溶液问题（共12篇）
溶液问题 篇1
几种离子在同一溶液中可以大量共存, 是指离子之间不发生任何反应, 若离子之间能发生反应, 则不能共存。本文就溶液中离子能否大量共存的判断方法作一简单的总结归纳.
1. 同一溶液中若离子符合以下任意一个条件就会发生离子反应, 离子之间便不能大量共存
⑴复分解反应
(1) 离子之间发生沉淀反应的不能大量共存.如Ba2+与SO42-、Ag+与I-、Ca2+与SO42-等.
(2) 离子之间可结合生成挥发性物质的不能大量共存.如CO32-与H+、S2-与H+、NH4+与OH-等.
(3) 离子之间可结合成弱电解质的不能大量共存。如H+与OH-、H+与F-、稀溶液中的NH4+与OH-等另外需要注意的是, 弱酸的酸式酸根离子既不能与H+共存, 也不能与OH-共存:
⑵氧化还原反应
有较强氧化性的离子和有较强还原性的离子不能大量共存于同一溶液中.如Fe3+与I-、S2-, Mn O4-、Cl O-、Cr2O72-、NO3- (H+) 与I-、S2-、SO32-、Fe2+等;又如在酸性条件下S2O32-、SO32-与S2-, Cl O-、Cl O3-与Cl-, Mn O4-与Cl-也都不能大量共存.
⑶双水解反应
某些弱酸的酸根离子 (包括酸式酸根离子) 和弱碱的阳离子因会发生双水解反应而不能大量共存如Al3+和CO32-、HCO3-、S2-、HS-、Al O2-、F-、Si O32-, Fe3+与Cl O-、CO32-、HCO3-、Al O2-, Al O2-和Ag+、Al3+、Fe3+、NH4+等.
⑷络合反应
如Fe3+和SCN-, Fe3+和C6H5O-等因会结合成络合物而不能大量共存.这里需注意的是, 络离子与能破坏络离子的离子同样不能大量共存.如:
Ag (NH3) 2++2H+=Ag++2NH4+
Ag (NH3) 2++I-=Ag I↓+2NH3
2. 题设中有限制条件及隐含条件时, 离子大量共存问题的判断方法
⑴一色
即溶液颜色.若限定无色溶液, 则Fe3+、Fe2+、Mn O4-、Cu2+等有色离子不能存在.
⑵二性
即溶液的酸性和碱性.强酸性溶液中下列离子不能大量共存:OH-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-、Cl O-、CO32-、HCO3-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、CH3COO-、F-、Si O32-、Al O2-等;强碱性溶液中下列离子不能大量共存:H+、Al3+、Ag+、NH4+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Mg2+、Zn2+、HCO3-、HS-、HPO42-、HSO3-、H2PO4-等.
⑶三特殊
即三种特殊的关系.
(1) Al3+与HCO3-不能大量共存:
Al O2-+HCO3-+H2O=Al (OH) 3↓+CO32-
(2) “NO3-+H+”的组合有强氧化性, 能与I-、S2-、Fe2+等离子发生反应, 且这一组合常常较为隐蔽, 不易察觉.
(3) NH4+与CO32-、CH3COO-, Mg2+与HCO3-等组合中, 虽然两种离子都能通过水解相互促进, 但总的水解程度却很小, 因此它们在溶液中可以大量共存, 不过需注意加热情况.
⑷六隐含
即指六种隐含情况.
(1) 题干中出现p H值.
(2) 加某指示剂时的颜色变化.
(3) 可与Al反应放出H2的溶液.
(4) 在水电离的C (H+) =1×10-13 mol·L-1的溶液中.
(5) 题干中有“可能”或“一定”等设问方式.
(6) 题设限定条件, 如因发生氧化还原反应而不能共存.
关键词：化学教学,离子,大量共存,判断
溶液问题 篇2
[教师活动] 提问：在实验演示过程中，溶液的温度是否改变?水的量是否改变?这个实验说明了什么?
[目的：为学生观察实验提供了一定的方向，有利于学生分析实验结果。]
[教师活动]演示[实验7-2]：在各盛有10毫升水的试管中;分别缓慢加入氯化钠和硝酸钾固体，边加入边振荡，直到试管里有剩余固体不再溶解为止。
[学生活动]观察实验并回答以上提出的问题。
[结论]
饱和溶液：在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液。
不饱和溶液：在一定温度下，在一定量的溶剂里，能继续溶解某种溶质的溶液。
[教师活动]提问：在提到饱和溶液和不饱和溶液时，为什么一定要指明‘“一定温度”和“一定量溶剂”呢?
[学生活动]学生动手做[实验7-3]。[实验7-4]，并思考以上问题。
[目的：培养学生通过实验解决问题的能力。]
[学生活动]分析讨论并总结该实验。
[教师活动]参与讨论并答疑，引导学生总结。
[结论]
(1)只有指明“一定温度”和“一定量溶剂”，“饱和”和“不饱和”才有意义。(2)
(3)当温度确定、溶剂量确定时，某溶液的饱和状态表示溶质溶解的最大值。
[目的：加深学生对概念的理解，为下一节溶解度概念的建立做好铺垫。]
[教师活动]说明：给定条件，溶液可分为饱和溶液与不饱和溶液。在日常生活中，为了粗略表示溶液里溶质含量的多少，溶液常常习惯被分为浓溶液和稀溶液。
2.饱和溶液、不饱和溶液与浓溶液、稀溶液之间的关系
[教师活动]演示[实验7-5]：在各盛有10毫升水的试管中，分别加入2克食盐和0.1克熟石灰，振荡、并观察现象。
< [学生活动]观察实验及所列数据，试判断正误。
[目的：培养学生区分不同概念的比较能力和分析思维能力。]
(投影)提供数据：
20℃时，在100克水中最多溶解不同物质的质量：
溶液问题 篇3
普通高中课程标准实验教科书《人教版》认为乙醇能够被酸性重铬酸钾溶液氧化产物为乙酸，同时给出了实验过程的彩图，但是反应过程的原理，实验现象的细节则没有详细说明，《苏教版》、《鲁教版》则没有提及乙醇和酸性重铬酸钾溶液反应的情况，而生物学生用书《分子与细胞》中说明了乙醇和酸性重铬酸钾反应，反应后溶液变为灰绿色，大学一般教材中认为乙醇能够被酸性重铬酸钾溶液氧化产物为乙酸，同时也给出反应前后的溶液变化为由橙色变成绿色，并且认为反应原理为：
3C2H5OH+K2Cr2O7+4H2SO4Cr2(SO4)3+K2SO4+3CH3CHO+7H2O
3C2H5OH+2K2Cr2O7+8H2SO42Cr2(SO4)3+2K2SO4+3CH3COOH+11H2O
而一些期刊杂志认为重铬酸钾具有氧化性，反应实质是羟基被重铬酸钾氧化成羧基，发生的是氧化还原反应，这也表现出酒精具有一定的还原性，反应原理为：
3C2H5OH+2Cr2O2-7（橙黄色）+16H+
4Cr3+（绿色）+3CH3COOH+11H2O
也有的期刊研究认为重铬酸钾具有氧化性，反应实质是羟基被重铬酸钾氧化成羧基，发生的是氧化还原反应，这也表现出酒精具有一定的还原性，反应原理为
4C2H5OH+K2Cr2O7+3H2SO44CH3CHO+K2SO4+2CrSO4+7H2O
4CH3CHO +K2Cr2O7+3H2SO44CH3COOH +K2SO4+2CrSO4+3H2O
通过前面的分析可以发现，这些研究缺少反应机理的分析、实验过程的现象描述、实验现象的分析解释等问题，同时也看到个别研究结果有一定的差异。
2.乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应的研究
⑴实验研究
乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应的实验研究是非常重要的，我们期望通过实验的数据分析，实验现象的观察，更好的认识乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应的实质，实验记录见表1。表1乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应的实验现象硫酸的浓度重铬酸钾的浓度无水乙醇的量试剂加入试管的方式实验现象 2mL 30%硫酸溶液2mL 1％重铬酸钾溶液 0.5 mL重铬酸钾-硫酸-乙醇溶液上层为浅绿色→
