盐溶液中离子浓度大小的比较
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关系
练习：
25℃时在浓度均为1mol· L-1的(NH4)2SO4、 (NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得 其中〔 NH4+〕分别为a、b、c(单位为mol· L-1),则 下列判断正确的是（ B ） A.a=b=c B.c>a>b C.b>a>c D.a>c>b
（三）两溶液混合： 离子浓度大小比较需综合分 析反应生成的盐及反应物有无剩余、电离及水解
离子浓度大小：
〔 Na+ 〕> 〔 S2- 〕> 〔 OH- 〕> 〔 HS-〕 > 〔 H+ 〕
2、NaHCO3溶液中离子浓度关系
H2O H++OHHCO3H++ CO32电荷守恒：
NaHCO3=Na++HCO3HCO3-+H2O H2CO3+OH-
HCO3-的电离小于水解
〔 Na+〕+ 〔 H+〕=2 〔 CO32-〕+ 〔 HCO3-〕+ 〔 OH-〕
（1）多元弱酸溶液： 根据多步电离分析， 如在H3ＰO4的溶液中： 〔H+〕＞ 〔 H2PO4-〕＞ 〔 HPO4 2 -〕＞ 〔 PO43-〕
（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+〕＞ 〔 CO 2-〕＞ 〔 OH-〕＞ 〔 HCO - 〕
3 3
学习目标：
1、 进一步理解电离和水解原理及规律， 2 、理解溶液中的几个守恒关系， 3 、能判断和分析溶液中存在的离子及比 较离子浓度大小关系。 重点、难点 判断和分析溶液中的离子浓度大小关系
一、盐溶液中各离子浓度关系
判断能水解的盐溶液中的离子浓度大小的方法
在判断能水解的盐溶液中的离子浓度大小时，首先要明确盐的电离是强烈的，水解是微弱的，其次还要明确多元弱酸盐的水解是分步进行的，第一步是主要的，最后不要忘记水的电离。
1、多元弱酸溶液，例如：0.1mol/L 的H 2S 溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c(H +)＞c(HS －)＞c(S 2－)＞c(OH－)。
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，例如：0.1mol/L 的CH 3COONa 溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c (Na +)＞c (CH 3COO －)＞c (OH －)＞c (H +)。
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、 二元弱酸的正盐溶液，例如：0.1mol/L 的Na 2CO 3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是：c (Na +)＞c (CO 32－)＞c (OH －)＞c (H CO 3－) ＞c (H +)。
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，例如：0.1mol/L 的NaHCO 3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是： c (Na +)＞c(H CO 3－) ＞c(OH －) ＞c(H +)＞c(CO 32－)。
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）＞（电离得到的酸跟离子）5、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。
例如：在相同物质的量浓度的下列各溶液中：①NH 4Cl 、②CH 3COONH 4、③NH 4HSO 4。
c(NH 4+)由大到小的顺序③＞①＞②。
盐溶液中的离子浓度大小比较练习题(附答案)
盐溶液中的离子浓度大小比较练习题一、单选题1.—定温度下,下列溶液的离子浓度关系式正确的是( ) A.pH=5的2H S 溶液中,+-5-1(H )(HS )110mol L c c -==⨯⋅ B.pH=a 的氨水溶液,稀释10倍后,其pH=b ,则a =b +1C.pH=2的224H C O 溶液与pH=12的NaOH 溶液任意比例混合:++--24(Na )(H )(OH )(HC O )c c c c +=+D.pH 相同的①3CH COONa ②3NaHCO ③NaClO 三种溶液的+(Na )c :①>②>③ 2.常温下，下列溶液中的微粒浓度关系正确的是（ ）A ．新制氯水中加入固体NaOH ：c (Na ＋)＝c (Cl －)＋c (ClO －)＋c (OH －)B ．pH ＝8.3的NaHCO 3溶液：c (Na ＋)＞c (3HCO -)＞c (23CO -)＞c (H 2CO 3)C ．pH ＝11的氨水与pH ＝3的盐酸等体积混合：c (Cl －)＝c (+4NH )＞c (OH －)＝c (H ＋) D ．0.2mol·L －1 CH 3COOH 溶液与0.1mol·L －1 NaOH 溶液等体积混合：2c (H ＋)－2c (OH －)＝c (CH 3COO －)－c (CH 3COOH)3.下列过程或现象与盐类水解无关的是( ) A.纯碱溶液去油污B.铁在潮湿的环境下生锈C.加热氯化铁溶液颜色变深D.浓硫化钠溶液有臭味4.化学与社会、生活密切相关。
对下列现象或事实的解释正确的是( )5.向1L 含0.01mol NaAlO 2和0.02mol NaOH 的溶液中缓慢通入二氧化碳,随n(CO 2)增大，先后发生三个不同的反应，当0.01mol<n(CO 2) ≤0.015时发生的反应是：2NaAlO 2+ CO 2+2H 2O=2Al(OH)3↓+Na 2CO 3。
盐类的水解 高考热点――离子浓度大小的比较
