如何判斷化學溶液離子大小關系

❶ 怎麼判斷溶液中離子濃度大小

看是強電解質還是弱電解質，是電離大於水解還是水解大於電離，亞硫酸鈉溶液呈鹼性，顯然水解大於電離，亞硫酸氫鈉顯酸性。

1、電離

Na2SO3是鹽，是強電解質，在水中完全電離

0.1的Na2SO3完全電離後得到0.2的Na+和0.1的SO3^2-

2、水解

SO3^2-是弱酸酸根，會發生水解

0.1的SO3^2-中的一小部分會發生水解，SO3^2- + H2O <===> HSO3- + OH-

水解後SO3^2-的濃度略小於0.1，溶液中產生HSO3-，OH-濃度變大

所以 離子濃度順序：Na+＞SO3^2-＞OH-＞HSO3-＞H+

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由於溶液中離子間存在靜電作用，他們的自由移動和反應活性因此受到影響，這樣它們反應中表現出來的濃度與其實際濃度間存在差別。

在相同條件下測定出系列標准溶液各濃度的電動勢，作ε-lga或ε一lgc標准曲線，標准曲線呈線性關系。然後，在相同條件下測得待測液的電動勢，從標准曲線上查出待測液的濃度。

❷ 化學_如何判斷一個物質中各離子的濃度大小關系

樓主，你好！由於在電解質溶液中，由於電離和水解的關系，溶液中各離子的濃度大小並不完全相同，在分析溶液中各離子濃度的大小關系時，必須綜合考慮電離和水解對離子濃度的影響。1、酸：①多元弱酸溶液，根據多元酸分步電離，且越來越難電離分析2、元酸正鹽溶液，根據弱酸根分步水解分析。如：在Na2CO3溶液中Na+ > CO32- > OH- > HCO3- > H +、3、多元弱酸的酸式鹽溶液，必須綜合考慮電離和水解的相對強弱。4、不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對其影響因素。如比較NH4Cl和NH4Ac溶液中NH4＋的濃度大小關系，則必須考慮Ac－和Cl－對水解的影響，Ac－促進NH4＋的水解，而Cl－對NH4＋的水解沒有影響，因此，NH4Cl溶液中NH4＋的濃度大於NH4Ac溶液NH4＋的濃度。其主要方法有：一：電荷守恆規律 二：物料守恆：電解質溶液中，由於某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關鍵性的原子總是守恆的。例如：NaHCO3中，n(Na+)=n(HCO3-)三:質子守恆：電解質電離、水解過程中，例如水電離出的H 與OH－總數一定是相等的。</SUP>

❸ 化學離子濃度大小如何判斷

考慮粒子在溶液中是否完全電離,如果完全電離再看其粒子在溶液中的濃度大小,隨後考慮其弱酸弱鹼根的水解程度,判斷其粒子濃度大小,最後看溶液呈酸性還是鹼性判斷氫離子和氫陽根的濃度大小.
最後在比較其正粒子與負離子是否近似相等.(原因是因為溶液不帶電)

❹ 化學_如何判斷一個物質中各離子的濃度大小關系

樓主，你好！

由於在電解質溶液中，由於電離和水解的關系，溶液中各離子的濃度大小並不完全相同，在分析溶液中各離子濃度的大小關系時，必須綜合考慮電離和水解對離子濃度的影響。

1、酸：①多元弱酸溶液，根據多元酸分步電離，且越來越難電離分析

2、元酸正鹽溶液，根據弱酸根分步水解分析。如：在Na2CO3溶液中Na+

>
CO3
2-

>
OH
-

>
HCO3
-

>
H

+
、

3、多元弱酸的酸式鹽溶液，必須綜合考慮電離和水解的相對強弱。

4、不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對其影響因素。如比較NH4Cl和NH4Ac溶液中NH4
＋
的濃度大小關系，則必須考慮Ac
－
和Cl
－
對水解的影響，

Ac
－
促進NH4
＋
的水解，而Cl
－
對NH4
＋
的水解沒有影響，因此，NH4Cl溶液中NH4
＋
的濃度大於NH4Ac溶液NH4
＋
的濃度。

其主要方法有：一：電荷守恆規律

二：物料守恆：電解質溶液中，由於某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關鍵性的原子總是守恆的。例如：NaHCO3中，n(Na+)=n(HCO3-)

