离子浓度大小的比较专题

高考必备化学知识得分点
离子浓度大小的比较专题
电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是历年高考的热点之一．决定离子浓度大小的因素很多，诸如物质的量、电离程度、盐类水解、物质之间的反应等．要正确解题必须熟练掌握平衡知识，如电离平衡、水解平衡等；另外还要有守恒意识，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。

如何高效地解答此类问题，建议采取如下学习策略
一、理清一条思路，掌握分析方法
2、要养成认真、细致、严谨的解题习惯，在形成正确解题思路的基础上学会常规分析
方法，例如：关键性离子定位法、守恒判断法、淘汰法、整体思维法等。

二、熟悉二论，构建思维基点
1、电离（即电离理论）
①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，例如
NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。

【分析】由于在NH 3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O
H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH 3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。

②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。

例如H2S溶液中微粒浓度大小关
系。

【分析】由于H 2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2O
H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H 2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。

补充电离平衡知识梳理
【补充知识1】物质的分类
化合物分为氧化物，酸，碱，盐；氧化物分为酸性氧化物和碱性氧化物等。

知识点1：酸：电离时生成的阳离子离子只有H+的化合物。

强酸(6种)：HCl ；H2SO4；HNO3 HC．lO4(最强酸)；HBr ；HI 酸弱酸：H2CO3；H2SO3；H3PO4；CH3COOH ；H2S；HC．lO
知识点2：碱：电离时生成的阴离子只有OH -的化合物。

附：酸性和碱性强弱的判断依据
元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物（最高价含氧酸）的酸性越强
即活泼非金属如Cl ；S ；N 对应的最高价含氧酸HC ．
lO 4；H 2SO 4；HNO 3为强酸 较不活泼非金属如C ；Si ；P 对应的最高价含氧酸H 2CO 3 ；H 2 SiO 3 ；H 3PO 4为弱酸 注：同种非金属元素对应的含氧酸，非金属元素的化合价越高，酸性越强。

如H 2SO 4强酸，而亚硫酸H 2SO 3为弱酸；高氯酸HC ．lO 4(最强酸)，而次氯酸HC ．
lO (极弱酸)。

因此比较含氧酸酸性强弱，必须同为最高价含氧酸才能比较。

元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）的碱性越强
即活泼金属如K ；Na ；Ca 对应的氢氧化物KOH ；NaOH ； Ca(OH)2为强碱
较不活泼金属如Fe ；Cu 对应的氢氧化物Fe(OH)3 ； Cu(OH)2为弱碱
注：水化物即与水发生化合反应得到的产物，一般金属氧化物的水化物为碱（氢氧化物）如CaO + H 2O = Ca(OH)2；一般非金属氧化物的水化物为含氧酸如CO 2 + H 2O = H 2CO 3； 特殊的如Al (OH)3 两性
知识点3 ：盐： 电离时生成的阳离子是金属离子或（NH 4＋），阴离子是酸根离子的化合物。

正盐：NaCl ；CaCO 3 ；BaSO 4 ；Na 2CO 3 ；CuSO 4
盐 酸式盐：NaHCO 3 ；NaHSO 4 ；NaHS ； NaH 2PO 4
碱式盐：Cu 2(OH)2CO 3
含氧酸盐：CaCO 3 ； BaSO 4 ； Ba(NO 3)2 ； NaHCO 3
盐
无氧酸盐：NaCl ； K 2S ；KI
注：酸+碱→盐+水 举例 ： H 2SO 4＋NaOH =___________________（物质的量1：2） 金属单质+非金属单质→盐 举例 ： Na ＋Cl 2 = __________________________
常温下化合：酸性氧化物+碱性氧化物→盐
举例 ：CO 2+ CaO = _________________________
加热时分解：盐→酸性氧化物+碱性氧化物 举例 ：CaCO 3 =_________________________ 补充：①正盐是酸和碱完全中和的产物。

