4．實(shí)戰(zhàn)演練

一 選擇題　

3．例題精講

知識(shí)點(diǎn)一：水的電離

[例1](1)與純水的電離相似，液氨中也存在著微弱的電離：2NH₃ 　NH₄⁺+NH₂^-

據(jù)此判斷以下敘述中錯(cuò)誤的是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 (　　 )

　　　　　　　 A．液氨中含有NH₃、NH₄⁺、NH₂^-等微粒

B．一定溫度下液氨中C(NH₄⁺)·C(NH₂^-)是一個(gè)常數(shù)

C．液氨的電離達(dá)到平衡時(shí)C(NH₃) = C(NH₄⁺) = C(NH₂^-)

D．只要不加入其他物質(zhì)，液氨中C(NH₄⁺) = C(NH₂^-)

　　　　 (2)完成下列反應(yīng)方程式

①在液氨中投入一小塊金屬鈉，放出氣體_{----------------------------}

②NaNH₂溶于水的反應(yīng)_{----------------------------------}

③類似于“H⁺+OH^-=H₂O”的反應(yīng)_{----------------------------}

解析：此題要求掌握水自偶的實(shí)質(zhì)(水分子電離產(chǎn)生的H⁺與H₂O結(jié)合形成H₃O⁺)以及水的電離平衡,并能遷移應(yīng)用于對(duì)于NH₃電離的認(rèn)識(shí)：NH₃分子電離產(chǎn)生H⁺和NH₂^-,H⁺與NH₃結(jié)合生成NH₄⁺，液氨電離產(chǎn)生等量的NH₂^-與NH₄⁺，一定溫度下離子濃度乘積為一常數(shù)；NH₄⁺類似于H⁺，NH₂^-類似于OH^-。具備上述知識(shí)后，就可順利完成解題。

答案：(1)C

　　 (2)①2Na+2NH₃=H₂↑+2NaNH₂

②NaNH₂+H₂O=NaOH+NH₃↑或NH₂^-+H₂O=OH^-+NH₃↑

③NH₂^-+NH₄⁺ =2NH₃↑或NH₄Cl+NaNH₂=2NH₃↑+NaCl

知識(shí)點(diǎn)二：水的離子積

[例2]某溫度下純水中C(H⁺) = 2×10^-7 mol/L，則此時(shí)溶液中的C(OH^-) = ___________。

若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H⁺) = 5×10^-6 mol/L，則此時(shí)溶液中的C(OH^-) = ___________。

解析：由水電離產(chǎn)生的H⁺與OH^-量始終相等，知純水中C(H⁺) = C(OH^-)。根據(jù)純水中C(H⁺) 與C(OH^-)可求出此溫度下水的Kw的值，由Kw的性質(zhì)(只與溫度有關(guān)，與離子濃度無(wú)關(guān))，若溫度不變，稀鹽酸中Kw仍為此值，利用此值可求出鹽酸中的C(OH^-)。

　答案：純水中 C(OH^-) = C(H⁺) = 2×10^-7 mol/L

　　　　　　　　　　　　　　 　Kw = C(H⁺)·C(OH^-) = 2×10^-7×2×10^-7 = 4×10^-14

　　　　　　 　 稀鹽酸中 C(OH^-) = Kw / C(H⁺) = (4×10^-14) / (5×10^-6) = 8×10^-9 mol/L

　[例3] .難溶化合物的飽和溶液存在著溶解平衡，例如： AgCl(s) Ag⁺+Cl^-,Ag₂CrO₄(s) 2Ag⁺+CrO₄^2-,在一定溫度下，難溶化合物飽和溶液離子濃度的乘積為一常數(shù)，這個(gè)常數(shù)用Ksp表示。 　　 已知：Ksp(AgCl)=[Ag⁺][Cl^-]=1.8×10^-10 　　 　　 Ksp(Ag₂CrO₄)=[Ag⁺]²[CrO₄^2-]=1.9×10^-12 　　 現(xiàn)有0.001摩/升AgNO₃溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K₂CrO₄的混和溶液，試通過(guò)計(jì)算回答： 　　 (1)Cl^-和CrO₄^2-中哪種先沉淀?

