河北省迁安一中高三化学：溶液中离子浓度大小的比较
学习 溶液中离子浓度大小的比较 目标 重点 溶液中离子浓度大小的比较 难点 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。
电荷守恒：
+2-2--物料守恒：由于n(Na)=2n(C)，又由于CO3能水解，故碳元素以CO3、HCO3、H2CO3
三种形式存在，所以有
2- +
质子守恒： （一个CO3 结合两个H 形成H2CO3 ） 练习1：写出0.1 mol/L NaHCO3溶液中电荷守恒守恒、物料守恒关系式。 二、常见题型
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。且水的电离能力远远小于弱电解质的电离或离子的水解程度
1．溶质单一（弱酸、弱碱、盐）溶液中不同离子浓度的比较
首先，电解质完全电离时，离子下角标大的，离子浓度较大；
其次，下角标相同时，电解质完全电离后，无变化的离子浓度较大，对于发生部分电离的离子浓度较小（或只发生水解的），其对应的生成物浓度更小；
再次，对于既电离又水解的离子，要视电离与水解的相对大小而定；
+-最后，如涉及到c（H）或c（OH）的大小比较时，有时还需考虑水的电离或电解
质溶液中的电荷守恒。 a、酸溶液型
－1--+
例2在0.1 mol·L的CH3COOH溶液中,c(CH3COO)、c(OH)、c(H)、c(CH3COOH)的大小关系为： 。 b、碱溶液型
－1
例3.0.1 mol·L的NH3·H2O溶液中，下列关系正确的是
-++
A．c(NH3·H2O)＞c(OH)＞c(NH4)＞c(H)
+-+
B．c(NH4)＞c(NH3·H2O)＞c(OH)＞c(H)
+-+
C．c(NH3·H2O)＞c(NH4)＝c(OH)＞c(H)
++- D．c (NH3·H2O)＞c (NH4)＞c (H)＞c (OH)
c、盐溶液型
例4.氯化铵溶液中，下列关系式正确的是
-++-A．c(Cl)＞c(NH4)＞c(H)＞c(OH)
1
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) －1
例5.在0.1mol·LNa2CO3溶液中，下列关系正确的是
+2--+
A．c(Na)=2c(CO3) B．c(OH)=2c(H)
-+2--C．c(HCO3)>c(H2CO3) D．c(Na) 小结：对于溶质单一型的溶液，若溶质是弱酸或弱碱的考虑电离且电离是弱电离，若溶质是盐考虑水解同样水解也是弱水解 练习2. 酸式盐溶液酸碱性主要取决于酸式盐的电离能力和水解能力的相对强弱。如 － NaHCO3，HCO3的水解大于电离，故溶液显碱性。溶液中离子大小关系 练习3．已知某二元酸（化学式用H2RO4表示）在水中的电离方程式为 +--+2- H2RO4=H+HRO4；HRO4H+RO4回答下列问题： （1）NaHRO4溶液显 （填“酸性”，“中性”，或“碱性”）。理由是： -1 （2）在0.1 mol·L的Na2RO4溶液中，下列微粒浓度关系式正确的是： 。 2---1 -+-A. c(RO4) +c(HRO4)+c(H2RO4) =0.1mol·L B. c(OH)=c(H) +c(HRO4) ++--－2-+2-C. c(Na)+ c(H) =c(OH)+ c(HRO4)+2c(RO4) D. c(Na)= 2c(RO4) -+2c(HRO4) 2.同浓度的不同溶液中，同种离子浓度大小的比较 ＋ 水解程度：相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如NH4的水解： ＋ (NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。所以NH4浓度大小关系 3．混合溶液中不同离子浓度的比较 a、不反应型 例6.用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1 L混合溶液，已知其中 -+ c(CH3COO)＞c(Na)，对该混合溶液的下列判断正确的是 -+ A. c(OH)＞c(H) -－1 B.c(CH3COOH)＋c(CH3COO)＝0.2 mol·L -C.c(CH3COOH)＞c(CH3COO) --－1 D.c(CH3COO)＋c(OH)＝0.2 mol·L 练习4、现有NH4Cl和氨水组成的混合溶液C(填“>”、“<”或“=”) ＋－ ①若溶液的pH=7，则该溶液中C(NH4) C(Cl)； ＋－ ②若溶液的pH>7，则该溶液中C(NH4) C(Cl)； ＋－ ③若C(NH4)＞ C(Cl)，则溶液的pH 7。 