溶液中微粒浓度的大小比较
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。
溶液中粒子浓度大小比较
溶液中粒子浓度大小比较1.理论依据（1）电离理论发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。
例如，H2CO3溶液中：(多元弱酸第一步电离程度第二步电离)。
（2）水解理论发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度。
例如，Na2CO3溶液中：(多元弱酸根离子的水解以为主)。
【思考与讨论1】根据电离和水解理论，说明H2S溶液和K2S溶液中微粒浓度大小关系。
2.电解质溶液中的守恒关系（1）电荷守恒：电解质溶液中，阳离子的电荷总数与阴离子的电荷总数相等。
如NaHCO3溶液中：（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（3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
如NaHCO3溶液中【思考与讨论2】说明K2S溶液中上述的三个守恒关系：【思考与讨论3】同浓度的NaHCO3溶液和Na2CO3溶液等体积混合，对于上述的三个守恒有应该是怎样的：3.溶液中离子浓度大小关系(1) 多元弱酸溶液根据多步电离分析，如：在H3PO4溶液中，(2) 多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：多元弱酸的酸式盐溶液如：NaHCO3溶液中：多元弱酸的酸式盐溶液如：NaHSO3溶液中：【思考与讨论4】以电离为主的酸式盐有哪些？以水解为主的酸式盐有哪些？(3)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其产生的影响。
例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NH4+)由大到小的顺序是pH 在相同物质的量浓度的下列溶液中①NH 4HSO 4 , ②(NH 4)2SO 4 , ③NH 4Cl , ④NH 4Al (SO 4)2, ⑤NH 4HCO 3 ,⑥ (NH 4)2CO 3 , c(NH 4+)由大到小的顺序是【思考与讨论5】物质的量浓度相同的NH 4HSO 4 (NH 4)2SO 4 , NH 4Cl 溶液pH 的大小关系是若上述三溶液中的pH 相同那么三溶液的浓度大小关系是若上述三溶液中的pH 相同那么三溶液中c(NH 4+)的大小关系是(4) 混合溶液中各离子浓度的比较要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
溶液中微粒浓度大小的比较
溶液中微粒浓度大小的比较1．几个依据(1)电离理论：发生电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度，如H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO3－)≫c(CO32－)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)(2)水解理论：发生水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度，如Na2CO3溶液中：c(CO32－)＞c(HCO3－)≫c(H2CO3)(多元弱酸酸根离子的水解以第一步为主)(3)电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)(4)物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
如0.1 mol/LNaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol/L。
(5)质子守恒：如纯碱溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)可以认为，Na2CO3溶液中OH－和H＋都来源于水的电离，其总物质的量是相等的。
可水解的正盐可直接利用质子守恒关系判断等量关系，方便直观。
2．几种题型(1)多元弱酸溶液中，根据弱酸的分步电离进行分析，如在H3PO4溶液中：c(H＋)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)。
(2)多元弱酸的正盐溶液中，按弱酸根离子的分步水解进行分析，如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)。
(3)不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其他离子对该离子的影响，如在同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4。
c(NH4＋)由大到小的顺序为③＞①＞②。
(4)混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
如在0.1 mol/LNH4Cl溶液和0.1 mol/L的氨水混合溶液中，各离子浓度大小的顺序为：c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
【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 －）。
溶液中微粒浓度的大小比较、守恒关系、难溶电解质的溶解平衡
溶液中微粒浓度的大小比较----理解两大平衡，树立微弱意识1)．电离平衡→建立电离过程是微弱的意识弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。
如在稀醋酸溶液中：CH3COOH CH3COO－＋H＋，H2O OH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。
2)．水解平衡→建立水解过程是微弱的意识弱酸根离子或弱碱根离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。
如稀的CH3COONa 溶液中，CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，H2O H＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。
