專題6 溶液中離子濃度的比較

　　【專題目標】

　　1、理解電解質的電離平衡概念以及電離度的概念。

　　2、理解水的電離、鹽類水解的原理。了解鹽溶液的酸堿性。

　　3、認識以下幾種常見題型：

　　單一溶液中離子濃度的大小比較

　　混合溶液中離子濃度的大小比較

　　同濃度不同種溶液中同種離子濃度的大小比較

　　【知識要點】

　　1、電解質的電離

　　電解質溶解于水或受熱熔化時，離解成能自由移動的離子的過程叫做電離。

　　強電解質如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全電離的，在溶液中不存在電解質分子。弱電解質在水溶液中是少部分發生電離的。２５℃0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的電離度只有1.32％，溶液中存在較大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和極少量的OH-離子。多元弱酸如H2CO3還要考慮分步電離：

　　H2CO3 H+＋HCO3-；HCO3- H+＋CO32-。

　　２、水的電離

　　水是一種極弱的電解質，它能微弱地電離，生成H3O+和OH-，H2O H+＋OH-。在２５℃（常溫）時，純水中[H+]＝[OH-]＝1×10-7mol/L。

　　在一定溫度下，[H+]與[OH-]的乘積是一個常數：水的離子積Kw＝[H+][OH-]，在２５℃時，Kw＝1×10-14。

　　在純水中加入酸或堿，抑制了水的電離，使水的電離度變小，水電離出的[H+]水和[OH-]水均小于10-7mol/L。在純水中加入弱酸強堿鹽、弱堿強酸鹽，促進了水的電離，使水的電離度變大，水電離出的[H+]水或[OH-]均大于10-7mol/L。

　　３、鹽類水解

　　在溶液中鹽的離子跟水所電離出的H+或OH-生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。

　　強酸弱堿鹽如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性；強堿弱酸鹽如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈堿性。多元弱酸鹽還要考慮分步水解，如CO32-＋H2O HCO3-＋OH-、HCO3-＋H2O H2CO3＋OH-。

　　４、電解質溶液中的守恒關系

　　電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na+]＋[H+]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]

　　物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發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是不會改變的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)

　　質子守恒：電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H+）的物質的量應相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產物；NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產物，故有以下關系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。

　　【經典題型】

　　題型一：單一溶液中離子濃度的大小比較

　　【例1】在氯化銨溶液中，下列關系式正確的是

　　A．C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-) B．C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(H+)＞CC(OH-)

　　C．C(Cl-)＝C(NH4+)＞C(H+)＝C(OH-) D．C(NH4+)＝C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-)

　　【點撥】NH4Cl是可溶性的鹽，屬于強電解質，在溶液中完全電離NH4Cl＝NH4+＋Cl-。因為NH4Cl是強酸弱堿所生成的鹽，在水中要發生水解；NH4++H2O NH3H2O+H+，所以C(NH4+)比C(H+)及C(OH-)大得多；溶液因水解而呈酸性，所以C(H+)＞C(OH-)。又由于水解反應是中和反應的逆反應，相對于中和來說是次要的，綜合起來，不難得出：C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)。答案為A。

　　【例2】在0.1 mol/l的NH3H2O溶液中，下列關系正確的是

　　A．C(NH3H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+)

　　B．C(NH4+)＞C(NH3H2O)＞C(OH-)＞C(H+)

　　C．C(NH3H2O)＞C(NH4+)＝C(OH-)＞C(H+)

　　D．C(NH3H2O)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)

　　【點撥】NH3H2O是一元弱酸，屬于弱電解質，在水溶液中少部分發生電離（NH3H2O NH4+＋OH-），所以C(NH3H2O)必大于C(NH4+)及C(OH-)。因為C(OH-)＝C(H+)＋C(NH4+)，所以C(OH-)＞C(NH4+)。綜合起來，C(NH3H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+)。答案為A。

