弱电解质溶液中离子浓度的主要关系及分析策略
巧解水溶液中离子浓度大小问题
巧解水溶液中离子浓度大小问题摘要：将水溶液中的微粒分成三类：大量、少量、微量，在每一类中再进行离子浓度大小比较。
关键词：大量少量微量离子浓度大小比较笔者依据多年的教学经验，系统梳理各种题型，分析总结出一个简单的解答策略及解题方法，能将此类知识进行简单的处理，并将复杂的内容简化。
一、解决策略根据鲁科版和人教版课本分析很容易知道，不论是弱电解质的电离还是盐类的水解，它们的电离程度和水解程度都是非常小的，因此我们可以将溶液中的微粒进行初步简单的处理，将各种微粒分成大量、少量、微量三种。
分类标准如下表。
浓度关系一定满足：大量＞少量＞微量。
二、题型分析电解质溶液中离子浓度的相对大小比较的题目虽然非常多，概括起来主要有三种类型：单一溶质溶液的离子浓度大小的比较，混合溶液的离子浓度大小的比较，不同溶液中同一离子浓度大小的比较；针对每种类型，利用刚才的解题策略进行简单分析。
1单一溶质的溶液的离子浓度大小的比较。
【典型例题1】在（MmO1∕1NH3∙H2O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-)根据解题策略分析，首先将溶液中的各种微粒进行分类，结果表格如下：根据浓度关系，我们很容易得到：c(NH3∙H2O)>[c(0H-),c(NH4+)]>c(H+)。
我们发现少量的微粒有两种，下面将少量的微粒进行比较，难点就会迎刃而解。
因为水还电离出OH-,所以少量的微粒中C(0H-)>c(NH4+),故本题答案选A。
2.混合溶液中各种离子浓度的相对大小比较。
此类题型首先要看是否反应，若不反应，微粒数目仅仅增加，比较方法如1。
(完整版)电解质溶液中离子浓度大小的判断
电解质溶液中离子浓度大小的判断判断电解质溶液中离子浓度的大小关系或等量关系，是中学化学的重点和难点，也是高考中经常涉及的问题，本文就此类问题的教学总结如下。
一、熟练掌握两个规律1．多元弱酸电离的规律根据多元弱酸分步电离分析：如在H3PO4溶液中：c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）和c（H+）＞3c（PO43-）2．盐类水解的规律谁弱谁水解，谁强显谁性即根据是否水解及溶液酸碱性分析：如NH4Cl溶液中：c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）越弱越水解，双弱促水解即根据水解程度分析：如同温度同浓度的NaCN溶液和NaF溶液中，c（CN-）＜c（F-）；同温同度浓度的①NH4Cl溶液②NH4HCO3溶液中，NH4+浓度关系是①＞②。
多元要分步，程度依次减即根据多元弱酸根的分步水解及各步水解程度分析：如Na2CO3溶液中：c（Na+）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（HCO3-）和c（Na+）＞2c（CO32-）同温度同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中，c（CO32-）＜c（HCO3-）。
显酸酸抑制，显碱碱抑制即根据酸、碱对水解平衡的影响分析：如同温同浓度的①NH4Cl溶液②NH4HSO4溶液中，NH4+浓度关系是①＜②。
二、灵活运用三个守恒1．电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，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。
如在Na2CO3溶液中存在着Na+、CO32-、H+、OH－、HCO3－,它们存在如下关系：c（Na+）+c（H+）=2c（CO32-）+ c（HCO3-）+ c（OH－）2．物料守恒电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，使离子或分子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的，如在0.10mol/LNa2CO3溶液中CO32－能水解,故碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：c（CO32-）+ c（HCO3-）+c（H2CO3）=0.10mol/L或c（Na+）=2c（CO32-）+ 2c（HCO3-）+2c（H2CO3）3．质子守恒任何溶液中，水电离产生的H+和OH-的物质的量均相等，在能发生水解的盐溶液中，有H+（或OH-）转化为其它存在形式的情况存在，但各种存在形式的物质的量总和与OH-（或H+）的物质的量仍保持相等。
