溶液中离子浓度的图像题专题

离子浓度的图像题专题

题型一:溶液离子浓度及导电能力的变化

1、（０８年广东·１8)电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的

物理量,根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终应。右图

是KOH溶液分别滴定ＨCl溶液和CH3ＣOOH溶液的滴定曲线示

意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·Ｈ2O溶液滴定HCl

和ＣH3COOＨ混合溶液的滴定曲线的是( ）

2、(09河北正定中学高三第四次月考)往含0.2 moｌNａOH和0．1 mｏlBａ（OＨ)2的

溶液中持续稳定地通入CO2气体，当通入气体的体积为６.72L（标况下)时立即停止，则在这一过程中，溶液中离子总的物质的量和通入CO2气体的体积关系正确的图象是(气体的溶解忽略不计) ( )

3、一定温度下，将一定量的冰醋酸加水稀释．溶液的导电能力变化如图23—1所示，下

列说法中，正确的是 ( )

A．a、ｂ、ｃ三点溶液的pH：c〈ａ

Ｂ。ａ、b、c三点醋酸的电离程度：a〈b＜c

Ｃ.若用湿润的pH试纸测量ａ点溶液的pH，测量结果会偏小

D。a、ｂ、c三点溶液用1 ｍoＬ／L氢氧化钠溶液中和,消耗氢氧化钠溶液的体积:ｃ〈ａ

4、在２5 ｍL 0。1 mol/Ｌ NaＯＨ溶液中逐滴加入0．２ moｌ／L CH3COOH溶液，曲线如下图所示，有关粒子浓度关系比较正确的（)

A．在Ａ、B间任一点，溶液中一定都有

c(Na+）> ｃ（CH3ＣOO－) 〉 c（OH－）＞ c（H+）

B．在B点，a ＞ 12．５，且有

c（Na+) = ｃ(ＣH3COO-）＝ｃ（OH-）＝ c(Ｈ

+)

Ｃ．在C点：c（CH３CＯＯ—）＞c(Na+) 〉ｃ（OH—）

＞ c(Ｈ+）

Ｄ.在D点：c(CH3ＣOO－) + c（ＣH3COＯＨ）＝ 2c（Ｎa＋）

题型二：溶液稀释过程中离子浓度的变化

5、（０9山东）１５．某温度下,相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别

加

水稀释,平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据图

判断正确的是（ )

A。ll为盐酸稀释时pＨ值变化曲线

B。b点溶液的导电性比ｃ点溶液的导电性强

C．a点Ｋw的数值比c点K w的数值大

D.b点酸的总浓度大于ａ点酸的总浓度

６、pH=11的x、ｙ两种碱溶液各5mL，分别稀释至500mL，其

pH与溶液体积（V）的关系如图所示，下列说法正确的是

（ )

A.稀释后ｘ溶液中水的电离程度比y溶液中水电离

程度小

Ｂ．若x、y是一元碱，等物质的量浓度的盐酸盐溶液

y的pＨ大

C．若x、y都是弱碱，则a的值一定大于9

D.完全中和x,y两溶液时,消耗同浓度稀硫酸的体积V（ｘ）〉Ｖ(y)

7、ｐＨ=2的A、B两种酸溶液各１ ml，分别加水稀释到1000 ｍl，其中ｐＨ与溶液体积V的关系如图所示,下列说法正确的是( )

①.A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等②．稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强③．a=5时，Ａ是强酸,B是弱酸④．若A、B都是弱酸，则5＞a〉2

A．②④Ｂ．③④ C. ①③Ｄ. ④

8、MＯH和RＯH两种一元碱的溶液分别加水稀释时，ｐＨ

变化如下图所示.下列叙述中不正确

．．．的是: （ )

A．ROＨ是一种强碱

B．在ｘ点,ＭＯH并没有完全电离

C。在x点,c(M+)＝c（R+）

D。稀释前,c（RＯH)＝1０c（MＯH）

题型三:溶液PH值或离子浓度的计算

9、某同学在做中和滴定实验时,用1．０ mol／ＬNａＯH溶液滴定

未知浓度的H2SO4溶液,滴定过程中溶液的pH和所用NaOH溶

液的体积关系如下图所示，则原H２SO4的物质的量浓度和完全反

应后溶液的大致体积是（）

Ａ.１.0mol/L、60ｍL B．1．0ｍol／L、４0mＬ

C．1.5mｏｌ/L、80mL D．0。５ｍｏｌ/L、4０mL

10、（厦门双十中学0９届高三化学检测题）向一定量的Na2CＯ３溶液中

缓慢地滴加稀盐酸，并不断搅拌.随着盐酸的加入，溶液中离

子数目也相应地发生变化。如右图所示，四条曲线与溶液

中的离子的对应关系,完全正确的是

( )?A．a：Cｌ－；ｂ：Na＋; c:CO32－;ｄ：ＨCＯ3－

B。ａ：CO32—;b：Na+； c:C1-; d：HＣＯ３-?C．a：Na＋；ｂ：

CO32－； c：HCO3－；ｄ:Cl-?D．a：Nａ＋；b:ＨCO3－； c：C１－；

d：ＣO32-

11、(09江苏省奔牛高级中学高三第二次调研)在一定量的石灰

乳中通入一定量的氯气，二者恰好完全反应（发生的反应均

a n n =--)

(ClO )(C1O 3为放热反应）。生成物中含有Ｃl —、C1Ｏ—、Ｃ１O ３—三种含氯元素的离子,其中C １O —

、C1O 3—

两种离子的物质的量（n)与反应时间（t ）的曲线如右图所示。 ⑴t 1时,Ｃa(O Ｈ）2与Ｃｌ２发生反应的总的化学方程式为

。 t 2时，C ａ(O Ｈ）

2

与Cl 2发生反应的总的化学方程式

为 .

