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電解質溶液中離子濃度大小的判斷
判斷電解質溶液中離子濃度的大小關系或等量關系，是中學化學的重點和難點，也是高考中經常涉及的問題，本文就此類問題的教學總結如下。
一、熟練掌握兩個規律
1．多元弱酸電離的規律
根據多元弱酸分步電離分析：如在H3PO4溶液中：c（H+）＞ c（H2PO4-）＞ c（HPO42-）＞c（PO43-）和c（H+）＞3c（PO43-）
2．鹽類水解的規律
誰弱誰水解，誰強顯誰性 即根據是否水解及溶液酸堿性分析：
如NH4Cl溶液中： c（Cl-）＞ c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）
越弱越水解，雙弱促水解 即根據水解程度分析：
如同溫度同濃度的NaCN溶液和NaF溶液中，c（CN-）＜c（F-）；
同溫同度濃度的①NH4Cl溶液 ②NH4HCO3溶液中， NH4+濃度關系是①＞②。
多元要分步，程度依次減 即根據多元弱酸根的分步水解及各步水解程度分析：
如Na2CO3溶液中：c（Na+）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（HCO3-）和c（Na+）＞2c（CO32-）
同溫度同濃度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中，c（CO32-）＜c（HCO3-）。
顯酸酸抑制，顯堿堿抑制 即根據酸、堿對水解平衡的影響分析：
如同溫同濃度的①NH4Cl溶液 ②NH4HSO4溶液中，NH4+濃度關系是①＜②。
二、靈活運用三個守恒
1．電荷守恒
電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。如在Na2CO3溶液中存在著Na+、CO32-、H+、OH－、HCO3－,它們存在如下關系：
c（Na+）+c（H+）= 2c（CO32-）+ c（HCO3-）+ c（OH－）
2．物料守恒
電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，使離子或分子種類增多,但某些關鍵性的原子總是守恒的， 如在0.10mol/LNa2CO3溶液中CO32－能水解,故碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三種形式存在，它們之間的守恒關系為：
c（CO32-）+ c（HCO3-）+c（H2CO3）=0.10mol/L
或c（Na+）=2c（CO32-）+ 2c（HCO3-）+2c（H2CO3）
3．質子守恒
任何溶液中，水電離產生的H+和OH-的物質的量均相等，在能發生水解的鹽溶液中，有H+（或OH-）轉化為其它存在形式的情況存在，但各種存在形式的物質的量總和與OH-（或H+）的物質的量仍保持相等。如在Na2S溶液中，c（OH-）= c（H+）+c（HS-）+ 2c（H2S），該守恒關系也可由上述電荷守恒和物料守恒兩個守恒關系推出。

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