溶液中离子浓度的关系比较
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。
溶液中离子浓度关系比较题型的备考方略
ｃ Ｎ ＋） （ Ｏ３） （ ０３ ＋ （ ａ 一ｃ ＨＳ ＋ｃ Ｓ 一）
ｆＨ２ Ｏ３ 一０ １ｍｏ （ Ｓ ） ． 卜Ｉ （ ａ Ｓ原 子 守 恒 ， 比例 守 恒 ） Ｎ 、 且
守 恒 式
质 子 表 示 电 解 质 溶 液 中 分 子 或 离 解 质 溶 液 中 分 子 或 离 子 得 到 或 失 去 质 子 电 ｆ Ｈ＋） （０ｉ ） （ （ 一ｆＳ ＋ｃＯＨ一 ～ｆ Ｈｚ Ｏ３ （ ） （ Ｓ ）每 子得到 或失 去质 子 （ Ｈ ） （ 的 Ｈ ） 物 质 的 量应 相 等 ； 的 同时 考 虑 水 电离 出 酸 碱 质 生 成 １个 Ｓ） （ｊ 子 理 论 或 ＯＨ 均 生 成 １个 Ｈ ；每
该类 题 型 可谓 历 史 悠 久 ． 历 届 高 考 ， 在 以及 近几
年新 课 改分 省命 题 试 卷 中都 保 持 了 良好 的连 续 性 和
稳定 性 ， 于 该 类 题 考 查 的知 识 块 为 电解 质 溶 液 ， 由 包 含 电 解 质 的分 类 ； 、 、 的 分 类 ； 、 、 的 溶 解 、 酸 碱 盐 酸 碱 盐
守 恒 式 数 与 负 电荷 总数 相 等 的 式 子 ． 浓 度 与所 带 电荷 的 积 之 和 等 于 阴 离 子 浓 度 原 理 子 与 所 带 电荷 的积 之 和 ．
ｆＮａ 十ｆ Ｈ十） （ 十） （ 二 －
ｆ ＨＳ ） ＋２ （ ｏｉ ＋ｆ ＯＨ ） （ （ ） ｃ Ｓ 一） （
确 定 依 据 电 解 质溶 液 中所 有 阳 离 子 所 带 有 的 正 电 荷 数 本 质 示例（ 以物 质 的量 浓 度 为 ０ １ｔｏ・ 的 ． ｌＬ ｏ
Ｎａ Ｓ ｉ ｒ Ｏ３溶 液 为 例 ）
关 系
三大守恒及溶液中离子浓度大小的比较
C(Na+)＞C(S2-)＞C(OH-)＞C(HS-)＞C(H2S)＞C(H+)
二、牢记“三个守恒式”
〖训练〗写出0.1moL/L的Na2CO3溶液中粒子浓度关系
大小关系 C(Na+)>C(CO32-)>C(OH- )>C(HCO3-)>C(H+) 电荷守恒 c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3- ) +2c(CO32-) 物料守恒 1/2C(Na+)=C(HCO3-)+C(H2CO3)+C(CO32-) 质子守恒 C(OH-) = C(H+) + 2C(H2CO3) + C(HCO3-)
⑶两种物质反应，其中一种有剩余
【例10】将0.4 mol/LNH4Cl溶液和0.2 mol/LNaOH溶液等体积
混合பைடு நூலகம்，溶液中下列微粒的物质的量关系正确的是（ D ）
A．c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3·H2O) B．c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3·H2O) ＞c(OH-)＞c(H+) C．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(NH3·H2O) D．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3·H2O) ＞c(OH-)＞c(H+)
规律:在有“弱酸根离子或弱碱金属离子”存在的溶液中,由于
该离子水解，因而使其浓度减小,故有：
C(不水解离子)＞C(水解离子)＞ C(显性离子) ＞C(水电离出的
另一种子)
溶液中微粒浓度大小比较原则 离子浓度比较
溶液中微粒浓度大小比较原则1. 电中性原则在电解质溶液中，由于溶液呈电中性，各种阳离子所带正电荷数的总和等于各种阴离子所带负电荷数的总和。
该原则适用于溶液中所有阴、阳离子间浓度大小的比较的题型。
例：在溶液中存在如下关系：2. 物料守恒原则电解质溶于水时，某一组分的原始浓度，应始终等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。
该原则适用于溶液中某些特定元素组成的微粒间浓度大小比较的题型。
例：在溶液中存在如下关系：3. 电离程度小原则该原则主要是指弱酸、强碱溶液的电离程度小，产生的离子浓度也就小。
适用弱电解质的溶液中离子浓度大小比较的题型。
