电解质溶液知识点总结(教师版)

电解质溶液知识点总结

一、电解质与非电解质

电解质:在水溶液里或熔融状态下能导电得化合物。

非电解质:在水溶液里与熔融状态下都不能导电得化合物。

【注意】

1。电解质与非电解质得范畴都就是化合物,所以单质既不就是电解质也不就是非电解质。

2.化合物为电解质,其本质就是自身能电离出离子,有些物质溶于水时所得溶液也能导电,但这些物质自身不电离,而就是生成了一些电解质,则这些物质不属于电解质。如:SO２、SO3、ＣO２、NO２等。

3。常见电解质得范围:酸、碱、盐、金属氧化物、水。

二、强电解质与弱电解质

强电解质:在溶液中能够全部电离得电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。

弱电解质:在溶液中只就是部分电离得电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。

强电解质弱电解质

定义溶于水后几乎完全电离得电解质溶于水后只有部分电离得电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键得

共价化合物

某些具有弱极性键得共价化合物、电离程度几乎100％完全电离只有部分电离

电离过程不可逆过程,无电离平衡可逆过程,存在电离平衡

溶液中存在得微粒(水分子不计) 只有电离出得阴阳离子,不存在

电解质分子

既有电离出得阴阳离子,又有电解质分子

实例绝大多数得盐(包括难溶性盐)

强酸:H2ＳO4、HCl、HＣｌＯ4等强

碱:Ｂa(OＨ)2 Ca(OＨ)2等弱酸:H2ＣO3 、CH３ＣOＯH等。

弱碱:NＨ３·Ｈ2O、Ｃu(OH)2 Fｅ(OＨ)３等。

电离方程式KNO3→K++NO３—

H2SO４→2 Ｈ＋＋SＯ42—NＨ３·H2ＯNH4＋+OＨ＿H2SH++HS_ＨS_H＋+S2-

1、强、弱电解质得范围:

强电解质:强酸、强碱、绝大多数盐

弱电解质:弱酸、弱碱、水

2.强、弱电解质与溶解性得关系:

电解质得强弱取决于电解质在水溶液中就是否完全电离,与溶解度得大小无关、一些难溶得电解质,但溶解得部分能全部电离,则仍属强电解质。如:BaＳO4、BaＣO３等、

3.强、弱电解质与溶液导电性得关系:

溶液得导电性强弱与溶液中得离子浓度大小有关。强电解质溶液得导电性不一定强,如很稀得强电解质溶液,其离子浓度很小,导电性很弱。而弱电解质溶液得导电性不一定弱,如较浓得弱电解质溶液,其电离出得离子浓度可以较大,导电性可以较强。

４.强、弱电解质与物质结构得关系:

强电解质一般为离子化合物与一些含强极性键得共价化合物,弱电解质一般为含弱极性键得化合物。

5.强、弱电解质在熔融态得导电性:

离子型得强电解质由离子构成,在熔融态时产生自由移动得离子,可以导电、而共价型得强电解质以及弱电解质由分子构成,熔融态时仍以分子形式存在,所以不导电。

三、弱电解质得电离平衡:

强电解质在溶液中完全电离,不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时,不完全电离,存在电离平衡、当弱电解质得离子化速率与分子化速率相等时,则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。(逆、等、动、定、变)

1.电离方程式:

书写强电解质得电离方程式时常用“＝=,书写弱电解质得电离方程式时常用“”。

２.电离平衡常数:

在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成得各种离子得浓度得乘积与溶液中未电离得分子得浓度之比就是一个常数,这个常数称为电离平衡常数,简称电离常数、

Ｋ得意义:K值越大,表示该电解质较易电离,所对应得弱酸弱碱较强、从或得大小,可以判断弱酸与弱碱得相对强弱,例如弱酸得相对强弱:>>＞＞>〉>

【注意】

(1)电离常数服从化学平衡常数得一般规律,只受温度影响,与溶液得浓度无关、温度一定时,弱电解质具有确定得电离常数值、

(２)电离常数越大,达到平衡时弱电解质电离出得离子越多,电解质电离程度越大。

(3)多元弱酸得电离就是分步进行得,每一步电离都有各自得电离常数,每一步电离程度各不相同,差异较大,且逐级减小,故以第一步电离为主,氢离子主要由第一步电离产生。

3、电离度:

