离子浓度大小
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。
微专题——离子浓度大小比较(教师版)
微专题——离子浓度大小比较知识点一：溶液中的三种守恒：以Na2S和NaHS溶液为例：1、电荷守恒：Na2S水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]NaHS水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]意义：溶液呈电中性，因此阴阳离子所带正负电荷总数相等。
写法：将溶液中所有阳离子浓度相加，等于溶液中所有阴离子浓度相加，其中每个离子浓度前的系数等于其所带电荷电量的绝对值。
特点：电荷守恒式只与溶液中离子种类相关，与浓度无关。
2、物料守恒：Na2S水溶液：[Na+]=2([S2-]+[HS-]+[H2S])NaHS水溶液：[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S]意义：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。
写法：观察加入的物质中非H、O元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。
特点：不能以H、O原子书写物料守恒，因为水中有大量的H、O原子。
3、质子守恒：Na2S水溶液：[OH-]=[HS-]+2[H2S]+[H+]NaHS水溶液：[OH-]+[S2-]=[H2S]+[H+]意义：溶液中各微粒得质子（即H+）总数等于失去的质子总数。
写法：①将电荷守恒与物料守恒联立，约去[Na+]即可得到质子守恒式。
②将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于于得质子总数；所有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。
物理意义写法：(Na2S为例)得到的质子总数=n(HS -)+2n(H 2S)+n(H +)，失去的质子数=n(OH -)，二者相等。
再除以溶液体积即可得到质子守恒式知识点二：溶液中离子的浓度大小比较：1、弱酸溶液：0.1mol/L 的HAc 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[HAc] >）[H +] >[Ac -] >[OH -]0.1mol/L 的H 2S 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[H 2S] >）[H +] >[HS -] >[OH -]>[S 2-]（说明：H 2S 的二级电离常数太小，导致[OH -]>[S 2-]，如果是碳酸，则是[CO 32-]>[OH -]）2、一元弱酸的正盐溶液：0.1mol/L 的CH 3COONa 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +] >[Ac -] >[OH -]>[H +]3、二元弱酸的正盐溶液：0.1mol/L 的Na 2CO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[CO 32－]>[OH －]>[HCO 3－]（>[H 2CO 3]）>[H +]（一步水解后产生等量OH -和HCO 3－，但后者还要水解，浓度会减小，故[OH －]>[HCO 3－]，溶液碱性，[H +]最小） （关于碳酸与氢离子浓度大小比较可以由1323[][][]k H HCO H CO +-=进行讨论，常温下k 1数量级是10-7，而[HCO 3-]接近[OH -]，一般大于这个值，因此整个分数小于1，故[H 2CO 3]）>[H +]）4、二元弱酸的酸式盐溶液：0.1mol/L 的NaHCO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[HCO 3－]>[OH －]（>[H 2CO 3]）>[H +]>[CO 32－]（水解大于电离，故水解产物（H 2CO 3、OH -）浓度大于电离产物（CO 32－、H +）浓度，水也电离，故[H +]>[CO 32－]）0.1mol/L 的NaHSO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[HSO 3－]>[H +]>[SO 32－] >[OH －]（>[H 2SO 3]）（电离大于水解，因此电离产物（SO 32－与H +）浓度大于水解产物（OH -）浓度，水电离导致，[H 2SO 3]最小）5、常见的混合溶液情况分析：① 混合后若反应，则先弄清反应后溶液中的溶质以及各溶质浓度，计算浓度时不要忘记体积的稀释效果； ② 混合溶液中物料守恒可能等式的一边以具体的浓度出现，要能看出来。
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。
快速比较离子浓度大小
“三招”必胜：快速比较离子浓度大小“三招”：微弱的观念，守恒的原则，比较的方法。
1.建立两个“微弱”的观念(1)弱电解质只有微弱电离，如稀醋酸溶液中，各粒子浓度由大到小的顺序为c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO–)>c(OH–)。
多元弱酸分步电离，以第一步为主，如H2S溶液中各粒子浓度由大到小的顺序为c(H2S)>c(H+)>c(HS–)>c(S2–)>c(OH–) 。
(2)弱酸(碱)离子的水解是微弱的。
