高中化学中离子浓度大小比较的判断方法与原理
来源：学生作业帮助网 编辑：六六作业网 时间：2024/12/18 22:17:46
高中化学中离子浓度大小比较的判断方法与原理
高中化学中离子浓度大小比较的判断方法与原理
高中化学中离子浓度大小比较的判断方法与原理
1、 紧抓住两个“微弱”：a弱电解质的电离是微弱的 b弱根离子的水解是微弱的.
2、 酸式酸根离子既能电离又能水解,若电离能力大于水解能力则酸式盐溶液呈酸性,否则呈碱性.常见呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-对应的可溶盐的溶液.
4、不同溶液中同一离子浓度大小的比较,要看溶液中其它离子对其产生的影响.如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3•H2O.c（NH4+）由大到小的顺序为②＞①＞③＞④
5、 混合溶液中离子浓度大小的比较,首先要分析混合过程中是否发生化学反应,若发生反应,则要进行过量判断（注意混合后溶液体积的变化）；然后再结合电离、水解等因素进行分析.
6、 对于等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的浓度关系题,要由混合后溶液的PH大小判断电离和水解的关系.常见的CH3COOH与CH3COONa等体积、等物质的量浓度混合、NH3•H2O与NH4Cl等体积、等物质的量浓度的混合都是电离大于水解.
7、三个重要的守恒关系
①电荷守恒 电解质溶液中,无论存在多少种离子,溶液总呈电中性,即阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数.
如Na2CO3溶液：c（Na+）+ c（H+）=cC( HCO3-) +2c( CO32-)+c( OH-)
②物料守恒 如Na2CO3溶液,虽CO32-水解生成HCO3-,HCO3-进一步水解成H2CO3,但溶液中n（Na）:n（C）＝2:1 ,所以有如下关系：c（Na+）＝2｛c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3)｝
③质子守恒 即水电离出的OH-的量始终等于水电离出的H+的量.如Na2CO3溶液,水电离出的H+一部分与CO32-结合成HCO3-,一部分与CO32-结合成H2CO3,一部分剩余在溶液中,根据c（H+）水＝c（OH-）水 ,有如下关系：c（OH-）＝c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+）
技巧：在解题过程中,若看到选项中有“=”,则要考虑3个守恒关系：若守恒关系中只有离子,则考虑电荷守恒关系,若守恒关系中同时出现分子和离子,则考虑物料守恒和质子守恒；若选项中离子浓度关系以“>”连接,则主要考虑弱电解质的电离、弱根离子的水解以及各离子之间的相互影响等.
三、高频考点
离子浓度大小的比较考点近几年以考查两种溶液混合后离子浓度的大小比较为多,能涉及①酸碱中和反应,如甲酸与氢氧化钠溶液混合、盐酸与氨水溶液混合等②弱酸盐与强酸混合、弱碱盐与强碱混合,如醋酸钠与盐酸混合、铵盐与氢氧化钡混合等.这类题目的做法是先找出反应后的新溶质（往往某一反应物过量而形成多种溶质）,再根据溶液体积的变化计算混合后各新溶质的物质的量浓度,最后对浓度的大小作出比较.
四、雾点击穿
1、忽视溶液中水的电离.如 硫酸铵溶液中c(H+)>c(NH3•H2O)
2、忽视两溶液混合后溶质之间的化学反应.如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3•H2O等体积混合充分反应后,溶质为 NH3•H2O和的NH4Cl的混合溶液,发生化学反应生成了新的溶质.
3、忽视两溶液混合后由于体积的增大而引起的浓度减小.如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3•H2O等体积混合充分反应后,相当于0.1mol/L NH3•H2O和0.1mol/L的NH4Cl的混合溶液,离子浓度大小顺序为：c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+）
4、忽视二价离子在电荷守恒关系中的系数“2”.如(NH4)2SO4中离子浓度关系为c(NH4+)+ c(H+)=c(SO42-)+ c（OH-）（06四川高考）,硫酸根离子浓度前应该有“2”.
5、忽视二元酸第一步电离生成的H+会对第二步的电离产生抑制作用.如已知二元酸H2A在水中的第一步电离是完全的,第二步电离不完全,0.1 mol/L NaHA溶液的Ph=2,则0.1 mol/L
H2A溶液中氢离子的物质的量浓度 < 0.11 mol/L.