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溶液中离子浓度大小比较归类解析及训练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/L2.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】(双选)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（）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)2、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－)。
高中化学之溶液中离子浓度大小比较问题解析
溶液中离子浓度大小比较
一.基本理论依据
1.电离过程是微弱的，发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度
2.水解过程是微弱的，发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度
二.溶液中粒子浓度大小比较的主要类型
1.多元弱酸溶液
多元弱酸分步电离，逐级减弱，比如说在磷酸（H3PO4）溶液中各种离子浓度的大小关系，如下图：
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，水解程度逐级减弱。
比如说在碳酸钠（Na2CO3）溶液中各种离子浓度的大小关系，如下图：
这里需要指出氢氧根离子浓度大于碳酸根离子浓度，碳酸根水解产生的碳酸氢根离子和氢氧根离子开始相等，但接下来碳酸氢根离子继续水解，使得氢氧根离子浓度大于碳酸氢根离子浓度。
3.不同溶液中同一离子浓度的比较
根据溶液中其他离子对该离子产生的影响来比较。
比如，在相同物质的量浓度的下列溶液中，比较铵根离子（NH4+）浓度的大小：硝酸铵溶液（NH4NO3），醋酸铵溶液（CH3COONH4），硫酸氢氨溶液（NH4HSO4），比较过程如下图：
4.混合溶液中各离子浓度的比较
这个要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。
如，在0.1摩尔每升的氯化铵（NH4CL）和0.1摩尔每升的氨水（NH3.H2O）混合溶液中，各离子浓度大小关系，如下图：
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离子浓度大小的比较
刘海洋
【期刊名称】《成才之路》
【年(卷),期】2011(000)005
【摘要】@@ 离子浓度大小比较是高考中经常出现的知识点,也是教学中的难点,
学生在这一块学起来比较吃力,学习这方面的知识时要抓住以下两大点.rn一、电离、水解的主次问题rn在溶液中通常存在着强电解质的电离、弱电解质的电离、弱根
离子(弱酸的酸根或弱碱的阳离子)的水解、水的电离等几种情况,由于强电解质在水溶液中完全电离,故这一步电离产生的离子在溶液中通常是最多的,弱电解质的电离、弱根离子的水解程度相差不多,这两种情况产生离子的多少需要根据具体情况而定,
水的电离最微弱,水电离产生的离子通常最少.
【总页数】1页(P43)
【作者】刘海洋
【作者单位】迁安市第三中学
【正文语种】中文
【相关文献】
1.电解质溶液中离子浓度大小的比较技巧与方法
2.强碱弱酸盐溶液中离子浓度大小比较探析
3.溶液"问题难点——溶液中离子浓度大小比较问题
4.离子浓度大小的比较方法
5.浅谈电解质溶液中离子浓度大小比较的技巧
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高中化学离子浓度大小比较练习题附答案1. 将0.5mol/L的NaCl溶液和0.3mol/L的CaCl2溶液混合，哪个离子浓度更大？答：Ca2+离子浓度更大。
2. 将0.3mol/L的Na2SO4溶液和0.4mol/L的NaCl溶液混合，哪个离子浓度更大？答：Na+离子浓度相同。
3. 将0.2mol/L的K2SO4溶液和0.1mol/L的MgSO4溶液混合，哪个离子浓度更大？答：SO42-离子浓度相同。
4. 将0.1mol/L的Na3PO4溶液和0.2mol/L的Na2SO4溶液混合，哪个离子浓度更大？答：Na+离子浓度更大。
5. 将0.4mol/L的NaCl溶液和0.2mol/L的KCl溶液混合，哪个离子浓度更大？答：Cl-离子浓度相同。
6. 将0.3mol/L的Ca(NO3)2溶液和0.2mol/L的Na2CO3溶液混合，哪个离子浓度更大？答：Ca2+离子浓度更大。
7. 将0.1mol/L的NaOH溶液和0.2mol/L的HCl溶液混合，哪个离子浓度更大？答：H+离子浓度更大。
8. 将0.2mol/L的K2CO3溶液和0.1mol/L的CaCl2溶液混合，哪个离子浓度更大？答：CO32-离子浓度更大。
9. 将0.3mol/L的NaCl溶液和0.1mol/L的MgCl2溶液混合，哪个离子浓度更大？答：Cl-离子浓度相同。
10. 将0.2mol/L的FeSO4溶液和0.1mol/L的MgSO4溶液混合，哪个离子浓度更大？答：SO42-离子浓度相同。
11. 将0.1mol/L的Na3PO4溶液和0.2mol/L的Ca(NO3)2溶液混合，哪个离子浓度更大？答：Na+离子浓度更大。
12. 将0.3mol/L的KCl溶液和0.1mol/L的CaCl2溶液混合，哪个离子浓度更大？答：Cl-离子浓度相同。
13. 将0.2mol/L的Na2CO3溶液和0.1mol/L的NaOH溶液混合，哪个离子浓度更大？答：Na+离子浓度更大。
离子浓度大小的比较作者：刘海洋来源：《成才之路》2011年第05期离子浓度大小比较是高考中经常出现的知识点，也是教学中的难点，学生在这一块学起来比较吃力，学习这方面的知识时要抓住以下两大点。
