巧用守恒：离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小的比较
2.物料守恒
原理：溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶 液中各种存在形式的浓度之和。 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：
得到H+
得到H
HS-
得到H+
H 2S
+
H2O
+
H3O+( H+)
即c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
方法② :利用物料守恒和电荷守恒推出
质子守恒式没有必要死记硬背，可通过前面学的 物料守恒和电荷守恒推出 。 如NaHCO3溶液 中的质子守恒： 2 + 先写出物料守恒式： c(Na ) = c(CO 3 +HCO 3 +H2CO3) 再写出电荷守恒式： 2 ＋ ＋ c(Na )+ c(H )= 2c(CO3 )+ c(HCO 3 )+ c(OH－)
如碳酸氢钠溶液(NaHCO3):溶液显碱性,所以把氢氧根离子 浓度写在左边,其次。判断出该溶液直接电离出的离子是钠离子 和碳酸氢根,而能结合氢离子或电离氢离子的是碳酸氢根。其次 以碳酸氢根为基准离子(因为碳酸氢钠直接电离产生碳酸根和钠 离子,而钠离子不电离也不水解) 。减去它电离之后的离子浓度, 加上它水解生成的离子浓度。便是： 2 c(OH-)=c(H2CO3)-c(CO 3 )+c(H+)
电解质溶液中离子浓度大小比较及守恒关系
电解质溶液中离子浓度大小比较及守恒关系人教版选修四有关电解质溶液的知识内容是高中化学的重要基础理论之一，也是很多学生学习的难点.尤其是涉及离子浓度大小比较问题和守恒关系，学生的得分率普遍较低.通过多年的教学摸索，我觉得主要的原因是学生对弱电解质的电离、盐类的水解等相关知识理解不透彻，常常不能综合考虑问题.如何才能又快又好地解答这类题呢？除了掌握基础外，还需有科学的解题思路.下面将自己的解题思路写出来和大家共同探讨.一、离子浓度大小比较离子浓度大小的比较需要注意两点：（１）紧抓两个平衡：弱电解质的电离、盐类的水解.（２）做题时，先理清溶液的成分，是单一溶液还是混合溶液，后具体分析.1．单一溶液（１）多元弱酸溶液多元弱酸的电离是分步进行的，且上一步电离出的氢离子会抑制下一步的电离，所以电离程度一步比一步弱.一般规律是：（H+）﹥（一级电离离子）﹥（二级电离离子）﹥（三级电离离子）﹥（OH-）.例如，在H3PO4溶液中，c(H+)﹥c(H2PO-4)﹥c(HPO2-4)﹥c(PO3-4)﹥c(OH-).（２）一元弱酸强碱盐或一元强酸弱碱盐判断离子浓度大小要考虑弱酸根离子的水解，一般规律是：（不水解的离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）.例如，在醋酸钠溶液中，c(Na+)﹥c(CH3COO-)﹥c(OH-)﹥c(H+).（３）多元弱酸强碱盐多元弱酸根离子是分步水解，一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（二级水解离子）＞（水电离出的另一离子）.例如，在Na2CO3溶液中，c（Na+）＞c(CO2-3)＞c(OH-)＞c(HCO-3)＞c(H+).（４）多元弱酸的酸式盐因弱酸的酸式酸根离子不仅电离，而且水解，所以须先弄清楚电离与水解的大小，后判断离子浓度的大小.常见的NaHCO 3 、NaHS、Na2HPO4溶液中酸式酸根离子的水解程度大于电离程度，溶液显碱性.例如，在NaHCO3溶液中，c（Na+）＞c(HCO-3)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO2-3).而在NaHSO3、NaH2PO4溶液中酸式酸根离子的电离程度大于水解程度，溶液显酸性.例如，在NaHSO3溶液中，c（Na+）＞c(HSO-3)＞c(H+)＞c(SO2-3)＞c(OH-).一般地，在做不同溶液中同种离子浓度的比较这类题时既要考虑离子在溶液中的水解情况，又要考虑电离情况以及其他离子对该离子的影响.例如，现有常温下浓度相等的四种溶液：a．NH4HCO 3 、b．NH4HSO 4 、c．NH4Cl 、d ．氨水．请判断四种溶液中c(NH+4)的大小.三种盐完全电离，NH+4水解显酸性，HCO3-水解显碱性，它们的水解相互促进，b完全电离溶液显强酸性，抑制了NH+4的水解，d部分电离出NH+4，所以c(NH+4)：b﹥c﹥a﹥d.2.混合溶液先要看混合时是否发生反应，若有反应，则要判断是否过量（注意溶液体积变化）；然后结合电离、水解等因素得出溶液成分和各成分量的大小，找到离子浓度的大小.例如，0.2mol/L NH4Cl溶液和0.1mol/L NaOH溶液等体积混合，溶液中存在的离子的浓度由大到小的排列顺序是.分析：由NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3·H2O可知NH4Cl过量，此时得到NaCl 、NH3·H2O、NH4Cl 等量混合溶液，NH3·H2O的电离程度大于NH+4的水解程度，溶液显碱性，同时c( Cl-)＞c(NH+4).电离、水解等都是影响离子浓度大小的要素.答案：c( Cl-)＞c(NH+4)＞c(OH-)＞c(H+)二、守恒关系1．电荷守恒电解质溶液呈电中性，即溶液中所有阳离子所带正电荷总数与所有阴离子所带负电荷总数相等.解题思路：先把涉及的电离方程式、水解方程式全部写出，后找出所有的阴、阳离子再写出等式.注意：离子浓度前的系数.2．物料守恒电解质溶液中因溶质的电离或水解，溶质电离出的离子会变成其他离子或分子，但离子或分子中某种特定元素原子的总数不变.例如，0.1mol/L Na2CO3溶液，n(Na+)∶n(CO2-3)＝2∶1，推出：c (Na+) ＝2［c(HCO-3)+c(CO2-3)+c(H2CO3)］.也可根据C守恒推出：c(HCO-3)+c(CO2-3) + c(H2CO3) = 0.1.3．质子守恒电解质溶液中的粒子电离出的H+的总数等于粒子得到的H+的总数再加上游离的H+的总数.例如，Na2CO3溶液：c (H＋)+c(HCO-3)+2c(H2CO3)＝c(OH-) .实际上，质子守恒也可根据电荷守恒和物料守恒联力求解.。
