2019年高中化学-电解质溶液中离子浓度的主要关系及分析策略

电解质溶液中离子浓度的主要关系1．知识与技能目标：能熟练判断电解质溶液中离子浓度的主要关系并会简单应用。

2．过程与方法目标：学会正确解答问题的思路和方法，培养良好的思维品质，提高分析和解决问题的能力。

3．情感与态度目标：学会用科学的态度去探讨问题，养成良好的学习习惯。

电解质溶液中离子浓度的主要关系及应用2．电解质溶液中离子浓度的关系主要考查类型有哪几种？1．在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是（）A．c (Cl-)＞c (NH4+)＞c (H+)＞c(OH-) B．c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C．c (Cl-)＝c (NH4+)＞c (H+)＝c (OH-) D．c (NH4+)＝c (Cl-)＞c (H+)＞c (OH-)2．CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成的稀溶液，pH为4.7。

下列说法错误的是（）A．CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用。

B．CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用。

C．CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解。

D．CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离。

3．25℃时，将等体积的盐酸和氨水混合后，若溶液中c（NH4+）= c（Cl-），则溶液的pH为（）A．大于7 B. 小于7 C．等于7 D．无法确定4．在25℃时，在浓度为1mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测得其c(NH4＋)分别为a、b、c（单位mol/L）。

下列判断正确的是（）A．a＝b＝c B．a>b>c C．a>c>b D．c>a>b5．在Na2S溶液中,各微粒间浓度关系如下:(1) c(Na+)+ c(H+) = c(OH-)+ + (2) c(Na+) =2c(S2-) + +已知某溶液中只存在OH—、H+、NH4+、Cl—四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有如下四种关系：①c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－) ②c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H+)③c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+) ④c(Cl－)＞c(H+)＞c(NH4+)＞c(OH－)填写下列空白：（1）若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是，上述四种离子浓度的大小顺序为（填序号）。

高中化学如何确定电解质溶液中离子、分子浓度的大小专题辅导文／胡武亭钱博中学化学考试中，经常出现比较电解质溶液中离子、分子物质的量浓度大小关系的试题，涉及到盐类水解和缓冲溶液等。

本文对解答这类试题给以概括性论述。

一、电中性原则在电解质溶液中，各种阳离子所带正电荷数的总和等于各种阴离子所带负电荷数的总和。

例如在Na２ＣＯ３的水溶液中存在以下电离和水解反应方程式：Ｈ２ＯＨ＋＋ＯＨ－Ｎａ２ＣＯ３2Ｎａ＋＋ＣＯ３２－ＣＯ３２－＋Ｈ２ＯＨＣＯ３－＋ＯＨ－ＨＣＯ３－＋Ｈ２ＯＨ２ＣＯ３＋ＯＨ－根据电中性原则有：［Ｎａ＋］＋［Ｈ＋］2［ＣＯ３２－］＋［ＨＣＯ３－］＋［ＯＨ－］二、物料守恒原则电解质溶于水时，电离所产生的离子往往能发生反应，例如水解反应和配合反应等。

反应前离子中所含某元素的原子总数等于反应后溶液中的离子、分子中所含该元素的原子数的总和。

例如Ｋ２ＣＯ３溶于水时，其电离和水解反应方程式为：Ｋ２ＣＯ３2Ｋ＋＋ＣＯ３２－ＣＯ３２－＋Ｈ２ＯＨＣＯ３－＋ＯＨ－ＨＣＯ３－＋Ｈ２ＯＨ２ＣＯ３＋ＯＨ－从Ｋ２ＣＯ３的组成可知：（1／2）［Ｋ＋］＝［ＣＯ３２－］始，式中［ＣＯ３２－］始表示水解前ＣＯ３２－的原始浓度。

达到水解平衡后，根据物料守恒原则，在Ｋ２ＣＯ３溶液中存在：［ＣＯ３２－］始＝［ＣＯ３２－］＋［ＨＣＯ３－］＋［Ｈ２ＣＯ３］由此可知：（1／2）［Ｋ＋］＝［ＣＯ３２－］＋［ＨＣＯ３－］＋［Ｈ２ＣＯ３］三、水解反应当盐的水解度比较小时，未水解离子的浓度大于已水解离子的，即大于水解产物的浓度。

例如0.10mol·Ｌ－１ＮＨ４Ｃｌ溶液中ＮＨ４Ｃｌ的水解度为0．0075%，其中：［ＮＨ４＋］＞［ＮＨ３·Ｈ２Ｏ］弱碱强酸盐水解后，溶液呈现酸性，［Ｈ＋］＞［ＯＨ－］；弱酸强碱盐水解后，溶液呈现碱性，［ＯＨ－］＞［Ｈ＋］。

