高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。
1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。
2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。
3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。
解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。
当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。
4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。
需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。
如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。
另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。
如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。
高二化学 水溶液中的离子平衡(守恒关系)
第三章水溶液中的离子平衡（三大守恒）一、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。
如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。
例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)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。
2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。
实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。
在Na2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)==1/2c(Na＋) ( Na＋,S2―守恒)在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。
HS―＋H2O H2S＋OH―HS―＋＋S2―H2O H＋＋OH―从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；将以上两式相加，有：c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋)得出的式子被称为质子守恒3、质子守恒：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。
现将此类题的解题方法作如下总结。
二、典型题――溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡［点击试题］0.1mol/L 的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________2、弱碱溶液［点击试题］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+)3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型在CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是( )A、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(OH―)>c(H＋)B、c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋)C、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―)D、c(Na＋)>c(OH―)>c(CH3COO―)>c(H＋)［点击试题］在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是____ __［随堂练习］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)［点击试题］判断0.1mol/L 的NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系____ __［随堂练习］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（）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-)［点击试题］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-)三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。
人教版高三化学选修4第三章 掌握三大守恒以及解决离子浓度大小比较
掌握三大守恒以及解决离子浓度大小比较一、溶液中电离、水解程度大小比较1.单一溶质的弱酸的酸式盐溶液：主电离的显酸性、主水解的显碱性，换一种说法来讲比较该酸根电离常数Ka与水解常数Kh的大小，谁大谁占主导地位。
例如Ka2（H2CO3）=5.61*10-11，Kh=2.22*10-8。
由于水解常数大于电离常数，故溶液呈碱性2.等浓度的一元弱酸及其正盐共存于溶液中时，溶液呈酸性还是碱性，取决于酸电离程度。
正常情况下来讲，若酸的酸性比碳酸强(即酸的K值大于碳酸的K1).则酸的电离程度大于对应的盐的水解程度。
反之则盐的水解程度大于对应酸的电离程度。
高中常见的电离程度比碳酸强的酸(即K比碳酸大的):CH3COOH、HSO3-、H2CO4，比碳酸弱的酸:HCIO、H2S、HCN.3.三大守恒:电荷守恒:(由于溶液呈电中性，所以n（正电荷）=n（负电荷）)如NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO3-)+c(0H-);物料守恒:（两种原子间构成量的关系）如NaHC03溶液中n(Na):n(C)=1:1;推出:c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO3-)+c(H2CO3);质子守恒:(溶液中H+得失守恒)1、H+转移的物质的量可用得到H+生成产物的物质的量和失去H+后生成物质的物质的量来表示，在NH4HCO3溶液中H3O+（可直接看做H+）、H2CO3为得到质子后的产物；NH3（即NH3·H2O）、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系:c(H+)+c(H2CO3)=c(NH3·H2O)+c(OH-)+c(CO3-)。
