8 专题突破20 溶液中粒子浓度关系判断
溶液中离子浓度的主要关系及分析策略
抓加减 质子守抓 在恒住 不：同 同c一 反(O离 应H子 中-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
的补充或消耗
5
变式1：下列表示0.1mol/l NaHCO3溶液中有关粒 子浓度的关系式正确的是（ ）
A．c(Na+)﹥c(HCO3-)﹥c(CO32)﹥cC(H+)﹥c(OH-) B．c(Na+)+ c (H+)= c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) C．c(Na+)+ c(H+) =2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) D．c (Na+)= c (CO 2-)+ c (HCO -)+ c (H CO ) 感谢您下载包图网平台上提供的PPT作品，为了您和包图网以及原创作者的利益，请勿复制、传播、销售，否则将承担法律责任！包图网将对作品进
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将NaHCO3中 的C换为S，则变 为NaHSO3，离子 浓度关系是否可以
只做这样的交换？ 为什么？
2019/9/2
6
全部方程式 全部粒子
0.1mol/L的NaHCO3溶液中
NaHCO3 ==
NHCa+O+3H- +CHO23O-
阴离子：HCO水3- 、解CO3 2- 、电O离H-
分子：H2CO3
为主
为次
全部关系式
2019/9/2
大小关系：c(Na+)> c(HCO3-) >c(OH- ) > c(H+) > c(CO32-)
物料守恒：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)
溶液中离子浓度的关系
• 等式关系（或守恒关系） • （1）电荷守恒 • 电荷守恒就是指溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离 子所带负电荷总数相等，即溶液呈电中性。 • 例如：NH4Cl溶液: • c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) • Na2S溶液： • c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-) • 在列守恒式时要注意： • a、要找全溶液中所有的阴阳离子。 • b、离子前面的系数与离子所带电荷数相等。 • （2）物料守恒（即原子个数守恒或质量守恒） • 例如：NH4Cl溶液： • c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3· 2O) H
• • • •
Na2S溶液 c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S) 质子守恒（即水电离的H+和OH-的量相等） 例如：NH4Cl溶液
• c(H+)=c(OH-)+c(NH3· 2O) H • Na2S溶液 • c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
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溶液中离子浓度的关系
溶液中离子浓度的关系涉及的类型较多，主要有：同一溶液 中的不同离子、不同溶液中的同一离子、混合溶液中的各种离 子；离子的等式关系（或守恒关系）、大小关系等。 1.不等关系 （1）单一溶液 例如： Na2S溶液有： c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+) H3PO4的溶液： c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-) CH3COONa溶液： c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) AlCl3溶液 c(Cl-)>c(Al3+)>c(H+)>c(OH-)
高二化学《水溶液中粒子浓度的关系判断》知识点总结
高二化学《水溶液中粒子浓度的关系判断》知识点总结 1．粒子浓度大小比较的思维模型(1)单一溶液⎩⎪⎨⎪⎧酸或碱溶液——考虑电离盐溶液——考虑水解 (2)混合溶液⎩⎪⎨⎪⎧不反应——同时考虑电离和水解反应⎩⎪⎨⎪⎧不过量⎩⎪⎨⎪⎧生成酸或碱——考虑电离生成盐——考虑水解过量——根据过量程度考虑电离或 水解 2．熟悉三大守恒规律（以Na 2CO 3溶液为例子）(1)电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子的正电荷总数与所有阴离子的负电荷总数相等。
c (Na ＋)＋c (H ＋)＝2c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋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，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某些特定元素的原子的总数存在确定的比例关系。
c (Na ＋)＝2【c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (H 2CO 3)】(3)质子守恒：即H 2O 电离出的氢离子和氢氧根离子总数相等。
一般根据电荷守恒式和物料守恒式整理得到。
