電解質溶液中離子濃度大小比較的幾點復習體會

1、電解質溶液中離子濃度大小比較的幾點復習體會歐曉利電解質溶液是高中化學重要的基礎理論只有之一，從近幾年的高考試題可以看出，涉及電解質溶液的考點多，重現(xiàn)率高。其主要的熱點是：1、外界條件對電離平衡的影響、強弱電解質的比較；2、酸堿混合后溶液酸堿性的判斷及PH值的計算，混合后溶液中離子濃度的大小比較，3、鹽對水的電離平衡的影響、鹽溶液中離子濃度的大小比較等。這部分知識是大部分學生的難點，許多同學在學習中常常下了很大的功夫卻得不償失，因此考試中得分率很低。我在多年從事高中教學中發(fā)現(xiàn)，學生怕這部分知識的主要原因是對弱電解質的電離、及影響弱電解質電離平衡的因素等知識點學習不透徹，常常不能綜合考慮題中出現(xiàn)的

2、問題?；撕芏鄷r間做了卻由于一點考慮不周功虧一簣，有的學生干脆放棄這一類題，考場上遇上了隨便找個選項一填了事。那么如何通過學習能正確且快速的分析解好這類題呢？當然除了學好基礎外，還需要有一套科學的解題思路模式。下面是我在教這部分知識時的做法，寫出來和大家共同探討。有關電解質溶液中離子濃度大小比較的題，在做時首先搞清溶液狀況，是單一溶液還是混合溶液，然后再根據(jù)情況分析。1、 單一溶質的溶液中離子濃度比較 多元弱酸溶液中，由于多元弱酸是分步電離的，第一步的電離遠遠大于第二步，第二步遠遠大于第三步。由此可判斷多元弱酸溶液中離子濃度大小順序。例H3PO4溶液中：c(H+)c(H2PO4-)c(HPO4

3、2-)c(PO43-) 多元弱酸的強堿正鹽溶液中，要根據(jù)酸根離子的分步水解來分析。第一步水解程度大于第二步水解程度，依次減弱。如Na2S溶液中：c（Na+）c(S2-)c(OH-)c(HS-)c(H+) 多元弱酸的酸式鹽溶液中：由于存在弱酸的酸式酸根離子的電離，同時還存在弱酸的酸式酸根離子的水解，因此必須搞清電離程度和水解程度的相對大小，然后判斷離子濃度大小順序。常見的NaHCO3NaHS,Na2HPO4溶液中酸式酸根離子的水解程度大于電離程度，溶液中c(OH-)c(H+)溶液顯堿性，例NaHCO3中：c（Na+）c(HCO3-)c(OH-)c(H+)c(CO32-),在NaHSO3,NaH2

4、PO4溶液中弱酸根離子電離程度大于水解程度，溶液顯酸性c(H+) c(OH-)。 例在NaHSO3中：c（Na+）c(HSO3-)c(H+)c(SO32-)c(OH-). 不同溶液中同種離子濃度的比較：既要考慮離子在溶液中的水解因素，又要考慮其它離子的影響，是抑制還是促進，然后再判斷。例；常溫下物質的量濃度相等的a.(NH4)2CO3b.(NH4)2SO4.c.(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中c(NH4+)的大小；NH4+在水溶液中發(fā)生水解顯酸性，CO3.2-離子水解顯堿性，兩離子水解相互促進，F(xiàn)e2+水解顯酸性與NH4+水解相互抑制，因此三溶液中c(NH4+)： cba。2、 混合溶液

5、中離子濃度的比較 強酸與弱堿溶液混合后溶液中離子濃度大小比較，首先要考慮混合后溶液的狀況及溶液的酸堿性。酸過量：溶液為強酸和強酸弱堿鹽的混合溶液，溶液中c(H+) c(OH-)呈酸性酸堿恰好完全反應：溶液為單一鹽溶液，弱堿根離子水解，溶液呈酸性 堿少量過量：溶液為弱堿和強酸弱堿鹽的混合溶液，溶液中c(OH-)=c(H+)呈中性堿大量過量：溶液為大量弱堿和強酸弱堿鹽的混合溶液，溶液中c(OH-)c(H+)呈堿性。根據(jù)這幾種情況可判斷溶液中離子大小情況。例：（2009年高考全國理綜、10題）用0.10mol/L的鹽酸溶液滴定0.10mol/L的氨水，滴定過程中不可能出現(xiàn)的結果是：（ ）A. c(N

6、H4+)c(Cl-), c(OH-)c(H+) B. c(NH4+)=c(Cl-); c(OH-)=c C(OH-)C. c(Cl-)c(NH4+), c(OH-)c(H+) D. c(Cl-)c(NH4+), c(H+)c(OH-) 解析:氨水和鹽酸混合后，溶液中僅有四種離子，c(Cl-)、c(NH4+) 、c(OH-)、c(H+)。氨水大量過量時呈現(xiàn)堿性時A成立，溶液中c(NH4+)c(Cl-)c(OH-)c(H+)；溶液呈中性時根據(jù)電荷守恒B成立；溶液恰好完全反應時溶液為NH4Cl溶液，NH4+水解使溶液呈酸性，溶液中c(Cl-)c(NH4+) c(H+)c(OH-)，若鹽酸過量時溶液為

