溶液中的三大守恒

1、溶液中的三大守恒關系(一) 溶液中的守恒關系1、 電荷守恒規(guī)律：電解質溶液中，電解質總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數陽離子所帶正電荷總數如 NaHCO3 溶液中存在著Na+、 HCO3- 、 H+、 CO32-、 OH-存在如下關系c(H+)+c (Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) 這個式子叫電荷守恒2、 物料守恒規(guī)律：某元素的原始濃度等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和如 Na2S溶液中，S2-能水解，故 S元素以S2-、 HS-、 H2S 三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：1/2c(Na+)=c(S2-)+ c(HS-)+c(H2S) 這個式子叫物料守恒

2、如 Na2CO3 溶液中，CO32-離子存在形式有HCO3-、 CO32-、 H2CO3則 1/2c(Na+)=c(HCO3-)+ c(HS-)+c(H2S)3、 質子守恒：由水電離產生的H+、 OH-濃度相等如 Na2CO3 溶液中，由水電離產生的OH-以游離態(tài)存在，而H+因 CO32-水解有三種存在形式H+、HCO3-、 H2CO3，則有c (OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3)同理在 Na3PO4溶液中有：c (OH-)=c(H+)+ c(HPO42-)+2c(H2PO4-)+3c(H3PO4)練習：寫出下列溶液中三大守恒關系 Na2S溶液電荷守恒：c(Na+)+

3、c( H+) =2c(S2-)+ c(HS-)+c(OH-)物料守恒：1/2c(Na+)=c(S2-)+ c(HS-)+c(H2S)質子守恒：c (OH-)=c(H+)+ c(HS-)+2c(H2S) NaHCO3 溶液電荷守恒：c(H+)+c (Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)物料守恒：c (Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)質子守恒：c (OH-)=c(H+)+ c(H2CO3)-c(CO32-) 電荷守恒-物料守恒 =質子守恒溶液中離子濃度大小比較1、 單一溶質1、 多元弱酸溶液，根據多步電離規(guī)律，前一步電離產生的離子濃度大于后一步

4、電離產生的離子，如在H3PO4 溶液中，c(H+)> c(H2PO4-) > c(HPO42-) > c(PO43-)2、 多元弱酸的正鹽，根據弱酸根的多步水解規(guī)律，前一步水解遠遠大于后一步水解，如在 Na2CO3 溶液中(Na+)> c(CO32-)> c(OH-) > c(HCO3-)+ c(H2CO3)3、 不同溶液中，同一離子濃度大小的比較，要看其它離子對其影響因素 練習： 1、寫出下列溶液中離子濃度大小的關系NH4CL 溶液中：c(CL-) >c(NH4+) >c(H+) > c(OH-)CH3COONa 溶液中：c(Na+) &

5、gt; c(CH3COO-) > c(OH-) >c(H+)2、物質的量濃度相同的下列各溶液，Na2CO3 NaHCO3 H2CO3( NH4) 2CO3 NH4HCO3 ，c(CO32-)由小到大排列順序為2、 混合溶液混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如離子間的反應、電離因素、水解因素等。 若酸與堿恰好完全反應，則相當于一種鹽溶液例一： 0.1mol/L 的氨水與0.1mol/L 鹽酸等體積混合，溶液中離子濃度大小關系為：c(CL-) >c(NH4+) >c(H+) > c(OH-) 若酸與堿反應后尚有弱酸或弱堿剩余，則弱電解質的電離程度>對應

6、鹽的水解程度例二： PH=13 的氨水與PH=1 的鹽酸等體積混合，溶液中離子濃度大小關系是：c(NH4+) > c(CL-> c(OH-) > c(H+)練習：1、將 PH=3 的鹽酸溶液與PH=11 的氨水等體積混合，溶液中離子濃度大小關系是：c(NH4+)> c(CL-)> c(OH-) > c(H+)2、 在 0.1mol/L 的 氨水 滴 加 同 濃度 的 鹽 酸至 溶 液 正 好呈 中 性 ，溶 液 中 離 子濃 度 大 小關 系為： c(NH4+)=c(CL-)> c(OH-) > c(H+)3、濃度均為0.1mol/L 的甲酸和氫

7、氧化鈉溶液等體積相混合后，溶液中離子濃度大小關系是：c(Na+)>c(HCOO-) > c(OH-) > c(H+)4、 (雙選)已知某溫度下，0.1mol/LNaHA 的強電解質溶液中，c(H+)<c(OH-)，則下列關系中一定正確的是：( BD )A. c (Na+)=c(HA-)+2c(A2-)+c(OH-)B. c (H2A) +c(HA-)+c(A2-)=0.1mol/LC. c(H+)* c(OH-)=10-14D. c(A2-)+ c(OH-)= c(H+)+ c (H2A)5、 (雙選)下列各溶液中，微粒的物質的量濃度關系正確的是：( AC)A. 0.1

