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
高中化学三大守恒定律
高中化学三大守恒定律
高中化学三大守恒定律，一般是指
1、电荷守恒
溶液呈电中性，阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数电量相对。
例：NaHSO3溶液，
c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HSO3-）+2c（CO3 2-）
2、物料守恒
NaHCO3溶液，c（Na+）=c（HCO-）+c（CO3 2-）+c（H2CO3）
3、质子守恒
Na2CO3溶液
c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）
NaHCO3溶液
c（H+）=c（OH-）+c（CO3 2-）-c（H2CO3）
扩展资料：
例一：在NaHCO3中，如果HCO3-没有电离和水解，那么Na+和HCO3-浓度相等。
现在HCO3-会水解成为H2CO3，电离为CO32-（都是1：1反应，也就是消耗一个HCO3-，就产生一个H2CO3或者CO32-），那么守恒式中把Na+浓度和HCO3-及其产物的浓度和画等号（或直接看作钠与碳的守恒）：
即c(Na+) == c(HCO3-) + c(CO32-) + c(H2CO3)
例二：在0.1mol/L的H2S溶液中存在如下电离过程:（均为可逆反应）
H2S=(H+) +(HS-)
(HS-)=(H+)+(S2-)
H2O=(H+)+(OH-)
可得物料守恒式c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)==0.1mol/L, （在这里物料守恒就是S 元素守恒--描述出有S元素的离子和分子即可）。
【高考复习】高考化学模拟练习：溶液中的三个平衡与三个守恒
【高考复习】高考化学模拟练习：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，溶液中的三个平衡点包括电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡。
这三个平衡都遵循勒夏特利尔原理——当系统只有一个条件发生变化时，平衡会朝着削弱这种变化的方向移动。
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.弱酸盐溶液的酸碱性取决于弱酸根离子的相对电离度和水解度。
① 如果水解度大于电离度，则溶液为碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；② 如果电离度大于水解度，则溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。
3.沉淀溶解平衡的应用沉淀的形成、溶解和转化可用于生产、生活和医疗中的污水处理、物料净化、疾病检测和处理。
在解决这类问题时，应充分利用平衡运动原理进行分析。
当qc＞ksp时，生成沉淀；当qc＜ksp时，沉淀溶解；当qc＝ksp时，达到平衡状态。
4.彻底的双重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。
此外，当一些盐溶液被加热时，促进水解，当其中一种水解产物是挥发性酸时，酸的挥发促进水解。
因此，加热和汽蒸这些盐溶液不能得到相应的溶质，而是得到相应的碱（或相应的金属氧化物）。
例如：① 易水解金属阳离子的挥发性强酸盐溶液蒸发得到氢氧化物，然后加热得到金属氧化物。
例如，将FeCl 3、AlCl 3和Mg（NO 3）2溶液蒸发至干燥并燃烧，以获得Fe 2O 3、Al 2O 3和MgO，而不是FeCl 3、AlCl 3和Mg（NO 3）2固体；② 将易被金属阳离子水解的难挥发强酸盐溶液蒸发干燥，得到Al2（SO4）3、Fe （SO4）3等原始溶质。
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＋)。
高中化学专题3溶液中的离子反应第三单元盐类的水解3溶液中的三个守恒练习苏教版选修4(2021年整理)
2018年高中化学专题3 溶液中的离子反应第三单元盐类的水解3 溶液中的三个守恒同步练习苏教版选修4编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（2018年高中化学专题3 溶液中的离子反应第三单元盐类的水解3 溶液中的三个守恒同步练习苏教版选修4）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
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第三单元盐类的水解 3 溶液中的三个守恒(答题时间：15分钟）一、选择题1. 35℃时，在0.1mol·L－1的Na2S和0.1mol·L－1的NaHS溶液中均存在的关系是（）A。
c（OH－）×c（H＋)=1×10－14B. c（Na+）=c（S2－）＋c（HS－）＋c（H2S)C. c(OH－）=c（H＋)＋c（HS－）＋2c(H2S）D. c（Na＋）＋c(H＋）=c（OH－）＋c（HS－)＋2c（S2－）2。
在0。
1 mo l · L－1的Na2CO3溶液中，下列关系式正确的是（)A. c（Na＋）=2c(CO32－）B. c(OH－)=c（H＋）＋c（HCO3－）＋c（H2CO3）C。
c（HCO3－）>c（H2CO3)D. c（Na＋)<c(CO32－）＋c（HCO3－)3。
在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系式错误的是（)A. c（H+）=c(HS－)+c（S2－）+c（OH－）B。
c（H+）=c(HS－）+2c（S2－）+c（OH－）C。
c(H+）＞［c（HS－）+c（S2－）+c(OH－）]D. c（H2S）+c（HS－）+c（S2－）=0.1mol/L4. （多选）在Na2S溶液中，下列关系式不正确的是(）A. c（Na+）=2c（HS－）+2c（S2－）+c（H2S)B。
第三节盐类水解应用2---溶液中的三大守恒
4、练习: 写出0.1mol/LNa3PO4溶液中的物料守恒式
Na3PO4=3Na+ + PO43-
H2O H+ + OH-
PO43- + H2O
HPO42- + OH-
HPO42- + H2O H2PO4- + OH-
