大数据应用：微粒浓度守恒关系探究

【高考化学·考试大纲】电解质溶液知识的综合应用。

【课程标准·学业要求】能综合运用离子反应、化学平衡原理,分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。

判断下列正误

(1)[16 全国Ⅲ,13]向盐酸中加入氨水至中性,溶液中(　)

(2)[14 全国Ⅱ,11]pH=2的H2C2O4溶液与pH=12的NaOH溶液任意比例混合:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2O-4)。(　)

(3)[14 全国Ⅱ,11]pH=5的H2S溶液中,c(H+)=c(HS-)=1×10-5mol·L-1。(　)

一、守恒关系

1.电荷守恒

溶液中所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带负电荷总数。该守恒式特征:等式左右两端分别是两类不同的阴、阳离子,且无分子。

溶液中电荷守恒是最重要的、首先考虑的守恒关系,它只与离子的种类有关,与离子浓度的大小无关。

注意:①找出溶液中所有的离子;②离子前要乘以离子所带的电荷数值;③在任何水溶液中都存在H+和OH-;④在中性溶液(pH=7)中,c(H+)=c(OH-),电荷守恒的等式中常常会抵消该项后进行分析判断。

2.物料守恒

电解质溶液中某一组分的原始浓度(起始浓度)等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。通过关系式确定出含有这些元素粒子的量的关系,根据物料守恒建立等式。该守恒式特征:等式两端的物质中各含有一种相同的元素,粒子可能有分子或离子。

确定物料守恒的几种方法:

(1)以一种化学式为准分析,不同元素间形成的特定微粒比守恒。

如NaHS溶液中,根据Na与S微粒的关系有:

c(Na+)=c(HS-)+c(S2-)+c(H2S);

在NaHSO4溶液中,c(Na+)=c(SO2-4)。

(2)以给定的浓度为准建立关系,含特定元素的微粒(离子或分子)守恒。

如在0.1mol/L Na3PO4溶液中:根据P元素形成微粒总量守恒有:c(PO3-4)+c(HPO2-4)+c(H2PO-4)+c(H3PO4)=0.1mol/L

(3)以恰好完全反应为准建立关系。

二、微粒浓度大小分析的三个依据

(1)弱电解质电离:电离微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。例如,H2CO3溶液中:

c(H2CO3)>c(HCO-3)≫c(CO2-3)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。

(2)离子的水解:水解离子的浓度大于水解生成微粒的浓度。例如,Na2CO3溶液中:

c(CO2-3)>c(HCO-3)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。

(3)水的电离:在比较溶液中c(H+)、c(OH-)浓度的大小时,必须要考虑水的电离。如醋酸溶液中:

c(CH3COO-)=c酸(H+)<c酸(H+)+c水(H+)

【考型1】守恒定律的运用

1.判断下列正误

(1)[14 福建,10]0.10mol·L-1NaHCO3溶液中,离子浓度关系:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO-3)+c(CO2-3)。(　)

(2)[14 天津,5]pH=1的NaHSO4溶液:c(H+)=c(SO2-4)+c(OH-)。(　)

【考型2】混合溶液酸碱性定性判断

2.下列判断正确的是(　)

A.[14 天津,5]含等物质的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液:3c(Na+)=2[c(HC2O-4)+c(C2O2-4)+c(H2C2O4)]

B.[14 四川,6]0.1mol·L-1CH3COOH溶液与0.1mol·L-1NaOH溶液等体积混合,所得溶液中:c(OH-)>c(H+)+c(CH3COOH)

C.[17 江苏,14]常温下,Ka(HCOOH)=1.77×10-4,Kb(NH3·H2O)=1.76×10-5,浓度均为0.1mol·L-1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和:前者大于后者

D.[17 江苏,14]0.2mol·L-1HCOOH与0.1mol·L-1NaOH等体积混合后的溶液中:c(HCOO-)+c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+)

【考型3】溶液中微粒浓度大小的比较

3-1.下列判断正确的是[双选](　)

A.[14 天津,5]CO2的水溶液:c(H+)>c(HCO-3)=2c(CO2-3)

B.[四川高考]pH=8.3的NaHCO3溶液:c(Na+)>c(HCO-3)>c(CO2-3)>c(H2CO3)

C.[14 四川,6]20mL0.1mol·L-1CH3COONa溶液与10mL0.1mol·L-1HCl溶液混合后溶液呈酸性,所得溶液:c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)

D.[14 江苏,14]0.1mol·L-1CH3COONa溶液与0.1mol·L-1

HCl溶液等体积混合:c(Na+)=c(Cl-)>c(CH3COO-)>c(OH-)(www.xing528.com)

3-2[15 安徽,13]25℃时,在10mL浓度均为0.1mol·L-1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1mol·L-1盐酸,下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是(　)

A.未加盐酸时:c(OH-)>c(Na+)=c(NH3·H2O)

B.加入10mL盐酸时:c(NH+4)+c(H+)=c(OH-)

C.加入盐酸至溶液pH=7时:c(Cl-)=c(Na+)

D.加入20mL盐酸时:c(Cl-)=c(NH+4)+c(Na+)

一、溶液中的守恒

1.★多种电解质混合守恒

如同浓度,同体积的NaAc与HAc混合:

2c(Na+)=c(HAc)+c(Ac-)

