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高中化学学习材料（灿若寒星**整理制作）离子浓度大小关系的解题技巧一、相关知识弱电解质的电离平衡，盐类的水解平衡，溶液中的电荷守恒，物料守恒，质子守恒。
弱电解质及多数盐的单一水解是微弱的，一般认为浓度相等的弱电解质的电离程度大于相应的离子的水解程度。
如浓度相等的CH3COOH(NH3.H2O)和CH3COONa（NH4Cl）中，CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，NH3.H2O的电离程度大于NH4+的水解程度。
而对于特殊的NaHCO3溶液，其中HCO3-离子既存在电离平衡又存在水解平衡，认为其水解程度大于电离程度。
但具体到一个特定的习题，应根据题中的信息来判断哪种平衡程度更大。
二、解题技巧首先，通过读题明确两个内容：1、最终溶液中存在的溶质及溶质的浓度。
2、存在的平衡关系及相对强弱。
然后，确定溶液中离子间的基本关系：1、三个等式关系（1）、电荷守恒关系溶液中的阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
如在NaF溶液中：c(F-)+(OH-)= C (Na＋)+c (H+)（2）、物料守恒关系溶液中某元素的歌种存在形式中，原子总量不变。
如：0.1mol.L-1 NaHCO3溶液中：c (HCO3-)＋c (CO32-)＋c (H2CO3)= C (Na＋)= 0.1mol.L-1(3)、质子守恒关系溶液中水电离出来的H+和OH-的数目相等。
如：在Na2S溶液中：c (OH-) =c (H+)+c(HS-)+c(H2S)2、一个大小关系根据题中信息判断电离程度与水解程度的相对强弱关系得出三、题型例析1、单组分溶液例1、0.1mol.L-1的CH3COOH溶液在的离子浓度的关系等式的关系：电荷守恒：c (H+)=c（CH3COO-）+c (OH-)物料守恒：c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=0.1mol.L-1大小关系：c（CH3COOH）> c (H+)> c (OH-)例2、0.1mol.L-1的NH4Cl溶液电荷守恒：c（NH4+）+c (H+)=c（Cl-）+c (OH-)物料守恒：c（NH4+）+c（NH3.H2O）=c（Cl-） =0.1mol.L-1大小关系：c（Cl-）> c（NH4+）> c (H+)> c (OH-)例3、0.2mol.L-1Na2CO3溶液电荷守恒：c（Na+）+c (H+)=2c (CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)物料守恒：c（Na+）=2c (CO32-) +2c(HCO3-)+ 2c (H2CO3)=0.4mol.L-1质子守恒：c (OH-)= c (H+)+ c (HCO3-)+2c (H2CO3)大小关系：c（Na+）> c（CO32-）> c (OH-)> c (HCO3-)> c (H+)例4、将甲酸溶液中加入一定量的氢氧化钠溶液，恰好完全反应，则所得溶液中离子浓度的关系。
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：
解析完毕。
学生对这些知识总是容易混淆，掌握不了，专门整理出来，方便学生记忆，使用。
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高考中“水溶液中离子浓度大小的比较规律”总结“水溶液中离子浓度大小的比较规律”在高考中经常用到，本文对高考中这部分内容出现过的情况进行了总结，并举出一个典型案例以供参考。
一、酸碱溶液：酸溶液中h+ 浓度最大，碱溶液中oh_ 浓度最大：其它离子根据电离度的大小确定。
1.强酸强碱溶液：例如盐酸溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( cl- ) > c( oh_ ),naoh溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( na+ )>c( h+ )。
2.一元弱酸弱碱溶液，例如hac溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( ac_ )> c( oh_ )；nh3?h2o溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( nh4+ )> c( h+ )。
3.多元弱酸弱碱溶液，多元弱酸以第一步电离为主，例如h2s溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( hs_ )>c( s2- )> c( oh_ )；多元弱碱电离方程式一步写到位，但离子浓度大小关系容易判断，例如fe(oh)3 溶液中离子浓度大小关系为c( oh_ )>c( fe3+ )> c( h+ )。
