离子浓度大小比较技巧与方法.doc
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–]
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。
离子浓度大小比较技巧与方法
3COO结合生成CH
3COOH，因此：c(H＋)+ c(CH
3COOH)= c(OH－)
③电荷守恒：任何溶液中都呈电中性，溶液中阳离子所带的正电荷总和等于阴离子所带的负电荷总和。在CH
3COONa溶液中：
－
c(CH
3COO)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)
3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH
3COO-)＞c（OH-）＞c(H+)
D.中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH
3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同[答案] C。
[解析] A中，生成Na
2CO
3溶液，CO
32-会发生水解，生成H CO
－
大小关系：c(Na＋)= c(CH
3COO)＞c(OH－)=c(H＋)
c、当溶液呈酸性时的情形，溶质是CH
3COONa和CH
3COOH的混合情形，相当于CH
3COONa和CH
3COOH的混合溶液呈中性的基础上又加入了醋酸溶液。
－
大小关系：c(CH
3COO)>c(Na＋)> c(H＋)＞c(OH－)
3COOH溶液混合而成－＋－＋
C．加入适量的NaOH，溶液中离子浓度c(CH
3COO)＞c(Na)＞c(OH)＞c(H)－＋
D．加入适量氨水，c(CH
3COO)一定大于c(Na)、c(NH
4+)之和
[答案]：A [解析]：此题的关键应注意题中的“酸性”两个字，选项B溶液NaOH与CH3COOH－
恰好完全反应，所以溶液呈碱性；选项C：根据电荷守恒：c(CH
离子浓度大小的比较及守恒关系091205
溶液中离子浓度大小的比较及守恒关系一、单一溶液：（一种溶质的溶液）1、一元弱酸盐或弱碱盐溶液：弱酸盐或弱碱盐中存在着弱酸根或弱碱根的水解，水解程度是微弱的，发生水解的离子的浓度要减小，但不会减小很多，同时溶液中的H＋或OH－的浓度会相应增加和减小。
如：在NH4Cl溶液中：NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋电荷守恒关系：1·[NH41+]＋1·[H1＋]＝1·[OH1－]＋1·[Cl1－][NH4＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Cl－]离子浓度大小关系：(大量离子浓度>微量离子浓度)[Cl－]>[NH4＋] > [H＋]>[OH－]物料守恒(原子守恒)：Cl－的总量＝NH4＋的总量＝未水解的NH4＋＋已经水解的NH4＋[Cl－]＝[NH4＋] ＋[NH3·H2O]质子守恒(或氢离子守恒)关系：由水电离产生的H＋与OH－的量相等。
H＋＝溶液中的OH－＋结合NH4＋的OH－[H＋]＝[OH－]＋[NH3·H2O]在CH3COONa溶液中：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－电荷守恒关系：[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[CH3COO－]离子浓度大小关系：[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]物料守恒(原子守恒)：[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]质子守恒(或氢离子守恒)关系：[OH－]= [H＋]＋[CH3COO H]2、多元弱酸强碱盐溶液：多元弱酸盐溶液中的弱酸根离子存在着分步水解，并且越向后水解越困难。
如：在Na2CO3溶液中：第一步水解：CO3２－＋H2O HCO3－＋OH－第二步水解：HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－①离子浓度大小关系：[Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ H＋][Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ HCO3－][Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ HCO3－] > [ H＋]②由于Na＋的物质的量与碳酸根离子物质的量的2倍相等。
