純水離子平衡

① 水溶液中的離子平衡

一、弱電解質的電離
1、定義：
電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。
非電解質 ：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。
強電解質 ：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物

注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬於非電解質
③強電解質不等於易溶於水的化合物（如BaSO4不溶於水，但溶於水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 電解質分子 時，電離過程就達到了 平衡狀態 ，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利於電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利於電離。
9、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主） 10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示鹼。 ）
表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB] 11、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。 C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的電離和溶液的酸鹼性
1、水電離平衡：:
水的離子積：KW = c[H+]·c[OH-]
物質 單質 化合物 電解質 非電解質： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2
強電解質： 強酸，強鹼，大多數鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱電解質： 弱酸，弱鹼，極少數鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O„„
混和物 純凈物 25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14

注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用於純水，適用於任何溶液（酸、鹼、鹽） 2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱 3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、鹼 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的） ③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14 4、溶液的酸鹼性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的測定方法：
酸鹼指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然後與標准比色卡對比即可 。
注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍
三 、混合液的pH值計算方法公式 1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、強鹼與強鹼的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH-離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算[H+]混)
3、強酸與強鹼的混合：（先據H+ + OH- ==H2O計算餘下的H+或OH-，①H+有餘，則用餘下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有餘，則用餘下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）
四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大於或等於7）
2、弱酸溶液：稀釋10n
倍時，pH稀 〈 pH原+n （但始終不能大於或等於7）
3、強鹼溶液：稀釋10n
倍時，pH稀 = pH原－n （但始終不能小於或等於7）
4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〉 pH原－n （但始終不能小於或等於7）
5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後pH均接近7
6、稀釋時，弱酸、弱鹼和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強鹼變化得快。 五、強酸（pH1）強鹼（pH2）混和計算規律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 1、若等體積混合
pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯鹼性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3 2、若混合後顯中性

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pH1+pH2=14 V酸：V鹼=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V鹼=1：10
〔14-（pH1+pH2）〕

六、酸鹼中和滴定：
1、中和滴定的原理
實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和鹼能提供的OH-物質的量相等。 2、中和滴定的操作過程：
（1）滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標數越來越大，全部容積 大於 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或鹼），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數點後 一位 。 （2）葯品：標准液；待測液；指示劑。 （3）准備過程：
准備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標准液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數據V(始) （4）試驗過程
3、酸鹼中和滴定的誤差分析
誤差分析：利用n酸（c酸 V酸）=n鹼（c鹼V鹼）進行分析
式中：n——酸或鹼中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或鹼的物質的量濃度； V——酸或鹼溶液的體積。
上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標准酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V鹼同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好後注入錐形瓶中的，當在實際操作中鹼液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標准酸用量的減少，即V酸減小，則c鹼降低了；對於觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標准酸來測定鹼的濃度時，c鹼的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大於理論值時，c鹼偏高，反之偏低。
同理，用標准鹼來滴定未知濃度的酸時亦然。 七、鹽類的水解（只有可溶於水的鹽才水解）
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。 3、鹽類水解規律：
①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。
②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，鹼性更強。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3) 4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱 5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解 ）
②濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）