三个守恒(1)电荷守恒电荷守恒是指溶液呈电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度．如Na2CO3溶液中：(2)物料守恒物料守恒即原子守恒，指变化前后元素原子个数守恒．如：0.1 mol/L的Na2CO3溶液中：(3)质子守恒质子守恒指溶液中质子发生转移时，质子数不发生变化(即水电离出的H+与OH-守恒)．1.常温下，下列离子浓度的关系正确的是()A．pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合：c(NH＋4)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)B．0.2 mol·L－1的CH3COONa溶液与0.1 mol·L－1的HCl等体积混合：c(Na＋)>c(Cl－)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)C．0.1 mol·L－1的HCN(弱酸)和0.1 mol·L－1的NaCN等体积混合：c(HCN)＋c(CN－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)D、相同物质的量浓度时，溶液中c(NH＋4)由大到小的顺序：NH4Al(SO4)2>NH4Cl>CH3COONH4>NH3·H2O2．(2017·成都模拟)室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是()A、若pH>7，则一定是c1V1＝c2V2B．在任何情况下都是c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)C．当pH＝7时，若V1＝V2，则一定是c2>c1D．若V1＝V2，c1＝c2，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)3.(安徽高考)室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是( ) A ．Na 2S 溶液：c (Na ＋)>c (HS －)>c (OH －)>c (H 2S)B 、Na 2C 2O 4溶液：c (OH －)＝c (H ＋)＋c (HC 2O －4)＋2c (H 2C 2O 4)C ．Na 2CO 3溶液：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝2c (CO 2－3)＋c (OH －)D ．CH 3COONa 和CaCl 2混合溶液：c (Na ＋)＋c (Ca 2＋)＝c (CH 3COO －)＋c (CH 3COOH)＋2c (Cl －)4．[2017·郑州模拟] 常温下，下列离子浓度的关系正确的是( ) A ．pH ＝2的盐酸与pH ＝12的氨水等体积混合：c (NH ＋4)＝c (Cl －)>c (H ＋)＝c (OH －)B ．0.2 mol·L －1的CH 3COONa 溶液与0.1 mol·L －1的HCl 等体积混合：c (Na ＋)>c (Cl －)>c (CH 3COO －)>c (H ＋)>c (OH －)C ．0.1 mol·L －1的HCN (弱酸)和0.1 mol·L －1的NaCN 等体积混合：c (HCN )＋c (CN －)＋c (OH －)＝c (Na ＋)＋c (H ＋)D 、相同物质的量浓度时，溶液中c (NH ＋4)由大到小的顺序： NH 4Al (SO 4)2>NH 4Cl>CH 3COONH 4>NH 3·H 2O难溶电解质的溶解平衡1．沉淀的溶解平衡 (1)沉淀溶解平衡的概念在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀的速率相等的状态。
溶液中微粒浓度的大小比较
案例展示2013-12有关溶液中微粒浓度的大小比较问题是中学化学中常见的问题。
这类题目知识容量大、综合性强，涉及的知识点有：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），利用两种理论、三种守恒、三个观点去分析解题。
一、两种理论离子的产生及浓度变化与化学反应、电离、水解等过程直接相关，含单一溶质溶液解题时应首先考虑电解质的电离和水解。
1.电离理论（1）弱电解质的电离程度不大，溶液中的微粒主要是以弱电解质的分子形式存在。
（2）多元弱酸是分步电离的，以第一步为主。
例如H3PO4溶液，c（H3PO4）>c（H2PO4-）>c（HPO42-)>c（PO43-）。
（3）在电解质溶液中同时考虑水的电离。
例如0.1mol/L的CH3COOH溶液中，c（H+）>c（CH3COO-）。
2.水解理论（1）弱离子因水解而消耗，但一般水解程度不大。
（2）水解的实质是水电离平衡的移动。
例如NH4Cl溶液中，c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH-）>c（NH3·H2O）。
（3）多元弱酸的阴离子是分步水解的，以第一步为主。
例如Na2CO3溶液中，c（CO3-）>c（HCO3-）>c（H2CO3）。
对于两种溶液混合，应先着眼于物质之间的化学反应，再考虑电解质的电离及离子的水解；若没有化学反应存在，则直接考虑电解质的电离及离子的水解。
二、三种守恒电解质在溶液中存在着三种基本关系：物料守恒、元素守恒、电荷守恒。
1.物料守恒物料守恒是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。
如NaHCO3溶液中，n（Na+）∶n（C）=1∶1，则推出：c（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3）。
盐溶液中微粒浓度的大小比较
盐溶液中微粒浓度的大小比较1.理论依据(1)电离理论盐溶于水时完全电离盐溶液中存在水的电离弱电解质溶液的微弱电离多元弱酸电离分步，以第一步电离为主在NH3 · H2O 溶液中：在H2S溶液中：结论：弱酸、弱碱的电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。
