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下列溶液中离子浓度的关系一定正确的是（　　）A．Na2CO3和NaHCO3溶液中：c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HCO3-）+c（CO32-）B．一元弱碱MOH对应的盐MCl溶液中：c（Cl-）＞c（H+）＞c（M+）＞c（OH-）C．等物质的量的一元弱酸HX与其钾盐KX的混合溶液中：2c（K+）=c（X-）+c（HX）D．pH=3的一元酸HX和pH=11的一元碱MOH等体积混合：c（M+）=c（X-）＞c（H+）=c（OH-）
题型：单选题难度：中档来源：不详
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据魔方格专家权威分析，试题“下列溶液中离子浓度的关系一定正确的是（）A．Na2CO3和NaHCO3溶液中..”主要考查你对&&粒子浓度大小的比较，盐类水解判断溶液酸碱性或比较溶液pH值的大小，沉淀溶解平衡，溶液pH的有关计算&&等考点的理解。关于这些考点的“档案”如下：
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粒子浓度大小的比较盐类水解判断溶液酸碱性或比较溶液pH值的大小沉淀溶解平衡溶液pH的有关计算
离子浓度大小比较方法：
(1)考虑水解因素：如溶液 所以(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的三种溶液中，由大到小的顺序是c&a&b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。如相同浓度的的混合液中，离子浓度顺序为：的电离程度大于的水解程度。盐溶液的“三大守恒”: 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的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：推出：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它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中nc(Na+)：nc(C)＝1：1，推出：③质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：(2)粒子浓度大小比较的方法： ①单一溶液中离子浓度大小的比较 A. 一元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是： c(不水解离子)&c(水解离子)&c(显性离子)&c(水电离出的另一离子) 如：在CH3COONa溶液中各离子浓度大小关系： B. 二元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是： c(不水解离子)&c(水解离子)&c(显性离子)& c(二级水解离子)&c(水电离出的另一离子) 如：Na2CO3溶液中离子浓度的关系： ②比较不同电解质溶液中同一种粒子浓度的大小。应注意弱酸、弱碱电离程度的大小以及影响电离度的因素，盐类水解及水解程度对该粒子浓度的影响。 ③比较经过反应化学反应后离子浓度的大小： A. 确定电解质溶液的成分 B. 确定溶液中含哪些粒子(分子、离子)，此时要考虑物质的电离和水解情况 C. 确定各种粒子的浓度或物质的量的大小 D. 根据题目要求做出判断 注：要抓住“两小”。即弱电解质电离程度小，故未电离的弱电解质分子数远多于已电离出离子数目；盐的水解程度小，故未水解的粒子数目远多于水解生成的粒子数目 盐类水解原理的应用:(1)盐水解的规律： ①谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，无弱不水解 ②多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解 (2)具体分析一下几种情况： ①强碱弱酸的正盐：弱酸的阴离子发生水解，水解显碱性；如：Na2CO3、NaAc等 ②强酸弱碱的正盐：弱碱的阳离子发生水解，水解显酸性；如：NH4Cl、FeCl3、CuCl2等； ③强酸强碱的正盐，不发生水解；如：Na2SO4、NaCl、KNO3等； ④弱酸弱碱的正盐：弱酸的阴离子和弱碱的阳离子都发生水解，溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱，谁强显谁性； ⑤强酸的酸式盐只电离不水解，溶液显酸性，如：NaHSO4；而弱酸的酸式盐，既电离又水解，此时必须考虑其电离和水解程度的相对大小：若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4；若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。 (3)几种盐溶液pH大小的比较强酸强碱盐pH=7、强碱弱酸盐pH&7、强酸弱碱盐pH&7根据其相应的酸的酸性大小来比较，盐溶液对应的酸的酸性越强，其盐溶液的pH越小如：HClO酸性小于H2CO3，溶液pH NaClO&Na2CO3 酸式盐溶液酸碱性的判断：
