溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)
溶液中离子浓度相对大小的比较
溶液中离子浓度相对大小的比较1．微粒浓度比较(1)要考虑盐类水解。
大多数盐类的单水解是微弱的，一般认为与其同溶液对应的弱酸(或弱碱)的电离相比，电离程度大于水解程度。
如溶液中相同浓度的CH3COOH、CH3COONa，CH3COOH的电离程度大于CH3COO-水解程度，类似的还有NH3·H2O与NH4Cl等，但HCN和KCN不同；CN-的水解程度大于HCN的电离程度。
(2)电荷守恒。
溶液中阳离子所带总单位正电荷数等阴离子所带总单位负电荷数。
如NaF溶液中c(Na+)+c(H-)=c(F-)+c(OH-)。
(3)物料守恒。
①溶液中某元素的各种存在形式守恒，即原子守恒，如0.l mol·L-1的Na2CO3溶液中，c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)=0.l mol·L-1。
②溶液中水电离产生的H+、OH-数目应该相同，如Na2S溶液中，c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)。
分为三种类型①单一溶液中离子浓度相对大小的比较。
如:判断一元或多元弱酸溶液和水解的盐溶液中离子浓度的相对大小，判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是：若为NH4Cl等盐中的阴、阳离子价数相等，离子浓度为c(不水解的离子)>c(水解的离子)>c(水解后呈某性的离子,如：H+或OH-)>c(水解后呈某性的对应离子)如在NH4Cl溶液中c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)若为Na2CO3等盐中的阴、阳离子的价数不等时，判断离子浓度的大小则要根据实际情况具体分析，对于多元弱酸根的水解，则是有几价则水解几步，在分步水解中以第一步水解为主，如在Na2CO3溶液中c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)。
②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较。
③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较。
高中化学之溶液中离子浓度大小比较问题解析
高中化学之溶液中离子浓度大小比较问题解析
溶液中离子浓度大小比较
一.基本理论依据
1.电离过程是微弱的，发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度
2.水解过程是微弱的，发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度
二.溶液中粒子浓度大小比较的主要类型
1.多元弱酸溶液
多元弱酸分步电离，逐级减弱，比如说在磷酸（H3PO4）溶液中各种离子浓度的大小关系，如下图：
2.多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸酸根离子的分步水解分析，水解程度逐级减弱。
比如说在碳酸钠（Na2CO3）溶液中各种离子浓度的大小关系，如下图：
这里需要指出氢氧根离子浓度大于碳酸根离子浓度，碳酸根水解产生的碳酸氢根离子和氢氧根离子开始相等，但接下来碳酸氢根离子继续水解，使得氢氧根离子浓度大于碳酸氢根离子浓度。
3.不同溶液中同一离子浓度的比较
根据溶液中其他离子对该离子产生的影响来比较。
比如，在相同物质的量浓度的下列溶液中，比较铵根离子（NH4+）浓度的大小：硝酸铵溶液（NH4NO3），醋酸铵溶液（CH3COONH4），硫酸氢氨溶液（NH4HSO4），比较过程如下图：
4.混合溶液中各离子浓度的比较
这个要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。
如，在0.1摩尔每升的氯化铵（NH4CL）和0.1摩尔每升的氨水（NH3.H2O）混合溶液中，各离子浓度大小关系，如下图：
解析完毕。
学生对这些知识总是容易混淆，掌握不了，专门整理出来，方便学生记忆，使用。
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溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略
溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略一、要注意掌握两个微弱观念1．弱电解质的电离平衡弱电解质电离的过程是可逆的、微弱的，在一定条件下达到电离平衡状态，对于多元弱酸的电离，可认为是分步电离，且以第一步电离为主。
如在H 2S的水溶液中：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2O H++OH －，则离子浓度由大到小的顺序为c(H+)＞c(HS-) ＞c(S2-)＞c(OH－)。
2．盐的水解平衡在盐的水溶液中，弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子都会发生水解反应，在一定条件下达到水解平衡。
在平衡时，一般来说发生水解反应是微弱的。
多元弱酸根的阴离子的水解，可认为是分步进行的，且依次减弱，以第一步为主。
如在Na 2CO3溶液中存在的水解平衡是：CO32－＋H2O HCO3－＋OH－，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，则c(Na+)＞c(CO32－) ＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c（H+）。
