高中化学详解离子浓度大小的比较
离子浓度大小的比较
归纳：谁强显谁性、同强（弱）显中性
2．等体积的酸和碱溶液混合，且酸溶液 中的c(H+)与碱溶液中的c(OH—)相等
⑴．强酸与强碱溶液混合，所得溶液为中性
⑵．相对较强的酸与相对较弱的碱溶液混 合，所得溶液为碱性，因碱有剩余
⑶．相对较弱的酸与相对较强的碱溶液混合， 所得溶液为酸性，因酸有剩余
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
你能写出NaHS溶液中相应的三个等式吗？
在NaHS溶液中
电荷守恒： c(Na+ ) +c(H+ )= c(HS- ) +2 c(S2- )+ c(OH- )
物料守恒： c(H2S )+ c(HS- )+c(S2- )=c(Na+ )
质子守恒： c(OH-)= c(H+ )+ c(H2S )—c(S2- )
3、同一例子浓度的比较
例1.相同浓度的下列溶液中，c(CO32-)的
大小关系依次为 ①④②⑤③
①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3
高中化学比较溶液中粒子浓度大小
一、只含一种溶质的溶液
先考虑电解质的电离，再考虑弱离子的水解，最后进行综合判断。
1、AB型的电解质
比较方法：c（不水解的离子）>c（水解的离子），c （显性离子）>c（隐性离子）
注：显性是指显酸性或碱性，或溶液显酸性，则隐性离子为；若溶液显碱性，则隐性离子为。
例1、比较溶液和溶液中各粒子浓度的大小关系。
解析：是弱电解质，在溶液中存在电离平衡：
，且存在：，则有
。
在溶液中完全电离：，发生水解：，则有
，因水解程度小，则溶液中各粒子浓度的大小关系为。
2、或型的电解质
比较方法：电解质的化学式中化合价低的离子浓度大，化合价高的离子浓度小。
例2、分别写出溶液和溶液中各离子浓度的大小关系。
解析：在溶液中，若不考虑水解，则有
，发生水解但水解后剩余的还要大于，故有。
在溶液中，水解分两步：
，，第二步比第一步更微弱，则有：
。
3、多元弱酸的酸式盐
比较方法：根据电离和水解的主次确定溶液的酸碱性，然后进行综合判断。多元弱酸的酸式盐在溶液中既电离又水解，若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，反之溶液显碱性。
在常见的多元弱酸的酸式盐溶液中，、
等以水解为主，溶液呈碱性；
等在溶液中以电离为主，溶液呈酸性。例如：溶液中的各离子浓度的大小关系是
。
二、含两种或两种以上电解质的溶液
一般可以忽略弱离子的水解，只需比较电解质的强弱、物质的量的大小即可。若某些离子的浓度相等，再用水解知识进行比较。
例4、在1 L NaOH溶液中通入标准状况下
4.48L 完全反应后，则下列关系正确的是（）
A.
B.
C.
D.
