2017-2018版高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒知识点例题习题解析
化学三大守恒知识与例题
对比离子）做比较，是多氢还是少氢，多N个氢，就减去N倍的该离子（对比离子）浓度。
少N个氢离子，就减去N倍的该离子（对比离子）。
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：C（OH-）=C(H2CO3)-C(CO32-)+C(H+)。
2017-2018学年高中化学第三章水溶液中的离子平衡第三节盐类的水解(第3课时)粒子浓度关
第3课时粒子浓度关系［目标导航］1.会判断溶液中的粒子种类。
2.会判断溶液中粒子浓度关系。
■基础知识导学 --------------------一、水解平衡中的三大守恒关系1. 醋酸钠溶液中存在的平衡有CHCOONa上_H0CHCOOH___NaOH HOH + OH，存在的离子有Na+、H__、CHCOO、OH。
(1) 电荷守恒：溶液呈电中性，所以溶液中n(正电荷)=n(负电荷)4 I+ + - -即：n(Na ) + n(H ) = n(CHCOO) + n(OH )(两边同时除以体积)。
即：c(Na +) + c(H +) = c(CH s COO) + c(OH「)。
⑵物料守恒：CHCOON固体中，n(Na+)二n(CH s COO)，但在CHCOON溶液中，因为CHCOO_ + _ + _ +水解，所以n(Na )>n(CfCOO)，即c(Na )>c(CH s CO(D);根据CHCOONa固体中，n(Na )——+_二n(CH3COO)，所以该溶液中n(Na +)二n(CH s CO(D) + n(CHCOOH)(两边同时除以体积)即：c(CH3COOH卄C(CH3COO) = c(Na +)。
⑶质子守恒：将上述两式相加得到以下关系：C(OH「)= c(H +) + c(CH s COOH)根据水电离出的C(OH「)= c(H+),溶液中的『或OH虽与其他离子结合而以不同的形式存在，但其总量相同。
2. NH4C1溶液中存在的离子有Nh J、C「、H+、OH。
(1) 电荷守恒：c(NH) + c(H +) = c(CI「) + c(OH「)。
(2) 物料守恒：c(NH^) + c(NH s • H2O) = c(CI「)。
⑶质子守恒：c(H +) = c(NH s • HaO) + C(OH「)。
二、完成下列弱电解质溶液中离子浓度大小比较1. 在0.1 mol・L醋酸溶液中(1) 存在的电离平衡有CHCOOH CHCOO+』、H a O H + OH。
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)]
专题--溶液中三大守恒
2.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， 写这个等式要注意，把所有含这种元素的粒子都 c(NH4+ )+ c(NH3•H2O) = c(Cl-) 要考虑在内，可以是离子，也可以是分子。 Na2CO3溶液：Na:C=2:1，即得到， c(Na+) = 2〔c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3)〕 跟踪练习 . +) = c(CO 2-) + c(HCO -) + c(H CO ) c(Na NaHCO3溶液: 3 3 2 3 . Na3PO4溶液：
C
c(Na＋)＝2c(A2—)＋c(HA—)＋c(H2A)
4、水的电离：
水是一种极弱的电解质，能微弱电离。 水的离子积常数——Kw= C(H+)×C(OH—) Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀 溶液。25℃时，Kw =1×10-14
水电离平衡移动的影响因素
1、温度升高促进水的电离（T↑KW ↑) 2、酸或碱抑制水的电离，但KW不变
跟踪练习 +)+ c(H S) = c(S2-) + c(OH-) c(H 2 NaHS溶液: . c(OH-)= c(H+)+c(HPO42-)+2c(H2PO4-)+3c(H3PO Na3PO4溶液： . 4)
1、(双选)在0.1 mol· L－1NaHCO3溶液中有关粒子浓度关系
高中化学水解知识点总结及习题(有答案)
一、盐类水解的实质盐电离出来的某些离子(一般是弱酸根离子或弱碱阳离子)跟水电离出来的H＋或OH－结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发＋)、c(OH－)发生了相对改变，从而使溶生移动，结果溶液中c(H液呈一定的酸碱性。
盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时要用“”表示。
因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。
二、盐类水解的类型和规律1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH＞7，如CH3COONa、NaCO3等。
多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。