三:質子守恆：電解質電離、水解過程中，例如水電離出的H

與OH
－
總數一定是相等的。

❺ 化學：怎麼判斷離子濃度大小

鹽類水解是一個重點內容，歷年高考試題都有涉及。08年高考，全國卷Ⅰ、全國卷Ⅱ、上海、江蘇、海南、北京等化學試題中均有涉及鹽類水解的內容。而許多學生對於比較溶液中離子濃度大小關系的題目感到棘手。那麼，怎樣判斷溶液中各種離子濃度大小關系呢？要從以下幾方面來判斷：
1．酸性溶液中，c(H＋)>c(OH-);鹼性溶液中c(H＋)<c(OH-)。
2．由電荷守恆關系判斷。
3．由物料守恆關系判斷。
4．由不同弱酸酸根或弱鹼鹼根水解程度大小關系判斷。
5．由酸式酸根的電離和水解程度相對大小關系判斷。
現以08年高考江蘇化學卷第12題為例，說明以上方法的應用。
下列溶液中有關物質的量濃度關系正確的是（）。
A.PH=2的HA溶液與PH=12的MOH溶液任意比混合：c(H＋)+c(M＋)=c(OH-)+c(A-)
B.PH相等的CH3COONa、NaOH
和Na2CO3三種溶液：c(NaOH)<c(CH3COONa)<c(
Na2CO3)
C.物質的量濃度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等體積混合：c(CH3COO-)+2c(OH-)=
2c(H＋)+
c(CH3COOH)
D.0.1mol??L-1的NaHA溶液,其PH=4:c(HA-)＞
c(H＋)
＞c(H2A)
＞c(A2-)
分析：A項，HA溶液與MOH溶液混合，無論兩者恰好完全反應，還是有其一過量，也無論HA與MOH是強電解質還是弱電解質，混合反應後，溶液中只有與H＋
、
M＋、
OH-
和
A-4種離子，根據溶液中電荷守恆關系（即所有陽離子帶的正電荷總數等於所有陰離子帶的負電荷總數），可得c(H＋)+c(M＋)=c(OH-)+c(A-)。A正確。
B項，NaOH是強鹼。CH3COONa
和Na2CO3
是弱酸強鹼鹽，因水解溶液顯鹼性，但CH3COOH酸性比H2CO3酸性強，Na2CO3水解程度比CH3COONa水解程度大。若CH3COONa、NaOH
和Na2CO3三種溶液的物質的量濃度相同，則溶液PH由大到小的關系為NaOH
＞
Na2CO3
＞
CH3COONa。要使三者PH相同，它們濃度大小關系應為c(NaOH
)＜c(Na2CO3)＜c(CH3COONa)。B錯。
C項，兩種溶液混合後，混合溶液共有CH3COO-
、
H＋、Na＋和OH-4種離子，根據溶液中電荷守恆關系可得，c(CH3COO-)+c(OH-)=
c(H＋)+
c(Na＋)。CH3COOH和CH3COONa兩溶液物質的量濃度相等，體積相等，即物質的量相等。若設它們的物質的量都為1mol,根據物料守恆可得混合後溶液中n(Na＋)=
1mol,
n(CH3COO-)+n(CH3COOH
)=2
mol，由此可知c(Na＋)=〔c(CH3COO-)+c(CH3COOH
)〕÷2
,將其帶入上式整理後得c(CH3COO-)+2c(OH-)=
2c(H＋)+
c(CH3COOH)。C正確。
D項,溶液PH=4,
c(H＋)=1×10-4
mol??L-1＜0.1mol??L-1，溶液呈酸性，說明HA-為弱酸的酸式酸根，且HA-離子的電離程度大於其水解程度。而發生電離的又只是少數，大部分仍然以HA-離子形式存在，所以c(HA-)＞c(A2-)＞c(H2A)。雖然HA-電離出的c(H＋)和
c(A2-)相同，但還有H2O電離出的H+離子，故總的c(H＋)
＞c(A2-)，因此有c(HA-)＞c(H＋)
＞c(A2-)＞c(H2A)。D錯。

