高中化學：電解質溶液中離子濃度大小的判斷

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判斷電解質溶液中離子濃度的大小關系或等量關系，是中學化學的重點和難點，也是高考中經常涉及的問題，本文就此類問題的教學總結如下。 

一、熟練掌握兩個規律

1．多元弱酸電離的規律

根據多元弱酸分步電離分析：如在H₃PO₄溶液中：c（H⁺）＞ c（H₂PO₄^-）＞ c（HPO₄^2-）＞c（PO₄^3-）和c（H⁺）＞3c（PO₄^3-）

2．鹽類水解的規律

誰弱誰水解，誰強顯誰性 即根據是否水解及溶液酸堿性分析：

如NH₄Cl溶液中： c（Cl^-）＞ c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）

越弱越水解，雙弱促水解  即根據水解程度分析：

如同溫度同濃度的NaCN溶液和NaF溶液中，c（CN^-）＜c（F^-）；

同溫同度濃度的①NH₄Cl溶液 ②NH₄HCO₃溶液中， NH₄⁺濃度關系是①＞②。

多元要分步，程度依次減  即根據多元弱酸根的分步水解及各步水解程度分析：

如Na₂CO₃溶液中：c（Na⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（HCO₃^-）和c（Na⁺）＞2c（CO₃^2-）

同溫度同濃度的Na₂CO₃溶液和NaHCO₃溶液中，c（CO₃^2-）＜c（HCO₃^-）。

顯酸酸抑制，顯堿堿抑制  即根據酸、堿對水解平衡的影響分析：

如同溫同濃度的①NH₄Cl溶液 ②NH₄HSO₄溶液中，NH₄⁺濃度關系是①＜②。

二、靈活運用三個守恒

1．電荷守恒

電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。如在Na₂CO₃溶液中存在著Na⁺、CO₃^2-、H⁺、OH^－、HCO₃^－,它們存在如下關系：

c（Na⁺）+c（H⁺）= 2c（CO₃^2-）+ c（HCO₃^-）+ c（OH^－）

2．物料守恒

電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，使離子或分子種類增多,但某些關鍵性的原子總是守恒的， 如在0.10mol/LNa₂CO₃溶液中CO₃^2－能水解,故碳元素以CO₃^2－、HCO₃^－、H₂CO₃三種形式存在，它們之間的守恒關系為：

c（CO₃^2-）+ c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）=0.10mol/L

或c（Na⁺）=2c（CO₃^2-）+ 2c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃）

3．質子守恒

任何溶液中，水電離產生的H⁺和OH^-的物質的量均相等，在能發生水解的鹽溶液中，有H⁺（或OH^-）轉化為其它存在形式的情況存在，但各種存在形式的物質的量總和與OH^-（或H⁺）的物質的量仍保持相等。如在Na₂S溶液中，c（OH^-）= c（H⁺）+c（HS^-）+ 2c（H₂S），該守恒關系也可由上述電荷守恒和物料守恒兩個守恒關系推出。