溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)91946
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。
希望更多的同学能用上，大家觉得有问题的地方，请及时评论指出，觉得不错的，也请评论，点赞，转发，收藏，留下您的足迹。
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溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较编写：盛建文审：余佳电解质溶液有关知识是化学反应原理的重要内容之一，也是高考考点分布的重点区域之一，其中溶液中离子(或溶质微粒)浓度大小比较一直是历年高考考查的热点内容。
但很多学生对本部分内容知之不深，甚至面对题目无法下手。
本文就电解质溶液中离子浓度大小比较的有关知识归纳如下。
一、紧抓两个“微弱”比较离子或溶质微粒浓度大小，考查的内容通常既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关，而这两个平衡变化的共同特征为反应或过程是“微弱”的。
1.弱电解质只有微弱电离，如稀醋酸溶液中，各粒子浓度由大到小的顺序为：c(CHCOOH)＞c(H+)＞c(CH3COO–)＞c(OH–)。
多元弱酸分步电离，以第一步为主，3如HS溶液中各粒子浓度由大到小的顺序为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS–)＞c(S2–)＞2c(OH–)。
2.弱酸(碱)离子的水解是微弱的。
如NHCl溶液中，各粒子浓度由大到小的4顺序为：c(Cl–)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)。
多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主，如NaS溶液中，c(Na+)＞c(S2–)＞c(OH–)＞c(HS–)＞c(H2S)2＞c(H+)。
二、牢记三个“守恒”离子间的定量关系，也就是三个守恒关系。
在建立守恒关系前，我们需清楚建立平衡的微粒，以及离子间建立定量关系的前提。
1.电荷守恒：衡量的是平衡时溶液中离子浓度的定量关系，在此定量关系中，只含有离子而不含有分子。
建立电荷守恒关系，需分两步走：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带电荷数。
2.物料守恒：利用起始量、起始物质中含有的除H、O元素外的元素原子间的定量关系，建立平衡溶液中各离子(H+、OH-除外)和分子(水除外)物质的量或浓度间的定量关系。
建立等量关系，需分两步走：第一步，找出溶液中存在的离子和分子(H2O、H+、OH-除外)；第二步，利用起始物质中原子的定量关系，确定含有该原子的离子或分子间的定量关系。
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。
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H3PO4c(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、NH4Cl ②、CH3COONH4③、NH4HSO4则c(NH4+) ③>①>②④混合溶液中各离子浓度0.1mol/LNH4Cl与0.1mol/L NH3·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0.1 mol/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。
溶液中离子浓度大小的比较
关系正确的是（
AC）
A．0.1mol/LCH3COONa与0.1mol/LHCl溶液等体积混合： c(Na＋)＝c(Cl－)＞cCH3COO－)＞c(OH－) B．0.1mol/LNH4Cl与0.1mol/L氨水等体积混合（pH＞7）： c(NH3· H2O)＞c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)
D 、 c(H+)=c(OH-)+c(NH3· H2O)+c［Fe(OH)2］
D为质子守恒应该是c(H+)=c(OH-)+c(NH3· H2O)+2c［Fe(OH)2］
【课堂检测2】草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。在0.1
mol· L-1 KHC2O4溶液中，下列关系错误的是 (
B 、c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol· L-1 C 、c(C2O42-)>c(H2C2O4) D 、c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-) B 选项物料守恒应该为：
（1）粒子种类：__________________________________________
（2）大小关系：__________________________________________ 【例题6】 0.1 mol/L NaHCO3溶液中
（1）粒子种类：__________________________________________
【例题13】比较下列几种溶液中离子浓度的大小关系：
（1）等浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合后，离子浓度大小
顺序？
（2）等浓度的NH3·H2O和HCl溶液按2∶1的体积比混合后，离子
浓度大小顺序？
【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。
化学小专题复习溶液中离子浓度大小比较.doc
-单一溶液｛混合溶液， 电解质溶液，☆化学小专题复习——溶液中离子浓度大小比较【基础回顾】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NH 3・H2O 溶液中微粒浓度大小关系。
溶液中微粒浓度关系为.⑵多元弱酸的电离分步的，主要以第一步电寓为主；例如H2S 溶液中微粒浓度大小关系。
溶液中微粒浓度关系为： ________________________________________________________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NaHCO 3溶液中有：c (Na +)>c (HC03-)o⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是橄量的(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(CH))总是大于水解产生的弱电解质的浓度，例如(NH 4) 2SO4溶液中微粒浓度关系为： __________________________________________ 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(OHl⑷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。
例如Na 2CO 3溶液中部分微粒浓度的关系为： __________________________________________二、电荷守恒和物料守恒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。
如NaHCO 3 溶液中： _________________________________________________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。
高中化学溶液中离子浓度大小比较
高中化学溶液中离子浓度大小比较高中化学中，溶液中离子浓度的大小比较是一个非常重要的概念。
它涉及到离子的相对数量以及它们在溶液中的相互作用。
在这篇文章中，我将从浅入深地探讨离子浓度的大小比较，并与其他相关概念进行对比，以帮助你更好地理解这一概念。
一、离子浓度的基本概念在化学中，溶液是由溶剂中溶解了溶质的混合物。
溶质可以是离子、分子或其他物质。
当溶质是离子时，我们就需要考虑离子在溶液中的浓度。
离子浓度是指单位体积（通常是克/升或摩尔/升）的溶液中离子的数量。