⑵该石灰乳中含有Ｃa （OH)2的物质的量是 mol 。

⑶ 据分析，生成C ａ（Ｃ1O 3）2的反应是由温度升高引起的,通入氯气的速度不同,C1O-－

和C １O 3－

的比例也不同.

若在原石灰乳中通入氯气的速度加快，则反应后 2（填“〉”、“<”或“＝”);若 则n(Cl -）= mol （用含ａ的代数式来表示)。

题型四:电解过程中溶液离子浓度的变化

12、（07广东高考经典原创模拟）已知电解(石墨电极）盐酸、硫酸混合酸时两极生成的

气体与时间关系如右图所示。则其电解过程中溶液ｐH 随时间变化关系的正确图形是下列的 ( ）

Ａ Ｂ C D

１３、（原创）（1０分）A 、B 、Ｃ三种强电解质，它们在水中电离出的离子如下表所示：

阳离子 Na ＋

、K ＋

、Ｃu 2+

阴离子

SO 42—

、OH －

A 溶液、足量的

B 溶液、足量的Ｃ溶液，电极均为石墨电极。

接通电源，经过一段时间后，测得乙中c 电极质量增加了16g 。常温下各烧杯中溶液的pH 与电解时间ｔ的关系图如上。据此回答下列问题：

（１）M 为电源的 极（填写“正"或“负”）

pH 7

t pH 7

t pH 7

t pH 7

t )(ClO )(C1O 3

-

-n n

电极b

上发生的电极反应为 ；

(2）计算电极e 上生成的气体在标准状态下的体积： ； （3）写出乙烧杯的电解池反应

（4)如果电解过程中Ｂ溶液中的金属离子全部析出,此时电解能否继续进行,为什么? （5)若经过一段时间后，测得乙中c 电极质量增加了1６g ，要使丙恢复到原来的状态，

操作是 。

巩固练习

1、(０9沈阳市高三教学质量监测）某稀溶液中含有等物质的量的Z ｎＳO 4、Ｆe ２（SO 4)3、Ｈ2SO 4、

C ｕSO 4，向其中逐渐加入铁粉，溶液中Fe 2+

的物质的量（纵坐标/m ｏｌ）和加入铁粉的物质的

量（横坐标/mol ）之间的关系为 （ )

２、在体积都为0.1 Ｌ，pH 都等于2的盐酸和醋酸溶液中,

各投入０。６5 ｇ锌粒，则下图所示比较符合客观事实的 （ ) ? （ )

3、下列实验过程中产生的现象与对应的图形符合的是

pH

7

沉 淀

质 量

A。盐酸中加入NａAlO2溶液 B。SO2气体通入溴水中

pH

7

2

Ｃ．ｐH=1的醋酸与盐酸分别加水稀释 D.氨气通入醋酸溶液中

4、某温度下的水溶液中，c(H+)=10x mol/Ｌ，

c（OH-)＝10y mol／L.x与y的关系如右图所示：

（１）该温度下水的离子积为 .

(2）该温度下0.01 mｏl/L ＮaOH溶液的pH为.

5、pH=1的两种酸溶液A、B各１mL，分别加水稀释到１000mL，其pH与溶液体积(V）的关系如图示,下列说法不正确的是（)

A。A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等

B．稀释后,Ａ酸溶液的酸性比B酸溶液弱

C.若ａ=4，则Ａ是强酸，Ｂ是弱酸

D．若１〈a<4，则Ａ、B都是弱酸

6、（07湖北黄冈市高三化学大联考）标准状况下，向100 moｌ NａＯＨ溶液中缓慢通入

一定量的CO２气体,充分反应后，测得最后所得溶液M的PH〉7（反应前后溶液的体积变化忽略不计)。在溶液M中逐滴缓慢滴加１ mol/Ｌ盐酸，所得气体的体积与所加盐酸的体积关系如下图所示:

已知图中B点位置固定，且V（B）=300，而点A C 可在各自的轴上移动.

V(CＯ2）

ｍl

（盐酸）/ｍｌ（1)原溶液的物质的量浓度为__＿_＿_＿__mｏl/L，B 点时，最终所得溶液中的溶质的

物质的量浓度是______＿＿___m ｏl/L(两种溶液混合时体积可以直接相加） （2）V （A ）的取值不同时,溶液M 中的溶质的成分也不同，请填写下表： V （A ）的取值 V(A)=0 ０＜Ｖ（A)<15

０ Ｖ(A)＝150

１50〈V(A)〈30

０ 溶质的成分

①

②

③

④

（3）取V(A)＝1００时对应的溶液Ｍ 3０ml 与等体积的1 mol ／Ｌ的盐酸按各种可能的方式混合,产生的气体体积Vml ，则V 的取值范围是_＿_＿＿＿__＿_＿＿_______.

D D B Ｄ B Ｃ B D A Ｃ 11、答案 ⑴２Ca(ＯH)2＋2Cl ２=Ｃａ（C1O ）２＋CaCl 2+２H 2O

1０Ｃa （OH ）２+１０Cl 2＝2Ｃa （C1O ）２+Ca(C １O 3）２+７C ａCl ２＋1０H ２Ｏ

⑵5 ⑶＜

12、B

13、答案：（1) 负（1分); ４O Ｈ－-４e －

=2H 2Ｏ + O 2↑(2分) （2)5．6 L (2分） （３）２ＣuSO 4+2Ｈ2O

2Ｃu+O 2↑+2H 2ＳO 4(２分）

(４）能,因为CuSO 4溶液已转变为H 2S Ｏ４溶液,反应变为电解水的反应（３分) （５）向丙烧杯中加４.5g 水（2分）

巩固练习

A C C １０

-１5

13 A

6、答案（1)3 0。７5

（2）① NaH ＣＯ3 ② Na 2C Ｏ３和NaH ＣＯ３ ③ Ｎa ２CO ３

④ Ｎa ＯＨ和Ｎａ２CO ３ 2240

（３）0≤Ｖ≤４48

3

)

