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电解质溶液中离子浓度大小与变化的定性和半定量分析,是高考的热点,也是学习的难点之一,学生普遍感到难以把握,下面举几例分析,希望能对同学们有所帮助。
一、酸或碱溶液稀释时离子浓度的变化
[例1] 用水稀释0.1mol/L的氨水时,溶液中随着水量的增加而减少的是( )
A.[OH-]/[NH3·H2O] B. [NH3·H2O]/ [OH-] C.[H+]和[OH—]的积 D. OH-的物质的量
[分析]氨水的稀释和冰醋酸的稀释相似,稀释过程中电离度始终增大,但电离度增大倍数远远小于浓度减小倍数,所以,稀氨水稀释时,[OH-] 、[NH3·H2O]都减小。由于溶液越稀(加水越多),电离度越大,根据氨水的电离平衡NH3·H2OOH-+NH4+,加水时平衡向右移动,虽然稀氨水稀释时,[OH-] 、[NH3·H2O]都减小,但减小的速度不同。[NH3·H2O]既随水量的增大而减小,又随溶液浓度变稀电离度变大而减小,而[OH-]只随水量的增大而减小,同时[OH-]又随浓度变稀电离度变大而增大,减缓了[OH-]变小的速度。因此,[OH-]比[NH3·H2O]下降得要慢。所以,在稀释过程中,[OH-]/[NH3·H2O]随水量的增加而增大,而[NH3·H2O]/ [OH-]或[NH3·H2O]/ [NH4+]则减小。
温度一定时,稀溶液中[H+]与[OH-]的积是一常数。常温或25℃时,其积为1×10-14。
在稀释过程中,[OH-]虽然减小,但溶液体积增大,由于体积增大比浓度减小得要快,因此,OH-离子的物质的量增大。从计算公式也可推出:n(OH-)=[OH-]×V=CαV,V与C成反比,而电离度α增大,故n(OH-)增大。同理n(NH4+)也增大;由于[OH-]减小,而.[H+]与[OH-]的积是一常数,故稀释过程中[H+]增大。
此题选D。
[小结]
1.弱碱[A(OH)n]的稀溶液稀释时,增大的化学量有:弱碱的电离度(α)、[H+]、n(OH-)、n(An+);减小的化学量有:减小得较快的是弱碱的浓度,减小得较慢的是[OH-]、[An+]。
2.弱酸(HB)的稀溶液稀释时,增大的化学量有:弱酸的电离度(α)、[OH-]、n(H+)、n(B-);减小的化学量有:减小得较快的是弱酸的浓度,减小得较慢的是[H+]、[B-]。
二、盐溶液中离子浓度的变化
[例2] 在恒温下,欲使CH3COONa稀溶液中c(CH3COO-)/c(Na+)比值增大,可在溶液中加入少量的( )
A.固体NaOH B. 固体KOH C. 固体NaHSO4 D. 固体CH3COONa E.水
[分析]在CH3COONa溶液中存在如下水解平衡H2O+CH3COO-CH3COOH+OH-,加入固体NaOH,c(Na+)显著增大,虽然[OH-]增大,平衡向左移动,但平衡移动程度有限,所以,c(CH3COO-)增大慢一些,c(CH3COO-)/c(Na+)比值减小;加入固体KOH,c(Na+)不变,[OH-]增大,平衡向左移动,c(CH3COO-)增大,所以c(CH3COO-)/c(Na+)比值增大;加入固体NaHSO4,c(Na+)显著增大,HSO4-离子与CH3COO-结合成CH3COOH,c(CH3COO-)减小,比值减小;加入固体CH3COONa,c(CH3COO-)和c(Na+)都增大,但溶液越浓,水解程度越小,上述平衡向左移动,所以,c(CH3COO-)比c(Na+)上升快,比值增大;加水时,根据溶液越稀,水解程度越大,c(CH3COO-)比c(Na+)降低得更快,故比值减小。
[小结]
1.强碱弱酸盐加水稀释过程中,增大的物理量有:水解程度(αh)、[H+];减小得快的物理量有:弱酸根离子浓度;减小得慢的物理量有:弱酸的浓度;直线减小的物理量是:阳离子浓度。
强碱弱酸盐中加入其它试剂时,若有相同的离子时,阳离子浓度直线增大,弱酸根离子浓度增大得慢(受平衡的影响);若没有,则分析具体反应对平衡的影响。
2. 强酸弱碱盐(如FeCl3)加水稀释过程中,增大的物理量有:水解程度、[OH-];减小得快的物理量有:弱碱阳离子浓度;减小得慢的物理量有:弱碱的浓度;直线减小的物理量是:阴离子浓度。
强酸弱碱盐中加入其它试剂时,若有相同的离子时,阴离子浓度直线增大,弱碱阳离子则浓度增大得稍慢(受平衡移动的影响);若没有,则分析具体反应对平衡的影响。
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