“盐溶液中离子浓度大小比较”的复习策略

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1、“盐溶液中离子浓度大小比较”的复习策略%1.复习策略电解质溶液屮离子浓度人小比较问题，是考试的“热点"之一。多年来全国各地化学考试试卷都涉及这部分内容。如何高效地解答此类问题，建议采取如卞学习策略。1、理清一条思路，掌握分析方法(1)首先必须形成正确的解题思路(2)要养成认真、细致、严谨的解题习惯，在形成正确解题思路的基础上学会常规分析方法，例如：关键性离子定位法、守恒判断法、淘汰法、整体思维法等。2、熟悉二大理论，构建思维基点(1)电离(即电离理论)%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

2、・)>C(NH4+)%1多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。如在H?S溶液中：C(H2S)>C(h+)>C(HS~)>C(S2~)(2)水解(即水解理论)%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)总是大于水解产牛的弱电解质溶液的浓度。如NHQ溶液中：C(CD>C(NH4+)>C(H+)>C(NH3*H2O)%1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N^COs溶液中：C(CO32-)>C(HCO3_)>C(H2CO3)(3)把握三种守恒，明确等量关系以0.1mol/NaH

3、CCh溶液为例，溶液中的大量离子：NaHCO3■:微量离子:0『、CO32">H+；大量分子：出0；微量分子：H2CO3。%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阴离子所带的负电荷数相等。n(Na+)+n(H+)=n(HCO3")+2n(CO32_)+n(OH-),推出：C(Na+)+C(H+)=C(HCO3_)+2C(CO32_)+C(OH_)o%1物料守恒：电解质溶液中山于电离或水解因素，离子会发牛变化，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NaHCOs溶液中n(Na+):n(C)=1:1,推出：C(Na+)

4、=C(HCO3_)+C(CO32~)+C(H2CO3)o%1质子守恒：由水电离岀的C(H+)水=。(OH-)水，得质子守恒关系为：C(OH-)=C(屮)+C(HCO3~)+2C(H2CO3)(也可通过电荷守恒和物料守恒推导)。3、辨析几类试题，强化知识迁移(1)单一电解质溶液中微粒浓度的和对大小比较①当盐中阴、阳离子等价时c(不水解离子)>c冰解的离子)>耳水解后呈某性的离子如『或OH「>c(显性对应离子如OH一或H')实例：a.CH3COONab.NH4CIa.c(Na+)>c(CH3COO_)>c(OH_)>c(H+)b.c(Cr)>c(NH/)>c(H+)>c(

5、OH~)②当盐中阴、阳离子不等价时要考虑是否水解，水解分儿步。如多元弱酸根的水解，则是“儿价分儿步，为主第一步”。S_+HsO=HS・+OH-(主要)HS_+HzO=HzS+OH-G欠要)各种离了浓度人小顺序为：c(Na+)>c(S2~)>c(OH)>c(HS_)>c(H卜)(1)两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对•人小①若酸与碱恰好完全反应，则相当于一•种盐溶液。②若酸与碱反应示尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度>盐的水解程度。二、解题方法和步骤1•判断水解、电离哪个为主。(1)盐离子不水解不电离：强酸强碱盐，女IINaCkNa2SO4等。(2)盐离子

6、只水解不电离：强酸弱碱或弱酸强碱形成的正盐，如NH^Cl、Na2CO3等。(3)盐离子既水解乂电离：多元弱酸形成的酸式盐，以水解为主的有NaHCCh、NaHS>Na2HPO4等；以电离为主的有NaHSCh和NaH2PO4等。(4)根据题意判断：如某温度下NaHB强电解质溶液中，当c(H+)>c(OH-)吋，以HB■的电离为主；当c(H+)c(OH~)时，以HX的电离为主；当c(H+)

7、反。2.运用盐溶液屮的以上三种关系进行综合分析判断，得岀正确结论。三、例题分析例1.将相同物质的量浓度的某弱酸HX溶液与NaX溶液等体积混合，测得混合后溶液屮c(Na+)>c(X「)，则下列关系错误的是()。A.c(H+)>c(OH)B.c(HX)c(OH*);以Xr勺水解为主，则c(H+)c(X「)；(2)电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(X")+c(