溶液中离子浓度大小的比较___讲与练.doc

溶液中离子浓度大小的比较 一、理论依据 1．两个平衡理论：弱电解质的电离平衡理论和盐的水解平衡理论 2．三个守恒关系： （1）电荷守恒：溶液总是呈电中性，即电解质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。关键是找全溶液中存在的离子，并注意离子所带电荷数。 （2）物料守恒：即原子个数守恒，即存在于溶液中的某物质，不管在溶液中发生了什么变化，同种元素各种存在形式的和之比符合物质组成比。 （3）质子守恒：在任何水溶液中，水电离出的H+和OH-的量总是相等。 注：由电荷守恒和物料守恒可以导出质子守恒 例1．写出1.0 mol/L Na2CO3溶液中离子浓度的大小关系和三个守恒关系式。 解析：c (Na+) c(CO32-) c(OH-) c(HCO3-)c(H+)， c(Na+)2c(CO32-)。 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-) + c(OH-) +c(HCO3-)； 物料守恒：由于n(Na+)=2n(C)，又由于CO32-能水解，故碳元素以CO32-、HCO3-、H2CO3三种形式存在，所以有c(Na+)=2(c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3))。 质子守恒：c(OH-)=c(H+) +c(HCO3-) +2c(H2CO3)，（一个CO32- 结合两个H+ 形成H2CO3 ） 分析溶液中存在有哪些平衡时要注意，弱电解质电离出的离子不需要再考虑水解，如氢硫酸中的HS-、S2-；弱酸根离子水解出的离子不需要再考虑电离如Na2CO3溶液中的HCO3-。 练习1：写出0.1 mol/L NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系和三个守恒关系式。 二、常见题型 1．同浓度的不同溶液中，同种离子浓度大小的比较 首先，我们应明确强电解质的完全电离产生的离子的浓度比弱电解质的不完全电离产生的离子浓度要大；弱电解质的电离或离子的水解程度均很弱。 情况一：溶质只发生电离(指酸、碱和不水解的盐), 强电解质的离子的浓度（下角标大的＞下角标小的）＞ 弱电解质的电离 ＞ 有抑制作用的弱电解质的电离 情况二：溶质电离后的离子又发生了水解（指能够水解的盐）， （1）强电解质的离子的浓度（下角标大＞下角标小的离子的浓度）； （2）有抑制作用的水解 ＞ 单一离子的水解 ＞ 有促进作用的水解（双水解） 情况三：对于离子既发生水解又发生电离时，应视电离和水解程度的相对大小而定。 例2：物质的量浓度相同的下列物质的溶液,在指定的离子浓度的比较中错误的是（ ） A．c（PO43-）：Na3PO4 ＞ Na2HPO4 ＞ NaH2PO4 ＞ H3PO4 B．c（CO32-）：（NH4）2CO3 ＞ Na2CO3 ＞ NaHCO3 ＞ NH4HCO3 C．c（NH4+）：（NH4）2SO4 ＞ （NH4）2CO3 ＞ NH4HSO4 ＞ NH4Cl D．c（H+）： NaHSO4 ＞ H2SO4 ＞ Na2S＞ Na2SO4 2．溶质单一（弱酸、弱碱、盐）溶液中不同离子浓度的比较 首先，电解质完全电离时，离子下角标大的，离子浓度较大； 其次，下角标相同时，电解质完全电离后，无变化的离子浓度较大，对于发生部分电离的离子浓度较小（或只发生水解的），其对应的生成物浓度更小； 再次，对于既电离又水解的离子，要视电离与水解的相对大小而定； 最后，如涉及到c（H+）或c（OH-）的大小比较时，有时还需考虑水的电离或电解质溶液中的电荷守恒。 例3．已知某二元酸（化学式用H2RO4表示）在水中的电离方程式为 H2RO4==H++HRO4-；HRO4-H++RO42-? 回答下列问题： （1）NaHRO4溶液显? ????（填“酸性”，“中性”，或“碱性”）。理由是：? ???????????? （2）在0.1 mol·L-1的Na2RO4溶液中，下列微粒浓度关系式正确的是：? ???。 A. c(RO42-) +c(HRO4-)+c(H2RO4) =0.1mol·L-1 ????????B. c(OH-)=c(H+) +c(HRO4-) C. c(Na+)+ c(H+) =c(OH-)+ c(HRO4-－)+2c(RO42-)???? ?D. c(Na+)= 2c(RO42-) +2c(HRO4-) （3）如果25℃时，0.1 mol·L－1NaHRO4溶液的中，c(RO42-)=0.029 mol·L-1 则0.1 mol·L-1 H2RO4中c(RO42-)? ?0.029 mol·L-1（填“”，“”，或“=”）。 （4）如果25℃时，0.1 mol·L-1H2RO4溶液的中，pH=-lg0.11，则此时溶液中c(RO42-)= ???mol·L-1。 答案?? (1) 酸性? HRO4-不会水解但会部分电离产生H+