高三化学 二轮复习 三大守恒的应用 溶液中离子浓度大小比较归类解析
高三化学二轮复习溶液中的粒子浓度关系大小比较守恒关系
A.pH＝5的H2S溶液中，c(H＋)＝c(HS－)＝1×10－5 mol· L－1
B.pH＝a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O － 4) D.pH相同的①CH3COONa，②NaHCO3，③NaClO三种溶液 的c(Na＋)：①＞②＞③
－ － C项，加入50 mL H2O，CO 2 3 的水解平衡正向移动，但 c(OH )
减小，溶液中的 OH － 全部来源于水的电离，由于水电离出 错误； D项，加入的0.1 mol NaHSO4固体与0.05 mol Na2CO3恰好反 应生成0.1 mol Na2SO4，溶液呈中性，故溶液pH减小，加入 NaHSO4 ，引入Na＋ ，所以 c(Na＋)增大，错误。 答案 B
－ － 解析 Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO 2 ＋ H O HCO 3＋ 3 2
OH－，所以溶液呈碱性。A项，向溶液中加入50 mL 1 mol· L－1
H2SO4，Na2CO3与H2SO4 恰好反应生成0.05 mol Na2SO4，根
据物料守恒可得c(Na＋)＝2c(SO 4－)，错误；
解析
A 项 ， 由 于 常 温 下 滤 液 的 pH<7 ， 故 c (OH － ) ＝
K w/ c (H ＋)<1 × 10 －7 mol· L －1，正确；
B 项，等体积、等物质的量浓度的 NH4HCO3 与 NaCl 溶液 混合析出部分 NaHCO3 晶体后，溶液中的溶质为 NaHCO3 和 NH4Cl，且 n(NH4Cl)>n(NaHCO3)，HCO－ 3 发生电离生成
HS－的电离和水的电离，故H＋的浓度大于HS－的浓度，错误；
D 项，因为醋酸的酸性 > 碳酸的酸性 > 次氯酸的酸性， 根据越弱越水解的原则，pH相同的三种钠盐，浓度的 大小关系为醋酸钠>碳酸氢钠>次氯酸钠，则钠离子的 浓度为①>②>③，故D正确。 答案 D
3.3.4 溶液中离子浓度大小比较
一、溶液中的三大守恒关系1、电荷守恒电解质溶液总是电中性的，即阳离子所带正电荷总数一定等于阴离子所带负电荷总数。
注意：准确判断离子种类，要注意离子所带电荷数。
例：写出下列溶液中的电荷守恒式。
Na2CO3NaHCO3CH3COONa NH4Cl2、物料守恒例：写出下列溶液中的物料守恒式。
Na2CO3 NaHCO3CH3COONa NH4Cl3、质子守恒例：写出下列溶液中的质子守恒式CH3COOH CH3COONaNa2CO3 NaHCO3NH4Cl二、同浓度的不同溶液中同一离子浓度大小的比较：思路：考虑另一离子对该离子的水解是否产生影响；水解是微弱的；电离是微弱的例：同浓度的下列溶液中，c(NH4+)由大到小的顺序为：①（NH4)2SO4②(NH4)2CO3③NH4HSO4④NH4Cl⑤NH3.H2O ⑥CH3COONH4⑦NH4NO3⑧(NH4)2Fe(SO4)2练习：1、0.1mol/L的下列各溶液, ①Na2CO3②NaHCO3③（NH4)2CO3④NH4HCO3其中c(CO32-)浓度由大到小的顺序为c(HCO3-)浓度由大到小的顺序为三、同一溶液中不同离子浓度大小的比较1、弱酸一元弱酸：如CH3COOH 存在的平衡：故离子浓度大小顺序为：多元弱酸：如H2S存在的平衡：故离子浓度大小顺序为：2、弱碱溶液：如NH3.H2O中离子浓度大小顺序为：3、盐溶液CH3COONa溶液中：存在的平衡：故离子浓度大小顺序为：练习：NH4Cl溶液中：存在的平衡：故离子浓度大小顺序为：规律：不水解离子＞水解离子＞显性离子＞水电离出的另一离子Na2CO3溶液中：存在的平衡：故离子浓度大小顺序为：练习：Na2S 溶液中：存在的平衡：故离子浓度大小顺序为：规律：不水解离子＞水解离子＞显性离子＞第一步水解离子＞水电离出的另一离子NaHCO3溶液中：存在的平衡：故离子浓度大小顺序为：NaHS溶液中：存在的平衡：故离子浓度大小顺序为：规律：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四、混合溶液中各离子浓度大小比较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。
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。
【知识解析】溶液中粒子浓度大小的比较
溶液中粒子浓度大小的比较解答电解质溶液中粒子浓度大小关系问题的思路主要是明确电离和水解两大理论，构建思维模型，依据“三大守恒”关系来解答。
方法技巧主要是：判断等式关系一般考虑守恒原理，即电荷守恒、物料守恒、质子守恒，如果给定的等式不是上述三个守恒式，可以把三个守恒式变换形式后加以推导；如果给定的式子是不等式，要先考虑等式，对等式的一边加上或减去某离子，即可变成不等式，此外需联系电离平衡、水解平衡理论来分析。
1 单一溶液中粒子浓度的比较（1）多元弱酸溶液根据多步电离分析。
例如：在H 3PO 4溶液中，c （H ＋）＞c （H 2PO - 4）＞c （HPO 2- 4）＞c （PO 3- 4）＞c （OH －）。
（2）多元弱酸的正盐溶液根据弱酸酸根离子的分步水解分析。
例如：在Na 2CO 3溶液中，c （Na ＋）＞c （CO 2-3）＞c （OH －）＞c （HCO - 3）＞c （H ＋）。
（3）多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如HCO -3以水解为主，NaHCO 3溶液中c （Na ＋）＞c （HCO - 3）＞c （OH －）＞c （H ＋）；而HSO -3以电离为主，NaHSO 3溶液中c（Na ＋）＞c （HSO - 3）＞c （H ＋）＞c （OH －）。
2 不同溶液中同一粒子浓度大小的比较要分析溶液中其他离子的影响。
如相同物质的量浓度的下列溶液中：a ．NH 4Cl b ．CH 3COONH 4 c ．NH 4HSO 4，由于CH 3COO －的水解会促进NH +4的水解，H ＋会抑制NH +4的水解，故c （NH + 4）由大到小的顺序是c ＞a ＞b 。
3 混合溶液中各粒子浓度的大小比较根据电离程度、水解程度的相对大小分析。
（1）分子的电离程度大于相应离子的水解程度。
例如：等物质的量浓度的NH 4Cl 与NH 3·H 2O 的混合溶液中，c （NH 4＋）＞c （Cl －）＞c （OH －）＞c （H ＋）；等物质的量浓度的CH 3COOH 与CH 3COONa 的混合溶液中，c （CH 3COO －）＞c （Na ＋）＞c （H ＋）＞c （OH －）。
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。
溶液三守恒及离子浓度大小比较-叶昌明
