兩個關於鹽類水解比較離子濃度大小的問題

1樓：匿名使用者

這種題有乙個答題方法：

第一步：找溶質。

拿第一題舉例，nh4cl和nh3·h2o(1:1)混合，得到溶液的溶質是nh4cl和nh3·h2o（1：1）

第二部：寫平衡。

這裡是只溶液中的全部平衡（電離、水解、水的電離）

一共三個：nh4++h2o=nh3·h2o+h+

nh3·h2o=nh4++oh-

h2o=oh-+h+

第三部：比大小。

由於氨水顯鹼性，故電離大於水解。

所以根據平衡可得出nh3·h2o=nh4++oh-要更劇烈。

即nh4+濃度更高。

排順序時注意母體大於子體。拿這道題來講，母體是銨根、氫氧根和氯離子，子體就是氫離子。

所以氫氧根一定大於氫離子。

最易錯的就是氯離子和氫氧根的比較。氯離子為定值，設為1.則氫氧根的**有兩部分，一是電離的來的，佔大部分，二是水電離來的，很少很少。

而電離所得畢竟不可能超過1，所以氯離子要大於氫氧根離子。

順序可得出。

這種題要多練、多接觸。其實掌握了規律之後並不難。

再者，比較離子濃度時可用電荷守恆來輔助比較。即若有四種離子，則排在兩頭的一定是同種電性的，中間的是同種電性的，只有這樣，電荷才能守恆。

2樓：匿名使用者

在大多數情況下,電離程度都會大於水解程度.

因為水解是水+鹽=酸+鹼是中和反應的逆反應,中和反應的程度極大,則水解的反應一般是極小的.

所以第一題中1:1混合, nh4cl完全電離,氨水電離出nh4+,而此時電離＞水解.故氨水電離的氨根比因水解少去的氨根.. 所以nh4+＞cl-

又因為氨水電離了oh-＞水解少去的oh- 所以oh-＞h+

第二題同理,電離＞水解則強電解質naac這邊ac-要多過na+``

然後水解少去的h+ ＜電離出來的h+ 則h+ ＞oh-

所以答案分別是

1.nh4+ ＞cl- ＞oh- ＞h+

2.ac- ＞na+ ＞h+ ＞oh-

特殊的情況: 水解＞電離的情況出現於酸式酸根中

比如hs- hco3- hpo4-等等因為二次電離遠遠小於一次電離,所以水解成弱電解質的反應要遠遠大於電離成酸根或陰離子的反應.

當然,在混合溶液判斷離子濃度大小通常用電離＞水解來判斷. 而具體情況需要具體分析啦``

高中化學鹽類水解比較離子濃度大小問題

3樓：焦錫茂

在相同條件下nh4cl、ch3coonh4、(nh4)2so4、nh4hso4、(nh4)2co3中c(nh4+)由大到小的順序：c[nh4)2so4]>c[(nh4)2co3]>c[nh4hso4]>c(nh4cl)>c(ch3coonh4)

因為相同條件下,可假設五種物質的物質的量濃度相同,

五種物質都是強電解質,都完全電離,(nh4)2so4和(nh4)2co3中銨根離子的物質的量分別是兩種物質的物質的量濃度的2倍,所以兩種物質的溶液中銨根離子的濃度最大,

硫酸銨正確水解,碳酸銨中銨根離子和碳酸根離子互相促進水解,所以c[nh4)2so4]>c[(nh4)2co3];

nh4cl、ch3coonh4、nh4hso4三種物質中所含銨根離子的物質的量相同，但nh4hso4中由於含有氫離子，抑制了銨根離子的水解，nh4cl中銨根正常水解，ch3coonh4中銨根離子和醋酸根離子互相促進水解，所以c[nh4hso4]>c(nh4cl)>c(ch3coonh4)

綜上所述可知：c(nh4+)由大到小的順序：c[nh4)2so4]>c[(nh4)2co3]>c[nh4hso4]>c(nh4cl)>c(ch3coonh4)

4樓：匿名使用者

好多年沒看高中化學了，僅供參考：

假設都是1摩爾情況下(nh4)2so4，(nh4)2co3 水解的nh4 一定比另外3個多，但是co3碳酸根離子比so4硫酸根離子弱，所以(nh4)2co3水解出的nh4離子比(nh4)2so4少。

nh4cl、ch3coonh4都是水解出1摩爾的nh4，但是乙酸根離子比氯離子弱，所以nh4cl>ch3coonh4

假設1摩爾nh4hso4的溶液 so4是1摩爾的話，nh4 和h離子分別是1摩爾，但是h離子的存在使得nh4水解的比nh4cl少，所以溶液中c(nh4hso4)>c(nh4cl)

so:(nh4)2so4>(nh4)2co3>nh4hso4>nh4cl>ch3coonh4

你自己總結吧，總之強酸比弱酸強就對了

5樓：茂陵文淵

首先(nh4)2so4，(nh4 )最多。

其次是nh4hso4，和nh4cl

最後是ch3coonh4和(nh4)2co3樓上看清楚

6樓：匿名使用者

nh4cl、、(nh4)2so4、nh4hso4 ch3coonh4、(nh4)2co3中c(nh4+)

