高考化学冲刺之易错点点睛系列专题八 电离平衡及其盐类水解教师版

高考化学冲刺之易错点点睛系列专题八 电离平衡及其盐类水解教师版

‎ ‎ ‎【高考预测】‎ ‎1.外界条件对弱电解质和水电离平衡的影响及强、弱电解质的比较仍将是命题的重点。‎ ‎2.溶液pH的计算与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具(图表)进行推理等试题在高考中出现的可能性较大。‎ ‎3.溶液中离子(或溶质粒子)浓度大小比较仍是今后高考的热点。‎ ‎【知识导学】‎ 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[来源:学科网ZXXK]‎ 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[来源:学科网ZXXK]‎ 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。‎ ‎【易错点点睛】‎ ‎【1】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（ ）‎ ‎【错误分析】多数同学对溶解平衡计算较为生疏，没有解题思路，乱选。‎ ‎【答案】B ‎【易错点点睛】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)。‎ ‎【16】在25mL0.1mol∙L-1 NaOH溶液中逐滴加入0.1mol∙L-1 CH3COOH溶液，‎ 曲线如右图所示，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+)‎ ‎【错误分析】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。‎ ‎【答案】AC ‎【易错点点睛】错选B没有理解中性溶液中c(OH－)=c(H+)=10-7 mol/L远小于c Na+，错选D对图的横坐标没有理解。本质原因是对溶液中离子浓度大小比较的实质不能很好掌握。‎ A项中依据电荷守衡此关系式正确；B项中NaOH溶液中加入CH3COOH溶液当物质量相当时恰好生成CH3COONa，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－) 又中性溶液中c(OH－)=c(H+)=10-7 mol/L远小于c Na+故B项错误。C中在C点溶液为醋酸钠和醋酸的混合溶液，易直C正确；D中应为c(CH3COO－)+c(CH3COOH)=‎2c(Na+)‎ ‎【17】 pH=10的NaOH和pH=12的Ba（OH）2等体积混合后，溶液的pH值为 A．11.7 B．‎10.3 C．11.4 D．11.0‎ ‎【答案】 A ‎【解析】‎ 本题的正确解法为：‎ pH＝10[H+]＝1×10-10mol·L-1，[OH-]＝1×10-4mol·L-1‎ pH＝12[H+]＝1×10-12mol·L-1，[OH-]＝1×10-2mol·L-1‎ ‎＝50.5×10-4mol·L-1‎ ‎＝2×10-12mol·L-1‎ pH＝11.7‎ ‎【易错点点睛】（1）已知两种溶液的pH值，求混合后溶液的pH值，往往从两种酸入手。一是pH值与氢离子浓度相互换算较为简单、直观，二是计算推断与事实相符不易错。但也易形成思维定势，遇到任何两种溶液混合，先求混合液的[H+]，再求其pH值。如：两种碱溶液等体积混合，由于将氢离子视为溶质，按下式求混合液的氢离子浓度：‎ pH＝10的NaOH，其[H+]＝1×10-10mol·L-1；‎ pH＝12的Ba（OH）2，其[H+]＝1×10-12mol·L-1；‎ ‎＝50.5×10-12mol·L-1‎ 进而计算出混合液的pH值为10.3，得出错误选项B的结论。‎ 实际上碱溶液的溶质应是氢氧根离子，其浓度随溶液体积变化而变化。而碱溶液中的氢离子是由水电离生成，其浓度只随上述溶质氢氧根离子浓度变化而变化，两者乘积为水的离子积。两种碱溶液混合，其溶质也应是氢氧根离子。计算混合液的氢氧根离子浓度，再由水的离子积计算氢离子浓度，进而计算混合液的pH值。‎ ‎（2）由溶液pH值求出的氢离子浓度，是溶液中已电离的氢离子浓度，对于多元强酸来说，它应是酸的物质的量浓度和其元数的乘积。由于上述关系不清，常常误将pH值求出的氢离子浓度再与酸的元数相乘视为其氢离子浓度。因而得出错误选项C。对于多元强碱也易发生类似错误。‎ ‎【18】 常温下，在0.10mol·L-1NaX溶液中水的电离度为a1，在0.01mol·L-1HCl溶液中，水的电离度为a2。