全国通用版版高考化学大一轮复习第35讲化学反应原理题的解题策略优选学案.docx

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全国通用版版高考化学大一轮复习第35讲化学反应原理题的解题策略优选学案

第35讲　化学反应原理题的解题策略

题型特点

考情分析

命题趋势

　　化学反应原理题通常以元素化合物知识为载体，以工业生产为背景，综合考查化学反应速率、化学平衡及其影响因素、化学反应中的能量变化、原电池及电解池，电解质溶液等知识，有时还融合考查氧化还原反应、化学实验等，题目综合性强，化学信息多，设问角度灵活多变，侧重考查考生接受、整合信息的能力，应用化学知识解决实际问题的能力。

2016，全国卷甲，27T

2016，全国卷乙，27T

2016，全国卷丙，27T

2016，浙江卷，28T

2016，江苏卷，16T

化学反应原理是高考“主考”和“必考”的内容，预测2019年高考会继续加大考查力度，特别是结合图像分析、平衡常数的计算以及平衡移动原理在溶液中的应用。

分值：

15～20分

根据考查知识点的覆盖情况，可将反应原理主观题型分为两种类型：

一类是单一的反应原理考查，此类试题考查内容单一，注重试题深度；另一类是综合的反应原理考查，此类试题往往综合考查不同原理的知识点，注重试题的广度。

综合原理考查是新课标高考试题的特点，理综试题的主观题型较少，要顾全知识的覆盖面，必然要走综合原理考查的路线，这应引起我们的重视。

该类试题因综合程度大，考查点常是原理知识的重难点，因而试题难度不言而喻。

解答该类试题应采用各个击破法，即认真审读题干，找出已知信息要点；细读问题，弄清考查点，联想所学相关知识，找到该类问题的通法通解（如热化学方程式的叠加法，平衡计算的三段法、等效法、极限法、守恒法、图示分析法等），有时也可另辟蹊径，巧思妙解。

若问题是并列式提问时，可以先依据你的强项，做自己认为简单的问题，这样可以使解答更高效一些。

1．化学反应与能量：

判断ΔH的正、负与吸热反应、放热反应的关系，运用盖斯定律进行反应热的计算，热化学方程式的书写等。

2．化学反应速率：

根据已知条件进行反应速率的计算，判断浓度、压强、温度、催化剂、固体表面积对反应速率的影响等。

3．化学平衡：

根据化学方程式写出化学平衡常数的表达式，计算平衡常数，判断影响平衡常数的因素，化学平衡状态的判断，判断浓度、压强、温度对化学平衡的影响等。

4．电化学基础：

原电池和电解池的电极名称的判断，电极反应式的书写，电子转移方向的判断等。

5．水溶液中的离子平衡：

盐类水解后溶液酸碱性的判断，盐类水解离子方程式的书写，粒子浓度大小的比较，沉淀溶解平衡的判断及应用等。

[例1]（2016·上海卷）随着科学技术的发展和环保要求的不断提高，CO2的捕集利用技术成为研究的重点。

完成下列填空：

（1）目前国际空间站处理CO2的一个重要方法是将CO2还原，所涉及的反应方程式为：

CO2（g）＋4H2（g）

CH4（g）＋2H2O（g）

已知H2的体积分数随温度的升高而增加。

若温度从300℃升至400℃，重新达到平衡，判断下列表格中各物理量的变化。

（填“增大”“减小”或“不变”）

v正

v逆

平衡常数K

转化率α

__增大__

__增大__

__减小__

__减小__

（2）相同温度时，上述反应在不同起始浓度下分别达到平衡，各物质的平衡浓度如下表：

平衡Ⅰ

平衡Ⅱ

[CO2]/（mol·L－1）

a

m

[H2]/（mol·L－1）

b

n

[CH4]/（mol·L－1）

c

x

[H2O]/（mol·L－1）

d

y

a、b、c、d与m、n、x、y之间的关系式为

＝

。

（3）已知：

H2CO3，Ki1＝4.3×10－7，Ki2＝5.6×10－11；

H2C2O4，Ki1＝5.9×10－2，Ki2＝6.4×10－5。

0．1mol/LNa2CO3溶液的pH__大于__0.1mol/LNa2C2O4溶液的pH（选填“大于”“小于”或“等于”）。

等浓度的草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是__草酸__。

若将等浓度的草酸溶液和碳酸溶液等体积混合，溶液中各种离子浓度大小的顺序正确的是__AC__（填字母）。

A．[H＋]>[HC2O

]>[HCO

]>[CO

]