5(5++a a

溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)91946

一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞ c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。 ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于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溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。 【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， 2H2O2OH-+2H+， 2NH3·H2O，由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。 ⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中 c(OH-)＞c(H+)； ⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。例如Na2CO3溶液中微粒浓度关系。【分析】因碳酸钠溶液水解平衡为：CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。 二、电荷守恒和物料守恒 1．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)

盐溶液中离子浓度大小的比较

盐溶液中离子浓度大小的比较一、基本知识在盐溶液中存在平衡：水的电离平衡、盐的水解、弱电解质的电离平衡。 （H＋）与c（OH－）的关系： 中性溶液：c（H＋）＝c（OH－）（如NaCl溶液） 酸性溶液：c（H＋）＞c（OH－）（如NH4Cl溶液） 碱性溶液：c（H＋）＜c（OH－）（如Na2CO3溶液） 恒温时：c（H+）·c（OH－）＝定值（常温时为10－14） 2.电荷守恒：盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－） 如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－） 3.物料守恒：某元素各种不同存在形态的微粒，物质的量总和不变。 如 mol/L NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（NH3·H2O）＝ mol/L 如 mol/L Na2CO3溶液中：c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（H2CO3）＝ mol/L 4.质子守恒：溶液中水电离出的H＋与OH－相等 如Na2CO3溶液中：c（OH－）＝c（HCO3-）＋2c（H2CO3）＋c（H+） 二、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：

2020届高三化学复习试题调研：水溶液中的离子平衡 ——溶液中粒子浓度关系

水溶液中的离子平衡 ——溶液中粒子浓度关系 判断电解质溶液中的粒子浓度关系是近几年高考的必考题型，一般在选择题中作为压轴题呈现。因综合性强、难度大且常考常新，成为考生失分的重灾区。要想攻克此难关，需巧妙利用平衡观念和守恒思想建立起等量关系，进行分析，比较即可。 一理解两大平衡，树立微弱意识 1．电离平衡→建立电离过程是微弱的意识 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。如在稀醋酸溶液中存在：CH3COOH CH3COO－＋H＋，H2O OH－＋H＋，溶液中粒子浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)。 2．水解平衡→建立水解过程是微弱的意识 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溶液中存在：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，H2O H＋＋OH－，溶液中，c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)。 二巧用守恒思想，明确定量关系 1．等式关系 (1)电荷守恒 电解质溶液中所有阳离子所带正电荷总数与所有阴离子所带负电荷总数相等。 如：NaHCO3溶液中电荷守恒： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。 (2)物料守恒 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他离子或分子，但离子或分子中某种特定元素原子的总数不变。 如：在NaHCO3溶液中，n(Na)∶n(C)＝1∶1，推出c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)。 (3)质子守恒 质子守恒是指电解质溶液中的分子或离子得到或失去的质子的物质的量相等。质子守恒也可根据电荷守恒和物料守恒联合求出。 如：NH4HCO3溶液中H3O＋、H2CO3为得到质子后的产物；NH3·H2O、OH－、CO2－3为失去质子后的产物，故有c(H3O＋)＋c(H2CO3)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)＋c(CO2－3)。 [提醒] 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带有2个负电荷，不可漏掉。 2．不等式关系

溶液中离子浓度大小的比较教案

《溶液中离子浓度大小的比较》教案 鄂尔多斯市第二中学徐文 一、教学内容分析 本课时是高二化学选修4《化学反应原理》第三章《水溶液中的离子平衡》第三节盐类水解应中的一个课时。是基于学生已学习了弱电解质的电离，盐类水解的原理的基础上，对溶液中离子浓度的大小做一个全面的分析比较。本课时难度较大，教学中应要遵循循顺渐进的原则。 二、教学目标 1、知识目标： （1）理解盐类水解的实质、过程、一般规律。 （2）能书写三个守恒及初步掌握以下几种常见题型： ①单一溶液中离子浓度的大小比较； ②同浓度不同种溶液中同种离子浓度的大小比较； ③混合溶液中离子浓度的大小比较。 2、情感目标：培养学生的探究精神，养成用理论知识分析问题和解决问题的能力。 3、能力目标： （1）培养学生分析能力、应用理论解决实际问题能力； （2）培养学生正向思维、逆向思维、发散思维能力。 4、重点和难点： 重点：初步构建电解质溶液中离子浓度关系分析的一般思维模型与思想方法。 难点：三个守恒的书写及应用。 三、设计思路 1、指导思想：以学生为主体，让学生自主地参与到知识的获得过程中，并给学生充分的表

达自己想法的机会，以提高学生的分析实际问题 2、在教学内容的安排上：按照步步深入，从易到难，由简单到复杂的过程。 3、教学手段：根据本校高二学生的知识结构、心理特点和教学内容的实际需要，采取了讲述、讨论、点拨等教学方法，并结合多媒体进行教学。 四、教学准备 1、教师做好例题和变式训练题 2、做好多媒体课件 五、教学过程 温故知新—必须的知识储备 （一）电解质的电离规律 1、强电解质在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子； 2、弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的，在溶液中既存在电解质分子又存在电解质离子； 3、多元弱酸分布电离。 （二）水的电离规律 1、水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H+和OH- ； 2、由水电离产生的c(H+)＝c(OH-)。 3、思考： （1）在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小； （2）在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，使水的电离度变大。（三）盐类水解的规律 1、强酸弱碱盐如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性； 2、强碱弱酸盐如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈碱性； 3、多元弱酸盐还要考虑分步水解。