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。
电解质溶液中守恒规律附其离子浓度大小比较
电解质溶液中的守恒规律及其离子浓度大小的比较一、电荷守恒规律电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性的，即阴离子所带负电荷的总数一定等于阳离子所带正电荷总数，这就是所谓的电荷守恒规律。
例如：NaHCO3溶液中存在着：Na+、H+、HCO3－、CO32－、OH－，必然有如下关系：c(Na+) + c(H+) ＝c(HCO3－) + 2c(CO32－) + c(OH－)。
二、物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子的种类增多，但原子总是守恒的。
例如：K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间的守恒关系可表示为：c(K+) ＝ 2c(S2－) + 2c(HS－) + 2c(H2S)。
三、质子守恒规律质子守恒，就是指电解质溶液中的粒子电离出氢离子(H+)的总数等于粒子接受的氢离子(H+)总数再加上游离的氢离子(H+)数。
例如：Na2S水溶液中的质子守恒关系可表示为：c(H3O+)+ 2c(H2S) +c(HS－)＝c(OH－)。
或c(H+) + 2c(H2S) +c(HS－)＝c(OH－)。
质子守恒关系式也可以从电荷守恒与物料守恒中推导得到。
【例题1】（2012四川高考）常温下，常温下，下列溶液中的微粒浓度关系正确的是A. 新制氯水中加入固体NaOH：c(Na+)＝c(Cl－)+c(ClO－)+c(OH－)B. pH＝8.3的NaHCO3溶液：c(Na+)＞c(HCO3－)＞c(CO32－)＞c(H2CO3)C. pH＝11的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合：c(Cl－)＝c(NH4+)＞c(OH－)＝c(H+)D. 0.2mol·L－1CH3COOH溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合：2c(H+)－2c(OH－)＝c(CH3COO－)－c(CH3COOH)解析：本题考查溶液中离子浓度的大小比较。
A项不符合电荷守恒，错；pH＝8.3的NaHCO3的溶液中，则HCO3－的水解大于电离，故CO32－的浓度小于H2CO3，B错；pH＝11的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合，氨水过量，溶液显碱性，C项错误；根据物料守恒，的项正确。
精选习题 -溶液中离子浓度大小比较与三大守恒
溶液中离子浓度大小比较与三大守恒讲义一、溶液中离子浓度大小的比较1.方法思路(1)先确定溶液中的溶质成分及各自物质的量浓度大小。
(2)写出电离方程式、水解方程式，找出溶液中存在的离子。
(3)依据电离和水解程度的相对大小，比较离子浓度大小。
2.特别注意的问题(1)多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次关系。
即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步水解大于水的电离。
①分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程：电离：Na2CO3===2Na＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－。
水解：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有CO2－3、HCO－3、OH－、H＋。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)。
（2）多元弱酸的酸式盐溶液，要注意考虑酸式酸根水解程度和电离程度的相对大小。
若酸式酸根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。
①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程：电离：NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－。
水解：HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、HCO－3、CO2－3、H＋、OH－。
②由于HCO－3的电离程度小于HCO－3的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。
（3）当两种溶液混合或两种物质发生反应时，要根据反应原理准确地判断溶质的成分，然后判断离子种类，再根据规律比较其大小。
例1.物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH＋4、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH＋4)>c(H＋)。
溶液中离子浓度大小的比较方法与技巧
溶液中离子浓度大小的比较１．溶液中离子浓度大小比较的规律（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析。
如H 3PO 4的溶液中，c(H +)>c(H 2PO 4－)>c(HPO 42－) > c(PO 43－)。
多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析：如Na 2CO 3溶液中，c(Na +)>c(CO 32－)>c(OH －)>c(HCO 3－)。
（2）不同溶液中同一离子浓度的比较，则要注意分析溶液中其他离子对其的影响。
如在①NH 4Cl②CH 3COONH 4③NH 4HSO 4溶液中，c(NH 4+)浓度的大小为③>①>②。
（3）如果题目中指明溶质只有一种物质（该溶质经常是可水解的盐），要首先考虑原有阳离子和阴离子的个数，水解程度如何，水解后溶液显酸性还是显碱性。
