离子浓度大小的比较方法
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。
离子浓度大小比较
[Na+] = [HCO3–] + [CO32-] + [H2CO3]
（3）质子(H+)守恒:在盐溶液中水电离产生的 H+与OH-浓度相等 如:NH4Cl溶液中 [H+]=[OH–]+[NH3· 2O] H
如:CH3COONa溶液中
[H+]+[CH3COOH]=[OH–]
【练习4】写出Na2S 溶液中的质子守恒
（2）物料守恒:是指某一元素的原始量等于 该元素在溶液中各种存在形式的量的总和。 如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中 [CO32–] + [ HCO3–] + [ H2CO3 ] = a mol / L [Na+] = 2 ( [CO32–] + [HCO3–] + [H2CO3] ) 【练习2】写出Na2S 溶液中的物料守恒 [Na+] = 2 ( [S2–] + [HS–] + [H2S] ) 【练习3】 写出NaHCO3溶液中的物料守恒
（考点） 三、水溶液中离子浓度的大小比较： 1.电离理论：
① 弱电解质电离是微弱的 如:NH3· 2O溶液中 H
[NH3· 2O]＞[OH–]＞[NH4+]＞[H+] H
② 多元弱酸电离是分步，主要决定于第一步
如：H2S溶液中
[H2S]＞[H+]＞[HS–]＞[S2–]＞[OH–]
对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生离子 的浓度远远小于弱电解质分子的浓度。
2.水解理论：
① 弱离子由于水解而损耗，且水解是微弱的 如：NH4Cl 溶液中
[Cl–]>[NH4+]>[H+]>[OH–]
离子浓度大小比较
粒子浓度大小比较离子浓度大小比较一般分为以下两种情况：1．不等式关系2.等式关系物料平衡是元素守恒：要明晰溶质进入溶液后各离子的去向。
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。
⒈含特定元素的微粒(离子或分子)守恒例如：在0.2mol/L的Na2CO3溶液中，根据C元素形成微粒总量守恒有：c(CO32-) + c(HCO3-)+ c(H2CO3) = 0.2mol/L。
⒉不同元素间形成的特定微粒比守恒例如：在Na2CO3 溶液中，根据Na与C形成微粒的关系有：c(Na+) = 2[c(CO32- ) + c(HCO3- ) + c(H2CO3 )]分析：上述Na2CO3 溶液中，C原子守恒，n(Na) : n(C)恒为2：13.混合溶液中弱电解质及其对应离子总量守恒例如：相同浓度的HAc溶液与NaAc溶液等体积混合后，混合溶液中有：2c(Na+ )=c(Ac-)+c(HAc)分析：上述混合溶液中，虽存在Ac-的水解和HAc的电离，但也仅是Ac-和HAc两种微粒间的转化，其总量不变。
质子守恒规律：水电离的特征是c(H)=c(OH-)，只不过有些会水解的盐会导致氢离子、氢氧根可能会有不同的去向，我们需要把它们的去向全部找出来。
例如：NaHCO3溶液，初始H+ 来源于HCO3- 和H2O的电离，c初(H+) = c(CO32- ) + c(OH- );伴随着的水解的发生，一部分H+转化到H2CO3中，因此，c初(H+) = c现(H+) + c(H2CO3 )，从而得出，溶液中离子浓度的关系如下：c(CO32- ) + c(OH- ) = c(H+) +c(H2CO3 )对同一溶液来说：质子守恒=电荷守恒-物料平衡快速书写质子守恒的方法第一步：确定溶液的酸碱性，溶液显酸性，把氢离子浓度写在左边，反之则把氢氧根离子浓度写在左边。
第二步：根据溶液能电离出的离子和溶液中存在的离子，来补全等式右边。
单一溶液中离子浓度大小的比较
微课：高中化学
单一盐溶液中比较离子浓度大小的步骤方法
学习目标：
1. 掌握比较溶液中离子浓度大小的步骤方法
2. 培养分析、归纳、思维能力
一、单一盐溶液中比较离子浓度大小的步骤方法
(1) 碳酸钠溶液
电离：
水解：
判断溶液中存在的离子有：
再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定碳酸钠溶液中离子浓度由大到小的顺序是：
(2) 碳酸氢钠溶液
电离：
水解：
判断溶液中存在的离子有：
再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定碳酸氢钠溶液中离子浓度由大到小的顺序是：
[归纳总结]
1．溶液中离子浓度大小比较的方法思路
(1) 先确定溶液中的溶质成分及各自物质的量浓度大小。
(2) 写出电离方程式、水解方程式，找出溶液中存在的离子。
(3) 依据电离和水解程度的相对大小，比较离子浓度大小顺序。
2．特别注意的问题：
(1) 多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次关系。
即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步水解大于水的电离。
离子浓度越来越小。
(2) 多元弱酸的酸式盐溶液，要注意考虑酸式根水解程度和电离程度的相对大小。
若酸式根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，氢离子浓度高于氢氧根浓度；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。
氢氧根浓度高于氢离子浓度。
(3) 当两种溶液混合或两种物质发生反应时，要根据反应原理准确地判断溶质的成分，然后判断离子种类，再根据规律比较其大小。
溶液中离子浓度大小的比较
HA-+H2O
H2A+OH-
H2O
H++OH-
若NaHA溶液显碱性，该溶液中粒子浓度大小顺 序为：
作 业：写出CH3COONa、NH4Cl、
NaHCO3 、Na2CO3四种溶液中离子浓度大 小的比较，以及三种守恒关系。
四.不同溶液中同一粒子浓度比较
1.先分类：将不同物质按所比较的粒子的个数进行
分类。
2.后分析：分析各类物质在水溶液中其它粒子对所
