离子浓度大小比较技巧与方法
离子浓度大小比较
比较规律
1．不同溶液中同一离子浓度的比较
要看溶液中其他NH4Cl ， ②
CH3COONH4，③NH4HSO4溶液中，
c(NH4＋)由大到小的顺序是 ③>①>②。
2．混合溶液的比较（电解质与盐1:1混合）
在0.1 mol·L－1的NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合 溶液中，各离子浓度的大小顺序为 c(NH4 ＋ )>c(Cl －)>c(OH－)>c(H＋)。在该溶液中，NH ·H O的电离 3 2 与 NH4 ＋ 的水解互相抑制， NH3·H2O 的电离大于 NH4＋的水解作用，溶液呈现碱性，c(OH－)>c(H＋)， 同时c(NH4＋)>c(Cl－)。
答案：B
练习9、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(Cl-)=c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
答案：A
NH4Cl NH3·H2O （碱性）, NaAC HAC（酸性）;
NaCN HCN（碱性）, NaClO HClO（碱性） Na2S H2S（碱性）等价于 NaHS 溶液； Na2SO4 H2SO4（酸性）等价于 NaHSO4 溶液；
两弱规律：
1、弱电解质的电离是很微弱的，电离产生
练习10、将pH=3的盐酸和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-)
溶液中离子浓度大小的比较
2.物料守恒
原理：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。 即加入的溶质组成中存在的某些元素之间的特定比 例关系,由于水溶液中一定存在水的H、O元素,所以 物料守恒中的等式一定是非H、O元素的关系。 例：NH4Cl溶液：
得到H+
得到H
HS-
得到H+
H 2S
+
H2O
+
H3O+( H+)
即c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
方法② :利用物料守恒和电荷守恒推出
质子守恒式没有必要死记硬背，可通过前面学的 物料守恒和电荷守恒推出 。 如NaHCO3溶液 中的质子守恒： 2 + 先写出物料守恒式： c(Na ) = c(CO 3 +HCO 3 +H2CO3) 再写出电荷守恒式： 2 ＋ ＋ c(Na )+ c(H )= 2c(CO3 )+ c(HCO 3 )+ c(OH－)
如碳酸氢钠溶液(NaHCO3):溶液显碱性,所以把氢氧根离子 浓度写在左边,其次。判断出该溶液直接电离出的离子是钠离子 和碳酸氢根,而能结合氢离子或电离氢离子的是碳酸氢根。其次 以碳酸氢根为基准离子(因为碳酸氢钠直接电离产生碳酸根和钠 离子,而钠离子不电离也不水解) 。减去它电离之后的离子浓度, 加上它水解生成的离子浓度。便是： 2 c(OH-)=c(H2CO3)-c(CO 3 )+c(H+)
溶液中离子浓度大小比较及三大守恒定律讲解例题
⑵相对较强的酸与相对较弱的碱溶液混合，因碱有剩余，
所得溶液为碱性；
⑶相对较弱的酸与相对较强的碱溶液混合，因酸有剩 余，所得溶液为酸性； ⑷若弱酸、弱碱混合，则考虑两者的相对强弱，混合后 的溶液可能也为酸性，碱性或中性。
【归纳】谁弱谁过量、谁弱显谁性、同强（弱）显中性
解题方法小结：
两种(或多种)物质相混合: 先考虑这两种物质能否发生反应、反应后溶液中剩 余的物质是强电解质还是弱电解质。 如果恰好完全反应，则考虑生成的物质是什么，然 后按照只有一物质作溶质进行处理； 若溶液中同时存在能水解的盐和弱酸、弱碱，若不 特别注明则溶液通常显弱酸、弱碱的性质.
CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-) 大 于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( A B ) A．c(H+)＞c(OH-) B．c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol· L-1 C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D．c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol· L-1
1、二元的盐>一元的盐
2、水解的盐>双水解的盐 3、当溶液中存在水解的显性离子时，抑制盐的水解， 则该水解的离子浓度大
解题方法小结：
对于溶质单一型的溶液， 若溶质是弱酸或弱碱的考虑电离且电离是弱电离， 若溶质是盐考虑水解同样水解也是弱水解。 无论哪种情况都要考虑水的电离。
２．两种溶液混合后不同离子浓度的比较： 对策：①首先考虑电荷守恒；
【想一想】写出下列溶液的MBE。 1. NH4Cl溶液 Ｃ(Cl-) ＝ Ｃ(NH4+) + Ｃ(NH3· H2O)
2．Na2S溶液
C(Na+) ＝ 2[C(S2-) + C(HS-) + C(H2S)]
规律总结：离子浓度大小比较的方法
离子浓度大小比较的方法
离子浓度大小的比较，是历年高考命题的热点。
它涉及的知识点多，综合性强，需平时进行强化训练。
电解质溶液中离子浓度的相对大小的
题目，概括起来有以下几种类型：
（l）一种电解质溶液中各种离子浓度的相对大小比较；
（2）相同浓度的不同电解质溶液pH大
小比较（实质上是或的大小比较）；
（3）两种电解质溶液混合后各种离子浓度大小比较；
（4）一种电解质加入不同电解质溶液中比较溶液导电能力的大小（实际上是比较溶液中总离子浓度的大小）；
要解决离子浓度的大小问题，必须牢固地掌握以下知识点：
（l）电解质的电离；
（2）弱电解质的电离平衡；
（3）盐类的水解；
（4）溶液的导电性与离子浓度的关系；
（5）电解质间的相互反应。
其中还要掌握两个守恒关系：
（l）质量守恒（物质的量或物质的量浓度守恒）；
（2）电荷守恒（溶液中各阳离子的正电荷总量与阴离子的负电荷总量相等）。
二轮专题十 离子浓度大小比较的解题方法与途径
二轮专题十离子浓度大小比较的解题方法与途径【课堂目标】1.熟悉理解电解质溶液中离子存在的两个守恒。
2.学会常见电解质溶液中离子浓度大小比较解题的一般方法与途径。
3.借本专题着力提高高考试题中第14题中的有效得分率。
【基础梳理】【例1】下列有关物质浓度关系的描述中，正确的是A.25℃时，NaB溶液的pH=8，c(Na＋)－c(B－)=9.9×10－7mol·L－1B.25℃时，向0.1mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)＞c(NH4＋)＞c(SO42－)＞c(OH－)=c(H＋)C.0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中：c(OH－)＋2c(CO32－)=c(H＋)＋c(H2CO3)D.同温下，pH相同时，溶液物质的量浓度：c(CH3COONa)＞c(NaHCO3)＞c(C6H5ONa)＞c(Na2CO3)【变式1】在常温下，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是A.1L0.1mol·L－1(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O的溶液中：c(NH4＋)＋c(Fe2＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(SO42－)B.0.1mol·L－1 NH4HS溶液中：c(NH4＋)＜c(HS－)＋c(H2S)＋c(S2－)C.0.1mol·L－1pH为4的NaHA溶液中：c(HA－)＞c(H2A)＞c(A2－)D.等浓度的碳酸钠和碳酸氢钠溶液混合后的溶液中：2c(OH－)＋c(CO32－)=c(HCO3－)＋3c(H2CO3)＋2c(H＋)【例2】常温下，有四种溶液：下列说法不正确的是A.①稀释到原来的10倍后，pH与④相比：①＜④B.由水电离出的c(OH－)：①＞③C.②与④混合，若溶液显酸性，则所得溶液中离子浓度可能为：c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(Na＋)＞c(OH－)D.①与③混合，若溶液pH=7，则两溶液体积关系为：V(NaOH)=V(CH3COOH)【变式2】现有常温下的四份溶液：①0.01 mol/L CH3COOH；②0.01 mol/L HCl；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液。
第三课时 溶液中离子浓度大小比较
第三节盐类的水解第三课时电解质溶液中离子浓度的大小一．单一溶液中离子浓度的大小比较1.以H2CO3为例，如何判断弱酸溶液中存在微粒种类及大小碳酸是二元弱酸，溶液中存在H2O、H2CO3、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－六种微粒。
根据第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。
