几种混合溶液中离子浓度大小的比较

1.0.1mol/L的CH_3COOH溶液与0.1mol/L的NaOH溶液等体积混合.分析:NaOH与HAc恰好完全反应,反应后即为NaAc溶液,由于CH_3COO~- H_2(?)CH_3COOH OH~-,所以c(Na~ )>c(CH_3COO~-)>c(OH~-)>c(H~ ).2.pH=1的HAc与pH=13的NaOH溶液等体积混合.分析:混合前CH_3COOH溶液中,c(H~ )=0.1mol/L,NaOH溶液中c(OH~-)=0.1mol/L,而CH_3COOH为弱酸,部分电离,即     

醋酸中加入少量氢氧化钠溶液后,醋酸的电离度应如何变化?

HAc溶液中加入少量NaOH稀溶液后,HAc的电离度变大还是变小?从表面上看,似乎是HAc中加入OH~-后与其电离产生的H结合生成H_2O,使HAc电离平衡向电离方向移动,结果电离度变大。 可是我们如果仔细分析一下就会发现:OH~-加入后,部分HAc发生几乎不可逆的电离(中和),由此产生的Ac~-是对已被中和部分HAc而言的,这部分HAc的电离度几乎百分之百,显然本题所讲的HAc电离度并非指这部分HAc。事实上,加入的少量NaOH与部分HAc结合生成了NaAc,离子方程式为:HAc OH~-=Ac~- H_2O,生成的Ac~-对剩余部分HAc的电离有同离子效应,起着仰制作用,结果使HAc电离度变小。     

在不同体系中4-氨基吡啶树脂吸附钼(Ⅵ)的研究

研究了 4-氨基吡啶树脂分别在稀盐酸、HAc—NaAc和HCl—NaAc三种体系中对Mo(Ⅵ )的吸附性能 ,用4.5mol·L-1HCl或 3mol·L-1NaOH溶液能定量洗脱     

从弱酸强碱盐测弱酸的电离常数和电离度

本文提出不测弱酸的PH,而测该弱酸的强碱盐的PH,即可求得弱酸的电离常数和电离度的方法。以NaAc为例,推导出HAC电离度的负对数P~α与NaAc的PH之间的线性关系式:P~α=k_2+P~Ⅱ;以及P~α与NaAc浓度的负对数P~C盐间的线性关系式:P~α=k_1-1/2P~C盐。通过作图,将两直线重合在一起。从图中可查出任意NaAc的PH下,所对应NaAc的浓度,由NaAc的浓度可算出HAC的浓度。(C_盐=2C_盐)由图中可查出该浓度HAC的电离度,以及任意浓度HAC的电离度。     

等浓度的NaClO、NaHCO3混合溶液中各粒子的浓度分析

通过对等浓度的NaClO、NaHCO3混合溶液中各粒子的浓度进行计算分析,得出当溶液浓度不是很小时,溶液中c(ClO)＞c(HCO3-),简单认为ClO-的水解程度大于HCO3-便得出c(HCO3-)＞c(ClO)的结论并不妥当.考虑到弱酸酸式盐的特殊性,建议在中学阶段命制该类试题时,应尽量避免弱酸酸式盐的出现.     

Fe3+-KSCN分光光度法测药物中的维生素C

还原型维生素C能使[Fe(SCN)x]^3-x血红色溶液褪色。本研究以此为基础建立了用分光光度法测维生素C的新方法。维生素C的质量浓度在0～403．2mg／L范围内服从比耳定律。本法在HAc—NaAc体系中用于药物中维生素C含量的测定，回收率在92．1％～102．9％之间。     

不同体系中D401对铈(Ⅲ)的吸附及解吸行为研究

研究了在邻苯二甲酸—HC1(NaOH)、HAc—NaAc及柠檬酸钠—HC1(NaOH)三种缓冲体系中亚胺基二乙酸螯合树脂(D401)对稀土元素铈(Ⅲ)的吸附行为,测定了D401对铈(Ⅲ)的吸附容量,结果表明:pH=5.6的HAc—NaAc体系为吸附的最佳体系,静态饱和吸附容量达178.9mg/g·树脂。吸附了铈(Ⅲ)的树脂分别用HC1和NaC1—HC1溶液作解吸剂,结果以0.15mo1/lNaC1-0 1mo1/lHC1为最佳,解析率达100%。     

