溶液中离子浓度大小比较
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+)
溶液中离子浓度大小的比较
c(CH3COO—)＞c(Na+)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH—)
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例1. 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（ ） A. c(H+)＞c(OH-) B. c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol/L C. c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D. c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.2 mol/L
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例2：将0.2mol· L－1 HCN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－)＝c(OH－) D. c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol· L－1
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例4：在0.1mol/L氨水中滴加同浓度的盐酸，至 溶液正好呈中性，溶液中离子浓度的大小关系 为 c(NH4＋)＝c(Cl-) > c(OH-) = c(H+) 。
若改为等体积混合，则混合后溶液中离子浓度
大小关系为
。
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例2：在0.1mol/L氨水中滴加同浓度的盐酸，至 溶液正好呈中性，溶液中离子浓度的大小关系 为 c(NH4＋)＝c(Cl-) > c(OH-) = c(H+) 。
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二、混合溶液
1、混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合 分析，如离子间的反应、电离因素、水解因素等。
第三课时 溶液中离子浓度大小比较
第三节盐类的水解第三课时电解质溶液中离子浓度的大小一．单一溶液中离子浓度的大小比较1.以H2CO3为例，如何判断弱酸溶液中存在微粒种类及大小碳酸是二元弱酸，溶液中存在H2O、H2CO3、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－六种微粒。
根据第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。
推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是:____________________________________________________________________________2. 以氯化铵溶液和为例，如何判断可以水解的盐溶液中离子浓度大小①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程。
电离：NH4Cl===NH＋4＋Cl－、H2O H＋＋OH－水解：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
判断溶液中存在的离子有NH＋4、Cl－、H＋、OH－。
②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是:_______________________________________________________________________________3. 以碳酸钠溶液为例，如何判断可以水解的盐溶液中离子浓度大小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.根据多元弱酸根逐级水解，且Kh1》Kh2，可知溶液中离子浓度由大到小的顺序是:____________________________________________________________________________________4 以碳酸氢钠溶液为例，如何判断可以水解的盐溶液中离子浓度大小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－。
高中化学-溶液中粒子浓度大小比较
【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。
A．点①所示溶液中：c(Na＋） >c(HC2O4-)>c(H2C2O4)>c(C2O42-)
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四、酸碱中和滴定曲线分析
【例1】室温时，用0.1mol/L NaOH溶液滴定20 mL 0.1mol/L HA溶液, （1）Ka(HA)=? Ka(HA)的数量级为？ （2）点溶液中各粒子 浓度大小？
（3）点溶液中各粒子 浓度大小？
（4）五点中水的电离程度大小？ 点—点：水的电离程度逐渐增大 点之后：水的电离程度逐渐减小
物料守恒关系式：c(NH4+)+ c(NH3·H2O)=2c(Cl-)
5【注意】NH3·H2O 的电离程度 > NH4Cl 中NH4+的水解程度
(5)0.1 mol/L NaHCO3溶液与0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合， 所得溶液中：c(Na＋)>c(CO32－)>c(HCO3－)>c(OH－)。（ ）