二、要全面理解三种守恒关系1．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。
例如：NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3－)＋2n(CO32－)＋n(OH－)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)2．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。
例如：NaHCO3溶液中n(Na+)：n(C)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)3．质子守恒：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。
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－)以上三种守恒是解题的关键，对于这一类题的如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等只有通过平时的练习认真总结，形成技能，才能很好地解这一类型的题。
溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较电荷守恒c(H+)+c(Na+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)正负电荷相等相等关系：物料守恒c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)C原子守恒（以Na2CO3）质子守恒c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)H+离子守恒离子浓度比较：①多元弱酸H3PO4 c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)②多元弱酸形成的正盐Na2CO3c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)大小关系：③不同溶液中同一离子浓度浓度0.1mol/L的①、NH4Cl②、CH3COONH4③、NH4HSO4则c(NH4+)③>①>②④混合溶液中各离子浓度0.1mol/LNH4Cl与0.1mol/LNH3·H2O混合则：c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)1、掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒电荷守恒：溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷总数相等，即电解质溶液呈电中性。
物料守恒：电解质溶液中某一组分的原始浓度应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。
质子守恒：电解质溶液中无论是水的电离、弱酸的电离还是盐类的水解，都可以看成是质子的传递过程。
2、水解规律:有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，等强显中性正盐溶液:①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定题型一：单一溶质溶液中离子浓度大小的比较：［例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-) ［例2］在0.1mol/l的氨水溶液中，下列关系正确的是()A．C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+)B．C(NH4+)＞C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(H+)C．C(NH3·H2O)＞C(NH4+)＝C(OH-)＞C(H+)D．C(NH3·H2O)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)练习：⑴Na2S溶液中各离子浓度由小到大的顺序是。
溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略
溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略文件排版存档编号：[UYTR-OUPT28-KBNTL98-UYNN208]有关溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略福建霞浦宏翔高级中学(355100) 朱向阳电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。
这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。
现结合07年各省市高考试题和模拟题谈谈解答此类问题的方法与策略。
一、要建立正确一种的解题模式1．首先必须有正确的思路：2．要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。
二、要注意掌握两个微弱观念1．弱电解质的电离平衡弱电解质电离的过程是可逆的、微弱的，在一定条件下达到电离平衡状态，对于多元弱酸的电离，可认为是分步电离，且以第一步电离为主。
如在HS的水2 S HS-+H+，HS-S2-+H+，溶液中：H2O H++OH－，则离子浓度由大到小的顺序为c(H+)＞c(HS-) ＞c(S2-)＞c(OH－)。
H22．盐的水解平衡在盐的水溶液中，弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子都会发生水解反应，在一定条件下达到水解平衡。
