溶液中离子浓度的大小比较题型特征与解题方法
巧解水溶液中离子浓度大小问题
巧解水溶液中离子浓度大小问题摘要：将水溶液中的微粒分成三类：大量、少量、微量，在每一类中再进行离子浓度大小比较。
关键词：大量少量微量离子浓度大小比较笔者依据多年的教学经验，系统梳理各种题型，分析总结出一个简单的解答策略及解题方法，能将此类知识进行简单的处理，并将复杂的内容简化。
一、解决策略根据鲁科版和人教版课本分析很容易知道，不论是弱电解质的电离还是盐类的水解，它们的电离程度和水解程度都是非常小的，因此我们可以将溶液中的微粒进行初步简单的处理，将各种微粒分成大量、少量、微量三种。
分类标准如下表。
浓度关系一定满足：大量＞少量＞微量。
二、题型分析电解质溶液中离子浓度的相对大小比较的题目虽然非常多，概括起来主要有三种类型：单一溶质溶液的离子浓度大小的比较，混合溶液的离子浓度大小的比较，不同溶液中同一离子浓度大小的比较；针对每种类型，利用刚才的解题策略进行简单分析。
1单一溶质的溶液的离子浓度大小的比较。
【典型例题1】在（MmO1∕1NH3∙H2O溶液中，下列关系正确的是（）。
A.c(NH3∙H2O)>c(OH-)>c(NH4+)>c(H+)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-)根据解题策略分析，首先将溶液中的各种微粒进行分类，结果表格如下：根据浓度关系，我们很容易得到：c(NH3∙H2O)>[c(0H-),c(NH4+)]>c(H+)。
我们发现少量的微粒有两种，下面将少量的微粒进行比较，难点就会迎刃而解。
因为水还电离出OH-,所以少量的微粒中C(0H-)>c(NH4+),故本题答案选A。
2.混合溶液中各种离子浓度的相对大小比较。
此类题型首先要看是否反应，若不反应，微粒数目仅仅增加，比较方法如1。
溶液中离子浓度大小比较及三大守恒定律讲解例题
⑵相对较强的酸与相对较弱的碱溶液混合，因碱有剩余，
所得溶液为碱性；
⑶相对较弱的酸与相对较强的碱溶液混合，因酸有剩 余，所得溶液为酸性； 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。
【归纳】谁弱谁过量、谁弱显谁性、同强（弱）显中性
解题方法小结：
两种(或多种)物质相混合: 先考虑这两种物质能否发生反应、反应后溶液中剩 余的物质是强电解质还是弱电解质。 如果恰好完全反应，则考虑生成的物质是什么，然 后按照只有一物质作溶质进行处理； 若溶液中同时存在能水解的盐和弱酸、弱碱，若不 特别注明则溶液通常显弱酸、弱碱的性质.
CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-) 大 于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( A B ) A．c(H+)＞c(OH-) B．c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol· L-1 C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D．c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol· L-1
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
解题方法小结：
对于溶质单一型的溶液， 若溶质是弱酸或弱碱的考虑电离且电离是弱电离， 若溶质是盐考虑水解同样水解也是弱水解。 无论哪种情况都要考虑水的电离。
２．两种溶液混合后不同离子浓度的比较： 对策：①首先考虑电荷守恒；
【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)]
离子浓度大小的比较
三．离子浓度大小比较的题型 １．单一溶质溶液中离子浓度大小关系：
A、酸溶液或碱溶液 （1）H2SO3溶液中，各离子浓度大小关系为 。
H+>HSO3—>Байду номын сангаасO32—>OH— (２)在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O、 NH4+、 OH-、 H+的浓度由大到小的顺序是
C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+)
BD 4ABDC.、、、在、ccc0c(((.(NNN1Naaama++++o))))＋＞ ＝l＝·Lcccc-(((1(HHH的H+CCCN)OO＝Oa33H3c--))-()C＞＋H＞OCccc3((O(溶HHO3+2液-HC))＋＞-O中)＞cc3)(，(＋OcO(下HHHc(-+-列C)))＋O关232c系-()C式O正32-确) 的是：
３．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 c(Na+)＝c(HCO3—)＋c(CO32—)＋c(H2CO3)
４．质子守恒： 例如在Na2CO3溶液中
c(OH—)=c(H+)+2c(H2CO3)+c(HCO3-)
2.把0.02 mol·L-1 HAc溶液与0.01 mol·L-1NaOH溶液等体 积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是( A D) A、c(Ac-)＞c(Na+) B、c(HAc)＞c(Ac-) C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc) D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01 mol·L-1
微专题——离子浓度大小比较(教师版)
微专题——离子浓度大小比较知识点一：溶液中的三种守恒：以Na2S和NaHS溶液为例：1、电荷守恒：Na2S水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]NaHS水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]意义：溶液呈电中性，因此阴阳离子所带正负电荷总数相等。
写法：将溶液中所有阳离子浓度相加，等于溶液中所有阴离子浓度相加，其中每个离子浓度前的系数等于其所带电荷电量的绝对值。
特点：电荷守恒式只与溶液中离子种类相关，与浓度无关。
2、物料守恒：Na2S水溶液：[Na+]=2([S2-]+[HS-]+[H2S])NaHS水溶液：[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S]意义：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。
写法：观察加入的物质中非H、O元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。
特点：不能以H、O原子书写物料守恒，因为水中有大量的H、O原子。
3、质子守恒：Na2S水溶液：[OH-]=[HS-]+2[H2S]+[H+]NaHS水溶液：[OH-]+[S2-]=[H2S]+[H+]意义：溶液中各微粒得质子（即H+）总数等于失去的质子总数。
写法：①将电荷守恒与物料守恒联立，约去[Na+]即可得到质子守恒式。
②将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于于得质子总数；所有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。
物理意义写法：(Na2S为例)得到的质子总数=n(HS -)+2n(H 2S)+n(H +)，失去的质子数=n(OH -)，二者相等。
