盐溶液中离子浓度大小的比较
盐溶液中离子浓度大小的比较
盐溶液中离子浓度大小的比较一、基本知识在盐溶液中存在着水的电离平衡，可能还有盐的水解、电离平衡，所以就有下列关系：1.c（H＋）与c（OH－）的关系：中性溶液：c（H＋）＝c（OH－）（如NaCl溶液）酸性溶液：c（H＋）＞c（OH－）（如NH4Cl溶液）碱性溶液：c（H＋）＜c（OH－）（如Na2CO3溶液）恒温时：c（H+）·c（OH－）＝定值（常温时为10－14）2.电荷守恒：盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。
如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－）如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－）3.物料守恒：某元素各种不同存在形态的微粒，物质的量总和不变。
如0.1 mol/L NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（NH3·H2O）＝0.1 mol/L如0.1 mol/L Na2CO3溶液中：c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（H2CO3）＝0.1 mol/L二、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。
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。
溶液中离子浓度大小关系
练习：
25℃时在浓度均为1mol· L-1的(NH4)2SO4、 (NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得 其中〔 NH4+〕分别为a、b、c(单位为mol· L-1),则 下列判断正确的是（ B ） A.a=b=c B.c>a>b C.b>a>c D.a>c>b
（三）两溶液混合： 离子浓度大小比较需综合分 析反应生成的盐及反应物有无剩余、电离及水解
离子浓度大小：
〔 Na+ 〕> 〔 S2- 〕> 〔 OH- 〕> 〔 HS-〕 > 〔 H+ 〕
2、NaHCO3溶液中离子浓度关系
H2O H++OHHCO3H++ CO32电荷守恒：
NaHCO3=Na++HCO3HCO3-+H2O H2CO3+OH-
HCO3-的电离小于水解
〔 Na+〕+ 〔 H+〕=2 〔 CO32-〕+ 〔 HCO3-〕+ 〔 OH-〕
（1）多元弱酸溶液： 根据多步电离分析， 如在H3ＰO4的溶液中： 〔H+〕＞ 〔 H2PO4-〕＞ 〔 HPO4 2 -〕＞ 〔 PO43-〕
（2）多元弱酸的正盐溶液： 根据弱酸根的分步水解分析： 如Na2CO3溶液中： 〔 Na+〕＞ 〔 CO 2-〕＞ 〔 OH-〕＞ 〔 HCO - 〕
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学习目标：
1、 进一步理解电离和水解原理及规律， 2 、理解溶液中的几个守恒关系， 3 、能判断和分析溶液中存在的离子及比 较离子浓度大小关系。 重点、难点 判断和分析溶液中的离子浓度大小关系
一、盐溶液中各离子浓度关系
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。
盐溶液中的离子浓度大小比较练习题(附答案)
盐溶液中的离子浓度大小比较练习题一、单选题1.—定温度下,下列溶液的离子浓度关系式正确的是( ) A.pH=5的2H S 溶液中,+-5-1(H )(HS )110mol L c c -==⨯⋅ B.pH=a 的氨水溶液,稀释10倍后,其pH=b ,则a =b +1C.pH=2的224H C O 溶液与pH=12的NaOH 溶液任意比例混合:++--24(Na )(H )(OH )(HC O )c c c c +=+D.pH 相同的①3CH COONa ②3NaHCO ③NaClO 三种溶液的+(Na )c :①>②>③ 2.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NaHCO 3溶液：c (Na ＋)＞c (3HCO -)＞c (23CO -)＞c (H 2CO 3)C ．pH ＝11的氨水与pH ＝3的盐酸等体积混合：c (Cl －)＝c (+4NH )＞c (OH －)＝c (H ＋) D ．0.2mol·L －1 CH 3COOH 溶液与0.1mol·L －1 NaOH 溶液等体积混合：2c (H ＋)－2c (OH －)＝c (CH 3COO －)－c (CH 3COOH)3.下列过程或现象与盐类水解无关的是( ) A.纯碱溶液去油污B.铁在潮湿的环境下生锈C.加热氯化铁溶液颜色变深D.浓硫化钠溶液有臭味4.化学与社会、生活密切相关。
