溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)知识讲解
溶液中离子浓度相对大小的比较
溶液中离子浓度相对大小的比较1．微粒浓度比较(1)要考虑盐类水解。
大多数盐类的单水解是微弱的，一般认为与其同溶液对应的弱酸(或弱碱)的电离相比，电离程度大于水解程度。
如溶液中相同浓度的CH3COOH、CH3COONa，CH3COOH的电离程度大于CH3COO-水解程度，类似的还有NH3·H2O与NH4Cl等，但HCN和KCN不同；CN-的水解程度大于HCN的电离程度。
(2)电荷守恒。
溶液中阳离子所带总单位正电荷数等阴离子所带总单位负电荷数。
如NaF溶液中c(Na+)+c(H-)=c(F-)+c(OH-)。
(3)物料守恒。
①溶液中某元素的各种存在形式守恒，即原子守恒，如0.l mol·L-1的Na2CO3溶液中，c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)=0.l mol·L-1。
②溶液中水电离产生的H+、OH-数目应该相同，如Na2S溶液中，c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)。
分为三种类型①单一溶液中离子浓度相对大小的比较。
如:判断一元或多元弱酸溶液和水解的盐溶液中离子浓度的相对大小，判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是：若为NH4Cl等盐中的阴、阳离子价数相等，离子浓度为c(不水解的离子)>c(水解的离子)>c(水解后呈某性的离子,如：H+或OH-)>c(水解后呈某性的对应离子)如在NH4Cl溶液中c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)若为Na2CO3等盐中的阴、阳离子的价数不等时，判断离子浓度的大小则要根据实际情况具体分析，对于多元弱酸根的水解，则是有几价则水解几步，在分步水解中以第一步水解为主，如在Na2CO3溶液中c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)。
②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较。
③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较。
溶液中离子浓度大小的比较
2.物料守恒
原理：溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶 液中各种存在形式的浓度之和。 即加入的溶质组成中存在的某些元素之间的特定比 例关系,由于水溶液中一定存在水的H、O元素,所以 物料守恒中的等式一定是非H、O元素的关系。 例：NH4Cl溶液：
得到H+
得到H
HS-
得到H+
H 2S
+
H2O
+
H3O+( H+)
即c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
方法② :利用物料守恒和电荷守恒推出
质子守恒式没有必要死记硬背，可通过前面学的 物料守恒和电荷守恒推出 。 如NaHCO3溶液 中的质子守恒： 2 + 先写出物料守恒式： c(Na ) = c(CO 3 +HCO 3 +H2CO3) 再写出电荷守恒式： 2 ＋ ＋ c(Na )+ c(H )= 2c(CO3 )+ c(HCO 3 )+ c(OH－)
如碳酸氢钠溶液(NaHCO3):溶液显碱性,所以把氢氧根离子 浓度写在左边,其次。判断出该溶液直接电离出的离子是钠离子 和碳酸氢根,而能结合氢离子或电离氢离子的是碳酸氢根。其次 以碳酸氢根为基准离子(因为碳酸氢钠直接电离产生碳酸根和钠 离子,而钠离子不电离也不水解) 。减去它电离之后的离子浓度, 加上它水解生成的离子浓度。便是： 2 c(OH-)=c(H2CO3)-c(CO 3 )+c(H+)
高中化学之溶液中离子浓度大小比较问题解析
高中化学之溶液中离子浓度大小比较问题解析
溶液中离子浓度大小比较
一.基本理论依据
1.电离过程是微弱的，发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度
2.水解过程是微弱的，发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度
二.溶液中粒子浓度大小比较的主要类型
1.多元弱酸溶液
多元弱酸分步电离，逐级减弱，比如说在磷酸（H3PO4）溶液中各种离子浓度的大小关系，如下图：
2.多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸酸根离子的分步水解分析，水解程度逐级减弱。
比如说在碳酸钠（Na2CO3）溶液中各种离子浓度的大小关系，如下图：
这里需要指出氢氧根离子浓度大于碳酸根离子浓度，碳酸根水解产生的碳酸氢根离子和氢氧根离子开始相等，但接下来碳酸氢根离子继续水解，使得氢氧根离子浓度大于碳酸氢根离子浓度。
3.不同溶液中同一离子浓度的比较
根据溶液中其他离子对该离子产生的影响来比较。
比如，在相同物质的量浓度的下列溶液中，比较铵根离子（NH4+）浓度的大小：硝酸铵溶液（NH4NO3），醋酸铵溶液（CH3COONH4），硫酸氢氨溶液（NH4HSO4），比较过程如下图：
4.混合溶液中各离子浓度的比较
这个要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。
如，在0.1摩尔每升的氯化铵（NH4CL）和0.1摩尔每升的氨水（NH3.H2O）混合溶液中，各离子浓度大小关系，如下图：
解析完毕。
学生对这些知识总是容易混淆，掌握不了，专门整理出来，方便学生记忆，使用。
希望更多的同学能用上，大家觉得有问题的地方，请及时评论指出，觉得不错的，也请评论，点赞，转发，收藏，留下您的足迹。
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高二年级化学溶液中离子浓度大小比较专题
高二化学溶液中离子浓度大小比较专题〔用一、相关知识点梳理:1、电解质的电离强电解质在水溶液中是完全电离的,在溶液中不存在电解质分子。
弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。
多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离：H 2CO3H+＋HCO3-；HCO3-H+＋CO32-。
２、水的电离水是一种极弱的电解质,它能微弱地电离,H2O H+＋OH-。
水电离出的[H+]＝[OH-]在一定温度下,纯水中[H+]与[OH-]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H+]·[OH-],在２５℃时,Kw＝1×10-14。
在纯水中加入酸或碱,抑制了水的电离,使水的电离度变小,在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐,促进了水的电离,使水的电离度变大。
３、盐类水解在溶液中盐的离子跟水所电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解。
关于盐的水解有这么一个顺口溜"谁弱谁水解,谁强显谁性"多元弱酸盐还要考虑分步水解,如CO32-＋H2O HCO3-＋OH-、HCO3-＋H 2O H2CO3＋OH-。
