電離平衡【易錯分析】強電解質(zhì)在水溶液中能夠全部電離，而弱電解質(zhì)在水溶液中只有部分電離。和化學平衡一樣，在弱電解質(zhì)溶液里，也存在著電離平衡，水溶液中的離子平衡內(nèi)容事實上是應用化學平衡理論，探討水溶液中離子間的相互作用，內(nèi)容比較豐富。肯定條件（溫度、濃度）下，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)，簡稱電離平衡。強弱電解質(zhì)理論,特殊是弱電解質(zhì)的電離平衡是學習電解質(zhì)溶液的重要基礎(chǔ)。【錯題訂正】例題1、在氨水中存在下列電離平衡:NH3·H2ONH4++OH-,下列狀況①加入NH4Cl固體②加入NaOH溶液③通入HCl氣體④加入CH3COOH溶液⑤加水⑥加壓A.①③⑤ B.①④⑥C.③④⑤ D.①②④【解析】①加入NH4Cl固體相當于加入NH4+,平衡左移;②加入OH-,平衡左移;③通入HCl氣體,相當于加入H+,中和OH-,平衡右移;④加入CH3COOH溶液,相當于加入H+,中和OH-,平衡右移;⑤加水稀釋,溶液越稀越電離,平衡右移;⑥對無氣體【答案】C例題2、已知25℃時,H2A(酸):K1=4.3×10-7,K2=2.1×10-12;H2B(酸):K1=1.0×10-7,K2=6.3×10-13。試比較濃度相同的兩種溶液中各種微粒的大小：(1)H+的濃度:H2A(填“>”“<”或“=”,下同)H2B。

(2)酸根離子的濃度:c(A2-)c(B2-)。

(3)酸分子的濃度:c(H2A)c(H2B)。

(4)溶液的導電實力:H2AH2B。

【解析】H2A和H2B都是二元弱酸,二元弱酸的電離分兩步,第一步比其次步電離程度大得多,溶液的酸性(即H+濃度)、酸式酸根的濃度、酸分子的濃度、溶液的導電實力均由第一步電離確定。同溫同濃度的兩種酸,H2A的第一步電離常數(shù)大于H2B的第一步電離常數(shù),故H+濃度:H2A>H2B,c(H2A)<c(H2B),溶液導電實力:H2A>H2B。酸根離子的濃度確定于兩酸的其次步電離,H2A的其次步電離常數(shù)大于H2B的其次步電離常數(shù),故c(A2-)>c(B2-)。【答案】(1)>(2)>(3)<(4)>【學問清單】1.電離平衡除了具備化學平衡的特點外，還具有“電離過程是吸熱的；分子、離子共存，這完全不同于強電解質(zhì)；弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的”的特點。一般來說，分子已電離的極少，絕大多數(shù)以分子形式存在，如0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)大約在1×10－3mol·L－1左右;多元弱酸分步電離，電離程度逐步減弱，如H2CO3的電離常數(shù)：K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。電離平衡狀態(tài)時，溶液里離子的濃度和分子的濃度保持不變，但當影響電離平衡狀態(tài)的條件如溫度、濃度等變更時，電離平衡就會從原來的平衡狀態(tài)變更為新條件下新的電離平衡狀態(tài)。電離平衡的移動符合勒夏特列原理,離子濃度相當于生成物的平衡濃度,分子濃度相當于反應物的平衡濃度,外界條件對其影響可歸納為:(1)濃度:對于同一弱電解質(zhì),濃度越大,電離平衡越向右移動,但是電離程度減小;濃度越小,電離程度越大,即溶液加水稀釋時,電離平衡向著電離的方向移動。(2)溫度:由于弱電解質(zhì)的電離過程一般是吸熱的,上升溫度,電離平衡向著電離的方向移動。(3)同離子效應:在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生相同離子的強電解質(zhì)時,電離平衡將逆向移動。(4)化學反應:在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質(zhì),電離平衡將向電離的方向移動。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液，當變更條件，其平衡移動方向、平衡常數(shù)K、n(H＋)、c(H＋)、導電性變更如下表所示：平衡移動方向平衡常數(shù)Kn(H＋)c(H＋)導電性加水稀釋右移不變增大減小減弱加冰醋酸右移不變增大增大增加升溫右移增大增大增大增加加CH3COONa左移不變減小減小增加加NaOH右移不變減小減小增加2.在肯定條件下，弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積嗖溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用Ka或Kb表示。