溶液中离子浓度的关系
溶液中离子浓度的关系
• 等式关系（或守恒关系） • （1）电荷守恒 • 电荷守恒就是指溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离 子所带负电荷总数相等，即溶液呈电中性。 • 例如：NH4Cl溶液: • c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) • Na2S溶液： • c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-) • 在列守恒式时要注意： • a、要找全溶液中所有的阴阳离子。 • b、离子前面的系数与离子所带电荷数相等。 • （2）物料守恒（即原子个数守恒或质量守恒） • 例如：NH4Cl溶液： • c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3· 2O) H
• • • •
Na2S溶液 c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S) 质子守恒（即水电离的H+和OH-的量相等） 例如：NH4Cl溶液
• c(H+)=c(OH-)+c(NH3· 2O) H • Na2S溶液 • c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
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溶液中离子浓度的关系
溶液中离子浓度的关系涉及的类型较多，主要有：同一溶液 中的不同离子、不同溶液中的同一离子、混合溶液中的各种离 子；离子的等式关系（或守恒关系）、大小关系等。 1.不等关系 （1）单一溶液 例如： Na2S溶液有： c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+) H3PO4的溶液： c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-) CH3COONa溶液： c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) AlCl3溶液 c(Cl-)>c(Al3+)>c(H+)>c(OH-)
滴定终点时溶液中离子浓度大小关系
滴定终点时溶液中离子浓度大小关系
滴定终点时溶液中离子浓度的大小关系可以从不同角度来进行
分析。
首先，我们可以从酸碱滴定的角度来看待这个问题。
在酸碱
滴定中，当滴定剂与待测溶液中的酸或碱完全中和时，会出现所谓
的滴定终点。
在滴定终点时，溶液中的离子浓度会发生变化。
比如
在强酸和强碱的中和反应中，滴定终点时溶液中氢离子和氢氧根离
子的浓度会趋于相等，而在其他酸碱滴定反应中，滴定终点时溶液
中离子浓度的大小关系会根据所用的指示剂和滴定剂的性质而有所
不同。
另外，从化学平衡的角度来看，滴定终点时溶液中离子浓度的
大小关系也是非常重要的。
在滴定过程中，当反应达到化学平衡时，溶液中各种离子的浓度会对滴定终点产生影响。
比如在复分析滴定中，金属离子和配体的配位化合物的形成与解离会影响滴定终点时
的离子浓度大小关系。
此外，滴定终点时溶液中离子浓度的大小关系还与指示剂的选
择有关。
指示剂的选择会影响滴定终点的判定，从而影响溶液中离
子浓度的大小关系。
不同的指示剂对于不同的滴定反应会有不同的
适用范围，因此在选择指示剂时需要考虑溶液中离子浓度的大小关
系。
总之，滴定终点时溶液中离子浓度的大小关系是一个复杂而多方面的问题，需要综合考虑酸碱滴定、化学平衡和指示剂选择等多个方面的因素。
希望以上回答能够全面、完整地满足你的要求。
化学平衡的离子浓度与溶液浓度的关系
化学平衡的离子浓度与溶液浓度的关系在化学反应中，离子浓度和溶液浓度是非常重要的物理参数。
平衡态下，离子浓度与溶液浓度之间存在着一定的关系。
本文将探讨离子浓度与溶液浓度的关系，以及如何通过调节溶液浓度来影响化学平衡。
一、离子浓度与溶液浓度的定义在讨论离子浓度与溶液浓度之间的关系之前，我们首先需要了解离子浓度和溶液浓度的定义。
离子浓度指的是溶液中特定离子的摩尔浓度，通常使用单位体积溶液中的离子数目来表示。
例如，对于溶液中的Na+离子来说，它的离子浓度可以用单位体积溶液中Na+离子的摩尔数目来表示。
溶液浓度是指溶液中溶质溶解在溶剂中的浓度，常用的表示方式有质量浓度、摩尔浓度和体积分数等。
例如，质量浓度指的是溶质质量与溶液总体积之比。
二、离子浓度与溶液浓度的关系离子浓度与溶液浓度之间存在着一定的关系。
根据溶剂的不同，离子浓度与溶液浓度的计算方式也会有所不同。
1. 对于水溶液而言，由于水是溶剂，可以将溶质的浓度转化为摩尔浓度。
在水溶液中，离子浓度通常用摩尔浓度来表示。
离子浓度与溶液浓度之间的关系可以通过溶解度等数据来确定。
2. 对于非水溶液而言，离子浓度与溶液浓度之间的关系还与离子的活度有关。
在非水溶液中，离子活度可以通过离子活度系数来计算。
离子活度系数是指溶液中离子的实际活度与理想溶液中离子理论活度之比。
根据溶液的离子强度以及离子间的相互作用力，离子活度系数可以大于1、等于1或小于1。
当离子活度系数等于1时，离子浓度与溶液浓度之间的关系就是一一对应的。
三、溶液浓度对化学平衡的影响溶液浓度的变化可以对化学平衡产生影响。
通过调节溶液浓度，我们可以改变平衡反应的位置，进而影响反应速率以及离子浓度。
1. 影响平衡位置根据Le Chatelier原理，当我们改变了溶液浓度时，平衡体系会倾向于减少或增加反应物或生成物的浓度，以维持平衡。
这意味着通过增加或减少溶液浓度，我们可以改变平衡反应的位置。
例如，在酸碱中和反应中，通过增加酸或碱的浓度，我们可以驱使反应向右移动，进而增加产物浓度。
高中化学 溶液中离子浓度的主要关系及分析策略
思考： 1、 将CH3COOH溶液 变为20ml，浓度不 变，如何分析离子
液反 应
B．c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+) C．c(Na+)=c(CH3COO－)+c(CH3COOH) D.c(Na+)+ c(H+)= c(CH3COO－)+ c(OH－)
浓度关系？
2、将能发生 反应的两种物质混
型
合，如何分析所得
溶液中离子浓度关
系？
0.1mol CH3COOH和0.1mol CH3COONa配制成1L混合溶液
CH3COONa == Na++ CH3COO-
全部方程式CHC3HC3OCOOHO-0.1+moHlH2+O+ CH3COO-
H2O CH3CHOO++HO+HO-H-
阳离子： Na+、H+>0.1mol
0.1mol/L的 NaHSO3溶液
大小关系：c(Na+)> c(HSO3-) > c(H+) > c(SO32-) > c(OH- ) 物料守恒c(N：a+)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3) 电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-) 质子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HSO3-)-c(SO32-)