c (OH －)＝c (HCO －3)＋2c (H 2CO 3)＋c (H ＋)3．粒子浓度大小比较的分析方法(1)若题给选项中全部使用的是“>”或“<”，应主要考虑电解质的强弱、水解的难易、各粒子个数的原有情况和变化情况。
(2)若题给选项中等号一端全部是阴离子或阳离子时，应首先考虑溶液中阴、阳离子的电荷守恒。
(3)若题给选项中等号一端各项中都含同种元素时，首先应考虑这种元素的原子守恒，即物料守恒。
(4)若题给选项中等号两端既有分子又有c (H ＋)或c (OH －)离子，则考虑利用质子守恒进行分析，或将电荷守恒与物料守恒相加或相减等。
离子浓度关系判断
专题讲座：离子浓度大小关系判断、熟悉两大理论，构建思维基点(1) 弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3H2O、NH4、OH「浓度的大小关系是C(NH3H20)>C(0H_)>C(NH4 )。
(2) 多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。
如在 H?S 溶液中：H2S、HS「、S2「、H + 的浓度大小关系是C(H2S)>C(H+)>C(HS_)>C(S2「)。
2. 水解理论(1) 弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中C(H+)或碱性溶液中C(OH「)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。
如NH4CI溶液中：NH4、C「、NH3H2O、H + 的浓度大小关系是C(C「)>C(NH4)>C(H+)>C(NH3 H2O)。
(2) 多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO^、HCO3、H2CO3 的浓度大小关系应是C(CO2「)>C(HCO3)>C(H2CO3)。
二、把握三种守恒，明确等量关系1 .电荷守恒规律电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。
如NaHCO3溶液中存在着 Na*、H、HCO3、CO3、OH，存在如下关系：c(Na +)+ C(H+) = C(HCO3)+C(OH「)+ 2C(CO2「)。
2. 物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。
如K2S溶液中S2_、HS_都能水解，故S元素以S2_、HS_、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：+ 2——C(K ) = 2C(S )+ 2C(HS )+ 2C(H2S)。
3. 质子守恒规律如Na2S+H*5s-+2H*HaO*OH-(得屣子)(基准态物励)(失质子)HS-HQ由图可得 Na2S水溶液中质子守恒式可表示：C(H3O+) + 2C(H2S)+ C(HS「) = C(OH「)或C(H+) +2C(H2S)+C(HS )= c(OH )。
化学平衡的离子浓度与溶液浓度的关系
化学平衡的离子浓度与溶液浓度的关系在化学反应中，离子浓度和溶液浓度是非常重要的物理参数。
平衡态下，离子浓度与溶液浓度之间存在着一定的关系。
本文将探讨离子浓度与溶液浓度的关系，以及如何通过调节溶液浓度来影响化学平衡。
一、离子浓度与溶液浓度的定义在讨论离子浓度与溶液浓度之间的关系之前，我们首先需要了解离子浓度和溶液浓度的定义。
离子浓度指的是溶液中特定离子的摩尔浓度，通常使用单位体积溶液中的离子数目来表示。
例如，对于溶液中的Na+离子来说，它的离子浓度可以用单位体积溶液中Na+离子的摩尔数目来表示。
溶液浓度是指溶液中溶质溶解在溶剂中的浓度，常用的表示方式有质量浓度、摩尔浓度和体积分数等。
例如，质量浓度指的是溶质质量与溶液总体积之比。
二、离子浓度与溶液浓度的关系离子浓度与溶液浓度之间存在着一定的关系。
根据溶剂的不同，离子浓度与溶液浓度的计算方式也会有所不同。
1. 对于水溶液而言，由于水是溶剂，可以将溶质的浓度转化为摩尔浓度。
在水溶液中，离子浓度通常用摩尔浓度来表示。
离子浓度与溶液浓度之间的关系可以通过溶解度等数据来确定。
2. 对于非水溶液而言，离子浓度与溶液浓度之间的关系还与离子的活度有关。
在非水溶液中，离子活度可以通过离子活度系数来计算。
离子活度系数是指溶液中离子的实际活度与理想溶液中离子理论活度之比。
根据溶液的离子强度以及离子间的相互作用力，离子活度系数可以大于1、等于1或小于1。
当离子活度系数等于1时，离子浓度与溶液浓度之间的关系就是一一对应的。
三、溶液浓度对化学平衡的影响溶液浓度的变化可以对化学平衡产生影响。
通过调节溶液浓度，我们可以改变平衡反应的位置，进而影响反应速率以及离子浓度。
1. 影响平衡位置根据Le Chatelier原理，当我们改变了溶液浓度时，平衡体系会倾向于减少或增加反应物或生成物的浓度，以维持平衡。
这意味着通过增加或减少溶液浓度，我们可以改变平衡反应的位置。
例如，在酸碱中和反应中，通过增加酸或碱的浓度，我们可以驱使反应向右移动，进而增加产物浓度。
高中化学 溶液中离子浓度的主要关系及分析策略
思考： 1、 将CH3COOH溶液 变为20ml，浓度不 变，如何分析离子
液反 应
B．c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+) C．c(Na+)=c(CH3COO－)+c(CH3COOH) D.c(Na+)+ c(H+)= c(CH3COO－)+ c(OH－)
浓度关系？
2、将能发生 反应的两种物质混
型
合，如何分析所得
溶液中离子浓度关
系？
0.1mol CH3COOH和0.1mol CH3COONa配制成1L混合溶液
