3.3.3离子浓度大小比较 年高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
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当堂检测：
D
碱
将pH=11的NaOH溶液与pH=3的CH3COOH溶液等体积混合后，溶液显 性，在所得的溶液中，下列关系式正确的是( ) A. c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-) B. c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-) C. c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(H+) D. c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
(2)弱电解质微弱（ 约1%）电离，多元弱酸分步电离， 以第一步为主
(3)水极微弱电离。
(4)弱酸、弱碱的电离程度大于水的电离程度。
二、水解理论
(1)弱离子水解一般是微弱（约0.01%）的，水解损失是微量的。
(2)多元弱酸根水解是分步进行的，以第一步为主。
(3)弱酸的酸式酸根既电离又水解。
弱碱电离程度小，离子浓度远远小于弱电解质分子浓度。
弱酸分子＞c(H＋)＞一级电离产物＞二级电离产物
（3）单一溶液(盐溶液）
① 强酸强碱的正盐溶液，如NaCl溶液
（3）单一溶液(盐溶液）
② 一元弱酸的正盐溶液，如CH3COONa溶液
CH3COONa = CH3COO- + Na+
很微弱
最微弱
完全电离
不水解的离子＞水解的离子＞显性离子＞水解产物＞水电离出的另一离子
②弄清离子浓度和电荷浓度的关系：系数看价态（绝对值），即Rn+的电荷浓度为nc(Rn+)。
①根据水解、电离写出溶液中所有阴、阳离子；切勿忽视H2O电离所产生的H＋和OH－。
（2）书写电荷守恒式的方法：
（1）定义：
（一）、电荷守恒（溶液呈电中性）
c(NH4+)
3c(Al3+)
c(Cl-)
2c(CO32-)
当堂检测：
酸
B
50mL 0.2mol/LCH3COOH与50mL 0.2mol/LNaOH溶液混合
(2)、混合溶液 (恰好发生反应)
c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O
0.01 0.01 0.01
c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋）
练习：
NH4Cl溶液中离子浓度大小：
c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)
不水解的离子＞水解的离子＞显性离子＞水解产物＞水电离出的另一离子
③多元弱酸正盐水解是分步进行的，主要由第一步决定。
(3)水极微弱电离。
(4)弱酸、弱碱的电离程度大于水的电离程度。
二、水解理论
(1)弱离子水解一般是微弱（约0.01%）的，水解损失是微量的。
(2)多元弱酸根水解是分步进行的，以第一步为主。
(3)弱酸的酸式酸根既电离又水解。
三、电解质溶液中的守恒关系（三大守恒）
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。
例如：Xn+、Ym-离子所带电荷浓度与离子浓度的关系离子所带电荷浓度 =
nc(Xn+) 或 mc(Ym-)
6
1、NH4Cl溶液
NH4+ 、H＋、Cl－、OH－
c(NH4+)×1、c(H＋)×1、c(Cl－)×1、c(OH－)×1
电离
水解
c(NH4+)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
c(Na+）+ c(H+)= c(CH3COO-)+ c(OH-)
2 2 2 2
2c（Na+）=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
单一溶液离子浓度大小比较
2
一、电离理论
(1)强电解质完全电离。
中常化学常见的有三对:1.等浓度的HAc与NaAc的混合溶液： 弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性2.等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液： 弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性3.等浓度的HCN与NaCN的混合溶液： 弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性
河北南宫中学 刘志峰
第三节 盐类水解 第3课时 溶液中离子浓度大小比较
1.两个“微弱”的电离理论、水解理论2.三大守恒3.单一溶液中离子浓度大小比较4.混合溶液中离子浓度大小比较
电离理论、水解理论 三大守恒
1
一、电离理论
(1)强电解质完全电离。
(2)弱电解质微弱（ 约1%）电离，多元弱酸分步电离， 以第一步为主
c(HCN)>c(Na+)＞ c(CN-) ＞ c(OH-) ＞ c(H+)
