高考化學(xué)專題精講--溶液中離子濃度大小比較歸類解析

1、1高二化學(xué)提優(yōu)專題精講溶液中離子濃度大小比較歸類解析3.24一、電離平衡理論和水解平衡理論一、電離平衡理論和水解平衡理論1.1.電離理論：電離理論：⑴弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離消耗的電解質(zhì)及產(chǎn)生的微粒都是少量的，同時注意考慮水的電離的存在；例如NH3H2O溶液中微粒濃度大小關(guān)系:c(NH3H2O)＞c(OH)＞c(NH4)＞c(H)⑵多元弱酸的電離是分步的，主要以第一步電離為主；例如H2S溶液中微粒濃度大小關(guān)系為：c(H2S)＞c(H

2、)＞c(HS)＞c(OH)2.2.水解理論：水解理論：⑴弱酸的陰離子和弱堿的陽離子因水解而損耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na)＞c(HCO3)。⑵弱酸的陰離子和弱堿的陽離子的水解是微量的（雙水解除外），因此水解生成的弱電解質(zhì)及產(chǎn)生H的（或OH）也是微量，但由于水的電離平衡和鹽類水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H)[或堿性溶液中的c(OH)]總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒濃度關(guān)系：c(NH

3、4)＞c(SO42)＞c(H)＞c(NH3H2O)＞c(OH)(3)多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的，主要以第一步水解為主。例如:Na2CO3溶液中水解平衡為：CO32H2OHCO3OH，H2OHCO3H2CO3OH，所以溶液中部分微粒濃度的關(guān)系為：c(CO32)＞c(HCO3)。二、三個守恒二、三個守恒1電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：c(Na)＋c(H)＝c

4、(HCO3)＋2c(CO32)＋c(OH)2物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCO3溶液中n(Na)：n(C)＝1：1，推出：c(Na)＝c(HCO3)＋c(CO32)＋c(H2CO3)3質(zhì)子守恒：c(OH)=c(H)c(HCO3)2c(H2CO3)如醋酸鈉溶液中:c(OH)=c(H)c(CH3COOH)3③溶液的pH=1；④c(Na

5、)=c(HB－)2c(B2－)c(OH－)。A①②B②③C②④D①②③3、下列敘述正確的是（）A0.1molL－1氨水中，c(OH)=c(NH4)B10mL0.02molL－1HCl溶液與10mL0.02molL－1Ba(OH)2溶液充分混合若混合后溶液的體積為20mL，則溶液的pH=12C在0.1molL－1CH3COONa溶液中，c(OH)=c(CH3COOH)＋c(H)D0.1molL－1某二元弱酸強堿鹽NaHA溶液中，c(Na)

6、=2c(A2)＋c(HA)＋c(H2A)二、兩種電解質(zhì)溶液混合后離子濃度大小的比較二、兩種電解質(zhì)溶液混合后離子濃度大小的比較※※關(guān)注混合后溶液的酸堿性1、兩種物質(zhì)混合不反應(yīng)：、兩種物質(zhì)混合不反應(yīng)：【例】：用物質(zhì)的量都是0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO)＞c(Na)，對該混合溶液的下列判斷正確的是()A.c(H)＞c(OH)B.c(CH3COOH)＋c(CH3COO)＝0.2mol

7、LC.c(CH3COOH)＞c(CH3COO)D.c(CH3COO)＋c(OH)＝0.2molL練習(xí)、現(xiàn)有NH4Cl和氨水組成的混合溶液C(填“”、“7，則該溶液中c(NH4＋)c(Cl－)；（3）若c(NH4＋)c(Cl－)，則溶液的pH7。2、兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)、兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)【例】在10ml0.1molL1NaOH溶液中加入同體積、同濃度HAc溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯誤的是()。Ac(Na)＞c(Ac)＞c(H

8、)＞c(OH)Bc(Na)＞c(Ac)＞c(OH)＞c(H)Cc(Na)＝c(Ac)＋c(HAC)Dc(Na)＋c(H)＝c(Ac)＋c(OH)練習(xí)：100mL0.1molL1醋酸與50mL0.2molL1NaOH溶液混合，在所得溶液中()A、c(Na)＞c(CH3COO)＞c(OH)＞c(H)B、c(Na)＞c(CH3COO)＞c(H)＞c(OH)C、c(Na)＞c(CH3COO)＞c(H)＝c(OH)D、c(Na)＝c(CH3COO