电解质溶液中离子浓度的主要关系及分析策略
专题溶液中粒子浓度的关系及分析
(HA- )
(A2- )
混合溶液中lg X[X表示
随溶液pH的变化关系如图所示。下
或
(H2 ) (HA )
列说法正确的是( D )
(HA- )
A.直线Ⅱ中X表示的是 (H2 )
B.当pH=3.81时,溶液中c(HA-)∶c(H2A)=10∶1
+
(H
)·
(HA
)
(HA
)
+
-3.81
-1
-1.81
-3.81
时,c(H )=1×10
mol·
L ,则有a 1 =1×10 =
=1×10 ×
,解得
(H2 )
(H2 )
c(HA-)∶c(H2A)=100∶1,B 错误;lg
(A2- )
+
-6.91
=0
时,c(H
)=1×
10
,溶液呈酸性,说
-1
A.该水样中c( CO2)=0.01
mol·
L
3
B.a点处c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)
C.当V(HCl)≤20.00 mL时,溶液中c( HCO-3 )基本保持不变
- )+c(H CO )=0.03 mol·
-1
D.曲线上任意一点存在c(CO2)+c(
L
HCO
2
3
3
3
解析
2滴定第一阶段发生反应:CO3 +H+
专题 溶液中粒子浓度的关系及分析
聚焦核心要点
1.基于“三大守恒”规律,明确溶液中微粒浓度的关系
离子浓度大小的比较方法及规律
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H2PGT、、HSO 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②4、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 (Ns f) + c ( H) =cC( HCO) +2c( CO2-)+c( OH) ②物料守恒如NaCO溶液，虽C(O'水解生成HCO, HCO进一步水解成HCO,但溶液中n (Nsj) : n (C) = 2:1 ,所以有如下关系：c (N6) =2 {c( HCO-)+c( CO 32-)+c( H 2CQ)}③质子守恒即水电离出的OH的量始终等于水电离出的H+的量。
如NaCO 溶液，水电离出的H—部分与CO"结合成HCO，—部分与CG2- 结合成HCO, —部分剩余在溶液中，根据c (^)水=c (OH)水，有如下关系：c (OH)= 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。
高中化学 溶液中离子浓度的主要关系及分析策略
思考： 1、 将CH3COOH溶液 变为20ml，浓度不 变，如何分析离子
液反 应
B．c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+) C．c(Na+)=c(CH3COO－)+c(CH3COOH) D.c(Na+)+ c(H+)= c(CH3COO－)+ c(OH－)
浓度关系？
2、将能发生 反应的两种物质混
型
合，如何分析所得
溶液中离子浓度关
系？
0.1mol CH3COOH和0.1mol CH3COONa配制成1L混合溶液
CH3COONa == Na++ CH3COO-
全部方程式CHC3HC3OCOOHO-0.1+moHlH2+O+ CH3COO-
H2O CH3CHOO++HO+HO-H-
阳离子： Na+、H+>0.1mol
0.1mol/L的 NaHSO3溶液
大小关系：c(Na+)> c(HSO3-) > c(H+) > c(SO32-) > c(OH- ) 物料守恒c(N：a+)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3) 电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-) 质子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HSO3-)-c(SO32-)
c(X－)＞c(Na+)＞c(HX)＞c(H+)＞c(OH－)
D．若混合液呈碱性则
c (Na+)＞c(HX)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H+)
溶液中离子浓度的主要关系及分析策略
全部粒子
分子： CH3COOH 2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH) =0.2mol/L 物料守恒： 电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COOH)+c(OH-)
全部关系式
质子守恒:（混合溶液一般不考查，不用写出） c(CH3COO-) > c(Na+) c(H+) > c(OH-) 大小关系： c(CH3COO-) > c(CH3COOH)
二、推导出溶液中存 在的全部粒子
三、推断出溶液中离 子浓度的全部关系
0.1mol/L的Na2CO3溶液中
Na2CO3 == 2Na++CO32-
全部方程式
CO32- +H2O HCO3-+OHHCO3- +H2O H2CO3+OHH2O H++OH- 抓主次 阳离子： Na+、H+ 离子
溶液中的离 子以电解质 电离产生的 离子为主， 其它反应产 生的离子为 次（含义1）
变式1：下列表示0.1mol/l NaHCO3溶液中有关粒 子浓度的关系式正确的是（ 将NaHCO3中 的C换为S，则变 + 2 + A．c(Na )﹥c(HCO3 )﹥c(CO3 )﹥cC(H )﹥c(OH ) 为NaHSO ，离子 3 浓度关系是否可以 B．c(Na+)+ c (H+)= c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 只做这样的交换？ C．c(Na+)+ c(H+) =2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 为什么？ D．c (Na+)= c (CO32-)+ c (HCO3-)+ c (H2CO3) ）
精选习题 -溶液中离子浓度大小比较与三大守恒
溶液中离子浓度大小比较与三大守恒讲义一、溶液中离子浓度大小的比较1.方法思路(1)先确定溶液中的溶质成分及各自物质的量浓度大小。
(2)写出电离方程式、水解方程式，找出溶液中存在的离子。
(3)依据电离和水解程度的相对大小，比较离子浓度大小。
2.特别注意的问题(1)多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次关系。
即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步水解大于水的电离。
①分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程：电离：Na2CO3===2Na＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－。
水解：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有CO2－3、HCO－3、OH－、H＋。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)。
（2）多元弱酸的酸式盐溶液，要注意考虑酸式酸根水解程度和电离程度的相对大小。
若酸式酸根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。
①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程：电离：NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－。
水解：HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、HCO－3、CO2－3、H＋、OH－。
