共轭酸碱对

一、酸碱概念

酸碱离子理论是阿累尼乌其斯（Arrhenius）根据他的电离学说提出来的。他认为在水中能电离出氢离子并且不产生其它阳离子的物质叫酸。在水中能电离出氢氧根离子并且不产生其它阴离子的物质叫碱。酸碱中和反应的实质是氢离子和氢氧根离子结合成水。这个理论取得了很大成功，但它的局限性也早就暴露出来。倒台，气态氨与氯脂氢反应迅速生成氯化铵，这个酸碱中和反应并墙角水的生成；又如氨的水溶液显碱性，曾错误地认为NH3和H2O形成弱电解质NH4OH分子，然后离解出OH-+等。

由于阿累尼乌斯的酸碱离子理论不能解一些非水溶液中进行地酸碱反应等问题，1923年布朗特（Bron sted）提出了酸碱质子理论，把酸碱概念加以推广。酸碱质子理论认为凡是能给出质子的物质都是酸，凡是能与质子结合的物质都是碱。即酸是质子的给予体，碱是质子的接受体。这样，一个酸给出质子后余下的部分自然就是碱，因为它本身就是与质子结合的。它们的关系如下：

这种关系叫做酸碱的共轭关系，式中略去了HB和B可能出现的电荷。右边的碱是左边酸的共轭碱，左边的酸是右边碱的共轭酸，两者组成一个共轭酸碱对，它们只直差一个质子。

例如，

从以上例子可以看出，酸和碱可以是分子，也可以是阳离子和阴离子。还可以看出，像HPO2-4这样的

物质，既表现酸，也表现为碱，所以它是两性物质。同理，H2O，HCO-3等也是两性物质。

二、共轭酸碱的强弱

共轭酸碱对的离解常数Ka和Kb之间有确定的关系。以HOAc为例推导如下：

由于溶剂水的浓度不常数，所以它不出现在平衡常数式中。

用KW表示[H3O+][OH-]，KW称为水的离子积。这说明在一定温度下，水中的[H3O+]与[OH-]的乘积为一常数。所以Ka·Kb=KW （2-7）

24℃时KW值为1.0×10-14.这个关系说明,只知道了酸的离解常数Ka,就可以计算出它的共轭碱的Kb，反之亦然。Ka和Kb是成反比的，而Ka和Kb正是反映酸和碱的强度，所以，在共轭酸碱对中，酸的强度愈大，其共轭碱的强度愈小；碱的强度愈大，其共轭酸的强度愈小。表2-6列出了一些共轭厔碱对的强度次序。

表2-6共轭酸碱的强度次序

根据酸碱质子理论，酸碱在溶液中所表现出来的强度，不仅与酸碱的本性有关，也与溶剂的本性有关。我们所能测定的是酸碱在一定溶剂中表现出来的相对强度。同一种酸或碱，如果溶于不同的溶剂，它们所表现的相对强度就不同。例如HOAc在水中表现为弱酸，但在液氨中表现为强酸，这是因为液氨夺取质子的能力（即碱性）比水要强得多。这种现象进一步说明了酸碱强度的相对性。

三、酸碱反应

酸碱质子理论中的酸碱反应是酸碱之间的质子传递。例如：

这个反应无论在水溶液中、苯或气相中，它的实质都是一样的。HCL是酸，放出质子给NH3，然后转变成共轭碱CL-，NH3是碱，接受质子后转变成共轭酸NH4+。强碱夺取了强酸放出的质子，转化为较弱的共轭酸和共轭碱。

酸碱质子理论不仅扩大了酸碱的范围，还可以把酸碱离解作用、中和反应、水解反应等，都看作是质子传递的酸碱反应。医.学全在.线提供www.m e https://www.wendangku.net/doc/ca2544506.html,

由此可见，酸碱质子理论更好地解释了酸碱反应，摆脱了酸碱必须在水中才能发生反应的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应，并把水溶液中进行的某些离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应，加深了人们对酸碱和酸碱反应的认识。但是酸碱质子理论不能解释那些不交换质子而又具有酸碱性的物质，因此它还存在着一定的局限性。

路易斯提出的酸碱电子理论是目前概括最广的酸碱理论。该理论认为，凡是能给出电子对的物质叫做碱；凡是能接受电子对的物质叫做酸。即酸是电子对的接受体，碱是电子对的给予体。因此，碱中给出电子的原子至少有一对孤对电子（未成键的电子对），而酸中接受电子的原子至少有一个空轨道（外层未填充电子的轨道），以便接受碱给予的电子对，这种由路易斯定义的酸和碱叫做路易斯酸和路易斯碱。例如，三氟化硼（BF3）是路易斯酸，因为BF3中的B原子有一个空轨道是电子的接受体。NH3中N原子有一对孤对电子，是电子对的给予体，为路易斯碱。但是，由于酸碱电子理论概括的酸碱范围太宽，使其实用价值受到一定的限制。