c(X－)＞c(Na+)＞c(HX)＞c(H+)＞c(OH－)
D．若混合液呈碱性则
c (Na+)＞c(HX)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H+)
离子浓度大小的比较及守恒关系091205
溶液中离子浓度大小的比较及守恒关系一、单一溶液：（一种溶质的溶液）1、一元弱酸盐或弱碱盐溶液：弱酸盐或弱碱盐中存在着弱酸根或弱碱根的水解，水解程度是微弱的，发生水解的离子的浓度要减小，但不会减小很多，同时溶液中的H＋或OH－的浓度会相应增加和减小。
如：在NH4Cl溶液中：NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋电荷守恒关系：1·[NH41+]＋1·[H1＋]＝1·[OH1－]＋1·[Cl1－][NH4＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Cl－]离子浓度大小关系：(大量离子浓度>微量离子浓度)[Cl－]>[NH4＋] > [H＋]>[OH－]物料守恒(原子守恒)：Cl－的总量＝NH4＋的总量＝未水解的NH4＋＋已经水解的NH4＋[Cl－]＝[NH4＋] ＋[NH3·H2O]质子守恒(或氢离子守恒)关系：由水电离产生的H＋与OH－的量相等。
H＋＝溶液中的OH－＋结合NH4＋的OH－[H＋]＝[OH－]＋[NH3·H2O]在CH3COONa溶液中：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－电荷守恒关系：[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[CH3COO－]离子浓度大小关系：[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]物料守恒(原子守恒)：[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]质子守恒(或氢离子守恒)关系：[OH－]= [H＋]＋[CH3COO H]2、多元弱酸强碱盐溶液：多元弱酸盐溶液中的弱酸根离子存在着分步水解，并且越向后水解越困难。
如：在Na2CO3溶液中：第一步水解：CO3２－＋H2O HCO3－＋OH－第二步水解：HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－①离子浓度大小关系：[Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ H＋][Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ HCO3－][Na＋] > [CO3２－] > [ OH－] > [ HCO3－] > [ H＋]②由于Na＋的物质的量与碳酸根离子物质的量的2倍相等。
溶液中离子浓度的主要关系及分析策略
全部粒子
分子： CH3COOH 2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH) =0.2mol/L 物料守恒： 电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COOH)+c(OH-)
全部关系式
质子守恒:（混合溶液一般不考查，不用写出） c(CH3COO-) > c(Na+) c(H+) > c(OH-) 大小关系： c(CH3COO-) > c(CH3COOH)
二、推导出溶液中存 在的全部粒子
三、推断出溶液中离 子浓度的全部关系
0.1mol/L的Na2CO3溶液中
Na2CO3 == 2Na++CO32-
全部方程式
CO32- +H2O HCO3-+OHHCO3- +H2O H2CO3+OHH2O H++OH- 抓主次 阳离子： Na+、H+ 离子
溶液中的离 子以电解质 电离产生的 离子为主， 其它反应产 生的离子为 次（含义1）
变式1：下列表示0.1mol/l NaHCO3溶液中有关粒 子浓度的关系式正确的是（ 将NaHCO3中 的C换为S，则变 + 2 + A．c(Na )﹥c(HCO3 )﹥c(CO3 )﹥cC(H )﹥c(OH ) 为NaHSO ，离子 3 浓度关系是否可以 B．c(Na+)+ c (H+)= c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 只做这样的交换？ C．c(Na+)+ c(H+) =2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 为什么？ D．c (Na+)= c (CO32-)+ c (HCO3-)+ c (H2CO3) ）
溶液中离子浓度关系的判断
溶液中离子浓度关系的判断1、 离子浓度大小的比较（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析，例如，在43PO H 的溶液中：43PO H -++42PO H H -42PO H -++24H P O H -24H P O -++34PO H 则有：)()()()(342442---+>>>PO c HPO c PO H c H c（2）多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如32CO Na 溶液中：-++=23322CO Na CO Na OH 2-++OH HO H CO223+---+OH HCO 3 O H H C O 23+--+OH CO H 32则有：)()()()(323---+>>>HCO c OH c CO c Na c（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对它的影响。
例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：① Cl NH 4、② 43COONH CH 、③ 44HSO NH ，)(4+NH c 的浓度由大到小的顺序是：③>①>②：③ -++++=2444SO H Na HSO NH OH 2-++OH HOH NH24++++⋅H O H NH 2344HSO NH 电离出来的+H 抑制了+4NH 的水解 ① -++=Cl NH Cl NH44 OH 2-++OH HOH NH24++++⋅H O H NH 23Cl NH 4溶液电离出来的+4NH 正常水解② +-+=4343NH COO CH COONH CH OH 2-++OH HOH NH24++++⋅H O H NH 23OH NH COO CH243+++-O H NH COOH CH 233⋅+-COO CH 3和+4NH 发生双水解，导致+4NH 离子浓度减小。
（3）混合溶液中各离子浓度比较，要进行综合比较，如电离因素、水解因素等。
