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电解质溶液中离子浓度大小比较归类解析（江苏泰兴黄桥中学）

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专题 电解质溶液中离子浓度大小比较归类解析

江苏泰兴黄桥中学

电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。高考化学试卷年年涉及这种题型。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。处理此类试题时要关注以下几个方面。

【必备相关知识】

一、电离平衡理论和水解平衡理论

1.电离理论：

⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH₃·H₂O溶液中微粒浓度大小关系。

【分析】由于在NH₃·H₂O溶液中存在下列电离平衡：NH₃·H₂O NH₄⁺+OH^-，H₂O H⁺+OH^-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH₃·H₂O)＞c(OH^-)＞c(NH₄⁺)＞c(H⁺)。

⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H₂S溶液中微粒浓度大小关系。

【分析】由于H₂S溶液中存在下列平衡：H₂S HS^-+H⁺，HS^- S^2-+H⁺，H₂O H⁺+OH^-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H₂S )＞c(H⁺)＞c(HS^-)＞c(OH^-)。

2.水解理论：

⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO₃溶液中有：c(Na⁺)＞c(HCO₃^-)。

⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H⁺的（或OH^-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H⁺)（或碱性溶液中的c(OH^-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH₄）₂SO₄溶液中微粒浓度关系。

【分析】因溶液中存在下列关系：（NH₄）₂SO₄=2NH₄⁺+SO₄^2-，

                                            +

                                2H₂O 2OH^-+2H⁺，



                                        2NH₃·H₂O，由于水电离产生的c(H⁺)_水=c(OH^-)_水，而水电离产生的一部分OH^-与NH₄⁺结合产生NH₃·H₂O，另一部分OH^-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH₄⁺)＞c(SO₄^2-)＞c(H⁺)＞c(NH₃·H₂O)＞c(OH^-)。

⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H⁺)＞c(OH^-)，水解呈碱性的溶液中c(OH^-)＞c(H⁺)；

⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。例如Na₂CO₃溶液中微粒浓度关系。

【分析】因碳酸钠溶液水解平衡为：CO₃^2-+H₂O HCO₃^-+OH^-，H₂O+HCO₃^- H₂CO₃+OH^-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO₃^2-)＞c(HCO₃^-)。
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