电解质溶液中离子浓度大小的判断
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+)
电解质溶液中离子浓度大小的比较1
电解质溶液中离子浓度大小的比较段红英（山东省曲阜市杏坛中学化学组 273100）dhy628@、dhy19770628@电离平衡是中学化学中一个重要的知识点，又是中学化学教学中的难点，同时也是历年高考中必考的热点。
现以2003、2004年高考中出现的题目详析如下：一、单一溶液中离子浓度的大小比较例1（2004-江苏卷）草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。
在O.1mol·L-1 KHC2O4液中，下列关系正确的是（）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4—)+c(OH—)+c(C2O42-)B．c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol·L-1C．c(C2O42—)>c(H2C2O4)D．c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42—)[解析]溶液中离子浓度的大小判断也就是选项中等式和不等式的正误判断。
就等式来说，溶液中可以列三种等式。
第一种：电荷守恒（阳离子所带的正电荷等于阴离子所带的负电荷），就本题而言应为：c(K+)+c(H+)=c(HC2O4—)+c(OH—)+2c(C2O42-) 故A错第二种：物料守恒：c(HC2O4-)+c(C2O42-)+c(H2C2O4)=0.1 mol·L-1 故B错，D对第三种：H2O电离出的c(H+)＝c(OH-)：比如在Na2CO3溶液中c(oH－)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)就不等式来说还是比较简单的，直接判断即可。
比如此题中，题干信息告诉我们KHC2O 4的电离程度大于其水解程度，故C对。
答案为CD[巩固练习]1：（2004-北京卷）已知0.1mol·L－1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，则下列说法中正确的是（）A．在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同B．在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等C．在NaHA溶液中一定有：[Na+]+[H+]=[HA-]+[OH－]+2[A2-]D．在Na2A溶液中一定有：[Na+]>[A2-]> [H+]>[OH－]二、两种溶液混合后离子浓度的大小比较例2、（2003-全国）将20ml0.4 mol·L－1的硝酸氨溶液与50ml0.1mol·L－1的氢氧化钡溶液混合，则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是（）A:c(NO3-)>c(OH-)>c(NH4+)>c(Ba2+) B:c(NO3-)>c(Ba2+)>c(OH-)>c(NH4+)C:c(Ba 2+)>c(NO3-)>c(OH-)>c(NH4+) D:c(NO3-)>c(Ba2+)>c(NH4+)>c(OH-)[解析]解决这类题的关键有三点。
电解质溶液中离子浓度大小比较及守恒关系
电解质溶液中离子浓度大小比较及守恒关系人教版选修四有关电解质溶液的知识内容是高中化学的重要基础理论之一，也是很多学生学习的难点.尤其是涉及离子浓度大小比较问题和守恒关系，学生的得分率普遍较低.通过多年的教学摸索，我觉得主要的原因是学生对弱电解质的电离、盐类的水解等相关知识理解不透彻，常常不能综合考虑问题.如何才能又快又好地解答这类题呢？除了掌握基础外，还需有科学的解题思路.下面将自己的解题思路写出来和大家共同探讨.一、离子浓度大小比较离子浓度大小的比较需要注意两点：（１）紧抓两个平衡：弱电解质的电离、盐类的水解.（２）做题时，先理清溶液的成分，是单一溶液还是混合溶液，后具体分析.1．单一溶液（１）多元弱酸溶液多元弱酸的电离是分步进行的，且上一步电离出的氢离子会抑制下一步的电离，所以电离程度一步比一步弱.一般规律是：（H+）﹥（一级电离离子）﹥（二级电离离子）﹥（三级电离离子）﹥（OH-）.例如，在H3PO4溶液中，c(H+)﹥c(H2PO-4)﹥c(HPO2-4)﹥c(PO3-4)﹥c(OH-).（２）一元弱酸强碱盐或一元强酸弱碱盐判断离子浓度大小要考虑弱酸根离子的水解，一般规律是：（不水解的离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）.例如，在醋酸钠溶液中，c(Na+)﹥c(CH3COO-)﹥c(OH-)﹥c(H+).（３）多元弱酸强碱盐多元弱酸根离子是分步水解，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）.例如，在Na2CO3溶液中，c（Na+）＞c(CO2-3)＞c(OH-)＞c(HCO-3)＞c(H+).