K值只隨溫度變更；K值越大，電離程度越大，相應酸(或堿)的酸(或堿)性越強；同一溫度下，不同種弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強；多元弱酸電離平衡常數(shù)：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步電離確定。電離平衡常數(shù)可用于推斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強；推斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱；推斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。【變式練習】1.草酸(H2C2O4)是一種二元弱酸，常溫下，H2C2O4的電離常數(shù)為：Ka1=5.4×10-2，Ka2=5.4×10-5。下列有關(guān)草酸的酸式鹽NaHC2O4的說法中正確的是(始終保持溶液溫度為常溫)A．pH=a的NaHC2O4溶液中=5.4×10a-2B．稀釋NaHC2O4溶液過程中保持不變C．NaHC2O4溶液中由水電離出的H+和OH-濃度的乘積為1×10-14D．NaHC2O4溶液顯酸性，則溶液中c()>c(H2C2O4)>c()2.弱電解質(zhì)有很多如：醋酸、碳酸、氫氰酸、一水合氨等，已知25℃時，醋酸、碳酸、氫氰酸的電離平衡常數(shù)如下表氫氰酸碳酸醋酸Ka=6.2×10-10Ka1=4.2×10-7Ka2=5.6×10-11Ka=1.7×10-5（1）25℃時，pH相等的三種溶液①CH3COONa溶液、②Na2CO3溶液、③NaCN溶液，濃度由大到小的依次為____(填序號)。（2）25℃時，向NaCN溶液中通入少量CO2，反應的離子方程式為_________。（3）將濃度為0.02mol/L的HCN與0.01mol/LNaOH溶液等體積混合，則混合溶液中c(H+)_____c(OH-)（用<>=填空）（4）常溫下，向濃度為0.1mol·L－1、體積為VL的氨水中逐滴加入肯定濃度的鹽酸，用pH計測溶液的pH隨鹽酸的加入量而降低的滴定曲線，d點兩種溶液恰好完全反應。依據(jù)圖中信息回答下列問題：①該溫度時NH3·H2O的電離常數(shù)K＝______。②比較b、c、d三點時的溶液中，由水電離出的c(H＋)由大到小依次為________。③滴定時，由b點到c點的過程中，下列各選項中數(shù)值保持不變的是________(填字母，下同)。A．c(H＋)·c(OH-)B．C．D．④依據(jù)以上滴定曲線推斷下列說法正確的是________(溶液中N元素只存在NH和NH3·H2O兩種形式)。A．點b所示溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)B．點c所示溶液中：c(Cl－)＝c(NH3·H2O)＋c(NH)C．點d所示溶液中：c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－)D．滴定過程中可能有：c(NH3·H2O)>c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)【易錯通關(guān)】的氫氣D．無法比較兩者產(chǎn)生氫氣的量2.醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列敘述不正確的是()A.上升溫度，平衡正向移動，醋酸的電離常數(shù)Ka增大B.0.10mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，溶液中c(OH－)增大C.CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動D.25℃時，欲使醋酸溶液的pH、電離常數(shù)Ka和電離程度都減小，可加入少量冰醋酸3.甲酸(HCOOH)是一種一元弱酸，下列性質(zhì)中可以證明它是弱電解質(zhì)的是()A.常溫下，1mol·L－1甲酸溶液中的c(H＋)約為1×10－2mol·L－1B.甲酸能與碳酸鈉反應放出二氧化碳C.10mL1mol·L－1甲酸溶液恰好與10mL1mol·L－1NaOH溶液完全反應D.甲酸溶液與鋅反應比強酸溶液緩慢4．在100mL0.1mol·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H＋濃度減小，可采納的方法是()A．加熱B．加入100mL0.1mol·L－1的醋酸溶液C．加入少量的0.5mol·L－1的硫酸D．