比较粒子水解平衡的影响。一般相互促进水解的 盐﹤单独水解的盐﹤水解相互抑制的盐
3.再排序：
例:等物质的量浓度的下列溶液中NH4+由大 到小的是： ① NH4Cl ② (NH4) 2SO4 ③NH4HCO3 ④ NH4HSO4 ⑤ (NH4) 2CO3
五.弱酸酸式盐溶液中离子浓度大小的比较
1.先分析清酸式酸根水解程度和电离程度相对 大小。
2.再按程度大小写出电离及水解方程式。
3.后分析排列。
例:已知H2A为弱酸 若NaHA溶液显酸性，该溶液中粒子浓度大小
顺序为：
溶液中存在的水解及电离方程为;
NaHA == Na+ + HA-
HA-
H++A2-
练习:1.将等体积、等浓度的NaOH和CH3COOH
混合，混合后，按要求回答下列问题：
①溶液中粒子浓度大小关系
。
②电荷守恒
。
③物料守恒
。
④质子守恒
。
2.将10mL0. 1mol/L的醋酸钠溶液和10mL 0.1mol/L盐酸混合后，有关粒子浓度关系正确
的是（ BDE）
A. c(Cl-) > c(CH3COO-) >c(H+) >c(CH3COOH) B. c(Cl-) >c(CH3COOH) >c(H+) >c(CH3COO-) C.c(CH3COO-) = c(Cl-) >c(H+) >c(CH3COOH) D.c(Na+) +c(H+) =c(CH3COO-) +c(Cl-) +c(OH-) E. c(Na+)= c(Cl-)= c(CH3COO-) +c(CH3COOH)
离子浓度大小比较的方法和规律
离子浓度大小比较的方法和规律“同学们，今天咱们来好好讲讲离子浓度大小比较的方法和规律啊。
”离子浓度大小比较可是高中化学里的一个重要知识点呢。
首先呢，要搞清楚溶液中存在哪些离子。
就拿碳酸钠溶液来说吧，它在水中会电离出钠离子和碳酸根离子，而碳酸根离子又会水解产生碳酸氢根离子和氢氧根离子。
所以在碳酸钠溶液中，就有钠离子、碳酸根离子、碳酸氢根离子和氢氧根离子。
那怎么比较它们的浓度大小呢？这就需要一些方法啦。
比如说，要考虑电解质的电离程度和水解程度。
像强酸强碱盐，它在水中完全电离，离子浓度就比较简单。
但对于弱酸强碱盐或者强酸弱碱盐，就要考虑水解的影响了。
举个例子，氯化铵溶液，氯化铵会电离出铵根离子和氯离子，铵根离子会水解产生氢离子和一水合氨。
因为氯化铵的水解程度不是很大，所以氯离子的浓度是大于铵根离子的，而氢离子的浓度相对就比较小。
再来说说多元弱酸的盐溶液，比如碳酸氢钠溶液。
碳酸氢钠电离出钠离子和碳酸氢根离子，碳酸氢根离子既能电离又能水解。
它的电离会产生氢离子和碳酸根离子，水解会产生氢氧根离子和碳酸。
在这种情况下，就需要综合考虑电离和水解的程度来比较离子浓度大小了。
还有啊，有时候我们还得考虑溶液中的电荷守恒和物料守恒。
电荷守恒就是溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
物料守恒呢，就是根据元素原子的守恒来确定一些离子之间的关系。
比如说在碳酸钠溶液中，电荷守恒就是钠离子的浓度加上氢离子的浓度等于两倍碳酸根离子的浓度加上碳酸氢根离子的浓度加上氢氧根离子的浓度。
物料守恒就是钠离子的浓度等于两倍碳酸根离子的浓度加上两倍碳酸氢根离子的浓度加上两倍碳酸的浓度。
同学们，这些方法和规律一定要好好掌握啊，多做些题目来巩固巩固。
以后遇到离子浓度大小比较的问题就不会头疼啦。
大家都听懂了吧？要是有不明白的地方随时问我哦。
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(4)最困难考点系列考点8 离子浓度的大小比较 含解析
【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:1．多元弱酸溶液,根据多步电离分析，如0.1mol/L的H3PO4的溶液中:c（H+)＞c（H2PO4—）＞c（HPO42—)＞c（PO43-)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)2．一元弱酸的正盐溶液,如0。
1mol/L的CH3COONa溶液中：c（Na+)＞c(CH3COO—)＞c(OH-)＞c(H+)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)3．多元弱酸正盐根据多元弱酸根的分步水解分析：如0。
1mol/L 的Na2CO3溶液中：c（Na+)＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c(HCO3—）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：c (Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH—）＞c(H+)＞c（CO32—）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。
专题：离子浓度的大小比较
二、离子浓度大小的比较
（二）、混合溶液
2、两种物质混合要反应： （1）、两种物质恰好完全反应： 例：100 mL 0.1 mol· L-1 醋酸与50 mL 0.2 mol· L-1 NaOH溶 液混合，在所得溶液中( A ) A、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+) B、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-) C、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＝c(OH-) D、c(Na+)＝c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
• B．c( NH4+ ) ＞ c(Cl- ) ＞c( H+ ) ＞c( OH- ) • C. c(Cl- ) ＝c( NH4+ ) ＞c(H+ ) ＝c( OH- ) • D．c( NH4+ ) ＝c(Cl- ) ＞c( H+ ) ＞c( OH- )
变式：写出(NH4)2SO4中离子浓度的大小。
（2004年江苏卷）4、草酸是二元弱酸，草酸氧钾
B.