４、电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：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Na2CO3溶液中：[Na+]＋[H+]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]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Na2CO3溶液中n<Na+>：n<c>＝2：1,推出：c<Na+>＝2c<HCO3->＋2c<CO32->＋2c<H2CO3>水的电离守恒〔也称质子守恒：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中,由水所电离的H＋与OH－量相等。
如在0.1mol·L－1的Na2S溶液中：c<OH－>＝c<H＋>＋c<HS－>＋2c<H2S>。
溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较编写：盛建文审：余佳电解质溶液有关知识是化学反应原理的重要内容之一，也是高考考点分布的重点区域之一，其中溶液中离子(或溶质微粒)浓度大小比较一直是历年高考考查的热点内容。
但很多学生对本部分内容知之不深，甚至面对题目无法下手。
本文就电解质溶液中离子浓度大小比较的有关知识归纳如下。
一、紧抓两个“微弱”比较离子或溶质微粒浓度大小，考查的内容通常既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关，而这两个平衡变化的共同特征为反应或过程是“微弱”的。
1.弱电解质只有微弱电离，如稀醋酸溶液中，各粒子浓度由大到小的顺序为：c(CHCOOH)＞c(H+)＞c(CH3COO–)＞c(OH–)。
多元弱酸分步电离，以第一步为主，3如HS溶液中各粒子浓度由大到小的顺序为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS–)＞c(S2–)＞2c(OH–)。
2.弱酸(碱)离子的水解是微弱的。
如NHCl溶液中，各粒子浓度由大到小的4顺序为：c(Cl–)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)。
多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主，如NaS溶液中，c(Na+)＞c(S2–)＞c(OH–)＞c(HS–)＞c(H2S)2＞c(H+)。
二、牢记三个“守恒”离子间的定量关系，也就是三个守恒关系。
在建立守恒关系前，我们需清楚建立平衡的微粒，以及离子间建立定量关系的前提。
1.电荷守恒：衡量的是平衡时溶液中离子浓度的定量关系，在此定量关系中，只含有离子而不含有分子。
建立电荷守恒关系，需分两步走：第一步，找出溶液中含有的所有离子；第二步，把阳离子写在等式的一侧，阴离子写在等式的另一侧，各离子物质的量或浓度的系数等于离子的带电荷数。
2.物料守恒：利用起始量、起始物质中含有的除H、O元素外的元素原子间的定量关系，建立平衡溶液中各离子(H+、OH-除外)和分子(水除外)物质的量或浓度间的定量关系。
建立等量关系，需分两步走：第一步，找出溶液中存在的离子和分子(H2O、H+、OH-除外)；第二步，利用起始物质中原子的定量关系，确定含有该原子的离子或分子间的定量关系。
高三化学 溶液中离子浓度大小比较及三大守恒定律讲解例题
【方法规律总结】
电荷守恒： 1.溶液中离子要找全； 2.分清离子浓度和电荷浓度。
物料守恒： 1.某元素守恒； 2.等量代换。
质子守恒： 1.明确溶液中那些微粒结合H+(或OH-)，结 合的数目； 2.那些微粒电离出H+(或OH-)电离的数目。
二、常见题型和对策
1、单一溶质溶液
（1）弱酸或溶液—只考虑电解质的电离与水的电离
【想一想】写出下列溶液的MBE。 1. NH4Cl溶液 Ｃ(Cl-) ＝ Ｃ(NH4+) + Ｃ(NH3·H2O) 2．Na2S溶液 C(Na+) ＝ 2[C(S2-) + C(HS-) + C(H2S)] 3．NaHCO3溶液溶液
C(Na+) ＝ C(HCO3-) + C(H2CO3) + C(CO32-)
A．c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(NH4+)＞c(Cl-)＞ c(H+) ＞ c(OH-)
( A)
C．c(NH4+) ＝c(Cl-)＞ c(H+) ＝ c(OH-)
D．c(Cl-)＝ c(NH4+) ＞ c(H+) ＞ c(OH-)
规律:在有“弱酸根离子或弱碱金属离子”存在的溶液中, 由于该离子水解，因而使其浓度减小,故有： C(不水解离子)＞C(水解离子)＞ C(显性离子) ＞C(水电离 出的另一种子)
C(Na+)＞C(S2-)＞C(OH-)＞C(HS-)＞C(H2S)＞C(H+)
二、牢记“三个守恒式”
1、电荷守恒式—CBE
⑴电荷守恒：电解质溶液总是呈电中性的，即：电解 质溶液中所有阳离子所带有的正电荷总数与所有的阴 离子所带的负电荷总数相等。 ⑵写法： 第一步，找出溶液中含有的所有离子； 第二步，把阳离子写在等式的一侧，阴离子写在等式 的另一侧，各离子物质的量或浓度的系数等于离子的 带电荷数。
高考中“水溶液中离子浓度大小比较规律”总结
高考中“水溶液中离子浓度大小的比较规律”总结“水溶液中离子浓度大小的比较规律”在高考中经常用到，本文对高考中这部分内容出现过的情况进行了总结，并举出一个典型案例以供参考。
一、酸碱溶液：酸溶液中h+ 浓度最大，碱溶液中oh_ 浓度最大：其它离子根据电离度的大小确定。
1.强酸强碱溶液：例如盐酸溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( cl- ) > c( oh_ ),naoh溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( na+ )>c( h+ )。
2.一元弱酸弱碱溶液，例如hac溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( ac_ )> c( oh_ )；nh3?h2o溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( nh4+ )> c( h+ )。
3.多元弱酸弱碱溶液，多元弱酸以第一步电离为主，例如h2s溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( hs_ )>c( s2- )> c( oh_ )；多元弱碱电离方程式一步写到位，但离子浓度大小关系容易判断，例如fe(oh)3 溶液中离子浓度大小关系为c( oh_ )>c( fe3+ )> c( h+ )。
二、盐类溶液：1.强酸强碱盐的溶液不水解，离子浓度不变，例如na2so4 溶液中离子浓度大小关系为：2c( so42- )=c( na+ )> c( h+ )= c( oh_ )；再如nahso4溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( so42- )= c( na+ )> c( oh_ )2.一元弱酸或弱碱形成的盐溶液，因为水解导致某些离子浓度变小，例如nh4cl溶液中离子浓度大小关系为：c( cl- )>c(nh4+ ) > c( h+ )> c( oh_ )；naac溶液中离子浓度大小关系为：c( na+ )>c(ac_ )> c( oh_ )> c( h+ )。