（4）如果题目中指明是两种物质，则要考虑两种物质能否发生化学反应，有无剩余，剩余物质是强电解质还是弱电解质；若恰好反应，则按照“溶质是一种物质”进行处理；若是混合溶液，应注意分析其电离、水解的相对强弱，进行综合分析。
（5）若题中全部使用的是“＞”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(增多了还是减少了)。
（6）对于HA 和NaA 的混合溶液（多元弱酸的酸式盐：NaHA ），在比较盐或酸的水解、电离对溶液酸、碱性的影响时，由于溶液中的Na +保持不变，若水解大于电离，则有c (HA) > c (Na +)>c (A －) ，显碱性；若电离大于水解，则有c (A －) > c (Na +)> c (HA)，显酸性。
若电离、水解完全相同（或不水解、不电离），则c (HA) =c (Na +)=c (A －)，但无论是水解部分还是电离部分，都只能占c (HA) 或c (A－)的百分之几到百分之零点几，因此，由它们的酸或盐电离和水解所产生的c(H +) 或c(OH －)都很小。
快速比较离子浓度大小
“三招”必胜：快速比较离子浓度大小“三招”：微弱的观念，守恒的原则，比较的方法。
1.建立两个“微弱”的观念(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(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO–)>c(OH–)。
多元弱酸分步电离，以第一步为主，如H2S溶液中各粒子浓度由大到小的顺序为c(H2S)>c(H+)>c(HS–)>c(S2–)>c(OH–) 。
(2)弱酸(碱)离子的水解是微弱的。
如NH4Cl溶液中，各粒子浓度由大到小的顺序为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Na2S溶液中，c(Na+)>c(S2–)>c(OH–)>c(HS –)>c(H2S)>c(H+)。
2.用好三个“守恒”原理(1)电荷守恒建立电荷守恒关系，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)物料守恒建立此等量关系，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，利用起始物质中各微粒的定量关系，确定含有某元素的离子或分子间的定量关系。
(3)质子守恒3.突出“比较”方法的运用溶液中离子浓度大小比较常见，有“单一溶液”、“混合溶液”、“不同溶液”等三类溶液中离子浓度的大小比较，其方法和流程如下：(1)单一溶液中各离子浓度大小比较酸或碱溶液只考虑电离情况，含能水解离子的正盐溶液要考虑水解情况，含能水解离子的酸式盐溶液要同时考虑电离和水解两种情况。
[1]对于含能水解离子的酸式盐溶液，可以按以下程序思考：溶质情况→溶液中存在的所有离子→电离和水解的主导性→溶液的酸碱性→电荷守恒和物料守恒。
离子浓度的大小比较
考点8 离子浓度的大小比较【考点定位】本考点考查离子浓度的大小比较，根据溶液中存在的电离平衡、水解平衡准确确定溶液中存在的微粒，灵活运用电荷守恒、物料守恒及质子守恒分析。
【精确解读】一、单一溶液中离子浓度大小的比较：点拨：判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：(显性离子)＞(一级电离离子)＞(二级电离离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(二级水解离子)＞(水电离出的另一离子)4．二元弱酸的酸式盐溶液，如0.1mol/L的NaHCO3溶液：点拨：判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)＞(电离得到的酸根离子)5．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对其影响的因素．如在相同物质的量的浓度的下列溶液：①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4中c(NH4+)浓度由大到小的顺序是：③＞①＞②．点拨：该类型题要看溶液中其它离子对的其影响．二、混合溶液中离子浓度大小的比较：1．两种物质混合不反应：如①等物质的量的CH3COOH和CH3COONa混合：CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用，混合后溶液呈酸性，c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)②等物质的量的NH4Cl和NH3•H2O混合：和NH3•H2O的电离作用大于NH4Cl的水解作用，混合后溶液呈碱性，c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)2．两种物质其恰好完全反应：如①10ml 0.1 mol/L NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液混合②100 mL 0.1 mol/L 醋酸与50 mL 0.2mol/L NaOH溶液混合等．3．两种物质反应，其中一种有剩余（1）酸与碱反应型：点拨：在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误，解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小．如：0.2 mol/L HCN溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合解析：上述溶液混合后，溶质为HCN和NaCN，由于该题已说明溶液显碱性，所以不能再按照HCN的电离处理，而应按NaCN水解为主．①pH=7型：例:常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中( )A．c(HCOO-)＞c(Na+) B．c(HCOO-)＜c(Na+)C．