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【练1】化学上常用AG表示溶液中的lg c(OH-)/c(H+)。25 ℃时，用 0.100 mol/L的NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 mol/L的HNO2溶液， AG与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图所示，
B．25 ℃时，HNO2的电离常 数Ka≈1.0×10－4.5
C．b点溶液中存在2c(H＋)－ 2c(OH－)＝c(NO2-)－c(HNO2)
【例1】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1mol/L 的盐酸混合， （1）若 V1 = V2， 所得溶液中溶质为 NH4Cl ，溶液呈 酸 性，
溶液中离子浓度大小比较
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H3PO4 c(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、NH4Cl②、CH3COONH4③、NH4HSO4则c(NH4+)③>①>②④混合溶液中各离子浓度0.1mol/LNH4Cl与0.1mol/LNH3·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弱酸碱盐不一定题型一：单一溶质溶液中离子浓度大小的比较：［例1］在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是()A．C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)B．C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-)C．C(Cl-)＝C(NH4+)＞C(H+)＝C(OH-)D．C(NH4+)＝C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-) ［例2］在0.1mol/l的氨水溶液中，下列关系正确的是()A．C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+)B．C(NH4+)＞C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(H+)C．C(NH3·H2O)＞C(NH4+)＝C(OH-)＞C(H+)D．C(NH3·H2O)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)练习：⑴Na2S溶液中各离子浓度由小到大的顺序是。
溶液中离子浓度大小比较
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 H3PO4 c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)②多元弱酸形成的正盐 Na2CO3 c(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>②④混合溶液中各离子浓度 0.1mol/LNH4Cl与0.1mol/LNH3·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弱酸碱盐不一定题型一：单一溶质溶液中离子浓度大小的比较：［例1］在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是 ( )A．C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-) B．C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-)C．C(Cl-)＝C(NH4+)＞C(H+)＝C(OH-) D．C(NH4+)＝C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-)［例2］在0.1 mol/l的氨水溶液中，下列关系正确的是 ( )A．C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+) B．C(NH4+)＞C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(H+)C．C(NH3·H2O)＞C(NH4+)＝C(OH-)＞C(H+) D．C(NH3·H2O)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)练习：⑴Na2S溶液中各离子浓度由小到大的顺序是。
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)。
溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较4小③常见酸式盐溶液的酸碱性［例3］：在0.1mol·L-1的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是()A．c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-)B．c(Na+)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)C．c(Na+)＝c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)D．c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(H2CO3)＋c(CO32-)练习：草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。