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+)
溶液中离子浓度的主要关系及分析策略
全部粒子
分子： CH3COOH 2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH) =0.2mol/L 物料守恒： 电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COOH)+c(OH-)
全部关系式
质子守恒:（混合溶液一般不考查，不用写出） c(CH3COO-) > c(Na+) c(H+) > c(OH-) 大小关系： c(CH3COO-) > c(CH3COOH)
二、推导出溶液中存 在的全部粒子
三、推断出溶液中离 子浓度的全部关系
0.1mol/L的Na2CO3溶液中
Na2CO3 == 2Na++CO32-
全部方程式
CO32- +H2O HCO3-+OHHCO3- +H2O H2CO3+OHH2O H++OH- 抓主次 阳离子： Na+、H+ 离子
溶液中的离 子以电解质 电离产生的 离子为主， 其它反应产 生的离子为 次（含义1）
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（ 将NaHCO3中 的C换为S，则变 + 2 + A．c(Na )﹥c(HCO3 )﹥c(CO3 )﹥cC(H )﹥c(OH ) 为NaHSO ，离子 3 浓度关系是否可以 B．c(Na+)+ c (H+)= c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 只做这样的交换？ C．c(Na+)+ c(H+) =2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 为什么？ D．c (Na+)= c (CO32-)+ c (HCO3-)+ c (H2CO3) ）
离子浓度大小的比较方法及规律
离子浓度大小的比较方法及规律
离子浓度是指解离出来的离子在溶液中的浓度，反映了溶液中离子的
数量。
在化学研究和实验中，比较离子浓度的方法及规律可以通过以下几
个方面来进行分析：
1.离子电荷数：离子的电荷数越多，其浓度越低。
因为在相同体积溶
液中，离子电荷越多，相互之间的排斥力越大，导致离子间的互相靠近程
度受到限制，浓度相应降低。
2.溶解度：不同离子化合物的溶解度不同，溶解度高的离子化合物会
使溶液中的离子浓度较高。
一般情况下，溶解度较高的化合物能够解离更
多的离子，在溶液中浓度较高；而溶解度较低的化合物解离的离子数量较少，浓度较低。
3.化学反应：一些化学反应会影响离子浓度，例如溶液中的酸碱反应、沉淀反应等。
在酸碱反应中，溶液中酸和碱的浓度决定了产生的离子浓度；在沉淀反应中，离子会结合形成沉淀，导致溶液中的离子浓度减少。
4.离子迁移速率：在电解质溶液中，离子的迁移速率是影响离子浓度
大小的因素之一、迁移速率较快的离子会在相同时间内在溶液中形成更高
的浓度。
离子迁移速率与离子电荷量、溶液电导率等因素有关。
5.离子浓度计算：通过实验测定，可以使用浓度计算公式来比较不同
离子的浓度。
离子浓度计算方法有多种，例如摩尔浓度、质量浓度、体积
浓度等，可以根据实际情况选择适合的方法来计算。
总结起来，离子浓度的大小可以通过离子电荷数、溶解度、化学反应、离子迁移速率以及浓度计算等方法和规律来进行比较。
因为每个离子都具
有独特的特性和溶液中的溶解度，所以在具体实验、研究和应用中需要详细考虑这些因素，来获得准确的离子浓度大小。
电解质溶液中离子浓度的守恒关系
电解质溶液中离子浓度的守恒关系昆山经济技术开发区高级中学王育梅摘要:本文作者根据近三年来高三教学经验总结高考中电解质溶液中离子浓度的守恒关系，旨在探求题目考察的发展过程和规律，希望能给教学带来启发。
