电化学化学实验及装置电解质溶液离子浓度大小比较)
2013佛山一模冲刺训练—选择题专项（三）
-------电化学及实验装置和操作
一、电化学原理（单选4+双选2）
1．下列有关金属腐蚀与防护的说法不．正确的是
A．钢铁在弱碱性条件下发生电化学腐蚀的正极反应是：O2＋2H2O＋4e－===4OH－
B．当镀锡铁制品的镀层破损时，镀层仍能对铁制品起保护作用
C．在海轮外壳连接锌块保护外壳不受腐蚀是采用了牺牲阳极的阴极保护法
D．可将地下输油钢管与外加直流电源的负极相连以保护它不受腐蚀
2．(2011·盐城三模)用惰性电极电解某溶液时，发现两极只有H2和O2生成。则电解一段时间后，下列有关该溶液(与电解前同温度)的说法中，正确的有
①该溶液的pH值可能增大②该溶液的pH值可能减小③该溶液的pH值可能不变④该溶液的浓度可能增大⑤该溶液的浓度可能不变⑥该溶液的浓度可能减小
A．三项B．四项C．五项D．六项3．(2011·东城模拟)下列有关电化学的示意图中正确的是
4．分析下图所示的四个原电池装置，结论正确的是
A．(1)(2)中Mg作负极，(3)(4)中Fe作负极
B．(2)中Mg作正极，电极反应式为：6H2O＋6e－===6OH－＋3H2↑
C．(3)中Fe作负极，电极反应式为：Fe－2e－=== Fe 2＋
D．(4)中Cu作正极，电极反应式为：2H＋＋2e－===H2↑
5．氢氧燃料电池以KOH溶液为电解质溶液，下列有关该电池的叙述不．正确的是
A．正极反应式为：O2＋2H2O＋4e－===4OH－
B．工作一段时间后，电解液中KOH的物质的量浓度不变
C．该燃料电池的总反应方程式为：2H2＋O2===2H2O
D．用该电池电解CuCl2溶液，产生2.24 L Cl2(标准状况)时，有0.1 mol 电子转移
+Pb+2H2SO42PbSO4+2H2O，据此判断下列叙述
6．铅蓄电池的总反应式为：PbO
正确的是
A．放电时，H2SO4浓度增加
B．放电时，负极的电极反应式为：Pb+SO42-–2e—=PbSO4
C．在充电时，电池中每转移1mol电子，理论上生成1mo l硫酸
＋4H＋
D．在充电时，阴极发生的反应是PbSO4－2e－＋2H2O＝PbO2＋SO2－
4
二、实验装置和操作（单选4+双选2）
1．下列实验操作或对实验事故的叙述正确的是 A ．用稀硝酸清洗做过银镜反应实验的试管
B ．配制浓硫酸和浓硝酸的混合酸时，将浓硝酸沿器壁慢慢加入到浓硫酸中，并不断搅拌
C ．不慎将液溴沾到皮肤上，立即用NaOH 溶液清洗
D ．用瓷坩埚高温熔融NaOH 和Na 2CO 3固体 2．下列有关实验的叙述正确的是
A ．将固体加入容量瓶中溶解并稀释至刻度，配制成一定物质的量浓度的溶液
B ．用玻璃棒蘸取溶液，点在湿润的pH 试纸上测定其pH
C ．用NaOH 溶液洗涤并灼烧铂丝后，再进行焰色反应
D ．读取滴定管内液体的体积，俯视读数导致读数偏小
4. 下列实验装置图正确的是
5. 对下列实验的实验现象描述和所得结论均正确的是：
A
．实验Ⅰ：制备金属钠
B ．实验Ⅱ：制取氢氧化亚铁并观察其颜色
C ．实验Ⅲ：制取少量的氢氧化铝
D ．实验Ⅳ：比较两种物质的热稳定性
A B C D
2
A
NaBr 稀 淀粉KI B
2S
AgCl
C
Na 2CO 3 23D
佛山一模冲刺训练—选择题专项（四）
-------电解质溶液及离子浓度大小比较
一、电解质溶液（单选4+双选2）
1．(2011·太原调研)室温下，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－。下列叙述正确的是A．将水加热，平衡正向移动，K W变小
B．向水中加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)增大
C．新制氯水久置后，水的电离平衡正向移动，c(OH－)增大
D．向水中加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动，K W增大
2．将0.1 mol/LCH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起
A．CH3COOH电离程度变大B．溶液pH减小
C．溶液的导电能力减弱D．溶液中c(H＋)减小
3．(2011·驻马店模拟)下列叙述正确的是
A．无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 B．c(H＋)等于1×10－7 mol/L的溶液一定是中性溶液
C．0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍D．任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸性的强弱
4．(2011·巢湖质检)关于pH相同的醋酸和盐酸溶液，下列叙述不．正确的是
A．取等体积的两种酸溶液分别稀释至原溶液的m倍和n倍，结果两溶液的pH仍然相同，则m>n
B．取等体积的两种酸溶液分别与完全一样的足量锌粒反应，开始时反应速率盐酸大于醋酸C．取等体积的两种酸溶液分别中和NaOH溶液，醋酸消耗NaOH的物质的量比盐酸多D．两种酸溶液中c(CH3COO－)＝c(Cl－)
5．(2011·河北衡中一调)常温下，下列叙述不．正确的是
A．c(H＋)>c(OH－)的溶液一定显酸性
B．pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合后溶液呈碱性
C．pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c(SO2－4)与c(H＋)之比约为1∶10 D．中和10 mL 0.1 mol/L醋酸与100 mL 0.01 mol/L醋酸所需NaOH的物质的量不同6．(2011·厦门模拟)某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行的如下操作，正确的是A．用酸式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中
B．称取4.0 g NaOH至1 000 mL容量瓶中，加水至刻度，配成1.00 mol/L NaOH标准溶液C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时，为滴定终点
D．滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量
二、离子浓度大小比较（单选5+双选2）
1．25℃时，某一元酸（HB）的盐NaB的水溶液呈碱性，下列叙述正确的是
A．HB的电离方程式为：HB == H++B—
B．NaB溶液中：c(Na+)>c(B一)>c(H+)>c(OH一)
C．NaB溶液中：c(Na+)+c(H+) == c(HB)+c(B一)
D．0.1 mol／L NaB溶液中水电离的OH一浓度大于l0-7mol／L
2．(2011·广东高考)对于0.1 mol/L Na2SO3溶液，正确的是
A．升高温度，溶液pH 降低
