高中化学盐溶液中离子浓度大小的比较总结
高二化学知识点总结(水溶液中的离子平衡)
高二化学知识点总结(水溶液中的离子平衡)高二化学知识点总结第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主)6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，(一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
)表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1_10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)2、水电离特点：(1)可逆(2)吸热(3)极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1_10-14②温度：促进水的电离(水的电离是吸热的)③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1_10-144、溶液的酸碱性和pH：(1)pH=-lgc[H+](2)pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
高中化学(新人教版)选择性必修一同步习题：溶液中粒子浓度的大小关系(同步习题)【含答案及解析】
专题强化练3 溶液中粒子浓度的大小关系1.(2020湖南益阳高二上期末,)有关醋酸钠溶液中离子浓度大小的比较,下列关系式中正确的是( )A.c(CH3COO-)>c(Na+)B.c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)C.c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)D.c(Na+)=c(CH3COO-)2.(2020浙江台州高二上期末,)下列关于盐类水解的说法错误的是(深度解析)A.pH相等的①NaHCO3溶液、②Na2CO3溶液、③NaOH溶液,其溶质的物质的量浓度大小顺序为①>②>③B.浓度均为0.1 mol·L-1的①(NH4)2CO3溶液、②(NH4)2SO4溶液、③NH4HCO3溶液中,c(N H4+)的大小顺序为②>①>③C.0.2 mol·L-1的CH3COONa溶液中c(OH-)是0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液中c(OH-)的2倍D.0.1 mol·L-1的NaX、NaY、NaZ溶液的pH依次增大,可得出HX、HY、HZ的酸性依次减弱3.(2020广西北海中学高二上期末,)乙酸钙[(CH3COO)2Ca·H2O]常用作食品稳定剂和抑霉剂,下列有关0.1 mol·L-1乙酸钙溶液中粒子浓度的比较中不正确的是( )A.c(H+)+2c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(OH-)B.c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)C.c(CH3COO-)>c(Ca2+)>c(OH-)>c(H+)D.c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1 mol·L-14.(2020福建泉州高二上期末,)25 ℃时,Na2SO3溶液吸收SO2,溶液pH随n(S O32-)∶n(HS O3-)变化的关系如下表,以下离子浓度关系的判断正确的是( )n(S O32-)∶n(HS O3-) 91∶91∶19∶91pH 8.2 7.2 6.2A.NaHSO3溶液中c(H+)<c(OH-)B.Na2SO3溶液中c(Na+)>c(S O32-)>c(HS O3-)>c(OH-)>c(H+)C.当吸收液中n(S O32-)∶n(HS O3-)=1∶1时,c(Na+)=c(S O32-)+c(HS O3-)D.当吸收液呈中性时,c(Na+)>c(HS O3-)+c(S O32-)5.(2020湖南张家界高二上期末,)常温下,下列关于溶液中粒子浓度大小关系的说法正确的是(易错)A.0.1 mol/L Na2CO3溶液中:c(Na+)=2c(C O32-)+c(HC O3-)+c(H2CO3)B.0.1 mol/L NH4Cl溶液和0.1 mol/L NH3·H2O溶液等体积混合后的溶液中:c(Cl-)>c(N H4+)>c(OH-)>c(H+)C.醋酸钠溶液中滴加醋酸溶液,则混合溶液一定有:c(Na+)<c(CH3COO-)D.0.1 mol/L NaHS溶液中:c(OH-)+c(S2-)=c(H+)+c(H2S)6.()常温下向10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液中加入0.1 mol·L-1的一元酸HA,溶液pH的变化曲线如图所示。
高中化学知识点详解盐类的水解
