正确比较弱酸酸式盐溶液中的微粒浓度

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＋)。

粒子浓度的大小比较【考纲要求】一、粒子浓度大小比较的规律1、对于弱电解质的电离，由于电离程度很小，所以未电离的分子浓度大于电离的离子浓度。

2、多元弱酸分步电离，以第一步为主，而且每步电离程度逐级减弱。

3、对于盐类的水解，由于水解程度很小，所以未水解的粒子浓度大于水解后的粒子浓度。

4、多元弱酸盐分步水解，以第一步水解为主，而且每步水解程度逐级减弱。

5、水解的盐类与弱酸或弱碱混合时，其溶液性质取决于水解程度与电离程度的相对强弱。

6、弱酸酸式盐既可以电离，又可以水解，其溶液性质取决于自身电离程度和水解程度的相对强弱。

（除HSO 3－、H 2PO 4－、HC 2O 4－电离程度大于其水解程度以外，其余均是水解程度大于其电离程度）。

二、粒子浓度比较的守恒规律1、 电荷守恒：在任何水溶液中，阳离子所带的正电荷总数，等于阴离子所带的负电荷总数，即溶液呈电中性。

2、 物料守恒：（又称原子守恒）在电解质溶液中，尽管发生电离或水解，但这些粒子中所含的某种原子（或某元素）是不变的，即符合元素守恒。

3、 质子守恒（H 原子守恒）：根据水的电离可知，由水电离出的H ＋和OH －永远相等。

虽然它们可能与其它离子结合，以不同的粒子形式存在，但其总量是相等的。

三、例题解析例：在0.1mol/L Na 2CO 3溶液中①电荷守恒：c(Na +)+c(H +)=c(OH -)+c(HCO 3-)+2c(CO 32-)②物料守恒：c(HCO 3-)+c(CO 32-)+c(H 2CO 3)=0.1mol/L③水电离出的H + 和OH - 守恒（质子守恒）： c(OH -)=c(H +)+c(HCO 3-)+2c(H 2CO 3)【课堂练习】1、比较NH 4Cl 溶液中的粒子浓度。

2、比较Na 2CO 3溶液中的粒子浓度。

3、已知NaHCO 3溶液显碱性，比较其溶液中的粒子浓度。

4、写出Na 2S 溶液的电荷守恒式、物料守恒式、质子守恒式。

盐溶液中微粒浓度大小比较问题作者：陈锋来源：《课程教育研究·学法教法研究》2016年第19期【摘要】在高中化学水溶液部分的教学过程中，电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡三大平衡体系相互作用，与水的离子积常数、电离平衡常数、水解平衡常数、沉淀溶解平衡的溶度积常数有关的定量计算及定性分析，能很好的解决生产生活及科学实验中的一些问题，电荷守恒、物料守恒和质子守恒三大守恒关系的综合运用，也能定性定量的比较溶液中各种微粒浓度的大小。

弱酸强碱盐溶液及铵盐溶液中各种微粒浓度大小的比较是考查的重点，而多元弱酸酸式盐溶液中，多元弱酸的酸式根的水解过程、电离过程与水的电离过程相互作用并最终达到平衡状态，各种微粒浓度大小关系比较复杂，本文主要通过定量计算的方法来解决该问题。

【关键词】盐溶液电离水解溶解度 pH 水的离子积常数电离平衡常数水解平衡常数促进抑制定性分析定量计算微粒观【中图分类号】G633.8 【文献标识码】A 【文章编号】2095-3089（2016）19-0091-02一、多元弱酸酸式盐最常见的多元弱酸酸式盐有碳酸氢钠（NaHCO3）和亚硫酸氢钠（NaHSO3），前者水溶液显碱性，后者水溶液显酸性。

