高考化学专题精讲--溶液中离子浓度大小比较归类解析.docx

高二化学提优专题精讲--溶液中离子浓度大小比较归类解析 、电离平衡理论和水解平衡理论电离理论: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 :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为: c(H2S)>c(H+)>c(HS-)>c(OH-):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: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-,所以溶液中部分微粒浓度的关系为:c(CO32-)>c(HCO3-)。二、: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。NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-):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+-2-)+c(H2CO3)出:c(Na)=c(HCO3)+c(:c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)如醋酸钠溶液中 :c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)1一、:【例1】,下列关系错误的是()(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)(H+)>[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)](H2S)+c(HS-)+c(S2-)=:【例2】室温下,,下列关系式中不正确的是()(OH-)>c(H+)(NH3·H2O)+c(NH4+)=(NH4+)>c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(H+)(OH-)=c(NH4+)+c(H+):【例3】在***化铵溶液中,下列关系正确的是()-++-+-+-(Cl)>c(NH4)>c(H)>c(OH)(NH4)>c(Cl)>c(H)>c(OH)(NH4+)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-)(Cl-)=c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)强碱弱酸盐溶液:【例4】(双选)在Na2S溶液中下列关系不正确的是()+)=2c(HS-2-++--