B．c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(H2SO3)
C．c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO2－3)＋2c(HSO－3)＋c(OH－)
D．加入少量NaOH 固体，c(SO2－3)与c(Na＋)均增大
3．(2011·济宁期末)Cu(OH)2在水溶液中存在着如下沉淀溶解平衡：Cu(OH)2(s)Cu2＋(aq)＋2OH－(aq)，在常温下K sp＝2×10－20。在常温下如果要生成Cu(OH)2沉淀，需要向0.02 mol/L 的CuSO4溶液中加入碱溶液来调整溶液的pH，使溶液的pH大于
A．2 B．3 C．4 D．5
4．(2012苏州联考)已知25℃，AgCl的溶度积K sp＝1.8×10－10，则下列说法正确的是A．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，K sp值变小
B．AgNO3溶液与NaCl溶液混合后的溶液中，一定有c(Ag＋)＝c(Cl－)
C．温度一定时，当溶液中c(Ag＋)·c(Cl－)＝K sp时，此溶液为AgCl的饱和溶液
D．将固体AgCl放到较浓的KI溶液中，有部分AgCl转化为AgI，说明K sp(AgCl) A．常温下，pH＝3的HX(一元酸)溶液与pH＝11的YOH(一元碱)溶液等体积混合，所得溶液的pH一定大于或等于7 B．在相同温度下，浓度均为0.1 mol/L的(NH4)2Fe(SO4)2和(NH4)2SO4溶液中，c(NH＋4)的物质的量浓度相等 C．在pH<7的CH3COOH和CH3COONa的混合液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－) D．0.4 mol/L盐酸与0.1 mol/L NaAlO2溶液等体积混合，所得溶液中： c(Cl－)>c(Na＋)>c(Al3＋)>c(H＋)>c(OH－) 6．下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A．室温下，向0.01mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)＞c(SO42－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＝c(H＋) B．0.1mol·L－1NaHCO3溶液：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H＋) C．Na2CO3溶液：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO3－)＋2c(H2CO3) D．25℃时，pH=4.75、浓度均为0.1mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：c(CH3COO－)＋c(OH－)＜c(CH3COOH)＋c(H＋) 7．常温下，下列各溶液的叙述中正确的是 A．0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10mL混合后溶液显酸性，则 c (Ac－)＞c (Cl－)＞c (H＋)＞c (HAc) B．pH=7的醋酸钠和醋酸混合液中：c（Na＋）＝c（CH3COO－） C．0.1mol/L的醋酸的pH＝a，0.01mol/L的醋酸的pH＝b，则a＋1＞b D．已知酸性HF＞CH3COOH，pH相等的NaF与CH3COOK溶液中， [c(Na＋)－c(F－)]< [c(K＋)－c(CH3COO－)] 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论：⑴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。 【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·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+)。 ⑵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。 【分析】由于H2S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： ⑴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-)。 ⑵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；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。 【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， 2H2O2OH-+2H+， 2NH3·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-)。 ⑶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+)； ⑷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。【分析】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-)。 二、电荷守恒和物料守恒 1．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-) 高二化学溶液中离子浓度大小比较专题（用） 一、相关知识点梳理: 1、电解质的电离 强电解质在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。弱电解质在水溶液中 是少部分发生电离的。多元弱酸如H 2CO 3 还要考虑分步电离： H 2CO 3 H+＋HCO 3 -；HCO 3 -H+＋CO 3 2-。 ２、水的电离 水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离， H 2 O H+＋OH-。水电离出的[H+]＝[OH-] 在一定温度下，纯水中[H+]与[OH-]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H+]·[OH-]，在２５℃时，Kw＝1×10-14。 在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，使水的电离度变大。 ３、盐类水解 在溶液中盐的离子跟水所电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。关于盐的水解有这么一个顺口溜“谁弱谁水解，谁强显谁性” 多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO 32-＋H 2 O HCO 3 -＋OH-、HCO 3 -＋H 2 O H 2 CO 3 ＋OH-。 ４、电解质溶液中的守恒关系 电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。 如Na 2CO 3 溶液中：[Na+]＋[H+]＝[HCO 3 -]＋2[CO 3 2-]＋[OH-] 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Na 2CO 3 溶液中n(Na+)：n(c)＝2：1，推出： c(Na+)＝2c(HCO 3 -)＋2c(CO 3 2-)＋2c(H 2 CO 3 ) 水的电离守恒（也称质子守恒）：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。 如在0.1mol·L－1的Na 2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H 2 S)。 质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH 4 HCO溶液中H O+、H CO为得到质子后的产物；NH、OH-、CO2-为失去质子后的产物，故有以下关系： c(H 3O+)+c(H 2 CO 3 )=c(NH 3 )+c(OH-)+c(CO 3 2-)。 列守恒关系式要注意以下三点： ①要善于通过离子发生的变化，找出溶液中所有离子和分子，不能遗漏。 ②电荷守恒要注意离子浓度前面的系数；物料守恒要弄清发生变化的元素各离子的浓 度与未发生变化的元素之间的关系；质子守恒要找出所有能得失质子的微粒，不能遗漏。 ③某些关系式既不是电荷守恒也不是物料守恒通常是两种守恒关系式通过某种变式 而得。 解题指导 电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。多年以来全国高考化 高中化学离子浓度大小比较练习题 一、单选题 -7 -11 -1 1.25 C° 时，H2CO3 ，的K al =4. 2 10-7，K a2=5. 6 10-11。室温下向10 mL0. 1 mol L-1 Na2CO3 中逐滴加入0. 1 mol L-1HCl 。图是溶液中含 C 微粒物质的量分数随pH 降低而变化的图像( CO2 因有逸出未画出)。下列说法错误的是( ) A. A 点溶液的pH<11 B. B 点溶液：c Na+=c HCO3-+c CO32-+c H2CO3 2- + C. A →B 的过程中，离子反应方程式为：CO23-H+HCO 3 D. 分步加入酚酞和甲基橙，用中和滴定法可测定 Na2CO 3 ，与NaHCO 3 ，混合物组成 - 1 -1 2.实验测得0.5mol L·- 1CH 3COONa 溶液、0.5mol L·-1 CuSO4 溶液以及H2O 的pH 随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( ) +- A. 随温度升高，纯水中c(H+)>c(OH - ) c R( COOH ) c(RCOOH)+c(RCOO -) CH 3CH 2COOH)溶液中 δRCOOH 与 pH 的关系如图所示。下列说法正确的是 ( ) A. 图中 M 、N 两点对应溶液中的 c(OH )比较：前者 >后者 B. 丙酸的电离常数 K= 10 4.88 C. 等浓度的 HCOONa 和CH 3CH 2 COONa 两种榕液的 pH 比较：前者 > 后者 D. 将 0. 1 mol/L 的 HCOOH 溶液与 0. 1 mol/L 的 HCOO-Na 溶 液 等 体 积 混 合 ， 所 得 溶 液 中 ： c Na >c H COOH >c H - COOH - >cc HO + 4. 常温下 ,Ksp(CaF 2)=4×10-9,Ksp (CaSO 4)=9.1×10-6。取一定量的 CaF 2固体溶于水 ,溶液中离子浓度 的 变化与时间的变化关系如图所示。下列有关说法正确 ( ) A. M 点表示 CaF 2 的不饱和溶液 B. 常温下 ,CaF 2的饱和溶液中 ,c(F -) = 10-3 mol/L C. 温度不变， t 时刻改变的条件可能是向溶液中加 了 KF 固体, CaF 2的 K sp 增大 D. 常温下 ,向 100 mL CaF 2的饱和溶液中加入 100 mL 0.2 mol/L Na 2SO 4溶液,平衡后溶液中的 c(Ca 2+) 约为 9. 1× 10-5 mol/L 5. 常温下将 NaOH 溶液滴加到己二酸( H 2X )溶液中，混合溶液的 pH 与离子浓度变化的关系如图 所 示。下列叙述错误的是( ) B. 随温度升 高， CH 3COONa 溶液的 c(OH )减小 C. 随温度升高， CuSO 4 溶液的 pH 变化是 K w 改变与水解平衡移动共同作用的结果 D. 随温度升高， 动方向不 CH 3COONa 溶液和 CuSO 4 溶液的 pH 均降低，是因为 CH 3COO - 、 Cu 2+水解平衡 移 3.25 C °时，改变 0. 1 mol/L 弱酸 RCOOH 溶液的 pH ，溶液中 RCOOH 分 子 的 物 质 的 量 分 数 δRCOOH 随 之 改 变 [ 已 知 δ(RCOOH )= ] ，甲酸 (HCOOH) 与丙酸 溶液中离子浓度大小的比较 １．溶液中离子浓度大小比较的规律 （1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析。如H3PO4的溶液中，c(H+)>c(H2PO4－)>c(HPO42－) > c(PO43－)。多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析：如Na CO3溶液中，c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)> 2 c(HCO3－)。 （2）不同溶液中同一离子浓度的比较，则要注意分析溶液中其他离子对其的影响。如在①NH4Cl ②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，c(NH4+)浓度的大小为③>①>②。 （3）如果题目中指明溶质只有一种物质（该溶质经常是可水解的盐），要首先考虑原有阳离子和阴离子的个数，水解程度如何，水解后溶液显酸性还是显碱性。 （4）如果题目中指明是两种物质，则要考虑两种物质能否发生化学反应，有无剩余，剩余物质是强电解质还是弱电解质；若恰好反应，则按照“溶质是一种物质”进行处理；若是混合溶液，应注意分析其电离、水解的相对强弱，进行综合分析。 （5）若题中全部使用的是“＞”或“＜”，应主要考虑电解质的强弱、水解的难易、各粒子个数的原有情况和变化情况(增多了还是减少了)。 （6）对于HA 和NaA的混合溶液（多元弱酸的酸式盐：NaHA），在比较盐或酸的水解、电离对溶液酸、碱性的影响时，由于溶液中的Na+保持不变，若水解大于电离，则有c(HA) > c(Na+)>c(A－) ，显碱性；若电离大于水解，则有c(A－) > c(Na+)> c(HA)，显酸性。