水溶液中离子平衡 座四离子浓度大小判断
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+)
浅谈“溶液中离子浓度大小的比较”的问题
浅谈“溶液中离子浓度大小的比较”的问题摘要：溶液中离子浓度大小的比较问题涉及弱电解质的电离平衡(包括水的电离)、盐类的水解和三大守恒(包括电荷守恒、物料守恒、质子守恒)三方面知识点，是高考的热点之—。
因此，针对新课当复习课上、学生基础知识不扎实等教学中存在的不尽如人意之处，笔者进行了深入的研究。
本文以2010年高考江苏卷中第12题为主线，讨论了几种在不同类型的溶液中离子浓度大小比较的问题。
关键词：电解质溶液；离子浓度大小；三大守恒一、理论依据1.离子浓度大小比较(熟悉两大理论，构建思维基点)关于离子浓度的大小比较这类题目考查的是学生对电离平衡、水解平衡知识的应用能力。
高考中的考査内容包括溶质单一型和混合型两种，类型包括等式关系正误判断和不等式关系正误判断两类。
(1)电离平衡：对于电离平衡这个知识点，笔者需要说明的是，弱电解质的电离程度都是微弱的。
同时，学生在做题时还要考虑水的电离。
多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。
(2)水解平衡：盐的电离是强烈的，水解是微弱。
学生在做题时不仅要分析离子的来源和主次，同时，还要考虑水的电离。
多元弱酸盐的水解是分步进行的，而且第一步是最主要的。
2.三大守恒(把握三种守恒，明确等量关系)(1)电荷守恒：溶液都是呈电中性的，即阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。
学生在解题时要形成这样的解题思路，即首先把所有的平衡关系全都写出来；然后找出所有的阴、阳离子；最后再写出等式。
当然，学生在解题时还要注意，离子所带的电荷数就是离子浓度前的系数。
(2)物料守恒：由于溶液中某些离子能够水解，所以离子会变成其他离子或分子，也就是说离子的种类会有所增多。
但是，学生也要知道，某种特定元素原子的总数是不变。
此外，学生需要注意的是元素前面的比例关系。
(3)质子守恒：盐溶液中水电离出的H+与OH-浓度相等。
实际上，质子守恒的关系式也可以由电荷守恒关系式与物料守恒关系式推导得到。
溶液中离子浓度大小的比较方法
质子守恒讲解【所谓的 质子守恒 ，可以理解为氢离子守恒（氢离子的原子核内只有一个质子，同时也没有电子） 】质子守恒：即溶液中基准物得质子数等于失质子数 ，也可以由物料守恒和电荷守恒关系联立得到。
它和物料守恒、电荷守恒同为溶液中的三大守恒关系。
一、列出溶液中的质子守恒关系式一般的步骤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】 H 3PO 4 溶液中： 基 准物： H 2O ； H 3PO 4 得质子产物： H 3O +（相差 1 个质子）即 H +-2-(相差 2 3--个质失质子产物： H 2PO 4 ( 相差 1 个质子）；HPO 4 个质子）；PO 4 ( 相差 3 个质子）；OH( 相差 1 子 ) 质子守恒关系式为： + - 2- 3- - c(H ) = c(H 2PO ) + 2c(HPO 4 ) + 3c(PO 4 ) + c(OH )42.单一碱溶液【例 2】 NH 3·H 2O 溶液中： 基准 物： H 2O ；NH 3·H 2O得质子产物： H 3O +（相差 1 个质子）即++-++)H；NH （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(NH 4 4= 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】Na 2CO 3溶液：2-+个质子）即 +-基 准 物： H 2O 、CO 3得质子产物： H 3O （相差 1 H 、 HCO 3（相差 1 个质子） H 2CO 3（相差 2 个质子）-相差 1个质子 )失质子产物： OH ( 质子守恒关系式为：+- ) + 2c(H-c(H ) + c(HCO32CO) = c(OH )3【例 4】 NH 4Cl 溶液：基 准+ ++物： H 2 O 、 NH 4得质子产物 ：H 3O （相差 1 个质子）即 H-失质子产物： NH · H O （相差 1 个质子）、 OH ( 相差 1 个质子 )32质子守恒关系式为： c(H +) = c(NH3· H 2O) + c(OH -)+3-++2-【例 5】(NH 4) 3PO 4 溶液： 基准物： H 2O 、NH 4 、 PO 4 得质子产物： H 3O （相差 1 个质子）即 H 、HPO 4-（相差 1 个质子）、 H 2PO 4 （相差 2 个质子）、 H 3PO 4（相差 3 个质子） -失质子产物 ： NH 3·H 2O （相差 1 个质子）、 OH ( 相差 1 个质子 )质子守恒关系式为： c(H +) + c(HPO 42- ) + 2c(H 2PO 4- ) + 3c(H 3PO 4) = c(NH 3· H 2O) + c(OH - )4 .