2010高考热点专题突破热点六《溶液中离子浓度大小的比较》.doc

2010年高考化学热点专题突破(十个热点) 热点一 物质结构 元素周期律 热点二　水的电离和溶液的pH 热点三　化学反应速度、化学平衡 热点四 离子方程式正误判断 热点五 离子共存 热点六 溶液中粒子浓度大小的比较 热点七 氧化－还原反应 热点八 电化学 热点九 质量守恒定律 阿伏加德罗常数及定律 热点十 正确书写热化学方程式 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２５℃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．多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO32-＋H2O HCO3-＋OH-、HCO3-＋H2O H2CO3＋OH-。 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0.1mol/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-]＋2[CO32-]＋[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，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 1．100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 ） A．[Na+]＞[CH3COO-]＞[OH-]＞[H+]　　　 B．[Na+]＞[CH3COO-]＞[H+]＞[OH-] C．[Na+]＞[CH3COO-]＞ [H+]＝[OH-]　　　 D．[Na+]＝[CH3COO-]＞[OH-]＞[H+] 2.将pH＝3的盐酸溶液和pH＝11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+] (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