离子浓度大小的比较

离子浓度大小的比较基础知识储备电解质及非电解质、弱电解质的电离平衡一、电解质与非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。二、强电解质与弱电解质强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质电离程度几乎100%完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：HSO、HCl、HC10等强碱：2 4 4Ba（HO）、Ca（HO）等22弱酸：HCO、CHCOOH等。2 3 3弱碱：NH・HO、Cu(OH)、Fe(OH)等。3 2 2 3水电离方程式KNO=K++NO—3 3HSO=2H++SO2—NH・HO牛NH++OH_3 2 4HS牛H++HSHSUH++S2-【注意】1、强、弱电解质与溶解性的关系：电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。2、 强、弱电解质与溶液导电性的关系：溶液的导电性强弱与溶液中的能自由移动的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。如：极稀的硫酸溶液导电性没有浓醋酸溶液的导电性强。3、 强、弱电解质在熔融态的导电性：离子型的强电解质（强碱和多数盐）由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质（酸）以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。三、弱电解质的电离平衡电离平衡概念：弱电解质的电离平衡指在一定条件下(温度、浓度)，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。电离平衡的特点动态平衡：v(电离)=v(结合)H0固定不变：在一定条件下，平衡建立以后，溶液中的弱电解质分子和电离出的各个离子浓度都保持不变。⑶条件改变：平衡被打破。如在叫00只的石蕊溶液中(呈红色)加入固体呷00"片，即增大了c(CH3COO-),平衡左移，c(H+)变小，使红色变浅。符合勒夏特列原理。(4)电离过程一般为吸热过程。影响电离平衡的因素：温度：电离过程吸热，升高温度，电离程度增大。浓度：溶液越稀，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大。因此，稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动。同离子效应：在弱电解质溶液中，加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡发生移动。化学反应：在弱电解质溶液中加入能与若电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电力方向移动。实例NH3・H2ONH4++0H-影响因素平衡移动方向电离程度C(OH-)C(nh4+)导电能力H2O向右增大减小减小减弱HCl向右增大减小增大增强NaOH向左减小增大减小增强CH3COONH4向左减小减小增大增强加热向右增大增大增大增强四、电离方程式的书写书写强电解质的电离方程式时常用“=",弱电解质的电离方程式用“=^"多元弱酸分步电离，分步书写电离方程式，一般只写第一步。多元弱碱可一步写出。氢硫酸：Fe(OH)3：强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐酸式酸根不完全电离。NaHSO4：NaHCO3：水的电离及溶液的PH一、水的电离1、水弱电解质，也存在电离平衡：H20=二H++OH- ^H>0,KW=［H+］［OH-］2、 在一定温度下，水电离出来的H+和OH-离子浓度的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，用Kw表示。在稀溶液中，KW只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。在其它条件一定的情况下，温度升高，KW增大，反之则减小。溶液中H2O电离产生的C(H+)=C(OH-)100°C时，Kw=1.0X10-12mol?•L-2.C(H+)=C(OH-)=1.0X10-6mol•L-2{C(H+)酸+C(H+)水}・C(OH-)*=Kw {C(OH-)碱+C(OH-)水}・C(H+)*=Kw3、 水的电离是永恒存在的，在研究水溶液中离子时，不要忽略H+与OH-同时存在C(H+)>C(OH-)酸性 C(H+)=C(OH-)中性 C(H+)<C(OH-)碱性二、 影响水的电离平衡的因素1、 酸和碱:酸或碱的加入都会电离出H+或0H-，均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。2、 温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，［H+］与［0H-］同时同等程度的增加，pH变小，但［H+］与［0H-］始终相等，故仍呈中性。3、 能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。4其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的H+直接作用，使［H+］减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。