离子浓度大小比较中的一doc.docx
- 文档编号:2979131
- 上传时间:2022-11-16
- 格式:DOCX
- 页数:26
- 大小:116.83KB
离子浓度大小比较中的一doc.docx
《离子浓度大小比较中的一doc.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《离子浓度大小比较中的一doc.docx(26页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
离子浓度大小比较中的一doc
离子浓度大小比较中的一、二、三、四、五
山西省壶关县第一中学付天龙
电解质溶液中离子浓度大小比较问题,是高考的“热点”之一。
多年来全国各地高考化学试卷都涉及这部分内容。
如何高效地解答此类问题,建议采取如下学习策略。
一、理清一条思路,掌握分析方法
解题的思路依次是:
辨溶液(辨别所给的溶液是单一溶质还是多种溶质)→判反应(多种溶质混合时,是否发生化学反应)→找组成(若有反应发生,反应后生成了什么物质,是否有物质过量,找出反应后溶液的真实组成)→写平衡(写出溶液中存在的水解、电离平衡,注意不能漏写水的电离平衡)→列等式(根据质子守恒式、电荷守恒式和物料守恒式,列出溶液中粒子浓度间的数学关系式)→比大小(根据溶液中存在的平衡和题给条件,分析哪种平衡进行的程度相对大一些,哪种相对小一些,进而比较出溶液中各粒子浓度的大小)。
这一思路也可用下图简略表示:
二、熟悉两大理论,构建思维基点
1、电离(即电离理论)
(1)弱电解质的电离是微弱的,电离消耗的电解质及产生的微粒都非常少,同时还要考虑水的电离。
如在氨水中由于存在下列电离平衡:
NH3·H2O
NH4++OH-H2O
H++OH-
所以溶液中微粒浓度关系为:
C(NH3·H2O)>C(OH-)>C(NH4+)>C(H+)
(2)多元弱酸是分步电离的,以第一步电离为主,第一步电离强于第二步电离,第二步电离强于第三步电离。
如在0.10mol/LH2S溶液中,存在下列电离平衡:
H2O
H++OH-
H2S
HS-+H+
K1=C(H+)·C(HS-)/C(H2S)=1.3×10-7
HS-
S2-+H+
K2=C(H+)·C(S2-)/C(HS-)=7.1×10-15
由以上数据可以计算出其溶液中各离子的浓度且溶液中微粒浓度关系为
C(H2S)>C(H+)>C(HS-)>C(OH-)>C(S2-)
2、水解(即水解理论)
(1)弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗,如NaHCO3溶液中有C(Na+)>C(HCO3-)
(2)弱酸的阴离子或弱碱的阳离子的水解是微量的(双水解除外),因此水解生成的弱电解质及产生的H+(或OH-)也是微量的,但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在,故水解后酸性溶液中C(H+)或碱性溶液中C(OH-)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。
如NH4Cl溶液中微粒浓度关系为:
C(Cl-)>C(NH4+)>C(H+)>C(NH3·H2O)
(3)多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的,其主要是第一步水解。
第一步水解强于第二步水解,第二步水解强于第三步水解。
如在Na2CO3溶液中的水解平衡为:
CO32-+H2O
HCO3-+OH-;HCO3-+H2O
H2CO3+OH-
所以溶液中部分微粒的关系为:
C(CO32-)>C(HCO3-)>C(H2CO3)
三、把握三种守恒,明确等量关系
以0.1mol/LNaHCO3溶液为例:
溶液中的大量离子:
Na+、HCO3-;微量离子:
OH-、CO32-、H+;大量分子:
H2O;微量分子:
H2CO3。
1、电荷守恒:
电解质溶液中,无论存在多少种离子,溶液都呈电中性,即电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有阴离子所带的负电荷数相等。
在0.1mol/NaHCO3溶液中n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-),在式子的两边同除以溶液的体积,可推出:
C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-)。
2、物料守恒:
电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化,变成其他离子或分子等,但离子或分子中某特定元素的原子总数是不会改变的。
即电解质溶液中某一组分(元素)的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如NaHCO3溶液中n(Na+):
n(C)=1:
1,推出:
C(Na+)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)。
再如0.1mol/LNa2CO3溶液中虽然CO32-发生水解,但达平衡时,C(Na+)=0.2mol·L-1,C(CO32-)+C(HCO3-)+C(H2CO3)=0.1mol·L-1即有C(Na+)=2C(HCO3-)+2C(CO32-)+2C(H2CO3)
3、质子守恒:
(1)质子守恒的含义:
电解质溶液中分子或离子得到的质子数等于分子或离子失去的质子数;电解质溶液中的粒子电离出来的氢离子总数等于粒子接受的氢离子总数加上游离的氢离子总数;电解质溶液分子或离子得到和失去的质子的物质的量相等。
如NaHCO3溶液中:
C(H2CO3)+C(H+)=C(OH-)+C(CO32-)
在如Na2CO3溶液中:
C(OH-)=C(H+)+2C(H2CO3)+C(HCO3-)
(2)快速确定质子平衡式的方法
例1:
在Na2CO3水溶液中,存在多种离子和分子,下列关系式或说法不正确的是()
AC(Na+)+C(H+)=2C(CO32-)+C(HCO3-)+C(OH-)
B1/2C(Na+)=C(CO32-)+C(HCO3-)+C(H2CO3)
CC(OH-)=C(H+)+C(HCO3-)+2C(H2CO3)
D以上关系式均不正确
A是电荷平衡式,B是物料平衡式,C是质子平衡式。
答案为D
方法一:
从溶剂角度建立质子守恒等式
任何水溶液中,最后溶液中仅有水电离出的H+和OH-守恒。
即由水电离产生的n(OH-)=n(H+)
在Na2CO3溶液中,OH-与Na+、CO32-不反应,仍以OH-存在,水中的H+则有部分转化为HCO3-和H2CO3,根据H+守恒及n(OH-)=n(H+)应有
因为所有离子都在同一溶液中,有
方法二、首先正确选取基准物,这种物质是参与质子转移有关的大量物质,可以是起始物质,也可以为反应的产物;然后以基准物为基准,将平衡体系中其他物质与之比较,哪些是得质子,哪些是失质子的,得失质子多少并写出正确表达式;最后根据得失质子等衡原理确定该溶液的质子平衡式。
具体方法:
①选取平衡体系含量最多的分子(H2O)和离子(CO32-)为基准物,因为Na2CO3是起始物质,水是溶剂,CO32-和H2O都参加了质子传递,而且它们的量也是最大的。
②确定平衡体系中其它组分(H2CO3、HCO3-、OH-、H3O+)与基准物比较,确定哪些得或失质子和得失质子的多少并写出正确表达式。
显然,H2CO3、HCO3-对CO32-而言为得质子产物,各得1个质子和2个质子,其正确表达式分别为:
2C(H2CO3)得和C(HCO3-)得,而H3O+对H2O分子而言是得质子产物,其正确表达式为C(H3O+)得,OH-对H2O分子而言为失质子产物,其正确表达式为C(OH-)失
③依得质子等于失质子可列出碳酸钠溶液的质子平衡式为
C(OH-)失=C(H3O+)得+C(HCO3-)得+2C(H2CO3)得在中学阶段往往用H+替代H3O+故上式质子平衡式为
C(OH-)=C(H+)+C(HCO3-)+2C(H2CO3)
方法三、先正确写出该溶液的电荷平衡式和物料平衡式然后联立该平衡式消去该电解在溶液中电离的离子
Na2CO3中电荷平衡式和物料平衡式
①C(Na+)+C(H+)=2C(CO32-)+C(HCO3-)+C(OH-)
②1/2C(Na+)=C(CO32-)+C(HCO3-)+C(H2CO3)
①—2×②得C(OH-)=C(H+)+C(HCO3-)+2C(H2CO3)
方法四、框图法:
①选出能给出质子和结合质子的基准物质(包括水)列于方框中;