盐溶液中离子浓度大小的比较

盐溶液中离子浓度大小的比较一、基本知识在盐溶液中存在平衡：水的电离平衡、盐的水解、弱电解质的电离平衡。 （H＋）与c（OH－）的关系： 中性溶液：c（H＋）＝c（OH－）（如NaCl溶液） 酸性溶液：c（H＋）＞c（OH－）（如NH4Cl溶液） 碱性溶液：c（H＋）＜c（OH－）（如Na2CO3溶液） 恒温时：c（H+）·c（OH－）＝定值（常温时为10－14） 2.电荷守恒：盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－） 如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－） 3.物料守恒：某元素各种不同存在形态的微粒，物质的量总和不变。 如 mol/L NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（NH3·H2O）＝ mol/L 如 mol/L Na2CO3溶液中：c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（H2CO3）＝ mol/L 4.质子守恒：溶液中水电离出的H＋与OH－相等 如Na2CO3溶液中：c（OH－）＝c（HCO3-）＋2c（H2CO3）＋c（H+） 二、解题方法和步骤 1.判断水解、电离哪个为主。 （1）盐离子不水解不电离：强酸强碱盐，如NaCl、Na2SO4等。 （2）盐离子只水解不电离：强酸弱碱或弱酸强碱形成的正盐，如NH4Cl、Na2CO3等。 （3）盐离子既水解又电离：多元弱酸形成的酸式盐， 以水解为主的有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等； 以电离为主的有NaHSO3和NaH2PO4等。 （4）根据题意判断： 如某温度下NaHB强电解质溶液中： 当c（H+）＞c（OH－）时：以HB－的电离为主； 当c（H+）＜c（OH－）时，以HB－的水解为主。 对于弱酸HX与强碱盐（NaX式）的混合溶液中：

溶液中离子浓度的图像题专题

离子浓度的图像题专题 题型一:溶液离子浓度及导电能力的变化 1、（０８年广东·１8)电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的 物理量,根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终应。右图 是KOH溶液分别滴定ＨCl溶液和CH3ＣOOH溶液的滴定曲线示 意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·Ｈ2O溶液滴定HCl 和ＣH3COOＨ混合溶液的滴定曲线的是( ） 2、(09河北正定中学高三第四次月考)往含0.2 moｌNａOH和0．1 mｏlBａ（OＨ)2的 溶液中持续稳定地通入CO2气体，当通入气体的体积为６.72L（标况下)时立即停止，则在这一过程中，溶液中离子总的物质的量和通入CO2气体的体积关系正确的图象是(气体的溶解忽略不计) ( ) 3、一定温度下，将一定量的冰醋酸加水稀释．溶液的导电能力变化如图23—1所示，下 列说法中，正确的是 ( ) A．a、ｂ、ｃ三点溶液的pH：c〈ａ

D。a、ｂ、c三点溶液用1 ｍoＬ／L氢氧化钠溶液中和,消耗氢氧化钠溶液的体积:ｃ〈ａ ｃ（CH3ＣOO－) 〉 c（OH－）＞ c（H+） B．在B点，a ＞ 12．５，且有 c（Na+) = ｃ(ＣH3COO-）＝ｃ（OH-）＝ c(Ｈ +) Ｃ．在C点：c（CH３CＯＯ—）＞c(Na+) 〉ｃ（OH—） ＞ c(Ｈ+） Ｄ.在D点：c(CH3ＣOO－) + c（ＣH3COＯＨ）＝ 2c（Ｎa＋） 题型二：溶液稀释过程中离子浓度的变化 5、（０9山东）１５．某温度下,相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别 加 水稀释,平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据图 判断正确的是（ ) A。ll为盐酸稀释时pＨ值变化曲线 B。b点溶液的导电性比ｃ点溶液的导电性强 C．a点Ｋw的数值比c点K w的数值大 D.b点酸的总浓度大于ａ点酸的总浓度 ６、pH=11的x、ｙ两种碱溶液各5mL，分别稀释至500mL，其 pH与溶液体积（V）的关系如图所示，下列说法正确的是 （ ) A.稀释后ｘ溶液中水的电离程度比y溶液中水电离 程度小 Ｂ．若x、y是一元碱，等物质的量浓度的盐酸盐溶液 y的pＨ大 C．若x、y都是弱碱，则a的值一定大于9 D.完全中和x,y两溶液时,消耗同浓度稀硫酸的体积V（ｘ）〉Ｖ(y) 7、ｐＨ=2的A、B两种酸溶液各１ ml，分别加水稀释到1000 ｍl，其中ｐＨ与溶液体积V的关系如图所示,下列说法正确的是( )

