沪教版九年级化学知识点总结---副本.doc

第六章 溶解现象
第一节 物质在水中的分散
一、物质在水中的分散形式
1.浊液（不均匀、不稳定、不透明)
（1）悬浊液:物质以固体小颗粒形式分散于水中形成的混合物。
（2）乳浊液：物质以小液滴形式分散于水中形成的混合物。
2.溶液：物质以分子或离子形式均匀分散于另一种物质中形成①均一、②稳定、③透明（不一定无色）的④混合物。（溶液四特征）
3、加快物质溶解的方法：（1)加热；(2）搅拌；（3）固体研成粉末。
二、去油污的方法
1.乳化:使两种不互溶的物质形成比较稳定的乳浊液的过程。(如洗涤剂去油污）
2。溶解：使油脂溶解.（如汽油去油污）
3.加热：使油脂分解成可溶物质。
4.碱性物质：与油脂反应生成可溶物质。
三、物质溶解时的能量变化
1.有的放热:NaOH；
2。有的不变:NaCl；
3。有的吸热：NH4NO3.
四、水溶液的某些特性
1.凝固点下降； 2。沸点上升；
3.某些溶液能导电（形成了自由移动的离子）。
第二节 溶液组成的表示
一、溶液的组成
溶液
1。溶质：被溶解（分散）的物质。(固、液、气）
2。溶剂：起溶解(分散)作用的物质.(液：以水为主）
注：一种溶液中可以有多种溶质，但一般只有一种溶剂。
3。溶液的质量和体积
（1)m液=m质+m剂 （2）V液= m液/ ρ液
二、溶液浓度的表示方法—-溶质质量分数（ｗ)
1.表达式：ｗ= （m质 / m液)×100％
m质=m液×ｗ
m液=m质 /ｗ
2。相关计算
（1）浓溶液稀释（溶质质量不变）;
（2）稀溶液浓缩或加溶质;
(3）同种溶质不同浓度的溶液混合（溶质相加，溶液相加）；
（4）不同种溶质的溶液混合(各溶质质量不变，溶液质量相加）；
（5)和化学方程式结合的计算（反应后的溶液质量=反应前所有物质质量之和-生成气体的质量-生成不溶性固体的质量-不溶性杂质的质量).
3。配制一定溶质质量分数的溶液
（1）用固体配制：
①计算（溶质和溶剂的质量）
②称取和量取（托盘天平、量筒、胶头滴管)
③溶解（烧杯、玻璃棒）
④装瓶、贴标签
（2）用浓溶液稀释
①计算（浓溶液和水的体积）
②量取（量筒、胶头滴管）
③稀释(烧杯、玻璃棒）
④装瓶、贴标签
第三节 物质的溶解性
一、物质溶解性的定义：溶质在溶剂中的溶解能力。
二、影响物质溶解性的因素
1。溶质的性质（内因）；
2.溶剂的性质（外因）；
3。温度(大多数物质随温度升高溶解性增强，Ca(OH）2相反.)。
三、物质溶解性的定性表示——溶液的饱和程度
1。饱和溶液:一定温度下,一定量的溶剂中,不能再溶解某物质的溶液，称为该物质的饱和溶液。
注：饱和溶液是该温度下最浓（质量分数最大）的溶液。
饱和溶液
稀溶液
浓溶液
不饱和溶液
2。 不饱和溶液:一定温度下,一定量的溶剂中，还能继续溶解某物质的溶液，称为该物质的不饱和溶液。
3。相互转化
①加溶剂②升温③
①加溶质②降温③蒸发溶剂
饱和溶液 不饱和溶液
4.溶液的浓度与溶液饱和程度的关系
注:（1）一定温度下，同一溶质的饱和溶液一定比不饱和溶液浓;
(2)酒精与水可以以任意比例互溶。
四、物质溶解性的定量表示—-溶解度（S）
1、定义：一定温度下，100g水中溶解某物质达到饱和状态时，所需该物质（溶质）的质量(单位：g），称为该物质的溶解度.(一定温度下，100g水中最多能能溶解的溶质的质量。）
2.影响因素
（1）固体物质：①溶质（内因）;②溶剂（外因）;③温度（外因）。
（2）气体物质:①温度（温度越高，气体溶解度越小)；
②压强（压强越大，气体溶解度越大)。
3.相关计算
（1）计算某温度下饱和溶液的溶质质量分数:ｗ=［ S/（100g+S)]×100%;
(2）计算某温度下饱和溶液中溶质或溶剂的质量(也可用于判断溶液是否饱和）：（S/100g）=(m质 / m剂）
4。溶解度曲线图
（1）点：曲线交点表示该温度下两种物质的溶解度相等;（两种物质的饱和溶液溶质质量分数也相等.）
（2）线:曲线上表示物质的溶解度,溶液刚好达到饱和;
（3）面:曲线以下的点表示溶液不饱和，曲线以上的点表示溶液饱和且有晶体析出（点到曲线的距离为析出晶体的量).
