知识点四离子浓度的大小比较

专题四离子浓度大小比较（学生版）1、常温下，对pH＝10的NaHCO3溶液中，各微粒的物质的量浓度分析正确的是（）A．c（CO错误!）＞c（H2CO3）B．c（Na＋）＞c（HCO错误!）＞c（OH—）＞c（H＋）C．c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCO错误!）＋c（CO错误!）＋c（OH—）D．c（Na＋）＞c（HCO错误!）＋c（CO错误!）＋c（H2CO3）2、在0.1mol·L—1Na2S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＋）＋2c（H2S）3已知，常温下某浓度的NaHSO3稀溶液的pH＜7。

则该稀溶液中下列粒子浓度关系正确的是（）A．c（Na＋）＞c（HSO错误!）＞c（H2SO3）＞c（SO错误!）B．c（Na＋）＞c（HSO错误!）＋c（SO错误!）C．c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（SO错误!）D．c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HSO错误!）＋c（OH—）4．在25℃时，在浓度为1mol·L—1的（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2溶液中，测得其c（NH错误!）分别为a、b、c（单位为mol·L—1），下列判断正确的是（）A．a＞b＞c B．b＞a＞cC．c＞b＞a D．c＞a＞b525℃时，在1.0L浓度均为0.01mol·L—1的某一元酸HA与其钠盐组成的混合溶液中，测得c（Na＋）＞c（A—），则下列描述不正确的是（）A．该溶液的pH＜7B．HA为弱酸，A—的水解程度较大C．c（A—）＋c（HA）＝0.02mol·L—1D．n（A—）＋n（OH—）＝0.01mol＋n（H＋）6有关①100mL0.1mol·L—1的NaHCO3溶液、②100mL0.1mol·L—1的Na2CO3溶液两种溶液的叙述不正确的是（）A．溶液中水电离出的H＋个数：②＞①B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②＞①C．①溶液中：c（CO错误!）＞c（H2CO3）D．②溶液中：c（HCO错误!）＞c（H2CO3）7常温下，将甲酸与NaOH溶液混合，所得溶液的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＋）的大小关系8、已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol·L—1的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是（）A．c（OH—）>c（HA）>c（HB）>c（H＋）B．c（OH—）>c（A—）>c（B—）>c（H＋）C．c（OH—）>c（B—）>c（A—）>c（H＋）D．c（OH—）>c（HB）>c（HA）>c（H＋）9、在25℃时，将pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是（）A．c（Na＋）＝c（CH3COO—）＋c（CH3COOH）B．c（H＋）＝c（CH3COO—）＋c（OH—）C．c（Na＋）>c（CH3COO—）>c（OH—）>c（H＋）D．c（CH3COO—）>c（Na＋）>c（H＋）>c（OH—）10、常温下，浓度均为0.1 mol·L—1的下列四种盐溶液，其pH测定如下表所示：pH 8.89.711.610.3下列说法正确的是（）A．四种溶液中，水的电离程度①>②>④>③B．Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子种类相同C．将等物质的量浓度的CH3COOH和HClO溶液比较，pH小的是HClOD．Na2CO3溶液中，c（Na＋）＝c（CO错误!）＋c（HCO错误!）＋c（H2CO3）11 常温下，将a L0.1mol·L—1的NaOH溶液与b L0.1mol·L—1的CH3COOH溶液混合。

微专题——离子浓度大小比较知识点一：溶液中的三种守恒：以Na2S和NaHS溶液为例：1、电荷守恒：Na2S水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]NaHS水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]意义：溶液呈电中性，因此阴阳离子所带正负电荷总数相等。

写法：将溶液中所有阳离子浓度相加，等于溶液中所有阴离子浓度相加，其中每个离子浓度前的系数等于其所带电荷电量的绝对值。

特点：电荷守恒式只与溶液中离子种类相关，与浓度无关。

2、物料守恒：Na2S水溶液：[Na+]=2([S2-]+[HS-]+[H2S])NaHS水溶液：[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S]意义：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。

