2018人教版高中化学47总复习：离子浓度的大小比较(提高)知识讲解

高中化学之溶液中离子浓度大小比较问题解析
溶液中离子浓度大小比较
一.基本理论依据
1.电离过程是微弱的，发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度
2.水解过程是微弱的，发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度
二.溶液中粒子浓度大小比较的主要类型
1.多元弱酸溶液
多元弱酸分步电离，逐级减弱，比如说在磷酸（H3PO4）溶液中各种离子浓度的大小关系，如下图：
2.多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸酸根离子的分步水解分析，水解程度逐级减弱。

比如说在碳酸钠（Na2CO3）溶液中各种离子浓度的大小关系，如下图：
这里需要指出氢氧根离子浓度大于碳酸根离子浓度，碳酸根水解产生的碳酸氢根离子和氢氧根离子开始相等，但接下来碳酸氢根离子继续水解，使得氢氧根离子浓度大于碳酸氢根离子浓度。

3.不同溶液中同一离子浓度的比较
根据溶液中其他离子对该离子产生的影响来比较。

比如，在相同物质的量浓度的下列溶液中，比较铵根离子（NH4+）浓度的大小：硝酸铵溶液（NH4NO3），醋酸铵溶液（CH3COONH4），硫酸氢氨溶液（NH4HSO4），比较过程如下图：
4.混合溶液中各离子浓度的比较
这个要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。

如，在0.1摩尔每升的氯化铵（NH4CL）和0.1摩尔每升的氨水（NH3.H2O）混合溶液中，各离子浓度大小关系，如下图：
解析完毕。

学生对这些知识总是容易混淆，掌握不了，专门整理出来，方便学生记忆，使用。

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专题讲座离子浓度的大小比较一、熟悉两大理论，构建思维基点1．电离理论(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH＋4、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4)。

(2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。

如在H2S 溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。

2．水解理论(1)弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。

如NH4Cl溶液中：NH＋4、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。

(2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO2－3、HCO－3、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO2－3)>c(HCO－3)>c(H2CO3)。

二、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)。

高中化学学习材料（精心收集**整理制作）专题六离子浓度大小比较考纲解读：1、它能掌握强弱电解质、电离平衡、水的电离、溶液的pH、离子反应、盐类水解等基本概念。

2、掌握程度及对这些知识的综合运用能力。

知识精讲：一、掌握有关知识要点1、弱电解质的电离2、水的电离3、盐类水解二、理解四种守恒关系以0.1mol/LNa2CO3溶液为例，分析在存在的反应有（写离子方程式）存在的离子有：。

1、电荷守恒：。

2、物料守恒：考虑水解前后C元素守恒，。

3、质子守恒：由水电离出的c（H+）水=c（OH―）水。

得质子守恒关系为：专练1、NaHCO3 溶液中存在如下关系：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：专练2、NaHS溶液中存在如下关系：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：专练3、Na2S溶液中存在如下关系：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：专练4、写出CH3COONa溶液中三个守恒关系式电荷守恒：物料守恒：质子守恒：专练5、写出Na 2SO3溶液中三个守恒关系式电荷守恒：物料守恒：质子守恒：]三、考虑两个特定的组合：(1)当C（NH4Cl）≤C（NH3·H2O）、C（NaAC）≤C（HAC）时，电离大于水解，水解忽略不计。

(2)电离大于水解的NaHSO3(3)水解大于电离的NaHCO3四、分析思路：典型例题类型：一、单一溶液离子浓度比较：例1：在0.1 mol/l的CH3COOH溶液中，下列关系正确的是（）A．C（CH3COOH）＞C（H+）＞C（CH3COO－）＞C（OH－）B．C（CH3COOH）＞C（CH3COO－）＞C（H+）＞C（OH－）C．C（CH3COOH）＞C（CH3COO－）＝C（H+）＞C（OH－）D．C（CH3COOH）＞C（CH3COO－）＞C（OH－）＞C（H+）例2：在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（）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(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)例3：在0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是（）A．c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＋c［H+］＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-) C．c(Na+)＝c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+) D．c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(H2CO3)＋c(CO32-)例4、在0.1mol/L的Na2CO3溶液中，pH=12，离子浓度从大到小的顺序是：水电离出的[OH－]= ，写出电荷守恒的式子：，写出物料守恒的式子：，写出体现水电离出氢离子和氢氧根离子浓度相等的式子：。