高中化學鹽類水解，離子濃度比較大小的問題

7樓：老粉筆頭

以na2co3溶液為例。

1.首先，由於一般鹽的水解都是比較微弱的，所以，溶液中na＋和co32－最多。在此基礎上，顯然na＋＞co32－

2.co32－是弱酸根，會發生水解：

co32－＋h2o＝＝（可逆號）hco3－＋oh－由於oh－的生成，使溶液顯鹼性，即oh－＞h＋3.雖然hco3－也能水解，但其水解相對於co32－來說，更加微弱，通常可能忽略不計。

4.因為水解通常都是微弱的，所以oh－、h＋濃度遠不及na＋、co32－大。

5.綜上所述，得出na2co3溶液中的主要離子濃度順序為：

na＋＞co32－＞oh－＞h＋

6.hco3－的比較稍顯複雜一些，現行人教版教材不要求掌握。

鹽類水解：溶液中離子濃度大小怎麼比較啊溶液離子濃度

8樓：匿名使用者

首先，不是所有鹽都會發生水解。當鹽中所含的陽離子對應的鹼是弱鹼，或陰離子對應的酸是弱酸時，這種弱鹼弱酸鹽才會發生水解。

如： nh4cl。在水中，nh4cl = nh4+ + cl-

銨根對應的氫氧化銨是弱鹼，氯離子對應的鹽酸是強酸，所以這是強酸弱鹼鹽，誰弱誰水解，誰強顯誰性。

則nh4+發生水解：nh4+ + h2o =可逆= nh3·h2o + h+ ，所以nh4cl溶液呈弱酸性。

離子濃度大小比較：不會水解的離子，濃度最大，在這個例子中，cl-的濃度最大。

由於水解只是一部分的離子會發生，達到水解平衡後，其他的nh4+不會繼續水解。

所以nh4cl溶液中，離子濃度從大到小排列為：c(cl-)>c(nh4+)>c(h+)>c(oh-)

當你要判斷排列得正確與否，你可以看一下oh-和h+的順序。

比如在一些選擇題，題目給出的是個強鹼弱酸鹽，那麼oh-濃度一定會大於h+的，按這個來可能可以排除某些選項。

另外可以根據電荷平衡來判斷。像只有一種溶質的溶液，溶液中存在4種離子，若濃度最大的是陰離子，那麼濃度最小的也肯定是陰離子，反之亦然。

對了，補充一下。如果是強酸強鹼鹽，此類鹽不發生水解，常溫下溶液ph=7，顯中性；如果是弱酸弱鹼鹽，則會發生雙水解。雙水解即陽離子陰離子都發生水解。

鹽類水解時比較離子濃度大小的方法

9樓：

水解規律

簡述為：有弱才水解，無弱不水解

越弱越水解，弱弱都水解

誰強顯誰性，等強顯中性

具體為：

⑴．正鹽溶液

①強酸弱鹼鹽呈酸性

②強鹼弱酸鹽呈鹼性

③強酸強鹼鹽呈中性

④弱酸鹼鹽不一定

⑵．酸式鹽

①若只有電離而無水解，則呈酸性（如nahso4）

②若既有電離又有水解，取決於兩者相對大小

電離程度＞水解程度，呈酸性

電離程度＜水解程度，呈鹼性

常見酸式鹽溶液的酸鹼性

鹼性：nahco3、nahs、na2hpo4、nahs.

酸性：nahso3、nah2po4、nahso4

10.影響水解的因素

內因：鹽的本性.

外因：濃度、溫度、溶液鹼性的變化

（1）溫度不變，濃度越小，水解程度越大.

（2）濃度不變，濕度越高，水解程度越大.

（3）改變溶液的ph值，可抑制或促進水解。

比較鹽溶液中離子濃度間的大小關係.

小結：溶液中的幾個守恆關係

電荷守恆：電解質溶液呈電中性，即所有陽離子所帶的正電荷總數與所有陰離子所帶的負電荷總數代數和為零。

物料守恆（原子守恆）：即某種原子在變化過程（水解、電離）中數目不變。

a 一種鹽溶液中各種離子濃度相對大小

①當鹽中陰、陽離子等價時

[不水解離子] ＞[水解的離子] ＞[水解後呈某性的離子（如h+或oh—）] ＞[顯性對應離子如oh—或h+]

例項：ch3coona.

[na+]＞[ch3coo—] ＞[oh—] ＞[h+]

②當鹽中陰、陽離子不等價時。

要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是「幾價分幾步，為主第一步」，例項na2s水解分二步

s2—+h2o hs—+oh—（主要）

hs—+h2o h2s+oh—（次要）

各種離子濃度大小順序為：

[na+]＞[s2—] ＞[oh—] ＞[hs—] ＞[h+]

b 兩種電解質溶液混合後各種離子濃度的相對大小.