（４）多元弱酸的酸式盐因弱酸的酸式酸根离子不仅电离，而且水解，所以须先弄清楚电离与水解的大小，后判断离子浓度的大小.常见的NaHCO 3 、NaHS、Na2HPO4溶液中酸式酸根离子的水解程度大于电离程度，溶液显碱性.例如，在NaHCO3溶液中，c（Na+）＞c(HCO-3)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO2-3).而在NaHSO3、NaH2PO4溶液中酸式酸根离子的电离程度大于水解程度，溶液显酸性.例如，在NaHSO3溶液中，c（Na+）＞c(HSO-3)＞c(H+)＞c(SO2-3)＞c(OH-).一般地，在做不同溶液中同种离子浓度的比较这类题时既要考虑离子在溶液中的水解情况，又要考虑电离情况以及其他离子对该离子的影响.例如，现有常温下浓度相等的四种溶液：a．NH4HCO 3 、b．NH4HSO 4 、c．NH4Cl 、d ．氨水．请判断四种溶液中c(NH+4)的大小.三种盐完全电离，NH+4水解显酸性，HCO3-水解显碱性，它们的水解相互促进，b完全电离溶液显强酸性，抑制了NH+4的水解，d部分电离出NH+4，所以c(NH+4)：b﹥c﹥a﹥d.2.混合溶液先要看混合时是否发生反应，若有反应，则要判断是否过量（注意溶液体积变化）；然后结合电离、水解等因素得出溶液成分和各成分量的大小，找到离子浓度的大小.例如，0.2mol/L NH4Cl溶液和0.1mol/L NaOH溶液等体积混合，溶液中存在的离子的浓度由大到小的排列顺序是.分析：由NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3·H2O可知NH4Cl过量，此时得到NaCl 、NH3·H2O、NH4Cl 等量混合溶液，NH3·H2O的电离程度大于NH+4的水解程度，溶液显碱性，同时c( Cl-)＞c(NH+4).电离、水解等都是影响离子浓度大小的要素.答案：c( Cl-)＞c(NH+4)＞c(OH-)＞c(H+)二、守恒关系1．电荷守恒电解质溶液呈电中性，即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.解题思路：先把涉及的电离方程式、水解方程式全部写出，后找出所有的阴、阳离子再写出等式.注意：离子浓度前的系数.2．物料守恒电解质溶液中因溶质的电离或水解，溶质电离出的离子会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.例如，0.1mol/L Na2CO3溶液，n(Na+)∶n(CO2-3)＝2∶1，推出：c (Na+) ＝2［c(HCO-3)+c(CO2-3)+c(H2CO3)］.也可根据C守恒推出：c(HCO-3)+c(CO2-3) + c(H2CO3) = 0.1.3．质子守恒电解质溶液中的粒子电离出的H+的总数等于粒子得到的H+的总数再加上游离的H+的总数.例如，Na2CO3溶液：c (H＋)+c(HCO-3)+2c(H2CO3)＝c(OH-) .实际上，质子守恒也可根据电荷守恒和物料守恒联力求解.。
电解质溶液中离子浓度大小比较的方法
ＡｃＮ ２＞ （１，ｃ Ｈｆ ｃＨ ） ． Ｈ ）ｃ － （ ） （ ＋ （ Ｃ） ０ ＞ Ｂｃ Ｈ ｃＣ＿ ｃＯ － ｃ （ ￣ ．Ｎ ： ｆｌ； （Ｈ） ＣＨ） （ ） ＝ ＣｃＣ－ ｃＮ ：， （ Ｈ ）ｃ ＋ ． １＞ （ Ｈ ） ｃ０ ＿ （ ） （ ） ＞ Ｈ Ｄｃ １＞ （Ｈ ） （ ｃ０ ＿ ．Ｃ－ ｃ ：，ｃ （ ） Ｎ Ｈ （ Ｈ） 解 析 ： 水 和 盐 酸 混 合 后 ， 液 中 仅 有 四 种 离 子 ，（１ 、 氨 溶 ｃＣ一 ｃ ）
１ 单一 溶 质 的 溶 液 中离 子 浓 度 比 较 （） １多元 弱 酸溶 液 中 ， 于多 元 弱 酸 是 分步 电离 的 ， 一 步 的 由 第
ｄ 碱 大 量 过 量 ： 液 为 大量 弱 碱 和 强 酸 弱碱 盐 的 混 合 溶 液 ， 、 溶 溶 液 中 ｃ０ ＿ ｃＨ ） 碱 性 。 （ Ｈ） （＋ ＞ 呈
溶 液 为 Ｎ ４ １ 液 ． Ｈ 水 解 使 溶 液 呈 酸 性 ． 溶 液 中 ｃＣ－ ｃ ＨＣ 溶 Ｎ ： 在 （１＞ ）
（ Ｈ＋ ｃＨ ）ｃ Ｈ＿ 若 盐 酸 过 量 时 溶 液 为 盐 酸 和 氯 化 铵 的混 合 Ｎ ４＞ （ ＋ （ ） ） ＞０ ，
溶 液溶 液也 呈 酸性 ， 都 成 立 ； Ｄ Ｃ中 阴 离 子 浓度 均大 于 阳离 子 浓
１外 界 条件 对 电离 平衡 的影 响 、 、 强弱 电解 质 的 比较 ； 、 ２ 酸碱 混合
后 溶 液 酸 碱 性 的判 断 及 Ｐ 值 的 计算 ， 混 合后 溶 液 中 离子 浓度 Ｈ
的 大小 比较 ； 、 对 水 的 电离 平 衡 的 影 响 、 溶 液 中离 子 浓 度 的 ３盐 盐
解 ，（ ＋ ｃ Ｈ ， 液呈 酸 性 。 ｃＨ） （ ３ 溶 ＞Ｏ
【知识解析】溶液中粒子浓度大小的比较
溶液中粒子浓度大小的比较解答电解质溶液中粒子浓度大小关系问题的思路主要是明确电离和水解两大理论，构建思维模型，依据“三大守恒”关系来解答。