B．[HCO

]>[HC2O

]>[C2O

]>[CO

]

C．[H＋]>[HC2O

]>[C2O

]>[CO

]

D．[H2CO3]>[HCO

]>[HC2O

]>[CO

]

（4）人体血液中的碳酸和碳酸氢盐存在平衡：

H＋＋HCO

H2CO3。

当有少量酸性或碱性物质进入血液中时，血液的pH变化不大，用平衡移动原理解释上述现象。

__当少量酸性物质进入血液中，平衡向右移动，使H＋浓度变化较小，血液中的pH基本不变；当少量碱性物质进入血液中，平衡向左移动使H＋浓度变化较小，血液的pH基本不变__。

解析

（1）H2的体积分数随温度的升高而增加，这说明升高温度平衡向逆反应方向进行，即正反应是放热反应。

升高温度正逆反应速率均增大，平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，反应物的转化率减小。

（2）相同温度时平衡常数不变，则a、b、c、d与m、n、x、y之间的关系式为

＝

。

（3）根据电离常数可知草酸的酸性强于碳酸，则碳酸钠的水解程度大于草酸钠，所以0.1mol/LNa2CO3溶液的pH大于0.1mol/LNa2C2O4溶液的pH。

草酸的酸性强于碳酸，则等浓度草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是草酸。

草酸的二级电离常数大于碳酸，所以草酸的电离程度大，因此溶液中：

[H＋]>[HC2O

]>[C2O

]>[HCO

]>[CO

]。

1．（2016·天津卷）氢能是发展中的新能源，它的利用包括氢的制备、储存和应用三个环节。

回答下列问题：

（1）与汽油相比，氢气作为燃料的优点是__污染小、可再生、来源广、资源丰富、燃烧热值高（任写其中两个）__（至少答出两点）。

但是氢气直接燃烧的能量转换率远低于燃料电池，写出碱性氢氧燃料电池的负极反应式：

__H2＋2OH－－2e－===2H2O__。

（2）氢气可用于制备H2O2。

已知：

H2（g）＋A（l）===B（l）　ΔH1

O2（g）＋B（l）===A（l）＋H2O2（l）　ΔH2

其中A、B为有机物，两反应均为自发反应，则H2（g）＋O2（g）===H2O2（l）的ΔH__<__0（填“>”“<”或“＝”）。

（3）在恒温恒容的密闭容器中，某储氢反应：

MHx（s）＋yH2（g）MHx＋2y（s）　ΔH<0达到化学平衡。

下列有关叙述正确的是__ac__（填字母）。

a．容器内气体压强保持不变

b．吸收ymolH2只需1molMHx

c．若降温，该反应的平衡常数增大

d．若向容器内通入少量氢气，则v（放氢）>v（吸氢）

（4）利用太阳能直接分解水制氢，是最具吸引力的制氢途径，其能量转化形式为__光能转化为化学能__。

（5）化工生产的副产氢也是氢气的来源。

电解法制取有广泛用途的Na2FeO4，同时获得氢气：

Fe＋2H2O＋2OH－

FeO

＋3H2↑，工作原理如图所示。

装置通电后，铁电极附近生成紫红色FeO

，镍电极有气泡产生。

已知：

Na2FeO4只在强碱性条件下稳定，易被H2还原。

①电解一段时间后，c（OH－）降低的区域在__阳极室__（填“阴极室”或“阳极室”）。

②电解过程中，须将阴极产生的气体及时排出，其原因为__防止Na2FeO4与H2反应使产率降低__。

解析

（1）氢气的来源广且可再生，燃烧生成水，无污染，且单位质量的氢气燃烧放出的热量比汽油多。

碱性氢氧燃料电池的负极发生氧化反应，在碱性条件下氢气放电生成H2O。

（2）题中的两个反应都是熵减的反应，由于两个反应均能自发进行，所以两个反应都是放热反应，即ΔH1<0、ΔH2<0。

根据盖斯定律，将题中两个热化学方程式叠加得H2（g）＋O2（g）===H2O2（l）　ΔH＝ΔH1＋ΔH2<0。

（3）达到化学平衡时，气体的物质的量不变，所以容器内气体压强保持不变，a项正确；由于该反应是可逆反应，所以吸收ymolH2所需的MHx的物质的量大于1mol，b项错误；该反应的平衡常数表达式为K＝

