溶液中离子浓度的关系

滴定终点时溶液中离子浓度大小关系
滴定终点时溶液中离子浓度的大小关系可以从不同角度来进行
分析。

首先，我们可以从酸碱滴定的角度来看待这个问题。

在酸碱
滴定中，当滴定剂与待测溶液中的酸或碱完全中和时，会出现所谓
的滴定终点。

在滴定终点时，溶液中的离子浓度会发生变化。

比如
在强酸和强碱的中和反应中，滴定终点时溶液中氢离子和氢氧根离
子的浓度会趋于相等，而在其他酸碱滴定反应中，滴定终点时溶液
中离子浓度的大小关系会根据所用的指示剂和滴定剂的性质而有所
不同。

另外，从化学平衡的角度来看，滴定终点时溶液中离子浓度的
大小关系也是非常重要的。

在滴定过程中，当反应达到化学平衡时，溶液中各种离子的浓度会对滴定终点产生影响。

比如在复分析滴定中，金属离子和配体的配位化合物的形成与解离会影响滴定终点时
的离子浓度大小关系。

此外，滴定终点时溶液中离子浓度的大小关系还与指示剂的选
择有关。

指示剂的选择会影响滴定终点的判定，从而影响溶液中离
子浓度的大小关系。

不同的指示剂对于不同的滴定反应会有不同的
适用范围，因此在选择指示剂时需要考虑溶液中离子浓度的大小关
系。

总之，滴定终点时溶液中离子浓度的大小关系是一个复杂而多方面的问题，需要综合考虑酸碱滴定、化学平衡和指示剂选择等多个方面的因素。

希望以上回答能够全面、完整地满足你的要求。

溶液中离子浓度的计算方法溶液中的离子浓度是化学研究和实验中一个重要的参数。

通常，我们可以通过溶解度、电离度和摩尔浓度等方法来计算溶液中离子浓度。

下面将分别介绍这些方法。

一、溶解度法溶解度法可以通过已知溶质在溶剂中的溶解度以及溶液的浓度来计算离子浓度。

具体计算公式如下：离子浓度 = 溶质浓度 ×溶解度其中，溶质浓度指的是溶质在溶液中的摩尔浓度，溶解度指的是溶质在溶剂中单位体积的溶解度。

二、电离度法电离度法可以通过已知溶质的电离度和摩尔浓度来计算溶液中的离子浓度。

电离度的定义是溶液中电离的溶质的浓度与溶液溶质总浓度之比。

具体计算公式如下：离子浓度 = 溶质浓度 ×电离度其中，溶质浓度指的是溶质在溶液中的摩尔浓度，电离度指的是溶质电离的比例或百分数。

三、摩尔浓度法摩尔浓度法是一种常用的计算溶液中离子浓度的方法。

通过已知溶质的摩尔浓度和离子的化学方程式来计算。

具体步骤如下：1. 根据反应方程式确定摩尔比率。

根据化学方程式，确定生成产物离子与反应物离子的摩尔比率。

2. 将溶质的摩尔浓度乘以摩尔比率。

将已知溶质的摩尔浓度乘以反应方程式中离子的摩尔比率，得到产物离子的摩尔浓度。

四、特殊情况下的计算在特殊情况下，我们需要考虑溶质和溶剂之间的化学反应和物理性质的影响。

这时，我们需要根据具体情况进行计算，并结合已知数据和实验结果进行判断。

总结：溶液中离子浓度的计算方法涵盖了溶解度法、电离度法和摩尔浓度法。

通过这些方法，可以准确计算溶液中离子的浓度。

在实际应用中，我们需要根据不同情况选择合适的计算方法，并结合实验数据进行计算。

通过这些计算，我们可以更加深入地理解溶液中离子的行为和性质。

化学平衡的离子浓度与溶液浓度的关系在化学反应中，离子浓度和溶液浓度是非常重要的物理参数。

平衡态下，离子浓度与溶液浓度之间存在着一定的关系。

本文将探讨离子浓度与溶液浓度的关系，以及如何通过调节溶液浓度来影响化学平衡。

一、离子浓度与溶液浓度的定义在讨论离子浓度与溶液浓度之间的关系之前，我们首先需要了解离子浓度和溶液浓度的定义。

离子浓度指的是溶液中特定离子的摩尔浓度，通常使用单位体积溶液中的离子数目来表示。

例如，对于溶液中的Na+离子来说，它的离子浓度可以用单位体积溶液中Na+离子的摩尔数目来表示。

溶液浓度是指溶液中溶质溶解在溶剂中的浓度，常用的表示方式有质量浓度、摩尔浓度和体积分数等。

例如，质量浓度指的是溶质质量与溶液总体积之比。

二、离子浓度与溶液浓度的关系离子浓度与溶液浓度之间存在着一定的关系。

根据溶剂的不同，离子浓度与溶液浓度的计算方式也会有所不同。

1. 对于水溶液而言，由于水是溶剂，可以将溶质的浓度转化为摩尔浓度。

在水溶液中，离子浓度通常用摩尔浓度来表示。

