粒子浓度大小比较
高中化学-第四课时 离子浓度大小比较10
OH–
因此：
为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物，
c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH–)
例1：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，关系正确的是
A．c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)
A B．c (NH4+) ＞ c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (H+)
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
3、质子（H+）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。
如：NH4Cl溶液中 H3O+（H+） NH3·H2O、OH–、
因此：
为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物，
c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH–)
如：CH3COONa溶液中
V1 > V2（填 “ > ”、“ < ” 或 “ = ” ），
各离子浓度由大到小的关系： c(Cl-) = c(NH4+) > c(H+) = c(OH-) 。
NH3·H2O 的电离 > NH4Cl 中NH4+的水解 【例6】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1
mol/L 的盐酸混合， c. 若V1 : V2 = 2:1，
c(Na+) > c(OH-) > c(HCO3-) > c(H+) C. Na2CO3 溶液：
c(OH-) - c(H+) = c(HCO3-) + 2c(H2CO3) D. 25 ℃时，pH = 4.75、浓度均为0.1 mol/L 的
离子浓度大小的比较
（ 2 ）水解能力大于电离能力（如NaHCO3 、 Na2HPO4 、NaHS） 练习：试比较NaHCO3溶液中各离子浓度大小。
答案： C(Na+ ) > C(HCO3 –) > C(OH-) > C(H+） > C(CO3 2-) H2CO3？
六、单一正盐（AB型）溶液中离子浓度大小的比 （考虑水解和电离）
5、现有NH4Cl和氨水组成的混合溶液(填“>”、“<”或 “=”) = ①若溶液的pH=7，则该溶液中C(Nt;7，则该溶液中C(NH4＋) < C(Cl－)； ③若C(NH4＋)< C(Cl－)，则溶液的pH 7。
变式：NaHCO3溶液
三、质子守恒
在NH4Cl溶液中，存在两个守恒：
由水电离提供的H+与OH-相等（可由电荷守恒及物料守恒推出）。
电荷守恒：c(NH4+)＋c(H+)＝c(OH－) +c(Cl－) 物料守恒：c(Cl－)＝c(NH4+)＋c(NH3· 2O) H 两式相加 质子守恒： c(H+) ＝ c(OH-) ＋c(NH3· 2O) H
4.在Na2CO3溶液中下列关系不正确的是( A ) A. 2c(Na+) = c(CO32－) + c( HCO3－) + c(H2CO3) B. c(Na+) +c(H+)= 2c(CO32－) + c(HCO3－) + c(OH－) C. c(Na+) ＞ c(CO32－) ＞c(OH－)＞c(HCO3－) ＞c(H+) D．c(OH－)= c(H+)+ c(HCO3－)+2c(H2CO3) 电荷守恒： c(Na+) +c(H+)= 2c(CO32－) + c(HCO3－) + c(OH－) 物料守恒： c(Na+) = 2c(CO32－) +2 c( HCO3－) + 2c(H2CO3) 质子守恒：c(OH－) = c(HCO3－) + c(H+) + 2c(H2CO3)
离子浓度大小的比较方法及规律
离子浓度大小比较的方法和规律一、离子浓度大小比较的方法和规律1、紧抓住两个“微弱”：a 弱电解质的电离是微弱的 b 弱根离子的水解是微弱的。
2、酸式酸根离子既能电离又能水解，若电离能力大于水解能力则酸式盐溶液呈酸性，否则呈碱性。
常见呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-对应的可溶盐的溶液。
3、不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其它离子对其产生的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NHCI②NHHSO③CHCOON④NH?HO。
c (NH+)由大到小的顺序为②〉①'③〉④4、混合溶液中离子浓度大小的比较，首先要分析混合过程中是否发生化学反应，若发生反应，则要进行过量判断(注意混合后溶液体积的变化)；然后再结合电离、水解等因素进行分析。
5、对于等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的浓度关系题，要由混合后溶液的PH大小判断电离和水解的关系。
常见的CHCOO与CHCOON等体积、等物质的量浓度混合、NH?HO与NH4CI 等体积、等物质的量浓度的混合都是电离大于水解。
6、三个重要的守恒关系①电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。
如NaCQ溶液：c (Nh) + c( H) =cC( HCO) +2c( CO2')+c( OH) ② 物料守恒如NaCQ溶液，虽C&-水解生成HCO, HCO进一步水解成HCQ,但溶液中n (Nsj) : n (C) = 2:1 ,所以有如下关系：c (N6) =2{c( HCQ-)+c( CQ 32-)+c( H 2CQ)}③质子守恒即水电离出的QH的量始终等于水电离出的H+的量。