(2)當(dāng)CrO₄^2-以Ag₂CrO₄形式沉淀時(shí)，溶液中的Cl^-離子濃度是多少? CrO₄^2-與Cl^-能否達(dá)到有效的分離?(設(shè)當(dāng)一種離子開(kāi)始沉淀時(shí)，另一種離子濃度小于10^-5mol/L時(shí)，則認(rèn)為可以達(dá)到有效分離)

解析：(1)當(dāng)溶液中某物質(zhì)離子濃度的乘積大于Ksp時(shí)，會(huì)形成沉淀。幾種離子共同沉淀某種離子時(shí)，根據(jù)各離子積計(jì)算出所需的離子濃度越小越容易沉淀。(2)由Ag₂CrO₄沉淀時(shí)所需Ag⁺濃度求出此時(shí)溶液中Cl^-的濃度可判斷是否達(dá)到有效分離。

解答：(1)AgCl飽和所需 Ag⁺濃度[Ag⁺]₁=1.8×10^-7摩/升 　　　 　Ag₂CrO₄飽和所需Ag⁺濃度[Ag⁺]₂==4.36×10^-5摩/升 　　　 　 [Ag⁺]₁<[Ag⁺]₂，Cl^-先沉淀。 　　　 　(2) Ag₂CrO₄開(kāi)始沉淀時(shí)[Cl^-]==4.13×10^-6<10^-5，所以能有效地分離。

知識(shí)點(diǎn)三：水的電離平衡的移動(dòng)

　 [例4] ：某溶液中由水電離出來(lái)的C(OH^-)=10^-12mol/L，則該溶液中的溶質(zhì)不可能是(　 )

A、HCl　　 B、NaOH　　 C、NH₄Cl　　 D、H₂SO₄

解析：由水電離反應(yīng)式知：此溶液水電離產(chǎn)生的C(H⁺)=C(OH^-) =10^-12mol/L，若溶液中的H⁺全部來(lái)自水的電離，則此溶液顯堿性，是因溶有堿類物質(zhì)所致，若溶液中的H⁺不僅為水電離所產(chǎn)生，則此溶液顯酸性，為酸性物質(zhì)電離所致。NH₄Cl不可能電離產(chǎn)生H⁺。

解答：C

下列兩題為上題的變式，分析一下變?cè)诤翁�？解題方法、思路與上題是否一樣？差異何在？

(1)室溫下，在純水中加入某物質(zhì)后，測(cè)得溶液中由水電離產(chǎn)生的C(H⁺)=10^-12mol/L，則加入的物質(zhì)可能是(假設(shè)常溫下碳酸、氫硫酸的第一步電離度為0.1%)　　　　 (　 )

A、通入CO₂　　 B、通入H₂S　　 C、通入NH₃　　 D、加入NaHSO₄

(2)某溶液中水電離產(chǎn)生的C(H⁺)=10^-3mol/L，,該溶液中溶質(zhì)可能是(　 )

　 ①Al₂(SO₄)₃ ②NaOH ③NH₄Cl ④NaHSO₄

A、①②　 B、①③　 C、②③　 D、①④

[例5]能促進(jìn)水的電離，并使溶液中C(H⁺)>C(OH^-)的操作是　　　 (　　 )

(1)將水加熱煮沸 (2)向水中投入一小塊金屬鈉 (3)向水中通CO₂ (4)向水中通NH₃ (5)向水中加入明礬晶體 (6)向水中加入NaHCO₃固體 (7)向水中加NaHSO₄固體

A、(1)(3)(6)(7)　 B、(1)(3)(6)　 C、(5)(7)　 D、(5)

解析：本題主要考查外界條件對(duì)水的電離平衡的影響，請(qǐng)按如下思路完成本題的解：本題涉及到哪些條件對(duì)水的電離平衡的影響？各自對(duì)水的電離平衡如何影響？結(jié)果任何(C(H⁺)與C(OH^-)相對(duì)大小)？歸納酸、堿、鹽對(duì)水的電離平衡的影響。

解答： D

知識(shí)點(diǎn)四：pH的定義方法

[例6]、下列溶液，一定呈中性的是　　　　　　　　　　 (　　 )