(2).水解理论①弱离子由于水解而损耗如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+)②水解是微弱如：NH4Cl 溶液中：③多元弱酸盐分步水解，以第一步为主如：Na2CO3溶液中：c (CO32–) c (HCO3–) c (H2CO3)结论：不水解的离子的浓度> 发生水解的离子的浓度> 溶液呈酸碱性的离子练习1. 比较CH3COONa溶液中各微粒的浓度大小关系?练习2 比较Na2CO3溶液中各离子的浓度大小？守恒原理(1)电荷守恒如：NH4Cl 溶液中练习：CH3COONa溶液中练习：Na2CO3溶液中(2). 物料守恒（元素或原子守恒）在NH4Cl溶液中：练习：Na2CO3 溶液中练习：NaHCO3溶液中3.质子（H+）守恒CH3COONa溶液中：Na2CO3溶液中溶液中的质子守恒式?在K2S溶液中NaHCO3溶液中离子浓度大小比较题型单一溶质溶液中离子浓度大小关系：练习1. H2SO3溶液中，各离子浓度大小关系为练习2：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O、NH4+、OH-、H+的浓度由大到小的顺序是两种溶液混合后不同离子浓度的比较⑴两种物质混合不反应：练习3：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c(CH3COO-) 大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( )A. c(H+)＞c(OH-)B. c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol·L-1C. c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)D. c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol·L-1⑵.两种物质恰好完全反应：练习 4. 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+)⑶两种物质反应，其中一种有剩余练习5. 将0.4 mol/LNH4Cl溶液和0.2 mol/LNaOH 溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的关系正确的是( )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+)练习6：把0.02 mol•L-1 CH3COOH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(CH3COO-)＞c(Na+)B. c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)C. 2c(H+)＝c(CH3COO-)-c(CH3COOH)D. c(CH3COOH)+c(CH3COO-)＝0.01 mol·L-1不同溶液中同一离子浓度的比较练习7：相同浓度的下列溶液中，c(CO32-)的大小关系为①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3④(NH4)2CO3 ⑤NH4HCO3练习8：等物质的量的下列溶液中，NH4+的浓度由大到小的顺序是①NH4Cl ②NH4HCO3③NH4HSO4④NH4NO3练习9. 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)练习9：将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是A. c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+)B. c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)C. c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-)D. c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)。
溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较一、溶液中微粒浓度大小比较的理论依据1．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，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH4＋、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH4＋)。
(2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。
如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
2．水解理论(1)弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的情况除外)，水解生成的微粒浓度很小，本身浓度减小的也很小，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的浓度。
如NH4Cl溶液中：NH4＋、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH4＋)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
(2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO32－、HCO3－、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO32－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)。
(3)多元弱酸的酸式盐溶液：取决于弱酸根离子水解和电离的程度比较。
如NaHCO3溶液中c(Na＋)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO32－)3．在正盐溶液中，与其性质相反的离子浓度最小，如Na2CO3溶液中，c(H＋)最小；Cu(NO3)2溶液中，c(OH－)最小。
二、溶液中微粒浓度大小比较的定量关系1．电荷守恒规律电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，其表达式的特点是：全部是离子，无中性物质，阳离子与阴离子各在等式的一边，且离子前面的数值与该离子所带电荷数值一致，在解题时，只要题中的式子全部是离子，无论是判断还是填空，一般就按电荷守恒处理。
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。
20111溶液中微粒浓度大小的比较
溶液中微粒浓度大小的比较纵观历年的高考试题，可发现溶液中离子浓度的比较是高考中一个重要的考点，现将溶液离子浓度的比较常见考查点总结如下：一、紧抓两个“微弱”比较离子或溶质微粒浓度大小，考查的内容通常既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关，而这两个平衡变化的共同特征为反应或过程是―微弱‖的。