c(NH4+)＞ c(NH3· H2O) ＞ c(OH-) ＞ c(H+)
C . c(NH3· H2O) ＞ c(NH4+) ＝ c(OH-) ＞ c(H+) D． c(NH3· H2O) ＞ c(NH4+) ＞ c(H+) ＞ c(OH-)
2、在0.1mol/LH2S溶液中，下列关系正确的是（
c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)> c(H+)>c(CO32-) 将NaHSO3溶液中各离子浓度由大到小排列
c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)
溶液中离子浓度的比较
• 等体积等浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸 溶液混和后，混和液中有关离子的浓 度应满足的关系是 A.[M+]>[OH-]>[A-]>[H+] B.[M+]>[A-]>[H+]>[OH-] C.[M+]>[A-]>[OH-]>[H+] D.[M+]>[H+] =[OH-]+[A-]
（2）若两种物质混合后能发生反应，则应考虑反应后的 生成物和剩余物的电离． 若溶液中含有等物质的量浓度的 CH3COO-和CH3COOH， NH4+和NH3.H2O等两种或两种以上溶质时，一般来讲可以 只考虑弱电解质的电离，而忽略“弱离子”的水解，特 殊情况则应根据题目条件推导．
• CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液，PH 值为4.7，下列说法错误的是 ( ) A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用 B、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 C、CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离 如： CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液：
溶液中离子浓度大小的比较
判断溶液中离子浓度大小的一般思路
（1）若溶液中只含有一种溶质，首先考虑电解质的电 离——将其电离成离子，然后考虑“弱离子”的水解， 综合分析得出： c（不水解离子）> c（水解离子）> c（显性离子）> c （隐性离子） 注：所谓“显性离子”是指使溶液表现酸碱性的离子； “隐性离子”则与之相反，如酸性溶液中的显性离子为 H+，隐性离子为OH-如： NH4Cl溶液中 CCl- > CNH4+ > CH+ > COH-
离子浓度大小的比较方法及规律
离子浓度大小的比较方法及规律-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1离子浓度大小比较的方法和规律一、离子浓度大小比较的方法和规律1、紧抓住两个“微弱”：a弱电解质的电离是微弱的 b弱根离子的水解是微弱的。
2、酸式酸根离子既能电离又能水解，若电离能力大于水解能力则酸式盐溶液呈酸性，否则呈碱性。
常见呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-对应的可溶盐的溶液。
3、不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其它离子对其产生的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3H2O。
c（NH4+）由大到小的顺序为②＞①＞③＞④4、混合溶液中离子浓度大小的比较，首先要分析混合过程中是否发生化学反应，若发生反应，则要进行过量判断（注意混合后溶液体积的变化）；然后再结合电离、水解等因素进行分析。
5、对于等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的浓度关系题，要由混合后溶液的PH大小判断电离和水解的关系。
常见的CH3COOH与CH3COONa等体积、等物质的量浓度混合、NH3H2O 与NH4Cl等体积、等物质的量浓度的混合都是电离大于水解。
6、三个重要的守恒关系①电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。
如Na2CO3溶液： c（Na+）+ c（H+）=cC( HCO3-) +2c( CO32-)+c( OH-)②物料守恒如Na2CO3溶液，虽CO32-水解生成HCO3-，HCO3-进一步水解成H2CO3，但溶液中n（Na）: n（C）＝2:1 ，所以有如下关系：c（Na+）＝2｛c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3)｝③质子守恒即水电离出的OH-的量始终等于水电离出的H+的量。
如Na2CO3溶液，水电离出的H+一部分与CO32-结合成HCO3-，一部分与CO32-结合成H2CO3，一部分剩余在溶液中，根据c（H+）水＝c （OH-）水，有如下关系：c（OH-）＝c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+）二、技巧1、在解题过程中，若看到选项中有“=”，则要考虑3个守恒关系：2、若守恒关系中只有离子，则考虑电荷守恒关系，若守恒关系中同时出现分子和离子，则考虑物料守恒和质子守恒；3、若选项中离子浓度关系以“>”连接，则主要考虑弱电解质的电离、弱根离子的水解以及各离子之间的相互影响等。