在平衡时，一般来说发生水解反应是微弱的。
多元弱酸根的阴离子的水解，可认为是分步进行的，且依次减弱，以第一步为主。
如在Na2CO 3溶液中存在的水解平衡是：CO 32－＋H 2O HCO 3－＋OH －，HCO 3－＋H 2O H 2CO 3＋OH －，则c(Na +)＞c(CO 32－)＞c(OH －)＞c(HCO 3－)＞c （H +）。
三、要全面理解三种守恒关系1．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。
离子浓度大小比较(总结全面)
⑶混合溶液中离子浓度的大小比较-不反应型
变式训练2：将0.1 mol•L-1HCN溶液与等体积等浓度的NaCN溶液混合，溶液 显碱性，下列关系正确的是（ ）
A．c(CN-)+c(HCN)=0.2mol/L C．c(CN-)>c(Na+)> c(OH-)> c(H+)
B．c(CN-)>c(HCN) D．c(Na+)+ c(H+)= c(CN-)+ c(OH-)
⑶混合溶液中离子浓度的大小比较-不反应型
⑶混合溶液中离子浓度大小比较-相互反应型
恰好中和型
• 例1：等体积等浓度的MOH强碱溶液和HA弱 酸溶液混和后，混和液中有关离子的浓度 应满足的关系是（ ） A.c(M+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) B.c(M+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-) C.c(M+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+) D.c(M+)+c(H+) =c(OH-)+c(A-)
⑵单一不同溶液中比较同一离子浓度的大小
• （3）比较相同浓度的①HCOONa、② CH3COONa、③Na2CO3 、④苯酚钠、⑤ NaHCO3 、⑥NaCl、⑦MgCl2、⑧AlCl3 ⑨ NaHSO4⑩Ba(OH)2 11 NaOH八种溶液pH值的 大小
⑶混合溶液中离子浓度的大小比较-不反应型
弱酸酸式盐：
⑵单一不同溶液中比较同一离子浓度的大小
例1：25℃时，在浓度为0.1 mol·L-1的 (NH4)2SO4、(NH4)2 CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶 液中，测得c(NH4+)分别为a、b、c（单位为 mol·L-1）。下列判断正确的是（ ）
高考中“水溶液中离子浓度大小比较规律”总结
高考中“水溶液中离子浓度大小的比较规律”总结“水溶液中离子浓度大小的比较规律”在高考中经常用到，本文对高考中这部分内容出现过的情况进行了总结，并举出一个典型案例以供参考。
一、酸碱溶液：酸溶液中h+ 浓度最大，碱溶液中oh_ 浓度最大：其它离子根据电离度的大小确定。
1.强酸强碱溶液：例如盐酸溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( cl- ) > c( oh_ ),naoh溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( na+ )>c( h+ )。
2.一元弱酸弱碱溶液，例如hac溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( ac_ )> c( oh_ )；nh3?h2o溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( nh4+ )> c( h+ )。
3.多元弱酸弱碱溶液，多元弱酸以第一步电离为主，例如h2s溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( hs_ )>c( s2- )> c( oh_ )；多元弱碱电离方程式一步写到位，但离子浓度大小关系容易判断，例如fe(oh)3 溶液中离子浓度大小关系为c( oh_ )>c( fe3+ )> c( h+ )。
二、盐类溶液：1.强酸强碱盐的溶液不水解，离子浓度不变，例如na2so4 溶液中离子浓度大小关系为：2c( so42- )=c( na+ )> c( h+ )= c( oh_ )；再如nahso4溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( so42- )= c( na+ )> c( oh_ )2.一元弱酸或弱碱形成的盐溶液，因为水解导致某些离子浓度变小，例如nh4cl溶液中离子浓度大小关系为：c( cl- )>c(nh4+ ) > c( h+ )> c( oh_ )；naac溶液中离子浓度大小关系为：c( na+ )>c(ac_ )> c( oh_ )> c( h+ )。
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，也是高中化学一个难点，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。
【干货】溶液中离子浓度大小比较
【干货】溶液中离子浓度大小比较！电解质溶液中离子浓度大小比较的问题是高考的热点问题，也是高考化学复习的重难点问题。
实施高中新课程以来，此类传统题型的试题，由于涉及到电离理论、水解理论、守恒思想、平衡思想、元素观、微粒观、定量观等理论知识和化学核心观念，赋予了新课程的特色，且可以有效测试综合应用能力和处理图表信息能力等，已成为了各省市高考命题的热门，应引起足够的重视。
一、思维要点点拨溶液中离子浓度大小比较的解题思维要点可以概括为：紧扣一个关系式（离子浓度大小比较的不等式或等式关系）、抓住两个关键点（电离、水解）、关注三个守恒式（电荷守恒、物料守恒、质子守恒）。
