在强酸性溶液中,不能大量存在弱酸根离子强酸性溶液中存在大量氢离子因为弱酸是弱电解质,不能完全电离,因此氢离子能与部分弱酸根离子结合生成弱酸分子,是强电解质制弱电解质的原理.由于弱酸相对于强酸来说是弱电解质,因此也可以说是强酸制弱酸.以上内容我都知道,但是强酸制弱酸也是酸啊.
血刺某白xi4
弱酸根离子会存在,但是无法大量存在因为弱酸是弱电解质,弱电解质的电离存在电离平衡,当温度一定其电离平衡常数不变,即例如CH3COOH可逆符号CH3COO- + H+ka=c(CH3COO- )c( H+)/c( CH3COOH),当溶液中的H+浓度增大时,平衡会逆向移动,CH3COO- 离子的浓度就会减小,而且H+浓度越大,CH3COO- 离子的浓度就会越小
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只要知道强酸制弱酸就行了啊！你要问什么？
貌似应该是楼上几位的意思，他们说对的
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＞＞＞下列溶液中有关物质的浓度关系正确的是()A．c（NH4＋）相等的NH4HCO3..
下列溶液中有关物质的浓度关系正确的是&&&&&& (&& )A．c（NH4＋）相等的NH4HCO3、NH4HSO4、NH4Cl溶液中：c (NH4HSO4) ﹥c(NH4HCO3) ﹥c(NH4Cl) B．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液中：C(Na+)﹥C(CH3COO-)﹥C(H+)﹥C(OH-)C．1.0mol/LNa2CO3溶液中：C(OH-)=C(HCO3-)+C (H+)+2C(H2CO3)D．某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液中：C(H+)+C(Na+)=C(OH-)+C(HA-)+C(A2-)
题型：单选题难度：中档来源：不详
C试题分析：在三种盐溶液中都存在水解平衡：NH4++H2ONH3·H2O+OH-；由于在NH4HCO3中还存在平衡：HCO3－+H2O H2CO3-+H+；二者水解的酸碱性可以相互促进，使c(NH4+)减小。在NH4HSO4中电离产生的H+对NH4+水解起抑制作用，使c(NH4+)增大。因此c（NH4＋）相等的NH4HCO3、NH4HSO4、NH4Cl溶液中c(NH4HCO3) ﹥c(NH4Cl) ﹥c (NH4HSO4)。错误。B．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液，所以：C(H+)﹥C(OH-)。根据电荷守恒可得C(Na+)+ C(H+)=C(CH3COO-)+C(OH-)。将1式代入2式可得C(CH3COO-)﹥C(Na+)。盐的大量大于弱电解质的电离，所以C(Na+)﹥C(H+)。因此离子浓度的关系是：C(CH3COO-)﹥C(Na+)﹥C(H+)﹥C(OH-)。错误。C．1.0mol/LNa2CO3溶液中根据质子守恒可得：C(OH-)=C(HCO3-)+C (H+)+2C(H2CO3)。正确。D．某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液中，根据电荷守恒可得：C(H+)+C(Na+)=C(OH-)+C(HA-)+2C(A2-)。错误。
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据魔方格专家权威分析，试题“下列溶液中有关物质的浓度关系正确的是()A．c（NH4＋）相等的NH4HCO3..”主要考查你对&&盐水解的影响因素，水解方程式，盐类水解判断溶液酸碱性或比较溶液pH值的大小，盐类水解的定义&&等考点的理解。关于这些考点的“档案”如下：
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盐水解的影响因素水解方程式盐类水解判断溶液酸碱性或比较溶液pH值的大小盐类水解的定义
影响盐类水解平衡的因素:主要因素是盐本身的性质，组成的盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大，另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大； (2)浓度：盐的浓度越小，水解程度越大，但溶液的酸碱性一般越弱； (3)外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解，使盐的水解程度降低，但由于酸（或碱）的加入，使溶液的酸（碱性）增强。例如: 外界条件对水解平衡的影响(4)能水解的阳离子与能水解的阴离子混合，会相互促进水解。常见的含下列离子的两种盐混合时，会发生较彻底的双水解反应：阳离子：Fe3+、Al3+；阴离子：CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-、SO32-、HSO3-等。 (5)Fe3+与S2-、HS-、SO32-、HSO3-等还原性离子发生氧化还原反应，而不是发生双水解反应。 (6)HCO3-与AlO2-在溶液中也不能共存，可发生反应产生白色沉淀，但不是由于双水解反应，而是：盐类水解程度大小比较规律：