CH3COONa == Na++ CH3COO-
全部方程式CHC3HC3OCOOHO-0.1+moHlH2+O+ CH3COO-
H2O CH3CHOO++HO+HO-H-
阳离子： Na+、H+>0.1mol
0.1mol/L的 NaHSO3溶液
大小关系：c(Na+)> c(HSO3-) > c(H+) > c(SO32-) > c(OH- ) 物料守恒c(N：a+)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3) 电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-) 质子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HSO3-)-c(SO32-)
c(X－)＞c(Na+)＞c(HX)＞c(H+)＞c(OH－)
D．若混合液呈碱性则
c (Na+)＞c(HX)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H+)
如何判断溶液中的离子浓度计算公式推导
如何判断溶液中的离子浓度计算公式推导离子溶液的浓度是溶液中离子的数目与溶液体积的比值，通常用摩尔/升（mol/L）来表示。
在化学实验和工业生产中，准确地计算溶液中离子的浓度非常重要。
在本文中，我们将介绍如何通过推导计算公式来判断溶液中的离子浓度。
一、推导溶液中阴离子浓度的计算公式为了推导溶液中阴离子浓度的计算公式，我们需要了解两个关键参数：阴离子的摩尔数和溶液的体积。
假设溶液中阴离子的摩尔数为n，溶液的体积为V。
根据定义，阴离子的浓度C可以表示为：C = n / V为了进一步推导计算公式，我们需要知道溶液中阴离子的摩尔数如何表示。
在溶液中，阴离子的摩尔数可以通过离子的化学式和摩尔浓度（mol/L）来计算。
假设溶液中某种阴离子的化学式为X，摩尔浓度为M，则阴离子的摩尔数n可以表示为：n = M × V将上述表达式代入阴离子浓度的定义公式中，可以得到阴离子浓度的计算公式：C = M × V / V简化上述表达式，我们可以得到阴离子浓度的计算公式如下：C = M综上所述，我们可以使用溶液中阴离子的摩尔浓度来计算阴离子的浓度。
二、推导溶液中阳离子浓度的计算公式类似地，我们也可以推导出溶液中阳离子浓度的计算公式。
假设溶液中阳离子的摩尔数为n，溶液的体积为V。
根据定义，阳离子的浓度C可以表示为：C = n / V与上一节类似，为了推导计算公式，我们需要了解溶液中阳离子的摩尔数如何表示。
与阴离子相同，阳离子的摩尔数可以通过离子的化学式和摩尔浓度（mol/L）来计算。
假设溶液中某种阳离子的化学式为Y，摩尔浓度为M，则阳离子的摩尔数n可以表示为：n = M × V将上述表达式代入阳离子浓度的定义公式中，可以得到阳离子浓度的计算公式：C = M × V / V简化上述表达式，我们可以得到阳离子浓度的计算公式如下：C = M同样地，我们可以使用溶液中阳离子的摩尔浓度来计算阳离子的浓度。
2020年高三化学专题复习--溶液中离子浓度关系
C.加水稀释使电离度增大,溶液pH减小
D.加入NaH2PO4固体,溶液酸性增强
例题2 (2016全国卷Ⅲ 13)下列有关电解质溶液的说法正确的是（D）
A.向0.1
mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中
定正确的是（ ）
A. 0.1000 mol·L−1 H2C2O4溶液：c(H+) =0.1000 mol·L−1+c(C2O42−) +c(OH−)−c(H2C2O4 ) B. c(Na+) =c(总)的溶液：c(Na+)>c(H2C2O4)>c(C2O42−)>c(H+) C. pH = 7的溶液：c(Na+) =0.1000 mol·L−1+ c(C2O42−)−c(H2C2O4) D. c(Na+) =2c(总)的溶液：c(OH−)−c(H+)=2c(H2C2O4)+c(HC2O4−)
的平衡常数K=2.2×10−8。将NH4HCO3溶液和氨水按一定比例
混合。若溶液混合引起的体积变化可忽略，室温时下列指定
溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是（ BD）
AB．．0电.020荷..2m守2oml恒mo·ol：l·L·−2L1cL氨−(−1C氨水1ON3H水和2−4H)c0C+(.OcN13(Hm溶O3o·Hl液−·H)2(+LOcp−)(H1>H>c(C7(NO)NH3：H−44))+2)=C>Occ3((OHH+)−)+>cc((NHH+)4+)
溶液中离子浓度关系的判断
溶液中离子浓度关系的判断1、 离子浓度大小的比较（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析，例如，在43PO H 的溶液中：43PO H -++42PO H H -42PO H -++24H P O H -24H P O -++34PO H 则有：)()()()(342442---+>>>PO c HPO c PO H c H c（2）多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如32CO Na 溶液中：-++=23322CO Na CO Na OH 2-++OH HO H CO223+---+OH HCO 3 O H H C O 23+--+OH CO H 32则有：)()()()(323---+>>>HCO c OH c CO c Na c（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对它的影响。