盐类水解知识点及习题考点1盐类水解反应的本质一盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟结合生成 ,从而了水的电离;二盐类水解的条件：盐必须能；构成盐的离子中必须有,如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等;三盐类水解的结果1 了水的电离;2盐溶液呈什么性,取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 ,强碱弱酸盐的水溶液显 ,强酸强碱盐的水溶液显 ,弱酸弱碱盐的水溶液是 ;3生成了弱电解质;四特征1水解：盐+水酸 + 碱,ΔH 02盐类水解的程度一般比较 ,不易产生气体或沉淀,因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解,则水解程度一般较大;特别提醒：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素;强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子,从而使溶液中cH+减小,cOH-增大,即cOH->cH+;如Na2CO3,NaHCO3强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,从而使溶液中cH+增大,cOH-减小,即cOH->cH+;NH4Cl,AlCl3弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子;CH3COONH4例1 25℃时,相同物质的量浓度下列溶液中,水的电离程度由大到小排列顺序正确的是①KNO3②NaOH③CH3COO NH4④NH4Cl A、①>②>③>④ B、④>③>①>②C、③>④>②>① D、③>④>①>②解析①KNO3为强酸强碱盐,在水溶液中电离出的K+和NO—对水的电离平衡无影响；②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH—对水的电离起抑制作用,使水的电离程度减小；③CH3COONH4为弱酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+和CH3COO—均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和CH3COOH,并能相互促进,使水解程度加大从而使水的电离程度加大;④NH4Cl为强酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O,促进水的电离,但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4,该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度;答案D规律总结酸、碱对水的电离起抑制作用,盐类的水解对水的电离起促进作用;考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律1.多元弱酸溶液,根据电离分析,如在H3PO4的溶液中,2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析,如Na2 S溶液中cNa+＞cS2-＞cOH－＞cHS-3.不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对其影响的因素;如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,cNH4+由大到小的顺序是 ;4.混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电离因素,水解因素等;1弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈酸性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如CH3COOH与CH3COONa溶液呈 ,说明CH3COOH的电度程度比CH3COO—的水解程度要大,此时,c CH3COOH<c CH3COO—;2弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈碱性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如HCN与NaCN的混合溶液中,c CN—<c Na+,则说明溶液呈碱性,HCN的电度程度比CN—的水解程度要 ,则c HCN>c CN—;3弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况,与1、2的情况类似;特别提醒理解透水解规律：有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性;例2 在mol·L－1的 NH4Cl和mol·L－1的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序;答案cNH4+＞cCl－＞cOH－＞cH+;在该溶液中,NH3·H2O的电离与NH4+的水解互相抑制,NH3·H2O电离程度大于NH4+的水解程度时,溶液呈碱性：c OH－＞c H+,同时c NH4+＞c Cl－;规律总结要掌握盐类水解的内容这部分知识,一般来说要注意几个方面：1、盐类水解是一个可逆过程；2、盐类水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原则即电量守恒和物料守恒这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用;考点3 盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时,通常需考虑 ;如：相同条件,相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、NH42SO4、NaHSO4等溶液,pH值由大到小的顺序为：NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>NH42SO4>NaHSO42.