【摘要】电解质溶液中粒子浓度大小比较,一定要抓住"两小":弱电解质的电离程度小、
　　盐的水解程度小;一定要把握三种守恒:质子守恒、物料守恒、电荷守恒。
　　【关键词】 电解质溶液 粒子浓度 电离程度 水解程度 质子守恒 物料守恒 电荷守恒
　　
　　电解质溶液中粒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,建议采取如下的比较方法和学习策略。
　　
　　1 理清一条思路,掌握分析方法
　　
　　1.1 必须形成正确的解题思路
　　电解质溶液 单一溶液酸或碱溶液→考虑电离盐溶液→考虑水解混合溶液不反应→同时考虑电离和水解反应不过量生成酸或碱→考虑电离生成盐→考虑水解过量→根据过量程度考虑电离或水解
　　1.2 要养成认真、细致、严谨的解题习惯,在形成正确解题思路的基础上学会常规分析方法。例如:关键性离子定位法、守恒判断法、淘汰法、整体思维法等。
　　
　　2 熟悉二大理论,构建思维基点
　　
　　2.1 电离(即电离理论)
　　① 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:C(NH3•H2O)>C(OH)->C(NH4+)
　　② 多元弱酸的电离是分步进行的,其主要是第一级电离。如在H2S溶液中:
　　C(H2S)>C(H+)>C(HS-)>C(S2-)
　　2.2 水解(即水解理论)
　　① 弱离子的水解是微弱的(双水解除外),但由于水的电离,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NH4Cl溶液中:C(Cl-)>C(NH4+)>C(H+)>C(NH3•H2O)
　　② 多元弱酸根离子的水解是分步进行的,其主要是第一步水解,如在Na2CO3溶液中:
　　C(CO32-)>C(HCO3-)>C(H2CO3)
　　
　　3 离子浓度的大小比较规律:
　　
　　3.1 离子浓度大小比较的方法
　　(1) 考虑水解因素:如Na2CO3溶液中:CO32- + H2OHCO3- + OH-,HCO3- + H2O H2CO3 + OH-,所以C(Na+)>C(CO32-)>C(OH-)>C(HCO3-)。
　　(2) 不同溶液中同一离子浓度比较要看溶液中其他离子对其的影响因素,如相同温度、相同浓度的①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4溶液中,C(NH4+)的大小关系为:③>①>②
　　(3) 混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。例如:相同温度、相同浓度的NH4Cl溶液和氨水混合液中,离子浓度的顺序为:C(NH4+)>C(Cl-)>C(OH-)>C(H+),即NH3•H2O电离程度>NH4+水解程度。
　　注意:离子浓度大小的比较通常有三种类型:一是比较单一溶液中各离子浓度的大小;二是比较不同电解质溶液中同一离子浓度的大小;三是比较经过化学反应后离子浓度的大小。不管是何种形式,一定要抓住"两小":弱电解质的电离程度小,即未电离的弱电解质分子远多于已电离出的离子数目;盐的水解程度小,即盐中未水解的离子数远多于水解生成的离子数。
　　
　　4 把握三种守恒,明确等量关系
　　
　　以0.1mol/LNa2CO3溶液为例,溶液中的大量离子:Na+、CO32-;微量离子:OH-、HCO3-、H+;大量分子:H2O;微量分子:H2CO3。
　　4.1 电荷守恒: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(即:正、负电荷的代数和等于0)。得:C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-)。
　　4.2 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。(即原子数或微粒数守恒)得:C(Na+)=2[C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)]。
　　4.3 质子守恒:水电离出的离子数守恒。
　　由水电离出的C(H+)水=C(OH-)水,由C(H+)水= C(H+)+C(HCO3-)+C(H2CO3)
　　得质子守恒关系为:C(OH-)水=C(H+)+C(HCO3-)+C(H2CO3)
　　(也可通过电荷守恒和物料守恒推导)。
　　5 题型与对策
　　5.1 单一电解质溶液要考虑
　　a 、溶液酸碱性
　　b 、弱酸的电离和弱酸根离子的水解均是微弱的
　　c 、电荷守恒和物料守恒
　　d 、酸式盐要考虑电离和水解谁为主:
　　① 电离为主的NaHSO3、NaH2PO4,溶液呈酸性,如NaHSO3溶液中,离子浓度大小关系为:C(Na+)>C(HSO3-)>C(H+)>C(SO32-)>C(OH-)
　　② 水解为主的NaHCO3、NaHS、NaHPO4,溶液呈碱性,如NaHCO3溶液中,离子浓度大小为:C(Na+)>C(HCO3-)>C(OH-)>C(CO32-)>C(H+)
　　5.2 混合溶液:
　　a 、首先考虑电荷守恒,如盐酸和氨水混合,无论谁过量均有
　　C(H+)+C(NH4+)==C(Cl-)+C(OH-)
　　b 、考虑离子间的化学反应
　　c 、酸、碱混合时考虑是完全反应还是一种过量。如:
　　① 将PH=3的NaOH溶液和PH=3醋酸溶液以等体积混合后,所得溶液中C(Na+)与C(CH3COO-)的正确关系是C(Na+)　　② 0.1mol/L的NaOH溶液与0.1mol/L的CH3COOH溶液以等体积混合后,所得溶液中Na+、CH3COO-、H+、OH-浓度大小顺序为:C(Na+)>C(CH3C00-)>C(OH-)>C(H+)
　　d 、等物质的量混合时:
　　①CH3COOH和CH3COONa 电离>水解NH3 •H2O和NH4CL
　　②HCLO和NaCIO 水解>电离HCN和NaCN
　　5.3 不同溶液中同一离子的比较
　　思路:先按某种性质分组后再比较:
　　如均为0.1mol/L的a.Ba(OH)2 b.Na2CO3 c.NaHCO3 d.NaOH e.NH4Cl f.NH4HSO4 g.KNO3溶液PH由大到小为:a>d>b>c>g>e>f