A.由等體積、等物質(zhì)的量濃度的一元酸跟氫氧化鈉溶液混合后所形成的溶液

B.[H⁺]=1×10^-7mol·L^-1的溶液　　

C.pH=14-pOH 的溶液　

D.pH=pOH 的溶液　　　 　　　　　　　　　　　　　(2000年化學(xué)試測(cè)題)　 　　　　　　　　　

解析：此題要求將教材中定義pH方法遷移應(yīng)用于表示pOH以及pH與pOH的關(guān)系，根據(jù)pH的定義方法，可定義pOH= ―lgC(OH^―)，將室溫下水的離子積的表達(dá)式C(H⁺)×C(OH^-)=10^―14兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)，―lgC(H⁺)―lgC(OH^―)= ―lg10^―14，整理得pH+pOH=14。應(yīng)用所得關(guān)系式分析可得答案。

解答：D

點(diǎn)評(píng)：pOH= ―lgC(OH^―)、pH+pOH=14兩個(gè)關(guān)系式及其應(yīng)用均不在教學(xué)大綱和考綱范圍內(nèi)，我們不一定要掌握，但將教材中的知識(shí)、方法加以遷移應(yīng)用，進(jìn)行探究發(fā)現(xiàn)是教學(xué)大綱和考綱提出的能力要求。此題作為全國(guó)高考化學(xué)測(cè)試題具有重要的指導(dǎo)意義，值得大家認(rèn)真去領(lǐng)悟，在隨后的2001年上海高考題以及2002年全國(guó)理科綜合高考題中又出現(xiàn)了類似的題目。

為更好地表示溶液的酸堿性，科學(xué) 家提出了酸度(AG)的概念，AG＝，則下列敘述正確的是

A　 中性溶液的AG＝0

B　 酸性溶液的AG＜0

C　 常溫下0.lmol/L氫氧化鈉溶液的AG＝12

D　 常溫下0.lmol/L鹽酸溶液的AG＝12( 2001年上海)

有人曾建議用AG表示溶液的酸度(acidity arede)，AG的定義為AG＝lg([H⁺]/[OH^－])。下列表述正確的是

A　 在25℃時(shí)，若溶液呈中性，則pH＝7，AG＝1

B　 在25℃時(shí)，若溶液呈酸性，則pH＜7，AG＜0

C　 在25℃時(shí)，若溶液呈堿性，則pH＞7，AG＞0

D　 在25℃時(shí)，溶液的pH與AG的換算公式為AG＝2(7－pH)　 (2002理科綜合)

知識(shí)點(diǎn)五：溶液pH的計(jì)算

[例7]室溫下將n體積pH=10和m體積pH=13兩種NaOH溶液混合得pH=12的NaOH溶液，則n：m=_{--------------}

解析：此題是關(guān)于兩種不反應(yīng)的溶液混合后溶液pH值的計(jì)算，根據(jù)混合前后溶質(zhì)(NaOH)量守恒，列式求解

解答：pH=10　 C(H⁺)=10^-10mol/L　 C(OH^-) =10^-4mol/L

　　　 pH=13　 C(H⁺)=10^-13mol/L　 C(OH^-) =10^-1mol/L

　　　 pH=12　 C(H⁺)=10^-12mol/L　 C(OH^-) =10^-2mol/L

　　　 10^-4·n + 10^-1·m = (n+m) ×10^-2

　　　　　　 n ：m = 100 ：11

規(guī)律：　　 有關(guān)混合溶液的pH計(jì)算，題設(shè)條件可千變?nèi)f化，正向、逆向思維，數(shù)字與字母交替出現(xiàn)，但基本題型只有兩種：(1)混合后不反應(yīng)，(2)混合后反應(yīng)。對(duì)于溶液的稀釋，可將水作為濃度為0的溶液，仍屬混合后不反應(yīng)一類，這一類混合溶液的pH應(yīng)介于兩種溶液的pH之間，因而酸、堿溶液無(wú)論加多少水稀釋，其最終pH均不可能等于純水的pH(即常溫不可能為7)。