如NH4Cl溶液中，各粒子浓度由大到小的顺序为c(Cl –)>c(NH4+)>c(H+)>c(NH3·H2O)>c(OH–)。
多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主，如Na2S溶液中，c(Na+)>c(S2–)>c(OH–)>c(HS –)>c(H2S)>c(H+)。
2.用好三个“守恒”原理(1)电荷守恒建立电荷守恒关系，需分两步走：第一步，找出溶液中含有的所有离子;第二步，把阳离子写在等式的一侧，阴离子写在等式的另一侧，各离子物质的量或浓度的系数等于离子的带电荷数。
(2)物料守恒建立此等量关系，需分两步走：第一步，找出溶液中存在的离子和分子(H2O、H+、OH-除外);第二步，利用起始物质中各微粒的定量关系，确定含有某元素的离子或分子间的定量关系。
(3)质子守恒3.突出“比较”方法的运用溶液中离子浓度大小比较常见，有“单一溶液”、“混合溶液”、“不同溶液”等三类溶液中离子浓度的大小比较，其方法和流程如下：(1)单一溶液中各离子浓度大小比较酸或碱溶液只考虑电离情况，含能水解离子的正盐溶液要考虑水解情况，含能水解离子的酸式盐溶液要同时考虑电离和水解两种情况。
[1]对于含能水解离子的酸式盐溶液，可以按以下程序思考：溶质情况→溶液中存在的所有离子→电离和水解的主导性→溶液的酸碱性→电荷守恒和物料守恒。
离子浓度大小判断
电导率在离子浓度测量中的应用
电导率测量可以用于间接测量溶液中离子的浓度。通过测量电导率的大小，可以 推断出溶液中离子的浓度。
在实际应用中，电导率测量广泛应用于水质监测、化学分析、生物医学等领域。 通过测量电导率的大小，可以了解溶液的成分和性质，进而进行相关的研究和应 用。
04
离子浓度与pH值
pH值的定义
溶剂的性质
不同溶剂对同一物质的溶解能 力不同。
压力
压力对气体的溶解度影响较大 ，但对固体和液体的溶解度影
响较小。
溶质和溶剂的浓度
在一定温度下，物质的溶解度 与其在溶剂中的浓度有关。
03
离子浓度与电导率
电导率的定义
电导率是衡量溶液传导电流能力的物 理量，通常用符号"κ"表示。
电导率的单位是西门子/米（S/m）或 西门子/厘米（S/cm）。
06
实际应用案例
工业废水处理中的离子浓度测量
工业废水处理过程中，离子浓度的测量对于废水处理效果和环境保护具有重要意义。
通过测量废水中的离子浓度，可以评估废水中污染物的含量，从而确定处理工艺和 排放标准。
离子浓度的大小还可以反映废水中重金属、酸碱度等指标，为废水处理提供科学依 据。
食品工业中的离子浓度测量
颜色变化在离子浓度测量中的应用
比色法
利用不同浓度的离子溶液呈现不 同颜色的原理，通过比色卡或分 光光度计测量特定波长光的吸光
度，从而计算离子的浓度。
指示剂法
在溶液中加入指示剂，指示剂与离 子结合后呈现不同的颜色，通过观 察颜色的变化判断离子的存在和浓 度大小。
传感器法
利用光学或电化学原理制成的传感 器，能够实时监测溶液中离子的浓 度变化，并通过电子设备显示结果。
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
离子通道和转运蛋白在离子跨膜运输中…
离子浓度调节机制在不同物种中具有多…
研究不足与展望
要点三
需要进一步研究离子浓度调节机制的…
尽管已经取得了一些进展，但是离子浓度调节机制的分子基础仍不完全清楚，需要进一步的研究。
要点一
要点二
需要深入研究离子浓度与细胞信号转…
离子浓度可以影响细胞信号转导，但是这种关系的具体机制仍不清楚，需要进一步的深入研究。
高离子浓度水体的定义
定义
河流、湖泊、海洋等自然界的水体，包括淡水和海水。
天然水体
离子浓度受水体中溶解物质的含量、水文气象条件、地质化学特征等因素影响。
影响因素
人为因素
人类活动如矿产开发、工业废水排放、农业施肥等也会导致高离子浓度水体的形成。
自然因素
高离子浓度水体的形成可以由自然因素引起，如地壳运动、气候变化、水文循环等。
形成过程
水体中的溶解物质在自然或人为因素的影响下溶解度升高，导致水体中离子浓度升高，形成高离子浓度水体。
高离子浓度水体的形成
高离子浓度水体对生物会产生一定的影响，如水中生物的生理机能受到影响，生长繁殖受到抑制，甚至导致生物死亡。
高离子浓度水体的环境影响
对生物的影响
高离子浓度水体会导致土壤盐碱化，影响土壤的理化性质，降低土壤肥力，对农业生产产生不利影响。
研究离子浓度大小与溶液性质的关系
分析不同离子浓度下的溶液特性
研究目的
前人研究主要集中在离子浓度对溶液粘度、电导率、介电常数等方面的影响
研究离子浓度对溶液其他性质的影响较少，因此有必要进一步探讨离子浓度大小对溶液的影响
文献综述
02
离子浓度的基本概念
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。
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。
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+）。
不同类型离子浓度大小的比较
五、两种电解质溶液混合反应型
3、有一种物质剩余型——酸与碱混合
例12、将pH=3旳HCl与pH=11旳氨水等体积混 合后，在所得旳溶液中，下列关系式正确旳是
（D ）
A、c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+) B、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)= c(H+) C、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-) D、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)