高二化学溶液中离子浓度大小比较专题

高二化学溶液中离子浓度大小比较专题（用） 一、相关知识点梳理: 1、电解质的电离 强电解质在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。弱电解质在水溶液中 是少部分发生电离的。多元弱酸如H 2CO 3 还要考虑分步电离： H 2CO 3 H+＋HCO 3 -；HCO 3 -H+＋CO 3 2-。 ２、水的电离 水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离， H 2 O H+＋OH-。水电离出的[H+]＝[OH-] 在一定温度下，纯水中[H+]与[OH-]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H+]·[OH-]，在２５℃时，Kw＝1×10-14。 在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，使水的电离度变大。 ３、盐类水解 在溶液中盐的离子跟水所电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。关于盐的水解有这么一个顺口溜“谁弱谁水解，谁强显谁性” 多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO 32-＋H 2 O HCO 3 -＋OH-、HCO 3 -＋H 2 O H 2 CO 3 ＋OH-。 ４、电解质溶液中的守恒关系 电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。 如Na 2CO 3 溶液中：[Na+]＋[H+]＝[HCO 3 -]＋2[CO 3 2-]＋[OH-] 物料守恒：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Na 2CO 3 溶液中n(Na+)：n(c)＝2：1，推出： c(Na+)＝2c(HCO 3 -)＋2c(CO 3 2-)＋2c(H 2 CO 3 ) 水的电离守恒（也称质子守恒）：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。 如在0.1mol·L－1的Na 2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H 2 S)。 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。例如在NH 4 HCO溶液中H O+、H CO为得到质子后的产物；NH、OH-、CO2-为失去质子后的产物，故有以下关系： c(H 3O+)+c(H 2 CO 3 )=c(NH 3 )+c(OH-)+c(CO 3 2-)。 列守恒关系式要注意以下三点： ①要善于通过离子发生的变化，找出溶液中所有离子和分子，不能遗漏。 ②电荷守恒要注意离子浓度前面的系数；物料守恒要弄清发生变化的元素各离子的浓 度与未发生变化的元素之间的关系；质子守恒要找出所有能得失质子的微粒，不能遗漏。 ③某些关系式既不是电荷守恒也不是物料守恒通常是两种守恒关系式通过某种变式 而得。 解题指导 电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。多年以来全国高考化

溶液中离子浓度的图像题专题

离子浓度的图像题专题 题型一:溶液离子浓度及导电能力的变化 1、（０８年广东·１8)电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的 物理量,根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终应。右图 是KOH溶液分别滴定ＨCl溶液和CH3ＣOOH溶液的滴定曲线示 意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·Ｈ2O溶液滴定HCl 和ＣH3COOＨ混合溶液的滴定曲线的是( ） 2、(09河北正定中学高三第四次月考)往含0.2 moｌNａOH和0．1 mｏlBａ（OＨ)2的 溶液中持续稳定地通入CO2气体，当通入气体的体积为６.72L（标况下)时立即停止，则在这一过程中，溶液中离子总的物质的量和通入CO2气体的体积关系正确的图象是(气体的溶解忽略不计) ( ) 3、一定温度下，将一定量的冰醋酸加水稀释．溶液的导电能力变化如图23—1所示，下 列说法中，正确的是 ( ) A．a、ｂ、ｃ三点溶液的pH：c〈ａ

D。a、ｂ、c三点溶液用1 ｍoＬ／L氢氧化钠溶液中和,消耗氢氧化钠溶液的体积:ｃ〈ａ ｃ（CH3ＣOO－) 〉 c（OH－）＞ c（H+） B．在B点，a ＞ 12．５，且有 c（Na+) = ｃ(ＣH3COO-）＝ｃ（OH-）＝ c(Ｈ +) Ｃ．在C点：c（CH３CＯＯ—）＞c(Na+) 〉ｃ（OH—） ＞ c(Ｈ+） Ｄ.在D点：c(CH3ＣOO－) + c（ＣH3COＯＨ）＝ 2c（Ｎa＋） 题型二：溶液稀释过程中离子浓度的变化 5、（０9山东）１５．某温度下,相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别 加 水稀释,平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据图 判断正确的是（ ) A。ll为盐酸稀释时pＨ值变化曲线 B。b点溶液的导电性比ｃ点溶液的导电性强 C．a点Ｋw的数值比c点K w的数值大 D.b点酸的总浓度大于ａ点酸的总浓度 ６、pH=11的x、ｙ两种碱溶液各5mL，分别稀释至500mL，其 pH与溶液体积（V）的关系如图所示，下列说法正确的是 （ ) A.稀释后ｘ溶液中水的电离程度比y溶液中水电离 程度小 Ｂ．若x、y是一元碱，等物质的量浓度的盐酸盐溶液 y的pＨ大 C．若x、y都是弱碱，则a的值一定大于9 D.完全中和x,y两溶液时,消耗同浓度稀硫酸的体积V（ｘ）〉Ｖ(y) 7、ｐＨ=2的A、B两种酸溶液各１ ml，分别加水稀释到1000 ｍl，其中ｐＨ与溶液体积V的关系如图所示,下列说法正确的是( )

电解质溶液中离子浓度关系

电解质溶液中离子浓度关系 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为： c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。 ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。

【分析】由于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溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。 【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， + 2H2O 2OH-+2H+， 2NH3·H2O，由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。

