电解质溶液中离子浓度关系
电荷密度和离子浓度的关系
电荷密度和离子浓度的关系
在探讨电荷密度和离子浓度的关系时，我们首先需要明确两者各自的定义。
电荷密度是指单位体积内的电荷数量，而离子浓度则是溶液中离子的数量，通常用单位为摩尔/升或摩尔/毫升来衡量。
这两者在物理和化学中都有着重要的应用，特别是在电解质溶液和电化学反应中。
电荷密度和离子浓度的关系可以从几个方面来理解。
首先，离子浓度决定了电荷密度的值。
在电解质溶液中，正离子和负离子的数量决定了整体的电荷密度。
例如，如果一个溶液中含有高浓度的正离子，那么该溶液的电荷密度也会相应地增加。
这是因为正负离子的存在使得溶液带有一定的电荷，从而提高了电荷密度。
其次，电荷密度也反过来影响离子浓度。
在电场的作用下，离子会受到电场力的作用而移动。
因此，如果电荷密度增加，电场力会更强，这可能会导致离子更倾向于向某个方向移动，从而影响离子的浓度分布。
这种现象在电泳和电渗等电化学现象中表现得尤为明显。
最后，电荷密度和离子浓度的关系还受到其他因素的影响，如温度、压力、离子的大小和形状等。
这些因素可能会改变离子的运动速度和扩散系数，从而影响电荷密度和离子浓度的关系。
总结来说，电荷密度和离子浓度的关系是相互依存的。
离子浓度决定了电荷密度的值，而电荷密度又会影响离子的浓度分布。
这种关系在理解电解质溶液的性质、电化学反应的机制以及相关现象的机理等方面具有重要意义。
给“电解质溶液中离子浓度大小关系考点”把把脉
析 Ｈ ＣＯ ｇ ＋ Ｈ２ Ｏ Ｈ ＣＯ ３ ＋ ２ ＯＨ ，
大 小关系考点＂把把脉
河 北 高孝 强
电解 质 溶 液 中离 子 浓 度 大 小 比较 问题 ， 高 考 的 热 是
点 之 一 ．这 种 题 型 考 查 的 知 识 点 多 ， 活 性 、 合 性 较 灵 综
解 等 基 本 概 念 的掌握 程 度及 对这 些 知识 的综 合运 用 能力． 电 解 质 溶 液 混 合 或 稀 释 后 ， 子 浓 度 相 对 大 小 比 离
较 的 ３种 类 型 ．
电 荷 守 恒 式 ： Ｎａ ）＋ ｃ（ ｃ（ Ｈ ）一 ２ （ ｏ； ）＋ ｃ Ｃ
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答 案 Ａ．
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为 ＮＨ 是 强 酸 弱 碱 所 生 成 的 盐 ， 水 中 要 发 生 水 ｃｌ 在
解 ： Ｈ＋４ Ｈ Ｎ － ｚ Ｏ
另 外 ， 这 种 复 杂情 况 下 ， 子 守 恒 还 可 以用 物 料 守 恒 像 质
减 电荷 守恒 得 到 ， 某 些 题 目 中 可 能 会 考 查 用 这 种 加 在
溶液中离子浓度的关系
溶液中离子浓度的关系离子浓度的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。
要深入理解和熟练解决这类问题，必须弄清这类问题所涉及到的化学原理和构成这类问题的数学手段，从化学原理分析，要涉及到强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本知识；从数学手段分析，构成这类问题是，命题者常会用移项、带入具体数值、等式合并、消去某项等数学手段。
这类问题涉及到的知识点主要有：一个原理、两个平衡、三个守恒、四种物质。
一个原理即：化学平衡原理。
两个平衡即：电离平衡和盐类的水解平衡。
三个守恒即：溶液中阴、阳离子的电荷守恒、物料守恒、质子守恒。
四种物质即：NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3等。
一、理清一条思路，掌握分析方法（1）首先必须形成正确的解题思路：一个原理；两类平衡；三种守恒。
（2）要养成认真、细致、严谨的解题习惯，在形成正确解题思路的基础上学会常规分析方法，例如：关键性离子定位法、守恒判断法、微量法、终态分析法等。
熟练掌握NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3四种物质平衡、守恒及大小比较并能迁移二、熟悉两大平衡，构建思维基点1．电离平衡2．水解平衡三、把握3种守恒，明确等量关系1．电荷守恒规律电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，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NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。
2．物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。