将0.2mol·L-1CH3COONa与0.1mol·L-1HCl等体积混合后
(2)、混合溶液 (发生反应一方过量)
c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl
1、单一溶质（酸、碱、盐）溶液：
（1）一元弱碱溶液，如： NH3 · H2O 溶液中：
弱碱分子＞c(OH－)＞一级电离产物＞二级电离产物
四、利用电离、水解平衡理论及三大守恒比较溶液中离子浓度的大小
（2） 多元弱酸溶液，电离是分步，主要决定第一步
弱酸电离程度小，离子浓度远远小于弱电解质分子浓度。
如：H2S溶液中：
（1）等浓度 NH4Cl 、(NH4)2SO4 、氨水溶液中c(NH4+)大小：
(NH4)2SO4 > NH4Cl > 氨水
（2）c(NH4+)相同的下列溶液：NH4Cl、（NH4)2SO4、 NH4HSO4、NH4HCO3 其物质的量由小到大的顺序是：
（NH4）2SO4 ＜ NH4HSO4 ＜ NH4Cl ＜ NH4HCO3
1、定义
2、解题方法
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。
③ 写出得、失质子产物；得质子产物找H+，失质子产物找OH-
17
1、CH3COONa溶液
电离
水解
c(OH-)＝c(H+)＋c(CH3COOH)
（三）、质子守恒
CH3COO-H2O
18
1、CH3COONa溶液
c(OH-)＝c(H+)＋c(CH3COOH)
三、质子守恒
NH4+H2O
18
（三）、质子守恒
2、NH4Cl溶液
c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
联立电荷守恒和原子守恒，消去与得到和给出质子无关的粒子（此处消去Cl-）
电荷守恒
元素质量守恒
质子守恒
（四）、质子守恒与电荷守恒、元素质量守恒的关系
1、NH4Cl溶液
c(NH4+)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
HSO3- + H2O H2SO3 + OH- （更微弱）
电离 > 水解
对于给定的相同物质的量浓度的能够产生同一种离子的溶液，要先看分子内离子的配比（离子角标），越大，浓度越大，再考虑离子水解、电离以及其他离子对水解、电离的影响（抑制、促进、无影响）。
2、不同溶液中,同一离子浓度比较
将pH=2的HCl与pH=12的氨水等体积混合后，溶液显 性，在所得的溶液中，下列关系式正确的是（ ） A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+) B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)= c(H+) C.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-) D.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)
c(Cl－)＝c(NH4+) ＋c(NH3·H2O)
c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
联立电荷守恒和原子守恒，消去与得到和给出质子无关的粒子（此处消去Na+）即：①-②
Na2S溶液中：
电荷守恒
元素质量守恒
质子守恒
（四）、质子守恒与电荷守恒、元素质量守恒的关系
c(HS- ）+c(H+) +2c(H2S)=c(OH-)
（一）、电荷守恒
练习：请分别写出Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中的电荷守恒式
口诀：阴阳离子写两边，系数价态（绝对值）要一致
10
①弄清不水解的离子和水解的离子间的等量关系
（二）、物料守恒——元素质量守恒
溶液中某一元素的原始浓度等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和
2、书写物料守恒式方法
②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。
（二）、物料守恒-元素守恒
13
3、NaHCO3溶液
电离
水解电离
c (Na＋)＝c(HCO3- )＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
（二）、物料守恒-元素守恒
16
② 定基准物（能得、失H+的分子或离子）
（三）、质子守恒
①依据水的电离： c（OH-） = c（ H+ ），无论OH- 、H+以什么形式存在
①不同原子写两边；②存在形式要找全；③角标交叉为系数（除H、O）。
1、定义
3、口诀
11
1、NH4Cl溶液
电离
水解
c(Cl－)＝c(NH4+)
c(Cl－)＝c(NH4+) ＋c(NH3·H2O)
（二）、物料守恒-元素守恒
12
2、Na2CO3溶液
电离
水解
c(Na+)＝2c(CO32－)
c(Na＋)＝2[c(CO32-)＋c(HCO3- )＋c(H2CO3)]
如：Na2CO3 溶液中：
Na2CO3 = 2Na+ + CO32- （完全电离）
不水解的离子＞水解的离子＞显性离子＞一级水解产物＞二级水解产物