解析：，反应后所得溶液中的溶质为和且各为0.1 mol，的水解程度大于，则有，。因的水解程度不大，则，所以有
高中化学《离子浓度大小比较》专题讲解及例题分析
离子浓度大小比较专题
一、电离理论和水解理论
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。【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-，
+
2H2O 2OH-+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-)。
高中化学-溶液中粒子浓度大小比较
是d
15
【练2】在一隔热系统中，初始温度为25 ℃，向20.00 mL 0.1000 mol/L的氨水中逐滴加入0.1000 mol/L的HCl溶液，测得 混合溶液的温度变化如图。
C．已知25 ℃时0.2 mol/L氨 水电离度为1.33%，此时氨水 的pH约为12
23
考点3 溶液 中离子浓度 的大小比较
一、单一溶液离子浓度的大小比较 1、弱电解质 C未电离》C已电离 电离程度：弱酸或弱碱》H2O
（1）0.1mol/L H2C2O4 粒子浓度大小：
（2）0.1mol/L NH3· H20 粒子浓度大小：
2
2、能水解的正盐溶液
0.1mol/L Na2CO3溶液：
(6)20 mL 0.1 mol/L CH3COONa溶液与10 mL 0.1 mol/L盐酸混合 后溶液呈酸性，所得溶液中：
c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。( )
【注意】CH3COOH 的电离程度 > CH3COONa 中CH3COO-的水解程度
6
三、溶液中的三个守恒
16
【练3】常温下，Ka1(H2C2O4)＝10－1.3，Ka2(H2C2O4)＝10－4.2。 用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定10.00 mL 0.1000 mol/L H2C2O4溶 液所得滴定曲线如图。
高中化学 如何确定电解质溶液中离子、分子浓度的大小 专题辅导
高中化学如何确定电解质溶液中离子、分子浓度的大小专题辅导
文／胡武亭钱博
中学化学考试中，经常出现比较电解质溶液中离子、分子物质的量浓度大小关系的试题，涉及到盐类水解和缓冲溶液等。本文对解答这类试题给以概括性论述。
一、电中性原则
在电解质溶液中，各种阳离子所带正电荷数的总和等于各种阴离子所带负电荷数的总和。例如在Na２ＣＯ３的水溶液中存在以下电离和水解反应方程式：
Ｈ２ＯＨ＋＋ＯＨ－
Ｎａ２ＣＯ３2Ｎａ＋＋ＣＯ３２－
ＣＯ３２－＋Ｈ２ＯＨＣＯ３－＋ＯＨ－
ＨＣＯ３－＋Ｈ２ＯＨ２ＣＯ３＋ＯＨ－
根据电中性原则有：
［Ｎａ＋］＋［Ｈ＋］2［ＣＯ３２－］＋［ＨＣＯ３－］＋［ＯＨ－］
二、物料守恒原则
电解质溶于水时，电离所产生的离子往往能发生反应，例如水解反应和配合反应等。反应前离子中所含某元素的原子总数等于反应后溶液中的离子、分子中所含该元素的原子数的总和。例如Ｋ２ＣＯ３溶于水时，其电离和水解反应方程式为：
Ｋ２ＣＯ３2Ｋ＋＋ＣＯ３２－
ＣＯ３２－＋Ｈ２ＯＨＣＯ３－＋ＯＨ－
ＨＣＯ３－＋Ｈ２ＯＨ２ＣＯ３＋ＯＨ－
从Ｋ２ＣＯ３的组成可知：（1／2）［Ｋ＋］＝［ＣＯ３２－］始，式中［ＣＯ３２－］始表示水解前ＣＯ３２－的原始浓度。
达到水解平衡后，根据物料守恒原则，在Ｋ２ＣＯ３溶液中存在：
［ＣＯ３２－］始＝［ＣＯ３２－］＋［ＨＣＯ３－］＋［Ｈ２ＣＯ３］
由此可知：
（1／2）［Ｋ＋］＝［ＣＯ３２－］＋［ＨＣＯ３－］＋［Ｈ２ＣＯ３］
三、水解反应
当盐的水解度比较小时，未水解离子的浓度大于已水解离子的，即大于水解产物的浓度。例如0.10mol·Ｌ－１ＮＨ４Ｃｌ溶液中ＮＨ４Ｃｌ的水解度为0．0075%，其中：［ＮＨ４＋］＞［ＮＨ３·Ｈ２Ｏ］
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-，
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．
高中化学14溶液中离子浓度大小的比较
溶液中离子浓度大小的比较
知识梳理
一、电离平衡理论与水解平衡理论——掌握两个“微弱”
1．电离平衡理论
（1）弱电解质(弱酸、弱碱)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。
（2）多元弱酸的电离是分步的，其主要是第一级电离。如H2CO3、H2S
2．水解平衡理论
（1）盐溶液中弱酸根离子或弱碱的阳离子的水解一般是微弱的。
（2）多元弱酸根离子的水解是分步的，其主要是第一步水解。如Na2CO3
例：（1）0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中的离子、分子大小关系如何？
