离子浓度大小的判断方法及解析
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+)
离子浓度比较
NH＋H2O NH3·H2O＋H＋ Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
③多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在 H3PO4 的溶液中： ＋ － － 2－ c(H )>c(H2PO4 )>c(HPO4 )>c(PO3 ) 4 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较， 要看溶液中其他离子对其影响 的因素。 (3)混合溶液中各离子浓度比较，根据电离程度、水解程度的相对大 小综合分析。 ①分子的电离程度大于对应离子的水解程度 在 0.1 mol· － 1NH4Cl 和 0.1 mol· － 1 的氨水混合溶液中：由于 L L NH3· 2O 的电离程度大于 NH＋的水解程度，导致溶液呈碱性。溶 H 4 液中各离子浓度的大小顺序为：c(NH＋)> 4 － － ＋ c(Cl )>c(OH )>c(H ) 。 常 见 的 还 有 一 组 ： CH3COOH 与 CH3COONa。 ②分子的电离程度大于对应离子的水解程度 －1 －1 在 0.1 mol· 的 HCN 和 0.1 mol· 的 NaCN 混合溶液中：由于 L L HCN 的电离程度小于 CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中 ＋ － － ＋ 各离子浓度的大小顺序为：c(Na )>c(CN )>c(OH )>c(H )。
答案：D
－ ＋ ＋ － － ＋ － － ＋
(1)已知 25℃时 0.1 mol/L 醋酸溶液的 pH 约为 3，向其中加入醋酸钠晶体，等晶体溶解 后发现溶液的 pH 增大。对上述现象有两种不同的解释：甲同学认为醋酸钠水解呈碱 性，增大了 c(OH )，因而溶液的 pH 增大；乙同学认为醋酸钠溶于水电离出大量醋酸 根离子，抑制了醋酸的电离，使 c(H )减小，因此溶液的 pH 增大。 ①上述两种解释中________(填“甲”或“乙”)正确。 ②为了验证上述哪种解释正确，继续做如下实验：向 0.1 mol/L 的醋酸溶液中加入少量 下列物质中的________(填写编号)，然后测定溶液的 pH。 A．固体 CH3COOK B．固体 CH3COONH4 C．气体 NH3 D．固体 NaHCO3 ③若________(填“甲”或“乙”)的解释正确， 溶液的 pH 应________(填“增大”“减 小”或“不变”)。(已知 25℃时 CH3COONH4 溶液呈中性) (2)有甲、乙两同学做了如下实验：甲同学在制得的 Mg(OH) 2 沉淀中加入浓的 NH4Cl 溶液，结果沉淀溶解；乙同学在制得的 Mg(OH)2 沉淀中加入浓 CH3COONH4 溶液，结 果沉淀也完全溶解。对此甲、乙两同学用学过的有关知识各自解释了上述实验事实：
单一溶液离子浓度大小比较
滴定曲线
常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 CH3COOH溶液所得滴定曲线如图所示 圈3恰好完全 反应，则CH3COOH浓度？ （1）判断三点的溶质：① ② ③ （2）判断三点溶液的酸碱性：① ② ③ （3）判断离子浓度大小关系：
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• 整理： • 1.单一溶液中各离子浓度大小比较方法
4）在NH4HSO4、 (NH4)2S中各离子浓度大小关系？
评
二、主要类型 (1)多元弱酸溶液 多元弱酸分步电离，逐级减弱，如 H3PO4 溶液中： c(H＋)>c(H2PO－ 4 )>c(HPO24－)>c(PO34－) (2)多元弱酸的正盐溶液 多元弱酸的弱酸根离子的分步水解，水解程度逐级减弱， 如在 Na2CO3 溶液中：c(Na＋)>c(CO23－)>c(OH－)>c(HCO－ 3 )
② 多元弱酸电离是分步，主要决定第一步
如：H2S溶液中：
> > > > c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–)
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。
3
2、水解理论：
① 弱离子由于水解而损耗。
>
② 水解是微弱 如：NH4Cl 溶液中：
• 2）在氯化铵溶液中c(NH4+)＞c(Clˉ)＞c(H+)＞c(OHˉ) 是否正确？
• 在NaHSO3溶液．c(Na+) ＞c(HSO3-)＞c(OH-)＞ c(H+)
• NaHC2O4溶液呈酸性，c(H C2O4-) > c(H2 C2O4)> c(C2O42-) 是否正确？
离子浓度大小判断
电导率在离子浓度测量中的应用
电导率测量可以用于间接测量溶液中离子的浓度。通过测量电导率的大小，可以 推断出溶液中离子的浓度。
在实际应用中，电导率测量广泛应用于水质监测、化学分析、生物医学等领域。 通过测量电导率的大小，可以了解溶液的成分和性质，进而进行相关的研究和应 用。