1.弱电解质只有微弱电离。
如稀醋酸溶液中.各粒子浓度由大到小的顺序为：c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(CH3COO–)＞c(OH–)。
多元弱酸分步电离，以第一步为主，如H2S溶液中各粒子浓度由大到小的顺序为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS–)＞c(S2–)＞c(OH–)。
2.弱酸(碱)离子的水解是微弱的。
如NH4Cl溶液中，各粒子浓度由大到小的顺序为：c(Cl–)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)。
多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主，如Na2S溶液中，c(Na+)＞c(S2–)＞c(OH–)＞c(HS–)＞c(H2S)＞c(H+)。
二、牢记三个“守恒”离子间的定量关系，也就是三个守恒关系。
在建立守恒关系前，我们需清楚建立平衡的微粒，以及离子间建立定量关系的前提。
以CH3COONa为例说明：1.电荷守恒：是指溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于溶液中所有阴离子所带的负电荷总数。
整个溶液呈电中性。
注意：电中性不是c(H+) =c (OH-)，而是正电荷总数=负电荷总数在此定量关系中，只含有离子而不含有分子。
建立电荷守恒关系，需分两步走：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。
c(Na+) +c(H+)=c(CH3COO - ) +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。
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溶液中微粒浓度的大小比较
作者：赵常斌
来源：《新课程·中学》2013年第12期
有关溶液中微粒浓度的大小比较问题是中学化学中常见的问题。
这类题目知识容量大、综合性强，涉及的知识点有：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），利用两种理论、三种守恒、三个观点去分析解题。
一、两种理论
离子的产生及浓度变化与化学反应、电离、水解等过程直接相关，含单一溶质溶液解题时应首先考虑电解质的电离和水解。
1.电离理论
（1）弱电解质的电离程度不大，溶液中的微粒主要是以弱电解质的分子形式存在。
（2）多元弱酸是分步电离的，以第一步为主。
例如H3PO4溶液，c（H3PO4）>c
（H2PO4-）>c（HPO42-）>c（PO43-）。
（3）在电解质溶液中同时考虑水的电离。
例如0.1 mol/L的CH3COOH溶液中，c
（H+）>c（CH3COO-）。
2.水解理论
（1）弱离子因水解而消耗，但一般水解程度不大。
（2）水解的实质是水电离平衡的移动。
例如NH4Cl溶液中，c（Cl-）>c（NH4+）>c
（H+）>c（OH-）>c（NH3·H2O）。
（3）多元弱酸的阴离子是分步水解的，以第一步为主。
例如Na2CO3溶液中，c（CO3-）>c（HCO3-）>c（H2CO3）。
对于两种溶液混合，应先着眼于物质之间的化学反应，再考虑电解质的电离及离子的水解；若没有化学反应存在，则直接考虑电解质的电离及离子的水解。
二、三种守恒
电解质在溶液中存在着三种基本关系：物料守恒、元素守恒、电荷守恒。
1.物料守恒
物料守恒是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。
如NaHCO3溶液中，n（Na+）∶n（C）=1∶1，则推出：
c（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3）。
2.电荷守恒
电荷守恒是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-），则：c （Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c（CO32-）+c（OH-）。
3.元素守恒
元素守恒是在化学变化中，元素种类、原子个数不发生变化。
如在0.1 mol/L的Na2S溶液中，S元素守恒则：
c（S2-）+c（HS-）+c（H2S）=0.1 mol/L。
三、三个观点
1.全面的观点
探究离子浓度问题，要充分认识电解质在溶液中的表现，全面考虑溶液中各种离子的存在情况及相互关系。
比如：在Na2CO3溶液中存在Na2CO3的电离、CO32-的水解、二级水解以及H2O的电离等多个反应，故溶液中微粒有H2O、Na+、CO32-、HCO3-、H2CO3、H+、OH-，忽视任何一个很微弱的反应、很微小的粒子都是不正确的。
2.矛盾的观点
事物是矛盾的统一体，处理矛盾问题时要抓住主要矛盾。
在比较离子浓度大小时，若溶液中存在竞争反应时，需要抓住主要矛盾来解决相关问题。
如等物质的量的NH4Cl、NH3·H2O 共存于溶液中，则溶液中同时存在NH4+水解和NH3·H2O的电离。
由于NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，故考虑电离而忽略水解。
由此得出离子浓度的大小关系为：c
（NH4+）>c（Cl-）>c（NH3·H2O）>c（OH-）>c（H+）。
在应用此观点时，正确判断矛盾双方的性质是必要的，如一级电离通常大于二级电离，一级水解通常大于二级水解。
弱酸及其对应盐、弱碱及其对应盐所形成的缓冲溶液中通常情况是电离强于水解，极少数例外，如HCN 及CN-。
3.联系的观点
事物是相互联系、相互影响，而不是孤立存在的。
溶液的离子亦如此，要应用化学原理，准确判断离子之间的相互影响。
比如：纯水中由水电离出的H+、OH-满足c（OH-）=c
（H+）；若加入碱或酸，则碱或酸电离出的OH-、H+会抑制水的电离，而使c（H+）水=c （OH-）水，但数值减小；若加入可水解的盐，则因弱离子的水解消耗H+或OH-而促进水的电离，c（H+）水与c（OH-）水不再相等。
另外在解此类选择题中，我们还可以根据选项的内容和形式进行判断。
例如根据溶液的酸碱性来判断的OH-、H+浓度相对大小，对选项进行分类；选项中用“>”或“
总的来讲，在处理离子浓度问题时应着眼于对化学原理的分析，抓住两种理论，明确前提条件；遵循三种守恒，确定相互联系；把握三个观点，确保思考严密、判断准确。
（作者单位陕西省西安市曲江第一中学）
编辑张耀华。