关键词：电解质溶液离子浓度守恒演变近几年来，江苏高考中，电解质溶液中离子浓度的关系是考试的必考题目，因此类题目可以将弱电解质的电离平衡，盐类的水解平衡，酸式盐的电离和水解，以及它们电离和水解大小程度等进行综合的考查，因而在高考以及每次各地的模拟考试中此类题目长考不衰。
离子浓度的大小关系在此不做分析，而对于离子浓度的守恒关系笔者发现有一个逐渐发展和演变的过程，题目越考越灵活。
一、电荷守恒电荷守恒考查在03-09的七届的江苏高考中都有体现，大致经历了这样几个阶段（注：下列例举中高考题忠于原题，未作正误判断）1、单一溶液：①弱碱溶液：（06江苏13）选项A．0.1mol·L－1氨水中：c(OH-)=c(NH4+)②弱酸溶液：（07江苏15）选项A．0.1 mol·L－1 HCOOH溶液中：c (HCOO－)+ c (OH－)= c (H＋)③弱酸或弱碱形成的正盐溶液：（09南京期末12）选项C．0.1 mol·L－1 Na2S溶液中：c (Na+) ＋c (H+)＝2c (S2-)＋c (HS- )＋c (OH-)④酸式盐溶液：（04江苏）17．草酸是二元弱酸，草酸氧钾溶液呈酸性。
在0.1 mol·L-1 KHC2O4溶液0.1 mol·L－1中，下列关系正确的是（）A．c (K+)+ c (H+)= c (HC2O4—)+ c (OH—)+ c (C2O42-)2、电荷守恒的变形：①（03江苏）18．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B c (Na＋)＞c (CN－)②已知溶液pH，将c (H+)和c (OH—)代入（09.1苏州市调研13）B．再pH=8的NaB溶液中：c (Na+)- c (B-)=0.99×10-6 mol·L－1③酸碱混合后溶液中离子浓度关系：（05江苏）12．常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是（）D．pH＝7，且c(CH3COO—) ＞c(Na+) ＞c(H+) = c(OH—) ④（09江苏）13.下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）D.25℃时，pH=4.75、浓度均为0.1 mol·L-1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：c(CH3COO-)+c(OH-)<c(CH3COOH)+C(H+)此题不难辨别考察的是电荷守恒关系，将c(Na+)用c(CH3COOH)替代后左右相等，在分析此酸性混合溶液中CH3COOH的电离和CH3COO—水解程度大小比较问题二、物料守恒：物料守恒在近几年的江苏高考中出现不多，03、04、06年高考中有所体现，但平时各地模拟考试中经常出现，同样有着逐渐演变而且越变越难的趋势1、单一溶液：①弱酸溶液：O.1mol·L的CH3COOH溶液中c(CH3COO-)+(CH3COOH)= O.1mol·L-1②弱碱溶液：O.1mol·L-1的氨水溶液中c（NH3）+c(NH4＋)+ c（NH3·H2O）=O.1mol·L-1③正盐溶液：Na2CO3溶液中c(Na+)=2c(H2CO3)+2c(HCO3-)+2c(CO32－)④酸式盐溶液：（04江苏）17．草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。
电解质溶液中离子浓度的关系
电解质溶液中离子浓度的关系安徽省枞阳县白云中学方益电解质溶液的有关知识特别是离子浓度问题是高中化学内容的一个重要组成部分，也是高考的“热点”之一。
一直以来全国高考化学试卷中几乎年年涉及这类题型。
而学生对这部分知识的学习和理解存在一定的难度。
故本文对此做以归纳总结。
一、离子浓度的大小关系1.单一盐溶液中：⑴一元弱酸或弱碱的盐溶液不水解的离子＞水解离子＞显性离子＞隐性离子例：CH3COONa溶液中：C(Na＋)＞C(CH3COO― )＞C(OH―)＞C(H＋)NH4Cl溶液中：C(Cl― )＞C(NH4＋)＞C(H＋)＞C(OH― )⑵在强碱与多元弱酸形成的正盐溶液中，弱酸根的水解以第一步为主。
即：强碱阳离子＞弱酸酸根离子＞氢氧根离子＞第一步水解产生的酸式酸根离子＞氢离子。