② 純水的PH是多少.一般的水PH又是多少

純水的PH受溫度影響
溫度越高
PH越低
（這與水的電離有關）
普水的PH受溫度和溶質共同影響

③ 高二化學水溶液中的離子平衡搞不懂怎麼辦

首先聲明,我是一位高三學生.
也許我不能有老師講的那麼好,但我還是願意與你分享學習經驗!
水溶液中的離子平衡應該是選修4的內容吧!Let me see...第三章!
這一章有四節,我現在從頭說起:
一\弱電解質的電離:
電解質是什麼?電解質是溶於水溶液中或在熔融狀態下就能夠導電(解離成陽離子與陰離子)並產生化學變化的化合物.注意,是化合物!
這是我的筆記:
電解質:酸,鹼,鹽,H2O,熔融下的金屬氧化物(強)
非電解質:大多有機物,SO3，CO2，NH3，SO2等
純液態Hcl,濃H2SO4,不導電,為共價鍵,受范得華力.
CO2為什麼不是電解質呢?原因是它通入水後,導電的不是它本身,而是它與水生成的碳酸導電.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亞硫酸的酸酐)等不是電解質也是這個道理.
首先強調水解和第二、三步電離是極微弱的過程，後面詳談。
這節內容應該是不難的,該注意的還有強電解質的電離不用可逆符號,弱電解質則要;電離平衡是化學平衡的一種,要知道多元弱酸的電離是分步的,切忌一次就到最後一步!如H3PO4的電離:
第一步電離K1:H3PO4<==>H2PO4^- + H+
第二步電離K2:H2PO4^-<==>HPO4^2- + H+
第三步電離K3:HPO4^2-<==>PO4^3- + H+
還有要注意的是K1>>K2>>K3,是遠大於.
因此計算多元弱酸溶液的C(H+)及比較弱酸酸性相對強弱時,通常只考慮第一步電離(書本原話).
補充一點,電離平衡常數如何寫?
其實,對於任何的化學反應平衡常數都是把反應物濃度的冪之積作分母,生成物濃度的冪之積則作分子(蜜汁雞).切記!濃度這個概念是指溶液與氣體的!純凈的液體與固體是無濃度可言的!當它們用於計算時,當1來使用(不寫也可以).
K越大,電離程度越大,K只與溫度度有關,只與溫度度有關!!!
規律:1\越熱越電離(因電離的正方向是吸熱反應)
2\越稀越電離
二\水的電離和溶液的酸鹼性
書上講得還是挺清楚的,我就把一些需要注意的說出來吧.
水是一種極弱的電解質,Kw=K電離 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的離子積常數,簡稱為水的離子積.要求記住室溫下Kw=1.0*10^-14,
其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-7,100攝式度時 Kw=1.0*10^-12,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-6
關於PH值,課本有句話:水的離子積不僅適用於純水,也適用於電解質的水溶液.這句話可用兩個式子表示:1、酸溶液 Kw=C酸(H+) . C水(OH-)
2、鹼 溶液 Kw=C鹼(OH-) . C水(H+)
常溫下，PH>7 的溶液顯鹼性
PH=7 中
PH<7 酸
有關PH值的計算，是圍繞著PH=-lgC（H+）來進行的。
1酸與酸混合的PH計算方法（已知兩酸的濃度與體積）：
為了方便,與酸1和酸2有關的數據簡化為C1,V1,C2,V2
C混(H+)= C1*V1 + C2*V2
---------------
V1 + V2

後再根據PH的定義式計算.
2同理,鹼相混和

C混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2
----------------------
V1+V2
有個公式,你老師應該講了吧? POH=-lgC(OH-)
常溫下 PH= 14-POH 3酸與鹼混合: 首先,看哪個過量. (1)酸過量:
C混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2 ---------------------------------------------------------- V1+V2

(2)鹼過量:
C混(OH-)= C2(OH-)*V2-C1(H+)*V1
-------------------------
V1+V2

然後轉化為C(H+)再算即可.
還有一個實驗很重要,就是酸鹼的中和滴定實驗(常考)
要知道酸式滴定管不可裝鹼性溶液,但可裝酸性或強氧化性的溶液
鹼式滴定管則只可裝鹼性溶液.(看是否會發生反應來判斷)
還有,要記住儀器與操作過程(仔細看書),以及酸鹼指示劑的變色范圍,顏色變化
有關計算是圍繞著溶液的稀釋規律來進行的.
根據C濃*V濃=C稀*V稀可知: C待*V待*N1=C標*V標*N2
(待側液與標准液,N指酸或鹼的元數)
故 C待= C標*C標*N1
------------
V待*N2
題目一般會讓你做一元酸與一元鹼的滴定,所以N就約去了.
有 C待= C標*C標
------------ V標=V末-V始(注意滴定管0刻度上)
V待
誤差分析就是用這個式子來判斷的!!!!!!
PH試紙的運用:操作,在測溶液PH值時不可用水將其潤濕(相當於稀釋)!
好好回想你在做實驗時的情景,其實無論是那一個實驗(物、化、生),你都應該好好體會,反想.
三、鹽類的水解
記住,是鹽類的水解!鹽類!!!!!!(易與電離混淆)
鹽的酸鹼性是看陰陽離子來判斷的.
口訣:誰強顯誰性,兩強顯中性（用於正鹽）
課本兩句重要的話:1\鹽溶液的酸鹼性與鹽所含離子在水中與水電離出的H+或OH-能否生成弱電解質有關.
2\強酸弱鹼鹽和強鹼弱酸鹽溶與水時,電離產生的陽離子,陰離子可分別與水電離產生的OH-或H+生成的弱電解質--弱酸或弱減,使得溶液中的C(H+)=/=C(OH-),因而這兩類鹽溶液呈現酸性或鹼性.
強酸強鹼鹽溶液則無此作用,故顯中性.
記住,所有的溶液都顯電中性,酸鹼性另談!電性與酸鹼性是不同的!
鹽類的水解式如何寫?
首先,鹽是強電解質,一步電離.
其次,寫水解式.
如Na2CO3: Na2CO3==2Na+ + CO3^2-
CO3^2- + H2O<==>HCO3^- + OH-
HCO3^- + H2O<==>H2CO3 + OH-
同樣,水解第一步遠大於第二步.
越弱越水解 ,越熱越水解
針對越弱越水解,我們來說一下:
越弱越水解不是看弱鹼陽離子或弱酸陰離子所對應的酸、鹼性強弱(如 CO3^2-對應H2CO3),而是......不好描述,舉例吧.
比較Na2CO3(蘇打)與NaHCO3(小蘇打)的酸鹼性
實驗表明,蘇打的鹼性強於小蘇打.
為什麼?
根據越弱越水解,CO3^2-對應HCO3-,HCO3-對應H2CO3
其中,HCO3-的酸性弱於H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,鹼性越強.所以蘇打的鹼性強於小蘇打.
當你學到選修5有機化學基礎時,會遇到苯酚鈉,醋酸鈉,等你學了先吧.
下面是關於守恆式(常考):
1 電荷守恆
原理:所有的溶液都顯電中性,陽離子電荷數=陰離子電荷數
方法:把電離與水解的方程式一一寫出,然後根據第一步電離遠大於第二步
舉例:Na2CO3的電荷守恆
C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO3^2-) + C(HCO3-)
C(CO3^2-)前的系數為2,自己好好體會.
2 物料守恆
方法:抓住元素（如S元素）
舉例:Na2SO3的物料守恆
C(Na+) = 2(C(SO3^2-) + C(HSO3^-) + C(H2SO3))
右邊系數為2的原因是Na2 SO3,兩倍。
3 質子守恆
原理：C水（H+）= C水（OH-）
舉例：Na2CO3的質子守恆
C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+)
H2CO3前的系數為2，因為一個H2CO3有兩個H
4 由以上3種守恆式通過代數運算得到的新等式
這種一般出現在雙選題中，不要輕易排除！