（4）曲线图上可以获得的其他信息：
①物质溶解度随温度的变化趋势;
②不同物质的溶解度大小关系；
③溶液饱和与不饱和之间的转化方法；
④溶液通过降温析出固体的多少的比较；
⑤溶液升温或降温后溶质质量分数大小的比较。
五、结晶（晶体从溶液中析出的过程）
1.蒸发结晶：通过蒸发溶剂使晶体析出.(适用于大多数物质)
2。降温结晶（冷却热饱和溶液）：通过对热饱和溶液降温冷却使晶体析出。(适用于溶解度随温度升高而增大且影响较大的物质）
步骤：溶解 加热浓缩(形成热饱和溶液） 降温 过滤 烘干
3。两种混合物的分离提纯：提纯哪种物质就是用该物质最适宜的方法。
4.两种溶液通过降温比较析出固体的多少，必须说明的三个条件：
① 降温范围相同；②溶液质量(一般相等）；③溶液饱和程度（一般为饱和）.
第七章 广泛应用的酸、碱、盐
第一节 溶液的酸碱性
一、基本概念
1、酸性、碱性和中性
（1）酸性：能使紫色石蕊试液变红的性质。（溶液中有H+）
（2）碱性：能使紫色石蕊试液变蓝的性质。(溶液中有OH-）
（3）中性:不能使紫色石蕊试液变色的性质。
2、酸性物质、碱性物质和中性物质
(1）酸性物质：显酸性的物质。（食醋、碳酸、酸果汁等）
（2）碱性物质:显碱性的物质。(纯碱、肥皂水、石灰水等）
(3）中性物质：显中性的物质。（食盐、蔗糖、蒸馏水等）
3、酸、碱、盐(化合物包含氧化物、酸、碱、盐）
（1）酸：电离时阳离子全部是H+的化合物。（HCl、H2SO4、H2CO3、HNO3等）
(酸一定是酸性物质，酸性物质不一定是酸）
（2）碱：电离时阴离子全部是OH—的化合物.（NaOH、Ca(OH）2、KOH等)
(碱一定是碱性物质，碱性物质不一定是碱）
（3）盐：电离时有金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子（含Cl-：盐酸根）的化合物.（NaHSO4酸性物质、NaCl中性物质、Na2CO3碱性物质）
注：电离：化合物在水溶液中或熔融状态下形成自由移动离子的过程。
二、溶液酸碱性的表示
1、溶液酸碱性的定性表示——酸碱指示剂
酸碱指示剂
酸性
碱性
中性
紫色石蕊试液
红色
蓝色
紫色
无色酚酞试液
无色
红色
无色
2、溶液酸碱性的定量表示——酸碱度（pH值）
（1）pH与溶液酸碱性的关系
溶液酸碱性
pH
变化关系
酸性
pH〈7
pH越小，酸性越强
中性
pH=7
pH恒定
碱性
pH〉7
pH越大，碱性越强
（2）pH值的测定——pH试纸
①使用方法：取一小块试纸在干燥的表面皿或玻璃片上,用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴于试纸上,观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比读数。
pH
加水量
碱性物质
酸性物质
中性物质
7
② 注意事项：PH读数取整；不能直接将pH试纸伸入待测液中；不能用水湿润pH试纸。
(3）溶液稀释与pH的变化
