溶液中各微粒浓度大小的判断

时间：2022-10-05 20:17:30 化学毕业论文我要投稿

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溶液中各微粒浓度大小的判断

　　溶液中各微粒浓度大小的判断【1】

　　摘要：《盐类的水解》是高中化学中的一个重难点，溶液中微粒浓度的大小判断又是其中的高难度内容，由于涉及知识点多、数量关系复杂，使得学生掌握运用比较困难。

　　本文通过总结提升教学中的感受、经验，将其归纳成一定的方法，希望能对该知识点的教学和学习带来有益的帮助。

　　关键词：电离方程式;水解方程式;电离程度;水解程度

　　教学过程中我发现，很多学生在高二化学讲到《盐类的水解》这个地方时，由于新旧知识的掌握不到位，会有一些关键的知识点无法突破，尤其溶液中微粒浓度大小的判断，更是难点中的难点。

　　经过一段时间的思考，有了一些想法，在此提出个人拙见，抛砖引玉，共同探讨。

　　在本章的习题中，常会出现各种各样的溶液，既有酸、碱、盐的溶液，也有多种成分混合的溶液，要解决其中离子浓度的大小问题，我觉得关键是有关电离方程式和水解方程式的书写。

　　具体分为三个步骤：一、书写溶液中强电解质的电离方程式;二、书写溶液中弱电解质的电离方程式和弱酸阴离子、弱碱阳离子的水解方程式;三、书写水的电离方程式。

　　具体方法例如在正盐Na2S溶液中：

　　①Na2S Na++S2- 出现微粒：Na+、S2-

　　②S2-+H2O?葑HS-+OH- 出现微粒：HS-、OH-、H2S(分子的浓度也可以一并判断，

　　HS-+H2O?葑H2S+OH- 并且前一步中出现过的微粒不再重复)

　　③H2O?葑H++OH- 出现微粒：H+

　　在第①步中出现的微粒的浓度始终大于第②步中出现的微粒的浓度，第②步中出现的微粒的浓度始终大于第③步中出现的微粒的浓度，多步都出现的微粒其浓度以最先出现的一步的浓度大小为主。

　　根据上述方法可首先排出浓度的大致顺序：c(Na+)、c(S2-)>c(HS-)、c(OH-)、c(H2S)>c(H+);每组微粒浓度的大小在组内方程式中找到相应数量关系解决，组内浓度相同的微粒，一般为多步出现的微粒，需借助下一组中的数量关系解决，其中第二组的关键是抓住电离和水解过程进行的程度大小。

　　在第①步中Na2S电离产生的Na+是S2-的2倍，且S2-在第②步还有消耗，所以c(Na+)>c(S2-);在第②步中出现的两个方程式，分别是二元弱酸根的一级水解和二级水解，而一级水解程度大于二级水解程度，所以c(HS-)>c(H2S)，OH-在两个方程式都有生成，因此c(OH-)>c(HS-)>c(H2S);第③步中只有H+，那么c(H+)是溶液中最小的;综上所述溶液中微粒浓度的大小顺序为：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>c(H+)。

　　解题过程中也会出现同一步内两种微粒浓度相等的情况，例如在NH4Cl溶液中：

　　①NH4Cl NH4++Cl- 出现微粒：NH4+、Cl-

　　②NH4++H2O?葑NH3·H2O+H+ 出现微粒：NH3·H2O、H+

　　③H2O?葑H++OH- 出现微粒：OH-

　　溶液中微粒浓度的大致顺序为：c(Cl-)、c(NH4+)>c(NH3·H2O)、c(H+)>c(OH-);在第①步中NH4Cl电离产生的c(NH4+)和c(Cl-)相等，但第②步中NH4+水解会消耗NH4+，所以c(Cl-)>c(NH4+);第②步中NH4+水解产生的c(NH3·H2O)和c(H+)相等，但第③步中H2O电离还会产生H+，所以c(H+)>c(NH3·H2O);第③步中只出现OH-，所以c(OH-)是溶液中最小的;综上所述溶液中微粒浓度的大小顺序为：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(NH3·H2O)>c(OH-)。