4.2离子浓度大小的比较
CH3COOH
2.重要一元弱碱：NH3H2O 重要一元弱碱：
三、两种溶液混合后离子浓度的关系
1、两种物质混合不反应： 、两种物质混合不反应： 2、两种物质恰好完全反应： 、两种物质恰好完全反应： 3、两种物质反应，其中一种有剩余： 、两种物质反应，其中一种有剩余：
4、未指明酸碱的强弱： 、未指明酸碱的强弱：
1、两种物质混合不反应： 、两种物质混合不反应：
3. 0.1mol/LNa2CO3溶液中各粒子浓度之间的关系： 溶液中各粒子浓度之间的关系： 电荷守恒： 电荷守恒： c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) 物料守恒： 物料守恒： c (Na+) =2 [ c (H2CO3) + c (HCO3-) + c(CO32-) ] c (H2CO3) + c (HCO3-) + c(CO32-) =0.1mol/L 质子守恒： 质子守恒： c (OH-) = c (H+) + c(HCO3-) + 2 c (H2CO3)
1) NH3H2O是弱电解质，在溶液中存在电离平衡： 是弱电解质， 是弱电解质 在溶液中存在电离平衡： NH3H2O NH4+ + OH-
2) 在NH3H2O溶液中存在的主要微粒 溶液中存在的主要微粒 NH3H2O、NH4+、H2O、OH-、H+等 、 、 3)各微粒浓度间的关系：电荷守恒 各微粒浓度间的关系： 各微粒浓度间的关系 a、[NH4+] + [H+] = [OH-] 、
溶液中离子浓度大小的比较
(2)电荷守恒：是指溶液中所有阳离子所Байду номын сангаас
带的正电荷总数等于溶液中所有阴离子所 带的负电荷总数。整个溶液呈电中性。 c(Na+) +c(H+)=c(CH3COO - ) +c(OH-)
(3)水电离的H+ 与OH-守恒(质子守恒):
在纯水中c(H+)=c(OH-) CH3COONa溶液中 c(OH-) =c(H+) + c (CH3COOH)
小结：
电 解 质 溶 液
单 一 溶 液
酸或碱溶液——考虑电离
盐溶液——考虑水解
不反应——同时考虑电离和水解
混 合 溶 液 恰好 生成酸或碱——考虑电离 反应 生成盐——考虑水解 过量——根据过量程度考虑电离
反 应
或水解
练习：在0.1mol/L的H2S溶液中下列 关系式错误的是:( A) A.C(H+)=C(OH-)+C(S2-) +C(HS-) B.C(H+)=C(OH-)+2C(S2-) +C(HS-)
C.C(H+)>C(OH-)+C(S2-) +C(HS-)
D.C(H2S)+C(S2-) +C(HS-)= 0.1mol/L
例2:在NH4Cl溶液中，下列关系正确的是 （ A ） A.C(Cl-) > C(NH4+) > C(H+) > C(OH-)
B. C(NH4+) > C(Cl-) > C(H+) > C(OH-) C. C(Cl-) = C(NH4+) > C(H+) = C(OH-)
离子浓度大小比较用
离子浓度比较的意义
离子浓度比较方面具有重 要意义。
在实际应用中，离子浓度的大小还与 工业生产、环境保护、医疗保健等领 域密切相关，因此离子浓度大小比较 具有广泛的应用价值。
通过比较不同溶液中离子的浓度，可 以判断离子的溶解度、溶液的酸碱性、 化学反应的速率和平衡常数等。
05
结论
离子浓度比较的重要性和应用前景
离子浓度比较是化学和生物化学领域的重要研究内容，对于理解物质性质、反应机 制和生物过程具有重要意义。
在工业生产、环境保护、医疗诊断和生物技术等领域，离子浓度比较具有广泛的应 用前景，能够为相关领域提供重要的理论依据和实践指导。
随着科学技术的发展，离子浓度比较的应用前景将更加广阔，有望在更多领域发挥 重要作用。
02
离子浓度比较的方法
电导率法
总结词
电导率法是一种通过测量溶液的电导率来间接推断离子浓度 的技术。
详细描述
电导率法的基本原理是，离子的电导率与其浓度成正比。因 此，通过测量溶液的电导率，可以推算出离子的浓度。该方 法适用于大多数无机离子，尤其适用于同时含有阳离子和阴 离子的电解质溶液。
离子选择电极法
食品加工
在食品加工中，离子浓度的大小比较对于食品质量和安全具有重要意义。例如， 在食品腌制过程中，通过比较不同离子的浓度，可以控制腌制液的成分和浓度， 从而控制食品的口感和保存期限。
在食品加工过程中，离子浓度的大小还直接影响到食品的营养价值和人体健康。 例如，某些离子可能对食品中的营养成分产生影响，影响食品的营养价值。因此 ，在食品加工过程中需要对离子浓度进行比较，以确保食品质量和安全。
医学诊断
在医学诊断中，离子浓度的大小比较对于疾病的诊断和治 疗具有重要意义。例如，在血液检测中，通过比较不同离 子的浓度，可以判断患者是否存在电解质紊乱或某些疾病 的风险。
高中化学：离子浓度大小的比较
一、知识点1、电解质的电离强电解质如NaCl、HCl、NaOH等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部分发生电离的。
如25℃ 0.1mol·L-1 CH3COOH的溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的、和极少量的。
多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离：；。