8、mol/LH2S 溶液： c(H+) > c(OH-)B. 0.1mol/LNH4CL 溶液： c(H+) =c(OH-)C.在 0.1mol/L CH3COONa 溶液中： c(OH-)=c(H+)+ c(CH3COOH)D.向醋酸鈉溶液中加入適量醋酸，得到的酸性混合溶液：c(Na+) > c(CH3COO-) > c(H+) > c(OH-)典型題溶質單一型1、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷二、 典型題溶質單一型1、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷解此類題的關鍵是緊抓弱酸的電離平衡 0.1mol/L 的 H2S溶液中所存在離子的濃度由大到小的排列順序是解析：在H2S 溶液

9、中有下列平衡：H2SH +HS-； HS-H +S2-。已知多元弱酸的電離以第一步為主，第二步電離較第一步弱得多，但兩步電離都產生H ，因此答案應為：c(H )>c(HS)>c(S2)>c(OH)弱酸溶液中離子濃度大小的一般關系是：C(顯性離子) > C(一級電離離子) > C(二級電離離子) > C(水電離出的另一離子)同樣的思考方式可以解決弱堿溶液的問題2、弱堿溶液中離子濃度的大小判斷室溫下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列關系式中不正確的是A. c(OH-) > c(H+) B.c(NH3 H2O)+c(N· H4+)=0.1mol/

10、LC.c(NH4+) > c(NH3· H2O) > c(OH-) > c(H+) D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)3、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較-弱酸強堿型解此類題型的關鍵是抓住鹽溶液中水解的離子 在 CH3COONa 溶 液 中 各 離 子 的 濃 度 由 大 到 小 排 列 順 序 正 確 的 是A、 c(Na)>c(CH3COO)>c(OH )>c(H )B、 c(CH3COO )>c(Na )>c(OH)>c(H )C、 c(Na )>c(CH3COO )>c(H )>c(OH)D

11、、 c(Na )>c(OH)>c(CH3COO )>c(H )解析：在CH3COONa 溶液中：CH3COONaNa +CH3COO ，CH3COO +H2O C H3COOH+O H而使c(CH3COO)降低且溶液呈現堿性，則c(Na )>c(CH3COO )， c(OH)>c(H )，又因一般鹽的水解程度較小，則c(CH3COO)>c(OH ),因此A選項正確。一元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關系是：C(不水解離子) > C(水解離子)>C(顯性離子)>C(水電離出的另外一種離子)在 Na2CO3 溶液中各離子的濃度由小到大的排列順序是解

12、析：在Na2CO3 溶液中， Na2CO3=2Na +CO32 ，CO32+H2O-HCO3 +OH ， HCO3+H2O H2CO3+OH 。CO32水解使溶液呈現堿性，則C(OH)>C(H )，由于CO32少部分水解，則 C(CO32)>C(HCO3 )， HCO3又發(fā)生第二步水解，則C(OH )>C(HCO3 )，第二步水解較第一步水解弱得多，則C(HCO3 )與 C(OH )相關不大，但C(H )比 C(OH )小得多，因此C(HCO3 ) > C(H )。此題的答案為：C(H )<C(HCO3 )<C(OH)<C(CO32)<C(Na

13、)二元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關系是：C(不水解離子)> C(水解離子 )>C(顯性離子)>C(二級水解離子 )>C(水電離出的另一離子)在 Na2S溶液中下列關系不正確的是A c(Na+) =2c(HS ) +2c(S2 ) +c(H2S)B c(Na+) +c(H+)=c(OH )+c(HS )+2c(S2 )C c(Na+)> c(S2 )> c(OH )> c(HS )D c(OH )=c(HS )+c(H+)+c(H2S)判斷 0.1mol/L 的 NaHCO3 溶液中離子濃度的大小關系解析：因NaHCO3=Na +HCO3 ， HCO3

14、+H2OH2CO3+OH ，HCO3H +CO32 。 HCO3 的水解程度大于電離程度， 因此溶液呈堿性，且 C(OH ) > C(CO32 )。由于少部分水解和電離，則C(Na )>C(HCO3)>C(OH )>C(H ) > C(CO32 )。二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般關系是：C(不水解離子)>C(水解離子)>C(顯性離子 )>C(水電離出的另一離子)>C(電離得到的酸根離子)練習 草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性，在 0.1mol/LKHC2O4 溶液中， 下列關系正確的是( CD)A c(K+)+c(H+)=c(H