最后颜色变化不大 2mL 40%硫酸溶液2mL 2％重铬酸钾溶液0.5mL 重铬酸钾-硫酸-乙醇溶液上层为浅绿色→最后为蓝色 2mL 60%硫酸溶液2mL 2％重铬酸钾溶液0.5mL重铬酸钾-硫酸-乙醇溶液上层为绿色→最后为蓝色 2mL 80%硫酸溶液2mL 2％重铬酸钾溶液0.5mL重铬酸钾-硫酸-乙醇溶液上层为绿色→最后为蓝色 说明⑴硫酸浓度越大绿色变为蓝色越快；硫酸浓度以及重铬酸钾浓度越小出现的浅绿色变为绿色越慢
⑵加入乙醇后振荡变蓝的速度很快，加入乙醇后不振荡变蓝的速度很慢
⑶浓度很小时，短时间浅绿色变化不大，长时间则变为淡淡的蓝色⑵理论研究
乙醇与酸性重铬酸钾的反应在理论上的研究应该从化学反应机理、反应产物存在的依据以及形式等方面进行深入的探讨，笔者认为应该从以下几个方面进行。
①乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应机理的研究
一般认为硫酸加入重铬酸钾溶液中会发生一系列的化学反应，首先生成三氧化铬，然后三氧化铬和水反应生成铬酸，有关反应如下：
K2Cr2O7+H2SO4K2SO4+2CrO3+H2O
CrO3+H2OH2CrO4
上述反应进行完毕后，酸性重铬酸钾溶液就配制完成，之后再加入乙醇，乙醇就会和铬酸进行反应，反应的机理如下：
CrOOCH3CH2OH+HOOHCrOOOCH3CH2OH+H2O
CrOOOCH3CH2OH+4H+CH3CHO+Cr(Ⅳ)+3H2O
Cr(Ⅳ)+Cr(Ⅵ)2Cr(Ⅴ)
Cr(Ⅴ)+CH3CH2OHCH3CHO+Cr(Ⅲ)+2H+
CH3CHO+Cr(Ⅴ)+H2OCH3COOH+Cr3++2H+
②乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应产物的存在形式分析
上面机理分析说明，乙醇与酸性重铬酸钾的反应后的产物为CH3COOH和Cr3+,乙酸是无色的，因此反应后溶液的颜色变化取决于Cr3+存在的形式，研究表明溶液的pH不同，Cr3+存在的形式也不同，Cr3+存在的形式随溶液的pH变化如图1所示。
图1不同pH 情况下Cr3+存在形式
图1表明Cr3+在一般的酸性溶液中并非全部是真正的Cr3+（［Cr(H2O)6］3+），而是Cr3+和其水解产物的混合体，反应的离子方程式如下：
［Cr(H2O)6］3++H2O
［Cr(OH)(H2O)5］2++H+
而且进一步的研究表明水解产物还会进一步发生缩合反应，情况如下：
2［Cr(OH)(H2O)5］2+［Cr(H2O)4OHCr(H2O)4］4++2H2OOH
③ 乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应有关物质电极电位分析
根据乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应机理的研究，分析反应过程中所涉及物质的电极电位是判断有些物质是否存在的依据，也是可能生成物质是否存在的判断依据，所以乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应所涉及物质的电极电位是很重要的，具体情况如下:
Cr2O2-7+14H++6e-2Cr3++7H2O
φ=1.33 V
Cr3++e-Cr2+
φ= - 0.41V
2H++2e-H2
φ= 0V
CH3CH2OH-2e-CH3CHO+2H+
φ<0.6 V
CH3CHO+H2O-2e-CH3COOH+2H+
0.6V <φ< 0.8V
CH3CH2OH+H2O-4e-
CH3COOH+4H+
0.8V<φ
④极化理论下溶液中Cr3+以及Cr2+颜色的分析
晶体场理论认为溶液中的金属离子的颜色与金属离子的电子层结构、价态以及离子周围配位体的种类密切相关，在对称性晶体场中Cr2+（［Cr(H2O)6］2+）呈现蓝色、Cr3+（［Cr(H2O)6］3+）呈现紫色，在溶液中由于两者存在水解，因此水溶液中真正的Cr2+、Cr3+是不存在的，这时两者在溶液中呈现的颜色应该是水解后形成新的离子的颜色，由于水解后，Cr2+、Cr3+水合离子中的水被一定的OH-取代，而OH-比H2O更易于极化，因此水解后离子的颜色将向长波方向移动,这和Fe3+［Fe (H2O)6］3+）是淡紫色，水解后变为黄色的［Fe(OH)(H2O)5］2+过程相类似。
3.对乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应实验问题的讨论
通过乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应机理的分析可以看出， Cr2O2-7的还原产物为Cr3+，反应的后续过程或一开始能不能有Cr2+生成呢，这可从反应过程中离子浓度的变化以及乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应有关物质电极电位看出Cr2+存在的可能性是很小的，因此笔者认为把Cr2O2-7的还原产物定为Cr2+是不准确的，之所以实验出现绿色到蓝色的变化，是由于反应开始生成Cr3+（［Cr(H2O)6］3+），随后马上又开始水解，分析表明这种水解的主要产物为［Cr(OH)(H2O)5］2+，进而使溶液的颜色出现绿色到蓝色的变化，有研究表明水解的最终产物Cr(OH)3就是灰蓝的，这从一个侧面证明了绿色→蓝色与Cr3+的生成以及水解密切相关，而且加入乙醇后的振荡会加速水解的进行，因此不振荡和振荡在绿色→蓝色的速度上就产生了差别，当实验中酸性重铬酸钾溶液浓度很小时，这时Cr2O2-7还原产物Cr3+浓度也会很小，因此Cr3+水解生成的［Cr(OH)(H2O)5］2+等会更少，短时间对溶液颜色变化的影响不大。时间变长时，Cr3+水解生成的［Cr(OH)(H2O)5］2+等会多一些，这时对溶液的颜色就会有一些影响，这一过程可描述为如图2所示模式。
图2实验过程颜色变化的过程机理
4.对乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应实验问题的教学建议
作为高中教材（化学、生物）给出的乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应的实验，其中涉及的问题特别是实验现象的解释是高中化学教学中不能回避的问题，因此研究乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应的实验教学是非常重要的，从生物和化学关系看，化学教师更应该承担起研究的重任，从前面的研究看，笔者认为乙醇与酸性重铬酸钾溶液反应的实验教学要把握如下要点：
⑴该实验的现象可描述为：一般情况下溶液由绿色变为蓝色，最后溶液的颜色为蓝色。
⑵实验的化学反应原理为：
3C2H5OH+K2Cr2O7+4H2SO4
Cr2(SO4)3+K2SO4+3CH3CHO+7H2O
3C2H5OH+2K2Cr2O7+8H2SO4
2Cr2(SO4)3+2K2SO4+3CH3COOH+11H2O
⑶实验中出现的各种复杂现象的解释可以从以下两个方面进行，不要进行过多解释，防止增加学生负担：
①开始是绿色，是由于生成的Cr3+水解的原因，后来变成蓝色是水解进一步加强的体现。
②实验过程中难免出现一些理论预期颜色和实验事实颜色上的一些差别，例如大学有机教材描述的绿色、高中生物教材描述的灰绿色，诸如此类的问题可以从以下分析进行解释：Cr3+水解生成了灰蓝色Cr(OH)3，由于水解反应是可逆的，因此反应后溶液的最后颜色由反应：
Cr3+(紫色)+3H2O
Cr(OH)3(灰蓝色)+3H+
妙解盐类水解中溶液的蒸干问题 篇4
对于溶液加热蒸干产物的判断这类试题, 我讲解时尝试运用“留客原理”, 学生能根据该原理迅速且正确判断出溶液加热蒸干的产物。所谓“留客原理”, 好比家里面有客人来了, 主人能不能留住客人, 主要取决于主人留客的能力和客人去留的决心。具体要分以下几种情况来理解: (1) 若主人留客能力很强, 虽然客人执意要走, 最后客人还是被主人留住; (2) 若主人留客能力不强, 但客人赖着不走, 最终客人还是留下; (3) 若主人留客能力不强, 客人又执意要走, 最终客人没留下。运用“留客原理”判断溶液加热蒸干的产物准确又快捷。
