溶液中粒子浓度的大小比较

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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

③Na3PO4溶液 : 3 2 ＋＋ c(Na )+c(H )=3c(PO 4 )+2c(HPO 4 )+c(H2PO 4 )+c(OH－) ④ Na2S溶液: c(Na＋)+c(H＋)=2c(S2-)+c(HS－)+c(OH－)
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。

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。

溶液中离子浓度大小的比较

溶液中离子浓度大小的比较1、CH3COONa溶液存在的平衡：K h=离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：2、0.1mol/LCH3COONa溶液和0.1mol/LCH3COOH溶液等体积混合后溶液中存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：3、将PH=3的CH3COOH溶液与PH=11的NaOH溶液等体积混合后，所得的混合溶液中离子浓度的大小顺序：电荷守恒：4、0.2mol/LCH3COOH溶液和0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后溶液中离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：5、0.2mol/LCH3COONa溶液和0.1mol/L盐酸等体积混合后溶液中离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：6、NH4Cl溶液存在的平衡：K h=离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：7、0.1mol/LNH4Cl溶液和0.1mol/L氨水等体积混合后溶液中存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：8、将PH=2的盐酸与PH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：9、0.2mol/L氨水和0.1mol/L盐酸等体积混合后溶液中存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：10、0.2mol/LNH4Cl溶液和0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后溶液中存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：11、Na2CO3溶液存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：12、NaHCO3溶液存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：13、NaHSO3溶液存在的平衡：K h=离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：14、0.1mol/L Na2CO3溶液和0.1mol/L NaHCO3等体积混合后溶液中（注意换成H2C2O4对应的盐）电荷守恒：物料守恒：15.pH相同的下列溶液①Na2CO3、②NaHCO3、③CH3COONa、④NaOH物质的量浓度的大小顺序：16、不同溶液中同一离子浓度比较等物质的量浓度①NH4HSO4、②NH4Cl、③CH3COONH4、④（NH4）2SO4、⑤NH4Fe(SO4）2溶液中c(NH4+)的大小顺序：。

高中化学-溶液中粒子浓度大小比较

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【练3】常温下，Ka1(H2C2O4)＝10－1.3，Ka2(H2C2O4)＝10－4.2。用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定10.00 mL 0.1000 mol/L H2C2O4溶液所得滴定曲线如图。
A．点①所示溶液中：c(Na＋） >c(HC2O4-)>c(H2C2O4)>c(C2O42-)
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四、酸碱中和滴定曲线分析
【例1】室温时，用0.1mol/L NaOH溶液滴定20 mL 0.1mol/L HA溶液, （1）Ka(HA)=? Ka(HA)的数量级为？（2）点溶液中各粒子浓度大小？
（3）点溶液中各粒子浓度大小？
（4）五点中水的电离程度大小？点—点：水的电离程度逐渐增大点之后：水的电离程度逐渐减小
物料守恒关系式：c(NH4+)+ c(NH3·H2O)=2c(Cl-)
5【注意】NH3·H2O 的电离程度 > NH4Cl 中NH4+的水解程度
(5)0.1 mol/L NaHCO3溶液与0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合，所得溶液中：c(Na＋)>c(CO32－)>c(HCO3－)>c(OH－)。（）
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【练1】化学上常用AG表示溶液中的lg c(OH-)/c(H+)。25 ℃时，用 0.100 mol/L的NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 mol/L的HNO2溶液， AG与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图所示，
B．25 ℃时，HNO2的电离常数Ka≈1.0×10－4.5
C．b点溶液中存在2c(H＋)－ 2c(OH－)＝c(NO2-)－c(HNO2)
【例1】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1mol/L 的盐酸混合，（1）若 V1 = V2，所得溶液中溶质为 NH4Cl ，溶液呈酸性，

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的比较复习

溶液中离子浓度大小的比较1．大小比较的常用方法(1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中：[H ＋]＞[H2PO－4]＞[HPO2－4]＞[PO3－4]。

(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＋] ＞[CO2－3] ＞[OH－] ＞[HCO－3] ＞[H＋]。

