高三化学总复习 专题攻略 之离子浓度大小比较 一、 离子浓度大小比较理论基础（含解析）-人教版高三全册化学试题.doc

离子浓度大小比较理论基础一.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·H2ONH4++OH-H2OH++OH-由于弱电解质的电离程度很小所以大多数NH3·H2O没有电离（常温下NH3·H2O电离度约为1.32%）NH3·H2O的浓度最大NH3·H2O电离产生的c（NH4+）和c（OH-）相同加水电离的c（OH-）c(OH-)＞c(NH4+)碱性溶液中c(H+)最小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：H2SHS-+H+HS-S2-+H+H2OH++OH-H2S是弱电解质大多数H2S没有电离c(H2S)最大H2S第一步电离为主H2S电离的c(H+)和c(HS-)同考虑到HS-和H2O的电离c(H+)＞c(HS-)酸性溶液中c(OH-)最小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溶液中由于HCO3-+H2OH2CO3+OH-消耗了HCO3-则有：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NH4+水解：NH4++H2ONH3·H2O+H+再考虑水的电离：H2OH++OH-c(H+)＞c(NH3·H2O)酸性溶液中c(OH-)最小所以（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。(3)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溶液中水解平衡为：CO32-+H2OHCO3-+OH-H2O+HCO3-H2CO3+OH-水的电离为：H2OH++OH-由于水解程度较小所以c(CO32-)较大第一步水解为主第一步水解产生的HCO3-和OH-相等考虑到第二步水解以及水的电离c(OH-)＞c(HCO3-)所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3-)。二.电荷守恒、物料守恒和质子守恒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-)由于在同一溶液中可推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)【名师点拨】等式两边一边是正电荷一边是负电荷的往往是电荷守恒判断时要注意如果离子的电荷数不是1一定要在离子浓度前面乘上电荷数。2．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)【名师点拨】等式一边有几种微粒都与一种元素有关往往是物料守恒。有的等式看不出来是什么守恒这时就要从电荷守恒和物料守恒综合考虑。例1．（2015江苏）室温下向下列溶液中通入相应的气体至溶液pH=7（通入气体对溶液体积的影响可忽略）溶液中部分微粒的物质的量浓度关系正确的是（）A．向0.10mol·L－1NH4HCO3溶液中通入CO2：c(NH4＋)=c(HCO3－)＋c(CO32－)B．向0.10mol·L－1NaHSO3溶液中通入NH3：c(Na＋)>c(NH4＋)>c(SO32－)C．0.10mol·L－1Na2SO3溶液通入SO2：c(Na＋)=2c(SO32－)＋c(HSO3－)＋c(H2SO3)]D．0.10mol·L－1CH3COONa溶液中通入HCl：c(Na＋)>c(CH3COOH)=c(Cl－)【答案】D3．质子守恒：如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可:c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。【名师点拨】如果等式一边各微粒都含氢原子往往是质子守