溶液中离子浓度大小的比较复习
溶液中离子浓度大小的比较1．大小比较的常用方法(1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中：[H ＋]＞[H2PO－4]＞[HPO2－4]＞[PO3－4]。
(2)多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：[Na＋] ＞[CO2－3] ＞[OH－] ＞[HCO－3] ＞[H＋]。
(3)不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。
一般地：浓度大的有抑制其水解的离子＞浓度大的没有抑制或促进其水解的离子＞浓度大的有促进其水解的离子＞浓度小的有抑制其水解的离子＞浓度小的没有抑制或促进其水解的离子＞浓度小的有促进其水解的离子。
如在相同浓度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，[NH＋4]由大到小的顺序是：④＞⑤＞③＞①＞②。
(4)混合溶液中各离子浓度比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。
①电离程度大于水解程度的有NH3·H2O和NH＋4、CH3COOH和CH3COO－、HSO－3。
如0.1 mol·L－1NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中：由于NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度，导致溶液呈碱性。
溶液中各离子浓度的大小顺序为：[NH＋4]＞[Cl－]＞[OH－]＞[H＋]。
②电离程度小于水解程度的有HCN和CN－、HCO－3和CO2－3、HCO－3。
如0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。
溶液中各离子浓度的大小顺序为：[Na＋]＞[CN－]＞[OH－]＞[H＋]。
此外：[HCN]＞[Na＋]＝0.1 mol·L－1。
2．常用等量关系(1)电荷守恒：①电解质溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，此为电荷守恒规律。
离子浓度的大小比较
考点8 离子浓度的大小比较【考点定位】本考点考查离子浓度的大小比较，根据溶液中存在的电离平衡、水解平衡准确确定溶液中存在的微粒，灵活运用电荷守恒、物料守恒及质子守恒分析。
【精确解读】一、单一溶液中离子浓度大小的比较：点拨：判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：(显性离子)＞(一级电离离子)＞(二级电离离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(二级水解离子)＞(水电离出的另一离子)4．二元弱酸的酸式盐溶液，如0.1mol/L的NaHCO3溶液：点拨：判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(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)5．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对其影响的因素．如在相同物质的量的浓度的下列溶液：①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4中c(NH4+)浓度由大到小的顺序是：③＞①＞②．点拨：该类型题要看溶液中其它离子对的其影响．二、混合溶液中离子浓度大小的比较：1．两种物质混合不反应：如①等物质的量的CH3COOH和CH3COONa混合：CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用，混合后溶液呈酸性，c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)②等物质的量的NH4Cl和NH3•H2O混合：和NH3•H2O的电离作用大于NH4Cl的水解作用，混合后溶液呈碱性，c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)2．两种物质其恰好完全反应：如①10ml 0.1 mol/L NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液混合②100 mL 0.1 mol/L 醋酸与50 mL 0.2mol/L NaOH溶液混合等．3．两种物质反应，其中一种有剩余（1）酸与碱反应型：点拨：在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误，解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小．如：0.2 mol/L HCN溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合解析：上述溶液混合后，溶质为HCN和NaCN，由于该题已说明溶液显碱性，所以不能再按照HCN的电离处理，而应按NaCN水解为主．①pH=7型：例:常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中( )A．c(HCOO-)＞c(Na+) B．c(HCOO-)＜c(Na+)C．c(HCOO-)=c(Na+) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系②未指明酸碱的强弱：③pH之和等于14的酸和碱溶液的混合(判断过量)如：①pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合，CH3COOH过量，混合后溶液呈酸性；②pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，氨水过量，混合后溶液呈碱性．（2）盐与酸(碱)反应型①弱酸强碱盐与强酸反应后溶液中离子浓度大小的比较例:将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是A．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(HAc) B．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(HAc)＞c(H+)C．c(Ac-)=c(Cl+)＞c(H+)＞c(HAc) D．c(Na+)+c(H+)=c(Ac-)+c(Cl-)+c(OH-)②强酸弱碱盐与强碱反应后溶液中离子浓度大小的比较例．0.2mol/L NH4Cl溶液与0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A．c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3•H2O) B．c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)C．c(NH4+)+c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) D．