醋酸碳酸氫硫酸、次氯氫氰后苯酚。二、堿（一）形成強堿的金屬元素在周期表的區(qū)域第一主族除H、Li，第二主族除Be、Mg外的所有元素可形成強堿。（二）常見強堿：NaOH、KOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2除上述強堿外，一般為弱堿，弱堿除氨水可溶外，一般不溶。（三）鹽的酸堿性及其分
學習周報·教與學 2020年15期2020-07-26
- 迭代法求解一元弱酸溶液的氫離子濃度
要：針對計算一元弱酸溶液氫離子濃度所面臨的求解高次方程的難題，提出了迭代求解方法。計算實例表明，該方法所得結(jié)果準確性高，而且簡單實用。關鍵詞：迭代法;弱酸;氫離子;濃度分析化學教材在處理一元弱酸溶液氫離子濃度的計算問題時，往往采用分類討論策略來獲得氫離子濃度。這種做法的不足是形成了計算公式的碎片化現(xiàn)象，而且計算結(jié)果是近似解。若要準確計算氫離子濃度，則需要解一元三次方程，其計算難度較大，需要運用可編程計算器計算。但在目前的考試要求中，學生是不被允許使用可編程
現(xiàn)代鹽化工 2020年1期2020-03-27
- 強、弱電解質(zhì)的判斷方法例談
此強酸(強堿)比弱酸(弱堿)的p H小(大).例2下列事實一定能說明某物質(zhì)是弱電解質(zhì)的是( ).A.常溫下,某酸溶液的p H＝6B.常溫下,0.1 mol·L－1NH3·H2O 溶液的p H約為10C.25℃時,1 mol·L－1CH3COOH溶液的p H約為2D.10 mL 1 mol·L－1的CH3COOH 溶液恰好與10 mL 1 mol·L－1Na OH溶液完全反應分析利用溶液濃度與p H的關系判斷電解質(zhì)強弱,可以先假設其為強電解質(zhì),按強電解質(zhì)完全
高中數(shù)理化 2020年18期2020-03-14
- 水溶液中離子平衡考查的主角
———二元弱酸
,筆者發(fā)現(xiàn),二元弱酸及其鹽成為考查的主角．其原因主要是二元弱酸及其鹽既存在電離也存在水解,水溶液中離子種類多,離子濃度隨外界條件的改變處于動態(tài)變化中,能夠設置靈活的問題來考查學生思維的深度及變化觀念和平衡思想．筆者結(jié)合相關高考試題,針對試題特點及解答突破口作簡要分析．1 試題特點1)常見二元弱酸(H2S、H2CO3、H2C2O4等)和二元弱酸正鹽或酸式鹽(Na2S、NaHCO3、NaHC2O4等)是試題信息承載的主角.2)試題信息主要以量化數(shù)據(jù)為主,呈現(xiàn)方
高中數(shù)理化 2020年3期2020-03-02
- 剖析由弱酸制強酸的特例
的復分解反應能由弱酸制得強酸的特例。復分解反應規(guī)律之一由強酸制弱酸，學生都熟知，但也有幾個由弱酸生成強酸的特例。如實驗室制乙炔時除雜質(zhì)H2S氣體就是用CuSO。溶液吸收，利用反應。再如人教版《化學必修1》一直用下列化學方程式表示次氯酸鈣與少量二氧化碳的反應：為什么產(chǎn)物不是Ca（HCO3）2學生比較困惑，根據(jù)電離常數(shù)（見表1）和由強制弱規(guī)律理應是Ca（HCO3）2。一、理論計算剖析之一故此反應不能發(fā)生，可見，反應能否發(fā)生不僅決定于電離平衡常數(shù)的相對大小，還與
中學化學 2019年1期2019-06-29
- 淺談強酸制弱酸的應用范圍
律總結(jié)為“強酸制弱酸”，該規(guī)律是復分解反應的一項重要應用。比如在初中化學就已經(jīng)學習過將醋酸滴到大理石上制得二氧化碳氣體，說明醋酸的酸性大于碳酸，高中也學習了二氧化硫的實驗室制法，用相對較強的硫酸與亞硫酸鈉反應，也說明硫酸的酸性大于亞硫酸。但是隨著學習的深入和在做題的過程中，發(fā)現(xiàn)有許多同學對該規(guī)律的應用范圍理解不夠，出現(xiàn)了機械套用的現(xiàn)象。一、問題提出比如說在人教版化學必修1課本中提到漂白粉或漂粉精中Ca（ClO）2能與空氣中的CO2和水蒸氣發(fā)生如下反應：Ca
