高考化学热点知识训练13

溶液中粒子浓度关系

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⁺＋CO₃^2-。

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CO₃^2-＋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CO₃^2-, Ac^-的水解程度都要比0.1  mol/L Na₂CO₃ , 0.1mol/LNaAc中CO₃^2-, 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