溶液中离子浓度的判断
溶液中离子浓度的计算方法
溶液中离子浓度的计算方法溶液中的离子浓度是化学研究和实验中一个重要的参数。
通常，我们可以通过溶解度、电离度和摩尔浓度等方法来计算溶液中离子浓度。
下面将分别介绍这些方法。
一、溶解度法溶解度法可以通过已知溶质在溶剂中的溶解度以及溶液的浓度来计算离子浓度。
具体计算公式如下：离子浓度 = 溶质浓度 ×溶解度其中，溶质浓度指的是溶质在溶液中的摩尔浓度，溶解度指的是溶质在溶剂中单位体积的溶解度。
二、电离度法电离度法可以通过已知溶质的电离度和摩尔浓度来计算溶液中的离子浓度。
电离度的定义是溶液中电离的溶质的浓度与溶液溶质总浓度之比。
具体计算公式如下：离子浓度 = 溶质浓度 ×电离度其中，溶质浓度指的是溶质在溶液中的摩尔浓度，电离度指的是溶质电离的比例或百分数。
三、摩尔浓度法摩尔浓度法是一种常用的计算溶液中离子浓度的方法。
通过已知溶质的摩尔浓度和离子的化学方程式来计算。
具体步骤如下：1. 根据反应方程式确定摩尔比率。
根据化学方程式，确定生成产物离子与反应物离子的摩尔比率。
2. 将溶质的摩尔浓度乘以摩尔比率。
将已知溶质的摩尔浓度乘以反应方程式中离子的摩尔比率，得到产物离子的摩尔浓度。
四、特殊情况下的计算在特殊情况下，我们需要考虑溶质和溶剂之间的化学反应和物理性质的影响。
这时，我们需要根据具体情况进行计算，并结合已知数据和实验结果进行判断。
总结：溶液中离子浓度的计算方法涵盖了溶解度法、电离度法和摩尔浓度法。
通过这些方法，可以准确计算溶液中离子的浓度。
在实际应用中，我们需要根据不同情况选择合适的计算方法，并结合实验数据进行计算。
通过这些计算，我们可以更加深入地理解溶液中离子的行为和性质。
醋酸钠和醋酸混合溶液的离子浓度大小
醋酸钠和醋酸混合溶液的离子浓度大小
醋酸钠和醋酸混合溶液的离子浓度大小
离子浓度是指溶液中不同离子的数量比率，它受到溶液的种类和温度的影响，
也是对溶液做出判断的重要指标。
醋酸钠和醋酸混合溶液的离子浓度也不例外，它的离子浓度是由醋酸钠和醋酸的比例决定的。
醋酸钠是一种中性混合酸，其中含有醋酸原子和纳米克离子。
当醋酸钠溶液和
醋酸混合溶液混合时，由于两者都含有醋酸，溶液中的醋酸离子浓度会变得更加高。
如果醋酸钠的浓度大于醋酸的浓度，那么溶液的总离子浓度就会变得更高，相反，如果醋酸的浓度大于醋酸钠的浓度，那么溶液的总离子浓度就会变得更低。
因此，醋酸钠和醋酸混合溶液的离子浓度大小取决于这两种溶液之间的比例。
随着溶液温度的升高，溶液中的离子浓度也会变得更高。
当溶液中离子浓度升
高时，溶液的中和作用就会变得比较强，从而使溶液中的离子浓度变得更高。
因此，醋酸钠和醋酸混合溶液中的离子总浓度会受到温度的影响，温度越高，离子总浓度就越高。
从上文可以看出，醋酸钠和醋酸混合溶液的离子浓度大小取决于其混合比例、
温度等，只有正确控制这几个因素，才能保证溶液中离子浓度大小的适宜。
溶液中离子浓度大小的比较讲解
２.在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O、 NH4+、 OH-、 H+的浓度由大到小的顺序是
C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+)
（2）水解平衡理论:
弱离子(弱酸根离子、弱碱的阳离子)的水 解一般是微弱的。
如：CH3COONa溶液中存在如下关系： c(Na+)＞C(CH3COO-)＞c(OH-)＞C(CH3COOH)＞c(H+)
均增大
2.（2009四川卷12）.关于浓度均为0.1 mol/L的三 种溶液：①氨水、②盐酸、③氯化铵溶液，下列
说法不正确的是( B )
A.c（NH4+）：③＞① B.水电离出的c（H+）：②＞①
C.①和②等体积混合后的溶液：
c（H+）＝c(OH-)+c(NH3·H2O) D. ①和③等体积混合后的溶液：
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； 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：根据电离、水解情况分析 （1）弱酸溶液：
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-)