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)4．不同物质同种离子浓度的比较：如NH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4和NH4HCO3中NH4+的比较【精细剖析】一、离子浓度大小比较的解题方法和步骤：1．判断水解、电离哪个为主．（1）盐离子不水解不电离：强酸强碱盐，如NaCl、Na2SO4等．（2）盐离子只水解不电离：强酸弱碱或弱酸强碱形成的正盐，如NH4Cl、Na2CO3等（3）盐离子既水解又电离：多元弱酸形成的酸式盐，以水解为主的有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等；以电离为主的有NaHSO3和NaH2PO4等（4）根据题意判断：如某温度下NaHB强电解质溶液中，当c(H+)＞c(OH-)时，以HB-的电离为主；当c(H+)＜c(OH-)时，以HB-的水解为主．对于弱酸HX与强碱盐(NaX式)的混合溶液中，当c(H+)＞c(OH-)时，以HX的电离为主；当c(H+)＜c(OH-)时，以X-的水解为主．对于弱碱ROH与强酸盐(RCl式)的混合溶液中，情况则相反．2．运用盐溶液中的以上三种关系进行综合分析判断，得出正确结论．二、离子浓度大小比较，在分析问题时注意的问题：1．三个观点：（1）全面的观点．探究离子浓度问题，要充分认识电解质在溶液中的表现，全面考虑溶液中各种离子的存在情况及相互关系，比如：在Na2CO3溶液中存在Na2CO3的电离，CO32-的水解、二级水解以及H2O的电离等多个反应，故溶液中微粒有H2O、Na+、CO32-、HCO3-、H2CO3、H+、OH-，忽视任何一个很微弱的反应、很微少的粒子都是不正确的．（2）矛盾的观点．事物是矛盾的统一体，处理矛盾问题时要抓住主要矛盾．在比较离子浓度大小时，若溶液中存在竞争反应时，需要抓住主要矛盾来解决相关问题．如等物质的量的NH4Cl、NH3•H2O共存于溶液中，则溶液中同时存在NH4+水解和NH3•H2O的电离，由于NH3•H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，故考虑电离而忽略水解，由此得出离子浓度的大小关系为：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)．在应用此观点时，正确判断矛盾双方的性质是必要的，如一级电离通常大于二级电离，一级水解通常大于二级水解．弱酸及其对应盐、弱碱及其对应盐所形成的缓冲溶液中通常情况是电离强于水解，极少数例外 (如HCN及CN-)．（3）联系的观点．事物是相互联系、相互影响，而不是孤立存在的．溶液的离子亦如此，要应用化学原理，准确判断离子之间的相互影响．比如：纯水中由水电离出的H+、OH-满足c(OH-〕=c(H+)；若加入碱或酸，则碱或酸电离出的OH-、H+会抑制水的电离，而使c(H+〕水=c(OH-)水但数值减小；若加入可水解的盐，则因弱离子的水解消耗H+或OH-而促进水的电离，c(H+)水与c(OH-)水不再相等．象这样因为某种作用改变离子存在状况的例子很多．2．两种理论：（1）弱电解质的电离平衡理论①弱电解质的电离是微量的，电离消耗及电离产生的粒子是少量的，同时还应考虑水的电离．②多元弱酸的电离是分步的，主要是第一步电离．（2）水解平衡理论①弱酸根离子或弱碱阳离子由于水解而损耗．如NH4Cl溶液中，因NH4+水解损耗，所以c(Cl-)＞c(NH4+)②弱酸根离子或弱碱阳离子的水解损失是微量的(双水解除外)，因此水解生成的弱电解质及产生的H+(或OH-)也是微量的．但由于水的电离，所以水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中的c(OH-)问题大于水解产生的弱电解质的浓度．③多元弱酸根离子的水解是分步的，以第一步水解为主．④强碱弱酸酸式盐溶液中弱酸酸根离子既有电离又有水解，比较离子浓度时首先要认清其阴离子的电离程度和水解程度．a、若溶液显酸性，说明阴离子的电离程度＞水解程度．b、若溶液显碱性，说明阴离子的电离程度＜水解程度．⑤弱酸、弱碱与其对应盐的混合液(物质的量之比为1：1)a、一般规律是：酸、碱的电离程度＞其对应盐的水解程度．CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)；NH3•H2O～NH4Cl混合液呈碱性：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)b、特殊情况：HCN～NaCN混合液呈碱性：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)3．溶液中的几个守恒关系（1）电荷守恒：即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零．（2）物料守恒(原子守恒)：即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变．（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)。
高中化学盐溶液中离子浓度大小的比较总结
盐溶液中离子浓度的大小比较既是一个重要知识点，也是高中化学一个难点，但只要掌握了有关知识、原理和规律，结合解题技巧，就能轻车熟路，达到举一反三的最佳效果。
一、基本知识在盐溶液中存在着水的电离平衡，可能还有盐的水解、电离平衡，所以就有下列关系：1.c（H＋）与c（OH－）的关系：中性溶液：c（H＋）＝c（OH－）（如NaCl溶液）酸性溶液：c（H＋）＞c（OH－）（如NH4Cl溶液）碱性溶液：c（H＋）＜c（OH－）（如Na2CO3溶液）恒温时：c（H+）·c（OH－）＝定值（常温时为10－14）2.电荷守恒：盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。
如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－）如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－）3.物料守恒：某元素各种不同存在形态的微粒，物质的量总和不变。
如0.1mol/LNH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（NH3·H2O）＝0.1mol/L如0.1mol/LNa2CO3溶液中：c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（H2CO3）＝0.1mol/L二、解题方法和步骤1.判断水解、电离哪个为主。
（1）盐离子不水解不电离：强酸强碱盐，如NaCl、Na2SO4等。
（2）盐离子只水解不电离：强酸弱碱或弱酸强碱形成的正盐，如NH4Cl、Na2CO3等。
（3）盐离子既水解又电离：多元弱酸形成的酸式盐，以水解为主的有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等；以电离为主的有NaHSO3和NaH2PO4等。
（4）根据题意判断：如某温度下NaHB强电解质溶液中，当c（H+）＞c（OH－）时，以HB－的电离为主；当c （H+）＜c（OH－）时，以HB－的水解为主。
对于弱酸HX与强碱盐（NaX式）的混合溶液中，当c（H+）＞c（OH －）时，以HX的电离为主；当c（H+）＜c（OH－）时，以X－的水解为主。