2.两种溶液混合后不同离子浓度的比较： (1)两种物质不反应： 如:用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与 CH3COONa配成1L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 )
A.C(H+)＞C(OH-) B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.1 mol· L-1 C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-) D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.1 mol· L-1
(2)两种物质恰好完全反应： 等体积等浓度的醋酸与NaOH溶液相混合所 得溶液中离子浓度由大到小的顺序是 ( A )
③质子守恒:
C(H+)=C(NH3.H2O)+C(OH-)
(3)NaHCO3溶液
①电荷守恒: C(Na+)+C(H+)=C(OH-)+C(HCO3-)+2C(CO32-) ②物料守恒 (原子守恒):
C(Na+)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)
③质子守恒:
C(H+)+C(H2CO3)=C(OH-)+C(CO32-)
（鲁科版）化学反应原理（选修）
溶液“三守恒”及 离子浓度大小比较
宁德市高级中学 叶昌明
专题一:溶液中离子浓度关系中的几个守恒 1.几个守恒原理 ①电荷守恒:溶液中所有阳离子所带的正电 荷等于所有阴离子所带负电荷. 如Na2CO3溶液中的电荷守恒: C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+C(OH-)+2C(CO32-) ②物料守恒 (原子守恒):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他离子 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。
守恒法对溶液中离子浓度大小进行比较
守恒法对溶液中离子浓度大小进行比较有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见问题。
这类题目知识容量大、综合性强，涉及到的知识点有：弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。
如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢？在电解质溶液中常存在多个平衡关系，应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用三种守恒关系——电荷守恒、物料守恒、水的电离守恒。
下面举例说明解析这类习题时守恒法的应用。
希望对同学们有所启发。
一、弱酸或弱碱溶液中微粒浓度的比较例1．以一元弱酸CH3COOH为例，分析CH3COOH溶液中各微粒浓度大小关系。
分析：在CH3COOH溶液中，存在两种电离平衡：CH3COOH CH3COO-+H+ （主）H2O OH-+ H+（次）根据电荷守恒，平衡时则有：c（H+）= c（OH-）+ c（CH3COO-）由于CH3COOH是弱电解质，电离程度不大，所以c（CH3COOH）远大于c（H＋）；c （CH3COOH）也远大于c（CH3COO-）。
结论：溶液中微粒浓度的大小关系为：c（CH3COOH）＞c（H+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）练习1．在0.1mol/L NH3·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-）答案：A二、可水解盐溶液中离子浓度的比较例2．以强酸弱碱盐NH4Cl溶液为例，分析NH4Cl溶液中各离子浓度大小关系。
分析：在NH4Cl溶液中，存在如下电离与水解平衡：NH4Cl NH4+ + Cl-（主）NH4＋+ H2O NH3·H2O + H＋（次）H2O OH-+ H＋（又次之）所以溶液中，c（H+）＞c（OH-）根据电荷守恒和物料守恒，平衡时则有：c（NH4＋）+ c（H＋）= c（OH-）+ c（Cl-）（1）（电荷守恒）c（Cl-）= c（NH3·H2O）+ c（NH4＋）（2）（物料守恒）根据水的电离守恒或联立二式可得：c（H＋）= c（NH3·H2O）+ c（OH-）[注：水电离生成的OH-和H＋应是相等的，即c （H＋）= c（OH-）总= c（OH -）+ c（NH3·H2O）]由于溶液中，NH4＋水解程度不大，所以c（NH4＋）远大于c（NH3·H2O）；c（NH4＋）远大于c（H＋）；c（NH4＋）远大于c（OH-）。
专题：溶液中三大守恒和离子浓度大小的比较PPT课件
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2
又例如：Na2CO3 溶液
Na2CO3 2Na+ +CO32– H2O H+ + OH–
CO32-+ H2O
HCO3– + OH–
HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH– 、 CO32– 、HCO3–
❖C(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
例如：NH4Cl溶液
起始量： C(Cl-）)=C(NH4+)未变化的
NH4+H2O=NH3•H2O+H+ 氮元素守恒 c(Cl-) = C(NH4+)未变化的=c(NH4+)+ c(NH3•H2O
c(Cl-) = c(NH4+)+ c(NH3•H2O） 又例如：Na2CO3 溶液中
Na2CO3 = 2 Na+ + CO32– 起始量：c(Na+)=2c(CO32-)未变化的 H2O = H+ + OH–
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6
例如：Na2S溶液 基准物：S2- H2O
S2- 结合1个H+ HS结合2个H+ H2S
OH- 失去1个H+ H2O 结合1个H+ H+
得质子的量=失质子的量
c(OH-)=c(HS-)+2c(H2S)+c(H+)
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又例如：Na2CO3溶液 基准物：CO32- H2O
c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(OH-)
三大守恒和离子浓度大小比较
)
一般规律：
[不水解离子]＞[水解离子] ＞ [显性离子]＞[不显性离子]
(3)强碱弱酸的酸式盐溶液：
