酸碱等体积混合离子浓度比较
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。
溶液中粒子浓度大小的比较
溶液中粒子浓度大小的比较溶液中粒子浓度大小的比较考试大纲要求1．理解电解质的电离平衡概念以及电离度的概念.2．理解水的电离.盐类水解的原理.了解盐溶液的酸碱性.知识规律总结一.电解质的电离电解质溶解于水或受热熔化时,离解成能自由移动的离子的过程叫做电离.强电解质如NaCl.HCl.NaOH等在水溶液中是完全电离的,在溶液中不存在电解质分子.弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的.25℃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.多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离:H2CO3H++HCO3-;HCO3-H++CO32-.二.水的电离水是一种极弱的电解质,它能微弱地电离,生成H3O+和OH-,H2OH++OH-.在25℃(常温)时,纯水中c(H+)=c(OH-)=1_10-7mol/L.在一定温度下,c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数:水的离子积KW=c(H+)·c(OH-),在25℃时,KW=1_10-14.在纯水中加入酸或碱,抑制了水的电离,使水的电离度变小,水电离出的c(H+)水和c(OH-)水均小于10-7mol/L.在纯水中加入弱酸强碱盐.弱碱强酸盐,促进了水的电离,使水的电离度变大,水电离出的c(H+) 或c(OH-)均大于10-7mol/L.三.盐类水解在溶解中盐的离子跟水所电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解.强酸弱碱盐如NH4Cl.Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性;强碱弱酸盐如CH3COONa.Na2CO3等水解后溶液呈碱性.多元弱酸盐还要考虑分步水解,如CO32-+H2OHCO3-+OH-.HCO3-+H2OH2CO3+OH-.四.电解质溶液中的守恒关系电荷守恒: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.如NaHCO3溶液中:n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)推出:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)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.如NaHCO3溶液中n(Na+)∶n(C)=1∶1,推出:c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)质子守恒: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.例如在NH4HCO3溶液中H3O+.H2CO3为得到质子后的产物;NH3.OH-.CO32-为失去质子后的产物,故有以下关系:c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-).思维技巧点拨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.水的电离.pH.离子反应.盐类水解等基本概念的掌握及对这些知识的综合运用能力.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.【例1】在氯化铵溶液中,下列关系式正确的是( )A.c(Cl-)_gt;c(NH4+)_gt;c(H+)_gt;c(OH-)B.c(NH4+)_gt;c(Cl-)_gt;c(H+)_gt;c(OH-)C.c(Cl-)=c(NH4+)_gt;c(H+)=c(OH-)D.c(NH4+)=c(Cl-)_gt;c(H+)_gt;c(OH-)【解析】NH4Cl是可溶性的盐,属于强电解质,在溶液中完全电离NH4ClNH4++Cl-.因为NH4Cl是强酸弱碱所生成的盐,在水中要发生水解;NH4++H2ONH3·H2O+H+,所以c(NH4+)比c(H+)及c(OH-)大得多;溶液因水解而呈酸性,所以c(H+)_gt;c(OH-).综合起来,不难得出:c(Cl-)_gt;c(NH4+)_gt;c(H+)_gt;c(OH-).答案为A.【例2】在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中,下列关系正确的是( )A.c(NH3·H2O)_gt;c(OH-)_gt;c(NH4+)_gt;c(H+)B.c(NH4+)_gt;c(NH3·H2O)_gt;c(OH-)_gt;c(H+)C.c(NH3·H2O)_gt;c(NH4+)=c(OH-)_gt;c(H+)D.c(NH3·H2O)_gt;c(NH4+)_gt;c(H+)_gt;c(OH-)【解析】NH3·H2O是一元弱酸,属于弱电解质,在水溶液中少部分发生电离(NH3·H2ONH4++OH-),所以c(NH3·H2O)必大于c(NH4+)及c(OH-).因为c(OH-)=c(NH4+)+C(H+),所以c(OH-)_gt;c(NH4+).