盐溶液中的离子浓度大小比较是化学中一个重要的概念，尤其在理解溶液的酸碱性、电荷守恒和物料守恒等方面。以下是对这个主题的详细解释：
我们需要了解盐溶液中的三个基本平衡：水的电离平衡、盐的水解平衡以及弱电解质的电离平衡。
1. 水的电离平衡：
在水中，水分子可以自离解为氢离子 (H+) 和氢氧根离子 (OH-)。在中性溶液中，如 NaCl 溶液，氢离子和氢氧根离子的浓度相等 (c(H+) = c(OH-))。在酸性溶液（如 NH4Cl 溶液）中，c(H+) > c(OH-)，而在碱性溶液（如 Na2CO3 溶液）中，c(H+) < c(OH-)。在恒定温度下，c(H+)·c(OH-) 是一个定值，常温下等于 10^-14。
2. 电荷守恒：
在任何盐溶液中，阳离子和阴离子的总电荷必须保持平衡。例如，在 NH4Cl 溶液中，c(NH4+) + c(H+) = c(Cl-) + c(OH-)，确保了溶液的总体电中性。对于 Na2CO3 溶液，c(Na+) + c(H+) = 2c(CO32-) + c(HCO3-) + c(OH-)。
3. 物料守恒：
物料守恒指的是溶液中某一元素的不同形式的微粒物质的量总和保持不变。例如，在 0.1 mol/L NH4Cl 溶液中，c(NH4+) + c(NH3·H2O) = 0.1 mol/L，表明氮原子的总量不变。对于 0.1 mol/L Na2CO3 溶液，c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3) = 0.1 mol/L，表示碳原子的总量守恒。
4. 质子守恒：
质子守恒是指溶液中水电离出的氢离子和氢氧根离子的总量相等。如 Na2CO3 溶液中，c(OH-) = c(HCO3-) + 2c(H2CO3) + c(H+)。
解题方法和步骤：
1. 判断水解和电离的程度：需要根据盐的类型来判断是水解为主还是电离为主，例如强酸强碱盐不水解，强酸弱碱或弱酸强碱形成的盐主要水解，多元弱酸形成的酸式盐可能同时存在水解和电离。
2. 应用电荷守恒、物料守恒和质子守恒关系进行分析：例如在题目中通过这些关系来确定离子浓度的相对大小。
例题分析：
1. 在弱酸 HX 和其对应盐 NaX 混合溶液中，如果 c(Na+) > c(X-)，则说明 X- 的水解程度大于 HX 的电离程度，因此 c(H+) < c(OH-)，c(HX) > c(X-)。通过电荷守恒和物料守恒，可以推导出其他离子浓度的关系。
2. 当比较 KCl 和 CH3COOK 溶液中离子总数时，虽然 K+ 和 Cl- 不会水解，但 CH3COO- 会水解生成 OH-。由于 CH3COOK 溶液呈碱性，c(H+) 小于 KCl 溶液，所以 KCl 溶液的离子总数更多。
在解决涉及盐溶液中离子浓度的问题时，通常需要结合上述知识点，判断溶液的酸碱性，应用守恒定律，并结合具体的化学反应平衡来确定离子浓度的相对大小。通过练习和理解这些原则，可以有效地解决此类问题。
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