高中化学知识点题库 水解平衡中离子浓度大小的比较GZHX084
高考化学复习高考化学专题复习题--离子浓度大小的比较解题方法.docx
高中化学学习材料（灿若寒星**整理制作）离子浓度大小关系的解题技巧一、相关知识弱电解质的电离平衡，盐类的水解平衡，溶液中的电荷守恒，物料守恒，质子守恒。
弱电解质及多数盐的单一水解是微弱的，一般认为浓度相等的弱电解质的电离程度大于相应的离子的水解程度。
如浓度相等的CH3COOH(NH3.H2O)和CH3COONa（NH4Cl）中，CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，NH3.H2O的电离程度大于NH4+的水解程度。
而对于特殊的NaHCO3溶液，其中HCO3-离子既存在电离平衡又存在水解平衡，认为其水解程度大于电离程度。
但具体到一个特定的习题，应根据题中的信息来判断哪种平衡程度更大。
二、解题技巧首先，通过读题明确两个内容：1、最终溶液中存在的溶质及溶质的浓度。
2、存在的平衡关系及相对强弱。
然后，确定溶液中离子间的基本关系：1、三个等式关系（1）、电荷守恒关系溶液中的阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
如在NaF溶液中：c(F-)+(OH-)= C (Na＋)+c (H+)（2）、物料守恒关系溶液中某元素的歌种存在形式中，原子总量不变。
如：0.1mol.L-1 NaHCO3溶液中：c (HCO3-)＋c (CO32-)＋c (H2CO3)= C (Na＋)= 0.1mol.L-1(3)、质子守恒关系溶液中水电离出来的H+和OH-的数目相等。
如：在Na2S溶液中：c (OH-) =c (H+)+c(HS-)+c(H2S)2、一个大小关系根据题中信息判断电离程度与水解程度的相对强弱关系得出三、题型例析1、单组分溶液例1、0.1mol.L-1的CH3COOH溶液在的离子浓度的关系等式的关系：电荷守恒：c (H+)=c（CH3COO-）+c (OH-)物料守恒：c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=0.1mol.L-1大小关系：c（CH3COOH）> c (H+)> c (OH-)例2、0.1mol.L-1的NH4Cl溶液电荷守恒：c（NH4+）+c (H+)=c（Cl-）+c (OH-)物料守恒：c（NH4+）+c（NH3.H2O）=c（Cl-） =0.1mol.L-1大小关系：c（Cl-）> c（NH4+）> c (H+)> c (OH-)例3、0.2mol.L-1Na2CO3溶液电荷守恒：c（Na+）+c (H+)=2c (CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)物料守恒：c（Na+）=2c (CO32-) +2c(HCO3-)+ 2c (H2CO3)=0.4mol.L-1质子守恒：c (OH-)= c (H+)+ c (HCO3-)+2c (H2CO3)大小关系：c（Na+）> c（CO32-）> c (OH-)> c (HCO3-)> c (H+)例4、将甲酸溶液中加入一定量的氢氧化钠溶液，恰好完全反应，则所得溶液中离子浓度的关系。
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。
您的评论是对我最大的支持。
离子浓度大小的比较
三．离子浓度大小比较的题型 １．单一溶质溶液中离子浓度大小关系：
A、酸溶液或碱溶液 （1）H2SO3溶液中，各离子浓度大小关系为 。
H+>HSO3—>Байду номын сангаасO32—>OH— (２)在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O、 NH4+、 OH-、 H+的浓度由大到小的顺序是
C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+)
BD 4ABDC.、、、在、ccc0c(((.(NNN1Naaama++++o))))＋＞ ＝l＝·Lcccc-(((1(HHH的H+CCCN)OO＝Oa33H3c--))-()C＞＋H＞OCccc3((O(溶HHO3+2液-HC))＋＞-O中)＞cc3)(，(＋OcO(下HHHc(-+-列C)))＋O关232c系-()C式O正32-确) 的是：
３．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 c(Na+)＝c(HCO3—)＋c(CO32—)＋c(H2CO3)
４．质子守恒： 例如在Na2CO3溶液中
c(OH—)=c(H+)+2c(H2CO3)+c(HCO3-)
2.把0.02 mol·L-1 HAc溶液与0.01 mol·L-1NaOH溶液等体 积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是( A D) A、c(Ac-)＞c(Na+) B、c(HAc)＞c(Ac-) C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc) D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01 mol·L-1
水解平衡及离子浓度的大小比较
水解平衡及离子浓度的大小比较四、盐的水解1、盐的分类⑴按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。
⑵按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)。
⑶按溶解性分：易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)。
2、盐类水解的定义和实质（1）定义：盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
（2）实质：盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离。
⑶盐类水解的特点①可逆的，其逆反应是中和反应；②微弱的；③动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)≠0；④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。