在比较溶液中离子的浓度时，一般情况下为什么氢离子和氢氧根离子都排在最后？请具体说明。
答：不一定，看过下面离子浓度比较的专题，你就明白了。
高考热点——离子浓度大小的比较离子浓度大小的比较，是历年高考命题的热点。
它涉及的知识点多，综合性强，能力要求高，需要认真复习和强化训练。
现总结如下。
一、相关知识点1、电解质的电离（1）电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。
（2）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。
（3）弱电解质在水溶液中是少部分发生电离，绝大部分以分子形式存在。
如２５℃0.1mol/L的如CH3COOH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H+、CH3COO和极少量的OH-离子。
（4）多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离，以第一步电离为主：+--+2-H2CO3=H＋HCO3；HCO3=H＋CO3。
（5）多元弱碱如Al(OH)3看着一步电离：3+-Al(OH)3=Al＋3OH２、水的电离+-+-（1）水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O和OH，H2O=H＋OH。
在+-２５℃℃（常温）时，纯水中[H]＝[OH]＝1×10-7mol/L。
+-+-（2）在一定温度下，[H]与[OH]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H]•[OH]，适用于各种水溶液。
在２５℃时，Kw＝1×10-14。
Kw随温度的升高而增大。
+（3）在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离程度变小，水电离出的[H]-水和[OH]水均小于10-7mol/L。
在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，+-使水的电离程度变大，水电离出的[H]水或[OH]水均大于10-7mol/L。
３、盐类水解+-（1）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。
盐类水解拓展：三大守恒及离子浓度大小比较
c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
【现学现用】 写出CH3COONa 、NaHCO3溶液中的 物料守恒式。
CH3COONa溶液中 c(Na+)= c (CH3COO－) + c (CH3COOH)
解决此类问题时，首先分析离子浓度大小的关 系是相等还是不等。
(1)若使用的是“>”或“<”，应主要考虑“电离” 和“水解”。
(2)若用“＝”连接，应根据“守恒”原理，视不同 情况，从下列几个方面思考：
①若等号一端全部是阴离子或阳离子应首先考虑 电荷守恒。
②若等号一端各项中都含有同一种元素时，首先 考虑这种元素的原子守恒。
如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中
Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O
CO32– + H2O
HCO3– + OH–
HCO3– + H2O
H2CO3 + OH–
H+ + OH–
n (Na) : n (C) ＝2 : 1
则c (C ) = a mol / L
若c (Na+ ) = 2 a mol / L
D、c(CH3COOH)+c(CH3COO -)＝0.01 mol·L-1
• 【例9】：将0.02mol·L－1HCN溶液和0.01mol·L－1 的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系
NaHCO3 溶液中
c（Na+）= c（ HCO3－） + c（ CO32－ ）+ c(H2CO3 )
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+ )。
盐类水解离子浓度大小比较
盐类的水解
——溶液中离子浓度的关系
3. 比较盐溶液中离子浓度间的大小关系
(1)一种盐溶液中各种离子浓度的相对大小 ①当盐中阴、阳离子等价时
[不水解离子]＞[水解的离子]＞[水解后呈某性的离子(如 H＋或OH－)]＞[显性对应离子如OH－或H＋]
a.实[N例a：＋]a＞. C[CHH3C3COOOON－a]＞[bO. HN－H]4＞Cl[H＋] b. [Cl－]＞[NH4＋]＞[H＋]＞[OH－]
D、c(CH3COOH)+c(CH3COO -)＝0.01 mol·L-1
【规律总结】
解题思路:
盐溶液中离子浓度大小的比较
盐溶液中离子浓度大小的比较 一、基本知识 在盐溶液中存在平衡：水的电离平衡、盐的水解、弱电解质的电离平衡。