例：碳酸钠溶液中C(Na＋)＞C(CO32― )＞C(OH― )＞C(HCO3― )＞C(H＋)⑶在强碱与多元弱酸形成的酸式盐溶液中，既要考虑酸式酸根离子的电离也要考虑其水解。
如果酸式酸根离子的电离程度大于其水解程度，则溶液显酸性。
例：NaH2PO4溶液中C(Na＋)＞C(H2PO4－)＞C(H＋)＞C(HPO42― )＞C(OH―)如果酸式酸根离子的电离程度小于其水解程度，则溶液显碱性。
例：NaHCO3溶液中C(Na＋)＞C(HCO3― )＞C(OH― )＞C(H＋)＞C(CO32―)⑷在弱酸弱碱盐溶液中，需考虑酸碱的相对强弱。
例：在NH4CN溶液中由于NH3·H2O的碱性强于HCN的酸性故存在C(NH4＋)＞C(CN－)＞C(OH― )＞C(H＋)2.混合溶液中⑴弱电解质及其盐溶液的混合溶液弱酸(弱碱)与强碱弱酸盐（强酸弱碱盐）混合溶液中：如果弱酸（弱碱）的电离程度大于该盐的水解程度，则该溶液显酸性（碱性）。
例：等浓度的醋酸与醋酸钠溶液混合后：C(CH3COO― )＞C(Na＋)＞C(H＋)＞C(OH― ) 等浓度的氨水与氯化铵溶液混合后：C(NH4＋)＞C(Cl－)＞C(OH－)＞C(H＋)如果弱酸的电离程度小于该盐的水解程度，则该溶液显碱性。
19：离子浓度比较解题规律和方法
离子浓度比较解题规律和方法一、思维模型：离子浓度比较中的1，2，31、1 条正确思路2、2 个“微弱”①弱电解质的电离是微弱：对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。
②弱酸（或弱碱）根离子的水解是微弱的（完全双水解除外）：弱酸（或弱碱）根离子的单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。
3、3 个守恒①电荷守恒：电解质溶液中阳离子所带的正电荷的总数等于阴离子所带负电荷的总数。
②物料守恒：不论元素以何种形式存在，其原子的总量不变。
③质子守恒：即H+（或OH-）的来源守恒，包括酸（或碱）的电离、水的电离以及盐类水解的影响等。
二、典型例题：【例】室温下，下列混合溶液中，各离子浓度的关系正确的是A. pH=12的氨水与pH=2的盐酸等体积混合：c (Cl -)> c ( NH 4+)> c (OH -)> c ( H +)B.浓度均为 0.1 mol⋅L-1的硫酸氢铵溶液与氢氧化钠溶液等体积混合：c ( SO42-)> c ( Na +)> c ( NH 4+)> c ( H +)> c ( OH -)C.浓度均为 0.1 mol⋅L-1的小苏打溶液与烧碱溶液等体积混合：2 c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)-c(H+)= 0.1mol ⋅ L-1D.浓度均为 0.1 mol⋅L-1的醋酸溶液与氢氧化钠溶液等体积混合：c ( Na +)= c ( CH 3COO -)> c ( OH -)= c ( H +)【解题过程分析】A、因一水合氨为弱碱，pH=12 的氨水与 pH=2 的盐酸等体积混合，反应后为氨水和氯化铵的混合溶液，该溶液显碱性，弱电解质的电离大于铵根离子的水解，则c(NH4+)＞（cCl-），故A错误；B 、浓度均为 0.1mol/L 的硫酸氢铵溶液与氢氧化钠溶液等体积混合，二者的物质的量相同，则（c SO42-）=（c Na+），生成等物质的量的硫酸钠和硫酸铵，则（cNH4+）＞（cH+）＞（c OH-），故 B 错误；C、浓度均为 0.1mol/L 的小苏打溶液与烧碱溶液等体积混合，恰好生成碳酸钠，由电荷守恒可知2（cCO32-）+（cOH-）+（cHCO3-）=（c H+）+（cNa+），则2（cCO32-）+（cOH-）+（cHCO3-）-（cH+）=（cNa+）=0.1mol/L´V+0.1mol/L´V= 0.1mol/L2V，故C正确；D、浓度均为 0.1mol/L 的醋酸溶液与氢氧化钠溶液等体积混合恰好生成醋酸钠，因醋酸根离子水解，则（cNa+）＞（cCH3COO-）＞（cOH-）＞（cH+），故D错误。
电解质溶液中离子浓度的主要关系
研究现状与展望
01
当前电解质溶液中离子浓度关系的研究已经取得了一定的 成果，但仍然存在许多挑战和问题需要解决。
02