四、溶质单一性
3、盐溶液—— 正盐溶液
例3（双选）、在CH3COONa溶液中，下列关
系式中不正确旳是（AB）
A.c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－) B.c(Na＋)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－) C.c(Na＋)=c(CH3COO－)+c(CH3COOH) D.c(OH－)=c(H＋)+c(CH3COOH)
物料守恒：
c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
推得质子守恒：
c ( OH– ) = c ( H+ ) + c ( HCO3– ) + 2c (H2CO3)
二、电解质溶液中旳守恒关系
措施二：图示法（只合用于单一溶质旳溶液，不合 用于混合溶液，提议同学们掌握措施一） 如：Na2CO3溶液中, 能够用图示分析如下： （结合旳H+ 旳量与失去旳H+旳量一定是相等旳）
二、电解质溶液中旳守恒关系
又如：Na2CO3 溶液
Na2CO3 = 2Na+ +CO32–
离子浓度大小
xx年xx月xx日
目录
• 引言 • 离子浓度与溶液性质 • 离子浓度与生物过程 • 环境中的离子浓度 • 离子浓度对生物的影响 • 结论
01
引言
定义和重要性
定义
离子浓度是指单位体积溶液中离子浓度的 多少，通常用mol/L、mmol/L、μmol/L 等单位来表示。
VS
重要性
离子浓度是溶液中离子活度大小的反映， 是溶液性质的重要参数之一，对于化学反 应动力学、离子交换、电离平衡等方面具 有重要的意义。
气溶胶离子
气溶胶是大气中的微小颗粒物，包括云雾颗粒、烟尘颗粒、海盐颗粒等。这些颗 粒物表面带有电荷，对大气电离和气候变化产生重要影响。
05
离子浓度对生物的影响
离子浓度对植物的影响
植物生长
不同的离子浓度对植物的生长有不同的影响。例如，植物在 生长过程中需要吸收适量的氮、磷、钾等离子，但过高的离 子浓度可能会对植物的生长产生负面影响。
植物生理功能
离子浓度还影响植物的生理功能，如光合作用、呼吸作用等 。例如，高浓度的二氧化碳可以促进植物的光合作用，但过 高的离子浓度可能会导致植物中毒或死亡。
离子浓度对动物的影响
动物生长
动物需要吸收适量的离子来维持其正常的生理功能。例如，钠离子和氯离子 对于维持动物体内水分平衡和细胞正常功能非常重要。
06
结论
研究意义
揭示了离子浓度对细胞和生物体的重要性和影响机制 。
为研究离子浓度对生物医学领域的影响提供了科学依 据。
有助于深入了解生命过程中的离子传输和调控机制。 有助于提高临床医学和生物医学研究的水平。
研究展望
加强不同生物体系中离子浓度调节机制的研究。
探索离子浓度异常与疾病发生、发展的关系及潜在的 治疗方法。
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。
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思考判断下列水溶液的酸碱性 NaCl溶液 Na2CO3溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液 AlCl3溶液 NaClO溶液 NaNO2溶液
NaF 溶液
回 顾 一、盐类的水解
1、定义：
在溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+或OH结合生成弱电解质的反应叫做盐类的水解。
2、实质：盐电离出来的（弱）离子破坏 水的电离平衡（促进水的电离正向移动）
3、盐类水解的规律；
有弱才水解，无弱不水解； 谁弱谁水解，谁强显谁性。
【交流与讨论】： 实验测得NaHCO3溶液的pH>7，请从电离和水
解两方面分析导致NaHCO3溶液显碱性的原因. HCO3-既能电离，又能水解，
其水解程度要大于电离程度，所以溶液显碱性. 弱酸酸式盐溶液的酸碱性:
B c(OH-)＞c(A-)＞c(B-) ＞ c(H+)
C c(OH-)＞c(B-)＞c(A-) ＞ c(H+)
D c(OH-)＞c(HB)＞c(HA) ＞ c(H+)
Hale Waihona Puke （一）溶液中的三个守恒关系
1.电荷守恒： 溶液中所有阳离子带的正电荷总数等于溶液中所有阴离 子带的负电荷总数。整个溶液呈电中性。
2.物料守恒: 某一成份的原始浓度应该等于该成份在溶液中各种存在 形式的浓度之和。
3.质子守恒：在水中由于 H2O
H+ + OH- ，
水电离的 OH-与 H+ 守恒 ，即C(H+)=C(OH-)。
写出Na2CO3溶液中三个守恒关系
电荷守恒：c(Na+) + c(H+) = 2c(CO32-)+ c(HCO3-)+ c(OH-) 物料守恒：c(Na+) = 2c(CO32-) + 2c(HCO3-) + 2c(H2CO3) 质子守恒：c(OH-) = c(H+) + c(HCO3-) + 2c(H2CO3)
例4 0.1mol/L的氨水中：
又如 0.1mol/L 的 H2S 溶液中：
溶液中离子浓度大小比较 0.1mol/L的NaClO的溶液中离子浓度大小
CH3COONa NaNO2
浓度均为0.1mol/L的NaClO，CH3COONa，NaNO2溶 液中 酸根阴离子（ClO-，CH3COO-，NO2-）离子浓度 大小
NaClO > CH3COONa > NaNO2
1.内因： 盐的本性.