考点8 离子浓度的大小比较【考点定位】本考点考查离子浓度的大小比较，根据溶液中存在的电离平衡、水解平衡准确确定溶液中存在的微粒，灵活运用电荷守恒、物料守恒及质子守恒分析。

【精确解读】一、单一溶液中离子浓度大小的比较：点拨：判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：(显性离子)＞(一级电离离子)＞(二级电离离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(二级水解离子)＞(水电离出的另一离子)4．二元弱酸的酸式盐溶液，如0.1mol/L的NaHCO3溶液：点拨：判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)＞(电离得到的酸根离子)5．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对其影响的因素．如在相同物质的量的浓度的下列溶液：①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4中c(NH4+)浓度由大到小的顺序是：③＞①＞②．点拨：该类型题要看溶液中其它离子对的其影响．二、混合溶液中离子浓度大小的比较：1．两种物质混合不反应：如①等物质的量的CH3COOH和CH3COONa混合：CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用，混合后溶液呈酸性，c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)②等物质的量的NH4Cl和NH3•H2O混合：和NH3•H2O的电离作用大于NH4Cl的水解作用，混合后溶液呈碱性，c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)2．两种物质其恰好完全反应：如①10ml 0.1 mol/L NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液混合②100 mL 0.1 mol/L 醋酸与50 mL 0.2mol/L NaOH溶液混合等．3．两种物质反应，其中一种有剩余（1）酸与碱反应型：点拨：在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误，解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小．如：0.2 mol/L HCN溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合解析：上述溶液混合后，溶质为HCN和NaCN，由于该题已说明溶液显碱性，所以不能再按照HCN的电离处理，而应按NaCN水解为主．①pH=7型：例:常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中( )A．c(HCOO-)＞c(Na+) B．c(HCOO-)＜c(Na+)C．c(HCOO-)=c(Na+) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系②未指明酸碱的强弱：③pH之和等于14的酸和碱溶液的混合(判断过量)如：①pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合，CH3COOH过量，混合后溶液呈酸性；②pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，氨水过量，混合后溶液呈碱性．（2）盐与酸(碱)反应型①弱酸强碱盐与强酸反应后溶液中离子浓度大小的比较例:将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是A．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(HAc) B．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(HAc)＞c(H+)C．c(Ac-)=c(Cl+)＞c(H+)＞c(HAc) D．c(Na+)+c(H+)=c(Ac-)+c(Cl-)+c(OH-)②强酸弱碱盐与强碱反应后溶液中离子浓度大小的比较例．0.2mol/L NH4Cl溶液与0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A．c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3•H2O) B．c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)C．c(NH4+)+c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) D．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)4．不同物质同种离子浓度的比较：如NH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4和NH4HCO3中NH4+的比较【精细剖析】一、离子浓度大小比较的解题方法和步骤：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，当c(H+)＞c(OH-)时，以HX的电离为主；当c(H+)＜c(OH-)时，以X-的水解为主．对于弱碱ROH与强酸盐(RCl式)的混合溶液中，情况则相反．2．运用盐溶液中的以上三种关系进行综合分析判断，得出正确结论．二、离子浓度大小比较，在分析问题时注意的问题：1．三个观点：（1）全面的观点．探究离子浓度问题，要充分认识电解质在溶液中的表现，全面考虑溶液中各种离子的存在情况及相互关系，比如：在Na2CO3溶液中存在Na2CO3的电离，CO32-的水解、二级水解以及H2O的电离等多个反应，故溶液中微粒有H2O、Na+、CO32-、HCO3-、H2CO3、H+、OH-，忽视任何一个很微弱的反应、很微少的粒子都是不正确的．（2）矛盾的观点．事物是矛盾的统一体，处理矛盾问题时要抓住主要矛盾．在比较离子浓度大小时，若溶液中存在竞争反应时，需要抓住主要矛盾来解决相关问题．如等物质的量的NH4Cl、NH3•H2O共存于溶液中，则溶液中同时存在NH4+水解和NH3•H2O的电离，由于NH3•H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，故考虑电离而忽略水解，由此得出离子浓度的大小关系为：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)．在应用此观点时，正确判断矛盾双方的性质是必要的，如一级电离通常大于二级电离，一级水解通常大于二级水解．弱酸及其对应盐、弱碱及其对应盐所形成的缓冲溶液中通常情况是电离强于水解，极少数例外 (如HCN及CN-)．（3）联系的观点．事物是相互联系、相互影响，而不是孤立存在的．溶液的离子亦如此，要应用化学原理，准确判断离子之间的相互影响．比如：纯水中由水电离出的H+、OH-满足c(OH-〕=c(H+)；若加入碱或酸，则碱或酸电离出的OH-、H+会抑制水的电离，而使c(H+〕水=c(OH-)水但数值减小；若加入可水解的盐，则因弱离子的水解消耗H+或OH-而促进水的电离，c(H+)水与c(OH-)水不再相等．象这样因为某种作用改变离子存在状况的例子很多．2．两种理论：（1）弱电解质的电离平衡理论①弱电解质的电离是微量的，电离消耗及电离产生的粒子是少量的，同时还应考虑水的电离．②多元弱酸的电离是分步的，主要是第一步电离．（2）水解平衡理论①弱酸根离子或弱碱阳离子由于水解而损耗．如NH4Cl溶液中，因NH4+水解损耗，所以c(Cl-)＞c(NH4+)②弱酸根离子或弱碱阳离子的水解损失是微量的(双水解除外)，因此水解生成的弱电解质及产生的H+(或OH-)也是微量的．但由于水的电离，所以水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中的c(OH-)问题大于水解产生的弱电解质的浓度．③多元弱酸根离子的水解是分步的，以第一步水解为主．④强碱弱酸酸式盐溶液中弱酸酸根离子既有电离又有水解，比较离子浓度时首先要认清其阴离子的电离程度和水解程度．a、若溶液显酸性，说明阴离子的电离程度＞水解程度．b、若溶液显碱性，说明阴离子的电离程度＜水解程度．⑤弱酸、弱碱与其对应盐的混合液(物质的量之比为1：1)a、一般规律是：酸、碱的电离程度＞其对应盐的水解程度．CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)；NH3•H2O～NH4Cl混合液呈碱性：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)b、特殊情况：HCN～NaCN混合液呈碱性：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)3．溶液中的几个守恒关系（1）电荷守恒：即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零．（2）物料守恒(原子守恒)：即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变．（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)。