【当溶液中为单一溶质或两种溶液反应后为单一溶质可使用上述方法书写质子守恒，更加方便迅速】练习：写出Na2CO3溶液中的质子守恒：解析：分析可知溶液中能得氢离子的有CO32-，H2O;其中一个CO32-得到一个H+变成HCO3-（水解得到H+），一个CO32-得到两个H+变成H2CO3（分两步水解），H2O发生自偶电离生成H3O+;能失去氢离子的只有H2O失去氢离子生成OH-，,故质子守恒为：2c（H2CO3）+c（HCO3-）+c（H3O+）=c（OH-）。
溶液中的三大守恒
溶液中的三大守恒关系（一）溶液中的守恒关系1、电荷守恒规律：电解质溶液中，电解质总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数＝阳离子所带正电荷总数如NaHCO3 溶液中存在着Na+、HCO3- 、H+、CO32-、OH-存在如下关系c(H+)+c (Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) 这个式子叫电荷守恒2、物料守恒规律：某元素的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和如Na2S溶液中，S2-能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：1/2c(Na+)=c(S2-)+ c(HS-)+c(H2S) 这个式子叫物料守恒如Na2CO3溶液中，CO32-离子存在形式有HCO3-、CO32-、H2CO3则1/2c(Na+)=c(HCO3-)+ c(HS-)+c(H2S)3、质子守恒：由水电离产生的H+、OH-浓度相等如Na2CO3溶液中，由水电离产生的OH-以游离态存在，而H+因CO32-水解有三种存在形式H+、HCO3-、H2CO3，则有c (OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3)同理在Na3PO4溶液中有：c (OH-)=c(H+)+ c(HPO42-)+2c(H2PO4-)+3c(H3PO4)练习：写出下列溶液中三大守恒关系①Na2S溶液电荷守恒：c(Na+)+c（H+）=2c(S2-)+ c(HS-)+c(OH-)物料守恒：1/2c(Na+)=c(S2-)+ c(HS-)+c(H2S)质子守恒：c (OH-)=c(H+)+ c(HS-)+2c(H2S)②NaHCO3溶液电荷守恒：c(H+)+c (Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)物料守恒：c (Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)质子守恒：c (OH-)=c(H+)+ c(H2CO3)-c(CO32-)----电荷守恒-物料守恒=质子守恒溶液中离子浓度大小比较一、单一溶质1、多元弱酸溶液，根据多步电离规律，前一步电离产生的离子浓度大于后一步电离产生的离子，如在H3PO4溶液中，c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)2、多元弱酸的正盐，根据弱酸根的多步水解规律，前一步水解远远大于后一步水解，如在Na2CO3溶液中(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3-)+ c(H2CO3)3、不同溶液中，同一离子浓度大小的比较，要看其它离子对其影响因素练习：1、写出下列溶液中离子浓度大小的关系NH4CL溶液中：c(CL-) ＞c(NH4+) ＞c(H+) ＞c(OH-)CH3COONa溶液中：c(Na+) ＞c(CH3COO-) ＞c(OH-) ＞c(H+)2、物质的量浓度相同的下列各溶液，①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3 ④（NH4）2CO3 ⑤NH4HCO3 ，c(CO32-)由小到大排列顺序为二、混合溶液混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如离子间的反应、电离因素、水解因素等。
溶液中的三大守恒-高二化学课件(人教版2019选择性必修1)
环节2、知识精讲
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例1、写出下列溶液中的电荷守恒。
① CH3COONa溶液
② Na2SO3溶液
③ H2SO3溶液
④ NaHS溶液
环节2、知识精讲
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思考与讨论 1、什么是物料守恒？
电解质电离、水解过程中，溶液中某些关键性原子（或原子团）总是守恒的。
2、如何才能正确书写物料守恒？ ①弄清水解、电离的离子去哪儿了。 ②弄清不水解的离子和水解的离子间的等量关系。
化学反应原理
第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节 盐类的水解
第5课时 溶液中的三大守恒
XUE XI MU BIAO
1、学会电荷守恒、物料守恒、质子守恒。 2、学会运用三大守恒解决实际问题。
ZHI SHI DAO HANG
1 本节重点
学会电荷守恒、物料守恒和质子守恒。
2 本节难点
学会电荷守恒、物料守恒和质子守恒。
H+去哪儿了
得到H+后的产物
失去H+后的产物
CH3COOH H+
CH3COOH2O
OH-
环节2、知识精讲
三、质子守恒 2、NH4Cl溶液
电离
H2O ⇌ H+ + OH-
水解 NH4++H2O ⇌ NH3·H2O + H+
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OH-去哪儿了
n水(H+)＝n水(OH－)
n水(OH-)
n(NH3·H2O) n溶液(OH-)
溶液 由上可知： 2n盐(Na+) ＝3[n盐(CO32-)+n盐(HCO3－)]
物料守恒： 2n盐(Na+) ＝3[n (CO32-)＋n(HCO3- )＋n (H2CO3)]
书写三大守恒式,离子浓度的判断,电离和水解
