專(zhuān)題-離子濃度的大小比較

1離子濃度的大小比較第八章水溶液中的離子平衡一、水溶液中微粒濃度的大小比較：1、電離理論：②多元弱酸電離是分步，主要決定第一步①弱電解質(zhì)電離是微弱的c(NH3·H2O)c(OH–)c(NH4+)c(H+)c(H2S)c(H+)c(HS–)c(S2–)c(OH–)>>>>>>>對(duì)于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱電解質(zhì)分子的濃度。如：H2S溶液中：如：NH3·H2O溶液中：2、水解理論：①弱離子由于水解而損耗。如：KAl(SO4)2溶液中：c(K+)c(Al3+)②水解是微弱③多元弱酸水解是分步，主要決定第一步c(Cl–)c(NH4+)c(H+)c(NH3·H2O)c(OH–)c(CO3–)c(HCO3–)c(H2CO3)>>>>>>>單水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱離子的濃度。

如：NH4Cl溶液中：二、水溶液中微粒濃度的大小比較：如：Na2CO3

溶液中：若將CH3COOH溶液與

CH3COONa溶液混合后，溶液中各離子濃度的大小順序？請(qǐng)?jiān)O(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明CH3COOH電離程度與CH3COO-水解程度的大小

0.1mol/LCH3COOH與0.1mol/LCH3COONa等體積混合，測(cè)定其pH=4.74實(shí)驗(yàn)事實(shí)電離大于水解3、多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別：⑴NaHCO3HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–①②HCO3–

+H2OCO32–+H3O+①水解②電離程度：>∴溶液呈

性堿⑵NaHSO3HSO3–

+H2OH2SO3

+OH–①②HSO3–

+H2OSO32–+H3O+①水解②電離程度：<∴溶液呈

性酸1、電荷守恒

如：NH4Cl溶液中陽(yáng)離子：NH4+H+

陰離子：Cl–OH–

正電荷總數(shù)==負(fù)電荷總數(shù)n(NH4+

)+n(H+

)==n(Cl–)+n(OH–)溶液中陰離子和陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)相等。c(NH4+)+c(H+)==c(Cl–)+c(OH–)三、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系三、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒陽(yáng)離子：Na+

、H+

陰離子：

OH–

、

S2–

、

HS–又如：Na2S溶液

Na2S==2Na++S2–H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S+OH–

c(Na+

)+c(H+)==c(OH–)+2c(S2–)+c(HS–

)溶液中陰離子和陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)相等。∵正電荷總數(shù)==負(fù)電荷總數(shù)七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系2、物料守恒（元素或原子守恒）溶液中，盡管有些離子能電離或水解，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)是不變的。是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。三、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。如：amol/L的Na2CO3

溶液中Na2CO3==2

Na++CO32–

H2OH++OH–

CO32–

+H2OHCO3–

+OH–HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–

∴

c(Na+

)=

2

[c

(CO32–)+

c

(HCO3–)+

c

(H2CO3)]c(Na+

)=2

amol/Lc

(CO32–)+

c

(HCO3–)+

c

(H2CO3)

=amol/L（元素或原子守恒）即

c(Na+):c(C)＝2:1三、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系如：NaHCO3溶液2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。（元素or原子守恒）∵

c(Na+):c(C)＝1:1因此c(Na+)＝c(HCO3–)+c(CO32–)+

c(H2CO3)三、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系如：Na2S溶液Na2S==2

Na++S2–

H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S

+OH–

因此：c(Na+

)==

2

[c

(

S2–)+c

(HS–)+c

(H2S)]2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。（元素or原子守恒）∵

c(Na+):c(S)＝2:1三、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系3、質(zhì)子（H+）守恒電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H+）的物質(zhì)的量應(yīng)相等。如：NH4Cl溶液中

為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物，

為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，因此：H3O+（H+）NH3·H2O、OH–、c(H+)=c(NH3·H2O)+c(OH–)三、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系如：CH3COONa溶液中

為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物，

為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，因此：H3O+（H+）、CH3COOHOH–c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH–)例1：在0.1mol/L的NH3·H2O溶液中，關(guān)系正確的是A．c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(NH4+)＞c(H+)B．c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(H+)C．c(NH3·H2O)＞c(NH4+)＝c(OH–)＞c(H+)

D．c(NH3·H2O)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH–)

解析：NH3·H2O是一元弱堿，屬于弱電解質(zhì)，在水溶液中少部分發(fā)生電離（NH3·H2O

NH4+＋OH–），所以c(NH3·H2O)必大于c(NH4+)及c(OH–)。因?yàn)殡姾墒睾?/p>

c(OH–)＝c(H+)＋c(NH4+)，所以c(OH–)＞c(NH4+)。綜合起來(lái)，c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(NH4+)＞c(H+)。A例2：用均為0.1mol的CH3COOH和0.1mol

CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO–)＞c(Na+)，對(duì)該混合溶液的下列判斷正確的是A.c(OH–)＞c(H+)B.c(CH3COOH)＋c(CH3COO–)＝0.2mol/LC.c(CH3COOH)＞c(CH3COO–)

D.c(CH3COO–)

＋c(OH–)＝0.2mol/L解析：CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的電離和CH3COONa的水解因素同時(shí)存在。已知[CH3COO-]＞[Na+]，根據(jù)電荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出[OH-]＜[H+]。說(shuō)明混合溶液呈酸性，進(jìn)一步推測(cè)出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，電離和水解這一對(duì)矛盾中起主要作用是電離，即CH3COOH的電離趨勢(shì)大于CH3COO-的水解趨勢(shì)。根據(jù)物料守恒，可推出（B）是正確的。B【必需的知識(shí)儲(chǔ)備】1.水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱的電離，生成H+和OH-，H2OH++OH-。【思考】（1）在純水中加入酸或堿，對(duì)水的電離起到

作用，使水的電離程度

。（2）在純水中加入強(qiáng)堿弱酸鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽，對(duì)水的電離起到

作用，使水的電離程度

。抑制減小促進(jìn)增大2．鹽類(lèi)的水解①?gòu)?qiáng)酸弱堿鹽：如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈

性；酸性②.強(qiáng)堿弱酸鹽：如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈

性。堿性此外：還要注意多元弱酸鹽需考慮分步水解一、單一溶液中微粒濃度大小的比較解題方法：酸或堿溶液：考慮電離鹽溶液：考慮水解注意：1.不要忽略水的電離。2.弱電解質(zhì)的電離和鹽類(lèi)的水解（雙水解除外）都是很微弱的過(guò)程。20【例1】在0.1mol/L的氨水（1）溶液中的電離過(guò)程：（2）粒子的種類(lèi)：（3）離子濃度大小的關(guān)系：21【練習(xí)2】在氯化銨溶液中，下列關(guān)系正確的是A.c(Cl-)＞