离子浓度大小的比较方法及规律
离子浓度大小比较的要领战程序之阳早格格创做一、离子浓度大小比较的要领战程序1、紧抓住二个“微小”：a强电解量的电离是微小的b强根离子的火解是微小的.2、酸式酸根离子既能电离又能火解，若电离本领大于火解本领则酸式盐溶液呈酸性，可则呈碱性.罕睹呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-对付应的可溶盐的溶液.3、分歧溶液中共一离子浓度大小的比较，要瞅溶液中其余离子对付其爆收的效率.如正在相共物量的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3•H2O.c （NH4+）由大到小的程序为②＞①＞③＞④4、混同溶液中离子浓度大小的比较，最先要分解混同历程中是可爆收化教反应，若爆收反应，则要举止过量推断（注意混同后溶液体积的变更）；而后再分离电离、火解等果素举止分解.5、对付于等体积、等物量的量浓度的NaX战强酸HX混同供各微粒的浓度闭系题，要由混同后溶液的PH大小推断电离战火解的闭系.罕睹的CH3COOH取CH3COONa等体积、等物量的量浓度混同、NH3•H2O取NH4Cl等体积、等物量的量浓度的混同皆是电离大于火解.6、三个要害的守恒闭系①电荷守恒电解量溶液中，无论存留几种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所戴的正电荷总数一定等于阳离子所戴的背电荷总数.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-火解死成HCO3-，HCO3-进一步火解成H2CO3，但是溶液中n（Na）: n（C）＝2:1 ，所以犹如下闭系：c（Na+）＝2｛c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3)｝③量子守恒即火电离出的OH-的量末究等于火电离出的H+的量.如Na2CO3溶液，火电离出的H+一部分取CO32-分离成HCO3-，一部分取CO32-分离成H2CO3，一部分结余正在溶液中，根据c（H+）火＝c（OH-）火，犹如下闭系：c （OH-）＝c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+）二、本领1、正在解题历程中，若瞅到选项中有“=”，则要思量3个守恒闭系：2、若守恒闭系中惟有离子，则思量电荷守恒闭系，若守恒闭系中共时出现分子战离子，则思量物料守恒战量子守恒；3、若选项中离子浓度闭系以“>”连交，则主要思量强电解量的电离、强根离子的火解以及各离子之间的相互效率等. 7、下频考面离子浓度大小的比较考面近几年以考查二种溶液混同后离子浓度的大小比较为多，能波及①酸碱中战反应，如甲酸取氢氧化钠溶液混同、盐酸取氨火溶液混同等②强酸盐取强酸混同、强碱盐取强碱混同，如醋酸钠取盐酸混同、铵盐取氢氧化钡混同等.那类题手段干法是先找出反应后的新溶量（往往某一反应物过量而产死多种溶量），再根据溶液体积的变更估计混同后各新溶量的物量的量浓度，末尾对付浓度的大小做出比较.8、雾面打脱1、轻视溶液中火的电离.如硫酸铵溶液中c(H+)>c(NH3•H2O)2、3•H2O等体积混同充分反应后，溶量为NH3•H2O战的NH4Cl的混同溶液，爆收化教反应死成了新的溶量.3、3•H23•H24Cl的混同溶液，离子浓度大小程序为：c （NH4+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+）4、轻视二价离子正在电荷守恒闭系中的系数“2”.如(NH4)2SO4中离子浓度闭系为c(NH4+)+ c(H+)=c(SO42-)+ c （OH-）（06四川下考），硫酸根离子浓度前该当有“2”.5、轻视二元酸第一步电离死成的H+会对付第二步的电离爆收压造效率.如已知二元酸H2A正在火中的第一步电离是实足的，第二步电离没有实足，0.1 mol/L NaHA溶液的PH=2,则0.1 mol/LH2A溶液中氢离子的物量的量浓度< 0.11 mol/L。
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。
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溶液中离子的数量，通常用摩尔浓度来表示。