二、盐类溶液：1.强酸强碱盐的溶液不水解，离子浓度不变，例如na2so4 溶液中离子浓度大小关系为：2c( so42- )=c( na+ )> c( h+ )= c( oh_ )；再如nahso4溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( so42- )= c( na+ )> c( oh_ )2.一元弱酸或弱碱形成的盐溶液，因为水解导致某些离子浓度变小，例如nh4cl溶液中离子浓度大小关系为：c( cl- )>c(nh4+ ) > c( h+ )> c( oh_ )；naac溶液中离子浓度大小关系为：c( na+ )>c(ac_ )> c( oh_ )> c( h+ )。
高考总复习离子浓度的大小比较（基础）【高考展望】电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
多年以来全国高考化学试卷年年涉及这种题型，受到高考命题者的青睐。
这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。
【方法点拨】解答此类题时必须有正确的思路，首先确定平衡溶液中的溶质，是单一溶质，还是含多个溶质；然后从宏观和微观上进行分析。
宏观上掌握解题的三个思维基点即抓住三大守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒，并能做出相应的变形。
微观上抓住电离平衡、水解平衡，分清主次。
总的来说就是要先整体，后局部；先宏观，后微观；先定性，后定量。
【知识升华】一、电解质溶液中的守恒关系1.电荷守恒：⑴电荷守恒的含义：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.⑵电荷守恒式的书写：如Na2CO3溶液中由于存在下列电离和水解关系：Na2CO3=2Na++CO32-，H2O H++OH-，CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中所有的阳离子有Na+、H+，阴离子有CO32-、HCO3-、OH-，根据电荷守恒有：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)。
又如CH3COONa溶液中由于存在下列电离和水解关系：CH3COONa=CH3COO-+Na+，CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，H2O H++OH-，所以溶液中所有的阳离子为Na+、H+，所有的阴离子为CH3COO-、OH-，因此电荷守恒式为：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)。
【注意】书写电荷守恒式必须做到：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：⑴含义：指某微粒的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的微粒浓度之和。
离子浓度大小比较的方法和规律一、离子浓度大小比较的方法和规律1、紧抓住两个“微弱”：a弱电解质的电离是微弱的b弱根离子的水解是微弱的。
2、酸式酸根离子既能电离又能水解，若电离能力大于水解能力则酸式盐溶液呈酸性，否则呈碱性。
常见呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-对应的可溶盐的溶液。
3、不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其它离子对其产生的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3•H2O。
c（NH4+）由大到小的顺序为②＞①＞③＞④4、混合溶液中离子浓度大小的比较，首先要分析混合过程中是否发生化学反应，若发生反应，则要进行过量判断（注意混合后溶液体积的变化）；然后再结合电离、水解等因素进行分析。
5、对于等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的浓度关系题，要由混合后溶液的PH大小判断电离和水解的关系。
常见的CH3COOH与CH3COONa等体积、等物质的量浓度混合、NH3•H2O与NH4Cl等体积、等物质的量浓度的混合都是电离大于水解。
6、三个重要的守恒关系①电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。
如Na2CO3溶液：c（Na+）+ c（H+）=cC( HCO3-) +2c( CO32-)+c( OH-) ②物料守恒如Na2CO3溶液，虽CO32-水解生成HCO3-，HCO3-进一步水解成H2CO3，但溶液中n（Na）: n（C）＝2:1 ，所以有如下关系：c（Na+）＝2｛c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3)｝③质子守恒即水电离出的OH-的量始终等于水电离出的H+的量。
如Na2CO3溶液，水电离出的H+一部分与CO32-结合成HCO3-，一部分与CO32-结合成H2CO3，一部分剩余在溶液中，根据c（H+）水＝c （OH-）水，有如下关系：c（OH-）＝c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+）二、技巧1、在解题过程中，若看到选项中有“=”，则要考虑3个守恒关系：2、若守恒关系中只有离子，则考虑电荷守恒关系，若守恒关系中同时出现分子和离子，则考虑物料守恒和质子守恒；3、若选项中离子浓度关系以“>”连接，则主要考虑弱电解质的电离、弱根离子的水解以及各离子之间的相互影响等。
