血清离子浓度范文（精选8篇）
血清离子浓度 第1篇
温度是影响鱼类生长和代谢最重要的环境因子之一。由于自然界存在季节更替、气候变化等环境的改变,鱼类生活的环境温度经常出现节律性或突发性的变动[6]。因此,研究短周期温度波动对鱼类的影响具有重要意义。鱼类会通过调节营养代谢、离子平衡以应对环境的变化,减少自身的损伤,使机体在环境胁迫下保持相对稳定的平衡状态。谷草转氨酶( GOT) 、谷丙转氨酶( GPT) 、碱性磷酸酶( AKP) 、酸性磷酸酶( ACP) 、乳酸脱氢酶( LDH) 是鱼类营养代谢的关键酶类,这些酶类的活力变化可以反映出鱼体代谢水平的高低及生理状态。此外,研究发现鱼类血清中的离子在机体营养代谢、体液渗透压调节以及维持酸碱平衡过程中起着重要作用[7,8,9]。ATP酶是一类分布广泛的膜结合蛋白酶,其中Na+/ K+-ATP酶是维持细胞内高钾( K+) 低钠( Na+) 的重要离子酶,而Ca2 +/ Mg2 +-ATP酶是维持细胞内低钙( Ca2 +) 水平的离子酶[10],通过测定Na+/ K+-ATP酶、Ca2 +/ Mg2 +-ATP酶的活力以及Na+、Ca2 +的浓度变化,能够深入探究鱼类机体内环境的稳定性、平衡性以及由环境改变而引起的损耗程度。该研究以银鲳幼鱼为材料,分别设计了低温胁迫和高温胁迫,分析了温度胁迫对银鲳幼鱼代谢酶活性、血清离子浓度及鳃和肾脏离子酶活性的影响,旨在探明银鲳幼鱼对温度胁迫的反应,以为银鲳人工养殖中的温度调控提供参考依据。
1 材料与方法
1. 1 实验材料
实验用银鲳幼鱼取自东海水产研究所于2014年自行繁育的银鲳幼鱼,实验在上海市水产研究所江苏启东市的实验基地进行。选取规格均一[平均叉长为( 9. 1 ± 1. 1) cm,平均体质量为( 18. 8 ± 7. 2)g]、体表无伤的银鲳幼鱼作为实验材料。
1. 2 饲养管理与实验设计
实验用水采用经网滤、暗沉淀后的天然海水,日换水量为50%·d- 1。盐度28 ± 0. 5,p H 7. 9 ±0. 5,溶解氧6 ~ 8 mg·L- 1,水温为27 ℃,24 h不间断充气。定时观察水质和鱼活动情况。
实验设计22 ℃、27 ℃和32 ℃ 3 个温度梯度,以27 ℃为对照组,每个梯度3 个重复,每个重复20 尾,组间个体无显著差异( P < 0. 05) 。实验开始将180 尾实验用鱼放入3 个27 ℃水泥池内,暂养4d,再将180 尾实验用鱼随机分配到9 个2. 5 m ×2. 5 m的水泥池。并采用广东日升牌( CW-2500A)冷热水机进行水温调节。实验分别在第0、第12、第24 和第48 小时取样。
1. 3 样品采集及酶液制定
实验期间各实验组均不投食,每个重复随机抽取3 尾,每实验组9 尾,用200 mg·L- 1的MS-222作快速深度麻醉,麻醉后,置于冰盘上采用尾静脉采血,血样于4 ℃冰箱中静置12 h,在4 ℃条件下3 500 r·min- 1离心20 min制备血清,上清液移置- 70 ℃ 冰箱中保存备用,血液抽取完毕后,立即解剖取鳃、肝脏和肾脏,样品置于- 20 ℃ 保存,用于生化分析。
酶液制定。将鳃瓣、肝脏或肾脏在匀浆介质[p H 7. 4,0. 01 mol·L- 1Tris-HCl,0. 000 1 mol·L- 1EDTA-2Na,0. 01 mol·L- 1蔗糖,0. 8% Na Cl]中剪碎,用匀浆机15 000 r·min- 1研磨制成匀浆。之后在4 ℃下离心15 min,取上清液检测指标。
1. 4 检测指标
血清、肝脏、鳃和肾脏检测的指标是GPT、GOT、 AKP、 ACP、 LDH、 Na+、 K+、 Ca2 +、 氯( Cl-) 、Na+/ K+-ATP酶、Ca2 +/ Mg2 +-ATP酶。上述指标的测定试剂盒均购自南京建成生物工程研究所,具体实验方法见说明书。其中总蛋白采用南京建成考马斯亮蓝蛋白测定试剂盒,血清离子浓度分析采用全自动生化分析仪( 日立7600 型)测定。
1. 5 数据分析
所得数据以平均值 ± 标准差( ± SD) 表示,实验结果用SPSS 19. 0 软件进行统计与分析,运用单因素方差分析急性温度胁迫后银鲳幼鱼各项检测指标,先进行方差齐性检验,不满足方差齐性时,对数据进行自然对数或平方根转换,采用Duncan' s检验进行多重比较,P < 0. 05 即认为有显著性差异。运用Excel 2010 绘制图表。
2 结果
2. 1 GPT
急性温度胁迫下肝脏GPT活性仅在32 ℃ 实验组有变化,呈波浪式下降趋势,在第48 小时下降到最小值( P < 0. 05) ,且与对照组差异显著( P < 0. 05) ( 图1 - Ⅰ) ; 22 ℃ 和32 ℃ 实验组血清中GPT活性变化相反,前者呈上升趋势,后者则呈下降趋势,且分别在第48 和第12 小时达到最大值和最小值( P < 0. 05) ( 图1 -Ⅱ) 。在第12、第24 和第48 小时,实验组GPT与对照组出现显著性差异( P < 0. 05) 。
2. 2GOT
急性温度胁迫下22 ℃ 实验组肝脏GOT活性呈先下降后上升趋势,而32 ℃ 实验组则先下降后上升,再下降,2 个实验组均在第24 小时升高到最大值; 第12 小时实验组与对照组差异显著( P <0. 05) ; 第48 小时32 ℃ 实验组与其余2 个处理组差异显著( P < 0. 05) ( 图2 - Ⅰ) 。血清GOT活性仅在32 ℃实验组有变化,呈先下降后上升趋势,在第12 小时下降到最小值,第48 小时上升至最大值( P < 0. 05) ; 第12 和第24 小时32 ℃ 实验组均与对照组差异显著( P < 0. 05) ( 图2 - Ⅱ) 。
2. 3 AKP
急性温度胁迫后22 ℃ 实验组随时间延长,AKP活性逐渐升高,在第48 小时升高至最大值;32 ℃ 实验组则呈下降趋势,在第12 小时下降至最小值( 图3 - Ⅰ) 。第12 小时实验组与对照组差异显著( P < 0. 05) ; 在第24 和第48 小时,32 ℃实验组与对照组出现显著性差异( P < 0. 05) 。
2. 4 ACP
急性温度胁迫后血清中ACP活性在实验组中均呈上升趋势,22 ℃ 实验组在第24 小时达到峰值,32 ℃实验组在第48 小时达到峰值( P < 0. 05) 。第24 和第48 小时22 ℃ 实验组与对照组出现显著性差异( P < 0. 05) ( 图3 - Ⅱ) 。
图柱上方不同小写字母表示同一实验组不同时间的差异显著(P<0.05),不同大写字母表示同一时间段内不同实验组之间差异显著(P<0.05),后图同此Different small letters above the bar graph indicate significant difference at different time(P<0.05);capital letters indicate significant difference among experimental groups at the same time(P<0.05).The same case in the following figures.