在化学实验和工业生产中，对于不同溶液中离子浓度的大小比较具有重要意义。
本文将介绍离子浓度大小比较的方法和规律，希望能够帮助读者更好地理解和应用相关知识。
首先，我们来看一下离子浓度大小比较的常用方法。
一种常见的方法是通过电导率来比较溶液中离子的浓度。
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，溶液中的离子浓度就越大。
因此，通过比较不同溶液的电导率，可以初步判断它们中离子浓度的大小。
另一种常用的方法是通过化学分析来确定溶液中离子的浓度。
常见的化学分析方法包括滴定法、络合滴定法、沉淀法等。
这些方法可以准确地测定溶液中各种离子的浓度，从而进行比较和分析。
除了以上方法，还可以通过离子选择性电极来测定溶液中特定离子的浓度。
离子选择性电极是一种特殊的电极，只对特定离子具有选择性响应，可以通过测量其电位来确定溶液中该离子的浓度。
这种方法适用于需要测定特定离子浓度的情况。
在实际应用中，对于溶液中离子浓度大小的比较，我们需要注意一些规律和特点。
首先，离子的电荷数和半径大小对其在溶液中的浓度有重要影响。
通常情况下，电荷数越大的离子，其溶液中的浓度越小；而半径越小的离子，其溶液中的浓度越大。
这是因为电荷数大的离子之间的静电排斥力较大，难以聚集在一起；而半径小的离子由于受到溶剂分子的包合效应，更容易形成溶液。
其次，离子在溶液中的浓度还受溶液的温度、压力等因素的影响。
在一定条件下，温度越高，溶液中离子的浓度通常越大；而压力的变化对溶液中离子浓度的影响相对较小。
总的来说，离子浓度大小比较的方法和规律涉及到多个方面的知识，需要综合考虑各种因素。
通过合理选择测定方法，并结合相关规律和特点，我们可以准确地比较不同溶液中离子的浓度大小，为化学实验和工业生产提供重要参考依据。
希望本文所介绍的内容能够对读者有所帮助，谢谢阅读！。
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+）。
离子浓度大小的比较
5． （08 广东卷）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是（
）C
2 A．在 NaHCO3 溶液中加入与其等物质的量的 NaOH，溶液中的阴离子只有 CO 3 和
OHB．NaHCO3 溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-) C．10 mL0.10 mol·L-1CH3COOH 溶液加入等物质的量的 NaOH 后，溶液中离子的 浓度由大到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c（OH-）＞c(H+) D．中和体积与 pH 都相同的 HCl 溶液和 CH3COOH 溶液所消耗的 NaOH 物质的量相 同
例5:0.1mol/L的KHCO3溶液的pH值为8，同浓度的 NaAlO2的pH值为11，将两种溶液等体积混合，可能发 产生白色沉淀 生的现象是 ；产生此现象 的原因是 HCO3-+AlO2-+H2O=Al(OH)3+CO32- 。
例6：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 度大小关系为 cNa+> cAc-> cCl-> cHAc> cH+> cOH- 。
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＋] 实例:a . CH3COONa b . NH4Cl a.[Na＋]＞[CH3COO－]＞[OH－]＞[H＋] b.[Cl－]＞[NH4＋]＞[H＋]＞[OH－] ②当盐中阴、阳离子不等价时. 要考虑是否水解,水解分几步.如多元弱酸根的水解,则是“几 价分几步,为主第一步”. 实例 Na2S水解分二步 各种离子浓度大小顺序为： [Na＋]＞[S2－]＞[OH－]＞[HS－]＞[H＋]
离子浓度大小的比较及守恒关系1
溶液中离子浓度大小的比较及守恒关系一、单一溶液：1、多元弱酸或中强酸溶液H3PO4H＋＋H2PO4－一级电离H2PO4－H＋＋HPO4２－二级电离HPO4２－H＋＋PO4３－三级电离多元弱酸或中强酸分步电离，并且越向后电离越困难，即：一级电离>二级电离>三级电离，因此存在以下的大小关系。
