离子浓度大小比较
高中化学-第四课时 离子浓度大小比较10
OH–
因此：
为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物，
c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH–)
例1：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，关系正确的是
A．c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)
A B．c (NH4+) ＞ c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (H+)
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
3、质子（H+）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。
如：NH4Cl溶液中 H3O+（H+） NH3·H2O、OH–、
因此：
为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物，
c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH–)
如：CH3COONa溶液中
V1 > V2（填 “ > ”、“ < ” 或 “ = ” ），
各离子浓度由大到小的关系： c(Cl-) = c(NH4+) > c(H+) = c(OH-) 。
NH3·H2O 的电离 > NH4Cl 中NH4+的水解 【例6】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1
mol/L 的盐酸混合， c. 若V1 : V2 = 2:1，
c(Na+) > c(OH-) > c(HCO3-) > c(H+) C. Na2CO3 溶液：
c(OH-) - c(H+) = c(HCO3-) + 2c(H2CO3) D. 25 ℃时，pH = 4.75、浓度均为0.1 mol/L 的
离子浓度大小的比较
（ 2 ）水解能力大于电离能力（如NaHCO3 、 Na2HPO4 、NaHS） 练习：试比较NaHCO3溶液中各离子浓度大小。
答案： C(Na+ ) > C(HCO3 –) > C(OH-) > C(H+） > C(CO3 2-) H2CO3？
六、单一正盐（AB型）溶液中离子浓度大小的比 （考虑水解和电离）
5、现有NH4Cl和氨水组成的混合溶液(填“>”、“<”或 “=”) = ①若溶液的pH=7，则该溶液中C(Nt;7，则该溶液中C(NH4＋) < C(Cl－)； ③若C(NH4＋)< C(Cl－)，则溶液的pH 7。
变式：NaHCO3溶液
三、质子守恒
在NH4Cl溶液中，存在两个守恒：
由水电离提供的H+与OH-相等（可由电荷守恒及物料守恒推出）。
电荷守恒：c(NH4+)＋c(H+)＝c(OH－) +c(Cl－) 物料守恒：c(Cl－)＝c(NH4+)＋c(NH3· 2O) H 两式相加 质子守恒： c(H+) ＝ c(OH-) ＋c(NH3· 2O) H
4.在Na2CO3溶液中下列关系不正确的是( A ) A. 2c(Na+) = c(CO32－) + c( HCO3－) + c(H2CO3) B. c(Na+) +c(H+)= 2c(CO32－) + c(HCO3－) + c(OH－) C. c(Na+) ＞ c(CO32－) ＞c(OH－)＞c(HCO3－) ＞c(H+) D．c(OH－)= c(H+)+ c(HCO3－)+2c(H2CO3) 电荷守恒： c(Na+) +c(H+)= 2c(CO32－) + c(HCO3－) + c(OH－) 物料守恒： c(Na+) = 2c(CO32－) +2 c( HCO3－) + 2c(H2CO3) 质子守恒：c(OH－) = c(HCO3－) + c(H+) + 2c(H2CO3)
离子浓度大小的比较方法及规律
离子浓度大小比较的方法和规律一、离子浓度大小比较的方法和规律1、紧抓住两个“微弱”：a 弱电解质的电离是微弱的 b 弱根离子的水解是微弱的。
2、酸式酸根离子既能电离又能水解，若电离能力大于水解能力则酸式盐溶液呈酸性，否则呈碱性。
常见呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-对应的可溶盐的溶液。
3、不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其它离子对其产生的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NHCI②NHHSO③CHCOON④NH?HO。
c (NH+)由大到小的顺序为②〉①'③〉④4、混合溶液中离子浓度大小的比较，首先要分析混合过程中是否发生化学反应，若发生反应，则要进行过量判断(注意混合后溶液体积的变化)；然后再结合电离、水解等因素进行分析。
5、对于等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的浓度关系题，要由混合后溶液的PH大小判断电离和水解的关系。
常见的CHCOO与CHCOON等体积、等物质的量浓度混合、NH?HO与NH4CI 等体积、等物质的量浓度的混合都是电离大于水解。
6、三个重要的守恒关系①电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。
如NaCQ溶液：c (Nh) + c( H) =cC( HCO) +2c( CO2')+c( OH) ② 物料守恒如NaCQ溶液，虽C&-水解生成HCO, HCO进一步水解成HCQ,但溶液中n (Nsj) : n (C) = 2:1 ,所以有如下关系：c (N6) =2{c( HCQ-)+c( CQ 32-)+c( H 2CQ)}③质子守恒即水电离出的QH的量始终等于水电离出的H+的量。
