第二講離子反應

1、2010年高考總復習化學2離子反應在化學復習中，首先要落實的是在化學研究中比較重要的一些基本概念，其中最為重要的有兩個方面的知識氧化還原反應和離子反應。氧化還原反應和離子反應在生產、生活和生命活動中有著極為重要的意義。對于高中階段的學習，離子反應極為常見，也極為重要，在任何一次高考中，離子反應都是必考內容之一，而且難度變化很大。在無機化學學習過程中，老師課堂上的演示實驗、同學們自己動手完成的學生實驗，大部分都是在水溶液中進行的離子反應。離子反應與其它知識，例如：氧化還原反應；酸、堿、鹽、氧化物的性質；溶液中物質的鑒別與除雜；化學計算； “水溶液中的離子平衡”、“電化學基礎”兩部分內容聯系極為緊

2、密。在高考中，對離子反應的具體要求有以下幾點：了解離子反應的概念。了解常見離子的檢驗方法。能夠把離子反應的知識和實驗相結合，利用離子反應對常見的電解質溶液進行鑒別。結合電離平衡、水解平衡、難溶電解質的溶解平衡及沉淀轉化的知識，深入理解離子反應發(fā)生的條件，能正確書寫離子方程式，并能進行有關計算。了解離子反應在水處理中的應用（包括主要的化學方法及其原理）。考生在復習過程中，落實基礎知識、基本技能的基礎上，要有意識地拓展知識網絡，使高中階段的知識系統(tǒng)化、條理化，促進知識的靈活運用。在高考中，離子反應常見的考查方式有三種：一是離子方程式的書寫和判斷；二是判斷離子能否大量共存；三是結合實驗和計算考查離子

3、的鑒別。一、理解反應實質：能夠根據題目要求，正確書寫離子方程式，能夠判斷離子方程式的正誤是高考中對離子反應這部分知識最基本的要求，對近幾年高考命題進行分析，存在著以下特點：（1）一些重要的物質、重要的離子反應方程式，在歷年考卷中多次重復。（2）題目呈現方式富于變化，但考查的知識和能力非?；A，大量素材取自于課本的基礎實驗。例1（07高考）用4種溶液進行實驗，下表中“操作及現象”與“溶液”對應關系錯誤的是（ ）選項操作及現象溶液A通入CO2，溶液變渾濁。再升高至65以上，溶液變澄清C6H5ONa溶液B通入CO2，溶液變渾濁。繼續(xù)通CO2至過量，渾濁消失飽和Na2CO3溶液C加入FeSO4溶液，生

4、成紅棕色沉淀NaClO溶液D滴入淀粉液，無明顯現象，再加入氧化鐵粉末，溶液變?yōu)樗{色HI溶液答案：B本題考查的范圍很廣，但并不是簡單地考查物質的基本性質，而是將物質的性質與課本中的典型實驗緊密地結合起來，給了考生一個新的情景。試題要求考生在落實物質的物理和化學性質的前提下，根據實驗現象進行分析，得出正確結論，既強調了對基礎知識的熟練掌握，又突出了靈活應用。例2（09高考）下列敘述正確的是（ ）A將CO2通入BaCl2溶液中至飽和，無沉淀產生；再通入SO2，產生沉淀B在稀硫酸中加入銅粉，銅粉不溶解；再加入Cu(NO3)2固體，銅粉仍不溶解C向AlCl3溶液中滴加氨水，產生白色沉淀；再加入NaHSO

5、4溶液，沉淀消失D純鋅與稀硫酸反應產生氫氣的速率較慢；再加入少量CuSO4固體，速率不改變答案：C（3）所考查的化學反應均為中學化學教材中的基本反應，錯因大都屬于化學式能否拆分、處理不當、電荷未配平、產物不合理和漏掉部分反應等；對某些反應，反應物的用量不同，反應不同，這類離子方程的書寫或正誤判斷是近幾年考查的重點內容，也是這部分的難點。在解答這類題目時，考生最容易忽視的是對化學反應實質的分析。在高中化學中，考生接觸到的離子反應分為四類：第一類是復分解反應，第二類是氧化還原反應，第三類是生成配合物，第四類是所謂的“雙水解”反應（實際屬于復分解反應）。在高考中，題目所涉及的化學反應類型以復分解反應

