电解质溶液中离子浓度大小的判断

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1、电解质溶液中离子浓度大小的判断一、解题原理解题原理可概括为“两理论、三守恒”。即水解理论、电离理论、电荷守恒、物料守恒和质子守恒基本原理。其系统规律总结如下：1.水解理论：⑴弱离子由于水解而损耗。例如NH4Cl溶液中，因NH4+水解而损耗，所以c（Cl-）＞c（NH4+）⑵弱离子的水解是微量的（除双水解外），因此水解生成的弱电解质以及产生的H+或OH-也是微量的。但由于水的电离，所以水解后酸性溶液中H+浓度或碱性溶液中OH-浓度总是大于水解产生的弱电解质的浓度。例如：在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-

2、)练习：试比较NH4Cl溶液中c(NH4+)、c(Cl-)、c(NH3·H2O)、c(H+)、c(OH-)的相对大小⑶谁弱谁水解，谁强显谁性。即根据是否水解及溶液酸碱性分析，酸性溶液中c(H+)＞c(OH-)，碱性溶液中c(OH-)＞c(H+)，例如NH4Cl溶液中：c(H+)＞c(OH-)，而CH3COONa溶液中c(OH-)＞c(H+)⑷越弱越水解，双弱促水解即根据水解程度分析：如同温同浓度的NaCN溶液和NaF溶液中，c(CN-)＜c(F-)；同温同度浓度的①NH4Cl溶液②NH4HCO3溶液中，NH4+浓度关系是①＞②。⑸多元要分步，程度依次减即根据多元弱酸根的分

3、步水解及各步水解程度分析：例如：在Na2CO3溶液中：c(CO32-)＞c(HCO3-)＞c(H2CO3)和c(Na+)＞2c(CO32-)练习：试比较Na2CO3溶液中：c(CO32-)、c(HCO3-)、c(H2CO3)、c(Na+)、c(OH-)的相对大小⑹显酸酸抑制，显碱碱抑制即根据酸、碱对水解平衡的影响分析：如同温同浓度的①NH4Cl溶液②NH4HSO4溶液中，NH4+浓度关系是。2、电离理论⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗及电离产生的微粒都是微少的，同时应考虑水的电离。例如：在氨水中：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)⑵对于多元弱酸的电离，可

4、认为是分步电离，且以第一步电离为主。如在H2S的水溶液中：H2SHS-+H+，HS-S2-+H+，H2OH++OH－，则离子浓度由大到小的顺序为：。二、灵活运用三个守恒1．电荷守恒：所谓电荷守恒是指电解质溶液呈电中性，即溶液中阴阳离子所带电荷数值相等。由于溶液是均一的，所以所有阳离子的电荷浓度之和必定等于所有阴离子的电荷浓度之和。表示这一关系的式子叫电荷守恒式。要正确书写电荷守恒式必须注意两点：⑴准确判断溶液中的离子种类⑵弄清离子浓度和电荷浓度的关系，即Rn+离子所带电荷的浓度为nc(Rn+)例如：在Na2CO3溶液中，阳离子有Na+、H+，阴离子有CO32-、HCO3-

5、、OH－；其电荷守恒式为：2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)练习：试写出下列溶液中的电荷守恒式：CH3COONa溶液中Na2S溶液中NH4Cl溶液中2．物料守恒（又称原子守恒）：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，使离子或分子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的。例如；在0.10mol/LNa2CO3溶液中CO32－能水解,故碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：c（CO32-）+c（HCO3-）+c（H2CO3）=0.10mol/L或c（Na+）=2c（CO32-）+2c（HCO3-

6、）+2c（H2CO3）练习：试写出下列溶液中的物料守恒式：CH3COONa溶液中Na2S溶液中NH4Cl溶液中3．质子守恒：所谓质子守恒是指在任何溶液中，水电离产生的H+和OH-的物质的量均相等，在能发生水解的盐溶液中，有H+（或OH-）转化为其它存在形式的情况存在，但各种存在形式的物质的量总和与OH-（或H+）的物质的量仍保持相等。例如；在Na2S溶液中，c（OH-）=c（H+）+c（HS-）+2c（H2S）练习：试写出下列溶液中的质子守恒式：CH3COONa溶液中Na2CO3溶液中NH4Cl溶液中三、单一溶液中离子浓度关系的判断1．弱酸溶液：只考虑电解质的电离与水的电

7、离例1.在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系式中错误的是（）A.c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+c(H2S)B.c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)C.c(H+)>c(OH-)+c(HS-)+c(S2-)D.c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)=0.1mol/L2．弱碱溶液：只考虑电解质的电离与水的电离例2.用水稀释0.1mol/L的氨水时，溶液随着水量的增加而减小的是（）A.c(OH-)/c(NH3·H2O)B.c(NH3·H2O)/c(OH-)C.c(OH-)和c(H+)的乘积D.OH-