如：在L mol 1.0的Cl NH 4和L mol 1.0的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为：)()()()(4+--+>>>H c OH c Cl c NH c 。
高三化学 溶液中离子浓度关系
判断电解质溶液中的粒子浓度关系是近几年高考的必考题型，因综合性强、难度大三大平衡分析判断影响因素加水稀释促进电离，离子浓度(除OH－外)减小，K a不变促进水解，离子浓度(除H＋外)减小，K h不变促进溶解，K sp不变加入相应离子加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，K a不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，K h不变加入AgNO3或NaCl抑制溶解，K sp不变加入反应离子加入NaOH，促进电离，K a不变加入盐酸，促进水解，K h不变加入氨水，促进溶解，K sp不变建立模型，降低难度解题时需具备的几点意识：1、遇到“等式”找守恒，遇到“不等式”还是找守恒。
一元例如：①在10ml 0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1 NaOH题型一：单一溶液中粒子浓度关系例题1B例题2 (2016全国卷Ⅲ 13)下列有关电解质溶液的说法正确的是COONa溶液从20℃升温至30℃,溶液中 增大C.向盐酸中加入氨水至中性,溶液中 >1 ,溶液中 不变)H (c 3+)()()(33--∙OH c COOH CH c COO CH c )Cl (c )NH (c 4-+)Br (c )Cl (c --（D ）时刻①②③④温度/℃25304025pH 9.669.529.379.25 例题3(2018·北京高考)测定0.1 mol·L －1Na 2SO 3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下：实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl 2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是( )C题型二：混合溶液中粒子浓度关系例题1 (2019上海单科,20)常温下0.1 mol/L ①CH3COOH、B3223的平衡常数K =2.2×10−8。
将NH 4HCO 3溶液和氨水按一定比例混合。
若溶液混合引起的体积变化可忽略，室温时下列指定溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是 A．0.2 mol·L −1氨水c (NH 3·H 2O)>c (NH 4+)>c (OH −)>c (H +) NH 4HCO 3 = NH 4+ + HCO 3−NH 4+ + H 2O NH 3·H 2O + H +HCO 3− +H 2O H 2CO 3 + OH −3223的平衡常数K =2.2×10−8。
高考中“水溶液中离子浓度大小比较规律”总结
高考中“水溶液中离子浓度大小的比较规律”总结“水溶液中离子浓度大小的比较规律”在高考中经常用到，本文对高考中这部分内容出现过的情况进行了总结，并举出一个典型案例以供参考。
一、酸碱溶液：酸溶液中h+ 浓度最大，碱溶液中oh_ 浓度最大：其它离子根据电离度的大小确定。
1.强酸强碱溶液：例如盐酸溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( cl- ) > c( oh_ ),naoh溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( na+ )>c( h+ )。
2.一元弱酸弱碱溶液，例如hac溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( ac_ )> c( oh_ )；nh3?h2o溶液中离子浓度大小关系为：c( oh_ )>c( nh4+ )> c( h+ )。
3.多元弱酸弱碱溶液，多元弱酸以第一步电离为主，例如h2s溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )>c( hs_ )>c( s2- )> c( oh_ )；多元弱碱电离方程式一步写到位，但离子浓度大小关系容易判断，例如fe(oh)3 溶液中离子浓度大小关系为c( oh_ )>c( fe3+ )> c( h+ )。
二、盐类溶液：1.强酸强碱盐的溶液不水解，离子浓度不变，例如na2so4 溶液中离子浓度大小关系为：2c( so42- )=c( na+ )> c( h+ )= c( oh_ )；再如nahso4溶液中离子浓度大小关系为：c( h+ )> c( so42- )= c( na+ )> c( oh_ )2.一元弱酸或弱碱形成的盐溶液，因为水解导致某些离子浓度变小，例如nh4cl溶液中离子浓度大小关系为：c( cl- )>c(nh4+ ) > c( h+ )> c( oh_ )；naac溶液中离子浓度大小关系为：c( na+ )>c(ac_ )> c( oh_ )> c( h+ )。
溶液中离子浓度大小关系
（一）单一溶液中离子浓度的关系
1、CH3COONa溶液中各种离子浓度的关系
H+ + OH+ CH3COONa=CH3COO-+Na+ H2O
CH3COOH
CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-
存在微粒： Na+ CH3COO- OH- H+ H2O CH3COOH 电荷守恒： 〔 CH3COO-〕+ 〔 OH-〕= 〔 H+〕+ 〔 Na+〕 物料守恒： 〔 Na+〕= 〔 CH3COO- 〕+ 〔 CH3COOH〕 离子浓度 〔 Na+ 〕> 〔 CH COO- 〕> 〔 OH-〕 > 〔 H+〕 3 大小： 未水解离子 > 水解离子 > 显性离子 > 水中另一种离子
4 3 2
离子浓度大小关系： 〔 Cl-〕> 〔 NH4+〕> 〔 H+〕> 〔 OH-〕
。
（2）一种物质过量
例4、 把0.02mol/LCH3COOH溶液和 0.01mol/LNaOH溶液以等体积混和，则混合液中 微粒浓度关系正确的为 （ D） A、〔CH3COO-〕=〔Na+ 〕 B、 2〔H+〕=〔CH3COO-〕-〔CH3COOH〕 C、〔CH3COOH〕＞〔CH3COO-〕 D、〔CH3COOH〕+〔CH3COO-〕=0.01mol/L
物料守恒：
〔 Na+〕= 〔 CO32-〕+ 〔 HCO3-〕+ 〔 H2CO3〕
离子浓度大小：
〔 Na+〕> 〔 HCO3-〕 > 〔 OH- 〕> 〔 H+〕> 〔 CO32-〕
溶液中离子浓度守恒关系
电荷守恒：
物料守恒：
c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)
质子守恒：
c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)
c(OH-)＝c(H+)－c(CO32-)+c(H2CO3)
.
