浅谈一元强酸与弱碱混合溶液离子浓度大小比较

浅谈一元强酸与弱碱混合溶液离子浓度大小比较（精选4篇）

篇1：浅谈一元强酸与弱碱混合溶液离子浓度大小比较

浅谈一元强酸与弱碱混合溶液离子浓度大小比较

作者/邵莉

摘 要：电解质溶液中离子浓度大小比较是高中化学教学的重点。而一元强酸与弱碱混合溶液离子浓度大小比较不仅是教学中的难点，同时也在混合溶液各离子浓度大小比较教学中起到重要作用。

篇2：浅谈一元强酸与弱碱混合溶液离子浓度大小比较

关键词：一元强酸；弱碱；离子浓度；比较

电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。其中以“混合溶液各离子浓度大小比较”这类题型最为常见，这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。由于考查知识点较多，很多学生在解题时思路混乱造成解题失败，如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案，笔者从一元强酸与弱碱混合溶液离子浓度大小比较入手，结合具体试题，浅谈解题方法与技巧。

例1．（2005江苏）常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是（）

A．pH＞7，且c（OH-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（CH3COO-）

B．pH＞7，且c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（CH3COO-）

C．pH＜7，且c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-）

D．pH＝7，且c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）=c（OH-）

答案：AD。

解析：稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合时，溶液最终pH值可能有以下三种情况。

1.pH＞7混合后溶液呈碱性，认为CH3COOH向NaOH溶液中滴加，溶液离子浓度随着CH3COOH量的增加可能出现的情况：

①c（Na+）＞c（OH-）＞c（CH3COO-）＞c（H+）CH3COOH向NaOH溶液中刚开始滴加。

②c（Na+）＞c（OH-）=c（CH3COO-）＞c（H+）CH3COOH的量逐渐增多时会出现c（OH-）=c（CH3COO-）的情况。

③c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）＞c（H+）CH3COOH与NaOH溶液恰好完全反应溶液中只有CH3COONa。

综上，pH＞7溶液中c（Na+）最多且溶质可能为NaOH和CH3COONa或只有CH3COONa。

2．pH＝7混合后溶液呈中性，c（H+）=c（OH-），依据电荷守恒则c（Na+）=c（CH3COO-）离子关系。

④c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（CH3COO-）或c（CH3COO-）=c（Na+）＞c（H+）=c（OH-），此时溶液中溶质应为CH3COOH和CH3COONa。

3.pH＜7混合后溶液呈酸性，认为NaOH向CH3COOH溶液中滴加，()溶液离子浓度随着NaOH量的增加可能出现情况：

⑤c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-），NaOH向CH3COOH溶液中刚开始滴加。

⑥c（CH3COO-）＞c（H+）=c（Na+）＞c（OH-），NaOH向CH3COOH溶液滴加的量逐渐增多。

⑦c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-），NaOH滴加的量已很多，但是还未达到与CH3COOH完全反应的量。

