水解与电离中三大守恒详解教学内容
何分析电解质溶液中的三个守恒关系
如何分析电解质溶液中的三个守恒关系（罗云强云南省大理州南涧县民族中学675700）摘要盐类水解是高考的主干知识，相关知识的考查实质上是电解质的电离和水解知识点的综合考查。
做好此类试题的关键在于分析清楚电解质溶液中的电离和水解情况，由此梳理出电解质溶液中存在的粒子。
然后找出电解质溶液的三种定量关系：微粒数守恒关系（即物料守恒关系）、电荷数守恒关系（即电荷守恒关系）、水电离出来的离子数守恒关系（即质子守恒关系）。
最后达到解决问题的目的。
本文结合本人的教学经验，从考点分析、解题思路、题型示例、高考在线等方面，谈谈如何分析电解质溶液中的三个守恒关系。
以供大家参考。
关键词电解质溶液盐类水解守恒关系解题思路任何一种电解质溶液中，都存在着三种定量关系：微粒数守恒关系（即物料守恒关系）；电荷数守恒关系（即电荷守恒关系）；水电离出来的离子数守恒关系（即质子守恒关系）。
那么，我们如何分析呢？下面结合本人的教学经验，从考点分析、命题方向、解题思路、题型示例、高考在线等方面，谈谈如何分析电解质溶液中的三个守恒关系。
1考点分析1.1考纲1.1.1理解盐类水解原理。
1.1.2了解盐溶液的酸碱性。
1.2命题方向盐类水解是高考的主干知识，题型以选择题为主，也以填空、简答形式出现在综合题中。
盐类水解的试题多是离子浓度大小比较和守恒关系的判断；水解方程式的规范书写以及利用水解平衡移动解释相关问题。
2解题思路盐类水解相关知识的考查实质上是电解质的电离和水解知识点的综合考查。
做好此类试题的关键在于分析清楚电解质溶液中的电离和水解情况，由此梳理出电解质溶液中存在的粒子。
然后找出电解质溶液的三种定量关系：微粒数守恒关系（即物料守恒关系）、电荷数守恒关系（即电荷守恒关系）、水电离出来的离子数守恒关系（即质子守恒关系）。
最后达到解决问题的目的。
3题型示例例1：如何分析Na2CO3溶液中的三个守恒关系？分析：根据盐类水解的规律可知：Na2CO3溶液呈碱性，溶液中存在以下情况：即Na2CO3溶液中存在Na2CO3、H2O、HCO3—-、 H2CO3的电离和CO32--、HCO3—的水解。
高中化学电离及水解教案
高中化学电离及水解教案一、教学目标1.了解电离反应的概念和特点。
2.掌握电离和水解的化学方程式。
3.掌握电离度和水解度的计算方法。
4.了解电解质和非电解质的区别。
5.掌握水解反应对物质性质的影响。
二、教学重点1.电离和水解的定义及示例。
2.电离度和水解度的计算方法。
3.水解反应对物质性质的影响。
三、教学过程1.引入：通过举例介绍电离和水解的概念，引出电离和水解的重要性及应用。
2.讲解电离的概念和特点，以及电离方程式的书写方法。
3.讲解水解的概念和特点，以及水解方程式的书写方法。
4.讲解电离度和水解度的计算方法，并通过例题进行练习。
5.讲解电解质和非电解质的区别，以及它们在溶液中的行为。
6.讲解水解反应对物质性质的影响，并通过实验演示加深学生对水解反应的理解。
7.总结：回顾本节课的内容，强调电离和水解在化学反应中的重要作用。
四、教学方法1.讲授与示范相结合。
2.激发学生兴趣，引导学生主动思考。
3.扩展学生视野，引导学生应用所学知识。
五、教学评价1.中期检测：通过题目考查学生对电离和水解的掌握情况。
2.课堂小测：每节课结束前进行简单测试，检查学生对所学内容的理解情况。
3.实验报告：要求学生完成相关实验，并撰写实验报告，检验实验能力和文字表达能力。
六、教学资源1.教材、讲义。
2.实验器材和试剂。
七、教学示例1.电离反应：HCl → H+ + Cl-2.水解反应：Na2CO3 + H2O → 2NaOH + H2CO33.计算电离度和水解度的公式：α = 分子离解率 / 分子离解率最大值，β = 分子水解率 / 分子水解率最大值以上是关于高中化学电离及水解的教案范本，希望对您有帮助。
盐类水解及三大守恒定律的应用教案
教学过程一、复习预习复习电解质的概念和弱电解质的电离二、知识讲解考点1盐类的水解（1）盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH+结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离方向移动，显示出不同的酸性、碱性或中性。
（2）盐类水解的特点：有弱才水解、无弱不水解；越弱越水解、都弱都水解；谁强显谁性、同强显中性。
注意：a．弱酸弱碱盐也能水解，如CH3COONH4、(NH4)2S水解程度较NH4Cl、CH3COONa大，溶液中存在水解平衡，但不能水解完全．水解后溶液的酸、碱性由水解生成酸、碱的相对强弱决定，如CH3COONH4溶液pH = 7。
b．酸式盐是显酸性还是显碱性，要看其电离和水解的相对强弱．若电解能力比水解能力强，则水溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4，NaHSO4只电离不水解也显酸性．若水解能力超过电离能力，则水溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS。
考点2 影响盐类水解的因素内因：盐本身的性质外因：温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。
外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
以FeCl3和CH3COONa为例a．Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+H+数pH Fe3+水解率现象条件移动方向升高温度向右增降增大颜色变深(黄变红棕)通HCl 向左增降减小颜色变浅加H2O 向右增升增大颜色变浅加Mg粉向右减升增大红褐色沉淀，无色气体加NaHCO3向右减升增大红褐色沉淀，无色气体加少量NaF 向右减升增大颜色变深加少量NaOH 向右减升增大红褐色沉淀b．CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度升温降低升高升高降低升高升高加水降低升高降低升高降低升高考点3 溶液中离子浓度大小比较（1）不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。