10
有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见问题，也是高考的“热点” 之一， 多年以来全国高考化学试卷常有涉及这种题型。这种题型能有效地测试出学生 对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概 念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。如何用简捷的方法准确寻找这类问题的 答案呢？首先要明确盐的电离是强烈的，水解是微弱的，其次要明确多元弱酸盐的水 解是分步进行的，主要是第一步水解，因电解质溶液中常存在多个平衡关系，分析时 应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用三种守恒关系——电荷守恒、物料 守恒、水的电离守恒（质子守恒）来判断离子浓度。
.
3
注意点：①准确判断溶液中的离子种类； ②弄清离子浓度与电荷浓度的关系，即 Rn+ 的电荷浓度为 nc(Rn+)
.
4
物料守恒 电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成 其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子总数是不会 改变的，即为物料守恒，实质是原子守恒。在具体应用时即表示为： 某元素原子（或离子）的起始浓度等于它在该溶液中各种存在形式的 浓度之和。
.
6
质子守恒（水的电离守恒） 由水电离出的OH- 和H+ 的量始终守恒。
H2O
OH- + H+
离子与溶液浓度之间的关系与计算
离子与溶液浓度之间的关系与计算一、离子的溶解与电离1.离子：带电的原子或原子团。
2.电离：物质在水中或其他溶剂中分解成带电粒子的过程。
3.强电解质：在水溶液中完全电离的化合物。
4.弱电解质：在水溶液中部分电离的化合物。
二、溶液的浓度1.溶质的质量分数：溶质的质量与溶液总质量之比。
2.物质的量浓度：单位体积（或单位容积）溶液中溶质的物质的量。
3.摩尔质量：物质的量的质量单位，以g/mol表示。
三、离子浓度之间的关系1.电荷守恒：溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
2.物料守恒：溶液中溶质的质量不变。
四、溶液浓度的计算1.稀释定律：溶液在稀释过程中，溶质的物质的量不变。
2.溶质质量分数的计算：根据溶液的质量和溶质的质量分数计算溶质的质量。
3.物质的量浓度的计算：根据溶液的体积和溶质的物质的量计算溶液的物质的量浓度。
五、离子反应1.离子反应的条件：有沉淀生成、有气体放出、有水生成。
2.离子反应的实质：离子的浓度发生变化。
六、溶液的酸碱性1.酸：电离时产生的阳离子全部是H+的化合物。
2.碱：电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物。
3.盐：由金属离子（或铵根离子）与酸根离子组成的化合物。
七、pH值的计算1.pH值：表示溶液酸碱程度的数值，pH=-lg[H+]。
2.pH值的调整：通过加入酸或碱来改变溶液的pH值。
八、中和反应1.中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应。
2.中和反应的计算：根据反应物的物质的量计算生成物的物质的量。
以上是关于离子与溶液浓度之间的关系与计算的知识点介绍，希望对您有所帮助。
习题及方法：已知HClO是一种弱酸，其电离方程式为：HClO ⇌ H+ + ClO-现有100mL 0.1mol/L的HClO溶液，求该溶液中H+和ClO-的物质的量浓度。
由于HClO是弱酸，其电离程度较小，可以认为[H+] ≈ [HClO]，[ClO-] ≈ [HClO]。
根据物质的量浓度的定义，物质的量浓度 = 物质的量 / 溶液体积。
电解质溶液中离子浓度的关系
电解质溶液中离子浓度的关系安徽省枞阳县白云中学方益电解质溶液的有关知识特别是离子浓度问题是高中化学内容的一个重要组成部分，也是高考的“热点”之一。
一直以来全国高考化学试卷中几乎年年涉及这类题型。
而学生对这部分知识的学习和理解存在一定的难度。
故本文对此做以归纳总结。
一、离子浓度的大小关系1.单一盐溶液中：⑴一元弱酸或弱碱的盐溶液不水解的离子＞水解离子＞显性离子＞隐性离子例：CH3COONa溶液中：C(Na＋)＞C(CH3COO― )＞C(OH―)＞C(H＋)NH4Cl溶液中：C(Cl― )＞C(NH4＋)＞C(H＋)＞C(OH― )⑵在强碱与多元弱酸形成的正盐溶液中，弱酸根的水解以第一步为主。
即：强碱阳离子＞弱酸酸根离子＞氢氧根离子＞第一步水解产生的酸式酸根离子＞氢离子。
例：碳酸钠溶液中C(Na＋)＞C(CO32― )＞C(OH― )＞C(HCO3― )＞C(H＋)⑶在强碱与多元弱酸形成的酸式盐溶液中，既要考虑酸式酸根离子的电离也要考虑其水解。
如果酸式酸根离子的电离程度大于其水解程度，则溶液显酸性。
例：NaH2PO4溶液中C(Na＋)＞C(H2PO4－)＞C(H＋)＞C(HPO42― )＞C(OH―)如果酸式酸根离子的电离程度小于其水解程度，则溶液显碱性。
例：NaHCO3溶液中C(Na＋)＞C(HCO3― )＞C(OH― )＞C(H＋)＞C(CO32―)⑷在弱酸弱碱盐溶液中，需考虑酸碱的相对强弱。
例：在NH4CN溶液中由于NH3·H2O的碱性强于HCN的酸性故存在C(NH4＋)＞C(CN－)＞C(OH― )＞C(H＋)2.混合溶液中⑴弱电解质及其盐溶液的混合溶液弱酸(弱碱)与强碱弱酸盐（强酸弱碱盐）混合溶液中：如果弱酸（弱碱）的电离程度大于该盐的水解程度，则该溶液显酸性（碱性）。
例：等浓度的醋酸与醋酸钠溶液混合后：C(CH3COO― )＞C(Na＋)＞C(H＋)＞C(OH― ) 等浓度的氨水与氯化铵溶液混合后：C(NH4＋)＞C(Cl－)＞C(OH－)＞C(H＋)如果弱酸的电离程度小于该盐的水解程度，则该溶液显碱性。
碳酸钠溶液中离子浓度的关系
碳酸钠溶液中离子浓度的关系碳酸钠溶液是一种常见的化学溶液，由碳酸钠（Na2CO3）和水（H2O）组成。
在溶液中，碳酸钠会解离成钠离子（Na+）和碳酸根离子（CO3^2-）。
本文将探讨碳酸钠溶液中离子浓度的关系。
我们需要了解溶液中离子浓度的定义。
离子浓度指的是单位体积（通常是1升）溶液中离子的数量。