如NaCQ 溶液，水电离出的H—部分与CG2-结合成HCQ，—部分与CG2- 结合成H2CQ, —部分剩余在溶液中，根据c (^)水=c (QH)水，有如下关系：c (QH)= c( HCQJ+ 2c(H 2C0+ c (H+)二、技巧1、在解题过程中，若看到选项中有“ =”，则要考虑3 个守恒关系：2、若守恒关系中只有离子，则考虑电荷守恒关系，若守恒关系中同时出现分子和离子，则考虑物料守恒和质子守恒；3、若选项中离子浓度关系以“ >”连接，则主要考虑弱电解质的电离、弱根离子的水解以及各离子之间的相互影响等。
离子浓度大小比较
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
c(CH3COO-)>c(CH3COOH）
c(CH3COO-)+ c(OH-) = c(Na+) + c(H+)
2 c(Na+) = c(CH3COO-) + c(CH3COOH)
10
②、两种物质反应
看反应后是否有剩余
c(OH-)=c(H+) + c(HS-) +2c(H2S)
23
10、(2010·上海高考)下列溶液中微粒浓度关系一定正确的是
( C)
A．氨水与氯化铵的 pH＝7 的混合溶液中：c(Cl－)＞c(NH＋4 ) B．pH＝2 的一元酸和 pH＝12 的一元强碱等体积混合：c(H＋)
＝c(OH－) C．0.1 mol·L－1 的硫酸铵溶液中：c(NH＋4 )＞c(SO24－)＞c(H＋) D．0.1 mol·L－1 的硫化钠溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋
c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
2
3、质子守恒
电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往 往存在质子(H＋)的转移，但转移过程中质子数量 保持不变，称为质子守恒．
如：在NaHS溶液中，存在NaHS的电离和水解， H2O的电离，其质子转移情况可作如下分析：
3
根据质子守恒有c(H2S)＋c(H3O＋)＝c(S2－)＋c(OH－)，即 c(H2S)＋c(H＋)＝c(S2－)＋c(OH－)．
c(Na+)=c(CH3COO-) D．Na2CO3溶液中：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)
离子浓度大小比较
粒子浓度大小比较离子浓度大小比较一般分为以下两种情况：1．不等式关系2.等式关系物料平衡是元素守恒：要明晰溶质进入溶液后各离子的去向。
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。
⒈含特定元素的微粒(离子或分子)守恒例如：在0.2mol/L的Na2CO3溶液中，根据C元素形成微粒总量守恒有：c(CO32-) + c(HCO3-)+ c(H2CO3) = 0.2mol/L。
⒉不同元素间形成的特定微粒比守恒例如：在Na2CO3 溶液中，根据Na与C形成微粒的关系有：c(Na+) = 2[c(CO32- ) + c(HCO3- ) + c(H2CO3 )]分析：上述Na2CO3 溶液中，C原子守恒，n(Na) : n(C)恒为2：13.混合溶液中弱电解质及其对应离子总量守恒例如：相同浓度的HAc溶液与NaAc溶液等体积混合后，混合溶液中有：2c(Na+ )=c(Ac-)+c(HAc)分析：上述混合溶液中，虽存在Ac-的水解和HAc的电离，但也仅是Ac-和HAc两种微粒间的转化，其总量不变。
质子守恒规律：水电离的特征是c(H)=c(OH-)，只不过有些会水解的盐会导致氢离子、氢氧根可能会有不同的去向，我们需要把它们的去向全部找出来。
例如：NaHCO3溶液，初始H+ 来源于HCO3- 和H2O的电离，c初(H+) = c(CO32- ) + c(OH- );伴随着的水解的发生，一部分H+转化到H2CO3中，因此，c初(H+) = c现(H+) + c(H2CO3 )，从而得出，溶液中离子浓度的关系如下：c(CO32- ) + c(OH- ) = c(H+) +c(H2CO3 )对同一溶液来说：质子守恒=电荷守恒-物料平衡快速书写质子守恒的方法第一步：确定溶液的酸碱性，溶液显酸性，把氢离子浓度写在左边，反之则把氢氧根离子浓度写在左边。
第二步：根据溶液能电离出的离子和溶液中存在的离子，来补全等式右边。
离子浓度大小的比较
【课堂练习】
1.在0.1mol/L Na2CO3溶液中，下列关系正确的是 A.c(Na+)=2c(CO32-)
( A )
【课堂练习】
3.下列叙述正确的是
( BC )
A. 0.1mol/L氨水中，c(OH-)=c(NH4+)
B. 10mL 0.02mol/L HCl溶液与10mL 0.02mol/L
Ba(OH)2溶液充分混合后溶液体积为20mL，则pH=12
C. 在0.1mol/LCH3COONa溶液中，
c(OH-) =c(CH3COOH)+c(H+)
C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)
D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L
【课堂练习】 • 1、现有NH4Cl和氨水组成的混合溶液C(填“>”、“<” 或“=”) • ①若溶液的pH=7，则该溶液中C(NH4＋) = C(Cl－)； • ②若溶液的pH>7，则该溶液中C(NH4＋) > C(Cl－)； < • ③若C(NH4＋)< C(Cl－)，则溶液的pH 7。 • 2、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( B ) • 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
