3.3.3盐溶液三大守恒、浓度比较 课件-2025-2026学年高二上学期化学苏教版选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节 盐类的水解 溶液微粒关系 强碱弱酸盐水解A-＋H2O ⇌ HA＋OH-的平衡常数（Kh）的表达式。 一、影响盐类水解的因素 c(HA)·c(OH-) c(A-) ＝ ·c(H+) ·c(H+) Kw Ka ＝ 强酸弱碱盐M++ H2O ⇌ MOH + H+平衡常数（Kh）的表达式： 越弱越水解 Kh只受温度影响，因水解吸热，故它随温度的升高而增大 越热越水解 纯液体H2O、沉淀Fe(OH)3 不带入表达式 强碱弱酸盐水解，生成的弱酸越弱，即Ka越小，水解程度越大。 强酸弱碱盐水解，生成的弱碱越弱，即Kb越小，水解程度越大。 Kw Ka Kw Kb 正盐离子比其对应酸式盐离子的水解程度大。 一、影响盐类水解的因素 H2CO3的电离常数Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11 Kh1≫Kh2 Kw 1/Ka2 Kw 1/Ka1 酸式盐 (NaHA) 的酸碱性 看电离和水解程度 ①强酸的酸式盐只有电离而无水解，则呈酸性(如NaHSO4) ②弱酸的酸式盐既有电离又有水解，取决于两者相对大小 电离：HA- ⇌ H+ + A2- Ka2（显酸性） 水解：HA- + H2O ⇌ H2A + OH- Kh2= （显碱性） 电离＞水解，呈酸性：如NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4 电离＜水解，呈碱性：如NaHCO3、NaHS、 Na2HPO4 新知探究 任务三 盐类的水解 H2CO3的电离常数Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11 HCO3- ⇌H+ + CO32- 一、电荷守恒 (1)含义：电解质溶液呈电中性，溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，即电荷守恒。 (2)写法： (3)应用：Na2CO3溶液中阳离子为Na＋、H＋、 阴离子为 、 OH－、， 根据电荷守恒有 n(Na＋)＋n(H＋)＝) c(Na＋)＋c(H＋)＝)。 正电荷总量=负电荷总量 （1）Na2SO4溶液 c( Na+ ) + c ( H+ ) = 2c ( SO42– ) + c ( OH– ) （2）NaHCO3溶液 c (Na+) + c (H+) ＝ c (OH－) ＋ c (HCO3－)＋2 c (CO32－) 练习: 写出下列溶液中的电荷守恒 做题关键: ①准确判断溶液中离子的种类；②电荷做系数。（只与离子种类有关） 正电荷总量=负电荷总量 特征：中性溶液c ( H+ )=c ( OH– ),列电荷守恒，可约 无分子、全是离子 2、物料守恒（元素守恒） 电解质中，某种核心原子的总浓度等于它的各种存在形态的浓度之和。仍满足投料配比关系 例如：Na2S溶液中 c(Na＋)＝2[c(S2-)＋c(HS-)＋c(H2S)]。 （注意：不找“H”和“O”） n(Na)＝2n(S) Na:S=2:1 类比： 各小段材料+锯木屑=原来的木料 “大卸八块”后， 物料守恒 一段木头, 水解/电离 （1）Na2CO3溶液 练习: 写出下列溶液中的物料守恒 因为 c (Na) : c (C) ＝2 : 1 c (Na+ ) = 2 c (C ) C在溶液中的存在形式有CO32–、 HCO3–、 H2CO3 c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ] （2）NH4Cl溶液 （3）CH3COONa溶液 c (Cl –) = c (NH4+) + c (NH3·H2O) c(Na+)= c (CH3COO－) + c (CH3COOH) c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) NaHCO3溶液中：n(Na+)：n(C)＝1：1，推出： 3.质子（H+）守恒 如：Na2CO3 溶液中 CO32- H2O 得到1个H+ H3O+ (H+) 得到1个H+ 得到2个H+ HCO3- 2 H2CO3 OH- 失去1个H+ 即：c(OH–) = c(H+) + c(HCO3–) + 2c(H2CO3) 得到质子的产物 失去质子的产物 水失去质子H+的总数 = 得到的质子H+总数 切入点：找出质子(H+)的所有来源与去向 ① 定基准物（能得、失H+）: CO32- 、 H2O ② 写出基准物得质子和失质子的产物 ③ 写出质子守恒关系式（得、失质子数相等） ④ 检查：电荷守恒式 - 物料守恒式 = 质子守恒式 ③ 写出质子守恒关系式（得、失质子数相等） 以Na2CO3溶液中质子守恒为例： ① 定基准物（能得、失H+的分子或离子）: CO32- 、 H2O ② 写出基准物得质子和失质子的产物 CO32- H2O 得质子 失质子 得1H+ HCO3- 得2H+ H2CO3 得1H+ H+ 失1H+ OH- c（OH-)=c（H+）+ c（HCO3-）+ 2c（H2CO3） ④ 检查：电荷守恒式 - 物料守恒式 = 质子守恒式 ③ 写出质子守恒关系式（得、失质子数相等） 以Na2CO3溶液中质子守恒为例： ① 定基准物（能得、失H+的分子或离子）: CO32- 、 H2O ② 写出基准物得质子和失质子的产物 CO32- H2O 得质子 失质子 得1H+ HCO3- 得2H+ H2CO3 得1H+ H+ 失1H+ OH- c（OH-)=c（H+）+ c（HCO3-）+ 2c（H2CO3） ④ 检查：电荷守恒式 - 物料守恒式 = 质子守恒式 NH3·H2O OH- + NH4+ （微弱） H2O OH- + H+ （更微弱） 1、单一溶质（酸、碱、盐）溶液： c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+) >> > > （1）一元弱碱溶液，如： NH3 · H2O 溶液中： 二、利用电离、水解平衡理论比较溶液中离子浓度的大小 数量级：先溶质，再排酸碱性，后电离/水解产物、最后隐性粒子。 【模型】：分子>显性离子>__________>隐性离子 电离产物 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒非常少，还要考虑水的电离 溶质 电离 如CH3COOH溶液中， c(CH3COOH)>>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–) >> > > > （2） 多元弱酸溶液，电离是分步，主要决定第一步 弱酸电离程度小，离子浓度远远小于弱电解质分子浓度。 如：H2S溶液中：H2S溶质大量 H2S H+ + HS– （微弱） HS– H+ + S2– （更微弱） H2O OH– + H+ （极微弱） 【模型】：分子>显性离子>__________>隐性离子 电离产物 2 水解理论 ①离子的水解损失是微量的(相互促进的水解除外)，但由于水的电离，水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解生成的弱电解质的浓度。 如NH4Cl溶液中： c(Cl－)>c(NH4＋)>>c(H＋)>c(NH3·H2O)>c(OH－) 一、溶液中粒子浓度大小的比较理论依据 “有的”>“没有的” 有的 没的 【模型】：溶质离子>显性离子>__________>隐性离子 水解产物 2 水解理论 c(CO32－)>>c(HCO3－)>c(H2CO3)。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。 如Na2CO3溶液中： “有的”>“没有的” 溶质 水解 c(Na＋)>c(CO32－)>>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)>c(H＋)。 【模型】：溶质离子>显性离子>__________>隐性离子 水解产物 Na2CO3 = 2Na+ + CO32- （完全电离） CO32- + H2O HCO3- + OH- （很微弱） HCO3- + H2O H2CO3 + OH- （更微弱） H2O H+ + OH- 最微弱 ④、单一溶液——弱酸酸式盐溶液 例:NaHCO3溶液 HCO3- + H2O H2CO3 + OH- （水解很微弱） H2O H++OH- （最微弱） NaHCO3 = Na+ + HCO3- （完全电离） HCO3- CO32- + H+ （电离更微弱） c(Na+) c(HCO3-) c(OH-) c(H+) c(CO32-) c(H2CO3) c(CO32-) > > > > 水解 > 电离 碱性 > HSO3- SO32- + H+ （很微弱） HSO3- + H2O H2SO3 + OH- （更微弱） ④、单一溶液——弱酸酸式盐溶液 > 例：NaHSO3溶液 酸性 H2O H++OH- （最微弱） NaHSO3 = Na+ + HSO3- （完全电离） c(Na+) c(HSO3-) c(H+) c(SO32-) c(OH-) > > > > 电离 > 水解 c(SO32-) c(H2SO3) > 2.沉淀溶解平衡图像模型 向右c浓度增大 向 上 c 增 大 c点，增加Ag+浓度，沿着曲线向上运动； c点，增加Br- 浓度，沿着曲线向下运动 a点，加入AgNO3固体，向c运动； a点，加入KBr,向右运动； a点，未饱和，蒸发水分，向右上运动。 曲线上的点（c）代表处于沉淀溶解平衡状态，Qc=Ksp 曲线上方区域（b）代表过饱和，Qc>Ksp,有沉淀生成； 曲线下方区域（a）代表不饱和，Qc<Ksp,无沉淀生成； 各个点的运动变化方式 饱和后在 线上滑动 不饱和时，努力向线上运动 AgBr(s） Ag+(aq)+Br-(aq） Ksp(AgBr) = c(Ag+)·c(Br-) = 常数 (1) 阳离子~阴离子单曲线图 一、沉淀溶解平衡简单图像分析 释·要点精讲 2.