如2－＋H2O HCO3－Na2CO3在水溶液中水解应分两步写：①CO3－－－＋OH，②HCO3＋H2O H2CO3＋OH－H 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR2－(电离，呈酸性)，HR ＋－－(水解，呈碱性)，＋R＋H2O H2R＋OH这需要具体分析。
很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：－、HSO3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO3－、H2PO42－等。
－HS、HPO42、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH4Cl、Al2(SO4)33、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl、KNO34、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。
当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一．．离子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓”或“↑”。
如2Al3＋＋3S2－＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑。
5、三大水解规律。
三、影响盐类水解的因素1、盐类本身的性质这是影响盐类水解的内在因素。
组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。
精选习题 -溶液中离子浓度大小比较与三大守恒
溶液中离子浓度大小比较与三大守恒讲义一、溶液中离子浓度大小的比较1.方法思路(1)先确定溶液中的溶质成分及各自物质的量浓度大小。
(2)写出电离方程式、水解方程式，找出溶液中存在的离子。
(3)依据电离和水解程度的相对大小，比较离子浓度大小。
2.特别注意的问题(1)多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次关系。
即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步水解大于水的电离。
①分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程：电离：Na2CO3===2Na＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－。
水解：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有CO2－3、HCO－3、OH－、H＋。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)。
（2）多元弱酸的酸式盐溶液，要注意考虑酸式酸根水解程度和电离程度的相对大小。
若酸式酸根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。
①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程：电离：NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－。
水解：HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、HCO－3、CO2－3、H＋、OH－。
②由于HCO－3的电离程度小于HCO－3的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。
（3）当两种溶液混合或两种物质发生反应时，要根据反应原理准确地判断溶质的成分，然后判断离子种类，再根据规律比较其大小。
例1.物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH＋4、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH＋4)>c(H＋)。
专题溶液中三大守恒
n1（OH—）+n2（OH—）
解: C（OH—）=
V总
= 10—54V+ 10—2V
C(H+)=
≈
KW C(OH—）
4V+V
10—2V 5V
10—2 =5
=5×10—12mol/L
mol/L
溶液酸碱性鉴定规律
（1）PH相同旳酸，酸越弱，其物质旳量浓度越大。 （2）PH相同旳强酸和弱酸溶液，加水稀释相同旳倍 数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。 （3）酸和碱旳PH之和为14，等体积混合。
溶液中三大守恒
（电荷守恒，物料守恒，质子守恒） 1.电荷守恒：即溶液永远是电中性旳，所以阳离子带 旳正电荷总量＝阴离子带旳负电荷总量。
例：NH4Cl溶液：c(NH4+ )+ c(H+)= c(Cl-)+ c(OH-) 写这个等式要注意2点： 1、要判断精确溶液中存在旳全部离子，不能漏掉。 2、注意离子本身带旳电荷数目。
实际上，有了上面2个守恒就够了，质子守恒不需要背。
例如：NH4Cl溶液： 电荷守恒：c(NH4+ ) + c(H+) = c(Cl-) + c(OH-) 物料守恒：c(NH4+ ) + c(NH3•H2O) = c(Cl-) 约去无关旳Cl-，得到，c(H+) = c(OH-) + c(NH3•H2O)，即是质 子守恒