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 NH 4Cl 溶液） 碱性溶液： c （ H ＋）＜ c （OH －）（如 Na 2CO 3 溶液）+－－14恒温时： c （ H ）· c （OH ）＝定值（常温时为 10 ）如 NH 4Cl 溶液中： c （NH 4+）＋ c （H +）＝ c （ Cl － ）＋ c （OH －）如 Na 2CO 3 溶液中： c （ Na + ）＋ c （H +）＝ 2c （ CO 32-）＋ c （ HCO 3-）＋ 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 0.1 mol/L NH 4Cl 溶液中： c （NH 4+）＋ c （ NH 3·H 2O ）＝ 0.1 mol/L如 0.1 mol/L Na 2CO 3 溶液中： c （ CO 32- ）＋ c （ HCO 3-）＋ c （ H 2CO 3）＝ 0.1 mol/L 4.质子守恒：溶液中水电离出的 H ＋ 与 OH － 相等如 Na 2CO 3 溶液中： c （ OH －）＝ c （ HCO 3- ）＋ 2c （ H 2CO 3）＋ c （ H +）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 、 Na 2SO 4 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 NH 4Cl 、 Na 2CO 3 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 NaHCO 3、 NaHS 、 Na 2HPO 4 等； 以电离为主的有 NaHSO 3 和 NaH 2PO 4 等。
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-)
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+）。
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：
《第三节_盐类的水解——离子浓度大小比较》PPT课件
( A )
17
【课堂练习】单一
3.下列叙述正确的是 A. 0.1mol/L氨水中，c(OH-)=c(NH4+)
( BC )
B. 10mL 0.02mol/L HCl溶液与10mL 0.02mol/L
Ba(OH)2溶液充分混合后溶液体积为20mL，则pH=12
C. 在0.1mol/LCH3COONa溶液中，
c(OH-) =c(CH3COOH)+c(H+)
D. 0.1mol/L某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，
c(Na+) =2c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)
18
三、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。
15
【课堂练习】单一
1.在0.1mol/L Na2CO3溶液中，下列关系正确的是
A.c(Na+)=2c(CO32-)
B. c(OH-)=2c(H+) C. c(HCO3-)>c(H2CO3) D. c(Na+)<c(CO32-)+c(HCO3-)
( C )
16
【课堂练习】单一
2. 已知某温度下0.1mol/L的某弱酸盐NaHB溶液中 c(H+)>c(OH-),则下列有关说法或关系一定正确的是 ①HB-的水解程度小于HB－的电离程度； ②c(Na+)=0.1mol/L≥c(B2-); ③溶液的pH=1; ④c(Na+)=c(HB-)+2c(B2-)+c(OH-) A. ② B. ② ③ C. ② ④ D. ① ② ③
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方法与技巧１．溶液中离子浓度大小比较的规律（1）多元弱酸溶液，依照多步电离分析。
如H3PO4的溶液中，H3PO 4H2PO4- +H+，H2PO4- HPO4(2-)+H，HPO4(2-)PO4(3-)+H+，得出c(H+)>c(H2PO 4－)>c(HPO42－) > c(PO43－)。
（2）多元弱酸的正盐溶液依照弱酸根的分步水解分析：如Na2CO3溶液中，Na2CO3=2Na＋＋CO32-；CO32－＋H2O HCO3－＋OH－；HC O3－＋H2O H2CO3＋OH－由此得出c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)> c(H CO3－)。
（3）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阻碍。
如在①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，c(NH4+)浓度的大小为③>①>②。
（4）假如题目中指明溶质只有一种物质（该溶质经常是可水解的盐），要第一考虑原有阳离子和阴离子的个数，水解程度如何，水解后溶液显酸性依旧显碱性。
（5）假如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依旧弱电解质；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。
（6）若题中全部使用的是“＞”或“＜”，应要紧考虑电解质的强弱、水解的难易、各粒子个数的原有情形和变化情形(增多了依旧减少了)。
（7）关于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、碱性的阻碍时，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－)，但不管是水解部分依旧电离部分，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c(H+) 或c(OH－)都专门小。
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盐溶液中离子浓度大小的比较比较盐溶液中离子浓度的大小，是高考必考点之一。
一、水解平衡的特点：在一定条件下，盐类水解达到平衡状态，具有化学平衡状态的一切特点，即“逆”、“等”、“动”、“定”、“变”、“同”。
“逆”：可逆反应。
盐类水解研究的对象是可逆反应。
“等”：中和反应的速率与水解反应的速率相等，即v中和=v水解。
“动”：平衡时，反应仍在进行，是动态平衡，水解反应进行到最大限度。
