離子濃度大小比較中的一

1、離子濃度大小比較中的一、二、三、四、五山西省壺關(guān)縣第一中學 付天龍電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較問題，是高考的“熱點”之一。多年來全國各地高考化學試卷都涉及這部分內(nèi)容。如何高效地解答此類問題，建議采取如下學習策略。一、理清一條思路，掌握分析方法解題的思路依次是：辨溶液（辨別所給的溶液是單一溶質(zhì)還是多種溶質(zhì)）判反應(yīng)（多種溶質(zhì)混合時，是否發(fā)生化學反應(yīng)）找組成（若有反應(yīng)發(fā)生，反應(yīng)后生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過量，找出反應(yīng)后溶液的真實組成）寫平衡（寫出溶液中存在的水解、電離平衡，注意不能漏寫水的電離平衡）列等式（根據(jù)質(zhì)子守恒式、電荷守恒式和物料守恒式，列出溶液中粒子濃度間的數(shù)學關(guān)系式）比大?。ǜ鶕?jù)溶液中

2、存在的平衡和題給條件，分析哪種平衡進行的程度相對大一些，哪種相對小一些，進而比較出溶液中各粒子濃度的大?。?。這一思路也可用下圖簡略表示：二、熟悉兩大理論，構(gòu)建思維基點1、電離（即電離理論）（1）弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離消耗的電解質(zhì)及產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離。如在氨水中由于存在下列電離平衡：NH3·H2O NH4 + OH H2O H+ + OH 所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：C（NH3·H2O）C（OH）C（NH4）C（H）（2）多元弱酸是分步電離的，以第一步電離為主，第一步電離強于第二步電離，第二步電離強于第三步電離。如在0.10mol/L H2S溶液中，

3、存在下列電離平衡：H2O H+ + OH H2S HS+H+ K1= C（H）·C（HS）/ C（H2S）=1.3×10-7HS S2+H+ K2= C（H）·C（S2）/ C（HS）=7.1×10-15由以上數(shù)據(jù)可以計算出其溶液中各離子的濃度且溶液中微粒濃度關(guān)系為C（H2S）C（H）C（HS）C（OH）C（S2）2、水解（即水解理論）（1）弱酸的陰離子和弱堿的陽離子因水解而損耗，如NaHCO3溶液中有C（Na+）C(HCO3-)（2）弱酸的陰離子或弱堿的陽離子的水解是微量的（雙水解除外），因此水解生成的弱電解質(zhì)及產(chǎn)生的H（或OH）也是微量的，但由于水的

4、電離平衡和鹽類水解平衡的存在，故水解后酸性溶液中C（H）或堿性溶液中C(OH-)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。如NH4Cl溶液中微粒濃度關(guān)系為：C（Cl）C（NH4）C（H）C（NH3·H2O）（3）多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解。第一步水解強于第二步水解，第二步水解強于第三步水解。如在Na2CO3溶液中的水解平衡為：CO32+ H2O HCO3+ OH；HCO3+ H2O H2CO3+ OH所以溶液中部分微粒的關(guān)系為：C（CO32）C（HCO3）C（H2CO3）三、把握三種守恒，明確等量關(guān)系以0.1mol/LNaHCO3溶液為例：溶液中的大量離子：

5、Na+、HCO3；微量離子：OH、 CO32、H；大量分子：H2O；微量分子：H2CO3。1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。在0.1mol/NaHCO3溶液中n(Na)n（H）n(HCO3)+2n(CO32)n（OH），在式子的兩邊同除以溶液的體積，可推出：C（Na+）+C(H+)=C(HCO3)+2C(CO32)+C(OH-)。2、物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化，變成其他離子或分子等，但離子或分子中某特定元素的原子總數(shù)是不會改變的。即電解質(zhì)溶液中某一組分（元素）的原

6、始濃度等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。如NaHCO3溶液中n(Na+):n（C）=1:1，推出：C（Na+）=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)。再如0.1mol/LNa2CO3溶液中雖然CO32-發(fā)生水解，但達平衡時，C（Na+）=0.2mol·L-1 ， C（CO32-）+C（HCO3-）+C（H2CO3）=0.1mol·L-1 即有C（Na+）=2C(HCO3-)+2C(CO32-)+2C(H2CO3)3、質(zhì)子守恒：（1）質(zhì)子守恒的含義：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到的質(zhì)子數(shù)等于分子或離子失去的質(zhì)子數(shù)；電解質(zhì)溶液中的粒子電離出來的氫離子總數(shù)等于粒子

7、接受的氫離子總數(shù)加上游離的氫離子總數(shù)；電解質(zhì)溶液分子或離子得到和失去的質(zhì)子的物質(zhì)的量相等。如NaHCO3溶液中：C（H2CO3）+ C（H）C（OH）C（CO32）在如Na2CO3溶液中：C（OH-）=C（H+）+2C（H2CO3）+C（HCO3-）（2）快速確定質(zhì)子平衡式的方法例1：在Na2CO3水溶液中，存在多種離子和分子，下列關(guān)系式或說法不正確的是（）A C（Na+）+ C（H+）=2C（CO32-）+C（HCO3-）+ C（OH-）B 1/2 C（Na +）=C（CO32-）+C（HCO3-）+ C（H2CO3）C C（OH-）= C（H+）+C（HCO3-）+ 2C（H2CO3）D