c(HCOO-)=c(Na+) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系②未指明酸碱的强弱：③pH之和等于14的酸和碱溶液的混合(判断过量)如：①pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合，CH3COOH过量，混合后溶液呈酸性；②pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，氨水过量，混合后溶液呈碱性．（2）盐与酸(碱)反应型①弱酸强碱盐与强酸反应后溶液中离子浓度大小的比较例:将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是A．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(HAc) B．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(HAc)＞c(H+)C．c(Ac-)=c(Cl+)＞c(H+)＞c(HAc) D．c(Na+)+c(H+)=c(Ac-)+c(Cl-)+c(OH-)②强酸弱碱盐与强碱反应后溶液中离子浓度大小的比较例．0.2mol/L NH4Cl溶液与0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A．c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3•H2O) B．c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)C．c(NH4+)+c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) D．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)4．不同物质同种离子浓度的比较：如NH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4和NH4HCO3中NH4+的比较【精细剖析】一、离子浓度大小比较的解题方法和步骤：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．对于弱碱ROH与强酸盐(RCl式)的混合溶液中，情况则相反．2．运用盐溶液中的以上三种关系进行综合分析判断，得出正确结论．二、离子浓度大小比较，在分析问题时注意的问题：1．三个观点：（1）全面的观点．探究离子浓度问题，要充分认识电解质在溶液中的表现，全面考虑溶液中各种离子的存在情况及相互关系，比如：在Na2CO3溶液中存在Na2CO3的电离，CO32-的水解、二级水解以及H2O的电离等多个反应，故溶液中微粒有H2O、Na+、CO32-、HCO3-、H2CO3、H+、OH-，忽视任何一个很微弱的反应、很微少的粒子都是不正确的．（2）矛盾的观点．事物是矛盾的统一体，处理矛盾问题时要抓住主要矛盾．在比较离子浓度大小时，若溶液中存在竞争反应时，需要抓住主要矛盾来解决相关问题．如等物质的量的NH4Cl、NH3•H2O共存于溶液中，则溶液中同时存在NH4+水解和NH3•H2O的电离，由于NH3•H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，故考虑电离而忽略水解，由此得出离子浓度的大小关系为：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)．在应用此观点时，正确判断矛盾双方的性质是必要的，如一级电离通常大于二级电离，一级水解通常大于二级水解．弱酸及其对应盐、弱碱及其对应盐所形成的缓冲溶液中通常情况是电离强于水解，极少数例外 (如HCN及CN-)．（3）联系的观点．事物是相互联系、相互影响，而不是孤立存在的．溶液的离子亦如此，要应用化学原理，准确判断离子之间的相互影响．比如：纯水中由水电离出的H+、OH-满足c(OH-〕=c(H+)；若加入碱或酸，则碱或酸电离出的OH-、H+会抑制水的电离，而使c(H+〕水=c(OH-)水但数值减小；若加入可水解的盐，则因弱离子的水解消耗H+或OH-而促进水的电离，c(H+)水与c(OH-)水不再相等．象这样因为某种作用改变离子存在状况的例子很多．2．两种理论：（1）弱电解质的电离平衡理论①弱电解质的电离是微量的，电离消耗及电离产生的粒子是少量的，同时还应考虑水的电离．②多元弱酸的电离是分步的，主要是第一步电离．（2）水解平衡理论①弱酸根离子或弱碱阳离子由于水解而损耗．如NH4Cl溶液中，因NH4+水解损耗，所以c(Cl-)＞c(NH4+)②弱酸根离子或弱碱阳离子的水解损失是微量的(双水解除外)，因此水解生成的弱电解质及产生的H+(或OH-)也是微量的．但由于水的电离，所以水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中的c(OH-)问题大于水解产生的弱电解质的浓度．③多元弱酸根离子的水解是分步的，以第一步水解为主．④强碱弱酸酸式盐溶液中弱酸酸根离子既有电离又有水解，比较离子浓度时首先要认清其阴离子的电离程度和水解程度．a、若溶液显酸性，说明阴离子的电离程度＞水解程度．b、若溶液显碱性，说明阴离子的电离程度＜水解程度．⑤弱酸、弱碱与其对应盐的混合液(物质的量之比为1：1)a、一般规律是：酸、碱的电离程度＞其对应盐的水解程度．CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)；NH3•H2O～NH4Cl混合液呈碱性：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)b、特殊情况：HCN～NaCN混合液呈碱性：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)3．溶液中的几个守恒关系（1）电荷守恒：即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零．（2）物料守恒(原子守恒)：即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变．（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)。
