微專題(三)溶液中離子濃度大小的比較1．離子濃度大小比較的常用方法(1)多元弱酸溶液，根據多步電離分析，如在H3PO4溶液中：[H＋]>[H2POeq\o\al(－,4)]>[HPOeq\o\al(2－,4)]>[POeq\o\al(3－,4)]。(2)多元弱酸的正鹽溶液，根據弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：[Na＋]>[COeq\o\al(2－,3)]>[OH－]>[HCOeq\o\al(－,3)]>[H＋]。(3)混合溶液中各離子濃度的比較，根據電離程度、水解程度的相對大小綜合分析。①電離程度大于水解程度的有NH3·H2O和NHeq\o\al(＋,4)、CH3COOH和CH3COO－、HSOeq\o\al(－,3)。如0.1mol·L－1NH4Cl和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，由于NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為[NHeq\o\al(＋,4)]>[Cl－]>[OH－]>[H＋]。②電離程度小于水解程度的有HCN和CN－、HCOeq\o\al(－,3)和COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)。如0.1mol·L－1的HCN和0.1mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的電離程度小于CN－的水解程度，導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為[Na＋]＞[CN－]＞[OH－]＞[H＋]。2．電解質溶液中的三個守恒關系(1)電荷守恒關系電解質溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數，如Na2SO3溶液中存在著Na＋、SOeq\o\al(2－,3)、H＋、OH－、HSOeq\o\al(－,3)，它們存在如下關系：[Na＋]＋[H＋]＝2[SOeq\o\al(2－,3)]＋[HSOeq\o\al(－,3)]＋[OH－](2)物料守恒關系電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但原子總數是守恒的，如Na2SO3溶液中SOeq\o\al(2－,3)能水解，故硫元素以SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)、H2SO3三種形式存在，它們之間的守恒關系為[Na＋]＝2[SOeq\o\al(2－,3)]＋2[HSOeq\o\al(－,3)]＋2[H2SO3]。(3)質子守恒關系質子守恒是指電解質在水溶液中發生電離、水解時，存在H＋的轉移，在轉移時，失去H＋的物質的量與得到H＋的物質的量是相等的。如Na2SO3溶液中有關系式：[OH－]＝[H＋]＋[HSOeq\o\al(－,3)]＋2[H2SO3]?！纠?】在CH3COONa溶液中各離子的濃度由大到小排列順序正確的是()A．[Na＋]＞[CH3COO－]＞[OH－]＞[H＋]B．[CH3COO－]＞[Na＋]＞[OH－]＞[H＋]C．[Na＋]＞[CH3COO－]＞[H＋]＞[OH－]D．[Na＋]＞[OH－]＞[CH3COO－]＞[H＋]A[在CH3COONa溶液中由于CH3COO－的水解，使得[Na＋]＞[CH3COO－]；并且由于水解，使溶液顯堿性，故[OH－]＞[H＋]；由于鹽的水解程度比較小，所以[CH3COO－]＞[OH－]，即A項正確。]【例2】在0.1mol·L－1Na2S溶液中存在著多種離子和分子，下列關系不正確的是()A．[Na＋]＋[H＋]＝[HS－]＋[OH－]＋2[S2－]B．[Na＋]＋[H＋]＝[HS－]＋[OH－]＋[S2－]C．[Na＋]＝2[S2－]＋2[HS－]＋2[H2S]D．[OH－]＝[H＋]＋[HS－]＋2[H2S]B[在電解質溶液里由電荷守恒得：[Na＋]＋[H＋]＝[HS－]＋[OH－]＋2[S2－]，A項正確，B項錯誤；由物料守恒得：[Na＋]＝2[S2－]＋2[HS－]＋2[H2S]，C項正確；由質子守恒得：[OH－]＝[H＋]＋[HS－]＋2[H2S]，D項正確。]【例3】用物質的量均為0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配成1L混合溶液，已知其中[CH3COO－]＞[Na＋]，下列對該溶液的判斷正確的是()A．[H＋]＞[OH－]B．