离子浓度大小比较的方法和规律离子浓度大小比较是化学实验和分析中常见的一个问题，正确的比较方法和规律可以帮助我们更准确地分析物质的性质和反应过程。
下面将介绍一些常见的离子浓度大小比较的方法和规律。
首先，我们可以通过离子的电荷数来比较其浓度大小。
通常情况下，离子的电荷数越大，其浓度也会越大。
比如在一定条件下，Fe3+的浓度要大于Fe2+，因为Fe3+的电荷数比Fe2+大，具有更强的吸引力，更容易形成离子。
其次，离子的离子半径也是影响离子浓度大小的重要因素。
离子半径越小，其浓度通常也会越大。
比如在一定条件下，Na+的浓度要大于K+，因为Na+的离子半径比K+小，更容易形成离子。
此外，离子的电子亲和能和电离能也会影响离子的浓度大小。
电子亲和能越大，离子浓度通常也会越大；电离能越小，离子浓度通常也会越大。
比如在一定条件下，Cl-的浓度要大于F-，因为Cl-的电子亲和能比F-大，更容易形成离子；同时Cl-的电离能比F-小，也更容易形成离子。
另外，离子的溶解度也是影响离子浓度大小的重要因素。
通常情况下，溶解度越大，离子的浓度也会越大。
比如在一定条件下，Ba2+的浓度要大于Mg2+，因为Ba2+的溶解度比Mg2+大，更容易形成离子。
最后，离子的反应性也会影响其浓度大小。
通常情况下，反应性越强的离子，其浓度也会越大。
比如在一定条件下，OH-的浓度要大于Cl-，因为OH-的反应性比Cl-强，更容易形成离子。
综上所述，离子浓度大小比较的方法和规律是多方面的，需要综合考虑离子的电荷数、离子半径、电子亲和能、电离能、溶解度和反应性等因素。
只有全面掌握这些方法和规律，我们才能更准确地比较离子的浓度大小，从而更好地理解和应用化学知识。
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。
高中化学溶液中的离子浓度大小比较各种题型总结分析一、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+OH H2OH++OH NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系: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: H2CO3H++ H++H2O H++OH H2 CO3溶液中微粒浓度大小关系:c(H2 CO3)＞c(H+)＞c(H CO3-)＞CO32-＞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-)。
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。
例如: CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH- c(CO32-)＞c(HCO3-)Na2CO3溶液中微粒浓度关系: C(Na＋)>C(CO32－)>C(OH－)>C(HCO3－)>C(H＋)。
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。
离子浓度大小比较的方法和规律离子浓度是指单位体积内离子的数量，通常用摩尔/升（mol/L）来表示。
离子浓度大小的比较对于化学实验和工业生产具有重要意义。
下面将介绍几种常见的比较离子浓度大小的方法和规律。
首先，最直接的比较离子浓度大小的方法是通过浓度计算。
根据溶液中离子的摩尔浓度，可以直接比较不同溶液中离子的浓度大小。
一般来说，浓度较高的溶液中离子浓度也较高。
但需要注意的是，浓度高并不代表离子浓度就一定大，还需要考虑溶质的种类和性质。
其次，离子浓度大小的比较也可以通过离子活度来进行。
离子活度是指溶液中离子的有效浓度，它可以反映离子在溶液中的活跃程度。
在某些情况下，同样浓度的溶液中离子活度可能会有所不同，这时就需要通过离子活度来比较离子浓度的大小。
另外，离子浓度大小的比较还可以通过溶液的电导率来进行。
电导率是溶液中离子导电的能力，一般来说，电导率高的溶液中离子浓度也较大。
因此，通过测定不同溶液的电导率，可以比较它们中离子浓度的大小。
此外，还可以通过溶液的pH值来比较离子浓度的大小。
pH值是溶液中氢离子浓度的负对数，它可以间接反映溶液中其他离子的浓度。
一般来说，pH值较低的溶液中酸性离子浓度较大，而pH值较高的溶液中碱性离子浓度较大。
最后，需要注意的是，不同的比较方法可能会得出不同的结论，因此在实际应用中需要综合考虑多种因素来比较离子浓度的大小。
同时，也需要根据具体情况选择合适的方法来进行比较，以确保比较结果的准确性和可靠性。
综上所述，比较离子浓度大小的方法和规律有多种多样，可以通过浓度计算、离子活度、电导率和pH值等多种方法来进行。
在实际应用中需要根据具体情况选择合适的方法来进行比较，以确保比较结果的准确性和可靠性。
专题17离子浓度大小比较2017年高考题1. 【2017高考全国卷Ⅰ卷13题】常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。