弱电解质在水中得电离达到平衡状态时,已电离得溶质得分子数占原有溶质分子总数得百分率,称为电离度。常用α表示:

α＝

四. 水得电离及离子积常数

⑴水得电离平衡:水就是极弱得电解质,能发生自电离:

H２O+H2O H3O++HO-－简写为Ｈ2O H＋+ＯH—－(正反应为吸热反应)其电离平衡常数:Ｋa ==［H+][OH—]

⑵水得离子积常数:Kｗ=［H＋]［OH-］

250C 时Kw =1、0×１０－14 mol2·L—2,水得离子积与温度有关,温度升高Kw增大。如1000C 时Kw=１.0×１０—１２ mol2·L—2、

⑶无论就是纯水还就是酸、碱,盐等电解质得稀溶液,水得离子积为该温度下得Kw、

2。影响水得电离平衡得因素

⑴酸与碱:酸或碱得加入都会电离出H+或OH-,均使水得电离逆向移动,从而抑制水得电离。

⑵温度:由于水得电离吸热,若升高温度,将促进水得电离, ［H+］与[ＯH-]同时同等程度得增加,pH变小,但［ H+］与[ＯH—］始终相等,故仍呈中性。

⑶能水解得盐:不管水解后溶液呈什么性,均促进水得电离,使水得电离程度增大、

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得H+直接作用,使[ H＋］减少,因而促进了水得电离平衡正向移动。

3、溶液得酸碱性与ｐH得关系

⑴ｐＨ得计算: pH=—lg[H+]

⑵酸碱性与pH得关系:

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、0×１０-7mol·Ｌ-1, pH ＞7

⑶pH得测定方法:

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、酸碱混合得溶液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:要先瞧谁过量,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=

【例1】2５℃时水得KW＝1。0×10－14mol?L－1,而１00 ℃时水得KＷ=5、５×1０－1３ mｏl?L-1。若在100 ℃时某溶液得[H+]=１、０×10-７mol?Ｌ—1,则该溶液呈( )?Ａ.酸性Ｂ.中性Ｃ.碱性 D.可能就是酸性,也可能就是碱性

解析: 100 ℃时中性溶液中[OH－］＝KＷ[H+]＝5、５×10—13ｍol2?L－１1、０×1０—７mol?L－1=５。5×10－６mｏl?L-1>[Ｈ＋］,故溶液呈碱性、答案: C?【例2】在25 ℃时,某溶液中由水电离出得[Ｈ+］＝１×１0－12 moｌ?L-1,则该溶液得pH可能就是( )?Ａ、12 B、7 C、6 Ｄ.２

解析: 纯水中由水电离出得［H＋]水＝[OＨ－］水,向纯水中加酸或碱,水得电离均受到抑制,水得电离平衡左移,水电离出得H＋与OH－得量相应减少,但[H+］水＝［ＯH－］水。若为酸,则[OH－］液=［OH—］水=[H+］水=1×10-12 mol?L-1、答案: AD

五、盐类水解

1.盐类水解得实质:在溶液中,由于盐得离子与水电离出来得H+或OH—生成弱电解质,从而破坏水得电离平衡,使溶液显示出不同程度得酸性、碱性或中性、盐得水解可瞧作酸碱中与反应得逆过程,为吸热反应。

2、盐类水解规律

(１)强弱规律:“有弱才水解,都弱都水解,越弱越水解,谁强显谁性。”

(２)大小规律:①“水解程度小,式中可逆号,水解产物少,状态不标号。”②多元弱酸盐得水解就是分步进行得,且以第一步为主。如:CO３2－ + H2O ＨCO３-＋ＯH－ HCO３— + Ｈ2O H2CO3+ OＨ-

(3)酸式盐规律:

①强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NａＨSO4、ＮH４HSO4

②强碱弱酸酸式盐溶液显何性,必须比较其阴离子得电离程度与水解程度。

电离程度＞水解程度,则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSＯ3

电离程度＜水解程度,则溶液显碱性。如NａHCＯ3、NａHS

3．大多数盐类水解程度较低,但其过程促进了水得电离。?盐类水解得程度主要决定于盐得本性,组成盐得酸根对应得酸(或阳离子对应得碱)越弱,水解程度就越大,其盐溶液得碱性(或酸性)越强。?升高温度、

4。水解反应水解程度增大;在温度不变得条件下,稀释溶液,水解程度增大,另外,加酸或加碱抑制水解。?