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)。
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
离子浓度是指单位体积内离子的数量，是描述溶液中离子含量多少的重要参数。
对于化学实验和工业生产来说，准确测定离子浓度大小是非常重要的。
下面将介绍几种常用的方法和规律来比较离子浓度大小。
首先，离子浓度的比较可以通过电导率来实现。
电导率是溶液中离子传导电流的能力，通常用电导率计来测量。
在相同条件下，电导率越高，溶液中离子浓度越大。
因此，通过比较不同溶液的电导率，可以初步判断出它们的离子浓度大小。
其次，离子浓度的比较还可以通过离子色谱法来实现。
离子色谱法是一种利用离子交换树脂将离子分离的方法，通过检测分离后的离子浓度来比较不同溶液中离子的含量。
这种方法对于测定微量离子浓度非常有效，能够准确地比较不同溶液中离子浓度的大小。
另外，离子浓度的比较还可以通过PH值来实现。
PH值是描述溶液酸碱性强弱的指标，通常与溶液中的离子浓度密切相关。
一般来说，PH值越低，溶液中的氢离子浓度越大；PH值越高，溶液中的氢离子浓度越小。
因此，通过比较不同溶液的PH值，也可以初步判
断它们的离子浓度大小。
最后，离子浓度的比较还可以通过离子选择电极来实现。
离子选择电极是一种专门用于测量特定离子浓度的电极，通过测量电极的电位来比较不同溶液中特定离子的浓度大小。
这种方法对于测定特定离子浓度非常有效，能够准确地比较不同溶液中特定离子的含量。
综上所述，离子浓度大小的比较可以通过多种方法和规律来实现，每种方法都有其适用的范围和优势。
在实际应用中，可以根据具体情况选择合适的方法来进行离子浓度大小的比较，以确保测量结果的准确性和可靠性。
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。
离子浓度大小的比较
如:0.2mol/LNa2CO3溶液
碳守恒：
C(CO32-)+C(HCO3-)+C(H2CO3)=0.2mol/L
练习：０.1mol/LCH3COONa溶液
醋酸根守恒：
C(CH3COO-)+C(CH3COOH)=C(Na+)=0.1mol/L 8
质 如： Na2CO3溶液
子 守 C(OH-)=C(H+)+C(HCO3-)+2C(H2CO3) 恒
盐的水解应用___离子浓度大小比较
电
如: 0.1mol/LH2S溶液
荷 守
C(H+) = C(OH-)+C(HS-)+2C(S2-)
恒
又如: 0.2mol/LNa2CO3溶液
C(Na+)+C(H+)=2C(CO32-)+C(HCO3-)+C(OH-) 练习: 0.1mol/LCH3COONa溶液
C(Na+)+C(H+)=C(OH-)+C(CH3COO-)
• C．[CH3COO-]>[Cl-]>[H+]>[CH3COOH] D．[CH3COO-]>[Cl-]>[CH3COOH] >[H+]
如: 0.2mol/LCH3COOK与0.1mol/LHCl各1L,混合 后溶液 中离子浓度大小比较为:__________
答案： Ｃ（Ｋ＋）﹥Ｃ（ＣＨ３ＣＯＯ-）﹥Ｃ（Ｃl-) ﹥C(H+) ﹥C(OH-)
C(NH4+) ﹥C(Cl-) ﹥C(OH-) ﹥C(H+)
• 3、现有NH4Cl和氨水组成的混合溶液 • ①若溶液的pH=7， • 则该溶液中C(NH4＋) C(Cl－) • ②若溶液的pH>7， • 则该溶液中C(NH4＋) C(Cl－)； • ③若C(NH4＋)＞ C(Cl－)， • 则溶液的pH 7。 • ④将m mol·L-1的盐酸和n mol·L-1氨水等体
离子浓度大小的比较方法及规律
离子浓度大小比较的方法和规律一、离子浓度大小比较的方法和规律1、紧抓住两个“微弱”：a弱电解质的电离是微弱的 b弱根离子的水解是微弱的。
2、酸式酸根离子既能电离又能水解，若电离能力大于水解能力则酸式盐溶液呈酸性，否则呈碱性。
常见呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-对应的可溶盐的溶液。
3、不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其它离子对其产生的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3•H2O。
c（NH4+）由大到小的顺序为②＞①＞③＞④4、混合溶液中离子浓度大小的比较，首先要分析混合过程中是否发生化学反应，若发生反应，则要进行过量判断（注意混合后溶液体积的变化）；然后再结合电离、水解等因素进行分析。
5、对于等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的浓度关系题，要由混合后溶液的PH大小判断电离和水解的关系。
常见的CH3COOH与CH3COONa等体积、等物质的量浓度混合、NH3•H2O与NH4Cl等体积、等物质的量浓度的混合都是电离大于水解。
6、三个重要的守恒关系①电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。
如Na2CO3溶液： c（Na+）+ c（H+）=cC( HCO3-) +2c( CO32-)+c( OH-) ②物料守恒如Na2CO3溶液，虽CO32-水解生成HCO3-，HCO3-进一步水解成H2CO3，但溶液中n（Na）: n（C）＝2:1 ，所以有如下关系：c（Na+）＝2｛c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3)｝③质子守恒即水电离出的OH-的量始终等于水电离出的H+的量。