若a1/a2=108，则0.10mol·L-1NaX溶液的pH是 A．5 B．‎7 C．8 D．9 ‎ ‎【答案】D ‎ ‎【解析】 在0.10mol·L-1HCl溶液中：‎ ‎[H+]HCl==0.10mol·L-1‎ 在0.10mol·L-1NaX溶液中：‎ 由已知a1/a2=108得：[来源:Z*xx*k.Com]‎ ‎【易错点点睛】 本题错误的原因主要是知识的缺陷，不知水的浓度是多少，如何表示。通常情况下，‎1L水（‎1000克）为55.5mol，或用CH2O表示即可。另一误区是将氢氧根离子视为氢离子求pH值，得出A选项错误。‎ ‎【19】 弱酸HY溶液的pH＝3，弱酸HZ溶液的pH＝4，两者浓度相近，将两溶液等体积混合后的pH范围是 A．3.0～3.3 B．3.3～‎3.5 C．3.5～4.0 D．3.7～4.3‎ ‎【答案】 A ‎【解析】实际上题目给了一定信息，两者浓度相近，弱酸HY的氢离子浓度比弱酸HZ的氢离子浓度大10倍，由此可知HY的酸性比HZ的强很多。因此两溶液等体积混合时，可视为在弱酸HY的溶液中加入等体积的水（先将HZ溶液看作水），根据以下计算：‎ 设：弱酸HY的浓度为C，电离度为a1‎ ‎[H+]＝Ca1＝10-3mol·L-1‎ 当加入等体积水后，HY的浓度变为‎0.5C，电离度为a2（比a1稍大），‎ ‎[H+]=0.5Ca2＞0.5Ca1＝0.5×10-3mol·L-1‎ 再考虑HZ电离一定量的氢离子，因此混合溶液的氢离子浓度是比0.5×10-3mol·L-1稍大的值，其pH值小于-lg0.5×10-3（约为3.3），得出混合溶液的pH范围是：3.0～3.3。‎ ‎【易错点点睛】 求两种弱酸溶液等体积混合的pH值，应该说超出现行教材的范围。但是求其pH值范围，应该说学生的能力还是能够达到的，关键是如何处理。若简单视为3和4的平均值，将得到B，C选项的错误结论。若按下式计算：‎ pH=4～lg5.5＜3.3‎ 因此选择了A选项。其结论是对的，但推理存在问题。因为两种弱酸等体积混合时，存在着弱酸的电离平衡，不能简单地将已电离的氢离子来求混合溶液的氢离子浓度，进而求混合液的pH值。‎ ‎【20】 重水（D2O）的离子积为1.6×10-15，可以用pH一样的定义来规定pD＝-lg[D+]，以下关于pD的叙述正确的是 A．中性溶液的pD＝7.0‎ B．含0.01mol的NaOD的D2O溶液‎1L，其pD＝12.0‎ C．溶解0.01mol的DCl的D2O溶液‎1L，其pD＝2.0‎ D．在100mL0.25mol·L-1的DCl重水溶液中，加入50mL0.2mol·L-1的NaOD的重水溶液，所得溶液的pD＝1.0‎ ‎【答案】 CD ‎【解析】 在普通水的溶液中，计算碱溶液的pH值有一种简便算法。‎25℃‎时水的离子积为1×10-14，即[H+]×[OH-]=1.0×10-14，两边分别取负对数值得：‎ pH+pOH＝14‎ 所以：                               pH＝14-pOH 对于碱溶液来说，溶质为氢氧根离子，由其浓度求出相应pOH值，再求pH值，即简单又不容易出错。由于思维定势，当溶剂改为重水时，也将14减去pOD值求pD值，必然得出选项B的错误结论。同样的简便算法，对[D+]×[OD-]＝1.6×10-15两边分别取负对数值得：‎ pD＝14.8-pOD 含0.01mol的NaOD的D2O溶液‎1L，其pD＝12.8‎ 选项C，D是酸的重水溶液，由其溶质重氢离子求pD值，较为直观、简单，其结论正确为正确选项。‎ ‎【易错点点睛】 在‎25℃‎时，水的离子积为1×10-14，在中性溶液中：[H+]＝[OH-]，溶液的pH值为7。因为思维定势，只记中性溶液的pH值为7，忽略离子积因①溶剂本身性质，②温度等条件变化而变化。当溶剂改为重水时，重水（D2O）的离子积为1.6×10-15，其中性溶液pD值的解法如下：‎ 所以：[D+]＝0.4×10-7mol·L-1‎ pD＝7.4[来源:学|科|网]‎ 因此选项A是错误选项，在重水的中性溶液中，其pD值为7.4。‎ ‎【21】‎ ‎‎25°C时，pH=7的(NH4)2SO4与NH3·H2O的混合溶液中，c（NH）与c（SO）之比是 ( )‎ A.等于2∶1 B.大于 2∶‎1 C.小于2∶1 D.无法判断 ‎【答案】A ‎ ‎【解析】抓住问题的本质，因为混合溶液的pH=7，故c（H+）=c（OH-）；由电荷守恒原理有关系式：c（H+）+c（NH）=c（OH-）+‎2c（SO），故c（NH）=‎2 c（SO）。‎ ‎【易错点点睛】 不少同学认为NH3·H2O过量溶液呈碱性，继而推断出c（NH）与c（SO）之比大于2∶1。