沉淀溶解平衡图像模型 (2)阴阳离子浓度~温度双曲线图 一、沉淀溶解平衡简单图像分析 向 上 c 增 大 若同溶质I,II温度不同， 一般I为较高温度，II为较低温度 若I,II代表两种溶质， 则II的Ksp小，I的Ksp大。 温度高低和Ksp大小的判断 XS(s） X2+(aq)+S2-(aq） Ksp(XS) = c(X2+)·c(S2-) = 常数 向右离子浓度增大 释·要点精讲 一、沉淀溶解平衡简单图像分析 2.沉淀溶解平衡图像模型 (3)负对数[－lgc(M＋)~－lg c(R－)]曲线 方法- 规律- 技巧 ①pc = -lgc， c = 10-pc 负对数越大，浓度c越小； 横坐标越大，c(CO32－)越小 ②直线上各点的意义：直线上的点为饱和溶液；直线上方为不饱和溶液；直线下方为过饱和溶液，有沉淀生成 ③计算Ksp：由曲线上面给定数据可以计算出相应的Ksp ④比较Ksp大小：Ksp(MgCO3)>Ksp(CaCO3)>Ksp(MnCO3) 纵 坐 标 越 小，c (M2+)越 大 释·要点精讲 一、沉淀溶解平衡简单图像分析 C 【典例5】 [2023·全国甲卷] 下图为Fe(OH)3、Al(OH)3和Cu(OH)2在水中达沉淀溶解平衡时的pM-pH关系图(pM=-lg [c(M)/(mol·L-1)];c(M)≤10-5 mol·L-1可认为M离子沉淀完全)。下列叙述正确的是 (　 ) A.由a点可求得Ksp[Fe(OH)3]=10-8.5 B.pH=4时Al(OH)3的溶解度为 mol·L-1 C.浓度均为0.01 mol·L-1的Al3+和Fe3+可通过 分步沉淀进行分离 D.Al3+、Cu2+混合溶液中c(Cu2+)=0.2 mol·L-1时二者不会同时沉淀 根据a点pH=2和pM=2.5,可知c(Fe3+)=10-2.5 mol·L-1, c(OH-)=10-12 mol·L-1,则 Ksp[Fe(OH)3]=10-2.5×(10-12)3=10-38.5 pM=3,c(Al3+)=10-3 mol·L-1 即pH=3时Fe3+已沉淀完全,而pH=3时0.01 mol·L-1的Al3+(pM=2)还没有沉淀 c(Al3+)=10-5 mol·L-1时pH下 0.1 mol·L-1的Cu2+已开始沉淀, 由横纵坐标计算Ksp 判断完全沉淀、开始沉淀pH 究·典例精析 二、物料守恒【非氢氧元素守恒】 (1)含义：在电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，某种元素的存在形式可能不同，但元素种类、每种元素的原子总数、不同元素之间原子数目之比都是保持不变的，称为物料守恒。 (2)写法：找到电解质溶液中的某元素或原子团去向，乘个数，列等式； (3)应用： 如Na2S溶液中，钠原子与硫原子个数比为2:1；即Na = 2S 钠元素只以Na＋ 形式存在、硫元素以H2S、 S2－、 HS－形式存在，列式： 物料守恒：c(Na＋)＝2[c(H2S)＋c(S2－)＋c(HS－)] 符合比例关系 2.物料守恒 切入点：找出弱离子某变化元素的所有存在形式 也叫原子守恒或元素守恒，指某些原子满足物质原来的配比关系 类比： 各小段材料+锯木屑=原来的木料 “大卸八块”后， 物料守恒 一段木头, 2 物料守恒（元素、原子守恒） 电解质溶液中由于电离或水解因素，离子存在形式会发生变化，某种 原子的总浓度等于它的各种存在形态的浓度之和。仍符合配比关系 例：0.1mol/L Na2CO3溶液中的物料守衡 即：某一元素的原始量等于该元素在溶液中各种存在形式的量之和。 口诀： ①不同原子写两边；②存在形式要找全；③角标交叉为系数。 c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ] c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) NaHCO3溶液中：n(Na+)：n(C)＝1：1，推出： 三、质子守恒 (1)含义：质子守恒一般指由水电离出的H＋和OH－是相等的； (2)写法：H2O电离出的H＋或OH－由于被其它离子结合而有多种存在形式。 书写时务必弄清H＋或OH－的去向。 (3)应用： 质子守恒：c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3) 如Na2CO3溶液中，碳酸氢钠电离出的碳酸根发生两步水解，结合了水电离出的氢离子， 形成HCO3-时，碳酸根结合一个氢离子，形成H2CO3时，碳酸根结合两个氢离子 水的H＋=水的OH- 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,务必弄清弱离子电离和水解产物。 例如在NaHCO3溶液中： H+、H2CO3为得到质子后的产物；（水解得H+) OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)+c(CO32-)。