　　　　　 混合溶液pH的計(jì)算方法也很簡(jiǎn)單，即設(shè)法求出混合溶液的C(H⁺)，若是溶液顯堿性，則必須先求出溶液的C(OH^-)，然后再換算為C(H⁺)或按OH^-量守恒列式求解。

[例8]25ºC，若10體積的某強(qiáng)堿溶液與1體積的某強(qiáng)酸溶液混合后，溶液呈中性，則混合之前，該堿的pH與強(qiáng)酸的pH之間該滿足的關(guān)系是_______________________

分析：由題意知，本題為酸、堿混合后完全中和，根據(jù)中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)可知，酸中n(H⁺)與堿中n(OH^-)相等，故有C(H⁺)酸V酸 == C(OH^-)堿V堿，由此關(guān)系列式可求得結(jié)果。

解答：設(shè)酸的pH為a，C(H⁺)酸=10^-a，堿的pH為b，C(OH^-)堿=10^-14 / 10^-b=10^{- (14 - b)}

因?yàn)榛旌虾笕芤撼手行�，所以C(H⁺)酸V酸 == C(OH^-)堿V堿

　　 10^-a ×V = 10 ^{- (14 - b)} ×10V = 10 ^{- (13 - b)} ×V　　　　

10^-a = 10 ^{- (13 - b)}

兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)：-lg10^-a = -lg10 ^{- (13 - b)}，a=13-b　　　 a+b=13

即酸的pH與堿的pH之和為13

點(diǎn)評(píng)：上面解法盡管可順利地得出本題的解，但題中的酸堿體積比可以任意變換，則每一變換都得重新求解，這就啟發(fā)我們能否找出酸、堿pH與兩者體積比之間的關(guān)系呢？同時(shí)若混合后不顯中性其關(guān)系又會(huì)怎樣呢？

將上面的解改為：

C(H⁺)_酸V_酸 == C(OH^-)_堿V_堿

10^-a ×V_酸 = 10 ^{- (14 - b)} ×V_堿

10^-a·10^-b=10^-14·(V_堿 / V_酸)

兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)得：a+b=14―lg(V_堿 / V_酸)

若混合后溶液顯酸性_{------------------------}：

若混合后溶液顯堿性_{-------------------------}：

同學(xué)們?cè)趯W(xué)習(xí)中要善于總結(jié)、積累，把自己積累的經(jīng)驗(yàn)、成果用于指導(dǎo)自己的學(xué)習(xí)。例如掌握了上述關(guān)系后，解下列題目就很輕松。

在20℃時(shí)，有PH值為x(x£6)的鹽酸和PH值為y(y³8)的NaOH溶液，取Vx升該鹽酸同該NaOH溶液中和，需Vy升NaOH溶液 　　 (1)若x+y=14時(shí)，則=　　　　 　　 (2)若x+y=13時(shí)，則=　　　　 　　 (3)若x+y>14時(shí)，則=　　　　　 (表達(dá)式)，且Vx　　 Vy(填<、>或=) 　

3．關(guān)于酸、堿混合時(shí)的定性判斷(常溫)

　酸與堿混合時(shí)發(fā)生中和反應(yīng)，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的鹽能否水解及水解情況而定，另外酸堿的強(qiáng)弱不同，提供反應(yīng)物的量不同也影響著反應(yīng)后溶液的性質(zhì)。一般酸或堿過(guò)量化生成的鹽水解對(duì)溶液的酸堿性影響大。

　下面把常見(jiàn)的幾種情況分列出來(lái).

�、俚任镔|(zhì)的量濃度的一元弱酸一元強(qiáng)堿溶液等體積混合溶液pH＞7(由生成的強(qiáng)堿弱酸鹽水解決定)

②等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與一元弱堿溶液等體積混合后溶液pH＜7(由生成的強(qiáng)酸弱堿鹽水解決定)

③等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液等體積混合后溶液pH=7(因生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解)

想一想：若酸或堿之一是多元，情況又怎樣？

④當(dāng)pH=pOH的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液以等體積混合后pH=7(與酸、堿的幾元性無(wú)尖)

⑤當(dāng)pH=3的某一元酸溶液與pH=11的一元強(qiáng)堿以等體積混合后pH≤7。(考慮酸有強(qiáng)弱之分，若分弱酸，制反應(yīng)后酸過(guò)量)

⑥當(dāng)pH=3的某一元強(qiáng)酸pH=11的一元堿溶液的以等體積混合后pH≥7(同理⑤，弱堿過(guò)量)

⑦將pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶液以等體積混合后溶液pH=無(wú)法確定.