如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
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大小比较
D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)
【解析】因为草酸氢钾呈酸性，所以HC2O4-电离程度大于水解程 度，故c(C2O42-)＞c(H2C2O4)。又依据物料平衡，所以D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)正确，又根据电荷守恒， c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+2c(C2O42-)，所以。综合上述，C、 D正确。 【答案】CD
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-) c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-) C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-) c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) ） B.c(NH4+)＞ D.c(Cl-)＝
D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L 【解析】解答这类题目主要抓住弱酸的电离平衡，由于 H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+， HSS2+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为： c(H2S )＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。根据电荷守恒得 c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)，由物料守恒得 c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L，所以关系式错误的是A项。
【解析】由于氯化铵溶液中存在下列电离过程： NH4Cl=NH4++Cl-，H2OH++OH-和水解过程： NH4++H2OH++NH3· H2O，由于铵离子水解被消耗，所以c(Cl-) ＞c(NH4+)，又因水解后溶液显酸性，所以c(H+)＞c(OH-)， 且水解是微量的，所以上述关系式正确的是A项。 【答案】A
溶液中离子的电导性与浓度
溶液中离子的电导性与浓度溶液中的离子电导性与浓度之间存在着密切的关系。
离子是带电的粒子，溶液中的离子种类和浓度决定了溶液的电导性能。
在浓度相同的情况下，溶液中离子浓度越高，电导性能越强。
溶液中的电导性是由于其中存在可导电的离子。
如果溶液中没有可导电的离子，那么该溶液的电导性就会非常低。
水是一个很好的例子，纯净的水中几乎没有可导电的离子，因此纯净水的电导性很低。
然而，通常情况下，溶液中都会含有一定浓度的离子，这些离子来自于溶解的化合物或电解质。
当离子溶解在溶液中时，它们会与溶剂分子进行相互作用，并形成水合离子。
这些水合离子在水溶液中游离地移动，并且在外加电场的作用下，会沿着电场方向进行移动。
当外加电场存在时，离子会受到电场力的作用，正离子向阳极移动，负离子向阴极移动。
由于离子的移动造成了电流的流动，所以溶液具有导电性。
离子在溶液中的移动速率与离子的浓度有直接关系。
在给定的电场下，离子的移动速率正比于电场的强度和离子的电荷。
换句话说，离子的浓度越高，离子的电导性就越强。
这是因为在浓溶液中，离子之间的相互碰撞更频繁，从而增加了离子的移动速率。
另外，离子的电导性还与离子的动力半径有关。
离子的动力半径越小，它们与水分子的相互作用越强，移动速率越慢，电导性越低。
相反，离子的动力半径越大，它们与水分子的相互作用越弱，移动速率越快，电导性越高。
因此，离子的动力半径也会对溶液的电导性产生影响。
除了浓度，离子在溶液中的电导性还受到其他因素的影响，如温度和电解质的溶解度。
一般来说，温度越高，离子的移动速率越快，从而电导性越强。
此外，存在溶解度极限的电解质溶液中，随着溶解度的增加，溶液的电导性也会增强。
总结来说，溶液中离子的电导性与离子的浓度紧密相关。
离子的浓度越高，离子的电导性越强。
除了浓度，溶液的电导性还受到离子的动力半径、温度和电解质溶解度等因素的影响。
只有深入理解这些关系，我们才能更好地利用溶液中离子的电导性质，从而在电化学、化学分析和工业生产等领域中发挥作用。