2、水的电离水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成和，。
在25℃（常温）时，纯水中。
在一定温度下，与的乘积是一个常数：水的离子积，在25℃时，。
在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，水电离出的和均小于。
在纯水中加入强碱弱酸盐、强酸弱碱盐，促进了水的电离，使水的电离度变大，水电离出的和均大于。
3、盐类水解强酸弱碱盐如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性；强碱弱酸盐如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈碱性。
多元弱酸盐还要考虑分步水解，如、。
二、四种守恒以0.1mol·L-1 Na2CO3溶液为例，溶液中的大量离子：、，微量离子：、、，大量分子：，微量分子：H2CO3。
1、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷数与所有阴离子所带的负电荷数相等。
推出：。
2、物料守恒：考虑水解前后碳元素守恒，则：。
3、定组成守恒：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中，推出：。
4、质子守恒：由水电离出的，得质子守恒关系为：（也可通过电荷守恒与定组成守恒推导）。
三、解题思路1、正确的思路：2、三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。
灵活运用多种解题方法，如：淘汰法、定理问题定性比（先判断碱酸性）、整体思维法等。
溶液中离子浓度大小的比较方法与技巧
溶液中离子浓度大小的比较１．溶液中离子浓度大小比较的规律1多元弱酸溶液,根据多步电离分析;如H3PO4的溶液中,cH+>cH2PO4－>cHPO42－>cPO43－;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,cNa+>cCO32－>cOH－>cHCO3－;2不同溶液中同一离子浓度的比较,则要注意分析溶液中其他离子对其的影响;如在①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中,cNH4+浓度的大小为③>①>②;3如果题目中指明溶质只有一种物质该溶质经常是可水解的盐,要首先考虑原有阳离子和阴离子的个数,水解程度如何,水解后溶液显酸性还是显碱性;4如果题目中指明是两种物质,则要考虑两种物质能否发生化学反应,有无剩余,剩余物质是强电解质还是弱电解质；若恰好反应,则按照“溶质是一种物质”进行处理；若是混合溶液,应注意分析其电离、水解的相对强弱,进行综合分析;5若题中全部使用的是“＞”或“＜”,应主要考虑电解质的强弱、水解的难易、各粒子个数的原有情况和变化情况增多了还是减少了;6对于HA和NaA的混合溶液多元弱酸的酸式盐：NaHA,在比较盐或酸的水解、电离对溶液酸、碱性的影响时,由于溶液中的Na+保持不变,若水解大于电离,则有c HA>c Na+>c A－,显碱性；若电离大于水解,则有c A－>c Na+>c HA,显酸性;若电离、水解完全相同或不水解、不电离,则c HA=c Na+=c A－,但无论是水解部分还是电离部分,都只能占c HA或c A－的百分之几到百分之零点几,因此,由它们的酸或盐电离和水解所产生的cH+或cOH－都很小;例1把·L－1的偏铝酸钠溶液和·L－1的盐酸溶液等体积混合,混合溶液中离子浓度由大到小的顺序正确的是A．c Cl－>c Al3+>c Na+>c H+>c OH－B．c Cl－>c Al3+>c Na+>c OH－>c H+C．c Cl－>c Na+>c Al3+>c H+>c OH－D．c Na+>c Cl－>c Al3+>c OH－>c H+解析偏铝酸钠与盐酸混合后,发生反应：NaAlO2+HCl+H2O===NaCl+AlOH3,显然,盐酸过量,过量的盐酸与AlOH3进一步反应：AlOH3+3HCl===AlCl3+3H2O,故反应后,溶液为AlCl3与NaCl的混合溶液,Cl －浓度最大,反应前后不变,故仍然最大,有部分Al存在于没有溶解的AlOH3沉淀中,若Al全部进入溶液中与Na+浓度相同,故cNa+>cAl3+,由于AlCl3水解溶液呈酸性,故cH+>cOH－,故正确答案为C;答案C;例2某二元弱酸简写为H2A溶液,按下式发生一级和二级电离：H2A H++HA－HA－H++A2－已知相同浓度时的H2A的电离比HA－电离容易,设有下列四种溶液：A．·L－1的H2A溶液B．·L－1的NaHA溶液C．·L－1的HCl与·L－1NaHA溶液等体积混合液D．·L－1的NaOH与·L－1的NaHA溶液等体积混合液;据此,填写下列空白填代号：1c H+最大的是_______,最小的是______;2c H2A最大的是______,最小的是______;3c A2－最大的是_______,最小的是______;1A D 2A D 3D A例3把·L-1CH3COOH溶液和·L-1NaOH溶液以等体积混合,若cH+>cOH—,则混合液中粒子浓度关系正确的是A．c CH3COO-＞c Na+B．c CH3COOH＞c CH3COO－C．2c H+＝c CH3COO--c CH3COOHD．c CH3COOH+c CH3COO-＝·L-1解析AD2．