在0.1mol·L－1KHC2O4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－)＝0.1mol·L－1C．c(C2O42－)＞c(H2C2O4)D．c(K＋)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O4－)＋c(C2O42－)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CH3COOH与CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)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(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2mol·L-1C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)D．c(CH3COO-)＋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．C．［例5A．c(Na+C．c(Na+A．［例6］A．c(CH3C．c(CH3练习：将A．c(Na+C．c(CH3练习：将（）A．c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+)B．c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)C．c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-)D．c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)［例7］：室温下，向一定量的稀氨水中逐滴加入物质的量浓度相同的稀盐酸，直至盐酸过量。
溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较一、溶液中微粒浓度大小比较的理论依据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，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH4＋、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>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是微弱的(水解相互促进的情况除外)，水解生成的微粒浓度很小，本身浓度减小的也很小，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NH4Cl溶液中：NH4＋、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>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：CO32－、HCO3－、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO32－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)。
(3)多元弱酸的酸式盐溶液：取决于弱酸根离子水解和电离的程度比较。
如NaHCO3溶液中c(Na＋)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO32－)3．在正盐溶液中，与其性质相反的离子浓度最小，如Na2CO3溶液中，c(H＋)最小；Cu(NO3)2溶液中，c(OH－)最小。
二、溶液中微粒浓度大小比较的定量关系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，其表达式的特点是：全部是离子，无中性物质，阳离子与阴离子各在等式的一边，且离子前面的数值与该离子所带电荷数值一致，在解题时，只要题中的式子全部是离子，无论是判断还是填空，一般就按电荷守恒处理。
溶液中离子浓度的比较
• 等体积等浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸 溶液混和后，混和液中有关离子的浓 度应满足的关系是 A.[M+]>[OH-]>[A-]>[H+] B.[M+]>[A-]>[H+]>[OH-] C.[M+]>[A-]>[OH-]>[H+] D.[M+]>[H+] =[OH-]+[A-]
（2）若两种物质混合后能发生反应，则应考虑反应后的 生成物和剩余物的电离． 若溶液中含有等物质的量浓度的 CH3COO-和CH3COOH， NH4+和NH3.H2O等两种或两种以上溶质时，一般来讲可以 只考虑弱电解质的电离，而忽略“弱离子”的水解，特 殊情况则应根据题目条件推导．
• CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液，PH 值为4.7，下列说法错误的是 ( ) A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用 B、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 C、CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离 如： CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液：
溶液中离子浓度大小的比较
判断溶液中离子浓度大小的一般思路
（1）若溶液中只含有一种溶质，首先考虑电解质的电 离——将其电离成离子，然后考虑“弱离子”的水解， 综合分析得出： c（不水解离子）> c（水解离子）> c（显性离子）> c （隐性离子） 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，如酸性溶液中的显性离子为 H+，隐性离子为OH-如： NH4Cl溶液中 CCl- > CNH4+ > CH+ > COH-
离子浓度大小比较的方法和规律
离子浓度大小比较的方法和规律
方法和规律1：通过离子的电荷数比较离子浓度。
根据离子浓
度的定义，以及离子在溶液中的电离平衡反应，可以推导出离子浓度与离子的电荷数成正比关系。
即离子的电荷数越大，离子浓度越高。
因此，可以通过比较离子的电荷数来判断离子浓度的大小。
方法和规律2：通过溶液的浓度比较离子浓度。
根据浓度的定义，溶液中溶质的浓度与物质的量成正比。
离子浓度就是溶液中离子的浓度，可以通过比较溶液浓度来推测离子浓度的大小。
