破解微粒浓度比较的难点

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1、破解微粒浓度比较的难点　　电解质溶液中微粒浓度的比较是高中化学的重点和难点，也是高考热点。虽然不少资料都对其题型进行了分类，详细介绍了各类溶液中微粒浓度的关系，但不少同学仍然感到读后犹如雾里看花，朦朦胧胧，似懂非懂；解题时力不从心，一旦脱离资料就无从下手。为解决这个问题，本文给同学们介绍几种技巧，以便快速、准确地判断微粒浓度的关系。　　一、图示法快速书写质子守恒式　　1.质子守恒的概念　　以Na2CO3溶液为例，Na2CO3溶于水可电离出Na+和CO2-3。CO2-3是弱酸（H2CO3）的酸根离子，因而CO2-3可发生水解――结合水电离出来的质子（即H+）生成HCO-3；HCO-3还会进一

2、步结合H+生成H2CO3。除此之外，溶液中由水电离出来的H+都会与另一部分H2O结合成H3O+（通常仍然写为H+）。　　可见，Na2CO3溶于水后，在其溶液内部发生了质子的转移，H2O是质子的给予体，而CO2-3、HCO-3和（另一部分）H2O是质子的接受体。毫无疑问，电解质溶液中分子或离子得到与失去质子的物质的量相等，这就是电解质溶液中的质子守恒。　　质子守恒式可由电荷守恒式和物料守恒式联立得到。例如，在Na2CO3溶液中存在如下守恒关系：　　电荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HCO-3）+2c（CO2-3）①　　物料守恒：c（Na+）=2c（CO2-3）+2c（HC

3、O-3）+2c（H2CO3）②　　①-②消去Na+并整理得：c（OH-）=c（H+）+c（HCO-3）+2c（H2CO3），此即Na2CO3溶液中的质子守恒表达式。　　这种方法比较繁琐，有时还要改变化学计量数，因此容易出错。下面介绍一种书写技巧。　　2.质子守恒式的书写技巧　　从质子守恒的概念出发，可以得出一种快速书写质子守恒式的技巧――图示法。仍以Na2CO3溶液为例，其书写步骤如下：　　第一步：找出溶液中参与得、失质子的微粒并标在　　右图中，每个微粒分别占一格。例如，在Na2CO3溶液中，参与质子转移的微粒是H2O和CO2-3。　　第二步：分别在图中写出得到质子和失去质子后所形成的微粒

4、的化学式。为清楚起见，将得、失质子所形成的微粒分别写在方框两边，以免混淆。　　第三步：用得到质子所形成的各种微粒的浓度乘以所得到的质子数，用失去质子所形成的各种微粒的浓度乘以所失去的质子数（若为1则可省略不写）。根据得、失质子数相等，可得：c（OH-）=c（H+）+c（HCO-3）+2c（H2CO3），此即Na2CO3溶液中的质子守恒表达式（H3O+仍然写为H+，下同）。　　与正盐不同的是，在弱酸的酸式盐溶液中，弱酸的酸式酸根离子（如HCO-3、HS-等）也会失去质子，书写此类盐溶液的质子守恒式难度更大，但用图示法却轻而易举。　　例1.写出NH4HCO3溶液中的质子守恒式。　　解析：NH4

5、HCO3是弱酸的酸式盐，HCO-3既可提供质子生成CO2-3，又可得到质子生成H2CO3；NH+4能失去质子生成NH3，再与水结合生成NH3?H2O。NH4HCO3溶液中的质子转移情况见上图。根据得、失质子数相等的原则，可得NH4HCO3溶液中的质子守恒表达式为c（OH-）+c（CO2-3）+c（NH3?H2O）=c（H+）+c（H2CO3）。　　二、运用“微弱观”快速确定微粒浓度关系式中的“冠亚军”　　一般情况下，无论是弱电解质的电离程度还是盐类离子的水解程度都很小，因此，电离或水解所产生的微粒的浓度都小于电解质溶液中原有微粒的浓度。　　1.弱酸或弱碱溶液　　例如，在01mol/L的NH

6、3?H2O溶液中，NH3?H2O仅发生少部分电离，所以其浓度最大；再结合水的电离可判断出微粒浓度的大小关系为c（NH3?H2O）>c（OH-）>c（NH+4）>c（H+）；在01mol/L的H2S溶液中，则有如下关系：c（H2S）>c（H+）>c（HS-）>c（S2-）。　　2.盐溶液　　以01mol/L的NH4Cl溶液为例，该溶液中含有四种离子：H+、NH+4、OH-、Cl-，虽然NH+4会发生水解，但由于NH+4的水解是很微弱的，所以该溶液中微粒浓度最大的离子是Cl-，排在第二位的离子是NH+4。结合溶液呈酸性可得：c（Cl-）>c（NH+4）>c（H+）>c（OH-）。　　同理，在0

7、1mol/L的Na2CO3溶液中，虽然CO2-3会发生水解，但其水解程度很小，所以该溶液中微粒浓度最大的离子是Na+，排在第二位的离子是CO2-3；在01mol/L的NaHCO3溶液中，虽然HCO-3既能发生电离，又能发生水解，但由于水解和电离都是很微弱的，所以该溶液中微粒浓度最大的是Na+，排在第二位的是HCO-3。　　【小结】对于弱酸或弱碱的溶液，一般来说，弱酸或弱碱分子的浓度最大，再结合水的电离即可比较其他微粒的浓