高三化学电解质溶液胶体

高三化学电解质溶液　胶体

例1：体积为1升，氢离子浓度为0.01mol·L^－1盐酸和醋酸，分别与同量的金属锌反应时，哪种酸反应速率快？哪种酸与锌反应放出H₂多？

【分析】：①这两个反应的本质相同，都是酸电离出的H⁺与zn反应产生H₂，反应速率的大小取决于溶中H⁺浓度的大小，而题目给出二者电离出的[H⁺]相同，因而反应速率相同。

②反应放出H₂的多少，取决于酸中可电离的H⁺总数（包括已电离的H⁺和没电离的H⁺）。对于同是一元酸的盐酸和醋酸来说，这实际是取决于其物质的量的大小。

盐酸是一元强酸，H⁺浓度与盐酸的浓度相同都为0.01mol·L^－1则盐酸与足量的锌反应放出的H₂的量为醋酸在此条件下，电离度约为1%，其溶液浓度约为其溶液中存在电离平衡，反应消耗掉一部分H⁺，又可以通过平衡加以补充，直到所有的醋酸全部反应，其产生的H₂的量为

【答案】①反应速率相同②醋酸产生H₂多。

【总结】：要注意强弱电解质的含义及对电离度概念的透彻分析。

例2：比较下列化学反应后所得溶液中各离子浓度的大小。

①10ml的0.2mol·L^－1的HCl与10ml的0.2mol·L^－1氢水混和所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序是　　　。

②10ml的0.4mol·L^－1的CH₃COONa溶液与10ml的0.2mol·L^－1的HCl溶液混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序是　　　

【分析】①盐酸可以与氨水发生反应

HCl+NH₃·H₂O=NH₄Cl+H₂O

而题中所溶HCl与NH₃·H₂O物质的量相同恰好完全反应，相当于所给NH₄Cl溶液。发生如下反应：

NH₄Cl=NH₄⁺+Cl^－；NH₄⁺+H₂ONH₃·H₂O+H⁺

因为部分NH₄⁺水解而消耗所以[Cl^－]＞[NH₄⁺]。

又因为水解的NH₄⁺仅占全部极少部分，因而生成的H⁺也很小，导致[NH₄⁺]＞[H⁺]

而且NH₄Cl为强酸弱碱盐，溶液显酸性，因而[H⁺]＞[OH^－]

②CH₃COONa+HCl=NaCl+CH₃COOH ，

反应中醋酸钠是过量的，反应所得的溶液为各是0.1mol/L的NaCl、CH₃COONa、CH₃COOH的混和物。

CH₃COONa=CH3COO^－+Na⁺

NaCl=Na⁺+Cl^－

CH₃COOHCH₃COO^－+H⁺

因而[Na+]最大，由于除CH₃COONa之外,CH₃COOH也电离出少量的CH₃COO^－，导致[CH₃COO^－]＞[Cl^－]；由于溶液中存在大量CH₃COOH，所以溶液显酸性[H⁺]＞[OH^－]，CH₃COOH为弱电解质，电离出的[H⁺]极少，小于[Cl^－]的浓度。

【答案】①[Cl^－]＞[NH₄⁺]＞[H⁺]＞[OH^－]

　　　　②[Na⁺]＞[CH₃COO^－]＞[Cl^－]＞[H⁺]＞[OH^－]

【总结】：当在同一种溶液中放入若干种物质，且物质之间能发生反应生成弱电解质，这时我们在分析离子浓度时可让各物质去尽情反应，认为起始投料即为产物，再写出电离及水解方程式进行分析。

电离及水解的程度很少，我们可以用1%来估计。

【例3】：把FeCl₃溶液蒸干灼烧，最后得到的主要的固体产物是什么？若将Fe₂(SO₄)溶液蒸干灼烧，最后的主固体产物又是什么？在FeCl₃溶液中加入Na₂S及Na₂CO₃溶液时所得产物有哪些？写出有关的化学方程式或离方程式。

