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主講老師：
專題4
電解質溶液粒子濃度
高中化學二輪復習課件
1-弱酸堿溶液中微粒濃度大小的比較
2-不同酸堿中微粒濃度比大小
3-單一弱鹽溶液粒子濃度比大小
4-單一弱酸鹽中，微粒濃度比大小
5-酸鹽、鹽鹽、堿鹽等濃度混合離子濃度比大小
6-不同溶液中同一離子濃度的大小比較
7-依據三大守恒關系比大小
8-滴定圖像中離子濃度比大小
9-陰離子(或陽離子)濃度總和比大小
10-任意比例溶液混合反應后離子濃度比大小
1
2
3
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10
10個主題
2024
1-弱酸堿溶液中微粒濃度大小的比較
弱酸、弱堿微粒濃度排大小
【典例1】乙酸溶液中：0.1mol· L-1的CH3COOH的pH值約為3：
【分析】
CH3COOH===== H+ + CH3COO-
H2O ===== H+ + OH-
<10-3 <10-3
=10-3
=1×10-11
≈0.1-10-3
【結論】乙酸溶液中：c(CH3COOH)＞c(H+) ＞ c(CH3COO-)>c(OH-)
【規律 】 酸分子 > 顯性離子 >電離產物 > 隱性離子
弱酸、弱堿微粒濃度排大小
【典例2】常溫下的NH3·H2O溶液中：0.1mol· L-1的NH3·H2O的pH值約為11：
【分析】
NH3·H2O===== OH- + NH4+
H2O ===== OH- + H+
=10-3
=1×10-11
≈0.1-10-3
【規律】 一元弱堿分子 > 顯性離子 >電離產物 > 隱性離子
【結論】氨水中： c(NH3·H2O) ＞c(OH－)＞c(NH4+) ＞c(H＋)
<10-3 <10-3
弱酸、弱堿微粒濃度排大小
【典例3】常溫下，氫硫酸的兩級電離常數：Ka1 = 1.3×10-7 Ka2=7.1×10-15
試判斷溶液中各微粒濃度大小的順序__________________________________________
【事實和數據】25℃時，飽和H2S溶液濃度約為0.1mol·L-1 ,pH約為4，則H2S的電離度約為0.1%，約99.9%的H2S分子未電離，故H2S分子第一多（除H2O外）：
考慮到各步驟都累積電離H+，各微粒濃度大小關系如下：
【微粒濃度大小的順序】：c(H2S) ＞ c(H＋) ＞ c(HS－) ＞ c(S2－)
【規律 】 酸分子 > 顯性離子 > 一級電離 > 二級電離
【說明】：一般不比較二級產物和OH-濃度，因二級電離產物和OH-濃度無法直接比較，需根據數據計算得知。
弱酸、弱堿微粒濃度排大小
【典例4】判斷磷酸（中強酸）中各微粒濃度的大小順序：
【分析】H3PO4溶液中存在以下可逆過程：
H3PO4 H+ + H2PO4- Ka1 = 6.9×10-3
H2PO4- H++HPO42- Ka2 = 6.2×10-8
HPO4- H++PO43- Ka3 = 4.8×10-13
H2O H++OH-
【微粒濃度大小的順序】：
c(H3PO4) ＞ c(H＋) ＞ c(H2PO4-) ＞ c(HPO42-) ＞ c(PO43- )
【規律 】 酸分子 > 顯性離子 > 一級電離 > 二級電離 > 三級電離
【模型建構】
【方法規律】各微粒濃度大小的一般次序：
（1）一元弱酸堿 > 顯性離子 > 電離產物 > 隱性離子
（2）二元弱酸堿 > 顯性離子 > 一級電離產物 > 二級電離產物
（3）三元弱酸堿 > 顯性離子 > 一級電離產物 > 二級電離產物 > 三級電離產物
【理論依據】（1）弱酸堿的電離程度是很小的，故分子濃度最大；
（2）多元弱酸堿的電離程度：下一級電離受到上一級或兩級電離出的H+或OH-的抑制，故多元弱酸堿的電離程度逐步減弱。
弱酸、弱堿微粒濃度排大小
2024
2-不同酸堿中微粒濃度比大小
不同酸溶液中微粒濃度比大小
【典例1】(2020·浙江7月·23)常溫下，用0.1 mol·L－1氨水滴定10 mL濃度均為0.1 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，在氨水滴定前，HCl，CH3COOH的混合液中c(Cl－)＞c(CH3COO－) （ ）
【解析】濃度均為0.1 mol·L－1時，HCl是強酸，100%電離；CH3COOH是弱酸，大概1%左右電離，故c(Cl－)＞c(CH3COO－)，正確。