②由于HCO－3的电离程度小于HCO－3的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。
（3）当两种溶液混合或两种物质发生反应时，要根据反应原理准确地判断溶质的成分，然后判断离子种类，再根据规律比较其大小。
例1.物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH＋4、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH＋4)>c(H＋)。
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Na2CO3溶液中，c(Na+)>c(CO32)>c(OH)>－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①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4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·L1的偏铝酸钠溶液和0.4 mol·L1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。
电解质溶液中离子浓度大小比较
D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)
【解析】因为草酸氢钾呈酸性，所以HC2O4-电离程度大于水解程 度，故c(C2O42-)＞c(H2C2O4)。又依据物料平衡，所以D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)正确，又根据电荷守恒， c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+2c(C2O42-)，所以。综合上述，C、 D正确。 【答案】CD
强酸弱碱盐溶液：
【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-) c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-) C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-) c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) ） B.c(NH4+)＞ D.c(Cl-)＝
D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L 【解析】解答这类题目主要抓住弱酸的电离平衡，由于 H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+， HSS2+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为： c(H2S )＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。根据电荷守恒得 c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)，由物料守恒得 c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L，所以关系式错误的是A项。
【解析】由于氯化铵溶液中存在下列电离过程： NH4Cl=NH4++Cl-，H2OH++OH-和水解过程： NH4++H2OH++NH3· H2O，由于铵离子水解被消耗，所以c(Cl-) ＞c(NH4+)，又因水解后溶液显酸性，所以c(H+)＞c(OH-)， 且水解是微量的，所以上述关系式正确的是A项。 【答案】A
溶液中离子浓度比较
溶液中离子浓度比较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NH4Cl溶液中：c（Cl-）＞ 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-）＜c（F-）；同温同度浓度的①NH4Cl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Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中，c（CO32-）＜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①NH4Cl溶液②NH4HSO4溶液中，NH4+浓度关系是①＜②。
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－，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0.10 mol/LNa2CO3溶液中CO32－能水解，故碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：c（CO32-）+ c（HCO3-）+c（H2CO3）=0.10mol/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OH-）转化为其他存在形式的情况存在，但各种存在形式的物质的量总和与OH-（或H+）的物质的量仍保持相等。
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电解质溶液中离子浓度的主要关系
1．知识与技能目标：能熟练判断电解质溶液中离子浓度的主要关系并会简单应用，2．过程与方法目标：学会正确解答问题的思路和方法,培养良好的思维品质,提高分析和解决问题的能力，
,养成良好的学习习惯，
电解质溶液中离子浓度的主要关系及应用
2．电解质溶液中离子浓度的关系主要考查类型有哪几种？
1．在氯化铵溶液中,下列关系式正确的是（）
A．c (Cl-)＞c (NH4+)＞c (H+)＞c(OH-) 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-)
2．CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成的稀溶液,pH为4.7，下列说法错误的是（）
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，
3．25℃时,将等体积的盐酸和氨水混合后,若溶液中c（NH4+）= c（Cl-）,则溶液的pH为（）
A．大于7 B. 小于7 C．等于7 D．无法确定
4．在25℃时,在浓度为1mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中,测得其c(NH4＋)分别为a、b、c（单位mol/L），下列判断正确的是（）
A．a＝b＝c B．a>b>c C．a>c>b D．c>a>b
5．在Na2S溶液中,各微粒间浓度关系如下:
(1) c(Na+)+ c(H+) = c(OH-)+ + (2) c(Na+) =2c(S2-) + +
已知某溶液中只存在OH—、H+、NH4+、Cl—四种离子,某同学推测其离子浓度大小顺序有如下四种关系：
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,则该溶质是,上述四种离子浓度的大小顺序为（填序号），
（2）若上述关系中③是正确的,则溶液中的溶质为；若上述关系中④是正确的,则溶液中的溶质为，
（3）若该溶液是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(HCl) c(NH3·H2O)（填“大于”、“小于”或“等于”,下同）,混合前酸中c(H+)和碱中c(OH－)的关系c(H+) c(OH－)，。