掌握溶液中氢离子浓度的计算方法

掌握溶液中氢离子浓度的计算方法 教学目标:让学生掌握溶液中氢离子浓度的计算方法，并让学生通过能够完成相关习题的训练，提高学生综合考虑和分清主次的能力。 教学重点：混合溶液和两性物质溶液的PH 值的计算。 教学难点：弱酸和弱减的混合溶液和两性物质溶液的PH 值的计算。 教学方法：讲授法和练习法 课时安排：三个课时 第一课时： 教学目标：掌握强酸或强碱溶液的酸度计算，弱酸或弱碱溶液的酸度计算 教学重点：强酸或强碱溶液的酸度计算，弱酸或弱碱溶液的酸度计算 教学难点：弱酸中酸度的计算 课时安排：40分钟 教学内容： PH 的计算 常用PH 计测量的方法确定溶液的PH 。如果已知某酸的浓度及其pKa ，还可以用计算的方法求得PH 。酸的种类繁多，如强酸、弱酸、一元酸、多元酸、混合酸、两性物质等。下面简要介绍常见的PH 计算方法。 一． 强酸或强碱溶液的酸度计算： 强酸强碱溶液在溶液中全部解离，故在一般情况下，酸度的计算比较简单。但他们的浓度很稀的时候，溶液的酸度的计算就需要考虑酸或碱本身解离出来的氢离子浓度或氢氧根离子浓度之外，还要考虑水解离出来的氢离子和氢氧根离子浓度。 二．弱酸和弱碱溶液的酸度计算： 1． 一元弱酸或弱碱 一元弱酸溶液中存在的酸碱组分有H ，OH ，HO ，A 和HA ，以HA 和HO 为参考水准，设 浓度为a mol/L 的 HCl 溶液 PBE a +=-+][OH ][H a a =≥+][H mol/L 101-6时，）（] OH [][H mol/L 102-8-+=≤时，）（a a K a a w +=+=<<+-+] [H ]OH [][H mol/L 101036-8-时，）（整理得 0 ][H ][H 2=--++w K a 若允许误差不>5%，有： 用同样的思路可处理强碱体系。 1. 强酸（强碱）溶液

溶液中氢离子浓度的计算公式总结-final新

溶液中H +浓度的计算公式总结： 一、强酸（强碱）溶液 1. c a ≥10-6 mol/L 时，[H +] =c a ； 2. c a ≤10-8 mol/L 时，[H +] = [OH -]=10-7； 3. 10-8＜c a ＜10-6 mol/L 时，求解一元二次方程0][][2=--++w a K H c H ，即得 2 4][2 w a a K c c H ++=+ 二、一元弱酸（碱）溶液 由PBE 可得：w a K HA K H +=+][][，整理得到一元三次方程。 1. c a ?K a ≥10K w 时，水的离解忽略不计： (1) c a /K a ≥100 (5-9) (2) c a /K a ＜100时，式 1 (5-8)，整理得到一元二次方程0][][2=-+++a a a K c H K H ，求解方程可得 a a a a K c K K H ++-=+42][2 2. c a ?K a ＜10K w 时, 水的离解不能忽略： (1) c a /K a ≥100 2 (5-10) (2) c a /K a ＜100时，弱酸离解部分不能忽略不计：整理得到一元三次方程 0])[(][][23=-+-++++w a w a a a K K H K K c H K H ——精确式(5-6) 三、多元弱酸(碱)溶液 以二元弱酸为例，由PBE 可得)] [21]([][221++++=H K A H K K H a a w ，整理得到一元四次方程，难以求解，见课本精确式(5-12)，故要采取近似处理。 H 2A 的第二级解离忽略不计，按一元弱酸处理。上述计算一元弱酸溶液中氢离子浓度的计算公式以及相关的近似条件都适用，只是要用二元弱酸的K a1代替一元弱酸的K a 。 *推广到所有碱溶液pH 的计算，先求算溶液中OH -浓度：(1) [OH -]代替[H +]；(2) K b 代替K a ；(3) c b 代替c a ；则pOH= -lg[OH -]，pH=14- pOH 。 (注1：涉及到计算多元碱溶液中的OH -浓度，则注意要用相应的碱的各级离解常数代替酸的相应的各级离解常数(如用k b1代替k a1，用k b2代替k a2))。 (注2：c a 代表酸的浓度，c b 代表碱的浓度)

电解质溶液中由水电离出的氢离子浓度的计算技巧

电解质溶液中由水电离出的氢离子浓度的计算技巧 [摘要]“电解质溶液中的离子平衡”是高中化学教学的重点与难点，而关于“水电离出的氢离子浓度”的计算更是教学难点，在高考试题中占有一定的比例。学生解这类题时常常容易出错，因此引导学生掌握此类题型的计算技巧显得尤为重要。 [关键词]电解质溶液；水的电离；氢离子浓度；计算技巧 [中图分类号] [文献标识码] A [文章编号] 1674-6058（2018）17-0059-02 “解质溶液中的离子平衡”是高中化学教学的重点与难点，而关于“水电离出的氢离子浓度”的计算更是教学难点，在高考试题中占有一定的比例，学生解这类题时常常容易出错。在电解质溶液中水是最重要的溶剂，离子平衡一般取决于溶质和水的电离平衡，由于水的电离较弱，有时可以忽略不计，而只考虑溶质的电离；但有时水的电离又不可以忽略。怎样去理解这个问题，是长期以来困扰学生的一个难题。本文就电解质溶液中水电离出的氢离子浓度的计算技巧提供一些建议，旨在为高中化学教学提供一定的参考与

