高考名师预测化学试题：知识点07电解质溶液.doc

考点7 电解质溶液
【考纲解读】
(1)了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。
(2)了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
(3)了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
(4)了解水的电离，离子积常数。
(5)了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
(6)了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
(7)了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。了解常见离子的检验方法。
(8)了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
【考点透视】
一、强、弱电解质的判断方法
1．电离方面：不能全部电离，存在电离平衡，如
(1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3；
(2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱；
(3)相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反应速率比后者快；
(4)醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅；
(5)pH=1的CH3COOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。
2．水解方面
根据电解质越弱，对应离子水解能力越强
(1)CH3COONa水溶液的pH>7；
(2)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L－1 NaCl溶液大。
3．稀释方面
如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。

请体会图中的两层含义：
(1)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。
(2)稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸>盐酸。
4．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。如将醋酸加入碳酸钠溶液中，有气泡产生。说明酸性：CH3COOH>H2CO3。
5．利用元素周期律进行判断，如非金属性Cl>S>P>Si，则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对应水化物)；金属性：Na>Mg>Al，则碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
【特别提醒】证明某电解质是弱电解质时，只要说明该物质是不完全电离的，即存在电离平衡，既有离子，又有分子，就可说明为弱电解质。
二、水的电离
1. 水的电离及离子积常数
⑴水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：
H2O2+H2O2 H3O++HO2－ 简写为 H2O H++OH－ （正反应为吸热反应）其电离平衡常数：Ka =
⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]
250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2 ，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .
⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
2. 影响水的电离平衡的因素
⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。
⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H+]与[OH-]同时同等程度的增加，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
⑶能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用，使[ H+]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。
3.溶液的酸碱性和pH的关系
⑴ pH的计算： pH=-lg[H+]
⑵酸碱性和pH的关系：
在室温下，中性溶液：[H+]=[OH－]=1.0×10-7 mol· L-1, pH =7
酸性溶液： [H+]＞[OH－] , [H+]＞1.0×10-7 mol·L-1, pH ＜7
碱性溶液： [H+]＜[OH－] , [H+]＜1.0×10-7 mol·L-1, pH ＞7
⑶pH的测定方法：
①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围
②pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱
③pH计: 精确地测定溶液酸碱性强弱
4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算：
①酸混合：直接算 [ H+]，再求pH 。
②碱混合：先算[ OH-]后转化为[ H+]，再求pH 。
③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求 [H+]，再求pH；若碱过量，先求[ OH-]，再转化为[ H+]，最后求pH 。
[H+]混 =
[OH－]混 =
三、盐类水解
盐类水解的规律
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。
由此可见，盐类水解的前提条件是有弱碱的阳离子或弱酸的酸根离子，其水溶液的酸碱性由盐的类型决定，利用盐溶液的酸碱性可判断酸或碱的强弱。
(1)
盐的类型
是否水解
溶液的pH
强酸弱碱盐
水解
pH＜7
强碱弱酸盐
水解
pH＞7
强酸强碱盐
不水解
pH＝7

(2)组成盐的弱碱阳离子(M＋)能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子(A－)能水解显碱性。
M＋＋H2O

MOH＋H＋　显酸性
A－＋H2O

HA＋OH－　显碱性
(3)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性 (或酸性)越强。
盐类水解离子方程式的书写
1．注意事项
(1)一般要写可逆“

”，只有彻底水解才用“===”。
(2)难溶化合物不写沉淀符号“↓”。
(3)气体物质不写气体符号“↑”。
2．书写方法
(1)弱酸强碱盐
①一元弱酸强碱盐水解
弱酸根阴离子参与水解，生成弱酸。
例如：CH3COONa＋H2O

CH3COOH＋NaOH
离子方程式：
CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－
②多元弱酸根阴离子分步水解
由于多元弱酸的电离是分多步进行的，所以多元弱酸的酸根离子的水解也是分多步进行的，阴离子带几个电荷就要水解几步。第一步水解最易，第二步较难，第三步水解更难。
例如：Na2CO3＋H2O

NaHCO3＋NaOH
NaHCO3＋H2O

H2CO3＋NaOH
离子方程式：
CO＋H2O

HCO＋OH－
HCO＋H2O

H2CO3＋OH－
③多元弱酸的酸式强碱盐水解
例如：NaHCO3＋H2O

H2CO3＋NaOH
离子方程式：
HCO＋H2O

H2CO3＋OH－
(2)强酸弱碱盐
①一元弱碱
弱碱阳离子参与水解，生成弱碱。
②多元弱碱阳离子分步水解，但写水解离子方程式时一步完成。
例如：AlCl3＋3H2O