运用一种分类方法、两大理论、三大守恒学科思想突破溶液离子浓度大小比较
一、电解质溶液中离子浓度大小比较的问题是高考的热点、重难点问题涉及电离理论、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，同时结合图表信息进行综合分析能力考查，已成为各省市高考命题的热门。
二、掌握“两大理论，构建思维基点”1.电离平衡和水解平衡理论。
（1）弱电解质的电离和盐电离出的弱离子的水解均是“微弱”的。
（2）多元弱酸的电离和多元弱酸根离子的水解均是“分步进行”的，且是以第一步为主，第一步远大于第二步。
（3）水溶液中不能忽略h2o？葑h++oh-。
2.只有盐电离出的离子才存在水解平衡，如：na2co3溶液、h2co3溶液中只有盐na2co3电离出的co2-3 离子才存在水解平衡。
3.要用两大平衡思想分析电解质溶液中所有可能存在的微粒，如：na2co3、nahco3溶液中的微粒种类均一样为：na+、h+、hco-3、co2-3 、oh-、h2co3、h2o。
三、熟练“三大守恒”解决等式关系1.理论基点：（1）电荷守恒：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0.1mol/lnahco3、0.1mol/lna2co3、0.1mol/lna2co3与0.1mol/lnahco3混合溶液中均存在着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：电解质溶液中，由于某些离子存在水解平衡或电离平衡，离子种类增多，但元素总是守恒的。
如na2co3溶液中co2-3 分步水解，故c元素以co2-3 、hco-3、h2co3三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c（na+）=2c（co2-3 ）+2c（hco-3）+2c（h2co3）。
（3）质子守恒：质子守恒（又称水的电离守恒）的本质就是水电离出来的h+离子浓度等于oh-离子浓度。
高三化学 二轮复习 三大守恒的应用 溶液中离子浓度大小比较归类解析
盐类水解离子浓度大小比较教学目标：1、掌握沉淀溶解平衡的有关概念及计算;2、能够熟练离子浓度大小判断重点难点：离子浓度大小比较、沉淀溶解平衡的计算上次作业检查：基础知识：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·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-)。
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。
高中化学三大守恒和离子浓度比大小
三大守恒和离子浓度比大小模块一 三大守恒1.电荷守恒溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( NH 4+ ) + c ( H + ) = c ( Cl – ) + c ( OH – )写法归纳：找离子→分阴阳→列等式→乘电荷例1：在NH 4Cl 溶液中 阳离子： NH 4+、H +阴离子： Cl – 、 OH –NH 4Cl = NH 4++Cl -NH 4++H 2O NH 3·H 2O+H +H 2O OH - + H +一、三大守恒1.电荷守恒溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( Na + ) + c ( H + ) = c ( CH 3COO – ) + c ( OH – )写法归纳：找离子→分阴阳→列等式→乘电荷例2：在CH 3COONa 溶液中阳离子：Na +、H +阴离子： CH 3COO – 、 OH –CH 3COONa = CH 3COO - + Na +CH 3COO - +H 2O CH 3COOH+OH -H 2O OH - + H +1.电荷守恒溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( Na + ) + c ( H + ) = 2c ( CO 32– ) + c ( OH – )+c ( HCO 3–)写法归纳：找离子→分阴阳→列等式→乘电荷例3：在Na 2CO 3溶液中阳离子： Na +、H +阴离子：CO 32- 、 HCO 3– 、 OH –Na 2CO 3 = CO 32- +2Na +CO 32- +H 2O HCO 3-+OH -H 2O OH - + H +HCO 3- +H 2O H 2CO 3+OH -2.元素质量守恒 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。
就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。
（元素or 原子守恒）非氢非氧元素守恒一、三大守恒2.元素质量守恒（元素or原子守恒）eg1： NH4Cl 溶液中c (N) : c (Cl) ＝1 : 1c ( N H4+ ) + c ( N H3·H2O ) = c ( Cl – )eg2： Na2CO3溶液中c (Na) : c (C) ＝2 : 1c (Na+ ) =2[c(C O32–) + c(H C O3–) + c(H2C O3) ]3： 在NaHCO 3 溶液中c (Na +) : c (C) ＝ 1 : 1c (Na +)＝c (H C O 3–) + c (C O 32–) + c (H 2C O 3)4： 在Na 2S 溶液中c (Na + ) = 2 [ c ( S 2–) + c (H S –) + c (H 2S ) ]c (Na +) : c (S) ＝2 : 12.元素质量守恒（元素or 原子守恒）3.质子守恒水电离出的c(H +)与c(OH -)始终相等，溶液中的H +或OH -虽与其他离子结合而以不同形式存在，但其总量相等。
离子浓度大小的比较及守恒关系1
溶液中离子浓度大小的比较及守恒关系一、单一溶液：1、多元弱酸或中强酸溶液H3PO4H＋＋H2PO4－一级电离H2PO4－H＋＋HPO4２－二级电离HPO4２－H＋＋PO4３－三级电离多元弱酸或中强酸分步电离，并且越向后电离越困难，即：一级电离>二级电离>三级电离，因此存在以下的大小关系。