中學課程輔導·教學研究 2019年14期2019-04-22
- 國外研制出處理頁巖近縫基質(zhì)的新型弱酸體系
，美國發(fā)明了一種弱酸體系，用其處理頁巖近縫基質(zhì)，可提高頁巖油的采收率。該弱酸體系包含表面活性劑、氧化劑（產(chǎn)生弱酸）、有機溶劑和NaCl 等成分。通過該弱酸體系和鹽酸與頁巖巖樣的反應試驗發(fā)現(xiàn)：與鹽酸相比，該弱酸體系中的硫酸根離子和表活劑大大降低了酸巖反應強度；頁巖巖樣經(jīng)鹽酸處理后，表面硬度由210 MPa 降至130 MPa，10 min內(nèi)鹽酸的pH值由0.9變?yōu)?.5，裂縫導流能力降低幅度超過60%；而頁巖巖樣經(jīng)該弱酸體系處理后，表面硬度降至170 MPa
石油鉆探技術 2019年1期2019-02-16
- 弱酸的酸式鹽溶液pH計算
——以NaHCO3為例
輔材料中都缺乏對弱酸的酸式鹽溶液pH計算的歸納總結(jié).基于上述情況，筆者整理出了以NaHCO3為例的常見三種比較通俗易懂的計算方法，供廣大讀者參考！一、NaHCO3溶液的pH計算解法一NaHCO3在水溶液中存在如下兩種平衡：解法二根據(jù)碳酸氫鈉溶液中質(zhì)子守恒式得：將上述三個等式帶入①中可得到：解法三對于碳酸氫鈉溶液來說存在下列平衡：二、結(jié)論上述關于兩性物質(zhì)溶液的推導過程做了一些相關近似.即便如此，對于高中階段涉及到的正常濃度均為不小于0.1 mol/L的溶液來
數(shù)理化解題研究 2019年1期2019-02-15
- 降低發(fā)電廠水消耗的研究與實踐
右。生水經(jīng)過雙流弱酸床處理后作為循環(huán)水系統(tǒng)的補充水。設計弱酸床運行終點堿體積濃度為1.7 mmol/L，出水平均pH值為4.5左右，水的腐蝕性比較強，因此作為循環(huán)水的補充水時配比了約30%的生水。配比生水可以降低補充水的腐蝕性，但補充水的堿度也隨之增大，使得循環(huán)水系統(tǒng)容易結(jié)垢，從而限制了濃縮倍率。2010年一期機組循環(huán)水的緩蝕阻垢試驗結(jié)果表明，在添加緩蝕阻垢劑的條件下，循環(huán)水系統(tǒng)鈣體積濃度與堿體積濃度之和應小于等于12.65 mmol/L，氯離子質(zhì)量濃度應
山西電力 2018年6期2019-01-22
- 循環(huán)水系統(tǒng)節(jié)水方案的研究與應用
變化趨勢2.2 弱酸床優(yōu)化凝汽器銅管改造為不銹鋼管后，循環(huán)水的補水由60%生水+40%軟化水，改為100%的軟化水，但是的運行存在以下問題：①再生濃度高，容易出現(xiàn)床體碳酸鈣析出、結(jié)垢現(xiàn)象；②再生劑的比耗值較大，不經(jīng)濟；③床體失效終點判定不科學，不利于循環(huán)水濃縮倍率提高。因此，在2017年進行了弱酸床優(yōu)化試驗研究：①.通過對弱酸床的再生調(diào)整試驗，確定了合理的再生劑濃度、流量以及再生時間，使弱酸床再生效果達到最佳狀態(tài)。調(diào)整順序為：調(diào)整弱酸床樹脂裝載量，使樹脂層
同煤科技 2018年3期2018-07-24
- 破解高考化學中弱酸的“考法密碼”
凱齊[摘要]有關弱酸知識的考查是歷年高考命題的熱點，同時也是高考的難點。該內(nèi)容的考點具體有：弱酸的判斷，弱酸與強酸中和堿的能力大小比較，弱酸與強酸稀釋結(jié)果的大小對比，弱酸參與的中和熱大小比較，弱酸的酸性及電離度的比較，等等。解此類型題要充分運用電離理論、水解理論、三大守恒定律等理論進行分析，進而順利解題。[關鍵詞]高考化學；弱酸；考點[中圖分類號]G633.8[文獻標識碼]A[文章編號]16746058（2018）08005403有關弱酸的考點在高考中多以
