高中化学-第四课时 离子浓度大小比较10
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H3O+ （H+）、CH3COOH
OH–
因此：
为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物，
c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH–)
例1：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，关系正确的是
A．c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)
A B．c (NH4+) ＞ c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (H+)
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
3、质子（H+）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。
如：NH4Cl溶液中 H3O+（H+） NH3·H2O、OH–、
因此：
为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物，
c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH–)
如：CH3COONa溶液中
V1 > V2（填 “ > ”、“ < ” 或 “ = ” ），
各离子浓度由大到小的关系： c(Cl-) = c(NH4+) > c(H+) = c(OH-) 。
NH3·H2O 的电离 > NH4Cl 中NH4+的水解 【例6】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1
mol/L 的盐酸混合， c. 若V1 : V2 = 2:1，
c(Na+) > c(OH-) > c(HCO3-) > c(H+) C. Na2CO3 溶液：
c(OH-) - c(H+) = c(HCO3-) + 2c(H2CO3) D. 25 ℃时，pH = 4.75、浓度均为0.1 mol/L 的
CH3COOH、CH3COONa混合溶液： c(CH3COO-) + c(OH-) < c(CH3COOH) + c(H+)
D. 0.1 mol/L的硫化钠溶液中： c(OH-) = c(H+) + c(HS-) + c(H2S)
2、下列溶液中微粒的浓度关系正确的是（AC）
A. 室温下，向0.01 mol/L NH4HSO4 溶液中滴加 NaOH 溶液至中性：
c(Na+) > c(SO42-) > c(NH4+) > c(OH-) = c(H+) B. 0.1 mol/L NaHCO3 溶液：
溶液中离子的三大守恒
电荷守恒：溶 的液 负中 电阳 荷离 数子，所电带解的质正溶电液荷呈数电等中于 性阴 ．离 如子 在所带 NaHCO3溶液中
c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+c(CO32-) 物料守恒：指电解质溶液中某一部分的原始浓度c应等于
它在溶液中各种存在形式的浓度之和．如： 在NaHCO3溶液中
【答案】 ① > ② > ④ > ⑤ > ③
离子浓度大小比较——混合溶液型
规律： 混合反应的溶液内（恰好完全反应型、PH为7型、
反应过量型）浓度的比较先反应后分析。
离子浓度大小比较——混合溶液型
【例6】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1 mol/L 的盐酸混合，
a. 若 V1 = V2，
4. 0.02 mol/L的 HCN 和 NaCN 溶液等体积混 合，所得溶液中 c(CN-) < c(Na+)，则下列关系
正确的是（ A C ）
A. c(Na+) > c(CN-) > c(OH-) > c(H+) B. c(HCN) + c(CN-) = 0.04 mol/L C. c(Na+) + c(H+) = c(CN-) + c(OH-) D. c(CN-) > c(HCN)
离子浓度大小比较——混合溶液型
【例5】 （双选）用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配 制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO －)＞C(Na+)，对该混合溶
液的下列判断正确的是
AB
A.C(H+)＞C(OH－)
B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO －)＝0.2 mol/L C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO －) D.C(CH3COO －)＋C(OH －)＝0.2 mol/L
所得溶液中溶质为 NH4Cl 和 NH3·H2O ， 溶液呈 碱 性，
各离子浓度由大到小的关系： c(NH4+) > c(Cl-) > c(OH-) > c(H+) 。
离子浓度大小比较——混合溶液型
规律： 1、有化学反应的，先考虑反应，确定溶液中的产物 2、清楚溶液中存在的各种微粒 3、考虑各离子的水解、电离程度及离子间的相互影响
1.常温下，向10mL 0.1 mol·L －1NaOH溶液中逐滴加入 0.1mol·L－1醋酸溶液，所得 滴定曲线如右图所示。下列 说法不正确的是
A．pH<7时，溶液中：c(CH3COO－)>c(Na＋) B．7<pH<13时，溶液中：
c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) C．pH=7时，所加醋酸溶液的体积大于10mL
