高考化学专题28水溶液中的离子平衡一考点讲解.docx
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高考化学专题28水溶液中的离子平衡一考点讲解
专题28水溶液中的离子平衡
（一）
【考情报告】
考查角度
考查内容
命题特点
弱电解质的电离平衡
①电离平衡的影响因素；
②电离平衡常数。
部分的题目一般通过溶液酸碱性的判断、pH的计算或离子浓度的大小比较等来考查对溶液中的三种平衡的理解。
离子浓度大小比较与盐类水解和弱电解质的电离等知识有机结合、沉淀溶解平衡与其他平衡融合考查是高考重点，命题形式有选择和填空两种形式。
水的电离和溶液的酸碱性
①水的电离常数；
②pH计算；
③酸碱中和滴定。
盐类的水解和溶液中离子浓度大小的比较
①盐类水解的应用；
②离子浓度大小的比较。
沉淀溶解平衡
①沉淀溶解平衡的应用；
②Ksp的相关计算；
③与实验的结合。
【考向预测】
弱电解质的电离平衡知识与化学平衡知识密切相关，尤其是化学平衡的建立和化学平衡移动原理的知识和学习方法，可直接用来学习弱电解质电离平衡的有关内容，而弱电解质电离平衡是统率水溶液中的离子平衡的基本出发点，是中学化学教学的重要知识点，也是中学化学教学的难点，因此成为历年高考的热点内容。
题型为选择题和非选择题，其中选择题重点考查弱电解质电离平衡的移动原理以及相应的图像问题、盐类水解的原理、离子浓度大小的比较和等量关系，盐类水解的应用，非选择题重点考查弱电解质的电离平衡常数的计算以及与溶液的酸碱性、pH、盐类的水解、沉淀溶解平衡结合起来解释某些现象。
难溶电解质的溶解平衡是新课标中新添的内容，是中学化学“四大平衡体系”之一，也是中学化学重要的基本概念与理论内容之一，因此成为新课改省区高考的必考内容。
题型为选择题和非选择题，其中选择题重点考查溶解平衡的原理及Ksp的简单计算、沉淀的溶解和转化、生成沉淀的先后顺序等，非选择题重点考查将溶解平衡的知识融合在元素及其化合物之中解释化学实验的某些现象、进行简单的计算等。
水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。
其中沉淀溶解平衡是新课标中新增的知识点，题型主要是选择题和填空题，其考查主要内容有：
①电离平衡。
②酸、碱混合溶液酸碱性的判断及pH的简单计算。
③盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干（或灼烧）后产物的判断。
④电解质溶液中离子浓度的大小比较。
⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的转化。
从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题。
此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。
题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒（电荷守恒、物料守恒、质子守恒）关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。
【经典在线】
1.知识梳理
一、弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离平衡的特点
（1）动态平衡，电离方程式中用“
”。
如：
CH3COOH
CH3COO一+H+。
（2）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一），平衡左移，c（H+）变小，使红色变浅。
（3）外界条件对电离平衡的影响
①内因：
弱电解质本身的性质。
②外因：
a．温度：
升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大，原因是电离过程吸热。
b．浓度：
加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
c．同离子效应：
例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，溶液中c（CH3COO－）增大，CH3COOH的电离平衡向左（填“左”或“右”）移动，电离程度减小，c（H＋）减小，pH值增大。
（4）电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡。
以0.1mol·L－1CH3COOH溶液为例：
CH3COOH
CH3COO－＋H＋（正向吸热）。
实例（稀溶液）
CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH>0
改变条件
平衡移动方向
n（H＋）
c（H＋）
导电能力
Ka
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
→
增大
增大
增强
不变
加HCl（g）
←
增大
增大
增强
不变
加NaOH（s）
→
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
→
减小
减小
增强
不变
升高温度
→
增大
增大
增强
增大
2．电离平衡常数的意义及影响因素
（1）电离平衡常数的意义：
弱酸碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。
电离平衡常数越大，电离程度越大。
多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。
（2）外因对电离平衡常数的影响：
电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。
二、水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O
H3O＋＋OH－或H2O
H＋＋OH－。
2．水的离子积常数
Kw＝c（H＋）·c（OH－）。
（1）室温下：
Kw＝1×10－14。
（2）影响因素；只与温度有关，升高温度，Kw增大。
（3）适用范围：
Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
（4）
Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水电离平衡的因素