(电离失去H+) 书写方法 三大守恒 名称 别称诠释 适合对象 等式特点 电荷守恒 溶液电中性 任何电解质溶液 阴阳离子两边写 带几个电荷就配几 无分子 元素守恒 物料守恒 发生水解的盐或弱酸弱碱 等式一边是某元素的所有存在微粒浓度， 另一边是具体浓度或另一元素离子浓度 有分子 质子守恒 由水电离出氢离子与氢氧根浓度永远相等 发生水解的盐溶液 等式一边是c(H+)和弱酸阴离子水解产物，另一边是c(OH-)和（弱酸电离产物） 有分子、无强离子 （3）单一溶液(盐溶液） ① 强酸强碱的正盐溶液，如NaCl溶液 ② 一元弱酸的正盐溶液，如CH3COONa溶液 CH3COONa = CH3COO- + Na+ H2O H+ + OH- CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 水解很微弱 最微弱 完全电离（溶质离子） 因水解程度很小，故水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。 ③多元弱酸正盐水解是分步进行的，主要由第一步决定。 Na2CO3 = 2Na+ + CO32- （完全电离） CO32- + H2O HCO3- + OH- （很微弱） HCO3- + H2O H2CO3 + OH- （更微弱） （3）单一溶液(盐溶液） H2O H+ + OH- 最微弱 如：Na2CO3 溶液中： c(Na+) c(CO32-) c(OH-) c(HCO3-) c(H+) > > > > 分别写出NaHCO3溶液中三个守恒关系式 ①电荷守恒： ②物料守恒： ③质子守恒： c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) c(CO32-)+ c(OH-)＝c(H+)+c(H2CO3) ③也可以由①-②得 结论：质子守恒可将电荷守恒和物料守恒关系式叠加得到 （1） Na2S 溶液 练习: 写出下列溶液中的质子守恒 （2） CH3COONa溶液 c(HS- ）+c(H+) +2c(H2S)=c(OH-) c（ CH3COOH ）+c(H+)=c(OH-) 通过联立电荷守恒和元素守恒，得到质子守恒 电荷守恒 元素守恒 联立，消去Na+得 NaClO溶液中 c(Na+) = c(ClO-) + c(HClO) c(H+) + c(HClO) = c(OH-) 离子浓度大小比较 做题关键：写出所有电离方程式根据各物质电离程度的大小比较 H2S溶液 H2O⇌ H++ OH– H2S ⇌ HS– + H+ HS– ⇌ H++S2– c (H2S)> c (H+) > c (HS–) > c (S2–) > c (OH–) 粒子浓度大小关系 举个例子 方程式不写弱中弱 氯化铵溶液中： (1)电荷守恒：_______________________________； (2)元素质量守恒：___________________________； (3)质子守恒：__________________________。 0.1 mol·L－1氯化铵和0.1 mol·L－1氨水混合溶液中： (1)电荷守恒：______________________________； (2)元素质量守恒：_____________________________； (3)质子守恒：_____________________________________。 一、基本知识点： 两个微弱： ①弱电解质的电离是微弱的②盐类的水解是微弱的 三个守衡： ①物料守恒、②电荷守恒、③质子守恒 二、常见类型 ①单一溶质溶液离子浓度比较、 ②混合溶液中离子浓度比较、 ③不同溶液中同一离子浓度比较 做题关键：写出所有电离方程式根据各物质电离程度的大小比较 1.电离理论 ① 弱电解质的电离是微弱的，水的电离是不能忽略的。 NH3 · H2O 溶液中： c (NH3 · H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) ② 多元弱酸分步电离，第一步起决定作用。 H2S溶液中： c (H2S) ＞ c (H+) ＞ c (HS–) ＞ c (S2–) ＞ c (OH–) 2.水解理论 ① 弱离子水解被损耗。 KAl(SO4)2溶液中： c (K+) ＞ c (Al3+) ② 水解程度微弱。 NH4Cl溶液中： c (Cl–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) ＞ c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ③ 多元弱酸分步水解，第一步起决定作用。 Na2CO3 溶液中： c (CO3–) ＞ c (HCO3–) ＞ c (H2CO3) 单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。 三大守恒 电荷守恒 物料守恒 质子守恒 正电荷总量=负电荷总量 溶液中的某元素的质量守恒 水电离的H+与OH-数目相等 写过电离水解方程式后，再结合三大守恒，正确排序 一、单一溶液中离子浓度比较 1.