B． c(HC2O4-) + c(C2O42-) =0.1mol/L C． c(C2O42-) ＞c(H2C2O4)
( CD )
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。
碳酸氢钠溶液中离子浓度大小的比较
碳酸氢钠溶液中离子浓度大小的比较大家好，今天我们来聊聊碳酸氢钠溶液中离子浓度大小的比较。
我们得知道什么是碳酸氢钠溶液。
碳酸氢钠溶液就是含有碳酸氢根离子(HCO3-)和钠离子(Na+)的溶液。
那么，这些离子在溶液中的浓度到底谁大谁小呢？别着急，我们一步一步来分析。
我们要了解什么是离子。
离子就是带电的原子或分子，它们在溶液中会自动聚集成团，形成带电区域。
这些带电区域就是我们所说的离子浓度。
那么，什么是离子浓度呢？简单来说，离子浓度就是一个单位体积或单位质量的溶液中所含离子的数量。
我们通常用摩尔浓度(mol/L)来表示。
现在我们来看碳酸氢钠溶液。
在这个溶液中，有两种主要的离子：碳酸氢根离子(HCO3-)和钠离子(Na+)。
我们可以通过测量这两种离子在溶液中的数量来计算它们的浓度。
那么，如何测量这两种离子的数量呢？这里就要用到一些实验方法了。
我们要用到的是滴定管。
滴定管是一种用来测量液体体积的工具。
我们可以用滴定管来逐滴滴加一种指示剂，然后根据指示剂的颜色变化来判断碳酸氢根离子和钠离子的数量。
这个过程叫做滴定分析。
滴定分析是一种非常精确的实验方法，可以帮助我们得到非常准确的数据。
接下来，我们要用到的是pH计。
pH计是一种用来测量溶液酸碱度的仪器。
我们可以用pH计来测量碳酸氢钠溶液的pH值。
根据pH值的不同，我们可以大致判断出碳酸氢根离子和钠离子的数量关系。
一般来说，pH值越小，说明溶液越酸性，碳酸氢根离子的数量越多；pH值越大，说明溶液越碱性，钠离子的数量越多。
这只是一个大致的判断，具体还需要通过实验数据来验证。
除了滴定法和pH计之外，我们还可以用其他方法来测量碳酸氢根离子和钠离子的数量。
比如说，我们可以用紫外分光光度法来测量这两种离子在溶液中的吸收或发射光谱，从而推算出它们的浓度。
这种方法非常精密，但是需要专业的仪器和技术支持。
要比较碳酸氢钠溶液中碳酸氢根离子和钠离子的浓度大小，我们可以采用滴定法、pH计等实验方法来进行测量。
高考化学离子浓度知识点
高考化学离子浓度知识点化学是高考中重要的一门科学，其中离子浓度是一个常见且重要的概念。
离子浓度在化学反应和溶液中起着关键的作用，对于理解和解决化学问题至关重要。
本文将探讨高考化学中有关离子浓度的知识点和应用。
一、离子浓度的定义与计算离子浓度指的是在溶液中的某种离子的数量与溶液体积之比。
它可通过以下公式计算：离子浓度（mol/L）= 某种离子的物质的量（mol）/ 溶液的体积（L）二、离子浓度的影响因素离子浓度的大小受到多种因素的影响，包括溶质的物质的量、溶液的体积以及反应条件等。
1. 溶质的物质的量：溶质的物质的量增加，离子浓度也随之增加。
例如，当向1升的水中溶解一个物质的量为1摩尔的氯化钠时，氯离子和钠离子的浓度均为1M。
2. 溶液的体积：溶液的体积减小，离子浓度随之增加。
假设将之前的1升氯化钠溶液蒸发至0.5升，那么氯离子和钠离子的浓度将增至2M。
3. 反应条件：某些反应条件的改变也会导致离子浓度的变化。
例如，当氯化钠溶液被加热时，水分子的蒸发会导致溶液体积的减小，从而增加氯离子和钠离子的浓度。
三、离子浓度在化学反应中的应用离子浓度在化学反应中的应用非常广泛，下面以酸碱中和反应和溶液的稀释为例进行说明。
1. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱在适当的条件下反应生成盐和水的化学反应。
在这类反应中，离子浓度的计算可以帮助我们确定反应的进程和结果。
例如，若将0.1 mol/L的氢氧化钠与0.1 mol/L的盐酸溶液等体积混合，我们可以通过计算氢离子和氢氧根离子的浓度，判断酸碱中和反应是否已经发生，进而推断反应最终生成的盐的类型。
2. 溶液的稀释：溶液的稀释是指通过向已有溶液中加入溶剂来减小溶液的浓度。
在实际操作中，我们可以通过计算原溶液和稀释后溶液中离子的浓度，控制溶液的浓度。