方法技巧主要是：判断等式关系一般考虑守恒原理，即电荷守恒、物料守恒、质子守恒，如果给定的等式不是上述三个守恒式，可以把三个守恒式变换形式后加以推导；如果给定的式子是不等式，要先考虑等式，对等式的一边加上或减去某离子，即可变成不等式，此外需联系电离平衡、水解平衡理论来分析。
1 单一溶液中粒子浓度的比较（1）多元弱酸溶液根据多步电离分析。
例如：在H 3PO 4溶液中，c （H ＋）＞c （H 2PO - 4）＞c （HPO 2- 4）＞c （PO 3- 4）＞c （OH －）。
（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。
例如：在Na 2CO 3溶液中，c （Na ＋）＞c （CO 2-3）＞c （OH －）＞c （HCO - 3）＞c （H ＋）。
（3）多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如HCO -3以水解为主，NaHCO 3溶液中c （Na ＋）＞c （HCO - 3）＞c （OH －）＞c （H ＋）；而HSO -3以电离为主，NaHSO 3溶液中c（Na ＋）＞c （HSO - 3）＞c （H ＋）＞c （OH －）。
2 不同溶液中同一粒子浓度大小的比较要分析溶液中其他离子的影响。
如相同物质的量浓度的下列溶液中：a ．NH 4Cl b ．CH 3COONH 4 c ．NH 4HSO 4，由于CH 3COO －的水解会促进NH +4的水解，H ＋会抑制NH +4的水解，故c （NH + 4）由大到小的顺序是c ＞a ＞b 。
3 混合溶液中各粒子浓度的大小比较根据电离程度、水解程度的相对大小分析。
（1）分子的电离程度大于相应离子的水解程度。
例如：等物质的量浓度的NH 4Cl 与NH 3·H 2O 的混合溶液中，c （NH 4＋）＞c （Cl －）＞c （OH －）＞c （H ＋）；等物质的量浓度的CH 3COOH 与CH 3COONa 的混合溶液中，c （CH 3COO －）＞c （Na ＋）＞c （H ＋）＞c （OH －）。
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
离子浓度是指解离出来的离子在溶液中的浓度，反映了溶液中离子的
数量。
在化学研究和实验中，比较离子浓度的方法及规律可以通过以下几
个方面来进行分析：
1.离子电荷数：离子的电荷数越多，其浓度越低。
因为在相同体积溶
液中，离子电荷越多，相互之间的排斥力越大，导致离子间的互相靠近程
度受到限制，浓度相应降低。
2.溶解度：不同离子化合物的溶解度不同，溶解度高的离子化合物会
使溶液中的离子浓度较高。
一般情况下，溶解度较高的化合物能够解离更
多的离子，在溶液中浓度较高；而溶解度较低的化合物解离的离子数量较少，浓度较低。
3.化学反应：一些化学反应会影响离子浓度，例如溶液中的酸碱反应、沉淀反应等。
在酸碱反应中，溶液中酸和碱的浓度决定了产生的离子浓度；在沉淀反应中，离子会结合形成沉淀，导致溶液中的离子浓度减少。
4.离子迁移速率：在电解质溶液中，离子的迁移速率是影响离子浓度
大小的因素之一、迁移速率较快的离子会在相同时间内在溶液中形成更高
的浓度。
离子迁移速率与离子电荷量、溶液电导率等因素有关。
5.离子浓度计算：通过实验测定，可以使用浓度计算公式来比较不同
离子的浓度。
离子浓度计算方法有多种，例如摩尔浓度、质量浓度、体积
浓度等，可以根据实际情况选择适合的方法来计算。
总结起来，离子浓度的大小可以通过离子电荷数、溶解度、化学反应、离子迁移速率以及浓度计算等方法和规律来进行比较。
因为每个离子都具
有独特的特性和溶液中的溶解度，所以在具体实验、研究和应用中需要详细考虑这些因素，来获得准确的离子浓度大小。
电解质溶液中离子浓度大小的比较
ｉ ｓ ］与 ［ Ｏ Ｈ ］的大小 ， 显然 得先计算 出溶 液 中 ［ Ｈ ］ 。 现 计算如下： 因Ｈ ２ Ｓ的 Ｋ ＞ ＞ Ｋ ， 可忽略它的二级电离 ， 且 ＝
０． １ ／ ｘ ＿ １
样 的结论 ： Ｎ ａ Ｈ Ｃ Ｏ 溶液 中 ｃ （ Ｎ ａ ） ＞￣ （ Ｈ Ｃ Ｏ 一 ） ＞ｅ （ Ｏ Ｈ 一 ） ＞ｃ ｆ Ｈ ＋ ） ＞ｃ （ Ｃ ０ ３ ２ － ） 。 然而 事实并非如此 。 为此 ， 本文 对 各种类 型 电解 质溶 液进 行 了完整地分 类， 以定性 分析
１ 溶质单一型
１ ． １ 弱 酸 溶 液
且阶
，
因此 ［ Ｓ ＿ ］ Ｋ２ ＝ １ ． ２ ６ × １ ０ 一 。
结论 ： ［ Ｈ ］ ＞［ Ｈ Ｓ ］＞ ［ Ｏ Ｈ － ］ ＞ｉ ｓ ］ 。
１ ． １ ． １ 一元弱酸溶液
再以 ０ ． １ ０ ｍ ｏ ｌ ／ Ｌ亚硫 酸 为例 ， 溶液 中的电离平衡
见解 和诠 释 。 又联 系中学化 学 教学 ， 提 出了相 关 知识 点的教 学建 议 。 关键词 ： 电解 质溶 液 ； 离子浓 度 ； 定量 计 算 ； 教学 建议 ； 平衡 文章编号： １ ０ ０ ５ — ６ ６ ２ ９ （ ２ ０ １ ３ ） ２ — ０ ０ ５ ９ — ０ ４ 中图 分 类号 ： Ｇ ６ ３ ３ ． ８ 文 献 标 识码 ： Ｂ
［ Ｈ＋ ］ ＞［ Ｃ Ｈ ， ｃ ｏ ｏ － ］ ＞［ Ｏ Ｈ ］ 。 推而广之 ， 常见一元弱酸均