【典例2】（2016·上海）已知碳酸：H2CO3，Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11；
草酸：H2C2O4，Ka1=5.9×10-2，Ka2=6.4×10-5。若將等濃度的草酸溶液和碳酸溶液等體積混合，溶液中各種離子濃度大小的順序正確的是_____。（選填編號）
HCO3-
CO32-
a．[H+]＞[HC2O4-]＞[HCO3-]＞[CO32-]
b．[HCO3-]＞[HC2O4-]＞[C2O42-]＞[CO32-]
c．[H+]＞[HC2O4-]＞[C2O42-]＞[CO32-]
d．[H2CO3] ＞[HCO3-]＞[HC2O4-]＞[CO32-]
HC2O4-
C2O42-
【規律方法】相同條件下，
（1）各級電離常數越大，對應離子濃度越大。（2）酸分子濃度大于各級電離的離子濃度；
（3）混酸中除酸分子之外氫離子濃度最大；
ac
c(H2CO3) ＞c(H2C2O4)＞c(H＋) ＞c(HC2O4-) ＞c(C2O42-)＞c([HCO3-)＞c(CO32-)
同一溶液中不同酸微粒濃度比大小
電離常數小的大于電離常數大的
顯性離子
電離常數大的，對應電離出的離子濃度大
2024
3-單一弱鹽溶液粒子濃度比大小：
鹽溶液微粒濃度排大小
（4）顯性離子大于隱性離子。
酸性溶液中：c(H+) > c(OH-) ；堿性溶液中：c(OH-) > c(H+)
一般鹽類物質可以看做是完全電離的；水解程度很小
（1）AB型化合物：c（不水解離子）> c（水解離子）
例如：CH3COONa溶液中：c(Na+) >c（CH3COO-）
（2）對于AmBn型離子化合物，角碼優先原則。角碼大的離子濃度大：
Na2CO3溶液中：c(Na+)>c(CO32-）
(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+）>c(SO42-）
（3）對于弱酸、弱鹽來說，原有的微粒>電離或水解出的微粒；
CH3COONa溶液中：c（CH3COO-）>c(CH3COOH)
CH3COOH溶液中：c(CH3COOH)> c（CH3COO-）
電離或水解的程度是很小的
鹽溶液微粒濃度排大小
【典例分析】
1.AB型鹽溶液
【典例1】(2021·河北1月選考模擬） 25 ℃時，等體積的0.1 mol·L－1 NaOH溶液和0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液混合后，溶液pH>7，且c(Na＋)>c(CH3COO－) > c(OH－)>c(H＋)
【結論】 c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>________>c(H＋)
【模型建構】不水解離子>水解離子>顯性離子>_______>隱性離子。
c(CH3COOH）
水解產物位于顯性離子和隱性離子之間
原有的大于水解的
弱酸、弱堿微粒濃度排大小
鹽溶液微粒濃度排大小
不同溶液微粒濃度排大小
【典例2】0.1mol·L-1的NH4Cl溶液中：NH4+、Cl－、NH3·H2O、H＋的濃度大小關系是__________________.
參考答案: c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞ >c(OH-)
【模型建構】不水解離子>水解離子>顯性離子>_______>隱性離子。
c(NH3·H2O)
水解產物位于顯性離子和隱性離子之間
原有的大于水解出的
弱酸、弱堿微粒濃度排大小
鹽溶液微粒濃度排大小
不同溶液微粒濃度排大小
2.A2B型化合物，如0.1mol·L-1的Na2CO3溶液中微粒濃度比大小：
【參考答案】在Na2CO3溶液中：
c(Na+) > c(CO32-) > c(OH-）>c（HCO3-)>c（H2CO3）
【模型】原有的（角碼優先） > 顯性離子>一級水解>二級水解
【說明】隱性離子H+與二級水解產物關系，一般不能直接比較，而是通過計算確定，故一般不列出。
【練習1】室溫下，Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S) （×）