，由于该反应是放热反应，降低温度，平衡向正反应方向移动，c（H2）减小，故K值增大，c项正确；向容器内通入少量氢气，平衡向正反应方向移动，v正>v逆，即v（吸氢）>v（放氢），d项错误。

（4）太阳能分解水制氢，是光能转化为化学能的过程。

课时达标　第32讲（见课时达标P51）

1．已知：

①25℃时弱电解质的电离平衡常数：

Ka（CH3COOH）＝1.8×10－5，Ka（HSCN）＝0.13；②25℃时，2.0×10－3mol·L－1氢氟酸水溶液中，调节溶液的pH（忽略体积变化），得到c（HF）、c（F－）与溶液pH的变化关系如图所示（两条线交点处的pH＝3.45）。

请根据以上信息回答下列问题：

（1）25℃时，将20mL0.10mol·L－1CH3COOH溶液和20mL0.10mol·L－1HSCN溶液分别与20mL0.10mol·L－1NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积（V）随时间（t）变化的示意图如图所示：

反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是__HSCN的酸性比CH3COOH强，其溶液中c（H＋）较大，故HSCN溶液较NaHCO3溶液的反应速率快__，反应结束后所得两溶液中，c（CH3COO－）__<__c（SCN－）（填“>”“<”或“＝”）。

（2）25℃时，HF电离平衡常数的数值Ka≈__10－3.45（或3.5×10－4）__，列式并说明得出该常数的理由：

Ka＝

，当c（F－）＝c（HF）时，Ka＝c（H＋），查图中的交点处为c（F－）＝c（HF），故所对应的pH即为Ka的负对数，为3.45　。

解析

（1）两种酸的电离程度不同导致溶液中起始反应时H＋的浓度不同，引起反应速率的不同。

反应结束后，溶质为CH3COONa和NaSCN，因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa的水解程度大，c（CH3COO－）

（2）HF的电离平衡常数Ka＝

，其中c（H＋）、c（F－）、c（HF）都是电离达到平衡时的浓度，选择HF、F－两条线的交点求解。

2．已知：

I2＋2S2O

===S4O

＋2I－。

相关物质的溶度积常数见下表：

物质

Cu（OH）2

Fe（OH）3

CuCl

CuI

Ksp

2.2×10－20

2.6×10－39

1.7×10－7

1.3×10－12

（1）某酸性CuCl2溶液中含有少量的FeCl3，为得到纯净的CuCl2·2H2O晶体，加入__CuO、Cu（OH）2、Cu2（OH）2CO3等难溶于水的碱性物质__，调至pH＝4，使溶液中的Fe3＋转化为Fe（OH）3沉淀，此时溶液中的c（Fe3＋）＝__2.6×10－9mol/L__；过滤后，将所得滤液低温蒸发、浓缩结晶，可得到CuCl2·2H2O晶体。

（2）在空气中直接加热CuCl2·2H2O晶体得不到纯的无水CuCl2，原因是__CuCl2＋2H2OCu（OH）2＋2HCl↑__（用化学方程式表示）。

由CuCl2·2H2O晶体得到纯的无水CuCl2的合理方法是__在干燥氯化氢气流中加热脱水__。

（3）某学习小组用“间接碘量法”测定含有CuCl2·2H2O晶体的试样（不含能与I－发生反应的氧化性杂质）的纯度，过程如下：

取0.36g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，生成白色沉淀。

用0.1000mol/LNa2S2O3标准溶液滴定，到达滴定终点时，消耗Na2S2O3标准溶液20.00mL。

①可选用__淀粉__作滴定指示剂，滴定终点的现象是__终点时待测液由蓝色变为无色且半分钟内不恢复为蓝色__。

②CuCl2溶液与KI反应的离子方程式为__2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2__。

③该试样中CuCl2·2H2O的质量百分数为__95%__。

解析

（1）因为要得到纯净的CuCl2·2H2O晶体，所以不能加入含Cu2＋以外的阳离子的物质来调节溶液的pH，所以可加入CuO、Cu（OH）2、Cu2（OH）2CO3等难溶于水的碱性物质；pH＝4时，c（OH－）＝10－10mol·L－1，c（Fe3＋）＝Ksp[Fe（OH）3]/c3（OH－）＝2.6×10－9mol/L。

