电解质溶液中离子浓度大小的判断

电解质溶液中离子浓度大小的判断判断电解质溶液中离子浓度的大小关系或等量关系，是中学化学的重点和难点，也

是高考中经常涉及的问题，本文就此类问题的教学总结如下。

一、熟练掌握两个规律

1．多元弱酸电离的规律

根据多元弱酸分步电离分析：如在H3PO4溶液中：c(H+)> c(H2PO4-) > c(HPO42-)

> c (PO43-)和c (H+)> 3c ( PO43-)

2．盐类水解的规律

谁弱谁水解，谁强显谁性即根据是否水解及溶液酸碱性分析：

如NH4CI 溶液中：c ( C「)> c (NH4+)> c ( H+)> c ( OH-)

越弱越水解，双弱促水解即根据水解程度分析：

如同温度同浓度的NaCN溶液和NaF溶液中，c (CN-)v c (F-);

同温同度浓度的①NH4CI溶液②NH4HCO3溶液中，NH4+浓度关系是①〉②。多元要分步，程度依次减即根据多元弱酸根的分步水解及各步水解程度分析：如Na2CO3 溶液中：c (Na+)> c (CO32-)> c (OH-)> c ( HCO3-) 和 c (Na+)> 2c( CO32-)

同温度同浓度的Na?CO3溶液和NaHCO3溶液中，c (CO32-)v c (HCO3-)。

显酸酸抑制，显碱碱抑制即根据酸、碱对水解平衡的影响分析：

如同温同浓度的①NH4CI溶液②NH4HSO4溶液中，NH4+浓度关系是①V②。

二、灵活运用三个守恒

1．电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如在Na2CO3溶液中存在着Na+、CO32-、

H+、OH「、HCO3 一，它们存在如下关系：

c(Na+) +c(H+) =2c(CO32-) + c(HCO3-) + c(OH－)

2．物料守恒

电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，使离子或分子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的，如在0.10mol/LNa2CO3溶液中CO32-能水解，故碳元素以CO32一、HCO3「、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：

c(CO32-) + c(HCO3-) +c(H2CO3) =0.10moI/L

或c(Na+) =2c(CO32-) + 2c(HCO3-) +2c(H2CO3)

3．质子守恒

任何溶液中，水电离产生的H+和OH-的物质的量均相等，在能发生水解的盐溶液中，有H+(或0H-)转化为其它存在形式的情况存在，但各种存在形式的物质的量总和与0H-(或H+)的物质的量仍保持相等。如在Na2S溶液中，c (OH-) = c( H+)+c(HS-) + 2c( H2S)，该守恒关系也可由上述电荷守恒和物料守恒两个守恒关系推出。

三、清晰把握四类题型

1．单一溶液中离子浓度关系的判断

【例题1】Na2S溶液中存在的下列关系，不正确的是( )

A . c (Na+)= 2c (&「)+ 2c (HS「)+ 2c (H2S)

B. c (Na+) + c ( H+)= c (OH「)+ c (HS-) + 2c (S2「)

C. c (OH_)= c (H + ) + c (HS-) + c (H2S)

D . c (Na+)> c (S2-)>c (OH-)>c (HS-)

解析：由物料守恒可知A正确；由电荷守恒可知B正确；由质子守恒可知C不正确，正确关系是 c ( OH-)= c (H + ) + c (HS-) + 2c (H2S);由S2-、HS-两种离子的水解平衡可知 D 正确。

答案：C

2．混合溶液中离子浓度关系的判断

【例题2】用物质的量都是0.01 mol 的HCN 和NaCN 配成 1 升混合溶液, 已知其中c(CN - v c(Na+),对该溶液的下列判断不正确的是( )

A. c (H+) > c(OH -

B. c(OH - > c(H+)

C. c(HCN) >c(CN - D . c(HCN) + c(CN - = 0.02mol/L

解析：先根据电荷守恒c(Na+) + c(H +)= c(OH - + c(CN -，由c(CN) v c(Na+)可求出

c(OHJ > c(H+)。又由物料守恒可知D 正确，并且c(CN - v 0.01mol/L，则

c(HCN) >0.01mol/L 故C 正确。

答案：A

【例题3】将20mL 0.4mol「硝酸铵溶液跟50mL 0.1mol L-1氢氧化钡混合，则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是( )