中學教學參考·理科版 2018年3期2018-05-23
- 多元弱酸酸式酸根離子的水解和電離
可以得出結(jié)論：①弱酸的強度可以從其K電離的大小來比較，K電離越大，酸性越強；②多元弱酸比較酸性強弱時，通常只考慮第一步電離.選修4教材第53頁，“科學視野”中引入了水解平衡的相關概念和計算方法，可以得出結(jié)論：①K水解=Kw/K電離；②K水解越大，對應的離子越容易水解.所以，上面涉及到的問題，只要給出弱酸的逐級電離平衡常數(shù)，利用高中知識即可以定量計算得出多元弱酸的酸式酸根離子到底是以電離為主，還是以水解為主.二、定量驗證化學式H2SO3H2CO3H3PO4K
數(shù)理化解題研究 2018年4期2018-05-09
- 例析弱電解質(zhì)電離常數(shù)的應用
.例1 已知部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸醋酸次氯酸碳酸亞硫酸電離平衡常數(shù)(25℃)Ka=1.75×10-5Ka=2.98×10-8Ka1=4.3×10-7Ka2=5.61×10-11Ka1=1.54×10-2Ka2=1.02×10-7下列離子方程式正確的是( ).二、根據(jù)電離常數(shù)判斷鹽的水解程度根據(jù)電離常數(shù)可判斷出酸、堿性的強弱，從而可判斷出鹽類水解的強弱，即弱酸、弱堿的電離常數(shù)越大，則其離子的水解程度越小.例2 已知，25℃時幾種弱酸的電離常數(shù)如下
數(shù)理化解題研究 2018年1期2018-05-09
- 弱酸電離平衡常數(shù)應用的理論探究與教學實踐
志+蒲金鳳摘要：弱酸的電離平衡常數(shù)及溶液中各成分含量變化是認識和理解弱酸電離平衡的一個重要方面，也是高考化學的熱點和難點。學生對電離平衡常數(shù)的應用，溶液中各紐分含量的變化等問題認識仍比較模糊。文章以弱電解質(zhì)的電離作為切入點，深入分析了弱酸電離平衡常數(shù)的應用，溶液中各組分與溶液酸堿性之間的關系，并通過Excel作圖分析了各成分含量與溶液酸堿性之間的關系，找到了二者之間的聯(lián)系，加深了學生對該問題的理解。endprint
化學教與學 2017年11期2018-03-06
- 理解常數(shù) 掌握應用
【例1】已知部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸醋酸次氯酸碳酸亞硫酸電離平衡常數(shù)(25℃)Ka=1．75×10-5Ka=2．98×10-8Ka1=4．3×10-7Ka2=5．61×10-11Ka1=1．54×10-2Ka2=1．02×10-7下列離子方程式正確的是( )【答案】B二、根據(jù)電離常數(shù)判斷鹽的水解程度根據(jù)電離常數(shù)可判斷出酸、堿性的強弱，從而可判斷出鹽類水解的強弱，即弱酸、弱堿的電離常數(shù)越大，則其離子的水解程度越小?！纠?】已知，25℃時幾種弱酸的電
教學考試(高考化學) 2017年5期2017-12-14
- 例析二元弱酸電離常數(shù)的考查方式
仕功●?例析二元弱酸電離常數(shù)的考查方式江蘇省響水中學(224600)陳仕功●一、根據(jù)電離常數(shù)不同，比較不同弱酸鹽溶液的堿性強弱溫度一定，弱酸的電離常數(shù)越大，說明電離越完全，對應的鹽水解程度越弱.如果鹽溶液的濃度相同，相應的酸電離常數(shù)越小則弱酸根陰離子越易水解，溶液的堿性越強.例1 (2014上海節(jié)選)室溫下，0.1 mol/L的硫化鈉溶液和0.1 mol/L的碳酸鈉溶液，堿性更強的是____，其原因是____.已知：H2S：Ki1=1.3×10-7Ki2=