碳酸氢钠的水溶液显碱性是一个生活常识类问题，也是高中学生必须掌握的，可以通过测pH的方法来验证。

在《化学反应原理》盐类水解部分的教学过程中，要求学生能通过HCO3-水解程度大于其电离程度的角度来分析碳酸氢钠溶液显碱性。

在比较Na+、HCO3-、CO32-、H2CO3、H+、OH-六种微粒浓度时经常存在一个误区，具体分析过程如下：由于HCO3-比较微弱的水解及电离，使得c（Na+）>c（HCO3-），而且二者比其他微粒的浓度都大；在3中OH-与H2CO3等量产生，而2中还有一小部分OH-产生，可以推断c（OH-）>c（H2CO3）；由于溶液显碱性，3的程度要比4的程度大可以推断c（H2CO3）>c（CO32-）；在4中CO32-与H+等量产生，而1中还有一小部分H+产生，可以推断c（H+）>c（CO32-）；至于c（H2CO3）和c（H+）则认为3的程度比4大，而1贡献的H+更小，可以推断c（H2CO3）>c（H+），由此可以得出总的结论：c（Na+）>c（HCO3-）>c（OH-）>c（H2CO3）>c（H+）>c（CO32-）笔者认为2、3、4是相互影响的关系，在分析该问题时必须考虑2、3、4的平衡常数，进行定量计算。

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）。

盐溶液中微粒浓度的大小比较1.理论依据(1)电离理论盐溶于水时完全电离盐溶液中存在水的电离弱电解质溶液的微弱电离多元弱酸电离分步，以第一步电离为主在NH3 · H2O 溶液中：在H2S溶液中：结论：弱酸、弱碱的电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。

(2).水解理论①弱离子由于水解而损耗如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+)②水解是微弱如：NH4Cl 溶液中：③多元弱酸盐分步水解，以第一步为主如：Na2CO3溶液中：c (CO32–) c (HCO3–) c (H2CO3)结论：不水解的离子的浓度> 发生水解的离子的浓度> 溶液呈酸碱性的离子练习1. 比较CH3COONa溶液中各微粒的浓度大小关系?练习2 比较Na2CO3溶液中各离子的浓度大小？守恒原理(1)电荷守恒如：NH4Cl 溶液中练习：CH3COONa溶液中练习：Na2CO3溶液中(2). 物料守恒（元素或原子守恒）在NH4Cl溶液中：练习：Na2CO3 溶液中练习：NaHCO3溶液中3.质子（H+）守恒CH3COONa溶液中：Na2CO3溶液中溶液中的质子守恒式?在K2S溶液中NaHCO3溶液中离子浓度大小比较题型单一溶质溶液中离子浓度大小关系：练习1. H2SO3溶液中，各离子浓度大小关系为练习2：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O、NH4+、OH-、H+的浓度由大到小的顺序是两种溶液混合后不同离子浓度的比较⑴两种物质混合不反应：练习3：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与CH3COONa配成 1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-) 大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( )A. c(H+)＞c(OH-)B. c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol·L-1C. c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)D. c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol·L-1⑵.两种物质恰好完全反应：练习 4. 100 mL 0.1 mol·L-1 醋酸与50 mL 0.2 mol·L-1 NaOH溶液混合，在所得溶液中A. c(Na+) ＞c(CH3COO-) ＞c(OH-) ＞c(H+)B. c(Na+) ＞c(CH3COO-) ＞c(H+) ＞c(OH-)C. c(Na+) ＞c(CH3COO-) ＞c(H+) ＝c(OH-)D. c(Na+) ＝c(CH3COO-) ＞c(OH-) ＞c(H+)⑶两种物质反应，其中一种有剩余练习5. 将0.4 mol/LNH4Cl溶液和0.2 mol/LNaOH 溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的关系正确的是( )A .c(NH4+) = c(Na+) =c(OH-) ＞c(NH3·H2O)B.c(NH4+) = c(Na+) ＞c(NH3·H2O) ＞c(OH-)＞c(H+)C.c(NH4+)＞c(Na+) ＞c(OH-) ＞c(NH3·H2O)D. c(NH4+) ＞c(Na+) ＞c(NH3·H2O) ＞c(OH-)＞c(H+)练习6：把0.02 mol•L-1 CH3COOH溶液与0.01 mol•L-1NaOH溶液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是A. c(CH3COO-)＞c(Na+)B. c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)C. 2c(H+)＝c(CH3COO-)-c(CH3COOH)D. c(CH3COOH)+c(CH3COO-)＝0.01 mol·L-1不同溶液中同一离子浓度的比较练习7：相同浓度的下列溶液中，c(CO32-)的大小关系为①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3④(NH4)2CO3 ⑤NH4HCO3练习8：等物质的量的下列溶液中，NH4+的浓度由大到小的顺序是①NH4Cl ②NH4HCO3③NH4HSO4④NH4NO3练习9. 在Na2S溶液中下列关系不正确的是A．c(Na+) =2c( HS－) +2c(S2－) +c(H2S)B. c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+ 2c(S2－)C．c(Na+) ＞c(S2－) ＞c(OH－)＞c(HS－)D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+ c(H2S)练习9：将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是A. c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+)B. c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)C. c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-)D. c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)。