1．弱碱强酸盐的水解例如在0．01mol·Ｌ－１ＮＨ４Ｃｌ溶液中存在以下电离和反应方程式：Ｈ２ＯＨ＋＋ＯＨ－ＮＨ４ＣｌＣｌ－＋ＮＨ４＋ＯＨ－＋ＮＨ４＋ＮＨ３·Ｈ２Ｏ因此，ＮＨ４Ｃｌ溶液中离子、分子的浓度大小有以下关系：［Ｃｌ－］＞［ＮＨ４＋］＞［Ｈ＋］＞［ＯＨ－］［Ｃｌ－］＞［ＮＨ４＋］＞［ＮＨ３·Ｈ２Ｏ］［Ｃｌ－］＋［Ｈ＋］［ＮＨ４＋］＋［ＯＨ－］＋2［ＮＨ３·Ｈ２Ｏ］后者等式存在的原因是Ｈ２Ｏ电离所产生的一部分ＯＨ－与ＮＨ４＋反应生成了ＮＨ３·Ｈ２Ｏ：ＯＨ－＋ＮＨ４＋ＮＨ３·Ｈ２Ｏ用［ＯＨ－］反应表示与ＮＨ４＋反应的ＯＨ－的浓度，显然：［ＯＨ－］反应［ＮＨ３·Ｈ２Ｏ］由Ｈ２Ｏ的电离方程式可知：［Ｈ＋］＝［ＯＨ－］＋［ＯＨ－］反应＝［ＯＨ－］＋［ＮＨ３·Ｈ２Ｏ］由ＮＨ４Ｃｌ的组成可知：［Ｃｌ－］＝［ＮＨ４＋］＋［ＮＨ３·H２Ｏ］以上两式相加可得到：［Ｃｌ－］＋［Ｈ＋］＝［ＮＨ４＋］＋2［ＮＨ３·Ｈ２Ｏ］＋［ＯＨ－］2．弱酸强碱盐的水解例如0．10mol·Ｌ－１的NaAc（Ac－表示ＣＨ３ＣＯＯ－）溶液中，NaAc的水解度是0．0075%。

电解质溶液中微粒浓度的关系电解质水溶液中存在着离子和分子，它们之间存在着一些定量关系，也存在量的大小关系。

说明：1. 大小关系：在电解质溶液中，由于电离和水解的关系，溶液中各离子的浓度大小并不完全相同，在分析溶液中各离子浓度的大小关系时，必须综合考虑电离和水解对离子浓度的影响。

①多元弱酸溶液，根据多元酸分步电离，且越来越难电离分析。

如：在H3PO4溶液中，②多元酸正盐溶液，根据弱酸根分步水解分析。

如：在Na2CO3溶液中Na+ > CO32- > OH-> HCO3- > H+③多元弱酸的酸式盐溶液，必须综合考虑电离和水解的相对强弱。

④不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素。

如比较NH4Cl和NH4Ac溶液中NH4＋的浓度大小关系，则必须考虑Ac－和Cl－对NH4+水解的影响，Ac－促进NH4+ 的水解，而Cl- 对NH4+的水解没有影响，因此，NH4Cl溶液中NH4+的浓度大于NH4Ac溶液NH4+的浓度。

⑤混合溶液中各离子浓度比较，要进行综合分析，要考虑电离、水解等因素。

2. 溶液中离子浓度的定量关系（即恒等式关系）：①电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。

如Na2CO3溶液中，阳离子有Na+和H+，阴离子有OH-，HCO3 -，CO3 2-，根据电荷守恒原理有：c(Na+)+ c(H+)=c(HCO3 - )+c(OH- )+ 2c(CO3 2-);在Na2S溶液中根据电荷守恒原理有:c(Na+)+ c(H+)= c(OH- )+ c(HS- )+ 2c(S2-)②应用“物料守恒”方法分析。

物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。

电解质溶液中某一组份的原始浓度（起始浓度）应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。

电解质溶液中离子浓度的关系安徽省枞阳县白云中学方益电解质溶液的有关知识特别是离子浓度问题是高中化学内容的一个重要组成部分，也是高考的“热点”之一。

一直以来全国高考化学试卷中几乎年年涉及这类题型。

而学生对这部分知识的学习和理解存在一定的难度。

故本文对此做以归纳总结。

一、离子浓度的大小关系1.单一盐溶液中：⑴一元弱酸或弱碱的盐溶液不水解的离子＞水解离子＞显性离子＞隐性离子例：CH3COONa溶液中：C(Na＋)＞C(CH3COO― )＞C(OH―)＞C(H＋)NH4Cl溶液中：C(Cl― )＞C(NH4＋)＞C(H＋)＞C(OH― )⑵在强碱与多元弱酸形成的正盐溶液中，弱酸根的水解以第一步为主。

即：强碱阳离子＞弱酸酸根离子＞氢氧根离子＞第一步水解产生的酸式酸根离子＞氢离子。

例：碳酸钠溶液中C(Na＋)＞C(CO32― )＞C(OH― )＞C(HCO3― )＞C(H＋)⑶在强碱与多元弱酸形成的酸式盐溶液中，既要考虑酸式酸根离子的电离也要考虑其水解。

如果酸式酸根离子的电离程度大于其水解程度，则溶液显酸性。

例：NaH2PO4溶液中C(Na＋)＞C(H2PO4－)＞C(H＋)＞C(HPO42― )＞C(OH―)如果酸式酸根离子的电离程度小于其水解程度，则溶液显碱性。

例：NaHCO3溶液中C(Na＋)＞C(HCO3― )＞C(OH― )＞C(H＋)＞C(CO32―)⑷在弱酸弱碱盐溶液中，需考虑酸碱的相对强弱。

例：在NH4CN溶液中由于NH3·H2O的碱性强于HCN的酸性故存在C(NH4＋)＞C(CN－)＞C(OH― )＞C(H＋)2.混合溶液中⑴弱电解质及其盐溶液的混合溶液弱酸(弱碱)与强碱弱酸盐（强酸弱碱盐）混合溶液中：如果弱酸（弱碱）的电离程度大于该盐的水解程度，则该溶液显酸性（碱性）。

例：等浓度的醋酸与醋酸钠溶液混合后：C(CH3COO― )＞C(Na＋)＞C(H＋)＞C(OH― ) 等浓度的氨水与氯化铵溶液混合后：C(NH4＋)＞C(Cl－)＞C(OH－)＞C(H＋)如果弱酸的电离程度小于该盐的水解程度，则该溶液显碱性。