适用此结论。
点， 还需综合 运用 阴、 阳离子的电荷守恒 、 物料守恒和
质子 守恒 关 系。 而与此 主题相 关 的研 究 由于种种原 因
电解质溶液中离子浓度大小的比较
Ａ． ｃ （ Ｎａ ） 一２ ｃ （ Ｓ ｚ） ＋２ ｃ （ ＨＳ 一 ） ＋２ ｃ （ Ｈ， Ｓ ） Ｂ ． ｃ （ Ｎａ ＋ ） ＋ｃ （ Ｈ ＋） 二ｃ － （ Ｓ ｚ 一） ＋ｃ （ ＨＳ ）
比弱 电解质 电离 程 度还 小 ， 在 单 个 弱 离 子 的
盐 溶液 中 主要是 以能发 生 水解 的弱 离子 形式
不正 确 ； 若 加 入 的碱 为 弱 碱 ， 呈 中性 时 弱 碱 要 过 量 ，
Ｃ项 不 正 确 。 答 案 为 Ｄ。
存在， 其 水解 产生 的微粒 浓 度 很小 ， 但 弱 离 子 Biblioteka 乌 绱 印 扁 扈
傅 业 云
绚 地
■ 江 苏 省 南 京 市 秦 淮 高级 中 学
电 解 质 溶 液 中离 子 浓 度 大 小 的 比较 是 高 考 的必 考点 ， 现将 其一 般 规律 总结 如下 。 １ ． 弱 电解 质 的 电离 程 度 很 小 ， 在 弱 电 解
解析： ＨＡ 与 ＭＯＨ 发 生 反 应 ， 不管 酸 、 碱谁 强 谁弱 ， 反应之 后酸 、 碱谁剩余 ， 及 反 应 之 后 溶 液 呈 中 性、 酸『 生还 是 碱 性 ， 都 存 在 Ｈ 、 Ａ－、 Ⅳ ｒ、 ｏＨ一四 种
的水 解 程 度 比水 的 电离 程 度 大 。 多 元 弱 酸 根
拓展 提 升 ： 二 元 酸 Ｈ Ａ 溶 液 与 二 元 碱
Ｍ（ ＯＨ ） 溶 液 反 应 ， 不 管 酸 、 碱 强 弱 如 何 ， 呈
电解质溶液中离子浓度的关系
电解质溶液中离子浓度的关系安徽省枞阳县白云中学方益电解质溶液的有关知识特别是离子浓度问题是高中化学内容的一个重要组成部分，也是高考的“热点”之一。
一直以来全国高考化学试卷中几乎年年涉及这类题型。
而学生对这部分知识的学习和理解存在一定的难度。
故本文对此做以归纳总结。
一、离子浓度的大小关系1.单一盐溶液中：⑴一元弱酸或弱碱的盐溶液不水解的离子＞水解离子＞显性离子＞隐性离子例：CH3COONa溶液中：C(Na＋)＞C(CH3COO― )＞C(OH―)＞C(H＋)NH4Cl溶液中：C(Cl― )＞C(NH4＋)＞C(H＋)＞C(OH― )⑵在强碱与多元弱酸形成的正盐溶液中，弱酸根的水解以第一步为主。
即：强碱阳离子＞弱酸酸根离子＞氢氧根离子＞第一步水解产生的酸式酸根离子＞氢离子。
例：碳酸钠溶液中C(Na＋)＞C(CO32― )＞C(OH― )＞C(HCO3― )＞C(H＋)⑶在强碱与多元弱酸形成的酸式盐溶液中，既要考虑酸式酸根离子的电离也要考虑其水解。
如果酸式酸根离子的电离程度大于其水解程度，则溶液显酸性。
例：NaH2PO4溶液中C(Na＋)＞C(H2PO4－)＞C(H＋)＞C(HPO42― )＞C(OH―)如果酸式酸根离子的电离程度小于其水解程度，则溶液显碱性。
例：NaHCO3溶液中C(Na＋)＞C(HCO3― )＞C(OH― )＞C(H＋)＞C(CO32―)⑷在弱酸弱碱盐溶液中，需考虑酸碱的相对强弱。
例：在NH4CN溶液中由于NH3·H2O的碱性强于HCN的酸性故存在C(NH4＋)＞C(CN－)＞C(OH― )＞C(H＋)2.混合溶液中⑴弱电解质及其盐溶液的混合溶液弱酸(弱碱)与强碱弱酸盐（强酸弱碱盐）混合溶液中：如果弱酸（弱碱）的电离程度大于该盐的水解程度，则该溶液显酸性（碱性）。
例：等浓度的醋酸与醋酸钠溶液混合后：C(CH3COO― )＞C(Na＋)＞C(H＋)＞C(OH― ) 等浓度的氨水与氯化铵溶液混合后：C(NH4＋)＞C(Cl－)＞C(OH－)＞C(H＋)如果弱酸的电离程度小于该盐的水解程度，则该溶液显碱性。
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
方法和规律1：通过离子的电荷数比较离子浓度。
根据离子浓
度的定义，以及离子在溶液中的电离平衡反应，可以推导出离子浓度与离子的电荷数成正比关系。
即离子的电荷数越大，离子浓度越高。
因此，可以通过比较离子的电荷数来判断离子浓度的大小。
方法和规律2：通过溶液的浓度比较离子浓度。
根据浓度的定义，溶液中溶质的浓度与物质的量成正比。
离子浓度就是溶液中离子的浓度，可以通过比较溶液浓度来推测离子浓度的大小。
方法和规律3：通过电导率比较离子浓度。
电导率是电解质溶
液中电流通过的能力的度量。
溶液中离子的浓度越高，电导率越大。
因此，可以通过测量溶液的电导率来比较离子的浓度大小。
方法和规律4：通过沉淀反应比较离子浓度。
离子溶液中存在
着沉淀反应的特性，在一定条件下会生成可见的沉淀。
一般情况下，离子浓度较高的溶液会更容易发生沉淀反应。
因此，可以通过观察溶液是否生成沉淀来推测离子浓度的大小。
方法和规律5：通过离子的摩尔浓度比较离子浓度。
摩尔浓度
是指单位体积内的溶质物质的物质的量。
因此，可以通过比较离子的摩尔浓度来判断离子的浓度大小。
需要注意的是，离子浓度的大小比较还需要考虑其他因素，如
溶液的温度、溶解度等。
各种方法和规律可以结合使用，综合判断离子浓度的大小。
比较电解质溶液中离子浓度的大小要辩证分析.