H2PO4- + H2O H3PO4 + OH-
含有P元素的粒子有：
PO43- HPO42- H2PO4- H3PO4 1/3 c(Na+) = 0.1mol/L =
所以：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
3、物Байду номын сангаас守恒式的书写： 书写方法：找出所有含有中心原子的料子，
再查看含有这种原子个数的情况 以0.1mol/L的Na2S溶液为例
含有S原子的粒子 S2- HS- H2S 0.1mol/L = c(HS-) + c(S2- ) + c(H2S) 1/2 c(Na+) = c(HS-) + c(S2- ) + c(H2S)
以0.1mol/L的Na2S溶液为例
阳离子
阴离子
Na+ H+
HS- S2- OH-
c(Na+) + c(H+) = c(HS-) + c(S2- ) + c(OH-)
c(Na+) + c(H+) = c(HS-) + 2c(S2- ) + c(OH-)
4、练习: 写出Na3PO4溶液中的电荷守恒式
c(PO43-) + c(HPO42-) + c(H2PO4- ) + c(H3PO4 )
高三化学 溶液中离子浓度大小比较及三大守恒定律讲解例题
【方法规律总结】
电荷守恒： 1.溶液中离子要找全； 2.分清离子浓度和电荷浓度。
物料守恒： 1.某元素守恒； 2.等量代换。
质子守恒： 1.明确溶液中那些微粒结合H+(或OH-)，结 合的数目； 2.那些微粒电离出H+(或OH-)电离的数目。
二、常见题型和对策
1、单一溶质溶液
（1）弱酸或溶液—只考虑电解质的电离与水的电离
【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)] 3．NaHCO3溶液溶液
C(Na+) ＝ C(HCO3-) + C(H2CO3) + C(CO32-)
A．c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(NH4+)＞c(Cl-)＞ c(H+) ＞ c(OH-)
( A)
C．c(NH4+) ＝c(Cl-)＞ c(H+) ＝ c(OH-)
D．c(Cl-)＝ c(NH4+) ＞ c(H+) ＞ c(OH-)
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)
C(Na+)＞C(S2-)＞C(OH-)＞C(HS-)＞C(H2S)＞C(H+)
二、牢记“三个守恒式”
1、电荷守恒式—CBE
⑴电荷守恒：电解质溶液总是呈电中性的，即：电解 质溶液中所有阳离子所带有的正电荷总数与所有的阴 离子所带的负电荷总数相等。 ⑵写法： 第一步，找出溶液中含有的所有离子； 第二步，把阳离子写在等式的一侧，阴离子写在等式 的另一侧，各离子物质的量或浓度的系数等于离子的 带电荷数。
专题 水溶液中三大守恒关系
1. 完成补充作业； 2.自主探究溶液里离子浓 度的大小比较？
写出CH3COONa 、NaHCO3溶液中的物料守恒式。
答案
c(Na+)= c (CH3COO－) + c (CH3COOH) c（Na+）= c（ HCO3－） + c（ CO32－ ）+ c(H2CO3 )
【 解 守恒关系为2n(Na)=n(C)；在NaHCO3溶液中存在NaHCO3 析 的完全电离，HCO －的电离平衡与水解平衡，存在的 3 】
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
物料守恒解题关键：
1.准确判断溶液里存在的电离过程和水解平衡； 2.准确判断溶液里两原子或离子间存在的守恒关系；
3.不考虑离子微粒所带的电荷数；
4.水的电离平衡不参与物料守恒式的建立；
【习题二】
写出CH3COONa 、Na2CO3、NaHCO3溶液中存在的
质子守恒式；
答案
c (H+) +c (CH3COOH) =c (OH－) c (H+)＋ c (HCO3－) ＋2 c (H2CO3) = c (OH－) c (H+) + c (H2CO3) — c（ CO32－ ）= c (OH－)
【习题三】
【 解 析 】
氢氧根离子浓度减小，故②符合；③醋酸钠稀释后，醋酸根离子水解程 度增大，溶液中醋酸根离子的物质的量减小，醋酸分子的物质的量增大， 所以 的比值减小，故③符合；④由于温度不变，所以水的
离子积不变，即c(H+)•c(OH-)的值不会变化，故⑤不符合；故选C。
影响盐类水解的因素有哪些？一般盐溶液里存在哪些 平衡关系？ 影响盐类水解的因素有组成盐的对应酸或碱的强弱， 以及温度、浓度及酸或碱的溶液等。一般溶液里存在 水的电离平衡、阳离子或阴离子的水解平衡。
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尤其注明则溶液一般显弱酸、弱碱旳性质.
【课堂小结】
酸或碱溶液 考虑电离
【想一想】写出下列溶液旳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)] 3．NaHCO3溶液溶液
C(Na+) ＝ C(HCO3-) + C(H2CO3) + C(CO32-)
（5）不同物质同种离子浓度比较型
【例6】等物质旳量旳下列溶液中，NH4+旳浓度由大到 小旳顺序是 ①NH4Cl ②NH4HCO3 ③ NH4HSO4 ④ NH4NO3 ⑤(NH4)2SO4 ⑥(NH4)2Fe(SO4) ⑦(NH4)2CO3
⑥>⑤>⑦>③>①=④>②
【规律】 1、二元旳盐>一元旳盐 2、水解旳盐>双水解旳盐 3、当溶液中存在水解旳显性离子时，克制盐旳水解， 则该水解旳离子浓度大
【思索题】常温下，pH=2旳某酸HA溶液与pH=12旳
某碱BOH溶液等体积混合，所得混合溶液旳pH=8.7，
下列说法中正确旳是
B
A．HA一定是强酸，BOH可能是弱碱
B．HA可能为强酸，BOH一定为弱碱
C．盐BA旳水溶液一定显碱性
D．盐BA旳水溶液中A—一定水解
2．等体积旳酸和碱溶液混合，且酸溶液中旳c(H+)与碱 溶液中旳c(OH—)相等 ⑴强酸与强碱溶液混合，所得溶液为中性； ⑵相对较强旳酸与相对较弱旳碱溶液混合，因碱有剩余， 所得溶液为碱性；
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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＋+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。