例：0.1 mol·L-1的溶液中存在如下关系：4. 水解程度小原则该原则主要是指含一种弱酸根离子的盐溶液水解程度一般很小，水解产生的离子浓度一般较小，此原则适用于含一种弱酸根离子的盐溶液中离子浓度大小比较的题型。
例：在0.1 mol·L-1的溶液中，由于离子水解程度小，有如下关系：5. 以电离为主原则该原则是指一元弱酸（HA）与该弱酸的强碱盐（NaA）等体积等浓度混合时，因HA的电离程度及A-的水解程度均较小，在式中和几乎相等，故，当时，，溶液呈酸性，以电离为主。
（弱碱强酸盐也适用）。
亦适用弱酸的酸式盐如。
因的，故，又由于，，故，以电离为主，显酸性。
同理可推知以电离为主显酸性。
例：的与的等体积的混合液中有如下关系：而在的的溶液中则有如下关系：6. 以水解为主原则当某弱酸、弱碱很弱，其远远小于时，该酸与其强碱盐等体积等浓度混合时，由原则“5”的方法可推知：，以水解为主显碱性。
也指除、以外的多元弱酸强碱的酸式盐以水解为主，显碱性。
的与的的混合液中有如下关系：7. 物料、电荷守恒结合原则该原则是指同时运用电荷守恒、物料守恒比较溶液中复杂的离子分子浓度关系的题型。
可通过两守恒式加减得新的关系式。
例：在的溶液中，据电荷守恒可得：（1）据物料守恒可得（2）（2）-（1）得：8. 离子效应影响原则该原则是指由于与平衡有关的离子的存在，导致平衡移动的程度的差异，决定了离子浓度的大小，适用于通过平衡移动的程度比较溶液中离子浓度大小的题型。
溶液中离子浓度的比较
• 等体积等浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸 溶液混和后，混和液中有关离子的浓 度应满足的关系是 A.[M+]>[OH-]>[A-]>[H+] B.[M+]>[A-]>[H+]>[OH-] C.[M+]>[A-]>[OH-]>[H+] D.[M+]>[H+] =[OH-]+[A-]
（2）若两种物质混合后能发生反应，则应考虑反应后的 生成物和剩余物的电离． 若溶液中含有等物质的量浓度的 CH3COO-和CH3COOH， NH4+和NH3.H2O等两种或两种以上溶质时，一般来讲可以 只考虑弱电解质的电离，而忽略“弱离子”的水解，特 殊情况则应根据题目条件推导．
• CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液，PH 值为4.7，下列说法错误的是 ( ) A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用 B、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 C、CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离 如： CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液：
溶液中离子浓度大小的比较
判断溶液中离子浓度大小的一般思路
（1）若溶液中只含有一种溶质，首先考虑电解质的电 离——将其电离成离子，然后考虑“弱离子”的水解， 综合分析得出： c（不水解离子）> c（水解离子）> c（显性离子）> c （隐性离子） 注：所谓“显性离子”是指使溶液表现酸碱性的离子； “隐性离子”则与之相反，如酸性溶液中的显性离子为 H+，隐性离子为OH-如： NH4Cl溶液中 CCl- > CNH4+ > CH+ > COH-
h2s溶液中离子浓度大小关系
h2s溶液中离子浓度大小关系文章标题：H2S溶液中离子浓度大小关系H2S溶液中的离子浓度大小分别关系到其性质特征，可以影响水力作用、溶液状态和退火效率下降。
因此，了解它们在溶液中的浓度大小关系非常重要，下面是H2S溶液中离子浓度大小关系的具体介绍：一、HCl的离子浓度1. HCl的离子浓度在H2S溶液中为最高，因此它是H2S溶液中最重要的离子。
HCl的离子浓度很大，这是因为它在酸性和不同pH值的溶液中最活跃的离子，可以通过交换反应迅速改变其离子浓度。
2. HCl对H2S有着负反馈作用，当HCl的离子浓度增加时，H2S的离子浓度会减少，反之，当HCl的离子浓度减少时，H2S的离子浓度会增加。
二、H2S的离子浓度1. H2S的离子浓度在H2S溶液中位居第二，其浓度要比HCl的浓度低得多，因为它的原子半径比HCl的大。
H2S的稳定性要比HCl弱得多，对pH值也比较敏感。
2. H2S的离子浓度随着溶液酸性及pH值的变化而变化，当pH值大于7时，H2S的离子浓度将会比HCl的离子浓度更低，反之，当pH值小于7时，H2S的离子浓度会比HCl的离子浓度更高。