加入少量的1mol·L－1的NaOH溶液5．已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應：①NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF=HCN＋NaF，③NaNO2＋HF=HNO2＋NaF。由此可推斷下列敘述中，不正確的是()A．HF的電離平衡常數(shù)為7.2×10－4B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9×10－10C．依據(jù)①③兩個反應即可知三種酸的相對強弱D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小6．下列說法正確的是A．向等體積的20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液中分別滴加等體積的0.1mol?L-1FeCl3溶液和0.1mol?L-1CuCl2溶液，前者產(chǎn)生氣泡快，這個試驗可以充分證明催化劑具有選擇性B．將0.1mol?L-1醋酸加水稀釋，溶液中各離子濃度均減小C．相同溫度下，用分壓表示的平衡常數(shù)Kp不隨體系的總壓強變更D．室溫下同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合后，溶液的pH＝77．25℃時，水的電離達到平衡狀態(tài)，下列敘述正確的是A．向水中加入稀氨水，水的電離平衡將逆向移動，氫氧根離子濃度降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，氫離子濃度增大，Kw不變C．向水中加入少量固體醋酸鈉，水的電離平衡逆向移動，氫離子濃度降低D．將水加熱，Kw增大，水的電離平衡不移動，pH不變8．常溫下，電解質(zhì)溶液的性質(zhì)與變更是多樣的，下列說法正確的是（）A．pH相同的①CH3COONa②NaClO③NaOH三種溶液c(Na+)大小：①＞②＞③B．往稀氨水中加水，的值變小C．pH=4的H2S溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合，存在下列等式：c(Na+)+c(H+)＝c(OH—)+2c(S2—)D．Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，ClO—水解程度增大，溶液堿性增加910．已知HF和HCN都是一元弱酸，但Ka(HF)>Ka(HCN)。現(xiàn)有100mL0.1mol/L的NaF溶液（代號“甲”）和100mL0.1mol/L的NaCN溶液（代號“乙”），下列有關(guān)甲、乙兩種溶液的說法中不正確的是（）A．溶液pH：甲<乙 B．溶液中弱酸分子濃度：c(HF)>c(HCN)C．甲溶液中：c(HF)=c(OH-)-c(H+) D．乙溶液中：c(Na+)=c(CN-)+c(HCN)10．已知：p[c(HX)/c(X-)]=-lg[c(HX)/c(X-)]。室溫下，向0.10mol/LHX溶液中滴加0.10mol/LNaOH溶液，溶液pH隨p[c(HX)/c(X-)]變更關(guān)系如圖。下列說法不正確的是A．溶液中水的電離程度：a<b<c B．圖中b點坐標為(0，4.75)C．c點溶液中：c(Na+)=l0c(HX) D．室溫下HX的電離常數(shù)為10-4.756．下列說法正確的是A．向等體積的20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液中分別滴加等體積的0.1mol?L-1FeCl3溶液和0.1mol?L-1CuCl2溶液，前者產(chǎn)生氣泡快，這個試驗可以充分證明催化劑具有選擇性B．將0.1mol?L-1醋酸加水稀釋，溶液中各離子濃度均減小C．相同溫度下，用分壓表示的平衡常數(shù)Kp不隨體系的總壓強變更D．室溫下同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合后，溶液的pH＝77．25℃時，水的電離達到平衡狀態(tài)，下列敘述正確的是A．向水中加入稀氨水，水的電離平衡將逆向移動，氫氧根離子濃度降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，氫離子濃度增大，Kw不變C．向水中加入少量固體醋酸鈉，水的電離平衡逆向移動，氫離子濃度降低D．將水加熱，Kw增大，水的電離平衡不移動，pH不變8．常溫下，電解質(zhì)溶液的性質(zhì)與變更是多樣的，下列說法正確的是（）A．pH相同的①CH3COONa②NaClO③NaOH三種溶液c(Na+)大小：①＞②＞③B．