8、以上關(guān)系式均不正確A是電荷平衡式，B是物料平衡式，C是質(zhì)子平衡式。答案為D方法一：從溶劑角度建立質(zhì)子守恒等式任何水溶液中，最后溶液中僅有水電離出的H+ 和OH-守恒。即由水電離產(chǎn)生的n（OH- ）= n （H+ ）在Na2CO3溶液中,OH-與Na+、CO32-不反應(yīng)，仍以O(shè)H-存在，水中的H+ 則有部分轉(zhuǎn)化為HCO3-和H2CO3，根據(jù)H+守恒及n（OH- ）= n （H+ ）應(yīng)有因為所有離子都在同一溶液中，有方法二、首先正確選取基準物，這種物質(zhì)是參與質(zhì)子轉(zhuǎn)移有關(guān)的大量物質(zhì)，可以是起始物質(zhì)，也可以為反應(yīng)的產(chǎn)物；然后以基準物為基準，將平衡體系中其他物質(zhì)與之比較，哪些是得質(zhì)子，哪些是失質(zhì)子的，得

9、失質(zhì)子多少并寫出正確表達式；最后根據(jù)得失質(zhì)子等衡原理確定該溶液的質(zhì)子平衡式。具體方法：選取平衡體系含量最多的分子（H2O）和離子（CO32-）為基準物，因為Na 2CO3是起始物質(zhì)，水是溶劑，CO32-和H2O都參加了質(zhì)子傳遞，而且它們的量也是最大的。確定平衡體系中其它組分（H2CO3、HCO3-、OH-、H3O+）與基準物比較，確定哪些得或失質(zhì)子和得失質(zhì)子的多少并寫出正確表達式。顯然，H2CO3、HCO3-對CO32-而言為得質(zhì)子產(chǎn)物，各得1個質(zhì)子和2個質(zhì)子，其正確表達式分別為：2C（H2CO3）得和C（HCO3-）得，而H3O+對H2O分子而言是得質(zhì)子產(chǎn)物，其正確表達式為C（H3O+）得，

10、OH-對H2O分子而言為失質(zhì)子產(chǎn)物，其正確表達式為C（OH-）失依得質(zhì)子等于失質(zhì)子可列出碳酸鈉溶液的質(zhì)子平衡式為C（OH-）失=C（H3O+）得+C（HCO3-）得+2C（H2CO3）得在中學階段往往用H+替代H3O+故上式質(zhì)子平衡式為C（OH-）=C（H+）+C（HCO3-）+2C（H2CO3）方法三、先正確寫出該溶液的電荷平衡式和物料平衡式然后聯(lián)立該平衡式消去該電解在溶液中電離的離子 Na 2CO3中電荷平衡式和物料平衡式 C（Na+）+ C（H+）=2C（CO32-）+C（HCO3-）+ C（OH-） 1/2 C（Na +）=C（CO32-）+C（HCO3-）+ C（H2CO3）2

11、15;得C（OH-）=C（H+）+C（HCO3-）+2C（H2CO3）方法四、框圖法：選出能給出質(zhì)子和結(jié)合質(zhì)子的基準物質(zhì)（包括水）列于方框中；判斷各微粒得失質(zhì)子數(shù)并分左右分別得失質(zhì)子直到不能得失質(zhì)子為止利用下列兩個公式求算酸失去的質(zhì)子數(shù)（mol）=對應(yīng)堿的濃度×該酸在反應(yīng)中失去的質(zhì)子數(shù)堿得到的質(zhì)子數(shù)（mol）=對應(yīng)酸的濃度×該堿在反應(yīng)中得到的質(zhì)子數(shù)列出質(zhì)子平衡式即依據(jù)酸失去的質(zhì)子數(shù)（mol）=堿得到的質(zhì)子數(shù)（mol）列出平衡式。如在示意圖1中Na2S溶液左側(cè)為物質(zhì)失去質(zhì)子后得到的粒子，右側(cè)為物質(zhì)得到質(zhì)子后形成的粒子，依據(jù)得失質(zhì)子相等關(guān)系得C（OH-）=C（SH-）×

12、;1+C（H2S）×2+C（H+）即C（OH-）=C（SH-）+2C（H2S）+C（H+）再如示意圖2中Na2CO3溶液中左側(cè)為物質(zhì)失去質(zhì)子后得到的粒子，右側(cè)為物質(zhì)得到質(zhì)子后形成的粒子，依據(jù)得失質(zhì)子相等關(guān)系得C（OH-）=C（HCO3-）×1+C（H2CO3）×2+C（H+）即C（OH-）=C（HCO3-）+2C（H2CO3）+C（H+）又如較復(fù)雜的NH4H2PO4溶液中質(zhì)子守恒式用示意圖3分析為得到的質(zhì)子守恒式為C（H3PO4）+C（H+）=C（NH3·H2O）+ C（HPO42-）+ 2C（PO43-）+ C（OH -）4、電荷守恒式和物料守恒式的區(qū)

13、別(1)電荷守恒式與離子種類及離子所帶電荷多少有關(guān),離子帶幾個單位電荷,濃度前的系數(shù)就是幾;物料守恒與離子種類物質(zhì)的組成(或叫配比)有關(guān),與離子所帶電荷的多少無關(guān),離子種類相同組成不同時,物料守恒式就不同.(2)電荷守恒式中把溶液中陰、陽離子要全部寫出,物料守恒式只寫出某些相關(guān)離子的濃度以及由于水解生成的弱酸或弱堿分子的濃度.例室溫下，0.1mol·L -1 Na2CO3溶液和0.1mol·L -1 NaHCO3溶液中由于離子種類相同電荷守恒式就相同，都是在0.1mol·L -1 Na2CO3溶液中，由于C（Na+）：C（CO32-）原始=2：1所以C（Na+）=