一、电离、水解的主次问题在溶液中通常存在着强电解质的电离、弱电解质的电离、弱根离子（弱酸的酸根或弱碱的阳离子）的水解、水的电离等几种情况，由于强电解质在水溶液中完全电离，故这一步电离产生的离子在溶液中通常是最多的，弱电解质的电离、弱根离子的水解程度相差不多，这两种情况产生离子的多少需要根据具体情况而定，水的电离最微弱，水电离产生的离子通常最少。
例如：NaHCO3溶液中离子浓度大小比较，正确的选（）A：C（Na+）>C（H+）>C（CO3 2-）>C（OH-）>C（HCO3 -）B: C（Na+）> C（HCO3 -）> C（OH-）> C（CO3 2-）> C（H+）C: C（HCO3 -）> C（Na+）> C（CO3 2-）> C（OH-）> C（H+）D：C（HCO3 -）> C（Na+）> C（OH-）> C（H+）>C（CO3 2-）NaHCO3在溶液中发生电离：NaHCO3=Na+ +HCO3- ， NaHCO3为强电解质，全部电离，故此步产生的Na+，HCO3-最多，又因为HCO3-会发生水解，所以C（Na+）>C（HCO3-）。
HCO3-即发生电离：HCO3-=H+ +CO3 2-，同时又发生水解：HCO3- +H2O=H2CO3+OH-，由于NaHCO3的水溶液显碱性，故水解大于电离，水解产生的离子大于电离产生的离子，即C（OH-）>C（CO3 2-）。
HCO3-电离产生的H+，CO32-的浓度是相等的，比较二者浓度的大小应考虑水的电离：H2O=H+ +OH-由于水电离也产生H+，所以C（H+）>C（CO3 2-）。
溶液中离子浓度大小的比较1．大小比较的常用方法(1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中：[H ＋]＞[H2PO－4]＞[HPO2－4]＞[PO3－4]。
(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：[Na＋] ＞[CO2－3] ＞[OH－] ＞[HCO－3] ＞[H＋]。
(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影响的因素。
一般地：浓度大的有抑制其水解的离子＞浓度大的没有抑制或促进其水解的离子＞浓度大的有促进其水解的离子＞浓度小的有抑制其水解的离子＞浓度小的没有抑制或促进其水解的离子＞浓度小的有促进其水解的离子。
如在相同浓度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，[NH＋4]由大到小的顺序是：④＞⑤＞③＞①＞②。
(4)混合溶液中各离子浓度比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。
①电离程度大于水解程度的有NH3·H2O和NH＋4、CH3COOH和CH3COO－、HSO－3。
如0.1 mol·L－1NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中：由于NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度，导致溶液呈碱性。
溶液中各离子浓度的大小顺序为：[NH＋4]＞[Cl－]＞[OH－]＞[H＋]。
②电离程度小于水解程度的有HCN和CN－、HCO－3和CO2－3、HCO－3。
如0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。
溶液中各离子浓度的大小顺序为：[Na＋]＞[CN－]＞[OH－]＞[H＋]。
此外：[HCN]＞[Na＋]＝0.1 mol·L－1。
2．常用等量关系(1)电荷守恒：①电解质溶液总是呈电中性，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，此为电荷守恒规律。
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高中化学离子浓度大小比较练习题一、单选题1.25 °C 时，23H CO ，的-7al K =4. 210⨯，-11a2K =5. 610⨯。
室温下向10 mL0. 1-1mol L ⋅23Na CO 中逐滴加入0。
1 -1mol L ⋅HCl 。
图是溶液中含C 微粒物质的量分数随pH 降低而变化的图像（2CO 因有逸出未画出)。
下列说法错误的是（ )A.A 点溶液的pH 〈11B 。
B 点溶液：()()()()-2-33+23c Na =c HCO +c +c H O CO CC.A→B 的过程中,离子反应方程式为:2-+33C H HCO O +=== D.分步加入酚酞和甲基橙,用中和滴定法可测定23Na CO ，与3NaHCO ，混合物组成 2。
实验测得0。
5mol·L −1CH 3COONa 溶液、0。
5mol·L −1CuSO 4溶液以及H 2O 的pH 随温度变化的曲线如图所示。
下列说法正确的是( )A 。
随温度升高，纯水中c(H +)〉c(OH −） B 。
随温度升高，CH 3COONa 溶液的c （OH −)减小C. 随温度升高，CuSO 4溶液的pH 变化是K w 改变与水解平衡移动共同作用的结果D. 随温度升高，CH 3COONa 溶液和CuSO 4溶液的pH 均降低,是因为CH 3COO −、Cu 2+水解平衡移动方向不同3.25 °C 时，改变0. 1 mol/L 弱酸RCOOH 溶液的pH,溶液中RCOOH 分子的物质的量分数()δRCOOH 随之改变［已知-c()δ()c RCOOH RCOOH =RCOOH RC )+c(OO ()］，甲酸(HCOOH)与丙酸32CH CH C )OOH （溶液中()δRCOOH 与pH 的关系如图所示.下列说法正确的是（ ）A 。