怎样判断水解大于电离还是电离大于水解?一般来说,题目给你的盐溶液都是你可以知道溶液的酸碱性的,要根据溶液的酸碱性来判断是水解大于电离还是电离大于水解.由于酸根的水解使溶液显碱性,电离使溶液显酸性,所以如果溶液是酸性,那么电力大于水解,如果溶液是碱性,那么水解大于电离.或者你要通过背来记住谁的水解强,谁的电离强.在中学化学中,只需要知道以下几种情况就可以了.1.NaHCO3溶液:HCO3-的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;2.NaHSO3溶液:HSO3-的水解程度小于电离程度,溶液呈酸性;3.NaHSO4溶液:HSO4-只电离,不水解,溶液呈酸性;4.NaH2PO4溶液:H2PO4-的水解程度小于电离程度,溶液呈酸性;5.Na2HPO4溶液:HPO42-的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;6.在同浓度的醋酸和醋酸钠混合溶液中,醋酸的电离程度大于醋酸根的水解程度,溶液呈酸性;7.在同浓度的氨水和氯化铵混合溶液中,一水合氨的电离程度大于铵根离子的水解程度,溶液呈碱性.其他的情况就不需要记忆了.离子浓度大小如何比较要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）.对有关电解质溶液中离子浓度大小比较的题,在做时首先搞清溶液状况,是单一溶液还是混合溶液,然后再根据情况分析.1、单一溶质的溶液中离子浓度比较①多元弱酸溶液中,由于多元弱酸是分步电离（注意,电离都是微弱的）的,第一步的电离远远大于第二步,第二步远远大于第三步.由此可判断多元弱酸溶液中离子浓度大小顺序.例H3PO4溶液中：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)②多元弱酸的强碱正盐溶液中,要根据酸根离子的分步水解（注意,水解都是微弱的）来分析.第一步水解程度大于第二步水解程度,依次减弱.如Na2S溶液中：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)③多元弱酸的酸式盐溶液中：由于存在弱酸的酸式酸根离子的电离,同时还存在弱酸的酸式酸根离子的水解,因此必须搞清电离程度和水解程度的相对大小,然后判断离子浓度大小顺序.常见的NaHCO3 NaHS,Na2HPO4溶液中酸式酸根离子的水解程度大于电离程度,溶液中c(OH-)＞c(H+)溶液显碱性,例NaHCO3中：c（Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO32-),反例：NaHSO3,NaH2PO4溶液中弱酸根离子电离程度大于水解程度,溶液显酸性c(H+) ＞c(OH-).例在NaHSO3中：c （Na+）＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-).规律：①第一步水解生成的粒子浓度在[OH-]和[H+]之间,第二步水解生成的粒子浓度最小例：Na2S溶液中的各离子浓度大小的顺序：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)②不同溶液中同种离子浓度的比较：既要考虑离子在溶液中的水解因素,又要考虑其它离子的影响,是抑制还是促进,然后再判断.例；常温下物质的量浓度相等的a.(NH4)2CO3b.(NH4)2SO4.c.(NH4)2Fe(SO4)2 三种溶液中c(NH4+)的大小；NH4+在水溶液中发生水解显酸性,CO32-离子水解显碱性,两离子水解相互促进,Fe2+水解显酸性与NH4+水解相互抑制,因此三溶液中c(NH4+)：c＞b＞a.2、混合溶液中离子浓度的比较①强酸与弱碱溶液混合后溶液中离子浓度大小比较,首先要考虑混合后溶液的状况及溶液的酸碱性.酸过量：溶液为强酸和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(H+) ＞c(OH-)呈酸性酸碱恰好完全反应：溶液为单一盐溶液,弱碱根离子水解,溶液呈酸性碱少量过量：溶液为弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(OH-)= c(H+)呈中性碱大量过量：溶液为大量弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(OH-)＞c(H+)呈碱性.根据这几种情况可判断溶液中离子大小情况.②强碱和弱酸溶液混合后,溶液中离子浓度的大小比较呈碱性包括两种情况；强碱和强碱弱酸盐的混合溶液及单一强碱弱酸盐溶液.呈中性:强碱弱酸盐和少量弱酸的混合溶液呈酸性：强碱弱酸盐和大量弱酸的混合溶液3理解掌握电解质溶液中的几种守恒关系；①溶质守恒：（物料守恒）溶质在溶液中某种离子的各种存在形式总和不变.如：在CH3COONa溶液中c(CH3COO－)+ c(CH3COOH)= c(Na ＋)=c( CH3COONa)②溶剂守恒：（质子守恒）溶液中溶剂水电离的c(H＋)和c(OH－)浓度相等,如：在CH3COONa溶液中,水所电离的H＋被部分CH3COO－结合生成CH3COOH,因此：c(H＋)+ c(CH3COOH)= c(OH－) ③电荷守恒：任何溶液中都呈电中性,溶液中阳离子所带的正电荷总和等于阴离子所带的负电荷总和.在CH3COONa溶液中：c(CH3COO－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)利用好守恒关系也可以达到事半功倍的效果.如何写化学中三大守恒式（电荷守恒,物料守恒,质子守恒）这三个守恒的最大应用是判断溶液中粒子浓度的大小,或它们之间的关系等式.电荷守恒,－－即溶液永远是电中性的,所以阳离子带的正电荷总量＝阴离子带的负电荷总量例, NH4Cl溶液,NH4^+ + H+ = Cl- + OH-写这个等式要注意2点：1、要判断准确溶液中存在的所有离子,不能漏掉.2、注意离子自身带的电荷数目.如,Na2CO3溶液,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH- NaHCO3溶液,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH- NaOH溶液,Na+ + H+ = OH-Na3PO4溶液,Na+ + H+ = 3PO4^3- + 2HPO4^2- + H2PO4^- + OH-物料守恒,－－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,化学式中N:Cl=1:1,即得到,NH4^++NH3.H2O = Cl-Na2CO3溶液,Na:C=2:1,即得到,Na+ = 2(CO3^2- + HCO3^- + H2CO3)NaHCO3溶液,Na:C=1:1,即得到,Na+ = CO3^2- + HCO3^- + H2CO3写这个等式要注意,把所有含这种元素的粒子都要考虑在内,可以是离子,也可以是分子.