❻ 溶液中離子濃度大小的比較是怎麼樣的

溶液中離子濃度大小的比較要掌握解此類題的三個思維基點：電離、水解和守恆（電荷守恆、物料守恆及質子守恆）。對有關電解質溶液中離子濃度大小比較的題，在做時首先搞清溶液狀況，是單一溶液還是混合溶液，然後再根據情況分析。具體如下：

1、單一溶質的溶液中離子濃度比較。

① 多元弱酸溶液中，由於多元弱酸是分步電離（注意，電離都是微弱的）的，第一步的電離遠遠大於第二步，第二步遠遠大於第三步。由此可判斷多元弱酸溶液中離子濃度大小順序。例H3PO4溶液中：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)。

② 多元弱酸的強鹼正鹽溶液中，要根據酸根離子的分步水解（注意，水解都是微弱的）來分析。第一步水解程度大於第二步水解程度，依次減弱。如Na2S溶液中：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)。

③ 多元弱酸的酸式鹽溶液中：由於存在弱酸的酸式酸根離子的電離，同時還存在弱酸的酸式酸根離子的水解，因此必須搞清電離程度和水解程度的相對大小，然後判斷離子濃度大小順序。

常見的NaHCO3 NaHS,Na2HPO4溶液中酸式酸根離子的水解程度大於電離程度，溶液中c(OH-)＞c(H+)溶液顯鹼性，例NaHCO3中：c（Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO32-)。

反例：NaHSO3,NaH2PO4溶液中弱酸根離子電離程度大於水解程度，溶液顯酸性c(H+) ＞c(OH-)。例在NaHSO3中：c（Na+）＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)。

規律：

① 第一步水解生成的粒子濃度在[OH-]和[H+]之間，第二步水解生成的粒子濃度最小 例：Na2S溶液中的各離子濃度大小的順序：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)。

②不同溶液中同種離子濃度的比較：既要考慮離子在溶液中的水解因素，又要考慮其它離子的影響，是抑制還是促進，然後再判斷。

例；常溫下物質的量濃度相等的a.(NH4)2CO3 b. (NH4)2SO4. c.(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中c(NH4+)的大小；NH4+在水溶液中發生水解顯酸性，CO32-離子水解顯鹼性，兩離子水解相互促進，Fe2+水解顯酸性與NH4+水解相互抑制，因此三溶液中c(NH4+)： c＞b＞a。

2、 混合溶液中離子濃度的比較。

① 強酸與弱鹼溶液混合後溶液中離子濃度大小比較，首先要考慮混合後溶液的狀況及溶液的酸鹼性。酸過量：溶液為強酸和強酸弱鹼鹽的混合溶液，溶液中c(H+) ＞c(OH-)呈酸性。

酸鹼恰好完全反應：溶液為單一鹽溶液，弱鹼根離子水解，溶液呈酸性。

鹼少量過量：溶液為弱鹼和強酸弱鹼鹽的混合溶液，溶液中c(OH-)= c(H+)呈中性。

鹼大量過量：溶液為大量弱鹼和強酸弱鹼鹽的混合溶液，溶液中c(OH-)＞c(H+)呈鹼性。根據這幾種情況可判斷溶液中離子大小情況。

②強鹼和弱酸溶液混合後，溶液中離子濃度的大小比較。

呈鹼性包括兩種情況；強鹼和強鹼弱酸鹽的混合溶液及單一強鹼弱酸鹽溶液。

呈中性: 強鹼弱酸鹽和少量弱酸的混合溶液。

呈酸性：強鹼弱酸鹽和大量弱酸的混合溶液。

3理解掌握電解質溶液中的幾種守恆關系。

①溶質守恆：（物料守恆）溶質在溶液中某種離子的各種存在形式總和不變。

如：在CH3COONa溶液中c(CH3COO－)+ c(CH3COOH)= c(Na＋)=c( CH3COONa)。

②溶劑守恆：（質子守恆）溶液中溶劑水電離的c(H＋)和c(OH－)濃度相等。

如：在CH3COONa溶液中，水所電離的H＋被部分CH3COO－結合生成CH3COOH，因此：c(H＋)+ c(CH3COOH)= c(OH－)。

③電荷守恆：任何溶液中都呈電中性，溶液中陽離子所帶的正電荷總和等於陰離子所帶的負電荷總和。在CH3COONa溶液中：c(CH3COO－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)。