教学或命题时应回避弱酸酸式盐溶液中离子浓度的大小比较安徽皖智学校胡征善弱酸酸式盐(以NaHA为例)溶液存在以下平衡：电离平衡：H2O H+ + OH—①HA—H+ + A2—②水解平衡：HA—+ H2O H2A+OH—③根据电离平衡和水解平衡的相对大小可以确定其溶液的酸碱性。

但是教学中或在一些命题中要求判断其溶液离子浓度的大小，这就超出中学教学范围。

有些解释看似合理实际是错误的：例如，NaHCO3溶液，因为HCO3—水解程度大于电离程度，溶液显碱性c(OH—)>c(H+)；又因为HCO3—电离出的c(H+)和c(CO32—)相等，加上H2O电离出的H+，所以溶液中c(H+) >c(CO32—)，再由HCO3—的电离程度和水解程度都较小，得到c(HCO3—)>c(OH—)，于是就有：c(Na+)>c(HCO3—)> c(OH—) > c(H+)>c(CO32—)对NaHSO3溶液的分析与此相似，因为HCO3—电离程度大于水解程度，溶液显酸性c(H+)>c(OH—)、c(SO32—)>c(OH—)；又因为HSO3—电离出的c(H+)和c(SO32—)相等，加上H2O 电离出H+，所以溶液中c(H+)>c(SO32—)，HSO3—的电离程度和水解程度都较小，c(HSO3—)> c(H+)，于是就有：c(Na+)>c(HSO3—)> c(H+)>c(SO32—)>c(OH—)果真如此吗？我们不妨通过计算来判断。