质子守恒例如：NH4Cl溶液,电荷守恒,NH4^+ + H+ = Cl- + OH-物料守恒,NH4^+ + NH3.H2O = Cl-处理一下,约去无关的Cl-,得到,H+ = OH- + NH3.H2O,即是质子守恒Na2CO3溶液,电荷守恒,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH-物料守恒,Na+ = 2(CO3^2- + HCO3^- + H2CO3)处理一下,约去无关的Na+,得到,HCO3^- + 2H2CO3 + H+ = OH-质子守恒,即所有提供的质子都由来有去.如,NH4Cl溶液,水电离出的,H+ = OH-,但是部分OH-被NH4^+结合成NH3.H2O,而且是1：1结合,而H+不变,所以得到, H+ = 原来的总OH- = 剩余OH- + NH3.H2ONa2CO3溶液,水电离出的,H+ = OH-,但是部分H+被CO3^2-结合成HCO3^-,而且是1：1结合,还有部分继续被HCO3^-结合成H2CO3,相当于被CO3^2-以1：2结合,而OH-不变,所以得到, OH- = 原来总H+ = HCO3^- + 2H2CO3 + 剩余H+碳酸钠、碳酸氢钠、醋酸钠、氯化铵的电荷守恒、物料守恒、质子守恒和离子浓度大小比较的离子表达式.Na2CO3[Na+]+[H+]=2[CO3 2-]+[HCO3-]+[OH-][Na+]=2[CO3 2-]+2[HCO3-]+2[H2CO3][OH-]=[H3O+]+[HCO3-]+2[H2CO3]Na＞CO3 2-＞OH-＞HCO3-＞H+碳酸氢钠[Na+]+[H+]=2[CO3 2-]+[HCO3-]+[OH-][Na+]=[CO3 2-]+[HCO3-]+[H2CO3][OH-]+[CO3 2-]=[H3O+]+[H2CO3]Na+＞HCO3-＞OH-＞H+＞CO3 2-醋酸钠[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-][Na+]=[AC-]+[HAc][OH-]=[H3O+]+[HAc]Na+＞Ac-＞OH-＞H+氯化铵[NH4+]+[H+]=[Cl-]+[OH-][Cl-]=[NH4+]+[NH3·H2O][H3O+]=[OH-]+[NH3·H2O]Cl-＞NH4+＞H+＞OH-离子浓度大小比较还要看溶液的浓度,比如10的负22次方mol/L的NH4Cl,就是H+ 最大。
水解的三大守恒知识
水解的三大守恒知识
一、电荷守恒：整个溶液不显电性
1.概念：溶液中阳离子所带的正电总数=阴离子所带的负电总数
2.注意：离子显几价其浓度前面就要乘上一个几倍的系数
3.指出：既要考虑溶质的电离，也要考虑水的电离，还要考虑盐的水解
4.类型：
二、物料守恒：也叫原子守恒
在电解质溶液中，某些离子能够发生水解或者电离，变成其它离子或分子等，这虽然可使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，因此应该始终遵循原子守恒。
1.某一种原子（团）的数目守恒:
若已知以下各电解质的浓度均为0.1mol/L
2.某两种原子（团）的比例守恒：此比例来自于化学式且与化学式一致
（三）质子守恒：
（3）弱酸弱碱盐的溶液中：
4.关系：电荷守恒式与物料守恒式相加减可得质子守恒式。
溶液中的三大守恒
溶液中的三大守恒溶液中的三大守恒关系（一）溶液中的守恒关系1、电荷守恒规律：电解质溶液中，电解质总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数＝阳离子所带正电荷总数如NaHCO3 溶液中存在着Na+、HCO3- 、H+、CO32-、OH-存在如下关系c(H+)+c (Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) 这个式子叫电荷守恒2、物料守恒规律：某元素的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和如Na2S溶液中，S2-能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：1/2c(Na+)=c(S2-)+ c(HS-)+c(H2S) 这个式子叫物料守恒如Na2CO3溶液中，CO32-离子存在形式有HCO3-、CO32-、H2CO3则1/2c(Na+)=c(HCO3-)+ c(HS-)+c(H2S)3、质子守恒：由水电离产生的H+、OH-浓度相等如Na2CO3溶液中，由水电离产生的OH-以游离态存在，而H+因CO32-水解有三种存在形式H+、HCO3-、H2CO3，则有c (OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3)同理在Na3PO4溶液中有：c (OH-)=c(H+)+ c(HPO42-)+2c(H2PO4-)+3c(H3PO4)练习：写出下列溶液中三大守恒关系①Na2S溶液电荷守恒：c(Na+)+c（H+）=2c(S2-)+ c(HS-)+c(OH-)物料守恒：1/2c(Na+)=c(S2-)+ c(HS-)+c(H2S)质子守恒：c (OH-)=c(H+)+ c(HS-)+2c(H2S)②NaHCO3溶液电荷守恒：c(H+)+c (Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)物料守恒：c (Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)质子守恒：c (OH-)=c(H+)+ c(H2CO3)-c(CO32-)----电荷守恒-物料守恒=质子守恒溶液中离子浓度大小比较一、单一溶质1、多元弱酸溶液，根据多步电离规律，前一步电离产生的离子浓度大于后一步电离产生的离子，如在H3PO4溶液中，c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)2、多元弱酸的正盐，根据弱酸根的多步水解规律，前一步水解远远大于后一步水解，如在Na2CO3溶液中(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3-)+ c(H2CO3)3、不同溶液中，同一离子浓度大小的比较，要看其它离子对其影响因素练习：1、写出下列溶液中离子浓度大小的关系NH4CL溶液中：c(CL-) ＞c(NH4+) ＞c(H+) ＞c(OH-)CH3COONa溶液中：c(Na+) ＞c(CH3COO-) ＞c(OH-) ＞c(H+)2、物质的量浓度相同的下列各溶液，①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3 ④（NH4）2CO3⑤NH4HCO3 ，c(CO32-)由小到大排列顺序为二、混合溶液混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如离子间的反应、电离因素、水解因素等。