往稀氨水中加水，的值變小C．pH=4的H2S溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合，存在下列等式：c(Na+)+c(H+)＝c(OH—)+2c(S2—)D．Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，ClO—水解程度增大，溶液堿性增加910．已知HF和HCN都是一元弱酸，但Ka(HF)>Ka(HCN)。現(xiàn)有100mL0.1mol/L的NaF溶液（代號“甲”）和100mL0.1mol/L的NaCN溶液（代號“乙”），下列有關(guān)甲、乙兩種溶液的說法中不正確的是（）A．溶液pH：甲<乙 B．溶液中弱酸分子濃度：c(HF)>c(HCN)C．甲溶液中：c(HF)=c(OH-)-c(H+) D．乙溶液中：c(Na+)=c(CN-)+c(HCN)10．已知：p[c(HX)/c(X-)]=-lg[c(HX)/c(X-)]。室溫下，向0.10mol/LHX溶液中滴加0.10mol/LNaOH溶液，溶液pH隨p[c(HX)/c(X-)]變更關(guān)系如圖。下列說法不正確的是A．溶液中水的電離程度：a<b<c B．圖中b點坐標為(0，4.75)C．c點溶液中：c(Na+)=l0c(HX) D．室溫下HX的電離常數(shù)為10-4.7511.(1)25℃時，HF的Ka＝6.4×10－4，則此溫度下0.1mol·L－1HF溶液的c(H＋)為mol·L－1。(2)25℃時，amol·L－1CH3COOH溶液的pH＝b，用含a和b的代數(shù)式表示CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka＝。(3)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的電離如下：H2SeO4=H＋＋HSeOeq\o\al(－,4)，HSeOeq\o\al(－,4)H＋＋SeOeq\o\al(2－,4)，K2＝1.0×10－2(25℃)。①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，該反應的離子方程式為。②已知H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，則KHCO3和KHSeO4兩溶液混合反應的離子方程式為。(4)已知25℃時，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。現(xiàn)在該溫度下將20mL0.1mol·L－1CH3COOH溶液和20mL0.1mol·L－1HSCN溶液分別與20mL0.1mol·L－1NaHCO3溶液混合，試驗測得產(chǎn)生的氣體體積(V)隨時間(t)變更的示意圖如圖所示，反應初始階段，兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明顯差異的緣由是。(5)已知25℃時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，則以下反應不能自發(fā)進行的是(填字母)。a.HCOOH＋NaCN=HCOONa＋HCNb.NaHCO3＋NaCN=Na2CO3＋HCNc.NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3d.2HCOOH＋COeq\o\al(2－,3)=2HCOO－＋H2O＋CO2↑e.H2O＋CO2＋2CN－=2HCN＋COeq\o\al(2－,3)12.肯定溫度下有：a.鹽酸b．硫酸c．醋酸。(1)當其物質(zhì)的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的依次是__________________。(2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH實力的依次是________________________。(3)當其c(H＋)相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的依次為____________________。(4)當其c(H＋)相同、體積相同時，分別加入足量鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的依次為____________________。(5)當c(H＋)相同、體積相同時，同時加入鋅，若產(chǎn)生相同體積的H2(相同狀況)，則起先時的反應速率______，反應所需時間______。