离子与溶液浓度之间的关系与计算
离子与溶液浓度之间的关系与计算一、离子的溶解与电离1.离子：带电的原子或原子团。
2.电离：物质在水中或其他溶剂中分解成带电粒子的过程。
3.强电解质：在水溶液中完全电离的化合物。
4.弱电解质：在水溶液中部分电离的化合物。
二、溶液的浓度1.溶质的质量分数：溶质的质量与溶液总质量之比。
2.物质的量浓度：单位体积（或单位容积）溶液中溶质的物质的量。
3.摩尔质量：物质的量的质量单位，以g/mol表示。
三、离子浓度之间的关系1.电荷守恒：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。
2.物料守恒：溶液中溶质的质量不变。
四、溶液浓度的计算1.稀释定律：溶液在稀释过程中，溶质的物质的量不变。
2.溶质质量分数的计算：根据溶液的质量和溶质的质量分数计算溶质的质量。
3.物质的量浓度的计算：根据溶液的体积和溶质的物质的量计算溶液的物质的量浓度。
五、离子反应1.离子反应的条件：有沉淀生成、有气体放出、有水生成。
2.离子反应的实质：离子的浓度发生变化。
六、溶液的酸碱性1.酸：电离时产生的阳离子全部是H+的化合物。
2.碱：电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物。
3.盐：由金属离子（或铵根离子）与酸根离子组成的化合物。
七、pH值的计算1.pH值：表示溶液酸碱程度的数值，pH=-lg[H+]。
2.pH值的调整：通过加入酸或碱来改变溶液的pH值。
八、中和反应1.中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应。
2.中和反应的计算：根据反应物的物质的量计算生成物的物质的量。
以上是关于离子与溶液浓度之间的关系与计算的知识点介绍，希望对您有所帮助。
习题及方法：已知HClO是一种弱酸，其电离方程式为：HClO ⇌ H+ + ClO-现有100mL 0.1mol/L的HClO溶液，求该溶液中H+和ClO-的物质的量浓度。
由于HClO是弱酸，其电离程度较小，可以认为[H+] ≈ [HClO]，[ClO-] ≈ [HClO]。
根据物质的量浓度的定义，物质的量浓度 = 物质的量 / 溶液体积。
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
电解质溶液中的电离度与浓度和电解过程和电导性质和离子迁移率的关系
电解质溶液中的电离度与浓度和电解过程和电导性质和离子迁移率的关系电解质溶液中的电离度与浓度、电解过程和电导性质以及离子迁移率的关系电解质溶液是由电解质分子或离子组成的溶液，在溶液中，电解质会发生电离，即分解成带电的离子。
电离度是衡量电解质在溶液中电离程度的指标，它与溶液中电解质的浓度、电解过程和电导性质以及离子迁移率之间存在一定的关系。
一、电离度与浓度的关系电离度与浓度之间存在直接的关系，在其他条件相同的情况下，溶液中电解质的浓度越高，其电离度也越高。
电离度可以用公式表示：α = (分离出的离子数)/(溶液中电解质的总物质的量)根据电解质的浓度，可以推算出电离度的数值。
例如，在溶液中存在浓度为0.1 mol/L的NaCl，完全电离的情况下，NaCl分解成Na+和Cl-两种离子。
因此，电离度α = (0.1 mol/L * 2)/(0.1 mol/L) = 2。
二、电离度与电解过程和电导性质的关系电离度与电解过程密切相关，电解质在溶液中发生电离过程，其中正离子和负离子通过移动粒子形成电流。
电解质的电离度越高，电导性质越好。
在电解质溶液中进行电解时，正离子和负离子会向电极迁移，形成电流。
离子迁移率是指离子在电场中迁移的速率，与电离度密切相关。
离子迁移率越大，电解质的电离度越高，电导性质也越强。
三、离子迁移率与浓度和电导性质的关系离子迁移率与溶液中电解质的浓度和电导性质之间存在一定的关系。
在其他条件相同的情况下，溶液中电解质的浓度越高，其离子迁移率也越高。
离子迁移率可以通过测量电解液中导电率来求得，导电率与电解液的浓度和离子迁移率相关。
总结起来，电解质溶液中的电离度与浓度、电解过程和电导性质以及离子迁移率之间存在密切的关系。
电解质的电离度与浓度正相关，且高浓度的电解质溶液具有较高的电导性质。
离子迁移率是衡量离子在电解液中迁移速率的指标，与溶液中电解质的浓度和电导性质相关。
以上是关于电解质溶液中的电离度与浓度、电解过程和电导性质以及离子迁移率的关系的简要论述，希望可以为您提供帮助。
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。
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。
溶液中离子浓度大小的比较