若电离、水解完全相同（或不水解、不电离），则c(HA) =c(Na+)=c(A－)，但无论是水解部分还是电离部分，都只能占c(HA)或c(A－)的百分之几到百分之零点几，因此，由它们的酸或盐电离和水解所产生的c(H+) 或c(OH－)都很小。 【例1】把0.2 mol·L－1的偏铝酸钠溶液和0.4 mol·L－1的盐酸溶液等体积混合，混合溶液中离子浓度由大到小的顺序正确的是 A．c(Cl－)>c(Al3+)>c(Na+)>c(H+)>c(OH－)B．c(Cl－)>c(Al3+)>c(Na+)> c(OH－)> c(H+) C．c(Cl－)> c(Na+) > c(Al3+) > c(H+) > c(OH－) D．c(Na+)> c(Cl－)> c(Al3+) > c(OH－) > c(H+) 【解析】偏铝酸钠与盐酸混合后，发生反应：NaAlO2+HCl+H2O ===NaCl+Al(OH)3，显然，盐酸过量，过量的盐酸与Al(OH)3进一步反应：Al(OH)3+3HCl=== AlCl3+ 3H2O，故反应后，溶液为AlCl3与NaCl的混合溶液，Cl－浓度最大，反应前后不变，故仍然最大，有部分Al存在于没有溶解的Al(OH)3沉淀中，若Al全部进入溶液中与Na+浓度相同，故c(Na+) > c(Al3+)，由于AlCl3水解溶液呈酸性，故c(H+) > c(OH－)，故正确答案为C。 【答案】C。 【例2】某二元弱酸(简写为H2A)溶液，按下式发生一级和二级电离： H2A H++HA－HA－H++A2－ 已知相同浓度时的H2A的电离比HA－电离容易，设有下列四种溶液： A．0.01 mol·L－1的H2A溶液 B．0.01 mol·L－1的NaHA溶液 C．0.02 mol·L－1的HCl与0.04 mol·L－1NaHA溶液等体积混合液 D．0.02 mol·L－1的NaOH与0.02 mol·L－1的NaHA溶液等体积混合液。据此，填写下列空白(填代号)： (1)c(H+)最大的是_______，最小的是______。 (2)c(H2A)最大的是______，最小的是______。 (3)c(A2－)最大的是_______，最小的是______。 (1)A D(2)A D(3)D A 【例3】把0.02 mol·L-1CH3COOH溶液和0.01mol·L-1NaOH溶液以等体积混合，若c(H+)>c(OH —)，则混合液中粒子浓度关系正确的是( ) A．c(CH3COO-)＞c(Na+) B．c(CH3COOH)＞c(CH3COO－) 溶液中离子浓度大小比较专题（用） 相关知识点: 1、电解质的电离 电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。 强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。２５℃0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离： H2CO3H+＋HCO3-；HCO3-H+＋CO32-。 ２、水的电离 水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH-，H2O H+＋OH-。在２５℃（常温）时，纯水中[H+]＝[OH-]＝1×10-7mol/L。 在一定温度下，[H+]与[OH-]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H+]·[OH-]，在２５℃时，Kw＝1×10-14。 在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，水电离出的[H+]水和[OH-]水均小于10-7mol/L。在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，使水的电离度变大，水电离出的[H+]水或[OH-]均大于10-7mol/L。 ３、盐类水解 在溶液中盐的离子跟水所电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 强酸弱碱盐如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性；强碱弱酸盐如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈碱性。多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO32-＋H2O HCO3-＋OH-、HCO3-＋H2O H2CO3＋OH-。 ４、电解质溶液中的守恒关系 电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数 相等。 如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na+]＋[H+]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-] 如Na2CO3溶液中：c(Na＋) ＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－) 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n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) ＝c(HAc)＋c(Ac－)； 如HAc 溶液中：c(HAc) 总 水的电离守恒（也称质子守恒）：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。 如在0.1mol·L－1的Na2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)。 质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的 离子浓度大小比较专题 一、电离理论和水解理论 1.电离理论： ⑴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。b5E2RGbCAP 【分析】 由于在 NH3· H2O 溶液中存在下列电离平衡： NH3· H2O NH4++OH-， H2O 图像类离子浓度大小比较 一、选择题 1．常温下，向等体积、等物质的量浓度的盐酸、醋酸溶液中分别滴入LNaOH溶液，测得溶液的pH与NaOH溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是 A．图中曲线①表示NaOH溶液滴定盐酸时的pH变化 B．酸溶液的体积均为10 mL C．a点：c(CH3COOH)＞c(CH3COO－) D．a点：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－) 2．室温下，将1．000mol/L盐酸滴入20．00mL1．000mol/L氨水中，溶液pH和温度随加入盐酸体积变化曲线如下图所示。下列有关说法正确的是 A．a点由水电离出的c（H＋）＝1．