有关溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略

有关溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略 电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH 、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。现结合07年各省市高考试题和模拟题谈谈解答此类问题的方法与策略。 一、要建立正确一种的解题模式 1．首先必须有正确的思路： 2．要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。 二、要注意掌握两个微弱观念 1．弱电解质的电离平衡 弱电解质电离的过程是可逆的、微弱的，在一定条件下达到电离平衡状态，对于多元弱酸-+-HS +H ，H 的电离，可认为是分步电离，且以第一步电离为主。如在S 的水溶液中：H S HS 222-+S+H ， ++-2-－－。c(OH ＞c(S)H)+OH ，则离子浓度由大到小的顺序为c(H)＞c(HS ＞) O H 22．盐的水解平衡 在盐的水溶液中，弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子都会发生水解反应，在一定条件下达到水解平衡。在平衡时，一般来说发生水解反应是微弱的。多元弱酸根的阴离子的水解，可认为2－＋COHO 是分步进行的，且依次减弱，以第一步为主。 如在NaCO 溶液中存在的水解平衡是：2332++－－2－－－－－ ）。＞c ＞c(OH （)＞c(HCOHCO ＋OH ＋，HCO ＋HO HCOOHH ，则c(Na)＞c(CO))3322333 三、要全面理解三种守恒 关系电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数．电荷守恒：1 相等。++2－－++－cc )(Na(H)＋2n(CO))＋n(OH ＋)推出：n(Na 例如： NaHCO 溶液中：n(H)＋n(HCO)＝333－2－－ccc ) (HCO))＋2(CO ＋＝(OH 33离子会发生变化变成其它离子或分子等，电解质溶液中由 于电离或水解因素，2．物料守恒： 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。－－+2+cccc ) CO ＋＝11n(C)n(Na 溶液中例如：NaHCO)：＝：，推出：(Na)(HCO)(CO)＋(H 32333． +）的物质的量应相等。 3．质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质 子（H +－2－为失去质子后的、COCO 为得到质子后的产物；NH 、例如：在NHHCO 溶液 中HOOH 、H 3332433产物， +－2－ccccc )(OH 。)+)+(HCO)= (NH)+ 故有以下关系：(CO(HO 32333以上三种守恒是解 题的关键，对于这一类题的如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等只有通过平时的练习认真总结，形成技能，才能很好地解这一类型的题。 四、要熟悉常见题型与对策 1．单一溶质溶液中离子浓度大小关系 ① 强酸、强碱、强酸强碱盐溶液 +2－－c cc )。(OH(H))＝2＋(SO 对策：只考虑电解质的电离与水的电离。如HSO 溶 液中，442② 弱酸或弱碱溶液 +－2－ccc ))(H ＞)＞(HPO(HPO 对策：只考虑电离。如在HPO 溶液中，要考虑它是多

掌握溶液中氢离子浓度的计算方法

掌握溶液中氢离子浓度的计算方法 教学目标:让学生掌握溶液中氢离子浓度的计算方法，并让学生通过能够完成相关习题的训练，提高学生综合考虑和分清主次的能力。 教学重点：混合溶液和两性物质溶液的PH 值的计算。 教学难点：弱酸和弱减的混合溶液和两性物质溶液的PH 值的计算。 教学方法：讲授法和练习法 课时安排：三个课时 第一课时： 教学目标：掌握强酸或强碱溶液的酸度计算，弱酸或弱碱溶液的酸度计算 教学重点：强酸或强碱溶液的酸度计算，弱酸或弱碱溶液的酸度计算 教学难点：弱酸中酸度的计算 课时安排：40分钟 教学内容： PH 的计算 常用PH 计测量的方法确定溶液的PH 。如果已知某酸的浓度及其pKa ，还可以用计算的方法求得PH 。酸的种类繁多，如强酸、弱酸、一元酸、多元酸、混合酸、两性物质等。下面简要介绍常见的PH 计算方法。 一． 强酸或强碱溶液的酸度计算： 强酸强碱溶液在溶液中全部解离，故在一般情况下，酸度的计算比较简单。但他们的浓度很稀的时候，溶液的酸度的计算就需要考虑酸或碱本身解离出来的氢离子浓度或氢氧根离子浓度之外，还要考虑水解离出来的氢离子和氢氧根离子浓度。 二．弱酸和弱碱溶液的酸度计算： 1． 一元弱酸或弱碱 一元弱酸溶液中存在的酸碱组分有H ，OH ，HO ，A 和HA ，以HA 和HO 为参考水准，设 浓度为a mol/L 的 HCl 溶液 PBE a +=-+][OH ][H a a =≥+][H mol/L 101-6时，）（] OH [][H mol/L 102-8-+=≤时，）（a a K a a w +=+=<<+-+] [H ]OH [][H mol/L 101036-8-时，）（整理得 0 ][H ][H 2=--++w K a 若允许误差不>5%，有： 用同样的思路可处理强碱体系。 1. 强酸（强碱）溶液

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Na CO3溶液中，c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)> 2 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①NH4Cl ②CH3COONH4③NH4HSO4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·L－1的偏铝酸钠溶液和0.4 mol·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+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。 【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．0.01 mol·L－1的H2A溶液 B．0.01 mol·L－1的NaHA溶液 C．0.02 mol·L－1的HCl与0.04 mol·L－1NaHA溶液等体积混合液 D．0.02 mol·L－1的NaOH与0.02 mol·L－1的NaHA溶液等体积混合液。据此，填写下列空白(填代号)： (1)c(H+)最大的是_______，最小的是______。 (2)c(H2A)最大的是______，最小的是______。 (3)c(A2－)最大的是_______，最小的是______。 (1)A D(2)A D(3)D A 【例3】把0.02 mol·L-1CH3COOH溶液和0.01mol·L-1NaOH溶液以等体积混合，若c(H+)>c(OH —)，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－)

溶液中的守恒规律和离子浓度大小的比较

溶液中的守恒规律及离子浓度大小的比较(两课时) 学习目标： 1、复习巩固弱电解质的电离和盐的水解的规律 2、学会书写电荷守恒，物料守恒，质子守恒的关系式 3、掌握单一溶液和混合溶液中离子浓度大小的比较规律 一、溶液中的守恒规律 1．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷总数与所有的阴离子所带的负电荷总数相等。如：CH3COONa溶液中，n(Na+)＋n(H+)＝n(Ac-)＋n(OH-) 推导出： c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-) 一般用物质的量浓度表示等式关系 Na2CO3溶液,电荷守恒：c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) 练习写出下列溶液的电荷守恒关系式 NH4Cl NaHCO3 (NH4)2SO4 【注意】书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷的关系。【应用练习】： ①25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的PH＝7时，下列关系正确的是 A．c(NH4+)=c(SO42－) B．c(NH4+)>c(SO42－) C．c(NH4+)