A. c(NO3-)>c(OH-)>c(NH4+)>c(Ba2+)

B. c(NO3-)>c(Ba2+)>c(OH-)>c(NH4+)

C. c(Ba2+)>c(NO3-)>c(OH-)> c(NH4+)

D . c (N03-)>c (Ba2+)>c (NH4+)>c (OH-)

解析：常温下混合，离子反应为NH4++OH= NH3 H20,因溶液较稀，无氨气逸出。

Ba2+和N03-未参加反应，两者的物质的量仍为0.005 mol和0.008mol。根据反应计算，OH-过量了0.002 mol，溶液显碱性，抑希9 NH3 H2O电离，”日4+要少得多，故c (OH-) >c (NH4+)。

答案：B

3.不同溶液间离子浓度关系的判断

【例题4】在相同温度下，相同物质的量浓度的下列溶液中①NH4CI ②____________________________________________________________________ CH 3COONH4 ③NH4HSO4④NH4NO3。NH4+浓度由大至V小的顺序是___________________ 。

解析：NH4HSO4溶液中，HSO4-电离出的H+抑制NH4+的水解，则NH4+浓度最大；

CH3COONH4溶液中，阴阳离子都水解，相互促进，则NH4+浓度最小；NH4CI和NH4NO3 均为强酸盐，水解程度相同，则NH4+浓度相同。

答案：③〉①二④〉②

【例题5】相同温度下，有等体积，物质的量浓度都为0.1 moI/L的CH3COOK溶液和KCI溶液。两种溶液中离子总数相比较( )

A、前者多

B、一样多

C、后者多

D、无法判断

解析：错误分析：(1) CH3COO-因水解而减少，故选C o (2)因有下列平衡：

CH3COO—+ H2O = CH3COOH + OH一，发生水解的CH3CO0一与生成的OH-个数相等，故选B。

正确分析：根据电荷守恒在CH3COOK和KCl溶液中分别有：

c ( K+) + c ( H+)= c (CH3COO- )+ c (OH-)，

c ( K+) + c ( H+)= c (Cl-) + c (OH-)o

两溶液中的c ( K+)相等，而由于CH3COO-的水解，使溶液呈碱性，导致 c ( H+) 后者比前者大，所以有 c (Cl-) + c (OH-)>c (CH3COO- ) + c (OH-)故C正

答案：C

4 ?利用离子浓度关系推断溶质

【例题6】已知某溶液中只存在0H - Cl - NH4+、H +四种离子，某同学推测该溶液中各

离子浓度大小顺序可能有如下四种关系：

①c( Cl- > c (NH4+)> c (H+)> c (OH -

②c (Cl - > c (NH4+)> c (OH - > c (H+)

③c ( NH4+) > c (Cl - > c (OH - > c (H+)

④c (Cl - > c (H+) > c (NH4+) > c (OH -

填写下列空白：

(1)___________________________________________________ 若溶液中只溶解了一种溶质，该溶质的名称是 _____________________________________ ，上述离子浓度大

小顺序关系中正确的是 _________ (选填序号)。

(2)________________________________________________________ 若上述关系中③是正确的，则溶液中溶质的化学式是 _______________________________ ;若上述关

系中④是正确的，则溶液中溶质的化学式是 _____________ 。

(3)若溶液由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c( H Cl) (填写>、v或二”，下同) ____________ c(NH3H2O)，混合前盐酸中c (H+)和氨水中

c (OH -的关系：c (H+) ___________ c (OH -。

解析：(1)任何溶液中因H2O =H+ +OH -而存在H+和OH-。若只溶一种溶质就含四种离子，则该物质必为NH4CI;又因NH4+水解，则各离子浓度大小关系为①。(2) 由(1)中分析可知，若要c( NH4+) >c(C「)，必须加入一种可提供NH4+,且使c(OH - 增大的物质即氨水；若④正确，则需在NH4CI溶液中加入一种可提供大量H+的物质即盐酸。(3)由于NH4CI水解呈酸性，若使混合溶液呈中性，NH3H2O必须过量，由于二者等体积混合，则c (NH3

H2O) > c ( H Cl)，而NH3H2O是弱碱，只有少量电离，所以混合前溶液中c (H+)> c (OH-。

答案：(1)氯化铵①(2) NH4CI 和NH3 (或NH4CI 和NH3 H2O) NH4CI 和H Cl (3)v >

在判断离子浓度大小关系的过程中，还要注意：(1) 一般盐的水解是微弱的，水解

的离子数约占离子总数的1%左右。(2) —般弱酸的电离部分都是很少的，通常只有1% 左右的分子电离。(3)两个经验规律：混合溶液中氨与铵根离子浓度接近1：1时呈碱