04
离子浓度与pH值
pH值的定义
溶剂的性质
不同溶剂对同一物质的溶解能 力不同。
压力
压力对气体的溶解度影响较大 ，但对固体和液体的溶解度影
响较小。
溶质和溶剂的浓度
在一定温度下，物质的溶解度 与其在溶剂中的浓度有关。
03
离子浓度与电导率
电导率的定义
电导率是衡量溶液传导电流能力的物 理量，通常用符号"κ"表示。
电导率的单位是西门子/米（S/m）或 西门子/厘米（S/cm）。
06
实际应用案例
工业废水处理中的离子浓度测量
工业废水处理过程中，离子浓度的测量对于废水处理效果和环境保护具有重要意义。
通过测量废水中的离子浓度，可以评估废水中污染物的含量，从而确定处理工艺和 排放标准。
离子浓度的大小还可以反映废水中重金属、酸碱度等指标，为废水处理提供科学依 据。
食品工业中的离子浓度测量
颜色变化在离子浓度测量中的应用
比色法
利用不同浓度的离子溶液呈现不 同颜色的原理，通过比色卡或分 光光度计测量特定波长光的吸光
度，从而计算离子的浓度。
指示剂法
在溶液中加入指示剂，指示剂与离 子结合后呈现不同的颜色，通过观 察颜色的变化判断离子的存在和浓 度大小。
传感器法
利用光学或电化学原理制成的传感 器，能够实时监测溶液中离子的浓 度变化，并通过电子设备显示结果。
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)。
离子浓度大小比较题型归类解析
离子浓度大小比较题型归类解析离子浓度大小比较是近几年高考的热点之一，纵观全国和地方高考试题几乎出现率100%，由于决定离子浓度大小的因素很多，诸如物质的量，溶解度，电离程度，水解，化学反应等。
另外，要正确快速解决该类题还应具备熟练掌握各种平衡知识如溶解平衡、电离平衡、水解平衡、电荷平衡、物料平衡、质子转移平衡等基础知识。
因此，离子浓度大小比较题是一类难度大，综合性强的题型，现对近几年高考中出现的离子浓度大小比较题型进行归类解析，供参考。
总体思路：无论是哪类型的题目，解题时一定要认真分析溶液中的微粒种类，然后分析这些微粒的水解和电离情况，如果比较大小用电离和水解分析，如要求相等关系用三大守恒分析，（质子守恒可以不用时不用）类型一、溶质单一型解题指导：对于溶质单一型的溶液，若溶质是弱酸或弱碱的考虑电离且电离是弱电离，若溶质是盐考虑水解同样水解也是弱水解例1． H3PO4溶液中各离子浓度大小的顺序为: H+>H2PO4->HPO42->PO43->OH-例2、NH3·H2O溶液中各离子浓度大小顺序为：OH->NH4+>H+例3 (2001年全国春招题)在0.1mol·L1Na2CO3溶液中，下列关系正确的是( )。
A．C(Na+)＝2C(CO32-) B．C(OH-)＝2C(H+)C．C(HCO3-)＞C(H2CO3) D．C(Na+)＜C(CO32-)＋C(HCO3-)解析：由于CO32-水解，故C(Na+)＞2C(CO32-)；又CO32-水解以第一步为主，故有(HCO3-)＞C(H2CO3)，依物料守恒，有C(Na+)＝2［C(CO32-)＋C(HCO3-)＋C(H2CO3)］，故C(Na+)＞C(CO32-)＋C(HCO3-)；因由水电离出H+和OH-物质的量相等，可得C(OH-)＝C(H+)＋C(HCO3-)＋2C(H2CO3)，故C(OH-)≠2C(H+)。
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。
离子浓度大小比较技巧与方法
技巧与方法：电解质溶液中离子浓度大小比较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。
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、电离度、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。
首先必须有正确的思路：其次要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。
对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。
第三，要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。
有关电解质溶液中离子浓度大小比较的题，在做时首先搞清溶液状况，是单一溶液还是混合溶液，然后再根据情况分析。
1、单一溶质的溶液中离子浓度比较①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+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)②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+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)③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-)＞c(H+)溶液显碱性，例NaHCO3中：c（Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞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+) ＞c(OH-)。