【答案】c（CH3COOH）＞c（H+）＞c（CH3COO-）＞c（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：【答案】c(NH3·H2O)＞c (OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)
二、电荷守恒、物料守恒、质子守恒——牢记三个“守恒”
1．电荷守恒
电解质溶液总是呈电中性的，即：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷总数与所有的阴离子所带的负电荷总数相等。
例：Na2S溶液中存在着Na+、H+、HS-、S2-、OH-，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HS-)＋c(OH-)＋2c(S2-)。
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：Na2S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(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
高中高考化学知识点课件【专题】溶液中离子浓度大小的比较
确的是( A B ) 双选
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 注：两种物质反应不反应！
【小试牛刀】
8.100 mL 0.1 mol·L-1 醋酸与50 mL 0.2 mol·L-1
解析：点①溶液中的溶质为 0.001 mol CH3COOH 和 0.001 mol CH3COONa， 据 物 料 守 恒 ：c(CH3COO－ )＋ c(CH3COOH)＝ 2c(Na＋ ) ， 根据 电荷 守恒 ： c(Na＋ ) ＋ c(H ＋ )＝ c(CH3COO － )＋ c(OH－)，整理后得 c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋ 2c(OH－)；点②溶液的 pH＝7，据电荷守恒有 c(Na＋)＋c(H＋) ＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，又 c(H＋)＝c(OH－)，则 c(Na＋)＝ c(CH3COO－)；点③溶液中的溶质为 0.002 mol CH3COONa， 离子浓度大小关系为 c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。
有阳离子所带有的正电荷总数与所有的阴离子所带的负 电荷总数相等。
高中化学14溶液中离子浓度大小比较学生
溶液中离子浓度大小的比较
知识梳理
一、电离均衡理论与水解均衡理论——掌握两个“轻微”
1．电离均衡理论
（1）弱电解质 (弱酸、弱碱 )的电离是轻微的，电离耗费的电解质及产生的微粒都是少许的。同时注意考虑水的电离的存在。
（2）多元弱酸的电离是分步的，其主假如第一级电离。如H 2CO3、 H2S
2．水解均衡理论
（ 1）盐溶液中弱酸根离子或弱碱的阳离子的水解一般是轻微的。
（ 2）多元弱酸根离子的水解是分步的，其主假如第一步水解。如Na 2CO3
例：（ 1） 0.1 mol ·L-1的 CH 3COOH 溶液中的离子、分子大小关系怎样？
（ 2）在 0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O、NH4+、OH-、H+的浓度由大到小的次序是：
二、电荷守恒、物料守恒、质子守恒——切记三个“守恒”
1．电荷守恒
电解质溶液老是呈电中性的，即：电解质溶液中全部阳离子所带有的正电荷总数与全部的阴离
子所带的负电荷总数相等。
例： Na2S 溶液中存在着Na+、 H+、 HS-、S2-、 OH -，存在以下关系：
。
2．物料守恒
电解质溶液中因为电离或水解要素，离子会发生变化变为其余离子或分子等，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： Na2S 溶液中 S2－、 HS－都能水解，故S 元素以 S2－、 HS－、 H 2S 三种形式存在，它们之间有以下守恒关系：。
3．质子守恒（水的电离守恒）
电解质溶液中，分子(或离子 )得失质子 (H +)的物质的量是相等。
例： Na2 S 水溶液中的质子转移作用图示以下：
2019-2020年高中化学《离子浓度大小比较》教学设计
2019-2020年高中化学《离子浓度大小比较》教学设计这是一节离子浓度大小比较的习题课，归纳一下溶液中离子浓度大小比较几种类型：
学生练习：例1：请写出0.1mol/L 的Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的顺序：