在酸跟碱完全中和生成的盐中，不会有酸中的氢离子，也不会有碱中的氢氧根离子，只有金属阳离子（或铵根）和酸根离子。

②酸式盐是盐类的一种，由阳离子和多元酸的不完全电离酸式酸根阴离子组成，电离时生成 强碱(4种)： KOH ；NaOH ； Ca(OH)2 ； Ba(OH)2
碱 弱碱：Mg(OH)2 ；Fe(OH)3 ；Cu(OH)2 ；NH 3.H 2O…… 可溶性碱： KOH ；NaOH ； Ba(OH)2 ；Ca(OH)2 ；NH 3.H 2O
碱 不溶性碱：Mg(OH)2 ；Fe(OH)3 ； Cu(OH)2 ……
含氧酸：H 2SO 4 ； HNO 3 ； H 2CO 3 ； H 2SO 3 ； H 3PO 4 ； CH 3COOH
酸 无氧酸：HCl ； H 2S ； HBr ；HI 一元酸：HNO 3 ；CH 3COOH ；HCl 酸 二元酸：H 2SO 4 ；H 2CO 3 ； H 2SO 3 ；H 2S 三元酸：H 3PO 4
的阳离子除金属离子（或铵根）外还有氢离子，由于阴离子中含有在水中可电离的氢原子，因此被称作“酸式”盐。

一元酸不能形成酸式盐，必须是过量的二元及多元酸与碱发生不完全的中和反应才能生成酸式盐，或者是（正）盐与其对应的二元及多元酸发生反应生成酸式盐。

强酸的酸式盐尽管是盐，但可做强酸用，其水溶液具有酸的通性，如NaHSO4
要注意的是，酸式盐在以离子晶体形式存在时，阴离子并不电离出氢离子，氢离子是酸式酸根离子的一部分。

在熔融状态下，酸根离子也不电离。

（酸在熔融状态下不电离，只在水溶液中电离）
（二元及以上）酸（过量）+碱→.酸式盐+水
举例：H2SO4＋NaOH =__________________________（物质的量1：1）
酸式盐+碱→.（正）盐+水举例：NaHCO3＋NaOH＝__________________________ （正）盐+酸（二元及以上）→酸式盐
举例：Na2CO3＋CO2＋H2O=__________________________
酸式盐→.（正）盐+酸举例：NaHCO3△
__________________________
③碱式盐是指电离时生成的阴离子除酸根离子外还有氢氧根离子，阳离子为金属离子的盐。

其来源是酸跟碱反应时,碱中的氢氧根离子部分被中和,生成的盐为碱式盐.一元碱不能形成碱式盐,二元碱或多元碱才有可能形成碱式盐。

中学最常见的为碱式碳酸铜Cu2(OH)2CO3（俗
称铜绿）
知识点4 ：氧化物：由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物
酸性氧化物：能和碱反应生成盐和水的氧化物，一般为非金属元素的氧化物
非金属+氧气→酸性氧化物（非金属氧化物）
举例：C+O2＝________________________
酸性氧化物+碱→盐+水
例：CO2+NaOH = SO2+NaOH =
常温下化合：（某些）酸性氧化物+水→（含氧）酸(水化物)，
如：CO2+ H2O = SO2+ H2O =
反之，加热时分解：（含氧）酸→酸性氧化物（酸酐）+水
如：H2CO3 = ；H2SiO3 =
注：酸酐，为含氧酸加热完全失水的产物，一般为酸性氧化物。

酸酐中的非金属元素化合价必须与对应的含氧酸中的非金属元素化合价完全相同（如NO2溶于水后与水反应3NO2+H2O=2HNO3+NO，但是NO2（4N+）与HNO3（5N+）中N元素化合价不相同，而且NO2溶于水后与水反应也不是简单的化合反应，而是发生了复杂的自身氧化还原反应，所以NO2不是HNO3的酸酐，N2O5（5N+）才是HNO3的酸酐），一些酸酐能够与水发生化合反应生成原来对应的含氧酸（如SO3+ H2O = H2SO4）；酸酐可以是同一元素相同化合价的一种或者几种含氧酸的共同酸酐。

如H2SiO4（原硅酸）和H2SiO3共同酸酐均为SiO2，原硅酸不稳定，在放置过程部分失水分解为硅酸H2SiO4= H2SiO3+ H2O，若加热，则H2SiO3进一步分解，完全失水生成SiO2（硅酸酐，简称硅酐）H2SiO3 = SiO2+ H2O
碱性氧化物：能和酸反应生成盐和水的氧化物，一般为金属元素的氧化物
金属+氧气→碱性氧化物（金属氧化物）
举例：Mg +O2＝________________________
碱性氧化物+酸→盐+水
例：CaO+HCl = CuO+HCl =
常温下化合：（某些）碱性氧化物+水→碱(水化物)
如：CaO + H2O = Na2O + H2O =
反之，加热时分解：（不溶性）碱→碱性氧化物+水
如：Cu(OH)2 = Fe(OH)3=
两性氧化物：既能和（强）酸反应生成盐和水的氧化物，又能和（强）碱反应生成盐和水的氧化物。