方法和规律3：通过电导率比较离子浓度。
电导率是电解质溶
液中电流通过的能力的度量。
溶液中离子的浓度越高，电导率越大。
因此，可以通过测量溶液的电导率来比较离子的浓度大小。
方法和规律4：通过沉淀反应比较离子浓度。
离子溶液中存在
着沉淀反应的特性，在一定条件下会生成可见的沉淀。
一般情况下，离子浓度较高的溶液会更容易发生沉淀反应。
因此，可以通过观察溶液是否生成沉淀来推测离子浓度的大小。
方法和规律5：通过离子的摩尔浓度比较离子浓度。
摩尔浓度
是指单位体积内的溶质物质的物质的量。
因此，可以通过比较离子的摩尔浓度来判断离子的浓度大小。
需要注意的是，离子浓度的大小比较还需要考虑其他因素，如
溶液的温度、溶解度等。
各种方法和规律可以结合使用，综合判断离子浓度的大小。
溶液中离子浓度大小的比较
(2)电荷守恒：是指溶液中所有阳离子所Байду номын сангаас
带的正电荷总数等于溶液中所有阴离子所 带的负电荷总数。整个溶液呈电中性。 c(Na+) +c(H+)=c(CH3COO - ) +c(OH-)
(3)水电离的H+ 与OH-守恒(质子守恒):
在纯水中c(H+)=c(OH-) CH3COONa溶液中 c(OH-) =c(H+) + c (CH3COOH)
小结：
电 解 质 溶 液
单 一 溶 液
酸或碱溶液——考虑电离
盐溶液——考虑水解
不反应——同时考虑电离和水解
混 合 溶 液 恰好 生成酸或碱——考虑电离 反应 生成盐——考虑水解 过量——根据过量程度考虑电离
反 应
或水解
练习：在0.1mol/L的H2S溶液中下列 关系式错误的是:( A) A.C(H+)=C(OH-)+C(S2-) +C(HS-) B.C(H+)=C(OH-)+2C(S2-) +C(HS-)
C.C(H+)>C(OH-)+C(S2-) +C(HS-)
D.C(H2S)+C(S2-) +C(HS-)= 0.1mol/L
例2:在NH4Cl溶液中，下列关系正确的是 （ A ） A.C(Cl-) > C(NH4+) > C(H+) > C(OH-)
B. C(NH4+) > C(Cl-) > C(H+) > C(OH-) C. C(Cl-) = C(NH4+) > C(H+) = C(OH-)
高中化学溶液中离子浓度大小比较
高中化学溶液中离子浓度大小比较高中化学中，溶液中离子浓度的大小比较是一个非常重要的概念。
它涉及到离子的相对数量以及它们在溶液中的相互作用。
在这篇文章中，我将从浅入深地探讨离子浓度的大小比较，并与其他相关概念进行对比，以帮助你更好地理解这一概念。
一、离子浓度的基本概念在化学中，溶液是由溶剂中溶解了溶质的混合物。
溶质可以是离子、分子或其他物质。
当溶质是离子时，我们就需要考虑离子在溶液中的浓度。
离子浓度是指单位体积（通常是克/升或摩尔/升）的溶液中离子的数量。
二、离子浓度的如何比较离子浓度的大小可以通过多种方式进行比较。
下面是几种常见的比较方法：1. 摩尔浓度（mol/L）: 摩尔浓度是指溶液中的溶质的摩尔数与溶液体积之比。
当两个溶液中的离子数量相等，但其中一个溶液的体积更小，那么它的摩尔浓度将更高。
2. 百分比浓度: 百分比浓度是指溶液中溶质的质量与溶液总质量之比。
如果两个溶液中的离子数量相等，但其中一个溶液总质量更小，那么它的百分比浓度将更高。
3. 反应速率: 离子浓度的大小也可以通过观察反应速率来比较。
一般来说，当离子浓度较高时，反应速率也较快。
这是因为较高的离子浓度增加了反应发生的机会，使得反应更容易发生。
4. 晶体析出: 当两个溶液的离子浓度不同，并且其中一个溶液的离子浓度较高时，溶液中的离子会相互结合形成晶体，并从溶液中析出。
溶液中的离子浓度越高，晶体析出的可能性就越大。
以上是一些常见的比较方法，可以帮助我们确定溶液中离子浓度的大小关系。
然而，在实际情况中，离子浓度的大小还受到其他因素的影响，例如溶液的温度、压力、pH值和溶质的溶解度等。
三、与其他相关概念的比较离子浓度的大小比较还可以与其他相关概念进行对比，以更好地理解。
1. 溶剂浓度: 溶剂浓度是指溶液中溶剂的浓度。
与离子浓度相比，溶剂浓度的测量方法更加简单，因为只需要考虑溶剂的质量或体积。
2. 分子浓度: 分子浓度是指溶液中分子的浓度。
溶液中离子浓度大小比较
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+)。
不同溶液中同种离子浓度的比较：既要考虑离子在溶液中的水解因素，又要考虑其它离子的影响，是抑制还是促进，然后再判断。
例；常温下物质的量浓度相等的a.(NH4)2CO3b.(NH4)2SO4.c.(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中c(NH4+)的大小；NH4+在水溶液中发生水解显酸性，CO32-离子水解显碱性，两离子水解相互促进，Fe2+水解显酸性与NH4+水解相互抑制，因此三溶液中c(NH4+)：c小于b小于a。
溶液中离子浓度大小的比较)
1．溶液中的守恒关系(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：NaHCO 3溶液中，n (Na ＋)：n (C 元素)＝1∶1。
因HCO －3水解：HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －以及HCO －3电离：HCO －3 H ＋＋CO 2－3，C 的存在形式有3种：HCO －3、H 2CO 3、CO 2－3，由n (Na ＋)∶n (C 元素)＝1∶1，得c (Na ＋)＝c (HCO －3)＋c (CO 2－3)＋c (H 2CO 3)。
(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NaHCO 3溶液中有Na ＋、H ＋、HCO －3、CO 2－3、OH －，存在如下关系：n (Na ＋)＋n (H ＋)＝n (HCO －3)＋2n (CO 2－3)＋n (OH －)，推出c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (HCO －3)＋c (OH －)＋2c (CO 2－3)。
(因CO 2－3带2个单位负电荷，所以其所带电荷数为其离子数的2倍)。
(3)质子守恒(水的电离守恒)：①电解质溶液中，分子(或离子)得失质子(H ＋)的物质的量应相等。
