溶液中離子濃度大小比較

溶液中離子濃度大小的比較離子濃度大小的比較一、溶液中的守恒關(guān)系

1、電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)，也就是所帶的電荷守恒規(guī)律。

如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCO3-、CO32-OH－，存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)=c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)。

2、元素（物料）守恒規(guī)律：某一組分（或元素）的原始濃度等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。

如K2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、HS-

、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K＋)=2[c(S2－)＋

c(HS-)＋

c(H2S)]。

c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)3、質(zhì)子守恒：由水電離產(chǎn)生的H+、OH-濃度相等。

在Na2CO3溶液中，由水電離產(chǎn)生的OH-以游離態(tài)存在，而H+因CO32-水解有三中存在形式H+、HCO3-、H2CO3，則有：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)

同理在Na3PO4溶液中有：c(OH-)=c(H+)+c(HPO42-)+2c(H2PO4-)+3c(H3PO4)寫出Na2CO3溶液中的電荷守恒和物料守恒c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)

兩式相減得：以Na2S水溶液為例來研究(1)寫出溶液中的各種微粒陽離子:Na＋、H＋陰離子:S2－、HS－、OH－分子:H2S、H2O.(2)利用守恒原理列出相關(guān)方程

電荷守恒:

c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)物料守恒:

c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)

質(zhì)子守恒:

c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)

二、單一溶液中粒子濃度大小比較1、弱電解質(zhì)溶液中微粒濃度大小的比較（1）在0.1mol/l的NH3·H2O溶液中c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)（2）、將0.1mol/L的H2CO3溶液中各離子的濃度由大到小排列：H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-H2O

H++OH-第一步電離程度大于第二步

c(H+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH

-)如H3PO4溶液中，c(H＋)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)。小結(jié)：多元弱酸溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是:c（顯性離子）>c（一級(jí)電離離子）>c（二級(jí)電離離子）>c（水電離出的另一離子）。2、強(qiáng)酸弱堿鹽（強(qiáng)堿弱酸鹽）溶液中微粒濃度大小的比較（1）NH4Cl溶液中NH4Cl＝NH4+＋Cl-NH4++H2ONH3·H2O+H+c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)（2）CH3COONa溶液中c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)小結(jié)：能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較

一元強(qiáng)酸弱堿鹽(或強(qiáng)堿弱酸鹽)溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是: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）。（3）Na2CO3溶液中各離子濃度由大到小排列Na2CO3=2Na++CO32-CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-H2OH++OH-第一步水解程度大c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)（4）NaHCO3溶液中各離子濃度由大到小排列NaHCO3=Na++HCO3-HCO3-+H2OH2CO3+OH-

HCO3-H++CO32-H2OH++OH-

水解程度大于電離程度c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)（5）NaHSO3溶液中各離子濃度由大到小排列NaHSO3=Na++HSO3-HSO3-H++SO32-HSO3-+H2OH2SO3+OH-H2OH++OH-HSO3-的電離程度大于水解程度,所以c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)小結(jié)：

多元弱酸的酸式鹽溶液離子濃度大小比較關(guān)鍵是找出弱酸酸根的兩個(gè)平衡,即水解平衡和電離平衡,根據(jù)題意判斷那個(gè)平衡進(jìn)行程度大,再結(jié)合水的電離平衡,得出結(jié)論.[歸納]（l）緊抓兩個(gè)“微弱”①弱電解質(zhì)只有微弱電離

②弱根離子的水解是微弱的

(2)分步水解程度逐漸減弱，水解形成的相應(yīng)離子濃度也相應(yīng)減?。?）不忘水的電離3、不同溶液中同一離子濃度比較注意看其他離子對(duì)該離子的影響。例：比較NH4ClCH3COONH4NH4HSO4（NH4）2SO4中NH4+濃度大小關(guān)系解題思路：溶液混合要先考慮是否發(fā)生反應(yīng)，如發(fā)生反應(yīng)，應(yīng)先要確定反應(yīng)后的物質(zhì)及各物質(zhì)的濃度，再考慮電離、水解因素。①若酸與堿恰好完全反應(yīng)，則相當(dāng)于一種鹽溶液

②若酸與堿反應(yīng)后尚有弱酸或弱堿剩余，一般：弱電解質(zhì)的電離程度＞鹽的水解程度

（根據(jù)題中信息）4、混合溶液中離子濃度大小比較：溶液混合后離子濃度解題思路:

兩種溶液混合后離子濃度相對(duì)大小比較，其解題規(guī)律:首先是判斷兩種電解質(zhì)能否反應(yīng)，其次是看反應(yīng)物是否過量，第三是分析電解質(zhì)在水溶液中電離(水解)【規(guī)律總結(jié)】判斷溶液中離子濃度大小關(guān)系的方法：（1）寫反應(yīng)，定產(chǎn)物（2）寫平衡，找微粒種類（3）根據(jù)電離程度和水解程度的相對(duì)大小，判斷溶液酸堿性，或根據(jù)溶液酸堿性，判斷電離程度和水解程度的相對(duì)大?。?）遵循三大守恒討論：比較下列各混合溶液中微粒濃度的大小：1、0.1mol/LCH3COOH溶液與0.2mol/L的NaOH等體積混合

等濃度等體積CH3COOH溶液和NaOH溶液混合2、PH=2的CH3COOH溶液和PH=12的NaOH溶液等體積混合3、向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液使溶液呈中性

2.c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)

3.c(CH3COO-)=c(Na+)>

c(H+)=c(OH-)1.c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)

NaOH、CH3COONa(少)向0.01mol/L的氫氧化鈉溶液中逐滴加入同濃度的醋酸CH3COONa、NaOH(少)CH3COONaCH3COONa、CH3COOH（呈中性）CH3COONa、CH3COOH（如1：1）CH3COONa、CH3COOH（大量）[Na+]>[OH-]>[CH3COO-]>[H+][Na+]>[CH3COO-]>[OH-]>[H+][Na+]>[CH3COO-]>[OH-]