推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是:____________________________________________________________________________2. 以氯化铵溶液和为例，如何判断可以水解的盐溶液中离子浓度大小①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程。
电离：NH4Cl===NH＋4＋Cl－、H2O H＋＋OH－水解：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
判断溶液中存在的离子有NH＋4、Cl－、H＋、OH－。
②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是:_______________________________________________________________________________3. 以碳酸钠溶液为例，如何判断可以水解的盐溶液中离子浓度大小①分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程：电离：Na2CO3===2Na＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－水解：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－溶液中存在的离子有CO2－3、HCO－3、OH－、H＋。
②.根据多元弱酸根逐级水解，且Kh1》Kh2，可知溶液中离子浓度由大到小的顺序是:____________________________________________________________________________________4 以碳酸氢钠溶液为例，如何判断可以水解的盐溶液中离子浓度大小①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程：电离：NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－水解：HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－溶液中存在的离子有Na＋、HCO－3、CO2－3、H＋、OH－。
离子浓度大小比较讲解
（第二课时）
主讲人：严智思 黄梅国际育才高级中学
回顾复习:
溶液中离子浓度大小的比较方法：
1、注意一个“影响” 比较同一离子浓度时，要注意其他离子对该离子
浓度的影响。
2、紧抓两个“微弱” ①弱电解质的电离是微弱的，同时注意考虑水
的电离的存在。 ②弱离子的水解 一般是微弱 的。
NaHS = Na+ + HS-; 水解>电离 ，碱性
HS- H+ +S2-;
HS- +H2O
H2S +OH-;
H2O H+ + OH-
c(Na+ )>c(HS-)>c(OH-)>c(H+)>c(S2-)
3．在0.1 mol/L的Na2CO3溶液中，下列关系正确
的是( C )
A．c(Na＋)＝2c(CO32-) B．c(OH－) D．c(Na＋)<c(CO32-)＋c(HCO3-)
首先必须有正确的思路：
酸或碱溶液
考虑电离
电 单一溶液
正盐溶液
解 质
盐溶液
考虑水解
溶
酸式盐溶液 考虑水解与电离
液
（分清主次）
混合溶液
电解质溶液中离子浓度大小比较问题， 是高考的“热点”之一。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，它能有效的考查学生对强弱电解质、 电离平衡、电离程度、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。
3、明确三个“主次”
①多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，其余各步电 离为次；多元弱酸的酸根离子水解时，以第一步水解为主， 其余各步水解为次。
离子浓度大小判断
电导率在离子浓度测量中的应用
电导率测量可以用于间接测量溶液中离子的浓度。通过测量电导率的大小，可以 推断出溶液中离子的浓度。
在实际应用中，电导率测量广泛应用于水质监测、化学分析、生物医学等领域。 通过测量电导率的大小，可以了解溶液的成分和性质，进而进行相关的研究和应 用。
04
离子浓度与pH值
pH值的定义
溶剂的性质
不同溶剂对同一物质的溶解能 力不同。
压力
压力对气体的溶解度影响较大 ，但对固体和液体的溶解度影
响较小。
溶质和溶剂的浓度
在一定温度下，物质的溶解度 与其在溶剂中的浓度有关。
03
离子浓度与电导率
电导率的定义
电导率是衡量溶液传导电流能力的物 理量，通常用符号"κ"表示。
电导率的单位是西门子/米（S/m）或 西门子/厘米（S/cm）。
06
实际应用案例
工业废水处理中的离子浓度测量
工业废水处理过程中，离子浓度的测量对于废水处理效果和环境保护具有重要意义。
通过测量废水中的离子浓度，可以评估废水中污染物的含量，从而确定处理工艺和 排放标准。
离子浓度的大小还可以反映废水中重金属、酸碱度等指标，为废水处理提供科学依 据。
食品工业中的离子浓度测量
颜色变化在离子浓度测量中的应用
比色法
利用不同浓度的离子溶液呈现不 同颜色的原理，通过比色卡或分 光光度计测量特定波长光的吸光
度，从而计算离子的浓度。
指示剂法
在溶液中加入指示剂，指示剂与离 子结合后呈现不同的颜色，通过观 察颜色的变化判断离子的存在和浓 度大小。
传感器法
利用光学或电化学原理制成的传感 器，能够实时监测溶液中离子的浓 度变化，并通过电子设备显示结果。