高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解
高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解三大守恒：物质守恒、电子守恒和能量守恒
物质守恒：物质守恒定律是物质不可增减的原则，也就说它可以保证物质在任何化学
反应中量不变。
即物质在纯化学反应中无论如何变换，其实质永不会消失或产生，总物质
的数量和性质在反应中是要保持不变的。
高中化学溶液离子水解与电离中，物质守恒定律
可以用来统计各离子量，即离子发生水解或电离时，无论是水解还是电离，在化学方程式中，离子的小括号内的系数都不会改变，也就是离子的数量和物质的性质都要保持一致，
而不会发生变化。
能量守恒：能量守恒定律是任何物质反应中，反应中系统的总能量在反应中是不变的。
这个定律表明，反应开始时所有反应物携带的总能量当反应结束时，总能量也不会受到影响，只是反应物携带的能量分布或释放情况不同而已。
在高中化学溶液离子水解与电离中，能量守恒定律可以用来计算离子的电荷数，通过计算出反应中的离子的电荷数，就可以推
导出离子的吸收或释放能量。
总之，高中化学溶液离子水解与电离中，三大守恒，包括物质守恒定律、电子守恒定
律和能量守恒定律，都可以用来计算溶液离子水解和电离反应中的离子数量、电荷和能量
释放情况。
它们从不同角度阐明了溶液离子水解与电离反应的基本规律，而且都是不可缺
少的重要部分。
高中化学重难点——盐类水解中三大守恒解析
电离平衡理论和水解平衡理论［引入］电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。
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；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：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；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。
守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。
在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。
守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。
守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。
3.3.5 溶液中的三大守恒关系-高二化学(人教版2019选择性必修1)
第三章· 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
第5课时
溶液中的三大守恒关系
温故 一、书写以下溶液中弱电解质的电离方程式：
醋酸溶液
硫化氢溶液
CH3COOH
CH3COO- + H +
H2S
H++ HS -
H2O
H++OH-
HS -
H2O
H++ S2-
H++OH-
二、书写以下溶液中所存在的电离及 “弱”离子的水解方程式：
n(NH4+)+n(NH3·H2O)=n(Cl-) c(NH4+)+c(NH3·H2O)=c(Cl-)
例题1：1 mol / L 的Na2CO3 溶液中
写法归纳：
Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O
H+ + OH– 找 关 系 （ 一 般
CO32– + H2O HCO3– + H2O
质子守恒：c（ CH3COOH ）+c(H+)=c(OH-)
解题方法
①找出水电离产生的H＋和OH－的去向。 ②依据水电离产生的H＋和OH－总量相等，列出等式。
如:在Na2S溶液中：
H2O
H+ + OH–
S2– + H2O
HS– + OH–
S2
–
HS–
HS– + H2O H2S + OH–
H2S
c(OH-)＝c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
例题2 ：写出Na2S 溶液的电荷守恒
高二化学水溶液中的离子平衡(守恒关系)
学习必备欢迎下载第三章水溶液中的离子平衡（三大守恒）一、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。
如（ 1）在只含有＋－＋―四种离子的溶液中A、 M、 H、OHc(A +)+c(H ＋ )==c(M - )+c(OH ― ),若 c(H ＋ ) ＞ c(OH― ) ，则必然有 c(A +) ＜ c(M- ) 。
例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：＋＋―)+c(OH ―)+2c(CO2―)C(Na )+c(H)==c(HCO33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。
2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。
实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。
在 Na2S 溶液中存在着2――的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系S的水解、 HSc(S 2― )+c(HS ― )+c(H 2S)==1/2c(Na ＋ ) ( Na＋,S 2―守恒 )在 NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。
―＋H2O ――＋2―H2O＋―HS H2S＋ OH HS H＋ S H＋ OH从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S 2― )+c(H 2S)==c(Na ＋) ；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+2(S 2― )+c(OH― )==c(Na ＋ )+c(H ＋) ；将以上两式相加，有：2――＋c(S )+c(OH )==c(H 2 S)+c(H )得出的式子被称为质子守恒3、质子守恒：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。
