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离子浓度比较中的一、二、三、四、五

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离子浓度大小比较中的一、二、三、四、五

电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。多年来全国各地高考化学试卷都涉及这部分内容。如何高效地解答此类问题，建议采取如下学习策略。
一、理清一条思路，掌握分析方法
解题的思路依次是：辨溶液（辨别所给的溶液是单一溶质还是多种溶质）→判反应（多种溶质混合时，是否发生化学反应）→找组成（若有反应发生，反应后生成了什么物质，是否有物质过量，找出反应后溶液的真实组成）→写平衡（写出溶液中存在的水解、电离平衡，注意不能漏写水的电离平衡）→列等式（根据质子守恒式、电荷守恒式和物料守恒式，列出溶液中粒子浓度间的数学关系式）→比大小（根据溶液中存在的平衡和题给条件，分析哪种平衡进行的程度相对大一些，哪种相对小一些，进而比较出溶液中各粒子浓度的大小）。这一思路也可用下图简略表示：

二、熟悉两大理论，构建思维基点
1、电离（即电离理论）
（1）弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。如在氨水中由于存在下列电离平衡：
NH3•H2O NH4＋ + OH－        H2O H+ + OH－
所以溶液中微粒浓度关系为：C（NH3•H2O）＞C（OH－）＞C（NH4＋）＞C（H＋）
（2）多元弱酸是分步电离的，以第一步电离为主，第一步电离强于第二步电离，第二步电离强于第三步电离。如在0.10mol/L H2S溶液中，存在下列电离平衡：
H2O H+ + OH－
H2S HS－+H+
K1= C（H＋）•C（HS－）/ C（H2S）=1.3×10-7　
HS－ S2－+H+
K2= C（H＋）•C（S2－）/ C（HS－）=7.1×10-15　
由以上数据可以计算出其溶液中各离子的浓度且溶液中微粒浓度关系为
C（H2S）＞C（H＋）＞C（HS－）＞C（OH－）＞C（S2－）
2、水解（即水解理论）
（1）弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗，如NaHCO3溶液中有C（Na+）＞C(HCO3-)
（2）弱酸的阴离子或弱碱的阳离子的水解是微量的（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，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，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溶液中微粒浓度关系为：
C（Cl－）＞C（NH4＋）＞C（H＋）＞C（NH3•H2O）
（3）多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。第一步水解强于第二步水解，第二步水解强于第三步水解。
如在Na2CO3溶液中的水解平衡为：
CO32－+ H2O HCO3－+ OH－；HCO3－+ H2O H2CO3+ OH－
所以溶液中部分微粒的关系为：C（CO32－）＞C（HCO3－）＞C（H2CO3）
三、把握三种守恒，明确等量关系
以0.1mol/LNaHCO3溶液为例：溶液中的大量离子：Na+、HCO3－；微量离子：OH－、       CO32－、H＋；大量分子：H2O；微量分子：H2CO3。
1、电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有阴离子所带的负电荷数相等。
在0.1mol/NaHCO3溶液中n(Na＋)＋n（H＋）＝n(HCO3－)+2n(CO32－)＋n（OH－），在式子的两边同除以溶液的体积，可推出：C（Na+）+C(H+)=C(HCO3－)+2C(CO32－)+C(OH-)。
2、物料守恒：
电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某特定元素的原子总数是不会改变的。即电解质溶液中某一组分（元素）的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。如NaHCO3溶液中n(Na+):n（C）=1:1，推出：C（Na+）=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)。
再如0.1mol/LNa2CO3溶液中虽然CO32-发生水解，但达平衡时，C（Na+）=0.2mol•L-1 ， C（CO32-）+C（HCO3-）+C（H2CO3）=0.1mol•L-1 即有C（Na+）=2C(HCO3-)+2C(CO32-)+2C(H2CO3)
3、质子守恒：
（1）质子守恒的含义：电解质溶液中分子或离子得到的质子数等于分子或离子失去的质子数；电解质溶液中的粒子电离出来的氢离子总数等于粒子接受的氢离子总数加上游离的氢离子总数；电解质溶液分子或离子得到和失去的质子的物质的量相等。
如NaHCO3溶液中：C（H2CO3）+ C（H＋）＝C（OH－）＋C（CO32－）
在如Na2CO3溶液中：C（OH-）=C（H+）+2C（H2CO3）+C（HCO3-）
（2）快速确定质子平衡式的方法
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