A. 水解为主：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4，溶液 呈碱性，如：NaHCO3溶液里离子浓度大小为： [Na+]>[HCO3-]>[OH-]>[H+]>[CO32- ]
B. 电离为主：NaHSO3、NaH2PO4溶液 呈酸性，如：NaHSO3溶液里离子浓度大小：
3、质子守恒： 质子守恒：是指溶液中由水电离出来的H＋和 OH－总是相等的。
在Na2CO3溶液中
H2O
H＋＋OH－ 2[H2CO3] [H＋]
[HCO3 －]
[OH-]＝[H+]+[HCO3-]+2[H2CO3]
写出： NH4Cl溶液中的质子守恒
二、溶液中微粒浓度大小的比较
1、单一溶质溶液：根据电离、水解情况分析 （1）弱酸、弱碱溶液（电离的程度小） 【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系错误的是 A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-) ( A ) 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/L
用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与CH3COONa配成1 L混合溶 液，已知其中 [CH3COO-]大于[Na+],对该混合溶液下列判断 正确的是( ) A、[H+]＞[OH-] B、[CH3COOH]＋[CH3COO-]＝0.2 mol· L-1 C、[CH3COOH]＞[CH3COO-] D、[CH3COO-]＋[OH-]＝0.1 mol· L-1
溶液中离子浓度大小比较及三点守恒的例析
溶液中离子浓度大小比较及三点守恒的例析作者：张昊来源：《中学课程辅导高考版·教师版》2015年第06期摘要：离子浓度大小的比较是高中化学的常见题型，在化学高考中也常会考查到。
它主要考查学生对所学知识理解的准确性，思维的完整性，推理的严密性和信息的迁移性。
本文例析了判断溶液中离子浓度大小的常用方法：“一个比较”、“两个微弱”、“三个守恒”。
关键词：化学教学；解法指导；离子浓度大小中图分类号：G427 文献标识码：A 文章编号：1992-7711（2015）06-078-1一、“一个比较”比较分子和离子或离子和离子水解能力与电离能力的相对大小。
下面就以此处部分典型题为例，分析这类题的解答方法。
例：25℃时，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是……解析：此题四个选项都考查了两溶液混合的问题。
遇到两溶液混合问题要先注意是否能发生反应。
如不能反应，要分别分析电离和水解过程。
如B选项：0.1mol·L-1 NH4Cl溶液和01mol·L-1 氨水等体积混合（pH>7）：NH4Cl和NH3·H2O不反应，分析过程（此处的过程指的是含弱的成分）：NH+4+H2ONH3·H2O+H+，NH3·H2ONH+4+OH-，如既不电离也不水解，由于NH4Cl溶液和氨水等浓度，c（NH3·H2O）应等于c（NH+4）。
由题意pH>7，说明电离过程大于水解过程，说明NH+4在增多，NH3·H2O在减少。
所以c（NH+4）>c（NH3·H2O）。
注意：比较离子浓度时先分清主要离子（溶液中成分直接提供的）和电离、水解得到的离子。
主要离子的浓度大于电离或水解得到的离子浓度。
如二者能发生反应，先分析反应后溶液的成分。
如A选项：CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl，由所给量知二者恰好完全反应。
溶液的成分变为CH3COOH和NaCl，分析过程知A正确。
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盐类水解离子浓度大小比较教学目标：1、掌握沉淀溶解平衡的有关概念及计算;2、能够熟练离子浓度大小判断重点难点：离子浓度大小比较、沉淀溶解平衡的计算上次作业检查：基础知识：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溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于在NH3·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(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H2S溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于H2S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(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞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-)。
(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溶液中水解平衡为：CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。
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。
如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋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。
如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)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)。
如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可:c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。