综上，pH＜7溶液中c（CH3COO-）最多且溶质为CH3COOH和CH3COONa。

由以上分析可知此题答案为AD，若把这个题目理解透彻，有关一元强碱与弱酸混合的很多题型便可迎刃而解。

例2．某溶液中仅含有CH3COO-，H+，Na+，OH-四种离子，下列说法错误的是（）

A.溶液中四种离子浓度之间可能满足：c（Na+）＞c（OH-）＞c（H+）＞c（CH3COO-）

B.若溶液中离子浓度之间满足：c（Na+）=c（CH3COO-），则该溶液一定呈中性

C.若原溶液溶质为CH3COONa，则c（Na+）＞c（CH3COO-）＞

c（OH-）＞c（H+）

D.若原溶液中离子浓度满足c（H+）＞c（OH-），则原溶液一定是CH3COOH和CH3COONa

答案：A。

解析：A选项错误。由例1可知c（Na+）最多时，pH＞7，则c（H+）应最小。

B选项正确。此时只有一种情况，即pH＝7，溶液呈中性。

C选项正确。符合例1中溶液pH＞7的第3种情况，即相当于CH3COOH与NaOH溶液恰好完全反应，原溶液中只有CH3COONa，则此选项中离子浓度大小关系正确。

D选项正确。由于离子浓度满足c（H+）＞c（OH-），则pH＜7，符合例1中溶液CH3COOH过量这一情况，即原溶液溶质一定为CH3COOH和CH3COONa。

由分析可知此题是例1的变形题。

例3．（2007年高考理综四川）在25℃时，将pH=11的NaOH溶液与pH=3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是（）

A．c（Na＋）=c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）

B．c（H＋）=c（CH3COO－）＋c（OH－）

C．c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H＋）

D．c（CH3COO－）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（OH－）

答案：D。

解析：A选项错误。由题意可知，由于弱酸部分电离即

c（CH3COOH）＞10－3mol·L－1c（Na＋）=c（OH－）=c（H＋）=10－3mol·L－1，则c（Na＋）＜c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）。

B选项错误。该选项应依据电荷守恒为c（H+）+c（Na+）=

c（CH3COO－）+c（OH-）

C选项错误。pH之和为14时，强碱弱酸等体积混合，由于弱酸部分电离，即c（CH3COOH）＞10－3mol·L－1，则最终溶液呈酸性pH＜7，c（Na＋)最多不符合例1中溶液CH3COOH过量这一情况，那么

c（CH3COO－）应最多。

D选项正确。由前面分析可知最终溶液呈酸性pH＜7，c（CH3COO－）最多符合例1中溶液CH3COOH过量这一情况，但是c（Na＋）与c（H＋）关系是否正确，由题意可知pH＝11的NaOH溶液中c（Na＋）=c（OH－）=10－3mol·L－1，而pH＝3的CH3COOH溶液中c（H+）=10－3mol·L－1，因此将两溶液等体积混合后，二者溶液中已存在的OH－与H+恰好完全反应，则反应后c（Na＋）大于c（H＋）。

例4．（2002年上海）在常温下10mL pH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7（假设反应前后体积不变），则对反应后溶液的叙述正确的是（）

A.c（A－）＝c（K+）B.c（H+）＝c（OH－）＜c（K+）＜c（A-）

C.V（总）≥20mL D.V（总）≤20mL

答案：AD。

解析：A选项正确。HA可能为强酸也可能为弱酸，但无论是强酸还是弱酸，常温下pH=7，则C（H+）=C（OH-）,由溶液中电荷守恒得C（A-）+C（OH-）=C（K+）+C（H+），可推出C（A-）=C（K+），则A正确。

B选项错误。由以上分析可知c（H+）＝c（OH－）＜c（K+）=c（A-）。

C、D选项需分情况讨论：

①若HA为强酸，则酸碱浓度一样，恰好完全反应且生成的盐为强酸强碱盐，当pH=7时，溶液等体积混合为20mL。

②若HA为弱酸，pH之和为14时，强碱弱酸等体积混合，溶液呈酸性，由于弱酸部分电离，常温下加入的HA浓度肯定大于10的-4次方，那么要使反应后pH为7，加入的酸体积肯定小于10ml，V（总）＜20mL则C选项错误。

篇3：浅谈一元强酸与弱碱混合溶液离子浓度大小比较

一、电解质溶液中的三大守恒关系

1. 电荷守恒: 任何溶液都是呈电中性的, 及任何溶液中所有阳离子带的正电荷总和和所有阴离子带的负离子总和是相等的. 比如, Na 2 CO 3 溶液中

2. 原子守恒 ( 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, 但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变. 比如, Na 2 SO 3 溶液中无论硫原子以什么形式存在, 总有n ( Na) = 2n ( S) , 所以c ( Na+) =2c ( HSO- 3 ) +2c ( SO2 - 3 ) +2c ( H 2 SO 3 ) .