三大守恒及溶液中离子浓度大小比较
三大守恒及溶液中离子浓度大小比较1、两个微弱（1）微弱电离：溶质分子是主要的。
①弱电解质电离是微弱的②多元弱酸电离是分步，主要由第一步决定（2）微弱水解：盐溶液离子是主要的。
①水解是微弱②多元弱酸酸根水解是分步，主要由第一步决定。
2、三个守恒（1）电荷守恒：溶液呈电中性——阳离子所带正电荷总数=阴离子所带负电荷总数（2）物料守恒（原子守恒）：某原子的原始的浓度=该元素在溶液中的各种形式存在微粒的浓度和（3）质子守恒：在电解质溶液中，水电离出的c(H+)水与c(OH-)水总是相等。
（联立电荷守恒和物料守恒等式）。
3、特殊（1）弱酸酸式盐：比较电离，水解的相对强弱。
（2）混合溶液①不反应：比较电离、水解的相对强弱。
②会反应：根据过量程度来考虑电离与水解的相对强弱。
【练习题】一、单一溶液中各粒子浓度1.在0.1mol/L的Na2S溶液中，下列关系正确的是( )A.c(Na+)>c(S2-)>c(H+)>c(HS-)>c(OH-)B.c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)C.c(Na+)+c(H+)=1/2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)D.c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=0.1mol/L二、混合溶液中各粒子浓度2.把0.02mol/LCH3COOH和0.01mol/LNaOH以等体积混合后溶液显酸性，则混合溶液中微粒浓度关系正确的是（）A.c(CH3COO-)>c(Na+)B.c(CH3COOH)>c(CH3COO-)C.2c(H+)=c(CH3COO-) - c(CH3COOH)D.c(CH3COOH) + c(CH3COO-)=0.01mol/L3.0.1mol/L的NaOH溶液0.2L，通入448mL（标况）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(S2-) + c(OH-)C.c(Na+) = c(H2S) + c(HS-) + c(S2-) + c(OH-)D.c(S2-) + c(OH-) = c(H+) + c(H2S)4.常温下，一定体积pH=2的二元弱酸H2R溶液与一定体积pH=12的NaOH溶液混合后溶液呈中性。
高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解
电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。
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；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：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；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。
二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。
如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。
例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)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。
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高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。
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；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：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；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。
二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。
如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H ＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。
例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)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。
2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。
实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。
在Na2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)==1/2c(Na＋) ( Na ＋,S2―守恒)C(HS―)+2c(S2―)+c(H)==c(OH―) (H、O原子守恒)在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。
HS―＋H2O H2S＋OH―HS―H＋＋S2―H2O＋＋OH―从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；将以上两式相加，有：c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋)得出的式子被称为质子守恒3、质子守恒：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。
现将此类题的解题方法作如下总结。