水解与电离中三大守恒详解
⽔解与电离中三⼤守恒详解电离与⽔解电解质溶液中有关离⼦浓度的判断是近年⾼考的重要题型之⼀。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的⽔解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
⾸先，我们先来研究⼀下解决这类问题的理论基础。
⼀、电离平衡理论和⽔解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产⽣的微粒都是少量的，同时注意考虑⽔的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第⼀步电离为主；2.⽔解理论：从盐类的⽔解的特征分析：⽔解程度是微弱的（⼀般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离⼦和弱碱的阳离⼦因⽔解⽽损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离⼦和弱碱的阳离⼦的⽔解是微量的（双⽔解除外），因此⽔解⽣成的弱电解质及产⽣H+的（或OH-）也是微量，但由于⽔的电离平衡和盐类⽔解平衡的存在，所以⽔解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是⼤于⽔解产⽣的弱电解质的浓度；⑶⼀般来说“谁弱谁⽔解，谁强显谁性”，如⽔解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，⽔解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离⼦的⽔解是分步进⾏的，主要以第⼀步⽔解为主。
⼆、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离⼦的负电荷总数等于阳离⼦的正电荷总数，电荷守恒的重要应⽤是依据电荷守恒列出等式，⽐较或计算离⼦的物质的量或物质的量浓度。
如（1）在只含有A＋、M－、H ＋、OH―四种离⼦的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。
例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离⼦的种类；②弄清离⼦浓度和电荷浓度的关系。
电离平衡三大守恒
电离平衡三大守恒
化学平衡中的三种守恒
1.电荷守恒
电解质溶液中不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性。
即阴离子总数所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数2
2.物料守恒
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。
3.质子守恒
质子守恒是依据水的电离。
水的电离产生的氢离子和氢氧根离子的物质的量总是相等的。
无论在溶液中，该氢离子和氢氧根离子以什么形式存在。
其实有很多题目都是有3大守恒变得。
一质子守恒：得到的质子与失去的质子相同eg：在NaHCO3水溶液中，得质子：HCO3-得到质子变成H2CO3，H2O 得到质子形成H3O+，H3O+，其实近似于H+。
失去质子：H2O失去质子变成OH-，HCO3-失去质子变成CO32-。
综上：那么C(H+)+C(H2CO3)=C(OH-)+C(CO32-)二物料守恒：即溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。
也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
eg:在NaHCO3水溶液中，原本的Na的个数=C的个数,所以C(HCO3-)+C(H2CO3)+C(CO32-)=C(Na+)三电荷守恒定义：……eg：在NaHCO3水溶液中，C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)。
左右两边，正负电荷的电荷量相等。
第三节盐类水解拓展三大守恒及离子浓度大小比较详解演示文稿
细节决定成败
第26页，共38页。
链接高考
（07全国卷四川 ）在25℃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
AC A．c (Na+)==c(CH3COO－)+c(CH3COOH)
B．c(H+)==c(CH3COO－)+c(OH一)
第28页，共38页。
3.(02年全国)常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH ＝7，则此溶液中( )。
A．c(HCOO-)＞c(Na+) B．c(HCOO-)＜c(Na+) C．c(HCOO-)＝c(Na+) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系
第29页，共38页。
经验指导：
3.质子守恒： 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:在Na2CO3溶液中 H+、HCO3-、H2CO3为得到质 子后的产物； O为H- 失去质子后的产物
c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
此外：也可将电荷守恒和物料守恒关系式叠加应用
第14页，共38页。
第19页，共38页。
(5)强碱弱酸的酸式盐溶液：
【例5】草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，
在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的
