专题三水溶液中微粒浓度大小的比较

溶液中微粒浓度大小的比较及守恒思想电解质溶液中微粒浓度之间的关系主要应由以下几个方面来确定．1．水解原理：即在有“弱离子”的溶液中，由于该离子水解，因而使其浓度减少一部分，故有[不水解离子]＞[水解离子]＞[显性离子]＞[隐性离子]（注：显性是指显酸、碱性，隐性与之相反．若显酸性则隐性离子为OH-，反之为H+）．Na2CO3溶液中离子浓度大小：2．电荷守恒：即溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数．如Na2CO3溶液中可以表示为：3．物料守恒：即溶液中某元素物质的量总量等于溶液中所有含该元素的微粒的物质的量之和．如Na2CO3溶液中，因n（Na+）=2n（Na2CO3）而碳元素在该溶液中从而可得：还可由此等式和依电荷守恒得出的等式联立推得另一个新的等式：再由水解原理可得：4. 质子守恒：由水电离出的c（H+）水=c（-OH）水。

Na2CO3溶液中质子守恒关系为：[例1]NaHCO3溶液中，下列微粒浓度大小比较正确的是 [ ]【例2】0.1mol•L―1CH3COOH溶液和0.1mol•L―1NaOH等体积混合后离子浓度的关系正确的是A.c(-COOCH3)>c(Na+)>c(-OH)>c(H+) B.c(Na+)>c(-COOCH3)>c(-OH)>c(H+) C.c(Na+)>c(-COOCH3)>c(H+)>c(-OH) D.c(Na+)=c(-COOCH3)>c(-OH)=c(H+) 【例3】（09年江苏化学·13）下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）A．室温下，向0.01mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)＞c(-24SO)＞c(+4NH)＞c(-OH)＝c(+H)B．0.1mol·L－1NaHCO3溶液：c(Na＋)＞c(-OH)＞c(-3HCO)＞c(+H)C．Na2CO3溶液：c(-OH)－c(+H)＝c(-3HCO)＋2c(H2CO3)D．25℃时，pH=4.75、浓度均为0.1mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：c(-COOCH3)＋c(-OH)＜c(CH3COOH)＋c(+H)【例4】（08广东卷）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。

溶液中微粒浓度大小的比较1．几个依据(1)电离理论：发生电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度，如H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO3－)≫c(CO32－)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)(2)水解理论：发生水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度，如Na2CO3溶液中：c(CO32－)＞c(HCO3－)≫c(H2CO3)(多元弱酸酸根离子的水解以第一步为主)(3)电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。

如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)(4)物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。

如0.1 mol/LNaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol/L。

(5)质子守恒：如纯碱溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)可以认为，Na2CO3溶液中OH－和H＋都来源于水的电离，其总物质的量是相等的。

可水解的正盐可直接利用质子守恒关系判断等量关系，方便直观。

2．几种题型(1)多元弱酸溶液中，根据弱酸的分步电离进行分析，如在H3PO4溶液中：c(H＋)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)。

(2)多元弱酸的正盐溶液中，按弱酸根离子的分步水解进行分析，如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)。

(3)不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其他离子对该离子的影响，如在同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4。

c(NH4＋)由大到小的顺序为③＞①＞②。

(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。

如在0.1 mol/LNH4Cl溶液和0.1 mol/L的氨水混合溶液中，各离子浓度大小的顺序为：c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。

溶液中微粒浓度大小的比较□北京/卢娟卢有祥在最近七年的高考中，有关溶液中微粒浓度大小比较的题目频繁出现，就是因为这类试题综合考查物质的量浓度、弱电解质的电离平衡、水的电离平衡、盐类的水解平衡及物料守恒等知识，是考查学生分析、综合能力的好题。

现就这类题目的解题思路和方法归纳如下：一．准备知识1．离子电荷守恒：在电解质溶液中，阴、阳离子所带的正、负电荷总数应该相等即电解质溶液对外不显电性。

如在NaHCO3溶液中，存在有Na+、H+、CO32-、HCO3-、OH-。

阳离子所带正电荷总数表示为：c(Na+).v + c(H+).v阴离子所带负电荷总数表示为: c(HCO3-).v + c(OH-).v + 2c(CO32-).v，这里的“2”是因为带CO32-2个单位负电荷。

由阴、阳离子所带的正、负电荷总数相等，同时同一溶液中各微粒体积相同，化简后得：c(Na+) + c(H+) = c(HCO3-) + c(OH-) + 2c(CO32-)这叫做离子电荷守恒。