下列叙述错误的是( )A.K a2(H2X)的数量级为10-6B.曲线N表示pH与lg的变化关系C.NaHX溶液中c(H+)>c(OH-)D.当混合溶液呈中性时，c(Na+)>c(HX-)>c(X2-)>c(OH-)=c(H+)【答案】D【解析】本题考查弱酸电离平衡和溶液中离子浓度大小比较等。
(1)图象纵轴表示pH，横轴表示溶液中两种粒子浓度比的对数；(2)酸性越强，c()越大，pH越小；(3)横坐标为0.0时两种粒子浓度之比为1，而电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关。
选择该点计算电离常数。
H2X的电离方程式为H2X+H，H+。
当==1时，即横坐标为0.0时，K a1=c()，K a2=c'()，因为K a1>K a2，故c(H+)>c'(H+)，即pH<pH'，结合图象知，曲线N代表第一步电离，曲线M代表第二步电离。
K a2≈10-5.4，A项正确；由上述分析知，B项正确；选择曲线M分析，当NaHX、Na2X浓度相等时，溶液pH约为5.4，溶液呈酸性，所以，NaHX溶液中c(H+)>c(OH-)，C项正确；电荷守恒式为c(N)+c()=c(O )+c(H)+2c()，中性溶液中存在c()=c(O)，故有c(N)=c(H)+2c()，假设c(HX-)=c(X2-)或c(HX-)>c(X2-)(见C项分析)，则溶液一定呈酸性，故中性溶液中c(HX-)<c(X2-)，D项错误。
【名师点晴】本题受二元弱酸电离，以第一步为主，第二步电离常数小于第一步等思维定势的影响，误认为c(H)>c()，会认为D项正确，导致错选，其错选本质原因是忽视了“混合溶液呈中性”条件的限制。
本题主要考查弱电解质电离及电离常数的计算，难点在于选择两种粒子浓度相等条件下求电离常数。
2.【2017高考江苏卷14题】常温下，K a(HCOOH)=1.77×10-4，K a(CH3COOH)=1.75×10-5，K b(NH3·H2O)=1.76×10-5，下列说法正确的是（）A.浓度均为0.1 mol·L-1的HCOONa 和NH4Cl 溶液中阳离子的物质的量浓度之和:前者大于后者B.用相同浓度的NaOH 溶液分别滴定等体积pH 均为3 的HCOOH 和CH3COOH 溶液至终点，消耗NaOH 溶液的体积相等C.0.2 mol·L-1 HCOOH 与0.1 mol·L-1 NaOH 等体积混合后的溶液中:c(HCOO-)+c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+)D.0.2 mol·L-1 CH3COONa 与0.1 mol·L-1盐酸等体积混合后的溶液中(pH<7):c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)【答案】AD【解析】本题考查弱电解质的电离平衡知识。
HCOONa溶液中存在c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-)，NH4Cl溶液中存在c()+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，两溶液中有c(Na+)=c(Cl-)，只要比较HCOONa溶液中c(H+)与NH4Cl溶液中c(OH-)的大小即可，由电离常数可知，的水解程度比HCOO-的大，则NH4Cl溶液中c(H+)较HCOONa溶液中c(OH-)大，即NH4Cl溶液中c(OH-)较HCOONa溶液中c(H+)小，所以有c(Na+)+c(H+)>c(Cl-)+c(OH-)=c()+c(H+)，A项正确；CH3COOH的电离平衡常数比HCOOH的小，即CH3COOH的酸性弱，则相同pH的CH3COOH溶液的浓度大于HCOOH 的，和NaOH反应时，CH3COOH溶液消耗NaOH溶液的体积较大，B项错误；反应后得到c(HCOOH)与c(HCOONa)相等的混合溶液，溶液呈酸性，由电荷守恒得:c(HCOO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，由物料守恒得:2c(Na+)=c(HCOOH)+c(HCOO-)，则c(HCOO-)>c(Na+)>c(HCOOH)，所以c(HCOO-)+c(OH-)>c(HCOOH)+c(H+)，C项错误；反应后得到c(CH3COONa)=c(CH3COOH)=c(NaCl)的混合溶液，由物料守恒得:c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=2c(Cl-)，pH<7，则CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，即c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)，电离和水解均很微弱，故c(H+)小于c(CH3COOH)，D项正确。
【名师点晴】电解质溶液中存在物料守恒，要抓住谁和谁物料守恒，如本题C项，c(HCOOH)与c(HCOONa)相等的混合溶液，HCOOH电离出HCOO-，HCOO-水解生成HCOOH，故c(HCOO-)和c(HCOOH)之和不变，是Na+浓度的两倍。