數(shù)理化解題研究 2016年31期2016-12-16
- 多元弱酸的準確滴定
61002）多元弱酸的準確滴定喬成立1，*李文新2（1齊齊哈爾大學應用技術學院，黑龍江齊齊哈爾161006；2齊齊哈爾市第29中學，黑龍江齊齊哈爾161002）用二元弱酸滴定的林邦滴定曲線方程推導第一和第二滴定突躍絕對值，用第一和第二滴定突躍絕對值推導二元弱酸第一和第二級解離的H+準確滴定的條件，并將其應用于多元弱酸的準確滴定。多元弱酸滴定；滴定突躍絕對值；滴定曲線方程由于二元弱酸第一級解離的H+滴定反應實質(zhì)和三元弱酸第二級解離的H+滴定反應實質(zhì)完全相同，
大學化學 2016年9期2016-11-01
- 鹽溶液中微粒濃度大小比較問題
微粒濃度的大小。弱酸強堿鹽溶液及銨鹽溶液中各種微粒濃度大小的比較是考查的重點，而多元弱酸酸式鹽溶液中，多元弱酸的酸式根的水解過程、電離過程與水的電離過程相互作用并最終達到平衡狀態(tài)，各種微粒濃度大小關系比較復雜，本文主要通過定量計算的方法來解決該問題?！娟P鍵詞】鹽溶液 電離 水解 溶解度 pH 水的離子積常數(shù) 電離平衡常數(shù) 水解平衡常數(shù) 促進 抑制 定性分析 定量計算 微粒觀【中圖分類號】G633.8 【文獻標識碼】A 【文章編號】2095-3089（201
課程教育研究·學法教法研究 2016年19期2016-09-07
- 雙組分溶液體系中[H+]計算與討論*
質(zhì)子等衡式；強酸弱酸混合溶液；緩沖溶液；弱酸弱酸混合溶液在分析化學中經(jīng)常會遇到含有兩種主要組分的雙組分溶液體系。例如強酸(堿)與弱酸(堿)混合溶液，緩沖溶液的配制，酸堿滴定的終點以及弱酸(堿)的混合溶液等。但是，在目前分析化學教材以及教研論文中關于[H+]的計算，主要涉及單組分體系如強酸(堿)，一元弱酸(堿)，多元弱酸(堿)，兩性物質(zhì)等[1-3]。而對于由兩種以及兩種以上組分構(gòu)成的溶液[H+]計算主要涉及緩沖溶液，而對于強酸～弱酸以及弱酸～弱酸體系討論較少
廣州化工 2016年6期2016-09-05
- 高考化學平衡新寵—電離平衡常數(shù)
常數(shù)實際上是針對弱酸和弱堿的化學平衡常數(shù)。在一定溫度下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時，電離產(chǎn)生的各離子濃度冪之積與溶液中未電離的分子濃度之比是一個常數(shù)，該常數(shù)就叫電離平衡常數(shù)。如CH3COOH CH3COO- + H+的電離平衡常數(shù)可以表示為Ka=【c（CH3COO–）×c（H+）】/c（CH3COOH）。弱酸的電離平衡常數(shù)用Ka表示，弱堿的電離平衡常數(shù)用Kb表示。電離平衡常數(shù)是描述弱電解質(zhì)電離平衡的主要參數(shù)，也是弱酸、弱堿是否達到平衡狀態(tài)的標尺。K值越大，電離
儷人·教師版 2016年4期2016-05-04
- “鹽的水解”教學設計及考題研究
強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解,能夠靈活應用鹽的水解原理來判斷鹽溶液酸堿性,學會書寫鹽類水解的離子方程式和化學方程式；通過研究實驗,提高學生的操作動手能力,通過學生的討論交流,逐漸形成自主分析歸納總結(jié)的邏輯思維能力．1.3教學媒體以及手段通過多媒體教學并結(jié)合實驗進行實際操作．通過對高考中鹽類的水解專題內(nèi)容的研究,從中得出一些規(guī)律性，使學生準確掌握關于“鹽類的水解”高考的核心考點、鍛煉學生的思維能力和科學的學習方法．2高考題型研究圖1ApH為5.5的溶液中c(