【解析】溶液中粒子濃度大小關系是：
c(Na＋) > c(S2－) > c(OH－) > c(HS－) > c(H2S)
【模型】：原有的（角碼優先） > 顯性離子 > 一級水解> 二級水解
【練習2】室溫下，0.1 mol·L－1(NH4)2SO4溶液：c(SO42-)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(OH－) （×）
銨根1%水解后，c(NH4+)=0.198mol·L-1, c（SO42-)=0.1mol·L-1
0.1 mol·L－1(NH4)2SO4溶液中，銨根離子水解，溶液顯酸性，但水解程度不大，則
cNH4+)＞c((SO42-)＞c(H＋)＞_______> c(OH－)
原有（角碼優先） > 顯性 > 水解> 隱性離子
【練習3】室溫下0.1 mol·L－1明礬溶液：
c(SO42-)＞c(K＋)＞c(Al3＋)＞c(H＋)＞c(OH－) （ ）
c(SO42-)＞c(K＋)＞c(Al3＋) ＞c(H＋)＞c(OH－)
2 1 <1
原有的（角碼優先）>水解產物 > 顯性離子>隱性離子
【練習4】室溫下0.1 mol·L－1氨明礬[NH4Al（SO4）2]溶液離子濃度大小順序：
c(SO42-)＞c(NH4＋)＞c(Al3＋) ＞c(H＋)＞c(OH－)
2 1- 1--
元數優先> 水解弱> 水解強 > 顯性離子>隱性離子
原溶液中的離子
部分水解或部分電離出的離子
1 1 2
<1
<1
由于堿性NH3·H2O>Al(OH)3
水解程度
Al3+>NH4+
2024
4-單一弱酸鹽中，微粒濃度比大小
【規律方法】比較酸式鹽電離與水解的大小，可以判斷溶液的酸堿性
HA-離子既電離又水解
酸堿性 舉例 解釋
pH＞7 NaHCO3、KHS、Na2HPO4 水解大于電離
pH＜7 NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4 電離大于水解
【典例1】0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液的pH＞7，溶液中各離子濃度大小關系： 。
【參考答案】c(Na＋)＞c(HCO3-)＞c(OH－)＞ ＞c(H＋)＞c(CO32-)
c(Na+) > c（HCO3-）
c(H2CO3) > c（CO32-）
c(OH-) > c（H+）
原有的 > 水解產物 > 電離產物
HCO3-的水解強于電離
1 1
略小 略小
略大 略大
備受爭議的排序：
NaHCO3溶液粒子濃度的常見兩種觀點：
（1）NaHCO3溶液中：c(Na＋)＞c(HCO3-)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(CO32-)
（2）NaHCO3溶液中：c(Na＋)＞c(HCO3-)＞c(OH－)＞c(CO32-)＞c(H＋)
有人通過電離、水解常數等相關數據計算表明，（2）更正確。還有，當溶液濃度不同時，粒子濃度排序也是不同的。所以，相關排序，我們一般設為常見的0.1mol·L-1，不是很濃或者是很稀；多級電離或水解，不能簡單地理論分析，有時需要計算。但以下排序基本沒有爭議：
c(Na+) > c（HCO3-）
c(H2CO3) > c（CO32-）
c(OH-) > c（H+）
【典例2】0.1 mol·L－1 KHC2O4溶液的pH＜7，溶液中離子濃度大小關系：______________________。
【參考答案】　c(K＋)＞c(HC2O4-)＞c(H＋)＞c(C2O42-)＞c(OH－)
原有離子 電離產物 水解產物
c(K+) > c（HC2O4-）
c(C2O42-) > c（H2C2O4）
c（H+）> c(OH-)
1 1
略小 略小
略大 略大
【練習1】判斷：（2012·四川高考真題）常溫下，pH = 8.3的NaHCO3溶液：
c(Na+) > c(HCO3-) > c(CO32-) > c(H2CO3) （ ）
【解析】pH = 8.3 的 NaHCO3溶液中HCO3-的水解大于其電離，則
c(Na+)> c(HCO3-) > c(H2CO3) > c(CO32-) ，原排序錯誤。
原溶質離子
水解產物>電離產物