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-] 、
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。
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。
判断能水解的盐溶液中的离子浓度大小的方法
在判断能水解的盐溶液中的离子浓度大小时，首先要明确盐的电离是强烈的，水解是微弱的，其次还要明确多元弱酸盐的水解是分步进行的，第一步是主要的，最后不要忘记水的电离。
1、多元弱酸溶液，例如：0.1mol/L 的H 2S 溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c(H +)＞c(HS －)＞c(S 2－)＞c(OH－)。
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，例如：0.1mol/L 的CH 3COONa 溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c (Na +)＞c (CH 3COO －)＞c (OH －)＞c (H +)。
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、 二元弱酸的正盐溶液，例如：0.1mol/L 的Na 2CO 3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c (Na +)＞c (CO 32－)＞c (OH －)＞c (H CO 3－) ＞c (H +)。
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，例如：0.1mol/L 的NaHCO 3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是： c (Na +)＞c(H CO 3－) ＞c(OH －) ＞c(H +)＞c(CO 32－)。
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）＞（电离得到的酸跟离子）5、不同溶液中同一离子浓度的比较，要看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各溶液中：①NH 4Cl 、②CH 3COONH 4、③NH 4HSO 4。
c(NH 4+)由大到小的顺序③＞①＞②。
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。
离子浓度大小比较一二三四
离⼦浓度⼤⼩⽐较⼀⼆三四2019-09-09⽔溶液中离⼦浓度的⼤⼩⽐较是电解质溶液知识运⽤的经典问题，也是历年⾼考考查的热点问题，但很多学⽣在解答这⼀问题时常常出错，因此，复习中要努⼒突破这⼀重难点内容.⼀、理解⼀个规律，拓展知识体系离⼦浓度⼤⼩⽐较是盐类⽔解知识的重要应⽤形式，因此，盐类⽔解规律是这类问题解题的重要依据和切⼊点.基本规律：“谁弱谁⽔解，谁强显谁性，越弱越⽔解”.如CH3COONa溶液中，CH3COO-是弱离⼦，它会⽔解，导致c（Na+）>c（CH3COO-）；Na+是强离⼦，使溶液显碱性，即c（OH-）>c（H+），则CH3COONa溶液中各离⼦浓度⼤⼩顺序为c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH）>c（H+）.⼜如相同条件下，等浓度的NaCN和CH3COONa溶液⽐较，CN-⽔解趋势强于CH3COO-，因此，c（CH3COO-）>c（CN-）.延伸拓展：根据盐类⽔解规律，归纳总结常见实例，还可得出五个常⽤推论.（1）弱酸的酸式盐溶液中，酸式根离⼦的⽔解程度与电离程度的相对⼤⼩影响离⼦浓度⼤⼩.①NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等溶液中，酸式根离⼦的⽔解程度⼤于电离程度，溶液显碱性.以NaHCO3溶液为例，溶液中各离⼦浓度⼤⼩⽐较的思路如下（以下其他各类问题均按这⼀模式分析）：第⼀步，判断溶液的性质，NaHCO3溶液呈碱性，c（OH-）>c（H+）.第⼆步，找出溶液中所有的阴、阳离⼦，并分别列出；NaHCO3溶液中有Na+、H+、HCO-3、OH-、CO2-3.第三步，分析溶液中的反应情况，先⽐较组成可溶性盐（⼀般是完全电离）的离⼦的浓度⼤⼩，尤其要注意离⼦个数⽐，再⽐较弱离⼦电离或⽔解产⽣的离⼦的浓度⼤⼩；NaHCO3是完全电离的，NaHCO3=Na++HCO-3，仅从这⼀步来看，c（Na+）=c（HCO-3）；但溶液中还存在HCO-3的⽔解（主要的）：HCO-3+H2O H2CO3+OH-，则c（HCO-3）减少⼀点，导致c（Na+）>c（HCO-3）>c（OH-）；⼜HCO-3、H2O还存在电离（次要的）：HCO-3 H++CO2-3、H2OH++OH-，则c（H+）>c（CO2-3）.