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Na2CO3溶液中n(Na+)：n(c)＝2：1，推出：c(Na+)＝2c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋2c(H2CO3) CH3COONa溶液中物料守恒 c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 练习写出下列溶液的物料守恒关系式 NH4Cl NaHCO3 (NH4)2SO4 3．质子守恒： 如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒两式联立，将Na+离子消掉可得： c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。此关系式也可以按下列方法进行分析，由于指定溶液中氢原子的物质的量为定值，所以无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。可以用图示分析如下： 由得失氢离子守恒可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。 练习：写出下列溶液的质子守恒关系式 NH4Cl NaHCO3 (NH4)2SO4 达标练习： 写出下列溶液的三大守恒关系式 Na2S 电荷守恒 物料守恒 质子守恒 二、溶液中离子浓度大小的比较规律 （1）不同物质同种离子浓度比较型

溶液中氢离子浓度的计算公式总结-final新

溶液中H +浓度的计算公式总结： 一、强酸（强碱）溶液 1. c a ≥10-6 mol/L 时，[H +] =c a ； 2. c a ≤10-8 mol/L 时，[H +] = [OH -]=10-7； 3. 10-8＜c a ＜10-6 mol/L 时，求解一元二次方程0][][2=--++w a K H c H ，即得 2 4][2 w a a K c c H ++=+ 二、一元弱酸（碱）溶液 由PBE 可得：w a K HA K H +=+][][，整理得到一元三次方程。 1. c a ?K a ≥10K w 时，水的离解忽略不计： (1) c a /K a ≥100 (5-9) (2) c a /K a ＜100时，式 1 (5-8)，整理得到一元二次方程0][][2=-+++a a a K c H K H ，求解方程可得 a a a a K c K K H ++-=+42][2 2. c a ?K a ＜10K w 时, 水的离解不能忽略： (1) c a /K a ≥100 2 (5-10) (2) c a /K a ＜100时，弱酸离解部分不能忽略不计：整理得到一元三次方程 0])[(][][23=-+-++++w a w a a a K K H K K c H K H ——精确式(5-6) 三、多元弱酸(碱)溶液 以二元弱酸为例，由PBE 可得)] [21]([][221++++=H K A H K K H a a w ，整理得到一元四次方程，难以求解，见课本精确式(5-12)，故要采取近似处理。 H 2A 的第二级解离忽略不计，按一元弱酸处理。上述计算一元弱酸溶液中氢离子浓度的计算公式以及相关的近似条件都适用，只是要用二元弱酸的K a1代替一元弱酸的K a 。 *推广到所有碱溶液pH 的计算，先求算溶液中OH -浓度：(1) [OH -]代替[H +]；(2) K b 代替K a ；(3) c b 代替c a ；则pOH= -lg[OH -]，pH=14- pOH 。 (注1：涉及到计算多元碱溶液中的OH -浓度，则注意要用相应的碱的各级离解常数代替酸的相应的各级离解常数(如用k b1代替k a1，用k b2代替k a2))。 (注2：c a 代表酸的浓度，c b 代表碱的浓度)

比较溶液中各离子浓度大小的关键

高考热点难点离子浓度大小排序破解之法 溶液中各离子浓度大小比较的关键 内容提要：某些盐在水溶液中，由于发生了电离或水解等复杂的变化，导致溶液中粒子种类发生了变化，从而离子浓度也发生改变。比较离子浓度大小的问题是历年高考的热点和难点，突破此问题是高三化学教师历年探究的重点。笔者在多年教学实践中总结出突破此种题型的关键所在。 关键词：离子浓度排序方法 一.电离产生的离子浓度要比被电离的离子(或分子)的浓度小； 二.水解产生的离子浓度要比被水解的离子的浓度小； 三.正确运用电荷守恒和物料守恒； 四.若是混和溶液则判断是电离为主或是水解为主。 五.举例如下： 1.如、NaHSO4 只电离不水解显强酸性。Na2CO3只分步水解显碱性。 2.如、NaHCO3、K2HPO4、NaHS是水解为主，电离为次，显碱性。 3.如、NaH2PO4、NaHSO3KHSO3 、NH4HSO3是电离为主，水解为次。显酸性。 4.如、H2CO3分步电离，且第一步是主要的。H2CO3H＋＋HCO3－ HCO3－H＋＋CO32－有：C(H＋)>C(HCO3－)>C(CO32－)>C(OH－) 5.Na2CO3溶液的离子浓度大小顺序 Na2CO3===2Na＋＋CO32－CO32－＋H2O HCO3－＋OH－ HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－H2O H＋＋OH－ 电荷守恒C(Na＋)＋C(H＋)===C(OH－)＋C(HCO3－)＋2C(CO32－) 物料守恒C(CO32－)＋C(HCO3－)＋C(H2CO3)===1/2C(Na＋) 两式合并C(OH－)===C(H＋)＋C(HCO3－)＋2C(H2CO3) 有：C(Na＋)>C(CO32－)>C(OH－)>C(HCO3－)>C(H＋) 6.Na2S溶液的离子浓度大小顺序 Na2S===2Na＋＋S2－S2－＋H2O HS－＋OH－ HS－＋H2O H2S＋OH－H2O H＋＋OH－ 电荷守恒C(Na＋)＋C(H＋)===C(OH－)＋C(HS－)＋2C(S2－) 物料守恒C(S2－)＋C(HS－)＋C(H2S)===1/2C(Na＋) 两式合并C(OH－)===C(H＋)＋C(HS－)＋2C(H2S) 有：C(Na＋)>C(S2－)>C(OH－)>C(HS－)>C(H＋) 7.NaHCO3溶液的离子浓度大小顺序 NaHCO3===Na＋＋HCO3－H2O H＋＋OH－ HCO3－H＋＋CO32－HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－ 电荷守恒C(Na＋)＋C(H＋)===C(OH－)＋C(HCO3－)＋2C(CO32－) 物料守恒C(CO32－)＋C(HCO3－)＋C(H2CO3)===C(Na＋) C(OH－)===C(H＋)＋C(H2CO3)—C(CO32－) C(H＋)===C(OH－)＋C(CO32－)—C(H2CO3) 当NaHCO3的浓度很稀时C(OH－)>c(CO32－)