1．盐水解生成的弱酸(或弱碱)越弱，水解程度越大。常据此判断弱酸(或弱碱)的相对强弱：如等浓度的三种盐溶液，pH依次增大，则弱酸根离子的水解程度依次增大，所以酸性HX&HY&HZ。 2．相同条件下：正盐&相应酸式盐。如水解程度 3．相互促进水解的盐&单水解的盐&相互抑制水解的盐。如水解程度水解方程式：1、定义：表示盐水解的式子。 2、书写水解方程式的注意事项： (1)找出盐类组成中会发生水解的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子），直接写出盐类水解的离子方程式。 (2)盐类的水解反应是中和反应的逆反应，中和反应的程度很大，水解反应的程度很小，故写盐类的水解反应方程式或离子方程式时，一般不写“＝”而写“”。 (3)一般盐类水解的程度很小，水解产物也少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写盐类水解的离子方程式时一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成其分解产物的形式。 (4)多元弱酸的盐中弱酸根离子分步水解，第一步比较容易发生，第二步比第一步难。水解时以第一步为主。多元弱酸的水解反应式应分步书写，而多元弱碱的水解反应不分步书写。 (5)某些盐溶液在混合时，由于一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子都能发生水解，水解后溶液的性质相反，它们在一起时就能相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全。称为双水解。如：铝盐和碳酸盐混合：，双水解反应中如果有复分解反应的条件（沉淀、气体、水等生成），则反应比较完全。书写时一般用“＝”，标“↑”或“↓”。盐类水解方程式的书写：
一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示，盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↑”“↓”符号表示。 1．一元弱酸的强碱盐和一元弱碱的强酸盐的水解。 2．多元弱酸的强碱盐的水解是分步进行的，不能合并，以第一步为主。 3．多元弱碱的强酸盐的水解。 4．弱酸的铵盐的水解。 5．完全双水解的离子间的反应用“==”表示，标明“↑”“↓”符号。如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，所得固体为盐类水解:
1．定义：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类水解。 2．实质：生成弱电解质，使水的电离平衡被破坏而建立新的平衡。 3．条件：盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子，盐溶于水。 4．特点：可逆性，写水解离子方程式时要用“” 水解是吸热过程，是中和反应的逆过程。一般，水解的程度较小，写离子方程式时，不能用“↑”或“↓”符号。多元弱酸根分步水解，以第一步为主。多元弱碱阳离子一步水解。 5．规律：有弱才水解，无弱不水解。谁弱谁水解，谁强显谁性。越弱越水解，都弱都水解。例如：25℃时四种重要的动态平衡的比较:
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386897333140387938349418120296327491知识点梳理
（1）pH=-lg[c(H+)] 若c(H+)=10-nmol/L，则pH=n 若c(H+)=m×10-nmol/L，则pH=n-lgm （2）任何水溶液中，由水电离产生的c(H+)与c(OH-)总是相等的，即：c水(H+)=c水(OH-) （3）常温（25℃）时：c(H+)?c(OH-)=1×10-14 （4）n元强酸溶液中c(H+)=n?c酸；n元强碱溶液中c(OH-)=n?c碱
弱电解质的电离平衡指在一定条件下（、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。弱电解质的电离平衡的特点是：　　(1)动态平衡：电离式中用“ ”，如：CH3COOH CH3COO—+H+。　　(2)条件改变：平衡被打破。如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈红色）加入固体CH3COONH4，即增大了c（CH3COO—），平衡左移，c（ H+）变小，使红色变浅。　　(3)弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。将等质量的锌粉分别投入10mL0.1mol/L盐酸和10mL0.1mol/L醋酸中，实验结果：盐酸的反应速率比醋酸快。若锌足量，则产生氢气的体积相等。因为当浓度和体积相同时，盐酸是强酸，c（H+）大，所以反应速率快，但二者可电离出来的H+的物质的量相等，仅仅是后者随着反应的进行，醋酸的电离平衡不断发生移动。　　(4)从导电实验可知，弱电解质少部分电离，大部分以分子形式存在，决定了它在离子方程式书写中保留分子形式。如醋酸和烧碱溶液中和反应的离子方程式应写成：CH3COOH+OH—= CH3COO—+H2O。　　(5)导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。