如 ： Ｈ３ＯＯ 与 Ｃ Ｃ Ｏ Ｃ Ｃ Ｈ Ｈ Ｏ Ｎａ 混 合 溶 液 中 ， 等 物 质 的 量 的 Ｃ Ｃ Ｈ， Ｈ３ＯＯ Ｈ３ＯＯ Ｃ Ｃ Ｎａ分 别 由 电 离 、 解 影 响 。 水
（ ）Ｃ ＣＯ Ｈ 溶 液 中 】 Ｈ， ０
相 同 条件下 ， 过 程适 用于 所 有弱 酸 （ ） 强碱 （ ） 中和 的 此 碱 与 酸 的
２ｏ ０ ９年 江 苏 镇 江
滴过 曩 雾 影因的次 离浓的 人程 寨 羹 响素主 相比 子度 对较
氨 水 １２滴 －
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ｃＨＣ） （ Ｃ） ＮＨ￣ 水解 ＨＣ 抑 制 （ Ｉ ＮＨ￣Ｉ ＞ｃ Ｃ１ Ｉ
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复 杂 问题 总 是 由 若 干 个 简 单 复 合 而 成 的 。离 子 浓 度 的 比较 不 出 以 下 三 种 简 单 的 知 识 原 型
氨 水 滴 至 ２ ｍ１ ０
ｃＨ＋ ｃ０Ｈ１ （ ）（ ＞ ＮＨ ｌ 解 与 ＮＨ３Ｈ ｃＮ ）ｃｃｒ 水 Ｎ （ ＝ （ｌ＞ ） ＮＮ ・ Ｏ 电 离 相 互 抑 ｃ ＝ ｆ ） Ｈ Ｈ： （ ｃＯＨ－ Ｈ’ 制 ， 液 显 中 性 溶 Ｎ Ｈ Ｈ２ 电 离 影 响 为 ｃＮＨ ＞ （ｌ ０ （ ｃＣ 主 ， ￣Ｉ 解 为 次 ＮＨＣ 水 Ｎ ＨｒＨ２ 电离 为 主 ０ ｃＯ （Ｈ ｃＨ （ ｃＮＨｇ＞ （ － （ ）ｃＯＨ） ＞ ｃＣＩ＞（ （ Ｊ ｃＨ’ Ｊ
应 ， 上 表滴加 次序 ： 如 （） 抑 制 水解 １为 （ 为水 解 ２） （ ） 离 与 水 解 相 互 抑 制 （ 制 程 ３电 抑
电解质溶液中的守恒规律及其离子浓度大小的比较
电解质溶液中的守恒规律及其离子浓度大小的比较一、电荷守恒规律电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性的，即阴离子所带负电荷的总数一定等于阳离子所带正电荷总数，这就是所谓的电荷守恒规律。
例如：NaHCO3溶液中存在着：Na+、H+、HCO3－、CO32－、OH－，必然有如下关系：c(Na+) + c(H+) ＝c(HCO3－) + 2c(CO32－) + c(OH－)。
二、物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子的种类增多，但原子总是守恒的。
例如：K2S 溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间的守恒关系可表示为：c(K+) ＝ 2c(S2－) + 2c(HS－) + 2c(H2S)。
三、质子守恒规律质子守恒，就是指电解质溶液中的粒子电离出氢离子(H+)的总数等于粒子接受的氢离子(H+)总数再加上游离的氢离子(H+)数。
例如：Na2S水溶液中的质子守恒关系可表示为：c(H3O+)+ 2c(H2S) +c(HS－)＝c(OH－)。
或c(H+) + 2c(H2S) +c(HS－)＝c(OH－)。
质子守恒关系式也可以从电荷守恒与物料守恒中推导得到。
电解质溶液中三大守恒规律by二师兄2013-08-20 16:24来自：化学平衡与离子平衡不搞定怎平衡在电解质溶液里，各粒子浓度间存在着一些等量关系，从不同的角度可以列出不同的等式。
现分析如下：一、电荷守恒关系电解质溶液是呈电中性的，在电解质溶液里，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。
据此可以列出阴阳离子的物质的量浓度间的等量关系。
例如，在CH3COONa溶液中，C(Na+)+ C(H+)= C(CH3COO-)+ C(OH-);在Na2SO4溶液中，C(Na+)+ C(H+)= 2C(SO42-)+ C(OH-);在Na2CO3溶液中，C(Na+)+ C(H+)= 2 C(CO32-)+C(OH-)+ C(HCO3-)二、元素守恒关系电解质溶于水后，要发生电离，有些离子还要发生水解反应，离子的存在形式要发生变化，但元素的物质的量是不变的。
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－)
溶液中离子浓度大小的比较
溶液中离子浓度大小的比较溶液中离子浓度大小的比较是高考的一个热点问题，也是学生学习电解质溶液知识的一个难点，可从溶液中存在的平衡确定离子的来源以及主次的角度分析，使各种关系具体化、清淅化。
一、理论依据1．两个平衡理论：弱电解质的电离平衡理论和盐的水解平衡理论2．三个守恒关系：（1）电荷守恒：溶液总是呈电中性，即电解质溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
关键是找全溶液中存在的离子，并注意离子所带电荷数。
（2）物料守恒：即原子个数守恒，即存在于溶液中的某物质，不管在溶液中发生了什么变化，同种元素各种存在形式的和之比符合物质组成比。
（3）质子守恒：在任何水溶液中，水电离出的H+和OH-的量总是相等。
注：由电荷守恒和物料守恒可以导出质子守恒例1．写出1.0 mol/L Na2CO3溶液中离子浓度的大小关系和三个守恒关系式。
解析：c (Na+) > c(CO32-) > c(OH-) >c(HCO3-)>c(H+)，c(Na+)>2c(CO32-)。
电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-) + c(OH-) +c(HCO3-)；物料守恒：由于n(Na+)=2n(C)，又由于CO32-能水解，故碳元素以CO32-、HCO3-、H2CO3三种形式存在，所以有c(Na+)=2(c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3))。
质子守恒：c(OH-)=c(H+) +c(HCO3-) +2c(H2CO3)，（一个CO32- 结合两个H+形成H2CO3）分析溶液中存在有哪些平衡时要注意，弱电解质电离出的离子不需要再考虑水解，如氢硫酸中的HS-、S2-；弱酸根离子水解出的离子不需要再考虑电离如Na2CO3溶液中的HCO3-。
练习1：写出0.1 mol/L NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系和三个守恒关系式。
二、常见题型1．同浓度的不同溶液中，同种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。
电解质溶液中离子浓度大小比较
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 。
多元弱酸
【例2】在的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(H的地位和作用：