再除以溶液体积即可得到质子守恒式知识点二：溶液中离子的浓度大小比较：1、弱酸溶液：0.1mol/L 的HAc 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[HAc] >）[H +] >[Ac -] >[OH -]0.1mol/L 的H 2S 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[H 2S] >）[H +] >[HS -] >[OH -]>[S 2-]（说明：H 2S 的二级电离常数太小，导致[OH -]>[S 2-]，如果是碳酸，则是[CO 32-]>[OH -]）2、一元弱酸的正盐溶液：0.1mol/L 的CH 3COONa 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +] >[Ac -] >[OH -]>[H +]3、二元弱酸的正盐溶液：0.1mol/L 的Na 2CO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[CO 32－]>[OH －]>[HCO 3－]（>[H 2CO 3]）>[H +]（一步水解后产生等量OH -和HCO 3－，但后者还要水解，浓度会减小，故[OH －]>[HCO 3－]，溶液碱性，[H +]最小） （关于碳酸与氢离子浓度大小比较可以由1323[][][]k H HCO H CO +-=进行讨论，常温下k 1数量级是10-7，而[HCO 3-]接近[OH -]，一般大于这个值，因此整个分数小于1，故[H 2CO 3]）>[H +]）4、二元弱酸的酸式盐溶液：0.1mol/L 的NaHCO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[HCO 3－]>[OH －]（>[H 2CO 3]）>[H +]>[CO 32－]（水解大于电离，故水解产物（H 2CO 3、OH -）浓度大于电离产物（CO 32－、H +）浓度，水也电离，故[H +]>[CO 32－]）0.1mol/L 的NaHSO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[HSO 3－]>[H +]>[SO 32－] >[OH －]（>[H 2SO 3]）（电离大于水解，因此电离产物（SO 32－与H +）浓度大于水解产物（OH -）浓度，水电离导致，[H 2SO 3]最小）5、常见的混合溶液情况分析：① 混合后若反应，则先弄清反应后溶液中的溶质以及各溶质浓度，计算浓度时不要忘记体积的稀释效果； ② 混合溶液中物料守恒可能等式的一边以具体的浓度出现，要能看出来。
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)
关于比较溶液中,离子浓度大小的问题
关于比较溶液中离子浓度大小的问题古田一中胡嘉谋电解质溶液中离子浓度大小比较的问题是高考的热点问题，也是高考化学复习的重难点问题。
实施高中新课程以来，此类传统题型的试题，由于涉及到电离理论、水解理论、守恒思想、平衡思想、元素观、微粒观、定量观等理论知识和化学核心观念，赋予了新课程的特色，且可以有效测试综合应用能力和处理图表信息能力等，已成为了各省市高考命题的热门，应引起足够的重视。
一、思维要点点拨溶液中离子浓度大小比较的解题思维要点可以概括为：紧扣一个关系式（离子浓度大小比较的不等式或等式关系）、抓住两个关键点（电离、水解）、关注三个守恒式（电荷守恒、物料守恒、质子守恒）。
二、解题具体思路一看电解质溶液有无反应，确定溶质种类；二看溶质电离、水解情况，确定离子浓度大小关系；三看属于何种守恒关系，确定浓度等式关系。
①单一溶液：若是酸或碱溶液，考虑电离（注意弱电解质微弱电离）；若是盐溶液，先考虑电离，再考虑水解（注意盐的水解是微弱的）；若是弱酸的酸式盐，既考虑电离又考虑水解。
②无反应的混合溶液：同时考虑电离和水解。
③有反应的混合溶液：若恰好完全反应，生成的是酸或碱则考虑电离；生成的是盐则考虑水解。
若反应物过量，则根据过量程度考虑电离或水解。
三、学生存在问题一是强、弱电解质分辨不清。
强酸、强碱、绝大多数盐（不论是强酸弱碱盐还是弱酸强碱盐等）都是强电解质，完全电离，按电解质组成分析离子浓度大小；弱酸、弱碱、水是弱电解质，微弱电离，电离方程式应写可逆号，按电离平衡分析离子浓度大小。
二是电解质电离还是水解分辨不清。
不论是强电解质还是弱电解质均可发生电离，含有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子的盐才会水解。
弱酸或弱碱溶液中存在弱酸的阴离子或弱碱的阳离子，但不会发生水解。
多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。
多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。
三是电解质溶液中的微粒是电离程度大还是水解程度大分辨不清。
单一弱酸酸式盐：若是NaHSO3、NaH2PO4等溶液，弱酸酸式根的电离程度大于其水解程度，溶液呈酸性。
溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略
溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略文件排版存档编号：[UYTR-OUPT28-KBNTL98-UYNN208]有关溶液中离子浓度的大小比较题型归纳及解题策略福建霞浦宏翔高级中学(355100) 朱向阳电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。
这种题型考查的知识点多，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、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。
现结合07年各省市高考试题和模拟题谈谈解答此类问题的方法与策略。
一、要建立正确一种的解题模式1．首先必须有正确的思路：2．要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。
二、要注意掌握两个微弱观念1．弱电解质的电离平衡弱电解质电离的过程是可逆的、微弱的，在一定条件下达到电离平衡状态，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HS的水2 S HS-+H+，HS-S2-+H+，溶液中：H2O H++OH－，则离子浓度由大到小的顺序为c(H+)＞c(HS-) ＞c(S2-)＞c(OH－)。