3、盐类水解的规律⑴有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。
⑵无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。
⑶谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。
⑷谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。
⑸越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。
若酸性HA>HB>HC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。
CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3- 和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多，相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。
⑹都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH-和H+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。
①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。
②彻底双水解离子间不能大量共存。
《盐类的水解平衡、离子浓度的大小比较》专题复习
《盐类的水解平衡、离子浓度的大小比较》专题复习例1.（影响盐类水解的因素，盐类水解的应用）1.1.一定条件下，CH3COONa溶液存在水解平衡：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，下列说法正确的是（A）A.加入少量NaOH固体，c(CH3COO－)增大B.加入少量FeCl3固体，c(CH3COO－)增大C.稀释溶液，溶液的c(OH－)/c(H＋)增大D.加入适量醋酸得到的酸性混合溶液中：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)解析：选A加入少量NaOH固体，会增大溶液中OH－的浓度，使平衡向左移动，c(CH3COO－)增大，故A项正确；加入少量FeCl3固体，FeCl3水解显酸性，CH3COONa水解显碱性，在同一溶液中相互促进水解，c(CH3COO－)减小，故B项不正确；稀释溶液，c(OH－)减小，溶液的pH减小，c(OH－)/c(H＋)变小，故C项不正确；若c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)，则有c(Na＋)＋c(H＋)＞c(OH－)＋c(CH3COO－)，不符合电荷守恒原理，故D项不正确。
1.2.下列有关问题与盐的水解有关的是（D）①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂②草木灰与铵态氮肥不能混合施用③实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞④加热蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固体A.①②③B.②③④C.①④D.①②③④解析：①NH4Cl与ZnCl2溶液水解均显酸性，可以除去金属表面的锈；②草木灰的主要成分为碳酸钾，水解显碱性，而铵态氮肥水解显酸性，因而不能混合施用；③碳酸钠溶液水解显碱性，而磨口玻璃塞中的二氧化硅会与碱反应生成硅酸钠，将瓶塞与瓶口黏合在一块儿而打不开，因此实验室盛放碳酸钠的试剂瓶应用橡胶塞；④CuCl2溶液中存在水解平衡：CuCl2＋2H2OCu(OH)2＋2HCl，加热时，HCl挥发使平衡不断右移，最终得到Cu(OH)2固体。
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)。
高考化学复习考点知识专项突破讲解18 盐类水解和溶液中粒子浓度大小比较
高考化学复习考点知识专项突破讲解专题18 盐类水解和溶液中粒子浓度大小比较考向分析：以图像分析的形式综合考查(1)盐类的水解平衡移动的应用(2)溶液中离子浓度关系的分析（一）必备知识和方法1．影响盐类水解的因素：(1)内因：弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
(2)外因：①温度、浓度：越热越水解、越稀越水解。
②外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。
以外界条件对FeCl3溶液水解平衡的影响为例，Fe3＋＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H＋ΔH>0体系变化条件平衡移动方向n(H＋)pH水解程度现象升温向右增多减小增大颜色变深通HCl向左增多减减小颜色变浅1 / 36小加H2O向右增多增大增大颜色变浅加FeCl3固体向右增多减小减小颜色变深加NaHCO3向右减小增大增大生成红褐色沉淀，放出气体2．电离常数与水解常数的关系(1)对于一元弱酸HA，K a与K h的关系HA⇌H＋＋A－，K a(HA)＝c H＋·c A－c HA；A－＋H2O⇌HA＋OH－，K h(A－)＝c OH－·c HAc A－。
则K a·K h＝c(H＋)·c(OH－)＝K w，故K h＝KwKa 。
常温时K a·K h＝K w＝1.0×10－14 K h＝1.0×10－14Ka。
(2)对于二元弱酸H2B，K a1(H2B)、K a2(H2B)与K h(HB－)、K h(B2－)的关系HB－＋H2O⇌H2B＋OH－，K h (HB－)＝c OH－·c H2Bc HB－＝c H＋·c OH－·c H2Bc H＋·c HB－＝KwKa1。
B2－＋H2O⇌HB－＋OH－，K h (B2－)＝c OH －·c HB－c B2－＝c H＋·c OH－·c HB－c H＋·c B2－＝KwKa2，3．电解质溶液中的守恒关系(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。