２.在0.1 mol/L的NH3· 2O溶液中，NH3· 2O、 H H NH4+、 OH-、 H+的浓度 由大到小的顺序是
C(NH3· 2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+) H
2.水解平衡
弱离子(弱酸根离子、弱碱的阳离子) 的水解一般是微弱的。
如：CH3COONa溶液中存在如下关系： c(Na+)＞C(CH3COO-)＞c(OH-)＞C(CH3COOH)＞c(H+)
（6）.不同物质同种离子浓度比较型
例6：等物质的量的下列溶液中，NH4+的浓度由大到小 的顺序是
①NH4Cl ②NH4HCO3 ③ NH4HSO4 ③>①=t;互促水解的盐
2、当溶液中存在水解后显同性的离子时，它们相互抑制 水解，则该水解的离子浓度大
考点训练
D、c(A-) + c(HA) = 0.4mol/L ( A )
常见题型和对策
1、单一溶质溶液：根据电离、水解情况分析 （1）弱酸溶液：
【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系错误的是 A. c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-) ( A ) +)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-) B.c(H C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)] D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L
Ac-+H+
c(K+)＞c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
[巩固练习]
2.把0.02 mol· -1 HAc溶液与0.01 mol· -1NaOH溶液等体 L L 积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是( A D ) A、c(Ac-)＞c(Na+) B、c(HAc)＞c(Ac-) C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc) D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01 mol· -1 L
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。
关于溶液中的离子浓度的计算doc
关于溶液中的离子浓度的计算.doc 关于溶液中的离子浓度的计算一、离子浓度计算的意义在化学和生物化学领域，溶液中离子浓度的计算是非常重要的。
离子浓度决定了溶液的化学性质和生物反应的速率，因此对于研究和应用化学的人来说，理解和掌握离子浓度的计算方法是至关重要的。
二、离子浓度的定义离子浓度是指单位体积溶液中离子的数量。
通常用mol/L或M来表示，其中1M代表1摩尔/升。
在计算时，我们需要知道溶液的体积和离子的摩尔质量。
三、离子浓度计算的方法1.直接计算法：如果知道溶液的体积和离子的摩尔质量，可以直接计算离子的浓度。
例如，如果知道一个100毫升的溶液中含有0.1摩尔的离子，那么离子的浓度就是0.1M。
2.通过质量分数计算：有时候我们可以通过质量分数来计算离子浓度。
例如，如果我们知道一个溶液含有0.25克的离子，且该溶液的总质量为10克，那么离子的质量分数是0.25/10 = 0.025。
然后我们可以使用这个质量分数来计算离子的浓度。
3.通过电导率计算：对于一些溶液，尤其是含有大量离子的溶液，我们可以通过测量其电导率来间接计算离子浓度。
这是因为离子的电导率与其浓度之间存在一定的关系。
4.通过pH值计算：对于一些酸碱溶液，我们可以通过测量其pH值来间接计算离子浓度。
这是因为pH值与氢离子浓度之间存在一定的关系。
四、离子浓度计算的实例例如，我们有一个0.1M的NaCl溶液，我们可以通过以下步骤计算其中Na+和Cl-的浓度：1.已知NaCl的摩尔质量为58.44克/摩尔（Na的原子量为22.99，Cl的原子量为35.45）。
2.因为NaCl是强电解质，所以它在溶液中完全电离成Na+和Cl-。
所以我们可以得到以下方程式：NaCl = Na+ + Cl-3.通过查表我们知道Na+和Cl-的原子量分别为22.99和35.45。
那么1摩尔的NaCl就含有1摩尔的Na+和1摩尔的Cl-。
即1M的NaCl溶液就含有1M的Na+和1M的Cl-。
专题14 电解质溶液中离子浓度的大小比较年高考化学一轮复习疑难专题考法基础过关练(原卷版)