【分析】：FeCl₃为强酸弱碱盐，能发生水解反应。

FeCl₃+3H₂OFe(OH)₃+3HCl　－Q

升温时，平衡向右移动；而蒸干又会使HCl挥发，变为气体逸出，使该反应非常充分。而Fe(OH)₃受热分解为Al₂O₃。

②Fe₂(SO₄)₃也有如下水解反应

Fe₂(SO₄)₃+6H₂O2Fe(OH)₃+3H₂SO₄　－Q

因为H₂SO₄是难挥发性酸，在蒸干过程中不断浓缩，又反应回去，因而固体为Fe₂(SO₄)₃。

③FeCl₃与Na₂CO₃遇上，其中Fe³⁺将与CO₃^2－发生彻底的双水解。

2Fe³⁺+3CO₃^2－+3H₂O=2Fe(OH)₃↓+3CO₂↑

FeCl₃与Na₂S接触，发生的则是氧化还原反应。

2Fe³⁺+S^2－=2Fe²⁺+S↓

【答案】产物①Al₂O₃②Fe₂(SO₄)₃ ③Fe(OH)₃及CO₂、FeCl₂及S。

方程式①FeCl₃+3H₂OFe(OH)₃+3HCl，2Fe(OH)₃Fe₂O₃+3H₂O

　　  ②Fe₂(SO₄)₃+6H₂O2Fe(OH)₃+3H₂SO₄

　　  ③2Fe³⁺+3CO₃^2－+3H₂O=2Fe(OH)₃↓+3CO₂↑

　　　　2Fe³⁺+S^2－=2Fe²⁺+S↓

【例4】将80mlNaOH溶液加入到120ml的HCl中，所得溶液的PH值为2，若选用的NaOH溶液及HCl浓度相同，求其物质的量浓度。

【解析】

设混和前的氢氧化钠及盐酸的物质的量浓度为xmol/L

①混和溶液PH值为2，则其中[H⁺]=o.o1mol/L.

②

【例5】向碳酸钠溶液中逐滴加入稀HCl直到不再生成CO₂气体为止，则在此过程中，溶液中的HCO₃^－浓度的变化趋势可能是　　　　试用方程式说明　　　

【分析】：本题是对二元弱酸根离子浓度随外加氢离子浓度变化规律的考查。

首先Na₂CO₃电离：Na₂CO₃=2Na⁺+CO₃^2－

加入H⁺之后，分步反应：H⁺+CO₃^2－=HCO₃^－此时HCO₃^－浓度逐渐增大。当全部的CO₃^2－都转化为HCO₃^－之后，再加入H⁺，则H⁺+HCO₃^－=H₂O+CO₂↑，随着该反应的发生,

HCO₃^－的浓度又逐渐降低。

〈例1〉：将PH=8与PH=10的NaOH溶液等体积混合后溶液的PH值最接近于（　 ）

　　　　(A) 8.3　　(B) 8.7　　( C) 9　 (D) 9.7

【分析】：本题中混合后的溶液为碱性，因而用[OH^－]的浓度进行计算。

　　 设两种NaOH溶液各为1升

　　 则

　 (计算中，10^－6与10^－4比起来相差很小，可忽略不计，水电离出的OH^－同理可被忽略)。

　　 得　　 则PH≈9.7

错解:两溶液中[H⁺]的浓度分别为10^－8mol·L^－1及10^－10mol·L^－1

∴ ∵

症结所在：按[H⁺]进行计算是错误的，在碱溶液中[OH^－]很大。故可不计由水电离的 [OH^－]。但此时[H⁺]很少，忽略水电离产生的[H⁺]会造成误差，第二种解法忽略了水的电离，错误。

【答案】D

〈总结〉：混合后溶液显碱性，按[OH^－]浓度求算；混合后溶液显酸性，则先求[H⁺]混，再求溶液PH值。

〈例2〉从有关资料中可查得，工业上为了处理含有Cr²O₇^2－的酸性工业废水，采用下面的处理方法：往工业废水中加入适量的NaCl，以Fe为电极进行电解，经过一段时间，有Cr(OH)₃和Fe(OH)₃沉淀生成，工业废水中铬的含量已低于排放标准。清回答下列问题。

①两极发生反应的电极反应式。

②写出Cr₂O₇^2－变为Cr³⁺的离子方程式。

③工业废水由酸性变为碱性的原因是什么？

④能否改用石墨电极？原因是什么？

【分析】本题目给出了工业处理含Cr废水的信息，属信息题类型，要求从题目中获取足够的信息。从而解决该问题。除Cr₂O₇^2－的方法是先将其还原为Cr³⁺；再得Cr³⁺在碱性条件下转化为Cr(OH)₃，将Cr₂O₇^2－还原的方法，我们能够想到两种：其一是Cr₂O₇^2－直接从电极获得电子而被还原可是我们发现Cr₂O₇^2－带负电，在溶液中只能移向阳极，在阳极上获得电子是不太可能的。因而我们将希望寄托于第二种方法：Fe电极被氧化而产生的Fe²⁺，从而得出正确的解答。