综合起来,c(NH3·H2O)_gt;c(OH-)_gt;c(NH4+)c(H+).答案为A.【例3】用1L 10mol/L NaOH溶液吸收0.8mol CO2,所得溶液中CO32-和HCO3-的物质的量浓度之比是A.1∶3B.2∶1C.2∶3D.3∶2【解析】设反应生成的Na2CO3的物质的量为_,生成的NaHCO3的物质的量为y.2_+y=10mol/L_1L(Na+守恒)_+y=0.8mol(C守恒)求出:_=0.2mol, y=0.6mol.则c(CO32-)∶c(HCO3-)=1∶3,选A.【例4】把0.02mol/L HAc溶液和0.01mol/L NaOH溶液等体积混合,则混合溶液中微粒浓度关系正确的是( )A.c(Ac-)_gt;c(Na+)B.c(HAc)_gt;c(Ac-)C.2c(H+)=c(Ac-)-c(HAc)D.c(HAc)+c(Ac-)=0.01mol/L【解析】此题实质上是0.05mol/L的HAc溶液和0.05mol/L的NaAc溶液的混合溶液.由电荷守恒关系可得:c(H+)+c(Na+)=c(Ac-)+c(OH-) (1)由物料守恒关系可得:c(HAc)+c(Ac-)=c(Na+)_2=0.01mol/L (2)由(2)可知D正确.将(1)_2+(2)可得:2c(H+)=c(Ac-)+2c(OH-)-c(HAc) (3)C选项错误.【例5】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-)_gt;c(Na+),对该混合溶液的下列判断正确的是A.c(H+)_gt;c(OH-)B.c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.2mol//LC.c(CH3COOH)_gt;c(CH3COO-)D.c(CH3COO-)+c(OH__8209;)=0.2mol/L【解析】CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中,CH3COOH的电离和CH3COONa 的水解因素同时存在.已知c(CH3COO-)_gt;c(Na+),根据电荷守恒c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+C(H+),可得出c(OH-)_lt;c(H+).说明混合溶液呈酸性,进一步推测出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol//l的CH3COONa溶液中,电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离,即CH3COOH的电离趋势大于CH3COO-的水解趋势.根据物质守恒,可推出B是正确的.本周强化练习:一.选择题1．实验室中配制一种混合溶液,要使溶液中c(K+)=c(Cl-)==c(SO42-),可选用的溶质可能是( )A.KCl.Na2SO4B.NaCl.K2SO4C.NaCl.Na2SO4.K2SO4D.KCl.Na2SO4.K2SO42．某二元酸H2A在水中发生电离:H2AH++HA-,HA-H++A2-.下列叙述中不正确的是( )A.在NaHA溶液中c(Na+)_gt;c(HA-)_gt;c(OH-)_gt;c(H+)B.在Na2A溶液中c(Na+)_gt;c(A2-)_gt;c(OH-)_gt;c(H+)C.在NaHA溶液中c(Na+)_gt;c(H+)=c(HA-)+2c(A2-)_gt;c(OH-)D.在H2A溶液中c(H+)=c(HA-)+2c(A2-)+c(OH-)3．某酸的酸式盐NaHY在水溶液中,HY-的电离度小于HY-的水解程度.有关叙述中正确的是( )A.H2Y在电离时为:H2Y+H2OHY-+H3O+B.在该盐的溶液中,离子浓度为:c(Na+)_gt;c(Y2-)_gt;c(HY-)_gt;c(OH-)_gt;c(H+)C.在该盐的溶液中,离子浓度为:c(Na+)_gt;c(HY-)_gt;c(Y2-)_gt;c(OH-)_gt;c(H+)D.HY-水解方程式为:HY-+H2OY2-+H3O+4．用物质的量都是0.1mol的CH3COOH与CH3COONa配制成1L溶液,已知其中c(CH3COO-)_gt;c(Na+),有关该混合液的下列判断正确的是( )A.c(H+)_gt;c(OH-)B.c(CH3COOH)_gt;c(CH3COO-)C.c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/LD.c(CH3COO-)+c(OH-)=0.1mol/L5．等物质的量浓度的下列溶液中,c(NH4+)最大的是( )A.NH4HSO4B.NH4HCO3C.NH4ClD.NH4NO36．把0.2mol/L的NaAlO2溶液和0.4mol/L的盐酸等体积混合后,溶液中离子浓度由大到小的顺序排列正确的是( )A.c(Cl-)_gt;c(Al3+)_gt;c(Na+)_gt;c(H+)_gt;c(OH-)B.c(Cl-)_gt;c(Na+)_gt;c(Al3+)_gt;c(H+)_gt;c(OH-)C.c(Na+)_gt;c(Cl-)_gt;c(Al3+)_gt;c(OH-)_gt;c(H+)D.c(Cl-)_gt;c(Al3+)_gt;c(Na+)_gt;c(OH-)_gt;c(H+)7．