專題電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較歸類-全文預(yù)覽
【正文】 c(B2)C．c(H+)【例1】已知某無色透明的溶液中所含的離子僅有Na+、CH3COO、H+和OH四種離子，試回答下列問題：⑴該溶液所含的四種離子的物質(zhì)的量濃度大小之間的關(guān)系是否只有一種可能 （填“是”或“否”），其原因是： 。L1NaOH溶液混合： c(Na+)=c(CH3COO)c(OH)c(H+)D．L1鹽酸混合：c(Cl)c(NH4+)c(OH)c(H+)B．L1 將上述兩溶液分別取等體積充分混合后，所得溶液中各離子濃度由大到小的順序是A. c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH) B. c(NH4+)c(Cl)c(H+)c(OH)C. c(NH4+)c(Cl)c(OH)c(H+) D. c(Cl)c(NH4+)c(OH)c(H+)【例4】等體積等濃度的MOH強(qiáng)堿溶液和HA弱酸溶液混合后,混合溶液中有關(guān)離子濃度的關(guān)系正確的是(）【例2】： ）：【例4】在Na2S溶液中下列關(guān)系不正確的是A． c(Na+) =2c(HS) +2c(S2) +c(H2S) B．c(Na+) +c(H+)=c(OH)+c(HS)+2c(S2)C．c(Na+)＞c(S2)＞c(OH)＞c(HS) D．c(OH)=c(HS)+c(H+)+c(H2S)：【例5】草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性，下列關(guān)系正確的是（CD）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4)+c(OH)+ c(C2O42) B．c(HC2O4)+ c(C2O42)=C．c(C2O42)＞c(H2C2O4) D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4)+ c(C2O42)二、兩種電解質(zhì)溶液混合后離子濃度大小的比較※※關(guān)注混合后溶液的酸堿性 混合后溶液的酸堿性取決于溶質(zhì)的電離和水解的情況，一般判斷原則是：若溶液中有酸或堿存在，要考慮酸和堿的電離，即溶液相應(yīng)地顯酸性或堿性；若溶液中的溶質(zhì)僅為鹽，則考慮鹽水解情況；對于特殊情景要按所給的知識情景進(jìn)行判斷。 ）A. c(OH)＞c(H+) (NH3可以用圖示分析如下：，由得失氫離子守恒可得：(OH)=c(H+)+c(HCO3)+2c(H2CO3)。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3)＋2n(CO32)＋n(OH)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3)＋2c(CO32)＋c(OH)2．物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。H2O)＞c(OH)。 2H2O2OH+2H+，：⑴弱酸的陰離子和弱堿的陽離子因水解而損耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3)。H2O NH4++OH，H2O H++OH，所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：c(NH3【必備相關(guān)知識】一、電離平衡理論和水解平衡理論：⑴弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離消耗的電解質(zhì)及產(chǎn)生的微粒都是少量的，同時注意考慮水的電離的存在；例如NH3專題 電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較歸類解析電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較問題，是高考的“熱點”之一。處理此類試題時要關(guān)注以下幾個方面。H2O溶液中存在下列電離平衡：NH3【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS+H+，HS S2+H+，H2O H++OH，所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：c(H2S )＞c(H+)＞c(HS)＞c(OH)。H2O，另一部分O
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