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时,当盐中含有的离子,需考虑盐的水解;3.判断溶液中离子能否大量共存;当有和之间能发出双水解反应时, 在溶液中大量共存;如：Al3+、NH4+与HCO3-、CO32-、SiO32-等,不能在溶液中大量共存;4.配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解,如在配制强酸弱碱盐溶液时,需滴加几滴 ,来盐的水解;5.选择制备盐的途径时,需考虑盐的水解;如制备Al2S3时,因无法在溶液中制取会完全水解,只能由干法直接反应制取;加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时,得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体,必须在蒸发过程中不断通入气体,以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解,才能得到其固体;6.化肥的合理使用,有时需考虑盐的水解;如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用;因草木灰有效成分K2CO3水解呈 ;7.某些试剂的实验室存放,需要考虑盐的水解;如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性,不能存放在的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中,应NH4Ｆ水解应会产生HF,腐蚀玻璃 ;8.溶液中,某些离子的除杂,需考虑盐的水解;9.用盐溶液来代替酸碱10.明矾能够用来净水的原理特别提醒：盐类水解的应用都是从水解的本质出发的;会解三类习题：1比较大小型,例：比较PH值大小；比较离子数目大小等;2实验操作型,例：易水解物质的制取；中和滴定中指示剂选定等;3反应推理型,例：判断金属与盐溶液的反应产物；判断盐溶液蒸干时的条件；判断离子方程式的正误；判断离子能否共存等;例3蒸干FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是A. FeCl3B. FeCl3·6H2OC. FeOH3D. Fe2O3解析 FeCl3水中发生水解：FeCl3+3H2O FeOH3 + 3HCl,加热促进水解,由于HCl具有挥发性,会从溶液中挥发出去,从而使FeCl3彻底水解生成FeOH3,FeOH3为不溶性碱,受热易分解,最终生成Fe2O3;答案D规律总结易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体;例如：AlCl3、FeCl3；而高沸点酸所生成的盐,加热蒸干时可以得到相应的晶体,例：CuSO4、NaAlO2;参考答案考点1 一水电离出来的H+或OH- 弱电解质促进；二溶于水弱酸的酸根离子或弱碱阳离子三1促进； 2酸性碱性中性谁强显谁性四 1吸热 >；2小考点2 1.多步c H+＞c H2PO4-＞c HPO42-＞c PO43-;3. ③＞①＞②；4.1大于酸性 2小于小考点3 1. 盐的水解 2. 易水解 3. 弱碱阳离子弱酸阴离子不能4. 对应的强酸抑制5. HCl6. 碱性7. 磨口玻璃塞盐类水解盐类水解,水被弱解；有弱才水解,无弱不水解；越弱越水解,都弱双水解；谁强呈谁性,同强呈中性;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NaHCO3溶液中：nNa＋＋nH+＝nHCO3-＋2nCO32-＋nOH-推出：Na＋＋H＋＝HCO3-＋2CO32-＋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NaHCO3溶液中：nNa＋：nc＝1:1,推出：C Na＋＝c HCO3-＋c CO32-＋c H2CO3质子守恒：不一定掌握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NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物,故有以下关系：c H3O++c H2CO3=c NH3+c OH-+c CO32-;。
高中化学复习考点知识专题训练43---溶液中离子浓度的大小比较(含答案解析)
D．向 0.1mol·L－1 的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中 c(OH－)/c(NH3·H2O)增大
7.物质的量浓度相同的下列溶液：①
Na2CO3 ②
NaHCO3 ③
H2CO3 ④
( NH4
) 2
CO3
按
c(CO32− ) 由小到大顺序排列正确的是( )
A.④＜③＜②＜①
B.③＜②＜①＜④
C.③＜②＜④＜①
c(CH3COO- )- C(CH3COOH) =[2 × (10-4 –l0-10)] mol • L-1
D.室温时，加水稀释 0.1 mol • L-1 CH3COONa 溶液，溶液中 c(CH3COOH) • C(OH)/C(CH3COO- )的值不断增大