离子浓度大小比较的守恒规律1电荷守恒：在任何溶液中,阴离子所带电荷总数总是等于阳离子所带电荷总数,即溶液呈电中性;如在Na2CO3、NaHCO3溶液中,均存在Na+、、H+、OH－、HCO3－、CO32－离子,它们的浓度不同,但都存在c Na++c H+=c OH－+c HCO3－+2c CO32－的关系;2物料守恒：又可称原子守恒,在电解质溶液中,尽管有些离子能发生水解,但这些离子或离子中所含的原子所含某些原子的总数是始终不变的,是符合原子守恒的;如在K2S溶液中,虽然S2－发生了水解,生成了HS－、H2S,但S原子总数不变,只是S2－以不同形式存在而已,与K+存在如下的守恒关系：c K+=2c S2－+2c HS－+2c H2S;3水的电离守恒质子守恒：根据水的电离：H2O H++OH－,由水电离出的c H+、c OH－始终是相等的,溶液中的H+、OH－离子虽被其他离子结合,以不同形式存在,但其总量仍是相等的;如在K2S溶液中,水电离出的OH－即存在如下关系：c OH－=c H++HS－+2c H2S;3．应用守恒规律的思维方法若粒子间用等号连接,应根据守恒原理,视不同情况,从以下几个方面思考：1若等号一端全部是阴离子或阳离子时,应首先考虑溶液中阴、阳离子的电荷守恒;2若等号一端各项中都含同种元素时,首先应考虑这种元素的原子守恒,即物料守恒;3若等号一端为c H+或c OH－时,应首先考虑是否符合水的电离守恒;4若等号两端既有分子又有离子,则考虑将电荷守恒与物料守恒相加或相减;或利用质子来源进行分析;例4将·L－1的醋酸钠溶液20ml与·L－1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．cCH3COO－>cCl－>cH+>cCH3COOH B．cCH3COO－>cCl－>cCH3COOH>cH+C．cCH3COO－＝cCl－>cH+>cCH3COOHD．cNa++CH+=cCH3COO－+cCl－+cOH－答案BD;例5·L－1的HCN溶液与·L－1NaCN溶液等体积混合,已知该混合溶液中c Na+>c CN－;用“>”、“<”或“=”符号填写下列空格：1液中c H+c OH－2c HCN c CN－3c HCN+c CN－·L－1;解析HCN在溶液中存在下列电离平衡：HCN H++CN－,NaCN完全电离产生的CN－存在水解平衡：CN－+H2O HCN+OH－,假设均不发生电离和水解,则应存在c Na+=c CN－=cHCN,混合后溶液中c Na+>c CN－,故说明其水解消耗的CN－大于电离产生的CN－,故有c OH－>c H+c HCN>c CN－,根据溶液中的“CN”原子守恒,可知混合后,两浓度之和应等于·L－1；答案1<2>3=例61取·L－1的HX溶液与·L－1NaOH溶液等体积混合,测得混合溶液中c Na+>c X－;①混合溶液中c HX c X－②混合溶液中c HX+c X－·L－1忽略体积变化；③混合溶液中由水电离出的c OH－·L－1HX溶液中由水电离出的c H+;2如果取·L－1HX溶液与·L－1NaOH溶液等体积混合,测得混合溶液中pH>7,则说明HX的电离程度______NaX的水解程度;答案1①<②=③>2。
离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较一、单一溶液1、弱酸溶液中离子浓度大小判断例1：在0.1mol/L的H2S溶液中存在以下二个电离平衡：H2S HS-+H+、HS-S2-+ H+，由于多元弱酸的电离以第一步为主，第二步比第一步弱的多，所以有：C H+>C HS->C HS- >C OH-弱酸、弱碱溶液中离子浓度大小的一般规律为：C（显性离子H+）> C（一级电离离子H+）> C（二级电离离子H+）> C（水电离出的另一离子OH-）2、能水解的盐溶液中离子浓度大小判断例2：在0.1mol/L的NH4Cl溶液中，有NH4Cl==NH4+ + Cl–-、NH4+ + H2O NH4+ +OH –而使NH4+浓度降低且溶液显酸性，则C Cl->C NH4+ 、C H+>C OH- 又因水解程度较小，故C NH4+ >C H+，有C Cl->C NH4+>C H+>C OH-。
再如：在0.1mol/L的CH3COONa溶液中，有C Na+>C CH3COO->C OH- >C H+所以在一元弱酸（碱）盐中，离子浓度大小的一般规律为：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OH-）例3：在Na2CO3溶液中, Na2CO3 ==2 Na+ + CO32- 、CO32- +H2O HCO3–+OH–、HCO3- +H2OH2CO3+OH–，CO32-水解使溶液呈现碱性，则C OH->C H+，由于CO32-少部分水解，则C CO32->C HCO3-，HCO3–又发生第二步水解，则C OH->C HCO3-，第二步水解较第一步弱得多，则C HCO3- 与C OH-相差不大，但C H+比C OH-小得多，因此C HCO3->C H+。
则有：C Na+> C CO32- >C OH->C HCO3->C H+ 所以二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C（不水解离子）> C（水解离子）> C（显性离子OH-）> C（二级水解离子）> C（水电离出的另一离子H+）。
不同类型离子浓度大小的比较
五、两种电解质溶液混合反应型