已学的知识对新学的知识产生了消极的干扰作用叫“负迁移”，有些知识从面上看来有其共同点（是产生知识迁移的前提），而其实则不然。‎ ‎【22】 在下列各溶液中，溶质阴离子的总浓度最大的是 A．100ml0.2mol·L-1K2S B．150ml0.1mol·L-1Ba（OH）2‎ C．100ml0.2mol·L-1NaCl D．50ml0.2mol·L‎-1C6H5ONa ‎【答案】 A ‎【解析】 本题的要求是找溶质阴离子总浓度最大的溶液，从表面上看4个选项中阴离子浓度相等。Ba（OH）2和NaCl在溶液中因电离，其阴离子OH-和Cl-的浓度都是0.2mol·L-1。C6H5ONa在溶液中因电离，其阴离子C6H5O-的浓度本应为0.2mol·L-1，但C6H5O-在水中要发生水解反应：‎ 好在每个C6H5O-离子水解后只生成一个OH-，所以溶液中阴离子浓度不变。K2S在溶液中因电离，其阴离子S2-的浓度本应为0.2mol·L-1，但在水溶液中S2-也要发生水解反应：‎ 每个S2-离子水解生成一个HS-阴离子和一个OH-阴离子，所以溶液中阴离子的总浓度将大于0.2mol·L-1。选项A为正确结论。‎ ‎【易错点点睛】 由于思维定势，见到溶液的体积和溶质的物质的量浓度，往往就求溶质的物质的量，进入误区得出选项B的错误结论。‎ ‎【23】 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。‎ ‎【易错点点睛】实际上反应物中有水参与，并不表示一定就是发生水解，还存在一类属于电离的变化，即水和电离产生的氢离子形成水合氢离子（又称卉离子），所以在分析这类问题时，不仅要看反应物，还得分析生成物，这样才能减少判断失误。‎ ‎【24】 常温下，某溶液中水电离出的[OH-]＝1×10-11mol·L-1，则该溶液不可能是：‎ A．NaOH溶液 B．NaHSO4溶液 C．NH4Cl溶液 D．0.001mol·L-1的CH3COOH溶液 ‎【答案】 CD ‎【解析】水电离出的氢氧根离子浓度小于1×10-7mol·L-1，说明溶液中水的电离受到电解质离子的抑制，而该电解质应是能电离生成氢离子或氢氧根离子的物质。本题备选答案C中的氯化铵属于强酸弱碱盐，其溶于水发生水解，促进水的电离，因此水电离出的氢离子和氢氧根离子浓度大于1×10-7mol·L-1，其中氢氧根离子中的大部分和铵根离子结合生成弱电解质，溶液中剩余的氢氧根离子浓度和氢离子浓度保持水的离子积。题目给出的信息是水电离出的[OH-]＝1×10-11mol·L-1，与上述分析矛盾，该选项为正确选项。‎ ‎【易错点点睛】选项D往往误认为醋酸属于酸类，其电离的氢离子抑制了水的电离，因此漏选该选项。其实选项D给了醋酸的浓度，由于醋酸是弱酸，只有微弱的电离，‎ ‎[H+]＝C·a＝‎0.001a＜1×10-3mol·L-1‎ 因此水电离出的氢氧根离子浓度应大于1×10-11mol·L-1，所以该选项也为本题正确选项。硫酸氢钠虽属于盐类，然而在中学范围内，将其视为强酸溶液（应为中强）。一定浓度的该溶液，其氢离子浓度可达到1×10-3mol·L-1，满足题目的要求。 ‎ ‎【典型习题导练】 ‎ ‎1．常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol/L，该溶液可能是(　　)‎ ‎①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ‎③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液 ‎ A．①④ B．①②‎ C．②③ D．③④‎ 解析：水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol/L，说明水电离受到抑制，溶液可能为酸溶液也可能为碱溶液，二氧化硫溶液和氢氧化钠溶液符合，氯化铵水解促进水的电离，硝酸钠为中性溶液，不影响水的电离。‎ 答案：A ‎2．下列判断正确的是(　　)‎ A．在稀氨水中加水稀释，会增大 B．若酸性HA>HB，则等物质的量浓度等体积的NaA和NaB溶液混合有关系：c(OH－)>c(A－)>c(B－)>c(H＋)‎ C．0.1 mol·L－1的一组溶液pH由大到小排列为：NaOH>Na2CO3>NaHSO4>(NH4)2SO4‎ D．分别稀释10 mL pH＝1的盐酸和醋酸至100 mL，后者pH变化大，说明醋酸是弱酸 解析：本题考查了弱电解质电离平衡的移动以及溶液酸碱性判断。