热点二电解质溶液胶体.docx

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热点二电解质溶液胶体

热点二——电解质溶液、胶体

　　考向指南针

　　本专题属于高考必考内容，并且考查的热点众多、分散。

从历年高考试卷看，考查的热点有：

（1）比较某些物质导电性的强弱；

（2）外界条件对弱电解质电离平衡的影响；

　　（3）依据电离、水解平衡移动原理，解释某些问题；

　　（4）相同浓度（或相同pH）的强弱电解质的比较，如氢离子浓度的大小、与较活泼金属放出氢气的速率或多少、中和碱的能力、稀释后的pH的变化等；

　　（5）将已知pH的酸、碱按一定比例混合，分析混合后溶液酸碱性或计算溶液的pH；

　　（6）已知物质的量浓度和体积的酸碱混合，推断混合后溶液的酸碱性或计算溶液的pH；

　　（7）已知混合溶液的pH，推断混合前的各种可能，或已知强酸、强碱各自的pH及混合后的pH，求混合时的体积比；

　　（8）对盐对水的电离程度的影响作定性判断或定量计算；

　　（9）盐溶液蒸干灼烧后产物的推断；

　　（10）盐溶液的pH大小比较；

　　（11）离子浓度大小的比较等，另外，判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解。

　　从发展的趋势看，在以后的高考中，外界条件对弱电解质电离平衡的影响及强弱电解质的比较将仍是命题的重点，离子浓度大小的比较是热中之热。

在高考试题中，特别是选择题，常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起，具有一定的综合性。

溶液的pH计算题设条件可谓千变万化，正向、逆向思维，数字和字母交替出现，与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具进行推理等试题在理科综合测试中出现可能性极大，今后很可能会以填空或选择的形式出现，题目难度适中，推理性会有所增强。

有关胶体的试题，命题有向着考查胶体基本知识与科技、生活、生产相结合的问题的趋势，主要考核胶体性质和胶体提纯（渗析法）。

　　三点荟萃

　　[知识网络]

　　一、电解质溶液

　　二、胶体的性质、制备、提纯、凝聚

内　　容

主要应用举例

性　　质

丁达尔现象

一束光通过胶体时产生一条“光路”

鉴别胶体和溶液

布朗运动

胶粒在胶体中做不停地、无规则运动

电　　泳

带电的胶粒在外加电场作用下微定向移动

分离提纯（如工厂除尘）

凝　　聚

加热，加入电解质、加入相反电荷的胶体，使胶体转化为沉淀，不能复原

如制豆腐、工业制肥皂，解释某些自然现象，如江河入海口形成沙洲

提　　纯

渗　　析

由于胶粒较大不能透过半透膜，而离子、小分子较小可透过半透膜，用此法将胶体提纯

用于将胶体粒子和溶液离子、小分子分开

制　　备

水解法

Fe3++3H2O

Fe（OH）3（胶体）+3H+

除这两种方法外，还有溶解法（如制淀粉胶体和蛋白质

复分解法

Ag++I-

AgI（胶体）

SiO32-+2H++2H2O

H4SiO4（胶体）

胶体）和机械法（如制碳素墨水）等

　　[问题透析]

　　一、弱电解质的判断方法

　　可通过比较一定条件下①导电性强弱，②氢离子浓度大小，⑧起始反应速率，④滴有指示剂的溶液加热前后的颜色变化：

⑤中和碱的能力，⑥稀释后pH的变化程度，⑦相同pH的两溶掖稀释至相同pH所加水的量，⑧盐溶液的酸碱性强弱（或pH的大小），⑨较强酸制较弱酸的难易（离子结合能力）等等进行判断。

具体地说，如同温、同物质的量浓度的一元酸，导电能力弱或氢离子浓度小的是弱电解质，导电能力强或氢离子浓度大的可能是弱电解质也可能是强电解质，相同浓度的一元酸，起始反应速率小的是弱电解质，起始反应速率大的可能是弱电解质也可能是强电解质，滴有指示剂的溶液受热后颜色加深，则对应的酸（或碱）是弱电解质，相同氢离子浓度的一元酸，中和碱的能力大的是弱电解质，中和碱的能力小的可能是弱电解质也可能是强电解质，相同pH的一元酸，稀释后pH的变化小的是弱电解质，稀释后pH的变化大的可能是弱电解质也可能是强电解质。