Al(OH)3＋3HCl
离子方程式：
Al3＋＋3H2O

Al(OH)3＋3H＋
(3)某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。可用“===”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发性物质可加“↓”、“↑”等。
例如：将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体，离子方程式为：
Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
能够发生双水解反应的离子之间不能大量共存。常见的离子间发生双水解的有：Fe3＋与CO、HCO等，Al3＋与AlO、CO、HCO、S2－、HS－等。
影响盐类水解的因素
1．内因：盐本身的性质，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。
2．外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。
(2)浓度：盐的浓度越小，水解程度越大。
(3)外加酸、碱或盐：外加酸、碱或盐能促进或抑制盐的水解。
归纳总结：上述有关因素对水解平衡的影响结果，可以具体总结成下表(以CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－为例)：
改变
条件
c(CH3COO－)
c(CH3COOH)
c(OH－)
c(H＋)
pH
水解程度
加水
减小
减小
减小
增大
减小
增大
加热
减小
增大
增大
减小
增大
增大
加NaOH(s)
增大
减小
增大
减小
增大
减小
加HCl(g)
减小
增大
减小
增大
减小
增大
加CH3COONa (s)
增大
增大
增大
减小
增大
减小
加NH4Cl(s)
减小
增大
减小
增大
减小
增大
盐类水解的应用
1．化肥的合理使用，有时要考虑盐类的水解
例如，铵态氮肥与草木灰不能混合使用，因草木灰的主要成分K2CO3水解呈碱性：CO＋H2O

HCO＋OH－，铵态氮肥中NH遇OH－逸出NH3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低。
2．用热碱去污
如用热的Na2CO3溶液去污能力较强，盐类的水解是吸热反应，升高温度，有利于Na2CO3水解，使其溶液显碱性。
3．配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解。
(1)配制强酸弱碱盐溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到相应的浓度，以抑制它们的水解，配制Fe2(SO4)3溶液时，滴几滴稀硫酸。
(2)配制强碱弱酸盐溶液时，需滴几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解，如配制Na2CO3、NaHS溶液时滴几滴NaOH溶液。
4．物质制取如制取Al2S3，不能用湿法，若用Na2S溶液和AlCl3溶液，两种盐溶液在发生的水解反应中互相促进，得不到Al2S3。制取时要采用加热铝粉和硫粉的混合物：2Al＋3SAl2S3。
5．某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解，如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO、HCO水解使溶液呈碱性，OH－与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞黏结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。
6．若一种盐的酸根和另一种盐的阳离子能发生水解相互促进反应，这两种盐相遇时，要考虑它们水解时的相互促进，如泡沫灭火器的原理：将硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液混合，Al2(SO4)3＋6NaHCO3===3Na2SO4＋2Al(OH)3↓＋6CO2↑，产生大量CO2来灭火。
7．用盐(铁盐、铝盐)作净水剂时需考虑盐类水解。例如，明矾KAl(SO4)2·12H2O净水原理：Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮的杂质生成沉淀而起到净水作用。
8．Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，产生H2。例如：将镁条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑。
9．如果溶液浓度较低，可以利用水解反应来获得纳米材料(氢氧化物可变为氧化物)。如果水解程度很大，还可用于无机化合物的制备，如制TiO2：
TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)

TiO2·xH2O＋4HCl
TiO2·xH2O焙烧,TiO2＋xH2O
离子浓度大小比较规律
1．大小比较方法
(1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液中
CO＋H2O

HCO＋OH－　HCO＋H2O

H2CO3＋OH－，所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)
(2)不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其的影响程度。如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl　②CH3COONH4　③NH4HSO4溶液中，
c(NH)由大到小的顺序是③>①>②。
(3)多元弱酸、多元弱酸盐溶液
如：H2S溶液：c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)
Na2CO3溶液：c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)＞c(H＋)。
(4)混合溶液
混合溶液中离子浓度的比较，要注意能发生反应的先反应后再比较，同时要注意混合后溶液体积的变化，一般情况下，混合液的体积等于各溶液体积之和。高考试题中在比较离子浓度的大小时，常常涉及以下两组混合溶液：
①NH4Cl～NH3·H2O(1∶1)；②CH3COOH～CH3COONa(1∶1)。一般均按电离程度大于水解程度考虑。
如：NH4Cl和NH3·H2O(等浓度)的混合溶液中，c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)，CH3COOH和CH3COONa(等浓度)的混合溶液中，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。
2．电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系