　　【規律總結】

　　1、必須有正確的思路：

　　2、掌握解此類題的`三個思維基點：電離、水解和守恒

　　3、分清他們的主要地位和次要地位

　　【鞏固】

　　1、Na2S溶液中各離子濃度由小到大的順序是 。；

　　2、將0.4mol／L鹽酸和0.2mol／L的NaAlO2溶液等體積混合，所得溶液中離子濃度由小到大的順序是 。

　　題型二：混合溶液中離子濃度的大小比較

　　【例3】把0.02mol／LCH3COOH溶液和0.01mol/LNaOH溶液等體積混合，則混合溶液中微粒濃度關系正確的是（ ）

　　Ａ．C(CH3COO-)＞C(Na+) Ｂ．C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)

　　Ｃ.2C(H+)＝C(CH3COO-)－C(CH3COOH) Ｄ．C(CH3COOH)+ C(CH3COO-)=0.01mol/L

　　【點撥】 此題實質上是0.05mol/L的CH3COOH溶液和0.05mol/L的CH3COONa溶液的混合溶液。由電荷守恒關系可得： c（Ｈ＋）＋ｃ（Ｎａ＋）＝ｃ（CH3COO－）＋ｃ（ＯＨ－） （１）

　　由物料守恒關系可得： ｃ（CH3COOH）＋ｃ（CH3COO－）＝ｃ（Ｎａ＋）×２＝０.０１ｍｏｌ／Ｌ （２）

　　由（２）可知Ｄ正確。

　　將（１）×２＋（２）可得：

　　２ｃ（Ｈ＋）＝ｃ（CH3COO-）＋２ｃ（ＯＨ－）－c（CH3COOH）（３）Ｃ選項錯誤。

　　【例4】用物質的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，對該混合溶液的下列判斷正確的是( )

　　A.C(H+)＞C(OH-) B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/L

　　C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-) D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L

　　【點撥】 CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的電離和CH3COONa的水解因素同時存在。已知C(CH3COO-)＞C(Na+)，根據電荷守恒C(CH3COO-)＋C(OH-)＝C(Na+)＋C(H+)，可得出C(OH-)＜C(H+)。說明混合溶液呈酸性，進一步推測出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，電離和水解這一對矛盾中起主要作用是電離，即CH3COOH的電離趨勢大于CH3COO-的水解趨勢。根據物料守恒，可推出（B）是正確的。

　　【鞏固】

　　1、在0.1mol／LNaHSO3溶液中存在著微粒濃度的關系式，正確的是

　　A．C(Na＋)>C(HSO3－)> C(SO32－)> C(H＋)>C(OH—)

　　B．C(Na＋)+C(H＋)= C(HSO3－)+ C(SO32－)+C(OH—)

　　C．C(Na＋)+C(H＋)=C(HSO3—)+2C(SO32－)+ C(OH—)

　　D．C(Na＋)= C(HSO3—)+C(SO32－)+ C(H2SO3)

　　2、現有NH4Cl和氨水組成的混合溶液C(填“>”、“<”或“=”)

　　①若溶液的pH=7，則該溶液中C(NH4＋) C(Cl－)；

　　②若溶液的pH>7，則該溶液中C(NH4＋) C(Cl－)；

　　③若C(NH4＋)< C(Cl－)，則溶液的pH 7。

　　題型三：同濃度不同種溶液中同種離子濃度的大小比較

　　【例5】同濃度的下列溶液中NH4+的濃度的由大到小順序為

　　①NH4HSO4 ②(NH4)2SO4 ③(NH4)2Fe(SO4) ④NH4HCO3 ⑤(NH4)2CO3

　　【點撥】先考慮鹽直接電離出的NH4+的濃度的大小，②③⑤中的NH4+的濃度大于①④中的

　　NH4+的濃度。再考慮影響NH4+的濃度的大小因素，是受到促進還是受到抑制。③中NH4+和Fe2+都水解產生H+，NH4+的水解受到了抑制，⑤中CO32-的水解促進了NH4+的水解，②中NH4+的水解未受到影響，固NH4+的濃度③>②>⑤。 ①中HSO4-電離出的H+抑制了NH4+的水解，④中HCO3-的水解促進了NH4+的水解，固NH4+的濃度①>④。所以NH4+的濃度的由大到小順序為③>②>⑤>①>④