单一的酸式盐溶液【例 5】NaHPO 溶液： 基准- 得质子产物：++物：H O 、H POH O （相差 1 个质子）即H ；HPO242 24334（相差 1 个质子）失质子产物：2-3- （相差-HPO （相差 1 个质子）、 PO 2 个质子）、OH ( 相差 1 个44质子 ) 质子守恒关系式为： +3PO 4) = c(HPO 2-3-) + c(OH -)c(H ) + c(H 4 ) + 2c(PO 4【例 6】 (NH 4) 2HPO 4溶液 : 基 准 + 2- 得质子产物： + 1 个质子）即物： H 2O 、 NH 4 、 HPO 4 H 3O （相差 +- 1 个质子）、 HPO （相差 2 个质子） 失质子产物： NH ·H O （相差 1 个质子）、 H 、H PO （相差2 434 3 2PO 4 3- - 个质子 ) （相差 1 个质子）、 OH ( 相差 1质子守恒关系式为 + - ) + 2c(H PO) = c(NH ·HO) + c(PO3- ) + c(OH - )：c(H ) + c(HPO3 4 2 4 342【例 7】 NH 4HCO 3溶液基准+-得质子产物：++、H 2CO 3（相差 1 个质子）物： H 2O 、NH 4 、 HCO 3H 3O （相差 1 个质子）即 H2--失质子产物： NH · HO （相差 1 个质子）、CO(相差 1 个质子 )、OH( 相差 1个质子 )323质子守恒关系式为：+)+ c(H 2CO) = c(NH·H O) + c(CO 2- ) + c(OH - )c(H33325.多种盐的混合溶液【例 8】 CHCOONa 与 NaF 的混合液 :基准--物： H 2O 、 CHCOO 、 F33得质子产物： 3+相差 1 个质子）即+ 3个质子）； HF （相差 1 个质子） H O( H ；CHCOOH （相差 1失质子产物： -相差 1个质子)质子守恒关系式为：+3COOH) + c(HF) = c(OH -)OH (c(H ) + c(CH6.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。
溶液中离子浓度大小的比较
HA-+H2O
H2A+OH-
H2O
H++OH-
若NaHA溶液显碱性，该溶液中粒子浓度大小顺 序为：
作 业：写出CH3COONa、NH4Cl、
NaHCO3 、Na2CO3四种溶液中离子浓度大 小的比较，以及三种守恒关系。
四.不同溶液中同一粒子浓度比较
1.先分类：将不同物质按所比较的粒子的个数进行
分类。
2.后分析：分析各类物质在水溶液中其它粒子对所
比较粒子水解平衡的影响。一般相互促进水解的 盐﹤单独水解的盐﹤水解相互抑制的盐
3.再排序：
例:等物质的量浓度的下列溶液中NH4+由大 到小的是： ① NH4Cl ② (NH4) 2SO4 ③NH4HCO3 ④ NH4HSO4 ⑤ (NH4) 2CO3
五.弱酸酸式盐溶液中离子浓度大小的比较
1.先分析清酸式酸根水解程度和电离程度相对 大小。
2.再按程度大小写出电离及水解方程式。
3.后分析排列。
例:已知H2A为弱酸 若NaHA溶液显酸性，该溶液中粒子浓度大小
顺序为：
溶液中存在的水解及电离方程为;
NaHA == Na+ + HA-
HA-
H++A2-
练习:1.将等体积、等浓度的NaOH和CH3COOH
混合，混合后，按要求回答下列问题：
①溶液中粒子浓度大小关系
。
②电荷守恒
。
③物料守恒
。
④质子守恒
。
2.将10mL0. 1mol/L的醋酸钠溶液和10mL 0.1mol/L盐酸混合后，有关粒子浓度关系正确
的是（ BDE）
A. c(Cl-) > c(CH3COO-) >c(H+) >c(CH3COOH) B. c(Cl-) >c(CH3COOH) >c(H+) >c(CH3COO-) C.c(CH3COO-) = c(Cl-) >c(H+) >c(CH3COOH) D.c(Na+) +c(H+) =c(CH3COO-) +c(Cl-) +c(OH-) E. c(Na+)= c(Cl-)= c(CH3COO-) +c(CH3COOH)
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。
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１．溶液中离子浓度大小比较的规律－－（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析。
如H3PO4的溶液中，c(H+)>c(H2PO4)>c(HPO42) > c(PO43－－－)。
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，c(Na+)>c(CO32)>c(OH)>－c(HCO3)。
（2）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影响。