6、為主，而溶液中的氧化還原反應約占15%20，而生成配合物的反應和由于水解引起的離子反應考察較少。正確判斷所發(fā)生的離子反應的類型是解題的關鍵所在，這也是解答這類題目時最容易出現的錯誤。例3（05高考）將足量稀鹽酸加到下列固體混合物中，只能發(fā)生一種反應的是（ ）AMg、AlCl3、NaAlO2 BKNO3、NaCl、CH3COONaCNaClO、Na2SO3、BaCl2DBa(NO3)2、FeSO4、NH4HCO3答案：B中學化學中常見的氧化劑和還原劑有很多，在離子反應中主要涉及以下幾種離子：強氧化性離子強還原性離子MnO4ClONO3（H+）Fe3+Cr2O72（CrO42）S2（HS）SO32

7、（HSO3）IFe2+上述強氧化性離子和強還原性離子簡稱為“五氧四還”，除了Fe3+與Fe2+因為價態(tài)相鄰，不能發(fā)生氧化還原反應外，都因為發(fā)生氧化還原反應而不能在溶液中大量共存。例4（09高考）下列離子方程式正確的是（ ）A鹽酸中滴加氨水：H+OHH2OBFe(OH)3溶于氫碘酸中：Fe(OH)3+3H+Fe3+3H2OCCu與稀硝酸：3Cu+8H+2NO33Cu2+2NO+4H2OD向Na2S2O3溶液中通入足量氯氣：S2O32+2Cl2+3H2O2SO32+4Cl+6H+答案：C例5（09高考）能正確表示下列反應的離子方程式是（ ）A向次氯酸鈣溶液中通入過量CO2：Ca2+2ClO+CO2

8、+H2O=CaCO3+2HClOB向次氯酸鈣溶液中通入SO2：Ca2+2ClO+SO2+H2O=CaSO3+2HClOC氫氧化鈣溶液與碳酸氫鎂溶液反應：Ca2+OH+HCO3=CaCO3+H2OD向氯化亞鐵溶液中加入稀硝酸：3Fe2+4H+NO3=3Fe3+2H2O+NO答案：D除了氧化還原反應外，離子之間的復分解反應也需要在復習時重點關注。復分解反應發(fā)生的條件是：溶液中的離子相互結合，生成難溶物（或微溶物）、難電離的物質（弱酸、弱堿、水等）、揮發(fā)性物質（氣體）?？瓷先ケ容^簡單，但是在高考中很少單獨考查，經常與其它模塊的知識綜合在一起。如果將例5中的C選項改成這樣一個問題：足量氫氧化鈣溶液與碳

9、酸氫鎂溶液反應的離子方程式為。這個問題取自于水處理的知識，它涉及到了難溶電解質的溶解平衡及沉淀轉化的知識。答案：2Ca2+4OH+Mg2+2HCO3=2CaCO3+2H2O+Mg(OH)2化學反應原理模塊是高考的必考內容，其中“水溶液中的離子平衡”與離子反應的關系十分密切。在判斷復分解反應能否發(fā)生時，需要應用到大量的理論知識。例如：（1）是否生成難電離物質（弱酸、弱堿、水），需要對常見的弱酸、弱堿的相對強弱爛熟于胸，其中涉及到的很多實驗依據是在元素化合物、有機化學中的重點實驗。酸性強于碳酸酸性弱于碳酸H2SO3H3PO4CH3COOH（低級羧酸）HClOH2SiO3苯酚（酚類物質）同樣，我們也

10、可以對弱堿的相對強弱進行類似的總結。堿性強于NH3·H2O堿性弱于NH3·H2OMg(OH)2Al(OH)3Fe(OH)3Fe(OH)2（2）了解中學化學實驗中常見的難溶物、微溶物，并且能夠根據課本實驗現象、溶度積數據比較難溶物的溶解度大小，正確判斷生成沉淀的種類。中學化學中重要的四種微溶物：Ca(OH)2、MgCO3、AgSO4、CaSO4。例6（04高考）有A、B、C、D、E、F、G共7瓶不同物質的溶液，ABCDEFGABCDEFG它們各是：Na2CO3、Na2SO4、KCl、AgNO3、MgCl2、Ca(NO3)2和Ba(OH)2溶液中的一種。為了鑒別，各取少量溶液進