三、硫化物离子浓度1. 硫化物离子包括H2S2-、S2-、HS-和HSO4-，它们是H2S溶液中的一类重要离子，它们的离子浓度取决于H2S的加入量。
2. 硫化物离子的浓度随H2S的加入量的增加而增加，当H2S的加入量增加，硫化物离子的浓度也会增加，反之，当H2S的加入量减少，硫化物离子的浓度也会随之降低。
四、氯离子浓度1. 氯离子的加入量是H2S溶液中另一类重要离子，它取决于H2S与氯之间的交换反应。
H2S和氯离子分子之间产生交换反应，使得H2S离子更容易被稀释，氯离子的离子浓度也会随之升高。
2. 氯离子的离子浓度随H2S的加入量变化而变化，当H2S的加入量减少时，氯离子的离子浓度也会降低，反之，当H2S的加入量增加时，氯离子的离子浓度也会升高。
总之，H2S溶液中的所有物质离子浓度大小关系取决于H2S的加入量和pH值，以及它们之间的交换反应的情况，因此，这种关系是复杂而发散的。
高中化学：溶液中离子浓度大小的比较及其规律
高中化学：溶液中离子浓度大小的比较及其规律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，而且第一步是主要的，最后不要忘记水的电离。
电离和水解两个过程产生离子或使离子浓度发生变化，所以离子浓度的比较一般从这两方面着眼考查。
常见的考查类型有不等式关系的正误判断和等式关系的正误判断两类。
一、不等式关系（1）多元弱酸溶液例1．0.1mol/L的H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是__________.解析：在H 2S溶液中有H2S H++ HS－，HS—H+ + S2－，因为多元酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱的多，但两步都电离产生H+。
答案：c(H+)＞c(HS—)＞c(S2－)＞c(OH－)。
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例2．0.1mol/L的CH3COONa溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是______.解析：在CH3COONa溶液中CH3COONa === Na++ CH3COO—，CH3COO－+ H 2O CH3COOH + OH－，从而使c(CH3COO－)降低且溶液显碱性，有c(Na+)＞c(CH3COO—)＞c(OH—)。
－)， c (OH－)＞c(H+)。
因盐的水解程度一般较小，则有c(CH3COO答案：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）二元弱酸的正盐溶液例3．0.1mol/L的Na2CO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是_______.解析：在Na 2CO 3溶液中Na 2CO 3 === 2Na + + CO 32－，CO 32－+ H 2OHCO 3－ + OH －，HCO 3－+ H 2O H 2CO 3 + OH －，CO 3－水解使溶液县碱性，有c(OH －)＞c(H +)。
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。
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溶液中离子浓度的关系比较（Ⅰ）王在强引入: 溶液中离子浓度的关系比较是近几年高考的热点和难点之一，学生在解答此类型问题时，常感到思维混乱，无从下手。
原因是没有抓住问题的题眼和没有形成正确的解题思维过程，从而形成解决此类问题的一般模式。
本类型问题的解题思路遵循两个原则：一、解题思路（一）两弱原则①电离程度“小”该原则主要是指弱酸、弱碱溶液的电离程度很小，产生的离子浓度也很小。
适用弱电解质的溶液中离子浓度大小比较的题型，遵循的方法是：首先写出溶液中存在的所有的平衡关系，确定溶液中存在的离子种类。
由于电离或水解很弱，决定了溶液中原有溶质离子或分子的浓度一定大于水解或电离得到的微粒的浓度。
1、一元弱酸或弱碱的电离例1、0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中的离子分子大小关系如何？首先写出溶液中存在的平衡关系，[投影] CH 3COOH CH3COO- + H+H 2O H+ + OH-由于电离或水解很弱，决定了溶液中原有溶质离子的浓度一定大于水解或电离得到的微粒的浓度，在此溶液中溶质为CH3COOH。