如在①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，c(NH4+)浓度的大小为③>①>②。
（3）如果题目中指明溶质只有一种物质（该溶质经常是可水解的盐），要首先考虑原有阳离子和阴离子的个数，水解程度如何，水解后溶液显酸性还是显碱性。
（4）如果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还是弱电解质；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。
（5）若题中全部使用的是“＞”或“＜”，应主要考虑电解质的强弱、水解的难易、各粒子个数的原有情况和变化情况(增多了还是减少了)。
（6）对于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、碱性的影响时，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)，但无论是水解部分还是电离部分，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)都很小。
－－【例1】把0.2 mol·L1的偏铝酸钠溶液和0.4 mol·L1的盐酸溶液等体积混合，混合溶液中离子浓度由大到小的顺序正确的是－－－－A．c(Cl)>c(Al3+)>c(Na+)>c(H+)>c(OH) B．c(Cl)>c(Al3+)>c(Na+)>c(OH)> c(H+)－－－－C．c(Cl)> c(Na+) > c(Al3+) > c(H+) > c(OH) D．c(Na+)> c(Cl)> c(Al3+) > c(OH) > c(H+)【解析】偏铝酸钠与盐酸混合后，发生反应：NaAlO2+HCl+H2O===NaCl+Al(OH)3，显然，盐酸过量，过量的盐酸与Al(OH)3进一步反应：Al(OH)3+3HCl=== AlCl3+ 3H2O，故反应后，溶液为AlCl3－与NaCl的混合溶液，Cl浓度最大，反应前后不变，故仍然最大，有部分Al存在于没有溶解的Al(OH)3沉淀中，若Al全部进入溶液中与Na+浓度相同，故c(Na+) > c(Al3+)，由于AlCl3水解溶液呈酸性，－故c(H+) > c(OH)，故正确答案为C。
高考中“水溶液中离子浓度大小比较规律”总结
高考中“水溶液中离子浓度大小的比较规律”总结“水溶液中离子浓度大小的比较规律”在高考中经常用到，本文对高考中这部分内容出现过的情况进行了总结，并举出一个典型案例以供参考。
一、酸碱溶液：酸溶液中h+ 浓度最大，碱溶液中oh_ 浓度最大：其它离子根据电离度的大小确定。
1.强酸强碱溶液：例如盐酸溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( cl- ) > c( oh_ ),naoh溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( na+ )>c( h+ )。
2.一元弱酸弱碱溶液，例如hac溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( ac_ )> c( oh_ )；nh3?h2o溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( nh4+ )> c( h+ )。
3.多元弱酸弱碱溶液，多元弱酸以第一步电离为主，例如h2s溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( hs_ )>c( s2- )> c( oh_ )；多元弱碱电离方程式一步写到位，但离子浓度大小关系容易判断，例如fe(oh)3 溶液中离子浓度大小关系为c( oh_ )>c( fe3+ )> c( h+ )。
二、盐类溶液：1.强酸强碱盐的溶液不水解，离子浓度不变，例如na2so4 溶液中离子浓度大小关系为：2c( so42- )=c( na+ )> c( h+ )= c( oh_ )；再如nahso4溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( so42- )= c( na+ )> c( oh_ )2.一元弱酸或弱碱形成的盐溶液，因为水解导致某些离子浓度变小，例如nh4cl溶液中离子浓度大小关系为：c( cl- )>c(nh4+ ) > c( h+ )> c( oh_ )；naac溶液中离子浓度大小关系为：c( na+ )>c(ac_ )> c( oh_ )> c( h+ )。
溶液中离子浓度大小比较及三大守恒定律讲解
（5）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 ④ NH4NO3 ⑤(NH4)2SO4 ⑥(NH4)2Fe(SO4) ⑦(NH4)2CO3
⑥>⑤>⑦>③>①=④>②
【规律】 1、二元的盐>一元的盐 2、水解的盐>双水解的盐 3、当溶液中存在水解的显性离子时，抑制盐的水解， 则该水解的离子浓度大 .
