溶液中粒子浓度大小的比较

1、热点六 溶液中粒子浓度大小的比较【必备知识规律总结】一、电解质的电离1强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子，溶液中的离子浓度可根据电解质浓度计算出来。2弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。如时0.1mol/L的CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。3多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离：H2CO3 H+HCO3-；HCO3- H+CO32-。 二、盐类水解1水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。2多

2、元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO32-H2O HCO3-OH-、HCO3-H2O H2CO3OH-。3通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-离子的水解百分率不足1%。4同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/LNa2CO3,0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32-, Ac-的水解程度都要比0.1 mol/L Na2CO3 , 0.1mol/LNaAc中CO32-, Ac-的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0

3、.1mol/L NH4Cl,0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+,Ac-的水解程度都要比0.1 mol/L NH4Cl , 0.1mol/LNaAc中NH4+,Ac-的水解程度大；三电离平衡与水解平衡的共存1弱酸的酸式盐溶液，如： NaHSO3, NaH2PO4, NaHS,NaHCO3,Na2HPO4.溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。2.弱酸（碱）及弱酸（碱）对应盐的混合溶液，如；HAC与NaAc的混合溶液，NH3H2O与NH4Cl的混合溶液，一般等浓度时弱酸（碱）的电离要比对应盐的水解强。四、电解质溶液中的守恒关系1.电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有

4、的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)n(H+)n(HCO3-)2n(CO32-)n(OH-)推出：Na+H+HCO3-2CO32-OH-2.物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(C)1：1，推出：c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(H2CO3)3.质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，

5、故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。c(Na+)c(H+)c(HCO3-)2c(CO32-c(OH-)c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(H2CO3)针对性练习1100毫升0.1摩/升醋酸与50毫升0.2摩/升氢氧化钠溶液混和，在所得溶液中（ A ）ANa+CH3COO-OH-H+BNa+CH3COO-H+OH-CNa+CH3COO-H+OH-DNa+CH3COO-OH-H+2.将pH3的盐酸溶液和pH11的氨水等体积混和后，溶液中离子浓度关系正确的是(B) (A) NH4+Cl-H+OH-(B) NH4+Cl-OH-H+(

6、C) Cl-NH4+H+OH-(D) Cl-NH4+OH-H+3.0.1 mol·L-1NaOH和0.1 mol·L-1NH4Cl溶液等体积混合后,离子浓度大小正确的次序( B ) (A) Na+> Cl-> OH->H+(B) Na+= Cl-> OH->H+(C) Na+= Cl-> H+> OH- (D)Cl-> Na+> OH-> H+ 4.等体积等浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸溶液混合后，混合液中有关离子的浓度应满足的关系是（ CD ）（A）M+> OH->A-> H+（B）M+> A-> H+> OH- (C）M+> A-> OH-> H+（D）M+ H+= A-+ OH- 5.常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液 pH7，则此溶液中 （ C ）A HCOONa+ B HCOONa+C HCOONa+ D 无法确定HCOO与Na+的关系6.将20mL 0.4mol/L硝酸铵溶液跟50mL 0.