15、C2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-)B c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/LC c(C2O42-)> c(H2C2O4)D c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)下面再讓我們利用上述規(guī)律來解決一下強酸弱堿鹽的問題在氯化銨溶液中，下列關系正確的是()A.c(Cl-)> c(NH4+) > c(H+) > c(OH-)B.c(NH4+) > c(Cl-)> c(H+) > c(OH-)C.c(NH4+) c(Cl-)> c(H+) c(OH-)D.c(Cl-) c(NH4+) &

16、gt; c(H+) > c(OH-)四、典型題兩種電解質溶液相混合型的離子濃度的判斷解此類題的關鍵是抓住兩溶液混合后生成的鹽的水解情況以及混合時弱電解質有無剩余，若有剩余，則應討論弱電解質的電離。下面以一元酸、一元堿和一元酸的鹽為例進行分析。1、強酸與弱堿混合PH=13 的 NH3 · H2O 和 PH=1 的鹽酸等體積混合后所得溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是 解析： PH=1 的 HCl ， C(H )=0.1 mol/L ， PH=13 的 NH3 H2O， C(OH)= 0.1 mol/L ， 則 NH3 H2O 的濃度遠大于0.1 mol/L ， 因此， 兩溶液混

17、合時生成NH4Cl 為強酸弱堿鹽，氨水過量，且 C(NH3 H2O)>C(NH4Cl) ，則溶液的酸堿性應由氨水決定。即 NH3 H2O 的電離大于NH4的水解，所以溶液中的離子濃度由大到小的順序為：C(NH4 )>C(Cl)>C(OH )>C(H )。需要我們注意的是，強酸弱堿鹽溶液中加入一定量的弱堿，解題方法與此題相同。2、強堿與弱酸混合PH=X 的 NaOH 溶液與 PH=Y 的 CH3COOH 溶液，已知X+Y=14，且Y<3。將上述兩溶液等體積混合后，所得溶液中各離子濃度由大到小的順序正確的是A、 C(Na )>C(CH3COO)>C(OH)

18、>C(H )B、 C(CH3COO )>C(Na )>C(H )>C(OH )C、 C(CH3COO )>C(Na )>C(OH )>C(H )D、 C( )>C(CH3COO )>C(H )>C(OH)解析：同上，PH=X 的 NaOH 溶液中，C(OH )=10-(14-X)mol/L ， PH=Y 的 CH3COOH 溶液中，C(H )=10-Ymol/L ，因為 X+Y=14， NaOH 溶液中 C(OH)等于 CH3COOH 溶液中 C(H )。因此C(CH3COOH) 遠大于 10-Y mol/L， CH3COOH 過量，

19、因此選項B 正確。上述兩題的特點是PH1+PH2=14， 且等體積混合。其溶液中各離子濃度的關系的特點是C(弱電解質的離子 )>C(強電解質的離子)>C(顯性離子) > C (水電離出的另一離子)3、強堿弱酸鹽與強酸混合和強酸弱堿鹽與強堿混合點擊試題0.2 mol/L 的 CH3COOK 與 0.1 mol/L 的鹽酸等體積混合后，溶液中下列粒子的物質的量關系正確的是( )A、 C(CH3COO )=C(Cl )=C(H )>C(CH3COOH)B、 C(CH3COO )=C(Cl )>C(CH3COOH)>C(H )C、 C(CH3COO )>C(C

20、l )>C(H )>C(CH3COOH)D、 C(CH3COO )>C(Cl )>C(CH3COOH)>C(H )解析：兩溶液混合后CH3COOK+HCl KCl+CH3COOH ，又知 CH3COOK 過量，反應后溶液中CH3COOK 、 CH3COOH 和 KCl 物質的量相等。由CH3COOH 的電離和CH3COO 的水解程度均很小 ， 且 CH3COOH 的 電 離 占 主 導 地 位 因 此 ， C(CH3COO )>C(H )>C(OH )。 又 知 C(Cl)=0.05 mol/L， C(CH3COOH)<0.05 mol/L 。因