电解质溶液是高中化学化学重要的基础理 论之一，而电解质溶液中离子浓度大小比较专 题考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有 较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱 电解质、电离平衡、水的电离、pH值、离子反 应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些 知识的综合运用能力。而对于高二学生此专题 是难点之一，但高考化学 年年涉及这种题型， 重视率高。因此要关注此类试题归类解析及与 电解质溶液相关理论的结合。此文有很多不足 之处，望各位同仁批评指正。
c (Na+) =2 [ c (H2CO3) + c (HCO3-) + c(CO32-) ]
3．水电离的离子数平衡关系--质子守恒 c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) 如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na 离子消 + 电解质溶液是高中化学化学重要的基础理论之一，而电解质溶液中离子浓度大小比较专题考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有
【一、关注三个守恒】 电解质溶液中的离子之间存在之三种定量关系 1．电荷数平衡关系---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溶液中推出： c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)
【高中化学】溶液中离子浓度大小的判断
【高中化学】溶液中离子浓度大小的判断一.教学内容：溶液中离子浓度大小的判断二、教学目标能用盐类水解的原理分析一些具体现象它可以从电离和水解的角度比较溶液中的离子浓度能从原子守恒、电荷守恒和物料守恒的角度判断溶液中离子浓度之间的关系三、教学重点和难点溶液中离子浓度的大小比较以及从守恒的角度分析离子浓度之间的关系四、教学过程：（一）盐类水解的应用：盐的水解是盐电离产生的弱酸阴离子（或弱碱阳离子）与水电离产生的H+（OH-）反应生成相应的弱酸（或弱碱）。
利用盐水解原理，可以判断溶液的酸碱性质。
它可用于确定盐的储存和制备。
它可用于分析和确定肥料的合理使用、分析和判断某些盐溶液蒸发所得的产品、加强热碱液的去除、泡沫灭火器的使用、金的除锈和离子共存。
盐的水解与我们的生活和生产密切相关。
说明：2.由于某些盐溶液在储存期间容易水解，因此在储存期间通常会添加抑制其水解的酸（或碱）等物质。
如：保存fecl3溶液时，向溶液中加入少量的盐酸，抑制fe3＋的水解等。
3.某些盐的制备：例如，AlCl 3（HCl）和FeCl 3（HCl）通常需要在制备过程中添加少量相应的酸来抑制盐的水解。
有些盐完全水解，不能在溶液中制备。
它们只能通过简单物质（如Al2S3、Mg3N2、CaC2）的直接反应制备。
4.蒸发某些盐溶液时，必须考虑水解因素的作用，如蒸发alcl3、fecl3溶液时，我们往往得不到固体alcl3和fecl3，而是相应的氧化物，主要是al3＋、fe3＋极易水解，而加热有利于al3＋和fe3＋水解的进行，同时水解生成的hcl易挥发，降低生成物浓度，促进水解正向进行，因此，在加热蒸发过程后只能得到氧化物，而得不到固体alcl3和fecl3。
若想得到alcl3和fecl3固体，则必须抑制其水解，可在hcl气流中蒸发结晶。
5.由于Al3+和Fe3+容易水解，水解产生的Al（OH）3和Fe（OH）3具有较大的表面积和较强的吸附性。
电解质溶液中离子浓度大小的比较
电解质溶液中离子浓度大小的比较作者：童守彭来源：《中学生数理化·教与学》2017年第06期溶液离子浓度大小是化学教学中的难点所在，特别是涉及弱电解质的相关问题，学生在解题过程中不知从何下手.下面结合自己的教学实践就电解质溶液浓度大小的比较谈点体会.一、坚持“三看”原则在化学教学中，教师要注重教学过程对学生学习经验的累积，培养学生的学习能力.化学是高考中重要的学科.在化学教学过程中，教师要注意重点及难点知识的教学，促使学生的化学成绩有所提高.在化学学习过程中，电解质溶液中离子浓度大小的比较是相对较难的学习内容.有些学生在该知识点学习过程中遇到较大的困难，因而教师需要对此引起重视，采取积极有效的教学策略，改善现状.针对上述知识点教学而言，归纳总结为“三看”.第一，看反应，主要针对的是溶液中的溶质，它们彼此之间是否存在反应.第二，看成分，需要对溶液成分进行深入全面的分析，重点查看溶质成分.第三，看酸碱性，需要检查溶液酸碱性，从而了解溶液中溶质的酸碱性.二、注意区分酸溶液与碱溶液在电解质溶液中，主要是以酸溶液及碱溶液为主.对酸溶液而言，其中的氢离子浓度最大，也就是c（H+）；对于碱溶液来说，其中的氢氧根离子浓度最大，即c（OH+）.而其他的离子浓度，主要是通过酸或碱的电离程度来判定，通常情况下第一步电离主要有两种形式，分别是多元弱碱、多元弱酸.三、盐溶液无论是多元弱碱酸根，还是多元弱碱阳离子，基本上都是以分步水解为主.在通常情况下，第一步都是水解.例如，在NH4Cl溶液中，具体浓度比较如下：c（Cl-）>c（NH+4）>c （H+）>c（OH-）.NH4Cl与NH3·H2O混合溶液，呈现中性.对酸式酸根离子，需要了解其电离程度，并且明确水解程度的大小.例如，在NaHCO3溶液中，具体浓度大小比较为：c（Na+）>c（HCO-3）>c（OH-）>c（H+）.针对同一离子而言，在对比它们的浓度时，要注意区分其他离子的影响.例如，物质的量浓度，在相同溶液中，c（NH+4）比较为：c（NH4HSO+4）>c（NH4Cl）>c（CH3COONH4）.四、混合溶液溶液混合是化学教学中比较常见的问题，也是电解质溶液浓度大小比较的关键问题.针对混合溶液而言，首要考虑的因素是能否发生反应.如果能够发生反应，紧接着需要确定反应后的物质，还有物质浓度，再考虑电离因素，或是水解因素.例如，100ml0.1mol/L的酸醋与50ml0.2mol/L的氢氧化钠溶液混合，离子浓度大小是c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c （H+）.醋酸钠水解度，在某种程度上是高于电离程度，溶液呈现碱性.五、“三种”守恒关系在高中化学教学中，关于电解质溶液离子浓度大小的比较需要依靠三种守恒关系，分别是电荷守恒、物料守恒、质子守恒.首先，对电荷守恒而言，主要针对的是溶液中阴离子，其负电总数，等同于阳离子总数.在化学学习中，电荷守恒得到广泛应用，主要是按照电荷守恒给予公式，然后通过对比获取离子物质的量和物质的量浓度.例如，在NaHCO3溶液中，存在下述关系：c（Na+）+c（H+）=c（HCO-3）+c（OH-）+2c（CO2-3）.其次，对于电解质溶液来说，物料守恒主要针对的是电解质，其在发生变化之前，其中某元素的原子物质的量，在某种程度上等同于变化之后的溶液，包含所有元素原子总量之和.物料守恒实质上与原子有着非常密切的关联，是其个数及质量守恒.例如，在Na2S溶液中，S-2的水解，HS-的电离、水解，水的电离，它们的关系如下：c（S2-）+c（HS）+c（H2S）=12c（Na+）（Na+和S2-守恒），c （HS-）+2c（S2-）+c（H+）=c（OH-）（H、O原子守恒）.在NaHS溶液中，HS-的水解，还有电离及水离具体如下：HS-+H2O与H2S+OH-，两者可以相互发生反应，而HS-与S2-+H+相互发生反应.基于电荷守恒角度分析，存在以下等式，c（HS-）+c（S2-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+）.将上述公式进行叠加，有如下有关系：c（S2-）+c（OH-）=c（H2S）+c （H+）.最后，质子守恒.在溶液中，无论是结合氢离子，还是远离氢离子，氢原子总数保持不变，是固定值.根据上述推导可知，高中化学电解质溶液中的浓度离子大小比较需要从多个层面去考虑，依据具体情况明确浓度离子的比例，然后借助相应的公式推导验证是否具有合理性.电解质溶液中离子浓度的大小比较，借助“三种”守恒关系，能明确一定的化学关系式，帮助学生列出等式，解决实际问题.总之，在高中化学教学中，教师要对电解质溶液中离子浓度大小的比较引起足够的重视，并采取有效的教学策略，培养学生的学习能力，从而提高教学效果.。