［规律总结］正确的思路：【常见题型】一、溶质单一型※※关注三个守恒1.弱酸溶液：【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系错误的是（）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/L 2.弱碱溶液：【例2】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+)3.强酸弱碱盐溶液：【例3】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（）A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)4.强碱弱酸盐溶液：【例4】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)5.强碱弱酸的酸式盐溶液：【例5】草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是（ CD ）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-) B．c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/LC．c(C2O42-)＞c(H2C2O4)D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)练习：1、在0.1mol·L-1 Na2CO3溶液中，下列关系正确的是( )。
A．c(Na+)＝2c(CO32- B．c(OH-)＝2c(H+)C．c(HCO3-)＞c(H2CO3) D．c(Na+)＜c(CO32-)＋c(HCO3-)2、在0.1mol/L的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是（）A.c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(Na+)=c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)C. c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)D.c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)3、已知某温度下0.1mol·L－1的NaHB(强电解质)溶液中c(H＋)＞c(OH－)，则下列有关说法或关系式一定正确的是（）①HB－的水解程度小于HB－的电离程度；②c(Na+)=0.1mol·L－1≥c(B2－)；③溶液的pH=1；④c(Na+)=c(HB－)+2c(B2－)+c(OH－)。
A．①② B．②③ C．②④ D．①②③4、下列叙述正确的是（）A．0.1mol·L－1氨水中，c(OH-)=c(NH4+)B．10 mL 0.02mol·L－1HCl溶液与10 mL 0.02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12C．在0.1mol·L－1CH3COONa溶液中，c(OH-)=c(CH3COOH)＋c(H+)D．0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)5、叠氮酸（HN3）与醋酸酸性相似，下列叙述中错误的是（）A、HN3水溶液中微粒浓度大小顺序为：c(HN3)>c(H+)>c(N3¯)>c(OH¯)B、HN3与NH3作用生成的叠氮酸铵是共价化合物C、NaN3水溶液中离子浓度大小顺序为：c(Na+)>c(N3¯) >c(OH¯)>c(H+)D、N3¯与CO2含相等电子数二、两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较※※关注混合后溶液的酸碱性混合后溶液的酸碱性取决于溶质的电离和水解的情况，一般判断原则是：若溶液中有酸或碱存在，要考虑酸和碱的电离，即溶液相应地显酸性或碱性；若溶液中的溶质仅为盐，则考虑盐水解情况。
1、两种物质混合不反应：【例】：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )A.C(H+)＞C(OH-)B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/LC.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L练习1、现有NH4Cl和氨水组成的混合溶液C(填“>”、“<”或“=”)①若溶液的pH=7，则该溶液中C(NH4＋) C(Cl－)；②若溶液的pH>7，则该溶液中C(NH4＋) C(Cl－)；③若C(NH4＋)< C(Cl－)，则溶液的pH 7。
练习2、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2、两种物质恰好完全反应【例】在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。
A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+) C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC) D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)练习：100 mL 0.1 mol·L-1 醋酸与50 mL 0.2 mol·L-1 NaOH溶液混合，在所得溶液中( )A、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)B、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-)C、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＝c(OH-)D、c(Na+)＝c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)3、两种物质反应，其中一种有剩余：（1）酸与碱反应型在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”。
（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。
）【例1】：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.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【例2】：将0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是A. c(HCN)<c(CN－)B. c(Na＋)>c(CN－)C. c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－)D. c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol·L－1【例3】设氨水的pH＝x，某盐酸的pH＝y，已知x+y＝14，且x>11。