14、2C（CO32-）原始=2C（CO32-）+C（HCO3-）+C（H2CO3= 0.2mol·L -1 即C（CO32-）原始等于碳以各種形式存在的濃度之和（也就是碳守恒）在0.1mol·L -1 NaHCO3溶液中，由于C（Na+）；C（CO32-）原始=1：1所以有C（Na+）=C（CO32-）原始=C（CO32-）+C（HCO3-）+C（H2CO3）= 0.1mol·L -1 這兩種溶液的物料守恒式都和原物質(zhì)的組成比完全一致這個特點也是判斷物料守恒式正確與否的依據(jù)。四、分析四個端點，形成基本模型（一）向相同濃度的鹽酸中逐滴加入氨水假設(shè)在一個容器中盛有一定體積

15、、一定濃度的鹽酸，然后逐滴滴入同濃度的氨水溶液。該操作過程中有四個特殊點：1、鹽酸被中和一半當加入的氨水只中和了一半的鹽酸時，此時溶液中只有鹽酸和氯化銨的全部電離，也因為鹽酸過量，完全抑制了氯化銨的水解。即此時，只考慮電離，不考慮氯化銨的水解。故有：電荷守恒： C（Cl-）+C(OH-)= C(NH4+)+ C(H+)離子濃度大小關(guān)系；C（Cl-）C(H+) C(NH4+)C(OH-) 2、剛好反應(yīng)生成鹽當加入NH3物質(zhì)的量與HCl物質(zhì)的量相等時，它們完全反應(yīng)生成NH4Cl，即所得溶液為NH4Cl溶液，由于NH4+發(fā)生水解即NH4+與水電離出來的OH-結(jié)合生成NH3·H2O，故所得溶

16、液中C（Cl-）>C(NH4+)，C(H+)>C(OH-)，又NH4+水解是微弱的，達到平衡時C(NH4+)仍很大，故有：電荷守恒： C（Cl-）+C(OH-)= C(NH4+)+ C(H+)離子濃度大小關(guān)系：C（Cl-）C(NH4+)C(H+)C(OH-) 3、溶液剛好為中性當NH3與HCl恰好完全中和后，再繼續(xù)滴加少量氨水恰好抑制了氯化銨的水解（即氯化銨的水解與一水合氨的電離恰好相互抑制，此時氨水的加入量是較少的，溶液剛好為中性，所得溶液為NH4Cl溶液和稍過量的氨水的混合溶液。故有：電荷守恒：C（Cl-）+C(OH-)= C(NH4+)+ C(H+)離子濃度大小關(guān)系：C（Cl

17、-）=C(NH4+)C(H+)=C(OH-)4、堿與鹽的量相等繼續(xù)在溶液中加入氨水至明顯過量，考查時最常見的情況是過量的氨水濃度與NH4Cl的濃度相等。此時氯化銨的水解被抑制，一水合氨的電離上升為決定因素，即NH3·H2O的電離大于NH4+的水解。故有：電荷守恒C（Cl-）+C(OH-)= C(NH4+)+ C(H+)離子濃度大小：C(NH4+) >C（Cl-) >C(OH- ) > C(H+)注意：絕大多數(shù)的弱酸、弱堿，當其濃度與相應(yīng)鹽的濃度相等時，其電離的影響大于相應(yīng)鹽水解的影響，但有特例，在n(HCN) 與n(NaCN)的1：1溶液中，溶液的PH >7，

18、則說明NaCN的水解程度大于HCN的電離程度，即NaCN的水解是溶液性質(zhì)的決定性因素，離子濃度的大小關(guān)系是：C(HCN) >C（Na+) >C(OH- ) > C(H+)另外HClO與NaClO的混合溶液和HCN 與NaCN混合溶液類似。（二）向相同濃度的氫氧化鈉溶液中逐滴加入醋酸在一個容器中盛有一定體積、一定濃度的NaOH溶液 ，然后逐滴滴入同濃度的CH3COOH 。該操作過程中也有四個特殊點。1、氫氧化鈉被醋酸中和一半電荷守恒：C(Na+)+ C(H+)=C（CH3COO-）+C(OH-) 離子濃度大?。篊(Na+)C(OH-)C（CH3COO-）C(H+) 2、氫氧化鈉

19、和醋酸完全反應(yīng)生成鹽電荷守恒：C(Na+)+ C(H+)=C（CH3COO-）+C(OH-) 離子濃度大小：C(Na+)C（CH3COO-）C(OH-)C(H+) 3、當溶液剛好呈中性時電荷守恒：C(Na+)+ C(H+)=C（CH3COO-）+C(OH-) 離子濃度大小：C(Na+)=C（CH3COO-）C(OH-)=C(H+) 4、當醋酸明顯過量時電荷守恒：C(Na+)+ C(H+)=C（CH3COO-）+C(OH-) 離子濃度大?。篊（CH3COO-）C(Na+)C(H+)C(OH-)五、辨析五類試題，強化知識遷移（一）單一電解質(zhì)溶液對于溶質(zhì)單一型的溶液，若溶液質(zhì)為強電解質(zhì)溶液，則強電解

20、質(zhì)全部電離，但不要忽略水的微弱電離；若溶質(zhì)是弱酸或弱堿的直接考慮弱酸或弱堿及水的電離且弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠遠小于弱電解質(zhì)分子的濃度；若溶質(zhì)是強堿弱酸鹽或強酸弱堿鹽的要考慮水解同樣水解也是弱水解，單水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠遠小于弱離子的濃度。注意：酸溶液中應(yīng)考慮水電離的C(H+)水，堿溶液應(yīng)考慮水電離的C(OH)水。1、強酸、強堿和強酸強堿鹽例2、硫酸溶液電離方程式：H2SO4=H+SO42- H2O H+ + OH電荷守恒式：C(H+)= C(OH-) +2C(SO42-)物料守恒式：2C(SO42-) =C(H+)-C(OH-)質(zhì)子守恒式：C(OH-)