未来研究需要进一步深入探索离子在电解质溶液中的行为，包 括离子的相互作用、迁移机制、溶解度等方面的研究。
04 离子浓度与离子活度的关 系
离子活度的定义
离子活度是指电解质溶液中离子的有效浓度，是实际浓度与 理想浓度之比。
它反映了离子在溶液中的实际活性和相互作用，是电解质溶 液性质的一个重要参数。
离子浓度与离子活度的关系
离子活度与离子浓度之间存在一定的 关系，通常情况下，离子浓度越大， 离子活度也越大。
当离子浓度较低时，电导率随浓度的变化率较大；当离子浓度较高时，电导率随 浓度的变化率逐渐减小。
电导率的应用
电导率是工业生产和实验室中常用的分析指标，可用于测定溶液的纯度、浓度以及离子交换剂的效能 等。
通过测量电导率，可以了解溶液中离子的种类和浓度，进而推断出溶液的组成和性质。
在环境监测中，电导率可以用于判断水体的污染程度和类型。例如，高电导率的水体可能含有较多的溶 解无机盐，而低电导率的水体则可能含有较少的溶解无机盐。
离子浓度与酸碱平衡的关系
离子浓度对酸碱平衡有重要影响，例如，氢 离子和氢氧根离子的浓度会影响溶液的pH 值，进而影响酸碱平衡。
在电解质溶液中，离子的浓度和种类也会影 响酸碱平衡，例如，某些离子可以与氢离子 或氢氧根离子结合，影响其浓度，进而影响
酸碱平衡。
酸碱平衡的调节
人体可以通过调节呼吸、排泄等生理机制来调节酸碱 平衡，例如，通过呼吸排出二氧化碳、通过肾脏排泄 碳酸氢盐等。
比较电解质溶液中离子浓度的大小要辩证分析.
如 ： Ｈ３ＯＯ 与 Ｃ Ｃ Ｏ Ｃ Ｃ Ｈ Ｈ Ｏ Ｎａ 混 合 溶 液 中 ， 等 物 质 的 量 的 Ｃ Ｃ Ｈ， Ｈ３ＯＯ Ｈ３ＯＯ Ｃ Ｃ Ｎａ分 别 由 电 离 、 解 影 响 。 水
（ ）Ｃ ＣＯ Ｈ 溶 液 中 】 Ｈ， ０
相 同 条件下 ， 过 程适 用于 所 有弱 酸 （ ） 强碱 （ ） 中和 的 此 碱 与 酸 的
２ｏ ０ ９年 江 苏 镇 江
滴过 曩 雾 影因的次 离浓的 人程 寨 羹 响素主 相比 子度 对较
氨 水 １２滴 －
氨水滴至 １ Ｏ
ｃＨＣ） （ Ｃ） ＮＨ￣ 水解 ＨＣ 抑 制 （ Ｉ ＮＨ￣Ｉ ＞ｃ Ｃ１ Ｉ
只 ＮＥ 水 解 【 １
ＣＣ－ ｃＨ３ （Ｉ＞ （ ＞ ）
ｃＮＨ ＋ ｃ０Ｈ１ （ ４） （ ） ＣＣ ｃＮ ＋ （ｌ （Ｈ４） ＞
ｃＭ’ ｃｘ＿＞ｃｔ ）ｃＯＷ） （ ：（ ） （ ＝（ ｒ 二 、 析 问题 分
复 杂 问题 总 是 由 若 干 个 简 单 复 合 而 成 的 。离 子 浓 度 的 比较 不 出 以 下 三 种 简 单 的 知 识 原 型
氨 水 滴 至 ２ ｍ１ ０
ｃＨ＋ ｃ０Ｈ１ （ ）（ ＞ ＮＨ ｌ 解 与 ＮＨ３Ｈ ｃＮ ）ｃｃｒ 水 Ｎ （ ＝ （ｌ＞ ） ＮＮ ・ Ｏ 电 离 相 互 抑 ｃ ＝ ｆ ） Ｈ Ｈ： （ ｃＯＨ－ Ｈ’ 制 ， 液 显 中 性 溶 Ｎ Ｈ Ｈ２ 电 离 影 响 为 ｃＮＨ ＞ （ｌ ０ （ ｃＣ 主 ， ￣Ｉ 解 为 次 ＮＨＣ 水 Ｎ ＨｒＨ２ 电离 为 主 ０ ｃＯ （Ｈ ｃＨ （ ｃＮＨｇ＞ （ － （ ）ｃＯＨ） ＞ ｃＣＩ＞（ （ Ｊ ｃＨ’ Ｊ
应 ， 上 表滴加 次序 ： 如 （） 抑 制 水解 １为 （ 为水 解 ２） （ ） 离 与 水 解 相 互 抑 制 （ 制 程 ３电 抑
溶液中离子浓度大小的比较
溶液中离子浓度大小的比较溶液中离子浓度大小的比较是高考的一个热点问题，也是学生学习电解质溶液知识的一个难点，可从溶液中存在的平衡确定离子的来源以及主次的角度分析，使各种关系具体化、清淅化。
一、理论依据1．两个平衡理论：弱电解质的电离平衡理论和盐的水解平衡理论2．三个守恒关系：（1）电荷守恒：溶液总是呈电中性，即电解质溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
关键是找全溶液中存在的离子，并注意离子所带电荷数。
（2）物料守恒：即原子个数守恒，即存在于溶液中的某物质，不管在溶液中发生了什么变化，同种元素各种存在形式的和之比符合物质组成比。
（3）质子守恒：在任何水溶液中，水电离出的H+和OH-的量总是相等。
注：由电荷守恒和物料守恒可以导出质子守恒例1．写出1.0 mol/L Na2CO3溶液中离子浓度的大小关系和三个守恒关系式。