对下列现象或事实的解释正确的是( )5.向1L 含0.01mol NaAlO 2和0.02mol NaOH 的溶液中缓慢通入二氧化碳,随n(CO 2)增大，先后发生三个不同的反应，当0.01mol<n(CO 2) ≤0.015时发生的反应是：2NaAlO 2+ CO 2+2H 2O=2Al(OH)3↓+Na 2CO 3。
盐类水解拓展：三大守恒及离子浓度大小比较
c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
【现学现用】 写出CH3COONa 、NaHCO3溶液中的 物料守恒式。
CH3COONa溶液中 c(Na+)= c (CH3COO－) + c (CH3COOH)
解决此类问题时，首先分析离子浓度大小的关 系是相等还是不等。
(1)若使用的是“>”或“<”，应主要考虑“电离” 和“水解”。
(2)若用“＝”连接，应根据“守恒”原理，视不同 情况，从下列几个方面思考：
①若等号一端全部是阴离子或阳离子应首先考虑 电荷守恒。
②若等号一端各项中都含有同一种元素时，首先 考虑这种元素的原子守恒。
如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中
Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O
CO32– + H2O
HCO3– + OH–
HCO3– + H2O
H2CO3 + OH–
H+ + OH–
n (Na) : n (C) ＝2 : 1
则c (C ) = a mol / L
若c (Na+ ) = 2 a mol / L
D、c(CH3COOH)+c(CH3COO -)＝0.01 mol·L-1
• 【例9】：将0.02mol·L－1HCN溶液和0.01mol·L－1 的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系
NaHCO3 溶液中
c（Na+）= c（ HCO3－） + c（ CO32－ ）+ c(H2CO3 )
高中化学复习知识点：盐溶液中离子浓度大小的比较
高中化学复习知识点：盐溶液中离子浓度大小的比较一、单选题1．常温下，用0.0100 mol/L 的NaOH 溶液滴定10. 00 mL 0.0100 mol/L 的二元酸H 2A ，滴定过程中加入NaOH 溶液的体积(V)与溶液中的()()c H lg c OH -+关系如图所示，下列说法正确的是( )A ．H 2A 的电离方程式为：H 2A=A 2-+2H +B ．B 点显酸性的原因是HA 的电离程度大于其水解程度C ．C 点溶液显中性，所以 c （Na +）=c （A 2-） +c （HA -）D ．常温下K h (Na 2 A)的数量级约为10-42．将浓度均为0.5mol·L -1的氨水和KOH 溶液分别滴入到两份均为20mLc 1mol·L -1的AlCl 3溶液中，测得溶液的导电率与加入碱的体积关系如图所示。
下列说法正确的是A ．c 1=0.2B ．b 点时溶液的离子浓度：c(C1-)>c(NH 4+)>c(OH -)>c(H +)C ．ac 段发生的反应为：A1(OH)3+OH -==[Al(OH)4]-D ．d 点时溶液中：c(K +)+c(H +)==[Al(OH)4]-+c(OH -)3．25℃时,向20mL0.1mol·L -1四氯金酸( HAuCl 4)溶液中滴加0.1mol·L -1NaOH 溶液,滴定曲线如图1,含氯微粒的物质的量分数(δ)随pH 变化关系如图2,则下列说法不正确的是A ．b 点溶液中存在关系:2c(H +)+ c(HAuCl 4)=2c(OH -)+ c(AuCl 4-)B ．X 点描述的是滴定曲线中b 点含氯微粒的物质的量分数δ与pH 的关系C ．c 点溶液中存在关系:c(Na +)=c(AuCl 4-)D ．d 点时,溶液中微粒浓度的大小关系为c(Na +)>c(AuCl 4-)>c(OH -)>c(H +)4．向某Na 2CO 3、NaHCO 3的混合溶液中加入少量的BaCl 2，测得溶液中2-32-3c(CO )lg c(HCO )与2+-lgc(Ba )的关系如图所示，下列说法正确的是A ．该溶液中-233-2-33c(H CO )c(HCO )>c(HCO )c(CO )B ．B 、D 、E 三点对应溶液pH 的大小顺序为B>D>EC ．A 、B 、C 三点对应的分散系中，A 点的稳定性最差D ．D 点对应的溶液中一定存在2c(Ba 2+ ) +c(Na + )+c(H + )=c(CO 32- )+c(OH - )+c(Cl - ) 5．一定温度下，测定某溶液中只含NH 4+、Cl -、H +、OH -四种离子，下列说法一定正确的是A ．