【練習2】判斷：（2008·江蘇高考真題）0.1mol·L-1的NaHA溶液其pH＝4：c(HA-)＞c(H+)＞c(H2A)＞c(A2-)（ ）
【解析】 0.1moL/L的NaHA溶液中存在三個平衡：HA-+H2O H2A + OH-，HA- H++A2- ，H2O H++OH-，已知其pH=4，說明HA-的電離強于水解，即c(A2-)>c(H2A)，故原排序錯誤。

c(HA-) ＞ c(H+) ＞ c(A2-) ＞ c(H2A)
原溶質離子
顯性離子 > 電離產物 > 水解產物
2024
5-酸鹽、鹽鹽、堿鹽等濃度混合的判斷
弱酸堿電離/鹽離子水解
1-思維方法：類似于酸式鹽，看程度。判斷弱酸堿的電離程度和鹽類的水解程度的相對大小。
2-題目題型：
(1) 直給型：0.1mol·L-1的HAc和NaAc等體積混合
(2) 等價型：反應物按照某種比例混合反應，等同于等濃度混合。
【示例1】0.2mol·L-1的HAc和0.1mol·L-1的NaOH溶液等體積混合(反應后得到0.05mol·L-1的HAc和NaAc的等濃度的混合溶液）
【示例2】將4.48L的標況下的CO2通入含0.3molNaOH的溶液中(反應后得到1:1混合的Na2CO3和NaHCO3的混合溶液）
方法：比份數
弱酸與鹽、弱堿與鹽，弱鹽與弱鹽混合后粒子濃度比大小
【典例1】常溫下，NaOH和CH3COOH等濃度按1∶2體積比混合后pH＜7，離子濃度大小順序為
【解析】2CH3COOH+NaOH = CH3COONa+ CH3COOH +H2O
拆分：CH3COO- Na+ CH3COOH H+ OH-
>1 =1 <1 顯性 隱性
電離強
水解弱
粒子濃度大小順序為：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(OH－)
溶質中原有的
電離或水解出的
強離子居中是關鍵
Ac-+H2O HAc + OH-
HAc H++Ac-
1 1
弱酸與鹽、弱堿與鹽，弱鹽與弱鹽混合后粒子濃度比大小
【典例2】常溫下，等濃度的NaCN和HCN(pH＞7)溶液中微粒濃度由大到小的順序：
【解析】
拆分： HCN Na+ CN- OH- H+
>1 =1 <1 顯性 隱性
水解強
電離弱
粒子濃度大小順序為： c(HCN)>c(Na＋)>c(CN-) > c(OH-)>c(H+)
溶質中原有的
電離或水解出的
強離子居中是關鍵
CN-+H2O HCN + OH-
HCN H++CN-
弱酸與鹽、弱堿與鹽，弱鹽與弱鹽混合后粒子濃度比大小
【典例3】濃度均為0.1 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3混合溶液離子濃度由大到小的順序：_____________________________________________
溶質 NaHCO3 Na2CO3
拆分： Na+ HCO3- 2Na+ CO32-
排序： Na+ HCO3- CO32- OH- H+
3 >1 <1 顯性 隱性
一級水解
二級電離
c(Na＋)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH－)＞c(H＋)
弱酸與鹽、弱堿與鹽，弱鹽與弱鹽混合后粒子濃度比大小
【典例4】（2014·江蘇高考真題）25℃時，0.1mol/LNH4Cl與0.1mol/L氨水等體積混合（pH＞7）：c(NH3·H2O)＞c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－) （ ）
【解析】0.1mol/LNH4Cl與0.1mol/L氨水等體積混合（pH＞7），溶液顯堿性，則氨水的電離程度大于銨根的水解程度，則
c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)>c(H+)，
>1 =1 <1
以上排序不正確。
NH3·H2O NH4++OH- NH4++H2O NH3·H2O + H+
電離較強
水解較弱
強者居中是關鍵