高中數(shù)理化 2016年2期2016-04-28
- 多元弱酸(堿)溶液pH的簡易通用計算方法
10640)多元弱酸(堿)溶液pH的簡易通用計算方法柳青1王海水2,*(1華南理工大學分析測試中心，廣州510640；2華南理工大學化學與化工學院，廣州510640)提出了計算多元弱酸(或堿)溶液pH的新方法。該計算方法具有以下特點：限制條件簡單，即多項式中某一項小于最大項的5%即可忽略該項貢獻；計算過程和步驟清晰易記；通用性好，一元或多元弱酸(堿)溶液pH計算均可適用。多元弱酸；多元弱堿；pH計算；新方法學習容量分析時需要計算酸或堿溶液的pH。對于一元弱
大學化學 2016年11期2016-02-09
- 一元強堿滴定一元弱酸溶液的林邦滴定曲線方程及其應用
一元強堿滴定一元弱酸溶液的林邦滴定曲線方程及其應用喬成立(齊齊哈爾大學應用技術學院黑龍江齊齊哈爾 161006)摘要以林邦副反應思想為基礎，用質(zhì)子條件式PBE、物料平衡式MBE、滴定分數(shù)和條件穩(wěn)定常數(shù)等知識推導出一元強堿滴定一元弱酸溶液的林邦滴定曲線方程，并用滴定曲線方程討論了滴定開始至化學計量點時任意一點pH的計算。關鍵詞林邦方程副反應系數(shù)條件穩(wěn)定常數(shù)The Ringbom Equation for Titration of Monoprotic Aci
大學化學 2015年2期2015-12-28
- 關于高中化學“溶液的pH計算”的分析
要有強酸、強堿、弱酸、弱堿和鹽五種形式存在。強酸、強堿溶液的計算方式最為簡單，強酸溶液可以表示為pH=-lgnc，其中c表示強酸溶液的濃度；強堿溶液則是pH=14+lgnc，其中表達的含義和強酸相同。弱酸溶液，不僅要考慮到是幾元酸問題，同時對于濃度方面也需要進行一定的掌握，對電離程度進行相應的了解，即便如此，也很難完成其pH的計算，往往需要利用相應的強堿進行中和滴定，計算出pH，若要從電離度方面進行計算的話，則是通過pH=-lgncα來進行計算；弱堿溶液的
中學化學 2015年7期2015-12-25
- 淺談廣東化學高考重要考點之離子濃度問題
子濃度比較①多元弱酸溶液中，由于多元弱酸是分步電離(注意，電離都是微弱的)的，第一步的電離遠遠大于第二步，第二步遠遠大于第三步。由此可判斷多元弱酸溶液中離子濃度大小順序。例H3PO4溶液中：c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)②多元弱酸的強堿正鹽溶液中，要根據(jù)酸根離子的分步水解(注意，水解都是微弱的)來分析。第一步水解程度大于第二步水解程度，依次減弱.如Na2S溶液中：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>
江西化工 2015年3期2015-12-18
- 談弱酸強堿鹽溶H+、OH—的關系
作者：肖 娟關于弱酸強堿鹽溶液中H+、OH-的關系，一直成為很多學生判斷溶液中離子濃度關系問題的難點，這主要是對溶液中H+、OH-的來源及關系沒有弄清楚，如何尋找溶液中H+、OH-的來源及關系呢？下面分三種情況予以介紹：一、一元弱酸強堿鹽一元弱酸強堿鹽溶液中，H+和OH-只來自于水的電離H2OH++OH-，且OH-只存在于溶液中，而H+小部分被弱酸強堿鹽電離出來的弱酸根離子結(jié)合，書寫其關系時，抓住有水電離出的H+和由水電離出的OH-在任何溶液中的物質(zhì)的量總
學習報·教育研究 2015年27期2015-09-22
- 鹽酸、醋酸稀溶液等體積混合后pH變化的探討