电解质溶液中由水电离出的氢离子浓度的计算技巧

电解质溶液中由水电离出的氢离子浓度的计算技巧 [摘要]“电解质溶液中的离子平衡”是高中化学教学的重点与难点，而关于“水电离出的氢离子浓度”的计算更是教学难点，在高考试题中占有一定的比例。学生解这类题时常常容易出错，因此引导学生掌握此类题型的计算技巧显得尤为重要。 [关键词]电解质溶液；水的电离；氢离子浓度；计算技巧 [中图分类号] [文献标识码] A [文章编号] 1674-6058（2018）17-0059-02 “解质溶液中的离子平衡”是高中化学教学的重点与难点，而关于“水电离出的氢离子浓度”的计算更是教学难点，在高考试题中占有一定的比例，学生解这类题时常常容易出错。在电解质溶液中水是最重要的溶剂，离子平衡一般取决于溶质和水的电离平衡，由于水的电离较弱，有时可以忽略不计，而只考虑溶质的电离；但有时水的电离又不可以忽略。怎样去理解这个问题，是长期以来困扰学生的一个难题。本文就电解质溶液中水电离出的氢离子浓度的计算技巧提供一些建议，旨在为高中化学教学提供一定的参考与

指导。 现对近几年高考中出现的“水电离出的氢离子浓度的计算”题型进行归类解析。 【例1】求常温下 mol/L的盐酸溶液中，由水电离出的氢离子浓度。 解析：由HCl[ ]H++Cl-和H2O []H++OH-可知，溶液中的氢离子浓度是由HCl和H2O共同决定的，氢氧根离子浓度只由H2O决定，由此可知c（H+）水=c（OH-）水，也就是说水电离出的氢离子和氢氧根离子永远相等。所以要求水电离出的氢离子浓度，只要计算出水电离出的氢氧根离子浓度即可。 mol/L的盐酸即 pH=1，那么c（OH-）总= c（OH-）水=10-13 mol/L，所以c（H+）水=c（OH-）水=10-13 mol/L。 【例2】求常温下 /L的氢氧化钠溶液中，由水电离出的氢氧根离子浓度。 解析：由NaOH[ ]Na++OH-和H2O []H++OH-可知，溶液中的氢氧根离子浓度是由NaOH和H2O共同决定的，氢离子的浓度只由H2O决定，而 c（H+）水=c（OH-）水，这是绝对成立的，也就是说水电离出的氢离子和氢氧根离子永远相等，所以要求水电离出的氢氧根离子浓度，只要计算出水电离出的氢离子浓度即可。L 的氢氧化钠即pH=13，c（H+）总= c（H+）水=10-13

水溶液中离子浓度大小比较

1..单一溶液中离子浓度大小的比较 (1)氯化铵溶液 ①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程。 电离： 水解： 判断溶液中存在的离子有 ②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是 (2)醋酸钠溶液 ①先分析溶液中的电离、水解过程。 电离： 水解： 判断溶液中存在的离子有 ②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是 (3)碳酸钠溶液 ①分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程： 电离： 水解： 溶液中存在的离子有 ②溶液中离子浓度由大到小的顺序是 (4)碳酸氢钠溶液 ①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程： 电离： 水解： 溶液中存在的离子有 ②由于HCO－3的电离程度HCO－3的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是(5)亚硫酸氢钠溶液 ①分析溶液中的电离、水解过程： 电离： 水解： 溶液中存在的离子有 ②由于HSO－3的电离程度HSO－3的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是 2.混合溶液中离子浓度大小的比较 (1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有 ；其浓度由大到小的顺序是 (2)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为，由于NH3·H2O 的电离程度NH＋4的水解程度，所以溶液呈性；溶液中存在的离子有；其浓度由大到小的顺序是 (3)物质的量浓度相同的CH3COONa溶液和NaClO溶液等体积混合，溶液中的溶质为，溶液中存在的离子有，由于ClO－的水解程度CH3COO－的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序为 (4)物质的量浓度相同的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等体积混合，溶液中的溶质为，由于CO2－3的水解程度 HCO－3的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序为