指导。 现对近几年高考中出现的“水电离出的氢离子浓度的计算”题型进行归类解析。 【例1】求常温下 mol/L的盐酸溶液中，由水电离出的氢离子浓度。 解析：由HCl[ ]H++Cl-和H2O []H++OH-可知，溶液中的氢离子浓度是由HCl和H2O共同决定的，氢氧根离子浓度只由H2O决定，由此可知c（H+）水=c（OH-）水，也就是说水电离出的氢离子和氢氧根离子永远相等。所以要求水电离出的氢离子浓度，只要计算出水电离出的氢氧根离子浓度即可。 mol/L的盐酸即 pH=1，那么c（OH-）总= c（OH-）水=10-13 mol/L，所以c（H+）水=c（OH-）水=10-13 mol/L。 【例2】求常温下 /L的氢氧化钠溶液中，由水电离出的氢氧根离子浓度。 解析：由NaOH[ ]Na++OH-和H2O []H++OH-可知，溶液中的氢氧根离子浓度是由NaOH和H2O共同决定的，氢离子的浓度只由H2O决定，而 c（H+）水=c（OH-）水，这是绝对成立的，也就是说水电离出的氢离子和氢氧根离子永远相等，所以要求水电离出的氢氧根离子浓度，只要计算出水电离出的氢离子浓度即可。L 的氢氧化钠即pH=13，c（H+）总= c（H+）水=10-13

专题复习--有关pH计算电解质溶液中离子浓度的关系

专题复习－－有关pH 计算、电解质溶液中离子浓度的关系 有关pH 计算： （一）三种类型pH 计算： 1. 电解质溶液加水稀释 （1）强电解质溶液的稀释； （2）弱电解质溶液的稀释。 2. 不同浓度的强酸（或强碱）自相混合pH 计算： （1）酸I ＋酸II []()() H n H n H V V I II I II + ++= ++ （2）碱I ＋碱II []()() OH n OH n OH V V I II I II - --= ++ 3. 酸碱混合溶液pH 的计算： （1）混合溶液呈中性： 强酸强碱：+=+- n H n OH ()() 室温时：[][]/H OH mol L +--==?1107 （2）混合溶液呈酸性： []()() H n H n H V V I II I II + -+= -+ （3）混合溶液呈碱性： []()() OH n OH n H V V I II I II - -+= -+ （二）酸碱稀溶液pH 值计算途径 n n H nC OH nC H OH pH pOH 元强酸元强碱 酸酸[][][][]+-+-==

室温时，同一溶液的pH pOH +=14 电解质溶液中离子浓度的关系： （一）运用好两个守恒关系： 1. 电荷守恒关系：阴阳离子电荷数相等，即溶液为电中性； 2. 物料守恒关系：即各种元素的原子个数在溶解前后保持不变。 此两种守恒关系，决定了溶液中离子间等式关系成立的基础。 （二）一种电解质溶液中离子浓度大小的比较： 1. 强酸弱碱盐溶液：主抓弱碱离子水解平衡； 2. 强碱弱酸盐溶液：主抓弱酸根离子水解平衡； 3. 弱酸溶液：主抓弱酸的电离平衡； 4. 弱碱溶液：主抓弱碱的电离平衡； 5. 强碱弱酸溶液的酸式盐溶液：主抓酸式酸根离子的电离和水解两种平衡。 （三）两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较： 1. 强酸与弱碱混合（或强碱与弱酸混合）： a. 恰好反应时，主抓两溶液混合生成强酸弱碱盐的水解情况； b. 当弱碱（或弱酸）剩余时，溶液的酸碱性由强酸弱碱盐（或强碱弱酸盐）水解和弱碱（或弱酸）的电离相对大小决定。 2. 强碱弱酸盐与强酸混合（或强酸弱碱盐与强碱混合）；主抓两溶液混合后生成的弱酸（或弱碱）的电离。 当弱酸（或弱碱）与盐的浓度相同时，通常情况，弱酸（弱碱）的电离程度大于强碱弱酸盐（强酸弱碱盐）的水解程度。 3. 强碱弱酸盐与弱酸混合（或强酸弱碱盐与弱碱混合）主抓题设中的条件。 【模拟试题】 有关pH计算： 1. 常温下，从pH＝3的弱酸溶液中取出1mL的溶液，加水稀释到100mL，溶液的pH为_________。 2. 常温下，等体积混合0.1mol/L盐酸和0.06mol/L氢氧化钡溶液后，溶液的pH为_________。 3. 在25℃时，若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该强酸pH与强碱的pH之间的关系应满足____________。 4. 某温度时，水的K W＝10-13，将该温度下pH＝11的NaOH溶液aL与pH＝1的硫酸溶液bL 混合。 （1）若所得混合液为中性，则a:b＝________ （2）若所得混合液的pH＝2，则a:b＝________ （3）若所得混合液的pH＝10，则a:b＝________ 5. 常温下，某强酸溶液pH＝a，强碱溶液pH＝b，已知a＋b＝12，酸碱溶液混合后pH＝7，则酸溶液体积V（酸）和碱溶液体积V（碱）的关系是______________。