第四步，综合上述情况，得出结论；即NaHCO3溶液中各离⼦浓度⼤⼩顺序为c（Na+）>c（HCO-3）>c（OH-）>c（H+）>c（CO2-3）.②NaHSO3、NaH2PO4等溶液中，酸式根离⼦的电离程度⼤于⽔解程度，溶液显酸性.如NaHSO3溶液中各离⼦浓度⼤⼩顺序为c（Na+）>c（HSO-3）>c（H+）>c（SO2-3）>c（OH）.（2）相同浓度的⼀元弱酸（HA）和对应的⼀元弱酸盐（NaA）等体积混合，若HA的电离程度⼤于A-的⽔解程度，则混合溶液显酸性，溶液中各离⼦浓度⼤⼩顺序为c（A-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-）；如CH3COONa和CH3COOH（1∶1）的混合溶液.若HA的电离程度⼩于A-的⽔解程度，则混合溶液显碱性，溶液中各离⼦浓度⼤⼩顺序为c（Na+）>c（A-）>c（OH-）>c（H+）；如NaCN和HCN（1∶1）的混合溶液.（3）相同浓度的⼀元弱碱（BOH）和对应的⼀元弱碱盐（BCl）等体积混合，若BOH的电离程度⼤于B+的⽔解程度，则混合溶液显碱性，溶液中各离⼦浓度⼤⼩顺序为c（B+）>c（Cl-）>c（OH-）>c（H+）；如NH4Cl和NH3·H2O（1∶1）的混合溶液.（4）相同浓度的⼆元弱酸的酸式盐（NaHA）和其正盐（Na2A）溶液等体积混合，溶液显碱性，且A2-的⽔解趋势⼤于HA-的⽔解趋势，可⽤极限法思考，只考虑A2-的⽔解，不考虑HA-的⽔解，则溶液中各离⼦浓度⼤⼩顺序为c（Na+）>c（HA-）>c（A2-）>c（OH-）>c（H+）.常见实例如Na2CO3和NaHCO3（1∶1）、Na2S和NaHS（1∶1）的混合溶液.（5）不同盐溶液的⽔解趋势为：⽔解相互促进的盐>单独⽔解的盐>⽔解相互抑制的盐，⽔解程度越⼤，⽔解离⼦剩余浓度越⼩，反之亦然.如相同浓度的①（NH4）2CO3溶液、②（NH4）2SO4溶液、③（NH4）2FeSO4溶液、④NH4Cl溶液中，c（NH+4）⼤⼩顺序为③>②>①>④.⼆、掌握两⼤理论，构建思维基点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，因此，发⽣电离的微粒的浓度⼤于电离⽣成的微粒的浓度；同时还要考虑⽔电离产⽣的c（H+）和c（OH）对有关微粒浓度的影响.如氨⽔溶液中，NH3·H2O、NH+4、OH-、H+浓度的⼤⼩关系是c（NH3·H2O）>c（OH）>c（NH+4）>c（H+）.（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损失是微量的（双⽔解除外），因此，发⽣⽔解的微粒的浓度⼤于⽔解⽣成的微粒的浓度；但由于⽔的电离影响，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溶液的浓度.如NH4Cl溶液中：NH+4、Cl-、NH3·H2O、H+的浓度⼤⼩关系是c（Cl）>c（NH+4）>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Na2CO3溶液中，CO2-3、HCO-3、H2CO3的浓度⼤⼩关系应是c（CO2-3）>c（HCO-3）>c（H2CO3）.三、熟悉三个守恒，明确等量关系1.电荷守恒：电解质溶液中，⽆论存在多少种离⼦，溶液都是呈电中性的，即阳离⼦所带正电荷总数⼀定等于阴离⼦所带负电荷总数.应⽤具体问题时，要把握两点：第⼀，找出溶液中存在的所有阴、阳离⼦；第⼆，电荷守恒等式中，每种离⼦所带的电荷数为其计量数，若电荷数为1，则可不写.如NaHCO3溶液中（V为溶液的体积，NA为阿伏加德罗常熟），则c（Na+）×V×NA×1+c（H+）×V×NA×1=c（HCO-3）×V×NA×1+c（OH）×V×NA×1+c（CO2-3）×V×NA×2，化简为：c（Na+）+c（H+）=c（HCO3）+c（OH-）+2c（CO2-3）.2.物料守恒：电解质溶液中，由于电离或⽔解因素，某些离⼦会发⽣变化转化为其他离⼦或分⼦，但离⼦或分⼦中某些特定元素的原⼦总数是不会改变的，即原⼦个数守恒.应⽤具体问题时，要注意两点：⼀是把握物质组成中特定元素的原⼦个数（或特定离⼦浓度的⼤⼩）关系，⼆是包含特定元素的各种离⼦和分⼦不能遗漏.如Na2CO3溶液中，n（钠元素）∶n（碳元素）=2∶1；⼜CO2-3⽔解，导致碳元素的存在形式有三种，即CO2-3、HCO-3、H2CO3，则它们之间有如下守恒关系：c（Na+）=2[c（CO2-3）+c（HCO-3）+c（H2CO3）].⼜如0.2 mol/L的氨⽔和0.1 mol/L的氯化铵溶液等体积混合，溶液中存在下列等式关系：c（NH3·H2O）+c（NH+4）=3c（Cl-）.3.质⼦守恒：按照酸碱质⼦理论，溶液中酸碱反应或⽔解反应的实质是质⼦的转移，其结果是有些微粒失去质⼦，有些微粒得到质⼦，显然，得质⼦产物得到质⼦的量与失质⼦产物失去质⼦的量应该相等.质⼦守恒等式既可由电荷守恒等式和物料守恒等式加减得到，也可由下列模式法推理得到.如Na2S⽔溶液中的质⼦转移作⽤如图1.注：本⽂为⽹友上传，不代表本站观点，与本站⽴场⽆关。