2.综合守恒

综合守恒是将电荷守恒和物料守恒两个守恒式写出来,消去要判断的式子中不出现的浓度项而得到。

当所给的等式既不是电荷守恒也不是物料守恒时,就要用到综合守恒分析。其它资料介绍的“质子守恒”,本书划归为这类守恒的一种情况。

例如:在某NaHCO3溶液中,由电荷守恒得:c(Na+)+c(H+)=c(HCO-3)+2c(CO2-3)+c(OH-)①

由物料守恒得:c(Na+)=c(HCO-3)+c(CO2-3)+c(H2CO3)②

把②式代入①式,消去c(Na+)得综合守恒:c(H+)+c(H2CO3)=c(CO2-3)+c(OH-)

3.守恒式中的数值运用

当给出了pH值或c(H+)或c(OH-)的值时,可将值带入守恒式中。

例如:某NaHCO3溶液pH=8则:c(H+)=10-8mol/L;c(OH-)=10-6mol/L由上例综合守恒式得:

c(H2CO3)-c(CO2-3)=c(OH-)-c(H+)=10-6mol/L-10-8mol/L=9.9×10-7mol/L

二、微粒浓度大小比较的分析思路

1.基本分析方法——“一找二定三动”

(1)“找溶质”:若溶液中的溶质互不反应,直接确定所给溶液中的溶质组成;若要反应,以完全反应后再确定溶质组成。(2)“定微粒”:先不考虑溶质在溶液中可能存在的三大平衡[即:水的电离平衡,弱离子的水解平衡和弱酸(或弱碱)的电离平衡],而是用守恒法建立起微粒浓度的等式关系,为下一步分析变化建立参照基础;(3)“动增减”,由于三大平衡的存在,上一步等式中的微粒将在此基础上增大、减少、或不变(复杂的多平衡体系见下例题分析);微粒浓度的等式将转变成不等式。(4)分析溶液的酸碱性,确定溶液中H+、OH-的相对大小;一般说在酸性溶液中浓度最小的离子是OH-，反之同理。

例1:等物质的量的CH3COOH溶液与NaOH溶液混合。

①“找溶质”:等物质的量的CH3COOH溶液与NaOH溶液恰好完全反应生成CH3COONa,因此，溶液中的溶质为CH3COONa。

②“定微粒”:若不考虑“三大平衡”,则CH3COONa溶液中,c(Na+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)。

③“动增减”:考虑平衡,由于CH3COO-的水解使溶液呈碱性:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-,H2OH++OH-，所以,上等式中c(Na+)[→]=c(CH3COO-)[↘]>c(H+)[↘]=c(OH-)[↗];c(OH-)>c(CH3COOH)；最终结果为:c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(CH3COOH)>c(H+)。

例2:2L 0.1mol·L-1CH3COOH溶液与1L 0.1mol·L-1NaOH溶液混合;

①“找溶质”:溶质相互反应,反应结果是得到:c(CH3COONa)=c(CH3COOH),也相当于等物质的量的CH3COONa与CH3COOH混合。

②“定微粒”:若不考虑“三大平衡”,则CH3COONa溶液中,c(Na+)=c(CH3COO-)=c(CH3COOH)>c(H+)=c(OH-)。

③“动增减”:考虑平衡,CH3COO-水解使溶液呈碱性:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，CH3COOH电离使溶液呈酸性:CH3COOHCH3COO-+H+，由于显酸性(一般题目会给出,具体计算见专题57中“关键能力 1-1”),以 CH3COOH的电离为主(分析方法见下点):c(Na+)[→]=c(CH3COO-)[↗]=c(CH3COOH)[↘]>c(H+)[↗]=c(OH-)[↘]。

结果:c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-)。

2.弱离子的水解与弱酸(或弱碱)的电离同时存在平衡的分析

(1)设一元弱酸(HA)和其强碱盐(NaA)的混合溶液,通常认为其溶液中存在“三大平衡”:

①弱离子的水解平衡,使溶液呈碱性:A-+H2OHA+OH-;

②弱酸的电离平衡,使溶液呈酸性:HAA-+H+;

③水电离平衡:H2OH++OH-。

实际上这“三大平衡”相互制约是同时平衡的,其关系式表现为:Kh×Ka=Kw。

(2)为简化分析,通常只分析一种决定溶液性质的平衡因素。即“谁为主,分析谁,显谁性”：

①如果混合溶液显酸性,主要分析弱酸的电离:HAA-+H+;把加入的NaA,看成抑制电离进行的同离子,使上述平衡左移,溶液酸性减弱。此时,一般不分析A-离子的水解。

②如果混合溶液显碱性,主要分析弱离子A-的水解:A-+H2OHA+OH-;把加入的HA,看成抑制水解进行的同粒子,使上述平衡左移,溶液碱性减弱。

③如果混合溶液显中性,则认为HA的电离与A-离子的水解程度相互抵消。

3.“M+、A-、OH-、H+”的特殊情况

溶液中只存在:“两阳两阴,四种一价离子”(即:M+、A-、H+、OH-),浓度大小比较时,根据电中性原则,必要条件是不等式两端电性必定相同。如:只有NH+4、Cl-、OH-、H+四种离子的溶液中,如:c(NH+4)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)或c(NH+4)>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+)或c(Cl-)>c(NH+4)>c(H+)>c(OH-)或c(Cl-)>c(H+)>c(NH+4)>c(OH-)。

使用中一定要注意前提条件,不满足前提的判断,常常是命题人设置的陷阱,结论不满足的肯定错。