(1).盐的离子对应的酸或碱越弱，则水解程度越大. 越弱越水解，
(2).正盐离子比其对应酸式盐离子的水解程度大. 物质的量浓度相同时，pH: Na2CO3 > NaHCO3.
溶液中离子浓度大小比较
(1)溶液中弱分子、弱离子的变化特点 1. 弱电解质电离程度微弱，多元弱酸分步电离，逐级减弱。
NH3.H2O 的电离大于NH4+水解;
常温下，同浓度的HA 和 NaA 混合溶液 若PH大于7，则 A-的水解大于 HA 的电离.
练习、已知 HA的酸性比 HB 弱，在物质的量 浓度均为0.1mol·L-1的NaA和 NaB的混合液中, 下列排列正确的是（ ）
A c(OH-)＞c(HA)＞c(HB) ＞ c(H+)
正盐溶液
酸式盐溶液
思路根: 据电离、水解情况分析
若NaHA溶液，常温下：
a. PH＜7 , b. PH＞7,
HA- 电离大于水解 NaHSO3、NaH2PO4 等.
HA- 水。解大于电离
NaHS、NaHCO3、NaHPO4等
下列溶液微粒浓度排列顺序是否正确？
③ 浓度均为0.1mol/L的CH3COOH和
2.单一弱离子水解时，水解程度一般微弱，
多元弱酸酸根离子分步水解，逐级减弱。
0.1mol/L的Na2CO3的溶液中离子浓度大小
0.1mol/L的NaHCO3的溶液中离子浓度大小
c(CO32-)：① ②； c(HCO3-)：① ②
溶液中离子浓度大小比较
溶液的分类
{ { 弱酸或弱碱溶液
1.单一溶质溶液 可水解的盐溶液
NaHCO3溶液
电荷守恒：c(Na+)+ c(H+) =2c(CO32-)+ c(HCO3-) +c(OH-) 物料守恒：c(Na+) = c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3) 质子守恒：c(OH-) = c(H+) — c(CO32-) + c(H2CO3)
CH3COONa溶液等体积混合,呈现酸性
c(CH3COO-)＞ c(Na+)＞ c(H+) ＞c(OH-) ④ 0.1molCO2通到1L0.1mol·L-1 NaOH溶液 中 c(c分C(析NOa：32+-N))＞aOcH(H+ CCOO23=-)N＞aHc(COOH3 ,-)＞c(H+)＞
即等同于单一的 NaHCO3溶液。
溶液的分类
不反应
{ 2.混合溶液
恰好反应
{ 反应 某一物质过量
思路:
先确定混合后溶液的成分,再根据电离及水解程度分析
先判断溶液的酸碱性。 混合后溶液的酸碱性
取决于溶质的电离和水解的情况
3.同浓度的CH3COOH 和CH3COONa混合溶液
CH3COOH 的电离大于CH3COO- 水解;
同浓度的NH3.H2O 和NH4Cl混合溶液
决定于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小.
电离程度大于水解程度显酸性： NaHSO3、NaH2PO4 等
电离程度小于水解程度显碱性： NaHS、NaHCO3、NaHPO
【活动与探究】： 根据HClO、CH3COOH、HNO2的电离常数推测
并实验验证NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液pH 的大小.