2. 5 LDH
急性温度胁迫下血清LDH活性在22 ℃实验组出现波浪式变化,即先下降后上升,在第12 小时下降到谷值,在第48 小时又达到峰值,且高于初始值( P < 0. 05) ; 32 ℃ 实验组LDH活性不随时间的变化而变化( P > 0. 05) ( 图3 - Ⅲ) 。
2.6 Na+
急性温度胁迫条件下22 ℃ 实验组Na+浓度出现上升趋势,在第48 小时上升至最大值( P <0. 05) ; 32 ℃ 实验组Na+浓度未出现显著性差异( P > 0. 05) 。第48 小时22 ℃ 实验组与对照组差异显著( P < 0. 05) ( 图4 - Ⅰ) 。
2.7 K+
急性温度胁迫下,22 ℃ 实验组血清K+浓度呈上升趋势,在第48 小时上升到最大值( P < 0. 05) ;32 ℃ 实验组则先上升后下降,第24 小时上升到最大值,第48 小时再次下降,但高于初始值( P <0. 05) 。第12 小时2 个实验组差异显著; 第48 小时22 ℃实验组与对照组差异显著( P < 0. 05) ( 图4- Ⅱ) 。
2.8 Ca2+
3 个组的血清Ca2 +浓度在急性温度胁迫后均有变化。22 ℃实验组出现缓慢上升后再缓慢下降的趋势,在第12 小时上升至峰值,第48 小时下降至谷值,且差异显著( P < 0. 05) ( 图4 - Ⅲ) ; 32 ℃实验组呈先上升后下降的趋势,即先在第12 小时上升至峰值,而后微降( P < 0. 05) 。第12 小时实验组与对照组出现显著性差异( P < 0. 05) 。
2. 9 Cl-
22 ℃ 实验组Cl-浓度出现缓慢上升趋势,第48 小时上升到最大值( P < 0. 05 ) ; 32 ℃ 实验组出现波浪式变化,即先缓慢下降,再急速上升,最后又下降,且在第24 小时上升到最大值,第48 小时又回落,但大于初始值( P < 0. 05) ( 图4 - Ⅳ) 。第48 小时22 ℃ 实验组与对照组差异显著( P < 0. 05) 。
2. 10 Na+/ K+-ATP酶
急性温度胁迫下22 ℃ 实验组银鲳幼鱼鳃的Na+/ K+-ATP酶活性随着时间的推移,未出现显著性变化( P > 0. 05) ( 图5 - Ⅰ) ; 32 ℃实验组随着时间的延长,出现下降趋势,在第48 小时下降到最小值( P < 0. 05) ; 对照组也出现了缓慢下降的趋势,且也在第48 小时下降到最小值( P < 0. 05) 。第12 和第48 小时2 个实验组差异显著( P <0. 05) 。肾脏Na+/ K+-ATP酶活性32 ℃ 实验组随着时间的延长,未出现显著性变化( P > 0. 05) ( 图5- Ⅱ) ; 22 ℃ 实验组随着时间的推移,出现先升高后降低的趋势,在第24 小时升高到最大值,第48小时有所回落,但大于初始值( P < 0. 05) 。
2. 11 Ca2 +/ Mg2 +-ATP酶
鳃Ca2 +/ Mg2 +-ATP酶活性在22 ℃ 实验组和32℃ 实验组均出现先下降后升高的趋势,前者在第12 小时下降到谷值,第24 小时回升,但小于初始值( P < 0. 05) ,而后者则在第24 小时下降到谷值,第48 小时回升,且小于初始值( P < 0. 05) ( 图6 -Ⅰ) ; 对照组出现下降趋势,第48 小时下降到最小值( P < 0. 05) 。第48 小时22 ℃实验组和对照组出现显著性差异( P < 0. 05) 。肾脏Ca2 +/ Mg2 +-ATP酶活性22 ℃和32 ℃实验组均出现先升高后下降趋势,且均在第24 小时升高到峰值,在第48 小时下降至最低值( P < 0. 05) ( 图6-Ⅱ) ; 第24 和第48 小时实验组均与对照组差异显著( P < 0. 05) 。
3 讨论
水体温度可以影响鱼类的生长、营养的消化吸收、鱼体成分、肝脏内的代谢酶类活性等[11,12]。鱼类为适应环境温度的变化,会对鱼体代谢酶类的活性进行调整[13]。转氨酶与动物体内蛋白质代谢、糖代谢及脂代谢有关,其活性大小通常被认为是肝脏功能正常与否的标志[14,15,16]。GPT和GOT是广泛存在于动物线粒体中的重要氨基酸转氨酶,其中GPT主要分布于肝脏,而GOT则主要分布于心肌细胞[17]。在通常情况下,由于细胞膜的屏障作用,血清中这2 种酶的浓度很低[18],但是当鱼体受到外界刺激时,肝脏和心肌细胞受损,细胞膜的通透性增加,大量的GPT和GOT渗入血液中,导致血液中这2 种酶的活性增强,而肝脏和心肌细胞中酶的浓度减小[19]。此实验低温组GPT在肝脏没有变化,而在血清中浓度升高; 高温组肝脏和血清中的变化相同,均出现下降趋势,因此此实验GPT并未出现与理论相符的变化趋势,这可能是由于急性温度胁迫使银鲳幼鱼产生了应激反应,使得细胞膜通透性加大,肝脏受损。同时,此实验低温胁迫下鱼类血清及肝脏中GPT的变化规律与KUMAR等[20]、刘波等[21]的研究不同,究其原因,可能是实验鱼类的不同导致。低温组,GOT活性在肝脏出现先下降后上升的趋势,但差异不显著,而在血清中没有变化,说明低温胁迫对银鲳幼鱼的心肌细胞造成的损伤并不严重,这与刘波等[22]的实验结果不同; 在高温组,胁迫时间达到48 h,GOT活性出现了与理论相符的变化趋势,并且与KUMAR等[20]、桂丹和刘文斌[17]的研究结果一致,说明高温胁迫对银鲳幼鱼心肌细胞产生了损害。
LDH同GOT一样,分布于心肌细胞中,在医学上亦将GOT和LDH称为“心肌酶”[23]。在此实验中,LDH在低温实验组具有浓度上升的趋势,可能是由于低温胁迫刺激了银鲳幼鱼的心肌细胞,使心肌收缩力加强,血液循环速度加快[24],代谢能力增强,细胞膜通透性加大,最终导致血清中LDH浓度上升。 高温实验组未产生变化, 结合GOT的变化趋势,说明急性温度胁迫对银鲳幼鱼心肌细胞产生了影响。LDH在高温实验组没有出现变化,这可能与实验过程中的饥饿处理以及外界其他环境因素有关。
AKP和ACP是2 种重要的代谢调控酶,广泛分布于动植物及微生物体内,在动物代谢过程中发挥着不可替代的作用。这2 种酶类是非特异性磷酸水解酶,能催化磷酸单酯的水解,打开磷酸酯键,释放磷酸离子[25],促使磷酸基团的转移反应,这对动物的生存具有重要意义[21]。此外,AKP和ACP在机体生长代谢、保持内环境稳定以及维持机体健康方面亦具有重要的作用,且其功能作用受到生长阶段、营养状况、疾病及环境变化的影响[26,27,28]。AKP是一种膜结合蛋白,可维持体内适宜的钙磷比例[29]。此实验中AKP在低温处理组出现上升趋势,这可能是由于在低温胁迫下,银鲳幼鱼增加了脂类代谢水平,而AKP与肠内脂质代谢有关,因此血清中AKP浓度增加; 在高温处理组,AKP浓度下降,这可能是因为在高温胁迫下,皮质醇促进脂肪降解,因此AKP浓度下降。ACP在实验组均出现上升趋势,说明在急性温度胁迫下,肝脏等组织细胞膜通透性增加,这促使ACP从组织中渗透到血清。
血清离子是维持细胞新陈代谢、酸碱平衡以及调节体液渗透压的重要因子[24,30]。硬骨鱼类Na+的浓度与p H呈负相关,其浓度的变化可导致鱼类体液酸碱度发生改变,并且可诱发鱼类死亡; K+失衡可使细胞膜破裂,并可能导致细胞死亡[24];Cl-浓度往往随着Na+和K+的变化而变化[7]。此实验中低温胁迫组Na+、K+和Cl-的浓度均呈上升趋势,这与冀德伟等[31]的研究报道不同( 其研究指出K+浓度下降,而Na+和Cl-浓度升高) ; 陈超等[7]研究了低温胁迫对七带石斑鱼( Epinephelus septemfasciatus) 幼鱼血清生化指标的影响,发现各离子成分均未有显著变化,这亦与此实验结果不同。其原因可能是银鲳幼鱼细胞膜的渗透压调节功能下降,细胞膜通透性增加,从而使得细胞内液流入血液中,引起离子浓度的变化[32]。Ca2+浓度呈现先上升后下降的趋势,可能是因为低温胁迫初期细胞膜通透性增加,因此Ca2+浓度在血清中增加,但是随着时间的延长,银鲳幼鱼机体代谢能力降低,肌肉的兴奋性下降,所以Ca2+浓度下降。在高温胁迫组,4 种血清离子的变化各不相同,这说明高温胁迫后,银鲳幼鱼的肝脏、肾脏、心肌和鳃等组织都出现了不同程度损伤,阻碍了机体的正常新陈代谢,最终导致体液内环境稳态遭破坏,因此细胞膜通透性增加,并使得血清中4 种离子出现了不同程度的变化。