2．在氯化铵溶液中，下列关系式正确旳是
A （ ）
A. cCl－＞cNH+4 ＞cH+＞cOH－
B. cNH+4＞cCl－＞cH+＞cOH）
C. D.
ccCNHl+4－＝＝ccCNlH－+4＞＞ccHH++＝＞ccOOHH－）
电离平衡三大守恒
电离平衡三大守恒
化学平衡中的三种守恒
1.电荷守恒
电解质溶液中不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性。
即阴离子总数所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数2
2.物料守恒
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。
3.质子守恒
质子守恒是依据水的电离。
水的电离产生的氢离子和氢氧根离子的物质的量总是相等的。
无论在溶液中，该氢离子和氢氧根离子以什么形式存在。
其实有很多题目都是有3大守恒变得。
一质子守恒：得到的质子与失去的质子相同eg：在NaHCO3水溶液中，得质子：HCO3-得到质子变成H2CO3，H2O 得到质子形成H3O+，H3O+，其实近似于H+。
失去质子：H2O失去质子变成OH-，HCO3-失去质子变成CO32-。
综上：那么C(H+)+C(H2CO3)=C(OH-)+C(CO32-)二物料守恒：即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。
也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
eg:在NaHCO3水溶液中，原本的Na的个数=C的个数,所以C(HCO3-)+C(H2CO3)+C(CO32-)=C(Na+)三电荷守恒定义：……eg：在NaHCO3水溶液中，C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)。
左右两边，正负电荷的电荷量相等。
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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-)。
盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。
例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)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－）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。
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 NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（NH3·H2O）＝0.1 mol/L如0.1 mol/L Na2CO3溶液中：c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（H2CO3）＝0.1 mol/L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)==0.5c(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。
电解质电离、水解过程中，水电离出的H+与OH－总数一定是相等的。
如：NH4Cl溶液——c(H+)＝c(OH-)+c(NH3·H2O)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: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_________________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+)C、由NH3•H2O⇌NH4++OH-，电离的程度很弱，则c（NH3•H2O）＞c（NH4+），故C不正确；A、因氨水溶液显碱性，则c（OH-）＞c（H+），故A正确；B、0.1mol/L的氨水溶液，由氮元素守恒可知，所以含氮元素微粒的浓度之和为0.1mol/L，即c（NH3•H2O）+c（NH4+）+c（NH3）=0.1mol/L，故B正确；D、因溶液不显电性，阳离子带的正电荷总数等于阴离子带的负电荷总数，即c（OH-）=c（NH4+）+c（H+），故D正确；故选C．下面我们以弱酸强碱盐为例，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)故A 错误，选A［点击试题］判断0.1mol/L 的NaHCO3溶液中离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/LKHC 2O 4溶液中，下列关系正确的是（CD ）A ．c (K +)+c (H +)=c (HC 2O 4-)+c (OH -)+ c (C 2O 42-)B ．c (HC 2O 4-)+ c (C 2O 42-)=0.1mol/LC ．c (C 2O 42-)＞c (H 2C 2O 4)D ．c (K +)= c (H 2C 2O 4)+ c (HC 2O 4-)+ c (C 2O 42-)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:在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（ ）A.c(Cl -)＞c(NH 4+)＞c(H +)＞c(OH -) B.c(NH 4+)＞c(Cl -)＞c(H +)＞c(OH -)C.c(NH 4+)＝c(Cl -)＞c(H +)＝c(OH -)D.c(Cl -)＝c(NH 4+)＞c(H +)＞c(OH -)由氯化铵的化学式为NH4Cl ，Cl -与NH 4+的物质的量之比为1：1，根据氯化铵溶液中铵根离子水解可知，[Cl -]＞[NH 4+]，铵根离子水解溶液显酸性，则[H+]＞[OH-]，然后分析选项即可选A ．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:pH=13的NH 3·H 2O 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NH 3·H 2O ，C(OH ―)== 0.1 mol/L ，则NH 3 ·H 2O 的浓度远大于0.1 mol/L ，因此，两溶液混合时生成NH 4Cl 为强酸弱碱盐，氨水过量，且C(NH 3 ·H 2O)>C(NH 4Cl)，则溶液的酸碱性应由氨水决定。