例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：① Cl NH 4、② 43COONH CH 、③ 44HSO NH ，)(4+NH c 的浓度由大到小的顺序是：③>①>②：③ -++++=2444SO H Na HSO NH OH 2-++OH HOH NH24++++⋅H O H NH 2344HSO NH 电离出来的+H 抑制了+4NH 的水解 ① -++=Cl NH Cl NH44 OH 2-++OH HOH NH24++++⋅H O H NH 23Cl NH 4溶液电离出来的+4NH 正常水解② +-+=4343NH COO CH COONH CH OH 2-++OH HOH NH24++++⋅H O H NH 23OH NH COO CH243+++-O H NH COOH CH 233⋅+-COO CH 3和+4NH 发生双水解，导致+4NH 离子浓度减小。
（3）混合溶液中各离子浓度比较，要进行综合比较，如电离因素、水解因素等。
如：在L mol 1.0的Cl NH 4和L mol 1.0的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为：)()()()(4+--+>>>H c OH c Cl c NH c 。
溶液中离子浓度大小关系
（一）单一溶液中离子浓度的关系
1、CH3COONa溶液中各种离子浓度的关系
H+ + OH+ CH3COONa=CH3COO-+Na+ H2O
CH3COOH
CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-
存在微粒： Na+ CH3COO- OH- H+ H2O CH3COOH 电荷守恒： 〔 CH3COO-〕+ 〔 OH-〕= 〔 H+〕+ 〔 Na+〕 物料守恒： 〔 Na+〕= 〔 CH3COO- 〕+ 〔 CH3COOH〕 离子浓度 〔 Na+ 〕> 〔 CH COO- 〕> 〔 OH-〕 > 〔 H+〕 3 大小： 未水解离子 > 水解离子 > 显性离子 > 水中另一种离子
4 3 2
离子浓度大小关系： 〔 Cl-〕> 〔 NH4+〕> 〔 H+〕> 〔 OH-〕
。
（2）一种物质过量
例4、 把0.02mol/LCH3COOH溶液和 0.01mol/LNaOH溶液以等体积混和，则混合液中 微粒浓度关系正确的为 （ D） A、〔CH3COO-〕=〔Na+ 〕 B、 2〔H+〕=〔CH3COO-〕-〔CH3COOH〕 C、〔CH3COOH〕＞〔CH3COO-〕 D、〔CH3COOH〕+〔CH3COO-〕=0.01mol/L
物料守恒：
〔 Na+〕= 〔 CO32-〕+ 〔 HCO3-〕+ 〔 H2CO3〕
离子浓度大小：
〔 Na+〕> 〔 HCO3-〕 > 〔 OH- 〕> 〔 H+〕> 〔 CO32-〕
高考化学复习：(16)溶液中粒子浓度关系的判断
溶液中粒子浓度关系的判断1．熟悉两大理论，构建思维基点(1)电离平衡→建立电离过程是微弱的意识。
如H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(HCO－3)＞c(CO2－3)(多元弱酸分步电离逐级减弱)。
(2)水解平衡→建立水解过程是微弱的意识。
如Na2CO3溶液中：c(CO2－3)>c(HCO－3)＞c(H2CO3)(多元弱酸根离子分步水解逐级减弱)。
2．把握两种守恒，明确等量关系(1)电荷守恒→注重溶液呈电中性。
溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴离子所带的负电荷总浓度。
如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(OH－)。
(2)物料守恒→注重溶液中某元素的原子守恒。
在电解质溶液中，某些微粒可能发生变化，但变化前后某种元素的原子个数守恒。
如0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。
3．明确三大题型，构建思维模式(1)单一溶液中各离子浓度的比较。
①多元弱酸溶液→多元弱酸分步电离，逐级减弱。
如H3PO4溶液中：c(H＋)>c(H2PO－4)>c(HPO2－4)>c(PO3－4)。
②多元弱酸的正盐溶液→多元弱酸的弱酸根离子分步水解，水解程度逐级减弱。
如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)。
(2)混合溶液中各离子浓度的比较→要综合分析电离、水解等因素。
如在0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度大小的顺序为c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
(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该离子的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4，c(NH＋4)由大到小的顺序为③＞①＞②。
离子与溶液浓度之间的关系与计算
离子与溶液浓度之间的关系与计算一、离子的溶解与电离1.离子：带电的原子或原子团。
2.电离：物质在水中或其他溶剂中分解成带电粒子的过程。
3.强电解质：在水溶液中完全电离的化合物。
4.弱电解质：在水溶液中部分电离的化合物。
二、溶液的浓度1.溶质的质量分数：溶质的质量与溶液总质量之比。
2.物质的量浓度：单位体积（或单位容积）溶液中溶质的物质的量。
3.摩尔质量：物质的量的质量单位，以g/mol表示。
三、离子浓度之间的关系1.电荷守恒：溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