[H＋]>[H2PO4－]>[HPO4２－]>[PO4３－]电荷守恒关系：[H＋]＝[H2PO4－]＋2[HPO4２－]＋3[PO4３－]＋[OH－]原子守恒关系：H3PO4溶质物质的量浓度=[H2PO4－]＋[HPO4２－]＋[PO4３－]＋[H3PO4]2、一元弱酸盐或弱碱盐溶液：弱酸盐或弱碱盐中存在着弱酸根或弱碱根的水解，水解程度是微弱的，发生水解的离子的浓度要减小，但不会减小很多，同时溶液中的H＋或OH－的浓度会相应增加和减小。
如：在NH4Cl溶液中：NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋离子浓度大小关系：[Cl－]>[NH4＋]>[H＋]>[OH－]电荷守恒关系：[NH4＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Cl－]质子守恒（或氢离子守恒）关系：[H＋]＝[OH－]＋[NH3·H2O]物料守恒（原子守恒）[Cl－]＝NH4＋的总量＝未水解的＋已经水解的＝[NH4＋] ＋[NH3·H2O]在NaAc溶液中：Ac－＋H2O HAc＋OH－离子浓度大小关系：[Na＋]>[Ac－]>[OH－]>[H＋]电荷守恒关系：[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Ac－]质子守恒（或氢离子守恒）关系：[OH－]= [H＋]＋[HAc]3、多元弱酸盐溶液：多元弱酸盐溶液中的弱酸根离子存在着分步水解，并且越向后水解越困难。
如：在Na2CO3溶液中：CO3２－＋H2O HCO3－＋OH－HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－①离子浓度大小关系：[Na＋]> [CO3２－]>[ OH－]>[ HCO3－] >[ H＋]②由于Na＋的物质的量与碳元素的物质的量的2倍相等。
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较的规律（1）多元弱酸溶液，依照多步电离分析。
如H3PO4的溶液中，H3PO 4H2PO4- +H+，H2PO4- HPO4(2-)+H，HPO4(2-)PO4(3-)+H+，得出c(H+)>c(H2PO 4－)>c(HPO42－) > c(PO43－)。
（2）多元弱酸的正盐溶液依照弱酸根的分步水解分析：如Na2CO3溶液中，Na2CO3=2Na＋＋CO32-；CO32－＋H2O HCO3－＋OH－；HC O3－＋H2O H2CO3＋OH－由此得出c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)> c(H CO3－)。
（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，则要注意分析溶液中其他离子对其的阻碍。
如在①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，c(NH4+)浓度的大小为③>①>②。
（4）假如题目中指明溶质只有一种物质（该溶质经常是可水解的盐），要第一考虑原有阳离子和阴离子的个数，水解程度如何，水解后溶液显酸性依旧显碱性。
（5）假如题目中指明是两种物质，则要考虑两种物质能否发生化学反应，有无剩余，剩余物质是强电解质依旧弱电解质；若恰好反应，则按照“溶质是一种物质”进行处理；若是混合溶液，应注意分析其电离、水解的相对强弱，进行综合分析。
（6）若题中全部使用的是“＞”或“＜”，应要紧考虑电解质的强弱、水解的难易、各粒子个数的原有情形和变化情形(增多了依旧减少了)。
（7）关于HA 和NaA的混合溶液（多元弱酸的酸式盐：NaHA），在比较盐或酸的水解、电离对溶液酸、碱性的阻碍时，由于溶液中的Na+保持不变，若水解大于电离，则有c(HA) > c(Na+)>c(A－) ，显碱性；若电离大于水解，则有c(A－) > c(Na+)> c(HA)，显酸性。
若电离、水解完全相同（或不水解、不电离），则c(HA) =c(Na+)=c(A－)，但不管是水解部分依旧电离部分，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产生的c(H+) 或c(OH－)都专门小。
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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(H 2PO4-)＞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NaHCO 3 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NaHCO 3 中：c（Na+）＞c(HCO 3-)＞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 -)。
