水的电离和溶液的酸碱性.docx

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水的电离和溶液的酸碱性

第24讲　水的电离和溶液的酸碱性

基础考点梳理

最新考纲

1.了解水的电离、离子积常数。

2．了解溶液pH的定义。

3．了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。

4．分析或处理实验数据，得出合理结论。

自主复习

一、水的电离

1．电离方程式

水是一种极弱的电解质：

H2O＋H2OH3O＋＋OH－。

简写为H2OH＋＋OH－。

2．纯水室温下的数据

（1）c（H＋）＝c（OH－）＝1.0×10－7mol·L－1

（2）KW＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14

（3）pH＝7

3．KW的影响因素

KW只与温度有关，温度不变，KW不变；温度升高，KW增大，反之，KW减小。

二、溶液的酸碱性与pH

1．溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。

（1）c（H＋）>c（OH－），溶液呈酸性；

（2）c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性；

（3）c（H＋）

三、酸碱中和滴定

1．概念

利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。

2．实验用品

试剂：

酸、碱、指示剂、蒸馏水。

仪器：

酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。

3．实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液）

（1）滴定前的准备

①滴定管中：

a.查漏，b.洗涤，c.润洗，d.装液，e.排气，f.调液面，g.记录。

②锥形瓶中：

a.注入碱液，b.记读数，c.加指示剂。

（2）滴定

左手控制活塞，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化，滴定至终点时，记录标准液的体积。

4．数据处理

按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝

计算。

网络构建（278页错位）

热点典例突破

热点考向

1.水的电离平衡的影响因素以及离子积常数的应用。

2．c（H＋）、c（OH－）、pH和溶液酸碱性的关系以及相关计算。

3．酸碱中和滴定的操作过程中滴定管的使用，指示剂的选择以及误差分析。

4．综合应用水的电离、溶液pH、酸碱中和滴定等原理解决具体问题。

热点探究

热点1水的电离

1.水的电离

水是一种很弱的电解质，只能微弱地电离出H＋和OH－，在通常情况下，我们一般认为水不导电。

水电离的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。

根据H2OH＋＋OH－，可以知道在纯水中H＋的浓度与OH－的浓度是相等的。

2．影响水的电离平衡的因素

（1）温度

因为水的电离是吸热过程，故升高温度，水的电离平衡向右移动。

c（H＋）和c（OH－）同时增大，但因为由水电离出的c（H＋）和c（OH－）始终相等，故溶液呈中性。

（2）加入酸或碱

向纯水中加入酸（或碱），由于酸（或碱）电离产生H＋（或OH－），使水中c（H＋）[或c（OH－）]增大，水的电离平衡向左移动，达到新平衡时，溶液中c（H＋）[或c（OH－）]增大，水的电离程度减小。

（3）加入活泼金属

向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。

（4）加入弱碱阳离子或弱酸根阴离子

由于弱碱阳离子与水电离出的OH－结合生成弱碱，弱酸根阴离子与水电离出的H＋结合生成了弱酸，从而使水中的c（OH－）或c（H＋）降低，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动，其电离程度增大。

总之，升高温度、加入极活泼的金属、加入弱碱阳离子或弱酸根阴离子，能促进水的电离；降低温度、加入酸或碱，能抑制水的电离。

说明：

①外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出的c（H＋）和c（OH－）总是相等的。

②只要温度不变，KW就不变。

25℃时KW＝10－14适用于任何稀酸、稀碱或盐溶液。

3．水的离子积常数

对于纯水来说，在25℃时，1L纯水中只有1×10－7molH2O电离，根据水的电离方程式，我们可以知道，在纯水中c（H＋）＝1×10－7mol·L－1，c（OH－）＝1×10－7mol·L－1，所以，在25℃时，c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14，通常把c（H＋）与c（OH－）的乘积用KW表示，叫做水的离子积常数，简称水的离子积。