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电解质溶液中离子浓度大小的判断一、解题原理解题原理可概括为“两理论、三守恒”。
即水解理论、电离理论、电荷守恒、物料守恒和质子守恒基本原理。
其系统规律总结如下：1.水解理论：⑴弱离子由于水解而损耗。
例如NH4Cl溶液中，因NH4+水解而损耗，所以c（Cl-）＞c（NH4+）⑵弱离子的水解是微量的（除双水解外），因此水解生成的弱电解质以及产生的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H+浓度或碱性溶液中OH-浓度总是大于水解产生的弱电解质的浓度。
例如：在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O) ＞c(OH-)练习：试比较NH4Cl溶液中c(NH4+)、c(Cl-)、c(NH3·H2O)、c(H+)、c(OH-)的相对大小⑶谁弱谁水解，谁强显谁性。
即根据是否水解及溶液酸碱性分析，酸性溶液中c(H+)＞c(OH-)，碱性溶液中c(OH-)＞c(H+)，例如NH4Cl溶液中：c(H+)＞c(OH-)，而CH3COONa溶液中c(OH-)＞c(H+)⑷越弱越水解，双弱促水解即根据水解程度分析：如同温同浓度的NaCN溶液和NaF溶液中，c(CN-)＜c(F-)；同温同度浓度的①NH4Cl溶液②NH4HCO3溶液中，NH4+浓度关系是①＞②。
⑸多元要分步，程度依次减即根据多元弱酸根的分步水解及各步水解程度分析：例如：在Na2CO3溶液中：c(CO32-)＞c(HCO3-)＞c(H2CO3)和c(Na+)＞2c(CO32-)练习：试比较Na2CO3溶液中：c(CO32-)、c(HCO3-)、c(H2CO3)、c(Na+)、c(OH-)的相对大小⑹显酸酸抑制，显碱碱抑制即根据酸、碱对水解平衡的影响分析：如同温同浓度的①NH4Cl 溶液②NH4HSO4溶液中，NH4+浓度关系是。
2、电离理论⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗及电离产生的微粒都是微少的，同时应考虑水的电离。
例如：在氨水中：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)⑵对于多元弱酸的电离，可认为是分步电离，且以第一步电离为主。
如在H2S的水溶液中：H2-+H+，HS2-+H+，H2++OH－，则离子浓度由大到小的顺序为：。
二、灵活运用三个守恒1．电荷守恒：所谓电荷守恒是指电解质溶液呈电中性，即溶液中阴阳离子所带电荷数值相等。
由于溶液是均一的，所以所有阳离子的电荷浓度之和必定等于所有阴离子的电荷浓度之和。
表示这一关系的式子叫电荷守恒式。
要正确书写电荷守恒式必须注意两点：⑴准确判断溶液中的离子种类⑵弄清离子浓度和电荷浓度的关系，即R n+离子所带电荷的浓度为n c(R n+)例如：在Na2CO3溶液中，阳离子有Na+、H+，阴离子有CO32-、HCO3-、OH－；其电荷守恒式为：2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)练习：试写出下列溶液中的电荷守恒式：CH3COONa溶液中Na2S溶液中NH4Cl溶液中2．物料守恒（又称原子守恒）：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，使离子或分子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的。
例如；在0.10mol/LNa2CO3溶液中CO32－能水解,故碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：c（CO32-）+ c（HCO3-）+c（H2CO3）=0.10mol/L或c（Na+）=2c （CO32-）+ 2c（HCO3-）+2c（H2CO3）练习：试写出下列溶液中的物料守恒式：CH3COONa溶液中Na2S溶液中NH4Cl溶液中3．质子守恒：所谓质子守恒是指在任何溶液中，水电离产生的H+和OH-的物质的量均相等，在能发生水解的盐溶液中，有H+（或OH-）转化为其它存在形式的情况存在，但各种存在形式的物质的量总和与OH-（或H+）的物质的量仍保持相等。
例如；在Na2S溶液中，c（OH-）= c（H+）+c（HS-）+ 2c（H2S）练习：试写出下列溶液中的质子守恒式：CH3COONa溶液中Na2CO3溶液中NH4Cl溶液中三、单一溶液中离子浓度关系的判断1．弱酸溶液：只考虑电解质的电离与水的电离例1.在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系式中错误的是（）A. c(H+)= c(OH-)+c(HS-)+ c(H2S)B. c(H+)= c(OH-)+c(HS-)+ 2c(S2-)C. c(H+)> c(OH-)+c(HS-)+ c(S2-)D. c(HS-)+ c(H2S)+ c(S2-)=0.1mol/L2．弱碱溶液：只考虑电解质的电离与水的电离例2.用水稀释0.1mol/L的氨水时，溶液随着水量的增加而减小的是（）A. c(OH-)/ c(NH3·H2O)B. c(NH3·H2O)/ c(OH-)C. c(OH-)和c(H+)的乘积D. OH-的物质的量3．强酸弱碱盐溶液：主要抓住弱碱阳离子的水解，水解程度不大，溶液呈酸性。
例3.在NH4Cl溶液中下列关系式正确的是（）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(NH4+)=c(Cl-)> c(H+)> c(OH-)4．强碱弱酸盐溶液：主要抓住弱酸阴离子的水解，水解程度不大，溶液呈碱性。
例4. Na2S溶液中存在的下列关系，不正确的是（）A.c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)B.c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)C.c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋c(H2S)D.c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)5．强碱弱酸的酸式盐溶液：主要抓住酸式酸根离子的水解和电离两种情况，二者的相对大小决定了溶液的酸碱性。
