溶液中离子浓度大小的比较方法分析
溶液中离子浓度相对大小的比较
溶液中离子浓度相对大小的比较1．微粒浓度比较(1)要考虑盐类水解。
大多数盐类的单水解是微弱的，一般认为与其同溶液对应的弱酸(或弱碱)的电离相比，电离程度大于水解程度。
如溶液中相同浓度的CH3COOH、CH3COONa，CH3COOH的电离程度大于CH3COO-水解程度，类似的还有NH3·H2O与NH4Cl等，但HCN和KCN不同；CN-的水解程度大于HCN的电离程度。
(2)电荷守恒。
溶液中阳离子所带总单位正电荷数等阴离子所带总单位负电荷数。
如NaF溶液中c(Na+)+c(H-)=c(F-)+c(OH-)。
(3)物料守恒。
①溶液中某元素的各种存在形式守恒，即原子守恒，如0.l mol·L-1的Na2CO3溶液中，c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)=0.l mol·L-1。
②溶液中水电离产生的H+、OH-数目应该相同，如Na2S溶液中，c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)。
分为三种类型①单一溶液中离子浓度相对大小的比较。
如:判断一元或多元弱酸溶液和水解的盐溶液中离子浓度的相对大小，判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是：若为NH4Cl等盐中的阴、阳离子价数相等，离子浓度为c(不水解的离子)>c(水解的离子)>c(水解后呈某性的离子,如：H+或OH-)>c(水解后呈某性的对应离子)如在NH4Cl溶液中c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)若为Na2CO3等盐中的阴、阳离子的价数不等时，判断离子浓度的大小则要根据实际情况具体分析，对于多元弱酸根的水解，则是有几价则水解几步，在分步水解中以第一步水解为主，如在Na2CO3溶液中c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)。
②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较。
③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较。
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+)
溶液中粒子浓度大小比较
溶液中粒子浓度大小比较1.理论依据（1）电离理论发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。
例如，H2CO3溶液中：(多元弱酸第一步电离程度第二步电离)。
（2）水解理论发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度。
例如，Na2CO3溶液中：(多元弱酸根离子的水解以为主)。
【思考与讨论1】根据电离和水解理论，说明H2S溶液和K2S溶液中微粒浓度大小关系。
2.电解质溶液中的守恒关系（1）电荷守恒：电解质溶液中，阳离子的电荷总数与阴离子的电荷总数相等。
如NaHCO3溶液中：（2）物料守恒（原子守恒）：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（3）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。
如NaHCO3溶液中【思考与讨论2】说明K2S溶液中上述的三个守恒关系：【思考与讨论3】同浓度的NaHCO3溶液和Na2CO3溶液等体积混合，对于上述的三个守恒有应该是怎样的：3.溶液中离子浓度大小关系(1) 多元弱酸溶液根据多步电离分析，如：在H3PO4溶液中，(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：多元弱酸的酸式盐溶液如：NaHCO3溶液中：多元弱酸的酸式盐溶液如：NaHSO3溶液中：【思考与讨论4】以电离为主的酸式盐有哪些？以水解为主的酸式盐有哪些？(3)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产生的影响。
