溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)91946

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溶液中离子浓度的排序

. ；. 溶液中离子浓度的排序溶液中离子浓度的比较涉及的问题很复杂，其中主要涉及溶液的酸碱性、弱电解质的电离平衡、盐的水解、电离平衡、水解平衡的移动等。

1.电解质溶液混合或稀释后，离子浓度相对大小的比较常分为三种类型

（1）单一溶液中离子浓度的比较：NH4Cl 溶液中的离子浓度关系：

Na2CO3溶液中离子浓度的比较：c （Na+）＞c （CO32-）＞c （OH-）＞c （HCO3-）＞c （H+）

（2）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液其他离子对其的影响：

例：在相同物质的量浓度的以下五种溶液中，①NH4Cl ；②HCOONH4；③NH4HSO4；

④（NH4）2SO4；⑤（NH4）2CO3，c （NH4+）最大的是，最小的是。

（3）混合溶液中离子浓度相对大小的比较，要进行综合分析，如是否发生化学反应、电离因素、水解因素。

2.溶液中离子浓度间的守恒关系

（1）电荷守恒：特征是阳离子与阴离子分别在等式的两边，注意非一价离子的系数必须乘上。如：Na2CO3溶液中：

如酸雨中pH 的计算常采用此法。

（2）物料守恒（质量守恒、原子守恒）：据化学式离子的计量数之比建立的关系。

如：Na2S 溶液中：

（3）质子守恒：根据H2O H++OH-，有水电离出的 c （H+）=c （OH-）。特点是等式的一边全部是有H 元素的微粒。

如Na2CO3溶液中

二。具体分析时要分清情况，抓住主要的和重点的，是电离还是水解，是完全反应还是一方过量等，全面考虑，综合分析，灵活作答。

一、先找出稳定的溶质并找出它们的物质的量之比（一个溶质更简单）。

溶液中离子浓度大小的比较

陕西省咸阳市武功县普集高级中学李真

溶液中离子浓度大小的比较是高考的一个热点问题，也是学生学习电解质溶液知识中的一个

难点，本文归纳五种类型，供参考。

1. 强酸与弱碱混合

例1 室温下，将pH＝3的盐酸与pH＝11的氨水等体积混合后，则所得溶液中离子浓度关系

正确的是（）。

A. c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－) B．c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)

C. c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－) D．c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＞c(H＋)

解析由于一水合氨为弱电解质，当pH＝3的盐酸与pH＝11的氨水等体积混合后，而溶液中

一水合氨有较多量剩余，因此所得溶液仍呈碱性，由电荷守恒关系可知选项B正确。

答案选B。

2. 强碱与弱酸混合

例2 将等体积等浓度的MOH强碱溶液和HX弱酸溶液混合后，则所得混合溶液中有关离子

浓度关系正确的是（）。

A．c(M＋)＞c(OH－)＞c(X－)＞c(H＋) B．c(M＋)＞c(X－)＞c(H＋)＞c(OH－)

C．c(M＋)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(M＋)－c(OH－)＝c(X－)－c(H＋)

解析由于等体积等浓度的上述两物质混合后，两者恰好完全反应而生成强碱弱酸盐，因此所得溶液由于X－的水解而呈碱性，由电荷守恒和物料守恒可知选项C和D都正确。

答案选C和D。

3. 强碱弱酸盐与弱酸混合

例3 在浓度均为0.1 mol/L CH3COOH和CH3COONa的混合液中测得：c(CH3COO－)＞c(Na＋)，则下列关系正确的是（）。

溶液中离子浓度大小比较总结归类整理的111

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>②

④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

溶液中离子浓度大小比较

小

③常见酸式盐溶液的酸碱性

［例3］：在0.1mol·L-1的NaHCO

溶液中，下列关系式正确的是()

A．c(Na+)＞c(HCO

3-)＞c(H+)＞c(OH-)B．c(Na+)＋c(H＋)＝c(HCO

-)＋c(OH-)＋2c(CO

2-)

C．c(Na+)＝c(HCO

3-)＞c(OH-)＞c(H+)D．c(Na+)＝c(HCO

-)＋c(H

)＋c(CO

2-)

练习：草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。在0.1mol·L－1KHC

溶液中，下列关系正确的是

()

A．c(K＋)＋c(H＋)＝c(HC

－)＋c(OH－)＋c(C

2－)B．c(HC

－)＋c(C

2－)＝0.1mol·L－1

C．c(C

2－)＞c(H

)D．c(K＋)＝c(H

)＋c(HC

－)＋c(C

2－)

题型二：两种溶液混合后不同离子浓度的比较：

①两种物质不反应：

［例4］．用物质的量都是0.1mol的CH

3COOH与CH

COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH

COO-)

大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是（）

A．c(H+)＞c(OH-)B．c(CH

3COOH)＋c(CH

COO-)＝0.2mol·L-1

C．c(CH

3COOH)＞c(CH

COO-)D．c(CH

COO-)＋c(OH-)＝0.1mol·L-1

练习：将0.1mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaCN溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系

