电解质溶液中离子浓度大小与变化的定性和半定量分析，是高考的热点，也是学习的难点之一，学生普遍感到难以把握，下面举几例分析，希望能对同学们有所帮助。

一、酸或碱溶液稀释时离子浓度的变化

[例1] 用水稀释0.1mol/L的氨水时，溶液中随着水量的增加而减少的是（      ）

A.[OH^－]/[NH₃·H₂O]        B. [NH₃·H₂O]/ [OH^－]          C.[H⁺]和[OH^—]的积       D. OH^－的物质的量

[分析]氨水的稀释和冰醋酸的稀释相似，稀释过程中电离度始终增大，但电离度增大倍数远远小于浓度减小倍数，所以，稀氨水稀释时，[OH^－] 、[NH₃·H₂O]都减小。由于溶液越稀（加水越多），电离度越大，根据氨水的电离平衡NH₃·H₂OOH^－+NH₄⁺，加水时平衡向右移动，虽然稀氨水稀释时，[OH^－] 、[NH₃·H₂O]都减小，但减小的速度不同。[NH₃·H₂O]既随水量的增大而减小，又随溶液浓度变稀电离度变大而减小，而[OH^－]只随水量的增大而减小，同时[OH^－]又随浓度变稀电离度变大而增大，减缓了[OH^－]变小的速度。因此，[OH^－]比[NH₃·H₂O]下降得要慢。所以，在稀释过程中，[OH^－]/[NH₃·H₂O]随水量的增加而增大，而[NH₃·H₂O]/ [OH^－]或[NH₃·H₂O]/ [NH₄⁺]则减小。

温度一定时，稀溶液中[H⁺]与[OH^－]的积是一常数。常温或25℃时，其积为1×10^－14。

在稀释过程中，[OH^－]虽然减小，但溶液体积增大，由于体积增大比浓度减小得要快，因此，OH^－离子的物质的量增大。从计算公式也可推出：n（OH^－）=[OH^－]×V=CαV，V与C成反比，而电离度α增大，故n（OH^－）增大。同理n（NH₄⁺）也增大；由于[OH^－]减小，而.[H⁺]与[OH^－]的积是一常数，故稀释过程中[H⁺]增大。

此题选D。

[小结] 

1.弱碱[A（OH）_n]的稀溶液稀释时，增大的化学量有：弱碱的电离度（α）、[H⁺]、n（OH^－）、n（Aⁿ⁺）；减小的化学量有：减小得较快的是弱碱的浓度，减小得较慢的是[OH^－]、[Aⁿ⁺]。

2.弱酸（HB）的稀溶液稀释时，增大的化学量有：弱酸的电离度（α）、[OH^－]、n（H⁺）、n（B^－）；减小的化学量有：减小得较快的是弱酸的浓度，减小得较慢的是[H⁺]、[B^－]。

二、盐溶液中离子浓度的变化

[例2] 在恒温下，欲使CH₃COONa稀溶液中c（CH₃COO^－）/c（Na⁺）比值增大，可在溶液中加入少量的（    ）

A.固体NaOH      B. 固体KOH        C. 固体NaHSO₄       D. 固体CH₃COONa          E.水

[分析]在CH₃COONa溶液中存在如下水解平衡H₂O+CH₃COO^－CH₃COOH+OH^－，加入固体NaOH，c（Na⁺）显著增大，虽然[OH^－]增大，平衡向左移动，但平衡移动程度有限，所以，c（CH₃COO^－）增大慢一些，c（CH₃COO^－）/c（Na⁺）比值减小；加入固体KOH，c（Na⁺）不变，[OH^－]增大，平衡向左移动，c（CH₃COO^－）增大，所以c（CH₃COO^－）/c（Na⁺）比值增大；加入固体NaHSO₄，c（Na⁺）显著增大，HSO₄^－离子与CH₃COO^－结合成CH₃COOH，c（CH₃COO^－）减小，比值减小；加入固体CH₃COONa，c（CH₃COO^－）和c（Na⁺）都增大，但溶液越浓，水解程度越小，上述平衡向左移动，所以，c（CH₃COO^－）比c（Na⁺）上升快，比值增大；加水时，根据溶液越稀，水解程度越大，c（CH₃COO^－）比c（Na⁺）降低得更快，故比值减小。

[小结] 

1.强碱弱酸盐加水稀释过程中，增大的物理量有：水解程度（α_h）、[H⁺]；减小得快的物理量有：弱酸根离子浓度；减小得慢的物理量有：弱酸的浓度；直线减小的物理量是：阳离子浓度。

强碱弱酸盐中加入其它试剂时，若有相同的离子时，阳离子浓度直线增大，弱酸根离子浓度增大得慢（受平衡的影响）；若没有，则分析具体反应对平衡的影响。

2. 强酸弱碱盐（如FeCl₃）加水稀释过程中，增大的物理量有：水解程度、[OH^－]；减小得快的物理量有：弱碱阳离子浓度；减小得慢的物理量有：弱碱的浓度；直线减小的物理量是：阴离子浓度。

强酸弱碱盐中加入其它试剂时，若有相同的离子时，阴离子浓度直线增大，弱碱阳离子则浓度增大得稍慢（受平衡移动的影响）；若没有，则分析具体反应对平衡的影响。