（1）升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
（2）加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
（3）加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度增大，Kw不变。
4．外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c（OH－）
c（H＋）
酸
逆
不变
减小
减小
增大
碱
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他：
如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
三、溶液的酸碱性和pH值计算
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。
（1）酸性溶液：
c（H＋）>c（OH－），常温下，pH<7。
（2）中性溶液：
c（H＋）＝c（OH－），常温下，p
H＝7。
（3）碱性溶液：
c（H＋）7。
2．溶液pH的计算方法
（1）单一溶液pH的计算
强酸溶液（HnA），其物质的量浓度为cmo
l/L，则：
c（H＋）＝ncmol/L，pH＝－lgc（H＋）＝－lgnc；强碱溶液[B（OH）n]，其物质的量浓度为cmol/L，则c（OH－）＝ncmol/L，c（H＋）＝
mol/L，pH＝－lgc（H＋）＝14＋lgnc。
（2）强酸、强碱混合液的pH计算
①强酸与强酸混合求pH
a非等体积混合
c（H＋）＝
，然后再求pH。
b等体积混合可近似计算pH＝pH小＋0.3
②强碱与强碱混合求pH
a非等体积混合
先计算：
c（OH－）＝
，再求c（H＋）＝
，最后求pH。
b等体积混合，可近似计算pH＝pH大－0.3。
③强酸与强碱混合
a恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。
b酸过量：
先求c（H＋）余＝
，再求pH。
c碱过量：
先求c（OH－）余＝
，再求c（H＋）＝
，然后求pH。
四、酸碱中和滴定
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。
以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c（NaOH）＝
。
酸碱中和滴定的关键：
（1）准确测定标准液的体积。
（2）准确判断滴定终点。
2．常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
3．中和滴定的误差分析
（1）原理
依据原理c（标准）·V（标准）＝c（待测）·V（待测），所以c（待测）＝
，因c（标准）与V（待测）已确定，因此只要分析出不正确操作引起V（标准）的变化，即分析出结果。
（2）常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚酞作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤
操作
V（标准）
c（待测）
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴出锥形瓶外
变大
偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）
变小
偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）
变大
偏高
五、盐类的水解
1．盐类水解的影响因素
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
右移
增大
增大
浓度
增大
右移
减小
增大
减小（即稀释）
右移
增大
减小
外加酸碱
酸
弱碱阳离子的水解程度减小
碱
弱酸根离子的水解程度减小
2．盐类水解的应用
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3显酸性，原因是Fe3+＋3H2O
Fe（OH）3＋3H+
配制或贮存易水解的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2+水解
判断盐溶液蒸干产物
加热蒸干AlCl3[加热Al（NO3）3、FeCl3、AlBr3溶液与之类似]溶液，因为水解
产物之一为挥发性物质盐酸，不断挥发出氯化氢气体，导致水解平衡不断向右移动，最后彻底水解，蒸干后得到AI
（OH）3，进一步灼烧得到Al2O3。
胶体的制取
制取Fe（OH）3胶体的离子反应：
Fe3+＋3H2O
Fe（OH）3（胶体）＋3H+
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3+，可加入MgO、镁粉或Mg（OH）2或MgCO3
离子共存的判断
Al3+与AlO
、CO
、HCO
、S2-、HS-等因相互促进水解而不共存
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2（SO4）3，发生反应为Al3+＋3HCO
===Al（OH）3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3+＋3H2O
Al（OH）3（胶体）＋3H+
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用，原因是2NH
＋CO
＝2NH3↑＋CO2↑＋H2O
六、沉淀溶解平衡
1．沉淀溶解平衡的应用
（1）沉淀的生成
①调节pH法
如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe（OH）3↓＋3NH
。
②沉淀剂法
如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。
（2）沉淀的溶解
①酸溶解法
如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
②盐溶液溶解法
如Mg（OH）2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg（OH）2＋2NH