c(Cl-) > c(NH4+) > c(H+) > c(OH-)
规律： 溶质为一种盐 ①考虑电解质的电离,将其电离成离子 ②考虑“弱离子”的水解（一般很微弱） ③c（不水解离子）> c（水解离子） > c（显性离子） > c（隐性离子）
注：所谓“显性离子”是指使溶液表现酸碱性的离 子；“隐性离子”则与之相反。
1、下列溶液中微粒浓度关系一定正确的是( C )
A. 氨水与氯化铵的pH=7的混合溶液中： c(Cl-) > c(NH4+)
B. pH=2的一元酸和pH=12的一元强碱等体积混合： c(OH-) = c(H+)
C. 0.1 mol/L的硫酸铵溶液中： c(NH4+) > c(SO42-) > c(H+)
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素 在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中 Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O
CO32– + H2O
HCO3– + OH–
HCO3– + H2O
H2CO3 + OH–
H+ + OH–
c (Na+ ) = 2 a mol / L
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
2、物料守恒（元素或原子守恒）
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素 在溶液中各种存在形式的浓度之和。
溶液中，尽管有些离子能电离或水解， 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变的。
七、电解质溶液中的守恒关系 （考点）
2、物料守恒 （元素或原子守恒）
【例3】在Na2S溶液中，各离子浓度由大到小 的关系为
c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c( HS-)＞c(H+)
规律：多元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小： （不水解离子） >（一级水解离子） >（显性离子） >（二级水解离子） >（隐性离子）
【例4】有关①100ml 0.1 mol/LNaHCO3 、② 100ml 0.1 mol/L Na2CO3两种溶液的叙述不
Na2S == 2Na+ + S2–
H2O H+ + OH–
S2– + H2O
HS– + OH–
HS– + H2O
H2S + OH–
阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH– 、 S2– 、 HS–
∵ 正电荷总数 == 负电荷总数 c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )
2. 常温下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定20mL 0.1mol/L
醋酸溶液(曲线如图)，下列说法正确的是（ C ）
A. 点②所示溶液中： c(Na+) = c(CH3COOH) + c(CH3COO-)
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质子（H+）的物质的
量等于失去质子（H+）的物质的量。例如在Na2S溶 液中
c(H+) + c(HS—) + 2c(H2S) = c(OH-)
小结 判断溶液中离子浓度大小的一般思路为：
【对点训练】
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素 在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：Na2S 溶液
Na2S == 2 Na+ + S2–
H2O H+ + OH–
S2– + H2O
HS– + OH–
HS– ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ H2O
H2S + OH–
∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1
因此：c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素 在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：NaHCO3溶液 ∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1
因此 c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
2、物料守恒 （元素or原子守恒）
c(HAc) > c(H+) > c(Ac-) > c(OH-)
规律： 溶质为弱酸或弱碱 ①考虑弱电解质的电离（非常微弱）。
c（不电离分子）> c（离子） ②多元弱酸分步电离
c（第一步电离得到的离子）> c（第二步离子）
【例2】在 0.1 mol/L 的 NH4Cl 溶液中，各离子 浓度由大到小的关系为：
中学化学常见的三对混合不反应的溶液
1.等浓度的HAc与NaAc的混合溶液： 溶液呈酸性
23..等等浓浓度度的 的NHCH3N·H与2NOa与CNNH的4C混l的合混溶合液液：：
溶液呈碱性 溶液呈碱性
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
1、电荷守恒
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
又如：Na2S 溶液