二、离子浓度的如何比较离子浓度的大小可以通过多种方式进行比较。
下面是几种常见的比较方法：1. 摩尔浓度（mol/L）: 摩尔浓度是指溶液中的溶质的摩尔数与溶液体积之比。
当两个溶液中的离子数量相等，但其中一个溶液的体积更小，那么它的摩尔浓度将更高。
2. 百分比浓度: 百分比浓度是指溶液中溶质的质量与溶液总质量之比。
如果两个溶液中的离子数量相等，但其中一个溶液总质量更小，那么它的百分比浓度将更高。
3. 反应速率: 离子浓度的大小也可以通过观察反应速率来比较。
一般来说，当离子浓度较高时，反应速率也较快。
这是因为较高的离子浓度增加了反应发生的机会，使得反应更容易发生。
4. 晶体析出: 当两个溶液的离子浓度不同，并且其中一个溶液的离子浓度较高时，溶液中的离子会相互结合形成晶体，并从溶液中析出。
溶液中的离子浓度越高，晶体析出的可能性就越大。
以上是一些常见的比较方法，可以帮助我们确定溶液中离子浓度的大小关系。
然而，在实际情况中，离子浓度的大小还受到其他因素的影响，例如溶液的温度、压力、pH值和溶质的溶解度等。
三、与其他相关概念的比较离子浓度的大小比较还可以与其他相关概念进行对比，以更好地理解。
1. 溶剂浓度: 溶剂浓度是指溶液中溶剂的浓度。
与离子浓度相比，溶剂浓度的测量方法更加简单，因为只需要考虑溶剂的质量或体积。
2. 分子浓度: 分子浓度是指溶液中分子的浓度。
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。
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Na 2CO3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+）。
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。
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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NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2ONH4++OH-，H2OH++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H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2OH++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-，2H2O2OH-+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。
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-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。
二、电荷守恒和物料守恒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。
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。
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准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
3．导出式——质子守恒：如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将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的物质的量为定值，所以无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。
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和物料守恒将钠离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。
【规律总结】1、必须有正确的思路：2、掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒3、分清他们的主要地位和次要地位【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的H2S溶液中，下列关系错误的是（）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，所以关系式错误的是A项。
（注意：解答这类题目主要抓住弱酸的电离平衡。
）2.弱碱溶液：【例2】室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是（）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的电离平衡和水的电离平衡，所以所得溶液呈碱性，根据电荷守恒和物料守恒知BD正确，而一水合氨的电离是微量的，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，下列关系正确的是（）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-和水解过程：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-)，且水解是微量的，所以上述关系式正确的是A 项。
（注意：解答这类题目时主要抓住弱碱阳离子的水解，且水解是微量的，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的是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 D 5.强碱弱酸的酸式盐溶液：【例5】（2004年江苏卷）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（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，下列关系正确的是( 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的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是（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、下列叙述正确的是（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,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的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的比较关注混合后溶液的酸碱性：混合后溶液的酸碱性取决于溶质的电离和水解的情况，一般判断原则是：若溶液中有酸或碱存在，要考虑酸和碱的电离，即溶液相应地显酸性或碱性；若溶液中的溶质仅为盐，则考虑盐水解情况；对于特殊情景要按所给的知识情景进行判断。
1、两种物质混合不反应：【例】：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )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和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的电离和CH3COONa的水解因素同时存在。
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的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离，即CH3COOH的电离趋势大于CH3COO-的水解趋势。
根据物料守恒，可推出（B）是正确的。
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-)[解析]由于混合的NaOH与HAc物质的量都为1×10-3mol，两者恰好反应生成NaAc，等同于单一溶质，故与题型①方法相同。