最典型的两性氧化物是Al2O3
例：Al2O3+HCl = Al2O3+NaOH =
注：两性是指既具有酸性，又具有碱性，但其酸性和碱性均很弱，即只能与强酸强碱反应. Al2O3与酸碱反应时，弱酸弱碱是不能把Al2O3溶解的，如不能溶于醋酸氨水这类弱酸弱碱，不成盐氧化物（中性）如CO,NO.指既不具有酸性，又不具有碱性，即不能与酸和碱反应。

此类氧化物一般不溶于水，也不与水反应生成相应的水化物。

【补充知识2】电解质与非电解质的判断
（1）无论是电解质还是非电解质，研究的对象都是化合物，不包括单质（金属单质和非金属单质）和混合物（主要是溶液）。

不是电解质的物质，不一定就是非电解质，如单质和混合物既不是电解质，也不是是非电解质。

溶液一般的描述方法：符号（aq）；俗称（X水如氯水）；浓度方面（浓；稀；X% ; X mol/L）常见易混淆的溶液①如盐酸不等同于氯化氢（HCl）。

盐酸为氢氯酸的俗名，是氯化氢（HCl）气体的水溶液。

盐酸最浓一般质量分数为37%（混合物），氯化氢（HCl）气体为化合物（纯净物），严格来说盐酸不属于电解质（也不属于非电解质），只能说HCl属于电解质，只是平时习惯上将盐酸口头上称为电解质，并不科学，书写的时候应当写HCl。

②氨水不等同于NH3·H2O（一水合氨），氨水是NH3的水溶液，氨水最浓一般质量分数为28%（混合物），氨水成分复杂, NH3溶于水。

大部分NH3与水反应生成NH3·H2O，所以氨水主要成分为NH3·H2O，但电解质是NH3·H2O，NH3是非电解质，氨水（混合物）严格来说不属于电解质（也不属于非电解质）
（2）电解质的导电条件是水溶液或熔融状态，两个条件具备一个即可。

②Na2O、Al2O3等化合物为电解质。

因为在熔融状态时，它们能电离出自由移动的离子。

③电解质的强弱与其溶解性无关。

某些盐如
、等虽难溶于水，
但溶于水的部分却是完全电离，所以它们是强电解质。

相反，能溶于水的盐未必都是强电解质，如HgCl2、(CH3COO)2Pb、Fe（SCN）3等尽管能溶于水，但溶解时只有部分电离，故这些极少数盐是弱电解质。

④电解质的强弱与溶液导电性没有必然联系。

导电性强弱与溶液
中大小有关，如果某强电解质溶液浓度小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度小，但如果较大时，该溶液的导电能力也可以较强。

因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱
⑤要区分电解质溶液与电解质之间的异同。

能够导电的物质不一定都是电解质，电解质也不一定在任何状态下都能导电。

如金属单质（包括固态和液态），石墨，电解质溶液，熔融状态的盐，强碱及金属氧化物（离子化合物），以上物质均能导电。

其中在固态时能导电的物质只有金属单质和非金属单质中唯一能够导电的石墨；在液态（熔融状态）时能导电的物质有金属单质和熔融状态的盐，强碱及金属氧化物（离子化合物）；在水溶液中能导电的物质是电解质溶液（包括离子化合物的可溶性盐和可溶性碱，共价化合物的酸，而且酸只能在水溶液中导电，在液态（熔融状态）时不导电）【补充知识3】强电解质、弱电解质的判断
电解质强、弱与其结构的一般规律
强电解质弱电解质
电离程度完全部分
电离平衡不、不可逆有、可能
过程表示
溶液中存在的微粒（水分子不计）====
只有电离出的阴、阳离子，不存
在电解质分子
即有电离出的阴、阳离子（少部分），又
有电解质分子（大部分）。

电离方程式H2SO4====2H++SO42—
CaCl2====Ca2++2Cl—NH3·H2O NH4++OH—
H2S H++HS—，HS—H++S2—
实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）；
强酸：H2SO4、HCl、HClO4等；
强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。

具体分类：强电解质包括强酸（HCl，H2SO4，HNO3 ），强碱（NaOH，KOH，Ba(OH)2）
大部分盐（包括铵盐NH4Cl，酸式盐NaHSO4，而且与盐的水溶性无关），弱电解质包括弱酸，弱碱，水。