溶液中离子浓度大小比较一、理清思路，掌握分析方法1、学生在解此类题目时首先必须形成下面的解题思路：解题时要先分析溶液中的微粒种类，然后分析这些微粒的水解和电离情况。
电解质溶液⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧⎩⎨⎧考虑电离或水解过量－－根据过量程度生成盐－－考虑水解离生成酸或碱－－考虑电不过量反应离和水解不反应－－同时考虑电混和溶液盐溶液－－考虑水解离酸或碱溶液－－考虑电单一溶液 2、养成认真、细致、严谨的解题习惯，在形成正确解题思路的基础上学会常规分析方法，如学会运用关键性离子定位法、守恒判断法、淘汰法、整体思维法等去判断正误。
二、要注意掌握两个微弱观念（电离平衡理论和水解平衡理论）1．弱电解质的电离平衡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NH 3·H 2O 溶液中微粒浓度大小关系。
⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H 2S 溶液中微粒浓度大小关系。
2．盐的水解平衡⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO 3溶液中有：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（NH 4）2SO 4溶液中微粒浓度关系：(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: Na 2CO 3溶液中水解平衡为：三、把握三大守恒，确定等量关系如0.1mol/NaHCO 3溶液，写出存在的各种平衡：溶液中的大量离子： ；微量离子： ；大量分子： ；微量分子： 。
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阴离子所带的负电荷数相等。
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，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某特定元素的原子总数是不会改变的。
河北省迁安一中高三化学：溶液中离子浓度大小的比较
1．两个平衡理论：弱电解质的电离平衡理论和盐的水解平衡理论
2．三个守恒关系：
（1）电荷守恒：溶液总是呈电中性，即电解质溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
关键是找全溶液中存在的离子，并注意离子所带电荷数。
（2）物料守恒：即原子个数守恒，即存在于溶液中的某物质，不管在溶液中发生了什么变化，同种元素各种存在形式的和之比符合物质组成比。
（3）质子守恒：在任何水溶液中，水电离出的H+和OH-的量总是相等。
注：由电荷守恒和物料守恒可以导出质子守恒
例1．写出1.0 mol/L Na2CO3溶液中离子浓度的大小关系和三个守恒关系式。
电荷守恒：
物料守恒：由于n(Na+)=2n(C)，又由于CO32-能水解，故碳元素以CO32-、HCO3-、H2CO3三种形式存在，所以有
质子守恒：（一个CO32- 结合两个H+形成H2CO3）练习1：写出0.1 mol/L NaHCO3溶液中电荷守恒守恒、物料守恒关系式。
二、常见题型
首先，我们应明确强电解质的完全电离产生的离子的浓度比弱电解质的不完全电离产生的离子浓度要大；弱电解质的电离或离子的水解程度均很弱。
且水的电离能力远远小于弱电解质的电离或离子的水解程度
1．溶质单一（弱酸、弱碱、盐）溶液中不同离子浓度的比较
首先，电解质完全电离时，离子下角标大的，离子浓度较大；
其次，下角标相同时，电解质完全电离后，无变化的离子浓度较大，对于发生部分电离的离子浓度较小（或只发生水解的），其对应的生成物浓度更小；
再次，对于既电离又水解的离子，要视电离与水解的相对大小而定；
最后，如涉及到c（H+）或c（OH-）的大小比较时，有时还需考虑水的电离或电解质溶液中的电荷守恒。
a、酸溶液型
例2在0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中,c(CH3COO-)、c(OH-)、c(H+)、c(CH3COOH)的大小关系为：。
b、碱溶液型
例3.0.1 mol·L－1的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-)
c、盐溶液型
例4.氯化铵溶液中，下列关系式正确的是
A．c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)
B．c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c (OH-)
C．c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-)
D．c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
例5.在0.1mol·L－1Na2CO3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-)
小结：对于溶质单一型的溶液，若溶质是弱酸或弱碱的考虑电离且电离是弱电离，若溶质是盐考虑水解同样水解也是弱水解
练习2. 酸式盐溶液酸碱性主要取决于酸式盐的电离能力和水解能力的相对强弱。
如NaH CO3，HCO3－的水解大于电离，故溶液显碱性。
溶液中离子大小关系
练习3．已知某二元酸（化学式用H2RO4表示）在水中的电离方程式为
H 2RO4=H++HRO4-；HRO4-H++RO42- 回答下列问题：
（1）NaH RO4溶液显（填“酸性”，“中性”，或“碱性”）。
理由是：
（2）在0.1 mol·L-1的Na2RO4溶液中，下列微粒浓度关系式正确的是：。