氨水在稀释时会继续电离，NH的物质的量增加，NH3·H2O的物质的量减小，所以二者的比值增大；盐溶液水解的程度一般不大，故c(A－)>c(B－)>c(OH－)>c(H＋)；NaHSO4显强酸性，(NH4)2SO4水解显酸性，但酸性比较小；醋酸是弱电解质，在稀释时会继续电离，pH变化小。‎ 答案：A ‎3.pH=1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积（V）的关系如右图所示，下列说法不正确的是（ ）‎ A.A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 B.稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱 C.若a=4，则A是强酸，B是弱酸 D.若1＜a＜4,则A、B都是弱酸 解析：强酸稀释10n倍，pH要增大n个单位，故若a=4，则A为强酸，B为弱酸，C正确；若1＜a＜4,则A、B均为弱酸，D正确；稀释后A酸pH大于B酸，故A酸酸性弱，B正确；相同pH的两种酸由于电离程度不同，故物质的量浓度不同，A错。‎ 答案：A ‎4.将pH=3的盐酸a L分别与下列三种溶液混合后，溶液均呈中性：‎ ‎①1×10-3 mol·L-1的氨水b L ‎②c(OH-)=1×10-3 mol·L-1的氨水c L ‎③c(OH-)=1×10-3 mol·L-1的Ba(OH)2溶液d L 其中a,b,c,d的关系正确的是（ ）‎ A.b＞a＞d＞c B.b＞a=d＞c C.a=b＞c＞d D.c＞a=b＞d 解析：盐酸为强酸，Ba(OH)2为强碱，故a=d;①和②相比，②中氨水浓度大，故c＜b;①中氨水恰好与等体积的盐酸反应生成盐，溶液呈酸性，故b＞a；②和③相比，②中还有部分未电离的NH3·H2O,故c＜d，故b＞a=d＞c。‎ 答案：B ‎5.醋酸是一种常见的弱酸，为了证明醋酸是弱电解质，某同学开展了题为“醋酸是弱电解质的实验探究”的探究活动。该同学设计了如下方案，其中错误的是（ ）‎ A.先配制一定量的0.10 mol·L-1CH3COOH溶液，然后测溶液的pH，若pH大于1，则可证明醋酸为弱电解质 B.先配制一定量的0.01 mol·L-1和0.10 mol·L-1的CH3COOH，分别用pH计测它们的pH，若两者的pH相差小于1个单位，则可证明醋酸是弱电解质 C.先测0.10 mol·L-1CH3COOH的pH，然后将其加热至‎100 ℃‎，再测pH，如果pH变小，则可证明醋酸是弱电解质 D.配制一定量的CH3COONa溶液，测其pH，若常温下pH大于7，则可证明醋酸是弱电解质 解析：若是强酸，则0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH=1，0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH=2，CH3COONa溶液的pH=7。那么0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH＞1,0.1 mol·L-1CH3COOH与0.01 mol·L-1CH3COOH溶液的pH的差值小于1，CH3COONa溶液呈酸性均可说明CH3COOH是弱酸。C中将溶液加热至‎100 ℃‎，pH一定变小，故C不对。‎ 答案：C ‎6.甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10 mol·L-1时，甲酸中的c(H+)约为乙酸中c(H+)的3倍。现有两种浓度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10 mol·L-1的乙酸，经测定它们的pH从大到小依次为a、乙酸、b。由此可知（ ）‎ A.a的浓度必小于乙酸的浓度 B.a的浓度必大于乙酸的浓度 C.b的浓度必小于乙酸的浓度 D.b的浓度必大于乙酸的浓度[来源:学科网ZXXK]‎ 解析：由等浓度甲酸、乙酸溶液中，甲酸中c(H+)大于乙酸中c(H+)，故甲酸电离程度大于乙酸，a的pH大于乙酸，故a的浓度小于乙酸浓度。‎ 答案：A ‎7.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。右图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是（ ）‎ ‎[来源:Zxxk.Com]‎ 解析：（1）HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，NH3·H2O先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。