C．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＝ c (OH–) ＞ c (H+)
D．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) ＞ c (OH–)
解析： NH3·H2O是一元弱碱，属于弱电解质，在水溶 液中少部分发生电离（NH3·H2O NH4+ ＋ OH–）， 所以 c (NH3·H2O) 必大于 c (NH4+)及 c (OH–)。 因为电荷守恒 c (OH–) ＝ c (H+) ＋ c (NH4+)，所以 c (OH–) ＞ c (NH4+)。综合起来， c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)。
即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1
c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
2、物料守恒 （元素or原子守恒）
恰
所得溶液中溶质为 NH4Cl ，
好 完
溶液呈 酸 性，
全
反
各离子浓度由大到小的关系：
应
c(Cl-) > c(NH4+) > c(H+) > c(OH-) 。
【例6】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1 mol/L 的盐酸混合，
b. 若混合液呈中性 ， 所得溶液中溶质为 NH4Cl 和 NH3·H2O ，
①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如
NaHS、Na2HPO4、NaHCO3等： ②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如
NaH2PO4 、NaHSO3、 NaHC2O4等。
【对点训练】
1.等浓度的下列溶液中，c(CO32-) 由大到小的 顺序为（ ） ① Na2CO3 ② (NH4)2CO3 ③ H2CO3 ④ NaHCO3 ⑤ NH4HCO3
正确的是( A )
A.①溶液中: c CO32 cH2CO3 B.②溶液中: cHCO3 cH2CO3
C. c(CO32-)比较: ① < ②
规律： 1、不同溶液中的相同离子浓度的比较考虑水解和 电离的程度 2、等浓度正盐的水解程度>酸式盐的水解程度
规律： 3、酸式盐溶液的判断 （1）强酸的酸式盐只电离不水解，溶液一定显酸性， 如NaHSO4=Na+ + H+ +SO42-。 （2）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根 离子的电离程度和水解程度的大小。
盐类水解
粒子浓度的大小比较 第四课时
考点解读
了解盐类水解的原理，影响盐类水解程度的主 要因素。 盐类水解在生产、生活、科研等领域的应用是 常见的考点。 离子浓度大小比较、离子守恒关系式是高频考 点。
离子浓度大小比较——溶质单一型
【例1】在 0.1 mol/L 的 HAc 溶液中，各微粒 浓度由大到小的关系为：
OH–
因此：
为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物，
c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH–)
例1：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，关系正确的是
A．c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)
A B．c (NH4+) ＞ c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (H+)
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
3、质子（H+）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。
如：NH4Cl溶液中 H3O+（H+） NH3·H2O、OH–、
因此：
为得到质子后的产物， 为失去质子后的产物，
c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH–)
如：CH3COONa溶液中
V1 > V2（填 “ > ”、“ < ” 或 “ = ” ），
各离子浓度由大到小的关系： c(Cl-) = c(NH4+) > c(H+) = c(OH-) 。
NH3·H2O 的电离 > NH4Cl 中NH4+的水解 【例6】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1
mol/L 的盐酸混合， c. 若V1 : V2 = 2:1，
c(Na+) > c(OH-) > c(HCO3-) > c(H+) C. Na2CO3 溶液：
c(OH-) - c(H+) = c(HCO3-) + 2c(H2CO3) D. 25 ℃时，pH = 4.75、浓度均为0.1 mol/L 的
CH3COOH、CH3COONa混合溶液： c(CH3COO-) + c(OH-) < c(CH3COOH) + c(H+)
D. 0.1 mol/L的硫化钠溶液中： c(OH-) = c(H+) + c(HS-) + c(H2S)
2、下列溶液中微粒的浓度关系正确的是（AC）
A. 室温下，向0.01 mol/L NH4HSO4 溶液中滴加 NaOH 溶液至中性：
c(Na+) > c(SO42-) > c(NH4+) > c(OH-) = c(H+) B. 0.1 mol/L NaHCO3 溶液：
溶液中离子的三大守恒
电荷守恒：溶 的液 负中 电阳 荷离 数子，所电带解的质正溶电液荷呈数电等中于 性阴 ．离 如子 在所带 NaHCO3溶液中
