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两个微弱 三个守恒 三个比较 ——浅谈电解质溶液中离子浓度大小比较
摘要：电解质溶液的有关知识是化学反应原理的重要内容之一，也是高考重要的考点之一，其中溶液中离子浓度大小比较一直是历年高考考查的热点内容。本文就电解质溶液中离子浓度大小比较的有关知识进行了系统归纳。
关键词：离子浓度；比较；微弱；守恒
作者简介：狄增梅，任教于山西同煤大学技师学院。
电解质溶液有关知识是化学反应原理的重要内容之一，也是高考考点分布的重点区域之一，其中溶液中离子(或溶质微粒)浓度大小比较一直是历年高考考查的热点内容。但很多学生对本部分内容知之不深，甚至面对题目无法下手。本文就电解质溶液中离子浓度大小比较的有关知识，结合笔者多年的经验归纳如下，供大家借鉴。
一、紧抓两个“微弱”
比较离子或溶质微粒浓度大小，考查的内容通常既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关，而这两个平衡变化的共同特征为反应或过程是“微弱”的。
1.弱电解质只有微弱电离，如稀醋酸溶液中，各粒子浓度由大到小的顺序为：c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(CH3COO–)＞c(OH–)。多元弱酸分步电离，以第一步为主，如H2S溶液中各粒子浓度由大到小的顺序为：
c(H2S)＞c(H+)＞c(HS–)＞c(S2–)＞c(OH–)。
2.弱酸(碱)离子的水解是微弱的。如NH4Cl溶液中，各粒子浓度由大到小的顺序为：c(Cl–)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)。多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主，如Na2S溶液中，c(Na+)＞c(S2–)＞c(OH–)＞c(HS–)＞c(H2S)＞c(H+)。
二、牢记三个“守恒”
离子间的定量关系，也就是三个守恒关系。在建立守恒关系前，我们需清楚建立平衡的微粒，以及离子间建立定量关系的前提。
1.电荷守恒：衡量的是平衡时溶液中离子浓度的定量关系，在此定量关系中，只含有离子而不含有分子。建立电荷守恒关系，需分两步走：第一步，找出溶液中含有的所有离子；第二步，把阳离子写在等式的一侧，阴离子写在等式的另一侧，各离子物质的量或浓度的系数等于离子的带电荷数。
2.物料守恒：利用起始量、起始物质中含有的除H、O元素外的元素原子间的定量关系，建立平衡溶液中各离子(H+、OH-除外)和分子(水除外)物质的量或浓度间的定量关系。建立等量关系，需分两步走：
第一步，找出溶液中存在的离子和分子(H2O、H+、OH-除外)；第二步，利用起始物质中原子的定量关系，确定含有该原子的离子或分子间的定量关系。
3.质子守恒：利用电离和水解方程式，建立H+与溶液中与H+相关的离子或分子间的定量关系。建立等量关系，需分两步走：第一，写出发生在溶液中的所有电离和水解反应方程式；第二，从反应中的定量关系出发，建立H+与平衡离子或分子间的定量关系(不存在电离平衡或水解平衡的离子及分子除外)。
三、突出三个“比较”
1.单一溶液中各离子浓度大小比较
酸或碱溶液只考虑电离情况，含弱离子的正盐溶液要考虑水解情况，含弱离子的酸式盐溶液要同时考虑电离和水解两种情况。
(1)对于含弱离子的酸式盐溶液，可以按以下程序思考：溶质情况→溶液中存在的所有离子→电离和水解的主导性→溶液的酸碱性→电荷守恒和物料守恒。
如，电离程度大于水解程度的有NaHSO3、NaH2PO4等，在NaHSO3
溶液中，各粒子浓度由大到小的顺序为：c(Na+)＞c(HSO3–)＞c(H+)＞c(SO32–)＞c(OH–)、c(HSO3–)＞c(H2SO3)。大多数酸式盐溶液中溶质的水解程度大于电离程度，如，NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等，在NaHCO3
溶液中，各粒子浓度由大到小的顺序为：c(Na+)＞c(HCO3–)＞c(OH–)＞c(H+)、c(H2CO3)＞c(CO32–)。
(2)溶液混合且恰好完全反应类型，这类问题实质上是“单一溶液”问题的变形，可根据反应生成产物考虑水解情况。如，0.1 mol/L的NaOH溶液和0.1 mol/L的CH3COOH溶液等体积混合，生成产物只有CH3COONa，则溶液中各离子浓度大小顺序为c(Na+)＞c(CH3COO–)＞
c(OH–)＞c(H+)。
2.混合溶液中各离子浓度大小比较
这类问题是考查的重点，主要有下述一些情形：
(1)溶液混合但不发生反应类型。要同时考虑电离和水解，涉及到弱酸、弱碱、含弱离子的盐溶液时，可用极限观点思考，以“强势”反应为主，可不考虑“弱势”反应。有两类问题：
①电离强于水解型。如CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积、等物质的量浓度混合，分析时可只考虑CH3COOH的电离，不考虑CH3COONa的水解，各粒子浓度由大到小的顺序为：c(CH3COO–)＞c(Na+)＞
c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH–)；类似地，氨水和NH4Cl溶液等体积、等
物质的量浓度混合，粒子浓度大小顺序为：c(NH4+)＞c(Cl–)＞
c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(H+)。