.
注意两种情况:
1、等体积、等浓度的一元酸和一元碱溶液混合，两者 恰好完全中和，有以下四种情况：
⑴强酸与强碱溶液混合，所得溶液为中性 ⑵相对较强的酸与相对较弱的碱溶液混合，所得溶液为 酸性 ⑶相对较弱的酸与相对较强的碱溶液混合，所得溶液为 碱性 ⑷若弱酸、弱碱混合，则考虑两者的相对强弱，混合后 的溶液可能也为酸性，碱性或中性
A． c(OH-) ＞c(H+)
( Ｃ)
B．c(NH3·H2O) + c(NH4+) = 0.1mol/L C．c(NH4+)＞c(NH3·H2O) ＞ c(OH-) ＞ c(H+) D．c(OH-) =c(NH4+)+c(H+)
.
（2）强酸弱碱盐溶液—考虑弱碱根离子的水解和水的电离
【例3】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是：
C(CH3COOH ) C(H ) C(CH3COO ) C(OH )
2．在0.1 mol/L 的H2S溶液中的离子、分子大小关 系如何?
C(H2S)＞C(H+)＞C(HS-)＞C(S2-)＞C(OH-)
.
2、水解平衡理论:
《溶液中离子浓度大小比较》教学案例
课程篇这节课讲解的内容是溶液中离子浓度大小的比较，整堂课进行得还是比较顺利的，只是最后出现了一个小插曲，一个意想不到的问题，现在我来将这节课进行整理，希望对今后的教学给予启示。
这节课前学生已经学习过电离平衡、盐类水解原理、溶液中的三大守恒关系。
将溶液中离子浓度大小做一个全面的比较分析，难度较大，也是高考频率较高的考点。
所以我的教学设计是：举实例—学生讨论分析—方法指导—练习巩固。
首先分析的是0.1mol/L醋酸钠溶液中离子浓度的大小。
“大家首先分析溶液中都有什么离子？然后再比较大小。
”并提示“想想，盐类水解程度大不大，水的电离程度大不大？”很快，第一组同学得出正确的排列顺序，并且王×同学叙述了他们的思路与判断方法：“溶剂是水，溶质是醋酸钠，所以溶液中有四种离子，所以c（CH3COO-）<c（Na+），溶液呈碱性，所以c（OH-）> c（H+），因为水解很微弱的，水的电离也是很小的，所以盐的两种离子浓度要大，c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+）”。
“很好，大家再分析一下0.1mol/L氯化铵溶液，次氯酸钠溶液中离子浓度大小，会得出什么样的规律？”这次各组学生都很快得出了答案。
第二个例子分析0.1mol/L碳酸钠溶液中的离子浓度大小。
提示：方法同上。
同学们完成得并不好，卡在了c（OH-）与c（HCO-3）大小的比较上。
于是我将溶液中存在的平衡进行板书和同学们一起分析，这个例子关键点在于第一步水解大于第二步水解，每一步都生成OH-。
学生经过三分钟思考讨论得出结论，并自己整理分析溶液中离子浓度大小的方法。
最后一个例子：求0.1mol/L碳酸氢钠溶液中离子浓度大小。
pH=8.3，要求学生独立完成。
为了便于讲解分析，我让范××同学把碳酸氢钠溶液中存在的平衡化学式书写于黑板上。
当她走下讲台，我看到黑板上书写的是溶液中的三大守恒关系。
溶液中离子浓度大小比较ppt课件
CH3COONa、NaOH
[Na+]> [OH-]=[CH3COO-] >[H+]
CH3COONa、NaOH(少) [Na+]> [CH3COO-]>[OH-] >[H+]
CH3COONa
[Na+]>[CH3COO-]>[OH-]>[H+]
CH3COONa、CH3COOH （呈中性）
[Na+]=[CH3COO-]>[OH-]=[H+]
•
讨论：比较下列各混合溶液中微粒浓度的大小： 在整堂课的教学中，刘教师总是让学生带着问题来学习，而问题的设置具有一定的梯度，由浅入深，所提出的问题也很明确
• 1、0.1mol/LCH3COOH溶液与0.2mol/L的 NaOH等体积混合
1.c(Na+) > c(OH-) > c(CH3COO-) > c(H+)
（5）NaHSO3溶液中各离子浓度由大到小排列
NaHSO3=Na++HSO3-
HSO3-
H++SO32-
HSO3-+H2O H2SO3+OH-
H2O
H+ + OH-
HSO3-的电离程度大于水解程度,所以 c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)
在整堂课的教学中，刘教师总是让学 生带着 问题来 学习， 而问题 的设置 具有一 定的梯 度，由 浅入深 ，所提 出的问 题也很 明确
电荷守恒: c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(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
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－)
专题二：溶液中离子浓度大小的判断
例：0.1mol/L Na 2CO 3溶液中（1 L） 根据Na元素和C元素守恒来理解
含C元素的离子有：
CO
23
、HCO
3
、
H
2CO
3
n
（Na+）=2[n（
CO
23
）+
n
（
HCO
3-）+
n
(H
2CO
3
)]
= 0.2mol
c（Na +）=2[
（c
CO
23
）+
c（
HCO
3-）+
c
(H
2CO
3
)
]
=0.2mol/L
4、其它类型
c (1)为了使Na2S溶液中[Na+] /[S2-]接近于2:1,可加入的物