性；混合溶液中醋酸与醋酸钠浓度接近1：1时，溶液呈酸性。

溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)91946

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。【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， 2H2O2OH-+2H+， 2NH3·H2O，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-)

2020届高三化学复习试题调研：水溶液中的离子平衡 ——溶液中粒子浓度关系

水溶液中的离子平衡 ——溶液中粒子浓度关系判断电解质溶液中的粒子浓度关系是近几年高考的必考题型，一般在选择题中作为压轴题呈现。因综合性强、难度大且常考常新，成为考生失分的重灾区。要想攻克此难关，需巧妙利用平衡观念和守恒思想建立起等量关系，进行分析，比较即可。一理解两大平衡，树立微弱意识 1．电离平衡→建立电离过程是微弱的意识弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中存在：CH3COOH CH3COO－＋H＋，H2O OH－＋H＋，溶液中粒子浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)。 2．水解平衡→建立水解过程是微弱的意识弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中存在：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，H2O H＋＋OH－，溶液中，c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)。二巧用守恒思想，明确定量关系 1．等式关系 (1)电荷守恒电解质溶液中所有阳离子所带正电荷总数与所有阴离子所带负电荷总数相等。如：NaHCO3溶液中电荷守恒： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。 (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他离子或分子，但离子或分子中某种特定元素原子的总数不变。如：在NaHCO3溶液中，n(Na)∶n(C)＝1∶1，推出c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)。 (3)质子守恒质子守恒是指电解质溶液中的分子或离子得到或失去的质子的物质的量相等。质子守恒也可根据电荷守恒和物料守恒联合求出。如：NH4HCO3溶液中H3O＋、H2CO3为得到质子后的产物；NH3·H2O、OH－、CO2－3为失去质子后的产物，故有c(H3O＋)＋c(H2CO3)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)＋c(CO2－3)。 [提醒] 电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加：如2c(CO2－3)的化学计量数2代表一个CO2－3带有2个负电荷，不可漏掉。 2．不等式关系

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：

溶液中的守恒规律和离子浓度大小的比较

溶液中的守恒规律及离子浓度大小的比较(两课时) 学习目标： 1、复习巩固弱电解质的电离和盐的水解的规律 2、学会书写电荷守恒，物料守恒，质子守恒的关系式 3、掌握单一溶液和混合溶液中离子浓度大小的比较规律一、溶液中的守恒规律 1．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷总数与所有的阴离子所带的负电荷总数相等。如：CH3COONa溶液中，n(Na+)＋n(H+)＝n(Ac-)＋n(OH-) 推导出： c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-) 一般用物质的量浓度表示等式关系 Na2CO3溶液,电荷守恒：c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) 练习写出下列溶液的电荷守恒关系式 NH4Cl NaHCO3 (NH4)2SO4 【注意】书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷的关系。【应用练习】： ①25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的PH＝7时，下列关系正确的是 A．c(NH4+)=c(SO42－) B．c(NH4+)>c(SO42－) C．c(NH4+)

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Na2CO3溶液中n(Na+)：n(c)＝2：1，推出：c(Na+)＝2c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋2c(H2CO3) CH3COONa溶液中物料守恒 c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 练习写出下列溶液的物料守恒关系式 NH4Cl NaHCO3 (NH4)2SO4 3．质子守恒：如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒两式联立，将Na+离子消掉可得： c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。此关系式也可以按下列方法进行分析，由于指定溶液中氢原子的物质的量为定值，所以无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。可以用图示分析如下：由得失氢离子守恒可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。练习：写出下列溶液的质子守恒关系式 NH4Cl NaHCO3 (NH4)2SO4 达标练习：写出下列溶液的三大守恒关系式 Na2S 电荷守恒物料守恒质子守恒二、溶液中离子浓度大小的比较规律（1）不同物质同种离子浓度比较型