相同pH的两溶液稀释至相同pH所加水的量大的是弱电解质。

某盐溶液水解后碱性越强，其对应的一定是弱酸且酸性越弱。

某盐溶液水解后酸性越强，其对应的一定是弱碱且碱性越弱（NaHSO4、NaH2PO4等电离显酸性的溶液例外）。

弱酸（或酸式盐阴离子）通过复分解反应制出的酸一定是更弱的酸（弱电解质），注意通过复分解反应制出弱酸的酸不一定是强酸。

　　从试题的变化趋势来看许多题目不仅仅局限于依据上述的规律进行定性判断，而且还可能根据某些实验事实，对弱酸或者弱碱进行确定。

考查的角度常有：

弱酸（或弱碱）浓度大于其H+（或OH-）的浓度、盐溶掖的pH不等于7等。

　　二、不同溶液中水的电离程度大小的比较

　　1．酸或强碱弱酸盐溶液中比较水的电离程度看c（OH-）（溶液）c（OH-）（水）＝10pH-14的大小。

　　　碱或强酸弱碱盐溶液中比较水的电离程度看c（H+）（溶液）c（H+）（水）＝10-pH的大小。

　　2．常温下，酸或碱溶液（抑制水电离）

c（H+）水＝c（OH-）水＜10-7mol·L-1，以同浓度下一元酸（碱）为例，酸（碱）性越强

c（OH-）[c（H+）]越小

等pH下越弱的酸（碱）的浓度越大

等pH时稀释同等倍数，越弱的酸（碱）pH改变程度越小。

　　　强碱弱酸盐溶液（水电离受促进）

c（OH-）水＝c（OH-）溶液＞10-7mol·L-1，同浓度下不同强碱弱酸盐溶液相比，对应弱酸酸性越弱

c（OH-）越大。

　　　强酸弱碱盐镕液（水电离受促进）

c（H+）水＝c（H+）溶液＞10-7mol·L-1，同浓度下不同强酸弱碱盐溶液相比，对应弱碱碱性越弱

c（H+）越大。

　　3．酸式盐溶液中若是NaHSO4、NaH2PO4等总体显（电离）酸性的溶液，水电离受抑制，若是NaHCO3等总体显碱性的溶液，水电离受促进。

　　注意：

　　①酸性溶液可能是酸、酸式盐或强酸弱碱盐溶液；碱性溶液可能是碱或强碱弱酸盐溶液。

　　②同温同浓度下，酸（碱）的电离产生的酸（碱）性一般大于盐水解产生的酸（碱）性。

　　三、电离（水解）程度，平衡移动方向和pH

　　电离（水解）程度大小和平衡移动方向、pH大小均无一定关系，如

对　　象

措　　施

平衡移动方向

电离（水解）程度（转化率）

pH

弱电解质的电离平衡

（以酸为例）

增大c（酸）

右移

下降

下降

稀释

右移

增大

升高→7

加热

右移

增大

下降

水解平衡

（以强酸弱碱盐为例）

增大c（弱碱根）

右移

下降

下降

稀释

右移

增大

升高→7

加热

右移

增大

下降

　　注意：

　　纯酸或极浓酸（如冰酷酸）在稀释的初期可能出现平衡右移，电离程度增大，pH下降，导电性增强的情况。

　　四、pH的计算技巧

　　1．强酸（强碱）的稀释：

一般按稀释前后溶质的物质的量不变列等式先求稀释后的n（H+）（对于酸）或n（OH-）（对于碱），再求pH。

稀释后，当c（H+）[c（OH-）]的浓度大于10-5mol·L-1时，不考虑水的电离；当小于10-5mol·L-1时．应考虑水的电离。

　　　注意弱酸、弱碱的稀释：

在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动．不能求得具体效值，只能确定其pH范围。

　　2．两强酸混合

　　　由c（H+）混＝

先求出混合后的c（H+）混，再求pH。

若两强酸等体积混合，可采用速算方法：

混合后溶液的pH等于混合前pH小的加0.3。

　　3．两强碱混合

　　　由c（OH-）＝

先求出混合后的c（OH-）。

再通过Kw求出c（H+），最后求pH。

　　4．强酸与强碱混合

（1）若恰好中和，pH＝7。

（2）若剩余酸，先求中和后剩余的c（H+），再求pH。

　　（3）若剩余碱．先求中和后剩余的c（OH-），再通过Kw求出c（H+），最后求pH。

　　pH计算应注意温度！

若温度距离常温较远，应依据新的Kw进行H+、OH-的换算！

　　五、粒子浓度大小的比较方法

　　1．多元弱酸溶液，根据多步电离的程度分析，如在H3PO4的溶液中，c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）。