二、解题具体思路一看电解质溶液有无反应，确定溶质种类；二看溶质电离、水解情况，确定离子浓度大小关系；三看属于何种守恒关系，确定浓度等式关系。
①单一溶液：若是酸或碱溶液，考虑电离（注意弱电解质微弱电离）；若是盐溶液，先考虑电离，再考虑水解（注意盐的水解是微弱的）；若是弱酸的酸式盐，既考虑电离又考虑水解。
②无反应的混合溶液：同时考虑电离和水解。
③有反应的混合溶液：若恰好完全反应，生成的是酸或碱则考虑电离；生成的是盐则考虑水解。
若反应物过量，则根据过量程度考虑电离或水解。
三、存在问题一是强、弱电解质分辨不清。
强酸、强碱、绝大多数盐（不论是强酸弱碱盐还是弱酸强碱盐等）都是强电解质，完全电离，按电解质组成分析离子浓度大小；弱酸、弱碱、水是弱电解质，微弱电离，电离方程式应写可逆号，按电离平衡分析离子浓度大小。
二是电解质电离还是水解分辨不清。
不论是强电解质还是弱电解质均可发生电离，含有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子的盐才会水解。
弱酸或弱碱溶液中存在弱酸的阴离子或弱碱的阳离子，但不会发生水解。
多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。
多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。
三是电解质溶液中的微粒是电离程度大还是水解程度大分辨不清。
单一弱酸酸式盐：若是NaHSO3、NaH2PO4等溶液，弱酸酸式根的电离程度大于其水解程度，溶液呈酸性。
离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较一、单一溶液1、弱酸溶液中离子浓度大小判断例1：在0.1mol/L的H2S溶液中存在以下二个电离平衡：H2S HS-+H+、HS-S2-+ H+，由于多元弱酸的电离以第一步为主，第二步比第一步弱的多，所以有：C H+>C HS->C HS- >C OH-弱酸、弱碱溶液中离子浓度大小的一般规律为：C（显性离子H+）> C（一级电离离子H+）> C（二级电离离子H+）> C（水电离出的另一离子OH-）2、能水解的盐溶液中离子浓度大小判断例2：在0.1mol/L的NH4Cl溶液中，有NH4Cl==NH4+ + Cl–-、NH4+ + H2O NH4+ +OH –而使NH4+浓度降低且溶液显酸性，则C Cl->C NH4+ 、C H+>C OH- 又因水解程度较小，故C NH4+ >C H+，有C Cl->C NH4+>C H+>C OH-。
再如：在0.1mol/L的CH3COONa溶液中，有C Na+>C CH3COO->C OH- >C H+所以在一元弱酸（碱）盐中，离子浓度大小的一般规律为：C（不水解离子）> C（水解离子）> C（显性离子）> C（水电离出的另一离子OH-）例3：在Na2CO3溶液中, Na2CO3 ==2 Na+ + CO32- 、CO32- +H2O HCO3–+OH–、HCO3- +H2OH2CO3+OH–，CO32-水解使溶液呈现碱性，则C OH->C H+，由于CO32-少部分水解，则C CO32->C HCO3-，HCO3–又发生第二步水解，则C OH->C HCO3-，第二步水解较第一步弱得多，则C HCO3- 与C OH-相差不大，但C H+比C OH-小得多，因此C HCO3->C H+。
则有：C Na+> C CO32- >C OH->C HCO3->C H+ 所以二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C（不水解离子）> C（水解离子）> C（显性离子OH-）> C（二级水解离子）> C（水电离出的另一离子H+）。
溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)
一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，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；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于在NH 3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。
⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于H 2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。
2.水解理论：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。
【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-，2H 2O2OH-+2H+，2NH3·H2O，由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。
⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
有关溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略
有关溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。
这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。
现结合07年各省市高考试题和模拟题谈谈解答此类问题的方法与策略。
一、要建立正确一种的解题模式1．首先必须有正确的思路：2．要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。
