高中化学问题 关于溶液中离子浓度大小的比较
在弱酸HA溶液中，为什么c（HA）＞c（H＋）＞c（A-）＞c（OH-）
在弱酸盐NaA溶液中，为什么c（Na＋）＞c（A-）＞c（OH-）＞c（HA）＞c（H＋）
请详细解释下，thankyou
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我试着讲解一下。
其实高中判断例子浓度的主要依靠 1.列离子等式 2.判断酸碱性 3.如前两步无法完全判断，列反应平衡，判断离子来源
我只举弱酸盐NaA溶液的例子，第一个比较简单，所有浓度我用中括号写。
列离子等式
有两个 首先电荷平衡 【Na+】+【H+】==【A-】+【OH-】 （注意离子带电荷数）
其次物料平衡 【Na+】=【A-】+【HA】
此处注意不要漏掉离子。
2. 判断酸碱性
在这不细说，最基本的情况是弱酸溶液酸性，弱碱碱性。弱酸强碱盐溶液呈碱性。
NaA溶液因A-水解呈碱性。【OH-】>【H+】
你把以上的三个式子综合一下，得到【Na+】>【A-】和【OH-】=【HA】+【H+】
这时有一个重要假设，必须假设 NaA的初始浓度比较大，比如0.1mol/L。如果这种盐的初始浓度太低（比如10^(-8)），那么水的电离在水中占主导地位，结论与你写的不一致。
如果 NaA的初始浓度比较大，那么水的电离影响小，主要是弱酸根A-的水解。且弱酸根水解一般来说，程度很低，比如仅有5%的A-水解产生OH-，但这样产生的OH-还是比水电离的多。因此，在浓度较大的盐溶液中，认为【OH-】和【H+】是小量，远小于未水解的A-。于是【Na+】>【Ac-】>【OH-】>【HA】
为了判断【HA】和【H+】，我们用第三步。
3. 列平衡式
为判断【HA】我们列出溶液中的平衡式，同样不重不漏：
水解 A- + H2O ==== HA + OH-
水电离 H2O ==== H+ + OH-
依照前面的假设，这两个反应，水解反应为主，水电离很少，所以【HA】> 【H+】
产生的OH-来自于这两个平衡，第一个平衡产生相等的HA 和 OH-，第二个平衡又额外产生OH-（但很少，前面已经假设过。），从这里我们同样得到OH-的总量略大于HA。【OH-】>【HA】
你可以自己写写第一个HA溶液。
第一个中为什么c（A-）＞c（OH-）A-水解产生OH-，不应该是反过来的吗
第二个这个c（A-）＞c（OH-）＞c（HA）又怎么解释
水解本身是微弱的，所以c（A-）＞c（OH-），，c（A-）＞c（OH-）＞c（HA）是肯定的
在弱酸盐NaA溶液中，为什么c（OH-）＞c（HA）＞c（H＋）溶液显碱性当然c（OH-）＞c（H＋），而A-水解常数大于水的电离常数，所以c（HA）＞c（H＋），c（OH-）是水解的加上水电离的，就最多！弱酸HA的电离常数乘以弱酸盐NaA水解常数=水的离子积=10的-14次方，两个常数都比水的大！
弱酸盐NaA中极少部分A-水解追问
第一个中为什么c（A-）＞c（OH-）A-水解产生OH-，不应该是反过来的吗
第二个这个c（A-）＞c（OH-）＞c（HA）又怎么解释
第一个c(OH-)=c(H+)-c(A-)OH-是水电离的
第二个氢氧根主要是水解产生少部分为水电离产生