下面举几例说明。
1.加热蒸干Na2CO3溶液, 很多化学教师将其水解过程讲得比较复杂, 会强调当CO2-3水解到一定程度时, NaOH又与NaHCO3反应最后得到Na2CO3, 学生很难理解。可以运用“留客原理”这样理解:加热水解生成NaOH和H2CO3, 加热过程中H2CO3要分解挥发, 但NaOH碱性强, 因而生成的H2CO3还是未能分解挥发, 产物仍为Na2CO3。
这好比主人NaOH留客能力强 (NaOH碱性强) , 虽然客人H2CO3执意要走 (H2CO3要分解挥发) , 最终客人还是能留住。这种方法适用于判断加热蒸干NaF、Na2S、CH3COONa等强碱挥发性酸的盐溶液的产物。
规律:加热蒸干阳离子是强碱阳离子 (Na+、K+) 的盐溶液, 产物是溶质自身。
2.加热蒸干MgSO4溶液, 水解生成Mg (OH) 2和H2SO4, 尽管Mg (OH) 2碱性弱, 但H2SO4难挥发, 赖着不走, 产物是MgSO4。
这好比主人Mg (OH) 2留客能力差[Mg (OH) 2碱性弱], 但客人H2SO4赖着不走 (H2SO4难挥发) , 最终客人也能留下来。这种方法适用于判断加热蒸干Fe2 (SO4) 3、Al2 (SO4) 3等弱碱难挥发性酸的盐溶液的产物。
规律:加热蒸干含阴离子是SO2-4的盐溶液, 产物是溶质自身。
3.加热蒸干FeCl3溶液, 水解生成Fe (OH) 3和HCl, Fe (OH) 3是弱碱, 而HCl的挥发性很强, 最终HCl挥发了, 剩下的Fe (OH) 3最后分解生成Fe2O3。
这好比主人Fe (OH) 3留客能力不强[Fe (OH) 3碱性弱], 而客人HCl又执意要走 (HCl易挥发) , 最终没能留住客人, 仅剩下主人, 但主人又发生了分解反应。这种方法适用于判断加热蒸干MgCl2、AlCl3、Fe (NO3) 3等弱碱易挥发性酸的盐溶液的产物。
规律:盐溶液中阳离子是弱碱的阳离子, 阴离子是Cl-、NO-3, 判断加热蒸干此类盐溶液的产物要考虑“主人”会发生分解反应, 产物为氧化物。
4.加热蒸干CH3COONH4溶液, 水解生成NH3·H2O和CH3COOH, 而NH3·H2O易分解、CH3COOH易挥发, 最终没有固体剩余。
这好比主人NH3·H2O有事要走 (NH3·H2O易分解挥发) , 客人CH3COOH也要走 (CH3COOH易挥发) , 最终主人、客人都走了, 家里没有人, 即最终没有固体剩余。这种方法适用于判断加热蒸干 (NH4) 2CO3、NH4HCO3、 (NH4) 2S等挥发性酸的铵盐溶液的产物。
规律:盐溶液中阳离子是NH+4, 阴离子是挥发性弱酸的阴离子, 加热蒸干此类盐溶液, 最终没有固体剩余。
另外, 还要特别关注以下两种特殊的情况:第一, 加热并蒸干KMnO4、NaHCO3等易分解的溶液, 会发生分解反应, 产物为MnO2、Na2CO3。第二, 加热并蒸干Na2SO3等易被氧化的溶液, 会发生氧化还原反应, 产物为Na2SO4。
附:训练题
1.在蒸发皿中加热蒸干并灼烧以下物质的溶液, 可以得到该固体物质的是 ( ) 。
A.氯化镁 B.碳酸氢钠
C.硫酸铝 D.高锰酸钾
2.把三氯化铝溶液蒸干灼烧, 最后得到的固体产物是 。
3.分析下列溶液蒸干后得到的固体物质是什么?写出化学式, 并简要说明理由。
(1) K2CO3溶液蒸干得到的固体物质是 , 原因是 。
(2) (NH4) 2SO4溶液蒸干得到的固体物质是 , 原因是 。
(3) Ba (HCO3) 2溶液蒸干得到的固体物质是 , 原因是 。
第一册饱和溶液 不饱和溶液 篇5
3、饱和溶液不一定是浓溶液，不饱和溶液不一定是稀溶液
巩固与练习
1、某氯化钾溶液在20℃时，不能继续溶解氯化钾，则该溶液为氯化钾 溶液，向其中加入氯化钠能继续溶解，则该溶液为氯化钠 溶液。
2、20℃时，100克水中溶解20克氯化钠恰好饱和，则20℃时，100克水中 (填“最多”或“至少”)溶解20克NaCl，或 20℃时，完全溶解20克NaCl (填“最多”或“至少”)需要100克水。
溶液浓度检测仪 篇6
对于有色溶液，溶液的浓度与透光率密切相关，当溶液浓度增大时，溶液透光率降低；反之，溶液透光率则增高。
基于有色溶液的这一特性，我用光敏电阻作为传感器、单片机为处理核心，设计了溶液浓度检测仪。
一、设计思路
根据光电检测原理和光在通过有色溶液时发生折射、散射、反射、吸收等特性，不同浓度的有色溶液透射光通量（与入射溶液试样的光通量之比即为透光率，在此设定入射光通量为100）不一样，采用光敏电阻传感器检测透射光通量，将传感器产生的电信号通过A/D转换芯片（PCF8591）转换为数字信号，传送给STC89C52RC单片机处理，计算检测溶液浓度，最后将检测结果呈现在显示屏上。
二、软硬件设计
有色溶液浓度检测仪以单片机为控制核心，采用光敏电阻作为传感器检测透射光通量（透光率），经A/D转换将电压信号转换成数字信号，由单片机处理，最终在显示屏上显示检测结果。检测系统组成框图如图1所示。根据图1设计整体电路。
1.单片机选型
考虑到液晶彩屏显示、键盘输入等模块所需的输入、输出端口较多但程序量不大的特点，本检测仪采用STC89C52RC单片机作为系统处理核心，芯片有32个输入、输出端口，8KB存储空间。该单片机具有较高的处理速度，能更容易、快速地处理复杂的数字信号，非常适合本检测仪的应用环境。
2.检测模块设计
检测模块主要包括光敏电阻传感器、A/D转换芯片等元器件。
光敏电阻型号为T5516，属环氧树脂封装。当入射光增强时，光敏电阻阻值下降，导电能力增强，使电路中的电流增强，反之，光敏电阻阻值增加，电路中的电流减小，这种特性极易使其实现光电转换。
光敏电阻属于半导体光敏器件，还具有灵敏度高、响应速度快等特点。选用光敏电阻作为检测模块的传感元件，检测透射光通量非常合适。
光敏电阻获取光通量信号后，产生一个随着光通量变化的模拟电压信号（电压范围0V至5V），并将模拟信号送入一个8位的PCF8591芯片（输出范围0V至255V）进行A/D转换。8位PCF8591转换芯片将模拟电压信号数字化，并将5V电压进行255等分，将输入电压对应的数字电压量输出并送入单片机。
3.输入输出模块设计
输入输出模块主要包括键盘输入、LCD显示输出、报警输出等。在键盘输入模块中，考虑按键较多，采用矩阵键盘方式，可对系统时间进行设定、报警浓度阀值设置、检测启停等进行输入。
LCD显示输出模块采用2.4寸TFT彩屏显示，实现年、月、日、星期、浓度、透光率等信息的彩色输出。报警输出模块采用蜂鸣器提醒方式，当检测浓度超过设定的浓度阀值时，报警模块会得到相应的信号，实现浓度报警。
整体的硬件系统图如图2所示。
4.软件设计
本检测仪在Keil环境下，用C语言对系统软件进行模块化设计，主要包括A/D转换、溶液浓度检测、显示、时钟、报警以及按键等，并与Protues仿真软件联合调试。主程序初始化程序框图和主循环函数运行程序框图如图3和图4所示。
三、试验过程
1.试验材料与方法
试验需要墨水、纯净水、滴管、试管、标签贴纸若干。按不同比例用墨水和纯净水调配出不同浓度的溶液，装入试管并贴上标签，打开透光率检查系统，完成初始化后，将装有溶液的试管放进密闭的检测箱内，开始检测溶液浓度。
2.试验结果分析
试验结果如图5所示，通过曲线拟合，曲线方程为：y=-1.005x+99.852，决定系数R2=0.9998，试验所得的透光率与溶液浓度基本成线性关系，从而可以用透光率表示溶液浓度。
四、结论
该检测仪利用单片机控制，自动化程度高，试验结果表明，溶液浓度和透光率的线性相关性好，通过检测有色溶液透光率而快速、准确地检测溶液浓度，对溶液浓度的实时监控具有重要意义。
同时，文中介绍的检测模块设计方法，对不同类型的单片机控制系统设计开发、不同液体浓度检测有着指导意义。（指导老师：张茂志）