11、行兩兩混合，實驗結果如表所示。表中“”表示生成沉淀或微溶化合物，“”表示觀察不到明顯變化。試回答下面問題：A的化學式是 ，G的化學式是 ，判斷的理由是 。寫出其余幾種物質的化學式。B： ，C： ，D： ，E： ，F： 。答案：（1）KCl AgNO3（2）Na2SO4 MgCl2 Na2CO3 Ca(NO3)2 Ba(OH)2例7（09高考）下列化學實驗事實及其解釋都正確的是（ ）A向碘水中滴加CCl4，振蕩靜置后分層，CCl4層呈紫紅色，說明可用CCl4從碘水中萃取碘B向SO2水溶液中滴加鹽酸酸化的BaCl2溶液，有白色沉淀生成，說明BaSO3難溶于鹽酸C向0.1 mol·L-1

12、FeSO4溶液中滴加少量酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液褪色，說明Fe2+具有氧化性D向2.0 mL濃度均為0.1mol·L-1的KCl、KI混合溶液中滴加12滴0.01 mol·L-1 AgNO3溶液，振蕩，沉淀呈黃色，說明AgCl的Ksp比AgI的Ksp大答案：AD二、重點突破“條件限定”型離子共存題目利用離子反應的知識判斷溶液中離子能否大量共存也是高考常見題型之一，在解決這類問題時，要注意兩個問題，一是對導致離子之間發(fā)生化學反應的原因有無明確要求（反應類型）；二是題目中有沒有一些限定性條件。在高中階段，導致離子不能大量共存的反應可以細分為四類：復分解反應、氧化還原反

13、應、生成配合物、雙水解反應。對于考生而言難度最大的是雙水解反應。彼此能發(fā)生“雙水解”反應的離子不能大量共存。鹽的水解一般很微弱，但是如果某鹽溶液中的弱堿陽離子水解程度較大，而另一鹽溶液中的弱酸酸根離子水解程度也較大，這兩種溶液混合后，它們的水解相互促進，使原水解反應趨于完全，故它們之間不能共存。常見的有：Al3+與CO32、HCO3、S2、HS、AlO2等；Fe3+與CO32、HCO3、AlO2（Fe3+與S2、SO32、HS發(fā)生氧化還原反應）；AlO2與弱堿的陽離子以及HCO3等；注意：雙水解只能發(fā)生在少數離子之間，因為大多數離子水解程度極小，不足以使反應進行到趨于完全。雙水解的知識對于很多

14、同學來說不容易理解和記憶，我們可以借助結合元素化合物以及水溶液中的離子平衡等知識。例如：中學化學中非常有名的“鋁三角”這張反應關系圖中，使偏鋁酸根轉化為氫氧化鋁沉淀在課本中并沒有明確提及，但是高考中卻經常考到。利用我們學過的酸、堿、鹽之間的反應規(guī)律，我們不難分析出這個反應的原理。二氧化碳與水反應得到碳酸，然后利用了酸和鹽之間的復分解反應，得到了新的鹽碳酸鈉，還生成了比碳酸更弱的酸氫氧化鋁。Al(OH)3+NaOH = NaAlO2+2H2O 酸 堿 鹽水NaAlO2+2H2O+CO2=Al(OH)3+Na2CO3鹽 酸 新酸 新鹽同樣，利用在無機化學中非常熟悉的化學實驗，我們可以對離子共存做出

15、新的解讀。氫氧化鋁是一種兩性物質，它只能與強酸、強堿發(fā)生反應。因此我們可以得到這樣的結論：由Al(OH)3生成Al3+，必須與強酸反應，因此能與強酸發(fā)生反應的CO32、HCO3、S2、HS、AlO2等，不可能與Al3+大量共存。由Al(OH)3生成AlO2，必須與強堿反應，因此能與強堿發(fā)生反應的弱堿的陽離子以及HCO3等，不可能與AlO2大量共存。在離子共存的題目中，高考往往會增加一些限定性條件，既可以考查考生的審題、獲取信息的能力，又可以達到學科內綜合、考查知識的綜合運用能力的目的。在高考中，常見的限定性條件主要有以下幾種：（1）溶液的顏色；（2）溶液的酸堿性；利用溶液的pH進行判斷；利用指