在众多的环境因素中,除了盐度以外,外界环境温度也可以影响海水鱼类的渗透压平衡及细胞膜的通透性[33]。ATP酶是一类分布广泛的膜结合蛋白,鳃和肾脏是硬骨鱼类中负责执行ATP酶调控的两大重要器官。ATP酶不仅参与生物体的物质转运[34]、能量代谢及氧化磷酸化等生理生化过程,而且还可与细胞膜上磷脂结合,从而影响细胞膜的其他功能[35],因此也是一项评价环境胁迫下鱼体机能的生物学指标。ATP酶活性的下降将影响鱼体的生理功能,因为这能引起细胞膜结构的破坏[26],损害线粒体膜及质膜,从而影响生物体自身正常的代谢活动[36]。Na+/ K+-ATP酶活性在离子转运过程中发挥着重要作用,其可通过主动跨膜转运细胞内外的Na+与K+,从而维持细胞内外的离子平衡[37]。此实验中鳃内的Na+/ K+-ATP酶活性在低温组没有变化,高温组则出现下降趋势; Ca2+/ Mg2+-ATP酶活性在2 个实验组进行至第48 小时均出现降低趋势,这与KONG等[38]的实验结果相似。实验结果表明急性温度胁迫损伤了银鲳幼鱼的鳃,并导致其代谢紊乱。肾脏中2 种ATP酶活性在高温胁迫和低温胁迫下皆发生了较大的改变,且两者之间存在差异,表明急性温度胁迫损害了银鲳幼鱼的肾脏,致使其代谢活动发生紊乱,严重危害银鲳幼鱼的健康。
溶液中离子浓度大小的比较教案 第2篇
1、溶液中的守恒关系
⑴物料守恒(原子守恒)：溶液中某组分的起始浓度等于它在溶液中的各种存在形式浓度之和。
－以1mol·L1CH3COONa为例：
－＋＋－CH3COONa===CH3COO＋Na
H2OH＋OH
－－CH3COO＋H2OCH3COOH＋OH
－－c(CH3COO)＋c(CH3COOH)=1mol·L
1＋－c(Na)=c(CH3COO)＋c(CH3COOH)Na2CO3溶液：
NaHCO3溶液： 小结：等号的一端都含有某种元素，一般为物料守恒。
⑵电荷守恒：溶液呈中性，即溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。例：CH3COONa溶液：
Na2CO3溶液：
NaHCO3溶液： 小结：等号一端全为阳离子或阴离子，一般为电荷守恒。
＋－⑶质子守恒：溶液中c(H)水=c(OH)水称为质子守恒。
例：CH3COONa溶液：
Na2CO3溶液：
NaHCO3溶液：
＋－小结：等号一端为c(H)或c(OH)，一般为质子守恒。注意：质子守恒=物料守恒—电荷守恒
作业：写出Na2S溶液和(NH4)2SO4溶液的三个守恒关系
2、溶液中离子浓度大小的比较 ⑴单一溶液离子浓度的比较
①多元弱酸溶液离子浓度的比较：例：H3PO4 ②多元弱酸盐溶液离子浓度的比较：Na2CO3
离子浓度大小比较策略 第3篇
水溶液中离子浓度的大小比较是电解质溶液知识运用的经典问题, 也是历年高考考查的热点问题, 但很多学生在解答这一类题型时常常出错, 因此, 复习中要努力突破这一重难点内容。下面对其所涉及的知识规律、解题策略等进行归类分析。
一、理解一个规律, 拓展知识体系
离子浓度的大小比较是盐类水解知识的重要应用形式, 因此, 盐类水解规律是解决这类问题的重要依据和切入点。
1.基本规律
“谁弱谁水解, 谁强显谁性, 越弱越水解”。如CH3COONa溶液中, CH3COO-是弱酸根离子, 它会水解, 导致c (Na+) >c (CH3COO-) ;Na+是强碱离子, 使溶液显碱性, 即c (OH-) >c (H+) , 则CH3COONa溶液中各 离子浓度 大小顺序为c (Na+) >c (CH3COO-) >c (OH-) >c (H+) 。又如相同条件下, 等浓度的NaCN和CH3COONa溶液比较, CN-水解趋势强于CH3COO-, 因此, c (CH3COO-) >c (CN-) 。
2.延伸拓展
根据盐类水解规律, 归纳总结常见实例, 还可得出五个常用推论。
(1) 弱酸的酸式盐溶液中, 酸式根离子的水解程度与电离程度的相对大小影响离子浓度大小。
1NaHCO3、NaHS、Na2HPO4 等溶液中, 酸式根离子的水解程度大于电离程度, 溶液显碱性。以NaHCO3溶液为例, 溶液中各离子浓度大小比较的思路如下 (以下其他各类问题均按这一模式分析) :第一步, 判断溶液 的性质, NaHCO3 溶液呈碱性, c (OH-) >c (H+) 。第二步, 找出溶液中所有的阴、阳离子, 并分别列出, NaHCO3溶液中有Na+、H+、HCO3-、OH-、CO2-3。第三步, 分析溶液 中的反应 情况, 先比较组成可溶性盐 (一般是完全电离) 的离子的浓度大小, 尤其要注意离子个数比, 再比较弱离子电离或水解产生的离子的浓度大小。NaHCO3 是完全电离的, NaHCO3 ═Na++HCO3-, 仅从这一 步来看, c (Na+) =c (HCO3-) , 但溶液中还存在HCO3-的水解 (主要的) :HCO3-+ H2OH2CO3 +OH-, 则c (HCO3-) 减少一点, 导致c (Na+) >c (HCO3-) >c (OH-) 。而HCO3-、H2O还存在电 离 (次要的) :HCO3-H++CO32-、H2OH++OH-, 则c (H+) >c (CO32-) 。第四步, 综合上述情况, 得出结论, 即NaHCO3溶液中各离子浓度大 小顺序为c (Na+) >c (HCO3-) >c (OH-) >c (H+) >c (CO2-3) 。
2NaHSO3、NaH2PO4 等溶液中, 酸式根离子的电离程度大于 水解程度, 溶液显酸 性。如NaHSO3溶液中各 离子浓度 大小顺序 为c (Na+) >c (HSO3-) >c (H+) >c (SO2-3) >c (OH-) 。
(2) 相同浓度的一元弱酸 (HA) 和对应的一元弱酸盐 (NaA) 等体积混合, 若HA的电离程度大于A-的水解程度, 则混合溶液显酸性, 溶液中各离 子浓度大 小顺序为c (A-) >c (Na+) >c (H+) >c (OH-) , 如CH3COONa和CH3COOH (1∶1) 的混合溶液。若HA的电离程度小于A-的水解程度, 则混合溶液显碱性, 溶液中各离 子浓度大 小顺序为c (Na+) >c (A-) >c (OH-) >c (H+) , 如NaCN和HCN (1∶1) 的混合溶液。
(3) 相同浓度的一元弱碱 (BOH) 和对应的一元弱碱盐 (BCl) 等体积混合, 若BOH的电离程度大于B+的水解程度, 则混合溶液显碱性, 溶液中各离子浓度大小顺序为c (B+) >c (Cl-) >c (OH-) >c (H+) , 如NH4Cl和NH3·H2O (1∶1) 的混合溶液。
(4) 相同浓度 的二元弱 酸的酸式 盐 (NaHA) 和其正盐 (Na2A) 溶液等体积混合, 溶液显碱性, 且A2-的水解趋势大于HA-的水解趋势, 可用极限法思考, 只考虑A2-的水解, 不考虑HA-的水解, 则溶液中各离子浓度大小顺序为c (Na+) >c (HA-) >c (A2-) >c (OH-) >c (H+) 。常见实例 如Na2CO3 和NaHCO3 (1∶1) 、Na2S和NaHS (1∶1) 的混合溶液。
(5) 不同盐溶液的水解趋势为:水解相互促进的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐, 水解程度越大, 水解离子剩余浓度越小, 反之亦然。如相同浓 度的1 (NH4) 2CO3 溶液、2 (NH4) 2SO4溶液、3 (NH4) 2Fe (SO4) 2溶液、4NH4Cl溶液中, c (NH4+) 大小顺序为3 > 2>1>4。
二、掌握两大理论, 构建思维基点
1.电离理论
(1) 弱电解质的电离是微弱的, 电离产生的微粒都非常少, 因此, 发生电离的微粒的浓度大于电离生成的微粒的浓度, 同时还要考虑水电离产生的H+和OH-对有关微粒浓度的影响。如氨水溶液中, NH3·H2O、NH4+、OH-、H+浓度的大小 关系是c (NH3·H2O) >c (OH-) >c (NH4+) >c (H+) 。 (2) 多元弱酸的 电离是分步进行的, 其主要是第一级电离 (第一级电离程度远大于第 二级电离 程度) 。如H2S溶液中, H2S、HS-、S2-、H+的浓度大 小关系是c (H2S) >c (H+) >c (HS-) >c (S2-) 。
