溶液中离子浓度大小比较的规律
出处:按学科分类—文体、科学、教育 商务印书馆国际有限公司《高中数理化公式定理大全》第403页(1980字)
1.多元弱酸溶液,根据多步电离分析,如在H3PO4的溶液中,c(H+)>c(H2PO4—)>.
2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析:如Na2CO3溶液中c(Na+)>.
3.不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对其影响的因素.如在相同物质的量浓度的下列溶液中:①NH4Cl②CH3COONH4③)NH4HSO4,c(NH)由大到小的顺序是③>①>②.
4.混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电离因素,水解因素等.如在0.1mol·L—1的NH4Cl和0.1mol·L—1的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序为.在该溶液中,NH3·H2O的电离与的水解互相抑制,NH3·H2O电离因素大于的水解作用时,溶液呈碱性c(OH—)>c(H+)同时.
电荷守恒和物料守恒规律
1.电荷守恒规律
电解质溶液中,不论存在多少种离子,但溶液总是呈电中性,即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数,也就是所谓的电荷守恒规律.如NaHCO3溶液中存在着Na+、H+、HCO3—、、OH—,但存在如下关系:
.
2.物料守恒规律
电解质溶液中,由于某些离子能够水解,离子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的,如K2S溶液中S2—、HS—都能水解,故S元素以S2—、HS—、H2S三种形式存在,它们之间有如下守恒关系:
c(K+)=2c(S2—)+2c(HS—)+2c(H2S).
例1 若pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性,其原因可能是( ).
A.生成了一种强酸弱碱盐
B.弱酸溶液和强碱溶液反应
C.弱酸溶液和弱碱溶液反应
D.一元强酸溶液和一元强碱溶液反应
解析 酸和碱溶液混合后所得溶液呈酸性,其原因有下列与反应的两种可能:(1)两种溶液恰好完全反应,但参与反应的是弱碱和强酸,生成强酸弱碱盐容易水解而显酸性.(2)酸和碱并没有恰好完全完全反应,反应以后酸有剩余,因而溶液显酸性.本题中的酸溶液H+离子浓度只有1×10—3mol·L—1.如果此酸是强酸,它是完全电离的,可见它是一种稀溶液;如果是弱酸,因为它只有少部分电离,则弱酸的浓度可能较大.选项B是符合条件的答案,混合后的溶液呈酸性这表明所用的是较浓的弱酸实际上是过量的.如果酸是强酸、碱是弱碱,按前分析,两者不可能是等浓度的,可判断选项C不对.也正是由于这种原因,混合溶液呈酸性肯定不是从生成的盐水解而来的.
答 B.
例2 (2003·苏粤·18)将0.2mol·L—1HCN溶液和0.1mol·L—1的NaOH溶液等体积混合后,溶液显碱性,下列关系式中正确的是( ).
A.c(HCN)
B.c(Na+)>c(CN—)
C.c(HCN)—c(CN—)=c(OH—)
D.c(HCN)+c(CN—)=0.1mol·L—1
解析 0.2mol·L—1HCN溶液和0.1mol·L—1的NaOH溶液等体积混合后产生NaCN,溶液中最后有0.05mol·L—1HCN和0.05mol·L—1NaCN,根据电荷平衡c(Na+)+c(H+)=c(OH—)+c(CN—)和溶液呈碱性的条件,可得出c(Na+)>c(CN—)的结论;无论溶液如何混合,根据物料平衡可得出c(HCN)+c(CN—)=0.1mol·L—1的结论.
答 BD