目前，基于对环境保护、消防安全等因素的考虑，许多液体、气体、固体的各种特性参数，诸如浓度、密度、温度等都需实时监控，因此设计出能快速、准确、便捷地检测各种特性参数的智能检测仪具有广泛的实用意义。
对于有色溶液，溶液的浓度与透光率密切相关，当溶液浓度增大时，溶液透光率降低；反之，溶液透光率则增高。
基于有色溶液的这一特性，我用光敏电阻作为传感器、单片机为处理核心，设计了溶液浓度检测仪。
一、设计思路
根据光电检测原理和光在通过有色溶液时发生折射、散射、反射、吸收等特性，不同浓度的有色溶液透射光通量（与入射溶液试样的光通量之比即为透光率，在此设定入射光通量为100）不一样，采用光敏电阻传感器检测透射光通量，将传感器产生的电信号通过A/D转换芯片（PCF8591）转换为数字信号，传送给STC89C52RC单片机处理，计算检测溶液浓度，最后将检测结果呈现在显示屏上。
二、软硬件设计
有色溶液浓度检测仪以单片机为控制核心，采用光敏电阻作为传感器检测透射光通量（透光率），经A/D转换将电压信号转换成数字信号，由单片机处理，最终在显示屏上显示检测结果。检测系统组成框图如图1所示。根据图1设计整体电路。
1.单片机选型
考虑到液晶彩屏显示、键盘输入等模块所需的输入、输出端口较多但程序量不大的特点，本检测仪采用STC89C52RC单片机作为系统处理核心，芯片有32个输入、输出端口，8KB存储空间。该单片机具有较高的处理速度，能更容易、快速地处理复杂的数字信号，非常适合本检测仪的应用环境。
2.检测模块设计
检测模块主要包括光敏电阻传感器、A/D转换芯片等元器件。
光敏电阻型号为T5516，属环氧树脂封装。当入射光增强时，光敏电阻阻值下降，导电能力增强，使电路中的电流增强，反之，光敏电阻阻值增加，电路中的电流减小，这种特性极易使其实现光电转换。
光敏电阻属于半导体光敏器件，还具有灵敏度高、响应速度快等特点。选用光敏电阻作为检测模块的传感元件，检测透射光通量非常合适。
光敏电阻获取光通量信号后，产生一个随着光通量变化的模拟电压信号（电压范围0V至5V），并将模拟信号送入一个8位的PCF8591芯片（输出范围0V至255V）进行A/D转换。8位PCF8591转换芯片将模拟电压信号数字化，并将5V电压进行255等分，将输入电压对应的数字电压量输出并送入单片机。
3.输入输出模块设计
输入输出模块主要包括键盘输入、LCD显示输出、报警输出等。在键盘输入模块中，考虑按键较多，采用矩阵键盘方式，可对系统时间进行设定、报警浓度阀值设置、检测启停等进行输入。
LCD显示输出模块采用2.4寸TFT彩屏显示，实现年、月、日、星期、浓度、透光率等信息的彩色输出。报警输出模块采用蜂鸣器提醒方式，当检测浓度超过设定的浓度阀值时，报警模块会得到相应的信号，实现浓度报警。
整体的硬件系统图如图2所示。
4.软件设计
本检测仪在Keil环境下，用C语言对系统软件进行模块化设计，主要包括A/D转换、溶液浓度检测、显示、时钟、报警以及按键等，并与Protues仿真软件联合调试。主程序初始化程序框图和主循环函数运行程序框图如图3和图4所示。
三、试验过程
1.试验材料与方法
试验需要墨水、纯净水、滴管、试管、标签贴纸若干。按不同比例用墨水和纯净水调配出不同浓度的溶液，装入试管并贴上标签，打开透光率检查系统，完成初始化后，将装有溶液的试管放进密闭的检测箱内，开始检测溶液浓度。
2.试验结果分析
试验结果如图5所示，通过曲线拟合，曲线方程为：y=-1.005x+99.852，决定系数R2=0.9998，试验所得的透光率与溶液浓度基本成线性关系，从而可以用透光率表示溶液浓度。
四、结论
该检测仪利用单片机控制，自动化程度高，试验结果表明，溶液浓度和透光率的线性相关性好，通过检测有色溶液透光率而快速、准确地检测溶液浓度，对溶液浓度的实时监控具有重要意义。
同时，文中介绍的检测模块设计方法，对不同类型的单片机控制系统设计开发、不同液体浓度检测有着指导意义。（指导老师：张茂志）
目前，基于对环境保护、消防安全等因素的考虑，许多液体、气体、固体的各种特性参数，诸如浓度、密度、温度等都需实时监控，因此设计出能快速、准确、便捷地检测各种特性参数的智能检测仪具有广泛的实用意义。
对于有色溶液，溶液的浓度与透光率密切相关，当溶液浓度增大时，溶液透光率降低；反之，溶液透光率则增高。
基于有色溶液的这一特性，我用光敏电阻作为传感器、单片机为处理核心，设计了溶液浓度检测仪。
一、设计思路
根据光电检测原理和光在通过有色溶液时发生折射、散射、反射、吸收等特性，不同浓度的有色溶液透射光通量（与入射溶液试样的光通量之比即为透光率，在此设定入射光通量为100）不一样，采用光敏电阻传感器检测透射光通量，将传感器产生的电信号通过A/D转换芯片（PCF8591）转换为数字信号，传送给STC89C52RC单片机处理，计算检测溶液浓度，最后将检测结果呈现在显示屏上。
二、软硬件设计
有色溶液浓度检测仪以单片机为控制核心，采用光敏电阻作为传感器检测透射光通量（透光率），经A/D转换将电压信号转换成数字信号，由单片机处理，最终在显示屏上显示检测结果。检测系统组成框图如图1所示。根据图1设计整体电路。
1.单片机选型
考虑到液晶彩屏显示、键盘输入等模块所需的输入、输出端口较多但程序量不大的特点，本检测仪采用STC89C52RC单片机作为系统处理核心，芯片有32个输入、输出端口，8KB存储空间。该单片机具有较高的处理速度，能更容易、快速地处理复杂的数字信号，非常适合本检测仪的应用环境。
2.检测模块设计
检测模块主要包括光敏电阻传感器、A/D转换芯片等元器件。
光敏电阻型号为T5516，属环氧树脂封装。当入射光增强时，光敏电阻阻值下降，导电能力增强，使电路中的电流增强，反之，光敏电阻阻值增加，电路中的电流减小，这种特性极易使其实现光电转换。
光敏电阻属于半导体光敏器件，还具有灵敏度高、响应速度快等特点。选用光敏电阻作为检测模块的传感元件，检测透射光通量非常合适。
光敏电阻获取光通量信号后，产生一个随着光通量变化的模拟电压信号（电压范围0V至5V），并将模拟信号送入一个8位的PCF8591芯片（输出范围0V至255V）进行A/D转换。8位PCF8591转换芯片将模拟电压信号数字化，并将5V电压进行255等分，将输入电压对应的数字电压量输出并送入单片机。
3.输入输出模块设计
输入输出模块主要包括键盘输入、LCD显示输出、报警输出等。在键盘输入模块中，考虑按键较多，采用矩阵键盘方式，可对系统时间进行设定、报警浓度阀值设置、检测启停等进行输入。
LCD显示输出模块采用2.4寸TFT彩屏显示，实现年、月、日、星期、浓度、透光率等信息的彩色输出。报警输出模块采用蜂鸣器提醒方式，当检测浓度超过设定的浓度阀值时，报警模块会得到相应的信号，实现浓度报警。
整体的硬件系统图如图2所示。
4.软件设计
本检测仪在Keil环境下，用C语言对系统软件进行模块化设计，主要包括A/D转换、溶液浓度检测、显示、时钟、报警以及按键等，并与Protues仿真软件联合调试。主程序初始化程序框图和主循环函数运行程序框图如图3和图4所示。
三、试验过程
1.试验材料与方法
试验需要墨水、纯净水、滴管、试管、标签贴纸若干。按不同比例用墨水和纯净水调配出不同浓度的溶液，装入试管并贴上标签，打开透光率检查系统，完成初始化后，将装有溶液的试管放进密闭的检测箱内，开始检测溶液浓度。
2.试验结果分析
试验结果如图5所示，通过曲线拟合，曲线方程为：y=-1.005x+99.852，决定系数R2=0.9998，试验所得的透光率与溶液浓度基本成线性关系，从而可以用透光率表示溶液浓度。
四、结论
该检测仪利用单片机控制，自动化程度高，试验结果表明，溶液浓度和透光率的线性相关性好，通过检测有色溶液透光率而快速、准确地检测溶液浓度，对溶液浓度的实时监控具有重要意义。
溶液问题 篇7
尽管2007年《考试大纲》中已删去“掌握有关物质溶解度的简单计算”这一考点, 但并不意味删去与溶解度有关的其他知识点.如饱和溶液中加入溶质或加入能与溶剂反应的物质伴随产生的现象等相关知识同样应该引起大家重视, 现将一些常见的饱和溶液这一类问题归纳如下.