H22．盐的水解平衡在盐的水溶液中，弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子都会发生水解反应，在一定条件下达到水解平衡。
在平衡时，一般来说发生水解反应是微弱的。
多元弱酸根的阴离子的水解，可认为是分步进行的，且依次减弱，以第一步为主。
如在Na2CO 3溶液中存在的水解平衡是：CO 32－＋H 2O HCO 3－＋OH －，HCO 3－＋H 2O H 2CO 3＋OH －，则c(Na +)＞c(CO 32－)＞c(OH －)＞c(HCO 3－)＞c （H +）。
三、要全面理解三种守恒关系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。
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，H3PO4H2PO4- +H+，H2PO4-HPO4(2-)+H，HPO4(2-)PO4(3-)+H+，得出c(H+)>c(H2PO4－)>c(HPO42－) > c(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，Na2CO3=2Na＋＋CO32-；CO32－＋H2O HCO3－＋OH－；HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－由此得出c(Na+)>c(CO32－)>c(OH －)> c(HCO3－)。
（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影响。
如在①NH4Cl ②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，c(NH4+)浓度的大小为③>①>②。
（4）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。
（5）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。
（6）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)。
（7）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c(H+) 或c(OH－)都很小。
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。
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。
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。
离子浓度大小比较技巧与方法
技巧与方法：电解质溶液中离子浓度大小比较电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
多年以来全国高考化学试卷年年涉及这种题型。
这种题型考查的知识点多，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、电离度、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。
首先必须有正确的思路：其次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）。
对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。
第三，要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。
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-)。
溶液中离子浓度大小的比较
关系正确的是（
AC）
A．0.1mol/LCH3COONa与0.1mol/LHCl溶液等体积混合： c(Na＋)＝c(Cl－)＞cCH3COO－)＞c(OH－) B．0.1mol/LNH4Cl与0.1mol/L氨水等体积混合（pH＞7）： c(NH3· H2O)＞c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)
D 、 c(H+)=c(OH-)+c(NH3· H2O)+c［Fe(OH)2］
D为质子守恒应该是c(H+)=c(OH-)+c(NH3· H2O)+2c［Fe(OH)2］
【课堂检测2】草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。在0.1
mol· L-1 KHC2O4溶液中，下列关系错误的是 (
B 、c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol· L-1 C 、c(C2O42-)>c(H2C2O4) D 、c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-) B 选项物料守恒应该为：
（1）粒子种类：__________________________________________
（2）大小关系：__________________________________________ 【例题6】 0.1 mol/L NaHCO3溶液中
（1）粒子种类：__________________________________________
【例题13】比较下列几种溶液中离子浓度的大小关系：
（1）等浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合后，离子浓度大小