如NaCQ 溶液，水电离出的H—部分与CG2-结合成HCQ，—部分与CG2- 结合成H2CQ, —部分剩余在溶液中，根据c (^)水=c (QH)水，有如下关系：c (QH)= c( HCQJ+ 2c(H 2C0+ c (H+)二、技巧1、在解题过程中，若看到选项中有“ =”，则要考虑3 个守恒关系：2、若守恒关系中只有离子，则考虑电荷守恒关系，若守恒关系中同时出现分子和离子，则考虑物料守恒和质子守恒；3、若选项中离子浓度关系以“ >”连接，则主要考虑弱电解质的电离、弱根离子的水解以及各离子之间的相互影响等。
离子浓度大小比较
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
c(CH3COO-)>c(CH3COOH）
c(CH3COO-)+ c(OH-) = c(Na+) + c(H+)
2 c(Na+) = c(CH3COO-) + c(CH3COOH)
10
②、两种物质反应
看反应后是否有剩余
c(OH-)=c(H+) + c(HS-) +2c(H2S)
23
10、(2010·上海高考)下列溶液中微粒浓度关系一定正确的是
( C)
A．氨水与氯化铵的 pH＝7 的混合溶液中：c(Cl－)＞c(NH＋4 ) B．pH＝2 的一元酸和 pH＝12 的一元强碱等体积混合：c(H＋)
＝c(OH－) C．0.1 mol·L－1 的硫酸铵溶液中：c(NH＋4 )＞c(SO24－)＞c(H＋) D．0.1 mol·L－1 的硫化钠溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋
c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
2
3、质子守恒
电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往 往存在质子(H＋)的转移，但转移过程中质子数量 保持不变，称为质子守恒．
如：在NaHS溶液中，存在NaHS的电离和水解， H2O的电离，其质子转移情况可作如下分析：
3
根据质子守恒有c(H2S)＋c(H3O＋)＝c(S2－)＋c(OH－)，即 c(H2S)＋c(H＋)＝c(S2－)＋c(OH－)．
c(Na+)=c(CH3COO-) D．Na2CO3溶液中：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)
离子浓度大小比较
粒子浓度大小比较离子浓度大小比较一般分为以下两种情况：1．不等式关系2.等式关系物料平衡是元素守恒：要明晰溶质进入溶液后各离子的去向。
由于水溶液中一定存在水的H、O元素，所以物料守恒中的等式一定是非H、O元素的关系。
⒈含特定元素的微粒(离子或分子)守恒例如：在0.2mol/L的Na2CO3溶液中，根据C元素形成微粒总量守恒有：c(CO32-) + c(HCO3-)+ c(H2CO3) = 0.2mol/L。
⒉不同元素间形成的特定微粒比守恒例如：在Na2CO3 溶液中，根据Na与C形成微粒的关系有：c(Na+) = 2[c(CO32- ) + c(HCO3- ) + c(H2CO3 )]分析：上述Na2CO3 溶液中，C原子守恒，n(Na) : n(C)恒为2：13.混合溶液中弱电解质及其对应离子总量守恒例如：相同浓度的HAc溶液与NaAc溶液等体积混合后，混合溶液中有：2c(Na+ )=c(Ac-)+c(HAc)分析：上述混合溶液中，虽存在Ac-的水解和HAc的电离，但也仅是Ac-和HAc两种微粒间的转化，其总量不变。
质子守恒规律：水电离的特征是c(H)=c(OH-)，只不过有些会水解的盐会导致氢离子、氢氧根可能会有不同的去向，我们需要把它们的去向全部找出来。
例如：NaHCO3溶液，初始H+ 来源于HCO3- 和H2O的电离，c初(H+) = c(CO32- ) + c(OH- );伴随着的水解的发生，一部分H+转化到H2CO3中，因此，c初(H+) = c现(H+) + c(H2CO3 )，从而得出，溶液中离子浓度的关系如下：c(CO32- ) + c(OH- ) = c(H+) +c(H2CO3 )对同一溶液来说：质子守恒=电荷守恒-物料平衡快速书写质子守恒的方法第一步：确定溶液的酸碱性，溶液显酸性，把氢离子浓度写在左边，反之则把氢氧根离子浓度写在左边。
第二步：根据溶液能电离出的离子和溶液中存在的离子，来补全等式右边。
离子浓度大小比较
离子浓度大小比较的常见题型二
离子浓度大小比较的常见题型八
强碱弱酸盐+酸混和后溶液中离子浓度比较 在这种体系中，混和后强酸与弱酸根反应生成弱 电解质，或就是弱酸与盐的混和体系。解题时，可先 求出反应后体系中的存在物质，一般情况下以弱酸的 电离为主。 例8、将浓度相等的醋酸钠与盐酸等体积混和，所 D 得溶液中各离子浓度关系正确的是（+ ） A [Na+]=[CH3COO-] =[Cl -] >[H ] B [Na+] = [Cl -] >[CH3COO-] >[H+] C [CH3COO-]> [Na+]>[H+]>[OH -] D [Na+]= [CH3COO-]+ [CH3COOH]
离子浓度大小比较的常见题型五
强酸+弱碱等体积混和后 （酸PH=x，碱PH=y，x+y=14） 分析：当x+y=14时，酸溶液中的[H+]与碱溶液中[OH-] 相等，弱碱未完全电离，碱的浓度大于酸的浓度，等体 积混和时，碱大量过量，溶液以弱碱的电离为主。 例4、将PH=3的盐酸溶液与PH=11的氨水等体积 混和后，溶液中离子浓度关系正确的是( A ) + -]> [OH-] >[H+]B [NH +] >[Cl-]> [H+]>[OH-] A [NH4 ]> [Cl 4 C [Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH -] D[Cl-]>[NH4+] >[OH -] >[H+] （1996年高考题）
