专题二 离子浓度大小的判断规律和离子共存规律.docVIP

专题二 离子浓度大小的判断规律和离子共存规律 一、溶液中离子浓度大小判断规律 （1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析，以第一步为主。如在H3PO3的溶液中： c（H+） c（H2PO4—） c（HPO42—） c（PO43—） (2) 多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，水解以第一步为主。如Na2CO3溶液中 c(Na+)(CO32--)c(OH--)c(HCO3--)C(H+). (3) 不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子的对其影响的因素.如在相同的物质量浓度的下列溶液中:①NH4Cl,②CH3COONH4,③NH4HSO4;c(NH4+)由大到小的顺序是③①② (4) 两种互不反应的溶液混合,各离子浓度的比较,要进行综合分析电离和水解的相对强弱.弱酸根离子（或弱碱根离子）的水解和对应弱酸（或弱碱）的电离是一对竟争关系,一般当盐的浓度不超过其对应的弱酸(或弱碱)的浓度的10倍时,以弱酸(或弱碱)的电离为主.如在0.1moL/LNH4Cl和0.1moL/L氨水混合溶液中,各离子的浓度的大小顺序为c(NH4+)c(Cl--)c(OH--)c(H+).在该溶液中,NH3?H2O的电离与NH4+的水解互相抑制,NH3?H2O的电离程度大于NH4+的水解程度,因此溶液呈碱性c(OH—)c(H+),同时c(NH4+)c(Cl--).特例：水解电离：等物质的量浓度的HCN和NaCN混合溶液呈碱性。 (5) 两种互相反应的溶液混合,各离子浓度的比较，要先通过计算判断反应后溶液的成分和各离子的物质的量，再综合分析判断。 （6）弱酸的酸式盐溶液中，存在两种趋势：HA—H++A2—（电离，显酸性）； HA—+H2OH2A+ OH—（水解，显碱性）。很显然如果电离趋势占优势， 则显酸性，如H2PO4—和HSO3—等；反之显碱性，如HCO3—、HS—、HPO42—等 二、运用三种守恒关系判断溶液中粒子浓度大小 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中,不论存在多少种离子,但溶液总是呈电中性,即阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子所带的正电荷总数,也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中存在着Na+、H+、、HCO3—、CO32—、OH--,但存在如下关系:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3--)+c(OH--)+2c(CO32--). (2)物料守恒规律 电解质溶液中,由于某些离子能够水解、电离,离子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的,即溶液中溶质的原始浓度应等于该组分在溶液中各种存在形式的浓度之和。如K2S溶液中S2、、HS--都能水解,故S元素以S--,HS--,H2S三种形式存在,他们之间有如下守恒关系:c(K+)=2c(S--)+2c(HS--)+2c(H2S). （3）质子守恒规律 ①在纯水中加入电解质，最后溶液中由水电离的C(H+)等于由水电离的C(OH—), 例如：在Na2S溶液中， c（OH—）=c（H+）+c（HS—）+2c（H2S）；在Na3PO4溶液中有c（OH—）=c（H+）+c（HPO42—）+2c（H2PO4—）+3c（H3PO4） ②酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子（H+）应等于碱得到的质子数，这种质子得失守恒关系称为质子守恒（注：这里“酸”和“碱”是指广义概念即凡能给出质子〈H+〉的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。H2O既属于酸H2OH++OH—也属于碱H2O+H+H3O+）例如NaHCO3溶液中：c（OH—）+c(CO32—)=c（H+）+c（H2CO3）。(HCO3—发生水解、电离) 1、(2011天津) 25℃时，向10mL 0.01mol/L KOH溶液中滴加0.01mol/L苯酚溶液，混合溶液中粒子浓度关系正确的是（ ） A．pH7时，c（C6H5O—）c（K+）c（H+）c（OH—） B．pH7时，c（K+）c（C6H5O—）c（H+）c（OH—） C．V[C6H5OH（aq）]=10mL时，c（K+）=c（C6H5O—）c（OH—）=c（H+） D．V[C6H5OH（aq）]=20mL时，c（C6H5O—）+（C6H5OH）=2c（K+） 2、(2011江苏)下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（ ） A．在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中：c（Na+） c（HCO3） c（CO32-） c（H2CO3） B．在0.1mol·L-1Na2CO3溶液中：c（OH-）- c（H+）= c（HCO3-）+2c（H2CO3-） C．向0.2 mol·L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1mol·L-1NaOH溶液： c（CO32-） c（HCO3-） c（OH-） c（H+） D．