溶液中离子浓度大小比较及三大守恒定律讲解
（5）不同物质同种离子浓度比较型
【例6】等物质的量的下列溶液中，NH4+的浓度由大到 小的顺序是 ①NH4Cl ②NH4HCO3 ③ NH4HSO4 ④ NH4NO3 ⑤(NH4)2SO4 ⑥(NH4)2Fe(SO4) ⑦(NH4)2CO3
⑥>⑤>⑦>③>①=④>②
【规律】 1、二元的盐>一元的盐 2、水解的盐>双水解的盐 3、当溶液中存在水解的显性离子时，抑制盐的水解， 则该水解的离子浓度大 .
.
注意两种情况:
1、等体积、等浓度的一元酸和一元碱溶液混合，两者 恰好完全中和，有以下四种情况：
⑴强酸与强碱溶液混合，所得溶液为中性 ⑵相对较强的酸与相对较弱的碱溶液混合，所得溶液为 酸性 ⑶相对较弱的酸与相对较强的碱溶液混合，所得溶液为 碱性 ⑷若弱酸、弱碱混合，则考虑两者的相对强弱，混合后 的溶液可能也为酸性，碱性或中性
A． c(OH-) ＞c(H+)
( Ｃ)
B．c(NH3·H2O) + c(NH4+) = 0.1mol/L C．c(NH4+)＞c(NH3·H2O) ＞ c(OH-) ＞ c(H+) D．c(OH-) =c(NH4+)+c(H+)
.
（2）强酸弱碱盐溶液—考虑弱碱根离子的水解和水的电离
【例3】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是：
C(CH3COOH ) C(H ) C(CH3COO ) C(OH )
2．在0.1 mol/L 的H2S溶液中的离子、分子大小关 系如何?
C(H2S)＞C(H+)＞C(HS-)＞C(S2-)＞C(OH-)
.
2、水解平衡理论:
离子浓度的大小比较
考点8 离子浓度的大小比较【考点定位】本考点考查离子浓度的大小比较，根据溶液中存在的电离平衡、水解平衡准确确定溶液中存在的微粒，灵活运用电荷守恒、物料守恒及质子守恒分析。
【精确解读】一、单一溶液中离子浓度大小的比较：点拨：判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：(显性离子)＞(一级电离离子)＞(二级电离离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(二级水解离子)＞(水电离出的另一离子)4．二元弱酸的酸式盐溶液，如0.1mol/L的NaHCO3溶液：点拨：判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(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)5．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对其影响的因素．如在相同物质的量的浓度的下列溶液：①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4中c(NH4+)浓度由大到小的顺序是：③＞①＞②．点拨：该类型题要看溶液中其它离子对的其影响．二、混合溶液中离子浓度大小的比较：1．两种物质混合不反应：如①等物质的量的CH3COOH和CH3COONa混合：CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用，混合后溶液呈酸性，c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)②等物质的量的NH4Cl和NH3•H2O混合：和NH3•H2O的电离作用大于NH4Cl的水解作用，混合后溶液呈碱性，c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)2．两种物质其恰好完全反应：如①10ml 0.1 mol/L NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液混合②100 mL 0.1 mol/L 醋酸与50 mL 0.2mol/L NaOH溶液混合等．3．两种物质反应，其中一种有剩余（1）酸与碱反应型：点拨：在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误，解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小．如：0.2 mol/L HCN溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合解析：上述溶液混合后，溶质为HCN和NaCN，由于该题已说明溶液显碱性，所以不能再按照HCN的电离处理，而应按NaCN水解为主．①pH=7型：例:常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中( )A．c(HCOO-)＞c(Na+) B．c(HCOO-)＜c(Na+)C．c(HCOO-)=c(Na+) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系②未指明酸碱的强弱：③pH之和等于14的酸和碱溶液的混合(判断过量)如：①pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合，CH3COOH过量，混合后溶液呈酸性；②pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，氨水过量，混合后溶液呈碱性．（2）盐与酸(碱)反应型①弱酸强碱盐与强酸反应后溶液中离子浓度大小的比较例:将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是A．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(HAc) B．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(HAc)＞c(H+)C．c(Ac-)=c(Cl+)＞c(H+)＞c(HAc) D．c(Na+)+c(H+)=c(Ac-)+c(Cl-)+c(OH-)②强酸弱碱盐与强碱反应后溶液中离子浓度大小的比较例．0.2mol/L NH4Cl溶液与0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A．c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3•H2O) B．c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)C．c(NH4+)+c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) D．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)4．不同物质同种离子浓度的比较：如NH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4和NH4HCO3中NH4+的比较【精细剖析】一、离子浓度大小比较的解题方法和步骤：1．判断水解、电离哪个为主．（1）盐离子不水解不电离：强酸强碱盐，如NaCl、Na2SO4等．