例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NH4+)由大到小的顺序是pH 在相同物质的量浓度的下列溶液中①NH 4HSO 4 , ②(NH 4)2SO 4 , ③NH 4Cl , ④NH 4Al (SO 4)2, ⑤NH 4HCO 3 ,⑥ (NH 4)2CO 3 , c(NH 4+)由大到小的顺序是【思考与讨论5】物质的量浓度相同的NH 4HSO 4 (NH 4)2SO 4 , NH 4Cl 溶液pH 的大小关系是若上述三溶液中的pH 相同那么三溶液的浓度大小关系是若上述三溶液中的pH 相同那么三溶液中c(NH 4+)的大小关系是(4) 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。
【知识解析】溶液中粒子浓度大小的比较
溶液中粒子浓度大小的比较解答电解质溶液中粒子浓度大小关系问题的思路主要是明确电离和水解两大理论，构建思维模型，依据“三大守恒”关系来解答。
方法技巧主要是：判断等式关系一般考虑守恒原理，即电荷守恒、物料守恒、质子守恒，如果给定的等式不是上述三个守恒式，可以把三个守恒式变换形式后加以推导；如果给定的式子是不等式，要先考虑等式，对等式的一边加上或减去某离子，即可变成不等式，此外需联系电离平衡、水解平衡理论来分析。
1 单一溶液中粒子浓度的比较（1）多元弱酸溶液根据多步电离分析。
例如：在H 3PO 4溶液中，c （H ＋）＞c （H 2PO - 4）＞c （HPO 2- 4）＞c （PO 3- 4）＞c （OH －）。
（2）多元弱酸的正盐溶液根据弱酸酸根离子的分步水解分析。
例如：在Na 2CO 3溶液中，c （Na ＋）＞c （CO 2-3）＞c （OH －）＞c （HCO - 3）＞c （H ＋）。
（3）多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如HCO -3以水解为主，NaHCO 3溶液中c （Na ＋）＞c （HCO - 3）＞c （OH －）＞c （H ＋）；而HSO -3以电离为主，NaHSO 3溶液中c（Na ＋）＞c （HSO - 3）＞c （H ＋）＞c （OH －）。
2 不同溶液中同一粒子浓度大小的比较要分析溶液中其他离子的影响。
如相同物质的量浓度的下列溶液中：a ．NH 4Cl b ．CH 3COONH 4 c ．NH 4HSO 4，由于CH 3COO －的水解会促进NH +4的水解，H ＋会抑制NH +4的水解，故c （NH + 4）由大到小的顺序是c ＞a ＞b 。
3 混合溶液中各粒子浓度的大小比较根据电离程度、水解程度的相对大小分析。
（1）分子的电离程度大于相应离子的水解程度。
例如：等物质的量浓度的NH 4Cl 与NH 3·H 2O 的混合溶液中，c （NH 4＋）＞c （Cl －）＞c （OH －）＞c （H ＋）；等物质的量浓度的CH 3COOH 与CH 3COONa 的混合溶液中，c （CH 3COO －）＞c （Na ＋）＞c （H ＋）＞c （OH －）。
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。
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离子的数量，是描述溶液中离子含量多少的重要参数。
对于化学实验和工业生产来说，准确测定离子浓度大小是非常重要的。
下面将介绍几种常用的方法和规律来比较离子浓度大小。
首先，离子浓度的比较可以通过电导率来实现。
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，溶液中离子浓度越大。
因此，通过比较不同溶液的电导率，可以初步判断出它们的离子浓度大小。
其次，离子浓度的比较还可以通过离子色谱法来实现。
离子色谱法是一种利用离子交换树脂将离子分离的方法，通过检测分离后的离子浓度来比较不同溶液中离子的含量。
这种方法对于测定微量离子浓度非常有效，能够准确地比较不同溶液中离子浓度的大小。
另外，离子浓度的比较还可以通过PH值来实现。
PH值是描述溶液酸碱性强弱的指标，通常与溶液中的离子浓度密切相关。
一般来说，PH值越低，溶液中的氢离子浓度越大；PH值越高，溶液中的氢离子浓度越小。
因此，通过比较不同溶液的PH值，也可以初步判
断它们的离子浓度大小。
最后，离子浓度的比较还可以通过离子选择电极来实现。
离子选择电极是一种专门用于测量特定离子浓度的电极，通过测量电极的电位来比较不同溶液中特定离子的浓度大小。
这种方法对于测定特定离子浓度非常有效，能够准确地比较不同溶液中特定离子的含量。
综上所述，离子浓度大小的比较可以通过多种方法和规律来实现，每种方法都有其适用的范围和优势。