是
( CD )
A．c(K+) +c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-) B． c(HC2O4-) + c(C2O42-) =0.1mol/L C． c(C2O42-) ＞c(H2C2O4) D． c(K+) = c(H2C2O4)+ c(HC2O4-) + c(C2O42-)
高三化学一轮复习盐类水解之三大守恒书写方法课件
2c(Na+) = 3c(CO32 － + HCO3－ + H2CO3)
3.应用
例：CH3COOH滴入NaOH溶液中，整个过程中 ① CH3COOH + NaOH ②NaAc ③ NaAc +CH3COOH 任何时刻的电荷守恒均为：
c (Na+) + c ( H+ ) = c (CH3COO– ) + c ( OH– ) 上述过程中，
①pH＜7时: c (Na+) ②pH＜7时: c (Na+) ③pH＞7时: c (Na+)
例NH4Cl溶液： 2H2O
NH4+ + H2O
H3O + + OH–
NH3 ·H2O+ H+
H3O+（H+） 为得到质子后的产物， NH3·H2O、OH– 为失去质子后的产物，
c(H+) = c(OH-) + c(NH3•H2O)
三、质子守恒
方法二，零水准法
1. 零水准(质子参考水准)的选择
2.以零水准为基准判别质子得失，绘出得失质 子示 意图 （得H+写在左边；失H+写在右边）
岂生能无尽 一如锥人土意，常,但有求四无海愧心我。心. 天以才天是 下由为于己对任事。业的热爱感而发展起来的，简直可以说天才。
水解的三大守恒知识
水解的三大守恒知识
一、电荷守恒：整个溶液不显电性
1.概念：溶液中阳离子所带的正电总数=阴离子所带的负电总数
2.注意：离子显几价其浓度前面就要乘上一个几倍的系数
3.指出：既要考虑溶质的电离，也要考虑水的电离，还要考虑盐的水解
4.类型：
二、物料守恒：也叫原子守恒
在电解质溶液中，某些离子能够发生水解或者电离，变成其它离子或分子等，这虽然可使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，因此应该始终遵循原子守恒。
1.某一种原子（团）的数目守恒:
若已知以下各电解质的浓度均为0.1mol/L
2.某两种原子（团）的比例守恒：此比例来自于化学式且与化学式一致
（三）质子守恒：
（3）弱酸弱碱盐的溶液中：
4.关系：电荷守恒式与物料守恒式相加减可得质子守恒式。
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水解与电离中三大守恒详解电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。
一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。
如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。
例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。
实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。
在Na2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)==1/2c(Na＋) ( Na＋,S2―守恒)C(HS―)+2c(S2―)+c(H)==c(OH―) (H、O原子守恒)在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。
HS―＋H2O H2S＋OH―HS―＋＋S2―H2O＋＋OH―从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；将以上两式相加，有：c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋)得出的式子被称为质子守恒3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。
现将此类题的解题方法作如下总结。
二、典型题――溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡［点击试题］0.1mol/L 的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________解析：在H2S溶液中有下列平衡：H2S H＋+HS―；HS―H＋+S2―。
已知多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H＋，因此答案应为：c(H＋)>c(HS―)>c(S2―)>c(OH―)弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子)同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题2、弱碱溶液［点击试题］室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是A. c(OH-)＞c(H+)B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)下面我们以弱酸强碱盐为例，来介绍一下能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较的解题方法3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子在CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是( )COO―)>c(OH―)>c(H＋)A、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋)B、c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―)C、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)D、c(Na＋)>c(OH―)>c(CH3解析：在CH3COONa溶液中： CH3COONa Na＋+CH3COO―，CH3COO―+H2O 3COOH+OH―；而使c(CH3COO―)降低且溶液呈现碱性，则c(Na＋)>c(CH3COO―)，c(OH―)>c(H＋)，又因一般盐的水解程度较小，则c(CH3COO―)>c(OH―),因此A选项正确。