三、 溶液的酸碱性和pH的关系1、 pH的计算：pH=-lg［H+］2、 酸碱性和pH的关系：在室温下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0X10-7mol•L-1,pH=7酸性溶液：[H+]>[0H-],[H+]>1.0X10-7mol•L-i,pH<7碱性溶液：[H+]<[0H-],[H+]<1.0X10-7mol•L-i,pH>73、pH的测定方法：酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱pH计：精确地测定溶液酸碱性强弱4、 pH计算:（1）酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液直接计算酸混合：直接算[H+],pH=-lg[H+]。碱混合：先算[OH-]后转化为[H+],再求pH=-lg[H+]=14+lg[OH-]。酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求[H+]，再求pH；若碱过量，先求[OH-]，再转化为[H+],最后求pH。[H+]V-[OH-]V[H+]= 酸_酸 碱一碱混V+V酸碱[OH-]V-[H+]V[0H-]= 碱一碱 酸_酸-混V+V酸碱（2） 、溶液稀释后pH的计算强酸溶液，pH（稀释）=pH（原来）+lg〃（n为稀释的倍数），每稀释10倍，pH增大一个单位。弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大小于一个单位。酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7,且仍小于。强碱溶液，pH（稀释）=pH（原来）一Ign（n为稀释的倍数）每稀释10倍，pH减小一个单位。弱碱每稀释10倍,pH减小小于一个单位。碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7,且仍大于7。pH值相同（或是浓度相同）的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。（3） 已知酸碱pH之和，判断等体积混合后的PH（常温）强酸强碱混合，pH之和=14,混合后显中性，pH=7；强酸强碱混合，pH之和<14,混合后显酸性，pH<7；强酸强碱混合，pH之和>14,混合后显碱性，pH>7。若酸碱混合后pH之和为14,其中一强一弱，则谁弱显谁性。一元强酸与一元弱酸的比较（1）相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较[H+]pH中和碱的能力与活泼金属反应产生氢气的能力开始与金属反应速率一兀强酸大小相同相同大一兀弱酸小大小（2）相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较:H+]C（酸）中和碱的能力与活泼金属反应产生氢气的能力开始与金属反应速率一兀强酸相同小小少相同一兀弱酸大大多盐类的水解1、 水解的定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。水解反应是中和反应的逆反应：盐+水< >酸+碱，如：CHCOO-+HO<~~>CHCOOH+OH-或NH++HO<~~>NH-HO+H+3234232水解反应与中和反应处于动态平衡，水解进行的程度很小。和电离一样，水解也是一个吸热反应。及水解反应的主要特点为：可逆、吸热、程度小。盐类溶于水时，以电离为主，水解为辅（即水解是微弱的），水解和电离是同时发生的。2、 盐类水解离子方程式的书写一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此盐类水解的离子方程式中不标“「'或“f”，也不把生成物（如nh3h2o、h2co3等）写成其分解产物的形式。盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，但中和反应是趋于完全的反应，而盐的水解反应是较微弱的反应。盐类水解的离子方程式一般不写“====”而写“”。综上所述，水解方程式的书写原则为：①多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写；需要注意的是，不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱；②多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写。如Al3+的水解：Al3++3HO<~~>Al（OH）+3H+233、 多元弱酸根离子的水解多元弱酸根离子分步水解，且以第一步为主。如磷酸钠（NaPO）的水解：34第一步：PO3+HO<——42HPO2-+OH（-程度较大）4第二步：HPO2-+HO<—>HPO-+OH（程度较小）4224第三步：HPO-+HO<—>HPO+OH-（程度很小）2 4 2 3 4由上可知，同浓度的NaCO和NaHCO溶液相比较，NaCO的水解程度更大，水解生成的OH-离23323子浓度更高，故其溶液的碱性更强。所以有：多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。4、 影响盐类水解平衡的因素内因(决定性因素)：盐的组成，盐类水解程度的大小是由盐的本性所决定的。