溶液中离子浓度大小比较及三大守恒定律讲解例题

⑵相对较强的酸与相对较弱的碱溶液混合，因碱有剩余，
所得溶液为碱性；
⑶相对较弱的酸与相对较强的碱溶液混合，因酸有剩 余，所得溶液为酸性； ⑷若弱酸、弱碱混合，则考虑两者的相对强弱，混合后 的溶液可能也为酸性，碱性或中性。
【归纳】谁弱谁过量、谁弱显谁性、同强（弱）显中性
解题方法小结：
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.
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· L-1 C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D．c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol· L-1
1、二元的盐>一元的盐
2、水解的盐>双水解的盐 3、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
解题方法小结：
对于溶质单一型的溶液， 若溶质是弱酸或弱碱的考虑电离且电离是弱电离， 若溶质是盐考虑水解同样水解也是弱水解。 无论哪种情况都要考虑水的电离。
２．两种溶液混合后不同离子浓度的比较： 对策：①首先考虑电荷守恒；
【想一想】写出下列溶液的MBE。 1. NH4Cl溶液 Ｃ(Cl-) ＝ Ｃ(NH4+) + Ｃ(NH3· H2O)
2．Na2S溶液
C(Na+) ＝ 2[C(S2-) + C(HS-) + C(H2S)]
3．NaHCO3溶液溶液
C(Na+) ＝ C(HCO3-) + C(H2CO3) + C(CO32-)
【例3】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是：
A．c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)
B．c(NH4
+)＞c(Cl-)＞
c(H+)
＞
c(OH-)
(
A )
C．c(NH4+) ＝c(Cl-)＞ c(H+) ＝ c(OH-)
D．c(Cl-)＝ c(NH4+) ＞ c(H+) ＞ c(OH-) 规律:在有“弱酸根离子或弱碱金属离子”存在的溶液中, 由于该离子水解，因而使其浓度减小,故有：
②然后考虑离子间的反应；
③再次酸、碱混合时考虑是完全反应还是一种过量；
④生成的盐与过量的酸或碱若是等物质的量混合时要考
虑是电离为主还是水解为主。
Ⅰ CH3COOH与CH3COONa，NH3·H2O与NH4Cl溶液混合 电离大于水解 Ⅱ HClO与NaClO，HCN与NaCN溶液混合 水解大于电离
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7】用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与
B． c(HC2O4-) + c(C2O42-) =0.1mol/L
C． c(C2O42-) ＞c(H2C2O4)
( CD )
D． c(K+) = c(H2C2O4)+ c(HC2O4-) + c(C2O42-)
（5）不同物质同种离子浓度比较型 【例6】等物质的量的下列溶液中，NH4+的浓度由大到 小的顺序是 ①NH4Cl ②NH4HCO3 ③ NH4HSO4 ④ NH4NO3 ⑤(NH4)2SO4 ⑥(NH4)2Fe(SO4) ⑦(NH4)2CO3 ⑥>⑤>⑦>③>①=④>② 【规律】
【例２】在0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系错误的： A． c(OH-) ＞c(H+) B．c(NH3· H2O) + c(NH4+) = 0.1mol/L C．c(NH4+)＞c(NH3· H2O) ＞ c(OH-) ＞ c(H+) D．c(OH-) =c(NH4+)+c(H+)
( Ｃ )
（2）强酸弱碱盐溶液—考虑弱碱根离子的水解和水的电离
关系如何?
C(CH3COOH) C(H ) C(CH3COO ) C(OH )
2．在0.1 mol/L 的H2S溶液中的离子、分子大小关



系如何?