（2）CuCl2＋2H2OCu（OH）2＋2HCl↑，制取无水CuCl2纯物质，应在干燥氯化氢气流中加热脱水。

（3）2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，所以选择淀粉作指示剂，终点时待测液由蓝色变为无色且半分钟内不恢复为蓝色，根据反应方程式可以得到如下关系式：

2CuCl2·2H2O～I2～2Na2S2O3，所以试样中CuCl2·2H2O的质量百分数＝0.1000mol/L×0.02000L×171g/mol÷0.36g×100%＝95%。

3．软锰矿的主要成分为MnO2，还含有Fe2O3、MgO、Al2O3、CaO、SiO2等杂质，工业上用软锰矿制取MnSO4·H2O的流程如下：

已知：

①部分金属阳离子完全沉淀时的pH如下表：

金属阳离子

Fe3＋

Al3＋

Mn2＋

Mg2＋

完全沉淀时的pH

3.2

5.2

10.4

12.4

②温度高于27℃时，MnSO4晶体的溶解度随温度的升高而逐渐降低。

（1）“浸出”过程中MnO2转化为Mn2＋的离子方程式为__MnO2＋SO2===SO

＋Mn2＋__。

（2）第1步除杂中加入H2O2的目的是__将Fe2＋氧化为Fe3＋__。

（3）第1步除杂中形成滤渣1的主要成分为__Al（OH）3、Fe（OH）3__（填化学式），调pH至5～6所加的试剂，可选择__ab__（填字母）。

a．CaO　　b．MgO

c．Al2O3d．氨水

（4）第2步除杂，主要是将Ca2＋、Mg2＋转化为相应的氟化物沉淀除去，写出MnF2除去Mg2＋的离子反应方程式：

__MnF2＋Mg2＋Mn2＋＋MgF2__，该反应的平衡常数数值为__7.2×107__。

（已知：

MnF2的Ksp＝5.3×10－3；CaF2的Ksp＝1.5×10－10；MgF2的Ksp＝7.4×10－11）

（5）采用“趁热过滤”操作的原因是__减少MnSO4·H2O在水中的溶解，得到更多的产品__。

（6）取少量MnSO4·H2O溶于水，配成溶液，测其pH发现该溶液显酸性，原因是__Mn2＋＋2H2OMn（OH）2＋2H＋__（用离子方程式表示），该溶液中所有离子的浓度由大到小的顺序为__c（SO

）>c（Mn2＋）>c（H＋）>c（OH－）__。

解析

（1）“浸出”过程中MnO2与SO2发生氧化还原反应，离子方程式为MnO2＋SO2===SO

＋Mn2＋。

（2）第1步除杂中加入H2O2的目的是将溶液中的Fe2＋氧化为Fe3＋，以便于形成Fe（OH）3沉淀，过滤将沉淀除去。

（3）第1步除杂时调整溶液的pH在5～6，可以使溶液中的Al3＋、Fe3＋分别形成Al（OH）3、Fe（OH）3沉淀，所以形成滤渣1的主要成分为Al（OH）3、Fe（OH）3；在调pH至5～6时，为了不引入新的杂质离子，所加的试剂应该可以与酸发生反应，可选择含有Ca2＋、Mg2＋的化合物CaO、MgO，a、b项正确。

（4）第2步除杂，主要是将Ca2＋、Mg2＋转化为相应的氟化物沉淀除去，MnF2除去Mg2＋的离子反应方程式是MnF2＋Mg2＋Mn2＋＋MgF2；该反应的平衡常数K＝