离子浓度大小的比较
【课堂练习】
1.在0.1mol/L Na2CO3溶液中，下列关系正确的是 A.c(Na+)=2c(CO32-)
( A )
【课堂练习】
3.下列叙述正确的是
( BC )
A. 0.1mol/L氨水中，c(OH-)=c(NH4+)
B. 10mL 0.02mol/L HCl溶液与10mL 0.02mol/L
Ba(OH)2溶液充分混合后溶液体积为20mL，则pH=12
C. 在0.1mol/LCH3COONa溶液中，
c(OH-) =c(CH3COOH)+c(H+)
C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)
D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L
【课堂练习】 • 1、现有NH4Cl和氨水组成的混合溶液C(填“>”、“<” 或“=”) • ①若溶液的pH=7，则该溶液中C(NH4＋) = C(Cl－)； • ②若溶液的pH>7，则该溶液中C(NH4＋) > C(Cl－)； < • ③若C(NH4＋)< C(Cl－)，则溶液的pH 7。 • 2、CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀 溶液，pH值为4.7，下列说法错误的是( B ) • A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用 • B、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 • C、CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 • D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离
离子浓度的大小比较
考点8 离子浓度的大小比较【考点定位】本考点考查离子浓度的大小比较，根据溶液中存在的电离平衡、水解平衡准确确定溶液中存在的微粒，灵活运用电荷守恒、物料守恒及质子守恒分析。
【精确解读】一、单一溶液中离子浓度大小的比较：点拨：判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：(显性离子)＞(一级电离离子)＞(二级电离离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(二级水解离子)＞(水电离出的另一离子)4．二元弱酸的酸式盐溶液，如0.1mol/L的NaHCO3溶液：点拨：判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)＞(电离得到的酸根离子)5．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对其影响的因素．如在相同物质的量的浓度的下列溶液：①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4中c(NH4+)浓度由大到小的顺序是：③＞①＞②．点拨：该类型题要看溶液中其它离子对的其影响．二、混合溶液中离子浓度大小的比较：1．两种物质混合不反应：如①等物质的量的CH3COOH和CH3COONa混合：CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用，混合后溶液呈酸性，c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)②等物质的量的NH4Cl和NH3•H2O混合：和NH3•H2O的电离作用大于NH4Cl的水解作用，混合后溶液呈碱性，c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)2．两种物质其恰好完全反应：如①10ml 0.1 mol/L NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液混合②100 mL 0.1 mol/L 醋酸与50 mL 0.2mol/L NaOH溶液混合等．3．两种物质反应，其中一种有剩余（1）酸与碱反应型：点拨：在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误，解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小．如：0.2 mol/L HCN溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合解析：上述溶液混合后，溶质为HCN和NaCN，由于该题已说明溶液显碱性，所以不能再按照HCN的电离处理，而应按NaCN水解为主．①pH=7型：例:常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中( )A．c(HCOO-)＞c(Na+) B．c(HCOO-)＜c(Na+)C．c(HCOO-)=c(Na+) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系②未指明酸碱的强弱：③pH之和等于14的酸和碱溶液的混合(判断过量)如：①pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合，CH3COOH过量，混合后溶液呈酸性；②pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，氨水过量，混合后溶液呈碱性．