在碳酸钠溶液中，离子浓度可以通过浓度计算得出，即离子的摩尔浓度。
碳酸钠溶液中的离子浓度取决于溶液的浓度。
浓度越高，溶液中离子的浓度也越高。
这是因为溶液的浓度决定了溶质（碳酸钠）的摩尔数量，而溶液中的离子就是由溶质解离得到的。
溶液中离子的浓度还与溶液的稀释度有关。
当溶液被稀释时，溶质的摩尔数量不变，但是溶液的体积增加，导致溶液中离子的浓度减少。
除了浓度和稀释度，温度也会对碳酸钠溶液中离子浓度产生影响。
一般来说，随着温度的升高，溶质的溶解度会增加，从而导致离子浓度的增加。
但是，对于碳酸钠溶液来说，随着温度的升高，碳酸钠的溶解度会减小，因此离子浓度会降低。
溶液的pH值也会对碳酸钠溶液中离子浓度产生影响。
pH值是用来表示溶液酸碱性的指标，对于碳酸钠溶液来说，pH值越低，溶液中的碳酸根离子浓度越高；pH值越高，溶液中的碳酸根离子浓度越低。
需要注意的是，碳酸钠溶液中的离子浓度还受到其他因素的影响，如化学反应、溶液的电导率等。
这些因素可以改变溶质的解离程度，从而影响离子浓度。
碳酸钠溶液中离子浓度与溶液的浓度、稀释度、温度和pH值等因素有关。
了解这些关系可以帮助我们更好地理解和应用碳酸钠溶液，同时也为相关领域的研究和应用提供了理论基础。
溶液中离子浓度大小关系和等量关系
溶液中离子浓度大小关系和等量关系溶液中离子浓度大小的比较和等量关系是高考的热点，是我们学生学习的重点和难点。
大多数学生在刚学这部分内容时觉得非常抽象，处理起来非常棘手。
从教学实践中我们知道，要做好这类问题的分析，首先要有较好的电离平衡知识和盐类水解知识作为基础。
在解决离子浓度的等量关系这类问题时我们常从物料守恒、电何守恒及质子守恒三个方面来分析。
一、溶液中离子浓度大小关系1．电离理论（1）弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的弱电解质及产生的离子是微量的，同时也要考虑溶液中水的电离。
例如在25℃时，0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。
（2）多元弱酸的电离是分步进行的，主要是以第一步为主。
例如H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c（H2S）＞c（H+）＞c（HS-）＞c （OH-）。
2．水解理论⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗。
如NaHCO3溶液中：c(Na+)>c(HCO3-)⑵水解是微弱的，水解消耗的弱离子及产生的微粒也是微量的。
如（NH4）2SO4溶液中：c(NH4+)> c(SO42-)> c(NH3·H2O)⑶多元弱离子的水解是分步进行的，主要是以第一步为主。
如Na2CO3溶液中：c(Na+)> c(CO32-)> c(OH-) > c(HCO3-)> c(H2CO3) > c(H+)⑷混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
如等浓度的NH4Cl溶液和氨水等体积混合后，由于氨水的电离程度大于NH4+的水解程度，所以溶液中离子浓度顺序为：c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)［练习1］在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是( ) A．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－)B．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－)C．c(Cl－)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH－)D．c(NH4+)＝c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－)［练习2］在0.1 mol / L Na2CO3溶液中，下列关系正确的是() A．c(Na+) ＝2c(-23CO) B．c(OH－) ＝2 c(H+)C．c(-3HCO)＞c(H2CO3) D．c(Na+)＜[c(-23CO)＋c(-3HCO)]［练习3］将20mL 0.4mol/L硝酸铵溶液跟50 mL 0.1mol / L氢氧化钡溶液混合，则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是()A.c(-3NO)＞c(OH－)＞c(NH4＋)＞c(Ba2＋)B.c(-3NO)＞c(Ba2＋)＞c(OH－)＞c(NH4＋) C.c(Ba2＋)＞c(-3NO)＞c(OH－)＞c(NH4＋) D.c(-3NO)＞c(Ba2＋)＞c(NH4＋)＞c(OH－)［练习4］0.1 mol·L－1 NaOH和0.1mol·L－1 NH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小正确的次序是( ) A．c(Na+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)B．c(Na+)＝c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)C．c(Na+)＝c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－)D．c(Cl－)＞c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+)［练习5］．将pH＝3的盐酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是( )A．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－)B．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)C．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－)D．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H+)二、溶液中离子浓度等量关系⑴电荷守恒：电解质溶液中阴、阳离子所带正、负电荷数相等，如Na2CO3溶液中：c(Na+)+ c(H+)=c(HCO3-)+2 c(CO32-)+ c(OH-)⑵物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。