写法：观察加入的物质中非H、O元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。

特点：不能以H、O原子书写物料守恒，因为水中有大量的H、O原子。

3、质子守恒：Na2S水溶液：[OH-]=[HS-]+2[H2S]+[H+]NaHS水溶液：[OH-]+[S2-]=[H2S]+[H+]意义：溶液中各微粒得质子（即H+）总数等于失去的质子总数。

写法：①将电荷守恒与物料守恒联立，约去[Na+]即可得到质子守恒式。

②将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于于得质子总数；所有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。

物理意义写法：(Na2S为例)得到的质子总数=n(HS -)+2n(H 2S)+n(H +)，失去的质子数=n(OH -)，二者相等。

再除以溶液体积即可得到质子守恒式知识点二：溶液中离子的浓度大小比较：1、弱酸溶液：0.1mol/L 的HAc 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[HAc] >）[H +] >[Ac -] >[OH -]0.1mol/L 的H 2S 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[H 2S] >）[H +] >[HS -] >[OH -]>[S 2-]（说明：H 2S 的二级电离常数太小，导致[OH -]>[S 2-]，如果是碳酸，则是[CO 32-]>[OH -]）2、一元弱酸的正盐溶液：0.1mol/L 的CH 3COONa 溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +] >[Ac -] >[OH -]>[H +]3、二元弱酸的正盐溶液：0.1mol/L 的Na 2CO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[CO 32－]>[OH －]>[HCO 3－]（>[H 2CO 3]）>[H +]（一步水解后产生等量OH -和HCO 3－，但后者还要水解，浓度会减小，故[OH －]>[HCO 3－]，溶液碱性，[H +]最小） （关于碳酸与氢离子浓度大小比较可以由1323[][][]k H HCO H CO +-=进行讨论，常温下k 1数量级是10-7，而[HCO 3-]接近[OH -]，一般大于这个值，因此整个分数小于1，故[H 2CO 3]）>[H +]）4、二元弱酸的酸式盐溶液：0.1mol/L 的NaHCO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[HCO 3－]>[OH －]（>[H 2CO 3]）>[H +]>[CO 32－]（水解大于电离，故水解产物（H 2CO 3、OH -）浓度大于电离产物（CO 32－、H +）浓度，水也电离，故[H +]>[CO 32－]）0.1mol/L 的NaHSO 3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na +]>[HSO 3－]>[H +]>[SO 32－] >[OH －]（>[H 2SO 3]）（电离大于水解，因此电离产物（SO 32－与H +）浓度大于水解产物（OH -）浓度，水电离导致，[H 2SO 3]最小）5、常见的混合溶液情况分析：① 混合后若反应，则先弄清反应后溶液中的溶质以及各溶质浓度，计算浓度时不要忘记体积的稀释效果； ② 混合溶液中物料守恒可能等式的一边以具体的浓度出现，要能看出来。

溶液中离子浓度大小比较专题（用）相关知识点:1、电解质的电离电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。

强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。

弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。

２５℃0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。

多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离：H2CO3H+＋HCO3-；HCO3-H+＋CO32-。

２、水的电离水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH-，H2O H+＋OH-。

在２５℃（常温）时，纯水中[H+]＝[OH-]＝1×10-7mol/L。

在一定温度下，[H+]与[OH-]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H+]·[OH-]，在２５℃时，Kw＝1×10-14。

在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，水电离出的[H+]水和[OH-]水均小于10-7mol/L。

在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，使水的电离度变大，水电离出的[H+]水或[OH-]均大于10-7mol/L。

３、盐类水解在溶液中盐的离子跟水所电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

强酸弱碱盐如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性；强碱弱酸盐如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈碱性。

多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO32-＋H2O HCO3-＋OH-、HCO3-＋H2O H2CO3＋OH-。

４、电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：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。

如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na+]＋[H+]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]如Na2CO3溶液中：c(Na＋) ＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－)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。

离子浓度大小比较专题一、电离理论和水解理论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溶液中微粒浓度大小关系。

【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：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H2S溶液中微粒浓度大小关系。

【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞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。

【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-，+2H2O 2OH-+2H+，2NH3·H2O，由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：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。

溶液中离子浓度大小的比较及守恒关系一、单一溶液：（一种溶质的溶液）1、一元弱酸盐或弱碱盐溶液：弱酸盐或弱碱盐中存在着弱酸根或弱碱根的水解，水解程度是微弱的，发生水解的离子的浓度要减小，但不会减小很多，同时溶液中的H＋或OH－的浓度会相应增加和减小。

