本發(fā)明屬于化學(xué)化工技術(shù)領(lǐng)域，尤其涉及一種二元弱酸酸式鹽溶液離子濃度的處理方法。

背景技術(shù)：

二元弱酸酸式根溶液(如HCO₃^-)的離子濃度問題一直是高中階段化學(xué)學(xué)習(xí)的重點(diǎn)和難點(diǎn)之一?，F(xiàn)通過定量分析來探究CO₃^2-的濃度情況。

常溫下，溶液中存在以下平衡：整合有：這實(shí)際上是碳酸根的水解方程式；C(HCO₃^-)>2.1×10^-3時，都有：

即C(CO₃^2-)>C(OH^-)>C(H⁺)；

而C(HCO₃^-)<2.1×10^-3時，所提出的結(jié)論才可能成立。

可能出現(xiàn)的碳酸氫鈉溶液，顯然比它的濃度大得多，因此，通過定性分析是有一定局限性的。

高中化學(xué)學(xué)習(xí)中一個經(jīng)常碰到二元弱酸酸式鹽溶液中離子濃度大小的比較問題。高中學(xué)習(xí)中原有的定性分析的方法在較大的濃度范圍內(nèi)與實(shí)驗數(shù)據(jù)結(jié)果相差較大。

技術(shù)實(shí)現(xiàn)要素：

本發(fā)明的目的在于提供一種二元弱酸酸式鹽溶液離子濃度的處理方法，旨在解決高中化學(xué)學(xué)習(xí)中原有的定性分析二元弱酸酸式鹽溶液中離子濃度大小的比較方法存在較大的濃度范圍內(nèi)與實(shí)驗數(shù)據(jù)結(jié)果相差較大的問題。

本發(fā)明是這樣實(shí)現(xiàn)的，一種二元弱酸酸式鹽溶液離子濃度的處理方法，所述二元弱酸酸式鹽溶液離子濃度的處理方法利用質(zhì)子守恒、平衡常數(shù)，定量的算出溶液中各微量離子濃度間的大小關(guān)系；包括：對于pH值已知濃度未知的計算方法和濃度已知pH值未知的計算方法。

進(jìn)一步，所述對于pH值已知濃度未知的計算方法為：

A^2-濃度為C₁，H₂A濃度為C₂，溶液pH值為a；

H₂A的一級、二級電離常數(shù)分別為K_a1、K_a2，水的電離常數(shù)為K_w；

得H⁺濃度為10^-a，OH^-濃度為K_w·10^a；(以上為設(shè)未知數(shù)和通過pH值得出氫離子、氫氧根濃度)

有

有(將二元弱酸的一級和二級電離反應(yīng)式加合，得到含C₁、C₂而不含HA^-離子濃度的一個關(guān)系式)

又由質(zhì)子守恒：

C₁+K_w·10^a＝C₂+10^-a ②(寫出溶液的質(zhì)子守恒式，這是另一個僅含有C₁、C₂而不含HA^-離子濃度的關(guān)系式)

代入，經(jīng)整理有：

(代入整理，消去得出A^2-離子濃度表達(dá)式)

(之后再將此式與氫氧根濃度相除，得比較此式與一的關(guān)系，便是比較分母與分子絕對值的關(guān)系(比較1/K_w-10^2a和10^2a-1/K_a1K_a2兩式的絕對值的大小關(guān)系)，即可比較碳酸根與氫氧根濃度大小)

(再將③式子與氫離子濃度相減，得確定此式正負(fù)性：分母在溶液呈酸性時為正而堿性時為負(fù)，分子則需要計算，可以通過比較K_a1K_a2K_w10^4a與1的大小關(guān)系得。)

所述濃度已知pH值未知的計算方法為：

NaHA溶液，二元弱酸H₂A的一級電離常數(shù)K_a1，二級電離常數(shù)K_a2，水的電離常數(shù)為K_w；

有：

(寫出A^2-水解方程式(注：此處利用此式僅僅是分析溶液終態(tài)的離子濃度大小關(guān)系、得到平衡狀態(tài)下的離子濃度關(guān)系式，

并不代表溶液中真實(shí)反應(yīng)過程)，即可得到A^2-與HA^-與OH^-的關(guān)系式)

當(dāng)C(HA^-)>K₁＝K_w/K_a2時，有C(A^2-)>C(OH^-)；

C(OH^-)與C(H⁺)的大小關(guān)系，直接比較HA^-的水解與電離常數(shù)大小即可。

進(jìn)一步，所述二元弱酸酸式鹽溶液離子濃度的處理方法，其特征在于，所述C(H⁺)與C(A^2-)的關(guān)系，碳酸氫推導(dǎo)過程：

C(HA^-)＝C,C(H⁺)＝C₁，C(A^2-)＝C₂，C(OH^-)＝C₃，C(H₂A)＝C₄

(設(shè)未知數(shù))