排除三大强酸强碱后的所有酸碱一般可以认为均为弱的，比如常见的弱酸
如醋酸CH3COOH，常见的弱碱为NH3·H2O。

注：Ca(OH)2 为微溶性强碱，澄清石灰水为其饱和水溶液；HC．lO4为最强酸；HX（卤化氢）中的HBr 和HI是比HCl更强的强酸，但
HF为弱酸。

此外中强酸如H3PO4 中强碱如Mg(OH)2一般可以视为弱酸弱碱。

注意：多元强酸电离一步完成且完全
如H n A====n H++A n—
而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。

例如磷酸的电离方程式应写三步：
H3PO4H++H2PO4—，H2PO4—H++HPO42—HPO42—H++PO43—，不能合并成H3PO43H++PO43—。

由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。

对HnA弱酸而言，电离方程式可只考虑：
HnA H++H n-1A—
想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？提示：多元弱酸上一步电离产生的较高浓度的H+作为下一步电离的生成物，相当于增大了生成物浓度，使平衡向逆反应方向进行，从而会抑制电离。

【补充知识4】电离方程式
1.电离：电解质溶于水或熔融状态时，离解成自由移动的离子的过程叫做电离。

2电离方程式：用化学式和离子符号表示电离过程的式子
3电离方程式书写的注意事项：
（1）遵循原子守恒定律和电荷守恒定律
（2）要正确书写电离出的阳离子、阴离子符号。

注意区分离子符号和化合价的书写。

（3）酸碱盐电离出的阴、阳离子的个数应与其化学式中相应原子或原子团的个数相同，电离出的离子所带的电荷数应与该元素或原子团的化合价数值相等
（4）强电解质的电离是完全电离，用“=”表示，弱电解质的电离是部分电离，用
“”表示。

多元弱酸分步电离，以第一步为主，只写第一步（多元弱酸的电离
是分步进行的，每一步电离分别用一个电离方程式表示，不能连等，也不能合并写总式，因各步的电离程度不同，不能简单相加抵消中间产物。

多元弱酸分步电离呈现大幅下降的趋势，一般第一步电离程度最大，远远大于第二步，越往后电离程度越小，可以忽略不计，因此一般只写第一步电离方程式即可）；多元弱碱一步电离（多元碱
实质上也是分步电离的，但由于中间过程复杂，高中阶段可写成一步总式即可）。

强酸的酸式盐一步电离。

弱酸的酸式盐分步电离，第一步不可逆，以后步步可逆
例如：HCl = H+ + Cl-CH3COOH CH3COO-+H+
特殊物质：NaHCO3 = Na+ + HCO3- (强中有弱)
NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42-(水溶液中)
NaHSO4 = Na+ + HSO4-（熔融态）
注：含离子键的化合物（(．离子化合物主要包括
．．．．．)在水溶液和熔
．．．．．．．．．活泼金属氧化物，强碱，盐融状态均能完全电离，但活泼金属氧化物在水中一般会与水发生反应生成对应的水化物即氢氧化物强碱，水溶液中不存在独立的O2—，因此活泼金属氧化物属于强电解质，但是一般只在熔融状态完全电离；如CaO，Na2O，还包括金属过氧化物Na2O2
某些含极性共价键的化合物（主要包括非金属氧化物，气态氢化物，含氧酸）只能
．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．在水
溶液中部分或者完全电离，在熔融状态（即液态）不能电离，但非金属氧化物
．．．．．．在水中一
般会与水发生反应生成对应的水化物即含氧酸
．．．
．．．，由生成的含氧酸发生电离，由于非金属
氧化物本身在
．．．．．．熔．融状态（即液态）不能电离，因此非金属氧化物
．．．．．．属于非电解质，如CO2。

SO2.SO3溶于水与水发生反应所得溶液导电的，其生成物（水化物）如H2CO3，H2SO4这类属于电解质，但CO2。

SO2.SO3属于非电解质, 还包括NH3
NH3+H2O NH3·H2O NH4++OH-
2、水解（即水解理论）
①弱离子的水解损失是微量的（双水解除外），但由于水的电离，故水解后酸性溶液中C
（H＋）或碱性溶液中C(OH-)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。

如NH4Cl溶液中：C（Cl－）＞C（NH4＋）＞C（H＋）＞C（NH3·H2O）
②一般来说“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+)；
③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Na2CO3溶液中
微粒浓度关系。