0×10－14mol/L B．b点时c（NH4＋）＋c（NH3·H2O）＝c（Cl－） C．c点时消耗的盐酸体积：V（HCl）<20．00mL D．d点后，溶液温度略下降的主要原因是NH3·H2O电离吸热 3．用·L-1的NaOH溶液滴定·L-1的H2C2O4(草酸)溶液的滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是（） A．草酸是弱酸 B．X点：c(H2C2O4)＋c(HC2O4-)=c(Na+)-c(C2O42-) C．Y点：c(H2C2O4)＋c(HC2O4-)=c(OH-)-c(H+) D．滴定过程中始终存在：c(OH-)+2c(C2O42-)+ c(HC2O4-)= c(Na+)+ c(H+) 4．常温下，相同pH的氢氧化钠和醋酸钠溶液分别加水稀释，平衡时pH随溶液体积变化的曲线如下图所示，则下列叙述正确的是 A．b、c两点溶液的导电能力相同 B．a、b、c三点溶液中水的电离程度a＞c＞b C．c点溶液中c(H+)=c(OH－)+c(CH3COOH) D．用等浓度的盐酸分别与等体积的b，c处溶液恰好完全反应，消耗盐酸体积V b=V c 5．常温下，向20 mL某浓度的盐酸中逐滴加入 mol/L的氨水，溶液pH的变化与加入氨水的体积关系如图所示。下列叙述正确的是 A．盐酸的物质的量浓度为l mol/L B．在①、②之间的任意一点：c(Cl－)＞c(NH4+)，c(H+)＞c(OH－) C．在点②所示溶液中：c(NH4+)=c(Cl－)＞c(OH－)=c(H+)，且V<20 D．在点③所示溶液中：由水电离出的c(OH－)>l0－7mol/L 6．亚氯酸钠是一种高效氧化剂、漂白剂，主要用于棉纺、亚麻、纸浆等漂白。亚氯酸钠（NaClO2）在溶液中可生成ClO2、HClO2、ClO2-、Cl－等，其中HClO2和ClO2都具有漂白作用，但ClO2是有毒气体。经测定，25℃时各组分含量随pH变化情况如图所示（Cl －没有画出）。则下列分析不正确的是（） A．亚氯酸钠在碱性条件下较稳定 B．25℃时，HClO2的电离平衡常数的数值K a＝10－6 C．使用该漂白剂的最佳pH为3 D．25℃时，同浓度的HClO2溶液和NaClO2溶液等体积混合，混合溶液中有c（HClO2）＋2c（H＋）＝c（ClO2-）＋2c（OH－） 7．常温下，用?L-1HCl溶液滴定浓度为?L-1Na2CO3溶液，所得滴定曲线如图所示。下列微粒浓度大小关系正确的是 第六讲：《离子浓度大小比较》 一、解题思路 大小关系：盐溶液中的离子 > 水解平衡或电离平衡产生的离子 1.无反应：电荷守恒 三等式：原子守恒 质子守恒 2．有反应：先反应后比较 二、分类比较 （一）无反应的溶液中离子浓度大小比较 1．CH3COONa 溶液 2．Na2CO3溶液 3．NaHCO3溶液 4．H2SO3溶液 5．浓度相同的下列溶液中NH4+浓度最大的是 A. NH4Cl B. NH4HSO4 C. CH3COONH4 D. （NH4）2 SO4 （二）与反应有关的溶液中离子浓度大小比较 6．0.1mol/L HAC与0.1mol/L NaOH溶液等体积混合，混合后溶液中离子浓度关系： 7．0.2mol/L HAC与0.1mol/L NaOH溶液等体积混合，混合后溶液中离子浓度关系：8．0.2mol/L NaAC与0.1mol/L HCl溶液等体积混合，混合后溶液中离子浓度关系：9．pH=3的HAC与pH=11的NaOH溶液等体积混合，混合后溶液中离子浓度关系： 10．向10mL0.1mol/L HAC中加入0.1mol/L的NaOH 使溶液呈中性，混合后溶液中离子浓度关系如何？ 加入NaOH溶液的体积 10mL（填大于，小于或等于） 11．向150mL1 mol/L的NaOH溶液中通入标准状况下2.24L 的CO2 ,充分反应后溶液中离子 浓度关系如何？ 12．某溶液中含有Na +、 AC -、 H +、OH - 四种离子，溶液中溶质可能是什么？对应溶液的酸碱 性如何？ 三、同步练习 1.下列溶液，阴离子总浓度最小的是 A. 0.2 mol / L NaCl B. 0.1 mol / L Mg(OH)2 C. 0.2 mol / L K 2S D. 0.2 mol / L (NH 4)2SO 4 2．硫化钠水溶液中存在着多种离子和分子，下列关系式正确的是 A. c (OH －)＝c (HS －)＋c (H +)＋c (H 2S ) B. c (OH －)＝c (HS －)＋c (H +)＋2 c (H 2S ) C. c (Na +)＝c (S 2－)＋c (HS －)＋c (H 2S ) D. c (Na +)＝2 c (S 2－)＋2 c (HS －)＋2 c (H 2S ) 3．将0.1mol ·L －1的醋酸钠溶液20mL 与0.1mol ·L －1盐酸10mL 混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是 A ．c （CH 3COO －）>c （Cl －）>c （CH 3COOH ）>c （H +） B ．c （CH 3COO －）>c （Cl －）>c （H +）> c （CH 3COOH ） C ．c （CH 3 COO －）= c （Cl －）>c （H +）> c （CH 3COOH ） D ．c （Na +）+c （H +）= c （CH 3COO －）+ c （Cl －）+c （OH －） 4．将相同物质的量浓度的某弱酸HX 与NaX 溶液等体积混合，测得混合溶液中C （Na +）> C(X －)，则下列关系错误的是 A ．C （OH －） 高考热点难点离子浓度大小排序破解之法 溶液中各离子浓度大小比较的关键 内容提要：某些盐在水溶液中，由于发生了电离或水解等复杂的变化，导致溶液中粒子种类发生了变化，从而离子浓度也发生改变。比较离子浓度大小的问题是历年高考的热点和难点，突破此问题是高三化学教师历年探究的重点。笔者在多年教学实践中总结出突破此种题型的关键所在。 关键词：离子浓度排序方法 一.电离产生的离子浓度要比被电离的离子(或分子)的浓度小； 二.水解产生的离子浓度要比被水解的离子的浓度小； 三.正确运用电荷守恒和物料守恒； 四.若是混和溶液则判断是电离为主或是水解为主。 五.举例如下： 1.如、NaHSO4 只电离不水解显强酸性。Na2CO3只分步水解显碱性。 2.如、NaHCO3、K2HPO4、NaHS是水解为主，电离为次，显碱性。 3.如、NaH2PO4、NaHSO3KHSO3 、NH4HSO3是电离为主，水解为次。显酸性。 4.如、H2CO3分步电离，且第一步是主要的。