高二化学溶液中离子浓度大小比较专题

高二化学溶液中离子浓度大小比较专题（用）一、相关知识点梳理: 1、电解质的电离强电解质在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。多元弱酸如H 2CO 3 还要考虑分步电离： H 2CO 3 H+＋HCO 3 -；HCO 3 -H+＋CO 3 2-。２、水的电离水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离， H 2 O H+＋OH-。水电离出的[H+]＝[OH-] 在一定温度下，纯水中[H+]与[OH-]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H+]·[OH-]，在２５℃时，Kw＝1×10-14。在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，使水的电离度变大。３、盐类水解在溶液中盐的离子跟水所电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。关于盐的水解有这么一个顺口溜“谁弱谁水解，谁强显谁性” 多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO 32-＋H 2 O HCO 3 -＋OH-、HCO 3 -＋H 2 O H 2 CO 3 ＋OH-。４、电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：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Na 2CO 3 溶液中：[Na+]＋[H+]＝[HCO 3 -]＋2[CO 3 2-]＋[OH-] 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Na 2CO 3 溶液中n(Na+)：n(c)＝2：1，推出： c(Na+)＝2c(HCO 3 -)＋2c(CO 3 2-)＋2c(H 2 CO 3 ) 水的电离守恒（也称质子守恒）：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。如在0.1mol·L－1的Na 2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H 2 S)。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NH 4 HCO溶液中H O+、H CO为得到质子后的产物；NH、OH-、CO2-为失去质子后的产物，故有以下关系： c(H 3O+)+c(H 2 CO 3 )=c(NH 3 )+c(OH-)+c(CO 3 2-)。列守恒关系式要注意以下三点： ①要善于通过离子发生的变化，找出溶液中所有离子和分子，不能遗漏。 ②电荷守恒要注意离子浓度前面的系数；物料守恒要弄清发生变化的元素各离子的浓度与未发生变化的元素之间的关系；质子守恒要找出所有能得失质子的微粒，不能遗漏。 ③某些关系式既不是电荷守恒也不是物料守恒通常是两种守恒关系式通过某种变式而得。解题指导电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。多年以来全国高考化

溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)知识讲解

溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)

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。【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， 2H2O2OH-+2H+， 2NH3·H2O，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仅供学习与交流，如有侵权请联系网站删除谢谢2

电解质溶液中离子浓度关系

电解质溶液中离子浓度关系一、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。【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， + 2H2O 2OH-+2H+， 2NH3·H2O，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-)。

离子浓度关系判断

专题讲座：离子浓度大小关系判断一、熟悉两论，构建思维基点 1．电离理论 (1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH＋4、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4)。 (2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。 2．水解理论 (1)弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：NH＋4、Cl －、NH ＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。 3·H2O、H (2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO2－3、HCO－3、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO2－3)>c(HCO－3)>c(H2CO3)。二、把握三种守恒，明确等量关系 1．电荷守恒规律电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。 2．物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K ＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 3．质子守恒规律如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋

2018人教版高中化学47总复习：离子浓度的大小比较(提高)知识讲解

高考总复习离子浓度的大小比较【高考展望】电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。多年以来全国高考化学试卷年年涉及这种题型，受到高考命题者的青睐。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、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。【方法点拨】解答此类题时必须有正确的思路，首先确定平衡溶液中的溶质，是单一溶质，还是含多个溶质；然后从宏观和微观上进行分析。宏观上掌握解题的三个思维基点即抓住三大守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒，并能做出相应的变形。微观上抓住电离平衡、水解平衡，分清主次。总的来说就是要先整体，后局部；先宏观，后微观；先定性，后定量。【知识升华】一、电解质溶液中的守恒关系 1.电荷守恒： ⑴电荷守恒的含义：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. ⑵电荷守恒式的书写：如Na2CO3溶液中由于存在下列电离和水解关系： Na2CO3=2Na++CO32-， H2O H++OH-，

CO32-+H2O HCO3-+OH-， H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中所有的阳离子有Na+、H+，阴离子有CO32-、HCO3-、OH-，根据电荷守恒有：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)。又如CH3COONa溶液中由于存在下列电离和水解关系： CH3COONa=CH3COO-+Na+，

CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-， H2O H++OH-，所以溶液中所有的阳离子为Na+、H+，所有的阴离子为CH3COO-、OH-，因此电荷守恒式为： c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)。【注意】书写电荷守恒式必须做到：①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 2.物料守恒： ⑴含义：指某微粒的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的微粒浓度之和。 ⑵物料守恒式的书写：如：Na2CO3溶液中由于存在下列电离和水解关系： Na2CO3=2Na++CO32-，