（1）0.5000 mol/L的NaHCO3溶液水解平衡：HCO3—O H—①+）HCO3——H232—②2HCO3—H2CO3+ CO32—③式③的平衡常数为K= c(H2CO3)×c(CO32—)/c2(HCO3—)= c(H2CO3)×c(CO32—)×c(H+)/c2(HCO3—)×c(H+)=K2/K1=5.61×10—11/4.31×10—7=1.3×10—4因为c(H2CO3)≈c(CO32—)，因此：K= c2(CO32—)/c2(HCO3—)= c2 (CO32—)/[0.5000nol/L—c (CO32—)]2= 1.3×10—4开方后解得：c(CO32—)=5.66×10—3mol/L，即c(H2CO3)=5.66×10—3 mol/Lc(HCO3—)=0.494 mol/L将c(H2CO3)=5.66×10—3 mol/L和c(HCO3—)=0.494 mol/L代入K1中求c(H+)：c(H+)=4.31×10—7×5.66×10—3 mol·L—1/0.494 mol·L—1=4.94×10—9 mol/L或将c(CO32—)=5.66×10—3 mol/L和c(HCO3—)=0.494 mol/L代入K2中求c(H+)：c(H+)=5.61×10—11×0.494 mol·L—1/5.66×10—3mol·L—1=4.90×10—9 mol/L溶液中c(OH—)=2.0×10—5 mol/L结论：溶液中各成分的浓度为c(Na+)=0.5000 mol/L c(HCO3—)=0.494mol/Lc(CO32—)≈c(H2CO3)= 5.66×10—3mol/Lc(H+)=4.92×10—9 mol/Lc(OH—)=2.0×10—5 mol/L离子浓度排序为：c(Na+)>c(HCO3—) >c(CO32—)> c(OH—)> c(H+)（2）0.5000 mol/L的NaHSO3溶液电离平衡：HSO3—SO2—+ ①+）HSO3—+H+H2SO3②2HSO3—H2SO3+ SO32—③式③的平衡常数为K= c(H2SO3)×c(SO32—)/c2(HSO3—)= c(H2SO3)×c(SO32—)×c(H+)/c2(HSO3—)×c(H+)=K2/K1=1.02×10—7/1.54×10—2=6.6×10—6因为c(H2SO3)≈c(SO32—)，因此：K= c2(SO32—)/c2(HSO3—)= c2(SO32—)/[0.5000 nol/L—c (SO32—)]2= 6.6×10—6开方后解得：c(SO32—)=1.28×10—3mol/L，即c(H2SO3)=1.28×10—3 mol/Lc(HSO3—)=0.499 mol/L将c(H2SO3)=1.28×10—3 mol/L和c(HSO3—)=0.499 mol/L代入K1中求c(H+)：c(H+)=1.54×10—2×1.28×10—3 mol·L—1/0.499 mol·L—1=3.95×10—5 mol/L或将c(SO32—)=1.28×10—3 mol/L和c(HSO3—)=0.499 mol/L代入K2中求c(H+)：c(H+)=1.02×10—7×0.499 mol·L—1/1.28×10—3mol·L—1=3.98×10—5 mol/L溶液中c(OH—)=2.52×10—10 mol/L结论：溶液中各成分的浓度为c(Na+)=0.5000 mol/L c(HSO3—)=0.499mol/Lc(SO32—)≈c(H2SO3)= 1.28×10—3mol/Lc(H+)=3.96×10—5 mol/Lc(OH—)=2.52×10—9 mol/L离子浓度排序为：c(Na+)>c(HSO3—) >c(SO32—) > c(H+)> c(OH—)顺便再提示一句：至于NaHCO3和Na2CO3溶液能否用CaCl2溶液作鉴别试剂，在于滴加次序，若将NaHCO3和Na2CO3溶液分别滴入CaCl2溶液中会出现不同的实验现象，可以鉴别；但若将CaCl2溶液分别滴入NaHCO3和Na2CO3溶液中都会产生白色沉淀，不能鉴别。

溶液中各微粒浓度大小的判断溶液中各微粒浓度大小的判断溶液中各微粒浓度大小的判断【1】摘要：《盐类的水解》是高中化学中的一个重难点，溶液中微粒浓度的大小判断又是其中的高难度内容，由于涉及知识点多、数量关系复杂，使得学生掌握运用比较困难。

本文通过总结提升教学中的感受、经验，将其归纳成一定的方法，希望能对该知识点的教学和学习带来有益的帮助。

关键词：电离方程式;水解方程式;电离程度;水解程度教学过程中我发现，很多学生在高二化学讲到《盐类的水解》这个地方时，由于新旧知识的掌握不到位，会有一些关键的知识点无法突破，尤其溶液中微粒浓度大小的判断，更是难点中的难点。

经过一段时间的思考，有了一些想法，在此提出个人拙见，抛砖引玉，共同探讨。

在本章的习题中，常会出现各种各样的溶液，既有酸、碱、盐的溶液，也有多种成分混合的溶液，要解决其中离子浓度的大小问题，我觉得关键是有关电离方程式和水解方程式的书写。

具体分为三个步骤：一、书写溶液中强电解质的电离方程式;二、书写溶液中弱电解质的电离方程式和弱酸阴离子、弱碱阳离子的水解方程式;三、书写水的电离方程式。

具体方法例如在正盐Na2S溶液中：①Na2S Na++S2- 出现微粒：Na+、S2-②S2-+H2O?葑HS-+OH- 出现微粒：HS-、OH-、H2S(分子的浓度也可以一并判断，HS-+H2O?葑H2S+OH- 并且前一步中出现过的微粒不再重复)③H2O?葑H++OH- 出现微粒：H+在第①步中出现的微粒的浓度始终大于第②步中出现的微粒的浓度，第②步中出现的微粒的浓度始终大于第③步中出现的微粒的浓度，多步都出现的微粒其浓度以最先出现的一步的浓度大小为主。