溶液中离子浓度与溶解度的浓度关系及其影响因素
溶液中离子浓度与溶解度的浓度关系及其影响因素引言：在化学领域中，溶液是指将溶质溶解在溶剂中形成的均匀混合物。
当溶质是由离子组成时，溶液中离子的浓度是非常重要的参数。
本文将探讨离子浓度与溶解度的浓度关系，并分析影响离子浓度的因素。
一、离子浓度与溶解度的关系：溶解度是指能够在特定温度和压力下溶解于单位溶剂体积中的溶质的数量。
溶解度常用于描述溶解度较小的物质，如氧气和二氧化碳。
而溶液中离子的浓度则是指溶液中离子的数量，通常用摩尔浓度来表示。
在化学反应中，溶解度往往与离子浓度密切相关。
当溶液中溶质为可电离的盐类时，其溶解度可以通过离子浓度来计算。
以AB型盐为例，其晶格可以表示为：Aⁿ⁺Bⁿ⁻其中，A离子的数量是n⁺，B离子的数量是n⁻，溶解度的定义是溶解盐时溶液中离子浓度的乘积，即：溶解度= [Aⁿ⁺] × [Bⁿ⁻]其中，方括号代表离子浓度。
这意味着溶解度与离子浓度的乘积成正比。
当离子浓度增加时，溶解度也会增加。
二、影响离子浓度的因素：1. 温度：在一定的温度范围内，温度升高会导致溶解度增加。
这是因为在较高的温度下，溶质分子具有更高的动能，与溶剂分子发生更多的碰撞，促进了溶质的溶解。
当溶解物为盐类时，离子也会更容易从晶体中解离出来，进而增加溶解度。
2. 压力：对于气体溶质，压力会影响其溶解度。
根据亨利定律，气体在液体中的溶解度与其分压正相关。
当气体溶质的压力增加时，气体分子与溶剂之间的碰撞频率增加，从而增加了气体的溶解度。
3. 离子间相互作用：离子间的相互作用对溶解度也有影响。
比如，当离子间的吸引力增强时，离子更难以从晶体中解离出来，从而降低了溶解度。
相反，当离子间的相互作用减弱时，离子更容易从晶体中解离，增加了溶解度。
4. pH值：在溶液中，溶质的溶解度还受到pH值的影响。
在酸性或碱性条件下，溶质的溶解度可能会发生变化。
这是因为在酸碱条件下，溶质分子可能会发生质子交换，形成不同的离子或分子形式，从而影响其溶解度。
离子浓度大小的比较及守恒关系1
溶液中离子浓度大小的比较及守恒关系一、单一溶液：1、多元弱酸或中强酸溶液H3PO4H＋＋H2PO4－一级电离H2PO4－H＋＋HPO4２－二级电离HPO4２－H＋＋PO4３－三级电离多元弱酸或中强酸分步电离，并且越向后电离越困难，即：一级电离>二级电离>三级电离，因此存在以下的大小关系。
[H＋]>[H2PO4－]>[HPO4２－]>[PO4３－]电荷守恒关系：[H＋]＝[H2PO4－]＋2[HPO4２－]＋3[PO4３－]＋[OH－]原子守恒关系：H3PO4溶质物质的量浓度=[H2PO4－]＋[HPO4２－]＋[PO4３－]＋[H3PO4]2、一元弱酸盐或弱碱盐溶液：弱酸盐或弱碱盐中存在着弱酸根或弱碱根的水解，水解程度是微弱的，发生水解的离子的浓度要减小，但不会减小很多，同时溶液中的H＋或OH－的浓度会相应增加和减小。
如：在NH4Cl溶液中：NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋离子浓度大小关系：[Cl－]>[NH4＋]>[H＋]>[OH－]电荷守恒关系：[NH4＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Cl－]质子守恒（或氢离子守恒）关系：[H＋]＝[OH－]＋[NH3·H2O]物料守恒（原子守恒）[Cl－]＝NH4＋的总量＝未水解的＋已经水解的＝[NH4＋] ＋[NH3·H2O]在NaAc溶液中：Ac－＋H2O HAc＋OH－离子浓度大小关系：[Na＋]>[Ac－]>[OH－]>[H＋]电荷守恒关系：[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[Ac－]质子守恒（或氢离子守恒）关系：[OH－]= [H＋]＋[HAc]3、多元弱酸盐溶液：多元弱酸盐溶液中的弱酸根离子存在着分步水解，并且越向后水解越困难。
如：在Na2CO3溶液中：CO3２－＋H2O HCO3－＋OH－HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－①离子浓度大小关系：[Na＋]> [CO3２－]>[ OH－]>[ HCO3－] >[ H＋]②由于Na＋的物质的量与碳元素的物质的量的2倍相等。
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溶液中离子浓度的关系离子浓度的大小比较电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
多年以来全国高考化 学试卷年年涉及这种题型。
这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的 区分度。
要深入理解和熟练解决这类问题，必须弄清这类问题所涉及到的化学原理和构 成这类问题的数学手段，从化学原理分析，要涉及到强弱电解质、电离平衡、水的电离、 pH 值、离子反应、盐类水解等基本知识；从数学手段分析，构成这类问题是，命题者 常会用移项、带入具体数值、等式合并、消去某项等数学手段。
这类问题涉及到的知识点主要有：一个原理、两个平衡、三个守恒、四种物质。
一 个原理即：化学平衡原理。
两个平衡即：电离平衡和盐类的水解平衡。
三个守恒即：溶 液中阴、阳离子的电荷守恒、物料守恒、质子守恒。
四种物质即：NH 4CI 、CH 3C00Na 、 Na 2CO 3、NaHC0 3 等。
一、理清一条思路，掌握分析方法（1） 首先必须形成正确的解题思路：一个原理；两类平衡；三种守恒。
（2） 要养成认真、细致、严谨的解题习惯，在形成正确解题思路的基础上学会常规分析 方法，例如：关键性离子定位法、守恒判断法、微量法、终态分析法等。
熟练掌握NH 4CI 、CH 3C00Na 、Na 2CO 3、NaHCO 3四种物质平衡、守恒及大小比较 并能迁移二、 熟悉两大平衡，构建思维基点 1 •电离平衡 2•水解平衡三、 把握3种守恒，明确等量关系 1 •电荷守恒规律电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一综合运用一—个宀屮恒X系电解质溶極定等于阳离子所带正电荷总数。