在NaHS溶液中,存在多种分子和离子,下列关系中不正确的是( )A.c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)B.c(Na+)=c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)C.c(H+)+c(H2S)=c(OH-)+c(S2-)D.c(OH-)-c(HS-)=c(H+)+c(H2S)8．一元酸HA溶液中,加入一定量强碱MOH溶液后,恰好完全反应,反应后的溶液中,下列判断正确的是( )A.c(A-)≥c(M+)B.c(A-)≤c(M+)C.若MA不水解,则c(OH-)_lt;c(H+)D.若MA水解,则c(OH-)_gt;c(H+)9．将0.2mol/L的NH4NO3溶液与0.1mol/L的NaOH溶液等体积混合,下列有关混合溶液中微粒的浓度关系正确的( )A.c(NH4+)=c(Na+)_gt;c(OH-)_gt;c(NH3·H2O)B.c(NH4+)=c(Na+)_gt;c(NH3·H2O)_gt;c(OH-)C.c(NH4+)_gt;c(Na+)_gt;c(NH3·H2O)_gt;c(OH-)D.c(NH4+)+c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(NO3-)二.非选择题10．在一元强碱MOH溶液中加入一元酸HA溶液,充分反应后,溶液呈中性.甲同学认为溶液中c(A-)=c(M+),而乙同学认为c(A-)与c(M+)是否相等,要看一元酸HA是强酸还是弱酸.你认为_______同学的说法正确,理由是__________________________________.11．2mol/L 50mL的盐酸中含苯酚9.4g,加入4mol/L 50mL氢氧化钠溶液后(若混合后溶液体积为100mL),则溶液中离子浓度的大小顺序是______________________________.12．0.1mol/L Na2CO3溶液中,三种阴离子物质的量浓度由大到小的顺序为:_____gt;_____gt;____.13．(1)0.02mol/L的HCN溶液与0.02mol/LNaCN溶液等体积混合,已知该混合溶液中,c(Na+)_gt;c(CN-)用〝_gt;._lt;.=〞符号填空①溶液中c(OH-)_______c(H+)②c(HCN)_______c(CN-)③c(HCN)+c(CN-)_______0.02mol/L(2)①向明矾溶液中逐滴滴入氢氧化钡溶液至硫酸根离子刚好沉淀完全时,溶液的pH______7(填_gt;._lt;.=),离子反应总方程式为___________________________;②向明矾溶液中逐滴加氢氧化钡溶液至铝离子刚好沉淀完全时,溶液的pH______7(填_gt;._lt;.=),离子反应总方程式为_____________________________.参考答案:1.AC2.A3.A4.AC5.A6.B7.D 8.BD 9.CD10.甲同学正确,根据电荷守恒原理,[M+]+[H+]=[A-]+[OH-],因溶液呈中性,即[H+]=[OH-],所以[M+]=[A-].11.[Na+]_gt;[Cl-]_gt;[C6H5O]_gt;[OH-]_gt;[H+]因为最终为NaCl和C6H5ONa 各0.1mol的混合液.12.[CO32-] [OH-] [HCO3-]13.(1)①_gt;②_gt;③=(2) ①_gt;;Al3-+2SO42-+2Ba2-+4OH-=2BaSO4↓+AlO2-+2H2O②=;2Al3++3SO42-+3Ba2++6OH-=3BaSO4↓+2Al(OH)3↓。
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。
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
酸碱溶液的溶液浓度比较
酸碱溶液的溶液浓度比较酸碱溶液是我们生活中常见的化学物质。
酸碱溶液的浓度是指溶液中酸碱的含量，它直接影响着溶液的酸碱性质和化学反应的进行。
本文将介绍酸碱溶液的溶液浓度比较。
一、溶液浓度的表示方法酸碱溶液的浓度可以用多种方式表示，其中较常见的有摩尔浓度、质量浓度和体积分数等。
1. 摩尔浓度：摩尔浓度是指单位体积（一升）溶液中溶质的物质的摩尔数。
具体的计算公式为：摩尔浓度（mol/L）= 溶质的摩尔数 / 溶液的体积（L）2. 质量浓度：质量浓度是指单位体积（一升）溶液中溶质的质量。
具体的计算公式为：质量浓度（g/L）= 溶质的质量（g） / 溶液的体积（L）3. 体积分数：体积分数是指溶质的体积与溶液总体积之比，通常以百分数表示或小数表示。
二、浓度的影响因素溶液的浓度受到多种因素的影响，主要包括溶质的质量、摩尔数、体积以及溶剂的体积等。
在比较不同酸碱溶液的浓度时，我们主要关注溶质的质量和摩尔数。
1. 溶质的质量：溶质的质量决定了溶液的质量浓度。
同样体积的溶液，溶质质量越大，浓度越高。
2. 溶质的摩尔数：溶质的摩尔数决定了溶液的摩尔浓度。
同样质量的溶质，摩尔数越大，浓度越高。
三、常见酸碱溶液的浓度比较1. 酸溶液的浓度比较：酸的浓度可以通过测量酸的摩尔浓度或质量浓度来比较。
常见的酸溶液有盐酸、硫酸和硝酸等。
以盐酸为例，通常浓度为37%，可以表示为摩尔浓度为12 mol/L，质量浓度为370 g/L。
以硫酸为例，浓度则指的是浓硫酸中硫酸的摩尔浓度，通常为18 mol/L。
以硝酸为例，硝酸溶液可以用摩尔浓度或质量浓度来表示，浓度一般为15 mol/L。
2. 碱溶液的浓度比较：碱的浓度也可以通过测量溶液的摩尔浓度或质量浓度来比较。
