盐溶液中的离子浓度大小比较练习题

盐溶液中的离子浓度大小比较练习题在化学学习的旅程中，盐溶液中的离子浓度大小比较是一个既基础又关键的知识点，它贯穿于化学平衡、电解质溶液等多个重要章节。掌握这一技能，不仅能够深化对电离平衡、水解平衡等概念的理解，更能提升综合分析问题的能力。本文将通过典型例题的分析与解答，帮助读者梳理思路，掌握方法。一、核心知识储备在进行离子浓度大小比较之前，我们必须牢固掌握以下基础知识，它们是解决此类问题的“金钥匙”：1.电离理论：*强电解质在水溶液中完全电离，弱电解质在水溶液中部分电离。*多元弱酸分步电离，且以第一步电离为主。例如，H₂CO₃的电离以H₂CO₃⇌H⁺+HCO₃⁻为主。*酸式酸根离子（如HCO₃⁻、HSO₃⁻、H₂PO₄⁻、HPO₄²⁻等）在水溶液中既存在电离又存在水解，其溶液的酸碱性及离子浓度大小取决于电离程度与水解程度的相对大小。2.水解理论：*“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。”这是判断盐类水解与否及溶液酸碱性的基本准则。*多元弱酸盐分步水解，以第一步水解为主。例如，CO₃²⁻的水解以CO₃²⁻+H₂O⇌HCO₃⁻+OH⁻为主。*水解反应是微弱的，水解产生的离子浓度通常较小（相对于原溶质电离产生的离子而言）。3.三大守恒关系：*电荷守恒：溶液中所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带负电荷总数。这是任何电解质溶液都必须遵守的基本规律。*物料守恒（原子守恒）：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子种类增多，但某一元素的原子总数（或特定原子团的总数）是保持不变的。*质子守恒：溶液中水电离出的H⁺总数等于水电离出的OH⁻总数。它可以由电荷守恒和物料守恒联立推导得出，也可以直接根据溶液中得质子和失质子的微粒关系书写。二、典型例题分析与解答例题一：单一盐溶液题目：在0.1mol/L的NaCl溶液中，下列离子浓度关系正确的是（）A.c(Na⁺)>c(Cl⁻)>c(H⁺)>c(OH⁻)B.c(Na⁺)=c(Cl⁻)>c(H⁺)=c(OH⁻)C.c(Na⁺)>c(Cl⁻)>c(OH⁻)>c(H⁺)D.c(Cl⁻)>c(Na⁺)>c(H⁺)>c(OH⁻)分析与解答：NaCl是强酸强碱盐，在水溶液中完全电离：NaCl=Na⁺+Cl⁻。由于Na⁺和Cl⁻均不水解，溶液呈中性，即c(H⁺)=c(OH⁻)。根据电离方程式，c(Na⁺)=c(Cl⁻)=0.1mol/L，且远大于水电离出的H⁺和OH⁻浓度。故正确答案为B。例题二：强酸弱碱盐溶液题目：常温下，0.1mol/L的NH₄Cl溶液中，下列离子浓度大小关系正确的是（）A.c(Cl⁻)>c(NH₄⁺)>c(H⁺)>c(OH⁻)B.c(NH₄⁺)>c(Cl⁻)>c(H⁺)>c(OH⁻)C.c(Cl⁻)>c(NH₄⁺)>c(OH⁻)>c(H⁺)D.c(NH₄⁺)=c(Cl⁻)>c(H⁺)=c(OH⁻)分析与解答：NH₄Cl是强酸弱碱盐，在水溶液中完全电离：NH₄Cl=NH₄⁺+Cl⁻。NH₄⁺会发生水解：NH₄⁺+H₂O⇌NH₃·H₂O+H⁺，使溶液显酸性，即c(H⁺)>c(OH⁻)。由于NH₄⁺的水解是微弱的，所以c(NH₄⁺)虽略有减少，但仍远大于c(H⁺)和c(OH⁻)。Cl⁻不水解，浓度最大。因此，离子浓度大小关系为：c(Cl⁻)>c(NH₄⁺)>c(H⁺)>c(OH⁻)。故正确答案为A。例题三：强碱弱酸盐溶液题目：常温下，0.1mol/L的CH₃COONa溶液中，离子浓度关系正确的是（）A.c(Na⁺)>c(CH₃COO⁻)>c(H⁺)>c(OH⁻)B.c(CH₃COO⁻)>c(Na⁺)>c(OH⁻)>c(H⁺)C.c(Na⁺)>c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)>c(H⁺)D.c(Na⁺)=c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)=c(H⁺)分析与解答：CH₃COONa是强碱弱酸盐，完全电离：CH₃COONa=Na⁺+CH₃COO⁻。CH₃COO⁻会发生水解：CH₃COO⁻+H₂O⇌CH₃COOH+OH⁻，使溶液显碱性，即c(OH⁻)>c(H⁺)。CH₃COO⁻的水解是微弱的，所以c(CH₃COO⁻)虽略有减少，但仍远大于c(OH⁻)和c(H⁺)。Na⁺不水解，浓度最大。因此，离子浓度大小关系为：c(Na⁺)>c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)>c(H⁺)。