例如，如果我们将1升0.1 mol/L的氯化钠溶液与1升水混合，则溶液中氯离子和钠离子的浓度将降为原来的一半，即为0.05 M。
比较溶液中各离子浓度大小的关键
高考热点难点离子浓度大小排序破解之法溶液中各离子浓度大小比较的关键内容提要：某些盐在水溶液中，由于发生了电离或水解等复杂的变化，导致溶液中粒子种类发生了变化，从而离子浓度也发生改变。
比较离子浓度大小的问题是历年高考的热点和难点，突破此问题是高三化学教师历年探究的重点。
笔者在多年教学实践中总结出突破此种题型的关键所在。
关键词：离子浓度排序方法一.电离产生的离子浓度要比被电离的离子(或分子)的浓度小；二.水解产生的离子浓度要比被水解的离子的浓度小；三.正确运用电荷守恒和物料守恒；四.若是混和溶液则判断是电离为主或是水解为主。
五.举例如下：1.如、NaHSO4 只电离不水解显强酸性。
Na2CO3只分步水解显碱性。
2.如、NaHCO3、 K2HPO4、NaHS是水解为主，电离为次，显碱性。
3.如、NaH2PO4、NaHSO3 KHSO3 、NH4HSO3是电离为主，水解为次。
显酸性。
4.如、H2CO3分步电离，且第一步是主要的。
H2CO3H＋＋HCO3－HCO3－H＋＋CO32－有：C(H＋)>C(HCO3－)>C(CO32－)>C(OH－)5.Na2CO3溶液的离子浓度大小顺序Na2CO3===2Na＋＋CO32－ CO32－＋H2O HCO3－＋OH－HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－ H2O H＋＋OH－电荷守恒C(Na＋)＋C(H＋)===C(OH－)＋C(HCO3－)＋2C(CO32－)物料守恒C(CO32－)＋C(HCO3－)＋C(H2CO3)===1/2C(Na＋)两式合并C(OH－)===C(H＋)＋C(HCO3－)＋2C(H2CO3)有：C(Na＋)>C(CO32－)>C(OH－)>C(HCO3－)>C(H＋)6.Na2S溶液的离子浓度大小顺序Na2S===2Na＋＋S2－ S2－＋H2O HS－＋OH－HS－＋H2O H2S＋OH－ H2O H＋＋OH－电荷守恒C(Na＋)＋C(H＋)===C(OH－)＋C(HS－)＋2C(S2－)物料守恒C(S2－)＋C(HS－)＋C(H2S)===1/2C(Na＋)两式合并C(OH－)===C(H＋)＋C(HS－)＋2C(H2S)有：C(Na＋)>C(S2－)>C(OH－)>C(HS－)>C(H＋)7.NaHCO3溶液的离子浓度大小顺序NaHCO3===Na＋＋HCO3－ H2O H＋＋OH－HCO3－H＋＋CO32－ HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－电荷守恒C(Na＋)＋C(H＋)===C(OH－)＋C(HCO3－)＋2C(CO32－)物料守恒C(CO32－)＋C(HCO3－)＋C(H2CO3)===C(Na＋)C(OH－)===C(H＋)＋C(H2CO3)—C(CO32－)C(H＋)===C(OH－)＋C(CO32－)—C(H2CO3)当NaHCO3的浓度很稀时C(OH－)>c(CO32－)有：C(Na＋)>C(HCO3－)>C(OH－)>C(H＋)>C(CO32－)一般是不比较c(CO32－)的浓度的大小有：C(Na＋)>C(HCO3－)>C(OH－)>C(H＋)同理KHCO3溶液的离子浓度大小顺序同上。
离子浓度大小的比较及守恒关系091205
溶液中离子浓度大小的比较及守恒关系一、单一溶液：（一种溶质的溶液）1、一元弱酸盐或弱碱盐溶液：弱酸盐或弱碱盐中存在着弱酸根或弱碱根的水解，水解程度是微弱的，发生水解的离子的浓度要减小，但不会减小很多，同时溶液中的H＋或OH－的浓度会相应增加和减小。
如：在NH4Cl溶液中：NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋电荷守恒关系：1·[NH41+]＋1·[H1＋]＝1·[OH1－]＋1·[Cl1－][NH4＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Cl－]离子浓度大小关系：(大量离子浓度>微量离子浓度)[Cl－]>[NH4＋] > [H＋]>[OH－]物料守恒(原子守恒)：Cl－的总量＝NH4＋的总量＝未水解的NH4＋＋已经水解的NH4＋[Cl－]＝[NH4＋] ＋[NH3·H2O]质子守恒(或氢离子守恒)关系：由水电离产生的H＋与OH－的量相等。