常见的碱溶液有氢氧化钠、氢氧化钾和氢氧化铵等。
以氢氧化钠为例，其溶液通常以质量浓度表示，如10%的氢氧化钠溶液表示每升溶液中含有10g的氢氧化钠。
以氢氧化钾为例，其溶液通常以摩尔浓度表示，如10 mol/L的氢氧化钾溶液表示每升溶液中含有10摩尔的氢氧化钾。
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)。
酸碱反应的溶液浓度比较
酸碱反应的溶液浓度比较酸碱反应是化学中重要的基础概念之一，它涉及到溶液浓度比较的问题。
在本文中，我们将探讨酸碱反应中溶液浓度的比较，并深入了解其背后的原理和应用。
首先，我们需要了解酸和碱的定义。
酸是一种能够释放出H+离子的物质，而碱是一种能够释放出OH-离子的物质。
酸和碱之间的反应会产生盐和水。
反应的过程可以用化学方程式表示，例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O。
溶液的浓度是指单位体积内所含溶质的质量或摩尔数。
一般情况下，溶液浓度可以用质量浓度、摩尔浓度、体积浓度等不同方式来表示。
其中，质量浓度指的是溶质在溶液中的质量与溶液体积之比，摩尔浓度指的是溶质在溶液中的摩尔数与溶液体积之比，而体积浓度则指的是溶质在溶液中的体积与溶液体积之比。
接下来，我们可以将酸碱溶液的浓度进行比较。
比较浓度的方法有多种，其中一种常用的方法是利用滴定。
滴定是一种实验方法，通过向待测液体中滴加已知浓度的酸碱溶液，以达到化学计量的终点反应，从而测定待测液体的浓度。
滴定的过程中，滴定剂的浓度即为待测液体的浓度。
当然，我们也可以通过其他方法比较酸碱溶液的浓度，例如利用电导率仪测量电导率或利用指示剂（如酚酞）的变色反应来判断浓度。
在实际应用中，选择合适的方法进行测定取决于具体的情况和需求。
了解了酸碱溶液浓度比较的方法后，我们可以进一步探讨酸碱溶液浓度比较的原理。
在酸碱反应中，当溶液浓度较高时，反应速率会增加，反应会更迅速进行，产生的反应物和产物的浓度也会增加。
相比之下，溶液浓度较低时，反应速率较慢，反应进行得较缓慢，产生的反应物和产物浓度较低。
酸碱溶液浓度的比较在很多领域都有广泛的应用。
例如，在工业生产中，我们需要比较不同酸碱溶液的浓度，以确定最合适的工艺参数和配方比例。
在环境领域，我们需要比较不同水体中的酸碱溶液浓度，以评估其对生态环境的影响程度。
在医学领域，酸碱溶液的浓度比较对诊断和治疗疾病也具有重要意义。
总结而言，酸碱反应中溶液浓度比较是化学中一个重要的概念。
详解【溶液中离子浓度大小的判断】
2.相同物质的量浓度的下列溶液：①(NH4)2SO4 ② (NH4)2CO3 ③(NH4)2Fe(SO4)2 ④NH4Cl ⑤NH4HSO4 ， ③＞①＞②＞⑤＞④ 其中 C(NH4＋) 的大小顺序为____________________ 。
3：同浓度的下列物质,在指定的离子浓度比较中错误 的是 ( BD )
【现学现用】
写出CH3COONa 、NaHCO3 溶液中的质子守恒式：
CH3COONa溶液中：
n (H+) +n (CH3COOH) = n (OH－) c (H+) + c (CH3COOH) = c (OH－) NaHCO3溶液中： n (H+) + n (H2CO3) — n（ CO32－ ）= n (OH－) c (H+) + c (H2CO3) — c（ CO32－ ）= c (OH－)
c(Na+)= c (CH3COO－) + c (CH3COOH) =0.1mol/L 0.1mol/L NaHCO3 溶液中（1L）
n（Na+）= n（ HCO3－） + n（ CO32－ ）+ n(H2CO3 ) = 0.1mol c（Na+）= c（ HCO3－） + c（ CO32－ ）+ c(H2CO3 ) = 0.1mol /L
>
(2).强酸弱碱盐或弱酸强碱盐溶液---只水解
【例2】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是 A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) A B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞ c(H+) ＞ c(OH-) C. c(NH4+) ＝c(Cl-)＞ c(H+) ＝ c(OH-) D.c(Cl-)＝ c(NH4+) ＞ c(H+) ＞ c(OH-)
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-，H2O H++OH-，所以溶液中所有的阳离子为Na+、H+，所有的阴离子为CH3COO-、OH-，因此电荷守恒式为：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)。
【注意】书写电荷守恒式必须做到：①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
2.物料守恒：⑴含义：指某微粒的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的微粒浓度之和。
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。
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。