(6)將c(H＋)相同的三種酸均稀釋10倍后，c(H＋)由大到小的依次是__________。參考答案【變式練習】1.B【解析】A.pH=a，，，NaHC2O4溶液中存在水解平衡，水解平衡常數(shù)，又知則=，A錯誤；B.稀釋NaHC2O4溶液過程中會促進水解和電離，但是保持不變，B正確；C.常溫下，NaHC2O4溶液中H+和OH-濃度的乘積為1×10-14，C錯誤；D.NaHC2O4溶液顯酸性，是因為HC2O4-電離程度大于水解程度，則溶液中c()>c()>c(H2C2O4)，D錯誤；答案選B。2．（1）①>③>②（2）CN-+CO2+H2O=HCN+HCO(3)<（4）①10-5②d＞c＞b③ACD④D【解析】(1)依據(jù)圖表數(shù)據(jù)分析，醋酸電離常數(shù)大于氫氰酸大于碳酸氫根離子，所以pH相等的三種溶液：①CH3COONa溶液、②Na2CO3溶液、③NaCN溶液，水解程度相同，且越弱越水解，則濃度由大到小的依次為：①>③>②，故答案為：①>③>②；(2)向NaCN溶液中通入少量CO2，H2CO3酸性大于HCN大于HCO，所以反應生成氰酸和碳酸氫鈉，反應的化學方程式為：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，其反應的離子方程式為:CN-+CO2+H2O=HCN+HCO，故答案為：CN-+CO2+H2O=HCN+HCO；(3)將0.02mol/L的HCN與0.01mol/L的NaOH溶液等體積混合，溶液中的溶質(zhì)是物質(zhì)的量濃度均為0.005mol/L的NaCN和HCN，則c(Na+)>c(CN-)，依據(jù)電荷守恒可知：c(H+)<c(OH-)，故答案為：<；(4)①滴定前氨水中c（H+）=10-11mol/L，利用水的離子積常數(shù)可得：，一水合氨的電離平衡常數(shù)：，故答案為：10-5；②在b點時，溶質(zhì)為氨水和氯化銨，氨水的電離程度大于氯化銨的水解程度，溶液為堿性，對水的電離平衡起到抑制作用；在c點時，溶質(zhì)為氨水和氯化銨，氨水的電離程度等于氯化銨的水解程度，溶液為中性，對水的電離平衡無影響；在d點時，溶質(zhì)為氯化銨，氯化銨發(fā)生水解，溶液為酸性，對水的電離平衡促進；所以b、c、d三點時的溶液中，水電離的c（H+）大小依次是d＞c＞b，故答案為：d＞c＞b；③A.溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以c（H＋）·c（OH-）不變，A正確；B.由b點到c點加酸的過程中，c（H+）增大，c（OH-）不斷減小，故增大，B錯誤；C.，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，C正確；D.，溫度不變，該比值也不變，D正確；故答案為：ACD；④A．由圖象可知，點b反應后溶液是NH4Cl與NH3·H2O物質(zhì)的量之比為1：1的混合物，溶液呈堿性，說NH3·H2O的電離程度大于NH4Cl的水解程度，由電荷守恒可知：c（C1-）＋c（OH-）=c（NH4+）＋c（H+），物料守恒為：2c（C1-）=c（NH4+）＋c（NH3·H2O），質(zhì)子守恒為：2c（OH-）＋c（NH3·H2O）=c（NH4+）＋2c（H+）；A錯誤；B．點c時pH=7，即c（OH-）=c（H+），由電荷守恒可知：c（C1-）＋c（OH-）=c（NH4+）＋c（H+），故c（NH4+）=c（C1-）＞c（OH-）=c（H+），B錯誤；C．點d恰好完全反應生成NH4Cl，NH4Cl水解溶液呈酸性，則c（C1-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-），C錯誤；D．當NH3·H2O較多，滴入的HCl較少時，生成NH4Cl少量，溶液中NH3·H2O濃度遠大于NH4Cl濃度，可能出現(xiàn)c（NH3?H2O）＞c（NH4+）＞c（OH-）＞c（C1-）＞c（H+），D正確；故答案為：D。1.A【解析】相同氫離子濃度的強酸和弱酸溶液，前者的濃度較小，等體積的兩種溶液與足量的鎂反應，后者放出的氫氣多。酸的物質(zhì)的量越多，在與足量的金屬反應時，放出的氫氣越多。2.D【解析】弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)只受溫度影響，上升溫度電離平衡常數(shù)增大，A項正確；將溶液稀釋，c(H＋)減小，c(OH－)增大，B項正確；加入CH3COONa會抑制CH3COOH電離，C項正確；加入冰醋酸，溶液的pH、電離程度均減小，但電離常數(shù)不變，D項錯誤。答案：D3.A【解析】若能說明在相同條件下甲酸只發(fā)生部分電離，便可以證明它是弱電解質(zhì)。