溶液中离子浓度的关系比较

溶液中离子浓度的关系比较（Ⅰ） 王在强 引入: 溶液中离子浓度的关系比较是近几年高考的热点和难点之一，学生在解答此类型问题时，常感到思维混乱，无从下手。原因是没有抓住问题的题眼和没有形成正确的解题思维过程，从而形成解决此类问题的一般模式。本类型问题的解题思路遵循两个原则： 一、解题思路 （一）两弱原则 ①电离程度“小” 该原则主要是指弱酸、弱碱溶液的电离程度很小，产生的离子浓度也很小。适用弱电解质的溶液中离子浓度大小比较的题型，遵循的方法是：首先写出溶液中存在的所有的平衡关系，确定溶液中存在的离子种类。由于电离或水解很弱，决定了溶液中原有溶质离子或分子的浓度一定大于水解或电离得到的微粒的浓度。 1、一元弱酸或弱碱的电离 例1、0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中的离子分子大小关系如何？ 首先写出溶液中存在的平衡关系， [投影] CH 3COOH CH3COO- + H+ H 2O H+ + OH- 由于电离或水解很弱，决定了溶液中原有溶质离子的浓度一定大于水解或电离得到的微粒的浓度，在此溶液中溶质为CH3COOH。由CH3COOH电离的c(H+)、C(CH3COO-)相等，但水会继续电离出H+，因此c(H+)＞c(CH3COO-)。由于溶液呈酸性，一般来讲c(OH-)最小，即c(CH3COOH)＞c(H+)＞C(CH3COO-)＞c(OH-) 2、多元弱酸溶液的电离 例2、0.1mol·L-1H3PO4溶液中离子分子浓度大小关系如何？ 首先写出溶液中存在的平衡关系， [投影] H 3PO4H+ +H2PO4- H 2PO4-H+ + HPO42- HPO 42-H+ +PO43- O H+ + OH- H H3PO4分三步电离，首先H3PO4少量电离出H+和H2PO4-接着H2PO4-少量电离出H+和HPO42-，由于本来电离出的H2PO4-就很少，加上它少了个H，电离的倾向就更小，所以它电离出的HPO42-会少到可以忽略，最后HPO42-少量电离出H+和PO43-就更少了 所以计量H3PO4电离能力和它的酸性只考虑第一步电离，溶液中离子分子浓度大小关系为: c(H3PO4) ＞c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)＞c(OH-) 【练习】在0.1mol/L的H2S溶液离子分子浓度大小关系如何？ 答案: c(H2S) ＞c(H+)＞c HS-)＞c(S2-)＞c( OH-) O H+ + OH- 解析：溶液存在平衡：H S HS- + H+HS-S2- + H+ H 溶液中原溶质为H2S，多元弱酸以第一步电离为主。如果溶液呈酸性，一般c( OH-)放在最后。 ②水解程度“小” 1、一元弱酸的正盐溶液 例1、CH3COONa溶液中存在的离子分子浓度大小关系： 同样先写出溶液中存在的平衡关系：

专题复习--有关pH计算电解质溶液中离子浓度的关系

专题复习－－有关pH 计算、电解质溶液中离子浓度的关系 有关pH 计算： （一）三种类型pH 计算： 1. 电解质溶液加水稀释 （1）强电解质溶液的稀释； （2）弱电解质溶液的稀释。 2. 不同浓度的强酸（或强碱）自相混合pH 计算： （1）酸I ＋酸II []()() H n H n H V V I II I II + ++= ++ （2）碱I ＋碱II []()() OH n OH n OH V V I II I II - --= ++ 3. 酸碱混合溶液pH 的计算： （1）混合溶液呈中性： 强酸强碱：+=+- n H n OH ()() 室温时：[][]/H OH mol L +--==?1107 （2）混合溶液呈酸性： []()() H n H n H V V I II I II + -+= -+ （3）混合溶液呈碱性： []()() OH n OH n H V V I II I II - -+= -+ （二）酸碱稀溶液pH 值计算途径 n n H nC OH nC H OH pH pOH 元强酸元强碱 酸酸[][][][]+-+-==

室温时，同一溶液的pH pOH +=14 电解质溶液中离子浓度的关系： （一）运用好两个守恒关系： 1. 电荷守恒关系：阴阳离子电荷数相等，即溶液为电中性； 2. 物料守恒关系：即各种元素的原子个数在溶解前后保持不变。 此两种守恒关系，决定了溶液中离子间等式关系成立的基础。 （二）一种电解质溶液中离子浓度大小的比较： 1. 强酸弱碱盐溶液：主抓弱碱离子水解平衡； 2. 强碱弱酸盐溶液：主抓弱酸根离子水解平衡； 3. 弱酸溶液：主抓弱酸的电离平衡； 4. 弱碱溶液：主抓弱碱的电离平衡； 5. 强碱弱酸溶液的酸式盐溶液：主抓酸式酸根离子的电离和水解两种平衡。 （三）两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较： 1. 强酸与弱碱混合（或强碱与弱酸混合）： a. 恰好反应时，主抓两溶液混合生成强酸弱碱盐的水解情况； b. 当弱碱（或弱酸）剩余时，溶液的酸碱性由强酸弱碱盐（或强碱弱酸盐）水解和弱碱（或弱酸）的电离相对大小决定。 2. 强碱弱酸盐与强酸混合（或强酸弱碱盐与强碱混合）；主抓两溶液混合后生成的弱酸（或弱碱）的电离。 当弱酸（或弱碱）与盐的浓度相同时，通常情况，弱酸（弱碱）的电离程度大于强碱弱酸盐（强酸弱碱盐）的水解程度。 3. 强碱弱酸盐与弱酸混合（或强酸弱碱盐与弱碱混合）主抓题设中的条件。 【模拟试题】 有关pH计算： 1. 常温下，从pH＝3的弱酸溶液中取出1mL的溶液，加水稀释到100mL，溶液的pH为_________。 2. 常温下，等体积混合0.1mol/L盐酸和0.06mol/L氢氧化钡溶液后，溶液的pH为_________。 3. 在25℃时，若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该强酸pH与强碱的pH之间的关系应满足____________。 4. 某温度时，水的K W＝10-13，将该温度下pH＝11的NaOH溶液aL与pH＝1的硫酸溶液bL 混合。 （1）若所得混合液为中性，则a:b＝________ （2）若所得混合液的pH＝2，则a:b＝________ （3）若所得混合液的pH＝10，则a:b＝________ 5. 常温下，某强酸溶液pH＝a，强碱溶液pH＝b，已知a＋b＝12，酸碱溶液混合后pH＝7，则酸溶液体积V（酸）和碱溶液体积V（碱）的关系是______________。