根据上述方法可首先排出浓度的大致顺序：c(Na+)、c(S2-)>c(HS-)、c(OH-)、c(H2S)>c(H+);每组微粒浓度的大小在组内方程式中找到相应数量关系解决，组内浓度相同的微粒，一般为多步出现的微粒，需借助下一组中的数量关系解决，其中第二组的关键是抓住电离和水解过程进行的程度大小。

2020年高考化学高频考点《溶液中粒子浓度比较》2020年高考化学高频考点《溶液中粒子浓度比较》1．单一溶液中粒子浓度比较原则（1）酸式盐溶液的酸碱性和各离子的浓度大小取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力的相对大小，如NaHCO3溶液中的HCO3—水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性，同时c(H2CO3)>c(CO32—)；NaHSO3溶液中的HSO3—电离能力大于其水解能力，溶液显酸性，有c(H2SO3)<c(SO32—)。

（2）多元弱酸的强碱正盐溶液：弱酸根离子水解以第一步为主。

例如，硫化钠溶液中：c(Na+)>c(S2−)>c(OH−)>c(HS−)>c(H+)。

（3）对于单一的弱酸、弱碱溶液或其盐溶液①要考虑弱电解质(弱酸、弱碱)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：CH3COOHCH3COO−+H+，H2OOH−+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弱酸根阴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，CH3COONaCH3COO−+Na+，CH3COO−+H2OCH3COOH+OH−，H2OH++OH−，所以CH3COONa溶液中：c(Na+)>c(CH3COO−)>c(OH−)>c(CH3COOH)>c(H+)。

例：室温时，配制一组c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)＝0.10 mol·L－1的H2A和NaOH的混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示。

下列说法中正确的是A．在c(Na＋)＝0.10 mol·L－1的溶液中：c(A2－)－c(H＋)＝c(H2A)－c(OH－)B．pH＝4的溶液中：c(HA－)＝c(H2A)＋c(A2－)C．pH＝7的溶液中：c(Na＋)＝c(A2－)＋c(HA－)D．K a1(H2A)的数量级为10－5【答案】A1/ 1。

溶液中微粒浓度大小比较原则1. 电中性原则在电解质溶液中，由于溶液呈电中性，各种阳离子所带正电荷数的总和等于各种阴离子所带负电荷数的总和。

该原则适用于溶液中所有阴、阳离子间浓度大小的比较的题型。

例：在溶液中存在如下关系：2. 物料守恒原则电解质溶于水时，某一组分的原始浓度，应始终等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。

该原则适用于溶液中某些特定元素组成的微粒间浓度大小比较的题型。

例：在溶液中存在如下关系：3. 电离程度小原则该原则主要是指弱酸、强碱溶液的电离程度小，产生的离子浓度也就小。

适用弱电解质的溶液中离子浓度大小比较的题型。

例：0.1 mol·L-1的溶液中存在如下关系：4. 水解程度小原则该原则主要是指含一种弱酸根离子的盐溶液水解程度一般很小，水解产生的离子浓度一般较小，此原则适用于含一种弱酸根离子的盐溶液中离子浓度大小比较的题型。

例：在0.1 mol·L-1的溶液中，由于离子水解程度小，有如下关系：5. 以电离为主原则该原则是指一元弱酸（HA）与该弱酸的强碱盐（NaA）等体积等浓度混合时，因HA的电离程度及A-的水解程度均较小，在式中和几乎相等，故，当时，，溶液呈酸性，以电离为主。

（弱碱强酸盐也适用）。

亦适用弱酸的酸式盐如。

因的，故，又由于，，故，以电离为主，显酸性。

同理可推知以电离为主显酸性。

例：的与的等体积的混合液中有如下关系：而在的的溶液中则有如下关系：6. 以水解为主原则当某弱酸、弱碱很弱，其远远小于时，该酸与其强碱盐等体积等浓度混合时，由原则“5”的方法可推知：，以水解为主显碱性。