(1)微粒数守恒关系(即物料守恒)。如纯碱溶液中c(Na＋)＝2c(CO)未变化＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)；NaH2PO4溶液中c(Na＋)＝c(H2PO)未变化＝c(H2PO)＋c(HPO)＋c(PO)＋c(H3PO4)。
(2)电荷数平衡关系(即电荷守恒)。如小苏打溶液中，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)；Na2HPO4溶液中，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)
注　1 mol CO带有2 mol负电荷，所以电荷浓度应等于2c(CO)，同理PO电荷浓度等于3c(PO)。
(3)水电离的离子数平衡关系(即质子守恒)
如纯碱溶液中c(H＋)水＝c(OH－)水；c(H＋)水＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)，即c(OH－)水＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)。质子守恒也可由物料守恒和电荷守恒相加减得到。
【考题预测】
1、醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述错误的是( )
A．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)
B．0.10 mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH－)减小
C．CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D．常温下，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7
【答案】B
【解析】根据电荷守恒得c(H＋) = c(OH－)＋c(CH3COO－)，A正确；0.1 mol/LCH3COOH加水稀释，虽然电离程度增大，但根据勒夏特列原理可知c(H＋)减小，在一定温度下，c(H＋)·c(OH－) = Kw是一定值，因此c(OH－)增大，B错误；在醋酸溶液中加入醋酸钠固体，c(CH3COO－)增大，所以平衡逆向移动，C正确；由于醋酸是弱酸，现醋酸中的c(H＋)等于NaOH中的c(OH－)，当二者等体积混合后，醋酸远远过量，溶液显酸性，即pH＜7，D正确。
【命题解读】《高考考纲》明确要求：解弱电解质在水溶液中的电离平衡。弱解质的电离平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查。电离平衡的考查点是：①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；④同浓度(或同pH)强、弱电解质溶液的比较，如：c(H＋)大小，起始反应速率、中和酸(或碱)的能力、稀释后pH的变化等等。外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。
2、已知在100℃的温度下(本题涉及的溶液温度均为100℃)，水的离子积KW＝
1×10－12。下列说法正确的是 (　　)
A．0.05 mol/L的H2SO4溶液pH＝1
B．0.001 mol/L的NaOH溶液pH＝11
C．0.005 mol/L的H2SO4溶液与0.01 mol/L的NaOH溶液等体积混合，混合溶液
pH为6，溶液显酸性
D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11的NaOH溶液50 mL
【答案】A
【解析】解答本题需注意题中涉及的溶液温度为100℃，而不是25℃，此时KW＝1×10－12 。A项，c(H＋)＝0.05 mol/L×2＝0.1 mol/L，pH＝1，A项正确；B项，c(OH－)＝0.001 mol/L，c(H＋)＝＝1×10－9 mol/L，pH＝9，B项不正确；C项，H2SO4溶液中c(H＋)＝0.005 mol/L×2＝0.01 mol/L，NaOH溶液中c(OH－)＝0.01 mol/L，两溶液等体积混合后，恰好完全中和，溶液显中性，pH为6，C项不正确；D项，pH＝3的H2SO4溶液中c(H＋)＝10－3 mol/L，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝＝1×10－1 mol/L，则50 mL×10－3 mol/L＝V(NaOH)·10－1 mol/L，V(NaOH)＝0.5 mL，D项不正确。