如在K 2S 溶液中： K ＋ S 2－ H 2O ――→失去H ＋ OH －――→得到H ＋ HS －――→得到H ＋ H 2S ――→得到H ＋H 3O ＋(H ＋) 即：c (OH －)＝c (H ＋)＋c (HS －)＋2c (H 2S)。
②可以通过物料守恒和电荷守恒推出质子守恒表达式。
如NaHCO 3溶液中物料守恒：c (Na ＋)＝c (HCO －3)＋c (H 2CO 3)＋c (CO 2－3) ①，电荷守恒：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (HCO －3)＋c (OH －)＋2c (CO 2－3) ②，将①代入②中，整理得质子守恒：c (H 2CO 3)＋c (H ＋)＝c (OH －)＋c (CO 2－3)。
溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较
1.多元弱酸强碱盐：Na2A（以Na2CO3为例） 1）三大守恒：
电荷守恒： C(Na+) +C(H+) = C(OH-) +2C(CO32-) +C(HCO3-)
物料守恒：C（Na+)=
2
C
(
C
O
2 3
-
)
+2C(HCO3-)
+2C(H2CO3)
质子守恒：C(OH-) =C(H+) +C(HCO3-) +2C(H2CO3)
质
子
守
恒
：
C
(O
H
-)
+
C
(
C
O
23
)
=
C(H+)
+C(H2CO3)
2）溶液中离子浓度由大到小为：（判断根据电离与水解相对大小来判断
溶液酸碱性）
已知H2CO3 K1=4.30 * 10-7 K2=5.61 * 10-11 C(Na+)>C(HCO3-)>(OH-)>C(CO32-) >C(H+)
3.一元弱酸HA与其强碱盐NaA 1:1 1）三大守恒： 电荷守恒： C(Na+) +C(H+) = C(OH-)+c(A-) 物料守恒： 2C(Na+) =c(A-) +C(HA) 质子守恒：
（判断根据电离与水解相对大小来判断溶液酸碱性） 2）若混合溶液为酸性，溶液中离子浓度由大到小为：
C(Na+)>c(A-)>C(H+)> C(OH-) 3 ) 若混合溶液为酸性，比较HA与A-浓度：
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。
溶液中离子浓度大小比较
第3课时溶液中离子浓度大小比较[目标要求] 1.比较溶液中离子浓度大小判断盐类水解程度。
2.判断溶液的导电能力和电解质的强弱。
3.判断溶液中离子共存。
离子浓度大小的比较规律1．多元弱酸溶液根据多步电离分析。
例如：在H2CO3的溶液中，c(H＋)>c(HCO－3)≫c(CO2－3)。
2．多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析。
例如：Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)。
3．多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小。
如HCO－3以水解为主，NaHCO3溶液中c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)；而HSO－3以电离为主，NaHSO3溶液中c(Na ＋)>c(HSO－)>c(H＋)>c(OH－)。
34．不同溶液中同一离子浓度的比较要考虑溶液中其他离子对其影响的因素。
例如：在相同物质的量浓度的下列溶液中：a.NH4Cl b．CH3COONH4c．NH4HSO4，c(NH＋4)由大到小的顺序是c>a>b。
5．混合溶液中各离子浓度的大小比较根据电离程度、水解程度的相对大小分析。
(1)分子的电离大于相应离子的水解例如：等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液，c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
(2)分子的电离小于相应离子的水解例如：在0.1 mol·L－1的NaCN和0.1 mol·L－1的HCN溶液的混合液中，各离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)。
6．利用守恒规律知识点一单一溶液中离子浓度大小比较1．在0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液中，下列关系正确的是()A．c(Na＋)＝2c(CO2－3)B．c(OH－)＝2c(H＋)C．c(HCO－3)＞c(H2CO3)D．c(Na＋)＜c(CO2－3)＋c(HCO－3)答案 C解析在Na2CO3溶液中存在如下水解反应：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－，HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－。
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溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较是高中化学的重点和难点，也是高考命题的热点，但有一部分同学对这部分内容感到非常棘手、不知所措。
现结合教学过程中学生常犯错误讨论一下如何比较溶液中离子浓度大小。
1 弄清有关基本概念、基本理论的含义
这部分涉及到的基本概念、基本理论有：强、弱电解质，弱电解质的电离平衡，水的电离平衡，盐的水解平衡，pH等。
对这些概念和理论学生常犯错误有以下几点。
(1)有些同学对哪些化合物属于强电解质，哪些化合物属于弱电解质分辨不清，以致写错电离方程式，对比较离子浓度大小造成障碍。
例如，把醋酸钠电离方程式写为CHCOONa==CHCOO-+Na+,犯这种错误的同学的观点是：醋酸钠是强酸弱碱盐，不是强酸强碱盐，所以醋酸钠是弱电解质。
显然这种分析是混淆了概念。
此时我们教师要加强对学生辅导，强调强、弱电解质的划分是以在水溶液中能不能完全电离为标准的，能完全电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质。
强、弱电解质的划分与它是哪种类型的盐无关。