整理教师:&&
举一反三（巩固练习，成绩显著提升，去）
根据问他()知识点分析，
试题“25℃时，0.1moloL-1的HA溶液中\frac{cH^...”，相似的试题还有：
下列关于电解质溶液的正确判断是()
A.在pH=12的溶液中，K+、Cl-、HCO3-、Na+可以常量共存
B.在pH=0的溶液中，Na+、NO3-、SO32-、K+可以常量共存
C.由0.1moloL-1一元碱BOH溶液的pH=10，可推知BOH溶液存在BOH=B++OH-
D.由0.1moloL-1一元碱HA溶液的pH=3，可推知NaA溶液存在A-+H2O?HA+OH-
下列关于电解质溶液的正确判断是()
A.在pH=14的溶液中，K+、Cl-、HCO3-、Na+可以大量共存
B.在pH=0的溶液中，Na+、NO3-、SO32-、K+可以大量共存
C.由0.1moloL-1一元碱BOH溶液的pH=10，可推知BOH溶液存在BOH=B++OH-
D.由0.1moloL-1一元酸HA溶液的pH=3，可推知NaA溶液存在A-+H2O?HA+OH-
已知25℃时，测得浓度为0.1moloL-1的BOH溶液中，c(OH-)=1×10-3moloL-1．(1)写出BOH的电离方程式_____；(2)BOH的电离度α=_____；(3)BOH的电离平衡常数K=_____．2.理解酸碱反应的实质。
3.掌握共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。
教学重点：
1.酸碱的定义和共轭酸碱对。
2.共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。
教学难点：共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。 一、酸碱的定义和共轭酸碱对
酸：凡能给出质子(H)的物质(分子或离子)。
碱：凡能接受质子(H)的物质(分子或离子)。
酸 ? 碱 + H
这种对应关系称为共轭酸碱对，右边的碱是左边的酸的共轭碱，左边的酸又是右边碱的共轭酸。 注：（1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子；
（2）有的物质在某个共轭酸碱对中是碱，而在另一共轭酸碱对中却是酸，如HCO3等； （3）质子理论中没有盐的概念，酸碱电离理论中的盐，在质子理论中都变成了离子酸和离
子碱，如NH4Cl中的NH4是酸，Cl是碱。
二、酸碱反应的实质
三、共轭酸碱对中Ka与Kb的关系
一般地：H3A?
有：Ka1 × Kb3 ＝ Ka2 × Kb2
＝ Ka3 × Kb1 ＝ Kw
可见，知道Ka就可以计算出其共轭碱的Kb；知道Kb就可以算出其共轭酸的Ka。
已知NH3?H2O的Kb = 1.76 × 105，求NH4的Ka。
酸碱溶液pH值的计算
教学目的及要求：
1.掌握一元弱酸(弱碱)pH值计算。 2.掌握多元弱酸(弱碱)pH值计算。。 3.掌握两性物质pH值计算。
教学重点：水的电离和溶液的pH值计算。 教学难点：水的电离和溶液的pH值计算。 一、一元弱酸(弱碱)
设有一种一元弱酸HA溶液，总浓度为c mol?L1，则
HA ? H + A
起始浓度（mol?L1）
平衡浓度（mol?L1）
cH??cAc?c?cH?
因为cH?＝cA?，所以
经整理得： cH+ Ka?Ka = 0 cH?－ c??
?Ka?Ka2?4c?Ka2
（近似式）
（最简式）
同理可得，一元弱碱溶液OH浓度的计算公式。
当c/Kb＜400或α＞5%时，用近似公式 2
当c/Kb≥400或α≤5%时，用最简式
?Kb?2Kb?4c?Kb
求0.010mol?L1HAc溶液的pH值。
二、多元酸(碱)
对多元酸，如果Ka1?Ka2，溶液中的H主要来自第一级电离，近似计算cH?时，可把它当一元弱酸来处理。对二元酸，其酸根阴离子的浓度在数值上近似地等于Ka2。
多元碱亦可类似处理。
在室温和101.3kPa下，H2S饱和溶液的浓度约为0.10mol?L1(H2S)，试计算H2S饱和
溶液中H、 HS和S2的浓度。
计算0.10mol?L1Na2CO3溶液的pH值。
三、两性物质
在溶液中既能失质子，又能得质子的物质如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4等(以往称酸式盐)和NH4Ac(弱酸弱碱盐)都是两性物质。
一般使用最简式。
如NaHA、NaH2A，其最简式为：cH??