相等或相近的強、弱酸等體積混合后，弱酸的電離平衡是否變化，怎樣變化的？對此問題筆者從理論和實驗兩方面對鹽酸、醋酸等體積混合后酸度的變化進行探討。一、實驗部分1.用250 mL容量瓶分別配制鄰苯二甲酸氫鉀標準溶液（pH=4.0）和混合磷酸鹽標準溶液（pH=6.864）。2.用250 mL容量瓶分別配制pH=3的醋酸、鹽酸待測溶液。3.用配制的標準溶液標定pH電極。4.用酸度計分別測定醋酸、鹽酸及二者的等體積混合溶液的pH，結(jié)果見表1。二、結(jié)果與討論1.從實驗
中學化學 2015年6期2015-06-18
- 淺談二元弱酸酸式鹽溶液中離子濃度大小的問題
到結(jié)論，其它二元弱酸酸式鹽溶液中離子濃度的大小是否也存在類似的關系呢？由于二元弱酸酸式鹽可能顯酸性或堿性，本文分兩種類型來討論研究，試圖找到其中的規(guī)律。一、顯堿性的二元弱酸酸式鹽多數(shù)二元弱酸酸式鹽的酸式根離子水解強于電離，c（OH－）＞c（H＋），溶液呈堿性，比如NaHCO3、NaHS等，我們以0．1mol·L－1的NaHCO3溶液為例，分析其中離子濃度的大小并合理解釋。室溫下，0．1mol·L－1的NaHCO3溶液中存在如下三個平衡：①HCO3－＋H2O
化學教與學 2015年8期2015-03-13
- 小分子氫鍵給體對羥丙甲基纖維素LCST的影響
從而揭示丙烯酸等弱酸性單體對水溶液中溫敏性多糖類高聚物HPMC相轉(zhuǎn)變溫度的影響及作用機理。研究發(fā)現(xiàn)隨著酸質(zhì)量分數(shù)的增加，LCST幾乎呈直線下降，其變化率很大程度上取決于小分子酸的羧基電負性、分子截面積、分子體積和脂水分配系數(shù)lgP。1 實驗部分1.1 實驗材料羥丙甲基纖維素（HPMC，Mw＝1.0×105，CR，甲氧基質(zhì)量分數(shù)為28%～30%；羥丙基質(zhì)量分數(shù)為7%～12%）、丙烯酸（AA）、甲基丙烯酸（MAA）、丙酸（PA）、乙酸（HOAc）、氯乙酸（CA
合肥工業(yè)大學學報（自然科學版） 2015年5期2015-03-07
- 復分解反應中的“歸中”
律存在?！皬娝嶂?span id="j5i0abt0b" class="hl">弱酸”，是復分解反應的一個常見規(guī)律，可以利用此規(guī)律來制取物質(zhì)，也可以利用此規(guī)律進行一些物質(zhì)間可能反應產(chǎn)物的判斷。像鹽酸和醋酸鈉可以反應生成醋酸，比較好理解和處理，但是如果涉及到同樣是二元弱酸和二元弱酸鹽的反應時，就會因為多種可能性的存在，以及反應物量的不同使產(chǎn)物不同而變得復雜不好判斷，正如上面的例題。（收稿日期：2014-10-10） 我們都知道，歸中規(guī)律是氧化還原反應中涉及同種元素價態(tài)
中學化學 2014年12期2015-01-22
- 常見與酸與堿均反應的物質(zhì)
酸、堿反應。4.弱酸的銨鹽與強酸、強堿反應。5.弱酸的酸式鹽與強酸、強堿反應。6.可溶性含氧弱酸鹽（碳酸鹽、亞硫酸鹽、磷酸鹽）與強酸、氫氧化鈣（或氫氧化鋇）溶液反應。7.還原性酸（氫碘酸、氫溴酸、氫硫酸）與氧化性酸（濃硫酸、硝酸）、堿反應。8.可溶性銅鹽、銀鹽與氫硫酸、堿反應。 高中化學中，既能與酸反應又能與堿反應的物質(zhì)，除了金屬鋁以及兩性氧化物氧化鋁、兩性氫氧化物氫氧化鋁等，還有許多物質(zhì)既能與酸又有與
中學化學 2014年11期2015-01-20
- 有機弱酸鹽對pH振蕩反應的影響
2.2 不同有機弱酸鹽存在時的BSF體系pH振蕩由BSF體系pH振蕩反應可知，當體系釋放H＋使pH降低時，若向體系中注入結(jié)合H＋的物種，pH的降低將必然受到抑制；反之，當體系消耗H＋使pH升高時，若向體系中注入釋放H＋的物種，則pH的升高將受到抑制.表現(xiàn)在pH振蕩曲線上即為振幅減小.因此，這種具有抑制pH上升及下降的物種，將抑制BSF體系的pH振蕩，其抑制作用大小與所注入物種結(jié)合或釋放H＋的能力有關.以有機弱酸（鹽）為例，上述原理可用下面的方程描述:對于有