L溶液中离子浓度大小排序
C．V(NaOH) = 10 mL时，c(H＋) = 1×10－7 mol·L－1
D．V(NaOH)＞10 mL时，(Na＋)＞c(C2O42 －)＞c(HC2O4－ )
【解析】本题以中和滴定为载体考查了考生对溶液中各离子浓度的大小关系的比较方法的掌握程度。 由于草酸是二元中弱酸，故HC2O4－不能完全电离产生H＋，所以V(NaOH) = 0时，c(H＋) ＜1×10－2 mol·L－1，A项错；根据电荷守恒关系有c(Na+)+c(H+)＝c(HC2O4－)+2c(C2O42 －)+c(OH－)，当V(NaOH) = 10 mL时，NaHC2O4与 NaOH恰好完全反应，因C2O42－水解而呈碱性，C错；当V(NaOH)＜10 mL 时c(H＋) = c(OH－)时，由上述关系知B项不正确；由于C2O42－水解是微弱的，故当V(NaOH)＞10 mL 时，c(Na＋)＞c(C2O42 －)＞c(HC2O4－ )的关系正确。
• 0.1mol/L的NaHCO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[HCO3－]>[OH－]>[CO32－]>[H+] （水解大于电离，因此水解产物（OH-）浓度大于电离产物（CO32－与H+）浓度，溶液呈碱性，[H+] 最小）
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方法与技巧１．溶液中离子浓度大小比拟的规律〔1〕多元弱酸溶液，依据多步电离剖析。
如H 3PO4的溶液中，H3PO4H2PO4- +H+，H 2PO4-HPO4(2-)+H，HPO4(2-)PO4(3-)+H+，得出c(H+)>c(H2PO4－)>c(HPO42－) > c(PO43－)。
〔2〕多元弱酸的正盐溶液依据弱酸根的分步水解剖析：如Na2CO3溶液中，Na2CO3=2Na＋＋CO32-；CO 32－＋H2O HCO3－＋OH－；HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－由此得出c(Na+)>c(CO32－)>c(OH －)> c(HCO3－)。
〔3〕不同溶液中同一离子浓度的比拟，那么要留意剖析溶液中其他离子对其的影响。
如在①NH4Cl ②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，c(NH4+)浓度的大小为③>①>②。
〔4〕假设标题中指明溶质只要一种物质〔该溶质经常是可水解的盐〕，要首先思索原有阳离子和阴离子的个数，水解水平如何，水解后溶液显酸性还是显碱性。
〔5〕假设标题中指明是两种物质，那么要思索两种物质能否发作化学反响，有无剩余，剩余物质是强电解质还是弱电解质；假定恰恰反响，那么依照〝溶质是一种物质〞停止处置；假定是混合溶液，应留意剖析其电离、水解的相对强弱，停止综合剖析。
〔6〕假定题中全部运用的是〝＞〞或〝＜〞，应主要思索电解质的强弱、水解的难易、各粒子个数的原无状况和变化状况(增多了还是增加了)。
〔7〕关于HA 和NaA的混合溶液〔多元弱酸的酸式盐：NaHA〕，在比拟盐或酸的水解、电离对溶液酸、碱性的影响时，由于溶液中的Na+坚持不变，假定水解大于电离，那么有c(HA) > c(Na+)>c(A －) ，显碱性；假定电离大于水解，那么有c(A－) > c(Na+)> c(HA)，显酸性。
假定电离、水解完全相反〔或不水解、不电离〕，那么c(HA) =c(Na+)=c(A－)，但无论是水解局部还是电离局部，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发生的c(H+) 或c(OH－)都很小。
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。
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+）。
溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)
一、电离平衡理论和水解平衡理论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NH 3·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H 2S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-，2H 2O2OH-+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-)。
⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
有关溶液中离子浓度的大小比较
【答案】A 【点评】充分利用三个守恒，解题熟练了，这类题目就可以提高成功
率。
【迁移·体验】 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-） 2．混合溶液中离子浓度大小关系 对策：①首先考虑电荷守恒，如盐酸和氨水混合，无论谁过量均有 c（NH4+）＋c（H+）=c（Cl-）＋c（OH-） ②然后考虑离子间的反应；
不会改变的。 例如：NaHCO3溶液中n(Na+)：n(C)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3