二、要注意掌握两个微弱观念1．弱电解质的电离平衡弱电解质电离的过程是可逆的、微弱的，在一定条件下达到电离平衡状态，对于多元弱酸的电离，可认为是分步电离，且以第一步电离为主。
如在H2S的水溶液中：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2O H++OH－，则离子浓度由大到小的顺序为c(H+)＞c(HS-) ＞c(S2-)＞c(OH－)。
2．盐的水解平衡在盐的水溶液中，弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子都会发生水解反应，在一定条件下达到水解平衡。
在平衡时，一般来说发生水解反应是微弱的。
多元弱酸根的阴离子的水解，可认为是分步进行的，且依次减弱，以第一步为主。
如在Na2CO3溶液中存在的水解平衡是：CO32－＋H2O HCO3－＋OH－，HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－，则c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c（H+）。
三、要全面理解三种守恒关系1．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。
例如：NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3－)＋2n(CO32－)＋n(OH－)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)2．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。
溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较
1.多元弱酸强碱盐：Na2A（以Na2CO3为例） 1）三大守恒：
电荷守恒： C(Na+) +C(H+) = C(OH-) +2C(CO32-) +C(HCO3-)
物料守恒：C（Na+)=
2
C
(
C
O
2 3
-
)
+2C(HCO3-)
+2C(H2CO3)
质子守恒：C(OH-) =C(H+) +C(HCO3-) +2C(H2CO3)
质
子
守
恒
：
C
(O
H
-)
+
C
(
C
O
23
)
=
C(H+)
+C(H2CO3)
2）溶液中离子浓度由大到小为：（判断根据电离与水解相对大小来判断
溶液酸碱性）
已知H2CO3 K1=4.30 * 10-7 K2=5.61 * 10-11 C(Na+)>C(HCO3-)>(OH-)>C(CO32-) >C(H+)
3.一元弱酸HA与其强碱盐NaA 1:1 1）三大守恒： 电荷守恒： C(Na+) +C(H+) = C(OH-)+c(A-) 物料守恒： 2C(Na+) =c(A-) +C(HA) 质子守恒：
（判断根据电离与水解相对大小来判断溶液酸碱性） 2）若混合溶液为酸性，溶液中离子浓度由大到小为：
C(Na+)>c(A-)>C(H+)> C(OH-) 3 ) 若混合溶液为酸性，比较HA与A-浓度：
溶液中离子浓度大小比较总结归类超全
.电离平衡理论和水解平衡理论一、1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，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；例如NH·HO溶液中微粒浓度大小关系。
23【分析】由于在NH·HO溶液中存在下列电离平衡：NH·HO2233+-，HO+OHNH24+-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH·HHO+OH)＞23-++)。
c(H c()＞NH)c(OH＞4⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如HS溶液中微粒浓度大小关系。
2-+-HS+HS溶液中存在下列平衡：HSHS，【分析】由于H22+2-OS+HH，2+-+)＞＞c(H，所以溶液中微粒浓度关系为：c(HHS+OH)2--)。
OHHS )＞c(c(2.水解理论：+-)。
HCONa )＞c(⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO溶液中有：c(33+的（或因此水解生成的弱电解质及产生H微量的（双水解除外），⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是+-（或碱性溶)水解后的酸性溶液中OH c(H）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以-SO溶液中微粒浓度关系。
；例如（NH）液中的c(OH)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度4422-+ +SO，【分析】因溶液中存在下列关系：（NH）SO=2NH42444+- +2H 2HO2OH，2+-)，而水电)=c(OHNH·HO，由于水电离产生的c(H 2 23水水-+-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关OHHONH，另一部分结合产生NH离产生的一部分OH·与243+2-+-)。
OHO)＞c(H c()＞c(NH·H系为：c(NH)＞c(SO＞)2344+-)c(OHc(H，水解呈碱性的溶液中)＞⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中-+)；)＞c(Hc(OH⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