陜西師范大學學報（自然科學版） 2014年6期2014-12-31
- 鋅精礦焙砂浸出過程中硅的行為及控制措施
砂進行中性浸出、弱酸浸出、熱酸浸出、還原及高酸浸出，研究硅在浸出過程中的行為。1 鋅精礦焙砂成分試驗所用的焙砂成分見表1。表1 鋅精礦焙砂成分 %2 試驗流程及存在的問題試驗所采用的工藝流程如圖1所示。各工序溶液的澄清、過濾性能及溶液中硅的跟蹤結(jié)果見表2。其中，高浸渣率為相對于投入熱酸浸出渣對應焙砂的百分比；還原渣率為相對于投入還原精礦的百分比；預中和、水解渣率均為相對于投入中和劑的百分比。由表2看出，中性浸出、酸性浸出的溶液澄清、過濾性能較好且穩(wěn)定，但從
濕法冶金 2014年6期2014-12-16
- 三思而后行 強酸制弱酸規(guī)律的應用與思考
如 “較強酸+較弱酸鹽較強酸鹽+較弱酸（強酸制弱酸）”，巧妙運用“強酸制弱酸”規(guī)律解題，就能化拙為巧，收到事半功倍之效.本文從三個角度來考慮強酸制弱酸的規(guī)律，不當之處，敬請同行指正.一、對“強酸制弱酸”規(guī)律的“正向”思考二、對“強酸制弱酸”規(guī)律的“逆向”思考三、對“強酸制弱酸”規(guī)律的“反?！彼伎荚谝欢ǖ臈l件下，由于各種原因弱酸也可以制得強酸.有如下五種情況：1.利用反應物的氧化性、還原性，發(fā)生氧化還原反應，由弱酸制得強酸.例如：2.利用生成不溶于酸的沉淀，
理科考試研究·高中 2014年11期2014-11-26
- 對自然界中植物酸堿指示劑的初探
結(jié)構(gòu)較復雜的有機弱酸或有機弱堿，它們在溶液中能部分電離成指示劑離子和氫離子（或氫氧根離子），在不同酸堿性溶液中，因電離程度不同，結(jié)構(gòu)發(fā)生變化，從而呈現(xiàn)不同的顏色。endprint指示劑是一類結(jié)構(gòu)較復雜的有機弱酸或有機弱堿，它們在溶液中能部分電離成指示劑離子和氫離子（或氫氧根離子），在不同酸堿性溶液中，因電離程度不同，結(jié)構(gòu)發(fā)生變化，從而呈現(xiàn)不同的顏色。endprint指示劑是一類結(jié)構(gòu)較復雜的有機弱酸或有機弱堿，它們在溶液中能部分電離成指示劑離子和氫離子（或氫
中小學實驗與裝備 2014年1期2014-05-26
- NaClO溶液、Ca（ClO）2溶液與CO2反應的生成物探究
要：根據(jù)“強酸制弱酸”的原理，判斷酸與鹽復分解反應的產(chǎn)物是我們中學常用的一種重要方法。但在具體應用時還要分類討論，若生成物為可溶于水的鹽（如碳酸氫鹽），則可以用強酸制弱酸的原理分析；若生成物為難溶物或不溶物，則以生成難溶物或不溶物為主。關鍵詞：強酸；弱酸；電離平衡；溶解平衡文章編號：1008-0546（2014）02-0064-02 中圖分類號：G632.41 文獻標識碼：Bdoi：10.3969/j.issn.1008-0546.2014.02.025“
化學教與學 2014年2期2014-02-12
- 原水水質(zhì)變化對弱酸床運行周期的影響
）0 引言某電廠弱酸處理系統(tǒng)共設7臺直徑為3 000 mm的雙流弱酸床，各床并聯(lián)聯(lián)接，共分兩組，1組3臺設備，另1組4臺設備，兩組共用1套再生設備。每臺弱酸床額定出力為282.6 m3/h，最大出力為353.25 m3/h；床體內(nèi)樹脂裝填總高2 400 mm，其中上部樹脂高1 050 mm，下部樹脂高1 350 mm。弱酸處理系統(tǒng)運行工藝流程是工業(yè)用水從黃河灘深井中抽出后送至水源地升壓泵站，經(jīng)工業(yè)水泵升壓后用兩根DN700的管道送至廠區(qū)，除一小部分作為公用