三、溶液酸碱性与生命活动
1、人体胃液的主要成分是:盐酸（HCl）
2、植物生长的适宜环境是：接近中性
3、酸雨：pH<5.6的降水。（正常雨水pH在5.6—7之间是因为空气中的CO2和H2O反应生成的H2CO3溶于水显酸性。)
第二节 常见的酸和碱
一、复分解反应
1、定义：两种化合物相互交换成分生成另两种化合物的反应。（两交换，价不变）
2、反应物类型
（1）金属氧化物与酸：Fe2O3 + 6HCl == 2FeCl3 + 3H2O
（2）酸与碱:Ca(OH）2 + 2HCl == CaCl2 +2H2O
（3）酸与某些盐:Na2CO3 + 2HCl == 2NaCl+ CO2↑+ H2O
碱与盐、盐与盐反应还要求两种反应物均可溶。
（4)碱与某些盐：Na2CO3 + Ca（OH）2 == CaCO3↓+ 2NaOH
（5）某些盐与盐：Na2CO3 + CaCl2 == CaCO3↓+ 2NaCl
3、反应发生的条件:生成物中有水、或有气体、或有沉淀。碱与盐、盐与盐反应还要求两种反应物均可溶。
常见沉淀：
氢氧（OH-）：镁（Mg2+）铝(Al3+）铁（Fe3+）铜(Cu2+）都不溶;
碳酸（CO32—）:钙（Ca2+）钡(Ba2+)银（Ag+）不溶；
AgCl、BaSO4遇水遇酸均不溶。
4、反应现象的描述
（1)若反应物中有固体(金属氧化物、不溶的盐或碱、题中告知的固体），描述固体逐渐减少;
（2）若生成物中有气体,描述有气泡产生；
（3）若生成物中有沉淀，描述有某颜色的沉淀产生；
(4）若有含铜或铁的化合物参与反应,描述溶液颜色的变化。
注：常见铁和铜的单质、化合物、离子及沉淀的颜色总结
单质
Cu：紫红色
Fe：黑色粉末
氧化物
CuO：黑色
Fe2O3：红棕色、Fe3O4：黑色
离子
Cu2+：蓝色
Fe2+：浅绿色、Fe3+：黄色
沉淀
Cu(OH)2：蓝色
Fe(OH)3：红褐色
5、反应的微观实质（一种阳离子与一种阴离子结合成某些分子或某种沉淀）
（1）酸和碱中和反应：H+和OH—结合成水分子。
Ca(OH）2 + 2HCl ==== CaCl2 + 2H2O
Ca2+、OH- H+、Cl— Ca2+、Cl- H2O分子
（2）酸和碳酸盐反应：H+和CO32-结合成水分子和二氧化碳分子.
Na2CO3 + 2HCl ==== 2NaCl + H2O + CO2↑
Na+ 、CO32- H+、Cl- Na+ 、Cl— 、H2O分子、CO2分子
（3）产生沉淀的反应:一种阳离子和一种阴离子结合成某沉淀。
Na2CO3 + Ca(OH)2 ==== 2NaOH + CaCO3↓
Na+ 、CO32- Ca2+、OH- Na+ 、OH— CaCO3↓
二、常见的酸
1、几种常见的酸
（1）盐酸（HCl的水溶液)：胃液的主要成分.
（2）硫酸(H2SO4)：用于铅蓄电池、硫酸型酸雨. 强酸
（3）硝酸（HNO3)：硝酸型酸雨。
弱酸
(4)碳酸（H2CO3）：汽水饮料.
（5）醋酸(CH3COOH)：食醋主要成分.