11.将 10 mL0.2 mol/L 氨水和 10 mL0.1 mol/L 盐酸混合后，溶液里各种离子物质的量浓 度的关系是 ( )
( ) ( ) ( ) D. c H+ + c (H2RO3 ) = c RO32− + c OH−
（ 13.四甲基氢氧化铵
( CH3
) 4
NOH
是强碱，常温下甲胺
CH3 NH2 ⋅ H2O) 的电离常数为
Kb ，且 pKb = -lgKb =3.38 。常温下，在体积均为 20 mL、浓度均为 0.1 mol ⋅ L-1 的四甲基
A. c (OH-) = c( NH+4 ) + c (H+)
B.
c
(Cl-)>
c(
NH
+ 4
)>
c
(H+)
>
c
(OH-)
C.
c(
人教版高中化学选修4导学案：3.3盐类的水解 第2课时 盐类水解的影响因素和应用 -含答案
第2课时 盐类水解的影响因素和应用1.了解影响盐类水解的主要因素。
2.掌握盐类水解的原理，能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。
3．掌握溶液中离子浓度大小的比较规律。
影响盐类水解的因素1．内因：盐本身的性质。
组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。
2．外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
(1)温度：盐的水解是吸热反应，升高温度水解程度增大； (2)浓度：盐的浓度越小，水解程度越大； (3)外加酸碱：加酸、加碱能促进或抑制盐的水解。
以NH 4Cl 溶液为例(NH ＋4＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋)填表：盐类的水解常数盐MA 水解的方程式为MA ＋H 2O HA ＋MOH ，水解常数为K h ＝c (HA)·c (MOH)c (MA)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)升高温度，碳酸钠溶液的碱性增强。
( )(2)向氯化铁溶液中加入氯化铁固体，其水解程度增大。
( ) (3)将氯化铵溶液加水稀释，其水解程度增大。
( ) (4)向氯化铁溶液中加氯化铵固体，其水解程度减小。
( ) (5)等浓度的氯化铵和硫酸铵溶液，前者pH 大。
( )答案：(1)√ (2)× (3)√ (4)√ (5)√ 2．在Al 3＋＋3H 2OAl(OH)3＋3H ＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH 增大，应采取的措施是( )A ．加热B ．通入HClC ．加入适量NaOH(s)D ．加入适量NaCl(s)解析：选C 。
加热能使平衡向水解方向移动，c (H ＋)增大，pH 减小，故A 项不符合题意；通入HCl 能增大c (H ＋)，但抑制了水解，且pH 也减小，故B 项不符合题意；加入适量NaOH(s)，由于发生反应：H ＋＋OH －===H 2O ，引起c (H ＋)减小，使平衡向水解方向移动，且pH 也增大了，故C 项符合题意；加入适量NaCl(s)，不会对溶液中其他离子造成影响，故D 项不符合题意。
用自耦电离突破比较酸式盐溶液中粒子浓度大小的误区
和NaHS等，判断离子浓度大小关系，即不水解离子
2.0.1mol·L-1NaHCO3 溶液
＞水解离子＞显性离子＞水电离出的另一离子＞电
同样首先要清楚 25℃，0.1mol·L-1NaHCO3
离得到的酸根离子，不过也没有考虑酸式盐中酸式 (25℃,Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11)[5]溶液中存在
大，同时根据四个平衡体系的平衡常数Kc>Kh>Ka2>Kw， 碳酸氢根离子自耦反应程度最大，c(CO32-)和
c(H2CO3)较大，这就容易解释2020年海南高考试
题中可以用加热饱和NaHCO3溶液制二氧化碳或在
NaHCO3溶液中加氯化钙或氯化钡溶液有白色沉淀的 现象；又 因 为 H C O 3-的 水 解 常 数 K h> K a2， H C O 3-的
c(HPO32-)>c(H3PO3)>c(H+)>c(OH-)，为什么呢？可以 117 页多元酸溶液中各组分的分布系数，准确计算出
从微观探析和定量计算两个方面准确解析。
0.2mol·L-1NaH2PO3 溶液中 c(H2PO3-)、c(HPO32-)、
二、微观探析
c(H3PO3)、c(H+)、c(OH-)，可以证明我们微观探析的结论。
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2022 08（总第 540 期）
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水 解 程 度 大 于电离程度，溶液呈碱性，综合可知 c(Na+)>c(HCO3-)>c(H2CO3)>c(CO32-)>c(OH-)>c(H+)。再 运用相关公式计算c(H2CO3)、c(CO32-)和c(OH-)。
高中化学无机盐知识点总结
高中化学无机盐知识点总结高中化学无机盐知识点总结一、知识体系二、知识解析（一）含量：很少，1%～1.5%（二）存在形式：大多数以离子状态存在于细胞中（动物骨骼和牙齿中的Ca是以化合物的形式存在的，体内的Ca和Fe是以稳定化合物的形式存在的），较多的阳离子有：K+、Na+、Ca2+、Mg2+等；较多的阴离子有：Cl-、PO43-、SO42-、HCO3-等。