一、饱和溶液中加入溶质
若溶质从溶液中析出时不带结晶水, 则原溶液的质量、浓度及各种离子浓度不发生变化, 析出晶体质量等于加入溶质质量.如在一定温度时向足量饱和的NaCl溶液中加入0.1 g NaCl, 析出晶体质量还是0.1 g.
若溶质从溶液析出时带结晶水, 则原溶液质量减少, 浓度及各种离子浓度发生变化.
例1 在一定温度下, 向足量的饱和Na2CO3溶液中加入1.06 g 无水Na2CO3搅拌后静置, 最终所得晶体的质量是 ( )
(A) 等于1.06 g
(B) 大于1.06 g, 小于2.86 g
(C) 等于2.86 g
(D) 大于2.86 g
解析:1.06 g 无水Na2CO3加入到饱和Na2CO3溶液中会析出2.86 g Na2CO3·10H2O晶体, 使溶剂量减少, 溶质又可析出, 则实际所得晶体应大于2.86 g.
当然若知道该温度时溶解度, 即可求出上述例题中最终所得晶体质量.具体解法如下:
设析出晶体质量为 m.
100∶S=m×180/286∶[ (m×106/286) -1.06]
解得 m=7579/ (2650-45S) , S表示溶解度.
二、饱和溶液中加入或通入能与溶剂反应的物质
这种情况由于反应消耗溶剂往往都有溶质析出.下面就是常见的两个例子.
例2 当往饱和澄清石灰水中投入金属钠时, 看到的现象是:.
解析:当把钠投入上述溶液中时, 则Na先与H2O反应生成NaOH, 反应的化学方程式:
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ (放出热量)
一方面反应消耗溶剂, 另一方面产生热量Ca (OH) 2的溶解度降低, 这两者都会导致Ca (OH) 2析出.
参考答案:开始时钠先与水剧烈反应, Na浮在水面上, 熔化成小球, 四处游动, 有气体生成, 继而看到石灰水变浑浊.
例3 饱和Na2CO3溶液中通入CO2时现象;原因;反应的离子方程式.
解析:当CO2通入饱和Na2CO3溶液中发生反应:
H2O+CO2+Na2CO3=2NaHCO3↓
反应的发生一方面消耗溶剂, 另一方面生成NaHCO3的质量大于Na2CO3的质量, 同时Na2CO3的溶解度大于NaHCO3, 均有利于沉淀析出.
参考答案:有晶体析出;一方面消耗溶剂, 另一方面生成NaHCO3的质量大于Na2CO3的质量, 同时Na2CO3的溶解度大于NaHCO3, 均有利于沉淀析出;离子方程式:
H2O+CO2+CO
三、其他反应导致饱和溶液温度发生变化
例4 如图1所示, 把试管放入盛有饱和石灰水的烧杯中, 试管中放入几小块镁片, 再用滴管滴入5 mL盐酸于试管中.
试回答下列问题:
(1) 实验中观察到的现象是;
(2) 产生上述现象的原因是;
(3) 写出有关反应的离子方程式.
参考答案:
(1) 镁片表面有大量气泡产生;镁片逐渐溶解;烧杯有晶体析出;
(2) 镁与盐酸发生置换反应产生H2, 上述反应为放热反应, 随着反应的进行, 溶液温度升高, Ca (OH) 2的溶解度随着温度升高而减小, 故析出Ca (OH) 2晶体.
(3) Mg+2H+=Mg2++H2↑
四、饱和溶液在洗气中的应用
利用气体在某些饱和溶液中溶解度小, 而杂质气体在饱和溶液中溶解度大从而溶解或杂质气体能与溶质反应转化成需要保留的气体, 最终达到除杂的目的.
如实验室制备Cl2, 收集时利用排饱和食盐水的方法收集, 由于溶液中大量Cl-存在使Cl2解度大大降低, 而HCl极易溶解从而达到除杂的目的.又如CO2中有杂质HCl气体, 可利用饱和NaHCO3溶液除杂, 其原理是CO2在NaHCO3中溶解度小, 而HCl能与NaHCO3反应既能除杂又能增加CO2的量.
甘肃省兰州一中
溶液问题 篇8
1.90%以上学生准确说出滴定各阶段溶液中存在的三种守恒关系。
2.90%以上学生能准确区别“pH=7”与“完全中和”的含义。
3.85%以上学生清楚何时考虑水解平衡何时考虑电离平衡。
4.80%以上学生准确判断混合溶质的溶液中离子浓度大小顺序。
5.初步学会从离子平衡的角度分析有一种弱电解质参加的中和滴定过程。
二、问题与活动
(导入) 问题之一:请写出Na2CO3溶液中存在的三种守恒关系。
学生活动:查阅资料、讨论、书写。
老师活动:指导、反馈、矫正。
问题之二:“pH=7”与“完全中和”的含义有什么区别?完全中和时溶液一定呈中性么?
老师活动:提供在常温下, 用0.100mol·L-1的盐酸滴定20.00mL0.050mol·L-1氨水过程的pH曲线图如下, 请同学们针对图中四个特殊点认真思考:1.每个点的溶质是什么?2.每点存在的守恒关系?3.每点存在哪些平衡?主次如何?
学生活动:完成下列填空
1.PH=11———起点:含_____种溶质, 化学式_____, 存在_____平衡, 微粒_____有, 电荷守恒式_____, 离子浓度由大到小的顺序_____。
2.PH=7———中性点:含_____种溶质, 化学式, 存在_____平衡, 微粒有_____, 电荷守恒式_____, 离子浓度由大到小的顺序_____。
3.PH=5.6———完全中和点:含_____种溶质, 化学式_____, 存在_____平衡, 微粒有_____, 电荷守恒式_____, 离子浓度由大到小的顺序_____。
4.PH=1.5———完全反应后盐酸过量点:含_____种溶质, 化学式_____, 存在_____平衡, 微粒有_____, 电荷守恒式_____, 离子浓度由大到小的顺序_____。
问题之三:何时考虑水解平衡?何时考虑电离平衡?
老师活动:启发学生阅读自己的填空, 完成填空5。
学生活动:完成阅读、反思并填写下列结论。
5.离子浓度由大到小的顺序:
A.pH>7时:___________, 存在__________平衡, 以__________平衡为主;
B.pH=7时:__________;
C.pH<7时:__________, 存在__________平衡, 以__________平衡为主。
问题之四:混合溶质的溶液其离子浓度如何分析?