再想一想：⑤⑥⑦與酸、堿的幾元性有無(wú)關(guān)系？

2．強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合(發(fā)生中和反應(yīng)，忽略體積變化)可能情況有三種：

①若酸和堿恰好中和. 即nH⁺=nOH^-，pH=7.

②若酸過(guò)量，求出過(guò)量的[H⁺]，再求pH值.

③若堿過(guò)量，求出過(guò)量的[OH^-]，求出pOH后求pH值.

特例：若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合

①若pH_酸+pH_堿=14，則完全中和pH=7.

②若pH_酸+pH_堿＞14，則堿過(guò)量pH≈pH_堿－0.3

③若pH_酸+pH_堿＜14，則酸過(guò)量pH≈pH_酸+0.3

討論：

pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按體積比V₁ ：V₂混合.當(dāng)混合液分別呈中性、酸性、堿性時(shí)，且V₁ ：V₂=10ⁿ時(shí)，a+b分別為多少？

分析　　　　　　 ①呈中性：即pH=7.

　　　　　　　　　 nH⁺=nOH^-

　　　　　　　　　　 10^-a·V₁=10^-(14－b)·V₂

　　　　　　　　　　 V₁ ：V₂=10^-14+a+b

 10ⁿ=10^a+b－14

　　　　　　　　　　 n=a+b－14

　　　　　　　　　　 　a+b=14+n

　　　　　　　　　 ②若呈酸性. 即pH＜7

　　　　　　　　　 nH⁺＞nOH^-

　　　　　 　　　　10^-a·V₁＞10^-(14－b)·V₂

　　　　　　　　　　 V₁ ：V₂＞10^-14+a+b

 10ⁿ＞10^{－14+ a+b}

　　　　　　　　　　　 　a+b＜14+n　

　　　　�、廴舫蕢A性，即pH＞7，同理可知

　　　　　　　　　　 　a+b＞14+n

　想一想：若V₁ ：V₂=1 ：10ⁿ=10^-n，三種情況的結(jié)果又如何呢？

1．溶液簡(jiǎn)單混合(不發(fā)生反應(yīng)，忽略混合時(shí)體積變化)

　　　　　　　　　　　　　　 強(qiáng)酸：pH=pH_小+0.3

　若等體積混合，且△pH≥2　　

　　　　　　　　　　　　　　 強(qiáng)堿：pH=pH_大－0.3

　若不等體積混合，物質(zhì)的量濃度　　 強(qiáng)酸[H⁺]_總=

　分別為M₁、M₂體積分別為　　　　 強(qiáng)堿[OH^-]_總=

　V₁、V₂的一元強(qiáng)酸或強(qiáng)堿

注意：強(qiáng)酸直接由[H⁺]_總求pH值

　　 強(qiáng)堿由[OH^-]_總求pOH，后再求pH值.

　 由于強(qiáng)酸或強(qiáng)堿在水中完全電離，加水稀釋后不會(huì)有溶質(zhì)進(jìn)一步電離，故僅僅是體積增大的因素導(dǎo)致酸溶液中的[H⁺]或堿溶液中的[OH^-]減小.

　 弱酸或弱堿由于在水中不完全電離，加水稀釋同時(shí)，能促使其分子進(jìn)一步電離，故導(dǎo)致相應(yīng)[H⁺]或[OH^-]減小的幅度降低。

　 例如　 ①等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，氫氧化鈉和氨水分別加水稀釋。溶液的pH值變化，圖示如下：

　

　 ②若把上述問(wèn)題，換成等pH值，圖示又怎樣呢？

　　　　　　　