利用好守恆關系也可以達到事半功倍的效果。

❼ 高中化學中離子濃度大小比較的判斷方法與原理

1、 緊抓住兩個「微弱」：a弱電解質的電離是微弱的 b弱根離子的水解是微弱的.
2、 酸式酸根離子既能電離又能水解,若電離能力大於水解能力則酸式鹽溶液呈酸性,否則呈鹼性.常見呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-對應的可溶鹽的溶液.
4、不同溶液中同一離子濃度大小的比較,要看溶液中其它離子對其產生的影響.如在相同物質的量濃度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3��H2O.c（NH4+）由大到小的順序為②＞①＞③＞④
5、 混合溶液中離子濃度大小的比較,首先要分析混合過程中是否發生化學反應,若發生反應,則要進行過量判斷（注意混合後溶液體積的變化）；然後再結合電離、水解等因素進行分析.
6、 對於等體積、等物質的量濃度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的濃度關系題,要由混合後溶液的PH大小判斷電離和水解的關系.常見的CH3COOH與CH3COONa等體積、等物質的量濃度混合、NH3��H2O與NH4Cl等體積、等物質的量濃度的混合都是電離大於水解.
7、三個重要的守恆關系
①電荷守恆 電解質溶液中,無論存在多少種離子,溶液總呈電中性,即陽離子所帶的正電荷總數一定等於陰離子所帶的負電荷總數.
如Na2CO3溶液：c（Na+）+ c（H+）=cC( HCO3-) +2c( CO32-)+c( OH-)
②物料守恆 如Na2CO3溶液,雖CO32-水解生成HCO3-,HCO3-進一步水解成H2CO3,但溶液中n（Na）:n（C）＝2:1 ,所以有如下關系：c（Na+）＝2｛c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3)｝
③質子守恆 即水電離出的OH-的量始終等於水電離出的H+的量.如Na2CO3溶液,水電離出的H+一部分與CO32-結合成HCO3-,一部分與CO32-結合成H2CO3,一部分剩餘在溶液中,根據c（H+）水＝c（OH-）水 ,有如下關系：c（OH-）＝c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+）
技巧：在解題過程中,若看到選項中有「=」,則要考慮3個守恆關系：若守恆關系中只有離子,則考慮電荷守恆關系,若守恆關系中同時出現分子和離子,則考慮物料守恆和質子守恆；若選項中離子濃度關系以「>」連接,則主要考慮弱電解質的電離、弱根離子的水解以及各離子之間的相互影響等.
三、高頻考點
離子濃度大小的比較考點近幾年以考查兩種溶液混合後離子濃度的大小比較為多,能涉及①酸鹼中和反應,如甲酸與氫氧化鈉溶液混合、鹽酸與氨水溶液混合等②弱酸鹽與強酸混合、弱鹼鹽與強鹼混合,如醋酸鈉與鹽酸混合、銨鹽與氫氧化鋇混合等.這類題目的做法是先找出反應後的新溶質（往往某一反應物過量而形成多種溶質）,再根據溶液體積的變化計算混合後各新溶質的物質的量濃度,最後對濃度的大小作出比較.
四、霧點擊穿
1、忽視溶液中水的電離.如 硫酸銨溶液中c(H+)>c(NH3��H2O)
2、忽視兩溶液混合後溶質之間的化學反應.如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3��H2O等體積混合充分反應後,溶質為 NH3��H2O和的NH4Cl的混合溶液,發生化學反應生成了新的溶質.
3、忽視兩溶液混合後由於體積的增大而引起的濃度減小.如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3��H2O等體積混合充分反應後,相當於0.1mol/L NH3��H2O和0.1mol/L的NH4Cl的混合溶液,離子濃度大小順序為：c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+）
4、忽視二價離子在電荷守恆關系中的系數「2」.如(NH4)2SO4中離子濃度關系為c(NH4+)+ c(H+)=c(SO42-)+ c（OH-）（06四川高考）,硫酸根離子濃度前應該有「2」.
5、忽視二元酸第一步電離生成的H+會對第二步的電離產生抑製作用.如已知二元酸H2A在水中的第一步電離是完全的,第二步電離不完全,0.1 mol/L NaHA溶液的Ph=2,則0.1 mol/L
H2A溶液中氫離子的物質的量濃度 < 0.11 mol/L.