（2）盐与酸(碱)反应型①弱酸强碱盐与强酸反应后溶液中离子浓度大小的比较例:将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是A．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(HAc) B．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(HAc)＞c(H+)C．c(Ac-)=c(Cl+)＞c(H+)＞c(HAc) D．c(Na+)+c(H+)=c(Ac-)+c(Cl-)+c(OH-)②强酸弱碱盐与强碱反应后溶液中离子浓度大小的比较例．0.2mol/L NH4Cl溶液与0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A．c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3•H2O) B．c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)C．c(NH4+)+c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) D．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)4．不同物质同种离子浓度的比较：如NH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4和NH4HCO3中NH4+的比较【精细剖析】一、离子浓度大小比较的解题方法和步骤：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，当c(H+)＞c(OH-)时，以HX的电离为主；当c(H+)＜c(OH-)时，以X-的水解为主．对于弱碱ROH与强酸盐(RCl式)的混合溶液中，情况则相反．2．运用盐溶液中的以上三种关系进行综合分析判断，得出正确结论．二、离子浓度大小比较，在分析问题时注意的问题：1．三个观点：（1）全面的观点．探究离子浓度问题，要充分认识电解质在溶液中的表现，全面考虑溶液中各种离子的存在情况及相互关系，比如：在Na2CO3溶液中存在Na2CO3的电离，CO32-的水解、二级水解以及H2O的电离等多个反应，故溶液中微粒有H2O、Na+、CO32-、HCO3-、H2CO3、H+、OH-，忽视任何一个很微弱的反应、很微少的粒子都是不正确的．（2）矛盾的观点．事物是矛盾的统一体，处理矛盾问题时要抓住主要矛盾．在比较离子浓度大小时，若溶液中存在竞争反应时，需要抓住主要矛盾来解决相关问题．如等物质的量的NH4Cl、NH3•H2O共存于溶液中，则溶液中同时存在NH4+水解和NH3•H2O的电离，由于NH3•H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，故考虑电离而忽略水解，由此得出离子浓度的大小关系为：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)．在应用此观点时，正确判断矛盾双方的性质是必要的，如一级电离通常大于二级电离，一级水解通常大于二级水解．弱酸及其对应盐、弱碱及其对应盐所形成的缓冲溶液中通常情况是电离强于水解，极少数例外 (如HCN及CN-)．（3）联系的观点．事物是相互联系、相互影响，而不是孤立存在的．溶液的离子亦如此，要应用化学原理，准确判断离子之间的相互影响．比如：纯水中由水电离出的H+、OH-满足c(OH-〕=c(H+)；若加入碱或酸，则碱或酸电离出的OH-、H+会抑制水的电离，而使c(H+〕水=c(OH-)水但数值减小；若加入可水解的盐，则因弱离子的水解消耗H+或OH-而促进水的电离，c(H+)水与c(OH-)水不再相等．象这样因为某种作用改变离子存在状况的例子很多．2．两种理论：（1）弱电解质的电离平衡理论①弱电解质的电离是微量的，电离消耗及电离产生的粒子是少量的，同时还应考虑水的电离．②多元弱酸的电离是分步的，主要是第一步电离．（2）水解平衡理论①弱酸根离子或弱碱阳离子由于水解而损耗．如NH4Cl溶液中，因NH4+水解损耗，所以c(Cl-)＞c(NH4+)②弱酸根离子或弱碱阳离子的水解损失是微量的(双水解除外)，因此水解生成的弱电解质及产生的H+(或OH-)也是微量的．但由于水的电离，所以水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中的c(OH-)问题大于水解产生的弱电解质的浓度．③多元弱酸根离子的水解是分步的，以第一步水解为主．④强碱弱酸酸式盐溶液中弱酸酸根离子既有电离又有水解，比较离子浓度时首先要认清其阴离子的电离程度和水解程度．a、若溶液显酸性，说明阴离子的电离程度＞水解程度．b、若溶液显碱性，说明阴离子的电离程度＜水解程度．⑤弱酸、弱碱与其对应盐的混合液(物质的量之比为1：1)a、一般规律是：酸、碱的电离程度＞其对应盐的水解程度．CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)；NH3•H2O～NH4Cl混合液呈碱性：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)b、特殊情况：HCN～NaCN混合液呈碱性：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)3．溶液中的几个守恒关系（1）电荷守恒：即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零．（2）物料守恒(原子守恒)：即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变．（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)。