－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3) 3．质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中由水电离出的
H+与OH-离子的物质的量应相等 (可由电荷守恒及物料守恒推出) 例如：在Na2CO3溶液中：c(OH－)=c(HCO3－)+2c(H2CO3)+c(H+) 以上三种守恒是解题的关键，对于这一类题的如何切入、如何展
微弱的。多元弱酸根的阴离子的水解，可认为是分步进行的，且依次减
弱，以第一步为主。如在Na2CO3溶液中存在的水解平衡是：CO32-＋ H2O HCO3-＋OH-，HCO3-＋H2O H2CO3＋OH－，则c(Na+)＞c(CO32－)＞ c(OH－)＞c(HCO3-)＞c（H+）。
盐类水解应用及离子浓度大小比较 (1)
⑵牢记三个“守恒”
——以碳酸钠(Na2CO3)溶液为例
1.电荷守恒：
c(Na+)＋c(H+)＝2c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(OH-)
2.物料守恒：
c(Na+)=2[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)]
考点8.解释某些实验现象或事实
思考 解释NH4Cl、FeCl3溶液中加入Mg粉,为何有H2放出? NH4++H2O NH3· H2O+H+ Mg+2H+ = Mg2+ +H2↑ 总：Mg+2NH4+ + 2H2O = Mg2+ + 2NH3· H2O+H2↑ 或：Mg+2NH4+ （浓） = Mg2+ + 2NH3↑+H2↑ 用AlCl3溶液和Na2S溶液混合为什么制不到Al2S3？ Al2S3应如何制取？ 2Al3+ + 3S2- + 6H2O ＝ 2Al(OH)3↓+3H2S↑
(
A )
（2）弱碱溶液：
(
c )
（3）强酸弱碱盐溶液：
【例3】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是： A．c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(NH4
+)＞c(Cl-)＞
c(H+)
＞
c(OH-)
(
A )
C．c(NH4+) ＝c(Cl-)＞ c(H+) ＝ c(OH-) D．c(Cl-)＝ c(NH4+) ＞ c(H+) ＞ c(OH-) 规律:在有“弱酸根离子或弱碱金属离子”存在的溶液中,
共轭酸碱对等体积混合后的浓度
共轭酸碱对等体积混合后的浓度
当共轭酸和共轭碱以等体积混合时，可以利用哈桑斯法则来计算混合后的溶液的pH值。
哈桑斯法则指出，如果将酸和碱以等体积混合，且它们的pKa值相差不超过2，则混合后的溶液的pH值将接近于它们的pKa值的平均数。
首先，需要确定共轭酸和共轭碱的pKa值。
然后计算它们的平均值。
假设共轭酸的pKa值为pKa1，共轭碱的pKa值为pKa2，则混合后溶液的pH值可以用以下公式计算：
pH = (pKa1 + pKa2) / 2。
这个公式假设混合后的溶液是中性的。
如果需要考虑溶液的离子强度对pH值的影响，还需要考虑溶液的离子强度和活度系数的影响。
另外，如果需要计算混合后溶液的浓度，可以利用溶液的稀释公式。
假设共轭酸的初始浓度为C1，共轭碱的初始浓度为C2，混合后的溶液体积为V，则混合后溶液中共轭酸和共轭碱的浓度可以用以下公式计算：
C_final = (C1V + C2V) / (2V)。
这里假设共轭酸和共轭碱的反应是完全的，并且混合后的溶液体积等于初始体积的两倍。
综上所述，混合后的共轭酸碱溶液的浓度和pH值可以通过上述方法计算得出。
当然，在实际操作中，还需要考虑溶液的温度、离子强度等其他因素对计算结果的影响。
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已知浓度、体积的酸碱混合离子浓度关系1.常温下将NaOH稀溶液与CH3COOH稀溶液混合，不可能出现的结果是() A． pH＜7，且c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(Na＋)＞c(OH－)B． pH＞7，且c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)C． pH＞7，且c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)D． pH＝7，且c(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)2.将0.2 mol·L－1HCN溶液和0.1 mol·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()A．c(HCN)<c(CN－)B．c(Na＋)>c(CN－)C．c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－)D．c(HCN)＋c(CN－)＝0.2 mol·L－13.25 ℃时将等体积盐酸和氨水混合，若混合溶液中c(错误!未找到引用源。
)＝c(Cl－)，则溶液的pH()A．＞7B．＜7C．＝7D．不能确定4.已知25 ℃时，0.2 mol·L－1某酸HA与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合，溶液pH＞7; 0.2 mol·L－1某弱酸HB溶液与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合，溶液pH＜7。