===Mg2＋＋2NH3·H2O。
③氧化还原溶解法
如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。
④配位溶解法
如AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O===[Ag（NH3）2]＋＋Cl－＋2H2O。
（3）沉淀的转化
①实质：
沉淀溶解平衡的移
动（沉淀的溶解度差别越大，越容易转化）。
②应用：
锅炉除垢、矿物转化等。
2．溶度积和离子积
以AmBn（s）
mAn＋（aq）＋nBm－（aq）为例：
溶度积
离子积
概念
沉淀溶解的平衡常数
溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号
Ksp
Qc
表达式
Ksp（AmBn）＝cm（An＋）·cn（Bm－），式中的浓度都是平衡浓度
Qc（AmBn）＝cm（An＋）·cn（Bm－），式中的浓度是任意浓度
应用
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
①Qc>Ksp：
溶液过饱和，有沉淀析出
②Qc＝Ksp：
溶液饱和，处于平衡状态
③Qc溶液未饱和，无沉淀析出
3．Ksp的影响因素
（1）内因：
难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。
（2）外因
①浓度：
加水稀释，平衡向溶解方
向移动，但Ksp不变。
②温度：
绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。
③其他：
向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
2.经典精讲
【经典考题1】（2018新课标3卷）用0.100mol·L-1AgNO3滴定
50.0mL0.0500mol·L-1Cl-溶液的滴定曲线如图所示。
下列有关描述错误的是
A．根据曲线数据计算可知Ksp（AgCl）的数量级为10-10
B．曲线上各点的溶液满足关系式c（Ag+）·c（Cl-）=Ksp（AgCl）
C．相同实验条件下，若改为0.0400mol·L-1Cl-，反应终点c移到a
D．相同实验条件下，若改为0.0500mol·L-1Br-，反应终点c向b方向移动
【答案】C
【解析】分析：
本题应该从题目所给的图入手，寻找特定数据判断题目中的沉淀滴定的具体过程。
注意：
【经典考题2】（2018北京卷）测定0.1mol·L-1Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验
，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：
+H2O
+OH−
B．④的pH与①不同，是由于
浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的Kw值相等
【答案】C
【解析】分析：
A项，Na2SO3属于强碱弱酸盐，SO32-存在水解平衡；B项，取①④时刻的溶液，加入盐酸
【经典考题3】（2018天津卷）LiH2PO4是制备电池的重要原料。
室温下，LiH2PO4溶液的pH随c初始（H2PO4–）的变化如图1所示，H3PO4溶液中H2PO4–的分布分数δ随pH的变化如图2所示，[]下列有关LiH2PO4溶液的叙述正确的是
A．溶液中存在3个平衡
B．含P元素的粒子有H2PO4–、HPO42–、PO43–
C．随c初始（H2PO4–
）增大，溶液的pH明显变小
D．用浓度大于1mol·L-1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，当pH达到4.66时，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4
【答案】D
【解析】分析：
本题考查电解质溶液的相关知识。
应该从题目的两个图入手，结合磷酸的基本性质进行分析。
D．由图2得到，pH=4.66的时候，δ=0.994，即溶液中所有含P的成分中H2PO4–占99.4%，所以此时H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4。
选项D正确。
【经典考题4】某温度下，向一定体积0.1mol/L醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液中pOH（pOH=-lg[OH-]）与pH的变化关系如图所示，则
A．M点所示溶液导电能力强于Q点
B．N点所示溶液中c（CH3COO-）﹥c（Na+）
C．M点和N点所示溶液中水的电离程度相同
D．Q点消耗NaOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积
【答案】C
【解析】由于醋酸是弱酸，电离程度很小，离子浓度也较小，M点溶液的导电能力最弱，A错；N点所示
【经典考题5】（2018天津卷）下列叙述正确的是
A．某温度下，一元弱酸HA的Ka越小，则NaA的Kh（水解常数）越小
B．铁管镀锌层局部破损后，铁管仍不易生锈
C．反应活化能越高，该反应越易进行
D．不能用红外光谱区分C2H5OH和CH3OCH3
【答案】B
【解析】分析：
本题是对化学理论进行的综合考查，需要对每一个选项的理论表述进行分析，转化为对应
【经典考题6】（2018江苏卷）根据下列图示所得出的结论不正确的是
A．图甲是CO（g）+H2O（g）
CO2（g）+H2（g）的平衡常数与反应温度的关系曲线，说明该反应的ΔH<0
B．图乙是室温下H2O2催化分解放出氧气的反应中c（H2O2）随反应时间变化的曲线，说明随着反应的进行H2O2分解速率逐渐减小
C．图丙是室温下用0.1000mol·L−1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L−1某一元酸HX的滴定曲线，说明HX是一元强酸
D．图丁是室温下用Na2SO4除去溶液中B
a2+达到沉淀溶解平衡时，溶液中c（Ba2+）与c（SO42−）的关系曲线，说明溶液中c（SO42−）越大c（Ba2+）越小
【答案】C
【解析】分析：
A项，升高温度，lgK减小，平衡向逆反应方向移动，逆反应为吸热反应，正反应为放热反应，该反
应的ΔH
0；B项，根据图像，随着时间的推移，c（H2O2）变化趋于平缓，随着反应的进行H2O2分解速率逐渐减小；C项，根据图像，没有滴入NaOH溶液时，0.1000mol/LHX溶液的pH