21、=C(H+)- 2C(SO42-)2、一元弱堿溶液例3、在0.1mol/L的NH3·H2O溶液中，下列關(guān)系正確的是（）A、C（NH3·H2O）>C（OH-）>C（NH4+）>C（H+）B、C（NH4+）> C（NH3·H2O）>COH->C（H+） C、C（NH3·H2O） >C（NH4+）=C（OH-）>C（H+）D、C（NH3·H2O）>C（NH4+）>C（H+）>C（OH-）>解析： NH3·H2O是一元弱堿，在水溶液中少部分發(fā)生電離：NH3·H2

22、ONH4+OH-,所以C（NH3·H2O）必大于C（NH4+）和C（OH-）。根據(jù)電荷守恒，C（OH-）C（H+）+C（NH4+）,加之水是更弱的電解質(zhì)，所以C（OH-）>C（NH4+）>C（H+），綜合起來，C（NH3·H2O）>C（OH-）>C（NH4+）>C（H+）,答案為A。小結(jié)：一元弱堿溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C（弱堿分子）>C（弱堿電離出來的陽離子）>C（OH-）>C（H+）3、一元弱酸溶液例4、室溫下，0.1mol·L-1CH3COOH 溶液中各離子濃度大小是_.解析；CH3COOH是一元弱酸，在水

23、溶液中少部分CH3COOH CH3COO- +H+、同時存在H2O H+ + OH，所以溶液中各離子濃度關(guān)系為：C（H+）C（CH3COO-）C（OH-）小結(jié)：一元弱酸溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C（弱酸分子）>C（弱酸電離出來的陰離子）>C（H+）>C（OH-）4、多元弱酸溶液例5、室溫下0.1mol·L-1H2S溶液中下列關(guān)系錯誤的是（ ）A C（H）= C（HS）+ C（S2）+ C（OH）B C（H）= C（HS）+2 C（S2）+ C（OH）C C（H）>C（HS）+ C（S2）+ C（OH）D C（H2S）+ C（HS）+ C（S2）=0.1mol

24、·L-1E C（H2S）>C（H）>C（HS）>C（S2）>C（OH）解析：在H2S溶液中，存在下列電離平衡： H2S HS+H+ HS S2+H+ H2O H+ + OH根據(jù)電荷守恒得：C（H）= C（HS）+2 C（S2）+ C（OH），故選項B、C正確，A選項錯，由物料守恒得C（H2S）+ C（HS）+ C（S2）=0.1mol·L-1。故D選項正確由H2S的兩級電離常數(shù)可以計算出其溶液中各離子的濃度關(guān)系為C（H2S）C（H）C（HS）C（OH）C（S2）所以E錯答案A、E。小結(jié)：多元弱酸溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是：C（弱酸分子）C（H）C

25、（一級電離產(chǎn)生的陰離子）C（其他離子）注意：多元弱酸溶液中C（二級電離產(chǎn)生的陰離子）與C（OH）的大小，必須通過計算才能得出，如0.1mol·L-1H2S溶液中，由H2S的兩級電離常數(shù)可以計算出其溶液中各離子的濃度關(guān)系為C（H2S）C（H）C（HS）C（OH）C（S2）在0.1mol·L-1H2SO3溶液中，由兩級電離常數(shù)K1= C（H）·C（HSO3）/ C（H2S O3）=1.3×10-2 K2= C（H）·C（SO32）/ C（HSO3）=6.3×10-8可以計算出其溶液中各離子的濃度關(guān)系為C（H2S O3）C（H）C（HSO3

26、）C（SO32）C（OH）二元弱酸溶液中酸根的濃度近似等于第二級電離常數(shù)K2，與酸的原始濃度無關(guān)。5、一種單水解鹽溶液中各離子濃度大小當溶液中陰、陽離子等價時， 例6、室溫下0.1mol·L-1NH4Cl溶液中下列關(guān)系正確的是（ ）A C（Cl-）C（NH4+）C（H+）C（OH-）B C（NH4+）C（Cl-）C（H+）C（OH-）C C（NH4+）=C（Cl-）C（H+）=C（OH-）D C（NH4+）=C（Cl-）C（H+）C（OH-）解析：由于氯化銨溶液中存在下列電離過程：NH4Cl= NH4+ Cl-，H2OHOH和水解過程： NH4+H2O NH3·H2OH，由

27、于NH4+水解被損耗，所以C（Cl-）C（NH4+），又因水解后溶液顯酸性，所以C（H+）C（OH-）且水解是微量的，所以正確答案為A小結(jié)：一元強酸弱堿鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C（不水解的離子）C（水解的離子）C（H+）C（OH-）例7、室溫下0.1mol·L-1CH3COONa溶液中各離子濃度的大小關(guān)系。解析：C（Na+）C（CH3COO-）C（OH-）C（H+）小結(jié)：一元強堿弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C（不水解的離子）C（水解的離子）C（OH-）C（H+）當溶液中陰、陽離子不等價時，要考慮鹽分幾步水解。如多元弱酸根離子的水解，則是“幾價分幾步，為主第一步”。例8、在

28、Na2S溶液中下列關(guān)系不正確的是（ ）A C（Na+）= 2C（HS）+2 C（S2）+ C（H2S）B C（Na+）+ C（H+）= C（OH-）+C（HS）+2 C（S2）C C（Na+）C（S2）C（OH-）C（H2S）D C（OH-）= C（HS）+ C（H+）+ C（H2S）解析：電荷守恒：C（Na+）+ C（H+）= C（OH-）+C（HS）+2 C（S2）；物料守恒：C（Na+）= 2C（HS）+2 C（S2）+ C（H2S）；質(zhì)子守恒：C（OH-）= C（HS）+ C（H+）+ 2C（H2S），答案：A、D例9、0.1mol/LNa2CO3溶液中各離子濃度大小關(guān)系解析：C（Na