溶液中四种粒子之间满足：c(Cl -)＞c(H +)＞c(NH 4+)＞c(OH -)B ．若溶液中粒子间满足：c(NH 4+)＞c(Cl -)＞c(OH -)＞c(H +)，则溶液中溶质为：NH 3·H 2O 和NH 4ClC ．若溶液中粒子间满足：c(Cl -)＞c(NH 4+)＞c(H +)＞c(OH -)，则溶液中溶质只有NH 4ClD ．若溶液中c(NH 4+)= c(Cl -)，则该溶液pH 等于76．25 ℃时,用0.1 mol/LNaOH 溶液滴定某二元弱酸H 2A,H 2A 被滴定分数、pH 及物种分布分数()()()-2-2n(x)δδ(x)=n H A +n HA +n A ⎡⎤⎢⎥⎢⎥⎣⎦如图所示:下列说法错误的是A ．用NaOH 溶液滴定0.1 mol·L -1NaHA 溶液可用酚酞作指示剂B ．0.1 mol·L -1NaA 溶液中: ()()()+-2-c Na <c HA +2c A C ．0.1 mol·L -1NaHA 溶液中: ()()()()+-2-2c Na>c HA >c A >c H A D ．H 2A 的K 2=1×10-7 7．常温下，向100mL 0.1mol/L 的H 2A 溶液中滴加0.1mol/LNaOH 溶液，含A 元素相关微粒物质的量随pH 的变化如图所示。
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“同学们，今天咱们来好好讲讲离子浓度大小比较的方法和规律啊。
”离子浓度大小比较可是高中化学里的一个重要知识点呢。
首先呢，要搞清楚溶液中存在哪些离子。
就拿碳酸钠溶液来说吧，它在水中会电离出钠离子和碳酸根离子，而碳酸根离子又会水解产生碳酸氢根离子和氢氧根离子。
所以在碳酸钠溶液中，就有钠离子、碳酸根离子、碳酸氢根离子和氢氧根离子。
那怎么比较它们的浓度大小呢？这就需要一些方法啦。
比如说，要考虑电解质的电离程度和水解程度。
像强酸强碱盐，它在水中完全电离，离子浓度就比较简单。
但对于弱酸强碱盐或者强酸弱碱盐，就要考虑水解的影响了。
举个例子，氯化铵溶液，氯化铵会电离出铵根离子和氯离子，铵根离子会水解产生氢离子和一水合氨。
因为氯化铵的水解程度不是很大，所以氯离子的浓度是大于铵根离子的，而氢离子的浓度相对就比较小。
再来说说多元弱酸的盐溶液，比如碳酸氢钠溶液。
碳酸氢钠电离出钠离子和碳酸氢根离子，碳酸氢根离子既能电离又能水解。
它的电离会产生氢离子和碳酸根离子，水解会产生氢氧根离子和碳酸。
在这种情况下，就需要综合考虑电离和水解的程度来比较离子浓度大小了。
还有啊，有时候我们还得考虑溶液中的电荷守恒和物料守恒。
电荷守恒就是溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
物料守恒呢，就是根据元素原子的守恒来确定一些离子之间的关系。
比如说在碳酸钠溶液中，电荷守恒就是钠离子的浓度加上氢离子的浓度等于两倍碳酸根离子的浓度加上碳酸氢根离子的浓度加上氢氧根离子的浓度。
物料守恒就是钠离子的浓度等于两倍碳酸根离子的浓度加上两倍碳酸氢根离子的浓度加上两倍碳酸的浓度。
同学们，这些方法和规律一定要好好掌握啊，多做些题目来巩固巩固。
以后遇到离子浓度大小比较的问题就不会头疼啦。
大家都听懂了吧？要是有不明白的地方随时问我哦。
盐类水解离子浓度大小比较
盐类的水解
——溶液中离子浓度的关系
3. 比较盐溶液中离子浓度间的大小关系
(1)一种盐溶液中各种离子浓度的相对大小 ①当盐中阴、阳离子等价时
[不水解离子]＞[水解的离子]＞[水解后呈某性的离子(如 H＋或OH－)]＞[显性对应离子如OH－或H＋]
a.实[N例a：＋]a＞. C[CHH3C3COOOON－a]＞[bO. HN－H]4＞Cl[H＋] b. [Cl－]＞[NH4＋]＞[H＋]＞[OH－]
D、c(CH3COOH)+c(CH3COO -)＝0.01 mol·L-1
【规律总结】
解题思路:
专题：离子浓度的大小比较
二、离子浓度大小的比较
（二）、混合溶液
2、两种物质混合要反应： （1）、两种物质恰好完全反应： 例：100 mL 0.1 mol· L-1 醋酸与50 mL 0.2 mol· L-1 NaOH溶 液混合，在所得溶液中( A ) A、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+) B、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-) C、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＝c(OH-) D、c(Na+)＝c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