H＋＝溶液中的OH－＋结合NH4＋的OH－[H＋]＝[OH－]＋[NH3·H2O]在CH3COONa溶液中：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－电荷守恒关系：[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[CH3COO－]离子浓度大小关系：[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]物料守恒(原子守恒)：[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]质子守恒(或氢离子守恒)关系：[OH－]= [H＋]＋[CH3COO H]2、多元弱酸强碱盐溶液：多元弱酸盐溶液中的弱酸根离子存在着分步水解，并且越向后水解越困难。
如：在Na2CO3溶液中：第一步水解：CO3２－＋H2O HCO3－＋OH－第二步水解：HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－①离子浓度大小关系：[Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ H＋][Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ HCO3－][Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ HCO3－] > [ H＋]②由于Na＋的物质的量与碳酸根离子物质的量的2倍相等。
溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较溶液中离子浓度大小比较是高中化学的重点和难点，也是高考命题的热点，但有一部分同学对这部分内容感到非常棘手、不知所措。
现结合教学过程中学生常犯错误讨论一下如何比较溶液中离子浓度大小。
1 弄清有关基本概念、基本理论的含义这部分涉及到的基本概念、基本理论有：强、弱电解质，弱电解质的电离平衡，水的电离平衡，盐的水解平衡，pH等。
对这些概念和理论学生常犯错误有以下几点。
(1)有些同学对哪些化合物属于强电解质，哪些化合物属于弱电解质分辨不清，以致写错电离方程式，对比较离子浓度大小造成障碍。
例如，把醋酸钠电离方程式写为CHCOONa==CHCOO-+Na+,犯这种错误的同学的观点是：醋酸钠是强酸弱碱盐，不是强酸强碱盐，所以醋酸钠是弱电解质。
显然这种分析是混淆了概念。
此时我们教师要加强对学生辅导，强调强、弱电解质的划分是以在水溶液中能不能完全电离为标准的，能完全电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质。
强、弱电解质的划分与它是哪种类型的盐无关。
同时让学生写出正确的电离方程式：CHCOONa==CHCOO-+Na+。
(2)哪些物质电离，哪些物质水解分辨不清有的同学问：氢硫酸电离出来的HS-、S2-还会不会水解？我们都知道，高中课本第二册第三章第三节的大标题是“盐类的水解”。
有的同学只看到水解而没有真正弄清楚什么物质才水解，很显然对概念的内涵和外延掌握的不到位。
学生出现这种错误的另一个原因，可能是我们教师授课时常常说某某物质水解，但学生听课时往往把重点放在水解这个词上，而忽略掉什么物质水解。
究其原因还是我们教师强调的不到位。
所以我认为教师在讲某些问题时话不在多，点到才行。
(3)有关规律记不住。
如比较Na2CO3溶液中c(CO2-3)、c(HCO-3)、c(H2CO3) 大小和H2S溶液中c(HS-)、c(S2-)大小时，有些同学不会判。
究其原因是没有记住如下规律：①弱电解质的电离程度是小的，多元弱酸的电离是分步进行的，并且以第一步电离为主。
书写三大守恒式,离子浓度的判断,电离和水解
