②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较。如比较NH4Cl、NH4HCO3、NH4HSO4中c(NH4+)的大小。

③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较。解题规律：首先是判断两种电解质能否反应；其次是看反应物是否过量；第三是分析电解质在水溶液中电离及可能存在的电离平衡、水解平衡等问题；最后比较离子浓度的相对大小。

2、守恒思想在溶液中的应用。

如：0.1 moL/L Na2S溶液中：

c(H+)+c(Na+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)--电荷守恒

c(HS－)+c(H2S)+c(S2－)=0.1 mol/L

c(Na+)=2c(S2－)+2c(HS－)+2c(H2S)--物料守恒

c(OH－)=c(H+)+c(HS－)+2c(H2S)--质子守恒

要点三、酸碱中和反应的三种常见情况分析

　　1、等体积、等物质的量浓度的酸HA与碱MOH混合。

HA MOH c(H+)酸与c(OH－)碱大小 溶液酸碱性 离子浓度大小顺序 强 强 ＝ 中性 c(A－)＝c(M+)＞c(OH－)＝c(H+) 强 弱 ＞ 酸性 c(A－)＞c(M+)＞c(H+)＞c(OH－) 弱 强 ＜ 碱性 c(M+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+) 规律：谁强显谁性，同强显中性。

2、等体积的酸HA和碱MOH混合(pH酸+pH碱=14)。

HA MOH c(HA)与c(MOH)大小 溶液酸碱性 离子浓度大小顺序 强 强 ＝ 中性 c(A－)＝c(M+)＞c(OH－)＝c(H+) 强 弱 ＜ 碱性(一般) c(M+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+) 弱 强 ＞ 酸性(一般) c(A－)＞c(M+)＞c(H+)＞c(OH－) 规律：谁过量显谁性。

要点四、相关简单计算

计算溶液中由水电离出的H+或OH－浓度的方法(以25℃为例)。

1、中性溶液：c(H+)=c(OH－)=1.0×10-7 mol/L。

2、溶质为酸的溶液：此时溶液中的H+有两个来源：酸电离与水电离；OH－只有一个来源：水电离，且水电离出的H+与OH－浓度相等。

如计算pH=2的盐酸中由水电离出的c(H+)：方法是先求出溶液中的c(OH－)=10－12 mol/L，也就是水电离出的c(OH－)=10－12 mol/L，水电离出的c(H+)=水电离出的c(OH－)=10－12 mol/L。

3、溶质为碱的溶液：此时溶液中的OH－有两个来源：碱电离与水电离；H+只有一个来源：水电离，且水电离出的H+与OH－浓度相等。

4、水解呈酸性或碱性的盐溶液：此时溶液中的H+和OH－均由水电离产生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=10－2 mol/L，pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)=10－2 mol/L。