2.物料守恒：在溶液中某元素的各种存在形式的离子或分子中，原子个数是守恒的，例如：0.1mol/L 的NaHCO3溶液中：c(HCO3-) + c(H2CO3) + c(CO32-) = 0.1mol/L。

3．电离平衡和水解平衡：多元弱酸的电离是多步的，例如：H2S H+ + HS-，HS- H+ + S2-溶液的酸性主要由第一步电离所决定。

多元弱酸盐的水解是分步进行的，例如：CO32- + H2O HCO3- + OH-溶液的碱性主要由HCO3-+ H2O H2CO3 + OH-溶液的碱性主要由第一步水解决定。

在相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中， CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，在相同浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液中，NH3·H2O的电离程度大于NH4Cl的水解程度，但在相同浓度的HCN和NaCN溶液中， HCN的电离程度小于NaCN水解程度，这点也应注意。

案例展示2013-12有关溶液中微粒浓度的大小比较问题是中学化学中常见的问题。

这类题目知识容量大、综合性强，涉及的知识点有：弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。

如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢？在电解质溶液中常存在多个平衡关系，应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用两种理论、三种守恒、三个观点去分析解题。

一、两种理论离子的产生及浓度变化与化学反应、电离、水解等过程直接相关，含单一溶质溶液解题时应首先考虑电解质的电离和水解。

1.电离理论（1）弱电解质的电离程度不大，溶液中的微粒主要是以弱电解质的分子形式存在。

（2）多元弱酸是分步电离的，以第一步为主。

例如H3PO4溶液，c（H3PO4）>c（H2PO4-）>c（HPO42-)>c（PO43-）。

（3）在电解质溶液中同时考虑水的电离。

例如0.1mol/L的CH3COOH溶液中，c（H+）>c（CH3COO-）。

2.水解理论（1）弱离子因水解而消耗，但一般水解程度不大。

（2）水解的实质是水电离平衡的移动。

例如NH4Cl溶液中，c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH-）>c（NH3·H2O）。

（3）多元弱酸的阴离子是分步水解的，以第一步为主。

例如Na2CO3溶液中，c（CO3-）>c（HCO3-）>c（H2CO3）。

对于两种溶液混合，应先着眼于物质之间的化学反应，再考虑电解质的电离及离子的水解；若没有化学反应存在，则直接考虑电解质的电离及离子的水解。

二、三种守恒电解质在溶液中存在着三种基本关系：物料守恒、元素守恒、电荷守恒。

1.物料守恒物料守恒是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，n（Na+）∶n（C）=1∶1，则推出：c（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3）。

LiberalArtsGuidance2020年09月（总第386期）文理导航No.09,2020Serial No.386电解质溶于水后,由于各种离子发生不同的变化,其浓度也有较大的变化。

各微粒浓度的大小比较就是重要的问题,也是现在高考的一个重点和热点。

现就比较方法作以下的整理和归纳,简称“一二三原则”。

一、一个优先将不同溶液混合时,有化学反应的一定优先考虑化学反应,按化学方程式“完全反应”后,将原混合溶液等同为“剩余的反应物和生成的产物按照一定比例混合”,然后考虑微粒各自的变化。

例1:将0.2mol/L 的CH 3COOH 溶液与0.1mol/L 的NaOH 溶液等体积充分混合,将混合后各离子的浓度从大到小排序。

【分析】溶液混合后,发生酸碱中和反应,CH 3COOH 过量一倍,该溶液就可以等同于“将CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等物质的量混合”,在相同条件下,CH 3COOH 的电离强于CH 3COO -的水解,所以溶液中各微粒的浓度从大到小的顺序为:c(CH 3COO -)>c(Na +)>c(CH 3COOH)>c(H +)>c(OH -)。

例2:(2018年浙江化学学考第23题改变)在常温下,向10mL 浓度均为0.1mol/L 的NaOH 和Na 2CO 3混合溶液中滴加0.1mol/L 的盐酸,当加入5mL 盐酸时,溶液中各离子浓度从大到小的顺序为。

【分析】盐酸加入后,NaOH 优先与盐酸反应,但仍然过量一倍,该溶液可以等同为“将NaOH 、NaCl 、Na 2CO 3三种物质按物质的量之比为1:1:2混合”,CO 32-水解产生OH -,但被NaOH 抑制,CO 32-水解微弱,大部分没有水解,所以溶液中各微粒的浓度从大到小的顺序c(Na +)>c(CO 32-)>c(OH -)>c(Cl -)>c(HCO 3-)>c(H +)。