2、浓盐酸和浓硫酸
(1）浓盐酸：无色有刺激性气味的液体,密度（1.18g/mL）略大于水，具有强的挥发性（瓶口有白雾:挥发出HCl气体与空气中水蒸气结合成的盐酸小液滴）。
盐酸的用途:除锈，制药等。
（2）浓硫酸：无色无味黏稠的油状液体，密度（1.84g/mL）大于水,具有吸水性（常用作干燥剂）。
①特性：吸水性(物理性质）：常用作干燥剂;脱水性（化学性质）：炭化腐蚀.
②稀释(放出大量热)：将浓硫酸沿烧杯壁缓缓注入水中，并不断用玻璃棒搅拌(加快散热）。
③硫酸的用途：除锈，用于铅蓄电池，制农药、化肥等。
注：浓盐酸和浓硫酸敞口放置于空气中的变化

溶质
溶剂
溶液
溶质质量分数
浓盐酸
↓
—
↓
↓
浓硫酸
—
↑
↑
↓
3、稀酸的化学通性（H+的化学性质）
（1）都能使紫色石蕊试液变红；
Mg、Al、Zn、Fe
(2)都能与活泼金属发生置换反应生成盐和氢气；
(3）都能与金属氧化物发生复分解反应生成盐和水；
Fe2O3 + 6HCl == 2FeCl3 + 3H2O;CuO + H2SO4 == CuSO4 + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 == Al2(SO4）3 + 3H2O； MgO + 2HCl == MgCl2 + H2O
(4）都能与碱发生中和反应生成盐和水；（中和反应是复分解反应的一种)
HCl + NaOH == NaCl + H2O；Cu(OH)2 + H2SO4 == CuSO4 + 2H2O
H2SO4 + Ba（OH）2 == BaSO4↓+ 2H2O;Ca(OH）2 + 2HCl == CaCl2 +2H2O
（5）都能与某些盐(含CO32—的盐）发生复分解反应生成新盐和新酸（新酸为H2CO3写为H2O + CO2↑）
CaCO3 + 2HCl == CaCl2 + CO2↑+ H2O；Na2CO3 + 2HCl == 2NaCl+ CO2↑+ H2O
K2CO3 + H2SO4 == K2SO4 + CO2↑+ H2O
注：H2SO4 + BaCl2 == BaSO4↓+ 2HCl(体现硫酸的性质而不体现盐酸的性质,不是酸的通性）
三、常见的碱
1、几种常见的碱:强碱（NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH）2、KOH）、弱碱（Cu(OH）2、Mg（OH)2、Al(OH）3、Fe（OH)3、氨水NH3·H2O（实质NH4OH））
2、氢氧化钠和氢氧化钙
（1）NaOH：俗称烧碱、火碱、苛性钠
物理性质：白色固体，易溶于水（溶解放热）、在空气中吸水易潮解(用作干燥剂）。
制取:Ca(OH）₂+Na₂CO₃ =CaCO₃↓+2NaOH
用途：用于生产纸、肥皂、染料、人造丝，冶炼金属、石油精制、棉织品整理、煤焦油产物的提纯,以及食品加工、木材加工及机械工业等方面,也用作厨房炉具清洁剂。
（2）Ca（OH)2:俗称熟石灰、消石灰，也是石灰水、石灰乳、石灰浆的主要成分。
物理性质：白色固体，微溶于水（溶解度随温度升高而减小），其水溶液称为澄清石灰水。
制取: CaO（生石灰） + H2O == Ca（OH)2(反应放出大量热)
常用作干燥剂
用途:做建筑材料,改良酸性土壤,配制农药波尔多液(CuSO4 + Ca（OH)2 == Cu（OH)2↓+CaSO4）
3、碱的化学通性（OH—的化学性质）
（1）都能使紫色石蕊试液变蓝，使无色酚酞变红；
(2）都能与某些非金属氧化物（CO2 、SO2等）反应生成盐和水；（不是复分解反应）;