　　2．多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析：

如Na2CO3溶液中c（Na+）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（HCO3-）。

　　3．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中各种因素（如电离产生的H+或OH-的抑制作用、其他水解离子的抑制或促进作用、该离子水解前浓度的大小、该离子水解程度的大小等等）。

如在相同的物质的量浓度的下列溶液中；①NH4NO3②CH3COONH4③NH4HSO4④（NH4）2SO4，c（NH4+）由大到小的顺序是④＞③＞①＞②。

　　4．混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。

如NH4Cl和氨水的混合溶液。

　　①一般情况下，则显碱性．以电离平衡为主（水解平衡存在但可忽略），此时c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+）；

　　②若NH4Cl相对浓度较大，则显酸性，以水解平衡为主，此时c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）；

　　③在某个恰当点，溶液也可能显中性，此时c（Cl+）＝c（NH4+），c（H+）＝c（OH-）。

但无论何时都不可能出现c（Cl-）＞c（OH-）＞c（NH4+）＞c（H+），c（NH4+）＞c（H+）＞c（Cl-）＞c（OH-），c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（OH-）＞c（H+）等关系式（违背了电荷守恒）。

　　注意推广上述思路。

　　5．电荷守恒；电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。

如NaHCO3溶液中由n（Na+）+n（H+）＝n（HCO3-）+2n（CO32-）+n（OH-），可推出；c（Na+）+c（H+）＝c（HCO3-）+2c（CO32-）+c（OH-）。

　　6．物料守恒：

电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其他离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。

如NaHCO3溶液中由n（Na+）:

n（C）＝1:

1，可推出c（Na+）＝c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3）。

　　7．质子守恒：

电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。

例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物，NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：

c（H3O+）+c（H2CO3）＝c（NH3）+c（OH-）+c（CO32-）。

　　质子守恒一般可以不用，只要电荷守恒和物料守恒联合应用即可。

　　六、胶体

　　关键在于了解胶体的概念及其重要性质和应用。

能够根据胶粒的结构特征（直径在1nm～100nm）区分胶体和其他分散系；根据丁达尔现象鉴别溶胶和溶液根据胶体的电泳现象判断电极名称和胶粒的电性；能够运用渗析（会操作、会叙述、会检验效果）的方法分离、提纯胶体和离子、小分子，运用胶体的性质解释生活中有关胶体的问题。

如“三角洲”的形成、明矾的净水、卤水的点豆腐、高压电除尘、农作物对化学肥料的吸收效果。

　　注意；

　　①金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒带正电荷，通电时向阴极移动，如Al（（OH）3胶体、Fe（OH）3胶体、Fe2O3胶体等。