1，HX为一元弱酸；D项，根据图像可见横坐标越小，纵坐标越大，-lgc（SO42-）越小，-lgc（Ba2+）越大，说明c（SO42-）越大c（Ba2+）越小。
【经典考题7】常温下，下列溶液中的微粒浓度关系正确的是（）
A．新制氯水中加入固体NaOH：
c（Na＋）=c（Cl－）＋c（ClO－）＋c（OH－）
B．pH=8.3的NaHCO3溶液：
c（Na＋）＞c（HCO3－）＞c（CO32－）＞c（H2CO3）
C．pH=11的氨水与pH=3的盐酸等体积混合：
c（Cl－）=c（NH4＋）＞c（OH－）=c（H＋）
D．0.2mol/LCH3COOH溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合：
2c（H＋）－2c（OH－）=c（CH3COO－）－c（CH3COOH）
【答案】D
【解析】根据电荷守恒有c（Na＋）＋c（H＋）=c（Cl－）＋c（ClO－）＋c（OH－），A项错。
pH=8.3的NaHCO3的
【经典考题8】25℃时，有c（CH3COOH）＋c（CH3
COO－）＝0.1
mol·L－1的一组醋酸、醋酸钠混合溶液，溶液中c（CH3COOH）、c（CH3COO－）与pH的关系如图所示。
下列有关溶液中离子浓度关系的叙述正确的是（）
A．pH＝5.5的溶液中：
c（CH3COOH）＞c（CH3COO－）＞c（H＋）＞c（OH－）
B．W点所表示的溶液中：
c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CH3COOH）＋c（OH－）
C．pH＝3.5的溶液中：
c（Na＋）＋c（H＋）－c（OH－）＋c（CH3COOH）＝0.1mol·L－1
D．向W点所表示的1.0L溶液中通入0.05molHCl气体（溶液体积变化可忽略）：
c（H＋）＝c（CH3COOH）＋c（OH－）
【答案】BC
【解析】先看懂图中内容：
随着pH增大，CH3COOH从0.1mol·L－1变到0，CH3COO－从0变到0.1mol·L
【经典考题9】（2018届扬州市三模）向湿法炼锌的电解液中同时加入Cu和CuSO4，可生成CuCl沉淀除去Cl—，降低对电解的影响，反应原理如下：
Cu（s）+Cu2+（aq）
2Cu+（aq）ΔH1＝akJ·mol-1
Cl—（aq）+Cu+（aq）
CuCl（s）ΔH2＝bkJ·mol-1
实验测得电解液pH对溶液中残留c（Cl—）的影响如图所示。
下列说法正确的是
A．向电解液中加入稀硫酸，有利于Cl-的去除
B．溶液pH越大，Ksp（CuCl）增大
C．反应达到平衡增大c（Cu2+），c（Cl—）减小
D．
Cu（s）+
Cu2+（aq）+Cl—（aq）
CuCl（s）的ΔH＝（a+2b）kJ·mol-1
【答案】C
【解析】分析：
A．根据图像分析pH与氯离子浓度的关系；
【解题技巧】
一、pH和等于14的酸碱混合问题的判断与计算
pH和等于14的意义：
酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。
1、已知酸、碱溶液的pH之和为14，则等体积混合时：
pH＝7
pH＞7
pH＜7
2、已知酸、碱溶液的pH之和为14，若混合后溶液的pH为7，则溶液呈中性。
―→V酸∶V碱＝1∶1
―→V酸∶V碱>1∶1
―→V酸∶V碱<1∶1
3、强酸、强碱等体积混合后溶液酸碱性的判断：
二、电解质溶液中离子浓度大小比较
1、盐类水解程度大小比较的三个规律
（1）盐水解生成的弱酸（弱碱）越弱水解程度越大。
常以此判断弱酸（弱碱）的相对强弱。
（2）相同条件下：
正盐>相应酸式盐，如CO
>HCO
。
（3）相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。
如（NH4）2CO3>（NH4）2SO4>（NH4）2Fe（SO4）2
2、离子浓度大小比较
（1）微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系
A．两个理论依据
①弱电解质电离理论：
电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。
例如，H2CO3溶液中：
c（H2CO3）>c（HCO
）≫c（CO
）（多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离）。
②水解理论：
水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。
例如，Na2CO3溶液中：
c（CO
）>c（HCO
）≫c（H2CO3）（多元弱酸根离子的水解以第一步为主）。
B．三个守恒关系
①电荷守恒：
电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
例如，NaHCO3溶液中：
c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCO
）＋2c（CO
）＋c（OH－）。
②物料守恒：
物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
例如，0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：
c（Na＋）＝c（HCO
）＋c（CO
）＋c（H2CO3）＝0.1mol·L-1。
③质子守恒：
由水电离出的c（H＋）等于由水电离出的c（OH－），在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。
例如，纯碱溶液中c（OH－）＝c（H＋）＋c（HCO
）＋2c（H2CO3）。
（2）四种情况分析
①多元弱酸溶液
根据多步电离分析，如：
在H3PO3溶液中，c（H＋）>c（H2PO
）>c（HPO
）>c（PO
）。
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：
c（Na＋）>c（CO
）>c（OH－）>c（HCO
）。
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产生的
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