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一、电离平衡理论与水解平衡理论1、电离理论:⑴弱电解质得电离就是微弱得,电离消耗得电解质及产生得微粒都就是少量得,同时注意考虑水得电离得存在;例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡:NH3·H2O NH4++OH-,H2O H++OH-,所以溶液中微粒浓度关系为:c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。
⑵多元弱酸得电离就是分步得,主要以第一步电离为主;例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡:H2S HS-+H+,HS-S2-+H+,H2O H++OH-,所以溶液中微粒浓度关系为:c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。
2、水解理论:⑴弱酸得阴离子与弱碱得阳离子因水解而损耗;如NaHCO3溶液中有:c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵弱酸得阴离子与弱碱得阳离子得水解就是微量得(双水解除外),因此水解生成得弱电解质及产生H+得(或OH-)也就是微量,但由于水得电离平衡与盐类水解平衡得存在,所以水解后得酸性溶液中c(H+)(或碱性溶液中得c(OH-))总就是大于水解产生得弱电解质得浓度;例如(NH4)2SO4溶液中微粒浓度关系。
【分析】因溶液中存在下列关系:(NH4)2SO4=2NH4++SO42-,2H2O2OH-+2H+,2NH3·H2O,由于水电离产生得c(H+)水=c(OH-)水,而水电离产生得一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O,另一部分OH-仍存在于溶液中,所以溶液中微粒浓度关系为:c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。
⑶一般来说“谁弱谁水解,谁强显谁性”,如水解呈酸性得溶液中c(H+)＞c(OH-),水解呈碱性得溶液中c(OH-)＞c(H+);⑷多元弱酸得酸根离子得水解就是分步进行得,主要以第一步水解为主。
例如Na2CO3溶液中微粒浓度关系。
【分析】因碳酸钠溶液水解平衡为:CO32-+H2OHCO3-+OH-,H2O+HCO3-H2CO3+OH-,所以溶液中部分微粒浓度得关系为:c(CO32-)＞c(HCO3-)。
二、电荷守恒与物料守恒1.电荷守恒:电解质溶液中所有阳离子所带有得正电荷数与所有得阴离子所带得负电荷数相等。
如NaHCO3溶液中:n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出:c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)2.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得原子得总数就是不会改变得。
如NaHCO3溶液中n(Na+):n(c)＝1:1,推出:c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)【注意】书写电荷守恒式必须①准确得判断溶液中离子得种类;②弄清离子浓度与电荷浓度得关系。
3.导出式——质子守恒:如碳酸钠溶液中由电荷守恒与物料守恒将Na+离子消掉可得:c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
此关系式也可以按下列方法进行分析,由于指定溶液中氢原子得物质得量为定值,所以无论溶液中结合氢离子还就是失去氢离子,但氢原子总数始终为定值,也就就是说结合得氢离子得量与失去氢离子得量相等。
可以用图示分析如下:,由得失氢离子守恒可得:c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
又如醋酸钠溶液中由电荷守恒与物料守恒将钠离子消掉可得:c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。
【规律总结】1、必须有正确得思路:2、掌握解此类题得三个思维基点:电离、水解与守恒3、分清她们得主要地位与次要地位【常见题型】一、溶质单一型关注三个守恒1、弱酸溶液:【例1】在0、1mol/L得H2S溶液中,下列关系错误得就是( )A、c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)B、c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)C、c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)]D、c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0、1mol/L分析:由于H2S溶液中存在下列平衡:H2S H++HS-,HS-H++S2-,H2O H++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,所以关系式错误得就是A项。
(注意:解答这类题目主要抓住弱酸得电离平衡。
)2、弱碱溶液:【例2】室温下,0、1mol/L得氨水溶液中,下列关系式中不正确得就是( )A、c(OH-)＞c(H+)B、c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0、1mol/LC、c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D、c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)分析:由于氨水溶液中存在一水合氨得电离平衡与水得电离平衡,所以所得溶液呈碱性,根据电荷守恒与物料守恒知BD正确,而一水合氨得电离就是微量得,所以C项错误,即答案为C项。