3、关于氯化铁水解的说法错误的是（ ）
A．水解达到平衡(不饱和)时，无论加氯化铁饱和溶液还是加水稀释，平衡均向正方向移动
B．浓度为5 mol/L和0.5 mol/L的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小
C．有50℃和20℃的同浓度的FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小
D．为抑制Fe3＋水解，较好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸
【答案】C
【解析】增大FeCl3的浓度，平衡正向移动，但水解程度减小，加水稀释，平衡正向移动，水解程度增大，A、B均正确；水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大，C错误；Fe3＋水解显酸性，增大H＋浓度可抑制Fe3＋的水解，D正确。
【命题解读】《高考考纲》明确要求：了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。盐类的水解是水溶液中的离子平衡模块中的重要组成部分，在历年的高考试卷中都有体现。题型是以选择题为主，有时也会在后面的实验操作题中涉及到。本部分知识是高考热点中的热点，围绕盐类水解的类型和规律的应用试题在高考中常有涉及。考查的重点内容有：①盐类对水电离程度影响的定性判断与定量计算；②盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；③pH大小的比较；④溶液中离子浓度大小的比较等。
4、下列溶液中有关微粒的物质的量浓度关系正确的是( )
A．NaHSO3和NaHCO3的中性混合溶液中(S和C均用R表示)：
c(Na＋)＝c(HRO3－)＋2c(RO32－)
B．常温下将醋酸钠、盐酸两溶液混合后，溶液呈中性，则混合后溶液中：
c(Na+)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)
C．常温下物质的量浓度相等的①(NH4)2CO3、②(NH4)2SO4、③(NH4)2Fe(SO4)2三种溶
液中c(NH4＋)：①＜③＜②
D．等体积等物质的量浓度的NaClO(aq)与NaCl(aq)中离子总数：N前＞N后
【答案】A
【解析】选项A中混合液中的电荷守恒式为：c(H＋)+c(Na＋)＝c(OH－)+c(HRO3－)＋2c(RO32－)，在中性溶液中c(H＋)＝c(OH－)，选项A正确；选项B同样可以先写出混合溶液的电荷守恒式：c(H＋)+c(Na＋)= c(OH－)+ c(Cl－)+ c(CH3COO－)，又由于溶液呈中性即c(H＋)＝c(OH－)，因此混合溶液中应有c(Na＋)=c(Cl－) + c(CH3COO－)，根据物料守恒可得c(Na＋)=c(CH3COOH) + c(CH3COO－)，所以有c (Na＋)＞c(Cl－)=c(CH3COOH)，选项B错误；对于选项C，Fe2+离子的存在会抑制NH4+的水解，CO32－离子的存在会促进NH4+的存在，选项C错误；根据电荷守恒可知，选项D错误。
【命题解读】《高考考纲》明确要求：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 高考化学试卷几乎年年涉及。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、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度以及对这些知识的综合运用能力。
5、已知25℃时BaSO4饱和溶液中存在BaSO4(s) Ba2＋(aq)＋SO(aq)，
Ksp＝1.1025×10－10，下列有关BaSO4的溶度积和溶解平衡的叙述正确的是(　　)
A．25℃时，向c(SO)＝1.05×10－5mol/L的BaSO4溶液中，加入BaSO4固体，c(SO)增大
B．向该饱和溶液中加入Ba(NO3)2固体，则BaSO4的溶度积常数增大
C．向该饱和溶液中加入Na2SO4固体，则该溶液中c(Ba2＋)＞c(SO)
D．向该饱和溶液中加入BaCl2固体，则该溶液中c(SO)减小
【答案】D。
【解析】BaSO4的溶度积等于c(Ba2＋)和c(SO)的乘积，故饱和溶液中c(SO)＝1.05×10－5mol/L，再加入BaSO4固体不溶解，c(SO)不变，A错误；溶度积常数只与温度有关，B错误；加入Na2SO4固体，溶解平衡向左移动，c(Ba2＋)减小，C错误；加入BaCl2固体，溶解平衡向左移动，c(SO)减小，D正确。
6、已知Ag2SO4的KW 为2.0×10-3，将适量Ag2SO4固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag+和SO浓度随时间变化关系如下图（饱和Ag2SO4溶液中c(Ag+)＝0.034　mol·L-1）。若t1时刻在上述体系中加入100　mL.　0.020　mol·L-1 Na2SO4 溶液，下列示意图中，能正确表示t1时刻后Ag+和SO浓度随时间变化关系的是（ ）

【答案】B
【解析】离子的溶度积与Ksp间的关系不明确。Ag2SO4刚好为100ml的饱和溶液,因为c(Ag+)=0.034mol/L，所以c（SO42-）=0.017mol/L；当加入100ml 0.020mol/LNa2SO4溶液后，c（SO42-）=0.0185mol/L，c（Ag+）=0.017mol/L（此时Q<Ksp）。由计算可知选B。
7、常温下，用蒸馏水逐渐稀释0.1mol·L-1的氨水，下列各数值不会逐渐增大的是

【答案】 C
【解析】 对弱电解质的稀溶液来说，在加水稀释的过程中，电离生成的离子结合成弱电解质的可能性减小，其电离度增大，电离的离子个数增多，但由于溶液的体积变化大，离子浓度反而减小。
氨水中存在以下电离平衡：

【易错点点睛】 由于思维定势，弱碱溶液中仅讨论有关氢氧根离子的量，忽略了氢离子量的讨论。而碱溶液中氢离子浓度增大，似乎酸性增强，不可思议，选择了A选项。实际上氨水在稀释过程中，氢氧根离子个数增多，氢氧根浓度减小。在酸碱的稀溶液中，水的离子积不变，因此氢离子浓度增大。但氢离子浓度始终小于氢氧根离子浓度，溶液显碱性，选项A不符合本题题意要求。
选项D中的氢氧根离子浓度和氨水的浓度随着氨水稀释过程都减小，但减小的速率直观不易判断。若将其变换一下，[OH-]==c·a，