(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影响的因素。

一般地：浓度大的有抑制其水解的离子＞浓度大的没有抑制或促进其水解的离子＞浓度大的有促进其水解的离子＞浓度小的有抑制其水解的离子＞浓度小的没有抑制或促进其水解的离子＞浓度小的有促进其水解的离子。

如在相同浓度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，[NH＋4]由大到小的顺序是：④＞⑤＞③＞①＞②。

(4)混合溶液中各离子浓度比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。

①电离程度大于水解程度的有NH3·H2O和NH＋4、CH3COOH和CH3COO－、HSO－3。

如0.1 mol·L－1NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中：由于NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度，导致溶液呈碱性。

溶液中各离子浓度的大小顺序为：[NH＋4]＞[Cl－]＞[OH－]＞[H＋]。

②电离程度小于水解程度的有HCN和CN－、HCO－3和CO2－3、HCO－3。

如0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。

溶液中各离子浓度的大小顺序为：[Na＋]＞[CN－]＞[OH－]＞[H＋]。

此外：[HCN]＞[Na＋]＝0.1 mol·L－1。

2．常用等量关系(1)电荷守恒：①电解质溶液总是呈电中性，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，此为电荷守恒规律。

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－)

溶液中离子浓度大小比较

溶液中离子浓度大小比较一、溶液中微粒浓度大小比较的理论依据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、NH4＋、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH4＋)。

(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是微弱的(水解相互促进的情况除外)，水解生成的微粒浓度很小，本身浓度减小的也很小，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：NH4＋、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH4＋)>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：CO32－、HCO3－、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO32－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)。

(3)多元弱酸的酸式盐溶液：取决于弱酸根离子水解和电离的程度比较。

如NaHCO3溶液中c(Na＋)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO32－)3．在正盐溶液中，与其性质相反的离子浓度最小，如Na2CO3溶液中，c(H＋)最小；Cu(NO3)2溶液中，c(OH－)最小。

二、溶液中微粒浓度大小比较的定量关系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，其表达式的特点是：全部是离子，无中性物质，阳离子与阴离子各在等式的一边，且离子前面的数值与该离子所带电荷数值一致，在解题时，只要题中的式子全部是离子，无论是判断还是填空，一般就按电荷守恒处理。

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。

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-)

溶液中离子浓度大小比较

溶液中离子浓度大小比较单一溶质的溶液中离子浓度比较。

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+)小于c(H2PO4-)小于c(HPO42-)小于c(PO43-)。

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+）小于c(S2-)小于c(OH-)小于c(HS-)小于c(H+)。

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NaHCO3 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-)小于c(H+)溶液显碱性，例NaHCO3中：c（Na+）小于c(HCO3-)小于c(OH-)小于c(H+)小于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+)小于c(OH-)。

例在NaHSO3中：c（Na+）小于c(HSO3-)小于c(H+)小于c(SO32-)小于c(OH-)。

规律：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+）小于c(S2-)小于c(OH-)小于c(HS-)小于c(H+)。

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.(NH4)2CO3b.(NH4)2SO4.c.(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中c(NH4+)的大小；NH4+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NH4+水解相互抑制，因此三溶液中c(NH4+)：c小于b小于a。