酸式盐的水溶液显什么性，要看该盐的组成微粒。 1．强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性。如溶液： 2．弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 (1)若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。例如溶液中：溶液显碱性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦显碱性 (2)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。例如溶液中：溶液显酸性溶液亦显酸性。盐溶液蒸干后所得物质的判断：&1．考虑盐是否分解。如加热蒸干溶液，因分解，所得固体应是2．考虑氧化还原反应。如加热蒸干溶液，因易被氧化，所得固体应是3．盐水解生成挥发性酸时，蒸干后一般得到弱碱，如蒸干溶液，得盐水解生成不挥发性酸时，蒸干后一般仍为原物质，如蒸干溶液，得4．盐水解生成强碱时，蒸干后一般得到原物质，如蒸干溶液，得到等。 5．有时要多方面考虑，如加热蒸干溶液时，既要考虑水解，又要考虑的分解，所得固体为沉淀溶解平衡:1、定义：在一定条件下，当难容电解质的溶解速率与溶液中的有关离子重新生成沉淀的速率相等，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。 例如:2、沉淀溶解平衡的特征： (1)逆：沉淀溶解平衡是可逆过程。 (2)等： (3)动：动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率相等且不为零。 (4)定：达到平衡时，溶液中各离子的浓度保持不变， (5)变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 3、沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因：难溶电解质本身的性质。 (2)外因 a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但不变。 b.温度：多数难溶电解质溶于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时变大。 c.同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入含原体系中某离子的物质，平衡向沉淀生成的方向移动，但不变。 d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系巾某些离子反应生成更难溶的物质或气体的物质，平衡向溶解的方向移动，不变。沉淀溶解平衡的应用：
1．沉淀的生成 (1)意义：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。 (2)方法 a．调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使转变为沉淀而除去。 &b．加沉淀剂法：如以等作沉淀剂，使某些金属离子如等生成极难溶的硫化物 等沉淀，也是分离、除杂常用的方法。说明：化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于时即沉淀完全。 2．沉淀的溶解 (1)意义：在实际工作中，常常会遇到需要使难溶物质溶解的问题、根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去沉淀溶解平衡体系中的相应离子，使平衡就会向沉淀溶解的方向移动，使沉淀溶解。 (2)方法 a．生成弱电解质：加入适当的物质，使其与沉淀溶解平衡体系中的某离子反应生成弱电解质。如向沉淀中加入溶液，结合生成使的溶解平衡向右移动。 b．生成配合物：加入适当的物质，使其与沉淀反应生成配合物。如:c．氧化还原法：加入适当的物质，使其与沉淀发生氧化还原反应而使沉淀溶解。d．沉淀转化溶解法：本法是将难溶物转化为能用上述三种方法之一溶解的沉淀，然后再溶解：如向中加入饱和溶液使转化为再将溶于盐酸。 3．沉淀的转化 (1)实质：沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。&例如&(2)沉淀转化在工业上的应用在工业废水处理的过程中，用FeS等难溶物作沉淀剂除去废水中的重金属离子．固体物质的溶解度:
绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。不同的固体物质在水中的溶解度差别很大，可将物质进行如下分类：溶液pH的计算方法：
总体原则 (1)若溶液为酸性，先求C(H+)，再求pH； (2)若溶液为碱性，先求C(OH-)，再由，最后求pH。 1．单一溶液pH的计算 (1)强酸溶液，如溶液，设溶质的物质的量浓度为(2)强碱溶液，如溶液，设溶质的物质的量浓度为2．两强酸混合后pH的计算 由先求出混△后的再根据公式求pH。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0．3。如pH=3和pH=5的盐酸等体积混合后，pH=3．3。 3．两强碱混合后pH的计算由先求出混台后的再通过求出混合后的c(H+)，最后求pH。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0．3。如pH=9和pH=11的烧碱溶液等体积混合后， pH=10．7。4．强酸与强碱混合后pH的计算强酸与强碱混合的实质是中和反应即中和后溶液的pH有以下几种情况： (1)若恰好中和，pH=7。 (2)若剩余酸，先求中和后的c(H+)，再求pH。 (3)若剩余碱，先求中和后的c(OH-)，再通过求出最后求pH.注意:强酸与强碱等体积混合后溶液酸碱性的判断规律： ①若二者pH之和为14，则混合后的溶液呈中性， pH=7②若二者pH之和大于14，则混合后的溶液呈碱性 ③若二者pH之和小于14，则混合后的溶液呈酸性， 5．溶液稀释后求pH(1)对于强酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大1 个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大不足一个单位。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 (2)对于强碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小1 个单位；对于弱碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小不足一个单位。无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。例如：pH=6的HCl溶液稀释100倍，溶液pH≈7 (不能大于7)； pH=8的NaOH溶液稀释100倍，溶液pH≈7(不能小于7)： pH=3的HCl溶液稀释100倍，溶液pH=5； pH=10的NaOH溶液稀释100倍，溶液pH=8。 注意：弱酸、弱碱的稀释：在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范同。例如：pH=3的溶液稀释100倍，稀释后pH=10的溶液稀释100倍，稀释后8&pH=3的酸溶液稀释100倍，稀释后pH=10的碱溶液稀释100倍，稀释后