离子浓度与溶液浓度之间的关系可以通过溶解度等数据来确定。

2. 对于非水溶液而言，离子浓度与溶液浓度之间的关系还与离子的活度有关。

在非水溶液中，离子活度可以通过离子活度系数来计算。

离子活度系数是指溶液中离子的实际活度与理想溶液中离子理论活度之比。

根据溶液的离子强度以及离子间的相互作用力，离子活度系数可以大于1、等于1或小于1。

当离子活度系数等于1时，离子浓度与溶液浓度之间的关系就是一一对应的。

三、溶液浓度对化学平衡的影响溶液浓度的变化可以对化学平衡产生影响。

通过调节溶液浓度，我们可以改变平衡反应的位置，进而影响反应速率以及离子浓度。

1. 影响平衡位置根据Le Chatelier原理，当我们改变了溶液浓度时，平衡体系会倾向于减少或增加反应物或生成物的浓度，以维持平衡。

这意味着通过增加或减少溶液浓度，我们可以改变平衡反应的位置。

例如，在酸碱中和反应中，通过增加酸或碱的浓度，我们可以驱使反应向右移动，进而增加产物浓度。

溶液中离子浓度的关系离子浓度的大小比较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年年涉及这种题型。

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。

要深入理解和熟练解决这类问题，必须弄清这类问题所涉及到的化学原理和构成这类问题的数学手段，从化学原理分析，要涉及到强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本知识；从数学手段分析，构成这类问题是，命题者常会用移项、带入具体数值、等式合并、消去某项等数学手段。

这类问题涉及到的知识点主要有：一个原理、两个平衡、三个守恒、四种物质。

一个原理即：化学平衡原理。

两个平衡即：电离平衡和盐类的水解平衡。

三个守恒即：溶液中阴、阳离子的电荷守恒、物料守恒、质子守恒。

四种物质即：NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3等。

一、理清一条思路，掌握分析方法（1）首先必须形成正确的解题思路：一个原理；两类平衡；三种守恒。

（2）要养成认真、细致、严谨的解题习惯，在形成正确解题思路的基础上学会常规分析方法，例如：关键性离子定位法、守恒判断法、微量法、终态分析法等。

熟练掌握NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3四种物质平衡、守恒及大小比较并能迁移二、熟悉两大平衡，构建思维基点1．电离平衡2．水解平衡三、把握3种守恒，明确等量关系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。

如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。

2．物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。

如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。

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。

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，因综合性强、难度大三大平衡分析判断影响因素加水稀释促进电离，离子浓度(除OH－外)减小，K a不变促进水解，离子浓度(除H＋外)减小，K h不变促进溶解，K sp不变加入相应离子加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，K a不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，K h不变加入AgNO3或NaCl抑制溶解，K sp不变加入反应离子加入NaOH，促进电离，K a不变加入盐酸，促进水解，K h不变加入氨水，促进溶解，K sp不变建立模型，降低难度解题时需具备的几点意识：1、遇到“等式”找守恒，遇到“不等式”还是找守恒。