3. 质子守恒: 无论在溶液中H+和OH-以什么形式存在, 水电离出来 的H+和OH-的物质的 量总是相 等的. 比如, CH 3 COONa溶液中水电离出来的H+和CH 3 COO-结合生成CH 3 COOH, 所以CH 3 COOH的物质的量就等于CH 3 COO-结合水电离出的H+的物质的量, 所以, c ( CH 3 COOH) + c ( H+) = c ( OH-) .

二、单一溶质的溶液中离子浓度辩证比较

1. 多元弱酸溶液中

多元弱酸的电离是分布进行的, 并且第一步电离的程度远远大于第二步的电离程度, 第二步电离程度远远大于第三步的电离程度, 因此, 可以根据此规律判断多元弱酸溶液中离子浓度大小顺序. 比如, 在H 2 SO 3 溶液中: c ( H+) > c ( HSO- 3 ) > c ( SO2 - 3 ) .

2. 多元弱酸的强碱正盐溶液中

在多元强碱弱酸盐溶液中, 离子浓度比较是要根据弱酸根离子的分步水解来分析, 第一步水解程度大于第二步水解程度, 第二步水解程度大于第三步水解程度, 以此类推, 比如, Na 2 SO 3 溶液中c ( Na+) > c ( SO2 - 3 ) > c ( OH-) > c ( HSO- 3 ) > c ( H+) .

3. 多元弱酸的酸式盐溶液中

在多元弱酸的酸式盐溶液中, 这种情况是比较困难的, 因为在溶液中弱酸的酸式根离子的电离和水解是同时进行的, 因此在这种情况下就必须先分析是水解程度大还是电离程度大, 然后才能判断离子浓度的大小顺序, 比如, 一般高考常见的有NaHCO 3 、NaHS、Na 2 HPO 4 溶液中酸式根离子的电离程度小于水解程度, 所以溶液中c ( H+) < c ( OH-) 溶液呈碱性.

4. 不同溶液中同种离子浓度的比较

在这种情况下一方面考虑水解因素的影响, 另一方面还要考虑其它离子对其影响, 比如其它离子对其水解是促进还是抑制, 最后再进行判断. 例如, 在室温下物质的量浓度相同的 ( 1) ( NH 4 ) 2 CO 3 、 ( 2) ( NH 4 ) 2 SO 4 、 ( 3) ( NH 4 ) 2Fe ( SO 4 ) 2三种溶液中比较c ( NH+ 4 ) 的大小顺序为? 三者NH+ 4 大小顺序为 ( 3) > ( 2) > ( 1) .

三、弱酸 ( 碱) 与强碱 ( 酸) 的中和的反应

分析在10 mL、0. 1 mol/L盐酸中逐渐加入0. 1 mol/L的氨水过程中, 离子浓度的相对大小比较. 如表2所示.

表2适用于在相同情况下的所有弱酸 ( 碱) 与强碱 ( 酸) 的中和的反应.

四、混合溶液中离子浓度大小的比较技巧———离子共存法

方法分析: 首先找出溶液中溶质的物质的量, 然后 ( 不管有

没有水解和电离, 就看做没有) 利用离子共存的方法分析找出溶液中溶质的物质的量, 物质的量大的微粒其浓度大, 最后再将水的电离情况考虑进去, 如果此溶液中电离和水解同时存在, 那么就先看看该溶液的酸碱性, 再根据酸碱性的大小忽略其中一种情况. 因此该方法的特点是: 不用考虑其中的所有情况, 找出其中关键部分, 这样不容易给学生带来混乱.

例如, 等物质的量浓度的CH 3 COONa溶液和HCl溶液在等体积的情况下混合, 这时候分析混合后溶液中存在的微粒有: CH 3 COOH、Na+、Cl-、H+和OH-, 因CH3COOHCH 3 COO-+ H+, H 2 OOH-+ H+. 所以微粒浓度的大小为: c ( Na+) = c ( Cl-) > c ( CH 3 COOH) > c ( H+) > c ( CH 3 COO-) > c ( OH-) .