专题14电解质溶液中离子浓度的关系疑难突破方向1物料守恒例1在25mL0.1mol/L NaOH溶液中逐滴加入0.2mol/L CH3COOH溶液，曲线如图所示，下列有关离子浓度关系的比较，正确的是（）A．A.B之间任意一点，溶液中一定都有c(Na+)>c(CH3COO−)>c(OH−)>c(H+)B．B点，a＞12.5，且有c(Na+)=c(CH3COO−)>c(OH−)>c(H+)C．C点：c(Na+)>c(CH3COO−)>c(H+)>c(OH−)D．D点：c(CH3COO−)+c(CH3COOH)＝2c(Na+)【解析】A．本实验是用CH3COOH滴定NaOH，A.B间溶液中溶质为NaOH和CH3COONa，当n(NaOH)>n(CH3COONa)，会出现c(Na+)>c(OH−)>c(CH3COO−)>c(H+)，故A错误；B．当NaOH和CH3COOH 恰好完全反应时，溶质为CH3COONa，溶液显碱性，B点对应的pH=7，即此时溶液中的溶质为CH3COONa 和CH3COOH，a>12.5，有c(Na+)=c(CH3COO−)>c(H+)=c(OH−)，故B错误；C．C点溶液显酸性，即c(H+)>c(OH−)，根据电荷守恒，有c(CH3COO−)>c(Na+)故C错误；D．D点时加入25mL醋酸，反应后溶质为CH3COONa和CH3COOH，且两者物质的量相等，依据物料守恒，推出c(CH3COO−)+c(CH3COOH)=2c(Na+)，故D正确。
【答案】D方向2电荷守恒例225℃时，将0.1mol NaOH固体加入1.0L浓度为x mol·L−1的HR溶液中（忽略溶液体积、温度变化），充分反应后向混合液中加入HR或NaR固体，溶液中lg()()c Hc OH+-变化如图。
下列叙述正确的是（）A ．b 点对应的溶液中c(Na +)>c(R −)B ．c 点对应的溶液中R －浓度不能确定C ．A.B.c 点对应的溶液中，K a (HR)均为70.2100.1x -⨯-D ．A.B.c 点对应的溶液中，水的电离程度：a>b>c【解析】b 点时，溶液为0.1mol NaOH 固体加入1.0L 浓度为x mol·L −1的HR 溶液中充分反应后的溶液，lg()()c H c OH+-≈4，25℃时，c(H +)×c(OH −)=10-14，则c(H +)=10−5mol/L ，同理c 点时，溶液呈中性；a 点c(H +)=10−3mol/L 。
强弱电解质溶液的摩尔电导率与浓度的关系
强弱电解质溶液的摩尔电导率与浓度的关系引言电解质溶液是由带电的离子和非离子溶质构成的溶液。
根据电离的能力，电解质可以分为强电解质和弱电解质。
强电解质在溶液中能够完全电离，产生大量的离子，而弱电解质只能部分电离，在溶液中离子的浓度较低。
电解质溶液的电导率是衡量其导电性能的重要指标，而摩尔电导率则与溶液中溶质的浓度有关。
本文将探讨强弱电解质溶液的摩尔电导率与浓度之间的关系。
电导率与浓度的基本概念电导率电导率是描述电解质溶液导电性的物理量。
它用符号Λ表示，单位是S⋅m2⋅mol−1。
电解质溶液导电的原理是离子在溶液中的运动，因此离子的浓度和迁移率是导电性的两个重要因素。
电导率可以用下列公式表示：Λ=κc其中，κ代表电解质溶液的电导度，单位是S⋅m−1；c是电解质的浓度，单位是mol⋅m−3。
电导率随着浓度的变化而变化。
摩尔电导率摩尔电导率是描述电解质单个离子的运动能力的物理量。
它用符号Λm表示，单位是S⋅m2⋅mol−1。
摩尔电导率与电解质的浓度有关。
当电解质溶液中只有一种离子时，摩尔电导率可以由电导率和浓度计算得到：Λm=Λc当电解质有多个离子时，可以通过实验测得各个离子的摩尔电导率来计算总的摩尔电导率。
强电解质溶液的摩尔电导率与浓度关系强电解质溶液能够完全电离为离子，因此其溶液中离子浓度较高。
强电解质溶液的摩尔电导率与浓度之间有一定的关系。
根据强电解质的电离程度，可以将其摩尔电导率与浓度的关系分为以下几种情况。
1. 随浓度增加而线性增加对于一些强电解质溶液，摩尔电导率与浓度之间呈现线性关系。
随着浓度的增加，溶液中离子的数量增多，导致摩尔电导率的增加。
例如，KCl溶液在较低浓度范围内，其摩尔电导率与浓度呈线性关系。
浓度 (mol/L) 摩尔电导率 (S⋅m2⋅mol−1)0.1 69.90.2 138.80.3 207.70.4 277.60.5 346.52. 随浓度增加而趋于稳定对于某些溶解度较低的电解质溶液，其摩尔电导率会随着浓度的增加而趋于稳定。
电解质溶液中离子浓度大小的比较