由HA^-的電離、水解平衡和水的電離平衡分別可得以下三個式子：

C₁C₂＝CK_a2①

C₃C₄＝CK_w/K_a1②

C₁C₃＝K_w ③

由質(zhì)子守恒有：C₁+C₄＝C₂+C₃

即C₄＝C₂+C₃-C₁ ④

(分別寫出HA^-的電離、水解平衡、水的電離平衡和質(zhì)子守恒的對應(yīng)離子濃度關(guān)系式)

代入②式，得C₃(C₂+C₃-C₁)＝CK_w/K_a2

再將③式代入，知：

①、③式相除，得：

將⑥代入⑤，得：

(經(jīng)過一系列計算依次消去氫氧根和H2A濃度)

⑦與③相除：

(得到A^2-與氫離子濃度比值式，比較其分母和分子的大小)

比較此式與1的關(guān)系即是比較C₂與C₁的關(guān)系，由于分子與分母都顯然大于零，此式與1的關(guān)系等價于比較與前者大于后者時，有此時C₂>C₁，反之，則有C₂<C₁。

本發(fā)明提供的二元弱酸酸式鹽溶液離子濃度的處理方法，利用的質(zhì)子守恒、平衡常數(shù)等知識，完全可以定量的算出溶液中各微量離子濃度間的大小關(guān)系，較傳統(tǒng)的定性分析更為準(zhǔn)確。使用溶液濃度比較離子濃度大小的方法新穎之處在于簡便，原有定性方法雖簡便卻有考慮不周之處，因而在許多時候會得到與現(xiàn)實(shí)相悖的結(jié)論)：以碳酸氫鈉為例，碳酸氫根水解、電離和水的電離計算水解時本來就要考慮水的電離平衡移動問題，將它們割裂開來不妥；若從本質(zhì)看，水解實(shí)際上是水提供氫離子供碳酸氫根結(jié)合，而實(shí)際上大多數(shù)氫離子由碳酸氫根提供，后者電離能力強(qiáng)很多，故不能簡單地按水解計算。而原有定量方法又較為繁瑣。

具體實(shí)施方式

為了使本發(fā)明的目的、技術(shù)方案及優(yōu)點(diǎn)更加清楚明白，以下結(jié)合實(shí)施例，對本發(fā)明進(jìn)行進(jìn)一步詳細(xì)說明。應(yīng)當(dāng)理解，此處所描述的具體實(shí)施例僅僅用以解釋本發(fā)明，并不用于限定本發(fā)明。

下面結(jié)合具體實(shí)施例對本發(fā)明的應(yīng)用原理作詳細(xì)的描述。

所有的二元弱酸酸式鹽溶液中，氫離子、氫氧根、酸根的濃度大小關(guān)系：

設(shè)NaHA溶液，設(shè)二元弱酸H₂A的一級電離常數(shù)K_a1，二級電離常數(shù)K_a2，水的電離常數(shù)為K_w。

那么有：

當(dāng)C(HA^-)>K₁＝K_w/K_a2時，有C(A^2-)>C(OH^-)；

C(OH^-)與C(H⁺)的大小關(guān)系，直接比較HA^-的水解與電離常數(shù)大小即可。C(H⁺)與C(A^2-)的關(guān)系，碳酸氫推導(dǎo)過程：

設(shè)C(HA^-)＝C,C(H⁺)＝C₁，C(A^2-)＝C₂，C(OH^-)＝C₃，C(H₂A)＝C₄；

由HA^-的電離、水解平衡和水的電離平衡分別可得以下三個式子：

C₁C₂＝CK_a2①

C₃C₄＝CK_w/K_a1②

C₁C₃＝K_w ③

由質(zhì)子守恒有：C₁+C₄＝C₂+C₃

即C₄＝C₂+C₃-C₁ ④

代入②式，得C₃(C₂+C₃-C₁)＝CK_w/K_a2

再將③式代入，知：

②、③式相除，得：

將⑥代入⑤，得：

⑦與③相除：

$\frac{C_2}{C_1}=(\frac{C}{K_{a1}}+1)\&divide;(1+\frac{K_W}{{\mathrm{CK}}_{a2}})$

比較此式與1的關(guān)系即是比較C₂與C₁的關(guān)系，由于分子與分母都顯然大于零，此式與1的關(guān)系等價于比較與前者大于后者時，有此時C₂>C₁，反之，則有C₂<C₁。