另外，酸式鹽的水解是一個難點。我們舉例說明。
酸式鹽要考慮其電離和水解，很多人在這里暈了。
（1）大多酸式鹽水解大於電離。以NaHCO3為例
電離：1 NaHCO3 == Na+ + HCO3-
2 HCO3- <==> H+ + CO3^2-
水解：3 HCO3- + H2O <==> H2CO3 + OH-
因水解大於電離，所以過程3 > 過程2，該溶液顯鹼性。
各粒子濃度大小：C(Na+) > C(HCO3-) > C(OH-) > C(H2CO3)> C(H+) > C(CO3^2-)
（2）一些酸式鹽水解小於電離。以NaHSO3為例
電離：1 NaHSO3 == Na+ + HSO3-
2 HSO3- <==> H+ + SO3^2-
水解：3 HSO3- + H2O <==> H2SO3 + OH-
因水解小於電離，所以過程3 < 過程2，該溶液顯酸性。
各粒子濃度大小：C(Na+) > C(HSO3-) > C（H+）> C(SO3^2-) > C(OH-) > C(H2SO3)
因為還有H20 <==> H+ + OH-,所以C（H+）> C(SO3^2-) ，C(OH-) > C(H2SO3)
弱減陽離子的水解，因太復雜，高中階段只考慮一步完成。
Al^3+ + 3 H2O <==> Al(OH)3 + 3 H+

因為有了水解，所以一些鹽的保存要加相應的強酸或強鹼，加熱後根據高沸點酸或低沸點酸來判斷生成物也是常考的內容，這不難，你懂了吧？
四、難溶電解質的溶解平衡
終於到最後一節了......
我們知道，絕對不溶於水的物質是不存在的，我們常說的不溶是指難溶。
這節內容要求不高，只要知道沉澱的轉化規律（難溶的向更難溶的方向轉化）以及 Ksp 的比較。
Ksp 也是平衡常數的一種，它是指一定溫度下，沉澱溶解平衡時有關離子濃度冪的乘積
Qc 是離子積常數，它的演算法和 Ksp 一樣，只不過是 Qc 表示的為一定溫度下任意時刻離子......
它們之間的大小關系可以......我不多說了。
值得注意的是， Ksp 的大小可判斷同類物質的溶解度，但非同類物質則不可。如Mg(OH)2 可與 Cu(OH)2 比較，但不可與AgCl比。
要比的話就必須通過計算兩種物質的溶解度來比較了。
還有，沉澱的顏色要記准，尤其是可轉化的，如Fe(OH)2和Fe(OH)3；AgCl,AgBr,AgI和Ag2S
我不敢說全部知識點都說到了，但我可以說這是這一章內容的精髓了！
後面的電化學基礎也不是很好學，願你能多問老師或同學，爭取把這本高中階段最難的一個摸板搞懂！好好體會書上，練習冊上的內容和筆記（聽課時和做題後）
最後，我希望你能將我所說的保留。慢慢體會，這對你高三復習還是有很好的借鑒作用.
累了，再見。

④ 水的離子平衡

因為H2O=(OH-)+(H+) 所以可以看出 純水中C（OH-）=C (H+)
第一問解決 並且 水在同一溫度下離子積是一個常數 在此溫度下 離子積等於c(H )*c(OH-)=4*10^-14 現在已經知道了c（H+） 相信接下去你會做了吧