求算pH的规律

pH的计算,包括单一溶液、混合溶液、溶液稀释的计算等,在掌握基本计算的方法思路的基础上,要注意总结速算规律和方法技巧.1单一酸或碱溶液pH的计算对于强酸或强碱的稀溶液,可据溶液浓度求出其c(H )或c(OH-),再计算其pH.强酸溶液(HnA):设浓度为cmol.L-1,c(H )=ncmol.L-1,pH=-lgc     

可水解盐溶液中粒子浓度的三种关系

在强酸弱碱盐NH4Cl溶液中,NH4Cl完全电离(NH4Cl＝NH 4 Cl-),H2O微弱电离(H2O(＝)H OH-),NH 4水解且水解程度不大(NH 4 H2O(＝)NH3·H2O H ),因此,溶液中离子浓度由大到小的关系是c(Cl-)＞c(NH 4)＞c(H )＞c(OH-).由于在任何电解质溶液中阳离子所带正电荷总数和阴离子所带负电荷总数相等,所以得电荷守恒关系是c(NH 4) c(H )=c(Cl-) c(OH-).     

如何判断电解质溶液中离子浓度的大小

电解质溶液中有关离子浓度的判断是历年高考命题的重点之一,也是主流试题。此类型题常分为三类:(1)单一溶液中离子浓度相对大小的比较;(2)多种溶液中指定离子浓度相对大小比较;(3)两种溶液混合后离子浓度的判断。第(3)类题是高考考查的热点。解上述类型题的关键是掌握"三平衡、三守恒"即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡、水的电离平衡和电解质溶液中的电荷守恒、质子守恒。现将此类题的解题方法做如下总结:     

水解程度与电离程度的比较

溶液中离子浓度的大小比较,是中学化学的难点之一(特别是强酸弱碱盐与弱碱或强碱弱酸盐与弱酸等混合溶液中,离子浓度的大小比较).要想比较这一类混合溶液中离子浓度的大小,首先耍弄清混合溶液中,弱根离子的水解程度和弱电解质的电离程度,谁占优势.下面我们结合几个例子说明这方面的问题. 一、通过混合溶液的酸碱性,判断水解与电离的程度大小,从而比较溶液中各离子浓度的大小1.0.1mol.L-1醋酸溶液和0.1mol.L-1 醋酸钠溶液等体积混合,混合后溶液呈酸性, 试比较溶液中各离子浓度的大小.     

水溶液中的离子平衡几组容易混淆的知识点

<正>一、"中和""中性"和"电中性""中和":本质是H++OH-=H2O,酸电离的氢离子与碱电离的氢氧根作用生成盐和水。"中性":溶液中的c(H+)=c(OH-)。"电中性":溶液中阳离子带有的正电荷电量之和等于阴离子带有的负电荷电量之和。1.强酸与强碱反应时,恰好"中和"所得溶液就显"中性",生成强酸强碱盐不水解,溶液中的c(H+)=c(OH-),溶液显中性。2.强酸与弱碱反应,恰好"中和"时,溶液显酸性。因为生成的强酸弱碱盐电离出的弱碱阳离子发生水解,使溶液中c(H+)>c(OH-),     

对<谈“盐类水解”的教学>的意见

关于盐溶液的浓度对水解的影响,作者是这样叙述的:对于同一种盐,溶液越稀,盐水解程度越大,所以对于一个水解反应,减小盐的浓度(实际上是加水稀释增加了反应物的浓度),可使平衡向右移动,水解程度增大。     

有关溶液浓度的应用题的统一解法

浓度的配比就是指溶液的稀释、加浓、浓缩、配制的问题;其实质就是只含一种溶质的两种溶液的混合的问题,因此采用统一方法求解就很有必要,可能性也是存在的。下面就比较典型的问题进行探讨。问题:含有浓度为a/100的溶液的重量是A,含有浓度为c/100的溶液的重量为C,两种溶液混合后的浓度为b/100其重量为B。为方便起见不妨设a>c,显然a>b>c,由题意得方程方程组(Ⅰ)是有关溶液浓度问题的共性,因而也是解决有关的几种问题的共同的工具。     

有关溶液中离子浓度大小比较的备考策略

一、命题预测电解质溶液中离子浓度大小比较问题,是高考的“热点”之一,多年预测来全国高考化学试卷常常涉及这种题型。这种题型主要考查对三种平衡的理解(即水的电离平衡、弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡),涉及溶液中的三种关系(离子浓度大小关系、电荷守恒关系、原子或离子个数的定组成关系)。这类题的发展趋势是:由研究正盐向研究酸式盐发展;由研究适量情况下的关系向研究过量情况下的关系发展;由研究一元酸与一元碱形成的盐向研究多元酸与碱形成的盐发展;由研究具体的酸与碱向研究一般的酸与碱(用通式表示)混合问题发展。二、知识梳…     

有关电离平衡的高考热点归纳

1 利用盐的水解知识比较溶液中粒子浓度的大小1)“强酸 弱碱”反应型例1 将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后,溶液中离子浓度关系正确的是( ).     