【答案】①阳极Fe－2e=Fe²⁺

　　　　  阴极2H⁺+2e=H₂↑

　　　　②Cr₂O₇^2－在H⁺存在的条件将Fe²⁺氧化为Fe³⁺

　　　　　 Cr₂O₇^2－+6Fe²⁺+14H⁺=2Cr³⁺+6Fe³⁺+7H₂O

③H⁺不断放电， Cr₂O₇^2－与Fe²⁺反应中消耗H⁺都导致水的电离平衡被坏，使[OH^－]＞[H⁺]

④不能，用石墨作电极，阳极将产生Cl₂，得不到Fe²⁺，无还原剂，无法将Cr₂O₇^2－变为Cr(OH)₃而除去。

〈例3〉　  ：在硫化钠溶液中存在多种离子和分子，下列关系正确的是　　

(A)[Na+]＞[S^2－]＞[OH^－]＞[HS^－]

(B)[OH^－]＝2[HS^－]＋[H⁺]＋[H₂S]

(C)[OH^－]＝[HS^－]＋[H⁺]＋2[H₂S]

(D)[Na⁺]＋[H⁺]＝[OH^－]＋[HS^－]＋[S^2－]

【分析】：在Na₂S溶液中存在着下列电离及水解方程式。

Na₂S=2Na⁺+S^2－

S^2－+H₂OOH^－+HS^－

HS^－+H₂OH₂S+OH^－

因为水解程度很小，所以产生的[HS^－]＜[S^2－]

则有[Na⁺]＞[S^2－]＞[OH^－]＞[HS^－]

根据溶液为中性，我们可列出溶液中的电荷守恒方程式：

溶液所带正负电荷总数相同

[Na⁺]＋[H⁺]＝[OH^－]＋[HS^－]＋[S^2－]……①

无论各种离子以什么形式存在，整个溶液中Na元素原子数目与硫元素原子个数必为2：1则

[Na⁺]＝2（[S^2－]+[H₂S]=[HS^－]）……②

上述①②两方程式联立，消去[Na⁺]可得出第三大关系式：

[H⁺]+[HS^－]+2[H₂S]=[OH^－]……③

第③个关系式亦可以如下方法得到：

溶液中有H⁺的得与失，得到的H⁺的总物质的量必与失去的H⁺的总物质的量相同。

得到H⁺的物质有：游离H⁺本身，HS^－（S^2－+H⁺），H₂S（S^2－+2H⁺）因而用2[H₂S]才能代表S^2－得到的H⁺总数；失去H⁺的微粒只有OH^－。可列③式.③式变可称为质子（即H⁺）守恒。

【答案】A、C

【总结】熟练掌握溶液中三大守恒──电荷守恒、元素守恒、质子守恒是解决溶液中微粒数目问题的有力武器。

〈例4〉　  已知反应AsO₄^3－+2I^－+2H⁺AsO₃^3－+I+H₂O是可逆反应。现设计如图的实验装置，进行下述操作。

①向B烧杯中逐渐加浓HCl，发现微安表偏转。

②若改向B烧杯中滴加40%的NaOH溶液，发现微安表向前述相反的方向偏转。

问①两次操作过程中指针发生偏转的原因是　　　　

　②两次操作过程中指针偏转方向相反，用化学平衡移动原理解释为　　　

〈分析〉：

①图中的盐挢，是一个起导电作用的装置，其作用是将两个烧怀A和B联系起来。盐挢的导电是通过离子进行，不同于金属导电，金属是通过电子导电。盐桥导电时，A与B为一个整体，是一个原电池，而金属导电，AB则是两个装置。

②在B中加入HCl，相当于将整个反应中加入HCl,使总反应正向移动。每个烧怀中发生了部分氧化还原反应，形成原电池，产生电流。

在B中加入NaOH，相当于在总反应体系中加入NaOH，使平衡向逆反应方向移动，因而形成原电池电流方向向反。

实际上，酸碱只对B烧怀中的电板反应有影响，A烧怀中反应与H⁺及OH^－浓度无关。所以将酸碱加入B烧怀与加入整个体系中等效。

〈解答〉

①该实际条件将化学能转化为电能

②由于[H⁺]的改变，使化学平衡向不同方向移动，表现上产生不同方向的反应。

③2I^──2e=I₂

④ASO₃^3－+H₂O－2e=ASO₄^3－+2H⁺