c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)>c(H+)
弱酸酸式盐溶液
水解 > 电离:
(1)、混合溶液(不反应) 酸碱电离、盐水解。谁弱忽略谁。
① 等浓度CH3COOH与 CH3COONa混合溶液
②等浓度NH4Cl 与 NH3·H2O混合溶液
显酸性
显碱性
c(CH3COO-)>c(Na+)＞ c(CH3COOH) ＞c(H+) ＞ c(OH-)
③ 等浓度NaCN 与 HCN混合溶液(pH>7)
水解 > 电离
碱性
例：NaHSO3溶液
酸性
H2O H++OH- （最微弱）
NaHSO3 = Na+ + HSO3- （完全电离）
HSO3- SO32- + H+ （很微弱）
c(Na+) > c(HSO3-)> c(H+)> c(SO32-)>c(OH-)>c(H2SO3)
碱性
电离 > 水解:
酸性
（NaHSO3 NaH2PO4 KHC2O4 等）
（NaHCO3 Na2HPO4 KHS 等 )
④、单一溶液——弱酸酸式盐溶液
例:NaHCO3溶液
NaHCO3 = Na+ + HCO3- （完全电离）
c(Na+) > c(HCO3-) > c(OH-) > c(H+)> c(H2CO3)> c(CO32-)
c（Na+）=2[c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)]
c（Na+）+ c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-)
电荷守恒
元素质量守恒
联立消去Na+，即2X① - ②：
例如3：CH3COOH与CH3COONa等浓度等体积混合溶液：
②
①
质子守恒
结论：质子守恒 = 联立电荷守恒和质量守恒，消去相同微粒（与得到和给出质子无关的粒子）。
常温下，将CH3COOH和NaOH溶液混合，所得溶液 pH＝7，则此溶液中各离子浓度关系正确的是( )A. c（CH3COO－）＞c（Na＋）B. c（CH3COO－）＜c（Na＋）C. c（CH3COO－）＝c（Na＋）D. 无法确定c（CH3COO－）与C（Na＋）的关系
3、混合溶液中离子浓度的比较 首先考虑是否发生反应，若发生反应，则比较剩余物质浓度大小，然后综合分析电离因素、水解因素。
一看反应：先反应，按方程反应系数判断有无过量。若恰好反应，反应后只有产物;若一方过量，则为过量一方和产物混合液。二分主、次：综合分析酸碱电离、盐水解。谁弱忽略谁。三比大小：量化、排顺序。先溶质分子或离子，再排酸碱性（H+和OH-的大小），后其他离子。
0.2 0.1
0.1 0 0.1 0.1
CH3COONa CH3COOH NaCl
0.1 0.1 0.1
D
碱
将pH=11的NaOH溶液与pH=3的CH3COOH溶液等体积混合后，溶液显 性，在所得的溶液中，下列关系式正确的是( ) A. c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-) B. c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-) C. c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(H+) D. c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
(2)弱电解质微弱（ 约1%）电离，多元弱酸分步电离， 以第一步为主
(3)水极微弱电离。
(4)弱酸、弱碱的电离程度大于水的电离程度。
二、水解理论
(1)弱离子水解一般是微弱（约0.01%）的，水解损失是微量的。
(2)多元弱酸根水解是分步进行的，以第一步为主。
(3)弱酸的酸式酸根既电离又水解。
弱碱电离程度小，离子浓度远远小于弱电解质分子浓度。
弱酸分子＞c(H＋)＞一级电离产物＞二级电离产物
（3）单一溶液(盐溶液）
① 强酸强碱的正盐溶液，如NaCl溶液
（3）单一溶液(盐溶液）
② 一元弱酸的正盐溶液，如CH3COONa溶液
CH3COONa = CH3COO- + Na+
很微弱
最微弱
完全电离
不水解的离子＞水解的离子＞显性离子＞水解产物＞水电离出的另一离子
②弄清离子浓度和电荷浓度的关系：系数看价态（绝对值），即Rn+的电荷浓度为nc(Rn+)。
①根据水解、电离写出溶液中所有阴、阳离子；切勿忽视H2O电离所产生的H＋和OH－。
（2）书写电荷守恒式的方法：
（1）定义：
（一）、电荷守恒（溶液呈电中性）
c(NH4+)
3c(Al3+)
c(Cl-)
2c(CO32-)
当堂检测：
酸
B
50mL 0.2mol/LCH3COOH与50mL 0.2mol/LNaOH溶液混合
(2)、混合溶液 (恰好发生反应)
c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O
0.01 0.01 0.01
c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋）
练习：
NH4Cl溶液中离子浓度大小：
c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)