总结：先确定混合后溶液的成分及酸碱性，再根据电离与水解的相对程度大小，由程度大的分析。（注意：等体积混合后溶液浓度减半。）中常化学常见的有三对混合溶液,其处理方法如下（即抓主要矛盾） ⑴等浓度的CH3COOH与CH3COONa的混合溶液： 弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解， 溶液呈酸性.溶液中离子浓度大小关系 ⑵等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性 溶液中离子浓度大小关系 ⑶等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性 溶液中离子浓度大小关系 练习5．将0.2 mol/L HA溶液与0.1 mol/LNaOH溶液等体积混合，测得混合溶液中c(Na+)>c(A-)，则（用“>”、“<”或“=”填写下列空白）： -(1)混合溶液中c(A) c(HA) -(2)混合溶液中c(HA)+c(A) 0.1 mol/L b、酸碱中和型 （1）恰好中和型 +-+- 2 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.c(M)>c(OH)>c(A)>c(H) B.c(M)>c(A)>c(H)>c(OH) +--+++-- C.c(M)>c(A)>c(OH)>c(H) D.c(M)+c(H) =c(OH)+c(A) （2）PH等于7型 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 （3）反应过量型 －1－1 将0.2mol·LHCN溶液和0.1mol·L的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是 －＋－ A c(HCN)＜c(CN) B c(Na)＞c(CN) －－－－1 C c(HCN)－c(CN)＝c(OH) D c(HCN)＋c(CN)＝0.1mol·L 小结：对于酸碱中和的类型，应先考虑它们按化学计量关系进行反应，观察是否反应完全，然后考虑物质在水溶液中的电离及可能存在的电离平衡、水解平衡以及抑制水解等问题，最后对离子浓度大小作出估计和判断。 （1）、恰好中和型 +-解题指导：给定的酸碱是等物质的量的反应（注意与H和OH物质的量相等的情况区别） 反应结束后一定是生成正盐和水，故可把此类问题转化成是正盐溶液中离子浓度比较问题，即单一溶质型中的溶质为盐的问题来解决。 （2）、pH等于7型 +-解题指导：酸碱中和反应（注意与恰好中和型区别）结束后一定是C（H）=C（OH）故 分析此类问题从两方面入手： （1）考虑从电荷守恒入手求得其它离子相等关系。 （2）判断PH等于7时，酸碱到底谁过量；方法是：先设定为完全反应时的PH然后与PH=7比较便可得出。 （3）、反应过量型 解题指导:先判断反应前后谁过量，及反应后各物质的量，再考虑电离或水解的情况.当酸(碱)的电离大于盐溶液中弱离子水解时,可认为盐中的弱离了不水解,此时主要考虑电离对离子浓度造成的影响；反之可认为酸(碱)不电离(但实际有电离,程度很小),此时只考虑离子水解对离子浓度造成的影响。 解题技巧：用以下两个技巧可以做一些快速判断 1．任何溶液中，总是存在电荷守恒关系，只要找出所有离子。 +-2．定性判断出溶液的酸碱性，根据 c(H)和c(OH)的大小就能做出一些判断。如酸和强 酸弱碱盐显酸性，碱和强碱弱酸盐显碱性，酸式盐电离大于水解显酸性，反之显碱性。等等。 -1-1 练习6.用0.1 mol.L的盐酸滴定0.10 mol.L的氨水，滴定过程中不可能出现的结果是( ) +——++——+ A. c(NH4)＞c(Cl),c(OH)＞c(H) B. c(NH4)＝c(Cl),c(OH)＝c(H) —+—+—++— C. c(Cl)＞c(NH4),c(OH)＞c(H) D. c(Cl)＞c(NH4), c(H)＞c(OH) 3