2.水解理论
(1) 弱电解质离子的水解损失是微量的 (双水解除外) , 因此, 发生水解的微粒的浓度大于水解生成的微粒的浓度。但由于 水的电离 影响, 水解后酸 性溶液中c (H+) 或碱性溶 液中c (OH-) 总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。如NH4Cl溶液中, NH4+、Cl-、NH3·H2O、H+的浓度大 小关系是c (Cl-) >c (NH4+) >c (H+) >c (NH3·H2O) 。 (2) 多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的, 其主要是第一步水 解。如Na2CO3 溶液中, CO2-3、HCO3-、H2CO3 的浓度大小关系是c (CO2-3) >c (HCO3-) >c (H2CO3) 。
三、熟悉三个守恒, 明确等量关系
1.电荷守恒
电解质溶液中, 无论存在多少种离子, 溶液都是呈电中性的, 即阳离子所带正电荷总数一定等于阴离子所带负电荷总数。在解具体问题时, 要把握两点:第一, 找出溶液中存在的所有阴、阳离子;第二, 在电荷守恒等式中, 每种离子所带的电荷数为其计量数, 若电荷数为1, 则可不写。如NaHCO3溶液中 (V为溶液的体积, NA 为阿伏加德罗常数) , 则化简为:
2.物料守恒
电解质溶液中, 由于电离或水解因素, 某些离子会转化为其他离子或分子, 但离子或分子中某些特定元素的原子总数是不会改变的, 即原子个数守恒。在解具体问题时, 要注意两点:一是把握物质组成中特定元素的原子个数 (或特定离子浓度的大小) 关系, 二是包含特定元素的各种离子和分子不能遗漏。如Na2CO3 溶液中, n (Na) ∶n (C) =2∶1, 而CO2-3水解, 导致碳元素的存在 形式有三 种, 即CO2-3、HCO3-、H2CO3, 则它们之间有如下守恒关系:c (Na+) =2[c (CO2-3) +c (HCO3-) +c (H2CO3) ]。又如0.2mol/L的氨水和0.1mol/L的氯化铵溶液等体积混 合, 溶液中存 在下列等 式关系:c (NH3·H2O) +c (NH4+) =3c (Cl-) 。
3.质子守恒
按照酸碱质子理论, 溶液中酸碱反应或水解反应的实质是质子的转移, 其结果是有些微粒失去质子, 有些微粒得到质子, 显然, 得质子产物得到质子的量与失质子产物失去质子的量应该相等。质子守恒等式既可由电荷守恒等式和物料守恒等式加减得到, 也可由下列模式法推理得到。如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下左图:
由图可得Na2S水溶液中质子守恒等式为c (H3O+) +2c (H2S) +c (HS-) =c (OH-) 或c (H+) +2c (H2S) +c (HS-) =c (OH-) 。
又如NaHS溶液中, 质子转移作用图示如上右图, 则NaHS水溶液中 质子守恒 等式为或
四、了解四类题型, 突破浓度比较
1.单一溶液型
考点说明:这类试题的常见考查对象包括弱电解质溶液、酸式盐溶液、正盐溶液、复盐溶液、氯水溶液等, 主要检测学生对弱电解质的电离和盐类水解知识的理解情况。
例1.50℃时, 下列各溶液中, 离子的物质的量浓度关系正确的是 ()
A.pH = 4的醋酸中:c (H+) =4.0mol·L-1
B. 饱和小苏 打溶液中:c (Na+) =c (HCO3-)
C.饱和食盐 水中:c (Na+) +c (H+) =c (Cl-) +c (OH-)
D.pH = 12的纯碱溶 液中:c (OH-) =1.0×10-2mol·L-1
分析:pH = 4的醋酸中, c (H+) =1×10-4mol·L-1, A项错误;饱和小苏打溶液中, HCO3-会发生水解反应导致其浓 度减小, c (Na+) >c (HCO3-) , B项错误;饱和食盐 水中, c (Na+) +c (H+) =c (OH-) +c (Cl-) 符合电荷守恒关系, C项正确;50℃时, 水的离子积常数大于1×10-14, 则pH=12的碳酸钠溶液中, , D项错误。答案为C。
解题规律:若电解质为弱酸或弱碱溶液, 则考虑电离问题, 包括分步电离;若电解质为正盐溶液, 则考虑水解问题, 包括分步水解;若电解质为酸式盐溶液, 则看弱离子的电离趋势和水解趋势谁占主导地位, 再依据规律进行判断。
2.酸碱中和型
考点说明:常见反应类型包括弱酸与强碱的反应、弱碱与强酸的反 应、CO2与一元强 碱的反应等, 涉及恰好中和型、反应限量型、反应过量型等题型。准确判断反应产物是正确解题的基础。
例2.室温下, 将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合 (忽略体积变化) , 实验数据如下表:
下列判断不正确的是 ()
A.实验1反应后的 溶液中:
B.实验1反应后的 溶液中:
C.实验2反应后的 溶液中:
D.实验2反应后的 溶液中:
分析:由表中1的pH可知HA为弱酸, 又因酸、碱的物质的量相等, 故二者恰好 完全反应, 反应后溶液中溶质只有KA, 因此得知A项正确;由1中电荷守恒得c, 故 B 项错误;由表中2得x>0.2mol·L-1, 故根据元素守恒可知C项正确;由电荷守恒可知D项正确。答案为B。
解题规律:酸碱恰好中和的产物为含弱离子的盐, 按单一溶液型处理, 比较离子浓度大小时可以用电荷守恒原则进行判断;过量反应得到的溶液为弱酸或弱碱与盐的混合物, 分析时要比较电离趋 势和水解 趋势谁占 主导地位;CO2 与NaOH的反应情况有多种, 需根据二者的相对量进行确定。
3.盐与酸 (或碱) 混合型
考点说明:这类试题一般以含弱离子的盐与强 (或弱) 酸或强 (或弱) 碱混合为研究对象, 涉及不反应、恰好反应、过量反应等问题, 考查简单计算 (注意各物质的量关系) 、离子浓度的大小比较等。
例3.25℃, 有c (CH3COOH) +c (CH3COO-) =0.1mol·L-1的一组醋 酸和醋酸 钠混合溶液, 溶液中c (CH3COOH) 、c (CH3COO-) 与pH值的关系如下图所示。下列有关离子浓度关系叙述正确的是 ()
A.pH =5.5溶液中:
B.W点表示溶 液中:
C.pH=3.5溶液中:
D.向W点所表示 溶液中通 入0.05molHCl气体 (溶液体积 变化可忽 略) :
分析:从曲线来 看, pH由4.75变到5.5过程中, CH3COOH的电离程 度在增大, CH3COO-的水解程度在减小, 所以pH=5.5时, c (CH3COOH) <c (CH3COO-) , A项错误。W点表示的 溶液中始 终存在下 列关系:c (Na+) +c (H+) =c (CH3COO-) +c (OH-) , 这是电荷守恒等式, B项正确。pH=3.5溶液中也有c (Na+) +c (H+) =c (CH3COO-) +c (OH-) , 再把题干 中的c (CH3COOH) +c (CH3COO-) =0.1mol·L-1代入、变形, 即得C项等式, C项正确。向W点所表示溶液中通入0.05molHCl气体, 原有平衡被打破, 建立起了新的 平衡。溶液 中电荷守 恒关系为c (Na+) +c (H+) =c (CH3COO-) +c (OH-) +c (Cl-) , 物料守恒 关系为2c (Na+) =c (CH3COO-) +c (CH3COOH) =0.1mol·L-1, 两式加减不可能得出上述结论, D项错误。答案为B、C。
解题规律:溶液混合后, 若恰好反应生成酸或碱, 则考虑电离问题;若恰好反应生 成盐溶液, 则考虑水解问题;若有一种反应物过量, 则要根据过量程度比较电离与水解谁占主导地位, 且要注意溶液体积的增加带来溶液中各离子浓度的变化。
4.不同溶液中离子浓度的比较
考点说明:含NH4+的不同溶液或其他含有相同离子但溶质不同的溶液是常见的命题对象, 这类试题考查盐类水解、水的电离、弱电解质的电离等相关知识。
例4.有关1100mL0.1mol/LNaHCO3、2100mL0.1mol/LNa2CO3 两种溶液的叙述不正确的是 ()
A.溶液中水电离出的H+个数:2>1