关于溶液中的离子浓度的计算

关于溶液中的离子浓度的计算 1.酸碱平衡 精确计算氢离子浓度公式的推导： 对于一元弱酸溶液，存在以下两个平衡HA+电离常数= O +水的离子积常数 =c(*c( 氢离子的总数是这两部分的总和，我们可以直接计算每一部分的氢离子相加即得总氢离子数，计算如下： c(=+ 在这一个公式中，和是难以计算的，而且由于两个平衡处在同一个溶液中，这两个平衡将共用同一个氢离子浓度，他们的数值和部分氢离子浓度相等的关系虽然存在，但是已经无法显现。 已经失去，故这样是难以计算出来的。观察到在每一个平衡中都有一个量的浓度和氢离子浓度相等，故可以用他们代换计算，如下： c(=+ =+ 上式中的氢离子浓度正是总氢离子浓度，这种算法刚好利用了两个平衡共用同一个氢离子浓度的特点，将独立平衡的相等关系（c(=+)和溶液混合之后的统一计算结合在一起，很好地处理了问题。 最后得到：c(= 然后以-c()+=c(HA)代换式中的的，就可以的到关于氢离子浓度的一元三次方程。这对于很多人来说是一个头疼的问题，所以又有了近似计算。 近似式的推导： 在不考虑水的电离的情况下，===,整理可得一元二次方程

+=0, 这种情况没有考虑水的电离，不考虑水的电离的条件是≥20 在以上的基础上在一步近似就是，如果，则认为≈，就可以得到 c(=

这种情况是认为该酸的电离十分微弱，判断标准是是否大于380，如果大于380，则证明浓度是占上风的，可以利用最简式计算。380的推算如下，标准是≤5%， 2.沉淀平衡 KSP与溶解度的关系 KSP溶度积常数是从平衡的角度去看的，他是温度的函数。溶解度，100克水中溶解的质量；另外需要特别指出的是溶解的也可以用mol/L来表示。他们两个之间是可以相互推算的。用溶度积可以推算出来饱和溶液中物质的浓度，设其为C,设溶度积为x克，则有 （100+x）=x 再结合C= 其中C的单位是mol/L,的单位是g/c,是质量分数，M是溶质的摩尔质量。 就可以实现溶度积和KSP的换算。特别注意的是在推算过程中的合理近似。 如有侵权请联系告知删除，感谢你们的配合！

碳酸铵和碳酸氢铵溶液中离子浓度的大小比较

碳酸铵和碳酸氢铵溶液中离子浓度的大小比较 分别计算0.500 mol/L(NH4)2CO3和NH4HCO3溶液中各成分的浓度。 （1）(NH4)2CO3溶液中 NH4++CO32—+H2O NH3·H2O+HCO3— 其平衡常数K= c(NH3·H2O)×c(HCO3—)/[c(NH4+)×c(CO32—)] = c(NH3·H2O)×c(HCO3—)×c(H+)×c(OH—)/[c(NH4+)×c(CO32—)×c(H+)×c(OH—)] =K w/( K2K b) =1×10—14/(5.61×10—11×1.80×10—5)=9.9 因为c(NH3·H2O)= c(HCO3—)，所以 c2(NH3·H2O)/[c(NH4+)×c(CO32—)] = c2(NH3·H2O)/{[1.000 mol/L—c(NH3·H2O)][ 0.500mol/L—c(NH3·H2O])=9.9 解得：c(HCO3—)=c(NH3·H2O)=0.460 mol/L c(NH4+)=0.540mol/L c(CO32—)=0.040 mol/L 再求溶液中c(H+)和c(OH—)： 将c(HCO3—)=0.460 mol/L和c(CO32—)=0.040 mol/L 代入H2CO3的K2中求溶液中c(H+)：c(H+)=5.61×10—11×0.460 mol/L/0.040 mol·L—1=6.45×10—10 mol/L c(OH—)=1.55×10—5 mol/L 或将c(NH3·H2O)=0.460 mol/L和c(NH4+)=0.540mol/L代入NH3·H2O的电离常数式中求溶液中c(OH—)： c(OH—)= 1.80×10—5×0.460 mol/L/0.540 mol·L—1=1.53×10—5 mol/L c(H+)=6.52×10—10 mol/L 结论：c(NH4+)=0.540mol/L c(HCO3—)=c(NH3·H2O)=0.460 mol/L c(CO32—)=0.040 mol/L c(OH—)=1.53×10—5 mol/L c(H+)=6.52×10—10 mol/L （2）NH4HCO3溶液中 NH4++HCO3—+H2O NH3·H2O+H2CO3 其平衡常数K= c(NH3·H2O)×c(H2CO3)/[c(NH4+)×c(HCO3—)] = c(NH3·H2O)×c(H2CO3)×c(H+)×c(OH—)/[c(NH4+)×c(HCO3—)×c(H+)×c(OH —)] =K w/(K1K b) =1×10—14/(4.31×10—7×1.80×10—5)=1.29×10—3 因为c(NH3·H2O)= c(H2CO3)，c(NH4+)=c(HCO3—)，所以 c2(NH3·H2O)/c2(NH4+)= c2(NH3·H2O)/{[0.500 mol/L—c(NH3·H2O)]2=1.29×10—3 解得：c(H2CO3)=c(NH3·H2O)=0.0173 mol/L c(NH4+)= c(HCO3—)=0.483mol/L 再求溶液中c(H+)和c(OH—)： 将c(H2CO3)=0.0173 mol/L和c(HCO3—)=0.483 mol/L 代入H2CO3的K1中求溶液中c(H+)：c(H+)=4.31×10—7×0.0173 mol·L—1/0.483 mol/L =1.54×10—8 mol/L c(OH—)=6.50×10—7 mol/L 或将c(NH3·H2O)=0.0173 mol/L和c(NH4+)=0.483mol/L代入NH4+的水解常数式中求溶液中c(OH—)： c(OH—)= 1.80×10—5×0.0173 mol/L/0.483 mol·L—1=6.45×10—7 mol/L