溶液中微粒浓度的大小比较在近几年的高考中，溶液中微粒浓度的大小比较题目和相关电离平衡常数在选择题和非选择题中开始陆续展现出它的魅力，因为它可以将物质的量浓度，弱电解质的电离平衡、水的电离、盐类的水解等知识很好的综合在一起。

在高考题目中属于拉档次的题型。

现将这类题的解题心得归纳如下，希望能帮助同学们快速解决实际问题.一、解题思路：二、理论依据：（一）电离理论：弱电解质的电离是微弱的，Ka1 》Ka2 》Ka3 如：H2CO3溶液中：第一步电离H2CO3 HCO3- + H+第二部电离HCO3- CO32- + H+故有：C（H2CO3）C（H+）C（HCO3-）C（CO32-）同理①H2S溶液中：C（H2S）C（H+）C（HS-）C（S2-）②氨水中：C（NH3·H2O）C（OH-）C（NH4+）（二）水解理论：水解是微弱的，Kh1Kh2 》Kh3如Na2S溶液中：第一步水解S2-+ H2O HS- + OH-第二部水解HS-+ H2O H2S + OH-故有：C（Na+）C（S2-）C（OH-）C（HS-）C（H2S）同理Na2CO3溶液中：C（Na+）C（CO32-）C（OH-）C （HCO3-）C（H2CO3）那么NaHCO3溶液中各微粒浓度大小又如何呢？因为NaHCO3是酸式盐，故它是既电离又水解。

电离反应式HCO3- CO32- + H+水解离子方程式HCO3-+ H2O H2CO3 + OH-又因为NaHCO3溶液显碱性，所以水解程度大于电离程度。

故有：C（Na+）C（HCO3-）C（OH-）C（CO32-）C （H+）C（HCO3-）C（H2CO3）C（CO32-）现在可以练习一下NaHSO3溶液中各微粒浓度大小。

（该溶液显酸性）结果对比一下，学会了吗？C（Na+）C（HSO3-）C（H+）C（SO32-）C（OH-）C（HSO3-）C（SO32-）C（H2SO3）（三）电荷守恒：溶液中阴离子，阳离子所带电荷总数相等。

溶液中微粒浓度大小的比较一、理论依据1、弱电解质的电离理论弱电解质的电离过程是可逆的、微弱的，在一定条件下达到电离平衡状态。

多元弱酸的电离，是分步电离，且以第一步电离为主：例如：在H2S水溶液中粒子浓度由大到小的顺序为：c(H2S)>c(H+)>c(HS-)>c(S2-)结论：弱电解质分子的浓度>第一步电离产生的离子浓度>第二步电离产生的离子浓度2、盐类的水解理论在盐的水溶液中，弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子都会发生水解反应，在一定条件下达到平衡状态。

一般来说水解反应是微弱的，多元弱酸根的阴离子分步水解，且依次减弱，以第一步为主。

例如：在Na2CO3水溶液中离子浓度由大到小的顺序为:c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)结论：弱电解质分子的浓度>第一步电离产生的离子浓度>第二步电离产生的离子浓度二、电解质溶液中的三大守恒1、电荷守恒电解质溶液中，不论存在多少种离子，但溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷浓度一定等于阳离子所带正电荷浓度，也就是电荷守恒规律。

如Na2CO3溶液中存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋c(OH－)＋2c(CO32-)注意：电荷浓度=离子浓度×离子所带电荷数2、物料守恒电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的。

如Na2CO3溶液中:n(Na):n(C)=2：1推出：c(Na＋)＝2c(CO32-)＋2c(HCO3-)＋2c(H2CO3)3、质子守恒电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。

①如正盐Na2CO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)②酸式盐NaHCO3溶液中：c(H2CO3)+c(H＋)=c(CO32-)+c(OH-)。

溶液中微粒浓度的大小比较1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：①电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒(原子个数前移):某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和③质子守恒(得失H+个数前移):：∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数== ∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数2、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：①中常化学常见的有三对等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的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②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH 的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.（因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc 不水解”考虑，即只考虑酸的电离。

）溶液中离子浓度大小的比较是近年来常考的题型。

该题型主要考查对中学化学中三种平衡的理解(即水的电离平衡、弱电解质的电离平衡、盐类水解平衡)。

涉及溶液中的三种关系(离子浓度大小关系、电荷守恒关系、原子或离子个数的定组成关系)。

这类题的发展趋势是：由研究正盐向研究酸式盐发展；由研究适量情况下关系向研究过量情况下的关系发展；由研究一元酸与一元碱形成的盐向研究多元酸与碱形成的盐发展；由研究具体的酸与碱混合问题向研究一般的酸与碱(用通式表达)混合问题发展。

