電解質溶液中離子濃度大小比較

童光明

“電解質溶液中離子濃度大小關系”既是高中化學重要的理論知識，又是高中化學教學的重點和難點。這種題型考查的知識點多，靈活性、綜合性較強，是大部分學生的難點。下面結合具體的教學實例對本知識點的解題思路、方法規律加以闡述論證。

一、分類解析

1.單一溶液中離子濃度比較。

例1：以一元弱酸CH3COOH為例，分析CH3COOH溶液中各微粒濃度大小。

分析：在CH3COOH溶液中，存在兩種電離平衡：

CH3COOH CH3COO- + H+

H2O OH- + H+

根據電荷平衡則有：c（H+） = c（CH3COO-）+c（OH-）

由于CH3COOH是弱電解質，電離程度不大，所以c（CH3COOH）遠大于c（H+） ；c（CH3COOH）也遠大于c（CH3COO-）。

結論：溶液中微粒濃度大小關系為：

c（CH3COOH） > c（H+） > c（CH3COO-） > c（OH-）

小結：單一溶液中，（1） 弱酸或弱堿考慮電離；弱酸或弱堿的正鹽溶液考慮水解。（2） 酸式鹽溶液——電離和水解同時存在，要同時考慮，但要分清主次。

2.混合溶液離子濃度的大小比較。

例2：將PH=3的CH3COOH與PH=11的NaOH溶液等體積混合后，在所得的混合溶液中，下列關系式正確的是：

A. c（Na+） > c（CH3COO-） > c（H+） > c（OH-）

B.c（Na+） + c（H+）=c（CH3COO-） + c（OH-）

C.c（CH3COO-） > c（Na+） > c（H+） > c（OH-）

D.c（Na+） = c（CH3COO-） > c（OH-） > c（H+）

答案：BC

分析PH=3，c（H+）=10-3mol/L，PH=11，c（OH-） =10-3 mol/L，因為CH3COOH是弱電解質，所以CH3COOH的濃度遠大于鹽酸的濃度；二者等體積混合反應后，CH3COOH過量；同時生成CH3COONa。

在反應后的溶液中，存在如下平衡：

CH3COONa Na+ + CH3COO- （主）

CH3COOH CH3COO- + H+ （次）

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- （再次）

H2O H+ + OH- （最次）

因為CH3COOH 的電離平衡程度大于CH3COONa的水解程度，所以c（CH3COO-） > c（Na+） ，且溶液顯酸性，即 c（H+） >c（OH-）。C選項正確，根據電荷守恒，B選項正確。

答案：BC

二、鏈接高考

（2009年江蘇）下列溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的是：

A.室溫下，向0.01mol/LNH4HSO4 溶液中滴加NaOH 溶液至中性：c（Na+）>c（SO42-）>c（NH4+）>c（OH-）=c（H+）

B.0.1mol/LNaHCO3溶液： c（Na+）>c（OH-）>c（HCO3-）>c（H+）

C.Na2CO3溶液：c（OH-）-c（H+）=c（HCO3-）+2c（H2CO3）

D.25℃時，PH=4.75，濃度均為0.1mol/L的CH3COOH 、CH3COONa 混合溶液： c（CH3COO- ）+c（OH-）

分析：A.NH4HSO4 和NaOH 若按物質的量之比1∶1反應，生成強酸弱堿鹽，呈酸性。

2NH4HSO4 +2NaOH=（NH4）2SO4 +Na2SO4+2H2O

要使二者反應后呈中性，NaOH應略過量中和NH4+。使NH4+的水解程度和NH3·H2O的電離程度相當。即：

n（NaOH）>n（NH4HSO4） c（Na+）>c（SO42-） c（SO42-） >c（NH4+）

呈中性：c（OH-）=c（H+） ， OH-、H+均來自水的電離。

結論： c（Na+）>c（SO42-） >c（NH4+）>c（OH-）=c（H+）

B.錯誤 （略）

C.正確 質子守恒：c（OH-）=c（HCO3-）+2c（H2CO3）+c（H+）

D.混合溶液呈酸性 c（H+） >c（OH-） ①

物料守恒2c（Na+） = c（CH3COOH）+c（CH3COO- ）②

電荷守恒 c（Na+）+ c（H+）=c（CH3COO- ）+c（OH-）③

由①②③聯立得：

C （CH3COO- ）+c（OH-）>c（CH3COOH）+c（H+） D錯誤

答案：AC

小結：混合后溶液的酸堿性取決于溶質的電離和水解的情況，一般原則是：若溶液中有酸或堿存在，要考慮酸和堿的電離，即溶液相應地顯酸性或堿性；若溶液中的溶質僅為鹽，則考慮鹽水解情況；對于特殊情況要按所給的知識情景“定性、定量相結合”進行判斷。

作者單位 陜西省漢中市城固縣第二中學