如：在NH4Cl溶液中：NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋电荷守恒关系：1·[NH41+]＋1·[H1＋]＝1·[OH1－]＋1·[Cl1－][NH4＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Cl－]离子浓度大小关系：(大量离子浓度>微量离子浓度)[Cl－]>[NH4＋] > [H＋]>[OH－]物料守恒(原子守恒)：Cl－的总量＝NH4＋的总量＝未水解的NH4＋＋已经水解的NH4＋[Cl－]＝[NH4＋] ＋[NH3·H2O]质子守恒(或氢离子守恒)关系：由水电离产生的H＋与OH－的量相等。

H＋＝溶液中的OH－＋结合NH4＋的OH－[H＋]＝[OH－]＋[NH3·H2O]在CH3COONa溶液中：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－电荷守恒关系：[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[CH3COO－]离子浓度大小关系：[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]物料守恒(原子守恒)：[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]质子守恒(或氢离子守恒)关系：[OH－]= [H＋]＋[CH3COO H]2、多元弱酸强碱盐溶液：多元弱酸盐溶液中的弱酸根离子存在着分步水解，并且越向后水解越困难。

如：在Na2CO3溶液中：第一步水解：CO3２－＋H2O HCO3－＋OH－第二步水解：HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－①离子浓度大小关系：[Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ H＋][Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ HCO3－][Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ HCO3－] > [ H＋]②由于Na＋的物质的量与碳酸根离子物质的量的2倍相等。

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。

考点8 离子浓度的大小比较【考点定位】本考点考查离子浓度的大小比较，根据溶液中存在的电离平衡、水解平衡准确确定溶液中存在的微粒，灵活运用电荷守恒、物料守恒及质子守恒分析。