引出：类型一、单一溶液中离子浓度大小比较
练习1：写出0.1mol/L的氨水溶液中离子浓度由大到小的顺序：
若将NH3·H2O分子也算在内，则离子浓度的大小顺序：
学生练习：例2：等物质的量的下列溶液中，NH4+的浓度由大到小的顺序是：
①NH4Cl ②NH4HCO3③NH4HSO4
引出：类型二、不同溶液中同一离子浓度比较
练习2：等物质的量的下列溶液中，NH4+的浓度由大到小的顺序是：
①(NH4)2Fe(SO4)2 ②(NH4)2CO3 ③(NH4)2SO4
学生练习：例3：CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液，其pH值为4.7。溶液中离子浓度由大到小的顺序：
引出：类型三、两种溶液混合后离子浓度大小比较
练习3：将0.1mol/LNH4Cl溶液与0.1mol/L氨水等体积混合，在所得的混合溶液中离子浓度由大到小的顺序：
例4：将0. 2 mol·L-1 CH3COOH溶液与0. 1 mol·L-1NaOH溶液等体积混合，在所得的混合溶液中离子浓度由大到小的顺序：
练习4：将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中离子浓度由大到小的顺序：
引导学生分析：例3和例4，有什么不同？
得出：例3是两种溶液混合不反应的情况，例4是两种溶液混合发生反应的情况。
高中化学 溶液中粒子浓度大小的比较
课时40溶液中粒子浓度大小的比较
知识点一电解质溶液中粒子浓度大小的比较
【考必备·清单】
1．理解两大平衡，树立微弱意识
(1)电离平衡→建立电离过程是微弱的意识
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。如在稀醋酸溶液中：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋，H2O⇌OH－＋H＋，粒子浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)。
(2)水解平衡→建立水解过程是微弱的意识
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－，粒子浓度由大到小的顺序：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)。
2．把握三大守恒，明确定量关系
(1)物料守恒(原子守恒)
在电解质溶液中，由于某些离子能够水解，粒子种类增多，但这些粒子所含某些原子的总数始终不变，符合原子守恒。如NaHCO3溶液中，n(Na＋)∶n(C原子)＝1∶1，因HCO－3水解：HCO－3＋H2O⇌H2CO3＋OH－以及HCO－3电离：HCO－3⇌H＋＋CO2－3，C元素的存在形式有3种，即HCO－3、H2CO3、CO2－3，由n(Na＋)∶n(C原子)＝1∶1，得c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)。
(2)电荷守恒
在电解质溶液中，阳离子的电荷总数与阴离子的电荷总数相等，即溶液呈电中性。如NaHCO3溶液中有Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(OH－)(因CO2－3带2个单位负电荷，所以其所带电荷数为其离子数的2倍)。
高中化学选修4溶液中离子浓度大小的比较
第一页，共47页。
一、紧抓理论基础——两个“微弱(wēiruò)” 的概念
1、电离(diànlí)平衡理论:
弱电解质(弱酸(ruò suān)、弱碱)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。多元弱酸(ruò suān)的电 离是分步的，以第一步电离为主。
第十一页，共47页。
〖训练〗写出0.1moL/L的Na2CO3溶液中粒子(lìzǐ)浓度关
系 大小关系 电荷守恒 物料守恒 质子守恒
C(Na+)>C(CO32-)>C(OH- )>C(HCO3-)>C(H+)
c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3- ) +2c(CO32-)
1/2C(Na+)=C(HCO3-)+C(H2CO3)+C(CO32-) C(OH-) = C(H+) + 2C(H2CO3) + C(HCO3-)
第十三页，共47页。
二、常见(chánɡ jiàn)题型和对策
1、单一(dānyī)溶质溶液
（1）弱酸或溶液(róngyè)—只考虑电解质的电离与水 的电离
规律：c(显性离子)>c(一级电离离子)>c(二级电离离子)>c(
(高中化学)离子浓度大小比较讲义
离子浓度大小的比较（讲义）
一、电荷守恒：整个溶液不显电性
1.概念：溶液中阳离子所带的正电总数=阴离子所带的负电总数
2.注意：离子显几价其浓度前面就要乘上一个几倍的系数