29、+）C（CO32-）C（OH-）C（HCO3-）C（H+）小結(jié)：二元弱酸強堿鹽溶液中離子濃度一般關(guān)系是：C（不水解的離子）C（能發(fā)生一級水解的離子）C（OH-）C（能發(fā)生二級水解離子）C（水電離出的另一種離子）5、多元弱酸的酸式鹽溶液首先比較酸式酸根離子在水溶液中的電離程度和水解程度：NaHCO3、Na2HPO4、NaHS水溶液顯堿性，因為其酸式酸根離子水解程度大于電離程度；NaH2PO4、NaHSO3水溶液顯酸性，因為其酸式酸根離子水解程度小于電離程度。例10、關(guān)于小蘇打水溶液的表述正確的是（）A、C（Na+）=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3) B、C（Na+）+C(H+

30、)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(OH-) C、HCO3的電離程度大小于HCO3的水解程度D、存在的電離有：NaHCO3NaHCO3，HCO3HCO32，H2OHOH。 E、C（Na+）C（HCO3-）C（OH-）C（H+）C（CO32-）解析：NaHCO3溶液中存在：NaHCO3=Na+HCO3-,HCO3-H+CO32-,HCO3-+H2OH2CO3OH，H2OHOH。根據(jù)電荷守恒有：C（Na+）+C(H+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-), B錯誤；NaHCO3溶液顯堿性，故HCO3的水解程度大于HCO3-的電離程度， C錯誤；A符合物料守恒， A正確。Na

31、HCO3溶液中，由于HCO3-發(fā)生水解且水解很微弱，所以有C（Na+）C（HCO3-）C（OH-）又由于HCO3-電離產(chǎn)生H+與CO32-數(shù)目相同，而水電離也可產(chǎn)生H+所以 C（H+）C（CO32-）答案為A、D、E。小結(jié)：二元弱酸酸式鹽顯堿性的溶液中離子濃度一般關(guān)系是：C（不水解的離子）C（水解的離子）C（OH-）或C（水電離出的另一種離子）或C（電離得到的酸根離子）值得注意的是：碳酸氫鈉溶液中C（H+）與C（CO32-）的大小關(guān)系，有幾種不同的觀點，大多數(shù)人認為C（Na+）C（HCO3-）C（OH-）C（H+）C（CO32-）理由見上，也有人認為有：C（Na+）C（HCO3-）C（OH-）

32、C（CO32-）C（H+），理由是HCO3-在水中存在電離、也存在水解，且水解程度大于電離程度，HCO3-水解結(jié)合的H+可以來自水的電離，也可以來自HCO3-的電離，于是出現(xiàn)溶液中C（H+）減小，導致C（OH-）C（CO32-）C（H+）；但也有人從理論上進行了計算，得出在一般情況下，碳酸氫鈉溶液中的C（CO32-）始終大于C（H+）且有C（Na+）C（HCO3-）C（H2CO3）C（CO32-）C（OH-）C（H+）對于這樣有爭議的問題，在中學時最好不要出現(xiàn)。例11、0.1mol/LKHC2O4溶液（溶液顯酸性）中各離子濃度關(guān)系正確的是（）A C（K+）+C（H+）=C（HC2O4-）+C（

33、OH-）+C（C2O42-）B C（HC2O4-）+C（C2O42-）= 0.1mol/LC C（C2O42-）C（H2C2O4）D C（K+）=C（H2C2O4）+C（HC2O4-）+C（C2O42-）E C（K+）C（HC2O4-）C（H+）C（C2O42-）C（OH-）解析：因為草酸氫鉀溶液顯酸性，所以HC2O4-電離程度大于水解程度，故C（C2O42-）C（H2C2O4）；根據(jù)物料守恒，所以D正確；又根據(jù)電荷守恒得：C（K+）+C（H+）=C（HC2O4-）+C（OH-）+2C（C2O42-）答案：C、D、E小結(jié)：二元弱酸酸式鹽顯酸性的溶液中離子濃度一般關(guān)系是：C（不水解的離子）C（水

34、解的離子）C（顯性離子）C（電離得到的酸根離子）C（水電離出的另一種離子）（二）一強一弱一元酸、堿溶液混合1、恰好中和型例11(2003年上海高考題)在0mL0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同體積、同濃度HAc溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯誤的是()。AC(Na+)C(Ac-)C(H+)C(OH-)          BC(Na+)C(Ac-)C(OH-)C(H+)CC(Na+)C(Ac-)C(HAc)       

35、0;         DC(Na+)C(H+)C(Ac-)C(OH-)解析：由于混合的NaOH與HAC物質(zhì)的量都為×0-3mol，兩者恰好反應(yīng)生成NaAc，等同于單一溶質(zhì)NaAc。由于少量Ac-發(fā)生水解：Ac-H2O HAcOH-故有C(Na+)C(Ac-)C(OH-)C(H+)，根據(jù)物料守恒C正確，根據(jù)電荷守恒D正確，A錯誤。故該題選項為A。小結(jié)：如給定的是一強一弱一元酸、堿溶液等物質(zhì)的量的反應(yīng)（注意與H+和OH-物質(zhì)的量相等的情況區(qū)別）反應(yīng)結(jié)束后一定是生成正鹽和水，故可把此類問題轉(zhuǎn)化成是正鹽溶液中離子