解析：c (Na+) > c(CO32-) > c(OH-) >c(HCO3-)>c(H+)，c(Na+)>2c(CO32-)。
电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-) + c(OH-) +c(HCO3-)；物料守恒：由于n(Na+)=2n(C)，又由于CO32-能水解，故碳元素以CO32-、HCO3-、H2CO3三种形式存在，所以有c(Na+)=2(c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3))。
质子守恒：c(OH-)=c(H+) +c(HCO3-) +2c(H2CO3)，（一个CO32- 结合两个H+形成H2CO3）分析溶液中存在有哪些平衡时要注意，弱电解质电离出的离子不需要再考虑水解，如氢硫酸中的HS-、S2-；弱酸根离子水解出的离子不需要再考虑电离如Na2CO3溶液中的HCO3-。
练习1：写出0.1 mol/L NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系和三个守恒关系式。
二、常见题型1．同浓度的不同溶液中，同种离子浓度大小的比较首先，我们应明确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。
溶液中离子浓度大小关系和等量关系
溶液中离子浓度大小关系和等量关系溶液中离子浓度大小的比较和等量关系是高考的热点，是我们学生学习的重点和难点。
大多数学生在刚学这部分内容时觉得非常抽象，处理起来非常棘手。
从教学实践中我们知道，要做好这类问题的分析，首先要有较好的电离平衡知识和盐类水解知识作为基础。
在解决离子浓度的等量关系这类问题时我们常从物料守恒、电何守恒及质子守恒三个方面来分析。
一、溶液中离子浓度大小关系1．电离理论（1）弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的弱电解质及产生的离子是微量的，同时也要考虑溶液中水的电离。
例如在25℃时，0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。
（2）多元弱酸的电离是分步进行的，主要是以第一步为主。
例如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：c(Na+)>c(HCO3-)⑵水解是微弱的，水解消耗的弱离子及产生的微粒也是微量的。
如（NH4）2SO4溶液中：c(NH4+)> c(SO42-)> c(NH3·H2O)⑶多元弱离子的水解是分步进行的，主要是以第一步为主。
如Na2CO3溶液中：c(Na+)> c(CO32-)> c(OH-) > c(HCO3-)> c(H2CO3) > c(H+)⑷混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
如等浓度的NH4Cl溶液和氨水等体积混合后，由于氨水的电离程度大于NH4+的水解程度，所以溶液中离子浓度顺序为：c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)［练习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－)［练习2］在0.1 mol / L Na2CO3溶液中，下列关系正确的是() A．c(Na+) ＝2c(-23CO) B．c(OH－) ＝2 c(H+)C．c(-3HCO)＞c(H2CO3) D．c(Na+)＜[c(-23CO)＋c(-3HCO)]［练习3］将20mL 0.4mol/L硝酸铵溶液跟50 mL 0.1mol / L氢氧化钡溶液混合，则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是()A.c(-3NO)＞c(OH－)＞c(NH4＋)＞c(Ba2＋)B.c(-3NO)＞c(Ba2＋)＞c(OH－)＞c(NH4＋) C.c(Ba2＋)＞c(-3NO)＞c(OH－)＞c(NH4＋) D.c(-3NO)＞c(Ba2＋)＞c(NH4＋)＞c(OH－)［练习4］0.1 mol·L－1 NaOH和0.1mol·L－1 NH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小正确的次序是( ) A．