根据实验验证，在温度一定时，KW是一个常数。

友情提示：

KW只与温度有关。

因水的电离是吸热的，故温度越高，水的电离程度越大，c（H＋）＝c（OH－）>1×10－7mol/L，此时KW>10－14。

【例1】　

（1）25℃时，水的电离达到平衡：

H2OH＋＋OH－　ΔH>0，下列叙述正确的是（　　）

A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低

B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，KW不变

C．向水中加入少量固体CH3COONa平衡逆向移动，c（H＋）降低

D．将水加热，KW增大，pH不变

（2）将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是（　　）

A．水的离子积变大、pH变小、呈酸性

B．水的离子积不变、pH不变、呈中性

C．水的离子积变小、pH变大、呈碱性

D．水的离子积变大、pH变小、呈中性

[解析]　

（1）在水中不论加入酸、碱还是强酸酸式盐都会因c（H＋）或c（OH－）增大而使水电离平衡逆向移动，而移动结果只能使离子浓度增大的程度得到减弱，即还是增大了，故A叙述中c（OH－）降低不正确；B叙述中c（H＋）增大是正确的，而KW与浓度无关，只与温度有关，故KW不变，B正确；当升高温度时，KW变大，c（H＋）、c（OH－）也变大，引起水的pH变小，故D不正确；当向水中加入以水解为主的盐时会促进水的电离，使水的电离平衡向正反应方向移动，故C叙述错误。

（2）H2OH＋＋OH－水的电离过程为吸热过程，升高温度使电离平衡向正反应方向移动，c（H＋）和c（OH－）均增大，KW增大，pH减小，纯水中c（H＋）＝c（OH－），呈中性。

[答案]　

（1）B　

（2）D

[点评]　由于H2OH＋＋OH－，在水溶液中，H＋与OH－同时存在，始终有c（H＋）

＝c（OH－）

，溶液的酸碱性取决于c（H＋）与c（OH－）的相对大小，而不取决于c（H＋）或c（OH－）的数值大小。

变式1　下列溶液：

①pH＝0的盐酸　②0.5mol/L的盐酸　③0.1mol/L的氯化铵溶液　④0.1mol/L的氢氧化钠溶液　⑤0.1mol/L的氟化钠溶液，由水电离的H＋浓度由大到小的顺序正确的是（　　）

A．①②③④⑤　B．③⑤④②①

C．①②③⑤④D．⑤③④①②

解析：

常温下纯水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－7mol/L。

在酸或碱溶液中，由水电离产生的c（H＋）都小于10－7mol/L，酸（或碱）电离出的c（H＋）[或c（OH－）]越大，则水电离出的c（H＋）就越小。

pH＝0的盐酸中，水电离出的c（H＋）＝10－14mol/L；0.5mol/L盐酸中水电离出的c（H＋）＝

mol/L＝2×10－14mol/L；0.1mol/L的NaOH溶液中，水电离出的c（H＋）＝10－13mol/L。

氯化铵、氟化钠等能发生盐的水解，将促进水的电离c（H＋）水>10－7mol/L，由于NH3·H2O的电离程度小于HF，所以NH

水解程度大于F－，故NH4Cl水溶液中水电离出的c（H＋）大于NaF溶液中水电离出的c（H＋），综上所述水电离出c（H＋）由大到小的顺序为③⑤④②①。

答案：

B

热点2溶液的酸碱性

1.溶液的离子积常数

在一定温度时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，c（H＋）与c（OH－）的乘积总是一个常数。

2．溶液的酸碱性与c（H＋）、c（OH－）的关系

（1）常温时，在中性溶液里，c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol·L－1，c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14。

（2）常温时，在酸性溶液里，c（H＋）>c（OH－），c（H＋）>1×10－7mol·L－1，c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14。