不水解的离子＞水解的离子＞显性离子＞水解产物＞水电离出的另一离子
③多元弱酸正盐水解是分步进行的，主要由第一步决定。
(3)水极微弱电离。
(4)弱酸、弱碱的电离程度大于水的电离程度。
二、水解理论
(1)弱离子水解一般是微弱（约0.01%）的，水解损失是微量的。
(2)多元弱酸根水解是分步进行的，以第一步为主。
(3)弱酸的酸式酸根既电离又水解。
三、电解质溶液中的守恒关系（三大守恒）
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。
例如：Xn+、Ym-离子所带电荷浓度与离子浓度的关系离子所带电荷浓度 =
nc(Xn+) 或 mc(Ym-)
6
1、NH4Cl溶液
NH4+ 、H＋、Cl－、OH－
c(NH4+)×1、c(H＋)×1、c(Cl－)×1、c(OH－)×1
电离
水解
c(NH4+)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
c(Na+）+ c(H+)= c(CH3COO-)+ c(OH-)
2 2 2 2
2c（Na+）=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
单一溶液离子浓度大小比较
2
一、电离理论
(1)强电解质完全电离。
中常化学常见的有三对:1.等浓度的HAc与NaAc的混合溶液： 弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性2.等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液： 弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性3.等浓度的HCN与NaCN的混合溶液： 弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性
河北南宫中学 刘志峰
第三节 盐类水解 第3课时 溶液中离子浓度大小比较
1.两个“微弱”的电离理论、水解理论2.三大守恒3.单一溶液中离子浓度大小比较4.混合溶液中离子浓度大小比较
电离理论、水解理论 三大守恒
1
一、电离理论
(1)强电解质完全电离。
(2)弱电解质微弱（ 约1%）电离，多元弱酸分步电离， 以第一步为主
c(HCN)>c(Na+)＞ c(CN-) ＞ c(OH-) ＞ c(H+)
将0.2mol·L-1CH3COONa与0.1mol·L-1HCl等体积混合后
(2)、混合溶液 (发生反应一方过量)
c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl
1、单一溶质（酸、碱、盐）溶液：
（1）一元弱碱溶液，如： NH3 · H2O 溶液中：
弱碱分子＞c(OH－)＞一级电离产物＞二级电离产物
四、利用电离、水解平衡理论及三大守恒比较溶液中离子浓度的大小
（2） 多元弱酸溶液，电离是分步，主要决定第一步
弱酸电离程度小，离子浓度远远小于弱电解质分子浓度。
如：H2S溶液中：
（1）等浓度 NH4Cl 、(NH4)2SO4 、氨水溶液中c(NH4+)大小：
(NH4)2SO4 > NH4Cl > 氨水
（2）c(NH4+)相同的下列溶液：NH4Cl、（NH4)2SO4、 NH4HSO4、NH4HCO3 其物质的量由小到大的顺序是：
（NH4）2SO4 ＜ NH4HSO4 ＜ NH4Cl ＜ NH4HCO3
1、定义
2、解题方法
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。
③ 写出得、失质子产物；得质子产物找H+，失质子产物找OH-
17
1、CH3COONa溶液
电离
水解
c(OH-)＝c(H+)＋c(CH3COOH)
（三）、质子守恒
CH3COO-H2O
18
1、CH3COONa溶液
c(OH-)＝c(H+)＋c(CH3COOH)
三、质子守恒
NH4+H2O
18
（三）、质子守恒
2、NH4Cl溶液
c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
联立电荷守恒和原子守恒，消去与得到和给出质子无关的粒子（此处消去Cl-）
电荷守恒
元素质量守恒
质子守恒
（四）、质子守恒与电荷守恒、元素质量守恒的关系
1、NH4Cl溶液
c(NH4+)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
HSO3- + H2O H2SO3 + OH- （更微弱）
电离 > 水解
对于给定的相同物质的量浓度的能够产生同一种离子的溶液，要先看分子内离子的配比（离子角标），越大，浓度越大，再考虑离子水解、电离以及其他离子对水解、电离的影响（抑制、促进、无影响）。
2、不同溶液中,同一离子浓度比较
将pH=2的HCl与pH=12的氨水等体积混合后，溶液显 性，在所得的溶液中，下列关系式正确的是（ ） A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+) B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)= c(H+) C.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-) D.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)