（2）盐离子只水解不电离：强酸弱碱或弱酸强碱形成的正盐，如NH4Cl、Na2CO3等（3）盐离子既水解又电离：多元弱酸形成的酸式盐，以水解为主的有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等；以电离为主的有NaHSO3和NaH2PO4等（4）根据题意判断：如某温度下NaHB强电解质溶液中，当c(H+)＞c(OH-)时，以HB-的电离为主；当c(H+)＜c(OH-)时，以HB-的水解为主．对于弱酸HX与强碱盐(NaX式)的混合溶液中，当c(H+)＞c(OH-)时，以HX的电离为主；当c(H+)＜c(OH-)时，以X-的水解为主．对于弱碱ROH与强酸盐(RCl式)的混合溶液中，情况则相反．2．运用盐溶液中的以上三种关系进行综合分析判断，得出正确结论．二、离子浓度大小比较，在分析问题时注意的问题：1．三个观点：（1）全面的观点．探究离子浓度问题，要充分认识电解质在溶液中的表现，全面考虑溶液中各种离子的存在情况及相互关系，比如：在Na2CO3溶液中存在Na2CO3的电离，CO32-的水解、二级水解以及H2O的电离等多个反应，故溶液中微粒有H2O、Na+、CO32-、HCO3-、H2CO3、H+、OH-，忽视任何一个很微弱的反应、很微少的粒子都是不正确的．（2）矛盾的观点．事物是矛盾的统一体，处理矛盾问题时要抓住主要矛盾．在比较离子浓度大小时，若溶液中存在竞争反应时，需要抓住主要矛盾来解决相关问题．如等物质的量的NH4Cl、NH3•H2O共存于溶液中，则溶液中同时存在NH4+水解和NH3•H2O的电离，由于NH3•H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，故考虑电离而忽略水解，由此得出离子浓度的大小关系为：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)．在应用此观点时，正确判断矛盾双方的性质是必要的，如一级电离通常大于二级电离，一级水解通常大于二级水解．弱酸及其对应盐、弱碱及其对应盐所形成的缓冲溶液中通常情况是电离强于水解，极少数例外 (如HCN及CN-)．（3）联系的观点．事物是相互联系、相互影响，而不是孤立存在的．溶液的离子亦如此，要应用化学原理，准确判断离子之间的相互影响．比如：纯水中由水电离出的H+、OH-满足c(OH-〕=c(H+)；若加入碱或酸，则碱或酸电离出的OH-、H+会抑制水的电离，而使c(H+〕水=c(OH-)水但数值减小；若加入可水解的盐，则因弱离子的水解消耗H+或OH-而促进水的电离，c(H+)水与c(OH-)水不再相等．象这样因为某种作用改变离子存在状况的例子很多．2．两种理论：（1）弱电解质的电离平衡理论①弱电解质的电离是微量的，电离消耗及电离产生的粒子是少量的，同时还应考虑水的电离．②多元弱酸的电离是分步的，主要是第一步电离．（2）水解平衡理论①弱酸根离子或弱碱阳离子由于水解而损耗．如NH4Cl溶液中，因NH4+水解损耗，所以c(Cl-)＞c(NH4+)②弱酸根离子或弱碱阳离子的水解损失是微量的(双水解除外)，因此水解生成的弱电解质及产生的H+(或OH-)也是微量的．但由于水的电离，所以水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中的c(OH-)问题大于水解产生的弱电解质的浓度．③多元弱酸根离子的水解是分步的，以第一步水解为主．④强碱弱酸酸式盐溶液中弱酸酸根离子既有电离又有水解，比较离子浓度时首先要认清其阴离子的电离程度和水解程度．a、若溶液显酸性，说明阴离子的电离程度＞水解程度．b、若溶液显碱性，说明阴离子的电离程度＜水解程度．⑤弱酸、弱碱与其对应盐的混合液(物质的量之比为1：1)a、一般规律是：酸、碱的电离程度＞其对应盐的水解程度．CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)；NH3•H2O～NH4Cl混合液呈碱性：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)b、特殊情况：HCN～NaCN混合液呈碱性：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)3．溶液中的几个守恒关系（1）电荷守恒：即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零．（2）物料守恒(原子守恒)：即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变．（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)。
详解溶液中离子浓度大小的判断
CD
D.c(K+) = c(H2C2O4)+ c(HC2O4-) + c(C2O42-)
多元弱酸酸式酸根旳水解与电离旳区别：
⑴ NaHCO3 ① HCO3– + H2O ② HCO3– + H2O
H2CO3 + OH – CO32– + H3O +
> 程度：① 水解 ② 电离 ∴溶液呈碱 性
⑵ NaHSO3 ① HSO3– + H2O ② HSO3– + H2O
AD
(3)强碱弱酸旳酸式盐溶液—既电离又水解
【例3】草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在
0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确旳是
A.c(K+) +c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-)
B.c(HC2O4-) + c(C2O42-) =0.1mol/L C.c(C2O42-) ＞c(H2C2O4)
0.1 mol·L-1旳Na2CO3溶液中
电荷守恒： c(Na+ ) +c(H+ )= c(HCO3— ) +2 c(CO32— )+ c(OH— )
物料守恒： c(H2CO3 )+ c(HCO3— )+c(CO32— )=0.5 c(Na+ ) =0.1 mol·L—
1
质子守恒：
c(OH— )= c(H+ )+ c(HCO3— ) +2 c( H2CO3)
【现学现用】
写出CH3COONa 、Na2S、 NaHCO3溶液中旳电荷守恒式。
CH3COONa溶液中： n (Na+)+n (H+)= n (CH3COO－) + n (OH－) C (Na+)+c (H+)= c (CH3COO－) + c (OH－)
高中化学溶液中离子浓度大小比较
高中化学溶液中离子浓度大小比较高中化学中，溶液中离子浓度的大小比较是一个非常重要的概念。
它涉及到离子的相对数量以及它们在溶液中的相互作用。
在这篇文章中，我将从浅入深地探讨离子浓度的大小比较，并与其他相关概念进行对比，以帮助你更好地理解这一概念。
一、离子浓度的基本概念在化学中，溶液是由溶剂中溶解了溶质的混合物。
溶质可以是离子、分子或其他物质。
当溶质是离子时，我们就需要考虑离子在溶液中的浓度。
离子浓度是指单位体积（通常是克/升或摩尔/升）的溶液中离子的数量。
二、离子浓度的如何比较离子浓度的大小可以通过多种方式进行比较。
下面是几种常见的比较方法：1. 摩尔浓度（mol/L）: 摩尔浓度是指溶液中的溶质的摩尔数与溶液体积之比。
当两个溶液中的离子数量相等，但其中一个溶液的体积更小，那么它的摩尔浓度将更高。
2. 百分比浓度: 百分比浓度是指溶液中溶质的质量与溶液总质量之比。
如果两个溶液中的离子数量相等，但其中一个溶液总质量更小，那么它的百分比浓度将更高。
3. 反应速率: 离子浓度的大小也可以通过观察反应速率来比较。
一般来说，当离子浓度较高时，反应速率也较快。