另外 提醒一句 常溫下 水的離子積常數是1*10^-14 這是個很重要的常數

⑤ 常溫下純水達到電離平衡後加氯化鈉溶液，水的電離平衡為什麼不移動

因為氯化鈉中的鈉離子和氯離子均不會和由水電離出的氫離子和氫氧根離子反應，水的電離平衡不會移動。

⑥ 有關純水加活潑金屬的水的電離平衡問題

部分金屬和水反應，置換出了水中的氫離子變成氫氣，如na置換出氫氣變成氫氧化鈉，根據勒夏特列原理，氫離子少了就朝著產生氫離子的方向移動了，所以增加了水的電離。

⑦ 水溶液離子平衡問題（基礎）

1.二氧化碳的飽和溶液中，氫離子與碳酸根離子濃度的比值是C.

因為碳酸是二元弱酸,電離程度微小,小於10%, 電離後生成碳酸氫根離子和氫離子,碳酸氫根離子的電離程度更小,小於1%.

在二氧化碳溶於水後形成的碳酸溶液中基本不考慮水解的.

2.在常溫下，純水中存在電離平衡，如要使水的電離程度增大，並使氫離子濃度增大，應加入（）
B硫酸鋁鉀

加入能促進水解,使溶液顯酸性的鹽.
硫酸氫鈉相當於一元強酸,抑制水的電離,氫氧化鈉也是一樣抑制.
碳酸氫鈉的水溶液顯弱鹼性,

⑧ 水溶液中的離子平衡是什麼

水溶液中的離子平衡是：溶液中電解質分子的濃度與離子的濃度分別處於相對穩定狀態。

具有極性共價鍵的弱電解質（例如部分弱酸、弱鹼。水也是弱電解質）溶於水時，其分子可以微弱電離出離子；同時，溶液中的相應離子也可以結合成分子。

一般地，自上述反應開始起，弱電解質分子電離出離子的速率不斷降低，而離子重新結合成弱電解質分子的速率不斷升高，當兩者的反應速率相等時，溶液便達到了電離平衡。

1．溫度：電離過程是吸熱過程，溫度升高,平衡向電離方向移動。

2．濃度：弱電解質分子濃度越大，電離程度越小。

3．同離子效應：在弱電解質溶液中加入含有與該弱電解質具有相同離子的強電解質,從而使弱電解質的電離平衡朝著生成弱電解質分子的方向移動，弱電解質的解離度降低的效應稱為同離子效應。

4．化學反應：某一物質將電離出的離子反應掉而使電離平衡向正方向（電離方向）移動。

5．弱酸的電離常數越大，達到電離平衡時電離出的H+越多，酸性越強；反之，酸性越弱。多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離都有各自的電離常數，且各級電離常數逐級減小，一般相差較大，所以其水溶液中的 H+主要是由第一步電離產生的。

電解質溶液的導電性和導電能力：

① 電解質不一定導電(如NaCl晶體、無水醋酸)，導電物質不一定是電解質(如石墨)，非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質。

② 電解質溶液的導電性強弱決定於溶液離子濃度大小，濃度越大，導電性越強。離子電荷數越高，導電能力越強。

③ 強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強(濃度可不同);飽和強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。

④ 電解質的導電條件是水溶液或高溫熔融液(熔液)。共價化合物只能在溶液中導電，離子化合物在熔液和溶液均可導電。(區別離子與共價化合物)。

⑨ 25°是純水中達到平衡氫離子、氧分子和水分子的濃度各是多少 寫一下過程

25度是常溫，常溫水的離子積K=1X10-14。[H+]X[OH-]=1X10-14並且[H+]=[OH-] ，所以[H-]=[OH-]=1X10-7滿意就採納吧~100%正確

⑩ 水溶液中的離子平衡是什麼

水溶液中的離子平衡指在弱電解質溶液中，未離解的分子和其離子間建立的動態平衡關系。

其平衡常數用K來表示，稱電離常數或離解常數。同離子效應，在弱電解質溶液里加與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利於電離。

水溶液中的離子平衡的解題技巧

首先離子濃度大小的比較規律以起始量為主，單一溶質的溶液中離子濃度比較，多元弱酸溶液，只考慮電離。

多元弱酸溶液中，由於多元弱酸是分步電離，注意，電離都是微弱的的，第一步的電離遠遠大於第二步，第二步遠遠大於第三步。由此可判斷多元弱酸溶液中離子濃度大小順序。

多元弱酸的酸式鹽溶液中：多元弱酸的酸式根離子既有水解傾向，又有電離傾向。以水解為主的，溶液顯鹼性，以電離為主的，溶液顯酸性，因此必須搞清電離程度和水解程度的相對大小，然後判斷離子濃度大小順序。