第5课时专题研究——溶液中粒子浓度关系判断电解质溶液中的粒子浓度关系是近几年高考的必考题型，一般在选择题中作为压轴题呈现。因综合性强、难度大且常考常新，成为考生失分的重灾区。要想攻克此难关，需巧妙利用平衡观念和守恒思想建立起等量关系，进行分析，比较即可。1．电离平衡→建立电离过程是微弱的意识弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中存在：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，溶液中粒子浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)。2．水解平衡→建立水解过程是微弱的意识弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中存在：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，溶液中，c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)。1．等式关系(1)电荷守恒电解质溶液中所有阳离子所带正电荷总数与所有阴离子所带负电荷总数相等。如：NaHCO3溶液中电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。(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，但离子或分子中某种特定元素原子的总数不变。如：在NaHCO3溶液中，n(Na)∶n(C)＝1∶1，推出c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)。(3)质子守恒质子守恒是指电解质溶液中的分子或离子得到或失去的质子的物质的量相等。质子守恒也可根据电荷守恒和物料守恒联合求出。如：NH4HCO3溶液中H3O＋、H2CO3为得到质子后的产物；NH3·H2O、OH－、CO为失去质子后的产物，故有c(H3O＋)＋c(H2CO3)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)＋c(CO)。[提醒]电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加：如2c(CO)的化学计量数2代表一个CO带有2个负电荷，不可漏掉。2．不等式关系溶液类型典型实例离子浓度大小规律多元弱酸溶液0.1mol·L－1的H2S溶液中：c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)显性离子＞一级电离离子＞二级电离离子一元弱酸的正盐溶液0.1mol·L－1的CH3COONa溶液中：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)不水解离子＞水解离子＞显性离子＞水电离出的另一离子二元弱酸的正盐溶液0.1mol·L－1的Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞不水解离子＞水解离子＞显性离子＞二级水解离子＞水电离出的c(HCO)＞c(H＋)另一离子二元弱酸的酸式盐溶液0.1mol·L－1的NaHCO3溶液中：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(CO)不水解离子＞水解离子＞显性离子＞水电离出的另一离子＞电离得到的酸根离子1．比较溶液中粒子浓度关系的三大类型类型一：单一溶液中各离子浓度的比较①多元弱酸溶液：多元弱酸分步电离，电离程度逐级减弱。如H3PO4溶液中：c(H＋)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。②多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸的酸根离子分步水解，水解程度逐级减弱。如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)。类型二：混合溶液中各离子浓度的比较混合溶液要综合分析电离、水解等因素。如在0.1mol·L－1NH4Cl溶液和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度大小的顺序为c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。类型三：不同溶液中同一离子浓度的比较不同溶液要看溶液中其他离子对该离子的影响。如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4，c(NH)由大到小的顺序为③＞①＞②。2．比较溶液中粒子浓度关系的解题流程[考法精析]考法一单一溶液中粒子浓度关系1．常温下，浓度均为0.1mol·L－1的下列溶液中，粒子的物质的量浓度关系正确的是()A．氨水中，c(NH)＝c(OH－)＝0.1mol·L－1B．NH4Cl溶液中，c(NH)＞c(Cl－)C．Na2SO4溶液中，c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＝c(H＋)D．Na2SO3溶液中，c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3)解析：选C氨水为弱碱溶液，NH3·H2O只能部分电离出OH－，结合电荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)可得：c(NH)＜c(OH－)＜0.1mol·L－1，A错误；NH4Cl溶液中，NH部分水解，Cl－浓度不变，则溶液中c(NH)＜c(Cl－)，B错误；Na2SO4溶液显中性，c(OH－)＝c(H＋)，结合电荷守恒可得：c(Na＋)＝2c(SO)，溶液中离子浓度大小...