该温度下，在物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的NaA和NaB混合溶液中，下列关系式正确的是()A．c(Na＋)＞c(OH－)＞c(HB)＞c(HA)B．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA)＋c(HB)C．c(Na＋)＞c(OH－)＞c(B－)＞c(A－)D． 2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)＋c(B－)＋c(HB)5.常温下将a1mol·L－1、b1mL的CH3COOH溶液和a2mol·L－1、b2mL的NaOH溶液混合，下列有关叙述不正确的是()A．如果a1＝a2，b1＝b2，则混合溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)B．如果混合溶液的pH＝7，则混合溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)C．如果a1·b1＝a2·b2，则混合溶液的pH>7D．如果a1＝a2，且混合溶液的pH＜7，则b1＞b26.常温下，向10 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1醋酸溶液，所得滴定曲线如图所示。
下列说法正确的是()A． pH＝7时，所加醋酸溶液的体积为10 mLB． pH<7时，溶液中：c(CH3COO－)>c(Na＋)C． 7<pH<13时，溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)D．继续滴加0.1 mol·L－1醋酸溶液，溶液pH可以变为17.常温下，用 0.100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定 20.00 mL 0.100 0 mol·L－1CH3COOH溶液所得滴定曲线如图。
下列说法正确的是()A．点①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)B．点②所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)C．点③所示溶液中：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH 3COO－)＞c(H＋)D．滴定过程中可能出现：c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(Na＋)＞c(OH－)8.常温下，用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1CH3COOH溶液所得滴定曲线如图。
下列说法正确的是()A．①所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)B．②所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)C．③所示溶液中：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)D．滴定过程中可能出现：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)9.向一定量某浓度的稀氨水中逐滴加入物质的量浓度相同的盐酸，直至盐酸过量。
下列关于实验过程的描述正确的是()A．实验过程中水的电离程度先变大后变小B．当滴加盐酸至溶液pH＝7时，此时溶液中，c(错误!未找到引用源。
)＝c(Cl－) C．实验过程中离子浓度的关系可能为c(错误!未找到引用源。
)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)D．实验结束时离子浓度的关系一定为c(Cl－)＞c(H＋)＞c(错误!未找到引用源。
)＞c(OH－)10.将0.2 mol·L－1的KOH溶液与0.1 mol·L－1的H2SO3溶液等体积混合后，溶液中各粒子浓度大小关系正确的是()A．c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋c(错误!未找到引用源。
)B． 2c(K＋)＝c(错误!未找到引用源。
)＋c(错误!未找到引用源。
)＋c(H2SO3)C．c(K＋)＞c(错误!未找到引用源。
)>c(错误!未找到引用源。
)＞c(H2SO3)D．c(错误!未找到引用源。
)＋c(错误!未找到引用源。
)＋c(H2SO3)＝0.1 mol·L－111.在25 ℃时，将0.1 mol·L－1的HA溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，测得混合溶液pH＝8，则下列所表示的该混合溶液中有关微粒的浓度关系中，错误的是()A．c(HA)＋c(A－)＝c(Na＋)＝0.1 mol·L－1B．c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)C．c(Na＋)>c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)D．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA)12.25 ℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，下列关系正确的是()A．c(错误!未找到引用源。