36、濃度比較問題，即單一溶質(zhì)型中的溶質(zhì)為鹽的問題來解決。2、pH等于7型例12(2002年全國高考理綜)常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶液pH=7，則此溶液中()。AC(HCOO-)C(Na+)       BC(HCOO-)C(Na+)CC(HCOO-)C(Na+)       D無法確定C(HCOO-)與C(Na+)的關(guān)系解析：根據(jù)溶液中電荷守恒： C(Na+)C(H+)C(HCOO-)C(OH-)因pH=7，故C(H+)C(OH-)，所以有C(Na+)C(HCOO-

37、)，此題量的分析為：若完全反應(yīng)生成甲酸鈉為強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，而現(xiàn)在pH7，故酸須略為過量。 故答案為C。例13(2002年上海高考題)在常溫下0mLpH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7(假設(shè)反應(yīng)前后體積不變)，則對反應(yīng)后溶液的敘述正確的是()。AC(A-)C(K+)           BC(H+)C(OH-)C(K+)C(A-)C后20mL         

38、0;   D后20mL解析：pH0的KOH有C(KOH)0-4mol·L-1，H4的一元酸，因不清楚是強酸還是弱酸，故有C(HA)0-4mol·L-1，根據(jù)電荷守恒，無論是強酸或是弱酸，都有下列關(guān)系：C(H+)C(K+)C(OH-)C(A-)，因pH=7,C(H+)C(OH-)，故C(A-)C(K+)，A選項正確，B錯；當HA為強酸時，加入0mLKOH與HA剛好中和，pH=7，此時后=20mL，當HA為弱酸時，有兩種方法可以分析：（1）假設(shè)兩者等體積混合，則電離出來的n(H+)和n(OH-)恰好反應(yīng)完全但此時會有酸剩余（pH=4時，酸的濃度大于

39、1×10-4mol/L）pH<7,故為了使pH=7必須少加酸，故后20mL。（2）因C(HA)0-4mol·L-1，故加入(HA)0mL即達pH=7,此時后20mL。綜合上述，后20mL，D項也正確。小結(jié)：一強一弱一元酸、堿中和反應(yīng)后pH等于7（注意與恰好中和型區(qū)別）一定是C（H+）=C（OH-）故分析此類問題從兩方面入手：（1）考慮從電荷守恒入手求得其它離子相等關(guān)系。（2）判斷PH等于7時，酸堿到底誰過量；方法是：先設(shè)定為完全反應(yīng)時的PH然后與PH=7比較便可得出。3、反應(yīng)過量型（常見為弱者過量）例14(2003年江蘇高考題)將0.2mol·L-1HCN溶

40、液和0.1mol·L-1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列關(guān)系式中正確的是()。AC(HCN)C(CN-)                      BC(Na+)C(CN-)CC(HCN)C(CN-)C(OH-)              

41、; DC(HCN)C(CN-)0.1mol·L-1解析：將0.2mol·L-1HCN溶液和0.1mol·L-1的NaOH溶液等體積混合后，應(yīng)有C(CN-)0.05mol·L-1，c(HCN)0.05mol·L-1，由于混合后溶液呈堿性，說明NaCN水解程度大于HCN的電離程度，故C(HCN)C(CN-)，A錯。由上述分析知C(CN-)0.05mol·L-1，而C(Na+)0.05mol·L-1，B正確；根據(jù)C、N元素守恒可得C(HCN)C(CN-)2C（Na+）0.mol·L-1，故D項也正確；根據(jù)電荷守

42、恒： C(OH-)C(H+)C(Na+)(CN-) 故C不正確，由電荷和物料守恒得：C（HCN）C（CN）= 2C（OH）- 2C（H）。綜合上述正確答案為B、D。例15(1999年上海高考題)把0.02mol·L-1CH3COOH溶液和0.01mol·L-1NaOH溶液以等體積混合，則溶液中粒子濃度關(guān)系正確的為()。AC(CH3COO-)C(Na+)                  BC(CH3COOH

43、)C(CH3COO-)C2C(H+)C(CH3COO-)C(CH3COOH)      DC(CH3COOH)C(CH3COO-)0.01mol·L-1解析：將0.02mol·L-1CH3COOH和0.01mol·L-1NaOH溶液等體積混合后，混合液的溶質(zhì)為CH3COOH和CH3COONa，且物質(zhì)的量相等，濃度均為5×0-3mol·L-1，由于CH3COOH電離趨勢大于CH3COO-的水解趨勢，所以C(CH3COO-)C(Na+)，但無論怎樣變化，由物料守恒知：C(CH3COOH)C(CH3C

44、OO-)0.0mol·L-1正確答案為A、D。例16(1996年全國高考題)將pH=3的鹽酸溶液和pH的氨水等體積混合后，溶液中離子濃度大小關(guān)系正確的是()。AC(NH4+)C(Cl-)C(H+)C(OH-) BC(NH4+)C(Cl-)C(OH-)C(H+)CC(Cl-)C(NH4+)C(H+)C(OH-) DC(Cl-)C(NH4+)C(OH-)C(H+)解析：pH=3時,C(HCl)0-3mol·L-1，pH時，C(OH-)0-3mol·L-1，因氨水為弱電解質(zhì)，所以C(NH3·H2O)C(HCl)，兩者等體積混合后，氨水過量。因氨水電離程度大于N

45、H4+水解程度。所以C(NH4+)C(Cl-)，同時也存在C(OH-)C(H+)，而NH3·H2O電離只是少數(shù)，所以存在C(Cl-)C(OH-)，故正確答案為B。小結(jié)：一強一弱一元酸、堿溶液混合反應(yīng)過量型，應(yīng)先判斷反應(yīng)時誰過量，及反應(yīng)后各物質(zhì)的物質(zhì)的量，再考慮電離或水解的情況.當余酸(堿)的電離程度大于鹽中弱離子水解程度時,可認為鹽中的弱離了不水解,此時主要考慮電離對離子濃度造成的影響；反之可認為酸(堿)不電離(但實際有電離,程度很小),此時只考慮生成鹽中弱離子水解對離子濃度造成的影響。注意：若酸和堿反應(yīng)后尚有弱酸或弱堿剩余，則一般弱電解質(zhì)的電離程度大于鹽的水解程度；但在HCN 和N

