透析溶液中離子濃度大小的比較知識(shí)總結(jié)

1、.透析溶液中離子濃度大小的比較知識(shí)總結(jié)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(shí)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)系詳細(xì)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

2、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+>cHS->cS2->cOH-。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)展程度逐漸減弱，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)?/p>

3、:c Na+ > cCO32- > cOH- >cHCO3->cH+，cNa+>2cCO32-。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cNa+ cH+=2cCO32- + cOH- +cHCO3-;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nNa=2nC =2.0 mol

4、/L，由于CO32-能水解，故碳元素以CO32-、HCO3-、H2CO3三種形式存在，所以有cNa+=2cCO32-+cHCO3-+cH2CO3。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，cOH-=cH+ +cHCO3- +2cH2CO3，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.某二元酸化學(xué)式用H2RO4表

5、示在水中的電離方程式為H2RO4=H+HRO4-;HRO4-H+RO42- 答復(fù)以下問題：1NaHRO4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，以下微粒濃度關(guān)系式正確的選項(xiàng)是： 。A. cRO42- +cHRO4-+cH2RO4 =0.1mol·L-1 B. cOH-=cH+ +cHRO4-C. cNa+ cH+ =cOH-+ cHRO4-+2cRO42- D. cNa+= 2cRO42- +2cHRO4-3假如25時(shí)，0.1 mol·L-1NaHRO4溶液的中，cRO42-=

6、0.029 mol·L-1 那么0.1 mol·L-1 H2RO4中cRO42- 0.029 mol·L-1填“<，“>，或“=。4假如25時(shí)，0.1 mol·L-1H2RO4溶液的中，pH=-lg0.11，那么此時(shí)溶液中cRO42-= mol·L-1。解析 1H2RO4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。2A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 H

7、2RO4中，由于H2RO4=H+HRO4-產(chǎn)生的H+抑制了二級(jí)電離。4由pH=-lg0.11，cH+=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cRO42-=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+ 2BCD 3< 40.01二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

8、/L HA溶液與0.1 mol/LNaOH溶液等體積混合，測得混合溶液中cNa+>cA-，那么用“>、“<或“=填寫以下空白：1混合溶液中cA- cHA2混合溶液中cHA+cA- 0.1 mol/L3混合溶液中，由水電離出的cOH- 0.2 mol/LHA溶液中由水電離出的cH+4 25時(shí)，假如取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，那么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N

9、aA，cNa+>cA-，由電荷守恒可知cOH->cH+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cA- 2由物料守恒和等體積混合后溶液濃度減半可知：cHA+cA-=0.1mol/L3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>針對性訓(xùn)練：用0.1 mol?.L-1的鹽酸滴定0.10 mol?.L-1的氨水，滴定過程中不可能出現(xiàn)的結(jié)果

10、是 w.w.w.k.s.5.u.c.o.mA.>,>B.=,=C.>,>D.>,>解析 據(jù)電荷守恒，在滴定過程中存在cNH4+ cH+= cCl-+cOH-，因此不可能出現(xiàn)陰離子濃度都大于陽離子濃度的情況，其他情況可從往氨水中逐滴參加同濃度的鹽酸后溶液中離子濃度大小關(guān)系動(dòng)態(tài)分析得出。1參加少量的鹽酸時(shí)，溶液中溶質(zhì)為NH4Cl和NH3·H2O，且cNH3·H2O>cNH4Cl,NH3·H2O的電離占絕對優(yōu)勢，NH4Cl的水解受到抑制，

11、溶液的PH>7顯堿性，此時(shí)溶液中離子濃度關(guān)系為：cNH4+>cOH->cCl->cH+;2隨著鹽酸的不斷參加，溶液中溶質(zhì)仍為NH4Cl和NH3·H2O，溶液中cCl-會(huì)逐漸大于cOH-，溶液的pH>7顯堿性，此時(shí)溶液中離子濃度關(guān)系為：cNH4+>cCl->cOH->cH+;3當(dāng)鹽酸參加一定程度時(shí)，溶質(zhì)仍為NH4Cl和NH3·H2O，溶液呈中性。此時(shí)溶液中離子濃度關(guān)系為：cNH4+= cCl->cOH-=cH+;4參加鹽酸的物質(zhì)的量等于NH3·H2O的物質(zhì)的量時(shí)，溶質(zhì)為NH4Cl，溶液呈酸性，此時(shí)溶液中離子濃度關(guān)系為：cCl->cNH4+>cH+>cOH-;5如再參加少量的鹽酸，溶質(zhì)為NH4Cl和HCl，且cNH4Cl&gt