在实际应用中，可以根据具体情况选择合适的方法来进行离子浓度大小的比较，以确保测量结果的准确性和可靠性。
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。
离子浓度的大小比较
离子浓度的大小比较1.同一溶液中，不同离子的浓度比较，方法是：先书写电离或水解方程式以确定离子的种类→根据电离或水解的特点进行估算，既有电离又有水解的，要判断谁是主要因素。
（1）在CH3COOH的溶液中，c(H＋)>c(CH3COO-)>c(OH-)。
（2）Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)。
（3）在NaHCO3溶液（显碱性）中，c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)。
在NaHSO3溶液（显酸性）中，c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(OH－)。
2.不同溶液中，同一离子的浓度比较，方法是：确定离子的来源或去向→根据电离或水解的特点进行估算，并考虑溶液中其他离子的影响。
（1）在物质的量浓度相同的下列溶液中：NH4Cl，CH3COONH4，NH4HSO4，c(NH＋4)由大到小的顺序是NH4HSO4>NH4Cl>CH3COONH4。
（2）在物质的量浓度相同的下列溶液中：H2CO3(K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11)，Na2CO3，NaHCO3，c(CO32-)由大到小的顺序是Na2CO3>NaHCO3>H2CO3；c(HCO3-)由大到小的顺序是NaHCO3>Na2CO3>H2CO3。
3.混合溶液中，各离子浓度的大小比较：（1）根据电离程度、水解程度的相对大小分析，如，a.等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液，溶液显碱性，溶液中离子浓度由大到小排序为c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
b.在0.1 mol·L-1的NaCN溶液和0.1 mol·L-1的HCN溶液的混合液中，溶液显碱性，溶液中离子浓度由大到小排序为c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)。
溶液中离子浓度的比较
• 等体积等浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸 溶液混和后，混和液中有关离子的浓 度应满足的关系是 A.[M+]>[OH-]>[A-]>[H+] B.[M+]>[A-]>[H+]>[OH-] C.[M+]>[A-]>[OH-]>[H+] D.[M+]>[H+] =[OH-]+[A-]
（2）若两种物质混合后能发生反应，则应考虑反应后的 生成物和剩余物的电离． 若溶液中含有等物质的量浓度的 CH3COO-和CH3COOH， NH4+和NH3.H2O等两种或两种以上溶质时，一般来讲可以 只考虑弱电解质的电离，而忽略“弱离子”的水解，特 殊情况则应根据题目条件推导．
• 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 ( ) 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 如： CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液：
溶液中离子浓度大小的比较
判断溶液中离子浓度大小的一般思路
（1）若溶液中只含有一种溶质，首先考虑电解质的电 离——将其电离成离子，然后考虑“弱离子”的水解， 综合分析得出： c（不水解离子）> c（水解离子）> c（显性离子）> c （隐性离子） 注：所谓“显性离子”是指使溶液表现酸碱性的离子； “隐性离子”则与之相反，如酸性溶液中的显性离子为 H+，隐性离子为OH-如： NH4Cl溶液中 CCl- > CNH4+ > CH+ > COH-
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。
详解溶液中离子浓度大小的判断
CD
D.c(K+) = c(H2C2O4)+ c(HC2O4-) + c(C2O42-)
多元弱酸酸式酸根旳水解与电离旳区别：
⑴ NaHCO3 ① HCO3– + H2O ② HCO3– + H2O