电离度增大，比值也增大，因此选项D也不符合本题题意要求。
由于氢离子浓度增大，溶液pH值只能减小，选项C为本题正确答案。
8、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，溶液中离子浓度为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】错选B或C或D，原因一等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合后溶液中恰好含有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－故选B，原因二，溶液中由电荷守衡知：c(CH3COO－)+ c(OH－) =c(Na＋)+c(H＋) ，加入适量的NaOH，可使溶液显碱性所以B正确；原因三加入适量的氨水溶液中有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＋)所以D正确。
9、下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（ ）
A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合：
c(H+) + c(M+) == c(OH-) + c(A-)
B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：
c(NaOH)＜c(CH3COONa)＜c(Na2CO3)
C．物质的量浓度相等CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：
c(CH3COO-) +2c(OH-) == 2c(H+) + c(CH3COOH)
D．0.1mol·L-1的NaHA溶液，其pH=4：c(HA-)＞c(H+)＞c(H2A)＞c(A2-)
【答案】AC。
【解析】不能熟练应用物料守衡，电荷守衡推导和变换，错选D是忽视了pH=4的条件，pH=4说明电离程度>水解程度,所以对c(H2A)和c(A2-)大小判断不准。选项A中根据电荷守恒，此关系式正确；选项B中pH相等，溶液中的c(OH－)相等，根据酸性越弱，水解越强，所以溶液中c(Na2CO3)＜c(CH3COONa)；选项C中根据电荷守恒得：c(H＋)＋c(Na＋)=c(OH－)＋c(CH3COO－)……①，由于c(CH3COOH)＝c(CH3COONa)，且它们等体积混合，由原子守恒得：2c(Na＋)=c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)……②，将①×2－②得：c(CH3COO-) +2c(OH-) == 2c(H+) + c(CH3COOH)；选项D中NaHA溶液的pH＝4，溶液呈酸性，即c(H＋)＞c(OH－)，同时也可以判断HA－以电离为主，所以离子浓度的大小顺序是：c(HA－)＞c(A2－)＞c(H＋)＞c(H2A)。
10、在25mL0.1mol∙L-1 NaOH溶液中逐滴加入0.1mol∙L-1 CH3COOH溶液，
曲线如下图所示，有关粒子浓度关系正确的是

A．在A、B间任一点，溶液中一定都有c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO－)+(OH－)
B．在B点，a＞25，且有c(Na+)=c(CH3COO－)=c(OH－)=c(H+)
C．在C点：c(CH3COO－)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH－)
D．在D点：c(CH3COO－)+c(CH3COOH)=c(Na+)
【答案】AC
【解析】错选B或D，选B因为NaOH溶液中加入CH3COOH溶液当物质量相当时恰好生成CH3COO Na，但此时溶液为中性，故只有醋酸过量即a＞25，由于电荷守衡c(Na+) +c(H+)=c(CH3COO－)+c(OH－)，又此时溶液为中性，因此c(OH－)=c(H+)，c(Na+)=c(CH3COO－)；选D因为把D点看作为溶液总体积为50ml,钠离子的量就等于溶液中醋酸存在的所有形式。

11、某酸的酸式盐NaHY在水溶液中HY-的电离度小于HY-的水解程度，有关叙述正确的是
A．常温同浓度（mol·L-1）NaOH溶液的电离度和HY-的电离度相比较前者略大于后者

C．该盐溶液中离子浓度的顺序是：[Na+]＞[HY-]＞[OH-]＞[H+]
D．该盐溶液中离子浓度的顺序是：[Na+]＞[Y2-]＞[HY-]＞[OH-]＞[H+]
【答案】 C
【解析】氢氧化钠是强电解质，其在水溶液中应是全部电离，要说电离度应是100％。而该酸的酸式根既能电离又能水解，其对应的酸（H2Y）一定是二元弱酸。弱酸的第一步电离就很弱，第二步即酸式根电离将微乎其微，相应电离度将很小、很小。选项A中的用词不当，应改为大于后者。在书写水解的离子方程式时，由于思维定势，见到反应物中有弱电解质离子和水，就认为一定发生水解反应。因此，误选了B选项。在分析离子浓度大小时，不管是弱电解质电离也好，还是弱电解质对应离子要发生水解也好，在没有其他信息给予时，其发生变化的量将远远小于平衡中剩余的量，因此[Y2-]大大小于[HY-]，所以选项D也为错误结论。

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