ph计算与离子浓度大小比较练习

第2课时溶液的pH计算分类例析和专项训练 一、求强酸溶液的pH值。 【例1】求mol·L-1HCl溶液的pH。 二、求强碱溶液的pH值。 【例2】求mol·L-1NaOH溶液的pH。 三、求弱酸溶液的PH 值 【例3】求25℃时，mol·L-1HCN溶液的pH 值。（已知K a（HCN）=×10-10） 四、求弱碱溶液的pH值 【例4】求25℃时，mol·L-1NH3·H2O溶液的pH 值(Kb=×10-5)。 五、求强酸、强碱混合溶液的pH 值。 1、酸与酸混合溶液的pH值。 【例5】pH=3和pH =5的盐酸等体积混合，求混合溶液的pH 值。 2、碱与碱混合。 【例6】将pH 值为8的NaOH溶液与pH 值为10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的c(H+)最接近于（）。混合液的pH为多少？ （A）?(10-8+10-10) mol·L-1（B）(10-8+10-10) mol·L-1 （C）(1×10-14+5×10-5) mol·L-1（D）2×10-10 mol·L-1

3、酸与碱混合。【例7】100 mol·L-1盐酸加到等体积mol·L-1NaOH溶液中，所得溶液中的pH 值是( )。 （A）（B）（C）（D） 六、相当等势问题：【例8】在10 mol·L-1的AgNO3溶液中加入10 mL mol·L-1的盐酸，求反应 后混合溶液的pH值（假设体积为二者之和）。 七、有关稀释问题：、较浓酸或碱稀释体积倍数较少时：如pH=3盐酸10 mL稀释至1 L，其稀释 液pH为5。 2、极限稀释问题： 【例9】pH=5的盐酸1 mL稀释至1 L ，溶液的PH是否等于8？ 1、弱酸稀释问题：如pH=4的醋酸体积稀释至原来的10倍，则pH值的范围为多少？ 2、PH=9 的NaOH溶液，稀释1000倍，求溶液中的PH（只写过程） 八、求反应后溶液的pH值。【例10】往100mL FeCl3溶液中通入足量的H2S，结果得到0.32g沉淀， 求反应后溶液的pH值（假设溶液体积不变）。 【例11】下列说法正确的是（）。 （A）两种酸溶液等体积混合后，其混合液的pH值一定小于7。 （B）酸溶液中加入蒸馏水，其pH值一定增大。 （C）等体积的两种酸溶液分别与足量的镁粉反应，pH值大的产生的H2一定少。 （D）两种pH值相等酸溶液，其导电能力一定相等。

高考必考点之溶液中离子浓度大小比较

五电解质溶液中离子浓度大小比较归类解析电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。高考化学试卷年年涉及这种题型。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、电离度、水的电离、pH值、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。处理此类试题时要关注以下几个方面。 【必备相关知识】 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞ c(NH4+)＞c(H+)。 ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。

【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS- S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞ c(OH-)。 2.水解理论： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。

⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水， 而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。 ⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)； ⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。例如Na2CO3溶液中微粒浓度关系。 【分析】因碳酸钠溶液水解平衡为：CO32-+H2O HCO3-+OH-， H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-) ＞c(HCO3-)。 二、电荷守恒和物料守恒 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：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(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)

有关离子浓度计算题

浓度计算专题 1.判断溶液中离子浓度是否相等 （1）下列各溶液中c(Na+)最大的是（） A. 4L 0.5mol/L 的NaCl溶液 B. 2L 0.8mol/L 的NaOH溶液 C. 1L 1.0mol/L 的Na2CO3溶液 D. 0.5L 1.2mol/L 的Na2SO4溶液 （2）下列溶液中的c(Cl-)与50ml 1.0mol/L 的MgCl2溶液中的c(Cl-)相等的是（） A. 150ml 1.0mol/L 的NaCl溶液 B. 75ml 2mol/L 的CaCl2溶液 C.150ml 2.0mol/L 的KCl溶液 D.75ml 1mol/L 的AlCl3溶液 2.根据电荷守恒计算溶液中某离子的浓度（有些题目需要考虑离子共存问题）（3）由硫酸钾，硫酸铝和硫酸组成的混合液中c(H+)=0.1mol/L，c(Al3+)=0.4mol/L，c(SO42-)=0.8mol/L，则c(K+)=（） A.0.15mol/L B.0.2mol/L C.0.3mol/L D.0.4mol/L （4）某溶液经过分析，其中仅含有Na+、K+、Ca2+、Cl-、NO3-，已知其中Na+、K+、Ca2+、NO3-的浓度均为0.1 mol/L，则Cl-的物质的量浓度为（） A．0.1 mol/L B. 0.3 mol/L C. 0.2 mol/L D. 0.4 mol/L （5）某溶液中大量存在以下五种离子：NO3-、SO42-、Fe3+、H+、M，其物质的量之比为n（NO3-）：n（SO42-）：n（Fe3+）：n（H+）：n（M）=2:3:1:3:1,则M可能为（） A. Fe2+ B.Mg2+ C. CO32-D．Ba2+