如Na2CO3溶液，水电离出的H+一部分与CO32-结合成HCO3-，一部分与CO32-结合成H2CO3，一部分剩余在溶液中，根据c（H+）水＝c（OH-）水，有如下关系：c（OH-）＝c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+）二、技巧1、在解题过程中，若看到选项中有“=”，则要考虑3个守恒关系：2、若守恒关系中只有离子，则考虑电荷守恒关系，若守恒关系中同时出现分子和离子，则考虑物料守恒和质子守恒；3、若选项中离子浓度关系以“>”连接，则主要考虑弱电解质的电离、弱根离子的水解以及各离子之间的相互影响等。
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-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1离子浓度大小比较的方法和规律一、离子浓度大小比较的方法和规律1、紧抓住两个“微弱”：a弱电解质的电离是微弱的 b弱根离子的水解是微弱的。
2、酸式酸根离子既能电离又能水解，若电离能力大于水解能力则酸式盐溶液呈酸性，否则呈碱性。
常见呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-对应的可溶盐的溶液。
3、不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其它离子对其产生的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3H2O。
c（NH4+）由大到小的顺序为②＞①＞③＞④4、混合溶液中离子浓度大小的比较，首先要分析混合过程中是否发生化学反应，若发生反应，则要进行过量判断（注意混合后溶液体积的变化）；然后再结合电离、水解等因素进行分析。
5、对于等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的浓度关系题，要由混合后溶液的PH大小判断电离和水解的关系。
常见的CH3COOH与CH3COONa等体积、等物质的量浓度混合、NH3H2O 与NH4Cl等体积、等物质的量浓度的混合都是电离大于水解。
6、三个重要的守恒关系①电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。
如Na2CO3溶液： c（Na+）+ c（H+）=cC( HCO3-) +2c( CO32-)+c( OH-)②物料守恒如Na2CO3溶液，虽CO32-水解生成HCO3-，HCO3-进一步水解成H2CO3，但溶液中n（Na）: n（C）＝2:1 ，所以有如下关系：c（Na+）＝2｛c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3)｝③质子守恒即水电离出的OH-的量始终等于水电离出的H+的量。
如Na2CO3溶液，水电离出的H+一部分与CO32-结合成HCO3-，一部分与CO32-结合成H2CO3，一部分剩余在溶液中，根据c（H+）水＝c （OH-）水，有如下关系：c（OH-）＝c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+）二、技巧1、在解题过程中，若看到选项中有“=”，则要考虑3个守恒关系：2、若守恒关系中只有离子，则考虑电荷守恒关系，若守恒关系中同时出现分子和离子，则考虑物料守恒和质子守恒；3、若选项中离子浓度关系以“>”连接，则主要考虑弱电解质的电离、弱根离子的水解以及各离子之间的相互影响等。
4.2离子浓度大小的比较
CH3COOH
2.重要一元弱碱：NH3H2O 重要一元弱碱：
三、两种溶液混合后离子浓度的关系
1、两种物质混合不反应： 、两种物质混合不反应： 2、两种物质恰好完全反应： 、两种物质恰好完全反应： 3、两种物质反应，其中一种有剩余： 、两种物质反应，其中一种有剩余：
4、未指明酸碱的强弱： 、未指明酸碱的强弱：
1、两种物质混合不反应： 、两种物质混合不反应：
3. 0.1mol/LNa2CO3溶液中各粒子浓度之间的关系： 溶液中各粒子浓度之间的关系： 电荷守恒： 电荷守恒： c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) 物料守恒： 物料守恒： c (Na+) =2 [ c (H2CO3) + c (HCO3-) + c(CO32-) ] c (H2CO3) + c (HCO3-) + c(CO32-) =0.1mol/L 质子守恒： 质子守恒： c (OH-) = c (H+) + c(HCO3-) + 2 c (H2CO3)
1) NH3H2O是弱电解质，在溶液中存在电离平衡： 是弱电解质， 是弱电解质 在溶液中存在电离平衡： NH3H2O NH4+ + OH-
2) 在NH3H2O溶液中存在的主要微粒 溶液中存在的主要微粒 NH3H2O、NH4+、H2O、OH-、H+等 、 、 3)各微粒浓度间的关系：电荷守恒 各微粒浓度间的关系： 各微粒浓度间的关系 a、[NH4+] + [H+] = [OH-] 、
离子浓度大小比较用
离子浓度比较的意义
离子浓度比较方面具有重 要意义。
在实际应用中，离子浓度的大小还与 工业生产、环境保护、医疗保健等领 域密切相关，因此离子浓度大小比较 具有广泛的应用价值。
通过比较不同溶液中离子的浓度，可 以判断离子的溶解度、溶液的酸碱性、 化学反应的速率和平衡常数等。
05
结论
离子浓度比较的重要性和应用前景
离子浓度比较是化学和生物化学领域的重要研究内容，对于理解物质性质、反应机 制和生物过程具有重要意义。
在工业生产、环境保护、医疗诊断和生物技术等领域，离子浓度比较具有广泛的应 用前景，能够为相关领域提供重要的理论依据和实践指导。
随着科学技术的发展，离子浓度比较的应用前景将更加广阔，有望在更多领域发挥 重要作用。