二、典型题――溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡S溶液中所存在离［点击试题］0.1mol/L 的H2子的浓度由大到小的排列顺序是_________________解析：在H2S溶液中有下列平衡：H2S H ＋+HS―；HS―＋+S2―。
已知多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H＋，因此答案应为：c(H ＋)>c(HS―)>c(S2―)>c(OH―)弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子)同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题2、弱碱溶液［点击试题］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+)下面我们以弱酸强碱盐为例，来介绍一下能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较的解题方法3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子在CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是( )A、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(OH―)>c(H＋)B、c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋)C、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―)D、c(Na＋)>c(OH―)>c(CH3COO―)>c(H＋)解析：在CH3COONa溶液中：CH3COONa Na＋+CH3COO―，CH3COO―+H2O CH3COOH+OH―；而使c(CH3COO―)降低且溶液呈现碱性，则c(Na＋)>c(CH3COO―)，c(OH―)>c(H＋)，又因一般盐的水解程度较小，则c(CH3COO―)>c(OH―),因此A选项正确。
一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)>C(水电离出的另外一种离子)［点击试题］在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是______解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3==2Na＋+CO32―，CO32―+H2O HCO3―+OH―，HCO3―+H2O H2CO3+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水解弱得多，则C(HCO3―)与C(OH―)相关不大，但C(H＋)比C(OH―)小得多，因此C(HCO3―) > C(H＋)。
此题的答案为：C(H＋)<C(HCO3―)<C(OH―)<C(CO32―)<C(Na＋)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)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子)［随堂练习］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)溶液中离［点击试题］判断0.1mol/L 的NaHCO3子浓度的大小关系解析：因NaHCO3==Na＋+HCO3―，HCO3―+H2O H2CO3+OH―，HCO3―H＋+CO32―。
HCO3―的水解程度大于电离程度，因此溶液呈碱性，且C(OH―) > C(CO32―)。
由于少部分水解和电离，则C(Na ＋)>C(HCO3―)>C(OH―)>C(H＋) > C(CO32―)。
二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：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)>C(电离得到的酸根离子)［随堂练习］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-) 下面再让我们利用上述规律来解决一下强酸弱碱盐的问题［点击试题］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-)三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。
下面以一元酸、一元碱和一元酸的盐为例进行分析。
1、强酸与弱碱混合［点击试题］PH=13的NH3·H2O和PH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是____________解析：PH==1的HCl，C(H＋)==0.1 mol/L ，PH=13的NH3·H2O，C(OH―)== 0.1 mol/L ，则NH3·H2O 的浓度远大于0.1 mol/L ，因此，两溶液混合时生成NH4Cl为强酸弱碱盐，氨水过量，且C(NH3·H2O)>C(NH4Cl)，则溶液的酸碱性应由氨水决定。
即NH3·H2O的电离大于NH4＋的水解，所以溶液中的离子浓度由大到小的顺序为：C(NH4＋)>C(Cl―)>C(OH―)>C(H＋)。
需要我们注意的是，强酸弱碱盐溶液中加入一定量的弱碱，解题方法与此题相同。
2、强碱与弱酸混合COOH ［点击试题］PH=X的NaOH溶液与PH=Y的CH3溶液，已知X+Y=14，且Y<3。
将上述两溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是( )A、C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(OH―)>C(H＋)B、C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(H＋)>C(OH―)C、C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(OH―)>C(H＋)D、C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)解析：同上，PH==X的NaOH溶液中，C(OH―)==10-(14-X)mol/L，PH==Y的CH3COOH 溶液中，C(H＋)==10-Y mol/L，因为X+Y==14，NaOH溶液中C(OH―)等于CH3COOH溶液中C(H＋)。