A．

常见离子浓度大小比较

2.常见离子浓度大小比较1.NH4Cl溶液：离子浓度比较：

电荷守恒：

物料守恒：

2.NaAc溶液：离子浓度比较：

电荷守恒：

物料守恒：

3.Na2CO3溶液：离子浓度比较：

电荷守恒：

物料守恒：

质子守恒：

4.NaHCO3溶液：离子浓度比较：

电荷守恒：

物料守恒：

质子守恒：

5.NaHSO3溶液：离子浓度比较：

电荷守恒：

物料守恒：

质子守恒：

6.等浓度的HAc溶液与NaAc溶液

离子浓度比较：

电荷守恒：

物料守恒：

质子守恒：

7.等浓度的NH3·H2O溶液与NH4Cl溶液

离子浓度比较：

电荷守恒：

物料守恒：

质子守恒：

8. 等浓度的Na2CO3溶液与NaHCO3溶液

离子浓度比较：

电荷守恒：

物料守恒：

质子守恒：

9.NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性。

离子浓度比较：

电荷守恒：

10. 等浓度、等体积的H2C2O4溶液与NaOH溶液混合

离子浓度比较：

电荷守恒：

物料守恒：

质子守恒：

【精品】高考化学专题精讲--溶液中离子浓度大小比较归类解析

高考化学专题精讲--溶液中离子浓度大小比较归

类解析

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高二化学提优专题精讲

--溶液中离子浓度大小比较归类解析3.24

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: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：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)

(3)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-)。

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- +H2O

H2CO3+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

单一溶质的溶液中离子浓度比较。

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+)小于c(H2PO4-)小于c(HPO42-)小于c(PO43-)。

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+）小于c(S2-)小于c(OH-)小于c(HS-)小于c(H+)。

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-)小于c(H+)溶液显碱性，例NaHCO3中：c（Na+）小于c(HCO3-)小于c(OH-)小于c(H+)小于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+)小于c(OH-)。例在NaHSO3中：c（Na+）小于

c(HSO3-)小于c(H+)小于c(SO32-)小于c(OH-)。

规律：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+）小于c(S2-)小于c(OH-)小于c(HS-)小于c(H+)。

专题溶液中离子浓度大小比较

⑵、两种物质恰好完全反应：
例：100 mL 0.1 mol·L-1 醋酸与50 mL 0.2 mol·L-1 NaOH溶液混合，在所得溶液中( A) BACD、、、、ccc(c((N(NNNaaa+a++)+))＞)＞＞＝ccc(c((C(CCCHHHH333C3CCCOOOOOOOO-)--))＞-)＞＞＞ccc(c((H(OHO+H+)H)＞-＝)-)＞c＞c((cOcO((HHHH+-)+-)))
则下列判断正确的是（ B）
A.a=b =c = d
B. d>a >b> c
C.b>a>c>d
D.a>d>c >b
三、电解质溶液中三wenku.baidu.com守恒
（1）物料守恒（原子守恒）（2）电荷守恒（3）质子守恒: [H+]水 = [OH-]水
溶液中的一个不等式、三个等式
3、质子（H+）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。
因此： c(H3O+) + c(H3PO4) = c(OH–) + c(HPO42-) +2 c(PO43–)
H3PO4溶液:(基准物H2O,H3PO4)
H3O+
为得到质子后的产物，

溶液中离子浓度大小的比较方法

质子守恒讲解

【所谓的质子守恒，可以理解为氢离子守恒（氢离子的原子核内只有一个质子，同时也没有电子）】质子守恒：即溶液中基准物得质子数等于失质子数，也可以由物料守恒和电荷守恒关系联立得到。它和物料守恒、电荷守恒同为溶液中的三大守恒关系。

一、列出溶液中的质子守恒关系式一般的步骤

1.盯基准物(电离和水解之前的含氢的离子或分子)，利用电离和水解得:得质子产物和失质子产物（电离和水解之后的离子或分子）。

2.看基准物、得质子产物和失质子产物相差的质子数。

3.列质子守恒关系式得质子数=失质子数。

4.用物料守恒和电荷守恒验证。

二、质子守恒的主要题型

1.单一酸溶液

【例1】H3PO4溶液中：基准物：H2O；H3PO4得质子产物：H3O+（相差1个质子）即H+

失质子产物：H2PO4-(相差1个质子）；HPO42-(相差2个质子）；PO43-(相差3个质子）；OH-(相差1个质子)质子守恒关系式为：c(H+)=c(H2PO4-)+2c(HPO42-)+3c(PO43-)+c(OH-)

2.单一碱溶液

【例2】NH3·H2O溶液中：基准物：H2O；NH3·H2O得质子产物：H3O+（相差1个质子）即H+；NH4+（相差1个质子）失质子产物：OH-(相差1个质子)质子守恒关系式为：c(H+)+c(NH4+)=c(OH-)不难看出单一的酸溶液或者碱溶液的质子守恒其实就是电荷守恒。混合酸的溶液或者混合碱溶液亦然！

3.单一的正盐溶液

【例3】Na2CO3溶液：基准物：H2O、CO32-得质子产物：H3O+（相差1个质子）即H+、HCO3-（相差1个质子）H2CO3（相差2个质子）失质子产物：OH-(相差1个质子)

溶液中离子浓度大小比较专题

溶液中离子浓度大小比较专

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溶液中离子浓度大小比较专题

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 2

HO2OH，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