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离子浓度大小的比较专题复习 溶液中离子浓度的比较涉及的问题较复杂，其中主要涉及溶液的酸碱性、弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡以及平衡的移动等。 一、单一溶液中离子浓度大小的比较方法： １、弱酸溶液中离子浓度大小的关系： C（显性离子）﹥ C（一级电离离子）﹥C（二级电离离子）﹥C（水电离出的另一离子） 如：在0.01mol/L的H2S溶液中：C（H+）﹥C（HS-）﹥C（S2-）﹥C（OH-） ２、一元弱酸盐溶液中离子浓度大小的关系： C（不水解的离子）﹥C（水解的离子）﹥C（显性的离子）﹥C（水电离出的另一离子） 如：在CH3COONa溶液中：C（Na+）﹥C（CH3COO-）﹥C（OH-）﹥C（H+） ３、二元弱酸盐溶液中离子浓度大小的关系： C（不水解的离子）﹥C（水解的离子）﹥C（显性的离子）﹥C（二级水解的离子）﹥C（水电离出的另一离子） 如：在Na2CO3溶液中：C（Na+）﹥C（CO32-）﹥C（OH-）﹥C（HCO3-）﹥C（H+）４、二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的关系： C（不水解的离子）﹥C（水解的离子）﹥C（显性的离子）﹥C（水电离出的另一离子）﹥C（电离得到的酸根离子） 如：在NaH CO3溶液中：C（Na+）﹥C（H CO3-）﹥C（OH-）﹥C（H+）﹥C（CO32-） 弱碱及其盐的规律同上。 二、两种溶液混合后离子浓度大小的比较方法： 1、其规律首先是判断两种电解质能否反应；其次是看反应是否过量；第三是分析电解质在水溶液中电离及可能存在的电离平衡、水解平衡等问题，先得出不等量关系；根据原子守恒得出物料守恒表达式；根据溶液电中性原理得出电荷守恒表达式；也可能为上述两种表达式的综合，若等号一边为氢离子或氢氧根离子，则是考虑水的电离和氢离子或氢氧根离子的来源所得；若为阴阳离子混杂，则可通过上述两个关系式加合。 2、若溶液中含有等物质的量浓度的 CH3COO-和CH3COOH，NH4+和NH3.H2O等两种或两种以上溶质时，一般来讲可以只考虑弱电解质的电离，而忽略“弱离子”的水解，特殊情况则应根据题目条件推导。 三.溶液中离子浓度间的三种守恒关系 １、、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷总数与所有的阴离子所带的负电荷总数相等。如Na2CO3溶液中： 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它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(C)＝1：1，推出：c(Na+)＝ ３、、质子守恒：溶液中水电离出的H+和OH-的物质的量相等。例如在Na2CO3溶液中有以下关系：c(OH-)= 。 四、课堂练习： 1、在 0.1 mol/L Na2CO3溶液中，下列关系正确的是 A．c(Na+) = 2c(CO32－) B．c(OH－) = 2c(H+) C．c(HCO3－) c(H2CO3) D．c(Na+) ＜ c(CO32－)+c(HCO3－) 2、在10mL 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度的CH3 COOH溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是 A．C(Na+)C(CH3 COO-)C(H+)C(OH+) B．C(Na+)C(CH3 COO-)C(OH-)C(H+) C．C(Na+)=C(CH3 COO-)+C(CH3 COOH) D．C（Na+）+C(H+)=C(CH3 COO-)+C(OH-) 3、常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液 pH＝7，则此溶液中 A c(HCOO－)＞c(Na＋) B c(HCOO－)＜c(Na＋) C c(HCOO－)＝c(Na＋) D 无法确定c(HCOO－)与c(Na＋)的关系 4、将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是 A c (Ac－)＞c (Cl－)＞c (H＋)＞c (HAc) B c (Ac－)＞c (Cl－)＞c (HAc)＞c（H＋） C c (Ac－)＝c (Cl＋)＞c (H＋)＞c (HAc) D c (Na＋)＋c (H＋)＝c (Ac－)＋c (Cl－)＋c (OH－) 5、.1 mol/L的弱酸HX溶液与NaX溶液等体积混合后溶液中离子浓度大小关系错误的是 A．c(X－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋) B．c(X-)＋c(HX) =2 c(Na＋) C