①若酸與鹼恰好完全以應，則相當於一種鹽溶液.

②若酸與鹼反應後尚有弱酸或弱鹼剩餘，則一般弱電解質的電離程度＞鹽的水解程度.

⑷．溶液中各種微粒濃度之間的關係

以na2s水溶液為例來研究

①寫出溶液中的各種微粒

陽離子：na+、h+

陰離子：s2—、hs—、oh—

②利用守恆原理列出相關方程.

10電荷守恆：

[na+]+[h+]=2[s2—]+[hs—]+[oh—]

20物料守恆：

na2s=2na++s2—

若s2—已發生部分水解，s原子以三種微粒存在於溶液中。[s2—]、[hs—]，根據s原子守恆及na+的關係可得.

[na+]=2[s2—]+2[hs—]+2[h2s]

10樓：愛晚風林亭

電解質溶液中離子濃度大小比較問題,是高考的「熱點」之一.高考化學試卷年年涉及這種題型.這種題型考查的知識點多,靈活性、綜合性較強,有較好的區分度,它能有效地測試出學生對強弱電解質、電離平衡、電離度、水的電離、ph值、離子反應、鹽類水解等基本概念的掌握程度及對這些知識的綜合運用能力.

處理此類試題時要關注以下幾個方面.

一、電離平衡理論和水解平衡理論

1.電離理論：

⑴弱電解質的電離是微弱的,電離消耗的電解質及產生的微粒都是少量的,同時注意考慮水的電離的存在；例如nh3·h2o溶液中微粒濃度大小關係.

【分析】由於在nh3·h2o溶液中存在下列電離平衡：nh3·h2onh4++oh-,h2oh++oh-,所以溶液中微粒濃度關係為：c(nh3·h2o)＞c(oh-)＞c(nh4+)＞c(h+).

⑵多元弱酸的電離是分步的,主要以第一步電離為主；例如h2s溶液中微粒濃度大小關係.

【分析】由於h2s溶液中存在下列平衡：h2shs-+h+,hs-s2-+h+,h2oh++oh-,所以溶液中微粒濃度關係為：c(h2s )＞c(h+)＞c(hs-)＞c(oh-).

2.水解理論：

⑴弱酸的陰離子和弱鹼的陽離子因水解而損耗；如nahco3溶液中有：c(na+)＞c(hco3-).

⑵弱酸的陰離子和弱鹼的陽離子的水解是微量的（雙水解除外）,因此水解生成的弱電解質及產生h+的（或oh-）也是微量,但由於水的電離平衡和鹽類水解平衡的存在,所以水解後的酸性溶液中c(h+)（或鹼性溶液中的c(oh-)）總是大於水解產生的弱電解質的濃度；例如（nh4）2so4溶液中微粒濃度關係.

【分析】因溶液中存在下列關係：（nh4）2so4=2nh4++so42-+2h2o2oh-+2h+,

2nh3·h2o,由於水電離產生的c(h+)水=c(oh-)水,而水電離產生的一部分oh-與nh4+結合產生nh3·h2o,另一部分oh-仍存在於溶液中,所以溶液中微粒濃度關係為：c(nh4+)＞c(so42-)＞c(h+)＞c(nh3·h2o)＞c(oh-).

⑶一般來說「誰弱誰水解,誰強顯誰性」,如水解呈酸性的溶液中c(h+)＞c(oh-),水解呈鹼性的溶液中c(oh-)＞c(h+)；

⑷多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的,主要以第一步水解為主.例如na2co3溶液中微粒濃度關係.

【分析】因碳酸鈉溶液水解平衡為：co32-+h2ohco3-+oh-,h2o+hco3-h2co3+oh-,所以溶液中部分微粒濃度的關係為：c(co32-)＞c(hco3-).

二、電荷守恆和物料守恆

1．電荷守恆：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等.如nahco3溶液中：

n(na+)＋n(h+)＝n(hco3-)＋2n(co32-)＋n(oh-)推出：c(na+)＋c(h+)＝c(hco3-)＋2c(co32-)＋c(oh-)

2．物料守恆：電解質溶液中由於電離或水解因素,離子會發生變化變成其它離子或分子等,但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的.如nahco3溶液中n(na+)：

n(c)＝1：1,推出：c(na+)＝c(hco3-)＋c(co32-)＋c(h2co3)

【注意】書寫電荷守恆式必須①準確的判斷溶液中離子的種類；②弄清離子濃度和電荷濃度的關係.

3．匯出式——質子守恆：如碳酸鈉溶液中由電荷守恆和物料守恆將na+離子消掉可得：c(oh-)=c(h+)+c(hco3-)+2c(h2co3).

此關係式也可以按下列方法進行分析,由於指定溶液中氫原子的物質的量為定值,所以無論溶液中結合氫離子還是失去氫離子,但氫原子總數始終為定值,也就是說結合的氫離子的量和失去氫離子的量相等.