c(Na+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)B．c(Na+)＝c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)C．c(Na+)＝c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－)D．c(Cl－)＞c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+)［练习5］．将pH＝3的盐酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是( )A．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－)B．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)C．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－)D．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H+)二、溶液中离子浓度等量关系⑴电荷守恒：电解质溶液中阴、阳离子所带正、负电荷数相等，如Na2CO3溶液中：c(Na+)+ c(H+)=c(HCO3-)+2 c(CO32-)+ c(OH-)⑵物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。
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。
弱电解质溶液中离子浓度的主要关系及分析策略(完整版)3
V (N aO H )/m L
总结1：单一溶质型的怎样考虑离子浓度？
方法： 定溶质——想平衡——比大小
注意事项？
电离水解细分辨， 溶质离子排前面。 酸性溶液 — OH- 、 碱性溶液— H+， 一般都排最后边。
总结2：酸碱反应PH=7型的怎样考虑离子浓度？
方法：C(H+)＝C(OH-) 巧用电荷守恒式判断其他离子间的关系。
电解质溶液中离子浓度 的主要关系及分析策略
学习目标: (1)能够比较离子浓度的大小。 (2)能够书写溶溶液滴定 20mL0.1mol/L的 CH3COOH溶液过程中PH变化如图所示：
pH
14
12
10
8 7 6
4
3 2
A
B C D
0
10
20
30
40
祝各位老师和同学们 圣诞快乐！
总结3、酸碱反应过量型的怎样考虑离子浓度？
方法：定溶质——想平衡——比大小
注意事项？
定住溶质再看量 电离水解分主次 忽略次要抓主要 这样才能比大小。
总结：守恒式书写方法
1、找好出发点 溶液——电荷守恒 盐 ——物料守恒 水 ——质子守恒
2、找全粒子。
分析策略——六步走
• 第一步，确定溶质很重要 • 第二步，联想平衡助思考 • 第三步，分清主次抓主要 • 第四步，然后你再比大小 • 第五步，见到等号想守恒 • 第六步，电荷物料经常考 •
电解质溶液中离子浓度和电解性的计算和测定
电导率在工业生产中的应用
水质监测：电导率是衡量水质的重要指标之一，可以反映水中离子浓度和杂质含量
化工生产：电导率可以用来监测化学反应的进行程度和产物的纯度
食品加工：电导率可以用来检测食品中的盐分和糖分含量，保证食品质量和安全
环境监测：电导率可以用来监测土壤和水源的污染程度，为环境保护提供依据
电导率在环境监测中的应用
应用：在化学、生物、环境等领域中，离子浓度的测定和计算具有重要意义。
电导率的概念和影响因素
压力：压力增大，离子运动受阻，电导率减小
温度：温度升高，离子运动加快，电导率增大
离子浓度：离子浓度越高，电导率越大
离子种类：不同离子对电导率的影响不同，如Na+、Cl-等离子对电导率的影响较大
电导率：表示溶液导电能力的物理量
离子电导率常数：与离子种类和溶液温度有关
关系式：电导率=离子浓度×离子电导率常数
电导率与离子迁移率的关系
离子迁移率受温度、压力、离子种类等因素影响，因此电导率也会受到影响。
电导率与离子迁移率的关系可以通过公式表示，其中电导率与离子迁移率成正比。