同时让学生写出正确的电离方程式：CHCOONa==CHCOO-+Na+。
(2)哪些物质电离，哪些物质水解分辨不清
有的同学问：氢硫酸电离出来的HS-、S2-还会不会水解？我们都知道，高中课本第二册第三章第三节的大标题是“盐类的水解”。
有的同学只看到水解而没有真正弄清楚什么物质才水解，很显然对概念的内涵和外延掌握的不到位。
学生出现这种错误的另一个原因，可能是我们教师授课时常常说某某物质水解，但学生听课时往往把重点放在水解这个词上，而忽略掉什么物质水解。
究其原因还是我们教师强调的不到位。
所以我认为教师在讲某些问题时话不在多，点到才行。
(3)有关规律记不住。
如比较Na2CO3溶液中c(CO2-3)、c(HCO-3)、c(H2CO3) 大小和H2S溶液中c(HS-)、c(S2-)大小时，有些同学不会判。
究其原因是没有记住如下规律：①弱电解质的电离程度是小的，多元弱酸的电离是分步进行的，并且以第一步电离为主。
②盐电离出的弱酸根离子水解程度是小的，多元弱酸根阴离子的水解是分步进行的，且以次减弱，并以第一步为主。
据此可知上述大小关系应为：c(CO2-3)>c(HCO-3)>c(H2CO3); c(HS-)>c(S2-)
总之，要想使学生掌握好这部分内容，必须先给学生打好基础，做好铺垫。
2 溶液离子浓度大小比较没有正确的思路
常犯的错误有：（1）2种溶液混合不考虑反应不反应。
（2）两种物质混合后如果反应，头脑中没有量的概念。
[例1] （2004年天津理综第10题）下列混合溶液中，各离子浓度的大小顺序正确的是( )
[解析] A选项氨水与盐酸混合，二者恰好反应生成氯化铵，氯化铵是强酸弱碱盐，NH+4水解使溶液显酸性即c(H+)>c(OH-),所以A选项错。
B选项NH4Cl 与NaOH二者恰好反应生成NaCl和氨水，经分析可知B选项正确。
同理可知C 选项错。
D选项10 mL 0.5 mol/L CH3COONa溶液与6 mL 1 mol/L盐酸混合,二者反应盐酸过量，讨论反应后的溶液可知D选项错,答案B。
（3）如果混合溶液中既有电离的弱酸或弱碱，又有水解的盐存在，这时要考虑弱酸或弱碱的电离和盐中离子的水解，并分析以哪个为主。
2.1 以电离为主
例如,在物质的量浓度都是0.01 mol/L CHCOOH和CHCOONa的混合溶液中，CHCOOH的电离和CHCOONa的水解同时存在，以CHCOOH的电离为主，溶液显酸性,所以c(CHCOO-)>0.01 mol/L, c(Na+)=0.01 mol/L,c(CH3COOH)c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-)
2.2 以水解为主
例如,0.1 mol/L HCN溶液和0.1 mol/L NaCN溶液等体积混合，溶液显碱性，所得混合溶液中CN-的水解程度大于HCN的电离程度，则有c(OH-)>c(H+),c(HCN)>0.05 mol/L,c(Na+)=0.05 mol/L, c(CN-)c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)
3 “三种守恒”理解不透
以0.1 mol/L Na2S溶液为例，溶液中存在大量离子：Na+、S2-、OH-、H+、HS-,大量分子：H2O，微量分子：H2S,满足如下守衡关系。
3.1 电荷守恒
在任何溶液中，阳离子所带电荷的总数恒等于阴离子所带负电荷的总数，即c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)。
而有些同学常犯的错误是把c(S2-)前的系数2丢掉。
分析原因：没有理解恒等式成立的前提条件是什么。
所以教师要强调列电荷守恒时的注意事项：电荷守恒列的是阳离子所带电荷的电荷总数等于阴离子所带电荷的电荷总数，而不是阳离子总数与阴离子总数相等；离子所带电荷是几，系数就是几。
3.2 物料守恒
所谓物料守恒，是指：（1）含特定元素的微粒（离子或分子）守恒；（2）不同元素间所形成的特定微粒比守恒；（3）特定微粒的来源关系守恒。
故据Na2S溶液可得出如下关系：
(1)据硫元素形成微粒总量守恒，溶液中含硫的微粒有：c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=0.1 mol/L
(2)据Na2S的组成，硫与钠形成微粒的关系为：
c(Na+)= 2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)=0.2 mol/L
3.3 质子守恒
据上述关系和水本身电离出的c(H+)=(OH-)有如下关系：
c(OH7,c(OH-)>c(Na+)>c(H+)>c(CH3COO-)
B. pH>7,c(Na+)+c(H+)=c(OH-) +c(CH3COO-)
C. pHc(H+)>c(Na+)>c(OH-)
D. pH=7, c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)=c(OH-)
[解析]稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,二者反应生成CH3COONa和H2O。
又由于二者的量不知，所以必须讨论那种物质过量。
因此本题应做如下讨论：①恰好反应生成CH3COONa，溶液pH>7，但离子浓度大小顺序是c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+),所以A选项不正确.椐电荷守恒知B选项正确。
②NaOH过量,讨论NaOH和CH3COONa混合后溶液，pH>7，溶液中c(Na+)最大，所以A选项不正确，椐电荷守恒知B选项正确。
③CH3COOH过量,比较CH3COOH的电离程度和CH3COONa水解程度大小,当CH3COOH的电离程度大于CH3COONa水解程度时,溶液pH[A2]> [H+]>[OH－]
[练习1](2005年上海高考第14题)叠氮酸(HN3)与醋酸酸性相似,下列叙述错误的是()
A. HN3水溶液中微粒浓度大小顺序为: c(HN3)>c(H+)>c(N3-)>c(OH-)
B. HN3与NH3作用生成的叠氮酸铵是共价化合物
C. NaN3水溶液中离子浓度大小顺序为:c(Na+)>c(N-3)>c(OH-)>c(H+)
D. N -3与CO2含相等电子数
答案:1. C; 2. B。