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技巧与方法：电解质溶液中离子浓度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，它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。
首先必须有正确的思路：其次要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。
对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。
第三，要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。
有关电解质溶液中离子浓度大小比较的题，在做时首先搞清溶液状况，是单一溶液还是混合溶液，然后再根据情况分析。
1、单一溶质的溶液中离子浓度比较①多元弱酸溶液中，由于多元弱酸是分步电离（注意，电离都是微弱的）的，第一步的电离远远大于第二步，第二步远远大于第三步。
由此可判断多元弱酸溶液中离子浓度大小顺序。
例H3PO4溶液中：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)②多元弱酸的强碱正盐溶液中，要根据酸根离子的分步水解（注意，水解都是微弱的）来分析。
第一步水解程度大于第二步水解程度，依次减弱。
如Na2S溶液中：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)③多元弱酸的酸式盐溶液中：由于存在弱酸的酸式酸根离子的电离，同时还存在弱酸的酸式酸根离子的水解，因此必须搞清电离程度和水解程度的相对大小，然后判断离子浓度大小顺序。
常见的NaHCO3 NaHS,Na2HPO4溶液中酸式酸根离子的水解程度大于电离程度，溶液中c(OH-)＞c(H+)溶液显碱性，例NaHCO3中：c（Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO32-), 反例：NaHSO3,NaH2PO4溶液中弱酸根离子电离程度大于水解程度，溶液显酸性c(H+) ＞c(OH-)。
例在NaHSO3中：c（Na+）＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-).规律：①第一步水解生成的粒子浓度在[OH-]和[H+]之间，第二步水解生成的粒子浓度最小例：Na2S溶液中的各离子浓度大小的顺序：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)②不同溶液中同种离子浓度的比较：既要考虑离子在溶液中的水解因素，又要考虑其它离子的影响，是抑制还是促进，然后再判断。
例；常温下物质的量浓度相等的a.(NH4)2CO3 b. (NH4)2SO4. c.(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中c(NH4+)的大小；NH4+在水溶液中发生水解显酸性，CO32-离子水解显碱性，两离子水解相互促进，Fe2+水解显酸性与NH4+水解相互抑制，因此三溶液中c(NH4+)：c＞b＞a。
2、混合溶液中离子浓度的比较①强酸与弱碱溶液混合后溶液中离子浓度大小比较，首先要考虑混合后溶液的状况及溶液的酸碱性。
酸过量：溶液为强酸和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(H+) ＞c(OH-)呈酸性酸碱恰好完全反应：溶液为单一盐溶液，弱碱根离子水解，溶液呈酸性碱少量过量：溶液为弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(OH-)= c(H+)呈中性碱大量过量：溶液为大量弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(OH-)＞c(H+)呈碱性。
根据这几种情况可判断溶液中离子大小情况。
例：（2009年高考全国理综Ⅱ、10题）用0.10mol/L的盐酸溶液滴定0.10mol/L的氨水，滴定过程中不可能出现的结果是：（）A. c(NH4+)＞c(Cl-), c(OH-)＞c(H+)B. c(NH4+)=c(Cl-); c(OH-)= c(H+)C. c(Cl-)＞c(NH4+), c(OH-)＞c(H+)D. c(Cl-)＞c(NH4+), c(H+)＞c(OH-)〔解析〕:氨水和盐酸混合后，溶液中仅有四种离子，c(Cl-)、c(NH4+) 、c(OH-)、c(H+)。
氨水大量过量时呈现碱性时A成立，溶液中c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)；溶液呈中性时根据电荷守恒B成立；溶液恰好完全反应时溶液为NH4Cl溶液，NH4+水解使溶液呈酸性，溶液中c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)，若盐酸过量时溶液为盐酸和氯化铵的混合溶液溶液也呈酸性，D都成立；C中阴离子浓度均大于阳离子浓度，不符合电荷守恒，正确选项为C。
②强碱和弱酸溶液混合后，溶液中离子浓度的大小比较呈碱性包括两种情况；强碱和强碱弱酸盐的混合溶液及单一强碱弱酸盐溶液。
呈中性: 强碱弱酸盐和少量弱酸的混合溶液呈酸性：强碱弱酸盐和大量弱酸的混合溶液12、（上海化学试题14）．某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。