D项也是如此，0.2 mol·L-1 CH3COONa 溶液与0.1 mol·L-1盐酸等体积反应，两者物质的量之比为2∶1，则有物料守恒:c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=2c(Cl-)。
2013~2016年高考题1．【2016年高考江苏卷】H2C2O4为二元弱酸。
20 ℃时，配制一组c(H2C2O4 )+c(H2C2O4 )+c()+c()=0.100 mol·L-1的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH 的变化曲线如图所示。
下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（）A.pH=2.5 的溶液中:c(H2C2O4)+c()>c()B.c(Na+)=0.100 mol·L-1的溶液中:c(H+)+c(H2C2O4)=c(OH-)+c()C.c()=c()的溶液中:c(Na+)>0.100 mol·L-1+c()D.pH=7.0 的溶液中:c(Na+)>2c()【答案】BD【解析】本题考查离子浓度大小比较，意在考查考生对溶液中存在的守恒关系的理解能力。
A项，由题图知pH=2.5时，c()>0.08 mol·L-1，则c()+c(H2C2O4)<0.02 mol·L-1，错误；B项，当c(Na+)=0.100 mol·L-1时，溶液的溶质恰好为NaHC2O4，依据质子守恒知，B 项正确；C项，依据电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c()+2c()+c(OH-)，又c()+c()+c(H2C2O4) =0.100 0 mol·L-1，c()=c()，故2c()= 0.100 0 mol·L-1-c(H2C2O4)，c(Na+)+c(H+)=0.100 0 mol·L-1-c(H2C2O4)+c()+c(OH-)，c(Na+)=0.100 0 mol·L-1+c()-{c(H2C2O4)+[c(H+)-c(OH-)]}，因为c(H2C2O4)>0，由题图知c(H+)-c(OH-)>0，则c(Na+)<0.100 0 mol·L-1+c()=0.100 0 mol·L-1+c()，错误；D项，由电荷守恒知，c(Na+)+c(H+)=c()+2c()+c(OH-)，pH=7.0时有:c(Na+)=c()+2c()，c(Na+)>2c()，正确。
【考点定位】本题主要是考查电解质溶液中的离子平衡以及离子浓度大小比较【名师点晴】该题综合性强，难度较大。
电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考热点中的热点。
多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。
这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度以及对这些知识的综合运用能力。
围绕盐类水解的类型和规律的应用试题在高考中常有涉及。
解决这类题目必须掌握的知识基础有：掌握强弱电解质判断及其电离,盐类的水解,化学平衡理论(电离平衡、水解平衡),电离与水解的竞争反应,以及化学反应类型,化学计算,甚至还要用到“守恒”来求解。
解题的关键是运用物料守恒、电荷守恒和质子守恒原理计算相关离子浓度大小。
2．【2016年高考四川卷】向1 L含0.01 mol NaAlO2和0.02 mol NaOH的溶液中缓慢通入CO2，随n(CO2)增大，先后发生三个不同的反应，当0.01 mol<n(CO2)≤0.015 mol 时发生的反应是:2NaAlO2+CO2+3H2O2Al(OH)3↓+Na2CO3。
下列对应关系正确的是（）【答案】D【解析】本题考查溶液中的离子浓度大小比较，意在考查考生利用溶液中的水解平衡原理以及“三大守恒”分析、解决问题的能力。
明确各阶段发生的化学反应以及溶液中的溶质是解题的关键。
当n(CO2)=0 mol时，c(Na+)<c()+c(OH-)，A项错误；当n(CO2)=0.01 mol时，恰好发生反应CO2+2OH-+H2O，溶液中的溶质为等物质的量的NaAlO2和Na2CO3，存在和的水解，且的水解程度大于的水解程度，则溶液中离子浓度关系为c(Na+)>c()>c()>c(OH-)，B项错误；当n(CO2)=0.015 mol时，溶液中的溶质仅为Na2CO3，则溶液中离子浓度关系为c(Na+)>c()>c(OH-)>c()，C项错误；当n(CO2)=0.03 mol时，溶液中的溶质仅为NaHCO3，则溶液中离子浓度关系为c(Na+)>c()>c(OH-)>c(H+)，D项正确。
【考点定位】考查电解质溶液中的离子平衡，钠、铝及其化合物的性质【名师点睛】本题将元素化合物知识与电解质溶液中离子浓度大小比较综合在一起考查，熟练掌握相关元素化合物知识，理清反应过程，结合相关物质的用量正确判断相关选项中溶液的成分是解题的关键。
电解质溶液中微粒浓度大小比较要抓住两个平衡：电离平衡和盐类的水解平衡，抓两个微弱：弱电解质的电离和盐类的水解是微弱的，正确判断溶液的酸碱性，进行比较。
涉及等式关系要注意电荷守恒式、物料守恒式和质子守恒式的灵活运用。