‎ ‎（2）当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4的强电解质，所以电导率增大。‎ ‎（3）HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加NH3·H2O弱电解质，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。‎ 综上所述：答案选D。‎ ‎8．某温度下，有pH相同的H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液，在H2SO4溶液中由水电离的H＋浓度为10－a，在Al2(SO4)3溶液中由水电离的H＋浓度为10－b，则此温度下的KW为(　　)‎ A．1×10－14 B．1×10－2a C．1×10－(7＋a) D．1×10－(a＋b)‎ 解析：根据描述，H2SO4溶液中c(H＋)＝＝，H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液的pH相同，即＝10－b，可求出此温度下的KW。‎ 答案：D ‎9．将氢氧化钠稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各图示意混合溶液有关量或性质的变化趋势，其中错误的是(　　)‎ 解析：酸碱中和反应是放热反应，开始加入NaOH溶液后温度逐渐升高，恰好完全中和时，温度达到最高，再加NaOH溶液温度开始下降，故A正确；当加入NaOH溶液后，由于OH－中和了H＋，pH逐渐升高，当NaOH溶液加入量很多时，混合液中溶质以NaOH为主，因NaOH溶液的浓度基本保持不变，因此pH基本不再变化，故B正确；由于CH3COOH为弱电解质，导电能力较差，当加入NaOH溶液后生成了CH3‎ COONa，CH3COONa是弱电解质，完全电离，自由移动的离子浓度增大，导电性增强，故C正确；而D项中NaOH的浓度最终应趋于不再变化，而不会一直增大，故D不正确。‎ 答案：D ‎10．下列叙述正确的是(　　)‎ A．某醋酸溶液为pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a>b B．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7‎ C．1.0×10－3 mol/L盐酸的pH＝3.0,1.0×10－8 mol/L盐酸的pH＝8.0‎ D．若1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11‎ 解析：该题主要考查酸碱溶液的pH计算和溶液的稀释对pH的影响。A项，对酸溶液进行稀释，氢离子浓度降低，pH增大；B项，酚酞的变色范围为8.1～10，当溶液恰好无色时，溶液pH约为8.1；C项，当溶液中氢离子浓度较大时，计算时忽略水电离出的氢离子，当加入的氢离子浓度较小时，计算溶液pH时则不能忽略水电离出的氢离子，当盐酸的浓度为1.0×10－8 mol/L时，通常情况下，此时水电离出的氢离子为1.0×10－7 mol/L，此时溶液的pH小于7；D项，盐酸和氢氧化钠溶液混合后溶液显中性，则需要n(H＋)＝n(OH－)，故氢氧化钠溶液的pH为11。‎ 答案：D ‎11．已知NaHSO4在水中电离方程式为：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，某温度下，向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2。对于该溶液，下列叙述中不正确的是(　　) ‎ A．该温度下加入等体积pH＝12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好是中性 B．水电离出来的c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1‎ C．c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)‎ D．该温度高于25 ℃ ‎ 解析：本题考查了影响水电离平衡的因素以及酸碱性判断。某温度下，pH＝6的蒸馏水，KW＝1×10－12，加NaHSO4晶体测得溶液的pH为2，c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，pH＝12的NaOH溶液，c(OH－)＝1 mol·L－1，反应后的溶液呈碱性。‎ 答案：A ‎12．