离子浓度大小比较

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离子浓度大小比较

1、电离平衡理论和水解平衡理论

(1)电离理论:

①弱电解质的电离是微弱的,电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的,同时注意考虑水的电离的存在。例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系:由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡:NH 3·H2O NH4++OH-,H2O H++OH-,所以溶液中微粒浓度关系为:

c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(NH4+)>c(H+)。

②多元弱酸的电离是分步的,主要以第一步电离为主。例如H2S溶液中微粒浓度大小关系:由于H 2S溶液中存在下列平衡:H2S HS-+H+,HS-S2-+H+,H2O H++OH-,所以溶液中微粒浓度关系为:c(H2S)>c(H+)>c(HS-)>c(OH-)。

(2)水解理论:

①弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗;如NaHCO3溶液中有:c(Na+)>c(HCO3-)。

②弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的(双水解除外),因此水解生成的弱电解质及产生H+

的(或OH-)也是微量,但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在,所以水解后的酸性溶液中c(H+)(或碱性溶液中的c(OH-))总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如(NH4)2SO4溶液中微粒浓度关系:因溶液中存在下列关系:(NH4)2SO4=2NH4++SO42-,

H2O OH-+H+,NH4++OH-=NH3·H2O,由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水,而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O,另一部分OH-仍存在于溶液中,所以溶液中微粒浓度关系为:c(NH4+)>c(SO42-)>c(H+)>c(NH3·H2O)>c(OH-)。

③一般来说“谁弱谁水解,谁强显谁性”,如水解呈酸性的溶液中c(H+)>c(OH-),水解呈碱性的溶液中c(OH-)>c(H+);

④多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的,主要以第一步水解为主。例如Na2CO3溶液中微粒浓度关系:因碳酸钠溶液水解平衡为CO32-+H2O HCO3-+OH-,H2O+HCO3-

H2CO3+OH-,所以溶液中部分微粒浓度的关系为:c(CO32-)>c(HCO3-)。

2、溶液中的三种守恒关系

(1)电荷平衡:电解质溶液中,不论存在多少种离子,溶液总是呈电中性,即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。书写电荷守恒关系式必须准确的判断溶液中离子的种类;弄清离子浓度和电荷数目的关系。如NaHCO3溶液中:由n(Na+)+n(H+)=

n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)推出:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)。

⑵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:由n(Na+):n(c)=1:1,推出:c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)。

⑶导出关系式——质子守恒:由电荷守恒和物料守恒将碳酸钠溶液中Na+离子消掉可得:c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。此关系式说明由于指定溶液中氢原子的物质的量为定值,所以无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子,但氢原子总数始终为定值,也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。又如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可得:c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)

3、溶液中离子浓度大小比较的解题思路

(1)理清试题的类型:

(2)把握好溶液中的两个重要的平衡关系:电荷平衡和物料守恒。

(3)抓住水解和电离的特征:水解是微弱的;电离是微弱的;多元弱酸的电离是分步的,主要是第一步电离;不能忽视水的电离。

(4)抓住矛盾的主要方面:对于电离大于水解,可不考虑水解;对于水解大于电离,可不考虑电离。

4、溶液中离子浓度大小比较的题型

(1)单一溶液

①弱酸溶液或弱碱溶液:

②盐溶液

(2)混合溶液

①混合不反应

②酸碱混合恰好完全反应

③酸碱混合存在过量因素(审题时,要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”,否则会出现判断错误;解题时,应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小)

④酸(碱)盐混合存在过量因素

⑤存在未知因素的酸碱混合

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