有关溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略

有关溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。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、水的电离、pH 、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。现结合07年各省市高考试题和模拟题谈谈解答此类问题的方法与策略。一、要建立正确一种的解题模式 1．首先必须有正确的思路： 2．要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。二、要注意掌握两个微弱观念 1．弱电解质的电离平衡弱电解质电离的过程是可逆的、微弱的，在一定条件下达到电离平衡状态，对于多元弱酸-+-HS +H ，H 的电离，可认为是分步电离，且以第一步电离为主。如在S 的水溶液中：H S HS 222-+S+H ， ++-2-－－。c(OH ＞c(S)H)+OH ，则离子浓度由大到小的顺序为c(H)＞c(HS ＞) O H 22．盐的水解平衡在盐的水溶液中，弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子都会发生水解反应，在一定条件下达到水解平衡。在平衡时，一般来说发生水解反应是微弱的。多元弱酸根的阴离子的水解，可认为2－＋COHO 是分步进行的，且依次减弱，以第一步为主。如在NaCO 溶液中存在的水解平衡是：2332++－－2－－－－－）。＞c ＞c(OH （)＞c(HCOHCO ＋OH ＋，HCO ＋HO HCOOHH ，则c(Na)＞c(CO))3322333 三、要全面理解三种守恒关系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．电荷守恒：1 相等。++2－－++－cc )(Na(H)＋2n(CO))＋n(OH ＋)推出：n(Na 例如： NaHCO 溶液中：n(H)＋n(HCO)＝333－2－－ccc ) (HCO))＋2(CO ＋＝(OH 33离子会发生变化变成其它离子或分子等，电解质溶液中由于电离或水解因素，2．物料守恒：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。－－+2+cccc ) CO ＋＝11n(C)n(Na 溶液中例如：NaHCO)：＝：，推出：(Na)(HCO)(CO)＋(H 32333． +）的物质的量应相等。 3．质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H +－2－为失去质子后的、COCO 为得到质子后的产物；NH 、例如：在NHHCO 溶液中HOOH 、H 3332433产物， +－2－ccccc )(OH 。)+)+(HCO)= (NH)+ 故有以下关系：(CO(HO 32333以上三种守恒是解题的关键，对于这一类题的如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等只有通过平时的练习认真总结，形成技能，才能很好地解这一类型的题。四、要熟悉常见题型与对策 1．单一溶质溶液中离子浓度大小关系 ① 强酸、强碱、强酸强碱盐溶液 +2－－c cc )。(OH(H))＝2＋(SO 对策：只考虑电解质的电离与水的电离。如HSO 溶液中，442② 弱酸或弱碱溶液 +－2－ccc ))(H ＞)＞(HPO(HPO 对策：只考虑电离。如在HPO 溶液中，要考虑它是多