46、aCN混合溶液中則CN的水解程度大于HCN的電離程度；在HClO與NaClO的混合溶液中ClO的水解程度大于HClO的電離程度（三）一強一弱酸堿對應(yīng)的鹽與酸 (或堿)的混合例17 (2001年上海高考題) 0.1mol·L-1CH3COONa20mL與0.1mol·L-1HCl10mL混合后，溶液顯酸性，則有關(guān)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是（ ）A C（CH3COO-）C（Cl-）C（H+）C（CH3COOH）B C（CH3COO-）C（Cl-）C（CH3COOH）C（H+）C C（CH3COO-）=C（Cl-）C（H+）C（CH3COOH）D C（Na+）+ C（H+）= C

47、（CH3COO-）+C（Cl-）+C（OH-）解析：兩溶液混合后生成等量的CH3COONa、NaCl、CH3COOH，溶液顯酸性說明CH3COO-的水解程度小于CH3COOH的電離程度，所以C（CH3COO-）C（Cl-）C（CH3COOH），但CH3COOH的電離程度仍很小，所以C（CH3COOH）C（H+），故A、C錯誤，B正確，依據(jù)電荷守恒原則，可知D也正確。故答案為B、D例18、將20ml0.3mol/LNH4Cl溶液與20ml0.1mol/LBa(OH)2溶液混合，則混合溶液中各離子濃度的大小順序是（）A、C（Cl-）>C(Ba2+)>C(OH-)>C(NH4+)B

48、、C（Cl-）>C(NH4+)>C(Ba2+)>C(OH-)C、C(Ba2+)>C（Cl-）> C(OH-)>C(NH4+)D、C（Cl-）>C(OH-)>C(NH4+)>C(Ba2+)解析： 2NH4Cl +Ba（OH）2 =2NH3·H2O+ BaCl2反應(yīng)前 0.006 mol 0.002 mol 0 0反應(yīng)后 0.002 mol 0 0.004 mol 0.002 mol 兩者混合后得到的是0.05mol/LBaCl2、0.1mol/LNH3·H2O和0.05mol/LNH4Cl的混和溶液，由于NH3·

49、H2O的電離程度大于NH4的水解程度，所以C（Cl-）>C(NH4+)>C(Ba2+)>C(OH-)。答案為B。小結(jié)：對于一強一弱酸堿對應(yīng)的鹽與酸 (或堿)的混合，首先考慮能否反應(yīng)，若不反應(yīng)，分析鹽的水解程度和酸（或堿）的電離程度相對大??；若能反應(yīng)，則按反應(yīng)后混合組成再綜合考慮水解和電離兩種因素。最后比較濃度大?。ㄋ模┎煌芤褐兄付x子濃度相對大小的比較例19、室溫時，同濃度NH4ClCH3COONH4NH4HSO4NH4HCO3 （NH4）2SO4（NH4）2Fe （SO4）2（NH4）2CO3在六種溶液中C（NH4+）大小是_解析：NH4+在溶液中存在下列平衡： NH4+

50、H2O NH3·H2OH，（1）選參照物為，NH4HSO4電離出大量H+，使NH4+水解平衡向左移動，故中C（NH4+）大于中的C（NH4+），中的CH3COO-和中的HCO3-水解均呈堿性，可使NH4+水解平衡平衡向右移動，故中的C（NH4+）小于中的C（NH4+）；又由于 CH3COOH的酸性強于H2CO3，即HCO3-水解程度大于CH3COO-的水解程度，使溶液堿性更強，故NH4HCO3 溶液中C（NH4+）小于CH3COONH4溶液中的C（NH4+），（2）中C（NH4+）均大于中的C（NH4+），（NH4）2Fe （SO4）2溶液中Fe2+水解顯酸性，相當于在（NH4）2S

51、O4溶液的基礎(chǔ)上抑制了NH4+的水解，所以有C（NH4+），（NH4）2CO3 中CO32-水解顯堿性，相當于在（NH4）2SO4溶液的基礎(chǔ)上促進了NH4+的水解所以有C（NH4+）在中的所以答案為小結(jié)：不同溶液中指定離子濃度相對大小的比較關(guān)鍵是選好參照物，分組比較各個擊破（五）已知電解質(zhì)溶液判斷溶液中粒子種類或已知溶液中離子種類，判斷溶液中溶質(zhì)的可能情況及離子濃度大小關(guān)系例20、判斷下列電解質(zhì)溶液中粒子種類（1）NaHCO3溶液（2）Na2CO3溶液（3）Na2CO3和NaHCO3的混合溶液（4）向NaOH溶液中通入CO2氣體答案：都是：離子：Na+、CO32-、HCO3-、OH-、H+；分

52、子：H2CO3、H2O；例21、某溶液中只有CH3COO、Na+、H+、OH-四種離子，分析四種離子濃度的大小情況有幾種情況。解析：我們可以通過動態(tài)的反應(yīng)過程找出溶液中四種離子濃度大小的順序假設(shè)在一個容器中盛有一定體積、一定度的CH3COOH溶液，然后逐滴滴入同濃度的NaOH溶液。（1）未加入NaOH溶液時，溶液中的溶質(zhì)為CH3COOH，存在CH3COOH的電離和水的電離如忽略水的電離，則溶液中離子濃度關(guān)系為：C（CH3COO）= C(H+)C(OH-)，溶液PH7，顯酸性。（2）當加入極少量的NaOH溶液時，溶液中的溶質(zhì)為CH3COOH和CH3COONa且C（CH3COOH）C（CH3COO