“定”：达到平衡状态时，反应体系中各组分的浓度保持不变，反应速率保持不变，弱离子的转化率保持不变，各组分的含量保持不变。
“变”：水解是一种化学平衡，与所有的动态平衡一样，是有条件的，暂时的，相对的，当条件改变时，平衡状态就会破坏，由平衡变为不平衡，再在新的条件下建立新的平衡，即水解平衡发生了移动。
二、盐类水解的四条规律：①有弱才水解：在盐的组成中，只有含有“弱”离子（弱酸根阴离子、弱碱阳离子），才能发生水解反应。
②越弱越水解：组成盐的弱酸根阴离子、弱碱阳离子，对应的酸或碱越弱，越容易发生水解。
③谁强显谁性：组成盐的离子，对应的酸越强（强酸弱碱盐），水解后溶液显酸性，如NH4Cl等；对应的碱越强（强碱弱酸盐），如Na2CO3等。
④同强显中性：强酸与强碱组成的盐，不水解，溶液显中性；同等强度的弱碱弱酸组成的盐，水解后溶液显中性。
“两弱”：弱酸、弱碱的电离是微弱的；弱酸阴离子、弱碱阴离子的水解也是微弱的。
三、影响水解的因素1、组成与结构的影响：组成盐弱离子对应的酸或碱越弱，即弱酸或弱碱的电离常数越小，越容易发生水解，水解程度越大；反之，越难发生水解。
相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐，如水解程度：C＞HC-。
水解相互促进的盐＞单独水解的盐>水解相互抑制的盐。
如N的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。
2、温度的影响：盐的水解是中和反应的逆反应，中和反应是放热反应，水解反应则为吸热反应，故升高温度水解平衡向右移动，有利于盐的水解，反之则抑制盐的水解。
3、同离子效应：根据平衡移动原理，增大弱酸根、弱碱根离子的浓度，可以促使水解平衡向右移动，但其对应的弱酸根、弱碱根离子水解的百分比降低，即水解程度降低；4、加水稀释：可以促使水解平衡向右移动，对应的弱酸根、弱碱根离子水解的百分比增大，即水解程度增大。
同种弱酸(或弱碱)的盐溶液浓度越小，水解程度越大。
5、酸碱对水解的促进与抑制：弱酸根水解产生OH-离子，加碱或加入能够产生OH-的物质，则水解平衡向左移动，即抑制水解。
反之，则促使水解平衡向右移动，即促进水解；弱碱根水解产生H+，加酸或加入能够产生H+的物质，则水解平衡向左移动，即抑制水解。
反之，则促使水解平衡向右移动，即促进水解。
四、盐溶液蒸干的产物①难挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干仍得到原溶质。
蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)CuSO4(s)；②易挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干得到氢氧化物，灼烧一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3(s)Al2O3(s)。
③酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。
④考虑盐受热时是否分解Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2CaCO3(CaO)；NaHCO3Na2CO3；KMnO4K2MnO4+MnO2；NH4Cl NH3↑+HCl↑。
⑤还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。
五、比较盐溶液中离子浓度的大小“三守恒”判断方法：1、物料守恒：又称为原子守恒。
电解质溶液中，某些离子能够发生水解或者电离，转变为其它离子或分子等，虽然可以使离子的种类改变，增多或减少，但却不能使离子或分子中元素的原子的数目发生变化，即某种元素始终遵循原子守恒。
例题：0.1 mol· L-1 NaHCO3溶液中：HCO3- + H2O H2CO3+ OH-……①HCO3- CO32- + H+ ……②c(Na+)=c(HCO3-)+ c(CO32-)+ c(H2CO3)= 0.1 mol· L-1。
不管．．HCO3-水解产生．．．．何种形态的离子或分子，但万变不离其宗，仍然维持盐．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．的组成不变。
．．．．．．要学会抓住“中心原子跟踪”．．．．．．．．分析的方法。
例如在上题中：HCO3-、 CO32-、H2CO3的中心原子是C原子，CO32-是HCO3-电离的产物，H2CO3是HCO3-水解的产物，因为Na+与HCO3-是1：1的关系，故c(Na+)=c(HCO3-)+ c(CO32-)+ c(H2CO3)= 0.1 mol· L-1。
范围：所有化学反应。
2、电荷守恒：溶液中阳离子所带的正电荷总数=阴离子所带的负电荷总数，整个溶液不显电性。
注意：既要考虑溶质的电离，又要考虑水的电离，还要考虑盐的水解。
范围：所有电解质溶液。
3、质子守恒在盐类水解的体系中，质子守恒是根据物料守恒和电荷守恒推导出来的。