B.溶液中阴 离子的物 质的量浓 度之和:2>1
C.1溶液中:c (CO32-) >c (H2CO3)
D.2溶液中:c (HCO3-) >c (H2CO3)
分析:A项, 盐类水解 促进水的 电离, 且Na2CO3 的水解程度比NaHCO3更大, 溶液碱性更强, 故水中电离出的H+个数更多, A项正确;B项, Na2CO3 溶液中钠离子的物质的量浓度为0.2mol/L, 而NaHCO3溶液中钠离子的物质的量浓度为0.1mol/L, 根据物料守恒及电荷守恒可知溶液中阴离子的物质的量浓度之和:2>1, B项正确;C项, NaHCO3的水解程度大于电离程度, 所以c (H2CO3) >c (CO2-3) , C项错误;D项, Na2CO3 溶液中, CO2-3分步水解, 第一步水解占主要地位且水解大于电离, 故D项正确。C、D两项只要写出它们的水解及电离方程式即可正确判断。答案为C。
解题规律:先找到一个相同的比较标准 (注意微粒组成个数) , 再看不同溶液与这个比较标准的差距, 或其他离子对该离子电离或水解程度的影响, 进而判断大小。另外, 还要注意区分电解质是电离还是水解, 一般地, 弱电解质的电离程度比其对应弱离子的水解程度要大。
总之, 比较溶液中离子浓度大小时, 一要确定溶液中的溶质成分及各自的浓度大小, 这是前提;二要把握规律;三要注意技巧, 特别是三个守恒等式的运用。唯有如此, 方能得心应手。
离子浓度大小比较教法初探 第4篇
一、强化基础知识
溶液中离子浓度大小比较问题综合性强, 涉及的基础知识较多。主要有元素化合物知识、电解质的强弱概念、电解质的电离、盐类的水解以及守恒原理等。
1.物料守恒:在给定的体系中, 特征原子的总数不变。如Na2CO3溶液中碳元素的三种形式CO32-、HCO3-、H2CO3的总数等Na+数的一半是不变的。
2.电荷守恒:在离子化合物或溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的。如Na2CO3溶液中, c (Na+) +c (H+) ==2c (CO32-) +c (HCO3-) +c (OH-)
3.质子守恒:在水中加入电解质后溶液中H+与其他离子之间存在的关系式。可以通过物料守恒式和电荷守恒式加合得到。
二、掌握题型思路
(一) 只有一种溶质的分析思路
1. 多元弱酸溶液中离子浓度大小判断方法:
按多元酸分步电离, 且电离程度逐级减弱的规律判断。如在H2S溶液中存在电离平衡:H2S葑H++HS- (一级电离) HS-葑H++S2- (二级电离) H2O葑H++OH-由于H2S的一级电离远远大于二级电离, 所以溶液中离子浓度大小关系为:c (H2S) >c (H+) >c (HS-) >c (S2-) 。对S2-与OH-的相对大小问题, 在中学阶段不作要求。
2. 多元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小判断方法:
按多元弱酸根离子分步水解, 且水解程度逐级减弱的规律判断。如在Na2CO3溶液中存在如下平衡:CO32-+H2O=HCO3-+OH- (一级水解) HCO3-+H2O=H2CO3+OH- (二级水解) H2O葑H++OH-
由于一级水解程度远远大于二级水解, 所以溶液中离子浓度大小关系为:c (Na+) >c (CO32-) >c (OH-) >c (HCO3-) >c (CO32-) 。
3. 多元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的判断方法:
按酸式酸根在水溶液中既存在水解平衡, 又存在电离平衡及他们的相对大小来判断。如Na HCO3溶液中存在如下平衡:HCO3-+H2O葑H2CO3+OH- (水解) HCO3-葑H++CO32- (电离) H2O葑H++OH- (电离)
由于HCO3-的水解程度大于电离程度, 所以溶液中离子浓度的大小关系为:c (Na+) >c (HCO3-) >c (OH-) >c (H+) >c (CO32-) 。
(二) 同浓度不同溶液中同种离子浓度大小的分析思路
分析其他离子对所分析离子浓度的影响作出判断。即组成不同按组成判断, 组成相似则考虑其他离子的影响。
如同物质的量浓度的下列溶液中NH4+离子浓度由大到小的顺序为:
(1) NH4Cl、 (2) NH4HCO3、 (3) (NH4) 2CO3、 (4) (NH4) 2SO4。
NH4Cl和NH4HCO3与 (NH4) 2CO3和 (NH4) 2SO4组成不同, 所以 (NH4) 2CO3和 (NH4) 2SO4溶液中的NH4+浓度都比的NH4Cl和NH4HCO3大;NH4Cl和NH4HCO3组成相似, 由于HCO3-水解对NH4+离子水解有促进作用, 所以NH4Cl溶液中NH4+离子浓度比NH4HCO3溶液的大; (NH4) 2CO3和 (NH4) 2SO4组成相似, 由于CO32-水解对NH4+离子水解有促进作用, 所以 (NH4) 2SO4溶液中NH4+离子浓度比 (NH4) 2CO3溶液的大。
由此可得四种溶液中NH4+离子浓度大小顺序为: (4) > (3) > (1) > (2) 。
(三) 同浓度不同溶质的溶液中H+浓度大小的分析思路
如具有相同浓度的下列溶液中p H值由大到法的顺序为:
(1) HCl、 (2) NH4Cl、 (3) Na NO3、 (4) Na HCO3、 (5) CH3COONa (6) CH3COOH、 (7) Na OH、 (8) Ba (OH) 2、 (9) NH3·H2O。
根据上述分类方法可得: (8) > (7) > (9) > (4) > (5) > (3) > (2) > (6) > (1) 。
(四) 混合物溶液中离子浓度大小的分析思路
先根据有无反应确定溶液的组成, 再根据电离和水解的情况分析判断。
如向100m L0.4mol·L-1的氨水与100m L0.2mol·L-1盐酸混合后, 所得溶液中离子浓度的大小顺序为:
分析:两溶液混合时发生反应:
NH3·H2O+HCl=NH4Cl+H2O。
由所给量可知所得溶液为等物质的量浓度 (均为0.1mol·L-1) 的NH4Cl和NH3·H2O混合溶液。在溶液中存在如下电离和水解平衡:NH3·H2O葑NH4++OH- (电离) NH4++H2O葑NH3·H2O+H+ (水解) H2O葑H++OH- (电离)
由于电离程度大于水解程度, 所以溶液中离子浓度大小顺序为:c (NH4+) >c (Cl-) >c (OH-) >c (H+) 。
比较离子浓度大小的学习策略 第5篇
一、理清一条思路, 掌握分析方法
二、熟悉二大理论, 构建思维基点
1、电离理论
(1) 弱电解质的电离是微弱的, 电离产生的微粒都非常少, 同时还要考虑水的电离, 如氨水溶液中:C (NH3·H2O) >C (OH-) >C (NH4+)
(2) 多元弱酸的电离是分步进行的, 其主要是第一级电离。如在H2S溶液中:
2、水解理论
(1) 弱离子的水解损失是微量的 (双水解除外) , 但由于水的电离, 故水解后酸性溶液中C (H+) 或碱性溶液中C (OH-) 总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。如NH4Cl溶液中:C (Cl-) >C (NH4+) >C (H+) >C (NH3·H2O)
(2) 多元弱酸根离子的水解是分步进行的, 其主要是第一步水解, 如在Na2CO3溶液中:C (CO32-) >C (HCO3-) >C (H2CO3)
三、把握三种守恒, 明确等量关系
技巧:在解题过程中, 若看到选项中有“=”, 则要考虑3个守恒关系:若守恒关系中只有离子, 则考虑电荷守恒关系, 若守恒关系中同时出现分子和离子, 则考虑物料守恒和质子守恒;若选项中离子浓度关系以“>”连接, 则主要考虑弱电解质的电离、弱根离子的水解以及各离子之间的相互影响等。
以0.1mol/l NaHCO3溶液为例, 溶液中的大量离子:Na+、HCO3-;微量离子:OH-、CO32-、H+;大量分子:H2O;微量分子:H2CO3。
1、电荷守恒:
所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等推出:C (Na+) +C (H+) =C (HCO3-) +2C (CO32-) +C (OH-) 。