A. c(RO42-) +c(HRO4-)+c(H2RO4) =0.1mol·L-1
B. c(OH-)=c(H+) +c(HRO4-)
C. c(Na+)+ c(H+) =c(OH-)+ c(HRO4-－)+2c(RO42-)
D. c(Na+)= 2c(RO42-)
+2c(HRO4-)
2.同浓度的不同溶液中，同种离子浓度大小的比较
水解程度：相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。
如NH4＋的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
所以NH4＋浓度大小关系
3．混合溶液中不同离子浓度的比较
a、不反应型
例6.用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1 L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(OH-)＞c(H+)
B.c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol·L－1
C.c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)
D.c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.2 mol·L－1
练习4、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。
总结：先确定混合后溶液的成分及酸碱性，再根据电离与水解的相对程度大小，由程度大的分析。
（注意：等体积混合后溶液浓度减半。
）中常化学常见的有三对混合溶液,其处理方法如下（即抓主要矛盾）
⑴等浓度的CH3COOH与CH3COONa的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性.溶液中离子浓度大小关系
⑵等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性
溶液中离子浓度大小关系
⑶等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性溶液中离子浓度大小关系
练习5．将0.2 mol/L HA溶液与0.1 mol/LNaOH溶液等体积混合，测得混合溶液中
c(Na+)>c(A-)，则（用“>”、“<”或“=”填写下列空白）：
(1)混合溶液中c(A-) c(HA)
(2)混合溶液中c(HA)+c(A-) 0.1 mol/L
b、酸碱中和型
（1）恰好中和型
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.c(M+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) B.c(M+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-)
C.c(M+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
D.c(M+)+c(H+) =c(OH-)+c(A-)
（2）PH等于7型
常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液PH=7，则此溶液中
A．c(HCOO－) > c(Na+) B. c(HCOO－) ＜ c(Na+)
C. c(HCOO－) = c(Na+)
D.无法确定c(HCOO－) 与c(Na+)的关系
（3）反应过量型
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(H C N)－c(CN－)＝c(OH－)
D c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol·L－1
小结：对于酸碱中和的类型，应先考虑它们按化学计量关系进行反应，观察是否反应完全，然后考虑物质在水溶液中的电离及可能存在的电离平衡、水解平衡以及抑制水解等问题，最后对离子浓度大小作出估计和判断。
（1）、恰好中和型
解题指导：给定的酸碱是等物质的量的反应（注意与H+和OH-物质的量相等的情况区别）反应结束后一定是生成正盐和水，故可把此类问题转化成是正盐溶液中离子浓度比较问题，即单一溶质型中的溶质为盐的问题来解决。
（2）、pH等于7型
解题指导：酸碱中和反应（注意与恰好中和型区别）结束后一定是C（H+）=C（OH-）故分析此类问题从两方面入手：
（1）考虑从电荷守恒入手求得其它离子相等关系。
（2）判断PH等于7时，酸碱到底谁过量；方法是：先设定为完全反应时的PH然后与PH=7比较便可得出。
（3）、反应过量型
解题指导:先判断反应前后谁过量，及反应后各物质的量，再考虑电离或水解的情况.当酸(碱)的电离大于盐溶液中弱离子水解时,可认为盐中的弱离了不水解,此时主要考虑电离对离子浓度造成的影响；反之可认为酸(碱)不电离(但实际有电离,程度很小),此时只考虑离子水解对离子浓度造成的影响。
解题技巧：用以下两个技巧可以做一些快速判断
1．任何溶液中，总是存在电荷守恒关系，只要找出所有离子。
2．定性判断出溶液的酸碱性，根据 c(H+)和c(OH-)的大小就能做出一些判断。
如酸和强酸弱碱盐显酸性，碱和强碱弱酸盐显碱性，酸式盐电离大于水解显酸性，反之显碱性。
等等。
练习6.用0.1 mol.L-1的盐酸滴定0.10 mol.L-1的氨水，滴定过程中不可能出现的结果是( )
A. c(NH4+)＞c(Cl—),c(OH—)＞c(H+)
B. c(NH4+)＝c(Cl—),c(OH—)＝c(H+)
C. c(Cl—)＞c(NH4+),c(OH—)＞c(H+)
D. c(Cl—)＞c(NH4+), c(H+)＞c(OH—)。