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３．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 c(Na+)＝c(HCO3—)＋c(CO32—)＋c(H2CO3) ４．质子守恒： 例如在Na2CO3溶液中 c(OH—)=c(H+)+2c(H2CO3)+c(HCO3-)
3.将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混 合溶液中，下列关系式正确的是（ ） A、c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+) B B、c(NH4+)＞c(Cl-)＞ c(OH-)＞c(H+) C、c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-) D、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
【知识回顾】
• 一、强酸与弱酸的比较 二、酸、碱混合后溶液的酸碱性判断 三、电离平衡和水解平衡的比较 四、溶液中的物料守恒和电荷守恒
例1、在相同温度时100 mL 0.01mol/L 的醋酸溶液与10 mL 0.1mol/L的醋酸溶液相 比较， 下列数值前者大于后者的是 A．中和时所需NaOH的量 同 B．电离程度 C．H+的物质的量 D．CH3COOH的物质的量 同
2.把0.02 mol· -1 HAc溶液与0.01 mol· -1NaOH溶液等体 L L 积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是( A D) A、c(Ac-)＞c(Na+) B、c(HAc)＞c(Ac-) C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc) D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01 mol· -1 L 3.将0.2 mol· -1 CH3COOK 与0.1 mol· -1盐酸等体积混合 L L 后，溶液的pH＜7，则溶液中下列微粒的物质的量浓度的 关系正确的是( D ) A、c(CH3COO-)＝c(Cl-)＝c(H+)＞c(CH3COOH) B、c(CH3COO-)＝c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+) C、c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH) D、c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)
⑵、两种物质恰好完全反应：
例：100 mL 0.1 mol· -1 醋酸与50 mL 0.2 mol· -1 NaOH溶 L L 液混合，在所得溶液中( A) A、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+) B、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-) C、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＝c(OH-) D、c(Na+)＝c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+) ⑶、两种物质反应，其中一种有剩余 1.将0.4 mol/LNH4Cl溶液和0.2 mol/LNaOH溶液等体积混 合后，溶液中下列微粒的物质的量关系正确的是（ ) D A 、c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3· 2O) H B、 c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3· 2O) ＞c(OH-)＞c(H+) H C、 c(NH4+)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(NH3· 2O) H D、 c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3· 2O) ＞c(OH-)＞c(H+) H
④ NH4NO3
③>①=④>②
规律：1、水解的盐>双水解的盐>酸 （或碱）
2、当溶液中存在水解的显性离子时， 抑制盐的水解，则该水解的离子浓度大
［规律总结］
1、必须有正确的思路：
2、掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒 3、分清他们的主要地位和次要地位
【高考导航】
电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一， 从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶 液的考点多，重现率高。其主要热点有： 1．外界条件的改变对电离平衡、水解 平衡的影响及其应用； 2．酸、碱混合后溶液的酸碱性判断及 pH的简单计算； 3．溶液中微粒浓度之间的关系及大小 比较。
归纳：谁弱谁过量、谁弱显谁性、 同强（弱）显中性
２、在0.1 mol／LNaHSO3溶液中存在着微粒浓度的关系 式，正确的是 CD A．c(Na＋)>c(HSO3－)> c(SO32－)> c(H＋)>c(OH-) B．c(Na＋)+c(H＋)= c(HSO3－)+ c(SO32－)+c(OH-) C．c(Na＋)+c(H＋)=c(HSO3-)+2c(SO32-)+ c(OH-) D．c(Na＋)= c(HSO3-)+c(SO32-)+ c(H2SO3)
