透析溶液中離子濃度大小的比較

1、透析溶液中離子濃度大小的比較湖南郴州市二中 陳利平溶液中離子濃度大小的比較是高考的一個(gè)熱點(diǎn)問(wèn)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(lái)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(lái)源和主次例1H2S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(lái)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

2、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(yáng)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

3、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(yáng)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

4、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-

5、。二、常見(jiàn)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(wèn)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： 

6、60;  。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·L1NaHRO4溶液的中，c(RO42-)=0.029 mol

7、3;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(wú)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 H2RO

8、4中，由于H2RO4=H+HRO4-產(chǎn)生的H+抑制了二級(jí)電離。(4)由pH=-lg0.11，c(H+)=0.11 mol/L，而0.1 mol·L1H2RO4溶液的中第一步電離產(chǎn)生H+的濃度為0.1 mol·L1，故第二步電離產(chǎn)生H+濃度為0.01mol·L1，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

9、（酸堿性），再據(jù)電離與水解相對(duì)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(cè)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

10、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(cè)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(shuō)明HA是弱酸且電離程度小于A-的水解程度，使得c(A-)<c(HA)。(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-)=

11、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(shuō)明HA電離程度大于A-的水解程度。答案  (1)<   (2)=   (3)>    (4)> 針對(duì)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(guò)程中不可能出現(xiàn)的結(jié)果是(   )w.w.w.k.s.5.u.c.o.mA.>,> 

12、B. =,=C.>,>  D. >,>解析 據(jù)電荷守恒，在滴定過(guò)程中存在c(NH4+)+ c(H+)= c(Cl-)+c(OH-)，因此不可能出現(xiàn)陰離子濃度都大于陽(yáng)離子濃度的情況，其他情況可從往氨水中逐滴加入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）加入少量的鹽酸時(shí)，溶液中溶質(zhì)為NH4Cl和NH3·H2O，且c(NH3·H2O)>c(NH4Cl),NH3·H2O的電離占絕對(duì)優(yōu)勢(shì)，NH4Cl的水解受到抑制，溶液的PH>7顯堿性，此時(shí)溶液中離子濃度關(guān)系為：c(NH4+)c(OH-)c(Cl-)c(H+)；（2）隨著鹽酸的不斷加入，溶液中溶質(zhì)仍為NH4Cl和NH3·H2O，溶液中c(Cl-)會(huì)逐漸大于c(OH-)，溶液的pH>7顯堿性，此時(shí)溶液中離子濃度關(guān)系為：c(NH4+)c(Cl-)c(OH-)c(H+)；（3）當(dāng)鹽酸加入一定程度時(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：c(NH4+)= c(Cl-)c(OH-)=c(H+)；（4）加入鹽酸的物質(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：c(Cl-)c(NH