（三）功能：1．有些无机盐是细胞中某些复杂化合物的重要组成部分，如：Mg2＋是叶绿素的成分；P是构成核苷酸、ATP的成分；Fe2＋是血红蛋白的主要成分等。
2．许多种无机盐离子对于维持生物体的生命活动有重要作用，如植物缺少某些必需的矿质元素会表现出相应的缺素病症；人和动物缺少某些无机盐也会产生相应的疾病。
3．对维持细胞的酸碱平衡非常重要，如正常人血液的pH通常在7.35－7.45之间，变化很小。
其平衡的调节与人体血液中含有许多对酸碱起缓冲作用的物质－缓冲物质密不可分。
每一对缓冲物质是由一种弱酸和相应的一种强碱盐组成，如H2CO3/NaHCO3、NaH2PO4/Na2HPO4等。
（四）无机盐与代谢1．无机盐与植物代谢（1）植物的矿质营养①矿质元素的定义：除了C、H、O以外，主要由根系从土壤中吸收的元素叫做矿质元素。
②植物必需的矿质元素：●研究方法??溶液培养法：含义：是指用含有全部或部分矿质元素的营养液培养植物的方法。
步骤（如何证明某种元素是植物必需的矿质元素）：首先用缺素培养液培养植物，植物出现缺素病症（要设计对照实验）；然后向培养液中添加缺少的元素，相关病症消失（自身前后比照）。
●种类：大量元素：N、P、K、S、Ca、Mg微量元素：Fe、Mn、B、Zn、Cu、Mo、Cl、Ni③矿质元素的吸收：●部位：根，最活泼的部位是成熟区的表皮细胞。
●形式：土壤溶液中的矿质元素必需溶解于水中以离子形式被吸收。
●方式：土壤溶液中的矿质元素是通过主动运输（需要哪些条件？）的方式透过根尖成熟区表皮细胞的细胞膜进入细胞内部的。
2020学年高中化学课时作业18溶液中离子浓度大小比较及三大守恒规律(含解析)新人教版选修4
课时作业18 溶液中离子浓度大小比较及三大守恒规律基础训练1．(2019年延边一中模拟)关于0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液，下列说法正确的是( ) A．溶质水解反应：HCO3－＋H2O===H3O＋＋CO32－B．离子浓度关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO3－)＋c(CO32－)C．微粒浓度关系：c(Na＋)>c(HCO3－)>c(H2CO3)>c(CO32－)D．微粒浓度关系：c(Na＋)＝2c(H2CO3)＋c(HCO3－)＋c(CO32－)解析：溶质水解反应的方程式为HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－，A错误；根据电荷守恒可知离子浓度关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO3－)＋2c(CO32－)，B错误；由于碳酸氢根的水解程度大于电离程度，溶液显碱性，则微粒浓度关系为c(Na＋)>c(HCO3－)>c(H2CO3)>c(CO32－)，C正确；根据物料守恒可知微粒浓度关系：c(Na＋)＝c(Hc(HCO3－)＋c(CO32－)，D2CO3)＋错误。
答案：C2．(2019年江西二模)已知常温下浓度为0.1 mol/L的几种溶液的pH如下表。
下列有关说法正确的是( )A.同温度同浓度下，酸由强到弱的顺序为：HF＞H2CO3＞HClOB．水解方程式：F－＋H2O HF＋OH－的平衡常数为1×10－13C．将CO2通入0.1 mol/L Na2CO3溶液至溶液呈中性，则溶液中：2c(CO32－)＋c(HCO3－)＝0.1 mol/LD．等物质的量的NaF和HF混合溶液中粒子浓度大小关系为：c(HF)>c(Na＋)>c(F－)>c(H ＋)>c(OH－)解析：相同温度下，相同浓度的强碱弱酸盐的碱性越大，说明弱酸根的水解程度越大，对应的酸越弱，则酸由强到弱的顺序为：HF>H2CO3>HClO，故A正确；常温下0.1 mol NaF的pH＝7.5，水解方程式：F－＋H2O HF＋OH－的平衡常数K＝c（HF）×c（OH－）c（F－）＝1×10－6.5×1.0×10－6.50.1＝1×10－12，故B错误；溶液存在电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋c(OH－)＋2c(CO32－)，溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＝0.2 mol/L，故C错误；等物质的量的NaF和HF混合溶液中HF的电离大于F－的水解，溶液显酸性，则溶液中粒子浓度大小关系为：c(F－)>c(Na＋)>c(HF)>c(H＋)>c(OH－)，故D错误。
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高中化学盐溶液中离子浓
度大小的比较总结
Final approval draft on November 22, 2020
高中化学盐溶液中离子浓度大小的比较总结
盐溶液中离子浓度的大小比较既是一个重要知识点，也是一个难点，但只要掌握了有关知识、原理和规律，结
合解题技巧，就能轻车熟路，达到举一反三的最佳效果。一、基本知识在盐溶液中存在着水的电离平衡，可能
还有盐的水解、电离平衡，所以就有下列关系：1.c（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0.1mol/LNH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（NH3·H2O）＝0.1mol/L如0.1mol/LNa2CO3溶液中：c