• 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- )
变式：写出(NH4)2SO4中离子浓度的大小。
（2004年江苏卷）4、草酸是二元弱酸，草酸氧钾
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-)
2、在0.1mol/LH2S溶液中，下列关系正确的是（
c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)> c(H+)>c(CO32-) 将NaHSO3溶液中各离子浓度由大到小排列
c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)
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。
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。
2022届高三化学一轮复习化学反应原理题型必练37盐溶液中粒子浓度大小的比较含解析
盐溶液中粒子浓度大小的比较一、单选题（共16题）1．对于物质的量浓度均为0.1 mol/L 的下列溶液：①Na 2CO 3溶液、②CH 3COONa 溶液、③NaOH 溶液，下列说法中，正确的是A ．三种溶液pH 的大小顺序是③＞②＞①B ．若将三种溶液稀释相同倍数，pH 变化最大的是②C ．若分别与0.1 mol/L 盐酸等体积混合，所得溶液pH 最大的是①D ．若稀释使三种溶液的pH 均为8.5，则此时溶液物质的量浓度的大小顺序是③＞①＞②2．常温下，下列溶液中有关微粒的物质的量浓度关系正确的是A ．0.1mol·L -1Na 2CO 3溶液中：c (Na +)＞c (2-3CO )＞c (OH -)＞c (-3HCO ) B ．pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合：c (Cl -)＞c (+4NH )＞c (H +)＞c (OH -) C ．0.1mol·L -1NaHCO 3溶液中：c (Na +)+c (H +)=c (OH -)+c (-3HCO )+c (2-3CO )D ．0.1mol·L -1CH 3COONa 溶液中通HCl 气体，至pH=7(溶液体积变化忽略不计)：c (Na +)＞c (CH 3COOH)＞c (Cl -)3．某温度下，向20 mL 0.1 mol/L 的氨水中逐滴滴加0.1 mol/L 的盐酸，溶液中pH 与pOH [pOH = – lgc(OH -)]的变化关系如图所示，其中a = 6，下列说法正确的是A ．M 点：(pH + pOH) > 12B ．Q 点溶液中c(C1-) > c(NH +4) > c(H ＋) > c(OH -)C．M、N两点的溶液中：[c M(NH+4) – c N(C1-)] = [c M(Cl-) – c N(NH+4)]D．若滴加的盐酸的体积为10 mL，则有c(NH+4) + c(H＋) = c(NH3·H2O)＋c(OH-)4．常温下，用10mL0.1mol·L-1Na2A溶液吸收H2A气体，吸收液的pH与-2-c(HA)lgc(A)的关系如图所示。
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
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：
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盐溶液中离子浓度大小的比较一、基本知识在盐溶液中存在平衡：水的电离平衡、盐的水解、弱电解质的电离平衡。
（H＋）与c（OH－）的关系：中性溶液：c（H＋）＝c（OH－）（如NaCl溶液）酸性溶液：c（H＋）＞c（OH－）（如NH4Cl溶液）碱性溶液：c（H＋）＜c（OH－）（如Na2CO3溶液）恒温时：c（H+）·c（OH－）＝定值（常温时为10－14）2.电荷守恒：盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。
如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－）如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－）3.物料守恒：某元素各种不同存在形态的微粒，物质的量总和不变。