2023
6-不同溶液中同一離子濃度的大小比較
NH4+離子濃度比大小
【典例1】25 ℃時，0.1mol·L-1的下列溶液中,c(NH4＋)由大到小的順序為_______。
①NH4Cl ②NH4Ac ③NH4HSO4 ④(NH4)2SO4 ⑤(NH4)2Fe(SO4)2 ⑥NH3·H2O
【方法技巧】元數（角碼）優先，弱堿最后，抑、不、促居中，相同看程度。
NH4++H2O NH3·H2O + H+ ，NH4+的水解程度越大，NH4+濃度越小
2元的銨根離子濃度較大
1元的銨根離子濃度較小
氨水僅1%左右電離
⑤(NH4)2Fe(SO4)2、④(NH4)2SO4、③NH4HSO4、①NH4Cl、②CH3COONH4、 ⑥NH3·H2O
Fe2++2H2O Fe(OH)2+2H+
抑
不
抑
不
促
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
543126
Na+濃度比大小
【典例2】常溫pH相同的①CH3COONa ②NaHCO3 ③NaClO三種溶液的c(Na＋)：
①＞②＞③
【1】+1個H+，找到對應的酸：CH3COOH H2CO3 HClO
【2】對酸性強弱排序： CH3COOH >H2CO3 > HClO
【3】反向排同濃度鹽溶液的堿性 CH3COO- 【4】pH相同時，堿性弱的
需要的濃度大： CH3COONa >NaHCO3 > NaClO
Na+濃度大小的順序，與酸性強弱順序一致。酸越強，離子濃度越大，越弱，分子濃度越大。
Na+的濃度與酸根的濃度大小一致
【結論】相同條件下，酸性強的pH相同時對應鹽溶液的Na+離子濃度大。
典例分析
【典例3】（2020秋 科爾沁區校級月考）已知部分弱酸的電離常數如表：
弱酸 CH3COOH HCN H2CO3
電離常數（25℃） Ka＝1.8×10﹣5 Ka＝4.3×10﹣10 Ka1＝5.0×l0﹣7
Ka2＝5.6×l0﹣11
①0.1mol L﹣1NaCN和0.1mol L﹣1NaHCO3中，c（CN﹣） c（HCO3﹣）（（填“＞”、“＜”或“＝”）。
②常溫下，pH相同的三種溶液：A.CH3COONa B.NaCN C.Na2CO3，其物質的量濃度由大到小的順序是　 　 （填編號）。
【解析】酸性H2CO3>HCN，酸性強離子水解程度小，故離子濃度HCO3->CN-
酸性強離子濃度大CH3COOH>HCN>HCO3-，故濃度CH3COONa>NaCN>Na2CO3
<
A>B>C
對應HCN 對應H2CO3
2024
7-依據三大守恒關系比大小
【思維邏輯】在同一溶液中，若存在M+,A-,H+,OH-四種離子，根據電荷守恒，可推知：
（1）若顯酸性，則離子濃度H+>OH-,則其它離子濃度M+（2）若顯堿性，則離子濃度OH->H+,則其它離子濃度M+>A-
單電荷、四離子，首尾同電性
離子濃度
+
-
-
+
-
+
+
-
不
存在
+
-
-
+
-
+
+
-
首尾同電性
首尾不同電性
【典例1】[2020江蘇卷]室溫下兩種濃度均為0.1 mol·L－1的溶液等體積混合CH3COOH-CH3COONa混合溶液(pH=4.76):
c(Na+)>c(CH3COOH)>c(CH3COO-)>c(H+)
單電荷、四離子，首尾同電性
溶液顯酸性，則c(H+)>c（OH-）
>c(OH-)
【解析】離子濃度大小順序+-+-，首尾不同電性，不符合電荷守恒，故錯

【典例2】(2021·天津，10)常溫下，氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液中：c(Cl－)>c(NH4+)>c(OH－)>c(H＋)
【解析】離子濃度大小順序為-+-+，首尾不同電性，不符合電荷守恒故錯誤。

依據三大守恒 比大小
【判斷】：NH4Cl,NH3·H2O的混合溶液1：1混合溶液顯堿性，則：
c(NH4+)+c(H+) >c(OH-)+ c(NH3·H2O) （ ）
【分析】：NH4Cl,NH3·H2O的混合溶液1：1混合溶液有如下質子守恒式：
c(NH4+)+2c(H+) =2c(OH-)+ c(NH3·H2O)
混合溶液顯堿性，則可知：c(H+) c(OH-)+ c(NH3·H2O)是正確的。

【判斷】：Na2CO3溶液中：
c(Na+) + c(H+) < c(CO32－) + c(HCO3－) + c(OH-) （ ）
【分析】：Na2CO3溶液的電荷守恒表達式如下：
c(Na+) + c(H+) = 2c(CO32－) + c(HCO3－) + c(OH-)
對比可知原式右邊少了一個c(CO32－)，所以應該將“<”改成“>”