H2CO3H＋＋HCO3－ HCO3－H＋＋CO32－有：C(H＋)>C(HCO3－)>C(CO32－)>C(OH－) 5.Na2CO3溶液的离子浓度大小顺序 Na2CO3===2Na＋＋CO32－CO32－＋H2O HCO3－＋OH－ HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－H2O H＋＋OH－ 电荷守恒C(Na＋)＋C(H＋)===C(OH－)＋C(HCO3－)＋2C(CO32－) 物料守恒C(CO32－)＋C(HCO3－)＋C(H2CO3)===1/2C(Na＋) 两式合并C(OH－)===C(H＋)＋C(HCO3－)＋2C(H2CO3) 有：C(Na＋)>C(CO32－)>C(OH－)>C(HCO3－)>C(H＋) 6.Na2S溶液的离子浓度大小顺序 Na2S===2Na＋＋S2－S2－＋H2O HS－＋OH－ HS－＋H2O H2S＋OH－H2O H＋＋OH－ 电荷守恒C(Na＋)＋C(H＋)===C(OH－)＋C(HS－)＋2C(S2－) 物料守恒C(S2－)＋C(HS－)＋C(H2S)===1/2C(Na＋) 两式合并C(OH－)===C(H＋)＋C(HS－)＋2C(H2S) 有：C(Na＋)>C(S2－)>C(OH－)>C(HS－)>C(H＋) 7.NaHCO3溶液的离子浓度大小顺序 NaHCO3===Na＋＋HCO3－H2O H＋＋OH－ HCO3－H＋＋CO32－HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－ 电荷守恒C(Na＋)＋C(H＋)===C(OH－)＋C(HCO3－)＋2C(CO32－) 物料守恒C(CO32－)＋C(HCO3－)＋C(H2CO3)===C(Na＋) C(OH－)===C(H＋)＋C(H2CO3)—C(CO32－) C(H＋)===C(OH－)＋C(CO32－)—C(H2CO3) 当NaHCO3的浓度很稀时C(OH－)>c(CO32－) 离子浓度大小的比较专题 高考必备化学知识得分点 离子浓度大小的比较专题 电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是历年高考的热点之一．决定离子浓度大小的因素很多，诸如物质的量、电离程度、盐类水解、物质之间的反应等．要正确解题必须熟练掌握平衡知识，如电离平衡、水解平衡等；另外还要有守恒意识，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。如何高效地解答此类问题，建议采取如下学习策略 一、理清一条思路，掌握分析方法 2、要养成认真、细致、严谨的解题习惯，在形成正确解题思路的基础上学会常规分析方法，例如：关键性离子定位法、守恒判断法、淘汰法、 整体思维法等。 二、熟悉二大理论，构建思维基点 1、电离（即电离理论） 知识点2：碱：电离时生成的阴离子只有OH -的化合物。 附：酸性和碱性强弱的判断依据 元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物（最高价含氧酸）的酸性越强 即活泼非金属如Cl ；S ；N 对应的最高价含氧酸HC ．lO 4；H 2SO 4；HNO 3为强酸 较不活泼非金属如C ；Si ；P 对应的最高价含氧酸H 2CO 3 ； H 2 SiO 3 ；H 3PO 4为弱酸 注：同种非金属元素对应的含氧酸，非金属元素的化 合价越高，酸性越强。如H 2SO 4强酸，而亚硫酸H 2SO 3为弱酸； 高氯酸HC ．lO 4(最强酸)，而次氯酸HC ． lO(极弱酸)。 因此比较含氧酸酸性强弱，必须同为最高价含氧酸才能比较。 元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）的碱性越强 即活泼金属如K ；Na ；Ca 对应的氢氧化物KOH ；NaOH ； Ca(OH)2为强碱 强碱(4种)： KOH ；NaOH ； Ca(OH)2 ； Ba(OH)2 碱 弱碱：Mg(OH)2 ；Fe(OH)3 ；Cu(OH)2 ；NH 3.H 2O…… 可溶性碱： KOH ；NaOH ； 1..单一溶液中离子浓度大小的比较 (1)氯化铵溶液 ①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程。 电离： 水解： 判断溶液中存在的离子有 ②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是 (2)醋酸钠溶液 ①先分析溶液中的电离、水解过程。 电离： 水解： 判断溶液中存在的离子有 ②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是 (3)碳酸钠溶液 ①分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程： 电离： 水解： 溶液中存在的离子有 ②溶液中离子浓度由大到小的顺序是 (4)碳酸氢钠溶液 ①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程： 电离： 水解： 溶液中存在的离子有 ②由于HCO－3的电离程度HCO－3的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是(5)亚硫酸氢钠溶液 ①分析溶液中的电离、水解过程： 电离： 水解： 溶液中存在的离子有 ②由于HSO－3的电离程度HSO－3的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是 2.混合溶液中离子浓度大小的比较 (1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有 ；其浓度由大到小的顺序是 (2)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为，由于NH3·H2O 的电离程度NH＋4的水解程度，所以溶液呈性；溶液中存在的离子有；其浓度由大到小的顺序是 (3)物质的量浓度相同的CH3COONa溶液和NaClO溶液等体积混合，溶液中的溶质为，溶液中存在的离子有，由于ClO－的水解程度CH3COO－的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序为 (4)物质的量浓度相同的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等体积混合，溶液中的溶质为，由于CO2－3的水解程度 HCO－3的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序为 第八章电解质溶液及电化学系统 主要内容 1．电解质溶液及电化学系统研究的内容和方法 2．电解质溶液的热力学性质 3．电解质溶液的导电性质 4．电化学系统的热力学 重点 1．重点掌握了解电解质溶液的导电机理，理解离子迁移数、表征电解质溶液导电能力的的物理量（电导率、摩尔电导率）、电解质活度和离子平均活度系数的概念； 2．重点掌握离子氛的概念和德拜—休克尔极限定律； 3．重点掌握理解原电池电动势与热力学函数的关系；掌握能斯特方程及其计算； 难点 1．电解质溶液的导电机理，理解离子迁移数、表征电解质溶液导电能力的的物理量（电导率、摩尔电导率）、电解质活度和离子平均活度系数的概念；2．离子氛的概念和德拜—休克尔极限定律； 3．原电池电动势与热力学函数的关系；能斯特方程及其计算 教学方式 1. 采用CAI课件与黑板讲授相结合的教学方式。 2. 合理运用问题教学或项目教学的教学方法。 