这是因为较高的离子浓度增加了反应发生的机会，使得反应更容易发生。
4. 晶体析出: 当两个溶液的离子浓度不同，并且其中一个溶液的离子浓度较高时，溶液中的离子会相互结合形成晶体，并从溶液中析出。
溶液中的离子浓度越高，晶体析出的可能性就越大。
以上是一些常见的比较方法，可以帮助我们确定溶液中离子浓度的大小关系。
然而，在实际情况中，离子浓度的大小还受到其他因素的影响，例如溶液的温度、压力、pH值和溶质的溶解度等。
三、与其他相关概念的比较离子浓度的大小比较还可以与其他相关概念进行对比，以更好地理解。
1. 溶剂浓度: 溶剂浓度是指溶液中溶剂的浓度。
与离子浓度相比，溶剂浓度的测量方法更加简单，因为只需要考虑溶剂的质量或体积。
2. 分子浓度: 分子浓度是指溶液中分子的浓度。
溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较
1.多元弱酸强碱盐：Na2A（以Na2CO3为例） 1）三大守恒：
电荷守恒： C(Na+) +C(H+) = C(OH-) +2C(CO32-) +C(HCO3-)
物料守恒：C（Na+)=
2
C
(
C
O
2 3
-
)
+2C(HCO3-)
+2C(H2CO3)
质子守恒：C(OH-) =C(H+) +C(HCO3-) +2C(H2CO3)
质
子
守
恒
：
C
(O
H
-)
+
C
(
C
O
23
)
=
C(H+)
+C(H2CO3)
2）溶液中离子浓度由大到小为：（判断根据电离与水解相对大小来判断
溶液酸碱性）
已知H2CO3 K1=4.30 * 10-7 K2=5.61 * 10-11 C(Na+)>C(HCO3-)>(OH-)>C(CO32-) >C(H+)
3.一元弱酸HA与其强碱盐NaA 1:1 1）三大守恒： 电荷守恒： C(Na+) +C(H+) = C(OH-)+c(A-) 物料守恒： 2C(Na+) =c(A-) +C(HA) 质子守恒：
（判断根据电离与水解相对大小来判断溶液酸碱性） 2）若混合溶液为酸性，溶液中离子浓度由大到小为：
C(Na+)>c(A-)>C(H+)> C(OH-) 3 ) 若混合溶液为酸性，比较HA与A-浓度：
溶液中离子浓度大小比较总结归类超全
.电离平衡理论和水解平衡理论一、1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH·HO溶液中微粒浓度大小关系。
23【分析】由于在NH·HO溶液中存在下列电离平衡：NH·HO2233+-，HO+OHNH24+-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH·HHO+OH)＞23-++)。
c(H c()＞NH)c(OH＞4⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如HS溶液中微粒浓度大小关系。
2-+-HS+HS溶液中存在下列平衡：HSHS，【分析】由于H22+2-OS+HH，2+-+)＞＞c(H，所以溶液中微粒浓度关系为：c(HHS+OH)2--)。
OHHS )＞c(c(2.水解理论：+-)。
HCONa )＞c(⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO溶液中有：c(33+的（或因此水解生成的弱电解质及产生H微量的（双水解除外），⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是+-（或碱性溶)水解后的酸性溶液中OH c(H）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以-SO溶液中微粒浓度关系。
；例如（NH）液中的c(OH)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度4422-+ +SO，【分析】因溶液中存在下列关系：（NH）SO=2NH42444+- +2H 2HO2OH，2+-)，而水电)=c(OHNH·HO，由于水电离产生的c(H 2 23水水-+-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关OHHONH，另一部分结合产生NH离产生的一部分OH·与243+2-+-)。
OHO)＞c(H c()＞c(NH·H系为：c(NH)＞c(SO＞)2344+-)c(OHc(H，水解呈碱性的溶液中)＞⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中-+)；)＞c(Hc(OH⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
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溶液中离子浓度大小比较总结归类(超全)一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于在NH 3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。
⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于H 2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。
2.水解理论：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。
【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-，2H 2O2OH-+2H+，2NH3·H2O，由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。
⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
例如Na2CO3溶液中微粒浓度关系。
【分析】因碳酸钠溶液水解平衡为：CO 32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。
二、电荷守恒和物料守恒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：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)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n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)【注意】书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
3．导出式——质子守恒：如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
此关系式也可以按下列方法进行分析，由于指定溶液中氢原子的物质的量为定值，所以无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。
可以用图示分析如下：，由得失氢离子守恒可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
又如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。