　　　　　 強(qiáng)酸弱酸稀釋　　　　　　　　　　　　 強(qiáng)、弱堿稀釋

　　　 　　前后　　　　　　　　　 前后

pH=a　 pH_(HCl)=a+n＜7　　　　　　　　 pH=b　 Ph_(NaOH)=b－n＞7

pH_(HAC)＜a+n＜7　　　　　　　　　　　 pH_(NH3·H2C)＞b－n＞7

△pH_(HCl)=n　　　　　　　　　　　　　 △pH_(NaOH)=n

△pH_(HAC)＜n　　　　　　　　　　　　　 △pH_(NH3·H2O)＜n

△pH_(HCl)＞△pH_(HAC)　　　　　　　　　 △pH_(NaOH)＞△pH_(NH3·H2O)

　 注意：

　 ①酸無(wú)論怎樣稀釋，不可能成為堿性；若無(wú)限稀釋，則pH只能無(wú)限接近7且小于7.

②堿無(wú)論怎樣稀釋，不可能成為酸性；若無(wú)限稀釋，則pH只能無(wú)限接近7且大于7

③當(dāng)起始強(qiáng)酸、弱酸的pH相同，稀釋后為達(dá)仍相同，則稀釋倍數(shù)一定是弱酸大小強(qiáng)酸(強(qiáng)堿、弱堿類同)

　 溶液呈的酸堿性何性，取決于溶液中[H⁺]、[OH^-]的相對(duì)大�。簆H值的大小取決于溶液中的[H⁺]大小

pH=－lg[H⁺]，pOH=－lgKw=pKw

溶液酸堿性	[H+]與[OH-]關(guān)系
任意濕度	室溫(mol/L)	pH值(室溫)
酸性	[H+]＞[OH-]	[H+]＞1×10-7	＜7
中性	[H+]=[OH-]	[H+]=[OH-]=1×10-7	=7
堿性	[H+]＜[OH-]	[H+]＞1×與10-7	＞7

(1)酸性越強(qiáng)，pH值越小，堿性越強(qiáng)，pH值越大，pH值減小一個(gè)單位，[H⁺]就增大到原來(lái)的10倍，pH值減小n個(gè)單位，[H⁺]的增大到原來(lái)的10ⁿ倍.

(2)任意水溶液中[H⁺]≠0，但pH可為0，此時(shí)[H⁺]=1mol/L，一般[H⁺]＞1mol/L時(shí)，pH＜0，故直接用[H⁺]表示.

(3)判斷溶液呈中性的依據(jù)為：[H⁰]= [OH^-]或pH=pOH=pKw

只有當(dāng)室溫時(shí)，Kw=1×10^-14

　　　　　　　　　 [H⁺]=[OH^-]=10^-7mol/L

溶液呈中性

pH=pOH=pKw=7

　 分析　 原因：H₂O　　　 H⁺+OH－Q

　 由于水的電離是吸熱的，濕度越高，電離程度越大，kw越大.

　 中性：pH=pOH=pKw

T↗→Kw↗→pH+pOH↘

T↘→Kw↘→pH=pOH↗

　　 如：100℃，KW=1×10^-12.. pKw=12.

中性時(shí)Ph=pKw=6＜7.

圖示：不同濕度(T₁＞T₂)時(shí)溶液中[H⁺]與[OH^-]，pH與pOH關(guān)系

　

　　　　　　　　　 圖一　　　　　　　　　　　　　　 圖二

　想一想：圖一與圖二有哪些不同？為何不同？

提示：(①形狀 ②T₁、T₂相對(duì)位置)

　 ③簡(jiǎn)平分錢劃分的兩個(gè)區(qū)域酸堿性不同。建議以[H⁺]、[OH^-]=Kw，和pH+pOH=pKw兩個(gè)關(guān)系或考慮，并注意濕度不同時(shí)Kw的影響。)

　 (4)溶液pH的測(cè)定方法：

　 ①酸堿指示劑　 ②pH試紙　 ③pH計(jì)其中①只傳判定pH范圍

　 ②pH試紙也只能確定在某個(gè)值左右(對(duì)照標(biāo)準(zhǔn)比色卡)，無(wú)法精確到小數(shù)點(diǎn)后1倍。另外使用時(shí)不能預(yù)先潤(rùn)濕試紙。否則相當(dāng)于又稀釋了待測(cè)液，測(cè)定結(jié)果誤差大。

　 ③pH計(jì)測(cè)定較精確.