怎样判断水解大于电离还是电离大于水解?一般来说,题目给你的盐溶液都是你可以知道溶液的酸碱性的,要根据溶液的酸碱性来判断是水解大于电离还是电离大于水解.由于酸根的水解使溶液显碱性,电离使溶液显酸性,所以如果溶液是酸性,那么电力大于水解,如果溶液是碱性,那么水解大于电离.或者你要通过背来记住谁的水解强,谁的电离强.在中学化学中,只需要知道以下几种情况就可以了.1.NaHCO3溶液:HCO3-的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;2.NaHSO3溶液:HSO3-的水解程度小于电离程度,溶液呈酸性;3.NaHSO4溶液:HSO4-只电离,不水解,溶液呈酸性;4.NaH2PO4溶液:H2PO4-的水解程度小于电离程度,溶液呈酸性;5.Na2HPO4溶液:HPO42-的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;6.在同浓度的醋酸和醋酸钠混合溶液中,醋酸的电离程度大于醋酸根的水解程度,溶液呈酸性;7.在同浓度的氨水和氯化铵混合溶液中,一水合氨的电离程度大于铵根离子的水解程度,溶液呈碱性.其他的情况就不需要记忆了.离子浓度大小如何比较要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）.对有关电解质溶液中离子浓度大小比较的题,在做时首先搞清溶液状况,是单一溶液还是混合溶液,然后再根据情况分析.1、单一溶质的溶液中离子浓度比较①多元弱酸溶液中,由于多元弱酸是分步电离（注意,电离都是微弱的）的,第一步的电离远远大于第二步,第二步远远大于第三步.由此可判断多元弱酸溶液中离子浓度大小顺序.例H3PO4溶液中：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)②多元弱酸的强碱正盐溶液中,要根据酸根离子的分步水解（注意,水解都是微弱的）来分析.第一步水解程度大于第二步水解程度,依次减弱.如Na2S溶液中：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)③多元弱酸的酸式盐溶液中：由于存在弱酸的酸式酸根离子的电离,同时还存在弱酸的酸式酸根离子的水解,因此必须搞清电离程度和水解程度的相对大小,然后判断离子浓度大小顺序.常见的NaHCO3 NaHS,Na2HPO4溶液中酸式酸根离子的水解程度大于电离程度,溶液中c(OH-)＞c(H+)溶液显碱性,例NaHCO3中：c（Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO32-),反例：NaHSO3,NaH2PO4溶液中弱酸根离子电离程度大于水解程度,溶液显酸性c(H+) ＞c(OH-).例在NaHSO3中：c （Na+）＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-).规律：①第一步水解生成的粒子浓度在[OH-]和[H+]之间,第二步水解生成的粒子浓度最小例：Na2S溶液中的各离子浓度大小的顺序：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)②不同溶液中同种离子浓度的比较：既要考虑离子在溶液中的水解因素,又要考虑其它离子的影响,是抑制还是促进,然后再判断.例；常温下物质的量浓度相等的a.(NH4)2CO3b.(NH4)2SO4.c.(NH4)2Fe(SO4)2 三种溶液中c(NH4+)的大小；NH4+在水溶液中发生水解显酸性,CO32-离子水解显碱性,两离子水解相互促进,Fe2+水解显酸性与NH4+水解相互抑制,因此三溶液中c(NH4+)：c＞b＞a.2、混合溶液中离子浓度的比较①强酸与弱碱溶液混合后溶液中离子浓度大小比较,首先要考虑混合后溶液的状况及溶液的酸碱性.酸过量：溶液为强酸和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(H+) ＞c(OH-)呈酸性酸碱恰好完全反应：溶液为单一盐溶液,弱碱根离子水解,溶液呈酸性碱少量过量：溶液为弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(OH-)= c(H+)呈中性碱大量过量：溶液为大量弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(OH-)＞c(H+)呈碱性.根据这几种情况可判断溶液中离子大小情况.