教学过程 第8.1节电解质溶液及电化学系统研究的内容和方法 一、电解质溶液及电化学系统研究的内容 1、电解质溶液 ①电解质溶液的热力学性质 电解质由于存在电离，正负离子之间的静电作用力使其偏离理想稀薄溶液所遵从的热力学规律，所以引入了离子平均活度和离子平均活度因子等概念。 思考：理想稀薄溶液所遵从的热力学规律是什么？ ②电解质溶液的导电性质 高中阶段就学过电解质溶液的导电性质，为了表征电解质溶液的导电能力，则引入了电导、电导率、摩尔电导率等概念。 2、电化学系统 在两相或数相间存在电势差的系统称为电化学系统。 ①电化学系统的热力学性质 电化学系统的热力学主要研究电化学系统中没有电流通过时系统的性质，即有关电化学平衡的规律。 ②电化学系统的动力学 电化学系统的动力学主要研究电化学系统中有电流通过时系统的性质，即有关电化学反应速率的规律。 二、电化学研究的对象 第8.2节电解质溶液的热力学性质 一、电解质的类型 1、电解质的分类 电解质的定义： 解离：电解质在溶剂中解离成正、负离子的现象。 强电解质： 弱电解质： 强弱电解质的分类除与电解质本身性质有关外，还取决于溶剂的性质。如 知识点四离子浓度的大小比较 【例1】0.1 mol·L－1的NH4Cl，NaHCO3，Na2CO3溶液，NH3·H2O溶液，CH3COONa溶液，H2S溶液，NaHSO3溶液 【例2】0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1 L混合溶液；0.1 mo Na2CO3和NaHCO3配成1 L混合溶液 【例3】在0.1 mol·L－1的CH3COOH中逐滴加入NaOH溶液 ①酸性_______________________________________________________。 ②碱性_______________________________________________________。 ③中性_______________________________________________________。 ④恰好完全反应_______________________________________________________。 【例4】下列溶液中有关物质的浓度关系正确的是(C) A．c(NH＋4)相等的(NH4)2SO4、NH4HSO4、NH4Cl溶液中：c(NH4HSO4)>c[(NH4)2SO4]>c(NH4Cl) B．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－) C．1.0 mol·L－1 Na2CO3溶液：c(OH－)＝c(HCO－3)＋c(H＋)＋2c(H2CO3) D．某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HA－)＋c(A2－) 【例5】8．常温下，向20 mL 0.2 mol·L－1 H2SO3溶液中滴加0.2 mol·L－1 NaOH溶液。有关 微粒的物质的量变化如图所示。(其中Ⅰ表示H2SO3，Ⅱ代表HSO－3、Ⅲ代表SO2－3)。根据图 示判断正确的是() A．当V(NaOH)＝0时，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－7 B．当V(NaOH)＝20 mL时：c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－) C．当V(NaOH)＝40 mL时2c(Na＋)＝c(SO2－3) D．当V(NaOH)＝40 mL后，继续滴加NaOH溶液，溶液的温度会继续升高 答案 B 解析H2SO3溶液是酸性溶液，水的电离会受到抑制，A选项错误；当V(NaOH)＝20 mL时，溶液中的溶质是NaHSO3，根据图像分析知，溶液中c(SO2－ )>c(H2SO3)，故HSO－3的电离大于其水解，溶液呈酸性，B选项正确；当V(NaOH)＝40 mL时，3 溶质为Na SO3，SO2－3存在水解现象，故2c(Na＋)>c(SO2－3)，C选项错误；当V(NaOH)＝40 mL后，继续滴加NaOH溶液，2 溶液中不再发生中和反应，溶液的温度不会继续升高，D选项错误。 【例6】(2010·江苏，12)常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－ 1 CH COOH溶液所得滴定曲线如右图。下列说法正确的是 3 A．点①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋) B．点②所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－) C．点③所示溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．滴定过程中可能出现：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－) 解析点①溶液中的溶质为0.001 mol CH3COOH和0.001 mol CH3COONa，据物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na ＋)，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH COO－)＋c(OH－)，整理后得c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)； 3 点②溶液的pH＝7，据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH COO－)＋c(OH－)，又c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)＝c(CH3COO－)； 3 点③溶液中的溶质为0.002 mol CH COONa，离子浓度大小关系为c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 3 答案 D 【例7】已知某溶液中只存在OH－、H＋、NH＋4、Cl－四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序可能有如下四种关系： ①c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(OH－) ②c(NH＋4)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋) ③c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) ④c(Cl－)>c(H ＋)>c(NH＋ )>c(OH－) 4 (1)若溶液中只溶有一种溶质，则该溶质是________，上述四种离子浓度的大小顺序为______________(填序号)。 盐溶液中离子浓度大小的比较 比较盐溶液中离子浓度的大小，是高考必考点之一。 一、水解平衡的特点： 在一定条件下，盐类水解达到平衡状态，具有化学平衡状态的一切特点，即“逆”、“等”、“动”、“定”、“变”、“同”。 “逆”：可逆反应。盐类水解研究的对象是可逆反应。 “等”：中和反应的速率与水解反应的速率相等，即v 中和=v 水解 。 “动”：平衡时，反应仍在进行，是动态平衡，水解反应进行到最大限度。 “定”：达到平衡状态时，反应体系中各组分的浓度保持不变，反应速率保持不变，弱离子的转化率保持不变，各组分的含量保持不变。 “变”：水解是一种化学平衡，与所有的动态平衡一样，是有条件的，暂时的，相对的，当条件改变时，平衡状态就会破坏，由平衡变为不平衡，再在新的条件下建立新的平衡，即水解平衡发生了移动。 二、盐类水解的四条规律： ①有弱才水解：在盐的组成中，只有含有“弱”离子（弱酸根阴离子、弱碱阳离子），才能发生水解反应。 ②越弱越水解：组成盐的弱酸根阴离子、弱碱阳离子，对应的酸或碱越弱，越容易发生水解。 ③谁强显谁性：组成盐的离子，对应的酸越强（强酸弱碱盐），水解后溶液 显酸性，如NH 4Cl等；对应的碱越强（强碱弱酸盐），如Na 2 CO 3 等。 ④同强显中性：强酸与强碱组成的盐，不水解，溶液显中性；同等强度的弱碱弱酸组成的盐，水解后溶液显中性。 “两弱”：弱酸、弱碱的电离是微弱的；弱酸阴离子、弱碱阴离子的水解也是微弱的。 三、影响水解的因素 1、组成与结构的影响：组成盐弱离子对应的酸或碱越弱，即弱酸或弱碱的电离常数越小，越容易发生水解，水解程度越大；反之，越难发生水解。 相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐，如水解程度：C＞HC-。 高二化学：盐类水解《溶液中离子浓度关系》（第四课时）高考热点：盐类的水解平衡是高考中的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查，几乎是每年必考的内容。盐类的水解主要考查点如下：①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；②盐溶液或混合溶液离子浓度守恒及大小的比较： 离子浓度守恒的解题基本原则： 1．抓住溶液中粒子浓度必须满足的三种守恒关系： ①电荷守恒：任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离 子浓度与其所带电荷数的乘积之和。 ②物料守恒：某原子或元素的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有粒子的量(或浓 度)之和。 （1）电荷守恒：溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。 如：NH4Cl 溶液中：阳离子种类：NH4+H+ 阴离子种类：Cl–OH– 因为：正电荷总数== 负电荷总数 所以：n ( NH4+ ) + n ( H+ ) == n ( Cl– ) + n ( OH– ) 则：c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– ) 又如：Na2S 溶液：Na2S == 2Na+ + S2–，H2O H++ OH– S2–+ H2O HS–+ OH– HS–+ H2O H2S + OH– 阳离子种类：Na+ 、H+ 阴离子种类：OH–、S2–、HS– ∵正电荷总数== 负电荷总数 所以必有：c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– ) （2）物料守恒（元素或原子守恒） 是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。 溶液中，尽管有些离子能电离或水解，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变的。 如：a mol / L 的Na2CO3溶液中 Na2CO3 == 2 Na+ + CO32–H2O H++ OH– CO32–+ H2O HCO3–+ OH– HCO3–+ H2O H2CO3+ OH– c (Na+ ) = 2 a mol / L 即c (Na+) : c (C) ＝2 : 1 c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L ∴c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ] 如：Na2S 溶液 Na2S == 2 Na+ + S2–H2O H+ + OH– S2–+ H2O HS–+ OH–溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)91946
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H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。p1EanqFDPw ⑵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。 【分析】由于 H2S 溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HSS2-+H+，H2O
H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S )＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。DXDiTa9E3d 2.水解理论： ⑴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-)。 ⑵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； 例如 （NH4） 2SO4 溶液中微粒浓度关系。RTCrpUDGiT 【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， + 2H2O 2OH-+2H+，
2 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-)。5PCzVD7HxA ⑶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+)；jLBHrnAILg ⑷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。 【分析】 因碳酸钠溶液水解平衡为： CO32-+H2O HCO3-+OH-， H2O+HCO3H2CO3+OH-，
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所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)＞c(OH-)。 二、电荷守恒和物料守恒 1.电荷守恒：图像类离子浓度大小比较
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