一元例如：①在10ml 0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1 NaOH题型一：单一溶液中粒子浓度关系例题1B例题2 (2016全国卷Ⅲ 13)下列有关电解质溶液的说法正确的是COONa溶液从20℃升温至30℃,溶液中 增大C.向盐酸中加入氨水至中性,溶液中 >1 ,溶液中 不变)H (c 3+)()()(33--∙OH c COOH CH c COO CH c )Cl (c )NH (c 4-+)Br (c )Cl (c --（D ）时刻①②③④温度/℃25304025pH 9.669.529.379.25 例题3(2018·北京高考)测定0.1 mol·L －1Na 2SO 3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下：实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl 2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。

下列说法不正确的是( )C题型二：混合溶液中粒子浓度关系例题1 (2019上海单科,20)常温下0.1 mol/L ①CH3COOH、B3223的平衡常数K =2.2×10−8。

将NH 4HCO 3溶液和氨水按一定比例混合。

若溶液混合引起的体积变化可忽略，室温时下列指定溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是 A．0.2 mol·L −1氨水c (NH 3·H 2O)>c (NH 4+)>c (OH −)>c (H +) NH 4HCO 3 = NH 4+ + HCO 3−NH 4+ + H 2O NH 3·H 2O + H +HCO 3− +H 2O H 2CO 3 + OH −3223的平衡常数K =2.2×10−8。

高考中“水溶液中离子浓度大小的比较规律”总结“水溶液中离子浓度大小的比较规律”在高考中经常用到，本文对高考中这部分内容出现过的情况进行了总结，并举出一个典型案例以供参考。

一、酸碱溶液：酸溶液中h+ 浓度最大，碱溶液中oh_ 浓度最大：其它离子根据电离度的大小确定。

1.强酸强碱溶液：例如盐酸溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( cl- ) > c( oh_ ),naoh溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( na+ )>c( h+ )。

2.一元弱酸弱碱溶液，例如hac溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( ac_ )> c( oh_ )；nh3?h2o溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( nh4+ )> c( h+ )。

3.多元弱酸弱碱溶液，多元弱酸以第一步电离为主，例如h2s溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( hs_ )>c( s2- )> c( oh_ )；多元弱碱电离方程式一步写到位，但离子浓度大小关系容易判断，例如fe(oh)3 溶液中离子浓度大小关系为c( oh_ )>c( fe3+ )> c( h+ )。

二、盐类溶液：1.强酸强碱盐的溶液不水解，离子浓度不变，例如na2so4 溶液中离子浓度大小关系为：2c( so42- )=c( na+ )> c( h+ )= c( oh_ )；再如nahso4溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( so42- )= c( na+ )> c( oh_ )2.一元弱酸或弱碱形成的盐溶液，因为水解导致某些离子浓度变小，例如nh4cl溶液中离子浓度大小关系为：c( cl- )>c(nh4+ ) > c( h+ )> c( oh_ )；naac溶液中离子浓度大小关系为：c( na+ )>c(ac_ )> c( oh_ )> c( h+ )。