4．溶液中各種微粒濃度之間的關(guān)系

以Na₂S水溶液為例來(lái)研究

(1)寫出溶液中的各種微粒

陽(yáng)離子：Na⁺、H⁺

陰離子：S^2-、HS^-、OH^-

(2)利用守恒原理列出相關(guān)方程.

1⁰電荷守恒：

[Na⁺]+[H⁺]=2[S^2-]+[HS^-]+[OH^-]

2⁰物料守恒：

Na₂S=2Na⁺+S^2-

若S^2-已發(fā)生部分水解，S原子以三種微粒存在于溶液中。[S^2-]、[HS^-]，根據(jù)S原子守恒及Na⁺的關(guān)系可得.

[Na⁺]=2[S^2-]+2[HS^-]+2[H₂S]

3⁰質(zhì)子守恒

H₂O　　　 H⁺+OH^-

由H₂O電離出的[H⁺]=[OH^-]，水電離出的H⁺部分被S^2-結(jié)合成為HS^-、H₂S，根據(jù)H⁺(質(zhì)子)守恒，可得方程：

[OH^-]=[H⁺]+[HS^-]+2[H₂S]

想一想：若將Na₂S改為NaHS溶液，三大守恒的關(guān)系式與Na₂S對(duì)應(yīng)的是否相同？為什么？

提示：由于兩種溶液中微粒種類相同，所以陰、陽(yáng)離子間的電荷守恒方程及質(zhì)子守恒是一致的。但物料守恒方程不同，這與其鹽的組成有關(guān)，若NaHS只考慮鹽本身的電離而不考慮HS^-的進(jìn)一步電離和水解，則[Na⁺]=[HS^-]，但不考慮是不合理的。正確的關(guān)系為[Na⁺]=[HS^-]+[S^2-]+[H₂S]

小結(jié)：溶液中的幾個(gè)守恒關(guān)系

(1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液呈電中性，即所有陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)代數(shù)和為零。

(2)物料守恒(原子守恒)：即某種原子在變化過(guò)程(水解、電離)中數(shù)目不變。

(3)質(zhì)子守恒：即在純水中加入電解質(zhì)，最后溶液中[H⁺]與其它微粒濃度之間的關(guān)系式(由電荷守恒及質(zhì)子守恒推出)

練一練！

寫出0.1mol/L Na₂CO₃溶液中微粒向后三天守恒關(guān)系式。

3．比較鹽溶液中離子濃度間的大小關(guān)系.

(1)一種鹽溶液中各種離子濃度相對(duì)大小

①當(dāng)鹽中陰、陽(yáng)離子等價(jià)時(shí)

[不水解離子] ＞[水解的離子] ＞[水解后呈某性的離子(如H⁺或OH^-)] ＞[顯性對(duì)應(yīng)離子如OH^-或H⁺]

實(shí)例：aCH₃COONa. bNH₄Cl

a.[Na⁺]＞[CH₃COO^-] ＞[OH^-] ＞[H⁺]

b.[Cl^-] ＞[NH₄⁺]＞[OH^-]

②當(dāng)鹽中陰、陽(yáng)離子不等價(jià)時(shí)。

要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是“幾價(jià)分幾步，為主第一步”，實(shí)例Na₂S水解分二步

S^2-+H₂O　　　 HS^-+OH^-(主要)

HS^-+H₂O　　　 H₂S+OH^-(次要)

各種離子濃度大小順序?yàn)椋?/p>

[Na⁺]＞[S^2-] ＞[OH^-] ＞[HS^-] ＞[H⁺]

(2)兩種電解質(zhì)溶液混合后各種離子濃度的相對(duì)大小.

①若酸與堿恰好完全以應(yīng)，則相當(dāng)于一種鹽溶液.

②若酸與堿反應(yīng)后尚有弱酸或弱堿剩余，則一般弱電解質(zhì)的電離程度＞鹽的水解程度.

2．分析鹽溶液中微粒種類.

例如 Na­₂S和NaHS溶液溶液含有的微粒種類相同，它們是Na⁺、S^2-、HS^-、H₂S、OH^-、H⁺、H₂O，但微粒濃度大小關(guān)系不同.