02
离子浓度比较的方法
电导率法
总结词
电导率法是一种通过测量溶液的电导率来间接推断离子浓度 的技术。
详细描述
电导率法的基本原理是，离子的电导率与其浓度成正比。因 此，通过测量溶液的电导率，可以推算出离子的浓度。该方 法适用于大多数无机离子，尤其适用于同时含有阳离子和阴 离子的电解质溶液。
离子选择电极法
食品加工
在食品加工中，离子浓度的大小比较对于食品质量和安全具有重要意义。例如， 在食品腌制过程中，通过比较不同离子的浓度，可以控制腌制液的成分和浓度， 从而控制食品的口感和保存期限。
在食品加工过程中，离子浓度的大小还直接影响到食品的营养价值和人体健康。 例如，某些离子可能对食品中的营养成分产生影响，影响食品的营养价值。因此 ，在食品加工过程中需要对离子浓度进行比较，以确保食品质量和安全。
医学诊断
在医学诊断中，离子浓度的大小比较对于疾病的诊断和治 疗具有重要意义。例如，在血液检测中，通过比较不同离 子的浓度，可以判断患者是否存在电解质紊乱或某些疾病 的风险。
离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较一、单一溶液1、弱酸溶液中离子浓度大小判断例1：在0.1mol/L的H2S溶液中存在以下二个电离平衡：H2S HS-+H+、HS-S2-+ H+，由于多元弱酸的电离以第一步为主，第二步比第一步弱的多，所以有：C H+>C HS->C HS- >C OH-弱酸、弱碱溶液中离子浓度大小的一般规律为：C（显性离子H+）> C（一级电离离子H+）> C（二级电离离子H+）> C（水电离出的另一离子OH-）2、能水解的盐溶液中离子浓度大小判断例2：在0.1mol/L的NH4Cl溶液中，有NH4Cl==NH4+ + Cl–-、NH4+ + H2O NH4+ +OH –而使NH4+浓度降低且溶液显酸性，则C Cl->C NH4+ 、C H+>C OH- 又因水解程度较小，故C NH4+ >C H+，有C Cl->C NH4+>C H+>C OH-。
再如：在0.1mol/L的CH3COONa溶液中，有C Na+>C CH3COO->C OH- >C H+所以在一元弱酸（碱）盐中，离子浓度大小的一般规律为：C（不水解离子）> C（水解离子）> C（显性离子）> C（水电离出的另一离子OH-）例3：在Na2CO3溶液中, Na2CO3 ==2 Na+ + CO32- 、CO32- +H2O HCO3–+OH–、HCO3- +H2OH2CO3+OH–，CO32-水解使溶液呈现碱性，则C OH->C H+，由于CO32-少部分水解，则C CO32->C HCO3-，HCO3–又发生第二步水解，则C OH->C HCO3-，第二步水解较第一步弱得多，则C HCO3- 与C OH-相差不大，但C H+比C OH-小得多，因此C HCO3->C H+。
则有：C Na+> C CO32- >C OH->C HCO3->C H+ 所以二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C（不水解离子）> C（水解离子）> C（显性离子OH-）> C（二级水解离子）> C（水电离出的另一离子H+）。
离子浓度大小判断
离子浓度大小的比较解决离子浓度大小的比较要能灵活运用电荷守恒、物料守恒、质子守恒。
解题时，首先要分析溶液中存在哪些电离、水解平衡，抓住溶液中实际存在哪几种粒子，再结合水解规律、守恒规律，得出正确的大小或守恒关系。
1、离子（分子）浓度大小的判断首先要明确绝大部分可溶盐完全电离，电离出的弱离子部分水解（电离强烈、水解微弱）；其次要知道多元弱酸分步电离，故其对应盐的水解也是分步进行的，以第一步水解为主；最后还要考虑水的电离。
①多元弱酸溶液，根据分步电离分析。
如H3PO4溶液：c（H3PO4）＞c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）②多元弱酸正盐溶液，根据弱酸根分步水解分析。
如Na2CO3溶液：c（Na+）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（HCO3-）＞c（H2CO3）③多元弱酸的酸式盐溶液，根据酸式酸根的电离程度和水解程度的相对大小分析。
如碳酸氢钠溶液：c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（H2CO3）＞c（CO32-）④不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其它离子对其产生的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3•H2O。
c （NH4+）由大到小的顺序为②＞①＞③＞④⑤混合溶液中离子浓度大小的比较，首先要分析混合过程中是否发生化学反应，若发生反应，则要进行过量判断（注意混合后溶液体积的变化）；然后再结合电离、水解等因素进行分析。
如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3•H2O等体积混合后离子浓度大小顺序为：c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+）等体积的两溶液充分反应后，相当于0.1mol/L NH3•H2O和0.1mol/L的NH4Cl的混合溶液，NH3•H2O的电离与NH4+的水解相互抑制，NH3•H2O电离强于NH4+的水解，所以溶液呈碱性，c（OH-）＞c（H+），且c（NH4+）＞c（Cl-）2、三个重要的守恒关系①电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。
离子浓度大小的比较方法及规律
离子浓度大小比较的方法和规律一、离子浓度大小比较的方法和规律1、紧抓住两个“微弱”：a弱电解质的电离是微弱的b弱根离子的水解是微弱的。