H2CO3 + OH – CO32– + H3O +
> 程度：① 水解 ② 电离 ∴溶液呈碱 性
⑵ NaHSO3 ① HSO3– + H2O ② HSO3– + H2O
AD
(3)强碱弱酸旳酸式盐溶液—既电离又水解
【例3】草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在
0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确旳是
A.c(K+) +c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-)
B.c(HC2O4-) + c(C2O42-) =0.1mol/L C.c(C2O42-) ＞c(H2C2O4)
0.1 mol·L-1旳Na2CO3溶液中
电荷守恒： c(Na+ ) +c(H+ )= c(HCO3— ) +2 c(CO32— )+ c(OH— )
物料守恒： c(H2CO3 )+ c(HCO3— )+c(CO32— )=0.5 c(Na+ ) =0.1 mol·L—
1
质子守恒：
c(OH— )= c(H+ )+ c(HCO3— ) +2 c( H2CO3)
【现学现用】
写出CH3COONa 、Na2S、 NaHCO3溶液中旳电荷守恒式。
CH3COONa溶液中： n (Na+)+n (H+)= n (CH3COO－) + n (OH－) C (Na+)+c (H+)= c (CH3COO－) + c (OH－)
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离子的数量，通常用摩尔/升（mol/L）来表示。
离子浓度大小的比较对于化学实验和工业生产具有重要意义。
下面将介绍几种常见的比较离子浓度大小的方法和规律。
首先，最直接的比较离子浓度大小的方法是通过浓度计算。
根据溶液中离子的摩尔浓度，可以直接比较不同溶液中离子的浓度大小。
一般来说，浓度较高的溶液中离子浓度也较高。
但需要注意的是，浓度高并不代表离子浓度就一定大，还需要考虑溶质的种类和性质。
其次，离子浓度大小的比较也可以通过离子活度来进行。
离子活度是指溶液中离子的有效浓度，它可以反映离子在溶液中的活跃程度。
在某些情况下，同样浓度的溶液中离子活度可能会有所不同，这时就需要通过离子活度来比较离子浓度的大小。
另外，离子浓度大小的比较还可以通过溶液的电导率来进行。
电导率是溶液中离子导电的能力，一般来说，电导率高的溶液中离子浓度也较大。
因此，通过测定不同溶液的电导率，可以比较它们中离子浓度的大小。
此外，还可以通过溶液的pH值来比较离子浓度的大小。
pH值是溶液中氢离子浓度的负对数，它可以间接反映溶液中其他离子的浓度。
一般来说，pH值较低的溶液中酸性离子浓度较大，而pH值较高的溶液中碱性离子浓度较大。
最后，需要注意的是，不同的比较方法可能会得出不同的结论，因此在实际应用中需要综合考虑多种因素来比较离子浓度的大小。
同时，也需要根据具体情况选择合适的方法来进行比较，以确保比较结果的准确性和可靠性。
综上所述，比较离子浓度大小的方法和规律有多种多样，可以通过浓度计算、离子活度、电导率和pH值等多种方法来进行。
在实际应用中需要根据具体情况选择合适的方法来进行比较，以确保比较结果的准确性和可靠性。
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的比较
(2)电荷守恒：是指溶液中所有阳离子所Байду номын сангаас
带的正电荷总数等于溶液中所有阴离子所 带的负电荷总数。整个溶液呈电中性。 c(Na+) +c(H+)=c(CH3COO - ) +c(OH-)
(3)水电离的H+ 与OH-守恒(质子守恒):
在纯水中c(H+)=c(OH-) CH3COONa溶液中 c(OH-) =c(H+) + c (CH3COOH)
小结：
电 解 质 溶 液
单 一 溶 液
酸或碱溶液——考虑电离
盐溶液——考虑水解
不反应——同时考虑电离和水解
混 合 溶 液 恰好 生成酸或碱——考虑电离 反应 生成盐——考虑水解 过量——根据过量程度考虑电离
反 应
或水解
练习：在0.1mol/L的H2S溶液中下列 关系式错误的是:( A) A.C(H+)=C(OH-)+C(S2-) +C(HS-) B.C(H+)=C(OH-)+2C(S2-) +C(HS-)
C.C(H+)>C(OH-)+C(S2-) +C(HS-)
D.C(H2S)+C(S2-) +C(HS-)= 0.1mol/L