高中化学学习材料唐玲出品专题六离子浓度大小比较考纲解读：1、它能掌握强弱电解质、电离平衡、水的电离、溶液的pH、离子反应、盐类水解等基本概念。

2、掌握程度及对这些知识的综合运用能力。

知识精讲：一、掌握有关知识要点1、弱电解质的电离2、水的电离3、盐类水解二、理解四种守恒关系以0.1mol/LNa2CO3溶液为例，分析在存在的反应有（写离子方程式）存在的离子有：。

1、电荷守恒：。

2、物料守恒：考虑水解前后C元素守恒，。

3、质子守恒：由水电离出的c（H+）水=c（OH―）水。

得质子守恒关系为：专练1、NaHCO3 溶液中存在如下关系：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：专练2、NaHS溶液中存在如下关系：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：专练3、Na2S溶液中存在如下关系：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：专练4、写出CH3COONa溶液中三个守恒关系式电荷守恒：物料守恒：质子守恒：专练5、写出Na 2SO3溶液中三个守恒关系式电荷守恒：物料守恒：质子守恒： ]三、考虑两个特定的组合：(1)当C（NH4Cl）≤C（NH3·H2O）、C（NaAC）≤C（HAC）时，电离大于水解，水解忽略不计。

(2)电离大于水解的NaHSO3(3)水解大于电离的NaHCO3四、分析思路：典型例题类型：一、单一溶液离子浓度比较：例1：在0.1 mol/l的CH3COOH溶液中，下列关系正确的是（）A．C（CH3COOH）＞C（H+）＞C（CH3COO－）＞C（OH－）B．C（CH3COOH）＞C（CH3COO－）＞C（H+）＞C（OH－）C．C（CH3COOH）＞C（CH3COO－）＝C（H+）＞C（OH－）D．C（CH3COOH）＞C（CH3COO－）＞C（OH－）＞C（H+）例2：在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（）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(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)例3：在0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是（）A．c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＋c［H+］＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)C．c(Na+)＝c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+) D．c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(H2CO3)＋c(CO32-)例4、在0.1mol/L的Na2CO3溶液中，pH=12，离子浓度从大到小的顺序是：水电离出的[OH－]= ，写出电荷守恒的式子：，写出物料守恒的式子：，写出体现水电离出氢离子和氢氧根离子浓度相等的式子：。

高考总复习离子浓度的大小比较（基础）【高考展望】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，受到高考命题者的青睐。

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。

【方法点拨】解答此类题时必须有正确的思路，首先确定平衡溶液中的溶质，是单一溶质，还是含多个溶质；然后从宏观和微观上进行分析。

宏观上掌握解题的三个思维基点即抓住三大守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒，并能做出相应的变形。

微观上抓住电离平衡、水解平衡，分清主次。

总的来说就是要先整体，后局部；先宏观，后微观；先定性，后定量。

【知识升华】一、电解质溶液中的守恒关系1.电荷守恒：⑴电荷守恒的含义：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.⑵电荷守恒式的书写：如Na2CO3溶液中由于存在下列电离和水解关系：Na2CO3=2Na++CO32-，H2O H++OH-，CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中所有的阳离子有Na+、H+，阴离子有CO32-、HCO3-、OH-，根据电荷守恒有：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)。

又如CH3COONa溶液中由于存在下列电离和水解关系：CH3COONa=CH3COO-+Na+，CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，H2O H++OH-，所以溶液中所有的阳离子为Na+、H+，所有的阴离子为CH3COO-、OH-，因此电荷守恒式为：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)。

【注意】书写电荷守恒式必须做到：①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。

2.物料守恒：⑴含义：指某微粒的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的微粒浓度之和。

高考总复习离子浓度的大小比较（基础）【高考展望】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，受到高考命题者的青睐。

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。

【方法点拨】解答此类题时必须有正确的思路，首先确定平衡溶液中的溶质，是单一溶质，还是含多个溶质；然后从宏观和微观上进行分析。

宏观上掌握解题的三个思维基点即抓住三大守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒，并能做出相应的变形。

微观上抓住电离平衡、水解平衡，分清主次。

总的来说就是要先整体，后局部；先宏观，后微观；先定性，后定量。

【知识升华】一、电解质溶液中的守恒关系1.电荷守恒：⑴电荷守恒的含义：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.⑵电荷守恒式的书写：如Na2CO3溶液中由于存在下列电离和水解关系：Na2CO3=2Na++CO32-，H2O H++OH-，CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中所有的阳离子有Na+、H+，阴离子有CO32-、HCO3-、OH-，根据电荷守恒有：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)。

又如CH3COONa溶液中由于存在下列电离和水解关系：CH3COONa=CH3COO-+Na+，CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，H2O H++OH-，所以溶液中所有的阳离子为Na+、H+，所有的阴离子为CH3COO-、OH-，因此电荷守恒式为：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)。

