通过两大理论来判断。
1、水解理论：
弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒非常少，并且还有考虑水的电离，而多元弱酸是分别电离，第一步电离远远大于第二步，第二步电离又大于第三步电离。
2、水解理论：
弱电解质离子的水解损失时微量的，但由于水的电离，故水解后溶液中氢离子浓度或碱性溶液中氢氧根离子浓度总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度，同时多元弱酸酸根离子水解是分步的，同样第一步水解远远大于第二步水解。
溶液中离子浓度大小的比较是怎么样的？
溶液中离子浓度大小的比较要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。对有关电解质溶液中离子浓度大小比较的题，在做时首先搞清溶液状况，是单一溶液还是混合溶液，然后再根据情况分析。具体如下：
1、单一溶质的溶液中离子浓度比较。
① 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+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)。
② 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+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)。
③ 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-)＞c(H+)溶液显碱性，例NaHCO3中：c（Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞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+) ＞c(OH-)。例在NaHSO3中：c（Na+）＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)。
规律：
① 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+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)。
②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)2CO3 b. (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＞b＞a。
2、 混合溶液中离子浓度的比较。
① 强酸与弱碱溶液混合后溶液中离子浓度大小比较，首先要考虑混合后溶液的状况及溶液的酸碱性。酸过量：溶液为强酸和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(H+) ＞c(OH-)呈酸性。
酸碱恰好完全反应：溶液为单一盐溶液，弱碱根离子水解，溶液呈酸性。
碱少量过量：溶液为弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(OH-)= c(H+)呈中性。
碱大量过量：溶液为大量弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(OH-)＞c(H+)呈碱性。根据这几种情况可判断溶液中离子大小情况。
②强碱和弱酸溶液混合后，溶液中离子浓度的大小比较。
呈碱性包括两种情况；强碱和强碱弱酸盐的混合溶液及单一强碱弱酸盐溶液。
呈中性: 强碱弱酸盐和少量弱酸的混合溶液。
呈酸性：强碱弱酸盐和大量弱酸的混合溶液。
3理解掌握电解质溶液中的几种守恒关系。
①溶质守恒：（物料守恒）溶质在溶液中某种离子的各种存在形式总和不变。
如：在CH3COONa溶液中c(CH3COO－)+ c(CH3COOH)= c(Na＋)=c( CH3COONa)。
②溶剂守恒：（质子守恒）溶液中溶剂水电离的c(H＋)和c(OH－)浓度相等。
如：在CH3COONa溶液中，水所电离的H＋被部分CH3COO－结合生成CH3COOH，因此：c(H＋)+ c(CH3COOH)= c(OH－)。
③电荷守恒：任何溶液中都呈电中性，溶液中阳离子所带的正电荷总和等于阴离子所带的负电荷总和。在CH3COONa溶液中：c(CH3COO－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)。
利用好守恒关系也可以达到事半功倍的效果。
溶液中离子浓度大小比较
溶液中离子浓度大小比较如下：
一、思维要点点拨
溶液中离子浓度大小比较的解题思维要点可以概括为：紧扣一个关系式（离子浓度大小比较的不等式或等式关系）、抓住两个关键点（电离、水解）、关注三个守恒式（电荷守恒、物料守恒、质子守恒）。
二、解题具体思路
1、一看电解质溶液有无反应，确定溶质种类；二看溶质电离、水解情况，确定离子浓度大小关系；三看属于何种守恒关系，确定浓度等式关系。
2、单一溶液：若是酸或碱溶液，考虑电离（注意弱电解质微弱电离）；若是盐溶液，先考虑电离，再考虑水解（注意盐的水解是微弱的）；若是弱酸的酸式盐，既考虑电离又考虑水解。
3、无反应的混合溶液：同时考虑电离和水解。
4、有反应的混合溶液：若恰好完全反应，生成的是酸或碱则考虑电离；生成的是盐则考虑水解。若反应物过量，则根据过量程度考虑电离或水解。
三、存在问题
1、是强、弱电解质分辨不清。
强酸、强碱、绝大多数盐（不论是强酸弱碱盐还是弱酸强碱盐等）都是强电解质，完全电离，按电解质组成分析离子浓度大小；弱酸、弱碱、水是弱电解质，微弱电离，电离方程式应写可逆号，按电离平衡分析离子浓度大小。
2、电解质电离还是水解分辨不清。
不论是强电解质还是弱电解质均可发生电离，含有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子的盐才会水解。弱酸或弱碱溶液中存在弱酸的阴离子或弱碱的阳离子，但不会发生水解。多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。
