1、離子濃度大小比較的方法和規律一、離子濃度大小比較的方法和規律緊抓住兩個“微弱”：a弱電解質的電離是微弱的 b弱根離子的水解是微弱的。酸式酸根離子既能電離又能水解，若電離能力大于水解能力則酸式鹽溶液呈酸性，否則呈堿性。常見呈酸性的是H2PO42-、HSO3-對應的可溶鹽的溶液。不同溶液中同一離子濃度大小的比較，要看溶液中其它離子對其產生的影響。如在相同物質的量濃度的下列溶液中：NH4ClNH4HSO4CH3COONH4NH3H2O。c（NH4+）由大到小的順序為混合溶液中離子濃度大小的比較，首先要分析混合過程中是否發生化學反應，若發生反應，則要進行過量判斷（注意混合后溶液體積的變化）；然后再結合

2、電離、水解等因素進行分析。對于等體積、等物質的量濃度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的濃度關系題，要由混合后溶液的PH大小判斷電離和水解的關系。常見的CH3COOH與CH3COONa等體積、等物質的量濃度混合、NH3H2O與NH4Cl等體積、等物質的量濃度的混合都是電離大于水解。三個重要的守恒關系電荷守恒 電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液總呈電中性，即陽離子所帶的正電荷總數一定等于陰離子所帶的負電荷總數。如Na2CO3溶液： c（Na+）+ c（H+）=cC( HCO3-) +2c( CO32-)+c( OH-) 物料守恒 如Na2CO3溶液，雖CO32-水解生成HCO3-，HCO3-進一

3、步水解成H2CO3，但溶液中n（Na）: n（C）2:1 ，所以有如下關系：c（Na+）2c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3) 質子守恒 即水電離出的OH-的量始終等于水電離出的H+的量。如Na2CO3溶液，水電離出的H+一部分與CO32-結合成HCO3-，一部分與CO32-結合成H2CO3，一部分剩余在溶液中，根據c（H+）水c（OH-）水 ，有如下關系：c（OH-）c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+） 二、技巧在解題過程中，若看到選項中有“=”，則要考慮3個守恒關系：若守恒關系中只有離子，則考慮電荷守恒關系，若守恒關系中同時出現分子和離子，則考慮物料

4、守恒和質子守恒；若選項中離子濃度關系以“”連接，則主要考慮弱電解質的電離、弱根離子的水解以及各離子之間的相互影響等。高頻考點離子濃度大小的比較考點近幾年以考查兩種溶液混合后離子濃度的大小比較為多，能涉及酸堿中和反應，如甲酸與氫氧化鈉溶液混合、鹽酸與氨水溶液混合等弱酸鹽與強酸混合、弱堿鹽與強堿混合，如醋酸鈉與鹽酸混合、銨鹽與氫氧化鋇混合等。這類題目的做法是先找出反應后的新溶質（往往某一反應物過量而形成多種溶質），再根據溶液體積的變化計算混合后各新溶質的物質的量濃度，最后對濃度的大小作出比較。霧點擊穿忽視溶液中水的電離。如 硫酸銨溶液中c(H+)c(NH3H2O)忽視兩溶液混合后溶質之間的化學反應

5、。如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3H2O等體積混合充分反應后，溶質為 NH3H2O和的NH4Cl的混合溶液，發生化學反應生成了新的溶質。忽視兩溶液混合后由于體積的增大而引起的濃度減小。 如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3H2O等體積混合充分反應后，相當于0.1mol/L NH3H2O和0.1mol/L的NH4Cl的混合溶液，離子濃度大小順序為：c（NH4+）c（Cl-）c（OH-）c（H+）忽視二價離子在電荷守恒關系中的系數“2”。如(NH4)2SO4中離子濃度關系為c(NH4+)+ c(H+)=c(SO42-)+ c（OH-）（06四川高考），硫酸根離子濃度前應該有“2”。5、忽視二元酸第一步電離生成的H+會對第二步的電離產生抑制作用。如已知二元酸H2A在