高中化学总复习 离子浓度大小比较
高考总复习离子浓度的大小比较（基础）【高考展望】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，受到高考命题者的青睐。
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值、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。
【方法点拨】解答此类题时必须有正确的思路，首先确定平衡溶液中的溶质，是单一溶质，还是含多个溶质；然后从宏观和微观上进行分析。
宏观上掌握解题的三个思维基点即抓住三大守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒，并能做出相应的变形。
微观上抓住电离平衡、水解平衡，分清主次。
总的来说就是要先整体，后局部；先宏观，后微观；先定性，后定量。
【知识升华】一、电解质溶液中的守恒关系1.电荷守恒：⑴电荷守恒的含义：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.⑵电荷守恒式的书写：如Na2CO3溶液中由于存在下列电离和水解关系：Na2CO3=2Na++CO32-，H2O H++OH-，CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中所有的阳离子有Na+、H+，阴离子有CO32-、HCO3-、OH-，根据电荷守恒有：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)。
又如CH3COONa溶液中由于存在下列电离和水解关系：CH3COONa=CH3COO-+Na+，CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，H2O H++OH-，所以溶液中所有的阳离子为Na+、H+，所有的阴离子为CH3COO-、OH-，因此电荷守恒式为：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)。
【注意】书写电荷守恒式必须做到：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。
2.物料守恒：⑴含义：指某微粒的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的微粒浓度之和。
高中化学(4)最困难考点系列考点8 离子浓度的大小比较 含解析
【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:1．多元弱酸溶液,根据多步电离分析，如0.1mol/L的H3PO4的溶液中:c（H+)＞c（H2PO4—）＞c（HPO42—)＞c（PO43-)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)2．一元弱酸的正盐溶液,如0。
1mol/L的CH3COONa溶液中：c（Na+)＞c(CH3COO—)＞c(OH-)＞c(H+)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)3．多元弱酸正盐根据多元弱酸根的分步水解分析：如0。
1mol/L 的Na2CO3溶液中：c（Na+)＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c(HCO3—）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：c (Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH—）＞c(H+)＞c（CO32—）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。
高考化学专题复习题--离子浓度大小的比较解题方法
离子浓度大小关系的解题技巧一、相关知识弱电解质的电离平衡，盐类的水解平衡，溶液中的电荷守恒，物料守恒，质子守恒。
弱电解质及多数盐的单一水解是微弱的，一般认为浓度相等的弱电解质的电离程度大于相应的离子的水解程度。
如浓度相等的CH3COOH(NH3.H2O)和CH3COONa（NH4Cl）中，CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，NH3.H2O的电离程度大于NH4+的水解程度。
而对于特殊的NaHCO3溶液，其中HCO3-离子既存在电离平衡又存在水解平衡，认为其水解程度大于电离程度。
但具体到一个特定的习题，应根据题中的信息来判断哪种平衡程度更大。
二、解题技巧首先，通过读题明确两个内容：1、最终溶液中存在的溶质及溶质的浓度。
2、存在的平衡关系及相对强弱。
然后，确定溶液中离子间的基本关系：1、三个等式关系（1）、电荷守恒关系溶液中的阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
如在NaF溶液中：c(F-)+(OH-)= C (Na＋)+c (H+)（2）、物料守恒关系溶液中某元素的歌种存在形式中，原子总量不变。
如：0.1mol.L-1 NaHCO3溶液中：c (HCO3-)＋c (CO32-)＋c (H2CO3)= C (Na＋)= 0.1mol.L-1(3)、质子守恒关系溶液中水电离出来的H+和OH-的数目相等。