质是( )
A、盐酸
B 、适量的 NaOH
C、适量的 KOH D 、适量的 NaHS 溶液
(2)下列阴离子总浓度最大的是( A )
A、0.2mol/LNa 2S B、0.1mol/LBa(OH) 2 C、0.2mol/LNaCl D 、0.1mol/LBaCl 2
专题一
溶液中离子浓度大小的判断
一、溶液中离子浓度大小的判断
1、单一溶质溶液中离子浓度大小关系： （1）酸溶液或碱溶液
例： H 2SO 3溶液中，各离子浓度大小关系为： H2SO3 >H+>HSO 3—>SO 32—>OH —
弱酸： 酸>H+>酸式酸根离子>酸根离子> OH-
例：在0.1 mol/L 的NH3·H2O溶液中， NH3·H2O、 NH4+、 OH -、 H+的浓度由大到小的顺序是：
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。
【高中化学】溶液中离子浓度大小的判断
【高中化学】溶液中离子浓度大小的判断一.教学内容：溶液中离子浓度大小的判断二、教学目标能用盐类水解的原理分析一些具体现象它可以从电离和水解的角度比较溶液中的离子浓度能从原子守恒、电荷守恒和物料守恒的角度判断溶液中离子浓度之间的关系三、教学重点和难点溶液中离子浓度的大小比较以及从守恒的角度分析离子浓度之间的关系四、教学过程：（一）盐类水解的应用：盐的水解是盐电离产生的弱酸阴离子（或弱碱阳离子）与水电离产生的H+（OH-）反应生成相应的弱酸（或弱碱）。
利用盐水解原理，可以判断溶液的酸碱性质。
它可用于确定盐的储存和制备。
它可用于分析和确定肥料的合理使用、分析和判断某些盐溶液蒸发所得的产品、加强热碱液的去除、泡沫灭火器的使用、金的除锈和离子共存。
盐的水解与我们的生活和生产密切相关。
说明：2.由于某些盐溶液在储存期间容易水解，因此在储存期间通常会添加抑制其水解的酸（或碱）等物质。
如：保存fecl3溶液时，向溶液中加入少量的盐酸，抑制fe3＋的水解等。
3.某些盐的制备：例如，AlCl 3（HCl）和FeCl 3（HCl）通常需要在制备过程中添加少量相应的酸来抑制盐的水解。
有些盐完全水解，不能在溶液中制备。
它们只能通过简单物质（如Al2S3、Mg3N2、CaC2）的直接反应制备。
4.蒸发某些盐溶液时，必须考虑水解因素的作用，如蒸发alcl3、fecl3溶液时，我们往往得不到固体alcl3和fecl3，而是相应的氧化物，主要是al3＋、fe3＋极易水解，而加热有利于al3＋和fe3＋水解的进行，同时水解生成的hcl易挥发，降低生成物浓度，促进水解正向进行，因此，在加热蒸发过程后只能得到氧化物，而得不到固体alcl3和fecl3。
若想得到alcl3和fecl3固体，则必须抑制其水解，可在hcl气流中蒸发结晶。
5.由于Al3+和Fe3+容易水解，水解产生的Al（OH）3和Fe（OH）3具有较大的表面积和较强的吸附性。
水溶液中离子浓度大小关系
一、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一解析：在H2S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-)o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CH3C00Na溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是_______ .解析：在 CH3C00Na 溶液中 CH3C00Na==Na+ + CH3COO—, CH3COO- + H20 = CH3COOH + 0H-,从而使 c(CH3COO一)降低且溶液显戚性，有 c(Na+)>c(CH3C00-), c (0H-)>c(H+)o 因盐的水解程度一般较小，则有c(CH3COO—)>c(0H—)o答案：c (Na+) >c (CH3COO-) >c(0H-) >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\a2C03溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是 _________ ・解析：在 Na2C03 溶液中 Na2C03=== 2Na+ + C032-, C032 — + H20 ^^HCO3- + 0H-, HCO3-+ H20 = H2CO3 + OH — .C03一水解使溶液县碱性，有 c(OH-)>c(H+)。
由于 C03—少部分水解，有c(C032-) >c(HCO3-), H C03一又发生第二步水解，有c (0H-)>c (HCO3 ―),第二步水解较第一步水解弱的多，那么c(OH-). c(HC03 ―)相差不大，但c(H+)比c (0H-)小的多,因此c(0H-)>c(HCO3-)答案：c (Na+) >c (C032—) >c (OH—) >c (HCO3—) >c (H+)。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
“粒子”浓度关系的比较一、熟悉两大理论，构建思维基点1．电离理论(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH＋4、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4)。
