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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。
浅谈“溶液中离子浓度大小的比较”的问题摘要：溶液中离子浓度大小的比较问题涉及弱电解质的电离平衡(包括水的电离)、盐类的水解和三大守恒(包括电荷守恒、物料守恒、质子守恒)三方面知识点，是高考的热点之—。
因此，针对新课当复习课上、学生基础知识不扎实等教学中存在的不尽如人意之处，笔者进行了深入的研究。
本文以2010年高考江苏卷中第12题为主线，讨论了几种在不同类型的溶液中离子浓度大小比较的问题。
关键词：电解质溶液；离子浓度大小；三大守恒一、理论依据1.离子浓度大小比较(熟悉两大理论，构建思维基点)关于离子浓度的大小比较这类题目考查的是学生对电离平衡、水解平衡知识的应用能力。
高考中的考査内容包括溶质单一型和混合型两种，类型包括等式关系正误判断和不等式关系正误判断两类。
(1)电离平衡：对于电离平衡这个知识点，笔者需要说明的是，弱电解质的电离程度都是微弱的。
同时，学生在做题时还要考虑水的电离。
多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。
(2)水解平衡：盐的电离是强烈的，水解是微弱。
学生在做题时不仅要分析离子的来源和主次，同时，还要考虑水的电离。
多元弱酸盐的水解是分步进行的，而且第一步是最主要的。
2.三大守恒(把握三种守恒，明确等量关系)(1)电荷守恒：溶液都是呈电中性的，即阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。
学生在解题时要形成这样的解题思路，即首先把所有的平衡关系全都写出来；然后找出所有的阴、阳离子；最后再写出等式。
当然，学生在解题时还要注意，离子所带的电荷数就是离子浓度前的系数。
(2)物料守恒：由于溶液中某些离子能够水解，所以离子会变成其他离子或分子，也就是说离子的种类会有所增多。
但是，学生也要知道，某种特定元素原子的总数是不变。
此外，学生需要注意的是元素前面的比例关系。
(3)质子守恒：盐溶液中水电离出的H+与OH-浓度相等。
实际上，质子守恒的关系式也可以由电荷守恒关系式与物料守恒关系式推导得到。
溶液中离子浓度大小的比较陕西省咸阳市武功县普集高级中学李真溶液中离子浓度大小的比较是高考的一个热点问题，也是学生学习电解质溶液知识中的一个难点，本文归纳五种类型，供参考。
1. 强酸与弱碱混合例1 室温下，将pH＝3的盐酸与pH＝11的氨水等体积混合后，则所得溶液中离子浓度关系正确的是（）。
A. c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－) B．c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)C. c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－) D．c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＞c(H＋)解析由于一水合氨为弱电解质，当pH＝3的盐酸与pH＝11的氨水等体积混合后，而溶液中一水合氨有较多量剩余，因此所得溶液仍呈碱性，由电荷守恒关系可知选项B正确。
答案选B。
2. 强碱与弱酸混合例2 将等体积等浓度的MOH强碱溶液和HX弱酸溶液混合后，则所得混合溶液中有关离子浓度关系正确的是（）。
A．c(M＋)＞c(OH－)＞c(X－)＞c(H＋) B．c(M＋)＞c(X－)＞c(H＋)＞c(OH－)C．c(M＋)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(M＋)－c(OH－)＝c(X－)－c(H＋)解析由于等体积等浓度的上述两物质混合后，两者恰好完全反应而生成强碱弱酸盐，因此所得溶液由于X－的水解而呈碱性，由电荷守恒和物料守恒可知选项C和D都正确。
答案选C和D。
3. 强碱弱酸盐与弱酸混合例3 在浓度均为0.1 mol/L CH3COOH和CH3COONa的混合液中测得：c(CH3COO－)＞c(Na＋)，则下列关系正确的是（）。
A. c(H+)＞c(OH-)B. c(OH-)＞c(H+)C. c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)D. c(CH3COO-)＋c(CH3COOH)＝0.2 mol/L解析因为上述溶液中既存在 CH3COOH的电离，又存在 CH3COO－的水解，根据电荷守恒和条件c(CH3COO－)＞c(Na＋)可知： CH3COOH 的电离大于 CH3COO－的水解，因此溶液呈酸性，则选项A和D都正确。