如 Na2HA ，其最简式为：cH??如 NH4Ac ，其最简式为 ：cH??
KwKb (NH3?H2O)
Ka?Ka'?
同离子效应与缓冲溶液
教学目的及要求：
1.了解影响离解平衡的因素。
2.掌握缓冲溶液pH值计算。教学重点：缓冲溶液pH值计算。
教学难点：缓冲溶液pH值计算。
一、影响电离平衡的因素－同离子效应
1.同离子效应
这种在弱电解质溶液中加入一种与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质后，使弱电解质的电离度降低的现象称为同离子效应。
求0.10mol?L1HAc溶液的电离度？如果在此溶液中加入NaAc晶体，使NaAc的浓度
达到0.10mol?L1，溶液中HAc的电离度又是多少？
在0.10mol?L1HCl溶液中通入H2S 至饱和，求溶液中S2的浓度。 2.盐效应
这种在弱电解质溶液中加入不含相同离子的易溶强电解质，可稍增大弱电解质电离度的现象，称为盐效应。
二、缓冲溶液
能够抵抗外加少量酸、碱或适量稀释，而本身的pH值不发生明显改变，这种溶液叫缓冲溶液。缓冲溶液所具有的这种性质，叫缓冲性。 1.缓冲溶液的缓冲原理
是因为在这种溶液中既含有足够量的能够对抗外加酸的成分即抗酸成分，又含有足够量的对抗外加碱的成分即抗碱成分。通常把抗酸成分和抗碱成分称为缓冲对。
缓冲溶液主要有以下三种类型。
(1)弱酸及其共轭碱。例如，HAc－NaAc缓冲溶液，H2CO3－NaHCO3缓冲溶液。 (2)弱碱及其共轭酸。例如，NH3?H2O－NH4Cl缓冲溶液。
(3)多元酸的两性物质组成的共轭酸碱对。例如，NaH2PO4－Na2HPO4缓冲溶液。 以HAc－NaAc缓冲溶液为例来说明其缓冲原理。
HAc ? H + Ac
NaAc ＝ Na + Ac
(2) 如果向该缓冲溶液中加入少量的酸时： 如果向该缓冲溶液中加入少量的碱时： 当稍加稀释时： 2.缓冲pH值
缓冲溶液本身具有的pH值称为缓冲pH值。 以HAc－NaAc缓冲溶液为例
（式中ca为弱酸的浓度，cb为共轭碱的浓度，ca/cb称为缓冲比。）
对弱碱及其共轭酸所组成的缓冲溶液同样可以导出：pH?pKa?lgca
若在90mL的HAc－NaAc缓冲溶液中(HAc和NaAc的浓度皆为0.10mol?L1),加入10mL
0.010mol?L1HCl后,求溶液的pH值,并比较加HCl前后溶液pH值的变化。 3.缓冲容量和缓冲范围
缓冲容量是指使1升缓冲溶液的pH值改变1个单位时所需外加的酸或碱的物质的量。 注：缓冲容量的大小与缓冲溶液的总浓度及其缓冲比有关
当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比(ca/cb或cb/ca)愈接近1，则缓冲容量愈大；等于l时，缓冲容量最大，缓冲能力最强。
缓冲范围：pH = pKa ± 1 4.缓冲溶液的选择和配制
缓冲溶液的选择和配制可按下列步骤进行： 首先，选择合适的缓冲对；
其次，选择合适的浓度； 第三是配制，(1)把两个缓冲组分都配成相同浓度的溶液，然后按一定的体积比混合；(2)在一定量的弱酸(或弱碱)中加入一定量的强碱(或强酸)，通过中和反应生成的其共轭碱(或共轭酸)和剩余的弱酸(或弱碱)组成缓冲溶液；(3)在一定量的弱酸(或弱碱)溶液中加入对应的固体共轭碱(或共轭酸)。
如何配制pH＝5.00的缓冲溶液1000mL。
欲配制pH=9.00的缓冲溶液，应在500mL0.10mol?L1的NH3?H2O溶液中加入固体NH4Cl多少克？假设加入固体后溶液总体积不变。
酸碱滴定法
教学目的及要求：
1.掌握酸碱指示剂。2.掌握酸碱滴定法的基本原理。3.掌握酸碱滴定法的应用。
教学重点：
1.酸碱指示剂。2.酸碱滴定法的基本原理。3.酸碱滴定法的应用。
教学难点：
1.酸碱滴定法的基本原理。2.酸碱滴定法的应用。
一、酸碱指示剂
1.变色原理
当溶液的pH值发生变化时，上述平衡发生移动，从而使指示剂的颜色发生改变。 2.变色范围
pH?pKHIn?lg
pH＝pKHIn ± 1称为酸碱指示剂的理论变色范围
常用酸碱指示剂的变色范围：酚酞、甲基红、甲基橙 3.混合指示剂
一类是在指示剂中加入一种不随pH变化而改变颜色的染料。 另一类是由两种或两种以上的指示剂混合而成。
二、酸碱滴定的基本原理 (一)一元酸碱的滴定
1.强酸与强碱的滴定