【规律总结】1、必须有正确的思路：2、掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒3、分清他们的主要地位和次要地位【常见题型】一、溶质单一型关注三个守恒1.弱酸溶液：【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系错误的是（）A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)]D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L分析：由于H 2S溶液中存在下列平衡：H2S H++HS-，HS-H++S2-，H2O H++OH-，根据电荷守恒得c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)，由物料守恒得c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L，所以关系式错误的是A项。
（注意：解答这类题目主要抓住弱酸的电离平衡。
）2.弱碱溶液：【例2】室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是（）A. c(OH-)＞c(H+)B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)分析：由于氨水溶液中存在一水合氨的电离平衡和水的电离平衡，所以所得溶液呈碱性，根据电荷守恒和物料守恒知BD正确，而一水合氨的电离是微量的，所以C项错误，即答案为C项。
3.强酸弱碱盐溶液：【例3】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（）A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)分析：由于氯化铵溶液中存在下列电离过程：NH 4Cl=NH4++Cl-，H2O H++OH-和水解过程：NH 4++H2O H++NH3·H2O，由于铵离子水解被消耗，所以c(Cl-)＞c(NH4+)，又因水解后溶液显酸性，所以c(H+)＞c(OH-)，且水解是微量的，所以上述关系式正确的是A项。
（注意：解答这类题目时主要抓住弱碱阳离子的水解，且水解是微量的，水解后溶液呈酸性。
）4.强碱弱酸盐溶液：【例4】在Na2S溶液中下列关系不正确的是A．c(Na+) =2c(HS－) +2c(S2－) +c(H2S)B．c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H2S)解析：电荷守恒：c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)；物料守恒：c(Na+) =2c(HS－) +2c(S2－) +2c(H2S)；质子守恒：c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+2c(H2S)，选A D5.强碱弱酸的酸式盐溶液：【例5】（2004年江苏卷）草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是（CD）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-) B．c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/LC．c(C2O42-)＞c(H2C2O4) D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)[解析]因为草酸氢钾呈酸性，所以HC2O4-电离程度大于水解程度，故c(C2O42-)＞c(H2C2O4)。
又依据物料平衡，所以D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)正确，又根据电荷守恒，c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+2c(C2O42-)，所以。
综合上述，C、D正确。
练习：1、(2001年全国春招题)在0.1mol·L-1 Na2CO3溶液中，下列关系正确的是( c )。
A．c(Na+)＝2c(CO32- B．c(OH-)＝2c(H+)C．c(HCO3-)＞c(H2CO3) D．c(Na+)＜c(CO32-)＋c(HCO3-)2、在0.1mol/L的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是（CD ）A.c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(Na+)=c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)C.c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)D.c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)3、（2006江苏）1、下列叙述正确的是（BC ）A．0.1mol·L－1氨水中，c(OH-)=c(NH4+)B．10 mL 0.02mol·L－1HCl溶液与10 mL 0.02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12C．在0.1mol·L－1CH3COONa溶液中，c(OH-)=c(CH3COOH)＋c(H+)D．0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)二、两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较关注混合后溶液的酸碱性：混合后溶液的酸碱性取决于溶质的电离和水解的情况，一般判断原则是：若溶液中有酸或碱存在，要考虑酸和碱的电离，即溶液相应地显酸性或碱性；若溶液中的溶质仅为盐，则考虑盐水解情况；对于特殊情景要按所给的知识情景进行判断。
1、两种物质混合不反应：【例】：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )A.C(H+)＞C(OH-)B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/LC.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L［点拨］ CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的电离和CH3COONa的水解因素同时存在。
已知C(CH3COO-)＞C(Na+)，根据电荷守恒C(CH3COO-)＋C(OH-)＝C(Na+)＋C(H+)，可得出C(OH-)＜C(H+)。
说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离，即CH3COOH的电离趋势大于CH3COO-的水解趋势。
根据物料守恒，可推出（B）是正确的。
2、两种物质恰好完全反应【例】(2003年上海高考题)在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。