②强碱和弱酸溶液混合后,溶液中离子浓度的大小比较呈碱性包括两种情况；强碱和强碱弱酸盐的混合溶液及单一强碱弱酸盐溶液.呈中性:强碱弱酸盐和少量弱酸的混合溶液呈酸性：强碱弱酸盐和大量弱酸的混合溶液3理解掌握电解质溶液中的几种守恒关系；①溶质守恒：（物料守恒）溶质在溶液中某种离子的各种存在形式总和不变.如：在CH3COONa溶液中c(CH3COO－)+ c(CH3COOH)= c(Na ＋)=c( CH3COONa)②溶剂守恒：（质子守恒）溶液中溶剂水电离的c(H＋)和c(OH－)浓度相等,如：在CH3COONa溶液中,水所电离的H＋被部分CH3COO－结合生成CH3COOH,因此：c(H＋)+ c(CH3COOH)= c(OH－) ③电荷守恒：任何溶液中都呈电中性,溶液中阳离子所带的正电荷总和等于阴离子所带的负电荷总和.在CH3COONa溶液中：c(CH3COO－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)利用好守恒关系也可以达到事半功倍的效果.如何写化学中三大守恒式（电荷守恒,物料守恒,质子守恒）这三个守恒的最大应用是判断溶液中粒子浓度的大小,或它们之间的关系等式.电荷守恒,－－即溶液永远是电中性的,所以阳离子带的正电荷总量＝阴离子带的负电荷总量例, NH4Cl溶液,NH4^+ + H+ = Cl- + OH-写这个等式要注意2点：1、要判断准确溶液中存在的所有离子,不能漏掉.2、注意离子自身带的电荷数目.如,Na2CO3溶液,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH- NaHCO3溶液,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH- NaOH溶液,Na+ + H+ = OH-Na3PO4溶液,Na+ + H+ = 3PO4^3- + 2HPO4^2- + H2PO4^- + OH-物料守恒,－－即加入的溶质组成中存在的某些元素之间的特定比例关系,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.例, NH4Cl溶液,化学式中N:Cl=1:1,即得到,NH4^++NH3.H2O = Cl-Na2CO3溶液,Na:C=2:1,即得到,Na+ = 2(CO3^2- + HCO3^- + H2CO3)NaHCO3溶液,Na:C=1:1,即得到,Na+ = CO3^2- + HCO3^- + H2CO3写这个等式要注意,把所有含这种元素的粒子都要考虑在内,可以是离子,也可以是分子.质子守恒例如：NH4Cl溶液,电荷守恒,NH4^+ + H+ = Cl- + OH-物料守恒,NH4^+ + NH3.H2O = Cl-处理一下,约去无关的Cl-,得到,H+ = OH- + NH3.H2O,即是质子守恒Na2CO3溶液,电荷守恒,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH-物料守恒,Na+ = 2(CO3^2- + HCO3^- + H2CO3)处理一下,约去无关的Na+,得到,HCO3^- + 2H2CO3 + H+ = OH-质子守恒,即所有提供的质子都由来有去.如,NH4Cl溶液,水电离出的,H+ = OH-,但是部分OH-被NH4^+结合成NH3.H2O,而且是1：1结合,而H+不变,所以得到, H+ = 原来的总OH- = 剩余OH- + NH3.H2ONa2CO3溶液,水电离出的,H+ = OH-,但是部分H+被CO3^2-结合成HCO3^-,而且是1：1结合,还有部分继续被HCO3^-结合成H2CO3,相当于被CO3^2-以1：2结合,而OH-不变,所以得到, OH- = 原来总H+ = HCO3^- + 2H2CO3 + 剩余H+碳酸钠、碳酸氢钠、醋酸钠、氯化铵的电荷守恒、物料守恒、质子守恒和离子浓度大小比较的离子表达式.Na2CO3[Na+]+[H+]=2[CO3 2-]+[HCO3-]+[OH-][Na+]=2[CO3 2-]+2[HCO3-]+2[H2CO3][OH-]=[H3O+]+[HCO3-]+2[H2CO3]Na＞CO3 2-＞OH-＞HCO3-＞H+碳酸氢钠[Na+]+[H+]=2[CO3 