A項，c(H＋)<c(HCOOH)，則說明甲酸部分電離；B項，它只能說明甲酸的酸性比碳酸強；C項，與堿完全反應與甲酸的電離程度無關(guān)；D項，沒有指明甲酸和強酸的濃度、反應溫度和鋅的總表面積的大小等，故無法證明甲酸是弱電解質(zhì)。4.D【解析】A項，加熱促進電離，H＋濃度增大；B項，H＋濃度不變；C項，加H2SO4抑制電離，但H＋濃度增大；D項，加入NaOH，OH－與H＋反應，平衡向右移動，H＋濃度減小。答案：D5.B【解析】由這三個化學反應方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱。酸性越強，電離常數(shù)越大，據(jù)此可以將三個K值與酸對應起來。以上三個反應中，第①個反應說明HNO2>HCN，第③個反應說明HF>HNO2，只依據(jù)這兩個反應即可作出比較。6．C【解析】A.向等體積的20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液中分別滴加等體積的0.1mol?L-1FeCl3溶液和0.1mol?L-1CuCl2溶液，前者產(chǎn)生氣泡快，這個試驗并不能證明催化劑具有選擇性，因為20%的H2O2溶液比10%的H2O2溶液的濃度大，反應速率當然快，A錯誤；B.將0.1mol?L-1醋酸加水稀釋，溶液中與醋酸電離方程式有關(guān)的各離子濃度均減小，但水電離生成的OH-濃度增大，B錯誤；C.平衡常數(shù)只受溫度變更的影響，不受濃度，壓強變更的影響，所以相同溫度下，用分壓表示的平衡常數(shù)Kp不隨體系的總壓強變更，C正確；D.室溫下同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合后，H+與OH-不肯定完全反應，所以溶液的pH不肯定等于7，D錯誤。故選C。7．B【解析】A．向水中加入氨水，溶液由中性到堿性，堿對水的電離起抑制作用，所以平衡逆向移動，但c（OH-）增大，選項A錯誤；B．NaHSO4═Na++SO42-+H+，其中電離出的氫離子使c（H+）增大，但是溫度不變，KW不變，選項B正確；C．CH3COONa中的醋酸根水解對水的電離起到促進作用，電離平衡正向移動，c（H+）降低，選項C錯誤；D．溫度上升，水的離子積常數(shù)KW增大，水的電離平衡正向移動，則pH值減小，選項D錯誤。答案選B。8．A【解析】A、醋酸的酸性強于次氯酸，CH3COONa與NaClO水解顯堿性，依據(jù)越弱越水解的規(guī)律，若溶液的pH相同，CH3COONa的濃度最大，所以三種溶液c(Na+)大小依次為：①＞②＞③，故A正確；B、NH3?H2O的電離常數(shù)K=c(NH4+)?c(OH￣)/c(NH3?H2O)=c(NH4+)?Kw/c(NH3?H2O)?c(H+)，所以的值為常數(shù)，不發(fā)生變更，故B錯誤；C、因為H2S為弱酸，所以pH=4的H2S溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合，H2S過量，依據(jù)電荷守恒可得：c(Na+)+c(H+)＝c(OH—)+2c(S2—)+c(HS￣)，故C錯誤；D、Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，生成CaCO3與HClO，溶液堿性減弱，故D錯誤。答案選A。9．B【解析】A.因為Ka(HF)>Ka(HCN)，所以水解程度：甲<乙，溶液pH：甲<乙，故A正確；B.因為Ka(HF)>Ka(HCN)，所以溶液中弱酸分子濃度：c(HF)<c(HCN)，故B不正確；C.甲溶液中H2OH++OH－，F(xiàn)－+H2OHF+OH－，所以c(OH-)=c(H+)+c(HF)，故C正確；D.乙溶液中CN－+H2OHCN+OH－，所以c(Na+)=c(CN-)+c(HCN)，故D正確。故選B。點睛：解答本題的難點在于選項C，選項C甲溶液中H+、OH－都只來自于H2O的電離，部分H+被F－結(jié)合為HF，所以c(OH-)=c(H+)+c(HF)。有人將這種關(guān)系稱為“質(zhì)子守恒”。10．C【解析】電離平衡常數(shù)只受溫度的影響，因此用a或c點進行推斷，假設用a點進行分析，c(HX)/c(X－)=10－1，c(H＋)=10－3.75mol·L－1，HX的電離平衡常數(shù)的表達式Ka=c(X－)×c(H＋)/c(HX)，代入數(shù)值，Ka=10－4.75，由于a、b、c均為酸性溶液，因此溶質(zhì)均為“HX和NaX”；A、依據(jù)上述分析，pH<7說明HX的電離程度大于X－的水解程度，HX電離出H＋對水電離起到抑制作用，H＋濃度越小，pH越大，對水的電離抑制實力越弱，即溶液中水的電離程度：a<b<c，故A說法正確；B、依據(jù)上