电解质溶液中离子浓度大小的判断.doc

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1、电解质溶液中离子浓度大小的判断判断电解质溶液中离子浓度的大小关系或等量关系，是中学化学的重点和难点，也是高考中经常涉及的问题，本文就此类问题的教学总结如下。一、熟练掌握两个规律1．多元弱酸电离的规律根据多元弱酸分步电离分析：如在H3PO4溶液中：c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）和c（H+）＞3c（PO43-）2．盐类水解的规律谁弱谁水解，谁强显谁性即根据是否水解及溶液酸碱性分析：如NH4Cl溶液中：c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）越弱越水解，双弱促水解即根据水解程度分析：如同温度同浓度的NaCN溶液和NaF溶液中，c（CN-）＜c（F-

2、）；同温同度浓度的①NH4Cl溶液②NH4HCO3溶液中，NH4+浓度关系是①＞②。多元要分步，程度依次减即根据多元弱酸根的分步水解及各步水解程度分析：如Na2CO3溶液中：c（Na+）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（HCO3-）和c（Na+）＞2c（CO32-）同温度同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中，c（CO32-）＜c（HCO3-）。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①＜②。二、灵活运用三个守恒1．电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数

3、一定等于阳离子所带正电荷总数。如在Na2CO3溶液中存在着Na+、CO32-、H+、OH－、HCO3－,它们存在如下关系：c（Na+）+c（H+）=2c（CO32-）+c（HCO3-）+c（OH－）2．物料守恒电解质溶液中，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，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-）+2c（H2CO3）3．质子守恒任

4、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-4）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。如在Na2S溶液中，c（OH-）=c（H+）+c（HS-）+2c（H2S），该守恒关系也可由上述电荷守恒和物料守恒两个守恒关系推出。三、清晰把握四类题型1．单一溶液中离子浓度关系的判断【例题1】Na2S溶液中存在的下列关系，不正确的是（）A．c（Na＋）＝2c（S2－）＋2c（HS－）＋2c（H2S）B．c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（HS－）＋2c（S2－）C．c（OH－）＝c（H＋）＋c

5、（HS－）＋c（H2S）D．c（Na＋）＞c（S2－）＞c（OH－）＞c（HS－）解析：由物料守恒可知A正确；由电荷守恒可知B正确；由质子守恒可知C不正确，正确关系是c（OH－）＝c（H＋）＋c（HS－）＋2c（H2S）；由S2－、HS－两种离子的水解平衡可知D正确。答案：C2．混合溶液中离子浓度关系的判断【例题2】用物质的量都是0.01mol的HCN和NaCN配成1升混合溶液,已知其中c(CN–)＜c(Na+),对该溶液的下列判断不正确的是（）A．c(H+)＞c(OH–)B．c(OH–)＞c(H+)C．c(HCN)＞c(CN–)D．c(HCN)+c(CN–)=0.02mol/L解析：先根据电

6、荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH–)+c(CN–)，由c(CN–)＜c(Na+)可求出c(OH–)>c(H+)。又由物料守恒可知D正确，并且c(CN–)＜0.01mol/L，则c(HCN)>0.01mol/L故C正确。答案：A【例题3】将20mL0.4mol·L-1硝酸铵溶液跟50mL0.1mol·L-1氢氧化钡混合，则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是（）A．c（NO3-）＞c（OH-）＞c（NH4+）＞c（Ba2+）B．c（NO3-）＞c（Ba2+）＞c（OH-）＞c（NH4+）C．c（Ba2+）＞c（NO3-）＞c（OH-）＞c（NH4+）D．c（NO3-）＞c（Ba2+）＞c（N

7、H4+）＞c（OH-）解析：常温下混合，离子反应为NH4++OH-NH3·H2O，因溶液较稀，无氨气逸出。Ba2+和NO3-未参加反应，两者的物质的量仍为0.005mol和0.008mol。根据反应计算，OH-过量了0.002mol，溶液显碱性，抑制NH3·H2O电离，NH4+要少得多，故c（OH-）＞c（NH4+）。答案：B3．不同溶液间离子浓度关系的判断4【例题4】在相同温度下，相同物质的量浓