你能写出NaHS溶液中相应的三个等式吗？
在NaHS溶液中
电荷守恒： c(Na+ ) +c(H+ )= c(HS- ) +2 c(S2- )+ c(OH- ) 物料守恒： c(H2S )+ c(HS- )+c(S2- )=c(Na+ ) 质子守恒： c(OH-)= c(H+ )+ c(H2S )—c(S2- )
解题归纳：
一种物质作容质：首先要考虑原有阳离子和阴离子的 个数、水解程度如何、水解消耗哪些离子、生成哪些 微粒、水解后溶液显酸性还是碱性．
２、两种溶液混合后不同离子浓度的比较：
⑴、两种物质混合不反应：
例：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与 CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-) 大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( A B ) A、c(H+)＞c(OH-) B、c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol· -1 L C、c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D、c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol· -1 L
例3、常温下，pH=2的某酸HA溶液与pH=12 的某碱BOH溶液等体积混合，所得混合 溶液的pH=8.7，下列说法中正确的是 A．HA一定是强酸，BOH可能是弱碱 B．HA可能为强酸，BOH一定为弱碱 C．盐BA的水溶液一定显碱性 D．盐BA的水溶液中A—一定水解 原因：碱过量，结论：碱为弱碱 正确答案：B
三．离子浓度大小比较的题型 １．单一溶质溶液中离子浓度大小关系： A、酸溶液或碱溶液 （1）H2SO3溶液中，各离子浓度大小关系为
。
H+>HSO3—>SO32—>OH—
(２)在0.1 mol/L的NH3· 2O溶液中，NH3· 2O、 H H
NH4+、 OH-、 H+的浓度由大到小的顺序是
C(NH3· 2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+) H
4.在0.1 mol· -1的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是： L A、c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-) B、c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-) BD C、c(Na+)＝c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+) D、c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(H2CO3)＋c(CO32-)
正确答案：BC
例2、在甲烧杯中放入盐酸，乙烧杯中放入醋酸 两种溶液的体积和pH都相等，向两烧杯中同时加 入质量不等的锌粒，反应结束后得到等量的氢气。 AC 下列说法正确的是 A．甲烧杯中放入锌的质量比乙烧杯中放 入锌 的 质量大 B．甲烧杯中的酸过量 不足 C．两烧杯中参加反应的锌等量 D．反应开始后乙烧杯中的c(H+)始终比甲烧杯 中的c(H+)小 大 分析：盐酸中锌过量，醋酸中酸过量
2．等体积的酸和碱溶液混合，且酸溶液 中的c(H+)与碱溶液中的c(OH—)相等
⑴．强酸与强碱溶液混合，所得溶液为中性 ⑵．相对较强的酸与相对较弱的碱溶液混 合，所得溶液为碱性，因碱有剩余 ⑶．相对较弱的酸与相对较强的碱溶液混合， 所得溶液为酸性，因酸有剩余 ⑷．若酸、碱的相对强度相同，则混合后的Hale Waihona Puke 溶液也为中性小结：解题方法
弱酸： 酸>H+>酸式酸根离子>酸根离子> OH弱碱： 碱>OH->阳离子>H+
B、可水解的盐 (３)在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是 A -)＞c(NH +)＞c(H+)＞c(OH-) A．c(Cl 4 B．c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
C．c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-) D．c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
解题指导：
两种(或多种)物质相混合:先考虑这两种物 质能否发生反应、反应后溶液中剩余的物质是强 电解质还是弱电解质。如果恰好完全反应，则考 虑生成的物质是什么，然后按照只有一物质作溶 质进行处理；若溶液中同时存在能水解的盐和弱 酸、弱碱，若不特别注明则溶液通常显弱酸、弱 碱的性质.
[巩固练习]
１．常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液 pH＝7，则此溶液中各离子浓度关系正确的是( C ) A. c（HCOO－）＞c（Na＋） B. c（HCOO－）＜c（Na＋） C. c（HCOO－）＝c（Na＋） D. 无法确定c（HCOO－）[HCOO－]与C（Na＋）的关系
0.1 mol· -1的Na2CO3溶液中 L
电荷守恒： c(Na+ ) +c(H+ )= c(HCO3— ) +2 c(CO32— )+ c(OH— ) 物料守恒： c(H2CO3 )+ c(HCO3— )+c(CO32— )=0.5 c(Na+ ) =0.1 mol· —1 L 质子守恒：