(2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。
如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
2．水解理论(1)弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，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的浓度。
如NH4Cl溶液中：NH＋4、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
(2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO2－3、HCO－3、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO2－3)>c(HCO－3)>c(H2CO3)。
二、把握三种守恒，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)。
3．质子守恒规律如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。
质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。
三、典例导悟，分类突破(一)粒子种类的判断[例1](1)NaHCO溶液中，(2)Na2CO3溶液中，(3)NaHCO3和Na2CO3的混合溶液中，(4)向3NaOH溶液中通入CO2气体(任意量)：(1)(2)(3)(4)粒子种类都是离子：Na＋、CO2－3、HCO－3、OH－、H＋；分子：H2CO3、H2O1.判断盐溶液中粒子种类时，首先要清楚盐溶液中的电离、水解情况，特别是多步电离和多步水解。
如：(1)NaHCO3溶液中，因NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3⇌CO2－3＋H＋，HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－，H2O⇌H＋＋OH－。
故溶液中的离子有：Na＋、CO2－3、HCO－3、OH－、H＋；分子有：H2CO3、H2O。
(二)单一溶液中离子浓度的关系[例2]0.1mol·L－1的NHCl溶液4(1)粒子种类：_________________________________________________________。
(2)离子浓度大小关系：__________________________________________________。
(3)物料守恒：_________________________________________________________。
解析NH4Cl===NH＋4＋Cl－(完全电离)NH＋4＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋(微弱)H2O⇌H＋＋OH－(极微弱)答案(1)Cl－、NH＋4、H＋、OH－、NH3·H2O、H2O(2)c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(OH－)(3)c(Cl－)＝c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)[例3]0.1mol·L－1的NaHCO溶液中各离子浓度的关系3(1)大小关系：________________________________________________________________。
(2)物料守恒：________________________________________________________________。
(3)电荷守恒：________________________________________________________________。
(4)质子守恒：_________________________________________________________________。
解析NaHCO3===Na＋＋HCO－3(完全电离)，HCO－3＋H2O⇌H2CO3＋OH－(主要)，HCO－3⇌H＋＋CO2－3(次要)，H2O⇌H＋＋OH－(极微弱)。
答案(1)c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)(2)c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)(3)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(OH－)(4)c(OH－)＝c(H2CO3)＋c(H＋)－c(CO2－3)[例4]0.1mol·L－1的NaCO3溶液中各离子浓度的关系2(1)大小关系：_________________________________________________________________。
(2)物料守恒：_________________________________________________________________。