＝

＝

＝7.2×107。

（5）由已知②温度高于27℃时，MnSO4晶体的溶解度随温度的升高而逐渐降低，故采用“趁热过滤”操作可以减少MnSO4·H2O在水中的溶解，得到更多的产品。

（6）MnSO4是强酸弱碱盐，Mn2＋发生水解反应：

Mn2＋＋2H2OMn（OH）2＋2H＋，消耗水电离产生的OH－，破坏了水的电离平衡，最终达到平衡时，c（H＋）>c（OH－）。

根据物料守恒可得c（SO

）＝c（Mn2＋）＋c[Mn（OH）2]，所以c（SO

）>c（Mn2＋），Mn2＋水解使溶液显酸性，所以c（H＋）>c（OH－）。

盐水解的程度是微弱的，溶液中主要以盐电离产生的离子形式存在，所以c（Mn2＋）>c（H＋），故该溶液中所有离子的浓度由大到小的顺序为c（SO

）>c（Mn2＋）>c（H＋）>c（OH－）。

4．水是最常用的溶剂，许多化学反应都需要在水溶液中进行。

请仔细分析并回答下列各题。

（1）用0.1mol/LNaOH溶液滴定体积均为20.00mL、浓度均为0.1mol/L的盐酸和醋酸溶液，得到如图所示的滴定曲线图如下：

①用NaOH溶液滴定醋酸溶液通常所选择的指示剂为__酚酞__，符合其滴定曲线的是__Ⅰ__（填“Ⅰ”或“Ⅱ”）。

②滴定前的上述三种溶液中，由水电离出的c（H＋）最大的是__CH3COOH__溶液（填化学式）。

③图中V1和V2大小的比较：

V1__<__V2（填“>”“<”或“＝”）。

④曲线Ⅰ中M点对应的溶液中，各离子的浓度由大到小的顺序是__c（CH3COO－）>c（Na＋）>c（H＋）>c（OH－）__。

（2）某同学为了研究难溶电解质的溶解平衡，设计了如下实验（相关数据测定温度及实验环境温度均为25℃）：

操作步骤

现象

步骤1：

向20mL0.05mol/LAgNO3溶液中加入20mL0.05mol/LKSCN溶液，充分反应后过滤

出现白色沉淀

步骤2：

向滤液中加入少量2mol/LFe（NO3）3溶液

溶液变红色

步骤3：

向步骤2所得溶液中，加入少量3mol/LAgNO3溶液

现象a

步骤4：

取步骤1所得少量滤渣加入到适量的3mol/LKI溶液中

出现黄色沉淀

查阅资料：

AgSCN是白色沉淀；Ksp（AgSCN）＝1.0×10－12；Ksp（AgI）＝8.5×10－17。

①请结合化学用语和必要的文字解释步骤2现象出现的原因：

__由于存在沉淀溶解平衡：

AgSCN（s）Ag＋（aq）＋SCN－（sq），故溶液中仍有少量SCN－，Fe3＋与SCN－结合生成Fe（SCN）3，从而溶液显红色__。

②该同学根据步骤3中现象a推知，加入的AgNO3与步骤2所得溶液发生了反应，则现象a为__出现白色沉淀（或溶液红色变浅）__（任写一点即可）。

③写出步骤4中沉淀转化反应平衡常数的表达式：

K＝

。

解析

（1）①用NaOH溶液滴定醋酸溶液，由于恰好完全反应时溶液显碱性，因此通常选择在碱性范围变色的指示剂酚酞；醋酸是弱酸，其电离产生的氢离子的浓度小于0.1mol/L，即pH>1，由图中未加NaOH时的pH可知，图Ⅰ中酸的pH大于1，图Ⅱ中酸的pH＝1，说明曲线Ⅰ为NaOH溶液滴定醋酸溶液过程，曲线Ⅱ为NaOH溶液滴定盐酸溶液过程。

②0.1mol/LNaOH溶液、0.1mol/LHCl都是强电解质，电离产生的氢氧根、氢离子的浓度等于电解质的浓度，而醋酸是弱酸，0.1mol/L醋酸溶液中氢离子的浓度小于0.1mol/L，氢离子或氢氧根离子的浓度越大，对水的电离平衡的抑制作用就越强，水的电离程度就越小，所以0.1mol/L的醋酸对水的电离抑制程度较小，则由水电离出的c（H＋）最大。

③醋酸和氢氧化钠恰好完全反应时，得到的醋酸钠溶液显碱性，要使得溶液显中性即pH＝7，需要醋酸稍过量，则需加入的NaOH的量比溶液中醋酸的量少；盐酸和氢氧化钠恰好完全反应时，两者的物质的量相同，得到的氯化钠溶液显中性，所以V1