2-]+[HCO3-]+[OH-][Na+]=[CO3 2-]+[HCO3-]+[H2CO3][OH-]+[CO3 2-]=[H3O+]+[H2CO3]Na+＞HCO3-＞OH-＞H+＞CO3 2-醋酸钠[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-][Na+]=[AC-]+[HAc][OH-]=[H3O+]+[HAc]Na+＞Ac-＞OH-＞H+氯化铵[NH4+]+[H+]=[Cl-]+[OH-][Cl-]=[NH4+]+[NH3·H2O][H3O+]=[OH-]+[NH3·H2O]Cl-＞NH4+＞H+＞OH-离子浓度大小比较还要看溶液的浓度,比如10的负22次方mol/L的NH4Cl,就是H+ 最大。
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溶质单一型
例1． NH3· H2O溶液中各离子浓度大小顺序为：
例2在0.1mol· L-1Na2CO3溶液中，各离子浓度大小顺序为：
溶质单一型
例3明矾溶液中各种离子的物质的量浓度大小关系能够确定的是( A．C(K+)＞C(Al3+) B．C(K+)＝C(Al3+) C．C(H+)＝C(OH-) D．C(Al3+)＜C(H+) 解题思路： ①：判断溶液酸碱性 ②：写出溶液中存在的电离/水解过程，列出溶液中的离子 ③： 画比较图，判断离子浓度大小（通常由大到小）
混合型
将1mol· L-1的醋酸钠溶液20mL与0.1mol· L-1盐酸10 mL混合后，溶液显酸 性，则溶液中有关粒子浓度关系正确的是( )。 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(Na+)＋C(H+)＝C(CH3COO-)＋C(Cl-)＋C(OH-) 解题思路： ①：判断混合后溶液状态，判断溶液酸碱性 ②：写出溶液中存在的电离/水解过程，列出溶液中的离子 ③： 画比较图，判断离子浓度大小（通常由大到小）
)
酸碱中和型
在10mL0.1mol· L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAC溶液，反应后溶液中各微 粒的浓度关系错误的是( )。 A．C(Na+)＞C(AC-)＞C(H+)＞C(OH-) B．C(Na+)＞C(AC-)＞C(OH-)＞C(H+) C．C(Na+)＝C(AC-)＋C(HAC) D．C(Na+)＋C(H+)＝C(AC-)＋C(OH-)
总结
解题思路： ①：判断中和后溶液状态，判断溶液酸碱性 ②：写出溶液中存在的电离/水解过程，列出溶液中的离子 ③： 画比较图，判断离子浓度大小（通常由大到小）
混合型
0.1mol·L-1NaOH和0.1mol·L-1 NH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小次序正确的是( )。
A．C(Na+)＞C(Cl-)＞C(OH-)＞C(H+) C．C(Na+)＝C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-) B．C(Na+)＝C(Cl-)＞C(OH-)＞C(H+) D．C(Cl-)＞C(Na+)＞C(OH-)＞C(H+)
电解质
基础知识
弱电解质的电离
水的的离子积常数
PH值的计算
盐的水解
不同物质同种离子浓度比较型
物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是( A．NH4Cl B．NH4HSO4 C．CH3COONH4
)。 D．NH4HCO3
解题思路： ①：写出被比较微粒的水解 / 电离反应方程式 ②：观察除去被观察微粒的剩余部分对平衡的影响
酸碱中和型
把0.02mol· L-1 CH3COOH溶液和0.01mol· L-1 NaOH溶液以等体积混合，则溶液中粒子浓 度关系正确的为( )。 A．C(CH3COO-)＞C(Na+) B．C(CH3COOH)＞C(CH3COO-) C．2C(H+)＝C(CH3COO-)－C(CH3COOH) D．C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.01mol· L-1