一、一种电解质溶液中离子浓度大小的比较1、强酸弱碱盐溶液解题关键：抓住离子的水解平衡。

<div class="article_tit"> 2011年高考亮点――溶液中微粒浓度大小比较</div> <span>作者&nbsp;:&nbsp;未知</span> <p> 电解质溶液中微粒浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。

这种题型考查的知识点多，灵活性和综合性较强，有较好的区分度，能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、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。

下面结合2011年高考试题对相关的规律与解题方法进行全面总结，希望对同学们的复习有所帮助。

<br/> 一、比较微粒浓度大小所涉及的基本理论 <br/> <br/> <br/> 1.电离理论<br/> 一般来说，弱电解质的电离程度不是很大，所以电离出的离子浓度相对较小。

一元弱酸和一元弱碱的电离一步进行，多元弱酸的电离分步进行，且电离程度逐步减小。

在比较离子浓度大小时，还要考虑到水有极其微弱的电离，对H+和OH-浓度有影响，如CH3COOH 溶液中c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-),而H2S溶液中c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-)。

而电解质相对越弱，电离程度就越小，如等浓度的CH3COOH和HF，因HF更难电离，所以CH3COOH溶液中H+浓度稍大。

<br/> 2.水解理论 <br/> 盐所电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解程度不是很大，所以水解出的离子浓度也相对较小。

(1)水解生成的弱电解质(弱酸或弱碱)越弱，水解程度就越大，如同浓度的NaX、NaY、NaZ，若酸性HX>HY>HZ，则X-、Y-、Z-水解程度依次增大，盐溶液中OH-浓度依次增大。

溶液中微粒浓度的大小比较----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：CH3COOH CH3COO－＋H＋，H2O OH－＋H＋，在溶液中微粒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根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，CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，H2O H＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。

三个守恒(1)电荷守恒电荷守恒是指溶液呈电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度．如Na2CO3溶液中：(2)物料守恒物料守恒即原子守恒，指变化前后元素原子个数守恒．如：0.1 mol/L的Na2CO3溶液中：(3)质子守恒质子守恒指溶液中质子发生转移时，质子数不发生变化(即水电离出的H+与OH-守恒)．1.常温下，下列离子浓度的关系正确的是()A．pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合：c(NH＋4)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)B．0.2 mol·L－1的CH3COONa溶液与0.1 mol·L－1的HCl等体积混合：c(Na＋)>c(Cl－)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)C．0.1 mol·L－1的HCN(弱酸)和0.1 mol·L－1的NaCN等体积混合：c(HCN)＋c(CN－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)D、相同物质的量浓度时，溶液中c(NH＋4)由大到小的顺序：NH4Al(SO4)2>NH4Cl>CH3COONH4>NH3·H2O2．(2017·成都模拟)室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是()A、若pH>7，则一定是c1V1＝c2V2B．在任何情况下都是c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)C．当pH＝7时，若V1＝V2，则一定是c2>c1D．若V1＝V2，c1＝c2，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)3.(安徽高考)室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是( ) A ．Na 2S 溶液：c (Na ＋)>c (HS －)>c (OH －)>c (H 2S)B 、Na 2C 2O 4溶液：c (OH －)＝c (H ＋)＋c (HC 2O －4)＋2c (H 2C 2O 4)C ．Na 2CO 3溶液：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝2c (CO 2－3)＋c (OH －)D ．CH 3COONa 和CaCl 2混合溶液：c (Na ＋)＋c (Ca 2＋)＝c (CH 3COO －)＋c (CH 3COOH)＋2c (Cl －)4．[2017·郑州模拟] 常温下，下列离子浓度的关系正确的是( ) A ．pH ＝2的盐酸与pH ＝12的氨水等体积混合：c (NH ＋4)＝c (Cl －)>c (H ＋)＝c (OH －)B ．0.2 mol·L －1的CH 3COONa 溶液与0.1 mol·L －1的HCl 等体积混合：c (Na ＋)>c (Cl －)>c (CH 3COO －)>c (H ＋)>c (OH －)C ．0.1 mol·L －1的HCN (弱酸)和0.1 mol·L －1的NaCN 等体积混合：c (HCN )＋c (CN －)＋c (OH －)＝c (Na ＋)＋c (H ＋)D 、相同物质的量浓度时，溶液中c (NH ＋4)由大到小的顺序： NH 4Al (SO 4)2>NH 4Cl>CH 3COONH 4>NH 3·H 2O难溶电解质的溶解平衡1．沉淀的溶解平衡 (1)沉淀溶解平衡的概念在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀的速率相等的状态。