CO2 + Ca（OH）2 == CaCO3↓+ H2O；CO2 +2NaOH == Na2CO3 + H2O
氢氧化钠和氢氧化钙在空气中变质的原因
SO2 + Ca(OH)2 == CaSO3↓(亚硫酸钙）+ H2O;
SO2 +2NaOH == Na2SO3（亚硫酸钠） + H2O
（3）都能与酸发生中和反应生成盐和水;（中和反应是复分解反应的一种)
HCl + NH3·H2O == NH4Cl + H2O;Cu（OH）2 + H2SO4 == CuSO4 + 2H2O
H2SO4 + Ba（OH）2 == BaSO4↓+ 2H2O；Ca(OH)2 + 2HCl == CaCl2 +2H2O
（4）都能与某些盐（含NH4+、Cu2+、Mg2+、Fe3+、Al3+的盐）发生复分解反应生成新盐和新碱(新碱为NH3·H2O写为H2O + NH3↑）
CuSO4 + Ca（OH)2 == Cu（OH）2↓+CaSO4CuSO4 + Ba(OH）2 == BaSO4↓+ Cu(OH）2↓；NH4Cl+ NaOH== NaCl + H2O + NH3↑；Na2CO3 + Ca(OH)2 == CaCO3↓+ 2NaOH（该反应不体现碱的通性）
四、中和反应
1、定义：酸与碱结合生成盐和水的反应。（生成盐和水的反应不一定是中和反应）生成盐和水的反应有：金属氧化物和酸、非金属氧化物和碱、酸和碱.
2、特点:放热.
3、反应进程的判断：需用酸碱指示剂（常用无色酚酞试液）指示。
注意：没有明显现象的反应如何验证其发生：(1）验证反应物消失（中和反应加指示剂）；（2）验证生成物的产生（CO2和NaOH反应验证Na2CO3的存在）。
4、应用：改良酸性土壤，Mg（OH）2、Al（OH）3中和胃酸过多等.
第三节 几种重要的盐
一、盐的分类
1、根据阳离子种类分：钠盐、钾盐、钙盐、铵盐、铜盐、亚铁盐等；
2、根据阴离子种类分：盐酸盐、硫酸盐、碳酸盐、硝酸盐等;
3、根据溶解性分：可溶性盐、微溶性盐、难溶性盐（见溶解性表）。
二、盐的化学性质
1、某些盐能与活泼金属发生置换反应生成另一种盐和另一种金属。
Fe+ CuSO4===Cu + Fe SO4 Zn + Fe SO4=== Zn SO4+ Fe
2Al + 3Fe SO4===Al2（SO4)3+3Fe Cu+2AgNO3===2Ag+ Cu（NO3)2
2、某些盐能与酸发生复分解反应生成新盐和新酸（新酸H2CO3写为H2O + CO2↑）.
HCl + AgNO3 == AgCl↓+ HNO3；H2SO4 + BaCl2 == BaSO4↓+ 2HCl
1、 某些盐能与碱发生复分解反应生成新盐和新碱（NH3·H2O写为H2O + NH3↑)。 CuSO4 + Ba(OH）2 == BaSO4↓+ Cu(OH)2↓；
（NH4)2SO4 + Ca(OH）2 == CaSO4 + 2NH3↑+ 2H2O
4、某些盐能与盐发生复分解反应生成另两种新盐。
NaCl + AgNO3 == AgCl↓+ NaNO3；BaCl2 + CuSO4 == BaSO4↓+ CuCl2
Na2CO3 + CaCl2 == CaCO3↓+ 2NaCl
三、盐的酸碱性判断方法及原因：方法:比较金属阳离子对应的碱的碱性强弱和酸根阴离子对应酸的酸性强弱，“谁强显谁性，都强显中性”。原因是由弱的离子决定。
例:Na2CO3中Na+对应的NaOH是强碱，而CO32—对应的H2CO3是弱酸，所以Na2CO3溶液显碱性，原因是由CO32-引起的。
四、几种常见的盐
1、NaCl：食盐的主要成分。白色固体，易溶于水，溶解度受温度影响不大.