非金属氯化物、金属硫化物的胶粒带负电荷，通电时向阳极移动，如H2SiO3胶体、As2S3胶体、As2O3胶体等。

　　②胶体粒子带电荷，但不能说胶体带电荷，整个胶体是电中性的，并非所有胶体粒子都带电荷。

如淀粉、蛋白质等分子胶体，这类胶体无电泳现象，遇电解质溶液不发生聚沉。

　　③胶体的聚沉是不可逆的，而盐析是可逆的。

　　④有些胶体遇足量强碱或强酸，先聚沉形成沉淀，后沉淀溶解形成溶液。

　　⑤1molFeCl3完全水解生成的Fe（OH）3胶体粒子数应小于1mol，应注意胶体的这种特殊性。

　　⑥以教材第三册P16页渗析实验为例，为保证渗析完全除去离子，一般采取多次更换烧杯中蒸馏水的方法。

为检验是否渗析完全，一般取最后一次烧杯中的蒸馏水少许滴加AgNO3溶液，若出现白色沉淀，检验出Cl-，则渗析不完全，反之则完全。

　　实用总揽

　　一、勒夏特列原理在电离平衡中的应用

　　应对这类题型关键是要分类掌握各知识要点，力求使头脑清晰化（具体见前述）。

　　典例1　将0.1mol·L-1的醋酸溶液加水稀释，则下列有关说法中正确的是（　　）

　　A．溶液中c（H+）和c（OH-）都减小　　　　　

　　B．溶液中c（H+）增大

　　C．醋酸电离平衡向左移动　　　　　　　　

　　D．溶液的pH增大

　　解析　

　　将0.1mol·L-1的醋酸溶液加水稀释后，由于电离平衡向右移动，溶液中氢离子数目增多。

在稀释过程中由于体积的增大占主导地位，导致溶液的酸性减小，即c（H+）减小，c（OH-）增大，pH增大。

　　答案　D

　　典例2　pH＝2的X、Y、Z三种酸的水溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH与溶液体积（V）的关系如图所示，下列说法中正确的是（　　）

　　A．原溶液都是稀溶液

　　B．原溶液的浓度大小为c（X）＞c（Z）＞c（Y）

　　C．Z是强酸，Y和X是弱酸

　　D．三种酸由强到弱的顺序是Z＞X＞Y

　　解析　

　　X最初稀释时有一段pH下降，酸电离程度增大，则X肯定是浓溶液，A错；稀释1000倍后，pH（Y）＜pH（Z），说明Y的酸性更弱，则起始c（Y）＞c（Z），B错；稀释1000倍，pH增加到5的为强酸，小于5的为弱酸，c对；等pH时x的浓度最大，则x的酸性最弱，三种酸由强到弱的顺序是Z＞Y＞X。