篇4：溶液中离子浓度大小比较策略

一、判断离子浓度大小的三种必备工具

1.熟悉两大理论,是构建离子浓度大小思维的基点

电离理论:弱电解质的电离是微弱的,电离产生的微粒都非常少,同时还要考虑水的电离, 如氨水溶液中NH３·H２O、NH４＋、OH－浓度的大小关系是c(NH３·H２O)> c(OH－)> c(NH４＋)。多元弱酸的电离是分步进行的,主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离),例如,在H２S溶液中H２S、HS－、S２－、 H＋的浓度大小关系是c(H２S)>c(H＋)> c(HS－)>c(S２－)。

水解理论:弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外),但由于水的电离,故水解后酸性溶液中的c(H＋)或碱性溶液中的c(OH－) 总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度,例如,在NH４Cl溶液中NH４＋、Cl－、NH３·H２O、 H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH４＋)> c(H＋)>c(NH３·H２O)。多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的,主要是第一步水解,如在Na２CO３溶液中CO３２－、HCO３－、H２CO３的浓度大小关系应是c(CO３２－) > c(HCO３－)>c(H２CO３)。

2.把握三种守恒规律,是建立微粒等量关系的依据

电荷守恒规律:电解质溶液中,无论存在多少种离子,溶液都呈电中性,即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO３溶液中存在着Na＋、H＋、HCO３－、 CO３２－、OH－,有如下关系:c(Na＋)+c(H＋)= c(HCO３－)+c(OH－)+2c(CO３２－)。

物料守恒规律:电解质溶液中,由于某些离子能够水解,离子种类增多,但元素总是守恒的。例如,K２S溶液中S２－、HS－都能水解,故S元素以S２－、HS－、H２S三种形式存在,它们之间有如下守恒关系:c(K＋)=2c(S２－)+ 2c(HS－)+2c(H２S)。

质子守恒规律:例如,Na２S水溶液中的质子转移作用图示如下,由图可知,Na２S水溶液中质子守恒式可表示为c(H３O＋)+2c(H２S)+ c(HS－)=c(OH－)或c(H＋)+ 2c(H２S)+ c(HS－)=c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。

3.厘清三种溶液中的离子来源,掌握分析浓度大小的方法

二、题型透析

题型A单溶质溶液中各离子浓度的比较

如果一种溶液只含有一种溶质,那么分析溶液中的微粒种类时要遵循电离和水解的原理。

例1.试分析0.1 mol/L NH４Cl溶液中的粒子种类,并确定各离子浓度的大小关系及等量关系:______。

因为电离是微弱的,水解是微弱的,有:

在Cl-、 NH+4、 H+、 OH-四种微粒中 , 根据电荷守恒得c(OH－)+c(Cl－)=c(NH４＋)+ c(H＋)。NH４＋失去质子生成NH３·H２O, H２O失去质子生成OH－,得到质子生成H＋, 则质子守恒式为c(OH－)+c(NH３·H２O)= c(H＋)。 物料守恒式为c(NH４＋) + c(NH３·H２O)=c(Cl－)。

例2.室温下,下列溶液中粒子浓度关系正确的是( )

A.Na２S溶液:c(Na＋)> c(HS－)> c(OH－)>c(H２S)

B.Na２C２O４溶液:c(OH－)=c(H＋)+ c(HC２O４－)+2c(H２C２O４)

C.Na２CO３溶液:c(Na＋)+c(H＋)= 2c(CO３２－)+c(OH－)