离子迁移率是指离子在电场作用下的迁移速度，与离子的性质和溶液的性质有关。
离子：带电的粒子，包括阳离子和阴离子
电导率：衡量溶液导电能力的物理量
浓度：表示溶液中溶质含量的物理量，常用单位为摩尔每升（M）或毫摩尔每升（mM）
离子浓度的定义和计算方法
离子浓度的定义：电解质溶液中离子的浓度，通常用C表示。
计算方法：通过电导率、温度和离子电荷数等参数计算得出。
影响因素：电解质溶液的浓度、温度、离子电荷数等。
电导率是衡量溶液导电能力的参数，与离子浓度和离子迁移率有关。
电导率与离子浓度的应用实例
溶液中粒子浓度关系
D．加入 20 mL 盐酸时：c(Cl－)＝c(NH＋ 4 )＋c(Na＋)
解析：未加盐酸时，NaOH 和 NH3·H2O 混合溶液中，NaOH 完全电离， NH3·H2O 部分电离，则离子浓度关系为 c(OH－)＞c(Na＋)＞c(NH3·H2O)，
A 错误。加入 10 mL 盐酸时，盐酸与 NaOH 恰好完全反应生成 NaCl，此
(二) 巧用守恒思想，明确定量关系
(3)质子守恒 质子守恒是指电解质溶液中的分子或离子得到或失去 的质子的物质的量相等。质子守恒也可根据电荷守恒和物 料守恒联合求出。 如：NH4HCO3溶液中H3O＋、H2CO3为得到质子后的产 物；NH3·H2O、OH－、CO32－为失去质子后的产物，故有 c(H3O＋)＋c(H2CO3)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)＋c(CO23－)。
4．25 ℃时，在 10 mL 浓度均为 0.1 mol·L－1 NaOH 和 NH3·H2O 混合 溶液中，滴加 0.1 mol·L－1 的盐酸。下列有关溶液中粒子浓度关系
正确的是
()
A．未加盐酸时：c(OH－)＞c(Na＋)＝c(NH3·H2O) B．加入 10 mL 盐酸时：c(NH＋ 4 )＋c(H＋)＝c(OH－) C．加入盐酸至溶液 pH＝7 时：c(Cl－)＝c(Na＋)
C．pH＝4 的 H2S 溶液与 pH＝10 的 NaOH 溶液等体积混合，存在下列等 式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(S2－)
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
二元弱酸 0.1 mol·L－1 的 NaHCO3 溶 的酸式盐 液中：c(Na＋)＞c(HCO3－)＞
溶液 c(OH－)＞c(H＋)＞c(CO32－)
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20
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V(NaOH)/mL
总结1：单一溶质型的怎样考虑离子浓度？ 方法： 定溶质——想平衡——比大小
注意事项？
电离水解细分辨， 溶质离子排前面。 酸性溶液 — OH- 、 碱性溶液— H+， 一般都排最后边。
总结2：酸碱反应PH=7型的怎样考虑离子浓度？
方法：C(H+)＝C(OH-) 巧用电荷守恒式判断其他离子间的关系。
电解质溶液中离子浓度 的主要关系及分析策略
学习目Байду номын сангаас: (1)能够比较离子浓度的大小。 (2)能够书写溶液中的三个守恒关系 。
用0．1 mol/L NaOH溶液滴定 20mL0.1mol/L 的CH3COOH溶液过程中PH变化如图所示：
pH 14 12 10 8 7 6 4 3 A 2 0 D B C
淄川一中：修凤艳
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总结3、酸碱反应过量型的怎样考虑离子浓度？ 方法：定溶质——想平衡——比大小
注意事项？
定住溶质再看量 电离水解分主次 忽略次要抓主要 这样才能比大小。
总结：守恒式书写方法
1、找好出发点 溶液——电荷守恒 盐 ——物料守恒 水 ——质子守恒 2、找全粒子。
分析策略——六步走
第一步，确定溶质很重要 第二步，联想平衡助思考 第三步，分清主次抓主要 第四步，然后你再比大小 第五步，见到等号想守恒 第六步，电荷物料经常考
祝各位老师和同学们 圣诞快乐！