离子与溶液浓度之间的关系与计算一、离子的溶解与电离1.离子：带电的原子或原子团。

2.电离：物质在水中或其他溶剂中分解成带电粒子的过程。

3.强电解质：在水溶液中完全电离的化合物。

4.弱电解质：在水溶液中部分电离的化合物。

二、溶液的浓度1.溶质的质量分数：溶质的质量与溶液总质量之比。

2.物质的量浓度：单位体积（或单位容积）溶液中溶质的物质的量。

3.摩尔质量：物质的量的质量单位，以g/mol表示。

三、离子浓度之间的关系1.电荷守恒：溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。

2.物料守恒：溶液中溶质的质量不变。

四、溶液浓度的计算1.稀释定律：溶液在稀释过程中，溶质的物质的量不变。

2.溶质质量分数的计算：根据溶液的质量和溶质的质量分数计算溶质的质量。

3.物质的量浓度的计算：根据溶液的体积和溶质的物质的量计算溶液的物质的量浓度。

五、离子反应1.离子反应的条件：有沉淀生成、有气体放出、有水生成。

2.离子反应的实质：离子的浓度发生变化。

六、溶液的酸碱性1.酸：电离时产生的阳离子全部是H+的化合物。

2.碱：电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物。

3.盐：由金属离子（或铵根离子）与酸根离子组成的化合物。

七、pH值的计算1.pH值：表示溶液酸碱程度的数值，pH=-lg[H+]。

2.pH值的调整：通过加入酸或碱来改变溶液的pH值。

八、中和反应1.中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应。

2.中和反应的计算：根据反应物的物质的量计算生成物的物质的量。

以上是关于离子与溶液浓度之间的关系与计算的知识点介绍，希望对您有所帮助。

习题及方法：已知HClO是一种弱酸，其电离方程式为：HClO ⇌ H+ + ClO-现有100mL 0.1mol/L的HClO溶液，求该溶液中H+和ClO-的物质的量浓度。

由于HClO是弱酸，其电离程度较小，可以认为[H+] ≈ [HClO]，[ClO-] ≈ [HClO]。

根据物质的量浓度的定义，物质的量浓度 = 物质的量 / 溶液体积。

电解质溶液中离子浓度的关系安徽省枞阳县白云中学方益电解质溶液的有关知识特别是离子浓度问题是高中化学内容的一个重要组成部分，也是高考的“热点”之一。

一直以来全国高考化学试卷中几乎年年涉及这类题型。

而学生对这部分知识的学习和理解存在一定的难度。

故本文对此做以归纳总结。

一、离子浓度的大小关系1.单一盐溶液中：⑴一元弱酸或弱碱的盐溶液不水解的离子＞水解离子＞显性离子＞隐性离子例：CH3COONa溶液中：C(Na＋)＞C(CH3COO― )＞C(OH―)＞C(H＋)NH4Cl溶液中：C(Cl― )＞C(NH4＋)＞C(H＋)＞C(OH― )⑵在强碱与多元弱酸形成的正盐溶液中，弱酸根的水解以第一步为主。

即：强碱阳离子＞弱酸酸根离子＞氢氧根离子＞第一步水解产生的酸式酸根离子＞氢离子。

例：碳酸钠溶液中C(Na＋)＞C(CO32― )＞C(OH― )＞C(HCO3― )＞C(H＋)⑶在强碱与多元弱酸形成的酸式盐溶液中，既要考虑酸式酸根离子的电离也要考虑其水解。

如果酸式酸根离子的电离程度大于其水解程度，则溶液显酸性。

例：NaH2PO4溶液中C(Na＋)＞C(H2PO4－)＞C(H＋)＞C(HPO42― )＞C(OH―)如果酸式酸根离子的电离程度小于其水解程度，则溶液显碱性。

例：NaHCO3溶液中C(Na＋)＞C(HCO3― )＞C(OH― )＞C(H＋)＞C(CO32―)⑷在弱酸弱碱盐溶液中，需考虑酸碱的相对强弱。

例：在NH4CN溶液中由于NH3·H2O的碱性强于HCN的酸性故存在C(NH4＋)＞C(CN－)＞C(OH― )＞C(H＋)2.混合溶液中⑴弱电解质及其盐溶液的混合溶液弱酸(弱碱)与强碱弱酸盐（强酸弱碱盐）混合溶液中：如果弱酸（弱碱）的电离程度大于该盐的水解程度，则该溶液显酸性（碱性）。

例：等浓度的醋酸与醋酸钠溶液混合后：C(CH3COO― )＞C(Na＋)＞C(H＋)＞C(OH― ) 等浓度的氨水与氯化铵溶液混合后：C(NH4＋)＞C(Cl－)＞C(OH－)＞C(H＋)如果弱酸的电离程度小于该盐的水解程度，则该溶液显碱性。

溶液中离子浓度计算技巧在化学实验和分析中，计算溶液中离子浓度是非常重要的一项技能。

离子浓度的准确计算可以帮助我们理解溶液的性质，进行定量分析以及预测反应的进行情况。

本文将介绍一些常用的计算溶液中离子浓度的技巧和方法。

1. 溶液中离子浓度的定义和计算公式溶液中离子浓度指的是在单位体积的溶液中的离子数量。

以溶液中的阳离子为例，假设溶液中阳离子的摩尔浓度为c，该离子的电离度（即电离成分）为α，则溶液中的阳离子浓度可以表示为：[X+] = c × α其中，[X+]表示溶液中的阳离子浓度。