则下列描述正确的是( )A．该溶液由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合而成B．该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成C．加入适量的NaOH，溶液中离子浓度c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)D．加入适量氨水，c(CH3COO－)一定大于c(Na＋)、c(NH4+)之和[答案]：A [解析]：此题的关键应注意题中的“酸性”两个字，选项B溶液NaOH与CH3COOH 恰好完全反应，所以溶液呈碱性；选项C：根据电荷守恒：c(CH3COO－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H ＋)，推导出：在任何情况下溶液的离子关系c(CH3COO－))＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)都不能成立；选项D中加入氨水，由电荷守恒得：c(CH3COO－)＋c(OH－)=c(Na＋)＋c(NH4＋)＋c(H＋)，当溶液仍呈酸性即c(OH－)＜c(H＋)，则c(CH3COO－)＞c(NH4+)＋c(Na＋)；当溶液呈中性时，c(H＋)＝c(OH－)，则c(CH3COO－)＝c(NH4+)＋c(Na＋)；当溶液呈碱性时，c(H ＋)＜c(OH－)，则c(CH3COO－)＜c(NH4+)＋c(Na＋)，所以c(CH3COO－)不一定大于c(Na＋)、c(NH4+)之和。
3理解掌握电解质溶液中的几种守恒关系；①溶质守恒：（物料守恒）溶质在溶液中某种离子的各种存在形式总和不变。
如：在CH3COONa溶液中c(CH3COO－)+ c(CH3COOH)= c(Na＋)=c( CH3COONa)②溶剂守恒：（质子守恒）溶液中溶剂水电离的c(H＋)和c(OH－)浓度相等，如：在CH3COONa溶液中，水所电离的H＋被部分CH3COO－结合生成CH3COOH，因此：c(H＋)+ c(CH3COOH)= c(OH－)③电荷守恒：任何溶液中都呈电中性，溶液中阳离子所带的正电荷总和等于阴离子所带的负电荷总和。
在CH3COONa溶液中：c(CH3COO－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)利用好守恒关系也可以达到事半功倍的效果。
例1：（广东化学试题17）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。
下列表述正确的是A.在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO32-和OH-B.NaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)C.10 mL0.10mol•L-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c（OH-）＞c(H+)D.中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同[答案] C。
[解析] A中，生成Na2CO3溶液，CO32-会发生水解，生成H CO3-，所以A错；在.NaHCO3溶液中，电荷守恒：C(H+)+C(Na+)=C(H CO3- )+2C(CO32- )+C(OH-) ；物料守恒：C(Na+)=C(H CO3-)+ C(CO32- )+C(H2CO3) ；两式相减得：C（H+）+ C(H2CO3) = C(CO32- )+C(OH-) 所以B错误。
C中，生成NaAc，Ac-水解呈碱性，故C正确；相同pH，相同体积的HCl和HAc，因为HAc为弱酸，所以HAc的物质的量浓度大，HAc 所消耗的NaOH的物质的量多，D错。
例2：某溶液中有四种离子，H+ 、OH- 、CH3COO－、Na+，溶液中离子存在哪些关系。
〔解析〕我们按以下几种情况考虑溶液的酸碱性和离子浓度的关系：a、当溶液是单一的盐（CH3COONa）溶液并呈碱性时的情形：守恒关系：溶质守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)=c(Na＋)；溶剂守恒：c(OH－)= c(CH3COOH)＋c(H＋)，电荷守恒：c(CH3COO－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 。
b、当溶液呈中性时的情形，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相当于CH3COONa 没水解，CH3COOH没电离。
守恒关系：溶质守恒：c(CH3COO－) =c(Na＋)；溶剂守恒：c(OH－)=c(H＋)，电荷守恒：c(CH3COO－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)大小关系：c(Na＋)= c(CH3COO－)＞c(OH－)=c(H＋)c、当溶液呈酸性时的情形，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相当于CH3COONa 和CH3COOH的混合溶液呈中性的基础上又加入了醋酸溶液。
大小关系：c(CH3COO－)>c(Na＋)> c(H＋)＞c(OH－)d、强碱弱酸盐碱过量时的情形，溶质是CH3COONa和NaOH的混合情形，大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 或c(Na＋)＞c(CH3COO－)=c(OH－)＞c(H＋)或c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)。