此式子來源于質子守恒
此式子來源于電荷守恒
依據三大守恒 比大小
【判斷】任意比混合的NaCl和KF的混合溶液中：c(Cl-)+c(K+)>c(Na+) +c(F-) ( )

【解析】在任意比混合的溶液中，存在物料守恒
c(Cl-)=c(Na+) (1)
c(K+)=c(F-) +c(HF) (2)
由（1）(2)可得兩個物料守恒式：
c(Cl-)+c(K+)=c(Na+) +c(F-) +c(HF) （3）
c(Na+) +c(K+) =c(Cl-)+ c(F-) +c(HF) （4）
【小結和啟示】研究三大守恒，更多的是為了判斷不守恒的情況，三大守恒也可以用來比大小。
此式右邊消去HF，可以知道左邊>右邊
一般只有確定的比例才能寫出物料守恒！
2024
8-滴定圖像中離子濃度比大小
【典例1】常溫下用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HAc溶液
滴定過程中的離子濃度比大小
起始點V=0
半中和點V=10
中性點V<20
中和點V=20
等堿鹽點V=40
c(HAc)＞c(H＋)＞c(Ac－)＞c(OH－)
僅HAc
等HAc/NaAc
c(Ac－)＞c(Na＋)＞c(HAc)＞c(H＋)＞c(OH－)
NaAc和少量的HAc
c(Na＋)＝c(Ac－)＞c(H＋)＝c(OH－)
僅NaAc
c(Na＋)＞c(Ac－)＞c(OH－)＞c(H＋)
c(Na＋)＞c(OH－)＞c(Ac－)＞c(H＋)
等NaAc/NaOH
滴定過程中的離子濃度比大小
【典例】25 ℃時，用0.25 mol·L－1 NaOH溶液分別滴定同濃度的三種稀酸溶液，滴定曲線如圖所示。判斷下列說法正誤。
A．同濃度的稀酸中：c(A－)＞c(B－)＞c(D－)
B．滴定至P點時，溶液中：c(B－)＞c(HB)
C．pH＝7時，三種溶液中：c(A－)＞c(B－)＞c(D－)
酸性HA>HB>HD
[解析]： ，H+濃度大者對應酸根離子濃度大
[解析]： ，等酸等鹽，顯酸性，電離大于水解
[解析]： ，同條件，酸性強者對應離子濃度大
【典例3】(2021·湖南1月適應性考試，9)常溫下，用0.100 0 mol·L－1的鹽酸分別滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 mol·L－1的三種一元弱酸的鈉鹽(NaX、NaY、NaZ)溶液，滴定曲線如圖所示。下列判斷錯誤的是(　　)
滴定過程中的離子濃度比大小
A．該NaX溶液中：c(Na＋)>c(X－)>c(OH－)>c(H＋)
B．三種一元弱酸的電離常數：Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)
C．當pH＝7時，三種溶液中：c(X－)＝c(Y－)＝c(Z－)
D．分別滴加20.00 mL鹽酸后，再將三種溶液混合：
c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＝c(H＋)－c(OH－)
越弱越水解；其鹽溶液對應的pH越大；可以判斷酸性HX>HY>HZ
A ，水解顯堿性，單電荷四離子首尾同電性；
B ，酸性HX>HY>HZ，酸性強的酸的電離常數大；
C×，同條件下酸性HX>HY>HZ，酸性強對應離子濃度大：X->Y->Z-
D ，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＋c(Cl－)＋c(OH－)
C
此式子中c(Cl-)=c(Na+)
【典例】室溫下，H2C2O4的電離平衡常數Ka1=5.9×10-2，Ka2=6.4×10-5，用0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定20mL0.1000 mol·L－1 H2C2O4溶液的曲線如圖所示（體積變化忽略不計）。滴定過程中可能出現：
【答案】錯誤。
【解析】根據H2C2O4的Ka2可知，
c（C2O42-）=c(HC2O4-)時，c(H+) = 6.4×10-5mol·L-1，此時溶液呈酸性，c(H+)>c(OH-)，D錯誤。
c(H+) ×c（C2O42-）
Ka2 = ------------------------ =C(H+)=6.4×10-5
c(HC2O4-)
顯酸性和顯堿性相矛盾
【典例】常溫下用0.10 mol·L－1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL濃度均為0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和HCN溶液所得滴定曲線如圖所示。下列正確的是(　　)
A.點①和點②所示溶液中：c(CH3COO－)＜c(CN－)
B.點③和點④所示溶液中：
c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)
【解析】生成等濃度的NaCN和CH3COONa,酸越強水解程度越小，離子濃度越大，故A選項錯誤。
點③中pH＝7，則c(OH－)＝c(H＋)，則點③中c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(H＋)＝c(OH－)，錯誤
滴定終點
b點加入過量的硝酸銀溶液，Ag+濃度最大
Ksp（AgX）
c[X-(Cl-,Br-,I-)] = ---------------------
c(Ag+)
b點各離子濃度為：