例2:在NH4Cl溶液中，下列关系正确的是 （ A ） 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-)
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的比较)
1．溶液中的守恒关系(1)物料守恒(原子守恒)：在电解质溶液中，由于某些离子能够水解，粒子种类增多，但这些粒子所含某些原子的总数始终不变，符合原子守恒。
如：NaHCO 3溶液中，n (Na ＋)：n (C 元素)＝1∶1。
因HCO －3水解：HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －以及HCO －3电离：HCO －3 H ＋＋CO 2－3，C 的存在形式有3种：HCO －3、H 2CO 3、CO 2－3，由n (Na ＋)∶n (C 元素)＝1∶1，得c (Na ＋)＝c (HCO －3)＋c (CO 2－3)＋c (H 2CO 3)。
(2)电荷守恒：在电解质溶液中，阳离子的电荷总数与阴离子的电荷总数相等，即溶液呈电中性。
如NaHCO 3溶液中有Na ＋、H ＋、HCO －3、CO 2－3、OH －，存在如下关系：n (Na ＋)＋n (H ＋)＝n (HCO －3)＋2n (CO 2－3)＋n (OH －)，推出c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (HCO －3)＋c (OH －)＋2c (CO 2－3)。
(因CO 2－3带2个单位负电荷，所以其所带电荷数为其离子数的2倍)。
(3)质子守恒(水的电离守恒)：①电解质溶液中，分子(或离子)得失质子(H ＋)的物质的量应相等。
如在K 2S 溶液中： K ＋ S 2－ H 2O ――→失去H ＋ OH －――→得到H ＋ HS －――→得到H ＋ H 2S ――→得到H ＋H 3O ＋(H ＋) 即：c (OH －)＝c (H ＋)＋c (HS －)＋2c (H 2S)。
②可以通过物料守恒和电荷守恒推出质子守恒表达式。
如NaHCO 3溶液中物料守恒：c (Na ＋)＝c (HCO －3)＋c (H 2CO 3)＋c (CO 2－3) ①，电荷守恒：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (HCO －3)＋c (OH －)＋2c (CO 2－3) ②，将①代入②中，整理得质子守恒：c (H 2CO 3)＋c (H ＋)＝c (OH －)＋c (CO 2－3)。
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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质子守恒关系式为：c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH-) 【例 5】(NH4)3PO4 溶液： 基准物：H2O、NH4+、PO43- 得 质子产物：H3O+（相差 1 个质子）即 H+ 、 HPO42-（相 差 1 个质子）、H2PO4- （相差 2 个质子）、H3PO4（相差 3 个质子）
二．解题策略分析
对于比较复杂的电解质溶液中粒子浓度大小比 较，由于其涉及的知识面广，综合性强，不少学生看 到题目后感觉束手无策。笔者建议采用如下思维过程 进行处理，应有利于理清解题思路。
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1．判反应 判断两种溶液混合时，是否发生化学反应，这一 步主要目的是搞清楚溶液的真实组成。如果两种溶液 混合后，有反应发生，那就要根据题给的条件判断怎 么反应、反应后生成了什么物质，是否有物质过量， 再确定反应后溶液的组成如何。 2．写平衡 根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡 （水解平衡、电离平衡），尤其要注意不要漏写在任 何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目 的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接的看出 某些粒子浓度间的关系，在具体应用时主要是要防止 遗漏。如对 NaHCO3 溶液，要注意 HCO3－既能发生 水解还能发生电离。 3．列等式 根据溶液中的守恒原理，列出两个重要的等式， 即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴阳 离子浓度间的数学关系式。 4．分主次
