溶液中离子浓度大小比较
电解质溶液混合或稀释后，离子浓度相对大小的比较常分为两种类型：
（1） 单一溶液中离子浓度的相对大小的比较。如判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法：
A 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-)
B 若为Na2CO3等盐中的阴阳离子价数不相等，判断离子浓度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(CO3-)〉C(OH-)〉C(HCO3-)〉C(H+)
（2）两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较，其解题规律首先是判断两种电解质能否发生反应，混合后溶液的酸碱性；其次是看反应是否过量；第三步是分析电解质在水溶液中的电离及可能存在的电离平衡，水解平衡等问题，最后比较离子浓度相对大小。
牢记三个守恒
1 电荷守恒规律：即在溶液中，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
CH3COONa溶液中：阳离子有Na＋，H＋，阴离子有CH3COO－，OH－
则：n（Na+）＋n(H+)＝n（CH3COO－）＋n(OH-)
C（Na+）＋C(H+)＝C（CH3COO－）＋C(OH-)
Na2CO3 溶液中，电荷守恒关系为：n（Na+）＋n(H+)＝2n(CO3-)＋n(HCO3-)＋n(OH-)
C（Na+）＋C(H+)＝2C(CO3-)＋C(HCO3-)＋C(OH-)
NaHCO3 溶液中，电荷守恒关系为：n（Na+）＋n(H+)＝2n(CO3-)＋n(HCO3-)＋n(OH-)
2物料守恒规律：存在于溶液中的某物质，不管在溶液中发生了什么变化，各种存在方式的某元素间的比符合物质的组成比。
如在Na2CO3 溶液中，由于物质Na2CO3中n（Na+）：n(CO3-)＝2:1.但在溶液中，CO3-由于部分水解生成HCO3-和H2CO3.但存在的CO3- 、HCO3-和H2CO3的总和仍为Na+的一半。物料守恒表达式为：
1／2n（Na+）＝n(CO3-)＋n(HCO3-)＋n(H2CO3)
1／2c（Na+）＝c(CO3-)＋c(HCO3-)＋c(H2CO3)
NaHCO3 溶液中，物料守恒表达式为：n（Na+）＝n(CO3-)＋n(HCO3-)＋n(H2CO3)
c（Na+）＝c(CO3-)＋c(HCO3-)＋c(H2CO3)
3质子守恒规律：在溶液中水的电离无论受到促进或抑制，水电离出得H+和OH-永远相等。
如在Na2CO3 溶液中，质子守恒表达式为：
n（OH-）＝n(H+)＋n(HCO3-)＋2n(H2CO3)
c（OH-）＝c(H+)＋c(HCO3-)＋2c(H2CO3)
NaHCO3 溶液中，质子守恒表达式为：n（OH-）＝n(H+)＋n(H2CO3) －n(CO32-)
c（OH-）＝c(H+)＋c(H2CO3) －c(CO32-)
具体情况具体分析：如NH4Cl溶液，[Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-]
内容全部来源于网络收集，如有侵权，请联系网站删除：QQ：24596024