（3）常温时，在碱性溶液里，c（H＋）

（4）溶液中的c（H＋）越大，则溶液的酸性越强；溶液中的c（H＋）越小，则溶液的酸性越弱。

【例2】　下列溶液肯定是酸性的是（　　）

A．含H＋的溶液

B．能使酚酞显无色的溶液

C．pH<7的溶液

D．c（OH－）

[解析]　任何水溶液中均含H＋和OH－，故A错；酚酞显无色的溶液，其pH<8.2，该溶液可能显酸性，也可能呈中性或碱性，B错；以纯水在100℃为例，KW＝10－12，c（H＋）＝10－6mol/L，pH＝6，但水为中性，故pH<7的溶液可能显酸性，也可能呈中性或碱性。

[答案]　D

变式2　常温下，某溶液中水电离出c（OH－）＝1×10－13mol/L，对该溶液的叙述正确的是（　　）

A．溶液一定显酸性

B．溶液一定显碱性

C．溶液一定不显中性

D．溶液可能是pH＝13的溶液

解析：

据水的离子积常数知，由水电离出c（OH－）＝c（H＋）＝1×10－13mol/L。

这是由于在水中加酸或加碱，抑制了水的电离。

如常温下，水中加碱，溶液中的c（OH－）＝1×10－1mol/L，由水电离出c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－13mol/L，故溶液的pH＝13。

答案：

CD

热点3溶液的pH

1.pH的含义及计算式

（1）对于c（H＋）很小的溶液，化学上常采取pH来表示溶液酸碱性的强弱。

（2）pH＝－lg[c（H＋）]。

2．pH的大小与溶液的酸碱性强弱的关系

pH越小，溶液酸性越强，pH每减小1，c（H＋）增大10倍；pH越大，溶液的碱性越强，pH每增加1，c（OH－）增大10倍。

3．pH测定方法

酸碱指示剂只能测出pH范围，一般不能准确测出pH，即只能测溶液酸碱性，不能测酸碱度。

测pH可用pH试纸，这种试纸在使用时不能用水湿润，否则非中性溶液的pH的测定值比实际pH或大或小。

使用时用玻璃棒蘸取未知溶液滴在pH试纸上与标准比色卡比色即可。

精确测pH可使用pH计。

4．溶液pH的计算

方法总结：

①求溶液pH的方法，可总结口诀如下：

酸按酸（H＋），碱按碱（OH－）；同强相混直接算；异强相混看过量；无限稀释“7”为限。

②若为弱酸或弱碱溶液，每稀释10n倍，pH变化则小于n个单位，无限稀释时，与上述情况相同。

【例3】　

（1）下列叙述正确的是（　　）

A．95℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性

B．pH＝3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH＝4

C．0.2mol/L的盐酸，与等体积水混合后pH＝1

D．pH＝3的醋酸溶液与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝7

（2）室温时，将xmLpH＝a的稀NaOH溶液与ymLpH＝b的稀盐酸充分反应。

下列关于反应后溶液pH的判断，正确的是（　　）

A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH>7

B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7

C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7

D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7

[解析]　

（1）依次分析：

水电离吸热，升温，c（H＋）、c（OH－）同时变大，尽管pH<7，但始终c（H＋）＝c（OH－），水呈中性，A错；pH＝3的CH3COOH溶液稀释10倍，由于CH3COOH分子继续电离，pH范围为3

（2）由题意知，n（NaOH）＝x×10－3×10a－14mol，n（HCl）＝y×10－3×10－bmol。

故

＝

＝

×10a＋b－14，分步讨论：

①若x＝y，且a＋b＝14，则n（NaOH）＝n（HCl），二者恰好反应，pH＝7；

②若10x＝y，且a＋b＝13，则n（HCl）＝100n（NaOH），HCl过量，pH<7；

③若ax＝by，且a＋b＝13，则

＝

·

<1（因a>7，b<7），HCl过量，pH<7；

④若x＝10y，且a＋b＝14，则

＝10>1，NaOH过量，pH>7。

[答案]　