[H＋]>[H2PO4－]>[HPO4２－]>[PO4３－]电荷守恒关系：[H＋]＝[H2PO4－]＋2[HPO4２－]＋3[PO4３－]＋[OH－]原子守恒关系：H3PO4溶质物质的量浓度=[H2PO4－]＋[HPO4２－]＋[PO4３－]＋[H3PO4]2、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＋离子浓度大小关系：[Cl－]>[NH4＋]>[H＋]>[OH－]电荷守恒关系：[NH4＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Cl－]质子守恒（或氢离子守恒）关系：[H＋]＝[OH－]＋[NH3·H2O]物料守恒（原子守恒）[Cl－]＝NH4＋的总量＝未水解的＋已经水解的＝[NH4＋] ＋[NH3·H2O]在NaAc溶液中：Ac－＋H2O HAc＋OH－离子浓度大小关系：[Na＋]>[Ac－]>[OH－]>[H＋]电荷守恒关系：[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Ac－]质子守恒（或氢离子守恒）关系：[OH－]= [H＋]＋[HAc]3、多元弱酸盐溶液：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：CO3２－＋H2O HCO3－＋OH－HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－①离子浓度大小关系：[Na＋]> [CO3２－]>[ OH－]>[ HCO3－] >[ H＋]②由于Na＋的物质的量与碳元素的物质的量的2倍相等。
巧用守恒离子浓度大小比较
巧用守恒：离子浓度大小比较1．(2013·泸州模拟)下列溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是()。
A．25 ℃时pH＝10的NaOH溶液与pH＝10的氨水中：c(Na＋)＞c(NH＋4)B．物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：c(CH3COO－)＋c(OH －)＝c(H＋)＋c(CHCOOH)3C．在NaHA溶液中(H2A为弱酸)：c(Na＋)＞c(HA－)＞c(OH－)＞c(H＋)D．室温下，向0.01 mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)＞c(SO2－4)＞c(NH＋4)＞c(OH－)＝c(H＋)2．在25 ℃下，取0.2 mol·L－1 HX溶液与0.2 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化)，测得混合溶液的pH＝8，则下列说法(或关系式)正确的是A．混合溶液中由水电离出的c(OH－)小于0.2 mol·L－1HX溶液中由水电离出的c(H＋) B．c(Na＋)＝c(X－)＋c(HX)＝0.2 mol·L－1C．c(Na＋)－c(X－)＝9.9×10－7mol·L－1D．c(OH－)＝c(HX)＋c(H＋)＝1×10－8mol·L－13．(2012·天津六校联考)下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是A．0.1 mol·L－1某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液中：c(Na＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A) B．25 ℃，pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合：c(Cl－)＞c(NH＋4)＞c(H＋)＞c(OH－) C．将pH＝5的醋酸溶液稀释后，恢复至原温度，pH和K W均增大D．向NH4HSO4溶液中加入等物质的量的NaOH形成的溶液中：c(Na＋)＝c(SO2－4)＞c(NH＋4)＞c(H＋)＞c(OH－)4．下列浓度关系正确的是()。
三大守恒和离子浓度大小比较
将0.2mol· L－1HCN溶液和0.1mol· L－1的NaOH溶液等体 积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是 BD A. c(HCN)<c(CN－) B. c(Na＋)>c(CN－) C. c(HCN)－c(CN－)＝2c(H+) D. c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol· L－ 1 解析：上述溶液混合后，溶质为HCN和NaCN，由于该 题已说明溶液显碱性，所以不能再按照HCN的电离处 理，而应按NaCN水解为主。所以c(Na＋)>c(CN－)，选 B D
)
一般规律：
[不水解离子]＞[水解离子] ＞ [显性离子]＞[不显性离子]
(3)强碱弱酸的酸式盐溶液：
A. 水解为主：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4，溶液 呈碱性，如：NaHCO3溶液里离子浓度大小为： [Na+]>[HCO3-]>[OH-]>[H+]>[CO32- ]
B. 电离为主：NaHSO3、NaH2PO4溶液 呈酸性，如：NaHSO3溶液里离子浓度大小：
【答案】⑧ > ⑤ > ⑥ > ① > ⑦ > ② > ③ > ④
欲使⑤、⑥中 c(NH4+)相等，则二者初始浓度：
⑤ <⑥
巩固提升
常温下，用 0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定 20.00 mL 0.100 0 mol/L CH3COOH溶液,滴定曲线如图:
下列说法正确的是
A.点①所示溶液中： ［CH3COO-］+［OH-］=［CH3COOH］+［H+］ B.点②所示溶液中：［Na+］=［CH3COOH］+［CH3COO-］ C.点③所示溶液中： ［Na+］>［OH-］>［CH3COO-］>［H+］ D.滴定过程中可能出现： ［CH3COOH］>［CH3COO-］>［H+］>［Na+］>［OH-］