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, 变成其他离子或分子等, 但离子或分子中某特定元素的原子总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n (Na+) :n (C) =1:1, 推出:C (Na+) =C (HCO3-) +C (CO32-) +C (H2CO3) 。
3、质子守恒:
即在纯水中加入电解质, 最后溶液中由水电离出的H+与OH-离子守恒.。得质子守恒关系为:C (OH-) =C (H+) +C (HCO3-) +2C (H2CO3)
四、辨析四类试题, 强化知识迁移
1、单一电解质溶液中微粒浓度的相对大小比较
(1) 弱酸或弱碱溶液
在0.1mol/L的NH3·H2O溶液中, NH3·H2O是一元弱碱, 在水液中少部分发生电离所以NH3·H2O必大于[NH4+]和[OH-]。因为[OH-]=[H+]+[NH4+], 所以[OH-]>[NH4+], 综合起来, [NH3·H2O]>[OH-]>[NH4+]>[H+], 答案为A。
(2) 会水解的盐溶液
[例2]关于小苏打水溶液的表述正确的是 ()
A、C (Na+) =C (HCO3-) +C (CO32-) +C (H2CO3)
B、C (Na+) +C (H+) =C (HCO3-) +C (CO32-) +C (OH-)
C、HCO3-的电离程度大小于HCO3-的水解程度
D、存在的电离有:NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3-⇌H++CO32-, H2O⇌ H++OH-。
解析:NaHCO3溶液中存在:NaHCO3=Na++4CO3-, HCO3-⇌H++CO32-, HCO3-+H2O ⇌H2CO3+OH-, H2O⇌H++OH-。根据电荷守恒有:C (Na+) +C (H+) =C (HCO3-) +2C (CO32-) +C (OH-) , B错误;NaHCO3溶液显碱性, 故HCO3-的水解程度大于HCO3-的电离程度, C错误;A符合物料守恒, A正确。答案为AD。
2、酸与碱混合后溶液中微粒浓度的相对大小比较
(1) 物质的量浓度相等的强酸 (弱酸) 与弱碱 (强碱) 等体积混合
[例3]0.1mol/LHF溶液和0.1mol/LNaOH溶液等体积混合, 离子浓度的关系正确的是 (B)
(2) C (H+) =C (OH-) 的强酸 (弱酸) 与弱碱 (强碱) 等体积混合
[例4]常温下, 将PH=2的盐酸与PH=12的氨水等体积混合后, 离子浓度的关系正确的是 (D)
(3) 强酸 (弱酸) 与弱碱 (强碱) 非等物质的量混合
[例5]0.2mol/LHCN溶液和0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后, 混合溶液呈碱性, 则下列关系正确的是 (BD)
3、酸 (或碱) 与盐混合后溶液中微粒浓度的相对大小比较
(1) 强酸 (强碱) 与强碱弱酸盐 (强酸弱碱盐) 混合
[例6]将20ml0.3mol/LNH4Cl溶液与20ml0.1mol/LBa (OH) 2溶液混合, 则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是 (B)
(2) 弱酸 (弱碱) 与强碱弱酸盐 (强酸弱碱盐) 混合
[例7]某同学测得物质的量浓度均为0.01mol/LCH3COOH和CH3COONa混合溶液呈酸性后, 得出了关系, 你认为其中不正确的是 (C)
4、
正盐与酸式盐混合溶液中微粒浓度的相对大小比较
五、雾点击穿
1、忽视溶液中水的电离。
如硫酸铵溶液中c (H+) >c (NH3H2O)
2、忽视两溶液混合后溶质之间的化学反应。
如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3·H2O等体积混合充分反应后, 溶质为NH3·H2O和的NH4Cl的混合溶液, 发生化学反应生成了新的溶质。
3、忽视两溶液混合后由于体积的增大而引起的浓度减小。
如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3·H2O等体积混合充分反应后, 相当于0.1mol/L NH3·H2O和0.1mol/L的NH4Cl的混合溶液, 离子浓度大小顺序为:c (NH4+) >c (Cl-) >c (OH-) >c (H+)
4、忽视二价离子在电荷守恒关系中的系数“2”。
如 (NH4) 2SO4中离子浓度关系为c (NH4+) +c (H+) =c (SO42-) +c (OH-) , 硫酸根离子浓度前应该有“2”。
5、忽视二元酸第一步电离生成的H+会对第二步的电离产生抑制作用。
溶液中离子浓度大小比较的技巧 第6篇
一、看到“>”、“<”分析电离、水解情况.
二、看到“=”考虑三个守恒:电荷守恒、物料守恒 (原子守恒) 和质子守恒.
例1有4种混合溶液, 分别由等体积0.1mol/L的2种溶液混合而成: (1) CH3COONa与Na2CO3; (2) CH3COONa与NaCl; (3) CH3COONa与NaOH; (4) CH3COONa与HCl.c (CH3COO-) 排序正确的是 ()
(A) (3) > (1) > (2) > (4)
(B) (3) > (2) > (1) > (4)
(C) (4) > (2) > (1) > (3)
(D) (4) > (2) > (3) > (1)
解析:选项中是“>”号, 所以抓住电离和水解关系分析问题.首先 (4) CH3COONa与HCl发生反应生成弱酸CH3COOH, 因此c (CH3COO-) 最小.由于CH3COO-发生水解溶液显碱性, (1) 中的Na2CO3发生水解溶液显碱性以及 (3) 中的NaOH电离显碱性, 都对CH3COO-水解起抑制作用.由于等浓度时NaOH中c (OH-) 大, 所以CH3COO-发生水解的量少, (3) 中c (CH3COO-) 最大.而 (2) 中的NaCl对CH3COO-的水解无影响, 所以c (CH3COO-) 比 (1) 中的小.因此得出结论c (CH3COO-) : (3) > (1) > (2) > (4) .
答案: (A)
例2关于小苏打水溶液的表述不正确的是 ()
(A) c (Na+) >c (HCO-3) >c (H+) >c (OH-)
(B) c (Na+) +c (H+) =c (HCO-3) +c (OH-) +2c (CO2-3)
(C) c (Na+) =c (HCO-3) +c (CO2-3) +c (H2CO3)
(D) c (OH-) =c (H2CO3) +c (H+) -c (CO2-3)
解析: (A) 中符号是“>”号, 所以分析电离和水解关系.HCO3-的水解程度大于电离程度, 因此溶液呈碱性, 溶液中离子浓度由大至小应为:c (Na+) >c (HCO3-) >c (OH-) >c (H+) , 故 (A) 错. (B) 、 (C) 、 (D) 中是“=”号, 要从“三个守恒”入手. (B) 中阳离子和阴离子分别在等号两边, 这是“电荷守恒”的标志, 通过分析NaHCO3的电离和水解以及水的电离, 溶液中存在Na+、H+、OH-、HCO3-、CO32-、H2CO3微粒, 由“电荷守恒” (B) 正确. (C) 中等号右边都含CO3原子团, 这是“物料守恒” (碳原子守恒) 的标志.在NaHCO3中存在Na与C元素物质的量相等的关系, 而碳原子在溶液中有三种存在形式, 由“碳原子守恒” (C) 正确. (D) 要从“质子守恒”进行判断, 即根据水电离的c (H+) =c (OH-) .NaHCO3溶液中OH-来自水的电离, 但HCO3-和水都电离出H+, 其中水电离出的H+一部分由于HCO3-的水解生成H2CO3, 存在于H2CO3中, 其余以H+形式存在, 这部分H+等于溶液中的H+减去HCO3-电离的H+ (与CO32-的浓度相同) , 列出水电离的c (H+) 与c (OH-) 相等的式子, 故 (D) 正确.