一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子) > C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子)［点击试题］在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是______解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3==2Na＋+CO32―，CO32―+H2O3―+OH―，HCO3―+H2O H2CO3+OH―。
CO32―水解使溶液呈现碱性，则C(OH―)>C(H＋)，由于CO32―少部分水解，则C(CO32―)>C(HCO3―)，HCO3―又发生第二步水解，则C(OH―)>C(HCO3―)，第二步水解较第一步水解弱得多，则C(HCO3―)与C(OH―)相关不大，但C(H＋)比C(OH―)小得多，因此C(HCO3―) > C(H＋)。
此题的答案为：C(H＋)<C(HCO3―)<C(OH―)<C(CO32―)<C(Na＋)二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)> C(水解离子)>C(显性离子)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子)［随堂练习］在Na2S溶液中下列关系不正确的是A．c(Na+) =2c(HS－) +2c(S2－) +c(H2S)B．c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H2S)［点击试题］判断0.1mol/L 的NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系解析：因NaHCO3==Na＋+HCO3―，HCO3―+H2O H2CO3+OH―，HCO3―H＋+CO32―。
HCO3―的水解程度大于电离程度，因此溶液呈碱性，且C(OH―) > C(CO32―)。
由于少部分水解和电离，则C(Na＋)>C(HCO3―)>C(OH―)>C(H＋) > C(CO32―)。
二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子)［随堂练习］草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是（CD）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-)B．c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/LC．c(C2O42-)＞c(H2C2O4)D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)下面再让我们利用上述规律来解决一下强酸弱碱盐的问题［点击试题］在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（）A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-) D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。
下面以一元酸、一元碱和一元酸的盐为例进行分析。
1、强酸与弱碱混合［点击试题］PH=13的NH3·H2O和PH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是____________解析：PH==1的HCl，C(H＋)==0.1 mol/L ，PH=13的NH3·H2O，C(OH―)== 0.1 mol/L ，则NH3·H2O 的浓度远大于0.1 mol/L ，因此，两溶液混合时生成NH4Cl为强酸弱碱盐，氨水过量，且C(NH3·H2O)>C(NH4Cl)，则溶液的酸碱性应由氨水决定。
即NH3·H2O的电离大于NH4＋的水解，所以溶液中的离子浓度由大到小的顺序为：C(NH4＋)>C(Cl―)>C(OH―)>C(H＋)。
需要我们注意的是，强酸弱碱盐溶液中加入一定量的弱碱，解题方法与此题相同。
2、强碱与弱酸混合［点击试题］PH=X的NaOH溶液与PH=Y的CH3COOH溶液，已知X+Y=14，且Y<3。
将上述两溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是( )A、C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(OH―)>C(H＋)B、C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(H＋)>C(OH―)C、C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(OH―)>C(H＋)D、C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)解析：同上，PH==X的NaOH溶液中，C(OH―)==10-(14-X) mol/L，PH==Y 的CH3COOH 溶液中，C(H＋)==10-Y mol/L，因为X+Y==14，NaOH溶液中C(OH―)等于CH3COOH溶液中C(H＋)。