如：在Na2S溶液中：c (OH-) =c (H+)+c(HS-)+c(H2S)2、一个大小关系根据题中信息判断电离程度与水解程度的相对强弱关系得出三、题型例析1、单组分溶液例1、0.1mol.L-1的CH3COOH溶液在的离子浓度的关系等式的关系：电荷守恒：c (H+)=c（CH3COO-）+c (OH-)物料守恒：c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=0.1mol.L-1大小关系：c（CH3COOH）> c (H+)> c (OH-)例2、0.1mol.L-1的NH4Cl溶液电荷守恒：c（NH4+）+c (H+)=c（Cl-）+c (OH-)物料守恒：c（NH4+）+c（NH3.H2O）=c（Cl-） =0.1mol.L-1大小关系：c（Cl-）> c（NH4+）> c (H+)> c (OH-)例3、0.2mol.L-1Na2CO3溶液电荷守恒：c（Na+）+c (H+)=2c (CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)物料守恒：c（Na+）=2c (CO32-) +2c(HCO3-)+ 2c (H2CO3)=0.4mol.L-1质子守恒：c (OH-)= c (H+)+ c (HCO3-)+2c (H2CO3)大小关系：c（Na+）> c（CO32-）> c (OH-)> c (HCO3-)> c (H+)例4、将甲酸溶液中加入一定量的氢氧化钠溶液，恰好完全反应，则所得溶液中离子浓度的关系。
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？
高考化学复习专题：弱电解质的电离、盐类的水解__离子浓度大小比较题型归类
弱电解质的电离、盐类的水解离子浓度大小比较归类整合一、电离平衡1、研究对象：弱电解质2、定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生。
弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—3、影响电离平衡的因素内因：电解质本身的性质外因：（符合勒夏特列原理）（1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响）（2）浓度：①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。
②加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。
二、盐类的水解1. 盐类水解的概念盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH—结合生成难电离物质，从而破坏了水的电离平衡，而使溶液呈现不同程度的酸、碱性，叫盐类的水解。
2、实质：破坏水的电离平衡。
3、规律：“有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解；越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性”。
4、多元弱酸酸根离子的水解分步进行：CO32— + H2O HCO3— + OH—HCO3—+ H2O H2CO3 + OH—（很小，可忽略）多元弱碱阳离子的水解分步进行复杂，以总反应表示：Al3+ +3H2O A l(O H)3+3H+【说明】单离子水解反应一般程度都很小，水解产物很少，无明显沉淀、气体生成，有不稳定的物质生成也不写分解产物。
5、水解平衡的移动（1）影响盐类水解平衡的因素内因：盐本身的性质，组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大。
外因：①温度：升高温度，平衡向水解的方向移动——盐类的水解是吸热反应。
②盐溶液的浓度：盐溶液的浓度越小，盐就越易水解，加水稀释促进盐溶液的水解，平衡正方向移动，水解程度增大；如果增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。
离子平衡及离子浓度大小比较
•
A项中应是c(CH3COO-)＞c(Na+)。
B项中应是c(H+)＞c(CH3COO-)。D项中应是
c(CH3COONa)＞c(C6H5ONa)＞c(Na2CO3)＞
c(NaOH)。
答案： C
• 3.草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。在 0.1 mol· -1 KHC2O4溶液中，下列关系错误的是 L ( ) +)+c(H+)=c(HC O -)+c(OH-)+2c(C2O 2-) • A. c(K 2 4 4 • B. c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol· -1 L • C. c(C2O42-)>c(H2C2O4) • D. c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-)
• C.NaClO的水解产物之一是HClO • D.Mg3N2的水解产物是两种碱性物质
项错误。
B
解析：本题只要抓住水解只是两两重新组合成新的物质，故元素
化合价没有发生改变。PCl3的水解产物应该是HCl和H3PO3，故B
二、电解质溶液中粒子浓度大小的比较
• 基本原则 • 1．抓住溶液中粒子浓度必须满足的三种守恒关 系： • ①电荷守恒：任何溶液均显电中性，各阳离子 浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度 与其所带电荷数的乘积之和。 • ②物料守恒：某原子的总量(或总浓度)=其以各 种形式存在的所有粒子的量(或浓度)之和。 • ③质子守恒：∑得质子后形成的粒子浓度´得质 子数=∑失质子后形成的粒子浓度´失质子数。
• D.c(H+)=c(OH-)+c(NH3· 2O)+c［Fe(OH)2］ H
高考化学热点《盐类水解及水溶液中离子浓度大小比较》 Word版含解析
【热点思维】【热点释疑】1、如何应用三大守恒关系（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。
如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(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)（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-)。