16、示劑的顏色變化進行判斷；甲基橙 紅色（pH3.1）黃色（pH4.4 ）石蕊紅色（pH5.0）藍色（pH8.0）酚酞無色（pH8.2）紅色（pH10.0）利用簡單計算進行判斷；利用典型物質的化學性質進行判斷。（3）溶液中已經確定存在的離子或在實驗中新加入的試劑。例8（08高考）下列各組離子一定能大量共存的是（ ）A在含有大量AlO2的溶液中：NH4+、Na+、Cl、H+B在強堿溶液中：Na+、K+、CO32、NO3C在pH=12的溶液中：NH4+、Na+、SO42、ClD在c（H+）=0.1mol·L1的溶液中：K+、I、Cl、NO3解析：選項A中AlO2與H+不能共存；選項C中pH=

17、12，則c(OH)=0.01 mol·L1，NH4+與OH不能共存；選項D中溶液呈酸性，NO3在酸性溶液中具有強氧化性，與具有還原性的I不能共存。答案：B例9（09高考）在下列各溶液中，離子一定能大量共存的是（ ）A強堿性溶液中：K+、Al3+、Cl、SO42B含有0.1 mol·L-1 Fe3+的溶液中：K+、Mg2+、I、NO3C含有0.1 mol·L-1 Ca2+的溶液中：Na+、K+、CO32、ClD室溫下，pH=1的溶液中：Na+、Fe3+、NO3、SO42答案：D例10（09高考）在下列給定條件的溶液中，一定能大量共存的離子組是（ ）A無色溶液：Ca2

18、+、H+、Cl、HSO3B能使pH試紙呈紅色的溶液：Na+、NH+4、I、NO3CFeCl2溶液：K+、Na+、SO42、AlO2D=0.1 mol/L的溶液：Na+、K+、SiO32、NO3答案：D例11（08高考）在溶液中加入中量Na2O2后仍能大量共存的離子組是（ ）ANH4+、Ba2+、Cl、NO3 BK+、AlO2、Cl、SO42CCa2+、Mg2+、NO3、HCO3 DNa+、Cl、CO32、SO32答案：B在解答這類題目時，審題是關鍵。例12在由水電離產生的H+濃度為1×10-13 mol·L1的溶液中，一定能大量共存的離子組是（ ）K+、Cl、NO3、S2；

19、 K+、Fe2+、I、SO42； Na+、Cl、NO3、SO42；Na+、Ca2+、Cl、HCO3；K+、Ba2+、Cl、NO3ABCD答案：B例13下列各組離子在給定條件下能大量共存的是（ ）A在pH=1的溶液中：NH4+、K+、ClO、ClB有SO42存在的溶液中：Na+、Mg2+、Ca2+、IC有NO3存在的強酸性溶液中：NH4+、Ba2+、Fe2+、BrD在c（H+）=1.0×1013 mol·L1的溶液中：Na+、S2、AlO2、SO32答案：D例14某溶液既能溶解氫氧化鋁，又能溶解硅酸，在該溶液中能夠大量共存的離子組是（ ）AK+、Na+、HCO3、NO3BNa

20、+、SO42、Cl、ClOCH+、Mg2+、SO42、NO3DAg+、K+、NO3、Na+答案：B三、重視原理和計算的結合，由“定性”向“半定量”、“定量”發(fā)展在高考中，離子反應的很多考題正在逐步由“定性”向“半定量”、“定量”衍化。1、用量不同產物不同在書寫離子方程式或者判斷離子方程式正誤時，這類題目很讓人頭疼，如何解決這類問題呢？首先要從原理上分析，產生這種情況的原因在于反應中如果有某種反應物過量，會直接引發(fā)后續(xù)反應，也就是我們通常所說的“多步連續(xù)反應”。常見反應有：（1）有CO2（SO2、H3PO4等）參加的反應：實質是多元弱酸與正鹽的進一步反應。通常情況下在CO2不足的情況下生成正鹽，

21、而過量的CO2再繼續(xù)反應把正鹽轉化為酸式鹽（CO2與苯酚鈉的反應除外）。（2）強堿與酸式鹽的反應，如：NaHSO4與Ba(OH)2、NaHCO3與Ca(OH)2、Ca(HCO3)2與NaOH等。NaHSO4+Ba(OH)2=NaOH+BaSO4+H2ONaOH+NaHSO4=Na2SO4+H2O總的結果：2NaHSO4+Ba(OH)2=Na2SO4+BaSO4+2H2O（3）鐵和稀硝酸的反應：過量的鐵單質會將生成的Fe3+還原為Fe2+。Fe+4H+NO3=Fe3+NO+2H2OFe+2Fe3+=3Fe2+總的結果：3Fe+2NO3+8H+=3Fe2+2NO+4H2O這類離子反應在書寫離子方程