溶液中离子浓度大小的比较方法与技巧

溶液中离子浓度大小的比较１．溶液中离子浓度大小比较的规律（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析。如H3PO4的溶液中，c(H+)>c(H2PO4－)>c(HPO42－) > c(PO43－)。多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析：如Na CO3溶液中，c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)> 2 c(HCO3－)。（2）不同溶液中同一离子浓度的比较，则要注意分析溶液中其他离子对其的影响。如在①NH4Cl ②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，c(NH4+)浓度的大小为③>①>②。（3）如果题目中指明溶质只有一种物质（该溶质经常是可水解的盐），要首先考虑原有阳离子和阴离子的个数，水解程度如何，水解后溶液显酸性还是显碱性。（4）如果题目中指明是两种物质，则要考虑两种物质能否发生化学反应，有无剩余，剩余物质是强电解质还是弱电解质；若恰好反应，则按照“溶质是一种物质”进行处理；若是混合溶液，应注意分析其电离、水解的相对强弱，进行综合分析。（5）若题中全部使用的是“＞”或“＜”，应主要考虑电解质的强弱、水解的难易、各粒子个数的原有情况和变化情况(增多了还是减少了)。（6）对于HA 和NaA的混合溶液（多元弱酸的酸式盐：NaHA），在比较盐或酸的水解、电离对溶液酸、碱性的影响时，由于溶液中的Na+保持不变，若水解大于电离，则有c(HA) > c(Na+)>c(A－) ，显碱性；若电离大于水解，则有c(A－) > c(Na+)> c(HA)，显酸性。若电离、水解完全相同（或不水解、不电离），则c(HA) =c(Na+)=c(A－)，但无论是水解部分还是电离部分，都只能占c(HA)或c(A－)的百分之几到百分之零点几，因此，由它们的酸或盐电离和水解所产生的c(H+) 或c(OH－)都很小。【例1】把0.2 mol·L－1的偏铝酸钠溶液和0.4 mol·L－1的盐酸溶液等体积混合，混合溶液中离子浓度由大到小的顺序正确的是 A．c(Cl－)>c(Al3+)>c(Na+)>c(H+)>c(OH－)B．c(Cl－)>c(Al3+)>c(Na+)> c(OH－)> c(H+) C．c(Cl－)> c(Na+) > c(Al3+) > c(H+) > c(OH－) D．c(Na+)> c(Cl－)> c(Al3+) > c(OH－) > c(H+) 【解析】偏铝酸钠与盐酸混合后，发生反应：NaAlO2+HCl+H2O ===NaCl+Al(OH)3，显然，盐酸过量，过量的盐酸与Al(OH)3进一步反应：Al(OH)3+3HCl=== AlCl3+ 3H2O，故反应后，溶液为AlCl3与NaCl的混合溶液，Cl－浓度最大，反应前后不变，故仍然最大，有部分Al存在于没有溶解的Al(OH)3沉淀中，若Al全部进入溶液中与Na+浓度相同，故c(Na+) > c(Al3+)，由于AlCl3水解溶液呈酸性，故c(H+) > c(OH－)，故正确答案为C。【答案】C。【例2】某二元弱酸(简写为H2A)溶液，按下式发生一级和二级电离： H2A H++HA－HA－H++A2－已知相同浓度时的H2A的电离比HA－电离容易，设有下列四种溶液： A．0.01 mol·L－1的H2A溶液 B．0.01 mol·L－1的NaHA溶液 C．0.02 mol·L－1的HCl与0.04 mol·L－1NaHA溶液等体积混合液 D．0.02 mol·L－1的NaOH与0.02 mol·L－1的NaHA溶液等体积混合液。据此，填写下列空白(填代号)： (1)c(H+)最大的是_______，最小的是______。 (2)c(H2A)最大的是______，最小的是______。 (3)c(A2－)最大的是_______，最小的是______。 (1)A D(2)A D(3)D A 【例3】把0.02 mol·L-1CH3COOH溶液和0.01mol·L-1NaOH溶液以等体积混合，若c(H+)>c(OH —)，则混合液中粒子浓度关系正确的是( ) A．c(CH3COO-)＞c(Na+) B．c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)

知识点四离子浓度的大小比较

知识点四离子浓度的大小比较【例1】0.1 mol·L－1的NH4Cl，NaHCO3，Na2CO3溶液，NH3·H2O溶液，CH3COONa溶液，H2S溶液，NaHSO3溶液【例2】0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1 L混合溶液；0.1 mo Na2CO3和NaHCO3配成1 L混合溶液【例3】在0.1 mol·L－1的CH3COOH中逐滴加入NaOH溶液 ①酸性_______________________________________________________。 ②碱性_______________________________________________________。 ③中性_______________________________________________________。 ④恰好完全反应_______________________________________________________。【例4】下列溶液中有关物质的浓度关系正确的是(C) A．c(NH＋4)相等的(NH4)2SO4、NH4HSO4、NH4Cl溶液中：c(NH4HSO4)>c[(NH4)2SO4]>c(NH4Cl) B．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－) C．1.0 mol·L－1 Na2CO3溶液：c(OH－)＝c(HCO－3)＋c(H＋)＋2c(H2CO3) D．某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HA－)＋c(A2－) 【例5】8．常温下，向20 mL 0.2 mol·L－1 H2SO3溶液中滴加0.2 mol·L－1 NaOH溶液。有关微粒的物质的量变化如图所示。(其中Ⅰ表示H2SO3，Ⅱ代表HSO－3、Ⅲ代表SO2－3)。根据图示判断正确的是() A．当V(NaOH)＝0时，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－7 B．当V(NaOH)＝20 mL时：c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－) C．当V(NaOH)＝40 mL时2c(Na＋)＝c(SO2－3) D．当V(NaOH)＝40 mL后，继续滴加NaOH溶液，溶液的温度会继续升高答案 B 解析H2SO3溶液是酸性溶液，水的电离会受到抑制，A选项错误；当V(NaOH)＝20 mL时，溶液中的溶质是NaHSO3，根据图像分析知，溶液中c(SO2－ )>c(H2SO3)，故HSO－3的电离大于其水解，溶液呈酸性，B选项正确；当V(NaOH)＝40 mL时，3 溶质为Na SO3，SO2－3存在水解现象，故2c(Na＋)>c(SO2－3)，C选项错误；当V(NaOH)＝40 mL后，继续滴加NaOH溶液，2 溶液中不再发生中和反应，溶液的温度不会继续升高，D选项错误。【例6】(2010·江苏，12)常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－ 1 CH COOH溶液所得滴定曲线如右图。下列说法正确的是 3 A．点①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋) B．点②所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－) C．点③所示溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．滴定过程中可能出现：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－) 解析点①溶液中的溶质为0.001 mol CH3COOH和0.001 mol CH3COONa，据物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na ＋)，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH COO－)＋c(OH－)，整理后得c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)； 3 点②溶液的pH＝7，据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH COO－)＋c(OH－)，又c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)＝c(CH3COO－)； 3 点③溶液中的溶质为0.002 mol CH COONa，离子浓度大小关系为c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 3 答案 D 【例7】已知某溶液中只存在OH－、H＋、NH＋4、Cl－四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序可能有如下四种关系： ①c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(OH－) ②c(NH＋4)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋) ③c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) ④c(Cl－)>c(H ＋)>c(NH＋ )>c(OH－) 4 (1)若溶液中只溶有一种溶质，则该溶质是________，上述四种离子浓度的大小顺序为______________(填序号)。