电解质溶液中离子浓度大小的比较作者：童守彭来源：《中学生数理化·教与学》2017年第06期溶液离子浓度大小是化学教学中的难点所在，特别是涉及弱电解质的相关问题，学生在解题过程中不知从何下手.下面结合自己的教学实践就电解质溶液浓度大小的比较谈点体会.一、坚持“三看”原则在化学教学中，教师要注重教学过程对学生学习经验的累积，培养学生的学习能力.化学是高考中重要的学科.在化学教学过程中，教师要注意重点及难点知识的教学，促使学生的化学成绩有所提高.在化学学习过程中，电解质溶液中离子浓度大小的比较是相对较难的学习内容.有些学生在该知识点学习过程中遇到较大的困难，因而教师需要对此引起重视，采取积极有效的教学策略，改善现状.针对上述知识点教学而言，归纳总结为“三看”.第一，看反应，主要针对的是溶液中的溶质，它们彼此之间是否存在反应.第二，看成分，需要对溶液成分进行深入全面的分析，重点查看溶质成分.第三，看酸碱性，需要检查溶液酸碱性，从而了解溶液中溶质的酸碱性.二、注意区分酸溶液与碱溶液在电解质溶液中，主要是以酸溶液及碱溶液为主.对酸溶液而言，其中的氢离子浓度最大，也就是c（H+）；对于碱溶液来说，其中的氢氧根离子浓度最大，即c（OH+）.而其他的离子浓度，主要是通过酸或碱的电离程度来判定，通常情况下第一步电离主要有两种形式，分别是多元弱碱、多元弱酸.三、盐溶液无论是多元弱碱酸根，还是多元弱碱阳离子，基本上都是以分步水解为主.在通常情况下，第一步都是水解.例如，在NH4Cl溶液中，具体浓度比较如下：c（Cl-）>c（NH+4）>c （H+）>c（OH-）.NH4Cl与NH3·H2O混合溶液，呈现中性.对酸式酸根离子，需要了解其电离程度，并且明确水解程度的大小.例如，在NaHCO3溶液中，具体浓度大小比较为：c（Na+）>c（HCO-3）>c（OH-）>c（H+）.针对同一离子而言，在对比它们的浓度时，要注意区分其他离子的影响.例如，物质的量浓度，在相同溶液中，c（NH+4）比较为：c（NH4HSO+4）>c（NH4Cl）>c（CH3COONH4）.四、混合溶液溶液混合是化学教学中比较常见的问题，也是电解质溶液浓度大小比较的关键问题.针对混合溶液而言，首要考虑的因素是能否发生反应.如果能够发生反应，紧接着需要确定反应后的物质，还有物质浓度，再考虑电离因素，或是水解因素.例如，100ml0.1mol/L的酸醋与50ml0.2mol/L的氢氧化钠溶液混合，离子浓度大小是c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c （H+）.醋酸钠水解度，在某种程度上是高于电离程度，溶液呈现碱性.五、“三种”守恒关系在高中化学教学中，关于电解质溶液离子浓度大小的比较需要依靠三种守恒关系，分别是电荷守恒、物料守恒、质子守恒.首先，对电荷守恒而言，主要针对的是溶液中阴离子，其负电总数，等同于阳离子总数.在化学学习中，电荷守恒得到广泛应用，主要是按照电荷守恒给予公式，然后通过对比获取离子物质的量和物质的量浓度.例如，在NaHCO3溶液中，存在下述关系：c（Na+）+c（H+）=c（HCO-3）+c（OH-）+2c（CO2-3）.其次，对于电解质溶液来说，物料守恒主要针对的是电解质，其在发生变化之前，其中某元素的原子物质的量，在某种程度上等同于变化之后的溶液，包含所有元素原子总量之和.物料守恒实质上与原子有着非常密切的关联，是其个数及质量守恒.例如，在Na2S溶液中，S-2的水解，HS-的电离、水解，水的电离，它们的关系如下：c（S2-）+c（HS）+c（H2S）=12c（Na+）（Na+和S2-守恒），c （HS-）+2c（S2-）+c（H+）=c（OH-）（H、O原子守恒）.在NaHS溶液中，HS-的水解，还有电离及水离具体如下：HS-+H2O与H2S+OH-，两者可以相互发生反应，而HS-与S2-+H+相互发生反应.基于电荷守恒角度分析，存在以下等式，c（HS-）+c（S2-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+）.将上述公式进行叠加，有如下有关系：c（S2-）+c（OH-）=c（H2S）+c （H+）.最后，质子守恒.在溶液中，无论是结合氢离子，还是远离氢离子，氢原子总数保持不变，是固定值.根据上述推导可知，高中化学电解质溶液中的浓度离子大小比较需要从多个层面去考虑，依据具体情况明确浓度离子的比例，然后借助相应的公式推导验证是否具有合理性.电解质溶液中离子浓度的大小比较，借助“三种”守恒关系，能明确一定的化学关系式，帮助学生列出等式，解决实际问题.总之，在高中化学教学中，教师要对电解质溶液中离子浓度大小的比较引起足够的重视，并采取有效的教学策略，培养学生的学习能力，从而提高教学效果.。
