图1－19
(2)图1－19表示足量Fe粉还原上述KNO3溶液过程中，测出的溶液中相关离子浓度、pH随时间的变化关系(部分副反应产物曲线略去)。请根据图中信息写出t1时刻前该反应的离子方程式 ________________ 。t1时刻后，该反应仍在进行，溶液中NH4的浓度在增大，Fe的浓度却没有增大，可能的原因是________________________________。
(3)该课题组对影响脱氮速率的因素提出了如下假设，请你完成假设二和假设三： 假设一：溶液的pH；
假设二：________________________； 假设二：________________________； ……
(4)请你设计实验验证上述假设一，写出实验步骤及结论。 (已知：溶液中的NO3浓度可用离子色谱仪测定) 实验步骤及结论：
28．D4 J4G1
(1)去除铁粉表面的氧化物等杂质 N2
(2)4Fe＋10H＋NO3===Fe＋NH4＋3H2O 生成的Fe水解(或和溶液中OH结合) (3)温度 铁粉颗粒大小 (4)
实验步骤及结论：
①分别取等体积、等浓度的KNO3溶液于不同的试管中； ②调节溶液呈酸性且pH各不相同，并通入N2；
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③分别向上述溶液种加入足量的同种铁粉；
④用离子色谱仪测定相同反应时间时各溶液中的NO3的浓度；
若pH不同的KNO3溶液中，测出NO3浓度不同，表明pH对脱氮速率有影响，否则无影响。
【解析】 (1)先用稀硫酸洗涤Fe粉的目的是除去铁粉中氧化物杂质；为防止空气中的氧气对脱氮的影响，应向KNO3溶液中通入N2。
(2)由图可知从0到t1时刻NH4、Fe的物质的量浓度在不断增大，H、NO3的物质的量浓度不断减小，因此离子方程式为：4Fe＋NO3＋10H===4Fe＋NH4＋3H2O；t1时刻后，Fe发生水解(或与溶液中的OH结合)，导致反应虽然继续进行，但Fe的浓度却不增加。
(3)根据影响化学反应速率的条件推断，影响脱氮的因素除了溶液的pH外，可能有溶液的温度、铁粉颗粒大小等；
(4)本小题为开放性试题，合理即可，示例见答案。 －
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高三化学:\强制弱\规则分析
来源：时间：2011-05-23 16:15:28
高中化学和数学都有一个共同的物性就是都是运用一个公式可以举一反三得到其他,重要的是自己的灵活运用.下面我们来以化学中最见的一个\强制弱\规律来具体分析. 化学反应中常常遵循“强制弱”的规律，例如 “较强酸+较弱酸盐==较强酸盐+较弱酸(强酸制弱酸)”，“氧化剂+还原剂==还原产物+氧化产物”，则有：氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性等。运用“强制弱”规律解题时学会“三思”，就能化拙为巧，收到事半功倍之效。 一、对“强制弱”规律的“正向”思考
以强酸制弱酸为例：对于反应HA+B-==A-+HB，我们作正向思考，常归纳成“较强酸+较弱酸盐==较强酸盐+较弱酸”或“强酸制弱酸”。运用此规律我们可以由已知反应推知酸碱性强弱，如已知反应C6H5ONa+CO2(少量)+H2O→C6H5OH+NaHCO3，根据“强酸强碱制弱酸弱碱”规律可得到结论：C6H5O-夺取了H2CO3中的H+生成了C6H5OH，而H2CO3失去H+生成HCO3-。酸性：H2CO3>C6H5OH。
二、对“强制弱”规律的“逆向”思考
同样，对于反应HA+B-==A-+HB，我们作逆向思考，实际上此反应可看作A-不能夺取HB中的H+，但B-能夺取HA中的H+，故B-结合H+的能力强于A-，即B-的碱性强于A-。如已知反应C6H5ONa+CO2(少量)+H2O→C6H5OH+NaHCO3，我们可得另一结论：过量的C6H5O-不能继续结合产物HCO3-中的H+,即CO32-结合H+的能力强于C6H5O-,碱性:CO32->C6H5O-。酸性:C6H5OH>HCO3-,根据“强酸强碱制弱酸弱碱”规律可知下列反应可以发生：CO32-+C6H5OH→HCO3-+C6H5O-。现就上述两种思维方法的应用举两例说明：
[例1]向等物质的量浓度的两种一元弱酸盐溶液中，分别加入适量的CO2，发生如下反应：NaA+CO2+H2O==HA+NaHCO3、2NaB+CO2+H2O==2HB+Na2CO3。则HA和HB在水中电离出H+的能力大小关系是( )
较强 较强 C.两者一样 D.无法比较