2. 离子电离度的确定离子的电离度是指在溶液中的离子生成的比例。

对于完全离解的电离产物来说，其电离度等于1；而对于部分电离的物质来说，其电离度则小于1。

确定离子的电离度可以通过实验测定，也可以参考文献或化学手册的数据。

3. 离子浓度计算示例（1）计算强酸溶液中的H+离子浓度：以1mol/L的HCl溶液为例，由于HCl是完全离解的强酸，其电离度α为1。

[H+] = c × α = 1mol/L × 1 = 1mol/L所以，强酸溶液中H+离子的浓度为1mol/L。

（2）计算弱酸溶液中的H+离子浓度：以0.1mol/L的乙酸（CH3COOH）溶液为例，假设乙酸的电离度为α。

[H+] = c × α由于乙酸是弱酸，只有一部分会电离，因此电离度小于1，假设电离度为0.05。

[H+] = 0.1mol/L × 0.05 = 0.005mol/L所以，在0.1mol/L的乙酸溶液中，H+离子的浓度为0.005mol/L。

4. 离子浓度的变化与稀释法则稀释法则是指在溶液的稀释过程中，离子浓度的变化关系。

根据稀释法则，溶液的体积增加时，离子的浓度会减少；溶液的体积减少时，离子的浓度会增加。

利用稀释法则，可以计算出溶液的浓度变化以及稀释后的离子浓度。

5. 离子浓度与溶液浓度的关系离子浓度与溶液浓度之间存在一定的关系。

溶液中离子浓度大小关系和等量关系溶液中离子浓度大小的比较和等量关系是高考的热点，是我们学生学习的重点和难点。

大多数学生在刚学这部分内容时觉得非常抽象，处理起来非常棘手。

从教学实践中我们知道，要做好这类问题的分析，首先要有较好的电离平衡知识和盐类水解知识作为基础。

在解决离子浓度的等量关系这类问题时我们常从物料守恒、电何守恒及质子守恒三个方面来分析。

一、溶液中离子浓度大小关系1．电离理论（1）弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的弱电解质及产生的离子是微量的，同时也要考虑溶液中水的电离。

例如在25℃时，0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。

（2）多元弱酸的电离是分步进行的，主要是以第一步为主。

例如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：c(Na+)>c(HCO3-)⑵水解是微弱的，水解消耗的弱离子及产生的微粒也是微量的。

如（NH4）2SO4溶液中：c(NH4+)> c(SO42-)> c(NH3·H2O)⑶多元弱离子的水解是分步进行的，主要是以第一步为主。

如Na2CO3溶液中：c(Na+)> c(CO32-)> c(OH-) > c(HCO3-)> c(H2CO3) > c(H+)⑷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。

如等浓度的NH4Cl溶液和氨水等体积混合后，由于氨水的电离程度大于NH4+的水解程度，所以溶液中离子浓度顺序为：c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)［练习1］在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是( ) A．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－)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－)［练习2］在0.1 mol / L Na2CO3溶液中，下列关系正确的是() A．c(Na+) ＝2c(-23CO) B．c(OH－) ＝2 c(H+)C．c(-3HCO)＞c(H2CO3) D．c(Na+)＜[c(-23CO)＋c(-3HCO)]［练习3］将20mL 0.4mol/L硝酸铵溶液跟50 mL 0.1mol / L氢氧化钡溶液混合，则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是()A.c(-3NO)＞c(OH－)＞c(NH4＋)＞c(Ba2＋)B.c(-3NO)＞c(Ba2＋)＞c(OH－)＞c(NH4＋) C.c(Ba2＋)＞c(-3NO)＞c(OH－)＞c(NH4＋) D.c(-3NO)＞c(Ba2＋)＞c(NH4＋)＞c(OH－)［练习4］0.1 mol·L－1 NaOH和0.1mol·L－1 NH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小正确的次序是( ) A．c(Na+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)B．c(Na+)＝c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)C．c(Na+)＝c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－)D．c(Cl－)＞c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+)［练习5］．将pH＝3的盐酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是( )A．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－)B．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)C．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－)D．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H+)二、溶液中离子浓度等量关系⑴电荷守恒：电解质溶液中阴、阳离子所带正、负电荷数相等，如Na2CO3溶液中：c(Na+)+ c(H+)=c(HCO3-)+2 c(CO32-)+ c(OH-)⑵物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。