c(Cl－)＝c(NH4+) ＋c(NH3·H2O)
c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
联立电荷守恒和原子守恒，消去与得到和给出质子无关的粒子（此处消去Na+）即：①-②
Na2S溶液中：
电荷守恒
元素质量守恒
质子守恒
（四）、质子守恒与电荷守恒、元素质量守恒的关系
c(HS- ）+c(H+) +2c(H2S)=c(OH-)
（一）、电荷守恒
练习：请分别写出Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中的电荷守恒式
口诀：阴阳离子写两边，系数价态（绝对值）要一致
10
①弄清不水解的离子和水解的离子间的等量关系
（二）、物料守恒——元素质量守恒
溶液中某一元素的原始浓度等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和
2、书写物料守恒式方法
②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。
（二）、物料守恒-元素守恒
13
3、NaHCO3溶液
电离
水解电离
c (Na＋)＝c(HCO3- )＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
（二）、物料守恒-元素守恒
16
② 定基准物（能得、失H+的分子或离子）
（三）、质子守恒
①依据水的电离： c（OH-） = c（ H+ ），无论OH- 、H+以什么形式存在
①不同原子写两边；②存在形式要找全；③角标交叉为系数（除H、O）。
1、定义
3、口诀
11
1、NH4Cl溶液
电离
水解
c(Cl－)＝c(NH4+)
c(Cl－)＝c(NH4+) ＋c(NH3·H2O)
（二）、物料守恒-元素守恒
12
2、Na2CO3溶液
电离
水解
c(Na+)＝2c(CO32－)
c(Na＋)＝2[c(CO32-)＋c(HCO3- )＋c(H2CO3)]
如：Na2CO3 溶液中：
Na2CO3 = 2Na+ + CO32- （完全电离）
不水解的离子＞水解的离子＞显性离子＞一级水解产物＞二级水解产物
c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)>c(H+)
弱酸酸式盐溶液
水解 > 电离:
(1)、混合溶液(不反应) 酸碱电离、盐水解。谁弱忽略谁。
① 等浓度CH3COOH与 CH3COONa混合溶液
②等浓度NH4Cl 与 NH3·H2O混合溶液
显酸性
显碱性
c(CH3COO-)>c(Na+)＞ c(CH3COOH) ＞c(H+) ＞ c(OH-)
③ 等浓度NaCN 与 HCN混合溶液(pH>7)
水解 > 电离
碱性
例：NaHSO3溶液
酸性
H2O H++OH- （最微弱）
NaHSO3 = Na+ + HSO3- （完全电离）
HSO3- SO32- + H+ （很微弱）
c(Na+) > c(HSO3-)> c(H+)> c(SO32-)>c(OH-)>c(H2SO3)
碱性
电离 > 水解:
酸性
（NaHSO3 NaH2PO4 KHC2O4 等）
（NaHCO3 Na2HPO4 KHS 等 )
④、单一溶液——弱酸酸式盐溶液
例:NaHCO3溶液
NaHCO3 = Na+ + HCO3- （完全电离）
c(Na+) > c(HCO3-) > c(OH-) > c(H+)> c(H2CO3)> c(CO32-)
c（Na+）=2[c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)]
c（Na+）+ c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-)
电荷守恒
元素质量守恒
联立消去Na+，即2X① - ②：
例如3：CH3COOH与CH3COONa等浓度等体积混合溶液：
②
①
质子守恒
结论：质子守恒 = 联立电荷守恒和质量守恒，消去相同微粒（与得到和给出质子无关的粒子）。
常温下，将CH3COOH和NaOH溶液混合，所得溶液 pH＝7，则此溶液中各离子浓度关系正确的是( )A. c（CH3COO－）＞c（Na＋）B. c（CH3COO－）＜c（Na＋）C. c（CH3COO－）＝c（Na＋）D. 无法确定c（CH3COO－）与C（Na＋）的关系
3、混合溶液中离子浓度的比较 首先考虑是否发生反应，若发生反应，则比较剩余物质浓度大小，然后综合分析电离因素、水解因素。
一看反应：先反应，按方程反应系数判断有无过量。若恰好反应，反应后只有产物;若一方过量，则为过量一方和产物混合液。二分主、次：综合分析酸碱电离、盐水解。谁弱忽略谁。三比大小：量化、排顺序。先溶质分子或离子，再排酸碱性（H+和OH-的大小），后其他离子。
0.2 0.1
0.1 0 0.1 0.1
CH3COONa CH3COOH NaCl
0.1 0.1 0.1