【精确解读】一、单一溶液中离子浓度大小的比较：点拨：判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：(显性离子)＞(一级电离离子)＞(二级电离离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)点拨：判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(二级水解离子)＞(水电离出的另一离子)4．二元弱酸的酸式盐溶液，如0.1mol/L的NaHCO3溶液：点拨：判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：(不水解离子)＞(水解离子)＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)＞(电离得到的酸根离子)5．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对其影响的因素．如在相同物质的量的浓度的下列溶液：①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4中c(NH4+)浓度由大到小的顺序是：③＞①＞②．点拨：该类型题要看溶液中其它离子对的其影响．二、混合溶液中离子浓度大小的比较：1．两种物质混合不反应：如①等物质的量的CH3COOH和CH3COONa混合：CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用，混合后溶液呈酸性，c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)②等物质的量的NH4Cl和NH3•H2O混合：和NH3•H2O的电离作用大于NH4Cl的水解作用，混合后溶液呈碱性，c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)2．两种物质其恰好完全反应：如①10ml 0.1 mol/L NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液混合②100 mL 0.1 mol/L 醋酸与50 mL 0.2mol/L NaOH溶液混合等．3．两种物质反应，其中一种有剩余（1）酸与碱反应型：点拨：在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误，解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小．如：0.2 mol/L HCN溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合解析：上述溶液混合后，溶质为HCN和NaCN，由于该题已说明溶液显碱性，所以不能再按照HCN的电离处理，而应按NaCN水解为主．①pH=7型：例: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②未指明酸碱的强弱：③pH之和等于14的酸和碱溶液的混合(判断过量)如：①pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合，CH3COOH过量，混合后溶液呈酸性；②pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，氨水过量，混合后溶液呈碱性．（2）盐与酸(碱)反应型①弱酸强碱盐与强酸反应后溶液中离子浓度大小的比较例:将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是A．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(HAc) B．c(Ac-)＞c(Cl-)＞c(HAc)＞c(H+)C．c(Ac-)=c(Cl+)＞c(H+)＞c(HAc) D．c(Na+)+c(H+)=c(Ac-)+c(Cl-)+c(OH-)②强酸弱碱盐与强碱反应后溶液中离子浓度大小的比较例．0.2mol/L NH4Cl溶液与0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A．c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3•H2O) B．c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)C．c(NH4+)+c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) D．c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3•H2O)＞c(OH-)＞c(H+)4．不同物质同种离子浓度的比较：如NH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4和NH4HCO3中NH4+的比较【精细剖析】一、离子浓度大小比较的解题方法和步骤：1．判断水解、电离哪个为主．（1）盐离子不水解不电离：强酸强碱盐，如NaCl、Na2SO4等．（2）盐离子只水解不电离：强酸弱碱或弱酸强碱形成的正盐，如NH4Cl、Na2CO3等（3）盐离子既水解又电离：多元弱酸形成的酸式盐，以水解为主的有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等；以电离为主的有NaHSO3和NaH2PO4等（4）根据题意判断：如某温度下NaHB强电解质溶液中，当c(H+)＞c(OH-)时，以HB-的电离为主；当c(H+)＜c(OH-)时，以HB-的水解为主．对于弱酸HX与强碱盐(NaX式)的混合溶液中，当c(H+)＞c(OH-)时，以HX的电离为主；当c(H+)＜c(OH-)时，以X-的水解为主．对于弱碱ROH与强酸盐(RCl式)的混合溶液中，情况则相反．2．运用盐溶液中的以上三种关系进行综合分析判断，得出正确结论．二、离子浓度大小比较，在分析问题时注意的问题：1．三个观点：（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、很微少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．象这样因为某种作用改变离子存在状况的例子很多．2．两种理论：（1）弱电解质的电离平衡理论①弱电解质的电离是微量的，电离消耗及电离产生的粒子是少量的，同时还应考虑水的电离．②多元弱酸的电离是分步的，主要是第一步电离．（2）水解平衡理论①弱酸根离子或弱碱阳离子由于水解而损耗．如NH4Cl溶液中，因NH4+水解损耗，所以c(Cl-)＞c(NH4+)②弱酸根离子或弱碱阳离子的水解损失是微量的(双水解除外)，因此水解生成的弱电解质及产生的H+(或OH-)也是微量的．但由于水的电离，所以水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中的c(OH-)问题大于水解产生的弱电解质的浓度．③多元弱酸根离子的水解是分步的，以第一步水解为主．④强碱弱酸酸式盐溶液中弱酸酸根离子既有电离又有水解，比较离子浓度时首先要认清其阴离子的电离程度和水解程度．a、若溶液显酸性，说明阴离子的电离程度＞水解程度．b、若溶液显碱性，说明阴离子的电离程度＜水解程度．⑤弱酸、弱碱与其对应盐的混合液(物质的量之比为1：1)a、一般规律是：酸、碱的电离程度＞其对应盐的水解程度．CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)；NH3•H2O～NH4Cl混合液呈碱性：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)b、特殊情况：HCN～NaCN混合液呈碱性：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)3．溶液中的几个守恒关系（1）电荷守恒：即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零．（2）物料守恒(原子守恒)：即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变．（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)。

离子浓度大小的比较基础知识储备电解质及非电解质、弱电解质的电离平衡一、电解质与非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。

二、强电解质与弱电解质【注意】1、强、弱电解质与溶解性的关系：电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。

一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。

如：BaSO4、BaCO3等。

2、强、弱电解质与溶液导电性的关系：溶液的导电性强弱与溶液中的能自由移动的离子浓度大小有关。

强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。

而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。

如：极稀的硫酸溶液导电性没有浓醋酸溶液的导电性强。

3、强、弱电解质在熔融态的导电性：离子型的强电解质（强碱和多数盐）由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。

而共价型的强电解质（酸）以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。

三、弱电解质的电离平衡（1）电离平衡概念：弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。

强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。

（2）电离平衡的特点(1)动态平衡：v（电离）= v（结合）≠ 0(2)固定不变：在一定条件下，平衡建立以后，溶液中的弱电解质分子和电离出的各个离子浓度都保持不变。

(3)条件改变：平衡被打破。

如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈红色）加入固体CH3COONH4，即增大了c（CH3COO—），平衡左移，c（H+）变小，使红色变浅。

符合勒夏特列原理。

(4)电离过程一般为吸热过程。

（3）影响电离平衡的因素：①温度：电离过程吸热，升高温度，电离程度增大。

②浓度：溶液越稀，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大。