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20846224905089007802659901392047NaHCO3溶液呈现碱性,并且存在如下电离平衡,HCO3- H+ + CO32-现在要使NaHCO3溶液中CO32-,
提问：级别：八年级来自：上海市
回答数：1浏览数：
NaHCO3溶液呈现碱性,并且存在如下电离平衡,HCO3- H+ + CO32-现在要使NaHCO3溶液中CO32-,
NaHCO3溶液呈现碱性,并且存在如下电离平衡,HCO3-
&=&H+ + CO32-
现在要使NaHCO3溶液中CO32-,H+,HCO3-的浓度都减小,可以选择的方法是
D加入CaO固体
(A中为什么不对啊?稀释了~似乎什么离子的浓度都减小了啊~)
PS:第一次发问的这道题,不知道为何打不开了...麻烦知道的能再说下吗
&提问时间： 19:19:05
最佳答案此答案已被选择为最佳答案，但并不代表问吧支持或赞同其观点
回答：级别：硕士研究生 21:31:41来自：湖南省
A。NaHCO3溶液呈现碱性,A加水稀释使溶液PH值降低，PH值降低则表示H+浓度升高
D。CaO溶解CaO+H2O=Ca(OH)2,OH- + H+ =H2O,Ca2- + CO32-=CaCO3↓，H+和CO32-浓度都减少，促使HCO3- &=&H+ + CO32-平衡正向移动，则HCO3-浓度也减少。
提问者对答案的评价：
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提问：级别：七年级来自：辽宁省沈阳市
回答数：2浏览数：
NaHCO3溶液中,为什么c(H+)+c(H2CO3)=c(CO32-)+c(OH-)
而c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)?,上一个试子中的c(CO32-),
c(H2CO3)怎么就不乘2呀?
还有在NaHA溶液中,根据物料守恒:c(Na+)=c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)怎么c(A2-) , c(H2A)不用乘2呀?
CH3COONa溶液中,质子守恒:c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)怎么回事呀???
还剩几天就高考了.可我连物料守恒,质子守恒,电荷守恒,怎么回事,什么时候该用哪个都不知道.实在很无奈.
哪位高手能给我仔细讲讲物料守恒,质子守恒,电荷守恒这方面的问题呀,非常感激!!
&提问时间： 15:42:09
最佳答案此答案已被选择为最佳答案，但并不代表问吧支持或赞同其观点
回答：级别：专业试用 19:52:37来自：江苏省镇江市
关于溶液中离子浓度,我们常用到三个守衡:物料守恒,质子守恒,电荷守恒,其实,只需要掌握两个守衡,质子守衡可以通过另外两个守衡推出.
现在,给你简单的分析物料守恒和电荷守恒.
①物料守恒实质就是原子守衡,思想是无论电解质发生什么变化(电离或水解等),只要不脱离反应体系,物料中某种元素的原子将保持不变.注意选择守衡的元素时,不要选择H和O,因为水中也有H和O,虽然他们也守衡,但是题目一般不告诉你水的量,因此,无法使用H和O进行计算.
②电荷守衡的思想是溶液是呈电中性的,整个溶液不带电,但是溶液又是又带电荷的阴阳离子组成,因此要求溶液中阳离子所带正电荷的总和==阴离子所带负电荷的总和.
现在解释NaHCO3溶液:
①物料守恒,这里选择Na和C原子守衡:
投料中Na原子和C原子数目相等，本题溶液中Na的存在形式是Na+，C的存在形式有H2CO3、HCO3-、CO32-。
所以有：c(Na+)=c(H2CO3)+c(HCO3-)+c(CO32-)
②电荷守衡
溶液中阳离子有Na+和H+，阴离子有HCO3-、CH32-、OH-
所以有：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2×c(CO32-)+c(OH-)
将①代入②，可得c(H+)+c(H2CO3)=c(CO32-)+c(OH-)
变形得：c(H+)=c(CO32-)+c(OH-)-c(H2CO3)
这就是质子守衡
当然质子守衡也可以根据水解方程式和电离方程式直接写出：
①HCO3-+H2O&==&H2CO3+OH-(本质是HCO3-+H+&==&H2CO3)
即每生成一个H2CO3消耗1个H+
②HCO3-&==&CO32-+H+
即每生成一个CO32-生成1个H+
③H2O&==&H+ + OH-
即每生成一个OH-生成1个H+
所以,溶液中总的氢离子=c(CO32-)+c(OH-)-c(H2CO3)
考试时还有比较复杂的等式存在,其实都是①物料守恒和②电荷守衡经过乘上一定系数进行加减的结果.技巧是看某个物质前的系数,如本题中若c(H2CO3)前面出现系数3,因为c(H2CO3)只有物料守恒中有,所以要将物料守衡整体乘上3.
提问者对答案的评价：
回答：级别：硕士研究生 16:23:55来自：湖南省
题目不难啊，只是两个关系结合才得到上面第一个等式的。
等老师来帮你详细解决吧！
总回答数2，每页15条，当前第1页，共1页
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