怎么判断溶液中离子浓度大小？
看是强电解质还是弱电解质，是电离大于水解还是水解大于电离，亚硫酸钠溶液呈碱性，显然水解大于电离，亚硫酸氢钠显酸性。
1、电离
Na2SO3是盐，是强电解质，在水中完全电离
0.1的Na2SO3完全电离后得到0.2的Na+和0.1的SO3^2-
2、水解
SO3^2-是弱酸酸根，会发生水解
0.1的SO3^2-中的一小部分会发生水解，SO3^2- + H2O <===> HSO3- + OH-
水解后SO3^2-的浓度略小于0.1，溶液中产生HSO3-，OH-浓度变大
所以 离子浓度顺序：Na+＞SO3^2-＞OH-＞HSO3-＞H+
扩展资料由于溶液中离子间存在静电作用，他们的自由移动和反应活性因此受到影响，这样它们反应中表现出来的浓度与其实际浓度间存在差别。
在相同条件下测定出系列标准溶液各浓度的电动势，作ε-lga或ε一lgc标准曲线，标准曲线呈线性关系。然后，在相同条件下测得待测液的电动势，从标准曲线上查出待测液的浓度。
溶液离子浓度大小的比较
1、紧抓住两个微弱”a弱电解质的电离是微弱的b弱根离子的水解是微弱的。
2、酸式酸根离子既能电离又能水解，若电离能力大于水解能力则酸式盐溶液呈酸性，否则呈碱性。常见呈酸性的是H2PGT HSO对应的可容盐的溶液。
3、不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其它离子对其产生的影响。如在相同物质的量浓度的下列溶液中:心 NHCIZNHHSO3CHCOONGNH?HO。C (NH+)由大到小的顺序为2
4、混合浴液中离子浓度大小的比较，首先要分析混合过程中是否发生化学反应，若发生反应，则要进行过量判断(注意混合后 溶波体积的变化):然后 再结合电离、水解等因素进行分析。
5、对于等体积、害物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的浓度关系题，要由混合后溶液的PH大小判断电离和水解的 关系，常见的CHC0O与CHCOON等体积、等物质的三浓度混合、NH?HO与 NH4CI等体积、等物质的三浓度的混合都是电离大于水解。
水溶液中离子浓度怎么比较？
溶液中离子浓度大小比较的规律
（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析。如H3PO4的溶液中，c(H+)>c(H2PO4－)>c(HPO42－)>c(PO43－)。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(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)。
（2）不同溶液中同一离子浓度的比较，则要注意分析溶液中其他离子对其的影响。如在①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，c(NH4+)浓度的大小为③>①>②。
（3）如果题目中指明溶质只有一种物质（该溶质经常是可水解的盐），要首先考虑原有阳离子和阴离子的个数，水解程度如何，水解后溶液显酸性还是显碱性。
（4）如果题目中指明是两种物质，则要考虑两种物质能否发生化学反应，有无剩余，剩余物质是强电解质还是弱电解质；若恰好反应，则按照“溶质是一种物质”进行处理；若是混合溶液，应注意分析其电离、水解的相对强弱，进行综合分析。
（5）若题中全部使用的是“＞”或“＜”，应主要考虑电解质的强弱、水解的难易、各粒子个数的原有情况和变化情况(增多了还是减少了)。
（6）对于HA 和NaA的混合溶液（多元弱酸的酸式盐：NaHA），在比较盐或酸的水解、电离对溶液酸、碱性的影响时，由于溶液中的Na+保持不变，若水解大于电离，则有c(HA)>c(Na+)>c(A－)，显碱性；若电离大于水解，则有c(A－)>c(Na+)> c(HA)，显酸性。若电离、水解完全相同（或不水解、不电离），则c(HA) =c(Na+)=c(A－)，但无论是水解部分还是电离部分，都只能占c(HA) 或c(A－)的百分之几到百分之零点几，因此，由它们的酸或盐电离和水解所产生的c(H+) 或c(OH－)都很小。
如何比较离子浓度的大小
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：
H2CO3 H+＋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-＋H2OHCO3-＋OH-、HCO3-＋H2OH2CO3＋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-]
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。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。
化学中什么是自由移动的离子?离子的浓度怎么辨别?请举例说明一下,？
以氯化钠为例 氯化钠单质溶解于溶液水中以后
会发生电离
电离得到钠离子和氯离子
他们的本质是水和钠离子和水和氯离子 在水中会做无规则运动
且运动范围存在于整个溶液水中 即自由移动的离子
当1mol的氯化钠溶解于一升水中 会电离出1mol的钠离子和1mol的氯离子 即为他们的浓度
如果是1mol的硫酸钠 分子式为Na2SO4 即1个硫酸钠分子中其实有2个纳原子
电离以后 就会有2倍的钠离子和1倍的硫酸根离子 即 1mol硫酸根离子和2mol钠离子
此时离子计算要考虑分子式了,9,
怎样分析,比较溶液中离子的浓度大小?
分几种情况
1、单独的强酸弱碱盐或强碱弱酸盐比较容易,水解的离子就变小,常应用电荷守恒
2、再就是强酸弱碱盐和弱碱(等浓度)混合,强碱弱酸盐和弱酸(等浓度)混合
这就要比较电离和水解的程度大小了,溶液的酸碱性一般是可知的,但平时也要记一些常见的.