由CH3COOH电离的c(H+)、C(CH3COO-)相等，但水会继续电离出H+，因此c(H+)＞c(CH3COO-)。
由于溶液呈酸性，一般来讲c(OH-)最小，即c(CH3COOH)＞c(H+)＞C(CH3COO-)＞c(OH-)2、多元弱酸溶液的电离例2、0.1mol·L-1H3PO4溶液中离子分子浓度大小关系如何？首先写出溶液中存在的平衡关系，[投影] H 3PO4H+ +H2PO4-H 2PO4-H+ + HPO42-HPO 42-H+ +PO43-O H+ + OH-HH3PO4分三步电离，首先H3PO4少量电离出H+和H2PO4-接着H2PO4-少量电离出H+和HPO42-，由于本来电离出的H2PO4-就很少，加上它少了个H，电离的倾向就更小，所以它电离出的HPO42-会少到可以忽略，最后HPO42-少量电离出H+和PO43-就更少了所以计量H3PO4电离能力和它的酸性只考虑第一步电离，溶液中离子分子浓度大小关系为: c(H3PO4) ＞c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)＞c(OH-)【练习】在0.1mol/L的H2S溶液离子分子浓度大小关系如何？答案: c(H2S) ＞c(H+)＞c HS-)＞c(S2-)＞c( OH-)O H+ + OH-解析：溶液存在平衡：HS HS- + H+HS-S2- + H+H溶液中原溶质为H2S，多元弱酸以第一步电离为主。
如果溶液呈酸性，一般c( OH-)放在最后。
②水解程度“小”1、一元弱酸的正盐溶液例1、CH3COONa溶液中存在的离子分子浓度大小关系：同样先写出溶液中存在的平衡关系：[投影]CHCOO- + H2O CH3COOH + OH-O H+ + OH-，H溶液中原有的溶质离子为CH3COO-和Na+，所以在离子浓度大小比较中排前两位，由于CH3COO-水解，因此c(Na+)＞C(CH3COO-)，然后是水解或电离得到的离子，由水解得到得CH3COOH和OH-是相等的，但H2O会继续电离出OH-，由于H2O电离的H+被CH3COO-结合，因此c(H+)最小即c(OH-)＞C(CH3COOH) ＞c(H+)。
由此我们会得到：c(Na+)＞C(CH3COO-)＞c(OH-)＞C(CH3COOH)＞c(H+)2、多元弱酸的正盐溶液例2、Na2CO3溶液中存在的离子分子浓度大小关系：[投影] CO 32-+H2O HCO3 -+ OH-HCO 3 -+H2O H2CO3+ OH-HO H+ + OH-CO32-分为两步电离，以第一步电离为主。
我们得到溶液中微粒浓度的大小关系为：c((Na+) ＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3 -)＞c (H2CO3)＞c(H+)3、多元弱酸的酸式盐溶液例3、NaHCO3溶液中存在的离子分子浓度大小关系：溶液中存在的平衡体系有：水解平衡：HCO 3 -+H2O H2CO3+ OH-电离平衡：HCO 3 -H++ CO32-HO H+ + OH-由于溶液呈现碱性，我们判断水解程度应大于电离程度，所以c H2CO3)和c(OH-) 一定大于c(CO32-)和c(H+)，由于水电离出H+ 和OH-，因此我们不难得到：c((Na+) ＞c(HCO3 -)＞c(OH-)＞c (H2CO3)＞c(H+)＞c(CO32-)【总结】高中阶段常用的弱酸的酸式盐有五个：电离程度大于水解程度：NaHSO3, NaH2PO4水解程度大于电离程度：NaHCO3，NaHS, NaHPO4（二）三大守恒原则以Na2CO3溶液为例。
先写出溶液中的存在的平衡：CO 32-+H2O HCO3 -+ OH-HCO 3 -+H2O H2CO3+ OH-O H+ + OH-H确定溶液中存在的阴阳离子种类1、物料守恒：元素的原子数目之比守恒。
由于n(Na)=2n(C), n(C)=n(CO32-)+ n( HCO3 -)+n(H2CO3),在同一体系中，体积设为V,得到：c(Na+)V=2[c(CO32-)+ c(HCO3 -)+c(H2CO3)] V.化简得到c(Na+) =2[c(CO32-)+ c(HCO3 -)+c(H2CO3)] 即浓度代表物质的量，这就是物料守恒。
2、电荷守恒：因所有的溶液都是是电中性的，所以溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
在这儿2c(CO32-)较难理解，刚才讲到c(CO32-)可代表物质的量，而1摩尔CO32-带有2摩尔负电荷，要牢牢把握电荷和物质的量之间的关系，这就是2的真正含义。