也指除、以外的多元弱酸强碱的酸式盐以水解为主，显碱性。

的与的的混合液中有如下关系：7. 物料、电荷守恒结合原则该原则是指同时运用电荷守恒、物料守恒比较溶液中复杂的离子分子浓度关系的题型。

可通过两守恒式加减得新的关系式。

例：在的溶液中，据电荷守恒可得：（1）据物料守恒可得（2）（2）-（1）得：8. 离子效应影响原则该原则是指由于与平衡有关的离子的存在，导致平衡移动的程度的差异，决定了离子浓度的大小，适用于通过平衡移动的程度比较溶液中离子浓度大小的题型。

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-)。

溶液中微粒浓度的比较方法
胡华
【期刊名称】《数理化解题研究：高中版》
【年(卷),期】2014(000)002
【摘要】一、＂一个比较＂同浓度的弱酸及对应的强碱弱酸盐（或同浓度的弱碱及对应的强酸弱碱盐）,弱酸或弱碱的电离能力与对应的强碱弱酸盐（或对应强酸弱碱盐）的水解能力.（1）一般是电离能力大于水解能力,如：CH3COOH的电离程度大于CH2COO-水解的程度,所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性;同理,等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性.（2）个别是水解能力大于电离能力,如：
【总页数】2页(P53-54)
【作者】胡华
【作者单位】浙江省金华市汤溪中学,321075
【正文语种】中文
【中图分类】G633.8
【相关文献】
1.电解质溶液中微粒浓度的比较方法 [J], 华雪莹
2.电解质溶液中微粒浓度的比较方法 [J], 华雪莹;
3.例说电解质溶液中微粒浓度比值变化的判断方法 [J], 李文锦;刘影
4.水溶液中各微粒浓度守恒关系的总结 [J], 谭明福
5.电解质溶液中微粒浓度关系的教学反思及命题建议——由2020年江苏高考化学第14题引发的思考 [J], 邵传强
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二元弱酸酸式盐溶液中微粒浓度大小的比较作者：伍强蔡益吴晓华来源：《化学教学》2017年第01期摘要：简述了二元弱酸酸式盐溶液中微粒浓度大小的定性分析方法，可知二元弱酸酸式盐均有3个临界点。

推导得出二元弱酸酸式盐3个临界点微粒浓度的计算通式，认为临界点是二元弱酸酸式盐固有的属性。

简述了二元弱酸酸式盐溶液从浓至稀时微粒浓度大小排序变化的规律，指出分析微粒浓度大小时必须说明溶液浓度。

在常见二元弱酸酸式盐溶液浓度不是很小（大于0.01 mol·L-1）的情况下，离子浓度大小排序问题用弱酸根离子的电离与水解相互促进的定性分析就可以解决，这对中学化学教学具有一定的指导意义。

关键词：二元弱酸酸式盐；亚硫酸氢钠；碳酸氢钠；草酸氢钠；微粒浓度大小文章编号：1005–6629（2017）1–0075–04 中图分类号：G633.8 文献标识码：B二元弱酸酸式盐（NaHA）溶液中微粒浓度大小排序，常用定量计算方法解决。

NaHA溶液中有5种未知浓度的微粒：HA-、H2A、A2-、OH-、H+，有5个关系式：HA-的电离平衡、HA-的水解平衡、水的电离平衡、物料守恒、电荷守恒（或质子守恒）。

有研究者列出5元方程组，借助计算机辅助计算，计算了不同浓度的NaHA溶液中各微粒的浓度[1，2]。

借助计算机辅助计算固然可以解决微粒浓度大小的排序问题，但让人感觉排序问题深不可测，更谈不上让高中学生掌握NaHA溶液中微粒浓度大小的排序。

为揭开NaHA溶液从浓至稀时微粒浓度大小排序变化的规律，解决中学化学教学中关于NaHA溶液中微粒浓度大小排序的疑难问题，笔者作了如下研究。

常见二元弱酸酸式盐（NaHSO3、NaHC2O4、NaHCO3、NaHS）的酸根（HA-）其电离平衡常数和水解平衡常数均大于水的离子积常数，在NaHA溶液浓度较大时，HA-的电离与水解明显地相互促进，因此c（H2A）、c（A2-）总是大于c（H+）、c（OH-）。