3、强酸弱碱盐溶液:【例3】在氯化铵溶液中,下列关系正确得就是( )A、c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C、c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D、c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)分析:由于氯化铵溶液中存在下列电离过程:NH4Cl=NH4++Cl-,H2O H++OH-与水解过程:NH4++H2O H++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-),且水解就是微量得,所以上述关系式正确得就是A项。
(注意:解答这类题目时主要抓住弱碱阳离子得水解,且水解就是微量得,水解后溶液呈酸性。
)4、强碱弱酸盐溶液:【例4】在Na2S溶液中下列关系不正确得就是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)解析:电荷守恒:c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－);物料守恒:c(Na+) =2c(HS－) +2c(S2－) +2c(H2S);质子守恒:c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+2c(H2S),选A D5、强碱弱酸得酸式盐溶液:【例5】(2004年江苏卷)草酸就是二元弱酸,草酸氢钾溶液呈酸性,在0、1mol/LKHC2O4溶液中,下列关系正确得就是(CD)A.c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-)B.c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0、1mol/LC.c(C2O42-)＞c(H2C2O4)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。
练习:1、(2001年全国春招题)在0、1mol·L-1 Na2CO3溶液中,下列关系正确得就是( c )。
A.c(Na+)＝2c(CO32-B.c(OH-)＝2c(H+)C.c(HCO3-)＞c(H2CO3)D.c(Na+)＜c(CO32-)＋c(HCO3-)2、在0、1mol/L得NaHCO3溶液中,下列关系式正确得就是(CD )A、c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-)B、c(Na+)=c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)C、c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)D、c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)3、(2006江苏)1、下列叙述正确得就是(BC )A.0、1mol·L－1氨水中,c(OH-)=c(NH4+)B.10 mL 0、02mol·L－1HCl溶液与10 mL 0、02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液得体积为20 mL,则溶液得pH=12C.在0、1mol·L－1CH3COONa溶液中,c(OH-)=c(CH3COOH)＋c(H+)D.0、1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中,c(Na+)=2c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)二、两种电解质溶液混合后离子浓度大小得比较关注混合后溶液得酸碱性:混合后溶液得酸碱性取决于溶质得电离与水解得情况,一般判断原则就是:若溶液中有酸或碱存在,要考虑酸与碱得电离,即溶液相应地显酸性或碱性;若溶液中得溶质仅为盐,则考虑盐水解情况;对于特殊情景要按所给得知识情景进行判断。
1、两种物质混合不反应:【例】:用物质得量都就是0、1 mol得CH3COOH与CH3COONa配制成1L混合溶液,已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+),对该混合溶液得下列判断正确得就是( )A、C(H+)＞C(OH-)B、C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0、2 mol/LC、C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)D、C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0、2 mol/L［点拨］ CH3COOH与CH3COONa得混合溶液中,CH3COOH得电离与CH3COONa得水解因素同时存在。
已知C(CH3COO-)＞C(Na+),根据电荷守恒C(CH3COO-)＋C(OH-)＝C(Na+)＋C(H+),可得出C(OH-)＜C(H+)。
说明混合溶液呈酸性,进一步推测出0、1mol/L得CH3COOH与0、1mol/L得CH3COONa溶液中,电离与水解这一对矛盾中起主要作用就是电离,即CH3COOH得电离趋势大于CH3COO-得水解趋势。
根据物料守恒,可推出(B)就是正确得。
2、两种物质恰好完全反应【例】(2003年上海高考题)在10ml 0、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得浓度关系错误得就是( )。