　　答案　C

　　二、弱电解质的判断

　　应对良策仍是分类掌握各知识要点，力求头脑清晰化（具体见前述）。

　　典例3　下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是（　　）

　　①常温下某CH3COONa溶液的pH＝8

　　②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗

　　③等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多

　　④0.1mol·L-1CH3COOH溶液的pH＝2.1

　　⑤CH3COONa和H3PO4反应，生成CH3COOH

　　⑥0.1mol·L-1的CH3COOH溶液稀释至100倍，pH＜3

　　A．②　　

　　B．②⑤　　

　　C．①③⑤　　　

　　D．③④⑤⑥

　　解析　

　　①中证明CH3COO-能水解，溶液呈碱性，证明CH3COOH存在电离平衡故为弱酸。

②中未能指明浓度，也没有参照物，不能说明问题。

③说明电离前n（CH3COOH）＞n（盐酸），则CH3COOH的电离程度比盐酸小，属弱电解质。

④中说明c（H+）＜c（CH3COOH），说明CH3COOH部分电离，存在电离平衡，是弱电解质。

已知⑤中的H3PO4为中强酸，而被中强酸制备的必定是弱酸（没有沉淀物），弱酸即为弱电解质。

⑥中CH3COOH溶液被稀释，c（H+）变化与c（CH3COOH）变化不同步，证明存在电离平衡移动，即为弱电解质。

　　答案　A

　　三、水电离的有关计算

　　常温下：

　　a．电离显碱性溶液：

c（H+）（水）＝c（OH-）（水）＝c（H+）（溶液）＝10-pHmol·L-1

　　b．电离显酸性溶液：

c（OH-）（水）＝c（H+）（水）＝c（OH-）（溶液）＝10pH-14mol·L-1

　　c．水解显酸性溶液：

c（H+）（水）＝c（H+）（溶液）＝10-pHmol·L-1

　　d．水解显碱性溶液：

c（OH-）（水）＝c（OH-）（溶液）＝10pH-14mol·L-1

　　典例4　常温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离出的c（OH-）（　　）

　　A．一定为1.0×10-2mol·L-1

　　B．一定为1.0×10-12mol·L-1

　　C．可能为1.0×10-2mol·L-1，也可能为1.0×10-12mol·L-1

　　D．只可能为1.0×10-2mol·L-1，不可能为1.0×10-12mol·L-1

　　解析　

　　假设该溶液是一种强碱（例如NaOH）溶液，c（OH-）（水）＝c（H+）（水）＝c（H+）（溶液）＝10-12mol·L-1。

　　假设该溶液是一种强碱弱酸盐溶液。

c（OH-）（水）＝c（OH-）（溶液）＝

mol·L-1＝10-2mol·L-1。

　　答案　C

　　四、判断溶液的酸碱性强弱

　　这类题型需考虑电离程度、水解程度、同离子效应、强酸（碱）中H+（OH-）右下角系数、不同溶液同一离子、同浓度下不同溶液不同离子、促进、抑制等种种因素。

　　典例5　常温时，以下四种溶液pH最小的是（　　）

　　A．0.01mol·L-1的CH3COOH溶液

　　B．0.02mol·L-1的CH3COOH与0.02mol·L-1的NaOH溶液筹体积混合液

　　C．0.03mol·L-1的CH3COOH与0.01mol·L-1的NaoH溶液等体积混合液

　　D．pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合液

　　解析　

　　要比较四种溶液的pH大小，不妨将A、B、C、D四种溶液的情况作一比较：

B选项中0.02mol·L-1的CH3COOH与0.02mol·L-1的NaOH溶液等体积混合后形成0.01mol·L-1的CH3COONa溶液，呈碱性；C选项0.03mol·L-1的CH3COOH和0.01mol·L-1的NaOH溶液等体积混合后形成0.01mol·L-1的CH3COOH和0.005mol·L-1的CH3COONa溶液，可以看成是向A中加入适量CH3COONa后形成的，因为受CH3COONa电离出的CH3COO-的影响，CH3COOH

CH3COO-＋H+向逆反应方向移动，所以C中H+浓度比A中小，D选项pH＝2的盐酸与PH＝12的NaOH溶液等体积混合后形成NaCl溶液，呈中性。

因此选项A符合题意。

　　答案　A

　　典例6　物质的量浓度相同的下列溶液中，符合pH由小到大排列的是（　　）

　　A．Na2CO32-、NaHCO3、NaCl、AlCl3、HCl

　　B．NaOH、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl

　　C．H2SO4、（NH4）2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S

　　D．NH4Cl、（NH4）2SO4、NaNO3、Na2S、Ba（OH）2

　　解析　

　　对于溶质物质的量浓度相同的溶液，水解后溶液酸碱性取决于盐的组成性质，强碱弱酸盐水解呈碱性、强酸弱碱盐水解呈酸性，强碱强酸盐不水解；同浓度下不同离子的水解程度大小取决于离子对应的酸（碱）的酸（碱）性强弱，即“越弱越水解”，pH越偏离7，离子的水解程度就越大，对应盐溶液的酸性（或碱性）就越强。