【热点考题】【典例】下列溶液中，有关物质的量浓度关系正确的是A．向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH=5的混合溶液：c(Na+)= c(NO3-)B．0.1mol/L某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中：c(Na+)=2c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)C．10mL 0.5mol/L CH3COONa溶液与6mL1mol/L盐酸混合c(Cl-)＞c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+)D．常温下，0.1mol/L pH=4的NaHB溶液中：c(HB-)＞c(H2B)＞c(B2－)【答案】A【解析】试题分析：A．根据物料守恒可知向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH=5的混合溶液中c(Na+)= c(NO3-)，A正确；B．0.1mol/L某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，根据物料守恒可知c(Na+)=c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)，B错误；C．10mL 0.5mol/L CH3COONa溶液与6mL1mol/L盐酸混合反应后盐酸过量，溶液显酸性，则溶液中c(Cl-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH－)，C错误；D．常温下，0.1mol/L pH=4的NaHB溶液中电离常数大于水解程度，则c(HB-)＞c(B2－)＞c(H2B)，D错误，答案选A。
盐类水解离子浓度大小比较
【知识反馈】
D
2．草酸是二元弱酸，草酸氧钾溶液呈酸性。在0.1mol·L-1 KHC2O4溶液中，下列关系正确的是 A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4—)+c(OH—)+c(C2O42-) B．c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol·L-1 C．c(C2O42—) ＜ c(H2C2O4) D．c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42—)
【例4】（双选）在Na2S溶液中下列关系不正确的是 c(Na+) =2c( HS－) +2c(S2－) +c(H2S) c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+ 2c(S2－) c(Na+) ＞ c(S2－) ＞c(OH－)＞c(HS－) c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+ c(H2S)
c(HCN)>c(Na+)> c(CN-)> c(OH-)>c(H+)
c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CN-)
2c(Na+)=c(HCN)+c(CN-)
2c(OH-)=2c(H+)+c(HCN)-c(CN-)
粒子浓度大小比较：
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
【例5】 （双选）用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-) ＞ c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( ) A、c(H+)＞c(OH-) B、c(CH3COOH)＋ c(CH3COO-)＝0.2 mol·L-1 C、c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D、c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol·L-1
盐类的水解及离子浓度大小比较知识点
高考复习盐类的水解及离子浓度大小比较知识点一、盐类的水解1.越弱越水解：如果生成弱电解质的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，则水解程度越大。
如果生成盐的弱酸（或弱碱）越弱，则该盐的水解程度越大，碱性（或酸性）越强，如碳酸钠和醋酸钠。
2.水解反应是吸热反应，越热越水解。
3.越稀越水解。
4.应用：(1)判断盐溶液的酸碱性时要考虑盐类的水解(2)判断溶液中离子种类和浓度大小(3)判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑盐类的水解，如Al3+、Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、SO32-、S2-、SiO32-不能大量共存，还有NH4+不能和AlO2-、S2-、SiO32-，因为发生双水解。
但是NH4+和CO32-可以大量共存。
(4)加热浓缩某些盐溶液时，要考虑水解：①考虑盐是否分解，如加热蒸干Ca(HCO3)2溶液，因为其受热分解，所得固体应该是CaCO3。
②考虑氧化还原反应，如加热蒸干Na2SO3溶液，所得固体应该是Na2SO4。
③盐水解生成挥发性酸时，蒸干后一般得到弱碱。
如蒸干AlCl3溶液，但是蒸干Al2(SO4)2时，得到原物质。
延伸：如何从AlCl3溶液中得到AlCl3结晶？④盐水解得到强碱时，蒸干后得到原物质，如Na2CO3溶液。
⑤有时要多方面考虑，加热蒸干NaClO溶液时，发生歧化反应，得到NaCl和NaClO3两种固体的混合物。
(5)生活中的应用，如明矾净水，泡沫灭火器原理：Al3++3HCO3-二、酸式盐溶液酸碱性的判断1．强酸的酸式盐只电离不水解。
2．弱酸的酸式盐：（1）电离程度<水解程度，则以水解为主（2）电离程度>水解程度，则以电离为主：NaH2PO4NaHSO3三、离子浓度大小比较方法1．考虑水解因素，如Na2CO32．综合分析：相同浓度的NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液，因为NH3·H2O 的电离>NH4Cl的水解，所以离子浓度NH4+>Cl->OH->H+3．电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系：（1）物料守恒：以Na2CO3、NaH2PO4为例。