2、酸式酸根离子既能电离又能水解，若电离能力大于水解能力则酸式盐溶液呈酸性，否则呈碱性。
常见呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-对应的可溶盐的溶液。
3、不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其它离子对其产生的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3?H2O。
c（NH4+）由大到小的顺序为②＞①＞③＞④4、混合溶液中离子浓度大小的比较，首先要分析混合过程中是否发生化学反应，若发生反应，则要进行过量判断（注意混合后溶液体积的变化）；然后再结合电离、水解等因素进行分析。
5、对于等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的浓度关系题，要由混合后溶液的PH大小判断电离和水解的关系。
常见的CH3COOH与CH3COONa等体积、等物质的量浓度混合、NH3?H2O与NH4Cl等体积、等物质的量浓度的混合都是电离大于水解。
6、三个重要的守恒关系①电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。
如Na2CO3溶液：c（Na+）+ c（H+）=cC( HCO3-) +2c( CO32-)+c( OH-) ②物料守恒如Na2CO3溶液，虽CO32-水解生成HCO3-，HCO3-进一步水解成H2CO3，但溶液中n（Na）: n（C）＝2:1 ，所以有如下关系：c（Na+）＝2｛c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3)｝③质子守恒即水电离出的OH-的量始终等于水电离出的H+的量。
如Na2CO3溶液，水电离出的H+一部分与CO32-结合成HCO3-，一部分与CO32-结合成H2CO3，一部分剩余在溶液中，根据c（H+）水＝c （OH-）水，有如下关系：c（OH-）＝c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+）二、技巧1、在解题过程中，若看到选项中有“=”，则要考虑3个守恒关系：2、若守恒关系中只有离子，则考虑电荷守恒关系，若守恒关系中同时出现分子和离子，则考虑物料守恒和质子守恒；3、若选项中离子浓度关系以“>”连接，则主要考虑弱电解质的电离、弱根离子的水解以及各离子之间的相互影响等。
离子浓度大小比较
离子浓度大小比较的常见题型二
离子浓度大小比较的常见题型八
强碱弱酸盐+酸混和后溶液中离子浓度比较 在这种体系中，混和后强酸与弱酸根反应生成弱 电解质，或就是弱酸与盐的混和体系。解题时，可先 求出反应后体系中的存在物质，一般情况下以弱酸的 电离为主。 例8、将浓度相等的醋酸钠与盐酸等体积混和，所 D 得溶液中各离子浓度关系正确的是（+ ） A [Na+]=[CH3COO-] =[Cl -] >[H ] B [Na+] = [Cl -] >[CH3COO-] >[H+] C [CH3COO-]> [Na+]>[H+]>[OH -] D [Na+]= [CH3COO-]+ [CH3COOH]
离子浓度大小比较的常见题型五
强酸+弱碱等体积混和后 （酸PH=x，碱PH=y，x+y=14） 分析：当x+y=14时，酸溶液中的[H+]与碱溶液中[OH-] 相等，弱碱未完全电离，碱的浓度大于酸的浓度，等体 积混和时，碱大量过量，溶液以弱碱的电离为主。 例4、将PH=3的盐酸溶液与PH=11的氨水等体积 混和后，溶液中离子浓度关系正确的是( A ) + -]> [OH-] >[H+]B [NH +] >[Cl-]> [H+]>[OH-] A [NH4 ]> [Cl 4 C [Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH -] D[Cl-]>[NH4+] >[OH -] >[H+] （1996年高考题）
离子浓度大小比较
[Na+] = [HCO3–] + [CO32-] + [H2CO3]
（3）质子(H+)守恒:在盐溶液中水电离产生的 H+与OH-浓度相等 如:NH4Cl溶液中 [H+]=[OH–]+[NH3· 2O] H
如:CH3COONa溶液中
[H+]+[CH3COOH]=[OH–]
【练习4】写出Na2S 溶液中的质子守恒
（2）物料守恒:是指某一元素的原始量等于 该元素在溶液中各种存在形式的量的总和。 如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中 [CO32–] + [ HCO3–] + [ H2CO3 ] = a mol / L [Na+] = 2 ( [CO32–] + [HCO3–] + [H2CO3] ) 【练习2】写出Na2S 溶液中的物料守恒 [Na+] = 2 ( [S2–] + [HS–] + [H2S] ) 【练习3】 写出NaHCO3溶液中的物料守恒
（考点） 三、水溶液中离子浓度的大小比较： 1.电离理论：
① 弱电解质电离是微弱的 如:NH3· 2O溶液中 H
[NH3· 2O]＞[OH–]＞[NH4+]＞[H+] H
② 多元弱酸电离是分步，主要决定于第一步
如：H2S溶液中
[H2S]＞[H+]＞[HS–]＞[S2–]＞[OH–]
对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生离子 的浓度远远小于弱电解质分子的浓度。
2.水解理论：
① 弱离子由于水解而损耗，且水解是微弱的 如：NH4Cl 溶液中
[Cl–]>[NH4+]>[H+]>[OH–]