溶液中离子浓度大小的比较1、CH3COONa溶液存在的平衡：K h=离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：2、0.1mol/LCH3COONa溶液和0.1mol/LCH3COOH溶液等体积混合后溶液中存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：3、将PH=3的CH3COOH溶液与PH=11的NaOH溶液等体积混合后，所得的混合溶液中离子浓度的大小顺序：电荷守恒：4、0.2mol/LCH3COOH溶液和0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后溶液中离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：5、0.2mol/LCH3COONa溶液和0.1mol/L盐酸等体积混合后溶液中离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：6、NH4Cl溶液存在的平衡：K h=离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：7、0.1mol/LNH4Cl溶液和0.1mol/L氨水等体积混合后溶液中存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：8、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存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：9、0.2mol/L氨水和0.1mol/L盐酸等体积混合后溶液中存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：10、0.2mol/LNH4Cl溶液和0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后溶液中存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：11、Na2CO3溶液存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：12、NaHCO3溶液存在的平衡：离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：质子守恒：13、NaHSO3溶液存在的平衡：K h=离子浓度的大小顺序：电荷守恒：物料守恒：14、0.1mol/L Na2CO3溶液和0.1mol/L NaHCO3等体积混合后溶液中（注意换成H2C2O4对应的盐）电荷守恒：物料守恒：15.pH相同的下列溶液①Na2CO3、②NaHCO3、③CH3COONa、④NaOH物质的量浓度的大小顺序：16、不同溶液中同一离子浓度比较等物质的量浓度①NH4HSO4、②NH4Cl、③CH3COONH4、④（NH4）2SO4、⑤NH4Fe(SO4）2溶液中c(NH4+)的大小顺序：。
离子浓度大小的比较方法及规律
离子浓度是指解离出来的离子在溶液中的浓度，反映了溶液中离子的
数量。
在化学研究和实验中，比较离子浓度的方法及规律可以通过以下几
个方面来进行分析：
1.离子电荷数：离子的电荷数越多，其浓度越低。
因为在相同体积溶
液中，离子电荷越多，相互之间的排斥力越大，导致离子间的互相靠近程
度受到限制，浓度相应降低。
2.溶解度：不同离子化合物的溶解度不同，溶解度高的离子化合物会
使溶液中的离子浓度较高。
一般情况下，溶解度较高的化合物能够解离更
多的离子，在溶液中浓度较高；而溶解度较低的化合物解离的离子数量较少，浓度较低。
3.化学反应：一些化学反应会影响离子浓度，例如溶液中的酸碱反应、沉淀反应等。
在酸碱反应中，溶液中酸和碱的浓度决定了产生的离子浓度；在沉淀反应中，离子会结合形成沉淀，导致溶液中的离子浓度减少。
4.离子迁移速率：在电解质溶液中，离子的迁移速率是影响离子浓度
大小的因素之一、迁移速率较快的离子会在相同时间内在溶液中形成更高
的浓度。
离子迁移速率与离子电荷量、溶液电导率等因素有关。
5.离子浓度计算：通过实验测定，可以使用浓度计算公式来比较不同
离子的浓度。
离子浓度计算方法有多种，例如摩尔浓度、质量浓度、体积
浓度等，可以根据实际情况选择适合的方法来计算。
总结起来，离子浓度的大小可以通过离子电荷数、溶解度、化学反应、离子迁移速率以及浓度计算等方法和规律来进行比较。
因为每个离子都具
有独特的特性和溶液中的溶解度，所以在具体实验、研究和应用中需要详细考虑这些因素，来获得准确的离子浓度大小。