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1 个质子)、OH- (相差 1 个质子) 质子守恒关系式为：c(H+)+ c(H2CO3) = c(NH3·H2O) + c(CO32-) + c(OH-) 5.多种盐的混合溶液 【例 8】CH3COONa 与 NaF 的混合液 : 基 准 物： H2O、CH3COO- 、 F得质子产物：H3O+(相差 1 个质子）即 H+ ；CH3COOH（相 差 1 个质子）；HF（相差 1 个质子） 失质子产物：OH- (相差 1 个质子) 质子守恒关系式 为：c(H+) + c(CH3COOH) + c(HF) = c(OH-) 6.酸碱反应后的混合溶液
此类型混合溶液，应运用物料守恒和电荷守恒联立 消去强酸或强碱离子后得到质子守恒变式。质子守恒 关系式特殊。在这类式子中，有如下关系式存在：质 子守恒 = 电荷守恒 – 物料守恒
【例 9】同浓度同体积的 CH3COONa 与 CH3COOH 混合 液 物料守恒：c(CH3COO-)+ c(CH3COOH) = 2c(Na+)……① 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+) = c(CH3COO-) + c(OH-)…… ② 质子守恒 ＝ 2×②－① 2×②得：2c(Na+) + 2c(H+) = 2c(CH3COO-) + 2c(OH-)
பைடு நூலகம்-2-
【例 2】NH3·H2O 溶液中： 基 准 物：H2O；NH3·H2O 得质子产物：H3O+（相差 1 个质子）即 H+ ；NH4+ （相 差 1 个质子） 失质子产物：OH- (相差 1 个质子) 质子守恒关系式为：c(H+) + c(NH4+) = c(OH-) 不 难看出单一的酸溶液或者碱溶液的质子守恒其实就 是电荷守恒。混合酸的溶液或者混合碱溶液亦然！ 3.单一的正盐溶液 【例 3】Na2CO3 溶液： 基 准 物：H2O、CO32- 得 质子产物：H3O+（相差 1 个质子）即 H+ 、 HCO3-（相差 1 个质子） H2CO3（相差 2 个质子） 失质子产物： OH- (相差 1 个质子) 质子守恒关系式为：c(H+) + c(HCO3-) + 2c(H2CO3) = c(OH-) 【例 4】NH4Cl 溶液： 基 准 物：H2O、NH4+ 得 质子产物：H3O+（相差 1 个质子）即 H+
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在 Na2CO3溶液中存在如下守恒关系式：c(Na+)+c(H+) ==c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)。
⑵物料守恒 在电解质溶液中，由于有些离子能发生电离或水 解，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但这些 离子或分子中所含某种特定元素原子的总数是始终 不变的，是符合原子守恒的。 如在 K2S 溶液中存在如下守恒关系式：c(K+)== 2c(H2S)+2c(HS-)+2c(S2-)。 ⑶质子守恒 由水电离出的 c(H+)、c(OH-)始终是相等的，溶 液中水电离出的 H+、OH-虽跟其它离子结合，但其 总量仍是相等的。 如在 K2S 溶液中存在如下守恒关系式：c(OH-)= = c(H+)+ c(HS-)+2c(H2S)。 实际上，质子守恒可由：“质子守恒”＝“电荷 守恒”－“物料守恒”联合推出。
②多元弱酸的电离 多元弱酸的电离是分步进行的，一级电离总是远 大于二级、三级电离，故多元弱酸的电离中主要考虑 第一级电离。如在 H2S 水溶液中，H2S 的电离是分步 的，且第一步电离 H2S H++HS-是主要的，故微粒浓度大 小为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)。 ⑵水解理论 ①弱离子的单水解是微弱的。由于水的电离，故 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，微粒浓度大小为：c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(N H3·H2O)。 ②多元弱酸根离子的水解是分步进行的，其第一 步水解是主要的。如 Na2CO3溶液中微粒浓度大小为： c(CO32-)＞c(HCO3-)＞c(H2CO3)。 ③对同浓度 CO32-和 HCO3-，CO32-比 HCO3-水解