（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（H2CO3）＝0.1mol/L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，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。三、例题分析【例题1】将相同物质的量浓度的某弱酸HX溶
液与NaX溶液等体积混合，测得混合后溶液中c（Na+）＞c（X－），则下列关系错误的是（）。A.c（H+）＞c
（OH－）B.c（HX）＜c（X－）C.c（X－）＋c（HX）＝2c（Na+）D.c（HX）＋c（H+）＝c（Na+）＋c（OH－）
【解析】以HX的电离为主，则c（H+）＞c（OH－）；以X－的水解为主，则c（H+）＜c（OH－）。现有：
（1）已知条件c（Na＋）＞c（X－）；（2）电荷守恒c（Na+）＋c（H+）＝c（X－）＋c（OH－）；（3）物料
守恒2c（Na+）＝c（X－）＋c（HX）。由（1）和（2）可知一定有c（H+）＜c（OH－），所以应考虑X－的水
解，故选项A和B错，由（3）可知C对，由（2）和（3）二式合并得D，故D对。答案：A和B【例题2】相同
温度下，等体积物质的量都为0.1mol/L的KCl和CH3COOK溶液的两种溶液中，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】错误的分析：（1）CH3COO－因水解而减少，选A。（2）因有下列水解
平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，发生水解的CH3COO－与生成的OH－个数相等，选B。正确分析：根据电
荷守在KCl和CH3COOK溶液中分别有：c（Na+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－），c（Na+）＋c（H+）＝c
（CH3COO－）＋c（OH－）。两溶液中的c（Na+）相等，而由于CH3COO－的水解，便溶液呈碱性，导致c（H+）
前者比后者大，所以有c（Cl－）＋c（OH－）＞c（CH3COO－）＋c（OH－）故选A。
四、能力培养1.已知某溶液中有四种离子：X+、Y－、H+、OH－，下列分析结果肯定错误的是（）A.c（Y－）＞
c（X+）＞c（H+）＞c（OH－）B.c（X+）＞c（Y－）＞c（OH－）＞c（H+）C.c（H+）＞c（Y－）＞c（X+）＞c
（OH－）D.c（OH－）＞c（X+）＞c（H+）＞c（Y－）2.在Na2S溶液中存在的下列关系不正确的是（）A.c
（Na+）＝2c（S2－）＋2c（HS－）＋2c（H2S）B.c（Na+）＋c（H+）＝2c（OH－）＋c（HS－）＋c（S2－）
C.c（OH－）＝c（H+）＋c（HS－）＋2c（H2S）D.c（Na+）＞c（S2－）＞c（OH－）＞c（HS－）3.已知某温度
下0.1mol/L的NaHB强电解质溶液中c（H＋）＞c（OH－），则下列关系式中一定正确的是（）。A.c（Na+）＝
c（HB－）＋2c（B2－）＋c（OH－）B.c（Na+）＝0.1mol/L≥c（B2－）C.c（H+）·c（OH－）＝10－14D.溶液
的pH＝14.物质的量浓度相同（0.2mol/L）的弱酸HX与NaX溶液等体积混合，溶液中微粒浓度关系错误的是
（）。A.c（Na+）＋c（H+）＝c（X－）＋c（OH－）B.c（HX）＋c（X－）＝2c（Na+）C.若混合溶液呈酸性：
则c（X－）＞c（Na+）＞c（HX）＞c（H+）＞c（OH－）D.若混合溶液呈碱性：则c（Na+）＞c（HX）＞c（X
－）＞c（OH－）＞c（H+）5、相同条件下，等体积、等物质的量浓度的NaNO3和NaHCO3两份溶液中，阴离子
总数相比较（）。A.前者多B.一样多C.后者多D.无法判断【解析】1.由电荷守恒可知：c（H+）＋c（X+）＝c
（OH－）＋c（Y－），所以C是不可能的。答案：C2.Na2S溶液中存在着S2－、HS－两种离子的水解平衡和水
的电离平衡，同时还存在两个守恒关系：（1）电荷守恒：c（Na+）＋c（H+）＝2c（S2－）＋c（HS－）＋c
（OH－），（2）物料守恒：c（Na+）＝2c（S2－）＋2c（HS－）＋2c（H2S）。将（1）和（2）两式相减得C，
又因水解程度小，故A、C、D正确。答案：B3.在NaHB溶液中由于c（H+）＞c（OH－），所以是HB－的电离为
主，HB－可能部分电离，也可能完全电离，故D错；由电荷守恒可知A错；因某温度不一定是常温，故C错；
根据物料守恒B对。答案：B4.在HX与NaX的混合液中，根据电荷守恒A对；根据物料守恒B对；若混合液呈
酸性，应以HX的电离为主，C对；若混合液呈碱性，应以X－的水解为主，但水解程度不大，有c（HX）＞c
（Na+）＞c（X－）＞c（OH－）＞c（H+），故D错。答案：D5.在NaNO3和NaHCO3两溶液中，根据电荷守恒分
别有下列等式：（1）c（Na+）＋c（H+）＝c（NO3-）＋c（OH－），（2）c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋
c（HCO3-）＋c（OH－）因两溶液中的c（Na+）相同，而由于HCO3-的水解，使前者的c（H+）大于后者，所以
有c（NO3-）＋c（OH－）＞2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－）＞c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－）。答
案：A