高中化学离子浓度大小比较专练

资料收集于网络，如有侵权请联系网站删除．离子浓度大小比较专练 1（07年山东理综·14）氯气溶于水达到平衡后，若其他条件不变，只改变某一条件，下列叙述正确的是 ?)(Hc A．在通入少量氯气，减小?c(ClO)B．通入少量SO，溶液的漂白性增强2＋－＋c(ClOC．加入少量固体NaOH，一定有c(Na)=c(Cl D．加入少量水，水的电离平衡向正反－) ) 应方向移动＋HCl＋HClOO解析：在氯水中存在如下平衡：Cl＋H、H222－＋H＋ClO。＋－、OHOH A中在通入少量氯气，平衡右移，生成的次氯酸和盐酸增HClO多，氢离子浓度增大有两个方面原因，次氯酸浓度增大和盐酸完全电离，而次氯酸根的增大只受次氯酸浓度增大的影响，故该值增大，错误；B中通入二氧化硫，其与氯气反应生成无漂白性的盐酸和硫酸，漂白性减弱，错误；C中加入少量固体氢氧化钠反应后的溶液仍是电中性的，但酸碱性不为中性，应为弱酸性。溶液中阴阳++---+)c(H，)+c(ClO离子所带正负电荷总数相等，故存在c(H)+c(Na但是)=c(OH))+c(Cl-)，故此等式不成立，错误；c(OHD中加水，即稀释氯水溶液的酸性减弱，应该大于+)减小，所以水的电离平衡向正向移动，正确。答案：D 即c(H2．（07年广东化学·15）下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是 -1－－＋）COH）＋2c（H）＋Lc NaCO溶液：（OH）＝c（HCOc（0.1mol·A．33223-1＋－））＝c（Cl．0.1mol·L 溶液：NHClc（NHB44C．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：（）OHHCOOcc（Na）＞（CH）＞c（）＞3 5的混合溶液：．向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸＋－＋－c 得到的DpH＝－＋）NOcNaC（）＝（3 只供学习与交流．资料收集于网络，如有侵权请联系网站删除解析：溶液中离子浓度大小比较要综合运用电离平衡，盐类水解知识，要记住三个守恒：电＋－的物质的量相等，OH根据质子守恒，水电离出的H和荷守恒、物料守恒、质子守恒。A＋＋－＋(NH 水解，cB中由于NHH溶液中分别以HCO、H、HCO形式存在，故A对，NaCO4243323－＋＋＋－－，因为)+ c(CHCOO)错，C中根据电荷守恒有：c(Na)+ c(H)==c(OH(Cl与c)不等，B3－＋－－＋＋c(H)＞c(OH)，故c(CHCOO)＞c(Na)，C错。D中Na、NO不水解加入稀盐酸后二33者的物质的量浓度比仍是1：1，故D对。答案：AD 3．（08年广东化学·17）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是 2-－和，溶液中的阴离子只有COOHA．在NaHCO溶液中加入与其等物质的量的NaOH33+-) c(OHc(HCO．BNaHCO溶液中：c(H)=)+332-1CHCOOH溶液加入等物质的量的10 mL0.10 mol·LNaOH后，溶液中离子的浓度C．3+--+) c(H)(CHCOO＞)＞c(OH由大到小的顺序是：c(Na)＞c3D．中和体积与pH都相同的HCl溶液和CHCOOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同3 2－－，所以ACO溶液，CO错；会发生水解，生成HCO解析：A中，生成Na33322＋＋－－电荷守恒：C(H)+C(Na332＋－＋－)+C(HC(COCO) 物料守恒：－) )=C(HCO)+2C(CO)+C(OH C(Na)=C(HCO) 33322＋－－所以B错误。CO）=C（CO) ）+C(OHH两式相减得：C（）+C（H323－，