解析:A项,Na２S溶液中OH－来源于水的电离和S２－的水解,即c(OH－)>c(HS－),正确微粒关系为c(Na＋)>c(S２－)>c(OH－)> c(HS－)>c(H２S);B项,Na２C２O４溶液中,由电荷守恒得c(Na＋)+c(H＋)=2c(C２O４２－)+ c(HC２O４－)+c(OH－),由物料守恒得c(Na＋) =2c(C２O４２－)+2c(HC２O４－)+2c(H２C２O４),两式相减得c(OH－)=c(H＋)+c(HC２O４－)+ 2c(H２C２O４),即质子守恒式;C项,Na２CO３溶液中,由电荷守恒得c(Na＋)+c(H＋)= 2c(CO３２－)+c(HCO３－)+c(OH－);D项,CaCl２溶液中存在物料守恒式:2c(Ca２＋)=c(Cl－)。 答案为B。

【规律】凡在水溶液中一定存在水的电离平衡、弱酸或弱碱的电离平衡,盐溶液还要考虑水解平衡。根据“电离是微弱的,水解是微弱的” 理论,以及电荷守恒、质子守恒和物料守恒即可判断离子浓度的大小。

题型B不同溶液中同一离子浓度的比较

当某些弱电解质含有相同离子时,可以比较相同溶质浓度时其水溶液中各离子浓度的大小, 也可以比较离子浓度相同时其溶液浓度的大小。

例3.25℃时,有相同物质的量浓度的下列溶液: 1NH４Cl; 2CH３COONH４; 3NH４HSO４; 4(NH４)２SO４;5(NH４)２Fe(SO４)２。其中c(NH４＋) 由大到小的顺序为________(填序号)。

解析:将上述五种溶液根据化学式中NH４＋的数目分为1 2 3和4 5两组,显然第二组的c(NH４＋)大于第一组。在第一组中以1为参照物,2中CH３COO－的水解相当于在1的基础上促进NH４＋的水解,3中HSO４－电离的H＋相当于在1的基础上抑制NH４＋的水解; 第二组以4为参照物,5中Fe２＋的水解相当于在4的基础上抑制NH４＋的水解。所以有5> 4>3>1>2。

例4.比较下列几组溶液中指定离子浓度的大小。

(1)现有相同浓度的下列溶液: 1CH３COONH４;2CH３COONa;3CH３COOH。 其中c(CH３COO－)由大到小的顺序是

(填序号,下同)。

(2)现有c(NH４＋)相等的下列溶液: 1(NH４)２SO４;2NH４HSO４;3 (NH４)２CO３; 4NH４Cl。其溶质浓度由大到小的顺序为______。

解析:(1)以2中的CH３COONa完全电离为参照物,3中的CH３COOH电离成CH３COO－是微弱的,CH３COO－浓度最小; 1中CH３COONH４电离生成的NH４＋对CH３COO－的水解有促进作用,使CH３COO－浓度比2小。所以有2>1>3。

(2)因为1和3中NH４＋数目为2,2和4中NH４＋数目为1,当c(NH４＋)相等时,1和3的溶质浓度最小,2和4的溶质浓度最大。又因为3中的CO３２－促进NH４＋水解,则c(NH４＋)相等时,溶质浓度:3>1。由于2中HSO４－电离的H＋抑制NH４＋的水解,则c(NH４＋)相等时,溶质浓度:4>2。所以有4>2>3>1。

【规律】比较相同溶质浓度的溶液中各离子浓度的大小时,首先要考虑对应离子化学式中的数目,其次要考虑其他离子对该离子是促进电离(水解)还是抑制电离(水解)。比较离子浓度相同时溶质浓度的大小时,其思考方法与之类似。

题型C酸碱中和时离子浓度的比较

酸和碱中和反应时生成的混合物,由于对应的量不同,也存在着不同的对应浓度关系,根据酸和碱的不同用量和守恒关系可以比较各种浓度的关系。

例5.(1)等浓度的CH３COOH和NaOH等体积混合后,溶液中离子浓度大小顺序为______。

(2)等浓度的NaOH和CH３COOH按1∶2体积比混合后pH<7,溶液中离子浓度大小顺序为______。

(3)pH=2的CH３COOH与pH=12的NaOH等体积混合后,溶液中离子浓度大小顺序为______。

解析:(1)等浓度的CH３COOH和NaOH等体积混合,两溶液恰好反应后的溶质为CH３COONa。离子浓度大小顺序为c(Na＋)> c(CH３COO－)>c(OH－)>c(H＋)。