例在NaHSO3 中：c（Na+）＞c(HSO 3-)＞c(H +)＞c(SO32-)＞c(OH -).规律：①第一步水解生成的粒子浓度在[OH-] 和[H+] 之间，第二步水解生成的粒子浓度最小例：Na2S 溶液中的各离子浓度大小的顺序：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS -)＞c(H +)②不同溶液中同种离子浓度的比较：既要考虑离子在溶液中的水解因素，又要考虑其它离子的影响，是抑制还是促进，然后再判断。
例；常温下物质的量浓度相等的 a.(NH 4)2CO3 b. (NH 4)2SO4. c.(NH 4)2Fe(SO4)2 三种溶液中c(NH 4+)的大小；NH 4+在水溶液中发生水解显酸性，CO32-离子水解显碱性，两离子水解相互促进，Fe2+水解显酸性与NH 4+水解相互抑制，因此三溶液中c(NH4+)：c＞b＞a。
2、混合溶液中离子浓度的比较①强酸与弱碱溶液混合后溶液中离子浓度大小比较，首先要考虑混合后溶液的状况及溶液的酸碱性。
酸过量：溶液为强酸和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(H+) ＞c(OH -)呈酸性酸碱恰好完全反应：溶液为单一盐溶液，弱碱根离子水解，溶液呈酸性碱少量过量：溶液为弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(OH -)= c(H +)呈中性碱大量过量：溶液为大量弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(OH -)＞c(H +)呈碱性。
根据这几种情况可判断溶液中离子大小情况。
例：（2009 年高考全国理综Ⅱ、10 题）用0.10mol/L 的盐酸溶液滴定0.10mol/L 的氨水，滴定过程中不可能出现的结果是：（）A. c(NH 4+)＞c(Cl-), c(OH -)＞c(H+)B. c(NH 4+)=c(Cl-); c(OH -)= c(H +)+), c(OH -)＞c(H+) D. c(Cl-) ＞c(NH 4+), c(H+) ＞c(OH- )C. c(Cl-) ＞c(NH 4〔解析〕:氨水和盐酸混合后，溶液中仅有四种离子，c(Cl-) 、c(NH 4+) 、c(OH-) 、c(H+) 。
氨水大量过量时呈现碱性时 A 成立，溶液中c(NH 4+)＞c(Cl-) ＞c(OH-) ＞c(H+) ；溶液呈中性时根据电荷守恒 B 成立；溶液恰好完全反应时溶液为NH 4Cl 溶液，NH 4+水解使溶液呈酸性，溶液中c(Cl-) ＞c(NH 4+)＞c(H+) ＞c(OH-) ，若盐酸过量时溶液为盐酸和氯化铵的混合溶液溶液也呈酸性， D 都成立；C 中阴离子浓度均大于阳离子浓度，不符合电荷守恒，正确选项为C。
②强碱和弱酸溶液混合后，溶液中离子浓度的大小比较呈碱性包括两种情况；强碱和强碱弱酸盐的混合溶液及单一强碱弱酸盐溶液。
呈中性: 强碱弱酸盐和少量弱酸的混合溶液呈酸性：强碱弱酸盐和大量弱酸的混合溶液＋－、CH3COO 、H 12、（上海化学试题14）．某酸性溶液中只有Na描述正确的是( ) ＋、OH－四种离子。
则下列A．该溶液由pH＝3 的CH3COOH 与pH＝11 的NaOH 溶液等体积混合而成B．该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH 溶液和CH3COOH 溶液混合而成－＋－C．加入适量的NaOH ，溶液中离子浓度c(CH3COO )＞c(Na )＞c(OH＋)＞c(H )D．加入适量氨水，c(CH 3COO －)一定大于c(Na ＋)、c(NH 4+)之和[答案]：A [ 解析]：此题的关键应注意题中的“酸性”两个字，选项 B 溶液NaOH 与CH3COOH－恰好完全反应，所以溶液呈碱性；选项C：根据电荷守恒：c(CH3COO)+ c(OH －)=c(Na ＋)+c(H－))＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)都不＋)，推导出：在任何情况下溶液的离子关系c(CH 3COO－能成立；选项 D 中加入氨水，由电荷守恒得：c(CH3COO)＋c(OH－)=c(Na ＋)＋c(NH4 ＋)＋c(H ＋)，当溶液仍呈酸性即c(OH －)＜c(H＋)，则c(CH 3COO －)＞c(NH4+)＋c(Na＋)；当溶液呈中性时，c(H＋)＝c(OH －)，则c(CH 3COO +)＋c(Na＋)；当溶液呈碱性时，c(H－)＝c(NH 4＋)＜c(OH－)，则c(CH 3COO c(NH 4+)之和。