（1）C　

（2）D

变式3　对于常温下pH为1的HNO3溶液，下列叙述正确的是（　　）

A．该溶液1mL稀释至100mL后，pH等于3

B．向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和

C．该溶液中硝酸电离出的c（H＋）与水电离出的c（H＋）的比值为10－12

D．该溶液中水电离出的c（H＋）是pH为3的硝酸中水电离出的c（H＋）的100倍

解析：

B项，pH（强酸）＋pH（强碱）＝14，等体积混合时完全中和，正确。

pH为1的硝酸中水电离出的c（H＋）为10－13mol/L，C项中两者之比为

＝1012，不正确。

pH为3的硝酸中水电离出的c（H＋）为10－11mol/L，

＝10－2，D项错。

答案：

AB

点评：

所有的水溶液中都存在水的电离，无论溶液显酸性、中性或碱性都含有H＋和OH－，关键是看溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小，这是溶液酸碱性的本质。

热点4酸碱中和滴定

1.原理：

中和反应

（1）滴定管的“0”刻度在仪器的上端，注入液体后，仰视读数数值偏大，俯视读数数值偏小。

（2）滴定管读数时，可记录到小数点后两位，而量筒可记录到小数点后一位。

（3）使用滴定管的第一步操作是查漏。

（4）滴定时一般选用酚酞、甲基橙作指示剂，而不用石蕊（因变色不明显）。

强酸滴定强碱或强碱滴定强酸，可选用酚酞或甲基橙作指示剂；强酸滴定弱碱，用甲基橙作指示剂（强酸弱碱盐水解呈酸性）；强碱滴定弱酸，用酚酞作指示剂（强碱弱酸盐水解呈碱性）。

3．操作步骤：

（以0.1mol/L的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例）

（1）查漏、洗涤、润洗。

（2）装液、赶气泡、调液面、注液（向锥形瓶中）。

（3）滴定：

眼睛注视锥形瓶中溶液颜色的变化，当滴加到最后一滴，溶液颜色变化且半分钟内不变色即为滴定终点。

4．误差分析

用滴定法测待测液的浓度时，消耗标准溶液多，则结果偏高；消耗标准溶液少，则结果偏低。

从计算式分析，当酸碱恰好中和时，有关系式：

c标·V标·n标＝c待·V待·n待（c、V、n分别表示溶液物质的量浓度，溶液体积，酸或碱的元数）。

故c待＝

，由于c标、n标、V待、n待均为定值，所以c待的大小取决于V标的大小，V标大，则c待大，V标小，则c待小。

以标准酸溶液滴定未知浓度的碱为例，常见的因操作不对而引起的误差：

①未用标准酸洗滴定管，则测量值偏高；

②滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失，则测量值偏高；

③滴定前读数正确，滴定后俯视读数，则测量值偏低；

④滴定前读数正确，滴定后仰视读数，则测量值偏高；

⑤滴定前，用待测液洗锥形瓶，则测量值偏高；

⑥未用待测液洗移液管，则测量值偏低。

【例4】　实验室常利用甲醛法测定（NH4）2SO4样品中氮的质量分数，其反应原理为：

4NH

＋6HCHO===3H＋＋6H2O＋（CH2）6N4H＋[滴定时，1mol（CH2）6N4H＋与1molH＋相当]，然后用NaOH标准溶液滴定反应生成的酸。

某兴趣小组用甲醛法进行了如下实验：

步骤Ⅰ　称取样品1.500g。

步骤Ⅱ　将样品溶解后，完全转移到250mL容量瓶中，定容，充分摇匀。

步骤Ⅲ　移取25.00mL样品溶液于250mL锥形瓶中，加入10mL20%的中性甲醛溶液，摇匀、静置5min后，加入1～2滴酚酞试液，用NaOH标准溶液滴定至终点。

按上述操作方法再重复2次。

（1）根据步骤Ⅲ填空：

①碱式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接加入NaOH标准溶液进行滴定，则测得样品中氮的质量分数__________（填“偏高”“偏低”或“无影响”）。