3、有一种物质剩余型——酸与碱混合
例12、将pH=3旳HCl与pH=11旳氨水等体积混 合后，在所得旳溶液中，下列关系式正确旳是
（D ）
A、c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+) B、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)= c(H+) C、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-) D、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)
四、溶质单一性
3、盐溶液—— 正盐溶液
例3（双选）、在CH3COONa溶液中，下列关
系式中不正确旳是（AB）
A.c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－) B.c(Na＋)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－) C.c(Na＋)=c(CH3COO－)+c(CH3COOH) D.c(OH－)=c(H＋)+c(CH3COOH)
物料守恒：
c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
推得质子守恒：
c ( OH– ) = c ( H+ ) + c ( HCO3– ) + 2c (H2CO3)
二、电解质溶液中旳守恒关系
措施二：图示法（只合用于单一溶质旳溶液，不合 用于混合溶液，提议同学们掌握措施一） 如：Na2CO3溶液中, 能够用图示分析如下： （结合旳H+ 旳量与失去旳H+旳量一定是相等旳）
二、电解质溶液中旳守恒关系
又如：Na2CO3 溶液
Na2CO3 = 2Na+ +CO32–
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离子浓度大小的比较方法
1．同浓度的不同溶液中，同一离子浓度大小的比较
首先，我们应明确强电解质的完全电离产生的离子的浓度比弱电解质的不完全电离产生的离子浓度要大；弱电解质的电离或离子的水解程度均很弱。
情况一：溶质只发生电离。
强电解质的离子的浓度（下角标大的＞下角标小的离子的浓度）＞弱电解质的＞有抑制作用的弱电解质的电离
情况二：电离后离子又发生水解。
（1）强电解质的离子的浓度（下角标大＞下角标小的离子的浓度）；
（2）有抑制作用的水解＞单一离子的水解＞有促进作用的水解（双水解）
情况三：对于离子既发生水解又发生电离时，应视电离和水解程度的相对大小而定。
例1：物质的量浓度相同的下列物质,在指定的离子浓度的比较中错误的是（）
A．c（PO43-）：Na3PO4 ＞Na2HPO4 ＞NaH2PO4 ＞H3PO4
B．c（CO32-）：（NH4）2CO3 ＞Na2CO3 ＞NaHCO3 ＞NH4HCO3
C．c（NH4+）：（NH4）2SO4 ＞（NH4）2CO3 ＞NH4HSO4 ＞NH4Cl D．c（S2-）：Na2S ＞H2S ＞NaHS＞（NH4）2S
分析：A：考虑电离后三者电离出的c（H+）逐渐增大，对产生PO43-的电离有抑制作用，故A正确；B：Na2CO3最大，其次是（NH4）2CO3，因为后者要发生水解，NaHCO3和NH4HCO3中由HCO3-电离产生，而NH4HCO3中HCO3-和NH4+相互促进水解，HCO3-浓度较小，NaHCO3 ＞NH4HCO3，故B 错误；C：四种盐均完全电离，（NH4）2SO4 和（NH4）2CO3较大，但后者的阴阳离子会发生相互促进的水解，应为（NH4）2SO4 ＞（NH4）2CO3，NH4HSO4 与NH4Cl，NH4HSO4 电离产生的H+对NH4+的水解有抑制作用，应为NH4HSO4 ＞NH4Cl，故C正确；D：Na2S和（NH4）2S较大，但后者发生双水解，应为Na2S＞（NH4）2S，H2S 要电离产生S2-，为H2S的二级电离，程度很小，应为H2S ＞NaHS，故D错误。
所以答案为：BD。
2．单一溶质的溶液中不同离子浓度大小的比较
首先，电解质完全电离时，微粒下角标大的，离子浓度较大；
其次，下角标相同时，电解质完全电离后，无变化的离子浓度较大，对于发生部分电离的离子浓度较小（或只发生水解的），其对应的生成物浓度更小；
再次，对于既电离又水解的离子，要视电离与水解的相对大小而定；
最后，如涉及到c（H+）或c（OH-）的大小比较时，有时还需考虑水的电离或电解质溶液中的电荷守恒。
例2：0.1moL/L的NaOH溶液0.2L，通入448mL（标准状况）H2S气体，所得溶液离子浓度大小关系正确的是（）
A．c（Na+）＞c（HS-）＞c（OH-）＞c（H2S）＞c（S2-）＞c（H+）B．c（Na+）+ c（H+）= c（HS-）+ c（OH-）+ c（S2-）
C．c（Na+）= c（H2S）+ c（HS-）+ c（S2-）+ c（OH-）
D．c（OH-）+ c（S2-）= c（H+）+ c（H2S）
分析：由计算得溶质为：NaHS，HS-的水解程度大于电离程度，NaHS在溶液中存在：
NaHS = Na+ + HS- ；HS- + H2O = OH- + H2S（程度较大）；
HS- S2- + H+（程度很小）；H2O OH- + H+。