【分析】因碳酸钠溶液水解平衡为：CO 32-+H2O HCO3-+OH-，
H 2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)
＞c(OH-)。

补充盐类的水解知识梳理
注：水解可以理解为盐类与水发生复分解反应，可拆分为3步，
第一步即盐类的电离生成阴阳离子（与盐类是否溶于水无关），水可视为电离生成H+ OH-；
第二步即盐类的电离生成阴阳离子与水电离生成H+ OH-发生离子交换（按照电荷的同性相斥，异性相吸原理，即盐类的电离生成的阳离子水电离生成OH-发生离子重组，盐类的电离生成的阴离子水电离生成H+发生离子重组）；
第三步即盐类的电离生成阴阳离子与水电离生成H+ OH-发生重新组合（重组能否成功可以参照离子反应发生条件：复分解型：①↑、②↓、③水—弱电解质（弱酸，弱碱）（三者满足其一即可）
（一）水解规律
简述为：有弱才水解，无弱不水解
越弱越水解，弱弱都水解
谁强显谁性，等强显中性
具体为： 1．正盐溶液
①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸弱碱盐不一定2．酸式盐
①若只有电离而无水解，则呈酸性（强酸的酸式盐的只完全电离，不水解，溶液呈强酸性，其水溶液相当于一元强酸。

高中主要为硫酸氢盐如NaHSO4）
②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小，（强碱弱酸的酸式盐的电离和水解）
电离程度＞水解程度，呈酸性
电离程度＜水解程度，呈碱性
③常见酸式盐溶液的酸碱性
碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.(一般为极弱酸的酸式盐或者磷酸第三步电离) 酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4(一般为相对较强的弱酸的酸式盐或者磷酸第二步电离) （二）影响水解的因素
因：盐的本性.
外因：浓度、温度、溶液碱性的变化
（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大.（水视为反应物）
（2）浓度不变，温度越高，水解程度越大.（水解为吸热反应）
（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。

（同离子效应）
（三）盐类水解方程式的书写规律
（1）盐类水解的程度一般远小于其逆过程——中和反应，所以水解反应用可逆符号表示，因生成的产物少，浓度极稀，因此生成物一般不标“↓”或“↑”，也不将生成物如H2CO3、NH3·H2O 等写成其分解产物的形式；（注：氢氧化铁胶体的制备是特殊情况下的水解，外部条件有利于水解趋向完全：向沸水中滴加饱和的氯化铁溶液Fe3++3H2O===Fe(OH) 3 (胶体)+3H+ 此处可用===表示。

）
⑵盐类水解的离子反应遵循电荷原则，所以阳离子水解，H+多余，溶液呈酸性，阴离子水解，OH－多余，溶液呈碱性；
⑶多元弱酸相应的盐水解与多元弱酸的电离一样是分步进行的，每一步水解分别用一个水解离子方程式表示，不能连等，也不能合并写总式（因各步的水解程度不同，不能简单相加抵消中间产物），每一步的水解程度也与分步电离一样，呈现大幅下降的趋势，一般第一步水解程度最大，远远大于第二步，越往后水解程度越小，可以忽略不计，因此一般只写第一步水解方程式即可；（提示：多元弱酸盐上一步水解产生的OH—作为下一步水解的生成物，相当于增大了生成物浓度，使平衡向逆反应方向进行，会抑制水解。

）
⑷多元碱的盐也是分步水解的，但由于中间过程复杂，高中阶段可写成一步总式即可；
⑸多元弱酸的酸式盐，其酸式根离子在水溶液中既有电离产生H+的可能，又有水解产生OH－的可能，溶液的酸碱性由电离和水解的相对强弱来决定，即当电离趋势大于水解趋势时，溶液呈酸性，应该用电离方程式来表示酸性的产生（如NaH2PO4、NaHSO3等），当电离趋势小于水解趋势时，溶液呈碱性，应该用相应的水解方程式来表示碱性的产生（如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS等）。

（五）盐类水解原理的应用
1．判断或解释盐溶液的酸碱性（谁强显谁性，等强显中性）
2．分析盐溶液中微粒种类.
例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同.
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+]
②当盐中阴、阳离子不等价时。

要考虑是否水解，水解分几步，如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”，（2）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小.
①若酸与碱恰好完全以应，则相当于一种盐溶液.
②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度. 4．溶液中各种微粒浓度之间的关系
小结：溶液中的几个守恒关系
（1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，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）如 Na2CO3溶液中三大守恒关系式。