(1)强酸与强碱的滴定曲线和滴定突跃
以0.1000mol?L1的NaOH标准溶液滴定20.00mL 0.1000mol?L1的HCl溶液为例 滴定前： pH＝1.00。
计量点前：(即99.9%的HCl被中和)时：
20.00?19..98
?0.?10?5(mol?L?1)，pH＝4.30
计量点时：NaOH与HCl已完全中和，生成的NaCl不水解，溶液呈中性，pH＝7.00。 计量点后：NaOH过量，所以溶液的pH值决定于过量的NaOH的浓度。 当加入20.02mLNaOH溶液(即过量0.1%)时：
20.02?20..02
?0.?10?5(mol?L?1)，pOH＝4.30，
∴ pH＝14.00－4.30＝9.70判断离子浓度大小关系（溶液中）强酸弱碱盐,我知道c(强酸阴离子)＞c(弱碱阳离子),也知道c(H+)＞c(OH-),但是该如何判断四者的大小关系?强碱弱酸盐,我知道c(强碱阳离子)＞c(弱酸阴离子),也知道c(OH-)＞c(H+),但是该如何判断四者的大小关系?上述均指一元酸、一元碱.我一共说了3组,每组问了2种.如果是二元酸+一元碱；二元碱+一元酸,又该怎么判断?碱又分弱碱、强碱,酸分强酸、弱酸.这样一排列组合,得问上百种,真晕...
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举例说明：1、等体积等浓度的NaOH与CH3COOH混合,生成CH3COONa等体积等浓度的NaOH与CH3COOH混合是完全反应的NaOH+CH3COOH=CH3COONa+H2O,几乎所有的OH-和H+都中和生成了水CH3COO-的水解只是很少的一部分,所以剩下的远比OH-要多所以：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)2、NaOH与CH3COONa混合当NaOH的物质的量大于等于CH3COONa的时候c(Na+)＞c(OH-)＞c(CH3COO-)＞c(H+)正确如果CH3COONa比NaOH多很多,那么c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)3、NH3·H2O与NH4Cl混合,PH＞7由电荷守恒得 c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) 因为PH＞7,所以c(OH-)>c(H+),所以c(NH4+)>c(Cl-)离子浓度的大小关系为：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)但若NH3·H2O的浓度无限大,NH4Cl的浓度无限小,就有c(OH-)＞c(Cl-)4、CH3COOH与CH3COONa混合,PH＜7由电荷守恒得 c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)因为PH＜7,所以c(H+)＞c(OH-),所以c(CH3COO-)＞c(Na+)离子浓度的大小关系为：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)若CH3COOH的浓度无限大,CH3COONa浓度无限小时,则c(H+)>c(Na+)
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强酸弱碱盐，我知道c(强酸阴离子)＞c(弱碱阳离子)，也知道c(H+)＞c(OH-)，但是该如何判断四者的大小关系？
H+作为水解产物，浓度小于水解剩余的弱碱阳离子 [因为水解是微弱的]
所以 c(强酸阴离子)＞c(弱碱阳离子)>c(H+)＞c(OH-)强碱弱酸盐，我知道c(强碱阳离子)＞c(弱酸阴离子)，也知道c(OH-)＞c(H+)，但是该如何判断四者...
　　强酸弱碱盐，比如NH4Cl溶液中，　　　　离子浓度大小关系为C(Cl-）＞C(NH4+)＞C（H+)＞C(OH-).　　注意：只需要理解NH4+发生水解的程度很小，就可以明白没有水解的NH4+的浓度大于NH4+水解产生的H+的浓度。NH4+ + H2O==(可逆)=NH3H2O+H+。　　相信你能够理解，如有疑问，欢迎讨论。...
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