例5.在0.1mol/L的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是（）A.c(Na＋) >c(HCO3-)> c(H+)>c(OH-)B.c(Na＋)= 2c(CO32-)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3)C. 2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)D.c(OH-)= 2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H+)四、两种电解质溶液混合离子浓度大小的比较1．强酸与弱碱混合：主要应抓住两溶液混合生成了强酸弱碱盐的水解情况，当弱碱剩余时，溶液的酸碱性一般由弱碱的电离决定。
例6.pH=3盐酸与pH=11的氨水混合，溶液中离子浓度关系式正确的是（）A. c(Cl-)> c(NH4+)> c(H+)> c(OH-)B. c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-) > c(H+)C. c(NH4+)>c(Cl-)> c(H+)>c(OH-)D. c(Cl-)>c(NH4+) > c(OH-)> c(H+)2．强碱与弱酸混合：主要应抓住两溶液混合生成了强碱弱酸盐的水解情况，当弱酸剩余时，溶液的酸碱性一般由弱酸的电离决定。
例7.等体积等浓度的强碱MOH与弱酸HA混合后，混合溶液中有关离子的浓度的关系是（）A. c(M+)> c(OH-)>c(A-)>c(H+)B. c(M+) >c(A-)> c(H+)> c(OH-)C. c(M+)>c(A-)> c(OH-)>c(H+)D. c(M+) + c(H+)=c(A-)+ c(OH-)3、强碱弱酸盐与强酸混合：主要应抓住两溶液混合生成的弱酸的电离情况，当盐有剩余时，还要考虑盐的水解情况，但此时弱酸的电离占主要地位。
例8.0.2mol/L的CH3COONa溶液与0.1mol/L的HCl溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的浓度关系正确的是（）A. c(CH3COO-)= c(Cl-)= c(H+)> c(CH3COOH)B. c(CH3COO-)= c(Cl-)> c(CH3COOH) >c(H+)C. c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(H+)> c(CH3COOH)D. c(CH3COO-)>c(Cl-)> c(CH3COOH) >c(H+)4、强酸弱碱盐与强碱混合：主要应抓住两溶液混合生成的弱碱的电离情况，当盐有剩余时，还要考虑盐的水解情况，但此时弱碱的电离占主要地位。
例9. 0.1mol/L的NH4Cl溶液与0.1mol/L的NaOH溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的浓度关系正确的是（）A. c(Na+)>c(Cl-)> c(OH-)>c(H+)B. c(Na+)=c(Cl-)> c(OH-)>c(H+)C. c(Na+)=c(Cl-)> c(H+)>c(OH-)D. c(Cl-)> c(Na+) > c(OH-)>c(H+)5、强碱弱酸盐与弱酸混合：主要抓住题目中的条件。
例10.在物质的量浓度均为0.1mol/L的CH3COONa溶液与CH3COOH的混合溶液中，测得(CH3COO-)> c(Na+)，则下列关系正确的是（）A. c(H+)>c(OH-)B. c(OH-)>c(H+)C. c(CH3COO-)>c(CH3COOH)D. c(CH3COO-)+ c(CH3COOH)= 0.2mol/L5、强酸弱碱盐与弱碱混合：主要抓住题目中的条件。
例11.在NH4Cl溶液中加入氨水至溶液呈中性，则溶液中c(NH4+)与c(Cl-)的关系是（）A.大于B. 小于C. 相等D.无法确定五、不同溶液同一离子浓度关系判断1、同一浓度的不同溶液中同一离子浓度的比较：首先分析物质的组成差异，然后弄清离子在水解时是促进、抑制还是无影响。
例12.在相同温度下，相同物质的量浓度的下列溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4④NH4NO3。
NH4+浓度由大到小的顺序是。
2、不同溶液中同一离子浓度的比较：先按照某种性质分组后再比较。
例13.均为0.1mol·L－1①Ba(OH)2②Na2CO3③NaHCO3④NaOH⑤NH4Cl⑥NH4HSO4⑦KNO3溶液pH值由大到小的顺序为（填序号）【跟踪练习】1.用物质的量都是0.01 mol的HCN和NaCN配成1 升混合溶液, 已知其中c(CN–) ＜c(Na+), 对该溶液的下列判断不正确的是（）A．c (H+) ＞c(OH–) B．c(OH–) ＞c(H+)C．c(HCN) ＞c(CN–) D．c(HCN) + c(CN–) = 0.02mol/L2.在25 ℃时，将pH = 11的NaOH溶液与pH = 3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是( )A．c(Na＋) = c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) B．c(H＋) = c(CH3COO－)＋c(OH－)C．c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)3．下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A．0.1 mol/L Na2CO3溶液：c(OH－)＝c(HCO3－)＋c(H＋)＋2c(H2CO3)B．0.1 mol/L NH4Cl溶液：c(NH4＋)＝c(Cl－)C．向醋酸钠溶液中加醋酸，得到的酸性混合溶液：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－) D．向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH＝5的混合溶液：c(Na＋)＝c(NO3－)4．已知：HCN是一种弱酸，相同物质的量浓度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大，则对同温同体积同浓度的HCN 溶液和HClO溶液说法正确的是()A．酸的强弱：HCN＞HClO B．pH：HClO＞HCNC．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO＞HCND．酸根离子浓度：c(CN－)＜c(ClO－)5．有4种混合溶液，分别由等体积0.1 mol/L的2种溶液混合而成：①CH3COONa与HCl；②CH3COONa 与NaOH；③CH3COONa与NaCl；④CH3COONa与NaHCO3。