故正确答案为C。例题四：多元弱酸的酸式盐溶液题目：常温下，0.1mol/L的NaHCO₃溶液的pH>7。下列关于该溶液中离子浓度大小关系的说法正确的是（）A.c(Na⁺)>c(HCO₃⁻)>c(CO₃²⁻)>c(H₂CO₃)B.c(Na⁺)>c(HCO₃⁻)>c(H₂CO₃)>c(CO₃²⁻)C.c(Na⁺)+c(H⁺)=c(HCO₃⁻)+c(CO₃²⁻)+c(OH⁻)D.c(Na⁺)=c(HCO₃⁻)+c(CO₃²⁻)分析与解答：NaHCO₃是强碱弱酸盐，完全电离：NaHCO₃=Na⁺+HCO₃⁻。HCO₃⁻既存在电离：HCO₃⁻⇌H⁺+CO₃²⁻，又存在水解：HCO₃⁻+H₂O⇌H₂CO₃+OH⁻。已知溶液pH>7，显碱性，说明HCO₃⁻的水解程度大于其电离程度。因此，c(H₂CO₃)>c(CO₃²⁻)。HCO₃⁻的电离和水解都是微弱的，其浓度仍大于水解产物和电离产物的浓度。Na⁺不水解，浓度最大。所以A错误，B正确。C选项考查电荷守恒，正确的表达式应为：c(Na⁺)+c(H⁺)=c(HCO₃⁻)+2c(CO₃²⁻)+c(OH⁻)，因为CO₃²⁻带两个单位负电荷，故C错误。D选项考查物料守恒，NaHCO₃溶液中，n(Na)=n(C)，所以物料守恒式为：c(Na⁺)=c(HCO₃⁻)+c(CO₃²⁻)+c(H₂CO₃)，故D错误。故正确答案为B。例题五：混合溶液（不反应型）题目：常温下，将等体积、等浓度的NaCl和CH₃COONa溶液混合，下列离子浓度大小关系正确的是（）A.c(Na⁺)>c(Cl⁻)>c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)>c(H⁺)B.c(Na⁺)>c(Cl⁻)=c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)>c(H⁺)C.c(Na⁺)>c(Cl⁻)>c(CH₃COO⁻)>c(H⁺)>c(OH⁻)D.c(Cl⁻)>c(Na⁺)>c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)>c(H⁺)分析与解答：设两溶液浓度均为cmol/L，体积均为VL。混合后，NaCl完全电离：NaCl=Na⁺+Cl⁻，CH₃COONa完全电离：CH₃COONa=Na⁺+CH₃COO⁻。因此，c(Na⁺)=(cV+cV)/(2V)=cmol/L，c(Cl⁻)=(cV)/(2V)=c/2mol/L，初始c(CH₃COO⁻)=(cV)/(2V)=c/2mol/L。但CH₃COO⁻会发生水解：CH₃COO⁻+H₂O⇌CH₃COOH+OH⁻，使其浓度略减小，溶液显碱性，即c(OH⁻)>c(H⁺)。Cl⁻不水解，所以c(Cl⁻)>c(CH₃COO⁻)。综上，离子浓度大小关系为：c(Na⁺)>c(Cl⁻)>c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)>c(H⁺)。故正确答案为A。例题六：酸碱反应后溶液题目：常温下，将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合后，所得溶液中离子浓度大小关系正确的是（）A.c(Cl⁻)>c(NH₄⁺)>c(H⁺)>c(OH⁻)B.c(NH₄⁺)>c(Cl⁻)>c(OH⁻)>c(H⁺)C.c(Cl⁻)=c(NH₄⁺)>c(H⁺)=c(OH⁻)D.c(NH₄⁺)>c(Cl⁻)>c(H⁺)>c(OH⁻)分析与解答：pH=2的盐酸中c(H⁺)=0.01mol/L，pH=12的氨水中c(OH⁻)=0.01mol/L。但氨水是弱碱，其溶液中NH₃·H₂O的实际浓度远大于0.01mol/L。等体积混合时，氨水过量很多。反应后，溶液中的溶质主要为NH₄Cl和大量过量的NH₃·H₂O。NH₃·H₂O的电离（NH₃·H₂O⇌NH₄⁺+OH⁻）程度大于NH₄⁺的水解（NH₄⁺+H₂O⇌NH₃·H₂O+H⁺）程度，溶液显碱性，即c(OH⁻)>c(H⁺)。根据电荷守恒：c(NH₄⁺)+c(H⁺)=c(Cl⁻)+c(OH⁻)，因为c(OH⁻)>c(H⁺)，所以c(NH₄⁺)>c(Cl⁻)。故正确答案为B。三、总结与提示离子浓度大小比较的解题思路通常可以概括为：1.确定溶液中的溶质成分及其浓度：这是前提，需明确溶液中存在哪些电解质。2.分析溶质的电离与水解情况：强电解质完全电离，弱电解质部分电离；盐的离子是否水解，水解程度如何，酸式酸根离子的电离与水解程度相对大小等。3.把握三个“微弱”：弱电解质的电离是微弱的；