顺序？
（2）等浓度的NH3·H2O和HCl溶液按2∶1的体积比混合后，离子
浓度大小顺序？
高中化学溶液中的离子浓度大小比较各种题型总结分析
高中化学溶液中的离子浓度大小比较各种题型总结分析一、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+OH H2OH++OH NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系: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: H2CO3H++ H++H2O H++OH H2 CO3溶液中微粒浓度大小关系:c(H2 CO3)＞c(H+)＞c(H CO3-)＞CO32-＞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: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: CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH- c(CO32-)＞c(HCO3-)Na2CO3溶液中微粒浓度关系: C(Na＋)>C(CO32－)>C(OH－)>C(HCO3－)>C(H＋)。
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。
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。
2023届高考化学增分小专题：《溶液中“粒子”浓度大小的比较》
[强化训练] 1．由下列物质所配成的 0.1 mol·L－1 的溶液中，离子浓度由大到小的顺序排列正 确的是( ) A．NH4Cl：c(Cl－)>c(H＋)>c(NH＋ 4 )>c(OH－) B．Na2CO3：c(Na＋)>c(CO23－)>c(HCO－ 3 )>c(OH－)>c(H＋) C．NaHCO3：c(Na＋)>c(CO23－)>c(HCO－ 3 )>c(OH－)>c(H＋) D．(NH4)2SO4：c(NH＋ 4 )>c(SO24－)>c(H＋)>c(OH－)
题型二 不同溶液中同一离子浓度的比较 不同溶液要看溶液中其他离子对该离子的影响。 如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl； ②CH3COONH4；③NH4HSO4，c(NH＋ 4 )由大到小的顺序为③＞①＞②。
有 4 种混合溶液，分别由下列等体积的 0.1 mol·L－1 的两种溶液混合而成： ①CH3COONa 与 HCl；②CH3COONa 与 NaOH；③CH3COONa 与 NaCl；④CH3COONa 与 NaHCO3。下列各项排序中正确的是( )
>c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)，故 B 正确；P 点溶液中溶质为等物质的量浓度的氯化 铵、醋酸铵和醋酸，溶液中存在物料守恒 c(NH＋ 4 )＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋ c(CH3COOH)＝2c(Cl－)，存在电荷守恒 c(NH＋ 4 )＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋ c(OH－)，溶液呈酸性，则 c(H＋)>c(OH－)，c(NH＋ 4 )<c(CH3COO－)＋0.5c(NH＋ 4 )＋ 0.5c(NH3·H2O)，即 0.5c(NH＋ 4 )<c(CH3COO－)＋0.5c(NH3·H2O)，所以 c(NH＋ 4 )<2c (CH3COO－)＋c(NH3·H2O)，故 C 错误；Q 点溶质为等物质的量浓度的氯化铵和醋酸， 溶液中存在物料守恒：c(Cl－)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)、c(Cl－)＝c(NH＋ 4 )＋ c(NH3·H2O)、c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝c(NH＋ 4 )＋c(NH3·H2O)，所以存在 2c(Cl－) ＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＋c(NH＋ 4 )＋c(NH3·H2O)，故 D 错误。
溶液中离子浓度的大小比较常见类型
溶液中离子浓度的大小比较常见类型湖北孝感汉川市第二高级中学吴鹏选修4化学反应原理中第三章盐类水解中有关离子浓度的判断是高中化学的重要题型之一。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两微弱、三守恒”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡，水解和电离都是微弱的，和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒、质子守恒。
现将此类题的解题方法和常见题型做如下总结。
一、多元弱酸溶液中离子浓度的大小判断［例1］0.1 mol·L－1的H2S溶液中所存在离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－⇌H++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）二、弱碱溶液中离子浓度大小比较［例2］氨水中离子浓度由大到小的排列顺序是。
解析：在氨水中有下列平衡：NH3﹒H2O⇌ NH4+ + OH- H2O ⇌ H+ + OH-，水的电离程度远比一水合氨的电离程度大，根据电荷守恒就可以得到答案。