2.物料守恒：溶液中溶质的质量不变。
四、溶液浓度的计算1.稀释定律：溶液在稀释过程中，溶质的物质的量不变。
2.溶质质量分数的计算：根据溶液的质量和溶质的质量分数计算溶质的质量。
3.物质的量浓度的计算：根据溶液的体积和溶质的物质的量计算溶液的物质的量浓度。
五、离子反应1.离子反应的条件：有沉淀生成、有气体放出、有水生成。
2.离子反应的实质：离子的浓度发生变化。
六、溶液的酸碱性1.酸：电离时产生的阳离子全部是H+的化合物。
2.碱：电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物。
3.盐：由金属离子（或铵根离子）与酸根离子组成的化合物。
七、pH值的计算1.pH值：表示溶液酸碱程度的数值，pH=-lg[H+]。
2.pH值的调整：通过加入酸或碱来改变溶液的pH值。
八、中和反应1.中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应。
2.中和反应的计算：根据反应物的物质的量计算生成物的物质的量。
以上是关于离子与溶液浓度之间的关系与计算的知识点介绍，希望对您有所帮助。
习题及方法：已知HClO是一种弱酸，其电离方程式为：HClO ⇌ H+ + ClO-现有100mL 0.1mol/L的HClO溶液，求该溶液中H+和ClO-的物质的量浓度。
由于HClO是弱酸，其电离程度较小，可以认为[H+] ≈ [HClO]，[ClO-] ≈ [HClO]。
根据物质的量浓度的定义，物质的量浓度 = 物质的量 / 溶液体积。
专题突破高二化学重难点专题突破(人教版2019选择性必修1)(1)
[提升2]工业生产中产生的SO2废气常用NaOH吸收。25℃时，用0.1 mol·L－1NaOH 溶
液滴定20 mL 0.1 mol·L－1H2SO3，溶液pH的滴定曲线如图。下列说法错误的是(
A.若a点时c(H2SO3)＝c(HSO3－)，则Ka1(H2SO3)＝10－
B．滴定时，可用甲基橙作为b点的终点判断指示剂
选择性必修1(人教版2019)
2023-2024学年
第三章
水溶液中的离子反应与平衡
水溶液中的三类离子反应图像
突破点1:滴定曲线分析
酸碱滴定曲线是以酸碱中和滴定为载体，通过酸碱滴定过程的分析，综合考查指示
剂的选择、水的电离程度变化、溶液导电性变化、溶液温度变化、电离常数计算、
离子浓度大小比较、离子浓度守恒关系等。
选D。
(
)
【解析】若a点pH=4,(H+)=10-4mol·L-1,溶液呈酸性,根据方程式知c(HClO)=c(Cl-)c(ClO-),c(Cl-)= mc(ClO-),则c(HClO)=(m-1)c(ClO-),
Ka(HClO)=
cH
c ClO
c HClO
c H c ClO
= m 1
c ClO
10 4
m 1
,A错误;若x=100,氯水恰好与
NaOH溶液完全反应生成NaCl、NaClO,NaClO水解生成次氯酸,溶液呈碱性,但次氯酸具有
漂白性,不能用pH试纸测pH,应选pH计测量,B错误;b～c段,随NaOH溶液的滴入,溶液的pH
不断增大,溶液中c(H+)减小,温度不变则Ka(HClO)=
3 )＋c(OH )，c 点 pH＝7.19，
溶液中离子浓度关系比较(学习资料)
溶液中离子浓度的关系比较（Ⅰ）王在强引入: 溶液中离子浓度的关系比较是近几年高考的热点和难点之一，学生在解答此类型问题时，常感到思维混乱，无从下手。
原因是没有抓住问题的题眼和没有形成正确的解题思维过程，从而形成解决此类问题的一般模式。
本类型问题的解题思路遵循两个原则：一、解题思路（一）两弱原则①电离程度“小”该原则主要是指弱酸、弱碱溶液的电离程度很小，产生的离子浓度也很小。
适用弱电解质的溶液中离子浓度大小比较的题型，遵循的方法是：首先写出溶液中存在的所有的平衡关系，确定溶液中存在的离子种类。
由于电离或水解很弱，决定了溶液中原有溶质离子或分子的浓度一定大于水解或电离得到的微粒的浓度。
1、一元弱酸或弱碱的电离例1、0.1mol·L -1的CH 3COOH 溶液中的离子分子大小关系如何？首先写出溶液中存在的平衡关系，[投影] CH 3COOH CH 3COO - + H +H 2O H + + OH -由于电离或水解很弱，决定了溶液中原有溶质离子的浓度一定大于水解或电离得到的微粒的浓度，在此溶液中溶质为CH 3COOH 。
由CH 3COOH 电离的c(H +)、C(CH 3COO -)相等，但水会继续电离出H +，因此c(H +)＞c(CH 3COO -)。
由于溶液呈酸性，一般来讲c(OH -)最小， 即c(CH 3COOH)＞c(H +)＞C(CH 3COO -)＞c(OH -)2、多元弱酸溶液的电离例2、0.1mol·L -1H 3PO 4溶液中离子分子浓度大小关系如何？首先写出溶液中存在的平衡关系，[投影] H 3PO 4H + +H 2PO 4-H 2PO 4-H + + HPO 4 2-HPO 42-H + +PO 4 3-H2O H + + OH -H 3PO 4分三步电离，首先H 3PO 4少量电离出H +和H 2PO 4-接着H 2PO 4-少量电离出H +和HPO 4 2-，由于本来电离出的H 2PO 4-就很少，加上它少了个H ，电离的倾向就更小，所以它电离出的HPO 42-会少到可以忽略，最后HPO 42-少量电离出H+和PO 4 3-就更少了所以计量H 3PO 4电离能力和它的酸性只考虑第一步电离，溶液中离子分子浓度大小关系为: c(H 3PO 4) ＞c(H +)＞c(H 2PO 4-)＞c(HPO 4 2-)＞c(PO 4 3-)＞c(OH -)【练习】在0.1mol/L 的H 2S 溶液离子分子浓度大小关系如何？答案: c(H 2S) ＞c(H +)＞c HS -)＞c(S 2-)＞c( OH -)解析：溶液存在平衡：H2O H + + OH -H2S HS - + H + HS - S 2- + H +溶液中原溶质为H 2S ，多元弱酸以第一步电离为主。