c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+c(CO32-) 物料守恒：指电解质溶液中某一部分的原始浓度c应等于
它在溶液中各种存在形式的浓度之和．如： 在NaHCO3溶液中
【答案】 ① > ② > ④ > ⑤ > ③
离子浓度大小比较——混合溶液型
规律： 混合反应的溶液内（恰好完全反应型、PH为7型、
反应过量型）浓度的比较先反应后分析。
离子浓度大小比较——混合溶液型
【例6】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1 mol/L 的盐酸混合，
a. 若 V1 = V2，
4. 0.02 mol/L的 HCN 和 NaCN 溶液等体积混 合，所得溶液中 c(CN-) < c(Na+)，则下列关系
正确的是（ A C ）
A. c(Na+) > c(CN-) > c(OH-) > c(H+) B. c(HCN) + c(CN-) = 0.04 mol/L C. c(Na+) + c(H+) = c(CN-) + c(OH-) D. c(CN-) > c(HCN)
离子浓度大小比较——混合溶液型
【例5】 （双选）用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配 制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO －)＞C(Na+)，对该混合溶
液的下列判断正确的是
AB
A.C(H+)＞C(OH－)
B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO －)＝0.2 mol/L C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO －) D.C(CH3COO －)＋C(OH －)＝0.2 mol/L
所得溶液中溶质为 NH4Cl 和 NH3·H2O ， 溶液呈 碱 性，
各离子浓度由大到小的关系： c(NH4+) > c(Cl-) > c(OH-) > c(H+) 。
离子浓度大小比较——混合溶液型
规律： 1、有化学反应的，先考虑反应，确定溶液中的产物 2、清楚溶液中存在的各种微粒 3、考虑各离子的水解、电离程度及离子间的相互影响
1.常温下，向10mL 0.1 mol·L －1NaOH溶液中逐滴加入 0.1mol·L－1醋酸溶液，所得 滴定曲线如右图所示。下列 说法不正确的是
A．pH<7时，溶液中：c(CH3COO－)>c(Na＋) B．7<pH<13时，溶液中：
c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) C．pH=7时，所加醋酸溶液的体积大于10mL
c(Cl-) > c(NH4+) > c(H+) > c(OH-)
规律： 溶质为一种盐 ①考虑电解质的电离,将其电离成离子 ②考虑“弱离子”的水解（一般很微弱） ③c（不水解离子）> c（水解离子） > c（显性离子） > c（隐性离子）
注：所谓“显性离子”是指使溶液表现酸碱性的离 子；“隐性离子”则与之相反。
1、下列溶液中微粒浓度关系一定正确的是( C )
A. 氨水与氯化铵的pH=7的混合溶液中： c(Cl-) > c(NH4+)
B. pH=2的一元酸和pH=12的一元强碱等体积混合： c(OH-) = c(H+)
C. 0.1 mol/L的硫酸铵溶液中： c(NH4+) > c(SO42-) > c(H+)
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素 在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中 Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O
CO32– + H2O
HCO3– + OH–
HCO3– + H2O
H2CO3 + OH–
H+ + OH–
c (Na+ ) = 2 a mol / L
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
2、物料守恒（元素或原子守恒）
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素 在溶液中各种存在形式的浓度之和。
溶液中，尽管有些离子能电离或水解， 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变的。
七、电解质溶液中的守恒关系 （考点）
2、物料守恒 （元素或原子守恒）
【例3】在Na2S溶液中，各离子浓度由大到小 的关系为
c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c( HS-)＞c(H+)
规律：多元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小： （不水解离子） >（一级水解离子） >（显性离子） >（二级水解离子） >（隐性离子）
【例4】有关①100ml 0.1 mol/LNaHCO3 、② 100ml 0.1 mol/L Na2CO3两种溶液的叙述不
Na2S == 2Na+ + S2–
H2O H+ + OH–
S2– + H2O
HS– + OH–
HS– + H2O
H2S + OH–
阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH– 、 S2– 、 HS–
∵ 正电荷总数 == 负电荷总数 c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )
2. 常温下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定20mL 0.1mol/L
