離子濃大小比較

1、溶液中離子濃度大小比較一、單一溶液1、弱酸溶液中離子濃度大小判斷例1：在0.1mol/L的H2S溶液中存在以下二個電離平衡： H2SHS- +H+、 HS-S2-+ H+ ，由于多元弱酸的電離以第一步為主，第二步比第一步弱的多，所以有： CH+>CHS->CHS- >COH-弱酸、弱堿溶液中離子濃度大小的一般規(guī)律為：C（顯性離子H+）> C（一級電離離子H+）> C（二級電離離子H+）> C（水電離出的另一離子OH- ）2、能水解的鹽溶液中離子濃度大小判斷例2：在0.1mol/L的NH4Cl溶液中，有NH4Cl=NH4+ + Cl-、NH4+ + H2ONH

2、4+ +OH 而使NH4+濃度降低且溶液顯酸性，則CCl->CNH4+ 、CH+>COH- 又因水解程度較小，故CNH4+ >CH+，有CCl->CNH4+>CH+>COH-。再如：在0.1mol/L的CH3COONa溶液中，有CNa+>CCH3COO->COH- >CH+所以在一元弱酸（堿）鹽中，離子濃度大小的一般規(guī)律為：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OH- ）例3：在Na2CO3溶液中, Na2CO3 =2 Na+ + CO32- 、CO32- +H2OHCO3+OH、H

3、CO3- +H2O H2CO3+OH，CO32-水解使溶液呈現(xiàn)堿性，則COH->CH+，由于CO32-少部分水解，則CCO32->CHCO3-，HCO3又發(fā)生第二步水解，則COH->CHCO3-，第二步水解較第一步弱得多，則CHCO3- 與COH-相差不大，但CH+比COH-小得多，因此CHCO3->CH+。則有：CNa+> CCO32- >COH->CHCO3->CH+所以二元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C（不水解離子）> C（水解離子）> C（顯性離子OH-）> C（二級水解離子）> C（水電離出的另一離子H+）

4、。如：Na2S溶液中有二個水解反應(yīng)： S2- +H2O HS - +OH 、HS - +H2O H2S +OH-離子濃度大小關(guān)系為：CNa+> CS2->COH-C>HS- >CH+弱酸的酸式鹽水解：其中多元弱酸的酸式根離子，水解和電離同步進行。、水解大于電離：呈堿性 NaHCO3、NaHS、Na2HPO4，例3：在NaHCO3溶液中，電離方程式是HCO3-H+ + CO32-使溶液呈酸性，水解方程式是HCO3- + H2OH2CO3+OH-使溶液呈堿性，由于水解大于電離溶液呈堿性，則有COH-> CH+、CHCO3->CH2CO3> CCO32-，溶

5、液中離子濃度大小順序是：CNa+> CHCO3-> COH->>CH2CO3 >CH+> CCO32-。所以二元弱酸的酸式鹽溶液（水解大于電離）中離子濃度的一般關(guān)系是：C（不水解離子）> C（既電離又水解離子）> C（顯性離子OH-）> C（二元酸）> C（水電離出的另一離子H+）> C（電離得到的酸根離子）。電離大于水解： 呈酸性，如NaHSO3 、NaH2PO4溶液例4：在NaHSO3溶液中，電離方程式是HSO3 H+ + SO32-使溶液呈酸性，水解方程式是HSO3+ H2O H2SO3+OH呈堿性，由于電離大于水解溶液呈

6、酸性，則有CH+>COH-，CHSO3-> CSO32->CHSO3- ，溶液中離子濃度大小順序是：CNa+> CHSO3->CH+> CSO32->COH->CH2SO3。所以二元弱酸的酸式鹽溶液（電離大于水解）中離子濃度的一般關(guān)系是：C（不水解離子）> C（既電離以水解離子）> C（顯性離子H+）> C（電離得到的酸根離子）> C（水電離出的另一離子OH-）>C（二元酸）。二、混合溶液1、等濃度、等體積混合：如CH3COO與CH3COOa的混合溶液、NH4Cl與NH3·H2O的混合溶液；以及反應(yīng)后能轉(zhuǎn)化

7、成類似溶液的酸堿混合，如0.4mol/LCH3COO與0.2mol/LNaO等體積混合。、以弱電解質(zhì)的電離為主例5：在CH3COO與CH3COOa的混合溶液中，電離方程式CH3COOCH3COO- + H+，水解方程式CH3COO-+H2OCH3COOH +O-，由于電離大于水解，所以PH<7，溶液中各離子濃度大小關(guān)系為： CCH3COO- >CNa+>CCH3COOH> CH+ >COH-在 NH4Cl 與NH3·H2O的混合溶液中各離子濃度大小關(guān)系為： CNH4+ >CCl- >CNH3·H2O>COH- > CH+

8、溶液中各離子子濃度的一般關(guān)系是：C（弱電解質(zhì)的離子）>C（強電解質(zhì)的離子）> C（弱電解質(zhì)）> C（顯性離子）> C（水電離出的另一離子）以弱離子的水解為主例6：在HCN與NaCN的混合溶液中，存在兩個平衡其一是電離平衡：HCN H+CN-，其二是水解平衡：CN-+H2OHCN +O- ，由于水解大于電離則溶液顯堿性，溶液中各離子濃度大小關(guān)系為： CHCN >CNa+>CCN- >COH- > CH+ -溶液中各離子子濃度的一般關(guān)系是：C（弱電解質(zhì)）>C（強電解質(zhì)的離子）> C（弱電解質(zhì)的離子）>C（顯性離子）> C（水電

9、離出的另一離子）2、酸與堿溶液混合，酸的PH值與堿的PH值相加等于14，等體積混合后溶液的離子濃度大小比較。例7：PH=x的aOH與PH=y的CH3COO溶液等體積混合，已知x+y=14，且y3。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、 CNa+> CCH3COO->COH-> CH+ B、CCH3COO->CNa+> CH+ > COH-C、CCH3COO->CNa+> COH-> CH+ D、CNa+> CCH3COO-> CH+ >COH- 解析：PH=x的aOH的溶液中，COH-=

10、10x-14 mol/L, PH=y的CH3COO溶液中，CH+=10-y mol/L，因為x+y=14，aOH的溶液中COH-等于CH3COO溶液中的CH+。而CCH3COOH遠大于10-y mol/L，CH3COO大大過量，因此答案為B。溶液中各離子子濃度的一般關(guān)系是： C（弱電解質(zhì)的離子）> C（強電解質(zhì)的離子）>C（顯性離子）> C（水電離出的另一離子）故在PH=13的NH3·H2O與PH=1的HCl溶液等體積混合后，液中各離子子濃度的關(guān)系是：CNH4+>CCl-> COH->CH+ 。三、溶液中的守恒關(guān)系-例如：0.1mol/L 的Na2S 溶液中1、電荷守恒：陽離子帶電量與陰離子帶電量相等，由于S2- 為負二價離子帶兩個電荷，所以乘2，有 CNa+ CH+=2CS2-+CHS-+COH-2、物料守恒（原子個數(shù)守恒）：在物質(zhì)組成中Na與