弱电解质 ① 弱酸溶液 弱酸分子＞H+＞弱酸根＞OH- H2CO3 溶液： HClO溶液： c(H2CO3)>c(H+)>c(HC)>c(C)>c(OH-) c(HClO)>c(H+)>c(ClO-)>c(OH-) 1.弱电解质溶液 ② 弱碱溶液 弱碱分子＞OH-＞弱碱根＞ H+ NH3·H2O溶液： c(NH3·H2O)> c(OH-) >c(NH4+)>c(H+) 41 2.正盐溶液 ① 强酸强碱盐溶液 盐电离产生的离子＞显性离子＞弱分子或弱根离子＞ 其他 Na2SO4溶液： c(Na+)>c(SO42-) >c(H+)=c(OH-) 42 2.正盐溶液 ②强酸弱碱盐溶液 盐电离产生的离子＞显性离子＞产生的弱分子或弱根离子＞ 其他 NH4Cl溶液： c(Cl-)>c(N)>c(H+)>c(OH-) 43 2.正盐溶液 ③ 强碱弱酸盐溶液 盐电离产生的离子＞显性离子＞产生的弱分子或弱根离子＞ 其他 例1： CH3COONa溶液 例2：Na2CO3 溶液 例3：Na2S溶液 c(Na+)>c(C)>c(OH-)>c(HC)>c(H+) c(Na+)>c()>c(OH-)>c(H)>c(H+) c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(CH3COOH)>c(H+) 44 2.正盐溶液 ④ 弱酸酸式盐溶液 盐电离产生的离子＞显性离子＞显性离子产生的弱分子或弱根离子＞ 其他 NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等，电离程度＞水解程度，溶液呈酸性 NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等，电离程度＜水解程度，溶液呈碱性 45 2.正盐溶液 ④ 弱酸酸式盐溶液 盐电离产生的离子＞显性离子＞产生的弱分子或弱根离子＞ 其他 例: NaHCO3溶液 c(Na+)>c(HC)>c(OH-)>c(H+)>c(C) 46 2. 将各10mL0.1mol/L的氨水和盐酸混合后, 溶液中各粒子物质的量浓度关系不正确的是 ( ) A. C(Cl-) + C(OH-) = C(NH4+) + C(H+) B. C(Cl-) > C(NH4+) > C(H+) > C(OH-) C. C(NH4+) + C(NH3.H2O) + C (NH3) = 0.1mol/L D. C(H+) = C(OH-) + 2C (NH3.H2O) CD 1.两种物质恰好完全反应 二、混合溶液中离子浓度的比较 47 2.两种物质反应，其中一种有剩余： a、酸与碱反应型 将0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是 c(HCN)<c(CN－) c(Na＋)>c(CN－) C. c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－) D. c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol·L－1 BD 48 b、盐与碱(酸)反应型 3.将0.1mol·L-1 醋酸钠溶液20mL与0.1mol·L-1盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子浓度关系正确的是( ) A．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞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(CH3COO-)＋c(Cl-)＋c(OH-) BD 49 1.电离大于水解类型（酸性） ①NaHSO3 ②等物质的量浓度 NH4Cl 与NH3.H2O 的混合溶液 ③等物质的量浓度 CH3COOH 与 CH3COONa的混合溶液 2.水解大于电离类型（碱性） ①NaHCO3 ②等浓度的HCN与NaCN的混合溶液 混合溶液中各离子浓度的比较要判断真实的溶质综合分析水解因素、电离因素。 (1)如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NH4(＋)的水解程度。 则c(NH4＋))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 (2)又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度， 则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。 Kh＝＝＝ Kh＝ CO＋H2O⇌HCO＋OH－ Kh1 Kh1＝＝＝ HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－ Kh2 Kh2＝＝＝ 即n(Na＋)＝2c(S2-)，S2-在水中部分会水解成HS-、H2S，共三种含硫元素的存在形式。 $