【注意】书写电荷守恒式必须做到：①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。

2.物料守恒：⑴含义：指某微粒的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的微粒浓度之和。

考点8 离子浓度的大小比较【考点定位】本考点考查离子浓度的大小比较，根据溶液中存在的电离平衡、水解平衡准确确定溶液中存在的微粒，灵活运用电荷守恒、物料守恒及质子守恒分析。

【精确解读】一、单一溶液中离子浓度大小的比较：点拨：判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：(显性离子)＞(一级电离离子)＞(二级电离离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(二级水解离子)＞(水电离出的另一离子)4．二元弱酸的酸式盐溶液，如0.1mol/L的NaHCO3溶液：点拨：判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)＞(电离得到的酸根离子)5．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对其影响的因素．如在相同物质的量的浓度的下列溶液：①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4中c(NH4+)浓度由大到小的顺序是：③＞①＞②．点拨：该类型题要看溶液中其它离子对的其影响．二、混合溶液中离子浓度大小的比较：1．两种物质混合不反应：如①等物质的量的CH3COOH和CH3COONa混合：CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用，混合后溶液呈酸性，c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)②等物质的量的NH4Cl和NH3•H2O混合：和NH3•H2O的电离作用大于NH4Cl的水解作用，混合后溶液呈碱性，c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)2．两种物质其恰好完全反应：如①10ml 0.1 mol/L NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液混合②100 mL 0.1 mol/L 醋酸与50 mL 0.2mol/L NaOH溶液混合等．3．两种物质反应，其中一种有剩余（1）酸与碱反应型：点拨：在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误，解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小．如：0.2 mol/L HCN溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合解析：上述溶液混合后，溶质为HCN和NaCN，由于该题已说明溶液显碱性，所以不能再按照HCN的电离处理，而应按NaCN水解为主．①pH=7型：例:常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中( )A．c(HCOO-)＞c(Na+) B．c(HCOO-)＜c(Na+)C．c(HCOO-)=c(Na+) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系②未指明酸碱的强弱：③pH之和等于14的酸和碱溶液的混合(判断过量)如：①pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合，CH3COOH过量，混合后溶液呈酸性；②pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，氨水过量，混合后溶液呈碱性．（2）盐与酸(碱)反应型①弱酸强碱盐与强酸反应后溶液中离子浓度大小的比较例:将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是A．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(HAc) B．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(HAc)＞c(H+)C．c(Ac-)=c(Cl+)＞c(H+)＞c(HAc) D．c(Na+)+c(H+)=c(Ac-)+c(Cl-)+c(OH-)②强酸弱碱盐与强碱反应后溶液中离子浓度大小的比较例．0.2mol/L NH4Cl溶液与0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A．c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3•H2O) B．