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透析溶液中離子濃度大小的比較

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透析溶液中離子濃度大小的比較

  溶液中離子濃度大小的比較是高考的一個(gè)熱點(diǎn)問題,也是學(xué)生學(xué)習(xí)電解質(zhì)溶液知識的一個(gè)難點(diǎn),可從溶液中存在的平衡確定離子的來源以及主次的角度分析,使各種關(guān)系具體化、清淅化。

  一、 典題透析:分析離子的來源和主次

  例1.H2S溶液中離子濃度大小關(guān)系?

  解析 首先分析氫硫酸溶液中存在哪些平衡,有H2SHS-+H+;HS-S2-+H+;H2OH++OH-(學(xué)生容易忽略)三個(gè)平衡存在,明確溶液中有H+、HS-、S2-、OH-四種離子,再分析各離子的來源和主次比較其大小。由電離平衡理論可知:弱電解質(zhì)的電離大多數(shù)是微弱的,多元弱酸的電離是分步的,且第一步電離的程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步的,第二步的遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第三步的。故氫硫酸溶液中離子濃度大小順序?yàn)椋篶(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-)。

  例2.寫出1.0 mol/L Na2CO3溶液中離子濃度的大小關(guān)系和三個(gè)守恒關(guān)系式。

  解析 Na2CO3溶液存在的平衡:CO32-+H2OHCO3-+OH-,HCO3-+H2OH2CO3+OH-,H2OH++OH-,明確溶液中有Na+、CO32-、HCO3-、OH-、H+五種離子,由水解平衡理論可知:弱酸的陰離子和弱堿的陽離子的水解是微量的(徹底雙水解除外),且多元弱酸的酸根離子的水解是分步進(jìn)行程度逐漸減弱,主要以第一步水解為主。因此Na2CO3溶液中離子濃度大小順序?yàn)?c (Na+) > c(CO32-) > c(OH-) >c(HCO3-)>c(H+),c(Na+)>2c(CO32-)。

  三個(gè)守恒關(guān)系式:(1)電荷守恒:溶液總是呈電中性,即電解質(zhì)溶液中陽離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)相等。關(guān)鍵是找全溶液中存在的離子,并注意離子所帶電荷數(shù)。Na2CO3溶液中有c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-) + c(OH-) +c(HCO3-);(2)物料守恒:即原子個(gè)數(shù)守恒,存在于溶液中的某物質(zhì),不管在溶液中發(fā)生了什么變化,同種元素各種存在形式的和之比符合物質(zhì)組成比。1.0 mol/L Na2CO3溶液中n(Na)=2n(C) =2.0 mol/L,由于CO32-能水解,故碳元素以CO32-、HCO3-、H2CO3三種形式存在,所以有c(Na+)=2(c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3))。(3)質(zhì)子守恒:在任何水溶液中,水電離出的H+和OH-的量總是相等。Na2CO3溶液中,c(OH-)=c(H+) +c(HCO3-) +2c(H2CO3),也可以用代入法求,將物料守恒中的鈉離子濃度代入電荷守恒中即可求得。

  分析溶液中存在有哪些平衡時(shí)要注意,弱電解質(zhì)電離出的離子不需要再考慮水解如氫硫酸中的HS-、S2-,弱酸根離子水解出的離子不需要再考慮電離如Na2CO3溶液中的HCO3-。

  二、常見題型

  (一)溶質(zhì)單一型(弱酸、弱堿溶液、鹽溶液等)

  例3.已知某二元酸(化學(xué)式用H2RO4表示)在水中的電離方程式為

  H2RO4==H++HRO4-;HRO4-H++RO42- 回答下列問題:

  (1)NaHRO4溶液顯 (填“酸性”,“中性”,或“堿性”)。理由是:

  (2)在0.1 mol·L-1的Na2RO4溶液中,下列微粒濃度關(guān)系式正確的是: 。

  A. c(RO42-) +c(HRO4-)+c(H2RO4) =0.1mol·L-1 B. c(OH-)=c(H+) +c(HRO4-)

  C. c(Na+)+ c(H+) =c(OH-)+ c(HRO4--)+2c(RO42-) D. c(Na+)= 2c(RO42-) +2c(HRO4-)

  (3)如果25℃時(shí),0.1 mol·L-1NaHRO4溶液的中,c(RO42-)=0.029 mol·L-1 則0.1 mol·L-1 H2RO4中c(RO42-) 0.029 mol·L-1(填“<”,“>”,或“=”)。

  (4)如果25℃時(shí),0.1 mol·L-1H2RO4溶液的中,pH=-lg0.11,則此時(shí)溶液中c(RO42-)= mol·L-1。

  解析 (1)H2RO4完全電離(“==”)為強(qiáng)酸,故HRO4-不會(huì)水解但會(huì)部分電離產(chǎn)生H+顯酸性。

  (2)A項(xiàng)中無H2RO4,B項(xiàng)是質(zhì)子守恒,C項(xiàng)是電荷守恒,D項(xiàng)是物料守恒。

  (3) 0.1 mol·L-1 H2RO4中,由于H2RO4==H++HRO4-產(chǎn)生的H+抑制了二級電離。

  (4)由pH=-lg0.11,c(H+)=0.11 mol/L,而0.1 mol·L-1H2RO4溶液的中第一步電離產(chǎn)生H+的濃度為0.1 mol·L-1,故第二步電離產(chǎn)生H+濃度為0.01mol·L-1,所以c(RO42-)=0.01 mol·L-1。

  答案 (1) 酸性 HRO4-不會(huì)水解但會(huì)部分電離產(chǎn)生H+ (2)BCD (3)< (4)0.01

  (二)溶液混合型

  解題思路:先確定混合后溶液的成分(酸堿性),再據(jù)電離與水解相對大小程度分析。

  例4.將0.2 mol/L HA溶液與0.1 mol/LNaOH溶液等體積混合,測得混合溶液中c(Na+)>c(A-),則(用“>”、“<”或“=”填寫下列空白):

  (1)混合溶液中c(A-) c(HA)

  (2)混合溶液中c(HA)+c(A-) 0.1 mol/L

  (3)混合溶液中,由水電離出的c(OH-) 0.2 mol/LHA溶液中由水電離出的c(H+)

  (4) 25℃時(shí),如果取0.2 mol/L HA溶液與0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合,測得混合溶液的PH<7,則HA的電離程度 NaA的水解程度。

  解析 (1)將0.2 mol/L HA溶液與0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合,溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的HA和NaA,已知c(Na+)>c(A-),由電荷守恒可知c(OH-)>c(H+)溶液呈堿性,說明HA是弱酸且電離程度小于A-的水解程度,使得c(A-)

  (2)由物料守恒和等體積混合后溶液濃度減半可知:c(HA)+c(A-)=0.1mol/L

  (3)混合溶液中由于NaA的存在,水解會(huì)促進(jìn)水的電離,而0.2 mol/L HA溶液中水的電離受到抑制,因此前者大。

  (4)由(1)分析可知pH<7溶液呈酸性,說明HA電離程度大于A-的水解程度。

  答案 (1)< (2)= (3)> (4)>

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