- 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)。
1．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＋)
答案：A
解析：酸越弱，对应的盐的水解程度越大，同浓度的NaA和NaB的溶液中，前者水解程度更大，因此HA的浓度更大一些，D项错误；盐的水解程度很弱，故c(OH－)不可能大于c(A －)和c(B－)，故B、C错误．
题干评注：水解平衡中离子浓度大小的比较
问题评注：强电解质的完全电离产生的离子的浓度比弱电解质的不完全电离产生的离子浓度要大；弱电解质的电离或离子的水解程度均很弱。
2．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－)
3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)
D．Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO2－
答案：D
解析：A项，氯水中只有部分Cl2与水作用，生成HCl和HClO，Cl2的浓度与其他粒子浓度的关系无法确定，A错误．B项应为：c(H＋)>c(Cl－)>c(ClO－)>c(OH－)．C项，氢氧化钠与醋酸恰好完全中和，生成的醋酸钠水解呈碱性，c(OH－)>c(H＋)，根据电荷守恒，c(Na ＋)>c(CH3COO－)．
题干评注：水解平衡中离子浓度大小的比较
问题评注：强电解质的完全电离产生的离子的浓度比弱电解质的不完全电离产生的离子浓度要大；弱电解质的电离或离子的水解程度均很弱。
3．下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是() A．pH＝2的HA溶液与pH＝12的MOH溶液任意比混合：c(H＋)＋c(M＋)＝c(OH－)＋c(A －)
B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：
c(NaOH)<c(CH3COONa)<c(Na2CO3)
C．物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：c(CH3COO－)＋2c(OH －)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)
D．0.1 mol/L的NaHA溶液，其pH＝4：c(HA－)>c(H＋)>c(H2A)>c(A2－)
答案：A
解析：选项A中根据电荷守恒，此关系式正确；选项B中pH相等，溶液中的c(OH－)相等，根据酸性越弱，水解越强，所以溶液中c(Na2CO3)<c(CH3COONa)；选项C中根据电荷守恒得：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)①，由于c(CH3COOH)＝c(CH3COONa)，且它们等体积混合，由原子守恒得：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)②，将①×2－②得：c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)；选项D中NaHA溶液的pH＝4，溶液呈酸性，即c(H＋)>c(OH－)，同时也可以判断HA－以电离为主，所以离子浓度的大小顺序是：c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(H2A)．
题干评注：水解平衡中离子浓度大小的比较
问题评注：强电解质的完全电离产生的离子的浓度比弱电解质的不完全电离产生的离子浓度
要大；弱电解质的电离或离子的水解程度均很弱。
4．室温下，在25 mL 0.1 mol/L NaOH溶液中逐滴加入0.2 mol/L CH3COOH溶液，pH与滴加CH3COOH溶液体积的关系曲线如图所示，若忽略两溶液混合时的体积变化，下列有关粒子浓度关系的说法错误的是()
A．在A、B间任一点，溶液中一定都有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) B．在B点：a>12.5，且有c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(OH－)＝c(H＋)
C．在C点：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)
D．在D点：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1 mol/L
答案：C
解析：根据电荷守恒，可知A正确；CH3COOH是弱酸，若使两者反应后的溶液pH＝7，则应该使CH3COOH稍过量，B正确；在C点c(H＋)>c(OH－)，再根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，可得c(CH3COO－)>c(Na＋)，C错误；在D点共加入CH3COOH的物质的量为0.025 L×0.2 mol/L，反应后一部分变为CH3COO－，另一部分依然为CH3COOH分子，溶液体积为0.05 L，故根据物料守恒，可以确定c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1 mol/L.
题干评注：水解平衡中离子浓度大小的比较
问题评注：强电解质的完全电离产生的离子的浓度比弱电解质的不完全电离产生的离子浓度要大；弱电解质的电离或离子的水解程度均很弱。
5．25℃时，浓度均为0.2mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是() A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类相同
C．c(OH－)前者大于后者
3)均增大
D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO2－
答案：C
解析：在浓度相等时，Na2CO3的水解程度大于NaHCO3，其溶液的c(OH －)Na2CO3>NaHCO3。
题干评注：水解平衡中离子浓度大小的比较
问题评注：强电解质的完全电离产生的离子的浓度比弱电解质的不完全电离产生的离子浓度要大；弱电解质的电离或离子的水解程度均很弱。