溶液中离子浓度的关系
溶液中离子浓度的关系离子浓度的大小比较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年年涉及这种题型。
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。
要深入理解和熟练解决这类问题，必须弄清这类问题所涉及到的化学原理和构成这类问题的数学手段，从化学原理分析，要涉及到强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本知识；从数学手段分析，构成这类问题是，命题者常会用移项、带入具体数值、等式合并、消去某项等数学手段。
这类问题涉及到的知识点主要有：一个原理、两个平衡、三个守恒、四种物质。
一个原理即：化学平衡原理。
两个平衡即：电离平衡和盐类的水解平衡。
三个守恒即：溶液中阴、阳离子的电荷守恒、物料守恒、质子守恒。
四种物质即：NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3等。
一、理清一条思路，掌握分析方法（1）首先必须形成正确的解题思路：一个原理；两类平衡；三种守恒。
（2）要养成认真、细致、严谨的解题习惯，在形成正确解题思路的基础上学会常规分析方法，例如：关键性离子定位法、守恒判断法、微量法、终态分析法等。
熟练掌握NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3四种物质平衡、守恒及大小比较并能迁移二、熟悉两大平衡，构建思维基点1．电离平衡2．水解平衡三、把握3种守恒，明确等量关系1．电荷守恒规律电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。
如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。
2．物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。
如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
判断溶液离子浓度的方法
判断溶液离子浓度的方法溶液的离子浓度，听起来是不是有点吓人？别担心，今天就让我们用最简单、最接地气的方式，聊聊怎么判断溶液的离子浓度，没那么复杂，保证让你听了后点点头，心里想：“原来如此！”你得知道，溶液中的离子浓度，简单说就是溶液里溶解了多少带电的离子。
这些离子就像是溶液里的小小“小伙伴”，有的是正电的，有的是负电的，它们在溶液里来来回回地“打卡”，你想知道它们有多少，怎么找出个数呢？好啦，别急！判断溶液里离子浓度的方法其实可以分几种，今天我们就聊聊几个最常用的。
最直接的一招儿，当然就是用“摩尔浓度”啦。
你把溶质的量（也就是溶解的物质的质量）除以溶液的体积，再除以溶质的分子量，这样就能算出溶液的摩尔浓度。
别看这么简单，实际上它是一种非常准确的方法，数学计算一下，离子浓度就出来了。
不过，可能有人会觉得，哎呀，这个算式一看就让人想打瞌睡，是吧？放心，咱们不一定都要手动计算，可以直接用计算器或者一些分析仪器，跟着它的指引走就行，轻松搞定。
再说了，除了用摩尔浓度，化学里还有一种更“豪气”的方法，就是使用“电导率”来判断溶液的离子浓度。
听起来是不是挺高大上的？其实就是用一个电导仪，测量溶液中离子的“电传导能力”。
简单说，溶液中离子的数量越多，它的电导率就越高。
就好像你在一个水塘里丢石头，水面上的波纹越多，说明水塘里有更多的“活动分子”。
所以，你只要用电导仪把溶液测试一下，电导率一出来，基本上就能知道它的离子浓度大概是多少。
是不是很酷？像极了化学世界里的侦探破案！再往下讲，有一种“老办法”，就是通过酸碱滴定来推算离子浓度。
这个方法可是被“前辈们”广泛使用过的，听起来有点像是做实验室里的魔法。
咋回事呢？就是用已知浓度的酸或者碱，滴入溶液中，看看反应时发生了什么，然后根据反应情况来推算溶液中离子的数量。
比方说，滴定的过程中，你可能会加一些指示剂，它会告诉你反应什么时候完成。
通过这个反应完成的点，你就能算出溶液的离子浓度了。
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专题突破20溶液中粒子浓度关系判断一、熟悉两大理论，构建思维基点1．电离理论(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。
如氨水中：NH3·H2O、NH＋4、OH－的浓度大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH －)>c(NH＋4)。
(2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。
如H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H ＋)>c(HS－)>c(S2－)。
2．水解理论(1)弱电解质离子的水解损失是微量的(相互促进的水解除外)，但由于水的电离，水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。
如NH4Cl溶液中：NH＋4、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl －)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