7、鹽酸和氯化銨的混合溶液溶液也呈酸性，D都成立；C中陰離子濃度均大于陽離子濃度，不符合電荷守恒，正確選項為C。強堿和弱酸溶液混合后，溶液中離子濃度的大小比較呈堿性包括兩種情況；強堿和強堿弱酸鹽的混合溶液及單一強堿弱酸鹽溶液。 呈中性: 強堿弱酸鹽和少量弱酸的混合溶液呈酸性：強堿弱酸鹽和大量弱酸的混合溶液12、（上海化學試題14）某酸性溶液中只有Na、CH3COO、H、OH四種離子。則下列描述正確的是 ( )A該溶液由pH3的CH3COOH與pH11的NaOH溶液等體積混合而成B該溶液由等物質的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成C加入適量的NaOH，溶液中離子濃度c(CH3C

8、OO)c(Na)c(OH)c(H)D加入適量氨水，c(CH3COO)一定大于c(Na)、c(NH4)之和答案：A解析：此題的關鍵應注意題中的“酸性”兩個字，選項B溶液NaOH與CH3COOH恰好完全反應，所以溶液呈堿性；選項C：根據(jù)電荷守恒：c(CH3COO)+ c(OH)=c(Na)+c(H)，推導出：c(CH3COO)-c(Na)=c(H) -c(OH)，如果c(CH3COO)=c(Na)，同時有：c(H) =c(OH) ；如果c(CH3COO)c(Na)，同時有：c(H) c(OH)；所以在任何情況下溶液的離子關系c(CH3COO)c(Na)c(OH)c(H)都不能成立；選項D中加入氨水

9、，由電荷守恒得：c(CH3COO)c(OH)=c(Na)c(NH4)c(H)，當溶液仍呈酸性即c(OH)c(H)，則c(CH3COO)c(NH4)c(Na)；當溶液呈中性時，c(H)c(OH)，則c(CH3COO)c(NH4)c(Na)；當溶液呈堿性時，c(H)c(OH)，則c(CH3COO)c(NH4)c(Na)，所以c(CH3COO)不一定大于c(Na)、c(NH4)之和。3理解掌握電解質溶液中的幾種守恒關系；溶質守恒：（物料守恒）溶質在溶液中某種離子的各種存在形式總和不變。 如：在CH3COONa溶液中c(CH3COO)+ c(CH3COOH)= c(Na)=c( CH3COONa)溶劑

10、守恒：（質子守恒）溶液中溶劑水電離的c(H)和c(OH)濃度相等，如：在CH3COONa溶液中，水所電離的H被部分CH3COO結合生成CH3COOH，因此：c(H)+ c(CH3COOH)= c(OH)電荷守恒：任何溶液中都呈電中性，溶液中陽離子所帶的正電荷總和等于陰離子所帶的負電荷總和。在CH3COONa溶液中：c(CH3COO)+ c(OH)=c(Na)+c(H)利用好守恒關系也可以達到事半功倍的效果。例1：（廣東化學試題17）鹽酸、醋酸和碳酸氫鈉是生活中常見的物質。下列表述正確的是A.在NaHCO3溶液中加入與其等物質的量的NaOH，溶液中的陰離子只有CO和OH-B.NaHCO3溶液中：

11、c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)C.10 mL0.10molL-1CH3COOH溶液加入等物質的量的NaOH后，溶液中離子的濃度由大到小的順序是：c(Na+)c(CH3COO-)c（OH-）c(H+)D.中和體積與pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物質的量相同答案 C。解析 A中，生成Na2CO3溶液，CO 會發(fā)生水解，生成HCO ，所以A錯；在.NaHCO3溶液中，電荷守恒 ：C(H+)+C(Na+)=C(HCO )+2C(CO )+C(OH-) ；物料守恒：C(Na+)=C(HCO )+ C(CO )+C(H2CO3) ；兩式相減得 ：C（H+）+ C(H

12、2CO3) = C(CO )+C(OH-) 所以B錯誤。C中，生成NaAc，Ac-水解呈堿性，故C正確；相同pH，相同體積的HCl和HAc，因為HAc為弱酸，所以HAc的物質的量濃度大，HAc所消耗的NaOH的物質的量多，D錯。例2：某溶液中有四種離子， H+ 、OH- 、CH3COO、Na+，溶液中離子存在哪些關系。解析我們按以下幾種情況考慮溶液的酸堿性和離子濃度的關系： a、當溶液是單一的鹽（CH3COONa）溶液并呈堿性時的情形：守恒關系： 溶質守恒：c(CH3COO)c(CH3COOH)=c(Na)；溶劑守恒：c(OH)= c(CH3COOH)c(H)，電荷守恒：c(CH3COO)+

13、c(OH)=c(Na)+c(H)大小關系：c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H) 。b、當溶液呈中性時的情形，溶質是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相當于CH3COONa沒水解，CH3COOH沒電離。守恒關系：溶質守恒：c(CH3COO) =c(Na)；溶劑守恒：c(OH)=c(H)，電荷守恒：c(CH3COO)+ c(OH)=c(Na)+c(H)大小關系：c(Na)=c(CH3COO)c(OH)=c(H)c、當溶液呈酸性時的情形，溶質是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相當于CH3COONa和CH3COOH的混合溶液呈中性的基礎上又加入了醋酸溶液。大小關系：c(CH3COO)c(Na) c(H)c(OH)d、強堿弱酸鹽堿過量時的情形，溶質是CH3COONa和NaO