对于同种离子来说，离子浓度越大，水解产生的氢离子或氢氧根离子浓度就越大。

同浓度下酸（碱）电离产生的酸（碱）性大于水解产生的酸（碱）性。

　　答案　C

　　五、pH的计算

　　此类题型的常见计算方法见前，分类掌握即可，需要提醒的是若计算不是在常温下进行，这样Kw就变了，从而在H+、OH-的浓度换算上引起不同！

　　典例7　某温度时，水的离子积常数Kw＝10-13，将此温度下pH＝11的Ba（OH）2溶液aL与pH＝1的H2SO4溶液bL混合。

设混合溶液体积为两者之和，所得固体体积忽略不计。

（1）若所得混合溶液为中性。

则a:

b＝________________，生成沉淀的物质的量为________________（最终结果可用含a、b的表达式来表示）。

（2）若a:

b＝9:

2，则所得溶液pH＝________________，该混合溶液最多能够溶解铁粉________________g。

　　解析　

　　注意Kw＝10-13，该温度不是室温，恰好中和时pH＝6.5而不是7。

（1）1011-13mol·L-1×aL＝10-1mol·L-1×bL，∴a:

b＝10:

1。

SO42-过量，则n（BaSO4）＝n（Ba2+）＝1011-13mol·L-1×aL×

＝5a×10-3mol

（2）若a:

b＝9:

2，由

（1）答案知应是H+过量，则剩余c（H+）＝

＝10-2mol·L-1，pH＝2，溶解的n（Fe）＝

n（剩余H+）＝

×10-2mol·L-1×（a+b）L＝

×10-2（a+b）mol

　　　m（Fe）＝0.28（a+b）g

　　答案　

（1）10:

1；5a×10-3mol（或5b×10-2mol）　　

（2）2；0.28（a+b）

　　六、水解平衡

　　此类题型需要特别注意分析所设问项的内在意义，再由此推断所需措施。

　　典例8　恒温条件下，在CH3COONa稀溶液中分别加入少量下列物质：

①固体NaOH②固体KOH③固体NaHSO4④固体CH3COONa⑤冰醋酸，其中，可使c（CH3COO-）／c（Na+）比值一定增大的是（　　）

　　A．只有①②　　　

　　B．只有②⑤　　

　　C．只有①⑤　　

　　D．只有②④⑤

　　解析　

　　欲使c（CH3COO-）／c（Na+）增大，应使CH3COO-+H2O

CH3COOH+OH-水解平衡逆向移动且不能外加Na+。

　　答案　B

　　七、守恒法比较粒子浓度的大小

　　该类题型的等式一般为三守恒式或由三守恒的关系式彼此加减而来；不等式一般在纯酸（碱）溶液、纯盐溶液、盐和酸的混合物、盐和碱的混合物中分析，分步电离（水解）的相对程度大小，或是以水解，还是以电离为主，以及pH＝7的情况。

　　典例9　现有物质的量浓度为0.1mol·L-1的盐酸和0.1mol·L-1的氨水，下列说法中正确的是（　　）

　　A．用湿润的pH试纸测定两种溶液的pH时，氨水的误差更小

　　B．若混合后溶液恰好呈中性时，c（Cl-）＝c（NH4+）+c（NH3·H2O）

　　C．两溶液等体积混合时，充分反应后，c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（OH-）＞c（H+）

　　D．恰好反应呈中性时，所需氨水的体积小于盐酸的体积

　　解析　

　　A项：

稀释时NH3·H2O

NH4++OH-电离平衡正向移动，故误差小。

　　B项：

呈中性时应为c（Cl-）＝c（NH4+）。

　　C项：

等体积混合反应后为NH4Cl溶液。

NH4++H2O

NH3·H2O+H+，应为c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）。

　　D项：

若呈中性氨水就稍过量。

　　答案　A

　　典例10　取0.2mol·L-1的某一元酸HA溶液与0.2mol·L-1的NaOH溶液等体积混合，恢复到室温后，测得混合溶液的pH＝8，则下列说法中正确的是（　　）

　　A．混合溶液中：

c（A-）＞c（Na+）＞c（OH-）＞c（H+）

　　B．混合溶液中：

c（OH-）-+c（HA）＝1.0×10-8mol·L-1

　　C．混合溶液中：

c（Na+）+c（H+）＝c（A-）+c（HA）+c（OH-）

　　D．混合溶液中由水电离出的