如 mol/L NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（NH3·H2O）＝ mol/L如 mol/L Na2CO3溶液中：c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（H2CO3）＝ mol/L4.质子守恒：溶液中水电离出的H＋与OH－相等如Na2CO3溶液中：c（OH－）＝c（HCO3-）＋2c（H2CO3）＋c（H+）二、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四种关系进行综合分析判断，得出正确结论。
三、例题分析【例题1】将相同物质的量浓度的某弱酸HX溶液与NaX溶液等体积混合，测得混合后溶液中c（Na+）＞c（X－），则下列关系错误的是（）。
（H+）＞c（OH－）（HX）＞c（X－）（X－）＋c（HX）＝2 c（Na+）（HX）＋c（H+）＝c（Na+）＋c（OH－）【解析】以HX的电离为主，则c（H+）＞c（OH－）；以X－的水解为主，则c（H+）＜c（OH－）。
现有：（1）已知条件c（Na＋）＞c（X－）；（2）电荷守恒c（Na+）＋c（H+）＝c（X－）＋c（OH－）；（3）物料守恒2 c（Na+）＝c（X－）＋c（HX）。
由（1）和（2）可知一定有c（H+）＜c（OH－），所以应考虑X－的水解，故选项A，由（3）可知C对，由（2）和（3）二式合并得D，故D对。
答案：A【例题2】相同温度下，等体积物质的量都为 mol/L的KCl和CH3COOK溶液的两种溶液中，离子总数相比较（）。
A.前者多B.一样多C.后者多D.无法判断【解析】错误的分析：（1）CH3COO－因水解而减少，选A。
（2）因有下列水解平衡： CH3COO－＋H2O CH3COOH ＋ OH－，发生水解的CH3COO－与生成的OH－个数相等，选B。
正确分析：根据电荷守在KCl和CH3COOK溶液中分别有：c（Na+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－），c（Na+）＋c（H+）＝c（CH3COO－）＋c（OH－）。
两溶液中的c（Na+）相等，而由于CH3COO－的水解，便溶液呈碱性，导致c（H+）前者比后者大，所以有c（Cl－）＋c（OH－）＞c（CH3COO－）＋c（OH－）故选A。
四、溶液中微粒(除水分子)浓度大小的比较常见题型1、不等式关系（1）、多元弱酸溶液例1．L的H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是__________.解析：在H 2S溶液中有H2S H+ + HS－，HS— H+ + S2－，因为多元酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱的多，但两步都电离产生H+。
答案：c (H+)＞c (HS—)＞c (S2－)＞c (OH－)。
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例2．L的CH3COONa溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是______.解析：在CH 3COONa溶液中CH3COONa ===Na++ CH3COO—，CH3COO－ + H2O CH3COOH + OH－，从而使c(CH3COO －)降低且溶液显碱性，有c(Na+)＞c(CH3COO－)， c (OH－)＞c(H+)。
因盐的水解程度一般较小，则有c(CH3COO—)＞c(OH—)。
答案：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）、二元弱酸的正盐溶液例3．L的Na2CO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是_______.解析：在Na 2CO3溶液中Na2CO3 ===2Na+ + CO32－，CO32－+ H2O HCO3－ + OH－，HCO3－+ H2OH 2CO3 + OH－，CO3－水解使溶液县碱性，有c(OH－)＞c(H+)。
由于 CO3—少部分水解，有c(CO32－)＞c(HCO3－)，H CO3－又发生第二步水解，有c (OH－)＞c (HCO3－)，第二步水解较第一步水解弱的多，那么c(OH－)、c(H CO3－)相差不大，但c(H+)比c (OH－)小的多，因此c(OH －)＞c(HCO3－)答案：c(Na+)＞c(CO32—)＞c(OH—)＞c(HCO3—) ＞c(H+)。
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例4．L的NaHCO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是_________.解析：NaHCO 3溶液中存在NaHCO3===Na++ HCO3－，HCO3－+ H2O H2CO3+ OH－，HCO3—H+ + CO32－，其水解程度大于电离程度，因此溶液显碱性。