②锥形瓶用蒸馏水洗涤后，水未倒尽，则滴定时用去NaOH标准溶液的体积__________（填“偏大”“偏小”或“无影响”）。

③滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应观察__________。

A．滴定管内液面的变化

B．锥形瓶内溶液颜色的变化

④滴定达到终点时，酚酞指示剂由________色变成________色。

（2）滴定结果如下表所示：

滴定次数

待测溶液的体积/mL

标准溶液的体积

滴定前刻度/mL

滴定后刻度/mL

1

25.00

1.02

21.03

2

25.00

2.00

21.99

3

25.00

0.20

20.20

若NaOH标准溶液的浓度为0.1010mol·L－1，则该样品中氮的质量分数为__________。

[解析]　

（1）根据题意在滴定过程中，应在边滴边摇动锥形瓶的同时，边注视锥形瓶内溶液颜色的变化。

当溶液颜色由无色变粉红色时表明已达到滴定终点；由4NH

＋6HCHO===3H＋＋6H2O＋（CH2）6N4H＋；H＋＋OH－===H2O，及题给信息知：

NH

～OH－，即V（NH

）·c（NH

）＝V（NaOH）·c（NaOH）；碱式滴定管不润洗就加入标准液使c（NaOH）降低，消耗NaOH体积增大，n（NH

）增大，结果偏高。

锥形瓶中有无水对结果没有影响。

（2）由表中可知，滴定用NaOH溶液体积为：

＝20.00mL，由反应方程式可知样品中氮的物质的量与NaOH的关系为：

4N～4NH

～3H＋＋（CH2）6N4H＋～4NaOH

故样品中氮的质量分数为：

×100%＝18.85%。

[答案]　

（1）①偏高　②无影响　③B　④无　浅红　

（2）18.85%

[点评]　进行中和滴定的正确操作和误差分析时要注意：

（1）滴定管水洗后要再用待装液润洗2～3次。

（2）锥形瓶水洗后不再用待装液润洗。

（3）滴定管、量筒等量器读数原则：

刻度在中间，液面和眼在两边，三点成一水平线。

（如图）

变式4　氧化还原滴定实验与中和滴定类似（用已知浓度的氧化剂溶液滴定未知浓度的还原剂溶液或反之）。

现有0.001mol/LKMnO4酸性溶液和未知浓度的无色NaHSO3溶液。

反应的离子方程式是2MnO

＋5HSO

＋H＋===2Mn2＋＋5SO

＋3H2O。

填空完成以下问题：

（1）该滴定实验所需仪器有下列中的________。

A．酸式滴定管（50mL）　B．碱式滴定管（50mL）

C．量筒（10mL）　D．锥形瓶　E．铁架台　F．滴定管夹　G．烧杯　H．白纸　I．胶头滴管　J．漏斗

（2）不用________（酸、碱）式滴定管盛放高锰酸钾溶液。

试分析原因______________

（3）选何种指示剂，说明理由_________________________________。

（4）滴定前平视KMnO4液面，刻度为amL，滴定后俯视液面刻度为bmL，则（b－a）mL比实际消耗KMnO4溶液体积________（多、少）。

根据（b－a）mL计算得到的待测浓度，比实际浓度________（大、小）。

解析：

（1）因为氧化还原滴定实验类似于中和滴定，由中和滴定实验所需仪器的选用进行迁移可得出正确答案。

（2）由于KMnO4具有强氧化性，能腐蚀橡胶管，故不能用碱式滴定管盛放KMnO4溶液。

（3）MnO

为紫色，Mn2＋为无色，可用这一明显的颜色变化来判断滴定终点。

（4）滴定后俯视液面，所读体积偏小，所测浓度比实际浓度偏小。

答案：

（1）ADEFHG　

（2）碱　高锰酸钾能腐蚀橡胶管

（3）不用指示剂，因为MnO

―→Mn2＋时紫色褪去

（4）少　小

方法规律技巧

强酸溶液（pH＝a）与强碱溶液（pH＝b）完全中和时的体积比

由n（H＋）＝n（OH－）

V酸·c（H＋）酸＝V碱·c（OH－）碱

＝

＝

＝

＝10a＋b－14

【考例】　25℃时，若体积为Va，pH＝a的某一元强酸与体积Vb、pH＝b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知Va