溶液中离子浓度的关系比较

溶液中离子浓度的关系比较（Ⅰ）王在强引入: 溶液中离子浓度的关系比较是近几年高考的热点和难点之一，学生在解答此类型问题时，常感到思维混乱，无从下手。原因是没有抓住问题的题眼和没有形成正确的解题思维过程，从而形成解决此类问题的一般模式。本类型问题的解题思路遵循两个原则：一、解题思路（一）两弱原则 ①电离程度“小” 该原则主要是指弱酸、弱碱溶液的电离程度很小，产生的离子浓度也很小。适用弱电解质的溶液中离子浓度大小比较的题型，遵循的方法是：首先写出溶液中存在的所有的平衡关系，确定溶液中存在的离子种类。由于电离或水解很弱，决定了溶液中原有溶质离子或分子的浓度一定大于水解或电离得到的微粒的浓度。 1、一元弱酸或弱碱的电离例1、0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中的离子分子大小关系如何？首先写出溶液中存在的平衡关系， [投影] CH 3COOH CH3COO- + H+ H 2O H+ + OH- 由于电离或水解很弱，决定了溶液中原有溶质离子的浓度一定大于水解或电离得到的微粒的浓度，在此溶液中溶质为CH3COOH。由CH3COOH电离的c(H+)、C(CH3COO-)相等，但水会继续电离出H+，因此c(H+)＞c(CH3COO-)。由于溶液呈酸性，一般来讲c(OH-)最小，即c(CH3COOH)＞c(H+)＞C(CH3COO-)＞c(OH-) 2、多元弱酸溶液的电离例2、0.1mol·L-1H3PO4溶液中离子分子浓度大小关系如何？首先写出溶液中存在的平衡关系， [投影] H 3PO4H+ +H2PO4- H 2PO4-H+ + HPO42- HPO 42-H+ +PO43- O H+ + OH- H H3PO4分三步电离，首先H3PO4少量电离出H+和H2PO4-接着H2PO4-少量电离出H+和HPO42-，由于本来电离出的H2PO4-就很少，加上它少了个H，电离的倾向就更小，所以它电离出的HPO42-会少到可以忽略，最后HPO42-少量电离出H+和PO43-就更少了所以计量H3PO4电离能力和它的酸性只考虑第一步电离，溶液中离子分子浓度大小关系为: c(H3PO4) ＞c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)＞c(OH-) 【练习】在0.1mol/L的H2S溶液离子分子浓度大小关系如何？答案: c(H2S) ＞c(H+)＞c HS-)＞c(S2-)＞c( OH-) O H+ + OH- 解析：溶液存在平衡：H S HS- + H+HS-S2- + H+ H 溶液中原溶质为H2S，多元弱酸以第一步电离为主。如果溶液呈酸性，一般c( OH-)放在最后。 ②水解程度“小” 1、一元弱酸的正盐溶液例1、CH3COONa溶液中存在的离子分子浓度大小关系：同样先写出溶液中存在的平衡关系：

水溶液中离子平衡座四离子浓度大小判断

“粒子”浓度关系的比较一、熟悉两大理论，构建思维基点 1．电离理论 (1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH＋4、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4)。 (2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。2．水解理论 (1)弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：NH＋4、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。 (2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO2－3、HCO－3、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO2－3)>c(HCO－3)>c(H2CO3)。二、把握三种守恒，明确等量关系 1．电荷守恒规律电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。 2．物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 3．质子守恒规律如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：

溶液中离子浓度大小比较总结归类超全

溶液中离子浓度大小比较总结归类超全 Revised by BLUE on the afternoon of December 12,2020.

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NH 3·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H 2S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。【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， 2H 2O2OH-+2H+， 2NH3·H2O，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：CO 32-+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NaHCO 3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO 3 -)＋2n(CO 3 2-)＋n(OH-)推出：c(Na+)＋ c(H+)＝c(HCO 3-)＋2c(CO 3 2-)＋c(OH-)