A2-与OH-，谁的浓度更低？
多元酸H2A稀溶液（实用浓度范围内，常温，电离度一般不超过10%）中各微粒的平衡浓度有
[H2A]>([H+]>)[HA-]>[A2-]
问题是该酸性溶液中[A2-]与[OH-]谁大——这或许是个吹毛求疵没什么实用意义的问题。这时定性判断不够，要有定量计算了。
按通常的近似计算，[H+]=(Ka1C)1/2，
[OH-]=KW/(Ka1C)1/2，[A2-]=Ka2，那就看KW/(Ka1C)1/2与Ka2的比较。
已知H2S，Ka1=1.0×10-7，Ka2=1.3×10-13
H2CO3，Ka1=4.2×10-7，Ka2=5.6×10-11
H2SO3，Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.3×10-8
H3PO4，Ka1=7.5×10-3，Ka2=6.3×10-8，Ka3=3.6×10-13
假定实用浓度C=0.1mol/L，将数值代入，可知在H2S和H2CO3溶液中[A2-]<[OH-]，在H2SO3和H3PO4溶液中则是[A2-]>[OH-]。简单地说，在较强的弱酸溶液中，电离较强，[A2-]>[OH-]，反之在更弱的弱酸溶液中电离更弱，[A2-]<[OH-]。
多元酸对应的正盐就是多元碱，对应微粒的平衡浓度有
[Na+]>[A2-]>[OH-]>[HA-]>[H2A]?
这个顺序对Na2CO3、Na2SO3溶液是不错的，却发现Na2S和Na3PO4的水解度奇高。水解度权且按近似计算估计，(Kb1/C)1/2=(KW/Ka2C)1/2或(KW/Ka3C)1/2，C=0.1，它们的水解度都已超过50%。故上式或应改为
[Na+]>[OH-]>[A2-]>[HA-]>[H2A]
另一个相应吹毛求疵的问题就是该碱性溶液中[H2A]与[H+]谁大。
按通常的近似计算，[OH-]=(Kb1C)1/2，[H+]=KW/(Kb1C)1/2，[H2A]=Kb2，其中二元酸盐Kb1=KW/Ka2，Kb2=KW/Ka1，这就看(KWKa2/C)1/2与KW/Ka1的比较。
仍假定盐溶液的实用浓度为0.1mol/L，可见只有在水解程度最小的Na2SO3溶液中[H+]>[H2SO3]，Na2S和Na2CO3溶液中则[H2A]>[H+]，在Na3PO4溶液中[PO43-]>[HPO42-]>[H2PO4-]>[H+]，可见一级水解越烈，OH-浓度的增幅越明显。