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
巧用守恒：离子浓度大小比较1．下列溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是()。
A．25 ℃时pH＝10的NaOH溶液与pH＝10的氨水中：c(Na＋)＞c(NH＋4) B．物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)C．在NaHA溶液中(H2A为弱酸)：c(Na＋)＞c(HA－)＞c(OH－)＞c(H＋)D．室温下，向0.01 mol·L－1 NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)＞c(SO2－4)＞c(NH＋4)＞c(OH－)＝c(H＋)解析由电荷守恒原理及两种溶液pH相等知c(Na＋)＝c(NH＋4)，A错；B项中，由物料守恒原理可得2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，由电荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，整理此两关系式得：c(CH3COO －)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)，B错；若HA－电离能力强于水解能力，则溶液c(H＋)＞c(OH－)，C错；NH4HSO4与NaOH等物质的量反应时，反应后的溶液中溶质为等物质的量的Na2SO4和(NH4)2SO4，由于NH＋4水解，此时溶液呈酸性，若要为中性，则在此基础上再加入一些NaOH，由此可知D正确。
答案 D2．在25 ℃下，取0.2 mol·L－1 HX溶液与0.2 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化)，测得混合溶液的pH＝8，则下列说法(或关系式)正确的是()。
A．混合溶液中由水电离出的c(OH－)小于0.2 mol·L－1HX溶液中由水电离出的c(H＋)B．c(Na＋)＝c(X－)＋c(HX)＝0.2 mol·L－1C．c(Na＋)－c(X－)＝9.9×10－7mol·L－1D．c(OH－)＝c(HX)＋c(H＋)＝1×10－8mol·L－1解析等物质的量的HX溶液与NaOH溶液恰好完全反应，溶液呈碱性是由于X－＋H2O HX＋OH－。
混合溶液促进水的电离，而0.2 mol·L－1 HX溶液中水的电离受到抑制，前者水电离出的c(OH－)更大，A项错误；根据物料守恒，c(Na＋)＝c(X－)＋c(HX)，但体积增倍，浓度减半为0.1 mol·L－1，B项错误；结合电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－)，c(Na＋)－c(X－)＝c(OH－)－c(H＋)＝c(OH－)－K Wc(OH－)＝1.0×10－6－1.0×10－8＝9.9×10－7 mol·L－1，C项正确；pH＝8，c(OH－)＝1.0×10－6mol·L－1，D项错误。
答案 C3．(2012·天津六校联考)下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是()。
A．0.1 mol·L－1某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液中：c(Na＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)B．25 ℃，pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合：c(Cl－)＞c(NH＋4)＞c(H ＋)＞c(OH－)C．将pH＝5的醋酸溶液稀释后，恢复至原温度，pH和K W均增大D．向NH4HSO4溶液中加入等物质的量的NaOH形成的溶液中：c(Na＋)＝c(SO2－4)＞c(NH＋4)＞c(H＋)＞c(OH－)解析根据物料守恒，酸式盐NaHA溶液中：c(Na＋)＝c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)，故A错；“25 ℃，pH＝12的氨水和pH＝2的盐酸等体积混合”时氨水过量，溶液显碱性，c(OH－)＞c(H＋)，故B错；K W只与温度有关，故C 错；“向NH4HSO4溶液中加入等物质的量的NaOH形成的溶液”，可以认为是等物质的量(NH4)2SO4和Na2SO4的混合溶液，溶液显酸性，D正确。
答案 D4．下列浓度关系正确的是()。
A．氯水中：c(Cl2)＝2[c(ClO－)＋c(Cl－)＋c(HClO)]B．氯水中：c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)＞c(ClO－)C．等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合：c(Na＋)＝c(CH3COO－)D．Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO2－3)＞c(OH－)＞c(HCO－3)＞c(H＋)解析氯水中含有Cl2、HClO、Cl－、H＋、OH－等溶质分子和离子，其中c(Cl2)和其他离子浓度不存在定量关系，而溶液中c(ClO－)＞c(OH－)，A和B错误；C项中混合后的溶液是CH3COONa溶液，CH3COO－水解使c(Na＋)＞c(CH3COO－)，错误。
答案 D5．已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的NaA 和NaB混合溶液中，下列排序正确的是()。
A．c(OH－)＞c(HA)＞c(HB)＞c(H＋)B．c(OH－)＞c(A－)＞c(B－)＞c(H＋)C．c(OH－)＞c(B－)＞c(A－)＞c(H＋)D．c(OH－)＞c(HB)＞c(HA)＞c(H＋)解析在NaA和NaB的混合液中存在A－和B－的水解平衡：A－＋H2O HA ＋OH－、B－＋H2O HB＋OH－，同时由于HA比HB酸性弱，因此A－的水解程度大于B－的水解程度，故c(HA)＞c(HB)、c(B－)＞c(A－)＞c(OH－)，因此只有A正确。
