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| 判斷離子濃度致大小要考慮的幾個方面 | |||
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判斷同一溶液中離子濃度大小,大致要考慮以下幾個方面判斷溶液的酸堿性如 NaF溶液中的4種離子濃度首先判斷NaF是弱酸強堿鹽，水解顯堿性，c(OH-)>c(H+)Na+不水解而F-會水解，因此 c(Na+)>c(F-)Na+和F-是主要離子，因此 c(Na+)>c(F-)> c(OH-)>c(H+)
2.利用電荷守恒式NH4Cl溶液呈電中性，因為 c（NH4+）+c(H +)=c(Cl-)+c(OH-)又因為溶液顯酸性，c(OH-) < c(H+) ,，那么 c（NH4+）<c(Cl-)總體的就是 c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
3.抓主要因素,運用電荷守恒和物料守恒如等物質的量濃度的 NaF和HF的混合溶液，顯酸性，判斷c(F -)和c(HF)依據上面第二條可以判斷出 c(F-)>c(Na+) >c(H +)>c(OH-)再用物料守恒2 c(Na+)=c(F-)+c(HF)綜合，得 c(HF)<c(Na+)然后得到 c(F -)> c(HF)?；蛘咧苯觼砝斫猓驗槿芤猴@示酸性，說明HF的電離為主 HF《===》H+ +F-而F-的水解是次要的，F-+ H2O《====》 HF+OH-那么c(F -)> c(HF)
舉例已知NaHSO3溶液,則其中Na+,HSO3-,(SO3)2-,H+,OH-,H2SO3,H2O,等離子的濃度由大到小的順序為在NaHSO3溶液中，有NaHSO3=Na＋＋HSO3－ ,如果HSO3－ 不發(fā)生其它變化，則有c（Na＋）= c(HSO3－) ，但是，HSO3－ 會發(fā)生其它變化—電離以及水解，所以有：
c（Na＋）> c(HSO3－) ; 再者，由于HSO3－的電離強于水解，所以有：c(SO32－) > c(H2SO3) , c(H＋) > c(OH－) ; 又因為HSO3－電離程度畢竟很小，所以有：c(HSO3－) > c(SO32－) ；至于氫離子濃度與溶質微粒濃度的比較，容易知道：c(H＋) > c(SO32－) ，這是因為氫離子除了HSO3－電離產生的與SO32－相等的以外，還有水電離生成的一丁點點。到此為止，我們已經得到：
c（Na＋）> c(HSO3－) > c(H＋) > c(SO32－) > c(H2SO3)
對于 c(OH－) 的位置，可以肯定的是它比氫離子濃度小，與 c(SO32－) 比較，可以這樣想:氫離子濃度比亞硫酸根離子濃度只是大很小的一丁點點，而氫氧根離子濃度比氫離子濃度肯定要小好幾個數量級，所以，可以肯定：c(SO32－) > c(OH－) ?？墒?，應該怎樣與亞硫酸分子濃度比較呢？亞硫酸根的水解在亞硫酸氫鈉溶液中，是可以被忽略的，程度也是非常地微弱，產生的亞硫酸分子濃度也肯定是非常地小，因為并不要求學生掌握比較方法，所以，題目中一般避開氫氧根離子濃度與亞硫酸分子濃度的比較。如果實在需要比較，則籠統的理解為：溶劑產生的離子一般濃度最小。
所以結論是c（Na＋）> c(HSO3－) > c(H＋) > c(SO32－) > c(H2SO3) >c(OH－)
最保險的方法是“先反應(給定物質能反應必判斷出穩(wěn)定的產物及其物質的量之比）、再完全（穩(wěn)定的溶質屬于強電解質的完全電離的離子量寫出來，弱電解質暫不寫）、后部分（把部分電離、水解的分子或離子的減小程度和生成產物分別用有區(qū)別的大小“三角”表示出變化來。）這樣再復雜的比較也不在話下?。 ?/span>
如上邊：氯化銨和氨水混合呈中性，應該是NH4+和Cl-開始是1：1，氨水不電離；當NH4+水解必顯酸性、氨水電離必顯堿性，當顯中性時必是電離和水解程度相當（可看做既不電離也不水解），電離和水解互相減補數目相等，所以原離子和分子數都不變，故有：銨根濃度=氯離子濃度＞氫離子濃度=氫氧根濃度 。
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