①[Na +]+[H +]=[OH —]+[HCO 3—]+2[CO 32—
]
②[HCO 3—]+[CO 32—]+[H 2CO 3]=0.1
③[OH —]=[H +]+[HCO 3—]+2[H 2CO 3]
5．判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。

从上可小结出，加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体，由对应酸的挥发性而定. 结论： ①弱碱易挥发性酸盐 −−
→−蒸干 氢氧化物固体（除铵盐） ② 弱碱难挥发性酸盐−−
→−蒸干同溶质固体 此外，由于挥发性弱酸如醋酸以及酸性氧化物气体如CO 2不能从碱性溶液中挥发出来，因此，加热浓缩或蒸干强碱易挥发性弱酸盐溶液如CH 3COONa ，Na 2CO 3等只能得到原溶质固体
6．某些盐溶液的配制、保存
在配制FeCl 3、AlCl 3、CuCl 2、SnCl 2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度.（将水解消灭于萌芽状态，防患于未然，比水解后产生沉淀，造成既成事实再加酸溶解的亡羊补牢效果要好得多）
Na 2SiO 3、Na 2CO 3、NH 4F 等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na 2SiO 3、Na 2CO 3水解呈碱性，产生较多OH —，NH 4F 水解产生HF ，OH —、HF 均能腐蚀玻璃.
7．某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存，如
①Al 3+与S 2—、HS —、CO 32—、HCO 3—、AlO 2—，SiO 32—、ClO —、等不共存
②Fe 3与CO 32—、HCO 3—、AlO 2—、ClO —等不共存
③NH 4+与ClO —、SiO 32—、AlO 2—等不共存
小结：能发生双水解反应，首先是因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解
一方产生较多H +，另一方产生较多OH —，两者相互促进，使水解进行到底。

8．除杂
如除去MgCl 2溶液中的Fe 3+可在加热搅拌条件下，加入足量MgO 或MgCO 3或Mg(OH)2，搅拌充分反应，后过滤除去。

小结：为了避免引入新的杂质，一般采用不溶于水的含相应离子的氧化物，氢氧化物，碳酸盐甚至金属单质，这些不溶物即使过量也可以在反应完全后过滤除去，不会在溶液中残留可溶性杂质。

三、把握三种守恒，明确等量关系
1.电荷守恒：
⑴电荷守恒的含义：电解质溶液呈电中性，溶液中阴、阳离子所带电荷数值相等，由于溶液是均一的，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。

①离子浓度：指溶液中某种离子的浓度；
②电荷浓度：如溶液中某离子的浓度为c(R n+)，则其电荷浓度为nc(R n+)。

⑵电荷守恒式的书写：
如Na 2CO3溶液中由于存在下列电离和水解关系：Na2CO3=2Na++CO32-，H2O H++OH-，
CO 32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中所有的阳离子有
Na+、H+，阴离子有CO32-、HCO3-、OH-，根据电荷守恒有：
c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)。

又如CH3COONa溶液中由于存在下列电离和水解关系：CH3COONa=CH3COO-+Na+，
CH 3COO-+H2O CH3COOH+OH-，H2O H++OH-，所以溶液中所有的阳离子为
Na+、H+，所有的阴离子为CH3COO-、OH-，因此电荷守恒式为：
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)。

【注意】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：
⑴含义：指某微粒的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的微粒浓度之和。

⑵物料守恒式的书写：
如Na2CO3溶液中由于存在下列电离和水解关系：Na2CO3=2Na++CO32-，
CO 32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，由于c(Na+)=2c(CO32-)原始，而
CO32-由于水解在溶液中存在的形式为CO32-、HCO3-、H2CO3，所以有
c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)。

又如CH3COONa溶液中由于存在下列电离和水解关系：CH3COONa=CH3COO-+Na+，
CH 3COO-+H2O CH3COOH+OH-，由于c(Na+)=c(CH3COO-)原始，而由于水解在溶液中
的存在形式为CH3COOH、CH3COO-，所以有c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)。

3.导出式——质子守恒：
如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：
c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。

此关系式也可以按下列方法进行分析，由于指定溶液中氢原子的物质的量为定值，所以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。

可以用图示放分析如下：
，由得失氢离子守恒可得：
c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。

又如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可得：
c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。

四、辨析四类试题，强化知识迁移
1、单一电解质溶液中微粒浓度的相对大小比较。