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一、盐类水解的应用（1）配制某些盐溶液时要考虑盐的水解：如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
（2）制备某些盐时要考虑水解：Al2S3、MgS、Mg3N2等物质极易与水作用，它们在溶液中不能稳定存在，所以制取这些物质时，不能用复分解反应的方法在溶液中制取，而只能用干法制备。
（3）制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。
利用加热促进水解来制得胶体。
FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl（4）某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。
NaF溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。
（5）证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。
（6）采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。
如不纯的KNO3中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。
（7）向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去FeCl3。
（8）某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应，要考虑水解：如Mg、Al、Zn等活泼金属与NH4Cl、CuSO4、AlCl3等溶液反应。
3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑（9）判断中和滴定终点时溶液酸碱性，选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时，应考虑到盐的水解。
如CH3COOH 与NaOH刚好反应时pH>7，若二者反应后溶液pH=7，则CH3COOH 过量。
指示剂选择的总原则是，所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。
即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
（10）判断酸碱中和至pH=7时，酸碱的用量（如用氨水与盐酸反应至pH=7时是氨水过量）。
（11）测定盐溶液pH时，试纸不能湿润，若中性溶液，测得pH 不变仍为7，若强酸弱碱盐溶液，测得pH比实际偏大，若强碱弱酸盐溶液，测得pH比实际偏小，（12）加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的判断应考虑盐类的水解。
加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质；加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质；加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到Fe(OH)3，灼烧得Fe2O3；加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时，得不到固体；加热蒸干Ca(HCO3) 2型的盐溶液时，最后得相应的正盐；加热Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最后得到Mg(OH)2固体；加热Na2SO3型盐溶液，最后被空气氧化为Na2SO4。
（13）净水剂的选择：如Al3＋，FeCl3等均可作净水剂，应从水解的角度解释。
（14）小苏打片可治疗胃酸过多。
（15）某些显酸性的盐溶液和某些显碱性的盐溶液反应［如Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液反应会产生大量CO2——泡沫灭火器］。
如：Al3＋+ 3HCO3-= A l(OH)3↓+ 3CO2↑（16）某些化肥是否能混施（如草木灰不宜与铵态氮肥及过磷酸钙混合使用）。
（17）解释某些生活现象时应考虑盐的水解，如炸油条用明矾、纯碱；ZnCl2、NH4Cl作焊药；热的纯碱溶液比冷的纯碱溶液去污能力强。
例题精讲：【例1】物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大顺序排列的是(C)A．Na2CO3NaHCO3NaCl NH4ClB．Na2CO3NaHCO3NH4Cl NaClC．(NH4)2SO4NH4Cl NaNO3Na2SD．NH4Cl(NH4)2SO4Na2S NaNO3【例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用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂③草木灰与铵态氮肥不能混合施用④实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞⑤加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体A．①②③B．②③④C．①④⑤D．①②③④⑤二．溶液中微粒浓度大小的比较【投影】例1下列溶液中，离子浓度大小的排列顺序错误的是[] A．0.1mol/L氯化铵溶液中[Cl-]＞[NH4+]＞[H+]＞[OH-]B．0.1mol/L碳酸氢钠溶液中C．pH=2盐酸与pH=12氨水等体积混合[Cl-]＞[NH4+]＞[H+]＞[OH-]D．