答案 A6．某酸式盐NaHY的水溶液显碱性，下列叙述正确的是()。
A．H2Y的电离方程式为：H2Y 2H＋＋Y2－B．HY－的水解方程式为：HY－＋H2O H3O＋＋Y2－C．该酸式盐溶液中离子浓度关系为：c(Na＋)＞c(HY－)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(Y2－)D．该酸式盐溶液中离子浓度关系为：c(Na＋)＞c(Y2－)＞c(HY－)＞c(OH－)＞c(H ＋)解析NaHY的水溶液显碱性，说明HY－的水解程度大于电离程度：HY－＋H2O H2Y＋OH－(水解)HY－＋H2O H3O＋＋Y2－(电离)故B项错；因此c(OH－)＞c(Y2－)，c(OH－)＞c(H＋)由于H＋的来源有两方面，一是HY－的电离，二是H2O的电离，而Y2－只有HY－电离生成，且由HY－电离得到的H＋、Y2－的物质的量相等，所以溶液中c(H＋)＞c(Y2－)；NaHY===Na＋＋HY－由于HY－部分水解和电离，所以c(Na＋)＞c(HY－)；HY－水解和电离程度均很小，故c(HY－)＞c(OH－)，各离子浓度的大小顺序为：c(Na＋)＞c(HY－)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(Y2－)，故C项对，D项错；另H2Y为二元弱酸，分步电离，A项错。
答案 C7．根据下表提供的数据，判断在等浓度的NaClO、NaHCO3混合溶液中，各种离子浓度关系正确的是()。
3B．c(ClO－)>c(HCO－3)>c(H＋)C．c(HClO)＋c(ClO－)＝c(HCO－3)＋c(H2CO3)D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(ClO－)＋c(OH－)解析由电离常数可知H2CO3的一级电离要大于HClO的电离，故ClO－的水解程度大于HCO－3的水解程度，故c(HCO－3)>c(ClO－)>c(OH－)，A正确，B错误；C中根据C、Cl原子守恒可知缺少CO2－3，应为：c(HClO)＋c(ClO－)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)；D中的电荷守恒中关系式缺少CO2－3，应为：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(ClO－)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。
答案 A8．已知NaHSO3溶液呈酸性、NaHCO3溶液呈碱性。
现有浓度均为0.1 mol·L－1 NaHSO3和NaHCO3的两种溶液，两种溶液中各粒子的物质的量浓度存在下列关系(R表示S或C)，其中正确的一组是()。
A．c(Na＋)＞c(HRO－3)＞c(H＋)＞c(RO2－3)＞c(OH－)B．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HRO－3)＋c(RO2－3)＋c(OH－)C．c(H＋)＋c(H2RO3)＝c(RO2－3)＋c(OH－)D．c(Na＋)＝c(HRO－3)＋c(H2RO3)＋2c(RO2－3)解析NaHSO3溶液呈酸性，NaHCO3溶液呈碱性，可知A不正确；据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HRO－3)＋2c(RO2－3)＋c(OH－)，可知B不正确；据物料守恒：c(Na＋)＝c(HRO－3)＋c(H2RO3)＋c(RO2－3)，可知D不正确；将电荷守恒与物料守恒联立，消掉c(Na＋)可得质子守恒：c(H＋)＋c(H2RO3)＝c(RO2－3)＋c(OH－)，可知C正确。
答案 C9．常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸和20.00 mL 0.100 mol·L－1醋酸溶液，得到2条滴定曲线，如下图所示：以HA表示酸，下列说法正确的是()。
A．滴定盐酸的曲线是图2B．达到B、D状态时，两溶液中离子浓度均为c(Na＋)＝c(A－)C．达到B、E状态时，反应消耗的n(CH3COOH)＞n(HCl)D．当0 mL＜V(NaOH)＜20.00 mL时，对应混合溶液中各离子浓度由大到小的顺序均为c(A－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)解析A项，0.1 mol·L－1盐酸pH＝1，所以题图1是滴定盐酸的滴定曲线；C 项，B、E点对应消耗NaOH溶液的体积都是a mL，所以消耗掉的CH3COOH、HCl的物质的量是相等的；D项，当所加的NaOH溶液的量比较少时，混合液中H＋、Na＋浓度可能是c(H＋)＞c(Na＋)。
答案 B10．(2013·天津一模)对于物质的量浓度均为0.01 mol·L－1的①NaHCO3、②Na2CO3、③CH3COOH、④CH3COONa四种溶液，下列说法正确的是()。
A．①的离子浓度为：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(HCO－3)＞c(H＋)B．②升高温度，c(HCO－3)c(CO2－3)减小C．③加入等体积的水稀释，电离平衡正向移动，c(H＋)增大D．④和③等体积混合，溶液pH＜7，c(CH3COO－)＋c(OH－)＞c(CH3COOH)＋c(H＋)解析A项，在NaHCO3溶液中：c(Na＋)＞c(HCO－3)＞c(OH－)＞c(H＋)；B项，升高温度，促进Na2CO3水解，c(HCO－3)增大，c(CO2－3)减小，c(HCO－3)c(CO2－3)增大；C项，向③中加入等体积的水稀释，电离平衡虽正向移动，但c(H＋)减小；D项，CH3COOH溶液与CH3COONa溶液等体积混合溶液pH＜7，说明醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，即c(Na＋)＞c(CH3COOH)，再由电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)可知D正确。