溶液中氢离子浓度的计算公式总结final

溶液中浓度的计算公式总结： 一、强酸（强碱）溶液 1. ≥10-6 时，[] ； 2. ≤10-8 时，[] = []=10-7； 3. 10-8＜＜10-6 时，求解一元二次方程0][][2=--++w a K H c H ，即得 2 4][2 w a a K c c H ++=+ 二、一元弱酸（碱）溶液 由可得：w a K HA K H +=+][][，整理得到一元三次方程。 1. ?≥10时，水的离解忽略不计： (1) ≥100 (5-9) (2) ＜100 1 (5-8)，整理得到一元二次方程0][][2=-+++a a a K c H K H ，求解方程可得 a a a a K c K K H ++-=+42][2 2. ?＜10时, 水的离解不能忽略： (1) ≥100 2 (5-10) (2) ＜100时，弱酸离解部分不能忽略不计：整理得到一元三次方程 0])[(][][23=-+-++++w a w a a a K K H K K c H K H ——精确式(5-6) 三、多元弱酸(碱)溶液 以二元弱酸为例，由可得)] [21]([][221++++=H K A H K K H a a w ，整理得到一元四次方程，难以求解，见课本精确式(5-12)，故要采取近似处理。 H 2A 的第二级解离忽略不计，按一元弱酸处理。上述计算一元弱酸溶液中氢离子浓度的计算公式以及相关的近似条件都适用，只是要用二元弱酸的1代替一元弱酸的。 *推广到所有碱溶液的计算，先求算溶液中浓度：(1) []代替[]；(2) 代替；(3) 代替；则 []，14- 。 (注1：涉及到计算多元碱溶液中的浓度，则注意要用相应的碱的各级离解常数代替酸的相应的各级离解常数(如用1代替1，用2代替2))。 (注2：代表酸的浓度，代表碱的浓度) 四、混合溶液

化合物离子浓度计算

溶液中各粒子浓度计算 1、①50mL 1 mol/L NaOH溶液中钠离子的浓度为（），氢氧根离子的溶度为（），钠离子的物质的量为（），氢氧根离子的物质的量为（），氢氧化钠的物质的量为（）； ②150mL 0.5 mol/L CuCl2溶液中铜离子的浓度为（），氯离子的溶度为（），铜离子的物质的量为（），氯离子的物质的量为（），氯化铜的物质的量为（）； ③2L 0.1 mol/LAl2(SO4)3溶液中铝离子的溶度为（），硫酸根离子的浓度为（），铝离子的物质的量为（），硫酸根离子的物质的量为（），硫酸铝的物质的量为（）； ④200mL 3 mol/L 的硫酸溶液中，氢离子的物质的量浓度为（），硫酸根离子的物质的量浓度为（），氢离子的物质的量为（），硫酸根离子的物质的量为（）； ⑤500 mL Fe2(SO4)3溶液中，铁离子的物质的量浓度为0.8 mol/L，硫酸根的溶度为（），硫酸铁的物质的量为（）； ⑥0.5L 某物质的量溶度的FeCl3溶液中，铁离子物质的量浓度与氯离子的物质的量浓度之比为（），铁离子的物质的量与氯离子的物质的量之比为（）； 2、20g氢氧化钠固体溶于水，配制500mL溶液，该溶液中钠离子的物质的量浓度为（） A．1.0mol/L B. 0.5 mol/L C. 20 mol/L D. 0.04mol/L 3、下列溶液中氯离子的物质的量浓度与50mL1 mol/L的氯化铝溶液中氯离子的浓度相等的是（） A．150mL 1mol/L 氯化钠溶液 B. 75mL 2mol/L 氯化铵溶液 C．150L 3mol/L 氯化钾溶液 D. 75mL 1mol/L 氯化钙溶液 4、0.12mol/L的氯化钠溶液、氯化镁溶液、氯化铝溶液各500mL，氯离子的物质的量浓度（） A. 相同 B. 无法比较 C. 依次为0.12mol/L、0.24mol/L、0.36mol/L D. 依次为0.06mol/L、0.12mol/L、0.18mol/L 如果将以上三种溶液混合，混合液中氯离子的物质的量浓度为（）（假设混合液体积为三种溶液体积之和） 5、下列溶液中硝酸根离子浓度与500mL 1mol/L硝酸钠溶液中硝酸根离子浓度相等的是（） A. 100mL 2 mol/L 硝酸铵溶液（NH4NO3） B．20mL 1mol/L硝酸钾溶液和40mL 0.5mol/L Ca(NO3)2溶液混合 C．50mL 1.5mol/L Al(NO3)3溶液 D．150mL 0.5mol/L Mg(NO3)2溶液 6、两份体积相同某植物营养液，其配方如下：