c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3 -)+c(OH-)3、质子（H+）守恒：HO H+ + OH-，由水电离出的H+和OH- 数目相等在Na 2CO 3溶液中得到2H +失去H +得失质子数相等，由此得到c (OH-)=c (H+)+ c (HCO 3 -)+2c (H2CO3)，在这儿1摩尔H 2CO3含有2摩尔质子。
和前面的电荷守恒中牢牢把握电荷和物质的量之间的关系一样，在这儿是质子与物质物质的量之间的关系。
当然如果在实际解题中如果不好理解的话，用电荷守恒和物料守恒相减一般也能得到质子守恒，这也是写质子守恒很好的方法。
例1、写出NaHCO3溶液中三个守恒关系式溶液中存在的平衡体系有：水解平衡 ：HCO 3 -+ H 2O H 2CO 3+ OH -电离平衡：HCO 3 - H + + CO 32-H 2O H + + OH -c((Na +) ＞c(HCO 3 -)＞c(OH -)＞ c (H 2CO 3)＞c(H +)＞c(CO 32-)电荷守恒：c((Na +)+ c(H +)＝c(HCO 3 -)+2 c(CO 32-)+c(OH -)物料守恒：c((Na +)＝c(HCO 3 -)+2 c(CO 32-) + c (H 2CO 3)质子守恒：因此质子守恒：c(H +)+ c (H 2CO 3) = c(OH -) + c(CO 32-)【练习1】、写出CH3COONa 溶液中三个守恒关系式[投影] 微粒浓度大小：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：解析：溶液存在平衡CH 3COO - + H 2O CH 3COOH + OH -H 2O H + + OH -，c(Na +)＞C(CH 3COO-)＞c(OH -)＞C(CH 3COOH)＞c(H +)电荷守恒：c(Na +)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(OH-)物料守恒： c(Na +)＝c(CH3COO -)+c(CH3COOH)质子守恒： c(OH -)＝c(H +)+c(CH3COOH)【例题1】在Na 2S 溶液中下列关系不正确的是A ．c((Na +) =2 c(HS -)+2 c(S 2- ) +c(H2S)B. c(Na +) +c(H+)= c(OH -) + c(HS -)+ 2 c(S 2- )C ． c(Na +) ＞ c(S 2- ) ＞c(OH －)＞c(HS -)D ．c(OH -) = c(HS -)+c(H +)+ c(H 2S)溶液存在平衡：S 2- + H 2O HS - + OH -HS -+ H2O H 2S + OH - H 2O H + + OH -A 为物料守恒钠的物质的量是硫的两倍，所以c(H 2S)前面应有系数2，因此A 项错。
B 为电荷守恒正确。
C 为离子浓度大小关系正确。
D 项为质子守恒S 2-得到两个质子生成c(H 2S)，所以前面c(H 2S)应有系数2，D 项错。
【练习1】在0.1mol/L 的H 2S 溶液中，下列关系错误的是A. c(H +)=c(HS -)+c(S 2-)+c(OH -)B. c(H +)=c(HS -)+2c(S 2-)+ c(OH -)C. c(H +)＞c( HS -)+c(S 2- )+ c(OH -)D.c(H 2S)+c(HS -)+ c(S 2- )=0.1mol/L解析：溶液存在平衡：H2O H + + OH -H2S HS - + H + HS - S 2- + H +B 项明显为质子守恒，因此A 项错误，C 正确。
D 项为物料守恒等于S 的物质的量浓度 答案为A【练习2】（2010广东理综卷）HA 为酸性略强于醋酸的一元弱酸，在0.1 mol·L -1 NaA 溶液 中，离子浓度关系正确的是A ．c (Na ＋)＞c (A －)＞c (H +)＞c (OH －)B ．c (Na ＋)＞c (OH －)＞c (A －)＞c (H +)C ．c (Na ＋)+ c (OH －)= c (A －)+ c (H +)D ．c (Na ＋)+ c (H +) = c (A －)+ c (OH －)解析：A 明显错误，因为阳离子浓度都大于阴离子浓度，电荷不守恒；D 是电荷守恒，明显正确。
NaA 的水解是微弱的，故c (A －)＞c (OH －)，B 错；C 的等式不符合任何一个守恒关系，是错误的；答案：D。