电解质溶液中粒子浓度大小比较专题复习 一．知识要点回顾
1．两大理论 ⑴电离理论
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①一般来说，弱电解质(弱酸、弱碱等)的电离是 微弱的，电离消耗及电离产生的微粒都是微小的，同 时还要考虑水的电离。如氨水溶液中，既存在 NH3·H 2O 的部分电离，还存在水的微弱电离。故其溶液中 微粒浓度大小为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+) ＞c(H+)。
根据上述电解质溶液分类对有关电解质溶液中 粒子浓度大小比较题型进行对应归类如下：
1．单一溶液中粒子浓度大小比较 ⑴仅含一种弱电解质的溶液中粒子浓度大小比 较 例 1．（05 年上海化学卷，第 14 题）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-)
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失质子产物：NH3·H2O（相差 1 个质子）、OH- (相差 1 个质子)
质子守恒关系式为：c(H+) + c(HPO42-) + 2c(H2PO4-) + 3c(H3PO4) = c(NH3·H2O) + c(OH-) 4 .单一的酸式盐溶液 【例 5】NaH2PO4 溶液： 基 准 物：H2O、H2PO4- 得 质子产物：H3O+（相差 1 个质子）即 H+ ；H3PO4（相差 1 个质子） 失质子产物：HPO42-（相差 1 个质子）、 PO43-（相差 2 个质子）、OH- (相差 1 个质子) 质子 守恒关系式为：c(H+) + c(H3PO4) = c(HPO42-) + 2c(PO43-) + c(OH-) 【例 6】(NH4)2HPO4 溶液: 基 准 物：H2O、NH4+、 HPO42- 得质子产物：H3O+（相差 1 个质子）即 H+ 、 H2PO4-（相差 1 个质子）、H3PO4（相差 2 个质子） 失 质子产物：NH3·H2O（相差 1 个质子）、PO43- （相差 1 个质子）、OH- (相差 1 个质子) 质子守恒关系式为 ：c(H+) + c(H2PO4-) + 2c(H3PO4) = c(NH3·H2O) + c(PO43-) + c(OH-) 【例 7】NH4HCO3 溶液 基 准 物：H2O、NH4+、 HCO3- 得质子产物：H3O+ （相差 1 个质子）即 H+ 、H2CO3（相差 1 个质子） 失质子产物：NH3·H2O（相差 1 个质子）、CO32- (相差
1.盯基准物(电离和水解之前的含氢的离子或分 子) ，利用电离和水解得:得质子产物和失质子产物 （电离和水解之后的离子或分子）。 2.看基准物、 得质子产物和失质子产物相差的质子数。
3.列质子守恒关系式 得质子数=失质子数 。 4. 用物料守恒和电荷守恒验证。 二、质子守恒的主要题型 1.单一酸溶液 【例 1】H3PO4 溶液中： 基 准 物：H2O ； H3PO4 得 质子产物：H3O+（相差 1 个质子）即 H+ 失质子产物：H2PO4- (相差 1 个质子）；HPO42-(相差 2 个质子）；PO43-(相差 3 个质子）；OH-(相差 1 个质子) 质子守恒关系式为：c(H+) = c(H2PO4-) + 2c(HPO42-) + 3c(PO43-) + c(OH-) 2.单一碱溶液
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质子守恒关系式为：2c(H+) + c(CH3COOH) = c(CH3COO-) + 2c(OH-) 【例 10】同浓度同体积的 CH3COONa 与 NaOH 混合液 物料守恒：2[ c(CH3COO-)+ c(CH3COOH) ]= c(Na+) 电荷守恒：c(Na+) + c(H+) = c(CH3COO-) + c(OH-) 质子守恒关系式为：c(H+) + 2c(CH3COOH) + c(CH3COO-) = c(OH-) 【例 11】同浓度同体积的 NH4Cl 与 NH3·H2O 混合液 物料守恒： c(NH4+)+ c(NH3·H2O) =2c(Cl-) 电荷守恒： c(NH4+) + c(H+) = c(Cl-) + c(OH-)即