④用10mL0.1mol/L的NaOH溶液和20.00mL0.1mol/L的醋酸溶液反应，得到的是等物质的量的醋酸和醋酸钠的混合溶液，由于醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，所以该混合溶液显酸性，此时溶液中离子浓度大小：

c（CH3COO－）>c（Na＋）>c（H＋）>c（OH－）。

（2）①向20mL0.05mol/LAgNO3溶液中加入20mL0.05mol/LKSCN溶液，充分反应，产生白色沉淀，发生反应：

Ag＋（aq）＋SCN－（aq）AgSCN（s），该物质在溶液中存在沉淀溶解平衡：

AgSCN（s）Ag＋（aq）＋SCN－（aq），溶液中仍有少量的SCN－，向该溶液中加入Fe3＋，溶液中的SCN－与Fe3＋发生显色反应，使溶液变为红色。

②向步骤2所得溶液中加入硝酸银，Ag＋和SCN－发生反应得到AgSCN白色沉淀，使Fe（SCN）3的溶解平衡正向移动，导致溶液红色变浅。

③步骤1所得的滤渣中含AgSCN固体，将其加入到KI溶液中，由于溶解度：

AgI

。

5．（2018·湖北黄冈调研）氮的化合物丰富多彩。

（1）KCN溶液可与难溶的AgI形成配合物，生成稳定的Ag（CN）

，该转化的离子方程式为__AgI（s）＋2CN－（aq）Ag（CN）

（aq）＋I－（aq）__，平衡常数K＝__1.5×107__。

{已知：

Ksp（AgI）＝1.5×10－14，K稳[Ag（CN）

]＝1.0×1021，K稳与电离常数K互为倒数，K稳越大越稳定}

（2）NO具有强还原性，实验室可用酸性K2Cr2O7溶液将尾气NO氧化为NO

，溶液由橙色（Cr2O

）变为绿色（Cr3＋），发生反应的离子方程式是__2NO＋Cr2O

＋6H＋===2NO

＋2Cr3＋＋3H2O__。

（3）HNO2是比醋酸略强的酸，下列事实一定能证明HNO2是弱酸的是__acde__（填字母，下同）。

a．0.1mol/L的HNO2溶液的pH＝2.1

b．用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗

c．常温下，NaNO2溶液的pH大于7

d．常温下，NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2

e．pH＝3的HNO2溶液稀释至100倍后，pH小于5

（4）硫酸肼（N2H6SO4）是一种重要的化工原料，属于离子化合物，易溶于水，溶液呈酸性，水解原理与（NH4）2SO4类似。

①写出硫酸肼第一步水解反应的离子方程式：

__N2H

＋H2O[N2H5·H2O]＋＋H＋__。

②硫酸肼水溶液中离子浓度的排列顺序正确的是__A__。

A．c（SO

）>c（N2H

）>c（H＋）>c（OH－）

B．c（SO

）>c（[N2H5·H2O]＋）>c（H＋）>c（OH－）

C．2c（N2H

）＋c（[N2H5·H2O]＋）＝c（H＋）＋c（OH－）

D．c（N2H

）>c（SO

）>c（H＋）>c（OH－）

解析

（1）依题意，碘化银难溶，结合CN－可生成更稳定的Ag（CN）

，故离子方程式为AgI（s）＋2CN－（aq）Ag（CN）

（aq）＋I－（aq）；根据平衡常数定义：

K＝

＝Ksp（AgI）·K稳[Ag（CN）

]＝1.5×107。

（4）②硫酸肼溶液中，N2H

水解使溶液呈酸性，而水解的程度很小，故c（SO

）＞c（N2H

）＞c（H＋）＞c（[N2H5·H2O]＋）＞c（OH－），根据电荷守恒可知：

c（H＋）＋2c（N2H

）＋c（[N2H5·H2O]＋）＝2c（SO

）＋c（OH－）。

6．工业碳酸钠（纯度约为98%）中含有Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋、Cl－和SO

等杂质，提纯工艺线路如图所示：

Ⅰ.碳酸钠的饱和溶液在不同温度下析出的溶质