例如不同弱酸的钠盐，如酸性：H2SO3>H2CO3>H2SiO3，则盐溶液的碱性：Na2SiO3>Na2CO3>Na2SO3，即水解程度Na2SiO3>Na2CO3>Na2SO3o外因：主要有温度、温度、外加酸碱及离子间的相互影响：温度：水解是酸碱中和的逆过程，是吸热反应，故升高温度可促进水解；浓度：稀释溶液，可使水解生成的离子和分子间的碰撞机会减少，故溶液越稀，水解的程度越大。外加酸、碱：向盐溶液中引入水解产物相同的离子，使水解平衡逆向移动可以抑制水解，移去或减小水解产物中的H+和0H-,则可促进水解。如FeCI3水解时：Fe3++3HOz~~>Fe(OH)+3H+23引入少量盐酸，即增大c(H+),可抑制它的水解；引入少量NaOH溶液，中和掉H+,可促进水解，乃至析出Fe(OH)3沉淀。④两种离子水解且水解后溶液酸碱性相反，二者相互促进一双水解。当两种盐水解的情况相反时，则混合时H+和OH—结合成水使两盐的水解平衡破坏，达到促进的目的，常见的是AI2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即析出AI(OH)3沉淀和放出气体co2,且反应趋于完全。5、 盐类的双水解(1)双水解的定义某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子在一起都发生水解，相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全。如将A12(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体。这是由于混合前A12(SO4)3溶液呈酸性：Al3++3HO<》Al(OH)+3H+ NaHCO3溶液呈碱性：TOC\o"1-5"\h\z2 3 ； 3HCO-+HO匸二HCO+OH-混合后由于H++OH—==HO，两个水解反应互相促进，平3 2 2 3 ； 2衡都向右移动，使其各自水解趋于完全，所以产生白色沉淀和CO2气体，即：Al3++3HCO-<——>3COT+Al(OH)J3 2 3这种构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应(即弱酸弱碱盐)。双水解反应相互促进,水解程度较大，有的甚至水解完全，如醋酸铵的水解过程如下：溶于水后完全电离：NHAc===NH++Ac-44NH+的水解：NH++HO<>NH-HO+H+44232Ac-的水解：Ac-+HO< >HAc+OH-2②与③两个水解反应生成的H+与OH-反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减小，平衡均向右移动。2)常见的完全双水解反应高中化学中常见的完全双水解反应离子组合有：Fe3+、Al3+与AlO-、2C02-（HC0-）、S2-Fe3+、Al3+与AlO-、23 3 3 3以上组合的特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==="并标"个山"，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如硫化铝的水解：2A13++3S2-+6H0==2Al(0H)/+3HST232另外需要注意的是,某些挥发性的酸形成的盐如CuCI2、CuBr2等在加热的条件下会发生双水解，如CuCI2的双水解：CuCl+2H0 Cu(OH)+2HClT222综上所述，我们可以得出盐类水解规律为：有弱就水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。溶液中微粒浓度大小的比较1、基本原则电解质溶液中粒子浓度大小比较历来是高考中考查化学基本理论知识方面的重点和热点题型。这类试题考查的知识点多，灵活性、综合性强，有较好的区分度，能有效地测试出考生对弱电解质的电离平衡、盐类水解、电解质之间的反应等基本概念、基本理论的掌握情况及对这些知识的综合应用能力。解决该类题目，需掌握以下几点：2、两大理论(1)电离理论①一般来说，弱电解质(弱酸、弱碱等)的电离是微弱的，电离消耗及电离产生的微粒都是微小的，同时还要考虑水的电离。如氨水溶液中，既存在NH3・H2O的部分电离，还存在水的微弱电离。故其溶液中微粒浓度大小为：c(NH3•H2O)>c(OH-)>c(NH+)>c(H+)。324

②多元弱酸的电离：多元弱酸的电离是分步进行的，一级电离总是远大于二级、三级电离，故多元弱酸的电离中主要考虑第一级电离。如在h2s水溶液中，h2s的电离是分步的，且第一步电离是主要的，故微粒浓度大小为：c(H2S)>c(H+)>c(HS->c(S2-)。水解理论弱离子的单水解是微弱的。由于水的电离，水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中c(OH-)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。如NH4CI溶液中，微粒浓度大小为：c(CI-)>c(NH+)>c(H+)>c(NH3-H2O)。多元弱酸根离子的水解是分步进行的，其第一步水解是主要的。如Na2CO3溶液中微粒浓度大小为:c(CO2-)>c(HCO-)>c(H，COJ。3 3 2 3对同浓度CO2-和HCO-,CO2-比HCO-水解程度要大。对于其他弱酸性盐也是相同情况，即3333同浓度的正盐溶液水解程度比相应酸式盐水解程度大。电离与水解理论综合考虑多元弱酸的酸式盐溶液、同浓度的一元弱酸(弱碱)与其对应的盐溶液的电离与水解是同时存在的，谁占优势，取决其电离与水解程度的相对大小(一般由题示信息给出)。①对多元弱酸