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＋)与c(NH)之和 ‎【解析】　A项中CH3COOH是过量的，溶液呈酸性，故合理；B项中二者恰好反应，生成的CH3COONa使溶液呈碱性；C项中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，不合题意；D项，c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)溶液的酸碱性未知，c(CH3COO－)不一定大于c(Na＋)与c(NH)之和。‎ ‎【答案】　A ‎13．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．10 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH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＋)‎ B．NaHCO3溶液中：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)‎ C．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CO和OH－‎ 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[来源:Zxxk.Com]‎ ‎【解析】　B项根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，及物料守恒：c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)，可导出：c(OH－)＝c(H＋)＋c(H2CO3)－c(CO)；C项，阴离子还有CO水解生成的HCO；D项等体积等pH时，CH3COOH物质的量多，消耗NaOH多。‎ ‎【答案】　A ‎14．下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是(　　)‎ A．0.1 mol·L－1Na2CO3溶液：c(OH－)＝c(HCO)＋c(H＋)＋2c(H2CO3)‎ B．0.1 mol·L－1NH4Cl溶液：c(NH)＝c(Cl－)‎ C．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)‎ D．向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH＝5的混合溶液：c(Na＋)＝c(NO)‎ ‎【解析】　B项中NH水解，使c(NH)c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。‎ ‎【答案】　AD ‎15．在25 ℃时，将pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是(　　)‎ A．c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)‎ B．c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)‎ C．c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)‎ D．c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)‎ ‎【解析】　pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝10－3mol·L－1，pH＝3的CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1。将其等体积混合，已电离的CH3COOH的H＋与NaOH反应后，CH3COOH电离平衡向正向移动，使溶液呈现酸性。溶液中存在如下离子关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，且c(H＋)>c(OH－)。共同推导出c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。‎ ‎【答案】　D ‎16.健康人血液的pH维持在一定的范围内变化，这是因为血液中存在如下平衡：H2CO3+H+，医学上称之为血液的酸碱平衡。试解答下列问题：‎ ‎（1）写出上述可逆反应达到化学平衡状态时的平衡常数的表达式：______________。