溶液中离子浓度大小比较4小③常见酸式盐溶液的酸碱性［例3］：在0.1mol·L-1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(H＋)＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)C．c(Na+)＝c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)D．c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(H2CO3)＋c(CO32-)练习：草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。
在0.1mol·L－1KHC2O4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·L－1C．c(C2O42－)＞c(H2C2O4)D．c(K＋)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O4－)＋c(C2O42－)题型二：两种溶液混合后不同离子浓度的比较：①两种物质不反应：［例4］．用物质的量都是0.1mol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-)＝0.2mol·L-1C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)D．c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1mol·L-1练习：将0.1mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaCN溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系A．C．［例5A．c(Na+C．c(Na+A．［例6］A．c(CH3C．c(CH3练习：将A．c(Na+C．c(CH3练习：将（）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-)［例7］：室温下，向一定量的稀氨水中逐滴加入物质的量浓度相同的稀盐酸，直至盐酸过量。
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。
离子浓度大小比较的方法和规律
方法和规律1：通过离子的电荷数比较离子浓度。
根据离子浓
度的定义，以及离子在溶液中的电离平衡反应，可以推导出离子浓度与离子的电荷数成正比关系。
即离子的电荷数越大，离子浓度越高。
因此，可以通过比较离子的电荷数来判断离子浓度的大小。
方法和规律2：通过溶液的浓度比较离子浓度。
根据浓度的定义，溶液中溶质的浓度与物质的量成正比。
离子浓度就是溶液中离子的浓度，可以通过比较溶液浓度来推测离子浓度的大小。
方法和规律3：通过电导率比较离子浓度。
电导率是电解质溶
液中电流通过的能力的度量。
溶液中离子的浓度越高，电导率越大。
因此，可以通过测量溶液的电导率来比较离子的浓度大小。
方法和规律4：通过沉淀反应比较离子浓度。
离子溶液中存在
着沉淀反应的特性，在一定条件下会生成可见的沉淀。
一般情况下，离子浓度较高的溶液会更容易发生沉淀反应。
因此，可以通过观察溶液是否生成沉淀来推测离子浓度的大小。
方法和规律5：通过离子的摩尔浓度比较离子浓度。
摩尔浓度
是指单位体积内的溶质物质的物质的量。
因此，可以通过比较离子的摩尔浓度来判断离子的浓度大小。
需要注意的是，离子浓度的大小比较还需要考虑其他因素，如
溶液的温度、溶解度等。
各种方法和规律可以结合使用，综合判断离子浓度的大小。
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。
溶液中离子浓度大小的比较溶液中离子浓度大小的比较是高考的一个热点问题，也是学生学习电解质溶液知识的一个难点，可从溶液中存在的平衡确定离子的来源以及主次的角度分析，使各种关系具体化、清淅化。
一、理论依据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。
解析：c (Na+) > c(CO32-) > c(OH-) >c(HCO3-)>c(H+)，c(Na+)>2c(CO32-)。
电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-) + c(OH-) +c(HCO3-)；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c(Na+)=2(c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3))。