(3)电荷守恒：_________________________________________________________________。
(4)质子守恒：_________________________________________________________________。
解析Na2CO3===2Na＋＋CO2－3(完全电离)，CO2－3＋H2O⇌HCO－3＋OH－(主要)，HCO－3＋H2O⇌H2CO3＋OH－(次要)，H2O⇌H＋＋OH－(极微弱)。
答案(1)c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)(2)c(Na＋)＝2[c(CO2－3)＋c(HCO－3)＋c(H2CO3)](3)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)(4)c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO－3)1．比较时紧扣两个微弱(1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。
如在稀醋酸溶液中：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋，H2O⇌OH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。
(2)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。
如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－，H2O⇌H＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。
2．酸式盐与多元弱酸的强碱正盐溶液酸碱性比较(1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强，如NaHCO3溶液中HCO－3的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性。
(2)多元弱酸的强碱正盐溶液：多元弱酸根离子水解以第一步为主。
例如，Na2S溶液中：c(Na ＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。
3．质子守恒式可以由电荷守恒式和物料守恒式推导出来以KHS溶液为例，电荷守恒式为c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式为c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)②，由①－②得质子守恒式，消去没有参与变化的K＋等。
4．规避等量关系中的2个易失分点(1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。
如2c(CO2－3)的化学计量数2代表一个CO2－3带2个负电荷，不可漏掉。
(2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。
如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。
(三)酸、碱中和型离子浓度的关系[例5]比较下列几种溶液混合后各离子浓度的大小。
(1)CH3COOH和NaOH等浓度等体积混合，离子浓度大小顺序为________________________________________________________________________。
(2)NaOH和CH3COOH等浓度按1∶2体积比混合后pH＜7，离子浓度大小顺序为________________________________________________________________________。
(3)pH＝2的CH3COOH与pH＝12的NaOH等体积混合，其离子浓度大小顺序为________________________________________________________________________。
解析 (1)恰好反应后，溶质为CH 3COONa 。
(2)中和反应后，溶质为等量的CH 3COONa 、CH 3COOH ，且CH 3COOH 的电离程度大于CH 3COONa 的水解程度。
(3)由于CH 3COOH 是弱酸，题中c (CH 3COOH)要远大于c (NaOH)，反应后溶质为CH 3COOH 、CH 3COONa ，且n (CH 3COOH)要远大于n (CH 3COONa)，溶液中CH 3COOH 的电离程度大于CH 3COONa 的水解程度，溶液呈酸性。
答案 (1)c (Na ＋)>c (CH 3COO －)>c (OH －)>c (H ＋) (2)c (CH 3COO －)>c (Na ＋)>c (H ＋)>c (OH －) (3)c (CH 3COO －)>c (Na ＋)>c (H ＋)>c (OH －) (四)盐与酸(碱)混合型首先考虑是否反应，若不反应，分析盐的水解程度和酸(碱)的电离程度的大小；若能反应，则按反应后混合组成综合考虑水解和电离两种因素。