22、式時可以采用“以少定多”的方法。該方法的原理來自于中學化學中非常重要的一類計算類型過量計算。在反應中，不足量（即少量）的物質沒有剩余，完全參加反應，因此不足量的物質是計算的基準。例15書寫出過量NaHCO3溶液與少量Ca(OH)2溶液發(fā)生反應的離子方程式？因為量不足的為Ca(OH)2溶液，所以其中能參加反應的離子應完全反應，假設Ca(OH)2物質的量為1 mo1，則實際參加反應的離子為l mol Ca2+ 和2 mol OH，由此可知，需要HCO3的物質的量為2 mol，寫出生成物化學式及系數即可：Ca2+2OH+2HCO3 =2H2O+CO32+CaCO3反之，如果Ca(OH)2溶液過量，不

23、足量的為NaHCO3，溶液中能參加反應的離子應完全反應。假設NaHCO3物質的量為1 mol，則實際參加反應的離子為l mol HCO3，由此可知，需要的OH物質的量為1 mol，Ca2+的物質的量也為1 mol，離子方程式為：Ca2+OH+HCO3 =H2O+CaCO3。除了上述情況外，還有一個重要的原則“強先弱后”，在復分解反應中，結合能力強的離子優(yōu)先反應；在氧化還原反應中，氧化性或還原性強的離子優(yōu)先反應。例16（09高考）向含有a mol FeBr2的溶液中，通入x mol Cl2。下列各項為通Cl2過程中，溶液內發(fā)生反應的離子方程式，其中不正確的是（ ）Ax0.4a，2Fe2+Cl22

24、Fe3+2Cl-Bx0.6a，2Br+ Cl2Br2+2ClCx=a，2Fe2+2Br+2Cl2Br2+2Fe3+4ClDx=1.5a，2Fe2+4Br+3Cl22Br2+2Fe3+6Cl解析：由于Fe2+的還原性強于Br，故根據氧化還原反應的先后順序知，Cl2先氧化Fe2+，然后再氧化Br。2Fe2+ + Cl2 2Fe3+ + 2Cl，2Br + Cl2 Br2 + 2Cl，2FeBr2 + 3Cl2 2FeCl3 + 2Br2 。當x/a 0.5時，Cl2僅氧化Fe2+，故A項正確。當x/a 1.5時，Fe2+和Br全部被氧化，D項正確；當介于兩者之間時，則要分步書寫方程式，然后進行疊加

25、得總反應。如B項，當x=0.5a時，Cl2剛好把Fe2+全部氧化，而當x=0.6a，顯然Cl2還要氧化Br，而選項中沒有表示，故錯。答案：B與此類似，FeI2溶液與氯水的反應中，還原性強的I與氯水反應后，還原性相對較弱的Fe2+才能發(fā)生氧化反應。例17在FeBr2溶液中，緩緩通入C12充分反應后，經測定有1/3的Br被氧化，試寫出其總離子反應方程式。解析：由于還原性Fe2+ >Br，按離子被氧化的先后順序，C12通入溶液中，先氧化Fe2+，再氧化Br，由于Br沒有全部被氧化，所以C12量不足，可按FeBr2化學式中實際參加反應的離子量來書寫離子方程式。設FeBr2為l mol ，當有l(wèi)

26、mol Fe2+ 被氧化后就有2/3 mol Br隨后被氧化，即參加反應的Fe2+ 和Br物質的量的比為12/3。先分別寫出Fe2+、Br和Cl2反應的離子方程式分別為：2Fe2+ C12 = 2Fe3+ + 2Cl2Br+ Cl2 = Br2 + 2Cl按上述分析中參加反應的Fe2+、Br-的物質的量的之比，我們可以寫出：1 mol Fe2+0.5 mol C12+2/3 mol Br+1/3 mol C12從而得到總的離子方程式：6Fe2+ + 5C12 + 4Br = 6Fe3+ + 2Br2 + 10Cl2、用量不同現象不同離子檢驗中的應用例18（08高考）下列各組物質的無色溶液，不用