解析：通入CO2的量相等，但CO2转化产物却不同，与NaA反应时生成了NaHCO3，与NaB反应生成了Na2CO3，说明HA的酸性强于HCO3-，而HB的酸性弱于HCO3-，则电离出H+的能力应是HA强。答案选A。
[例2]已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的,且第一步电离程度远大于第二步电离程度,第二步电离程度远大于第三步电离程度。今有HA、H2B、H3C三种一元、二元、三元弱酸，根据“较强酸+较弱酸盐==较强酸盐+较弱酸”的反应规律，它们之间能发生下列反应：
①HA+HC2-(少量)==A-+H2C- ②H2B(少量)+2A-==B2-+2HA ③H2B(少量)+H2C-==HB-+H3C 回答下列问题：
(1)相同条件下，HA、H2B、H3C三种酸中酸性最强的是
(2)A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2-六种离子中，最易结合H+的是，最难结合H+的是 (3)下列反应的离子方程式中正确的是(填写标号) (A)H3C+3A-==3HA+C3-
(B)HB-+A-==HA+B2- (C)H3C+B2-==HB-+H2C-
(4)完成下列反应的离子方程式： ①H3C+OH-(过量)==______________ ②HA(过量)+C3-=_________________
解析：反应①有两层含义：一是反应HA+HC2-==A-+H2C-能发生，HA的酸性比H2C-的酸性强;二是产物H2C-不能与过量的HA继续反应，即反应HA+H2C-==A-+H3C不能发生，H3C的酸性强于HA。反应②包含两个分步反应：一是H2B+A-==HB-+HA，二是HB-+A-==B2-+HA。故酸性：H2B>HA,HB->HA,又H2B的第一步电离程度远大于第二步电离,酸性H2B>HB-,故酸性:H2B>HB->HA.与①相同,由反应③知,反应H2B+H2C-==HB-+H3C能进行,而反应
H2C-+HB-==B2-+H3C不能进行,酸性:H2B>H3C>HB-.显然有H2C-的酸性强于HC2-。故可得酸性强弱(即电离出H+的能力由大到小)顺序为：H2B>H3C>HB->HA>H2C->HC2-;碱性强弱(即结合H+离子的能力由大到小)顺序：C3->HC2->A->B2->H2C->HB-。 由酸碱性强弱顺序可轻易得出：
(1)相同条件下，HA、H2B、H3C三种酸中酸性最强的是H2B
(2)A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2-六种离子中，最易结合H+的是C3-，最难结合H+的是HB-。
(3)H3C与A-能发生反应生成H2C-和HA，过量的A-与H2C-不能继续反应生成HC2-和HA，故有H3C+A-(足量)==HA+H2C-，所以(A)错误。不难得出(B)、(C)均正确。
(4)①H3C+3OH-(过量)==C3-+3H2O;②HA与C3-发生反应生成A-和HC2-，过量的HA还能与HC2-继续反应，生成A-和H2C-，而HA不能继续与H2C-反应，故有： 2HA(过量)+C3-==H2C-+2A-
特别注意：在解决此类问题时，要善于拆分和逆向思维。如由H2B(少量)+2A-=B2-+2HA拆分为：H2B+A-=HB-+HA，HB-+A-=B2-+HA。由HA+HC2-(少量)=A-+H2C-判断：HA+H2C-=A-+H3C不能发生，H3C的酸性强于HA。
三、对“强制弱”规律的“反常”思考
在一定的条件下，由于各种原因弱酸也可以制得强酸。有如下五种情况： 1.利用反应物的氧化性、还原性，发生氧化还原反应，由弱酸制得强酸。例如： (1)Cl2通入氢硫酸中：Cl2+H2S==2HCl+S
(2)在亚硫酸中加入次氯酸溶液：H2SO3+HClO==HCl+H2SO4
2.利用生成不溶于酸的沉淀，由弱酸制得强酸。例如：在硫酸铜溶液中滴入氢硫酸：H2S+CuSO4==CuS+H2SO4
3.利用不挥发性酸制挥发性酸，由弱酸制得强酸。例如：实验室制取溴化氢、碘化氢，反应
的化学方程式为：H3PO4+3NaBr===Na3PO4+3HBr 、H3PO4+3NaI==Na3PO4+3HI。 4.利用生成极难电离的物质，由弱酸制得强酸。例如：在乙酸溶液中加入PbSO4，可看到难溶的PbSO4溶解，反应方程式为：2CH3COOH+PbSO4==Pb(CH3COO)2+H2SO4。 5.利用酸的不稳定性，由弱酸制得强酸。例如：给次氯酸加热，反应方程式为：2HClO==2HCl+O2。
高三化学的\强制弱\规律分析完了,我们不难看出,其实什么学习都不是很难,只要我们善于发现其中的规律,学会举一反三,一切都不是难事.
高三化学复习知识点总结