c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)C．c(NH4+)+c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) D．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)4．不同物质同种离子浓度的比较：如NH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4和NH4HCO3中NH4+的比较【精细剖析】一、离子浓度大小比较的解题方法和步骤：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，当c(H+)＞c(OH-)时，以HX的电离为主；当c(H+)＜c(OH-)时，以X-的水解为主．对于弱碱ROH与强酸盐(RCl式)的混合溶液中，情况则相反．2．运用盐溶液中的以上三种关系进行综合分析判断，得出正确结论．二、离子浓度大小比较，在分析问题时注意的问题：1．三个观点：（1）全面的观点．探究离子浓度问题，要充分认识电解质在溶液中的表现，全面考虑溶液中各种离子的存在情况及相互关系，比如：在Na2CO3溶液中存在Na2CO3的电离，CO32-的水解、二级水解以及H2O的电离等多个反应，故溶液中微粒有H2O、Na+、CO32-、HCO3-、H2CO3、H+、OH-，忽视任何一个很微弱的反应、很微少的粒子都是不正确的．（2）矛盾的观点．事物是矛盾的统一体，处理矛盾问题时要抓住主要矛盾．在比较离子浓度大小时，若溶液中存在竞争反应时，需要抓住主要矛盾来解决相关问题．如等物质的量的NH4Cl、NH3•H2O共存于溶液中，则溶液中同时存在NH4+水解和NH3•H2O的电离，由于NH3•H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，故考虑电离而忽略水解，由此得出离子浓度的大小关系为：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)．在应用此观点时，正确判断矛盾双方的性质是必要的，如一级电离通常大于二级电离，一级水解通常大于二级水解．弱酸及其对应盐、弱碱及其对应盐所形成的缓冲溶液中通常情况是电离强于水解，极少数例外 (如HCN及CN-)．（3）联系的观点．事物是相互联系、相互影响，而不是孤立存在的．溶液的离子亦如此，要应用化学原理，准确判断离子之间的相互影响．比如：纯水中由水电离出的H+、OH-满足c(OH-〕=c(H+)；若加入碱或酸，则碱或酸电离出的OH-、H+会抑制水的电离，而使c(H+〕水=c(OH-)水但数值减小；若加入可水解的盐，则因弱离子的水解消耗H+或OH-而促进水的电离，c(H+)水与c(OH-)水不再相等．象这样因为某种作用改变离子存在状况的例子很多．2．两种理论：（1）弱电解质的电离平衡理论①弱电解质的电离是微量的，电离消耗及电离产生的粒子是少量的，同时还应考虑水的电离．②多元弱酸的电离是分步的，主要是第一步电离．（2）水解平衡理论①弱酸根离子或弱碱阳离子由于水解而损耗．如NH4Cl溶液中，因NH4+水解损耗，所以c(Cl-)＞c(NH4+)②弱酸根离子或弱碱阳离子的水解损失是微量的(双水解除外)，因此水解生成的弱电解质及产生的H+(或OH-)也是微量的．但由于水的电离，所以水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中的c(OH-)问题大于水解产生的弱电解质的浓度．③多元弱酸根离子的水解是分步的，以第一步水解为主．④强碱弱酸酸式盐溶液中弱酸酸根离子既有电离又有水解，比较离子浓度时首先要认清其阴离子的电离程度和水解程度．a、若溶液显酸性，说明阴离子的电离程度＞水解程度．b、若溶液显碱性，说明阴离子的电离程度＜水解程度．⑤弱酸、弱碱与其对应盐的混合液(物质的量之比为1：1)a、一般规律是：酸、碱的电离程度＞其对应盐的水解程度．CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)；NH3•H2O～NH4Cl混合液呈碱性：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)b、特殊情况：HCN～NaCN混合液呈碱性：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)3．溶液中的几个守恒关系（1）电荷守恒：即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零．（2）物料守恒(原子守恒)：即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变．（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)。