(2)等浓度的NaOH和CH３COOH按1∶2体积比混合反应后,溶质恰为等物质的量的CH３COONa和CH３COOH,因为混合溶液的pH <7,即CH３COOH的电离程度大于CH３COONa的水解程度,有c(CH３COO－)> c(Na＋)。离子浓度大小顺序为c(CH３COO－) >c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。

(3) 由于CH３COOH是弱酸, 则c(CH３COOH)要远大于c(NaOH),二者等体积混合反应后的溶质为CH３COOH和CH３COONa,且n(CH３COOH) 要远大于n(CH３COONa),溶液中CH３COOH的电离程度大于CH３COONa的水解程度,溶液呈酸性。 离子浓度大小顺序为c(CH３COO－)>c(Na＋) >c(H＋)>c(OH－)。

例6.在25℃下,取0.2mol/L HX溶液与0.2mol/L NaOH溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化),测得混合溶液的pH=8, 则下列说法(或关系式)正确的是( )

解析:等物质的量的HX溶液与NaOH溶液恰好完全反应,溶液呈碱性是由于X－+ H２OHX+OH－。混合溶液促进水的电离,而0.2mol/L HX溶液中水的电离受到抑制,前者水电离出的c(OH－)更大,A项错误; 根据物料守恒得c(Na＋)=c(X－)+c(HX),但体积增倍,浓度减半为0.1mol/L,B项错误;由电荷守恒得c(Na＋)+c(H＋)=c(X－)+ c(OH－),故c(Na＋)-c(X－)=c(OH－)- c(H＋)=1.0×10－６mol/L-1.0×10－８mol/L =9.9×10－７mol/L,C项正确;pH =8, c(OH－)=1.0×10－６mol/L,D项错误。答案为C。

【规律】酸碱混合后溶液的酸碱性取决于溶质的电离和水解情况,若溶液中有酸或碱过量, 要考虑酸和碱的电离,即溶液相应地显酸性或碱性;若溶液中的溶质仅为盐,则考虑盐的水解情况;对于特殊情景要按所给的知识情景进行酸碱性判断。

题型D化学反应过程中“粒子”浓度关系的判断

一个化学反应在不同的反应阶段,由于溶质种类和数量的复杂关系,其对应的浓度关系也较为也不易辨别,根据反应原理定性和定量分析是基本的方法。

例7.25℃时向20mL 0.1mol/L醋酸溶液中不断滴入0.1mol/LNaOH溶液,溶液pH变化如右图所示。此过程溶液中离子浓度的关系错误的是( )

解析:a点,加入10mL 0.1mol/L NaOH溶液时,得到CH３COOH和CH３COONa的等量混合液,因为CH２COOH的电离程度大于CH３COONa的水解程度,故离子浓度关系为c(CH３COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－); b点,溶液呈中性,溶质为CH３COONa和少量CH３COOH,结合电荷守恒原理知B中关系正确;c点,正好生成CH３COONa溶液,根据质子守恒得c(OH－)=c(CH３COOH)+c(H＋);d点,得到CH３COONa和NaOH的混合液,其中CH３COONa的物质的量是NaOH的2倍。答案为C。

例8.常温下,用0.100 0mol/L NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L盐酸和20.00 mL 0.100 mol/L醋酸溶液,得到2条滴定曲线,如图1、图2所示。以HA表示酸,下列说法正确的是( )

A.滴定盐酸的曲线是图2

B.达到B、D状态时, 两溶液中离子浓度均为c(Na＋)=c(A－)