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CH 3COOH 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 CH 3COO - + 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CH 3COOH 。

由CH 3COOH 电离的c(H +)、C(CH 3COO -)相等，但水会继续电离出H +，因此c(H +)＞c(CH 3COO -)。

由于溶液呈酸性，一般来讲c(OH -)最小， 即c(CH 3COOH)＞c(H +)＞C(CH 3COO -)＞c(OH -)2、多元弱酸溶液的电离例2、0.1mol·L -1H 3PO 4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 3PO 4H + +H 2PO 4-H 2PO 4-H + + HPO 4 2-HPO 42-H + +PO 4 3-H2O H + + OH -H 3PO 4分三步电离，首先H 3PO 4少量电离出H +和H 2PO 4-接着H 2PO 4-少量电离出H +和HPO 4 2-，由于本来电离出的H 2PO 4-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HPO 42-会少到可以忽略，最后HPO 42-少量电离出H+和PO 4 3-就更少了所以计量H 3PO 4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(H 3PO 4) ＞c(H +)＞c(H 2PO 4-)＞c(HPO 4 2-)＞c(PO 4 3-)＞c(OH -)【练习】在0.1mol/L 的H 2S 溶液离子分子浓度大小关系如何？答案: c(H 2S) ＞c(H +)＞c HS -)＞c(S 2-)＞c( OH -)解析：溶液存在平衡：H2O H + + OH -H2S HS - + H + HS - S 2- + H +溶液中原溶质为H 2S ，多元弱酸以第一步电离为主。

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。

溶液中的离子浓度及其计算溶液是由溶质和溶剂组成的混合物，其中溶质可以是固体、液体或气体。

在溶液中，溶质可以以分子或离子的形式存在。

离子是带电的原子或分子，它们在溶液中起着重要的化学作用。

了解溶液中离子的浓度以及如何计算它们的浓度对于理解溶液的性质和化学反应非常重要。

一、离子浓度的定义离子浓度是指在溶液中离子的数量与溶液体积的比值。

通常以摩尔（mol）或摩尔分数（mol/L）来表示。

例如，考虑一个溶液中的钠离子（Na⁺）浓度为0.1 mol/L。

这意味着在每升溶液中有0.1摩尔的钠离子。

二、离子浓度的计算离子浓度可以通过不同的方法计算，具体取决于溶液的性质和实验条件。

以下是几种常见的计算方法。

1. 已知溶质的摩尔浓度和离子的化学式如果已知溶质的摩尔浓度和离子的化学式，可以直接根据化学方程式来计算离子浓度。

例如，考虑一个0.1 mol/L的氯化钠（NaCl）溶液。

由于氯化钠在溶液中完全离解成钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻），所以溶液中钠离子和氯离子的浓度都是0.1 mol/L。

2. 已知溶液中离子的电导率溶液中离子的电导率与其浓度成正比。

通过测量溶液的电导率，可以间接计算离子的浓度。

电导率（κ）与浓度（c）之间的关系可以用科尔曼定律表示：κ = λc，其中λ是离子的电导率常数。

例如，如果已知氯离子的电导率常数为76.4 S/cm·mol/L，测得溶液的电导率为76.4 S/cm，那么溶液中氯离子的浓度就是1 mol/L。

3. 已知溶液的pH值pH值是衡量溶液酸碱性的指标，与溶液中氢离子（H⁺）浓度成反比。

pH值可以通过测量溶液中氢离子的浓度来计算。

例如，如果已知溶液的pH值为3，则溶液中氢离子的浓度为10⁻³ mol/L。

三、离子浓度的影响离子浓度对溶液的性质和化学反应具有重要影响。

1. 溶液的电导性溶液中离子的浓度越高，其电导性越强。

这是因为离子在电场中能够传导电流。

2. 溶液的酸碱性溶液中氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）的浓度决定了溶液的酸碱性。