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电解质溶液中离子浓度关系一、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NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2ONH4++OH-，H2OH++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H2S溶液中存在下列平衡：H2SHS-+H+，HS-S2-+H+，H2OH++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-，+2H2O2OH-+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。
例如Na2CO3溶液中微粒浓度关系。
【分析】因碳酸钠溶液水解平衡为：CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。
二、电荷守恒和物料守恒1．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-)2．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)【注意】书写电荷守恒式必须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。
3．导出式——质子守恒：如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
此关系式也可以按下列方法进行分析，由于指定溶液中氢原子的物质的量为定值，所以无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。
可以用图示分析如下：，由得失氢离子守恒可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
又如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。
［规律总结］1、必须有正确的思路：2、掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒3、分清他们的主要地位和次要地位【常见题型】一、溶质单一型※※关注三个守恒1.弱酸溶液：【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系错误的是（）A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)]D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L-/ 分析：由于H2S溶液中存在下列平衡：H2SH++HS-，HS-H++S2-，H2O H++OH-，根据电荷守恒得c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)，由物料守恒得c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L，所以关系式错误的是A项。
（注意：解答这类题目主要抓住弱酸的电离平衡。
）2.弱碱溶液：【例2】室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是（）A. c(OH-)＞c(H+)B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)分析：由于氨水溶液中存在一水合氨的电离平衡和水的电离平衡，所以所得溶液呈碱性，根据电荷守恒和物料守恒知BD正确，而一水合氨的电离是微量的，所以C项错误，即答案为C项。
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-)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)分析：由于氯化铵溶液中存在下列电离过程：NH4Cl=NH4++Cl-，H2O H++OH-和水解过程：NH4++H2O H++NH3·H2O，由于铵离子水解被消耗，所以c(Cl-)＞c(NH4+)，又因水解后溶液显酸性，所以c(H+)＞c(OH-)，且水解是微量的，所以上述关系式正确的是A项。
（注意：解答这类题目时主要抓住弱碱阳离子的水解，且水解是微量的，水解后溶液呈酸性。