用途：用于食品调味，防腐剂,制烧碱和氯气，配制生理盐水。
制取:海水或湖水晒盐。
2、Na2CO3：俗称：纯碱、苏打、碱面。白色固体，易溶于水，溶液呈碱性，溶解度受温度影响较大。
用途：广泛应用于轻工日化、建材、化学工业、食品工业、冶金、纺织、石油、玻璃、国防、医药等领域， 用作制造其他化学品的原料、清洗剂、洗涤剂,也用于中和面粉发酵产生的酸。
制取：（1）侯氏联合制碱法；(2）冬天内陆湖中捞取.
3、NaHCO3：俗称：小苏打。白色固体，易溶于水，溶液略呈碱性。
用途：碳酸氢钠可直接作为制药工业的原料，用于治疗胃酸过多,也是发酵粉的主要成分之一。
化学性质:（1）与酸反应：NaHCO3 + HCl == NaCl+ CO2↑+ H2O

（2）受热易分解：2NaHCO3 Na2CO3+ CO2↑+ H2O
4、CaCO3:大理石、石灰石的主要成分。白色固体，难溶于水。
氮肥：含有N元素的肥料。如：NH4Cl
磷肥：含有P元素的肥料。如：Ca(H2PO4)2

复合肥：含有多种营养素的肥料。如KNO3

钾肥：含有K元素的肥料。如：KCl

液态氮肥：氨水
有机氮肥：尿素
铵态氮肥：NH4Cl
硝态氮肥：NaNO3
作用于植物茎和杆
作用于植物枝和叶
作用于植物花和果实
化学肥料

高温
用途：作建筑材料,补钙剂，治疗胃酸过多，用于生产生石灰和二氧化碳。
（CaCO3 CO2↑+ CaO ）
五、化学肥料
1、化学肥料的分类
2、固氮的方法
（1）生物固氮：豆科植物的根瘤菌可以将氮气转化为植物可吸收的含氮化合物。
（2）闪电固氮：N2和O2在闪电时可转化为氮氧化物,进而合成含氮化合物。
(3)人工固氮：工厂通过将N2和H2转化为氨气,进而合成含氮化合物.
3、化学肥料与农家肥的对比
(1)优点：肥分含量高，肥效快.
(2）缺点：肥分单一，使用不合理会破坏土壤结构,甚至污染水资源
六、离子的共存与检验
1、离子共存
（1）定义：阴阳离子不会相互结合形成水、气体或沉淀。
（2）不能共存的离子对
①生成水的离子对：H+——OH—
②生成气体的离子对:H+--CO32-、H+——HCO3—、NH4+--OH-
③生成沉淀的离子对：Mg2+——OH-、Al3+--OH—、Fe3+--OH—、Cu2+——OH-、Ca2+--CO32—、Ba2+—-CO32—、Ag+-—CO32-、Ba2+--SO42-、Ag+—-Cl-
（3）隐含条件
①溶液的颜色：有颜色的离子Fe2+:浅绿色、Fe3+：黄色、Cu2+：蓝色
②溶液的酸碱性：酸性（PH〈7）含H+，碱性（PH〉7）含OH—
2、离子的检验
(1）酸（H+） 紫色石蕊试液 石蕊试剂由紫色变为红色。
pH试纸 pH<7
活泼金属（Zn) 有气泡产生
碳酸盐 有气泡产生
CuO或Fe2O3 溶液由无色变为蓝色或黄色
（2）碱(OH-) 紫色石蕊试液 石蕊试剂由紫色变为蓝色
无色酚酞试液 无色酚酞试液由无色变为红色
pH试纸 pH>7
Cu2+或Fe3+的可溶性盐 有蓝色或红褐色沉淀产生
(3）Cl-： 取少量待测液于试管中，滴入几滴AgNO3溶液并滴加稀HNO3 。现象：产生不溶于稀HNO3的白色沉淀