(2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。
如Na2CO3溶液中：CO2－3、HCO－3、H2CO3的浓度大小关系是c(CO2－3)>c(HCO－3)>c(H2CO3)。
二、把握三种守恒，明确等量关系1．电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。
如NaHCO3溶液中的离子有Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，其存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。
2．物料守恒电解质溶液中，由于某些离子能够水解，粒子种类增多，但元素总是守恒的。
如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
3．质子守恒如Na2S溶液中的质子转移情况如图所示：由图可得Na 2S 溶液中质子守恒式：c (OH －)＝c (H ＋)＋2c (H 2S)＋c (HS －)。
质子守恒式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。
Na 2S 溶液中电荷守恒式为c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (OH －)＋c (HS －)＋2c (S 2－)，物料守恒式为c (Na ＋)＝2[c (HS －)＋c (S 2－)＋c (H 2S)]，以上两式通过变换，消去没有参与变化的Na ＋，即可得到质子守恒式：c (OH －)＝c (H ＋)＋2c (H 2S)＋c (HS －)。
三、掌握不同溶液中同一粒子浓度的大小比较方法选好参照物，分组比较，各个击破。
如25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH 4Cl ；②CH 3COONH 4；③NH 4HSO 4；④(NH 4)2SO 4；⑤(NH 4)2Fe(SO 4)2，c (NH ＋4)由大到小的顺序为⑤＞④＞③＞①＞②。
分析流程：分组――――――――――――――――→根据化学式中NH ＋4的数目⎩⎨⎧①②③――――→选参照物①NH 4Cl ⎩⎨⎧②相当于在①的基础上促进NH ＋4的水解③相当于在①的基础上抑制NH ＋4的水解④⑤――――→选参照物④(NH 4)2SO 4⑤相当于在④的基础上抑制NH ＋4的水解精练一 单一溶液中粒子浓度关系1．0.1 mol·L －1 NH 4Cl 溶液中各粒子浓度关系。
(1)离子浓度大小关系：_______________________________________。
(2)电荷守恒：_______________________________________________。
(3)物料守恒：_______________________________________________。
(4)质子守恒：_______________________________________________。
答案：(1)c (Cl －)>c (NH ＋4)>c (H ＋)>c (OH －)(2)c (NH ＋4)＋c (H ＋)＝c (Cl －)＋c (OH －)(3)c (Cl －)＝c (NH ＋4)＋c (NH 3·H 2O) (4)c (H ＋)＝c (NH 3·H 2O)＋c (OH －)2．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中各粒子浓度关系。
(1)离子浓度大小关系：_______________________________________。
(2)电荷守恒：_______________________________________________。
(3)物料守恒：_______________________________________________。
(4)质子守恒：_______________________________________________。
解析：Na2CO3===2Na＋＋CO2－3(完全电离)；CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－(主要)，HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－(次要)；H2O H＋＋OH－(极微弱)。
答案：(1)c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)(2)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)(3)c(Na＋)＝2[c(CO2－3)＋c(HCO－3)＋c(H2CO3)](4)c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO－3)3．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中各粒子浓度关系。
(1)离子浓度大小关系：_______________________________________。
(2)电荷守恒：_______________________________________________。
(3)物料守恒：_______________________________________________。
(4)质子守恒：_______________________________________________。