单扫描示波极谱法测定刺芒柄花素

报道了测定刺芒柄花素的单扫描示波极谱方法,在0.02mol/L的HAc￣NaAc缓冲溶液(pH=5.35)中,刺芒柄花素在-1.34v(vs.SCE)处有一灵敏的二阶导数还原峰,峰电流与刺芒柄花素浓度在4.0×10-7～4.8×10-6mol/L范围内具有良好的线性关系(r=0.9955,n=6),检出限为2.0×10-7mol/L。用该方法测定刺芒柄花素,结果令人满意。     

关于电解质溶液中阴离子浓度的讨论

在比较电解质溶液中离子浓度大小时,人们常常会遇到一个问题“等物质的量的NaCl和CH3COONa晶体各溶于水配成同体积的溶液,溶液中阴离子的浓度是否相等?对这个问题,存在两种截然相反的说法:说法一:两溶液中阴离子浓度不相等,NaCl溶液中阴离子浓度比CH3COONa溶液大。理由:在电解质溶液中存在下列浓度关系NaCl溶液:c(Na+ ) +c(H+ ) =c(OH- ) +c(Cl- ) ;CH3COONa溶液:c(Na+ ) +c(H+ ) =c(OH- )+c(CH3COO- ) ;NaCl不水解,溶液pH =7,CH3COONa水解,溶液pH >7,可知NaCl溶液的H+ 浓度大于CH3COONa溶液的H+ 浓度。由于两溶液…     

水溶液中的离子平衡考点研析

水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用,也是高考中考点分布较多的内容之一.其中沉淀溶解平衡是新课标中新增的知识点,题型主要是选择题和填空题,其考查主要内容有:(1)电离平衡.(2)酸、碱混合溶液酸碱性的判断及pH的简单计算.(3)盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干(或灼烧)后产物的判断.(4)电解质溶液中离子浓度的大小比较.     

二元弱酸酸式盐NaHCO_3、NaHS和NaHSO_3溶液中离子浓度大小的探究

高中化学教学中,遇到有关二元弱酸酸式盐NaHB溶液离子浓度大小比较时,我们通过定性分析得出稀溶液中水解程度大于电离程度的二元弱酸酸式盐中NaHB溶液离子浓度大小的结论是c(Na⁺)>c(HB+)>c(HB^-)>c(OH-)>c(OH^-)>c(H-)>c(H⁺)>c(B+)>c(B^(2-))。本文利用质子守恒以及假设c(HB(2-))。本文利用质子守恒以及假设c(HB^-)≈c(NaHB),详细推导计算得出NaHCO_3溶液和NaHS溶液浓度在0.1mol·L-)≈c(NaHB),详细推导计算得出NaHCO_3溶液和NaHS溶液浓度在0.1mol·L^(-1)到0.01mol·L(-1)到0.01mol·L^(-1)内的关系为c(Na(-1)内的关系为c(Na⁺)>c(HB+)>c(HB^-)>c(B-)>c(B^(2-))>c(OH(2-))>c(OH^-)>c(H-)>c(H⁺),这与我们高中教学中定性分析的结果不同。并且,笔者还探究了电离程度大于水解程度的NaHSO_3溶液,在溶液浓度为0.1mol·L+),这与我们高中教学中定性分析的结果不同。并且,笔者还探究了电离程度大于水解程度的NaHSO_3溶液,在溶液浓度为0.1mol·L^(-1)到0.01mol·L(-1)到0.01mol·L^(-1)内的浓度大小关系为c(Na(-1)内的浓度大小关系为c(Na⁺)>c(HSO_3+)>c(HSO_3^-)>c(SO_3-)>c(SO_3^(2-))>c(H(2-))>c(H⁺)>c(OH+)>c(OH^-),也与我们高中定性分析的结果不同。