醋酸溶液(曲线如图)，下列说法正确的是（ C ）
A. 点②所示溶液中： c(Na+) = c(CH3COOH) + c(CH3COO-)
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质子（H+）的物质的
量等于失去质子（H+）的物质的量。例如在Na2S溶 液中
c(H+) + c(HS—) + 2c(H2S) = c(OH-)
小结 判断溶液中离子浓度大小的一般思路为：
【对点训练】
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素 在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：Na2S 溶液
Na2S == 2 Na+ + S2–
H2O H+ + OH–
S2– + H2O
HS– + OH–
HS– ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ H2O
H2S + OH–
∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1
因此：c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素 在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：NaHCO3溶液 ∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1
因此 c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
2、物料守恒 （元素or原子守恒）
c(HAc) > c(H+) > c(Ac-) > c(OH-)
规律： 溶质为弱酸或弱碱 ①考虑弱电解质的电离（非常微弱）。
c（不电离分子）> c（离子） ②多元弱酸分步电离
c（第一步电离得到的离子）> c（第二步离子）
【例2】在 0.1 mol/L 的 NH4Cl 溶液中，各离子 浓度由大到小的关系为：
中学化学常见的三对混合不反应的溶液
1.等浓度的HAc与NaAc的混合溶液： 溶液呈酸性
23..等等浓浓度度的 的NHCH3N·H与2NOa与CNNH的4C混l的合混溶合液液：：
溶液呈碱性 溶液呈碱性
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
1、电荷守恒
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
又如：Na2S 溶液
C．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＝ c (OH–) ＞ c (H+)
D．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) ＞ c (OH–)
解析： NH3·H2O是一元弱碱，属于弱电解质，在水溶 液中少部分发生电离（NH3·H2O NH4+ ＋ OH–）， 所以 c (NH3·H2O) 必大于 c (NH4+)及 c (OH–)。 因为电荷守恒 c (OH–) ＝ c (H+) ＋ c (NH4+)，所以 c (OH–) ＞ c (NH4+)。综合起来， c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)。
即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1
c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
七、电解质溶液中的守恒关系（考点）
2、物料守恒 （元素or原子守恒）
恰
所得溶液中溶质为 NH4Cl ，
好 完
溶液呈 酸 性，
全
反
各离子浓度由大到小的关系：
应
c(Cl-) > c(NH4+) > c(H+) > c(OH-) 。
【例6】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1 mol/L 的盐酸混合，
b. 若混合液呈中性 ， 所得溶液中溶质为 NH4Cl 和 NH3·H2O ，
①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如
NaHS、Na2HPO4、NaHCO3等： ②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如
NaH2PO4 、NaHSO3、 NaHC2O4等。
【对点训练】
1.等浓度的下列溶液中，c(CO32-) 由大到小的 顺序为（ ） ① Na2CO3 ② (NH4)2CO3 ③ H2CO3 ④ NaHCO3 ⑤ NH4HCO3
正确的是( A )
A.①溶液中: c CO32 cH2CO3 B.②溶液中: cHCO3 cH2CO3
C. c(CO32-)比较: ① < ②
规律： 1、不同溶液中的相同离子浓度的比较考虑水解和 电离的程度 2、等浓度正盐的水解程度>酸式盐的水解程度
规律： 3、酸式盐溶液的判断 （1）强酸的酸式盐只电离不水解，溶液一定显酸性， 如NaHSO4=Na+ + H+ +SO42-。 （2）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根 离子的电离程度和水解程度的大小。
盐类水解
粒子浓度的大小比较 第四课时
考点解读
了解盐类水解的原理，影响盐类水解程度的主 要因素。 盐类水解在生产、生活、科研等领域的应用是 常见的考点。 离子浓度大小比较、离子守恒关系式是高频考 点。
离子浓度大小比较——溶质单一型
【例1】在 0.1 mol/L 的 HAc 溶液中，各微粒 浓度由大到小的关系为：