有c(OH－)＞c(CO32－)。
由于少部分水解和电离，则c(Na+)＞c(HCO3－)＞c(OH－)＞c(CO32－)。
又因为HCO3—电离产生的H+与CO32－数目相同，而H 2O H+ + OH—因此：c(H+)＞c(CO32－)。
答案：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）＞（电离得到的酸跟离子）多元弱酸的酸式根既能水解又能电离，判断相关离子浓度大小时要掌握两个“量”的问题，其一，水解和次级电离程度都比较小，使产生的新离子浓度比保留下来的旧离子（酸式根）浓度小；其二，多数弱酸的酸式根水解趋势大于电离趋势，使得c(OH－)＞c(H+)。
中学阶段常见例外的有NaHSO3和NaH2PO4这两种弱酸的酸式盐电离程度大于水解程度，导致其水溶液显酸性。
（5）、不同溶液中同一离子浓度的比较例5．在相同物质的量浓度的下列各溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4。
c(NH4+)由大到小的顺序是___________.解析：在①中存在NH 4Cl=== NH4+ + Cl—, NH4+ + H2O NH3·H2O + H+在②中存在CH 3COONH4 === CH3COO— + NH4+，NH4+ + H2O NH3·H2O + H+CH 3COO— + H2O CH3COOH + OH—，在③中存在NH4HSO4=== NH4+ + H+ +SO42—由于③中H+的存在抑制NH4+的水解，因此③中c(NH4+)最大，由于②中存在双水解，促进NH4+水解，故②中c(NH4+)最小。
答案：③＞①＞②点拨：该类型题要看溶液中其它离子对的其影响。
（6）、混合溶液中各离子浓度大小的比较①若酸与碱恰好完全以应，则相当于一种盐溶液.②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度.例题6：（1996年上海高考题）物质的量浓度相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是 [ ] A．CaCl2 B．CH3COONa C．NH3 D．K2S选D例题7：（1997年全国高考题）将下列物质置于1L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是 [ ]A．KCl B．Mg(OH)2 C．Na2CO3 D．MgSO4选C．例题8：下列物质的溶液中，所含离子种类最多的溶液是 [ ]A．Na2S B．Na3PO4 C．Na2CO3 D．AlCl3例9. L的NH4Cl溶液和L的氨水混合溶液中所存在的离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________.解析：在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH4+的水解相互抑制，NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，溶液显碱性：c(OH－)＞c(H+)，同时c(NH4+)＞c( Cl－)。
要进行综合分析，电离因素、水解因素等都是影响离子浓度大小的要素。
答案：c (NH4+)＞c ( Cl－) ＞c (OH－) ＞c (H+)。
点拨：常见的醋酸和醋酸钠溶液等浓度共存时，其电离程度大于水解程度，混合液显酸性。
1、等式关系。
（1）电荷守恒例10. 某地的雨水呈酸性，取其少量进行检测，其中含各离子的物质的量浓度分别为：c (Na+)＝×10－5mol·L－1，c(Cl－)＝×10－5mol·L－1，c(SO42－)＝×10－6mol·L－1，c (NH4+)＝×10－6mol·L－1，则雨水中氢离子的物质的量浓度是多少解析：该题可采用电荷守恒法：c (Na+) + c (NH4+)+ c (H+)酸+ c (H+)水＝c (OH－)水+ c(Cl－) +2c (SO42－)，由于溶液显酸性，c (OH－)水很小，且有：c (H+)水＝ c (OH－)水，即由水电离出来的氢离子和氢氧根离子的数目相等，故可以略去不计。
代入数据有：×10－5mol·L－1＋×10－6mol·L－1＋c (H+) ＝×10－5mol·L－1＋2××10－6mol·L－1，解得：c(H+) ＝×10－5mol·L－1答案：c(H+) ＝×10－5mol·L－1点拨：在解答此题时有的学生往往列出：c(Na+) + c(NH4+)+ c(H+)＝c(Cl－) + c(SO42－)而导致计算产生错误，究其原因是对电荷守恒没有理解透彻。