弱碱溶液中离子浓度大小的一般关系是：c（显性离子）＞c（碱电离的另外一种离子）＞c（水电离出的另一离子）三、能发生水解的正盐溶液中离子浓度大小比较［例3］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。
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溶液中离子浓度的大小比较题型特征与解题方法高中化学补读资料电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。
这种题型考查的知识点多，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、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。
现结合07年各省市高考试题和模拟题谈谈解答此类问题的方法与策略。
一、要建立正确一种的解题模式1．首先必须有正确的思路：2．要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。
二、要注意掌握两个微弱观念1．弱电解质的电离平衡弱电解质电离的过程是可逆的、微弱的，在一定条件下达到电离平衡状态，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：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2O H++OH－，则离子浓度由大到小的顺序为c(H+)＞c(HS-) ＞c(S2-)＞c(OH－)。
2．盐的水解平衡在盐的水溶液中，弱酸根的阴离子或弱碱的阳离子都会发生水解反应，在一定条件下达到水解平衡。
在平衡时，一般来说发生水解反应是微弱的。
多元弱酸根的阴离子的水解，可认为是分步进行的，且依次减弱，以第一步为主。
如在Na2CO3溶液中存在的水解平衡是：CO32－＋H2O HCO3－＋OH－，HCO3－＋H 2O H2CO3＋OH－，则c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c（H+）。
三、要全面理解三种守恒关系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。
例如：NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3－)＋2n(CO32－)＋n(OH－)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO 3－)＋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。
例如：NaHCO3溶液中n(Na+)：n(C)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3) 3．质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH－、CO32－为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH－)+c(CO32－)。
以上三种守恒是解题的关键，对于这一类题的如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等只有通过平时的练习认真总结，形成技能，才能很好地解这一类型的题。
四、要熟悉常见题型与对策1．单一溶质溶液中离子浓度大小关系①强酸、强碱、强酸强碱盐溶液对策：只考虑电解质的电离与水的电离。
如H2SO4溶液中， c(H+)＝2c(SO42－)＋c(OH－)。
②弱酸或弱碱溶液对策：只考虑电离。
如在H3PO4溶液中，要考虑它是多步电离：c(H+)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)。
③多元弱酸的正盐溶液对策：考虑弱酸根的分步水解。
如在Na2CO3溶液中c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)。
④酸式盐要考虑电离和水解谁为主对策：a.电离为主的NaHSO3、NaH2PO4溶液呈酸性，如NaHSO3溶液中离子浓度大小为c(Na+)＞c(HSO3－)＞c（H+）＞c(SO32－) ＞c(OH－)b．水解为主的NaHCO3、NaH2PO4、NaHS溶液，呈碱性如NaHCO3溶液中离子浓度大小为c(Na+)＞c(HCO3－)＞c(OH－)＞c(CO32－) ＞c（H+）【例1】（07年福建）在Na2S溶液中，下列关系错误的是 ( )A．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－) B．c(Na+)+c(H+)＝c(HS－)+2c(S2－)+c(OH－)C．c(Na+)＝2c(HS－)+2c(S2－)+2c(H2S) D．c(OH－)＝c(H+) + c(HS－)+ 2c(H2S)【解析】本题属于多元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小比较题，依上述对策结合守恒关系知：A 中多元弱酸根分步水解第一步为主，后面一步仍然有OH－出来，所以c(OH－)＞c(S2－)，A错。
B根据电荷守恒可得，C根据物料守恒可得，D根据质子守恒可得出。
【答案】A【点评】充分利用三个守恒，解题熟练了，这类题目就可以提高成功率。