C.达到B、E状态时,反应消耗的n(CH３COOH)>n(HCl)

D. 当 0 mL<V ( NaOH ) <20.00 mL 时 ,对应混合溶液中各离子浓度由大到小的顺序均为c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)

解析:A项,0.1 mol/L盐酸的pH=1,所以图1是滴定盐酸的滴定曲线;B项,由电荷守恒及c(H＋)=c(OH－),导出c(Na＋)=c(A－); C项,B、E点对应消耗NaOH溶液的体积都是amL,所以消耗掉的CH３COOH、HCl的物质的量是相等的;D项,当所加的NaOH溶液的量比较少时,混合液中H＋、Na＋浓度大小顺序可能是c(H＋)>c(Na＋)。答案为B。

【规律】对于这类问题要巧抓“四点”,突破 “粒子”浓度关系:一是抓反应“一半”点,判断是什么溶质的等量混合;二是抓“恰好”反应点,生成什么溶质,溶液呈什么性,是什么因素造成的;三是抓溶液“中性”点,生成什么溶质,哪种反应物过量或不足;四是抓反应“过量”点,溶质是什么,判断谁多、谁少还是等量。

题型E与微粒浓度关联量的综合运用

比较离子浓度的大小时,有些问题还涉及平衡常数的计算以及平衡移动的判断。

例9.25 ℃时,0.1 mol Na２CO３与盐酸混合所得的一组体积为1L的溶液,溶液中部分微粒与pH的关系如下图所示。下列有关溶液中离子浓度关系叙述不正确的是( )

A.pH=7的溶液中,一定有CO２生成,但不一定有CO２逸出

B.W点所示的溶液中:c(Na＋)+c(H＋)=3c(HCO３－)+c(OH－)+c(Cl－)

C.将5.3g Na２CO３和4.2g NaHCO３置于1 000mL容量瓶中,加水至刻度线,摇匀后配成的就是W点所示溶液

D.pH=11的溶液中:c(Na＋)>c(CO３２－) >c(HCO３－)>c(Cl－)>c(H２CO３)

解析:A项,由图知pH=7的溶液中存在H２CO３微粒,则一定有CO２+ H２OH２CO３,但不一定有CO２逸出;B项,根据电荷守恒,溶液中离子应该满足关系式c(Na＋)+ c(H＋)=2c(CO３２－)+c(OH－)+c(Cl－)+ c(HCO３－), 因为在W点,c(CO３２－) = c(HCO３－),所以c(Na＋)+c(H＋)=3c(HCO３－) +c(OH－)+c(Cl－);C项,在等物质的量的Na２CO３和NaHCO３的混合溶溶液中, c(CO３２－)与c(HCO３－)不相等;D项,根据图像可知,pH=11时碳酸钠溶液的浓度远远大于碳酸氢钠的浓度,这说明碳酸钠是过量的,则c(Na＋)>c(CO３２－)>c(Cl－)>c(HCO３－)> c(H２CO３)。答案为C。

例10.25℃时,将氨水与氯化铵溶液混合, 得到c(NH３·H２O)+c(NH４＋)=0.1mol/L的混合溶液,溶液中c(NH３·H２O)、c(NH４＋) 与pH的关系如下图所示。下列有关离子浓度关系叙述一定正确的是( )

B.pH=10.5的溶液中:c(Cl－)+c(OH－) +c(NH３·H２O)<0.1mol/L

C.pH=9.5的溶液中:c(NH３·H２O)> c(NH４＋)>c(OH－)>c(H＋)

D.向W点所表示1 L溶液中加入0.05mol NaOH固体(忽略溶液体积变化), 则:c(Cl－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(NH４＋) >c(H＋)

【 规律 】 解这类问题时要结合水解平衡常数, 特别是c ( HA ) =c ( A-) 这种特殊点求电离平衡常数K的方法。同时还要注意外加物质时平衡移动对各离子浓度的影响。