3、还有弱酸的酸式盐的比较,也要看水解和电离的程度大小,若电离大于水解则是酸性的,这里要 考虑的一点就是水中有少许氢离子和氢氧根,如HA-电离后H+>A2-
本来就存在的离子肯定大于本来不存在的,这得应用于所有情况
这部分知识规律性比较强，按这几种情况分类比较好记，但理解是基础
怎样分析溶液中离子的浓度比较
单一溶液：酸碱电离盐水解。就是说比较强酸强碱或弱～，只需要比较电离出来的离子，盐只需要比较发生水解即可。不要忘了水的电离。混合溶液要综合单一溶液中的各种情况，具体有几种类型
1.强酸强碱混合。只要比较生成的盐与水的电离出的氢，氢氧根大小
2.弱酸与相应的弱酸盐的比较。
3.强酸与弱碱混合后ph=7
4.强酸与弱碱等物质的量浓度等体积混合
总之，注意两点1.注意可水解的盐与其对应的弱酸，碱电离，水解的相对大小，2.水的电离在溶液体系中的作用
高中化学中离子浓度大小比较的判断方法与原理
1、 紧抓住两个“微弱”：a弱电解质的电离是微弱的 b弱根离子的水解是微弱的.
2、 酸式酸根离子既能电离又能水解,若电离能力大于水解能力则酸式盐溶液呈酸性,否则呈碱性.常见呈酸性的是H2PO42-、、HSO3-对应的可溶盐的溶液.
4、不同溶液中同一离子浓度大小的比较,要看溶液中其它离子对其产生的影响.如在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3��H2O.c（NH4+）由大到小的顺序为②＞①＞③＞④
5、 混合溶液中离子浓度大小的比较,首先要分析混合过程中是否发生化学反应,若发生反应,则要进行过量判断（注意混合后溶液体积的变化）；然后再结合电离、水解等因素进行分析.
6、 对于等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合求各微粒的浓度关系题,要由混合后溶液的PH大小判断电离和水解的关系.常见的CH3COOH与CH3COONa等体积、等物质的量浓度混合、NH3��H2O与NH4Cl等体积、等物质的量浓度的混合都是电离大于水解.
7、三个重要的守恒关系
①电荷守恒 电解质溶液中,无论存在多少种离子,溶液总呈电中性,即阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数.
如Na2CO3溶液：c（Na+）+ c（H+）=cC( HCO3-) +2c( CO32-)+c( OH-)
②物料守恒 如Na2CO3溶液,虽CO32-水解生成HCO3-,HCO3-进一步水解成H2CO3,但溶液中n（Na）:n（C）＝2:1 ,所以有如下关系：c（Na+）＝2｛c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3)｝
③质子守恒 即水电离出的OH-的量始终等于水电离出的H+的量.如Na2CO3溶液,水电离出的H+一部分与CO32-结合成HCO3-,一部分与CO32-结合成H2CO3,一部分剩余在溶液中,根据c（H+）水＝c（OH-）水 ,有如下关系：c（OH-）＝c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+）
技巧：在解题过程中,若看到选项中有“=”,则要考虑3个守恒关系：若守恒关系中只有离子,则考虑电荷守恒关系,若守恒关系中同时出现分子和离子,则考虑物料守恒和质子守恒；若选项中离子浓度关系以“>”连接,则主要考虑弱电解质的电离、弱根离子的水解以及各离子之间的相互影响等.
三、高频考点
离子浓度大小的比较考点近几年以考查两种溶液混合后离子浓度的大小比较为多,能涉及①酸碱中和反应,如甲酸与氢氧化钠溶液混合、盐酸与氨水溶液混合等②弱酸盐与强酸混合、弱碱盐与强碱混合,如醋酸钠与盐酸混合、铵盐与氢氧化钡混合等.这类题目的做法是先找出反应后的新溶质（往往某一反应物过量而形成多种溶质）,再根据溶液体积的变化计算混合后各新溶质的物质的量浓度,最后对浓度的大小作出比较.
四、雾点击穿
1、忽视溶液中水的电离.如 硫酸铵溶液中c(H+)>c(NH3��H2O)
2、忽视两溶液混合后溶质之间的化学反应.如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3��H2O等体积混合充分反应后,溶质为 NH3��H2O和的NH4Cl的混合溶液,发生化学反应生成了新的溶质.
3、忽视两溶液混合后由于体积的增大而引起的浓度减小.如0.2mol/L的HCl和0.4mol/L NH3��H2O等体积混合充分反应后,相当于0.1mol/L NH3��H2O和0.1mol/L的NH4Cl的混合溶液,离子浓度大小顺序为：c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+）
4、忽视二价离子在电荷守恒关系中的系数“2”.如(NH4)2SO4中离子浓度关系为c(NH4+)+ c(H+)=c(SO42-)+ c（OH-）（06四川高考）,硫酸根离子浓度前应该有“2”.
5、忽视二元酸第一步电离生成的H+会对第二步的电离产生抑制作用.如已知二元酸H2A在水中的第一步电离是完全的,第二步电离不完全,0.1 mol/L NaHA溶液的Ph=2,则0.1 mol/L
H2A溶液中氢离子的物质的量浓度 < 0.11 mol/L.
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