－－+)＋c(Na＋)，所以c(CH3COO)＜c(NH 4 )不一定大于c(Na＋)、3 理解掌握电解质溶液中的几种守恒关系；①溶质守恒：（物料守恒）溶质在溶液中某种离子的各种存在形式总和不变。
－如：在CH3COONa 溶液中c(CH3COO)+ c(CH 3COOH)= c(Na ＋)=c( CH 3COONa)②溶剂守恒：（质子守恒）溶液中溶剂水电离的c(H ＋)和c(OH－)浓度相等，如：在CH3COONa 溶液中，水所电离的H＋被部分CH 3COO －结合生成CH3COOH ，因此：c(H＋)+ c(CH 3COOH)= c(OH － )③电荷守恒：任何溶液中都呈电中性，溶液中阳离子所带的正电荷总和等于阴离子所带的负电荷总和。
在CH3COONa 溶液中：－c(CH 3COO )+ c(OH －)=c(Na＋)+c(H ＋)利用好守恒关系也可以达到事半功倍的效果。
例1：（广东化学试题17）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。
下列表述正确的是A.在NaHCO 3 溶液中加入与其等物质的量的NaOH ，溶液中的阴离子只有CO32- 和OH-B.NaHCO 3 溶液中：c(H+)+c(H 2CO3)=c(OH-)C.10 mL0.10mol ?L-1CH 3COOH 溶液加入等物质的量的NaOH 后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：c(Na+) ＞c(CH3COO-) ＞c（OH- ）＞c(H+)D.中和体积与pH 都相同的HCl 溶液和CH3COOH 溶液所消耗的NaOH 物质的量相同[答案] C。
[解析] A 中，生成Na2CO3溶液，CO32- 会发生水解，生成H CO 3- ，所以 A 错；在.NaHCO3 溶液中，电荷守恒：C(H+)+C(Na+)=C(H CO 3- )+2C(CO32- )+C(OH-) ；物料守恒：C(Na+)=C(H CO 3-)+ C(CO 32- )+C(H 2CO3) ；两式相减得：C（H+）+ C(H 2CO3) = C(CO 32- )+C(OH-) 所以 B 错误。
C 中，生成NaAc ，Ac- 水解呈碱性，故 C 正确；相同pH，相同体积的HCl 和HAc ，因为HAc 为弱酸，所以HAc 的物质的量浓度大，HAc所消耗的NaOH 的物质的量多， D 错。
－例2：某溶液中有四种离子，H+ 、OH- 、CH3COO、Na+，溶液中离子存在哪些关系。
〔解析〕我们按以下几种情况考虑溶液的酸碱性和离子浓度的关系：a、当溶液是单一的盐（CH3COONa ）溶液并呈碱性时的情形：守恒关系：溶质守恒：c(CH 3COO －)＋c(CH3COOH)=c(Na ＋)；溶剂守恒：c(OH －)= c(CH 3COOH) ＋c(H＋)，－电荷守恒：c(CH 3COO)+ c(OH －)=c(Na ＋)+c(H ＋)－大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO)＞c(OH －)＞c(H＋) 。
b、当溶液呈中性时的情形，溶质是CH3COONa 和CH3COOH 的混合情形，相当于CH3COONa没水解，CH3COOH 没电离。
守恒关系：－溶质守恒：c(CH 3COO) =c(Na＋)；溶剂守恒：c(OH －)=c(H ＋)，－电荷守恒：c(CH 3COO)+ c(OH －)=c(Na ＋)+c(H ＋)－大小关系：c(Na＋)= c(CH 3COO)＞c(OH －)=c(H ＋)c、当溶液呈酸性时的情形，溶质是CH3COONa 和CH3COOH 的混合情形，相当于CH3COONa和CH3COOH 的混合溶液呈中性的基础上又加入了醋酸溶液。
－大小关系：c(CH 3COO)>c(Na ＋)> c(H ＋)＞c(OH －)d、强碱弱酸盐碱过量时的情形，溶质是CH3COONa 和NaOH 的混合情形，－－)=c(OH － ) 大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO)＞c(OH－)＞c(H ＋) 或c(Na＋)＞c(CH 3COO－)＞c(H＋ )＞c(H ＋)或c(Na＋)＞c(OH －)＞c(CH 3COO。