（1）在强碱弱酸盐溶液中：c（OH-）=c（H+）+c（酸式弱酸根离子）+c（弱酸分子）；例题1：如在0.1 mol·L-1CH3COONa溶液中：CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-离子浓度大小关系： c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞ c(H+)物料守恒： c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH) ……①电荷守恒： c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)……②将①代入②式，整理可得：质子守恒：c（OH-）=c（H+）+c（CH3COOH）例题2：0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液中：CO32-+H2O HCO3-+OH-一级水解HCO3-+H2O H2CO3+OH- 二级水解离子浓度大小关系： c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3-)＞c(H+)物料守恒： c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] ……①电荷守恒： c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-) ……②将①代入②式，整理可得：质子守恒： c(OH-)=c(H+)+2c(H2CO3)+c(HCO3-)例题3：在Na2S溶液中，由于S2-的水解，水电离产生的H+被S2-结合，生成了少量的HS-和H2S，但溶液中未被结合的H+和HS-、H2S中结合的H+总量与溶液中OH-总量一定是相等的。
S2-+H2O HS-+OH-一级水解HS-+H2O H2S+OH- 二级水解离子浓度大小关系： c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)物料守恒： c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)] ……①电荷守恒： c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-) ……②将①代入②式，整理可得：质子守恒： c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)。
综合上述例题分析结果，在强碱弱酸盐溶液中，质子守恒通式为：（2）在强酸弱碱盐溶液中c（H+）=c（OH-）+c（碱式弱碱根离子）+c（弱碱分子）例题：浓度均为0.1 mol·L-1的氨水和盐酸等体积混合。
混合后二者反应生成NH4Cl，水电离出的OH-结合NH4+，生成少量的NH3·H20，但溶液中未被结合的OH-和NH3·H2O的总量与溶液中的H+的总量一定是相等的。
NH4++H2O NH3·H20+OH-离子浓度大小：c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+)物料守恒：c(Cl-)= c(NH4+)+ c(NH3·H2O) ……①电荷守恒：c(H+)+c(NH4+)= c(Cl-)+ c(OH-)……②式中的c(H+)是水电离出的，c(OH-)是NH4+水解生成的将①式代入②式，整理可得：质子守恒：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)范围：多用在盐水解的溶液习题中。
溶液中粒子浓度大小比较的具体分析：(1)单一溶液中各粒子浓度的比较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(H2PO4-)＞c(HP42-)＞c(P43-)。
②多元弱酸的正盐溶液多元弱酸的弱酸根离子分步水解，水解程度逐级减弱。
如在Na2CO3溶液中：c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3-)＞c(H+)。
③多元弱酸的酸式盐溶液取决于弱酸酸式酸根离子水解和电离程度的相对大小。
如在NaHCO3溶液中：c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)。
(2)混合溶液中粒子浓度的比较比较混合溶液中粒子浓度大小时，要综合分析电离、水解等因素。
如0.1mol·L-1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L-1氨水的混合溶液呈碱性，各粒子浓度大小的顺序为c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)。
酸、碱中和型粒子浓度的关系：(3)不同溶液中同一粒子浓度的比较不同溶液某微粒浓度的大小要看溶液中其他微粒对该微粒的影响。
例题1：25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：a、NH4Cl b、CH3COONH4c、NH4HSO4d、(NH4)2SO4e、(NH4)2Fe(SO4)2c(NH4+)由大到小的的顺序为e＞d＞c＞a＞b。
【解析】在物质铵盐中，CH3COONH4溶液中发生相互促进的水解反应，c(NH4+)最小；(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，Fe2+的水解产生的H+抑制NH4+的水解，c(NH4+)：(NH4)2Fe(SO4)2＞(NH4)2SO4；故(NH4)2Fe(SO4)2中c(NH4+)最大；NH4HSO4溶液中，电离出的H+抑制NH4+的水解，NH4Cl则发生微弱的水解，故c(NH4+)：NH4HSO4＞NH4Cl。
因此c(NH4+)由大到小的的顺序为e＞d＞c＞a＞b。
例题2：物质的量浓度相同下列溶液：①(NH4)2CO3、②(NH4)2SO4、③NH4HCO3、④NH4HSO4、⑤NH4Cl、⑥NH3·H2O，按c(NH4+)由小到大排列正确的是（）A、③⑤④⑥①②B、⑥③⑤④①②C、⑥⑤③④①②D、⑥③⑤④②①【解析】六种物质中，NH3·H2O是弱电解质，只能微弱电离；其余都是盐（强电解质），能够完全电离，因为NH4+的水解是微弱的，所以NH3·H2O中c(NH4+)最小。
在组成相似的NH4HCO3、NH4HSO4、NH4Cl三种盐中，NH4HCO3是弱酸弱碱盐，在溶液中能够发生相互促进的水解反应；NH4HSO4、能电离出H+，使NH4+的水解受到抑制。