高考总复习离子浓度的大小比较编稿：房鑫审稿：曹玉婷【高考展望】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，受到高考命题者的青睐。

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。

【方法点拨】解答此类题时必须有正确的思路，首先确定平衡溶液中的溶质，是单一溶质，还是含多个溶质；然后从宏观和微观上进行分析。

宏观上掌握解题的三个思维基点即抓住三大守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒，并能做出相应的变形。

微观上抓住电离平衡、水解平衡，分清主次。

总的来说就是要先整体，后局部；先宏观，后微观；先定性，后定量。

【知识升华】一、电解质溶液中的守恒关系1.电荷守恒：⑴电荷守恒的含义：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.⑵电荷守恒式的书写：如Na2CO3溶液中由于存在下列电离和水解关系：Na2CO3=2Na++CO32-，H 2O H++OH-，CO 32-+H2O HCO3-+OH-，H 2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中所有的阳离子有Na+、H+，阴离子有CO32-、HCO3-、OH-，根据电荷守恒有：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)。

又如CH3COONa溶液中由于存在下列电离和水解关系：CH3COONa=CH3COO-+Na+，CH 3COO-+H2O CH3COOH+OH-，H 2O H++OH-，所以溶液中所有的阳离子为Na+、H+，所有的阴离子为CH3COO-、OH-，因此电荷守恒式为：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)。

【注意】书写电荷守恒式必须做到：①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。