)＝c(错误!未找到引用源。
)B．c(错误!未找到引用源。
)>c(错误!未找到引用源。
)C．c(错误!未找到引用源。
)<c(错误!未找到引用源。
)D．c(OH－)＋c(错误!未找到引用源。
) ＝c(错误!未找到引用源。
)＋c(H＋)13.25 ℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，下列关系正确的是()A．c(错误!未找到引用源。
)＞c(错误!未找到引用源。
)＞c(H＋)＝c(OH－)B．c(错误!未找到引用源。
)＝2c(错误!未找到引用源。
)C．c(错误!未找到引用源。
)＋c(NH3·H2O)＝2c(错误!未找到引用源。
)D．c(OH－)＋c(错误!未找到引用源。
)＝c(H＋)＋c(错误!未找到引用源。
)14.向体积为V a mL、浓度为0.05 mol·L－1CH3COOH溶液中加入体积为V b mL、浓度为0.05 mol·L－1KOH溶液，下列关系错误的是()A．V a>V b时：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)>c(K＋)B．V a＝V b时：c(CH3COOH) ＋c(H＋)＝c(OH－)C．V a<V b时：c(CH3COO－)>c(K＋)>c(OH－)>c(H＋)D．V a与V b任意比时：c(K＋)＋c(H＋) ＝c(OH－)＋c(CH3COO－)15.在1 L 0.3 mol·L－1的NaOH溶液中，通入标准状况下的4.48 L CO2，完全反应后，下列关系式正确的是()A．c(Na＋)＞c(错误!未找到引用源。
)＞c(错误!未找到引用源。
)＞c(H＋)＞c(OH－)B．c(Na＋)＞c(错误!未找到引用源。
)＞c(错误!未找到引用源。
)＞c(OH－)＞c(H＋)C．c(Na＋)＞c(错误!未找到引用源。
)＞c(错误!未找到引用源。
)＞c(OH－)＞c(H＋)D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(错误!未找到引用源。
)＋c(错误!未找到引用源。
)16.(双选)在25 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中逐滴加入0.1 mol ·L－1CH3COOH溶液，曲线如右图所示，有关粒子浓度关系不正确的是()A．在A、B间任一点，溶液中一定都有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) B．在B点，a＞25，且有c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝c(OH－)＝c(H＋)C．在C点：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)D．在D点：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)17.现有①0.1 mol·L－1NaOH溶液②0.2 mol·L－1HX溶液，两溶液等体积混合后，测得溶液中c(Na＋)<c(X－)：上述混合液中共存在________种粒子，且c(HX)________(填“>”、“＝”或“<”，下同)c(X－)，c(HX)＋c(X－)＝________mol·L－1(忽略体积变化)。
18.常温下向1 L、0.2 mol·L－1NaOH溶液中通入4.48 L(标准状况)的SO2(忽略混合后溶液体积的变化)，若测得溶液的pH＜7，则溶液中c(错误!未找到引用源。
)________(填“＞”、“＜”、或“＝”)c(H2SO3)，有关该溶液中离子浓度关系的判断正确的是________(填字母编号)。
A．c(错误!未找到引用源。
)＋c(OH－)＋c(错误!未找到引用源。
)＝c(Na＋)＋c(H＋)B．c(H2SO3)＋c(错误!未找到引用源。
)＋c(错误!未找到引用源。
)＝0.2 mol·L－1C．c(H2SO3)＋c(H＋)＝c(错误!未找到引用源。
)＋c(OH－)D．c(Na＋)＞c(H＋)＞c(错误!未找到引用源。
)＞c(OH－)19.现有①0.2 mol·L－1NaOH溶液②0.2 mol·L－1HX溶液，两溶液等体积混合后，测得溶液中c(Na＋)＞c(X－)。
则：(1)①中由水电离出的c(OH－)________(填“＞”、“＜”或“＝”)②中由水电离出的c(H＋)。
(2)上述混合液中c(HX)＋c(X－)＝________mol·L－1(忽略体积变化)。
(3)上述溶液混合后显________(填“酸”、“碱”或“中”)性，其原因用离子方程式表示为________________________________。
20.将0.2 mol·L－1HA弱酸溶液与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液中c(Na＋)＞c(A－)，则：(1)混合溶液中c(A－)________(填“＞”、“＜”或“＝”，下同)c(HA)。