　　本方法除了能判断单一溶质溶液中的微粒浓度大小外，还能判断回合溶液中各微粒浓度的大小。

　　例如在含有等物质的量CH3COONa和CH3COOH的溶液中：

　　①CH3COONa CH3COO-+Na+ 出现微粒：CH3COO-、Na+

　　②CH3COOH?葑CH3COO-+H+ 出现微粒：CH3COOH、H+、OH-

　　CH3COO-+H2O?葑CH3COOH+OH-

　　③H2O?葑H++OH- 出现微粒：前面步骤均已出现

　　溶液中微粒浓度的大致顺序为：c(CH3COO-)、c(Na+)>c(CH3COOH)、c(H+)、c(OH-);在第①步中CH3COONa电离产生的c(CH3COO-)和c(Na+)相等，第②步中CH3COO-既有生成又有消耗，此时借助同浓度的弱电解质的电离程度大于其对应酸根离子的水解程度这个结论，可以判断出CH3COOH的电离程度大，而CH3COO-的水解程度小，进而推知在第②步中CH3COO-生成的比消耗的多。

　　所以c(CH3COO-)>c(Na+);在第②步中CH3COOH本身就大量存在，只有少量电离，且CH3COO-水解还会产生一定量的CH3COOH，因而c(CH3COOH)>c(H+)、c(OH-)，前面已经提到CH3COOH的电离程度比CH3COO-的水解程度大，所以c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-);综上所述溶液中微粒浓度的大小顺序为：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-)。

　　当大家熟练掌握这个方法后，还能解决一些更为复杂的问题，在此就不再赘述，从我所教学生的使用情况来看，本方法运用起来还是很快捷准确的。

　　还是那句话，一点拙见，抛砖引玉。

　　溶液中微粒浓度的大小比较【2】

　　有关溶液中微粒浓度的大小比较问题是中学化学中常见的问题。

　　这类题目知识容量大、综合性强，涉及的知识点有：弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。

　　如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢?在电解质溶液中常存在多个平衡关系，应抓住主要矛盾(起主要作用的平衡关系)，利用两种理论、三种守恒、三个观点去分析解题。

　　一、两种理论

　　离子的产生及浓度变化与化学反应、电离、水解等过程直接相关，含单一溶质溶液解题时应首先考虑电解质的电离和水解。

　　1.电离理论

　　(1)弱电解质的电离程度不大，溶液中的微粒主要是以弱电解质的分子形式存在。

　　(2)多元弱酸是分步电离的，以第一步为主。

　　例如H3PO4溶液，c(H3PO4)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)。

　　(3)在电解质溶液中同时考虑水的电离。

　　例如0.1 mol/L的CH3COOH溶液中，c(H+)>c(CH3COO-)。

　　2.水解理论

　　(1)弱离子因水解而消耗，但一般水解程度不大。

　　(2)水解的实质是水电离平衡的移动。

　　例如NH4Cl溶液中，c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)>c(NH3・H2O)。

　　(3)多元弱酸的阴离子是分步水解的，以第一步为主。

　　例如Na2CO3溶液中，c(CO3-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)。

　　对于两种溶液混合，应先着眼于物质之间的化学反应，再考虑电解质的电离及离子的水解;若没有化学反应存在，则直接考虑电解质的电离及离子的水解。

　　二、三种守恒

　　电解质在溶液中存在着三种基本关系：物料守恒、元素守恒、电荷守恒。

　　1.物料守恒

　　物料守恒是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，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。

　　如NaHCO3溶液中，n(Na+)∶n(C)=1∶1，则推出：

　　c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)。

　　2.电荷守恒

　　电荷守恒是电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。

　　如NaHCO3溶液中，n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)，则：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)。

　　3.元素守恒

　　元素守恒是在化学变化中，元素种类、原子个数不发生变化。

　　如在0.1 mol/L的Na2S溶液中，S元素守恒则：

　　c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=0.1 mol/L。

　　三、三个观点

　　1.全面的观点

　　探究离子浓度问题，要充分认识电解质在溶液中的表现，全面考虑溶液中各种离子的存在情况及相互关系。

　　比如：在Na2CO3溶液中存在Na2CO3的电离、CO32-的水解、二级水解以及H2O的电离等多个反应，故溶液中微粒有H2O、Na+、CO32-、HCO3-、H2CO3、H+、OH-，忽视任何一个很微弱的反应、很微小的粒子都是不正确的。