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,cH+>cH2PO4－>cHPO42－>cPO43－;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,cNa+>cCO32－>cOH－>cHCO3－;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,cNH4+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cH+或cOH－都很小;例1把·L－1的偏铝酸钠溶液和·L－1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+AlOH3,显然,盐酸过量,过量的盐酸与AlOH3进一步反应：AlOH3+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AlOH3沉淀中,若Al全部进入溶液中与Na+浓度相同,故cNa+>cAl3+,由于AlCl3水解溶液呈酸性,故cH+>cOH－,故正确答案为C;答案C;例2某二元弱酸简写为H2A溶液,按下式发生一级和二级电离：H2A H++HA－HA－H++A2－已知相同浓度时的H2A的电离比HA－电离容易,设有下列四种溶液：A．·L－1的H2A溶液B．·L－1的NaHA溶液C．·L－1的HCl与·L－1NaHA溶液等体积混合液D．·L－1的NaOH与·L－1的NaHA溶液等体积混合液;据此,填写下列空白填代号：1c H+最大的是_______,最小的是______;2c H2A最大的是______,最小的是______;3c A2－最大的是_______,最小的是______;1A D 2A D 3D A例3把·L-1CH3COOH溶液和·L-1NaOH溶液以等体积混合,若cH+>cOH—,则混合液中粒子浓度关系正确的是A．c CH3COO-＞c Na+B．c CH3COOH＞c CH3COO－C．2c H+＝c CH3COO--c CH3COOHD．c CH3COOH+c CH3COO-＝·L-1解析AD2．离子浓度大小比较的守恒规律1电荷守恒：在任何溶液中,阴离子所带电荷总数总是等于阳离子所带电荷总数,即溶液呈电中性;如在Na2CO3、NaHCO3溶液中,均存在Na+、、H+、OH－、HCO3－、CO32－离子,它们的浓度不同,但都存在c Na++c H+=c OH－+c HCO3－+2c CO32－的关系;2物料守恒：又可称原子守恒,在电解质溶液中,尽管有些离子能发生水解,但这些离子或离子中所含的原子所含某些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,虽然S2－发生了水解,生成了HS－、H2S,但S原子总数不变,只是S2－以不同形式存在而已,与K+存在如下的守恒关系：c K+=2c S2－+2c HS－+2c H2S;3水的电离守恒质子守恒：根据水的电离：H2O H++OH－,由水电离出的c H+、c OH－始终是相等的,溶液中的H+、OH－离子虽被其他离子结合,以不同形式存在,但其总量仍是相等的;如在K2S溶液中,水电离出的OH－即存在如下关系：c OH－=c H++HS－+2c H2S;3．应用守恒规律的思维方法若粒子间用等号连接,应根据守恒原理,视不同情况,从以下几个方面思考：1若等号一端全部是阴离子或阳离子时,应首先考虑溶液中阴、阳离子的电荷守恒;2若等号一端各项中都含同种元素时,首先应考虑这种元素的原子守恒,即物料守恒;3若等号一端为c H+或c OH－时,应首先考虑是否符合水的电离守恒;4若等号两端既有分子又有离子,则考虑将电荷守恒与物料守恒相加或相减;或利用质子来源进行分析;例4将·L－1的醋酸钠溶液20ml与·L－1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．cCH3COO－>cCl－>cH+>cCH3COOH B．cCH3COO－>cCl－>cCH3COOH>cH+C．cCH3COO－＝cCl－>cH+>cCH3COOHD．cNa++CH+=cCH3COO－+cCl－+cOH－答案BD;例5·L－1的HCN溶液与·L－1NaCN溶液等体积混合,已知该混合溶液中c Na+>c CN－;用“>”、“<”或“=”符号填写下列空格：1液中c H+c OH－2c HCN c CN－3c HCN+c CN－·L－1;解析HCN在溶液中存在下列电离平衡：HCN H++CN－,NaCN完全电离产生的CN－存在水解平衡：CN－+H2O HCN+OH－,假设均不发生电离和水解,则应存在c Na+=c CN－=cHCN,混合后溶液中c Na+>c CN－,故说明其水解消耗的CN－大于电离产生的CN－,故有c OH－>c H+c HCN>c CN－,根据溶液中的“CN”原子守恒,可知混合后,两浓度之和应等于·L－1；答案1<2>3=例61取·L－1的HX溶液与·L－1NaOH溶液等体积混合,测得混合溶液中c Na+>c X－;①混合溶液中c HX c X－②混合溶液中c HX+c X－·L－1忽略体积变化；③混合溶液中由水电离出的c OH－·L－1HX溶液中由水电离出的c H+;2如果取·L－1HX溶液与·L－1NaOH溶液等体积混合,测得混合溶液中pH>7,则说明HX的电离程度______NaX的水解程度;答案1①<②=③>2。

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

一、基础回顾
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：