如 NaHC0 3溶液中存在着Na +、H +、HCO 扌、CO §~> OH -，存在如下关系：c(Na +) + c(H +) = c(HCO 3) + c(OH -) + 2c(CO 2-)。
2 •物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。
如K 2S 溶由图可得Na 2S 水溶液中质子守恒式可表示:c(H 3O +) + 2c(H 2S) + c(HS -)= c(OH -) 或 c(H +) + 2c(H 2S) + c(HS -) = c(OH -)。
质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到 四、典例导悟，分类突破 1.单一盐溶液【例1】 对下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系表述正确的是( )A. 0.1 mol L -1的(NH 4)2CO 3 溶液中：C (CO 3-)>C (N H 才)>c(H +)>c(OH -)B. 0.1 mol L -1 的 NaHCO 3溶液中：c(Na +) = c(HCO -)+ c(H 2CO 3)+ 2c(CO 3-) C .将0.2 mol L -1 NaA 溶液和0.1 mol L -1盐酸等体积混合所得碱性溶液中：c(Na +)+ c(H +) = c(A -) + c(Cl -)D .在 25 C 时，1 mol L -1的 CH s COONa 溶液中：c(OH -) = c(H +)+ c(CH 3COOH)【例2】 硫酸铵溶液中离子浓度关系不正确的是()A. c(NH + )>C (SO 4-)>C (H +)>c(OH -)B . c(NH +) = 2c(SO 2-)C . c(NH 才)+ c(NH 3 H 2O) = 2c(SO 4-)D . c(NH 才)+ c(H +) = c(OH -) +2c(SO 4-)2 .酸碱中和型(终态分析) (1) 恰好中和型：若酸与碱恰好完全反应，则相当于一种盐溶液。
【例3】 在10 ml 0.1 mol L -1 NaOH 溶液中加入同体积、同浓度的 HAc 溶液，反应(2) 反应过量型:液中S 2-、HS -都能水解，故S 元素以S 2-、 H 2S 三种形式存在，它们之间有如下守恒关系： =2c(S 2-) + 2c(HS -)+ 2c(H 2S)。
3 •质子守恒规律如Na 2S 水溶液中的质子转移作用图示如右： HS -、 c(K +) +H" s 3-+2H + +H*HjOOH*后溶液中各微粒的浓度关系错误的是A. c(Na +)>C (A C -)>c(H + )>c(OH -)C. c(Na +) = c(Ac -) + c(HAc) ()B. c(Na +)>c(Ac -)>c(OH -)>c(H +) D . c(Na +) + c(H +) = c(Ac -) + c(OH -)若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余,这时要判断弱电解质的电离程度和盐的水解程度(得质子)(基准态物质)(先威子｝ H5- H.S H.O*【例4】在25 C时，将pH = 11的NaOH溶液与pH = 3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是( )A. c(Na + )= C(CH3COO -)+ c(CH3COOH)B. c(H + ) = c(CH3COO -) + c(OH-)C. c(Na +) >C(CH3COO -)>C(OH -) >C(H +) D . C(CH3COO -)> c(Na + )>C(H +) > C(OH ") 【例5】25 °C时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH = 7时，下列关系正确的是( ) A. c(NH才)=C(SO2") B . c(NH才)>c(SO2")C . C(NH才)<C(SO2" )D . C(OH -)+ C(SO 4-)= C(H +) + C(NH才)3 盐与酸(碱)混合型：(终态分析)【例6】用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH s COONa配成1 L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)>c(Na +)，对该溶液的下列判断正确的是( )A . C(H+)>C(OH-)B . C(CH3COO-)= 0.1 mol L-1C . C(CH3COOH)> C(CH3COO-)D . C(CH3COO-) + C(OH-) = 0.1 mol L-1【例7】将0.2 mol L-1 NaHCO 3溶液与0.1 mol L-1 KOH溶液等体积混合，下列关系正确的是( ) A. 2C(K+)= C(HCO --) + 2C(CO3-) + c(H2CO3)B．c(Na+)>c(K+)>c(HCO3-)>c(CO23-)>c(OH-)>c(H+)C. C(OH-) + C(CO2-) = C(H+) + C(H2CO3)+ 0.1 mol L-1D. 3C(K+)+ C(H+) = C(OH-) + c(HCO-)+ 2C(CO3-)4．不同物质同种离子浓度的比较(综合考虑外界条件对电离和水解的影响)【例8】相同温度下等物质的量浓度的下列溶液中，pH值最小的是()NH4+的大小？A．NH4Cl B．NH4HCO3 C．NH4HSO4 D．(NH4)2SO4【例9】有关① 100 mL 0.1 mol L-1 NaHCO 3、② 100 mL 0.1 mol L-1 Na2CO3 两种溶液的叙述不正确的是( )A. 溶液中水电离出的H +个数：② >①B.溶液中阴离子的物质的量浓度之和：② > ①C .①溶液中：C(CO3-)>C(H2CO3)D .②溶液中：c(HCO-)>C(H2CO3)离子浓度的大小比较1 ．下列关于电解质溶液的叙述正确的是( )A.