(4）SO42-：取少量待测液于试管中,滴入几滴BaCl2或Ba(NO3)2试剂并滴加稀HNO3.现象:生成不溶于稀HNO3的白色沉淀
(5）碳酸盐（CO32-)：①取少量待测固体或溶液于试管，加入几滴稀HCl或稀HNO3。将生成的气体通入澄清石灰水。现象：冒出气泡，气体能使澄清石灰水变浑浊。
②取少量待测溶液于试管,加入含Ca2+或Ba2+的溶液[Ca（NO3）2，Ba(NO3)2,Ca（OH）2，Ba（OH)2，CaCl2，BaCl2],现象：有白色沉淀生成。(无SO42—干扰）
（6)铵盐（NH4+）：取少量待测固体或溶液于试管，加入可溶性碱共热，将生成的气体用湿润的红色石蕊试纸检验。现象：湿润的红色石蕊试纸变蓝。
七、物质的分离和除杂(酸碱盐可先考虑溶解性和溶解度的不同）
1、原则：主不减（主要物质不被所加物质消耗或反应),杂不增(所加物质能消耗或反应掉杂质，且生成物为易分离的沉淀、气体、水，或生成主要物质），易分离（杂质与所加物质反应后能生成与主物质状态不同的沉淀、气体、水等物质,以便于分离)。
2、所加物质的要求：（1)所加物质只与杂质反应,不与主要物质反应;（2）所加物质若与主物质的状态相同要适量，若与主物质状态不同可过量。
例：现有Na2CO3和NaOH的混合物
（1）只检验Na2CO3：只需考虑所加试剂是否受NaOH影响,所以可以加入含Ca2+或Ba2+的溶液[Ca（NO3）2，Ba(NO3)2，Ca（OH)2,Ba(OH)2，CaCl2,BaCl2］或加入过量的稀盐酸（过量是因为NaOH会先和稀盐酸反应）
(2）同时检验Na2CO3和NaOH：需要考虑Na2CO3和NaOH的相互影响，因为NaOH检验要利用其碱性,Na2CO3也显碱性，所以要先检验并除去Na2CO3，加入过量的含Ca2+或Ba2+的中性盐溶液［Ca（NO3）2，Ba（NO3)2，CaCl2，BaCl2]（过量是为了检验并除去Na2CO3,不加Ca(OH)2或Ba（OH)2是为了防止引入OH-,干扰NaOH的检验；不用稀盐酸是因为稀盐酸会将NaOH反应掉），再检验NaOH，加入无色酚酞试液即可。
（3)除去Na2CO3:要考虑对NaOH的干扰，加入适量Ca(OH）2或Ba(OH)2溶液，然后过滤（适量是不引入新杂质Ca（OH)2或Ba（OH）2；不用Ca(NO3)2,Ba（NO3)2，CaCl2，BaCl2是防止反应后引入新杂质Cl—；不用稀盐酸是因为稀盐酸会将NaOH反应掉)。
除去杂质氯化镁
除去杂质硫酸钠
除去杂质氯化钙和过量的氯化钡
除去过量的氢氧化钠和碳酸钠
过量NaOH溶液
过量BaCl2溶液
过量Na2CO3溶液
过滤
沉淀
滤液
适量稀盐酸
精盐水
蒸发
精盐
粗盐
例2：以粗盐（含有杂质氯化镁、氯化钙、硫酸钠和泥沙）为原料制备精盐，实验操作过程如下图所示：
注意：（1）BaCl2溶液和Na2CO3溶液的顺序不能颠倒，否则不能除去过量的BaCl2溶液，而NaOH溶液可在两者之前，中间，之后均可；
（2） 过滤和稀盐酸的顺序不能颠倒，否则生成的沉淀会再次溶解；
（3） 沉淀中有氢氧化镁、硫酸钡、碳酸钙和碳酸钡。

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