解析：NaHCO3===Na＋＋HCO－3(完全电离)；HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－(主要)，HCO－3H＋＋CO2－3(次要)；H2O H＋＋OH－(极微弱)。
答案：(1)c(Na＋)＞c(HCO－3)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(CO2－3)(2)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(OH－)(3)c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)(4)c(OH－)＋c(CO2－3)＝c(H2CO3)＋c(H＋)1．比较单一溶液中粒子浓度大小时紧扣两个微弱(1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。
如稀醋酸溶液中：CH3COOH CH3COO－＋H＋、H2O OH－＋H＋，各粒子浓度由大到小的顺序为c(CH3COOH)>c(H ＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。
(2)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。
如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，H2O H＋＋OH－，各粒子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。
2．多元弱酸的酸式盐与正盐溶液的酸碱性及粒子浓度的大小比较(1)多元弱酸的酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力的相对强弱。
如NaHCO3溶液中HCO－3的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性，其中c(HCO－3)>c(H2CO3)>c(CO2－3)。
(2)多元弱酸的正盐溶液中，多元弱酸根离子的水解以第一步为主，溶液显碱性。
如Na2S溶液显碱性，其中c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H＋)。
3．规避等量关系中的两个易失分点(1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。
如2c(CO2－3)的系数2代表一个“CO2－3”带2个单位负电荷，不可漏掉。
(2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。
如Na2S溶液的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。
精练二酸碱中和型粒子浓度关系4．常温下，比较下列几种溶液混合后各粒子浓度的大小。
(1)CH3COOH和NaOH等浓度等体积混合，离子浓度大小顺序为_______________________________________________________。
(2)NaOH和CH3COOH等浓度且体积比按1∶2混合后pH<7。
①离子浓度大小顺序为__________________________________________。
②电荷守恒式：________________________________________________。
③物料守恒式：________________________________________________。
(3)pH＝2的CH3COOH与pH＝12的NaOH等体积混合，离子浓度大小顺序为___________________________________________。
解析：(1)恰好反应后，溶质为CH3COONa。
(2)中和反应后，溶质为等物质的量的CH3COONa、CH3COOH，且CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，c(CH3COO－)与c(CH3COOH)之和等于c(Na＋)的2倍。
答案：(1)c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)(2)①c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)②c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)③2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)(3)c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)5．(2020·浙江7月选考)常温下，用0.1 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，下列说法不正确的是()A．在氨水滴定前，HCl和CH3COOH的混合液中c(Cl－)>c(CH3COO－)B．当滴入氨水10 mL时，c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)C．当滴入氨水20 mL时，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)D．当溶液呈中性时，氨水滴入量大于20 mL，c(NH＋4)<c(Cl－)解析：选D。