透析液离子浓度监测装置的设计 第7篇
关键词：血液净化,电导率,红外温度传感器,温度补偿
在血液净化治疗过程中,所使用的透析液是含有标准离子浓度与配方比例的液体,其在透析器中与患者血液发生弥散、对流、超滤等过程,实现血液净化的目的。由于配方不当或者人工、自动配液操作故障可能导致透析液中离子浓度偏离标准值范围,这样的透析液进入透析器或者滤过器中与血液发生弥散、对流、超滤等过程会引起患者体液失衡,使治疗无法正常进行,更严重的会引起安全事故,危及患者生命。因此,透析液离子浓度监测是血液净化设备的一项基本要求,在治疗过程中需要实时监测透析液的离子浓度。
透析液中存在钠、钾、钙、氯等带电粒子。正是这些带电粒子,使透析液具有导电性能。透析液电导率就反映了这种导电性能的大小,进而间接反映了透析液所含的离子总浓度。透析液离子浓度监测就是利用测量透析液电导率,并与标准值相比较,以及时发出报警信号并采取安全保护措施[1]。
1 总体设计
透析液离子浓度监测装置主要是由单片机、电导率测量模块、温度测量模块、通讯电路、报警控制电路等部分组成,其总体结构框图如图1所示。
监测装置安装在血液净化设备的液体循环回路中,其中电导率传感器位于透析器或者滤过器前端的透析液管路中,标准离子浓度的透析液流过在内壁预埋有电极的导电陶瓷环中心的孔径,流过的配置有各种离子的透析液会在两个电极间产生与纯水通过时不同的等效电阻;当离子浓度发生变化时,其电阻率也不同,其等效电阻值也随之改变。电导率传感器两电极接入到电导率测量电路中,双向电压源产生占空比为50%的双向脉冲电压加到电极,流经电极的电流信号被放大电路转换为电压信号,经过A/D转换送入单片机,完成电导率信号的采集;同时通过非接触式红外温度传感器对透析液温度进行在线采集,送入到单片机,经过处理得到透析液电导率值并与设定报警限进行比较,如果超限则通过报警控制电路采取安全保护措施,并通过通讯电路将电导率值传输到血液净化设备的主控芯片。
2 硬件设计
2.1 电导率测量模块
2.1.1 电导率传感器
电导率传感器由一对导电陶瓷环、两个金属电极和环形隔离材料组成。导电陶瓷环的内壁与透析液直接接触,金属电极分别固定在导电陶瓷环的外壁,并与电导率测量电路导线连接。导电陶瓷环两端分别粘接有环形隔离材料及隔离环,隔离环与血液净化设备中的液体循环回路通过导管连接。导电陶瓷环、隔离环与液路导管构成透析液管道。
2.1.2 电导率测量原理
根据透析液离子浓度监测装置实时快速测量透析液电导率的需要,采用以双向脉冲电压源作为激励源的电导/电压测量方法[2]。其测量原理为:正、负恒压源E1和E2幅值均为E,通过模拟开关S切换来实现双向脉冲电压激励源。Gx是被测介质的等效电导,与电阻R和运算放大器U构成电导/电压转换电路。根据欧姆定律
V0为反向放大器的输出电压。
2.1.3 电导率测量电路
由单片机控制高速单刀双掷模拟开关MAX303交替选通三端稳压器L7812和L7912,产生双向脉冲激励源[3]。分压信号通过由保持芯片LF398组成的采样保持电路变换成直流信号,输入到MSP430单片机12位精度的A/D转换端口进行数据处理,完成对透析液电导率值的数据采集。
2.2 温度测量模块
温度对溶液的电导率测量影响很大,溶液温度上升,粒子水化作用减弱,运动阻力减小,定向运动加快,电导率增大,反之则减小。工业上以溶液温度25℃时的电导率为该溶液的电导率,其温度补偿公式为:
式中,Kt为温度t℃时的电导率;K25为转换成25℃时的电导率,即为所求电导率;α为温度系数。透析液在流进监测装置之前经过了加热处理,使其温度保持在37℃左右,所以此处α取0.0207。
监测装置采用非接触式红外温度传感器TSEV01C作为测温模块,它集成了光学探头和内部数据处理电路,其具有尺寸小、安装方便、低成本的特点,采用5V直流供电,测量精确度达到0.1℃。TSEV01C通过I2C与单片机进行数据传输。
2.3 通讯电路
通讯电路主要由单片机、MAX232E芯片和隔离器件组成。利用MSP430的串行通讯模块(USART)提供串口信号,MAX232E芯片完成TTL电平和RS232C电平的转换,实现监测装置与血液净化设备主控芯片的全双工异步通信。
3 软件设计
监测装置软件采用模块化设计,其主要由主程序、电导率采集子程序、温度补偿子程序、通讯子程序、键盘扫描子程序和电导率线性修正参数设置子程序组成。软件流程如图2所示。
4 结束语
监测装置具有以下特点:
1)采用以导电陶瓷环作为电极的电导率传感器和非接触式红外温度传感器,在保证透析液良好通过性的同时,避免对其带来污染。
2)采用电导/电压测量方法并以双向脉冲电压源作为激励源,可最大地克服极化效应和电容效应,提高电导率测量精度,又可省去传统交流电导率测量系统中一些必要的电路环节,提高了测量的速度,也使测量电路简单,抗干扰能力增强。
3)利用MSP430单片机较快的运算能力和丰富的存储资源,实现了对透析液电导率的温度补偿和线性修正,提高了离子浓度监测的精度。
通过实际应用,透析液离子浓度监测装置电导率测量的线性误差,满足血液净化设备的要求。
参考文献
[1]尹良红,罗远辉,刘璠娜,等.国产血透机与进口血透机性能比较[J].实用医学杂志,2005(11).
[2]朱建平,王保良,黄志尧,等.基于双极性脉冲电压技术的新型电导测量仪[J].仪器仪表学报,2005(8).
[3]王海燕,朱孟府,宿红波,等.在线水质电导率信号采集系统的电路设计[J].电测与仪表,2008(10).
血清离子浓度 第8篇
1.电离理论
一般来说, 弱电解质的电离程度不是很大, 所以, 电离出的离子浓度相对较小.一元弱酸和一元弱碱的电离一步进行, 多元弱酸的电离分步进行, 且电离程度逐步减小.在比较离子浓度大小时还要考虑到水有极其微弱的电离, 对H+和OH-浓度有影响.如CH3COOH溶液中c (H+) >c (CH3COO-) >c (OH-) , 而H2S溶液中c (H+) >c (HS-) >c (S2-) >c (OH-) .而电解质相对越弱, 电离程度就越小, 如等浓度的CH3COOH和HF, 因HF更难电离, 所以CH3COOH溶液中H+浓度稍大.
2.水解理论
盐所电离出弱酸阴离子或弱碱阳离子水解程度也不是很大, 所以水解出的离子浓度也相对较小. (1) 水解生成的弱电解质 (弱酸或弱碱) 越弱, 水解程度就越大, 如同浓度的NaX、NaY、NaZ, 若酸性HX>HY>HZ, 则X-、Y-、Z-水解程度依次增大, 盐溶液中OH-浓度依次增大. (2) 多元弱酸的正盐溶液水解分步, 且水解程度逐步减弱, 如Na2CO3溶液中CO32-分步水解, 则有c (Na+) >c (CO32-) >c (OH-) >c (HCO3-) >c (H+) . (3) 条件相同时, 同种酸的正盐水解程度大于酸式盐的水解程度.如Na2CO3溶液中CO32-的水解程度大于NaHCO3溶液HCO3-的水解程度, 所以当它们同浓度时, Na2CO3溶液的碱性较强. (4) 相互促进水解的盐溶液其水解程度大于单水解的盐溶液的水解程度、大于相互抑制的盐溶液的水解程度.如三种不同铵盐的水解程度为: (NH4) 2CO3>NH4Cl> (NH4) 2Fe (SO4) 2. (5) 外加酸、碱、盐会引起水解平衡的移动, 导致某些离子浓度发生改变, 应根据具体情况进行具体分析.
二、比较离子浓度大小所涉及的三大守恒规律
在电解质溶液中, 存在着以下三个比较重要的守恒规律:
1.电荷守恒规律
在电解质溶液中, 不论存在多少种离子, 但溶液总是呈电中性, 即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数, 也就是所谓的电荷守恒.如:NaHCO3溶液中存在着Na+、H+、HCO3-、CO32-、OH-, 它们存在如下关系:c (Na+) +c (H+) =c (HCO3-) +c (OH-) +2c (CO2-3) .
2.物料守恒规律
在电解质溶液中, 由于某些离子发生电离或水解, 离子种类增加, 但某些关键性的原子总是守恒的.如0.1 mol·L-1H2S溶液中, H2S、HS-都电离, S元素以H2S、HS-、S2-形式存在, 它们之间有以下守恒:c (H2S) +c (HS-) +c (S2-) =0.1 mol·L-1.Na2CO3溶液中, CO32-、HCO3-都水解, 故C元素以CO32-、HCO3-、H2CO3三种形式存在, 它们之间有如下守恒:c (Na+) =c (CO32-) +c (HCO3-) +c (H2CO3) .
3.质子守恒规律
盐的水解促进水的电离, 但不论H+、OH-以何种形式存在, 水电离出的H+总数一定等于水电离出的OH-总数, 即质子守恒.如Na2CO3溶液中有:CO2-3+H2O⇌HCO-3+OH-;HCO-3+H2O⇌H2CO3+OH-;H2O⇌H++OH-;所以有以下关系:
c (OH-) =c (H+) +c (HCO-3) +2c (H2CO3) .
三、比较离子浓度大小的常见题型与应对策略
1.单一电解质溶液中离子浓度相对大小的比较
(1) 仅牵扯到水解或电离的电解质溶液, 可依据水解或电离的有关规律进行判断.如NH3·H2O溶液中离子浓度关系为c (OH-) >c (NH+4) >c (H+) ;NH4Cl溶液中离子浓度关系为c (Cl-) >c (NH+4) >c (H+) >c (OH-) .