Ksp越大，X-濃度越大
2024
9-陰離子(或陽離子)濃度總和比大小
9-陰離子(或陽離子)濃度總和比大小
一價離子，較弱電解質的陰離子濃度之和更小
二價離子，較弱電解質的陰離子濃度之和更大
方法
規律
一弱小
二弱大
【詮釋】
對于一價的陰陽離子，其酸性或堿性弱的那種，陰離子或陽離子濃度之和小；
對于二價的陰陽離子，其酸性或堿性弱的那種，陰離子或陽離子濃度之和大
【典例1】陽離子濃度比大小：
（2017·江蘇）常溫下，已知：Ka (HCOOH)=1.77×10-4，Kb (NH3·H2O) =1.76×10-5，
濃度均為0.1 mol·L-1的 HCOONa和NH4Cl 溶液中陽離子的物質的量濃度之和：前者大于后者( )
【解析】均為±1價，同一溶液中，陽離子濃度之和與陰離子濃度之和是相等，其中Cl-濃度和Na+濃度相等，均為0.1mol·L-1：
甲酸鈉溶液：c(H+)+c(Na+) = c(H+)+0.1mol·L-1 = c(OH-)+c(HCOO-)
氯化銨溶液：c(OH-)+c(Cl-) = c(OH-)+0.1mol·L-1 = c(H+)+c(NH4+)
由于Ka (HCOOH)=1.77×10-4 > Kb (NH3·H2O) =1.76×10-5，
HCOO- +H2O HCOOH + OH- 水解弱，c(OH-)較小，則c(H+)較大；
NH4+ H2O NH3·H2O + H+ 水解較強，c(H+)較大，則c(OH-)較小。
因此HCOONa和NH4Cl 溶液中陽離子的物質的量濃度之和：前者大于后者，正確。

【思路方法技巧】緊緊抓住：Cl-濃度和Na+濃度相等，減少變量，比較 c(H+),c(OH-) 大小即可。
HCOOH的酸性強于氨水的堿性，氨水更弱，一價弱小
【典例2】陰離子濃度比大小：一弱小，二弱大
【典例】1L、0.1mol·L-1的下列兩種溶液中，陰離子濃度之和大小的順序是：
（1）①NaCl、②NaAc ① ② (填>、<、=)
（2）①Na2CO3、②Na2SO4 ① ② (填>、<、=)
（3）①NaCl、②NH4Cl ① ② (填>、<、=)
（4）①Na2CO3、②Na2SO3 ① ② (填>、<、=)
（5）①NaCN、②NaNO2 ① ② (填>、<、=)
【解析】第一組，比陽離子：
c(Na+)+c(H+) =c(Cl-)+c(OH-) c(Na+)+c(H+) =c(Ac-)+c(OH-)
0.1 10-7 0.1 10-7 0.1 <10-7 <0.1 >10-7
<
>
>
>
>
第二組，比陰離子
① c(OH-)+c(CO32-) ② c(OH-)+c(SO42-)
>10-7 一變二 =10-7 不變
CO32-+H2O HCO3-+OH-
1 1 1
2024
10-任意溶液混合離子濃度比大小
方法
規律
求比
拆分
反應
排序
10-任意溶液反應后離子濃度比大小
【典例1】0.15molNH3和0.2molH2SO4反應后，離子濃度大小的順序是（ ）
求比→ 3NH3:4H2SO4拆分 → 3NH3:8H+:4SO42- 反應→ 3NH4+, 5H+, 4SO42-
離子濃度由大到小的順序是：5H+,4SO42-,3NH4+, NH3·H2O, OH-
【排序依據】：溶質濃度 > 平衡產物 > 隱性離子
【典例2】標況下3.36L的CO2通入0.1L的2.5mol·L-1的NaOH溶液中，離子濃度由大到小的順序是
求比：CO2和NaOH的比例：0.15：0.25=3：5
反應：3CO2+5NaOH = 2Na2CO3 + NaHCO3 +2H2O
拆分、排序：5Na+,2CO32-,HCO3-,OH-,H+
離子濃度由大到小的順序是：5Na+,2CO32-,HCO3-,OH-,H+
10-任意溶液反應后離子濃度比大小
【典例1】（上海高考題）某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四種離子。則下列描述正確的是( )
A．該溶液由pH＝3的CH3COOH與pH＝11的NaOH溶液等體積混合而成
B．該溶液由等物質的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成
C．加適量的NaOH，離子濃度為c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．加入適量氨水，c(CH3COO－)一定大于c(Na＋)、c(NH4＋)之和
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
c(HAc) c(H+) c(NaOH)=c(OH-) (剩余大量CH3COOH）
=1×10-3mol·L-1 =1×10-3mol·L-1
設均為1L，則酸約為0.1mol，堿為0.001mol
大致相當于0.099mol的CH3COOH和0.001mol的CH3COONa的混合溶液