对于离子浓度大小不难得出：c（Na+）＞c（HS-）＞c（OH-）＞c（H2S）＞c（H+）＞c（S2-），故A错；B项所列为电荷守恒，但c（S2-）应为2c（S2-），故B错；C为物料守恒，Na原子与S原子个数比为1︰1，应为c（Na+）= c（H2S）+ c（HS-）+ c（S2-），故C错；D为水的电离守恒，为c（OH-）= c（H+）+ c （H2S）- c（S2-），变形即得c（OH-）+ c（S2-）= c（H+）+ c（H2S），或由前两个守恒推得，故D正确。
3．两种溶质的溶液中离子浓度大小的比较
如果发生化学反应，先反应，后比较；具体比较大小还要取决于溶质物质的量的相对大小和题中的信息，下面就CH3COOH与NaOH的混合讨论如下：发生反应：CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O，
情况一：如果正好反应，所得为CH3COONa溶液，常温下，pH＞7，
c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）＞c（H+）；
情况二：如果NaOH有剩余，常温下，pH＞7，
NaOH过量较少时，为：c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）＞c（H+）NaOH过量较多时，为：c（Na+）＞c（OH-）＞c（CH3COO-）＞c（H+）；
情况三：如果CH3COOH有剩余，pH大小视具体情况而定，
（1）CH3COOH过量很少，使pH = 7时，c（Na+）= c（CH3COO-）＞c （OH-）= c（H+）
（2）CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，（或由题中信息得知）
pH ＜7，c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-）或
c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-）
（3）当CH3COOH过量极少CH3COONa很多时，也可能使溶液pH＞7，c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）＞c（H+）
离子水解被抑制的情况有下列几种：
1、同离子效应
即如果即如果加入水解产物中的离子或分子，对水解有抑制作用，离子的水解程度减小。
如：CO3^2-离子的水解
CO3^2-+H2O=(可逆)HCO3^- + OH-
加入NaOH或NaHCO3都会抑制上述水解，但是通入CO2（即加H2CO3）对上述水解是促进的，因为H2CO3会与OH-反应。
2、同向双水解相互抑制
即二种离子水解会生成相同离子时，相互抑制。
如(NH4)2Fe(SO4)2中的NH4+和Fe2+都会发生水解，由于它们水解都产生H+：
NH4+ + H2O=（可逆）NH3.H2O + H+
Fe2+ + 2H2O=（可逆）Fe(OH)2 + 2H+
所以它们的水解程度都比相同浓度的(NH4)2SO4、FeSO4中的NH4+、Fe2+水解程度要小。
相互抑制的一般就是上述二种了。
促进水解的也要注意。
1、加入能与水解产物发生反应的物质会促进水解。
如上述往碳酸钠溶液中通CO2是促进了碳酸根的水解。
2、双水解相互促进型
二种离子水解后的产物中有会相互发生反应的，则会促进它们的水解。
如醋酸铵溶液中：CH3COO- + H2O=（可逆）CH3COOH+OH-，NH4+ + H2O=（可逆）NH3.H2O+H+
由于不解产物H+和OH-会结合成H2O，故上述二水解被相互促进了，因此同浓度的CH3COONa、NH4Cl、CH3COONH4中前二者离子水解程度比后者对应离子水解程度略小。
好了，现在可以利用上述观点解释下列问题了：比较相同浓度的下列溶液中指定离子浓度大小关系。
（1）(NH4)2Fe(SO4)2、（2）(NH4)2SO4、（3）(NH4)2CO3中的NH4+。
答案是（1）>(2)>(3)物质量相同的溶液c(co3^2-)浓度
H2CO3＜NH4HCO3＜NaHCO3＜（NH4)2CO3＜Na2CO3
同浓度溶液中铵根浓度大小
（NH4)2SO4＞NH4HSO4＞NH4Cl＞CH3COONH4＞NH4HCO3
电离和水解在比较离子浓度时（尤其是混合溶液）怎么处理他们两个的关系
可以这么看 1.盐都是放入水中完全电离的物质无论是强酸弱
碱盐还是强碱弱酸盐比方说是碳酸氢铵放入水中电离出按根离子和碳酸氢根离子要注意的是碳酸和碳酸的酸式盐都是以水解为主但是硫酸和硫酸的酸式盐都是以电力为主因为它是强酸碳酸氢铵放入水中电离出按根离子和碳酸氢根离子后碳酸氢根离子会进行水解碳酸氢根离子水解生成碳酸但是水解程度小所以都以碳酸分子形式存在
2.你看看碳酸根离子水解生成什么碳酸氢根离子，然后碳酸氢根离子再水解生成碳酸水解都以第一步为主，所以第一步的水解程度远远大于第二步，所以碳酸氢根离子不如碳酸根离子的水解程度大。
还有呢，就是双水解，比方说碳酸氢铵，碳酸氢根离子水解，生成氢氧根离子，铵根离子也水解，生成氢离子，但是碳酸氢根离子是和水中的氢离子结合，铵根离子是和水中的氢氧根离子相结合，如果它们这么反应，促进水的电离，使水中氢氧根离子和氢离子的浓度增大，根据勒夏特列原理，碳酸氢根离子和铵根离子的水解程度都增大了还有呢。
要处理这类问题，你还要看溶液里面的弱电解质的物质的量的大小硫酸铵溶液里有2mol铵根离子，而氯化铵溶液里面有1moi铵根离子，它们的水解的离子浓度也就不同
加入水解产物中的离子或分子，对水解有抑制作用，离子的水解程度减小。