‎ ‎（2）蚊虫、蚂蚁等昆虫叮咬人时常向人体血液内注入一种称之为蚁酸（主要成分是HCOOH）的有机酸，HCOOH同CH3COOH一样是一种有机酸，写出HCOOH在溶液中电离的方程式： 。‎ ‎（3）当人受到叮咬时，皮肤上常起小疱，这是因为人体血液中酸碱平衡被破坏所致。若不治疗，过一段时间小疱也会自行痊愈，这是由于血液中又恢复了原先的酸碱平衡，试用平衡移动的原理解释上述事实。‎ 答案：（1）‎ ‎ (2)HCOOHH++HCOO-‎ ‎(3)血液中存在H2CO3+H+,叮咬时增大H+浓度，平衡逆向移动，有CO2生成，故起小疱，随H+浓度下降，平衡又正向移动，小疱消失。‎ ‎17.常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表：‎ 实验编号 HA物质的量浓度（mol·L-1）‎ NaOH物质的量浓度（mol·L-1）‎ 混合溶液的pH 甲 ‎0.2‎ ‎0.2‎ pH=a 乙 c1‎ ‎0.2‎ pH=7‎ 丙 ‎0.1‎ ‎0.1‎ pH＞7‎ 丁 ‎0.1‎ ‎0.1‎ pH=9‎ 请回答下列问题：‎ ‎（1）不考虑其他组的实验结果，单从甲组情况分析，如何用a（混合溶液的pH）来说明HA是强酸还是弱酸？_________________。‎ ‎（2）不考虑其他组的实验结果，单从乙组情况分析，c1是否一定等于0.2？（填“是”或“否”）。混合溶液中离子浓度c(A-)与c(Na+)的大小关系是___________。‎ A.前者大 B.后者大 C.二者相等 D.无法判断 ‎（3）从丙组实验结果分析，HA是酸___________（填“强”或“弱”）。该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是___________。‎ ‎(4)丁组实验所得混合溶液中由水电离出的c(OH-)=___________ mol·L-1。写出该混合溶液中下列算式的精确结果（不能作近似计算，回答准确值，结果不一定要化简）。c(Na+)-c(A-)=___________ mol·L-1。‎ 解析：（1）甲组中两溶液恰好完全反应生成NaA，若溶液呈碱性，则HA为弱酸。‎ ‎（2）否，若HA为强酸c1=0.2，若为弱酸c1＞0.2，由电荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(A-)知c(A-)=c(Na+)。‎ ‎（3）弱酸，溶液为NaA溶液，A-发生水解，溶液呈碱性，故离子浓度大小关系为c(Na+)＞c(A-)＞c(OH-)＞c(H+)。‎ ‎（4）丁溶液为NaA溶液，pH=9，c(H+)=10-9 mol·L-1,c(OH-)=10-5 mol·L-1,水电离出的OH-浓度为10-5 mol·L-1。由电荷守恒知c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=(‎10-5-10‎-9) mol·L-1。‎ 答案：（1）若a＞7，则HA为弱酸；若a=7，则HA为强酸 ‎ ‎（2）否 C ‎ ‎（3）弱 c(Na+)＞c(A-)＞c(OH-)＞c(H+) (4)10-5 （‎10-5-10‎-9）‎ ‎18．已知：A酸的溶液pH＝a，B碱的溶液pH＝b。‎ ‎(1)若A为盐酸，B为氢氧化钡，且a＋b ‎＝14，两者等体积混合，溶液的pH＝________。酸碱按体积比为1∶10混合后溶液显中性，则a＋b＝________。‎ ‎(2)若A为醋酸，B为氢氧化钠，且a＝4，b＝12，那么A溶液中水电离出的氢离子浓度为________mol·L－1，B溶液中水电离出的氢离子浓度为________mol·L－1。 ‎ ‎(3)若A为醋酸，B为氢氧化钠，且a＋b＝14，用体积为VA的醋酸和体积为VB的氢氧化钠溶液混合后，溶液显中性，则其体积关系VA________VB，混合后溶液中的离子浓度关系为c(Na＋)________c(CH3COO－)。‎ ‎(4)若A的化学式为HR，B的化学式为MOH，且a＋b＝14，两者等体积混合后溶液显碱性。则混合溶液中必定有一种离子能发生水解，该水解反应的离子方程式为__________。‎ 解析：根据题意，A酸中c(H＋)＝10－a，B碱中c(OH－)＝10b－14，酸碱发生中和反应呈中性时，n(H＋)＝n(OH－)，有VA×10－a＝VB×10b－14，VA∶VB＝10a＋b－14，若a＋b＝14，则VA＝VB，若a＋b>14，则VA>VB，若a＋b<14，则VA

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