②判断各微粒得失质子数并分左右分别得失质子直到不能得失质子为止
③利用下列两个公式求算
酸失去的质子数(mol)=对应碱的浓度×该酸在反应中失去的质子数
碱得到的质子数(mol)=对应酸的浓度×该碱在反应中得到的质子数
④列出质子平衡式即依据酸失去的质子数(mol)=碱得到的质子数(mol)列出平衡式。
如在示意图1中Na2S溶液左侧为物质失去质子后得到的粒子,右侧为物质得到质子后形成的粒子,依据得失质子相等关系得C(OH-)=C(SH-)×1+C(H2S)×2+C(H+)即C(OH-)=C(SH-)+2C(H2S)+C(H+)
再如示意图2中Na2CO3溶液中左侧为物质失去质子后得到的粒子,右侧为物质得到质子后形成的粒子,依据得失质子相等关系得C(OH-)=C(HCO3-)×1+C(H2CO3)×2+C(H+)即C(OH-)=C(HCO3-)+2C(H2CO3)+C(H+)
又如较复杂的NH4H2PO4溶液中质子守恒式用示意图3分析为
得到的质子守恒式为
C(H3PO4)+C(H+)=C(NH3·H2O)+C(HPO42-)+2C(PO43-)+C(OH-)
4、电荷守恒式和物料守恒式的区别
(1)电荷守恒式与离子种类及离子所带电荷多少有关,离子带几个单位电荷,浓度前的系数就是几;物料守恒与离子种类物质的组成(或叫配比)有关,与离子所带电荷的多少无关,离子种类相同组成不同时,物料守恒式就不同.
(2)电荷守恒式中把溶液中阴、阳离子要全部写出,物料守恒式只写出某些相关离子的浓度以及由于水解生成的弱酸或弱碱分子的浓度.
例室温下,0.1mol·L-1Na2CO3溶液和0.1mol·L-1NaHCO3溶液中由于离子种类相同电荷守恒式就相同,都是
在0.1mol·L-1Na2CO3溶液中,由于
C(Na+):
C(CO32-)原始=2:
1所以C(Na+)=2C(CO32-)原始
=2[C(CO32-)+C(HCO3-)+C(H2CO3]=0.2mol·L-1
即C(CO32-)原始等于碳以各种形式存在的浓度之和(也就是碳守恒)
在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中,由于C(Na+);C(CO32-)原始=1:
1所以有
C(Na+)=C(CO32-)原始=C(CO32-)+C(HCO3-)+C(H2CO3)=0.1mol·L-1
这两种溶液的物料守恒式都和原物质的组成比完全一致这个特点也是判断物料守恒式正确与否的依据。
四、分析四个端点,形成基本模型
(一)向相同浓度的盐酸中逐滴加入氨水
假设在一个容器中盛有一定体积、一定浓度的盐酸,然后逐滴滴入同浓度的氨
水溶液。
该操作过程中有四个特殊点:
1、盐酸被中和一半
当加入的氨水只中和了一半的盐酸时,此时溶液中只有盐酸和氯化铵的全部电离,也因为盐酸过量,完全抑制了氯化铵的水解。
即此时,只考虑电离,不考虑氯化铵的水解。
故有:
电荷守恒:
C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)
离子浓度大小关系;C(Cl-)>C(H+)>C(NH4+)>C(OH-)
2、刚好反应生成盐
当加入NH3物质的量与HCl物质的量相等时,它们完全反应生成NH4Cl,即所得溶液为NH4Cl溶液,由于NH4+发生水解即NH4+与水电离出来的OH-结合生成NH3·H2O,故所得溶液中C(Cl-)>C(NH4+),C(H+)>C(OH-),又NH4+水解是微弱的,达到平衡时C(NH4+)仍很大,故有:
电荷守恒:
C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)
离子浓度大小关系:
C(Cl-)>C(NH4+)>C(H+)>C(OH-)
3、溶液刚好为中性
当NH3与HCl恰好完全中和后,再继续滴加少量氨水恰好抑制了氯化铵的水解(即氯化铵的水解与一水合氨的电离恰好相互抑制,此时氨水的加入量是较少的,溶液刚好为中性,所得溶液为NH4Cl溶液和稍过量的氨水的混合溶液。
故有:
电荷守恒:
C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)
离子浓度大小关系:
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 离子 浓度 大小 比较 中的 doc