誰弱誰過量顯誰性
【典例1】（上海高考題）某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四種離子。則下列描述正確的是( )
A．該溶液由pH＝3的CH3COOH與pH＝11的NaOH溶液等體積混合而成
B．該溶液由等物質的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成
C．加適量的NaOH，離子濃度為c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．加入適量氨水，c(CH3COO－)一定大于c(Na＋)、c(NH4＋)之和
恰好反應生成CH3COONa,水解顯堿性，不合題意

單電荷四離子，首尾不同電性，不滿足電荷守恒

加氨水后滿足電荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)=c(Na＋)＋c(NH4＋)＋c(H＋)，呈酸性時，c(OH－)＜c(H＋)，則c(CH3COO－)＞c(NH4＋)＋c(Na＋)；
呈中性時，c(H＋)＝c(OH－)，則c(CH3COO－)＝c(NH4＋)＋c(Na＋)；
呈堿性時，c(H＋)＜c(OH－)，則c(CH3COO－)＜c(NH4＋)＋c(Na＋)，
所以c(CH3COO－) 不一定大于c(Na＋)、c(NH4＋)之和


A
方法
規律
比pH<7
比pH>7
討論
中間態
排序
【分析】在NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液中，當pH=7的混合溶液中粒子濃度比大小的順序。
【解析】根據顯中性，可以判斷c(Cl-)=c(NH4+)>c(H+)=c（OH-）
NH4Cl溶液顯酸性，其中c(NH4+)>c(NH3·H2O）
加入NH3·H2O溶液中顯堿性時，依然是c(NH4+)>c(NH3·H2O）
所以pH=7時也有c(NH4+)>c(NH3·H2O）
故混合溶液中有：c(Cl-)=c(NH4+)>c(NH3·H2O）>c(H+)=c（OH-）
依據電荷守恒
原有離子>水解產物
電離>水解
【分析】在CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中pH=7,試判斷其混合溶液中各微粒濃度的大小順序。
【解析】混合溶液中pH=7,可以判斷c(Na+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-），依據是電荷守恒。
在CH3COONa溶液中顯堿性：c(CH3COO－)>c(CH3COOH),
逐滴加入CH3COOH至酸性，形成CH3COONa和CH3COOH的混合物，此時也滿足c(CH3COO－) > c(CH3COOH)
由此可知中性時也滿足c(CH3COO－) > c(CH3COOH)，故其混合物中微粒濃度大小的順序是：c(Na+)=c(CH3COO-)>c(CH3COOH)>c(H+)=c(OH-）
原有離子>水解產物
依據電荷守恒
電離>水解
2024
小結和歸納
離子濃度大小的比較
弱電解質的電離，鹽類的水解，化學反應的知識
比較電離和水解的程度，比較角碼，比較受其它微粒的影響等
涉及化學知識
所需比較內容
依據化學知識
電離理論、水解理論、三大守恒和化學平衡相關知識等等
THANKS

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