老师活动:启发学生反思PH曲线图中两个PH点之间各种离子浓度变化趋势并完成填空6。
学生活动:完成填空
6.水溶液中离子浓度变化起走势 (变大、变小或不变) 。
A.PH=11至PH=7__________;
B.PH=7至PH=5.6__________;
C.PH=11至PH=5.6__________;
D.PH=5.6至PH=1.5__________。
三、课堂检测活动 (学生练习并举手反馈结果)
1.向体积为Va的0.05mol/L CH3COOH溶液中加入体积为Vb的0.05mol/L KOH溶液, 下列关系错误的是 ()
A.Va>Vb时:c (CH3COOH) +c (CH3COO-) >c (K+)
B.Va=Vb时:c (CH3COOH) +c (H+) =c (OH-)
C.Va<Vb时:c (CH3COO-) >c (K+) >c (OH-) >c (H+)
D.Va与Vb任意比时:c (K+) +c (H+) =c (OH-) + (CH3COO-)
2.下列溶液中微粒的浓度关系正确的是 ()
A.室温下, 向0.01mol·L-1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性:
c (Na+) >c (SO42-) >c (NH4+) >c (OH-) =c (H+)
B.0.1mol·L-1NaHCO3溶液:c (Na+) >c (OH-) >c (HCO3-) >c (H+)
C.Na2CO3溶液:c (OH-) -c (H+) =c (HCO3-) +2c (H2CO3)
D.25℃时, pH=4.75、浓度均为0.1mol·L-1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液:c (CH3COO-) +c (OH-) <c (CH3COOH) +c (H+)
四、课堂小结活动
老师活动:请大家针对教学目标说出本课收获与疑问。
学生活动:小结并说出收获与疑问。
五、课后作业
“溶液的形成”教学构思 篇9
很多时候为了提升教学能力, 我们常提倡多听老教师的课, 吸取教学经验, 同时多收集教学资料、去伪存真, 获得对自己有价值的信息, 积极反思自己的每一节课, 寻找不足, 虚心听取同事的建议, 以求自己有更广阔的发展空间.这些都是身为一个想要进步的教师所必须做到的, 但要想成为一名优秀的教师, 更需要的是要在教学中多思考, 多挖掘、形成一条具有自我教学风格的路线.
教学的最根本依据是书本及《课程标准》, 我认真地研读里面的每句话, 罗列每一个需要理清的知识点、编排他们的衔接顺序、思考每个环节的表达方式, 渐渐地一条教学的主线初步显现:“新课导入”: 若身体不适——医院就医——建议吃药、输液等治疗措施——展示生理盐水、葡萄糖注射液——化学上称“溶液”.从生活中寻找贴切的例子, 一下子让学生觉得溶液不再是那么陌生、抽象的, 他就在我们身边, 这样从心理上就克服了学生接触新知识时忐忑、紧张的情绪.
“出示学习目标”:这一点是很多教师教学时经常忽略或者认为没有必要向学生出示的, 恰恰相反, 让学生明确每节课的学习目标是至关重要的.通过目标的了解学生就潜意识里有这样的思维:这节课我要学什么、怎么学、学完之后我的哪些能力应得到提升?凡是课堂涉及到这些点他的弦就会绷紧, 不再需要教师过多地提醒、再三强调, 就能使学生进入学习的最佳状态.
“预习作业”:结合本节课的特点, 课前让学生做了个家庭小实验——自制溶液. (1) 红糖 (选用红糖也为“溶液不一定是无色的”提供了依据) 与水; (2) 食盐 (氯化钠) 与水; (3) 红糖、食盐与水, 混合搅拌后并观察搅拌后什么“不见”了、液体是否澄清透明、是否均一、是否稳定、混合后的物质类别.为新课的学习做好铺垫.化学是一门以实验为基础的科学, 我们应尽可能多的给学生提供做实验的机会, 学生是活泼好动的, 自己动手做实验比发一张课前预习学案要有效得多.
“新课教学”:在课堂上, 学生带来了他们的实验成果, 一起分析在家庭小实验中配制的溶液, 教师利用动画从微观粒子角度分析红糖、食盐“不见”的原因, 让学生从宏观走向微观更深入地了解“溶解”.小组讨论总结了实验的过程、现象, 在学生的叙述中, 溶液的概念、特点 (均一性、稳定性) 也就呼之欲出.在此基础上, 教师进一步阐述溶质、溶剂的概念以及判断方法, 并举例进行巩固, 如, 请指出氯化钠溶液、碘酒、浓盐酸中溶质、溶剂分别是谁, 并注明他们混合前的物质状态.学生能很快地给出答案, 且能明显发现溶质可以为固体、气体, 固体或气体溶于液体时液体为溶剂等结论.在此基础上, 学生也很自然地产生这样的疑问:溶质可以为液体吗?这就为教学的延伸埋下了伏笔.
“活动与探究一”:液体可以溶解在液体中吗?此处, 我让学生以小组为单位, 进行实验探究.分别取三支试管, 编号ABC, A中将乙醇缓慢地加入到加有红墨水的水中 (红墨水显色, 便于观察实验现象) ;B中将4-5滴植物油加入到2～3 mL的水中;C中将4～5滴植物油加入到2-3mL的汽油中, 观察两液体混合振荡前、后, 静止后是否分层, 据此你得出了什么样的结论?
学生热情地参与, 积极地思考, 小组长汇报实验结论, 发现A试管中乙醇和水互溶了, B试管植物油和水最终分层了, C试管中植物油和汽油互溶了, 通过A、C试管我们可以得出液体是可以溶于液体的, 通常情况下, 以量少的为溶质, 同时我们发现水是最常用的溶剂, 汽油等也是可以做溶剂的, 但B、C试管的对比我们又发现了一个新问题, 植物油未溶解在水中但能溶解在汽油中, 说明溶解是受一定因素影响的, 马上引发了新一轮的探究.
“活动与探究二”:溶解影响因素有哪些?我还是以小组实验为主, 分取四支试管编号, (1) 碘与水; (2) 碘与汽油; (3) 高锰酸钾与水; (4) 高锰酸钾与汽油, 观察他们的溶解情况并分析.实验要求:四位同学同时实验, 交流各自实验情况, 药品用量:碘取用一小粒, 高锰酸钾药匙前三分之一;水、汽油2～3 mL.
对比性实验是化学中常用的探究方法, 通过对比, 学生能直观地发现碘能溶于汽油却不能溶解在水中, 高锰酸钾能溶解在水中却不能溶解在汽油中的现象, 得出同一种溶质在不同溶剂中溶解情况不同的结论;水能溶解高锰酸钾却不能溶解碘, 汽油能溶解碘却不能溶解高锰酸钾, 得出不同的溶质在同一种溶剂中的溶解情况也不同的结论.由此可见, 溶解受着溶质、溶剂等因素的影响.通过自我探究得出的结论, 学生记忆深刻, 运用起来也会得心应手.
在“活动与探究一”中, 我们发现B试管中植物油未溶解在水中, 像这种小液滴分散到液体里形成的混合物叫做乳浊液.那么我们能用水去除油污吗?