(2) 既有水解又有电离的单一电解质溶液.符合这种情况的仅有弱酸的酸式盐溶液.比较时则要分析弱酸的酸式酸根离子的水解程度和电离程度的相对大小.
a.电离程度大于水解程度的电解质常见的有NaHSO3、NaH2PO4, 它们的水溶液显酸性.如NaHSO3溶液中存在HSO-3H++SO2-3;HSO-3+H2O⇌H2SO3+OH-, 而前者程度较大, 所以各离子浓度大小关系为c (Na+) >c (HSO-3) >c (H+) >c (SO2-3) >c (OH-) .
b.水解程度大于电离程度的电解质常见的有NaHS、NaHCO3、Na2HPO4, 它们的水溶液显碱性.如NaHS溶液中存在HS-⇌H++S2-;HS-+H2O⇌H2S+OH-, 而后者程度较大, 所以各离子浓度大小关系为:c (Na+) >c (HS-) >c (OH-) >c (H+) >c (S2-) .
例1 (2011年江苏高考) 下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 ()
(A) 在0.1 mol·L-1NaHCO3溶液中:c (Na+) >c (HCO-3) >c (CO2-3) >c (H2CO3)
(B) 在0.1 mol·L-1Na2CO3溶液中:c (OH-) -c (H+) =c (HCO-3) +2c (H2CO-3)
(C) 向0.2 mol·L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1 mol·L-1NaOH溶液:c (CO2-3) >c (HCO-3) >c (OH-) >c (H+)
(D) 常温下, CH3COONa和CH3COOH混合溶液[pH=7, c (Na+) =0.1 mol·L-1]∶
c (Na+) =c (CH3COO-) >c (CH3COOH) >c (H+) =c (OH-)
解析: (A) 中在0.1 mol·L-1NaHCO3溶液中, HCO-3在溶液中存在水解与电离两个过程, 而溶液呈碱性, 说明水解过程大于电离过程, c (H2CO3) >c (CO2-3) . (B) 中c (OH-) -c (H+) =c (HCO-3) +2c (H2CO-3) 中把c (H+) 移项到等式另一边, 即是质子守恒关系式. (C) 中向0.2 mol·L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1 mol·L-1NaOH溶液后, 相当于0.05 mol·L-1的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的混合液, 由于Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度, 因此正确的关系是:c (HCO-3) >c (CO2-3) >c (OH-) >c (H+) . (D) 中CH3COONa和CH3COOH混合溶液, 包括CH3COO-水解和CH3COOH电离两个过程, 既然p H=7, 根据电荷守恒式, 不难得出c (Na+) =c (CH3COO-) =0.1 mol·L-1, c (H+) =c (OH-) =1×10-7mol·L-1.水解是有限的, c (CH3COOH) >c (CH3COO-) .答案: (B) (D) .
例2 (2011年广东) 对于0.1 mol·L-1Na2SO3溶液, 正确的是 ()
(A) 升高温度, 溶液的p H降低
(B) c (Na+) =2c (SO2-3) +c (HSO-3) +c (H2SO3)
(C) c (Na+) +c (H+) =2 c (SO2-3) +2c (HSO-3) +c (OH-)
(D) 加入少量NaOH固体, c (SO32-) 与c (Na+) 均增大
解析:本题考察盐类水解及外界条件对水解平衡的影响和溶液中离子浓度大小判断.Na2SO3属于强碱弱酸盐, 水解显碱性, 方程式为SO32-+H2OHSO3-+OH-、HSO3-+H2OH2SO3+OH-, 因为水解是吸热的, 所以升高温度, 有利于水解, 碱性会增强, (A) 不正确;加入少量NaOH固体, c (OH-) 增大, 抑制水解, 所以c (SO32-) 增大, (D) 是正确的;由物料守恒知钠原子个数是硫原子的2倍, 因此有c (Na+) =2c (SO32-) +2 c (HSO3-) +2c (H2SO3) , 所以 (B) 不正确, 有电荷守恒知c (Na+) +c (H+) =2 c (SO32-) +c (HSO3-) +c (OH-) , 因此 (C) 也不正确.答案: (D) .
2.混合溶液中离子浓度相对大小的比较
近年常考的题型是能水解的盐与其对应的弱酸或弱碱等浓度的混合后溶液中离子浓度大小的比较.比较时要先分析水解程度和电离程度的相对大小.
a.电离为主的有:CH3COONa和CH3COOH等浓度混合后因电离程度大于水解程度所以溶液显酸性;而NH4Cl和NH3·H2O等浓度混合后也因电离程度大于水解程度而导致溶液显碱性.如前者混合液中离子浓度大小关系为:c (CH3COO-) >c (Na+) >c (H+) >c (OH-) .
b.水解为主的有:NaClO和HClO等浓度混合后因水解程度大于电离程度所以溶液显碱性;NaCN和HCN等浓度混合后也因水解程度大于电离程度而导致溶液也显碱性.如前者混合液中离子浓度大小关系为:c (Na+) >c (ClO-) >c (OH-) >c (H+) .
例3 (2011年上海) 常温下用pH为3的某酸溶液分别与p H都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液, 关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是 ()
(A) b不可能显碱性
(B) a可能显酸性或碱性
(C) a不可能显酸性
(D) b可能显碱性或酸性
解析:pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液, 其浓度分别是大于10-3mol/L和等于10-3mol/L, 由于p H为3的某酸溶液, 其强弱未知.因此与pH为11的氨水反应时, 都有可能过量;而与pH为11的氢氧化钠溶液反应时酸可能过量或二者恰好反应.答案: (A) (B) .
3.发生化学反应的溶液混合后离子浓度的大小比较
这类题目应先根据题目条件, 判断怎么反应, 反应后生成了什么物质, 是否有物质过余, 再确定反应后溶液的组成, 根据有关理论进行判断.
例4 (2011年安徽高考) 室温下, 将1.000 mol·L-1盐酸滴入20.00 m L 1.000 mol·L-1氨水中, 溶液p H和温度随加入盐酸体积变化曲线如图1所示.下列有关说法正确的是 ()
(A) a点由水电离出的c (H+) =1.0×10-14mol/L
(B) b点:c (NH+4) +c (NH3·H2O) =c (Cl-)
(C) c点:c (Cl-) =c (NH+4)
(D) d点后, 溶液温度略下降的主要原因是NH3·H2O电离吸热
解析:氨水属于弱碱, 因此在1.000 mol·L-1氨水中OH-的浓度不会是1.000 mol·L-1而是要小于1.000 mol·L-1, 由水的离子积常数可知溶液中H+浓度应大于1.0×10-14mol/L, (A) 不正确;由图像可知b点溶液显碱性, 说明此时氨水有剩余, 即溶液是由氨水和氯化铵组成的, 因此有c (NH+4) +c (NH3·H2O) >c (Cl-) , (B) 不正确;由图像可知c点溶液显中性, 由电荷守衡可知c (H+) +c (NH+4) =c (OH-) +c (Cl-) , 所以c (NH+4) =c (Cl-) , (C) 正确;由图像可知d点后溶液中主要物质是NH4Cl, 而NH4Cl要水解吸热, 所以温度会略有降低.答案: (C) .
例5 (2011年天津) 25℃时, 向10 m L0.01 mol/L KOH溶液中滴加0.01 mol/L苯酚溶液, 混合溶液中粒子浓度关系正确的 ()
(A) pH>7时, c (C6H5O-) >c (K+) >c (H+) >c (OH-)
(B) p H<7时, c (K+) >c (C6H5O-) >c (H+) >c (OH-)
(C) V[C6H5OH (aq) ]=10 m L时, c (K+) =c (C6H5O-) >c (OH-) =c (H+)
(D) V[C6H5OH (aq) ]=20 m L时, c (C6H5O-) +c (C6H5OH) =2c (K+)
解析:pH>7时, c (H+) 不可能大于c (OH-) 的, 所以选项 (A) 明显不正确;由溶液中的电荷守恒定律知:c (K+) +c (H+) =c (C6H5O-) +c (OH-) , 所以不可能满足c (K+) >c (C6H5O-) >c (H+) >c (OH-) , 即选项 (B) 不正确;苯酚是一种极弱的酸, 所以当KOH溶液和苯酚恰好反应, 产物苯酚钾会发生水解反应而显碱性.由题中数据不难计算出, 当二者恰好反应时消耗苯酚的体积是10 m L, 此时溶液中粒子的浓度大小关系为:c (K+) >c (C6H5O-) >c (OH-) >c (H+) , 所以选项 (C) 是不正确的;当加入苯酚的体积是20 m L时, 苯酚过量, 溶液是由等物质的量浓度的苯酚和苯酚钾组成, 所以根据物料守恒可知