0.2 mol/LCH3COOK和0.1 mol/L HCl等体积混合[CH3COO-]＞[Cl-]＞[CH3COOH]＞[H+]【投影】例2在Na2S溶液中下列关系不正确的是[]A．[Na+]=2[HS-]+2[S2-] +[H2S]B．[Na+]+[H+]=[OH-]+[HS-]+2[S2-]C．[Na+]＞[S2-]＞[OH-]＞[HS-]D．[OH-]=[HS-]+[H+]+[H2S]【投影】例3将标准状况下体积为2.24LCO2缓缓通入100mL1mol/LNaOH溶液中（溶液体积变化忽略不计），反应结束后，溶液中有关离子物质的量浓度的关系正确的是[]【投影】例4已知一溶液中有四种离子：X+、Y-、H+、OH-，下列分析结果肯定错误的是[]A．[Y-]＞[X+]＞[H+]＞[OH-]B．[X+]＞[Y-]＞[OH-]＞[H+]C．[H+]＞[Y-]＞[X+]＞[OH-]D．[OH-]＞[X+]＞[H+]＞[Y-]【归纳】题型归纳分类1.单一溶液:a.酸或碱的溶液——考虑电离b. 盐溶液——考虑水解.2. 混合溶液:a.不反应——同时考虑电离和水解 ;b. 反应 (不过量) 生成盐——考虑水解 ; 生成酸或碱——考虑电离 .c.反应 (过量) ——根据过量程度考虑电离或水解.解题关键是抓住平衡主线，认真分析守恒(质子守恒、物料守恒、电荷守恒）理清关系。
2012年高考化学试题分类解析汇编：1. ［2012·江苏化学卷15］25℃，有c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)=0.1mol·L－1的一组醋酸和醋酸钠混合溶液，溶液中c(CH3COOH)、c(CH3COO－)与pH值的关系如图所示。
下列有关离子浓度关系叙述正确的是A.pH=5.5溶液中：c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)B.W点表示溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)=c(CH3COO－)＋c(OH－)C.pH=3.5溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)＋c(CH3COOH)=0.1mol·L－1D.向W点所表示溶液中通入0.05molHCl气体(溶液体积变化可忽略)：c(H＋)=c(CH3COOH)＋c(OH－)2. ［2012·海南化学卷11］25℃时，a mol·L-1一元酸HA与bmol·L-1NaOH等体积混合后，pH为7，则下列关系一定正确的是A．a=b B．a>bC．c (A-)= c(Na+) D．c (A-)< c(Na+)3. ［2012·浙江理综化学卷12］下列说法正确的是：A．在100 ℃、101 kPa条件下，液态水的气化热为40.69 kJ·mol-1，则H 2O(g)H2O(l) 的ΔH = 40.69 kJ·mol-1 B．已知MgCO3的K sp= 6.82 × 10-6，则所有含有固体MgCO3的溶液中，都有c(Mg2+) = c(CO32-)，且c(Mg2+) · c(CO32-) = 6.82× 10-6C ．已知：则可以计算出反应C H 3(g)+3H 2C H 3(g)(g)的ΔH 为－384 kJ·mol -1D ．常温下，在0.10 mol·L -1的NH 3·H 2O 溶液中加入少量NH 4Cl 晶体，能使NH 3·H 2O 的电离度降低，溶液的pH 减小 4. ［2012·重庆理综化学卷11］向10mL 0.1mol ·1-L 244)(SO Al NH 溶液中，滴加等浓度2)(OHBa 溶液x mL ，下列叙述正确的是I. x=10时，溶液中有+4NH 、+3Al 、-24SO ，且)()(34++>Al c NH c II. x=10时，溶液中有+4NH 、-2AlO 、-24SO ，且)()(244-+>SO c NH c III. x=30时，溶液中有+2Ba 、-2AlO 、-OH ，且)()(2--<AlO c OH cIV. x=30时，溶液中有+2Ba 、+3Al 、-OH ，且)()(2+-=Ba c OH c5. ［2012·广东理综化学卷23］对于常温下pH 为2的盐酸，叙述正确的是A.c （H +）=c （Cl -）+c （OH -）B.与等体积pH=12的氨水混合后所得溶液显酸性共价键 C －C C=C C －H H －H 键能/kJ·mol -1348610413436C.由H2O电离出的c（H+）=1.0×10-12mol·L-1D.与等体积0.01 mol·L-1乙酸钠溶液混合后所得溶液中：c （Cl-）=c（CH3COO-）6.［2012·四川理综化学卷10］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)7. ［2012·天津理综化学卷5］下列电解质溶液的有关叙述正确的是（）A．同浓度、同体积强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7B．在含有BaSO4沉淀的溶液中加入Na2SO4固体，c(Ba2+)增大C．含l mol KOH的溶液与l mol CO2完全反应后，溶液中c(K+)＝c(HCO)3D．在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH，可使c(Na+)＝c(CH3COO－)8. ［2012·新课程理综化学卷11］已知温度T时水的离子积常数为K W，该温度下，将浓度为a mol·L-1的一元酸HA与bmol·L-1的一元碱BOH等体积混合，可判断溶液呈中性的依据是（）A．a = bB．混合溶液的PH = 7C．混合溶液中，D．混合溶液中，9.［2012·福建理综化学卷23］（1）元素M的离子与NH4+所含电子数和质子数均相同，则M的原子结构示意图为（2）硫酸铝溶液与过量氨水反应的离子方程式为。