铝酸钠溶液分析 篇10
关键词：铝酸钠溶液,分析,测定项目
原料组成:总碱度 (NaO) :160g/L
1 全碱和氧化铝的测定 (中和法和EDTA滴定法)
1.1 方法提要
分取适量试样液加过量EDTA及过量盐酸, 用氢氧化钠滴定过量的盐酸, 计算全碱的含量, 再以醋酸铅滴定过量的EDTA, 计算氧化铝的含量。
其主要反应如下:
铝与EDTA反应
碱与酸反应
过量EDTA与碱反应
过量EDTA与铅盐反应
滴定终点指示剂与铅盐反应
1.2 试剂
1) 盐酸标准溶液0.1mol/L;
2) 氢氧化钠标准溶液0.1mol/L;
3) EDTA标准溶液0.05mol/L;
4) 醋酸铅标准溶液0.05mol/L;
5) 混合指示剂1%酚酞及0.02%次甲基蓝酒精混合液;
6) 二甲酚橙指示剂1.0%水溶液;
7) 醋酸—醋酸钠缓冲液:PH=5.7。
分析手续:
移取适量的试样于500ml的三角瓶中, 加入过量的 (按估计含Al2O3量计算) EDTA标准液, 记下体积VE, 再加过量的盐酸 (按估计含NT量计算) 记下体积V酸, 然后加沸水至体积约150ml, 加热煮沸2min (含Na2CO3高的样品煮沸5min) , 取下加混合指示剂4～5滴, 用氢氧化钠标准液滴定至蓝紫色即为终点。记下体积V碱。加PH为5.7的HAC-NaAC缓冲液15ml, 二甲酚橙指示剂3滴, 用醋酸铅标准液滴定至紫兰色即为终点, 记下体积VPb。
结果计算:
式中:C酸—盐酸标准溶液的量浓度, mol/L;
C碱—氢氧化钠标准溶液的量浓度, mol/L;
CPb—硝酸铅标准溶液的量浓度, mol/L;
CE—DETA标准溶液的量浓度, mol/L;
V酸—加入盐酸标准溶液的体积, ml;
V碱—滴定消耗氢氧化钠标准溶液的体积, ml;
VPb—滴定消耗硝酸铅标准溶液的体积, ml;
VE—加入EDTA标准溶液的体积, ml;
31—每毫摩尔氧化钠的质量, g;
51—每毫摩尔氧化铝的质量, g;
V—取样量, ml。
(因为过量EDTA的“酸效应”在PH=8.3时, 解离出一个H+能与碱作用, 见反应式 (5) , 而与Al3+络合的EDTA不再消耗碱, 故只计过量的EDTA) 。
1.4 备注
1) 先加EDTA后加盐酸, 防止铝水解;
2) 含碳酸钠高时, 加热煮沸不少于3min, 以免碳酸根除不干净, 使全碱结果偏低;
3) EDTA二钠盐在溶液中具有缓冲作用, 故不宜过量太多, 以免全碱终点不明显;
4) 在醋酸钠标准溶液滴定前, 加二甲酚橙指示剂后, 如果溶液呈现紫红色, 先检查是否忘了加缓冲液, 因在PH>6时指示剂本身即为红色。补加缓冲液后应再显黄色, 可继续做下去。其次是加EDTA, 若滴过全碱后发现EDTA加入量不足, 应重新分析。
5) 盐酸标准溶液的加入量, 控制以1滴混合指示剂指示至红色消失后, 过量5～10ml即可, 对含高碳酸钠的样品应过量10ml以上。
6) 取样范围和EDTA加入量的计算:
(1) 取样范围:主要根据氧化铝估计含量而定, 但也要兼顾全碱含量。参看下表:
(2) 盐酸和EDTA标准液加入量计算:
式中:VHCl——为盐酸标准溶液的加入量 (mL) ;
VE——为EDTA标准溶液的加入量 (mL) ;
5——1mL盐酸标准溶液中和Na2O的mg数;
3——1mLEDTA标准溶液络合Al2O3的mg数;
+10——过量盐酸的mL数;
溶液中粒子浓度大小比较 篇11
一、解题策略
解答粒子浓度大小比较问题的基本思路是：判断溶质(看溶液是单一溶质还是多种溶质)→确定反应(多种溶质之间是否有化学反应发生，若反应，是恰好反应还是过量反应；恰好反应则得单一溶质，过量反应则得混合溶液，溶质有两种以上)→找出组成(溶液中最后实际存在哪些物质，包括水)→寻找依据(组成溶液的物质是发生电离还是发生水解，哪个为主导，并写出平衡反应式)→比较大小(一是依据题设数据确定有关粒子浓度的大小，一般地，体积翻倍时，粒子浓度减半；二是通过几种守恒关系式找到有关粒子间等式或不等式关系；三是依据电离理论或水解理论及相对程度比较有关粒子浓度的大小；四是依据溶液的性质比较c(H+)和c(OH–)的大小)→整合统筹(将分阶段比较的内容综合起来，得到与题目要求一致的结论)。
常用方法：若是填空题，则按上述思路逐步解析(整体思维法)，不要遗漏有关粒子；若是选择题，则可以采用排除法、守恒法、关键性粒子定位法、代换法、讨论法等判断各选项的正误，以确定符合题意的选项。
二、主要规律
⑴ 多元弱酸溶液：弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子都较少；同时，多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主。如在H2CO3溶液中：
c(H2CO3)＞c(H+)＞c(HCO3–)＞c(CO32–)。
⑵ 多元弱酸的正盐溶液：先是根据正盐(强电解质)的完全电离，确定组成正盐的离子浓度的相对大小；再考虑多元弱酸根离子的分步水解，其中以第一步水解为主。如在Na2CO3溶液中：c(Na+)＞c(CO32–)＞c(OH–)＞c(HCO3–)＞c(H2CO3)。
⑶ 多元弱酸的酸式盐溶液：先是根据酸式盐(强电解质)的完全电离，确定组成酸式盐的离子浓度的相对大小；再考虑多元弱酸酸式根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如HCO3–、HS–、HPO42–等以水解为主，而HSO3–、H2PO4–等以电离为主。如在NaHCO3溶液中：c(Na+)＞c(HCO3–)＞c(OH–)＞c(H+)，而在NaHSO3溶液中：c(Na+)＞c(HSO3–)＞c(H+)＞c(OH–)。
⑷ 不同溶液中同一种离子浓度的比较：先看各溶质(强电解质)电离出该离子的浓度大小，再考虑各溶液中其它离子对该离子水解的影响(抑制或促进)情况。如在相同物质的量浓度的下列溶液中：
a． NH4Cl，b． CH3COONH4，c． NH4HSO4，d． (NH4)2SO4，c(NH4+)由大到小的顺序是d＞c＞a＞b。
⑸ 混合溶液中各离子浓度大小的比较：应根据弱酸或弱碱的电离程度与弱酸或弱碱对应的弱离子的水解程度的相对大小判断解析，可只考虑相对程度大一些的，忽略相对程度小一些的。 一般地，物质的量浓度为1∶1的CH3COOH与CH3COONa的混合溶液呈酸性(弱酸的电离程度大)，NH3·H2O与NH4Cl的混合溶液呈碱性(弱碱的电离程度大)；而HCN与NaCN、HClO与NaClO的混合溶液均呈碱性(特例，NaCN、NaClO的水解程度大)。如等物质的量浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合溶液中，c(NH4+)＞c(Cl–)＞c(OH–)＞c(H+)；而0.1 mol/L的NaCN与0.1 mol/L的HCN混合溶液中，
c(Na+)＞c(CN–)＞c(OH–)＞c(H+)。
⑹ 电解质溶液中的等量关系：
①电荷守恒式：电解质溶液中，阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，溶液呈电中性。如在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3–)+c(OH–)+2c(CO32–)。
②物料守恒式：由于电离或水解原因，组成电解质的离子在溶液中会发生变化，生成其它离子或分子，但离子或分子中某种特定元素的原子或原子团的总量不会发生变化。如在Na2CO3溶液中：c(Na+)=
2c(CO32–)+2c(HCO3–)+2c(H2CO3)。
③质子守恒式：电解质溶液中的分子或离子得到质子(H+)的总量与失去质子(H+)的总量相等，它可以通过电荷守恒式和物料守恒式加减得到。如在NaHCO3溶液中：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(OH–)+c(CO32–)或
c(H+)+c(H2CO3)=c(OH–)+c(CO32–)；在K2S溶液中：c(OH–)=c(H+)+c(HS–)+2c(H2S)。
④若题目给出某物质或某微粒的浓度、溶液的pH时，列出的等式关系中还可能出现常数项。如物质的量浓度都是0.1mol/L的某弱酸HX溶液与NaX溶液等体积混合，混合溶液中存在c(HX)+c(X–)=0.1mol/L。常温下，pH=9的NaHCO3溶液中：c(H2CO3)－c(CO32–)=
c(OH–)－c(H+)=10–5mol/L－10–9mol/L =9.999×10–6 mol/L。
三、常见题型
⑴ 单一溶质型：主要是指电解质溶液中的溶质组分为弱酸、弱碱或能水解的盐(包括正盐、酸式盐、复盐等)几种类型。
【例1】莫尔盐[(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O]常作氧化还原滴定的基准物质，在1L 0.1mol/L的该盐溶液中，下列有关比较正确的是（）
A． c(NH4+)+c(NH3·H2O)=0.1mol/L
B． 2c(Fe2+)+c(NH4+)=2c(SO42–)
C． c(SO42–)＞c(NH4+)＞c(Fe2+)＞c(H+)＞c(OH–)
D． c(NH4+)∶c(Fe2+)∶c(SO42–)=2∶1∶2
解析：莫尔盐在溶液中的电离方程式为(NH4)2Fe(SO4)2=2NH4++Fe2++2SO42–，但NH4+、Fe2+均要水解，离子浓度会减小，故D项不正确；根据元素守恒可知，
c(NH4+)+c(NH3·H2O)=0.2mol/L，即A项不正确；由电荷守恒可知，2c(Fe2+)+c(NH4+)+c(H+)=2c(SO42–)+c(OH–)，即B项不正确；从莫尔盐组成情况看，其溶液中c(NH4+)＞
c(Fe2+)，且NH4+、Fe2+水解使溶液显酸性，故c(H+)＞c(OH–)，综合可知C项正确。答案为C。
⑵ 不同溶液中同种离子浓度比较型：比较同浓度的不同电解质溶液中的相同弱离子(弱酸根离子或弱碱阳离子)的浓度大小，一要注意其组成有无差异，二是考虑水解程度大小。
【例2】25℃时，在浓度均为1mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测得c(NH4+)分别为a、b、c(单位为mol/L)。下列判断准确的是（）
A． a=b=cB． a＞b＞cC． a＞c＞bD． c＞a＞b