27、其它試劑即可鑒別的是( )KOH Na2SO4 AlCl3 NaHCO3 Ba(OH)2 H2SO4HCl NaAlO2 NaHSO4 Ca(OH)2 Na2CO3 BaCl2A B C D解析：中KOH和AlCl3互滴現象不同，另一種是Na2SO4，可以鑒別；中HCl和NaHSO4與NaAlO2反應的現象相同，不能鑒別；中Ca(OH)2和BaCl2與Na2CO3反應現象相同，不能鑒別。中Ba(OH)2與其余兩種溶液反應均能生成白色沉淀，可以先鑒別出Ba(OH)2，再利用反應鑒別其余兩種溶液，具體操作如下：在試管中加入少量Ba(OH)2溶液，其余兩溶液任取一種，向該試管中加入，棄去上層清液，向

28、生成的沉淀中加入另一種溶液，如果生成氣體，那么先加入的是NaHCO3溶液，后加入的是H2SO4溶液；如果沒有明顯現象，那么先加入的是H2SO4溶液，后加入的是NaHCO3溶液。答案：A備考提示：此題考查了常見物質在溶液中的反應，解答此類題目要求學生熟練掌握常見的化學反應，特別是一些特殊的反應，例如反應物比例不同對產物有影響的反應，如鋁鹽與強堿的反應，偏鋁酸鹽和強酸的反應、稀氨水與硝酸銀溶液的反應、碳酸鈉和酸的反應等。例19（07高考）A、B、C、D、E均為可溶于水的固體，組成它們的離子有陽離子Na+、Mg2+、Al3+、Ba2+陰離子OH、Cl、CO32、SO42、HSO4分別取它們的水溶液進

29、行實驗，結果如下：A溶液與B溶液反應生成白色沉淀，沉淀可溶于E溶液；A溶液與C溶液反應生成白色沉淀，沉淀可溶于E溶液；A溶液與D溶液反應生成白色沉淀，沉淀可溶于鹽酸；B溶液與適量D溶液反應生成白色沉淀，加入過量D溶液，沉淀量減少，但不消失。據此推斷它們是：A；B；C；D；E。答案：Na2CO3；Al2(SO4)3；MgCl2；Ba(OH)2；NaHSO4或Mg(HSO4)2提示：不要忙于逐條進行分析，先全面審題，從中找出最典型的實驗作為突破口。例20實驗室中有等物質的量濃度的四種溶液，它們是Ba(OH)2、NaHCO3、NaAlO2、HCl，今不慎將溶液的標簽失去，實驗室中現只有試管、膠頭滴管

30、、蒸餾水，為了將它們一一鑒別出來，進行了如下實驗：將四瓶溶液分別標記為A、B、C、D；在兩支試管中各取A溶液2 mL，分別滴加5滴B、C溶液，均生成白色沉淀；在兩支試管中分別取B、C溶液各2 mL，分別滴加5滴A溶液，B溶液中出現白色沉淀，而C溶液中無明顯現象；將B、C兩溶液混合，產生無色氣體。根據以上幾個實驗的現象，即可確定四種溶液的組成，請回答下列問題：（1）A為溶液（填化學式，下同），B為溶液。（2）A、B兩溶液混合后，反應的離子方程式為。在試管中取D溶液2 mL，滴加5滴B溶液，發(fā)生反應的離子方程式為。（3）若要使A、B、D三種溶液的pH相等，需對它們進行稀釋，加入蒸餾水的體積關系應為

31、（填選項）。aV（A）V（B）V（D）bV（D）V（A）V（B）cV（B）V（A）V（D）dV（D）V（B）V（A）答案：（1）NaAlO2 NaHCO3（2）HCO3+AlO2+H2O = Al(OH)3+CO32；HCO3 +Ba2+OH = BaCO3+H2O（3）d3、結合理論知識綜合考查例21（09高考）現有A、B、C、D、E、F六種化合物，已知它們的陽離子有K+、Ag+、Ca2+、Ba2+、Fe2+、Al3+，陰離子有Cl、OH、CH3COO、NO3、SO42、CO32，現將它們分別配成0.1 mol·L1的溶液，進行如下實驗：測得溶液A、C、E呈堿性，且堿性為A>E>C；向B溶液中滴加稀氨水，先出現沉淀，繼續(xù)滴加氨水，沉淀消失；向D溶液中滴加Ba(NO3)2溶液，無明顯現象；向F溶液中滴