3.指出：既要考虑溶质的电离，也要考虑水的电离，还要考虑盐的水解
4.类型：
酸溶液
强
酸
一元酸HCl
二元酸H
2
SO
4弱
酸
一元酸CH
3
COOH
二元酸H
2
S
三元酸H
3
PO
4
小结1.酸碱溶液中的电荷守恒式都只与酸碱的元数有关，而与酸碱的强弱没有关系
2.酸碱溶液中的电荷守恒式既要考虑溶质的电离，也要考虑水的电离
碱溶液强
碱
一元碱NaOH
二元碱Ba(OH)
2
弱
碱
一元碱NH
3
·H
2
O
二元碱Cu(OH)
2
中学化学
对此均不做要求三元碱Fe(OH)
3
盐溶液
不能
水解
的盐
NaCl
Na
2
SO
4
BaCl
2
能
水
解
的
盐
正
盐
强
碱
弱
酸
盐
CH
3
COONa
NaCN
Na
2
CO
3
Na
2
S
Na
3
PO
4
强酸
弱碱盐
NH
4
Cl
(NH
4
)
2
SO
4
弱酸
弱碱
盐
CH
3
COONH
4
(NH
4
)
2
SO
3
(NH
4
)
3
PO
4
酸
式
盐
中
强酸强碱盐NaHSO
4
强酸弱碱盐NH
4
HSO
4
强碱弱酸盐NaHCO
3
弱酸弱碱盐NH
4
HS
复盐KAl(SO
4
)
2
小结盐电荷守恒既要考虑溶质的电离，也要考虑水的电离，还要考虑盐的水解
二、物料守恒：也叫原子守恒
在电解质溶液中，某些离子能够发生水解或者电离，变成其它离子或分子等，这虽然可使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，因此应该始终遵循原子守恒。
1.某一种原子（团）的数目守恒:
若已知以下各电解质的浓度均为0.1mol/L
则它电离或水解出的各种粒子的浓度之和就等于0.1mol/L
【高中化学】溶液中离子浓度大小的判断
【高中化学】溶液中离子浓度大小的判断
一.教学内容：溶液中离子浓度大小的判断
二、教学目标
能用盐类水解的原理分析一些具体现象
它可以从电离和水解的角度比较溶液中的离子浓度
能从原子守恒、电荷守恒和物料守恒的角度判断溶液中离子浓度之间的关系
三、教学重点和难点
溶液中离子浓度的大小比较以及从守恒的角度分析离子浓度之间的关系
四、教学过程：
（一）盐类水解的应用：
盐的水解是盐电离产生的弱酸阴离子（或弱碱阳离子）与水电离产生的H+（OH-）反
应生成相应的弱酸（或弱碱）。利用盐水解原理，可以判断溶液的酸碱性质。它可用于确
定盐的储存和制备。它可用于分析和确定肥料的合理使用、分析和判断某些盐溶液蒸发所
得的产品、加强热碱液的去除、泡沫灭火器的使用、金的除锈和离子共存。盐的水解与我
们的生活和生产密切相关。
说明：
2.由于某些盐溶液在储存期间容易水解，因此在储存期间通常会添加抑制其水解的酸（或碱）
等物质。如：保存fecl3溶液时，向溶液中加入少量的盐酸，抑制fe3＋的水解等。
3.某些盐的制备：例如，AlCl 3（HCl）和FeCl 3（HCl）通常需要在制备过程中添加少量相应的酸来抑制盐的水解。有些盐完全水解，不能在溶液中制备。它们只能通过简单
物质（如Al2S3、Mg3N2、CaC2）的直接反应制备。
4.蒸发某些盐溶液时，必须考虑水解因素的作用，如蒸发alcl3、fecl3溶液时，我
们往往得不到固体alcl3和fecl3，而是相应的氧化物，主要是al3＋、fe3＋极易水解，
而加热有利于al3＋和fe3＋水解的进行，同时水解生成的hcl易挥发，降低生成物浓度，促进水解正向进行，因此，在加热蒸发过程后只能得到氧化物，而得不到固体alcl3和
高中化学-第三课时 离子浓度大小比较-三大守恒11
4. 0.02 mol/L的 HCN 和 NaCN 溶液等体积混 合，所得溶液中 c(CN-) < c(Na+)，则下列关系
正确的是（ A C ）
A. c(Na+) > c(CN-) > c(OH-) > c(H+) B. c(HCN) + c(CN-) = 0.04 mol/L C. c(Na+) + c(H+) = c(CN-) + c(OH-) D. c(CN-) > c(HCN)
注：所谓“显性离子”是指使溶液表现酸碱性的离 子；“隐性离子”则与之相反。
【例3】在Na2S溶液中，各离子浓度由大到小 的关系为
c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c( HS-)＞c(H+)
规律：多元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小： （不水解离子） >（一级水解离子） >（显性离子） >（二级水解离子） >（隐性离子）
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溶液呈碱性 溶液呈碱性
离子浓度大小比较——混合溶液型
【例5】 （双选）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
AB
A.C(H+)＞C(OH－)