21、此，選項中D 是正確的。4、酸堿中和型(1) 恰好中和型在 10ml 0.1mol· L-1NaOH 溶液中加入同體積、同濃度HAc 溶液，反應后溶液中各微粒的濃度關系錯誤的是 ( )。A c(Na+)> c(Ac-)> c(H+) > c(OH-)8 c(Na+)> c(Ac-)> c(OH-) > c(H+)C c(Na+) c(Ac-) c(HAC)D c(Na+) c(H+) c(Ac-) c(OH-)解析：由于混合的NaOH 與 HAc 物質的量都為1× 10-3mol，兩者恰好反應生成NaAc，等同于單一溶質，故與題型方法相同

22、。由于少量Ac-發(fā)生水解：Ac- + H2OHAc+ OH- 。故有 c(Na+)> c(Ac-)> c(OH-) > c(H+)，根據物料守恒C 正確，根據電荷守恒D 正確， A錯誤。故該題選項為A。(2) pH 等于 7 型常 溫 下 ， 將 甲 酸 和 氫 氧 化 鈉 溶 液 混 合 ， 所 得 溶 液 pH 7， 則 此 溶 液 中 ( )。 A c(HCOO-) > c(Na+)B c(HCOO-) < c(Na+)C c(HCOO-) c(Na+)D無法確定c(HCOO-) 與 c(Na+)的關系解析：本題絕不能理解為恰好反應，因完全反應生成甲酸鈉為強

23、堿弱酸鹽，溶液呈堿性，而現在Ph=7，故酸略為過量。根據溶液中電荷守恒：c(Na+)+ c(H+)= c(HCOO-) c(OH-) 因 pH=7， 故 c(H+)= c(OH-) ，所以有 c(Na+)= c(HCOO-) ，答案為C。(3) 反應過量型常溫下將稀NaOH 溶液與稀CH3COOH 溶液混合，不可能出現的結果是()ApH>7，且c(OH ) > c(Na+) > c(H+) > c(CH3COO )8 pH>7，且c(Na+) + c(H+) = c(CH3COO ) + c(OH )CpH<7，且c(CH3COO ) > c(H+)

24、> c(Na+)> c(OH)DpH7，且c(CH3COO ) > c(Na+) > c(H+) = c(OH )練習1、將標準狀況下的2.24LCO2 通入 150ml1mol/LnaOH 溶液中，下列說法正確的是()A c(HCO3-)略大于 c(CO32-)B c(HCO3-)等于c(CO32-)C c(Na+)等于c(CO32-)與 c(HCO3-)之和D c(HCO3-)略小于 c(CO32-)2、向0.1mol· L 1NaOH 溶液中通入過量CO2 后，溶液中存在的主要離子是()A Na、CO32B Na、HCO3C HCO3 、CO32D Na

25、、OH四、守恒問題在電解質溶液中的應用解此類題的關鍵是抓住溶液呈中性(即陰陽離子所帶電荷總數相等)及變化前后原子的個數守恒兩大特點。若題中所給選項為陰陽離子的濃度關系，則應考慮電荷守恒，若所給選項等式關系中包含了弱電解質的分子濃度在內，則應考慮物料守恒。表示 0.1 mol/L NaHCO3 溶液中有關粒子濃度的關系正確的是( )A、 C(Na )>C(HCO3)>C(CO32 )>C(H )>C(OH )B、 C(Na )+C(H )=C(HCO3)+C(CO32)+C(OH )C、 C(Na )+C(H )=C(HCO3)+2C(CO32)+C(OH )D、 C(N

26、a )=C(HCO3)+C(CO32)+C(H2CO3)解析：A、 NaHCO3 溶液因為水解大于電離而呈堿性，因此C(OH )>C(H )。 B、應考慮電荷守恒，C(CO32)前應乘以2； C、電荷守恒符合題意；D、含弱電解質分子應考慮物料守恒，在NaHCO3 溶液 中 存 在 下 列 關 系 ： NaHCO3=Na +HCO3 ； HCO3 H +CO32 ； HCO3 +H2O H2CO3+OH 則 C(Na )=C(HCO3 )+C(CO32 )+C(H2CO3) 符合題意。故選CD1、兩種物質混合不反應：用物質的量都是0.1 mol的 CH3COOH 和 CH3COONa 配制

27、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-) 0.2 mol/LC.C(CH3COOH) > C(CH3COO-) D.C(CH3COO-) C(OH-) 0.2 mol/L 2、兩種物質恰好完全反應在10ml 0.1mol· L-1NaOH 溶液中加入同體積、同濃度HAc 溶液，反應后溶液中各微粒的濃度關系錯誤的是()。Ac(Na+)>c(Ac-)>c(H+) >c(OH-)Bc(Na+)>c(Ac-)>c(OH-) >c(H+)Cc(Na+)c(Ac-)c(HAC)Dc(Na+)c(H+)c