電解質(zhì)溶液中微粒濃度的關(guān)系(含新題及解析)-資料下載頁
2025-06-07 21:37本頁面
【正文】 )＝c(SO)，c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)，故NaHSO4溶液中c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－)，正確；B項，相同條件下AgI的溶解度小于AgCl的，含有AgCl和AgI固體的懸濁液中，顯然有c(Ag＋)＞c(Cl－)＞c(I－)，錯誤；C項，在CO2水溶液中存在：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，HCO的電離程度遠遠小于H2CO3的電離程度，故c(HCO)≠2c(CO)，應c(HCO)2c(CO)，錯誤；D項，根據(jù)物料守恒和NaHC2O4與Na2C2O4物質(zhì)的量的關(guān)系，得2c(Na＋)＝3[c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)]，錯誤。 答案 A, [對點回扣]1．溶液中微粒濃度大小比較的理論依據(jù) (1)電離理論 ①弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離，如氨水溶液中：NH3H2O、NH、OH－濃度的大小關(guān)系是c(NH3H2O)＞c(OH－)＞c(NH)。 ②多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離(第一步電離程度遠大于第二步電離)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的濃度大小關(guān)系是c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)。 (2)水解理論 ①弱電解質(zhì)離子的水解是微弱的(水解相互促進的情況除外)，水解生成的微粒濃度很小，本身濃度減小的也很小，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3H2O、H＋的濃度大小關(guān)系是c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(NH3H2O)。 ②多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的濃度大小關(guān)系應是c(CO)＞c(HCO)＞c(H2CO3)。2．溶液中微粒濃度的三個等量關(guān)系 (1)電荷守恒規(guī)律 電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 (2)物料守恒規(guī)律 電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離子種類有所變化，但原子總是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S原子以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 (3)質(zhì)子守恒規(guī)律 如Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導得到。3．溶液中離子濃度大小比較的三大類型 (1)類型一 單一溶液中各離子濃度的比較 ①多元弱酸溶液：多元弱酸分步電離，電離程度逐級減弱。如H3PO4溶液中：c(H＋)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO) ②多元弱酸的正鹽溶液：多元弱酸弱酸根離子分步水解，水解程度逐級減弱。如在Na2CO3溶液中： c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO) ③多元弱酸的酸式鹽溶液：取決于弱酸根離子水解和電離的程度比較。如NaHCO3溶液中 c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(CO) (2)類型二 混合溶液中各離子濃度的比較 對混合溶液進行離子濃度的比較時要綜合分析電離、水解等因素。 molL－1 molL－1的氨水混合溶液中，各離子濃度大小的順序為c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 (3)類型三 不同溶液中同一離子濃度的比較 該類情況要看溶液中其他離子對該離子的影響。 如25℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中： ①NH4Cl、 ②CH3COONH ③NH4HSO ④(NH4)2SO ⑤(NH4)2Fe(SO4)2， c(NH)由大到小的順序為⑤＞④＞③＞①＞②。
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