质子守恒：c(OH-)=c(H+) +c(HCO3-) +2c(H2CO3)，（一个CO32- 结合两个H+形成H2CO3）分析溶液中存在有哪些平衡时要注意，弱电解质电离出的离子不需要再考虑水解，如氢硫酸中的HS-、S2-；弱酸根离子水解出的离子不需要再考虑电离如Na2CO3溶液中的HCO3-。
练习1：写出0.1 mol/L NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系和三个守恒关系式。
二、常见题型1．同浓度的不同溶液中，同种离子浓度大小的比较首先，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。
高中化学溶液中离子浓度大小比较高中化学中，溶液中离子浓度的大小比较是一个非常重要的概念。
它涉及到离子的相对数量以及它们在溶液中的相互作用。
在这篇文章中，我将从浅入深地探讨离子浓度的大小比较，并与其他相关概念进行对比，以帮助你更好地理解这一概念。
一、离子浓度的基本概念在化学中，溶液是由溶剂中溶解了溶质的混合物。
溶质可以是离子、分子或其他物质。
当溶质是离子时，我们就需要考虑离子在溶液中的浓度。
离子浓度是指单位体积（通常是克/升或摩尔/升）的溶液中离子的数量。
二、离子浓度的如何比较离子浓度的大小可以通过多种方式进行比较。
下面是几种常见的比较方法：1. 摩尔浓度（mol/L）: 摩尔浓度是指溶液中的溶质的摩尔数与溶液体积之比。
当两个溶液中的离子数量相等，但其中一个溶液的体积更小，那么它的摩尔浓度将更高。
2. 百分比浓度: 百分比浓度是指溶液中溶质的质量与溶液总质量之比。
如果两个溶液中的离子数量相等，但其中一个溶液总质量更小，那么它的百分比浓度将更高。
3. 反应速率: 离子浓度的大小也可以通过观察反应速率来比较。
一般来说，当离子浓度较高时，反应速率也较快。
这是因为较高的离子浓度增加了反应发生的机会，使得反应更容易发生。
4. 晶体析出: 当两个溶液的离子浓度不同，并且其中一个溶液的离子浓度较高时，溶液中的离子会相互结合形成晶体，并从溶液中析出。
溶液中的离子浓度越高，晶体析出的可能性就越大。
以上是一些常见的比较方法，可以帮助我们确定溶液中离子浓度的大小关系。
然而，在实际情况中，离子浓度的大小还受到其他因素的影响，例如溶液的温度、压力、pH值和溶质的溶解度等。
三、与其他相关概念的比较离子浓度的大小比较还可以与其他相关概念进行对比，以更好地理解。
1. 溶剂浓度: 溶剂浓度是指溶液中溶剂的浓度。
与离子浓度相比，溶剂浓度的测量方法更加简单，因为只需要考虑溶剂的质量或体积。
2. 分子浓度: 分子浓度是指溶液中分子的浓度。
溶液中离子浓度大小比较单一溶质的溶液中离子浓度比较。
多元弱酸溶液中，由于多元弱酸是分步电离（注意，电离都是微弱的）的，第一步的电离远远大于第二步，第二步远远大于第三步。
由此可判断多元弱酸溶液中离子浓度大小顺序。
例H3PO4溶液中：c(H+)小于c(H2PO4-)小于c(HPO42-)小于c(PO43-)。
多元弱酸的强碱正盐溶液中，要根据酸根离子的分步水解（注意，水解都是微弱的）来分析。
第一步水解程度大于第二步水解程度，依次减弱。
如Na2S溶液中：c（Na+）小于c(S2-)小于c(OH-)小于c(HS-)小于c(H+)。
多元弱酸的酸式盐溶液中：由于存在弱酸的酸式酸根离子的电离，同时还存在弱酸的酸式酸根离子的水解，因此必须搞清电离程度和水解程度的相对大小，然后判断离子浓度大小顺序。
常见的NaHCO3 NaHS,Na2HPO4溶液中酸式酸根离子的水解程度大于电离程度，溶液中c(OH-)小于c(H+)溶液显碱性，例NaHCO3中：c（Na+）小于c(HCO3-)小于c(OH-)小于c(H+)小于c(CO32-)。
反例：NaHSO3,NaH2PO4溶液中弱酸根离子电离程度大于水解程度，溶液显酸性c(H+)小于c(OH-)。
例在NaHSO3中：c（Na+）小于c(HSO3-)小于c(H+)小于c(SO32-)小于c(OH-)。
规律：第一步水解生成的粒子浓度在OH-和H+之间，第二步水解生成的粒子浓度最小例：Na2S溶液中的各离子浓度大小的顺序：c（Na+）小于c(S2-)小于c(OH-)小于c(HS-)小于c(H+)。
不同溶液中同种离子浓度的比较：既要考虑离子在溶液中的水解因素，又要考虑其它离子的影响，是抑制还是促进，然后再判断。
例；常温下物质的量浓度相等的a.(NH4)2CO3b.(NH4)2SO4.c.(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中c(NH4+)的大小；NH4+在水溶液中发生水解显酸性，CO32-离子水解显碱性，两离子水解相互促进，Fe2+水解显酸性与NH4+水解相互抑制，因此三溶液中c(NH4+)：c小于b小于a。