）4.强碱弱酸盐溶液：【例4】在Na2S溶液中下列关系不正确的是A．c(Na+) =2c(HS－) +2c(S2－) +c(H2S)B．c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H2S)解析：电荷守恒：c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)；物料守恒：c(Na+) =2c(HS－) +2c(S2－) +2c(H2S)；质子守恒：c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+2c(H2S)，选A D5.强碱弱酸的酸式盐溶液：【例5】（2004年江苏卷）草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是（CD）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-)B．c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/LC．c(C2O42-)＞c(H2C2O4)D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)[解析]因为草酸氢钾呈酸性，所以HC2O4-电离程度大于水解程度，故c(C2O42-)＞c(H2C2O4)。
又依据物料平衡，所以D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)正确，又根据电荷守恒，c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+2c(C2O42-)，所以。
综合上述，C、D正确。
练习：1、(2001年全国春招题)在0.1mol·L-1 Na2CO3溶液中，下列关系正确的是( c )。
A．c(Na+)＝2c(CO32-B．c(OH-)＝2c(H+)C．c(HCO3-)＞c(H2CO3)D．c(Na+)＜c(CO32-)＋c(HCO3-)2、在0.1mol/L的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是（CD ）A.c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(Na+)=c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)C.c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)D.c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)3、已知某温度下0.1mol·L－1的NaHB(强电解质)溶液中c(H＋)＞c(OH－)，则下列有关说法或关系式一定正确的是（ )①HB－的水解程度小于HB－的电离程度；②c(Na+)=0.1mol·L－1≥c(B2－)；③溶液的pH=1；④c(Na+)=c(HB－)+2c(B2－)+c(OH－)。
A．①② B．②③ C．②④ D．①②③4、（2006江苏）1、下列叙述正确的是（BC ）A．0.1mol·L－1氨水中，c(OH-)=c(NH4+)B．10 mL 0.02mol·L－1HCl溶液与10 mL 0.02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12C．在0.1mol·L－1CH3COONa溶液中，c(OH-)=c(CH3COOH)＋c(H+)D．0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)5、(05上海)14、叠氮酸（HN3）与醋酸酸性相似，下列叙述中错误的是（）A、HN3水溶液中微粒浓度大小顺序为：c(HN3)>c(H+)>c(N3¯)>c(OH¯)B、HN3与NH3作用生成的叠氮酸铵是共价化合物C、NaN3水溶液中离子浓度大小顺序为：c(Na+)>c(N3¯) >c(OH¯)>c(H+)D、N3¯与CO2含相等电子数二、两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较※※关注混合后溶液的酸碱性混合后溶液的酸碱性取决于溶质的电离和水解的情况，一般判断原则是：若溶液中有酸或碱存在，要考虑酸和碱的电离，即溶液相应地显酸性或碱性；若溶液中的溶质仅为盐，则考虑盐水解情况；对于特殊情景要按所给的知识情景进行判断。
1、两种物质混合不反应：【例】：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-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )A.C(H+)＞C(OH-)B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/LC.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L［点拨］ CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的电离和CH3COONa的水解因素同时存在。