（1）a值可否等于3（填“可”或“否”）________，其理由是________。

（2）a值可否等于5（填“可”或“否”）________，其理由是________。

（3）a的取值范围是________。

[解析]　本题以一元强酸与一元强碱恰好中和为依据，并限定消耗酸的体积小于消耗碱的体积且碱的pH为酸的2倍时讨论强酸pH的取值范围。

（3）

＝

＝

＝10－（14－2a）＋a＝103a－14<1，

3a－14<0　则a<

，又pH＝b＝2a>7（因为是强碱溶液），即a>

，故

。

[答案]　

（1）否　若a＝3，则b＝6，溶液显酸性，与题意不符，故a≠3

（2）否　若a＝5，c（H＋）a＝10－5mol/L，则b＝10，c（OH－）b＝10－4mol/L，

＝

>1不符合题意，故a≠5

（3）

变式　

（1）将0.15mol·L－1稀硫酸V1mL与0.1mol·L－1NaOH溶液V2mL混合，所得溶液的pH为1，则V1：

V2＝________（溶液体积变化忽略不计）。

（2）室温下，某水溶液中存在的离子有：

Na＋、A－、H＋、OH－，根据题意，回答下列问题：

①若由0.1mol·L－1HA溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合而得，则溶液的pH________7（填“>”、“<”或“＝”，下同）。

②若溶液pH>7，则c（Na＋）________c（A－），理由是________。

③若溶液由pH＝3的HA溶液V1mL与pH＝11的NaOH溶液V2mL混合而得，则下列说法正确的是________（填选项代号）。

A．若反应后溶液呈中性，则c（H＋）＋c（OH－）＝2×10－7mol·L－1

B．若V1＝V2，反应后溶液pH一定等于7

C．若反应后溶液呈酸性，则V1一定大于V2

D．若反应后溶液呈碱性，则V1一定小于V2

解析：

（1）根据混合所得溶液的pH为1，可得

＝10－1（mol·L－1），解得V1：

V2＝1：

1；

（2）①0.1mol·L－1HA溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合时，若HA是强酸，则得到溶液显中性，pH＝7，若HA是弱酸，则得到的盐水解使溶液显碱性，pH>7；②根据电荷守恒，c（H＋）＋c（Na＋）＝c（OH－）＋c（A－），若溶液pH>7，则c（OH－）>c（H＋），故c（Na＋）>c（A－）；③若反应后溶液呈中性，则HA是强酸，c（H＋）＋c（OH－）＝2×10－7mol·L－1，故A正确；若HA是强酸，得到溶液显中性，pH＝7，若HA是弱酸，则HA部分电离，同体积反应后溶液显酸性pH<7，故B错误；若反应后溶液呈酸性，如果HA是弱酸，可能因为反应后HA过量使溶液显酸性，V1不一定大于V2，故C错误；若反应后溶液呈碱性，如果HA是强酸，说明NaOH过量，V1一定小于V2，若HA是弱酸，HA不完全电离，未电离部分也消耗NaOH，侧面说明V1一定小于V2。

答案：

（1）1：

1　

（2）①≥　②>　根据电荷守恒，c（H＋）＋c（Na＋）＝c（OH－）＋c（A－），由于c（OH－）>c（H＋），故c（Na＋）>c（A－）　③AD

备选习题

1.（2010·北京市东城区期末）室温下，水的电离达到平衡：

H2OH＋＋OH－。

下列叙述正确的是（　　）

A．将水加热，平衡向正反应方向移动，KW不变

B．向水中加入少量盐酸，平衡向逆反应方向移动，c（H＋）