有关溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略教材VIP专享VIP免费

有关溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。多年以来高考化学试卷几乎年年涉及。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、水的电离、pH、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。一、要建立正确一种的解题模式1．首先必须有正确的思路：2．要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。二、要注意掌握两个微弱观念1．弱电解质的电离平衡弱电解质电离的过程是可逆的、微弱的，在一定条件下达到电离平衡状态，对于多元弱酸的电离，可认为是分步电离，且以第一步电离为主。如在H2S的水溶液中：H2SHS-+H+，HS-S2-+H+，H2OH++OH－，则离子浓度由大到小的顺序为c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)＞c(OH－)。2．盐的水解平衡在盐的水溶液中，弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子都会发生水解反应，在一定条件下达到水解平衡。在平衡时，一般来说发生水解反应是微弱的。多元弱酸根的阴离子的水解，可认为是分步进行的，且依次减弱，以第一步为主。如在Na2CO3溶液中存在的水解平衡是：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，则c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c（H+）。3．水的电离规律水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH-由水电离产生的[H+]＝[OH-]在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，水电离出的[H+]水和[OH-]水均小于10-7mol/L。在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，使水的电离度变大，水电离出的[H+]水或[OH-]均大于10-7mol/L。三、要全面理解三种守恒关系1、电荷守恒规律：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：[Na+]＋[H+]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]2、物料守恒规律：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，所以：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)3、质子守恒规律：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Na2CO3溶液中H+和OH-均由水电离产生，故应该有[OH-]=[H+]，但由于CO32-在溶液中的会结合质子产生HCO3-、H2CO3（结合了2个质子），故在Na2CO3溶液中[OH-]=[H+]+[HCO3-]+2[H2CO3]以上三种守恒是解题的关键，对于这一类题的如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等只有通过平时的练习认真总结，形成技能，才能很好地解这一类型的题。四、要熟悉常见题型与对策1．单一溶质溶液中离子浓度大小关系①强酸、强碱、强酸强碱盐溶液对策：只考虑电解质的电离与水的电离。如H2SO4溶液中，c(H+)＝2c(SO42－)＋c(OH－)。②弱酸或弱碱溶液对策：只考虑电离。如在H3PO4溶液中，要考虑它是多步电离：c(H+)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)。③多元弱酸的正盐溶液对策：考虑弱酸根的分步水解。如在Na2CO3溶液中c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)。④酸式盐要考虑电离和水解谁为主对策：a.电离为主的NaHSO3、NaH2PO4溶液呈酸性，如NaHSO3溶液中离子浓度大小为c(Na+)＞c(HSO3－)＞c（H+）＞c(SO32－)＞c(OH－)b．水解为主的NaHCO3、NaH2PO4、NaHS溶液，呈碱性如NaHCO3溶液中离子浓度大小为c(Na+)＞c(HCO3－)＞c(OH－)＞c(CO32－)＞c（H+）【例1】在Na2S溶液中，下列关系错误的是()A．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)B．c(Na+)+c(H+)＝c(HS－)+2c(S2－)+c(OH－)C．c(Na+)＝2c(HS－)+2c(S2－)+2c(H2S)D．c(OH－)＝c(H+)+c(HS－)+2c(H2S)【解析】本题属于多元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小比较题，依上述对策结合守恒关系知：A中多元弱酸根分步水解第一步为主，后面一步仍然有OH－出来，所以c(OH－)＞c(S2－)，A错。B根据电荷守恒可得，C根据物料守恒可得，D根据质子守恒可得出。【答案】A【点评】充分利用三个守恒，解题熟练了，这类题目就可以提高成功率。【...