常温下，在pH = 7的醋酸钠和醋酸混合溶液中，C(CH3COO-)>c(Na +)B •稀释醋酸溶液，溶液中所有离子的浓度均降低C •在pH = 5的氯化钠和稀硝酸的混合溶液中，c(Na +) = c(CI -)D .在0.1 mol L—1的硫化钠溶液中，c(OH ") = c(H+) + c(HS -) + c(H2S)2 . (2010 •上海,16)下列溶液中微粒浓度关系一定正确的是()A.氨水与氯化铵的pH = 7的混合溶液中：c(C|-)>c(NH才)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-1的硫酸铵溶液中：c(NH才)>c(SO4-)>c(H +)D. 0.1 mol L-1的硫化钠溶液中：c(OH-)= c(H +) + c(HS-) + c(H2S)3. (2009 •安徽理综，13)向体积为V a的0.05 mol L-1 CH3C00H溶液中加入体积为V b的0.05 mol L-1 KOH溶液，下列关系错误的是()A. V a>V b 时：c(CH 3COOH) + c(CH3COO -)>c(K+)B. V a = V b时：c(CH3COOH) + c(H +) = c(OH-)C. V a vV b 时：c(CH3COO -)>c(K+)>c(OH -)>c(H +)D. V a 与V b任意比时：c(K+) + c(H +) = c(OH -)+ c(CH3COO -)4 .将pH = 2的盐酸和pH = 12的氨水等体积混合后，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是()A. c(Cl-)>c(NH 才)>c(OH -)>c(H+) B . c(NH才)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH -)C. c(Cl-)>c(NH + )>c(H +)>c(OH -) D . c(NH+)>c(Cl-)>c(OH -)>c(H+)5. 下列溶液中各微粒的浓度关系正确的是()A. pH相等的①NH4CI ②(NH4)2SO4 ③NH4HSO4溶液：c(NH+)大小顺序为① >②>③B. pH 相等的NaF 与CH3COOK 溶液：[c(Na +)-c(F-)]>[c(K+)-c(CH 3COO -)]C. 0.2 mol L-1的Na2CO3溶液：c(OH-)= c(HCO-) + c(H+)+ c(H2CO3)D. 0.2 mol L-1 HCl 与0.1 mol L-1 NaAlO 2 溶液等体积混合：c(Cl -)>c(Na +)>c(Al3+)>c(H+)>c(OH -)6. 下列有关判断正确的是()c(NH+)A .氨水加水稀释，增大c(NH3 H2O)B .若酸性HA>HB，则含等物质的量的NaA和NaB的混合溶液中有：c(OH -)>c(A -)>c(B -)>c(H +)C .在含等物质的量的碳酸氢钠和碳酸钠的混合液中有：3c(Na +) = 2c(HCO -) + 2c(H2CO3) + 2c(CO §-)D . 25 C时，向一定量醋酸溶液中逐滴加入氢氧化钠溶液，溶液的pH不会小于77 .下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是()①在0.1 mol LT NaHC0 3 溶液中：c(Na +)>c(HCO 扌)〉c(C03_)>c(H2CO3)②在0.1 mol L T Na2CO3 溶液中：c(OH -) -c(H + )= c(HCO 3-) + 2c(H2CO3)③向0.2 mol L-1 NaHCO 3溶液中加入等体积0.1 mol L-1 NaOH溶液：c(CO3-)>c(HCO- )>c(OH -)>c(H+)④常温下，CH3COONa 和CH3COOH 混合溶液[pH = 7, c(Na +) = 0.1 mol L-1]:c(Na +)= c(CH 3COO -)>c(CH3COOH)> c(H +) = c(OH -)A •①④B •②④C •①③D •②③8. 25 C时，某浓度的氯化铵溶液的pH = 4,下列叙述中不正确的是()A.溶液中的c(OH -)= 1 X10-10 mol L-1B.溶液中的c(CI-)>c(NH才)>c(H +)>c(OH -)C.溶液中的c(H +) + c(NH才)=c(Cl-) + c(OH-)D.溶液中的c(NH3 H2O) = c(NH才)9 .将0.1 mol L-1的醋酸钠溶液20 mL与0.1 mol L-1盐酸10 mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子的浓度关系正确的是()A. c(CH3COO -)>c(CI-)>c(H +)>c(CH3COOH)B. c(CH3COO -)>c(Cl-)>c(CH3COOH) >c(H +)C. c(CH3COO -)= c(Cl -)>c(H+) >c(CH3COOH)D. c(Na +) + c(H +)>c(CH 3COO -) + c(Cl-) + c(OH -)10 .对于0.1 mol L-1的Na2S溶液，下列判断正确的是()A .溶液中阴离子浓度的大小顺序：c(S2-)>c(OH -)>c(HS -)B. c(Na +)= 2c(S2-)+ c(OH -) + c(HS -)C. c(Na +) = c(S2-) + c(HS -)D .向溶液中加入少量NaOH固体，能促进水的电离11 .常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液浓度和混合所得溶液的pH 如下表所示：下列说法中，不正确的是()A .由实验①可知，HA为弱酸B .实验①所得混合溶液：c(Na +)>c(A -)>c(OH -)>c(H +)C .实验②所得混合溶液：c(Na +) = c(A -)D .实验③所得混合溶液中由水电离出的OH -的浓度为1 X10 - 9 mol L -112.常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表:请回答下列问题：(1) 不考虑其他组的实验结果，单从甲组情况分析，如何用a(混合溶液的pH)来说明HA是强酸还是弱酸：__________________ 。