有关电解质水溶液中水电离出离子的计算

电解质水溶液中水电离出离子浓度的计算 大体可以分为三种： 酸、碱和盐（盐又分为水中显酸性、碱性和中性的盐） 用到的知识点： 1.水的离子积常数K w=C（H+）·C（OH-） 2.水电离出的C（H+）和C（OH-）永远相等 3.要分清上面提出的几种情况 下面就以常温条件下为例将以上几种情况为例简单计算如下: 一、酸和碱 由于酸和碱对于水的电离具有抑制作用，所以计算酸和碱溶液中水电离出的离子时，一定要找出谁是同离子效应，这种离子主要由酸或者碱电离提供，那么水电离出的离子就只要通过水的离子积计算出另一种离子的浓度即可，计算出这种离子就是水电离出的离子浓度；通常题目设计让计算酸（碱）中水电离出的氢（氢氧根）离子浓度。 例1：常温下，PH=12 的NaOH溶液中水电离出的OH-浓度是多少？ 解析：碱中的氢氧根主要由碱电离产生，产生同离子效应，对水的电离有抑制作用，所以水电离的OH-太小所以忽略不计，而氢离子则只由水电离提供； 因此PH=12时，溶液中C（H+）= 10-12mol.L-1，C（OH-）碱= K w／C（OH-）=10-2mol.L-1， 所以溶液中，C（H+） 水=C（OH-） 水 =10-12mol.L-1。 例2：常温下，PH=2 的H2SO4溶液中水电离出的H+浓度是多少？ 解析：酸中氢离子主要由酸电离产生，产生同离子效应，对水的电离有抑制作用，水电离的H+太小所以忽略不计，而氢氧根离子则只由水电离提供； 因此PH=2时，溶液中C（H+）= 10-2mol.L-1，为酸电离产生，C（OH-）水= K w／C （H+）=C（H+） 水 =10-12mol.L-1。 二、盐 1.盐如果是强酸强碱盐水溶液和纯水一样都显中性，水电离出来的C（OH-）水=C （H+） 水 =10-7mol.L-1。 2.如果是强酸弱碱盐水溶液，由于弱碱阳离子水解结合了水电离出来的氢氧根离

水溶液中离子浓度的关系(一)

第一课时：单一溶液 一、 溶液中离子溶度大小比较方法 两个微弱 ：弱电解质的电离是微弱的；盐类水解是微弱的。 两个主要：多元弱酸分步电离，第一步电离是主要的；含 多元弱酸的酸根离子的盐分步水解，第一步水解是主要的。练习：比较下列溶液中离子浓度大小关系。 1.CH3COOH溶液中：c（CH3COOH） c（CH3COO-） c（H+） 2.H2S溶液中：c（H+） c（HS-） c（H2S） c（S2-） 3.NH4Cl溶液中：c（NH4+） c（Cl-） c（NH3·H2O） c（H+） 4.（NH4）2SO4溶液中：c（NH4+） c（SO42-） c（NH3·H2O） c（H+） 5.Na2CO3溶液中：c（CO32-） c（HCO3-） c（H2CO3） 二、 三大守恒关系 练习： 1.写出（NH4）2SO4溶液中的守恒关系 2.写出0.1mol/L CH3COOH溶液中的守恒关系 例1. 已知NaHCO3溶液显碱性 （1）比较c（CO32-） c（H2CO3） （2）你能得到哪些守恒关系？ （3）已知H2CO3K a1=4.3ⅹ10-7，K a2=5.6ⅹ10-11。通过计算说明NaHCO3溶液显碱性。

（见本八2013.1.23） 第二课时：混合溶液 解决等量关系的难点：电荷守恒、物料守恒的变形 解决不等量关系的难点：“抓大放小” 例2：已知等物质的量的CH3COOH与CH3COONa加入一定量水中形成溶液呈酸性。 （1）比较c（CH3COOH）、c（CH3COO-）、c（Na+）的大小。 （2）你能得到哪些守恒关系? （3）已知K a（CH3COOH）=1.75×10-5，通过计算说明该溶液呈酸性。变式题1：常温下，CH3COOH与CH3COONa混合溶液的pH=7，c（Na+）=0.1mol/L。比较c（CH3COOH）、c（CH3COO-）、c（Na+）的大小。 （2011年江苏高考14题改编） 变式题2：25℃时，将0.1 mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1 mol/L 盐酸10mL混合后，溶液呈酸性。 （1） 比较溶液中有关离子溶度： c（CH3COOH）、c（CH3COO-）、c（H+）、c（Cl-） （2）写出溶液中的等量关系。 （3）若此时该溶液的pH=a，则c（CH3COO-）- c（Cl-）= 。 练习： 1.25℃时，浓度均为0.1 mol/L的NH3·H2O、NH4Cl溶液等体积混合， 所得碱性溶液中比较大小：c（NH4+）+c（H+） c（NH3·H2O）+ c（OH-）