　　2.矛盾的观点

　　事物是矛盾的统一体，处理矛盾问题时要抓住主要矛盾。

　　在比较离子浓度大小时，若溶液中存在竞争反应时，需要抓住主要矛盾来解决相关问题。

　　如等物质的量的NH4Cl、NH3・H2O共存于溶液中，则溶液中同时存在NH4+水解和NH3・H2O的电离。

　　由于NH3・H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，故考虑电离而忽略水解。

　　由此得出离子浓度的大小关系为：c(NH4+)>c(Cl-)>c(NH3・H2O)>c(OH-)>c(H+)。

　　在应用此观点时，正确判断矛盾双方的性质是必要的，如一级电离通常大于二级电离，一级水解通常大于二级水解。

　　弱酸及其对应盐、弱碱及其对应盐所形成的缓冲溶液中通常情况是电离强于水解，极少数例外，如HCN及CN-。

　　3.联系的观点

　　事物是相互联系、相互影响，而不是孤立存在的。

　　溶液的离子亦如此，要应用化学原理，准确判断离子之间的相互影响。

　　比如：纯水中由水电离出的H+、OH-满足c(OH-)=c(H+);若加入碱或酸，则碱或酸电离出的OH-、H+会抑制水的电离，而使c(H+)水=c(OH-)水，但数值减小;若加入可水解的盐，则因弱离子的水解消耗H+或OH-而促进水的电离，c(H+)水与c(OH-)水不再相等。

　　另外在解此类选择题中，我们还可以根据选项的内容和形式进行判断。

　　例如根据溶液的酸碱性来判断的OH-、H+浓度相对大小，对选项进行分类;选项中用“>”或“<”连接的，用两理论去分析;选项中用“=”连接的，用守恒关系去分析;等式中有弱电解质分子的，用物料守恒或元素守恒去判断;等式的两端分别是阳离子和阴离子的，用电荷守恒去判断。

　　总的来讲，在处理离子浓度问题时应着眼于对化学原理的分析，抓住两种理论，明确前提条件;遵循三种守恒，确定相互联系;把握三个观点，确保思考严密、判断准确。

　　溶液中微粒浓度大小的比较【3】

　　摘要：对溶液中微粒浓度大小比较的类型、规律和方法进行了归纳总结。

　　分别讨论了同一溶液中不同离子、不同溶液中同一种离子、两种不同的溶液混合后离子浓度大小的比较。

　　关键词：电离;水解;微粒浓度;守恒

　　选修《化学反应原理》模块中“盐类的水解”一节，是中学化学的重点和难点之一[1]，而其中关于溶液中微粒浓度大小比较的内容比较复杂，学生学习和应用时普遍感到难度较大。

　　溶液中离子浓度大小比较可分为3种类型，即同一溶液中不同离子浓度大小的比较，不同溶液中同一种离子浓度大小的比较，两种不同的溶液混合后离子浓度大小的比较。

　　1 同一溶液中不同离子浓度大小的比较

　　这类题目首先要特别注意以下几点：弱酸、弱碱的电离及盐的水解程度都是非常小的，电离或水解生成的微粒的浓度往往比原微粒的浓度要小的多;在酸性溶液中，c(OH-)往往是最小的，在碱性溶液中，c(H+)往往是最小的(当然也有个别例外的情况)。

　　CH3COOK+HCl=CH3COOH+KCl

　　起始(mol) 0.4 0.2 0 0

　　转化(mol) 0.2 0.2 0.2 0.2

　　最终(mol) 0.2 0 0.2 0.2

　　溶液中含K+ 0.4 mol，Cl- 0.2 mol，CH3COO- 0.2 mol，CH3COOH 0.2 mol。

　　溶液中既存在CH3COOH的电离CH3COOH CH3COO-+H+，也存在CH3COO-的水解CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，CH3COOH和CH3COOK(1：1)混合后是显酸性的，即电离为主，由此可忽略CH3COO-的水解(考虑和不考虑最终结果是一样的，忽略一个反应，分析起来更容易些)，则剩余的CH3COO-(0.2 mol)和CH3COOH电离出的CH3COO-的和要稍大于0.2 mol，而CH3COOH的电离程度相对来说也是很小的，则n(H+)<<0.2mol;溶液显酸性，则c(H+)>c(OH-)。

　　由此可得到以下排列顺序：c(K+)>c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)。

　　说明：高三试题和高考试题中比较离子浓度大小时，常涉及以下两组混合溶液：

　　①NH4Cl～NH3·H2O(1：1)，

　　②CH3COOH～CH3COONa(1：1)。

　　一般均按电离程度大于水解程度考虑。

　　如：NH4Cl～NH3·H2O(1：1)

　　c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)

　　CH3COOH～CH3COONa(1：1)

　　c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)

　　参考文献：

　　[1]中华人民共和国教育部制定.普通高中化学课程标准(实验)[S].北京：人民教育出版社，2003.

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