[CH3COO－]＝0.1mol·L－1C．[CH3COOH]＞[CH3COO－]D．[CH3COO－]＋[OH－]＝0.1mol·L－1A[本題易錯之處是只考慮CH3COO－水解生成CH3COOH，使CH3COOH濃度增大，CH3COO－濃度減小，忽視了電離平衡因素占主導地位，而錯選C項。由電荷守恒可知，[CH3COO－]＋[OH－]＝[Na＋]＋[H＋]，因為[CH3COO－]＞[Na＋]，所以[H＋]＞[OH－]，A項正確；[CH3COO－]＋[OH－]＝[H＋]＋[Na＋]＝[H＋]＋0.1mol·L－1＞0.1mol·L－1，D項錯誤；由物料守恒可知，[CH3COOH]＋[CH3COO－]＝0.2mol·L－1，[CH3COO－]＞[Na＋]＝0.1mol·L－1，故[CH3COO－]＞[CH3COOH]，B、C項錯誤。]【例4】將等體積的0.2mol·L－1CH3COONa溶液與0.1mol·L－1HNO3溶液混合，混合溶液中離子濃度由大到小順序正確的是()A．[Na＋]>[CH3COO－]>[NOeq\o\al(－,3)]>[OH－]>[H＋]B．[Na＋]>[CH3COO－]>[NOeq\o\al(－,3)]>[H＋]>[OH－]C．[Na＋]＞[CH3COO－]＞[OH－]＞[NOeq\o\al(－,3)]＞[H＋]D．[CH3COO－]＞[Na＋]＞[H＋]＞[NOeq\o\al(－,3)]＞[OH－]B[反應后溶液中溶質是CH3COONa、CH3COOH和NaNO3，且濃度都是0.05mol·L－1，[Na＋]＝0.1mol·L－1，[NOeq\o\al(－,3)]＝0.05mol·L－1，此時醋酸的電離程度大于醋酸鈉的水解程度，故溶液中[CH3COO－]＞0.05mol·L－1，[H＋]＞[OH－]，故選B。]1．表示0.1mol·L－1NaHCO3溶液中有關微粒濃度(mol·L－1)的關系式，正確的是()A．[Na＋]＞[HCOeq\o\al(－,3)]＞[COeq\o\al(2－,3)]＞[H＋]＞[OH－]B．[Na＋]＋[H＋]＝[HCOeq\o\al(－,3)]＋[COeq\o\al(2－,3)]＋[OH－]C．[Na＋]＋[H＋]＝[HCOeq\o\al(－,3)]＋2[COeq\o\al(2－,3)]＋[OH－]D．[Na＋]＝[HCOeq\o\al(－,3)]＋2[COeq\o\al(2－,3)]＋[H2CO3]C[NaHCO3溶液顯堿性，A錯誤；由電荷守恒知B錯誤，C正確；由物料守恒知[Na＋]＝[HCOeq\o\al(－,3)]＋[COeq\o\al(2－,3)]＋[H2CO3]，D錯誤。]2．用物質的量都是0.1mol的HCN和NaCN配成1L混合溶液，已知其中[CN－]小于[Na＋]，則下列判斷正確的是()A．[H＋]＞[OH－]B．[HCN]＞[CN－]＝0.2mol·L－1C．[HCN]＞[CN－]D．[CN－]＞[OH－]＝0.1mol·L－1C[由[CN－]小于[Na＋]知，CN－水解的程度大于HCN電離的程度，得到C正確。]3．下列溶液中微粒濃度關系一定正確的是()A．室溫下，pH＝7的氨水與氯化銨的混合溶液中：[Cl－]＞[NHeq\o\al(＋,4)]B．pH＝2的一元酸和pH＝12的一元強堿等體積混合：[OH－]＝[H＋]C．0.1mol·L－1的硫酸銨溶液中：[NHeq\o\al(＋,4)]＞[SOeq\o\al(2－,4)]＞[H＋]＞[OH－]D．0.1molL－1的硫化鈉溶液中：[OH－]＝[H＋]＋[HS－]＋[H2S]C[氨水和氯化銨混合溶液的pH＝7時，溶液中[H＋]＝[OH－]，由電荷守恒可知[OH－]＋[Cl－]＝[NHeq\o\al(＋,4)]＋[H＋]，則[Cl－]＝[NHeq\o\al(＋,4)]，A項錯誤；由于pH＝2的酸的強弱未知，若為強酸時，則反應后溶液中[OH－]＝[H＋]，若為弱酸時，酸的濃度大于0.01mol·L－1，則酸過量，即反應后溶液中[H＋]＞[OH－]，B項錯誤；0.1mol·L－1的硫酸銨溶液中，銨根離子水解使溶液呈酸性，故[NHeq\o\al(＋,4)]＞[SOeq\o\al(2－,4)]＞[H＋]＞[OH－]，C項正確；0.1mol·L－1的硫化鈉溶液中，根據物料守恒可知[Na＋]＝2[S2－]＋2[HS－]＋2[H2S]，由電荷守恒可知[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[HS－]＋2[S2－]，則[OH－]＝[H＋]＋[HS－]＋2[H2S]，D項錯誤。]4．在25℃時，pH＝11的NaOH溶液與pH＝3的CH3COOH溶液等體積混合后，下列