本發(fā)明的實(shí)施例的二元弱酸酸式鹽溶液離子濃度的處理方法對于pH值已知濃度未知的計算方法為：

重設(shè)A^2-濃度為C₁，H₂A濃度為C₂，溶液pH值為a，其它字母同上。

易得H⁺濃度為10^-a，OH^-濃度為K_w·10^a。

H₂A的一級、二級電離常數(shù)分別為K_a1、K_a2。

水的電離常數(shù)為K_w。

知有

故有

又由質(zhì)子守恒：

C₁+K_w·10^a＝C₂+10^-a ②

代入，經(jīng)整理有：

將其除以K_w·10^a以比較C₁與氫氧根濃度大小關(guān)系：

得結(jié)果為：

由①式得C₁/C₂＝K_a1K_a210^2a，所以當(dāng)④式分母大于零時，有C₂<C₁，易得溶液呈酸性，那么此時分母也為正數(shù)；反之亦然。

④式上下同除K₁K₂，得

比較1/K_w-10^2a和10^2a-1/K_a1K_a2兩式的絕對值的大小關(guān)系，若前者大于后者，則A^2-濃度大于氫氧根，反之則小于。

將③式減去10^-a來比較C₁與氫離子濃度大小關(guān)系：

得結(jié)果為

現(xiàn)比較⑤式與零的大小關(guān)系，分母在溶液呈酸性時為正而堿性時為負(fù)，分子則需要計算，可以通過比較1與K_a1K_a2K_w10^4a的大小關(guān)系得。

本發(fā)明的實(shí)施例的二元弱酸酸式鹽溶液離子濃度的處理方法對于濃度較大時的近似算法。(此時只能已知濃度計算)

設(shè)C(HA^-)＝C,C(H⁺)＝C₁，C(A^2-)＝C₂，C(OH^-)＝C₃

在溶液濃度不是特別稀時(C>10K_a1)，求二元弱酸的鹽溶液的氫離子濃度有近似公式：

(在濃度符合上述條件時，寫出氫離子濃度近似公式)

由酸式根的電離易得：

(通過酸式根電離方程式得，將其與氫離子濃度比較)而與C₁比較時發(fā)現(xiàn)，C₂>C₁的條件為：C>K_a1，C>10K_a1時均有C₂>C₁。

由水的電離平衡：

(由水的電離平衡得，將其與氫離子濃度比較)

C₂與C₃比較知C₃>C₁的條件為若濃度且符合公式使用的條件，則C₃<C₁。

這種計算方法更加實(shí)用且簡便，考慮到K_a1、K_a2、K_w在一般情況下的數(shù)量級，這種方法得出的結(jié)論從一個側(cè)面指出，在濃度不特別小時，A^2-的濃度比氫氧根和氫離子大得多。

下面結(jié)合具體實(shí)施例對本發(fā)明的應(yīng)用效果作詳細(xì)的描述。

使用pH比較離子濃度也類似，考慮到有些題目中只給出pH而未給出濃度。

例如：對于25攝氏度下0.1mol/L的碳酸氫鈉溶液。

由于0.1mol/L屬較大濃度，可以將溶液中碳酸氫根濃度與溶液濃度等同。

傳統(tǒng)定性分析認(rèn)為，碳酸氫根的水解大于電離，有：

C(OH^-)>C(H⁺)

氫離子的濃度為碳酸氫根電離與水的電離之和，那么有：

C(H⁺)>C(CO₃^2-)

水的電離被認(rèn)為是少量，綜合得：

C(OH^-)>C(H⁺)>C(CO₃^2-)

查得25攝氏度下碳酸的一、二級電離常數(shù)分別為K_a1＝4.4×10^-7、K_a2＝4.7×10^-11，水的電離常數(shù)為K_w＝10^-14

通過本發(fā)明提供的方法，顯然有C(HA^-)>K_w/K_a2，再加上碳酸氫根水解大于電離，有C(CO₃^2-)>C(OH^-)>C(H⁺)。與傳統(tǒng)定量算法有差別。

若通過pH值計算，查得0.1mol/l碳酸氫鈉溶液pH為8.309。

有|1/K_w-10^2a|>|10^2a-1/K_a1K_a2|,K_a1K_a2K_w10^4a>1又溶液呈堿性，整合得：

(CO₃^2-)>C(OH^-)>C(H⁺)

考慮到0.1mol/L屬較大濃度，可以使用近似法比較。

因為所以氫氧根濃度大于碳酸根，又碳酸氫根水解大于電離，整合有(CO₃^2-)>C(OH^-)>C(H⁺)

查閱資料知，溶液中碳酸氫根濃度為0.1mol/L的溶液，其CO₃^2-、OH^-、H⁺濃度大小分別為：

C(OH^-)＝2.03×10^-6mol/L

C(H⁺)＝4.92×10^-9mol/L

C(CO₃^2-)＝1.140×10^-3mol/L

支持本發(fā)明的結(jié)論。

以上所述僅為本發(fā)明的較佳實(shí)施例而已，并不用以限制本發(fā)明，凡在本發(fā)明的精神和原則之內(nèi)所作的任何修改、等同替換和改進(jìn)等，均應(yīng)包含在本發(fā)明的保護(hù)范圍之內(nèi)。