解析：三种溶液中均存在水解平衡：NH4++H2O?葑NH3·H2O+H+，对于(NH4)2CO3，因为CO32–水解：CO32–+H2O?葑HCO3–+OH–，促进上述平衡向右移动，使溶液中c(NH4+)小于(NH4)2SO4中c(NH4+)；对于(NH4)2Fe(SO4)2，因为Fe2+水解：Fe2++2H2O?葑Fe(OH)2+2H+，c(H+)增大，抑制NH4+的水解，使溶液中c(NH4+)大于(NH4)2SO4中
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c(NH4+)。故答案为D。
⑶ 多种溶质混合但不反应型：主要为弱酸与弱酸对应的酸根离子形成的盐的混合溶液或弱碱与弱碱对应的阳离子形成的盐的混合溶液。
【例3】某同学测得物质的量浓度均为0.01mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液呈酸性后，得出下列关系式，你认为其中不正确的是（）
A． c(CH3COO–)＞c(CH3COOH)
B． c(CH3COO–)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH–)
C． c(Na+)=c(CH3COO–)=0.01mol/L
D． c(CH3COO–)+c(CH3COOH)=0.02mol/L
解析：根据题意“CH3COOH和CH3COONa混合溶液呈酸性”可知，CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，故有c(CH3COO–)＞c(CH3COOH)、c(CH3COO–)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH–)，即A、B项均正确；c(CH3COO–)＞c(Na+)=0.01mol/L，即C项不正确；根据物料守恒规律可知，
c(CH3COO–)+c(CH3COOH)=0.02mol/L，即D项正确。故答案为C。
⑷ 化学反应型：包括酸碱反应型(分恰好中和、pH=7、反应过量等类型)、盐与酸或碱反应型、气体与碱或酸反应型等。这一类问题是学习中要研究的重点。
【例4】某酸性溶液中只有Na+、CH3COO–、H+、OH–四种离子。则下列描述正确的是（）
A． 该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成
B． 该溶液由pH=3的CH3COOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合而成
C． 加入适量的NaOH，溶液中离子浓度为
c(CH3COO–)＞c(Na+)＞c(OH–)＞c(H+)
D． 加入适量氨水，c(CH3COO–)一定大于c(Na+)、c(NH4+)之和
解析：A项所得的溶液为CH3COONa，溶液呈碱性，不符合题意；B项，CH3COOH为弱电解质，c(CH3COOH)＞10–3 mol/L，而c(NaOH)=10–3 mol/L，二者等体积混合后，混合液中CH3COOH过量，溶液显酸性，符合题意；C项不符合电荷守恒规则；D项，根据电荷守恒式c(H+)+c(Na+)+c(NH4+)=c(OH–)+c(CH3COO–)，只有c(H+)＞c(OH–)时，才会有c(CH3COO–) ＞c(Na+)+c(NH4+)，而加入氨水后溶液不一定是c(H+)＞c(OH–)情况。答案为B。
⑸ 综合性题型：此类问题一般涉及以上类型中的多种情况，解题时，可以将每个子项分别独立看待，最后再进行整合，作出正确判断。
【例5】下列关于溶液中离子浓度的叙述一定正确的是（）
A． 将相同浓度的NaCl和HCl溶液蒸发浓缩，其浓度增大
B． pH=3的一元酸HX和pH=11的NaOH溶液等体积混合：c(Na+)=c(X–)＞c(H+)=c(OH–)
C． 将等体积、等物质的量浓度的CH3COOH与CH3COOK混合：2c(K+)=c(CH3COO–)+ c(CH3COOH)
D． pH相同的CH3COONa溶液、C6H5ONa溶液、Na2CO3溶液中：c(CH3COO–)＞c(CO32–)＞c(C6H5O–)
解析：A项中HCl浓度会减小，因为HCl具有挥发性。B项中没有指明HX是强酸还是弱酸，需要讨论：HX是强酸时，上述关系成立；若HX是弱酸，溶液中各离子浓度大小关系为c(X–)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH–)。C项中的等式符合物料守恒关系。D项中应是c(C6H5O–)＞c(CO32–)。答案为C。
以上从多个方面对离子浓度大小比较问题进行了探讨，但常见题型中的实例因篇幅限制，列举不够，同学们还要自己总结，以全面掌握有关内容。
（作者单位：湖北枝江一中）
责任编校 李平安
溶液中离子浓度大小比较 篇12
电解质溶液中离子浓度大小比较问题, 是高考的“热点”之一。高考化学试卷年年涉及这种题型。这种题型考查的知识点多, 灵活性、综合性较强, 有较好的区分度, 它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。掌握此类题有三个思维基点:电离、水解和守恒。
一、电离平衡理论和水解平衡理论
1.电离理论:
⑴弱电解质的电离是微弱的, 电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的, 同时注意考虑水的电离的存在;例如NH3·H2O溶液中c (NH3·H2O) >c (OH-) >c (NH4+) >c (H+) 。
⑵多元弱酸的电离是分步的, 主要以第一步电离为主;例如H2S溶液中微粒浓度关系为:c (H2S) >c (H+) >c (HS-) >c (OH-)
2.水解理论:
⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗;如NaHCO3溶液中有:c (Na+) >c (HCO3-) 。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的 (双水解除外) , 因此水解生成的弱电解质及产生H+的 (或OH-) 也是微量, 但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在, 所以水解后的酸性溶液中c (H+) (或碱性溶液中的c (OH-) ) 总是大于水解产生的弱电解质的浓度;例如 (NH4) 2SO4溶液中c (NH4+) >c (SO42-) >c (H+) >c (NH3·H2O) >c (OH-) 。
⑶多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的, 主要以第一步水解为主。例如Na2CO3溶液中c (CO32-) >c (HCO3-) 。
二、电荷守恒和物料守恒
1.电荷守恒:
电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中c (Na+) +c (H+) =c (HCO3-) +2c (CO32-) +c (OH-)
【注意】书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类;②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
2.物料守恒:
电解质溶液中由于电离或水解因素, 离子会发生变化变成其它离子或分子等, 但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n (Na+) :n (C) =1:1, 推出:c (Na+) =c (HCO3-) +c (CO32-) +c (H2CO3)
3.导出式——质子守恒:
如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得:c (OH-) =c (H+) +c (HCO3-) +2c (H2CO3) 。此关系式也可以按下列方法进行分析, 由于指定溶液中氢原子的物质的量为定值, 所以无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子, 但氢原子总数始终为定值, 也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。可以用图示分析如下:
由得失氢离子守恒可得:c (OH-) =c (H+) +c (HCO3-) +2c (H2CO3) 。
又如醋酸钠溶液中
电荷守恒:c (Na+) =c (CH3OO-) +c (CH3COOH)
物料守恒: c (Na+) +c (Na+) =c (CH3OO-) +c (OH-)
将钠离子消掉可得质子守恒:c (OH-) =c (H+) +c (CH3COOH) 。
【专题突破】
【例1】在Na2S溶液中下列关系不正确的是
A.c (Na+) =2c (HS-) +2c (S2-) +c (H2S)
B.c (Na+) +c (H+) =c (OH-) +c (HS-) +2c (S2-)
C.c (Na+) >c (S2-) >c (OH-) >c (HS-)
D.c (OH-) =c (HS-) +c (H+) +c (H2S)
分析:电荷守恒:c (Na+) +c (H+) =c (OH-) +c (HS-) +2c (S2-) ;
物料守恒:c (Na+) =2c (HS-) +2c (S2-) +2c (H2S) ;
质子守恒:c (OH-) =c (HS-) +c (H+) +2c (H2S) , 选A D
【例2】用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液, 已知其中C (CH3COO-) >C (Na+) , 对该混合溶液的下列判断正确的是 ( )
A.C (H+) >C (OH-)
B.C (CH3COOH) +C (CH3COO-) =0.2 mol/L
C.C (CH3COOH) >C (CH3COO-)
D.C (CH3COO-) +C (OH-) =0.2 mol/L
分析:CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中, CH3COOH的电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知C (CH3COO-) >C (Na+) , 根据电荷守恒C (CH3COO-) +C (OH-) =C (Na+) +C (H+) , 可得出C (OH-)
【例3】物质的量浓度相同的下列溶液中, NH4+浓度最大的是 ( )
A.NH4Cl B.NH4HSO4