【迁移·体验】1．（07江西）在氯化铵溶液中，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（Cl－）＝c（NH4+）＞c（H+）＝c（OH－） D．c（NH4+）＝c（Cl－）＞c（H+）＞c（OH－）2．混合溶液中离子浓度大小关系对策：①首先考虑电荷守恒，如盐酸和氨水混合，谁过量均有c（NH4+）＋c（H+）=c（Cl－）＋c（OH－）②然后考虑离子间的反应；③再次酸、碱混合时考虑是完全反应还是一种过量；④若是等物质的量混合时要考虑是电离为主还是水解为主ⅠCH3COOH与CH3COONa，NH3·H2O与NH4Cl 溶液混合电离大于水解ⅡHClO与NaClO，HCN与NaCN溶液混合水解大于电离【例2】(07年高考理综四川)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－) 【解析】本题考查了弱电解质的电离、混合液中离子浓度的大小关系。
pH＝11 的NaOH 溶液中c(OH－)=10－3mol·L－1，而pH＝3 的CH3COOH溶液中c(H+)=10－3mol·L－1，因此将pH＝11 的NaOH 溶液与pH＝3 的CH3COOH溶液等体积混合后，二者溶液中已存在的OH－与H+恰好完全反应，又因为CH3COOH是弱酸在溶液中并没有完全电离，因此随反应的进行CH3COOH又会不断的电离生成H+，也就是说而这反应后混合溶液中任存在大量的CH3COOH，即溶液显酸性。
因此溶液中c(H+)>c(OH－)，且c (CH3CO O－)>c(Na+)，即D选项是正确的。
其中B选项应为c(H+)+c (Na+)==c(CH3COO－)+c(OH一)。
【答案】D【易错提醒】对于二者混合后溶液的酸碱性判断错误而错选其他选项。
【例3】(07年高考理综天津)草酸是二元中弱酸，草酸氢钠溶液显酸性。
常温下，向10 mL 0.01 mol·L－1 NaHC2O4溶液中滴加0.01 mol·L－1 NaOH溶液，随着NaOH溶液体积的增加，溶液中离子浓度关系正确的是( )A．V(NaOH) = 0时，c(H＋) = 1×10－2 mol·L－1B．V(NaOH)＜10 mL时，不可能存在c(Na＋) = 2c(C2O42－)＋c(HC2O4－ )C．V(NaOH) = 10 mL时，c(H＋) = 1×10－7 mol·L－1D．V(NaOH)＞10 mL时，c(Na＋)＞c(C2O42－)＞c(HC2O4－ )【解析】本题以中和滴定为载体考查了考生对溶液中各离子浓度的大小关系的比较方法的掌握程度。
由于草酸是二元中弱酸，故HC2O4－不能完全电离产生H＋，所以V(NaOH) = 0时，c(H＋) ＜1×10－2 mol·L－1，A项错；根据电荷守恒关系有c(Na+)+c(H+)＝c(HC2O4－)+2c(C2O42－)+c(OH－)，当V(NaOH)= 10 mL时，NaHC2O4与 NaOH恰好完全反应，因C2O42－水解而呈碱性，C错；当V(NaOH)＜10 mL时c(H＋) = c(OH－)时，由上述关系知B项不正确；由于C2O42－水解是微弱的，故当V(NaOH)＞10 mL时，c(Na＋)＞c(C2O42－)＞c(HC2O4－ )的关系正确。
【答案】D 【迁移·体验】2．(07年高考广东化学)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 Na 2CO 3溶液：c (OH －)＝c (HCO 3－)＋c (H ＋)＋2c (H 2CO 3) B ．0.1 mol/L NH 4Cl 溶液：c (NH 4＋ )＝c (Cl －) C ．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：c (Na ＋)＞c (CH 3COO －)＞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 (NO 3－) 3．(07年高考江苏)下列溶液中各微粒的浓度关系不．正确的是( ) A ．0.1 mol ·L －1 HCOOH 溶液中：c (HCOO －)＋c (OH －) = c (H ＋) B ．1 L 0.1 mol ·L －1 CuSO 4·(NH 4)2SO 4·6H 2O 的溶液中：c (SO 42 －)＞c (NH 4＋)＞c (Cu 2＋)＞c (H ＋)＞c (OH －) C ．0.1 mol ·L －1 NaHCO 3溶液中：c (Na ＋)＋c (H ＋)＋c (H 2CO 3) = c (HCO 3－ )＋c (CO 32 －)＋c (OH －)D ．等体积等物质的量浓度的NaX 和弱酸HX 混合后的溶液中：c (Na ＋)＞c (HX)＞c (X －)＞c (H ＋)＞c (OH －)4．（07年海门）下列混合溶液中，各离子浓度的大小顺序正确的是（ ） A ．10mL0.1mol/L 氨水与10mL0.1mol/L 盐酸混合：c(Cl -)>c(NH 4+)>c(OH -)>c(H +) B ．10mL0.1mol/LNH 4Cl 溶液5mL0.2mol/L NaOH 溶液混合：c(Na +)=c(Cl -)>c(OH -)>c(H +) C ．10mL0.1mol/LCH 3COOH 溶液与5mL0.2mol/L NaOH 溶液混合：c(Na +)=c(CH 3COO -)>c(OH -)>c(H +) D ．0mL0.1mol/LCH 3COONa 溶液与6mL1mol/L 盐酸混合：c(Cl -)>c(Na +)>c(OH -)>c(H +)5．（07年长沙）在25mL0.1mol ／LNaOH 溶液中逐滴加入0.2mol ／L 醋酸溶液，曲线如下图所示，有关粒子浓度关系比较正确的是（ ）A ．在A 、B 间任一点，溶液中一定都有c(Na +)>c(CH 3COO -)>c(OH -)>c(H +) B ．在B 点，a>12.5，且有c(Na +) = c(CH 3COO -) = c(OH -) = c(H +)C ．在C 点，c(CH 3COO -)> c(Na +)>c(H +)>c(OH -)D ．在D 点，c(CH 3COO -) + c(CH 3COOH) >2c(Na +) 3．在一“同”下的情况（1）同一溶液中离子浓度的比较对策：首先确定溶液中电解质的种类，然后再分析电解质的电离程度和盐类水解程度的大小。