53、Na），CH3COOH的電離占絕對地位，CH3COONa的水解受到抑制，此時溶液中離子濃度關(guān)系為：C（CH3COO）C(H+）C（Na+）>C(OH-)、溶液PH7，顯酸性。（3）隨著加入NaOH溶液量的不斷增加，溶液中的溶質(zhì)仍為CH3COOH和CH3COONa。CH3COOH的電離程度由于受到C（CH3COO）不斷增大的影響逐漸減小，而CH3COONa的水解趨勢則逐漸變大，溶液中C（Na+）會逐漸大于C(H+），此時溶液中離子濃度關(guān)系變?yōu)椋海–H3COO）C（Na+）C(H+）>C(OH-)、溶液PH7，顯酸性。（4）當加入NaOH溶液量達到一定程度時，溶液中的溶質(zhì)仍為CH3CO

54、OH和CH3COONa。CH3COOH的電離程度等于CH3COONa的水解程度，此時溶液中離子濃度關(guān)系變?yōu)椋海–H3COO）=C（Na+）C(H+）=C(OH-)、溶液PH=7，顯中性。由C(H+）=Ka·C（酸）/C（鹽）即1.76×10-5·C（酸）/C（鹽）=1×10-7，可計算出此時C（CH3COOH）/ C（CH3COONa）的比值為5.56×10-3（5）再加入少量NaOH溶液，此時溶液中的溶質(zhì)為極少量的CH3COOH和大量的CH3COONaCH3COONa的水解程度大于CH3COOH的電離程度，溶液中離子濃度關(guān)系為C（Na+）C（

55、CH3COO）C(OH-)C(H+)，溶液PH7，顯堿性。（6）當加入NaOH物質(zhì)的量與CH3COOH物質(zhì)的量相等時，溶液中的溶質(zhì)為CH3COONa，只存在CH3COONa的水解，CH3COOH的電離程度為零。此時溶液中離子濃度關(guān)系為：C（Na+）C（CH3COO）C(OH-)C(H+)，溶液PH7，顯堿性。（7）如果再加入少量的NaOH，溶液中的溶質(zhì)為CH3COONa和NaOH，且C（CH3COONa）C（NaOH），CH3COONa的水解受到抑制，溶液中離子濃度關(guān)系為C（Na+）C（CH3COO）C(OH-)C(H+)，溶液PH7，顯堿性。（8）再加入大量的NaOH，溶液中的溶質(zhì)仍為CH3

56、COONa和NaOH，且C（CH3COONa）C（NaOH），CH3COONa的水解受到抑制，溶液中離子濃度關(guān)系變?yōu)镃（Na+）C(OH-)C（CH3COO）C(H+)，溶液PH7，顯堿性。綜上所述，在含CH3COO、Na+、H+、OH-四種離子的溶液中會出現(xiàn)以上8種離子濃度大小不同情況。例1 某溶液中有四種離子：H+、OH-、Cl-、NH4+，該溶液中離子存在哪些關(guān)系。    解析 （1）當溶液是單一鹽(NH4Cl)溶液時，水解呈酸性。等式關(guān)系有：    電荷守恒：C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)； 

57、   物料守恒：C(NH4+)C(NH3·H2O)=C(Cl-)，因為N原子與Cl原子物質(zhì)的量相等；    質(zhì)子守恒：C(OH-)C(NH3·H2O)=C(H+)，因為水電離的OH-有部分被NH4+結(jié)合生成NH3·H2O。    不等式關(guān)系是：C(Cl-)C(NH4+)C(H+)C(OH-)。因為有一部分NH4+發(fā)生水解NH4+H2O NH3·H2OH使溶液呈酸性    （2）當溶質(zhì)為NH3·H2O與NH4Cl時當在NH4Cl中加入極少

58、量的NH3·H2O時，混合溶液呈酸性時，可理解為NH4Cl水解的酸性不能被有入的極少量NH3·H2O電離的堿性相抵消。此時NH3·H2O電離程度小于NH4+水解程度，則有濃度大小關(guān)系：C（Cl-）C（NH4+）C（H+）C（OH-） 當在NH4Cl中加入少量的NH3·H2O使混合溶液呈中性時，可理解為NH4Cl水解的酸性被加入的少量NH3·H2O電離的堿性相互抵消。此時NH3·H2O電離程度等于NH4+水解程度。等式關(guān)系有：    電荷守恒：C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)

59、；    質(zhì)子守恒：C(OH-)=C(H+)，因為溶液呈中性；    物料守恒：C(NH4+)=C(Cl-)，由C(OH-)=C(H+)代入電荷守恒得到。   大小關(guān)系是：C(NH4+)=C(Cl-)C(OH-)=C(H+)，當NH3·H2O電離程度等于NH4+水解程度   當在NH4Cl中加入NH3·H2O使 NH4Cl與NH3·H2O物質(zhì)的量比為11，此時混合溶液呈堿性， NH3·H2O電離程度大于NH4Cl水解程度。等式關(guān)系有：    電荷守恒：C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)；    物料守恒：C(NH4+)C(NH3·H2O)=2C(Cl-)，因為N原子物質(zhì)的量是Cl原子物質(zhì)的量的2倍；    質(zhì)子守恒：2C(OH-)C(NH3·H2O) =C(NH4+)+2c(H+)，由電荷守恒與物料守恒消去2C(Cl-)即得。或由NH4Cl得質(zhì)子守恒C(OH-)C(NH3·H2O)=C