高考指導(dǎo)：透析溶液中離子濃度大小判定

　　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1.H2S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(xiě)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-。

　　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： 。

　　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·L-1NaHRO4溶液的中，c(RO42-)=0.029 mol·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 H2RO4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·L-1H2RO4溶液的中第一步電離產(chǎn)生H+的濃度為0.1 mol·L-1，故第二步電離產(chǎn)生H+濃度為0.01mol·L-1，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(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(xiě)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(yíng)-的水解程度，使得c(A-)

　　(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-)=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(yíng)-的水解程度。

　　答案 (1)< (2)= (3)> (4)>