山西電力 2013年4期2013-04-10
- 一元弱酸溶液中氫離子濃度計算公式的使用條件*
PBE。對于一元弱酸HA溶液，PBE為：[H+]=[OH-]+[A-]其意義是一元弱酸溶液中的H+來自兩部分：弱酸的解離(A-項)和水的質(zhì)子自遞反應(OH-項)。聯(lián)立質(zhì)子平衡、物料平衡和解離平衡這3大平衡所得的方程式，可得出求解氫離子濃度的精確式。然后根據(jù)具體情況略去次要項，保留主要項。一般是根據(jù)允許的相對誤差在±5%以內(nèi)，即兩項相加時，當主要組分濃度大于次要組分濃度的20倍以上時，可忽略次要組分。以此為標準，我們結(jié)合在教學實踐中的體會，推導了一元弱酸溶液
大學化學 2012年6期2012-09-25
- 運用一元二次方程計算溶液的pH值
到二元強酸，一元弱酸和一元弱酸，一元弱堿和一元弱堿。2 一元二次方程的歸納對以上推理結(jié)果進行歸納分類，具體見下表1。表1 一元二次方程中m和n取值一覽表3 公式的規(guī)律認真分析表1，發(fā)現(xiàn)一元二次方程的m和n取值具有以下特點(見圖1)：1)m的取值只看酸堿的強弱；n的取值要看酸堿強弱、幾元弱酸堿、電離和溶液的組成；n中的K1和K2可以一樣，C1和C2也可以一樣。2)強酸或強堿，不存在K，m里一定有C無K；弱酸或弱堿，一定存在K，m里一定有K無C；有弱有強，m里
大慶師范學院學報 2012年6期2012-09-25
- 酸堿分布分數(shù)及其應用的教學探討
進行掩蔽.酸度對弱酸(堿)各型體分布的影響可用分布分數(shù)δ描述，在弱酸(堿)溶液中，酸堿以各種型體存在的平衡濃度與其分析濃度的比值，即各型體在總濃度中所占分數(shù)［1－2］.以弱酸(堿)各型體的δi為縱坐標，溶液pH的變化為橫坐標得到弱酸(堿)的δ－pH圖.1 分布分數(shù)δ、δ－pH圖和型體分布優(yōu)勢圖濃度為cmol·L－1的一元弱酸HAc，解離常數(shù)為Ka，其在水溶液中有2種型體HAc、Ac－，對應的平衡濃度分別為［HAc］、［Ac－］，則有已知型體的分布分數(shù)δ和分
河南教育學院學報（自然科學版） 2011年2期2011-12-25
- 對強堿弱酸鹽溶液酸堿性的探究
3030)對強堿弱酸鹽溶液酸堿性的探究王光榮(蚌埠學院應用化學與環(huán)境工程系，安徽 蚌埠 233030)為了解強堿弱酸鹽溶液的酸堿性，運用酸堿質(zhì)子理論進行理論分析，并使用pH計對該類鹽溶液的pH值進行驗證。結(jié)果表明，強堿弱酸鹽溶液濃度C=0.10mol/L時，一元強堿與一元弱酸生成的正鹽溶液均呈堿性；一元強堿與多元弱酸生成的酸式鹽中，偏向于給予質(zhì)子(H+)的強堿弱酸酸式鹽溶液呈酸性，偏向于接受質(zhì)子(H+)的強堿弱酸酸式鹽溶液呈堿性；一元強堿與多元弱酸生成的正
長江大學學報(自科版) 2011年31期2011-11-18
- 利用分布系數(shù)概念推導弱酸溶液[H+]計算公式
-6]。其中一元弱酸pH的計算是基礎。無論是對化學類還是非化學類專業(yè)的學生，都要重點講解一元弱酸pH計算公式的推導。在推導出精確式之后，一般要在一定的允許誤差下，確定近似條件，推導出更為實用的近似式和最簡式。本教學小組在教學中發(fā)現(xiàn)，靈活運用分布系數(shù)的概念，可以簡化一元弱酸[H+]計算公式的推導，在講解時學生更易接受。1 一元弱酸[H+]計算近似式推導的常規(guī)方法設一元弱酸HA的解離常數(shù)為Ka，溶液濃度為c。其質(zhì)子平衡方程式(PBE)為：[H+]=[A-]+[
大學化學 2011年5期2011-09-25