C(H2S)＞C(H+)＞C(HS-)＞C(S2-)＞C(OH-)
2、水解平衡理论: 弱离子(弱酸根阴离子、弱碱的阳离子)的水解一般
是微弱的(一般不超过2‰)。
2.那些微粒电离出H+(或OH-)电离的数目。
二、常见题型和对策
1、单一溶质溶液 （1）弱酸或溶液—只考虑电解质的电离与水的电离 规律：c(显性离子)>c(一级电离离子)>c(二级电离离 子)>c(水电离出的另一种离子)
【例1】在0.1mol/L的H3PO4溶液中离子浓度由大到小的
c(OH-) 关系是 c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)＞ 。
3、质子守恒式(水的电离守恒) —PBE ⑴质子守恒：电解质溶液中，分子(或离子)得失质子 (H+)的物质的量是相等。 ⑵做法： ①先选零水准（大量存在，参与质子转移的物质）， 一般选取投料组分及水；
②将零水准得质子产物写在等式一边，失质子产物写
在等式另一边；
③ 浓度项前乘上得失质子数。
【想一想】写出下列溶液的PBE。 1. NH4Cl溶液 c(H+) ＝ c(OH-) + c(NH3· H2O)
C(Na+) + C(H+)= C(CH3COO-) + C(OH-)
2、 物料守恒式— MBE ⑴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。 ⑵写法： 第一步，找出水解离子的所有存在形式(离子和分子)； 第二步，把未水解离子写在等式的左侧，水解离子的 所有存在形式写在等式的另右侧，左侧离子浓度与右 侧离子或分子总浓度之比等于原物质中二者组成之比。
c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)>c(水电离出的
另一种离子)
（3）强碱弱酸盐溶液—考虑弱酸根的水解或分步解及水的电离
【例4】在Na2S溶液中下列关系不正确的是： ( AD )
A．c(Na+) =2c( HS-) +2c(S2-) +c(H2S) B. c(Na+) +c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+ 2c(S2-) C．c(Na+) ＞ c(S2-) ＞c(OH-)＞c(HS-) D．c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+ c(H2S) ②二元弱酸盐溶液离子浓度大小规律： c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)>c(二级水解离 子)>c(水电离出的另一种离子)
C．c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＝c(OH-)
D．c(Na+)＝c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
注意两种情况:
1、等体积、等浓度的一元酸和一元碱溶液混合，两者
恰好完全中和，有以下四种情况： 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 酸性 ⑶相对较弱的酸与相对较强的碱溶液混合，所得溶液为 碱性
物料守恒
1/2C(Na+)=C(HCO3-)+C(H2CO3)+C(CO32-)
质子守恒 C(OH-) = C(H+) + 2C(H2CO3) + C(HCO3-)
【方法规律总结】
电荷守恒： 1.溶液中离子要找全； 2.分清离子浓度和电荷浓度。 物料守恒： 1.某元素守恒；
2.等量代换。
质子守恒： 1.明确溶液中那些微粒结合H+(或OH-)，结 合的数目；
二、牢记“三个守恒式”
1、电荷守恒式—CBE
⑴电荷守恒：电解质溶液总是呈电中性的，即：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。 ⑵写法：
第一步，找出溶液中含有的所有离子；
第二步，把阳离子写在等式的一侧，阴离子写在等式
的另一侧，各离子物质的量或浓度的系数等于离子的
(4)强碱弱酸的酸式盐溶液：
电离为主显酸性：NaHSO3、NaH2PO4溶液 水解为主显碱性：NaHCO3、Na2HPO4、NaHS溶液 【例5】草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在 0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是 ： A．c(K+) +c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-)
溶液中离子浓度 大小的比较
一、紧抓理论基础——两个“微弱”的概 念
1、电离平衡理论:
弱电解质(弱酸、弱碱)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。多元弱酸的电离是分步的，以第一
步电离为主。
适用弱电解质的溶液中离子浓度大小比较的题型。
【想一想】
1. 0.1 mol· L-1 的CH3COOH溶液中的离子、分子大小
2．Na2HPO4溶液
C(H+)+ C(H2PO4-)+ 2C(H3PO4) ＝ C(PO43-)+ C(OH-)
3．Na2S溶液溶液
C(H+) + C(HS-) + 2C(H2S) ＝ C(OH-)