可用化学方程式或离子方程式表示,书写时应注意、

(１)一般用可逆号“”,只有互相促进得完全水解(即有沉淀或气体产生得互促水解)才用“="。

(2)多元弱酸盐得水解就是分步进行得,可用多步水解方程式表示。

(3)一般不写“↓”与“↑”,水解程度大得例外。

六.盐类水解得应用

(1)配制某些盐溶液时要考虑盐得水解:如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应得酸或碱溶液中、

(2)制备某些盐时要考虑水解:Al2S3、ＭgS、Ｍｇ3Ｎ2等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应得方法在溶液中制取,而只能用干法制备。

(3)制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。利用加热促进水解来制得胶体。FeCｌ3＋3H2O→Fe(ＯH)3(胶体)+3HCl

(4)某些试剂得实验室贮存,如Na2ＣＯ３溶液、Na3PO4溶液、Na２SiＯ3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。NaＦ溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。

(5)证明弱酸或弱碱得某些实验要考虑盐得水解,如证明Ｃu(OＨ)２为弱碱时,可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红(显酸性)证之。

(6)采用加热得方法来促进溶液中某些盐得水解,使生成氢氧化物沉淀,以除去溶液中某些金属离子。如不纯得KNＯ3中常含有杂质Fｅ3+,可用加热得方法来除去KＮO3溶液中所含得Ｆｅ3＋、

(7)向MgＣl2、FeＣl3得混合溶液中加入MgO或Mｇ2ＣO3除去ＦｅCｌ3、

(8)某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解:如Ｍｇ、Ａｌ、Zn等活泼金属与NH４Cl、CuSO4、AｌCl3等溶液反应。3Mg＋2AlＣl3 +6H２O→3MgCl２+２Al(ＯH)3↓+3H2↑

(9)判断中与滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量得判断等问题时,应考虑到盐得水解、如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH〉7,若二者反应后溶液pH=7,则CH３COＯH过量。

指示剂选择得总原则就是,所选择指示剂得变色范围应该与滴定后所得盐溶液得ｐＨ值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。

(10)判断酸碱中与至pH=7时,酸碱得用量(如用氨水与盐酸反应至pH=7时就是氨水过量)、

(1１)测定盐溶液pＨ时,试纸不能湿润,若中性溶液,测得pＨ不变仍为7,若强酸弱碱盐溶液,测得ｐH比实际偏大,若强碱弱酸盐溶液,测得pH比实际偏小,

(1２)加热蒸发与浓缩盐溶液时,对最后残留物得判断应考虑盐类得水解。

加热浓缩不水解得盐溶液时一般得原物质;加热浓缩Nａ2CO３型得盐溶液一般得原物质;加热浓缩FeCl3 型得盐溶液.最后得到Fe(ＯＨ)3,灼烧得Ｆe2O3 ;加热蒸干(ＮH4)2CO3或NＨ４HCO3型得盐溶液时,得不到固体;加热蒸干Ca(HＣO3)2型得盐溶液时,最后得相应得正盐;加热Ｍg(HCO3)2、MｇCO3溶液最后得到Ｍg(OH)2固体;加热Ｎa2SＯ3型盐溶液,最后被空气氧化为Na2ＳＯ4。

(１3)净水剂得选择:如Al3+ ,FｅCl3等均可作净水剂,应从水解得角度解释。

(14)小苏打片可治疗胃酸过多、

(15)某些显酸性得盐溶液与某些显碱性得盐溶液反应［如Ａl2(ＳO4)3溶液与NaHCO3溶液反应会产生大量C Ｏ2——泡沫灭火器］。如:Al3++ 3HＣO3-→A l(OＨ)３↓＋3CＯ2↑

(16)某些化肥就是否能混施(如草木灰不宜与铵态氮肥及过磷酸钙混合使用)、

(17)解释某些生活现象时应考虑盐得水解,如炸油条用明矾、纯碱;ＺnＣl2、NH4Cl作焊药; 热得纯碱溶液比冷得纯碱溶液去污能力强。

七、溶液中离子浓度大小比较

1.电离平衡理论与水解平衡理论

ａ.电离理论:

⑴弱电解质得电离就是微弱得,电离消耗得电解质及产生得微粒都就是少量得,同时注意考虑水得电离得存在;例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。

【分析】由于在ＮH3·H2O溶液中存在下列电离平衡:ＮH3·Ｈ2O NH4＋+ＯＨ—,H２O H++OH-,所以溶液中微粒浓度关系为:c(NＨ3·H2Ｏ)＞ｃ(ＯH—)＞c(NH4+)〉c(Ｈ+)。

⑵多元弱酸得电离就是分步得,主要以第一步电离为主;例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。【分析】由于Ｈ2Ｓ溶液中存在下列平衡:H2S HS－＋H+,HS—S2-+H+,H2O H＋+ＯＨ-,所以溶液中微粒浓度关系为:c(H2Ｓ)>c(H+)＞c(HS—)>ｃ(S2－)〉c(OH—)。

b.水解理论:

⑴弱酸得阴离子与弱碱得阳离子因水解而损耗;如NaＨＣO3溶液中有:c(Na+)＞c(ＨCO3—)。

⑵弱酸得阴离子与弱碱得阳离子得水解就是微量得(双水解除外),因此水解生成得弱电解质及产生Ｈ+得(或OＨ－)也就是微量,但由于水得电离平衡与盐类水解平衡得存在,所以水解后得酸性溶液中

c(H＋)(或碱性溶液中得c(ＯH-))总就是大于水解产生得弱电解质得浓度;例如(NH4)2SO４溶液中微粒浓度关系:

c(ＮH4+)〉c(SO42—)〉c(H+)＞c(ＮH3·H2O)＞c(OH－)。

(3)多元弱酸得酸根离子得水解就是分步进行得,主要以第一步水解为主。

例如: Na2CＯ３溶液中水解平衡为:CO32-+Ｈ2ＯHCO3-+OH—,H2Ｏ+HCO3—H２CＯ3＋OH-,所以溶液中部分微粒浓度得关系为:c(ＣO32-)＞ｃ(HCO3－)。

2。电荷守恒与物料守恒

a.电荷守恒:电解质溶液中所有阳离子所带有得正电荷数与所有得阴离子所带得负电荷数相等、如NaH ＣO3溶液中:n(Na+)＋n(H+)=n(HCO3－)+2n(CO32-)+ｎ(ＯＨ—)推出:

c(Na+)＋c(H＋)＝c(HCO3－)+2c(CO32-)＋c(OH-)

ｂ。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它离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素得原子得总数就是不会改变得。如NaＨCO3溶液中ｎ(Ｎa+):n(c)＝１:１,推出:c(Ｎa+)＝c(HCO３—)＋c(CO３２-)＋c(H2CO３)

c。导出式——质子守恒:

如碳酸钠溶液中由电荷守恒与物料守恒将Na+离子消掉可得:c(OＨ—)=c(H+)+c(ＨCＯ3－)+2ｃ(ＨCＯ3)。

2

如醋酸钠溶液中由电荷守恒与物料守恒将钠离子消掉可:ｃ(ＯH-)＝c(Ｈ+)+c(CH3COOＨ)。

(电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H+)得物质得量应相等)

３、解题指导

电解质溶液中离子浓度大小比较问题,就是高考得“热点”之一、这种题型考查得知识点多,灵活性、综合性较强,有较好得区分度,它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水得电离、ｐH值、离子反应、盐类水解等基本概念得掌握程度及对这些知识得综合运用能力。

首先必须有正确得思路:

其次要掌握解此类题得三个思维基点:电离、水解与守恒(电荷守恒、物料守恒及质子守恒)、对每一种思维基点得关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞得出现等均要通过平时得练习认真总结,形成技能。【例１】在0.1mｏｌ/Ｌ得H２Ｓ溶液中,下列关系错误得就是( )

A、c(H+)=c(HS—)＋c(S2-)+ｃ(OＨ-)

B、c(H+)=c(HＳ-)+2c(Ｓ2-)＋c(OH－)

Ｃ。ｃ(H+)>［c(ＨS—)+ｃ(S２－)+c(OH-)］Ｄ、ｃ(H2S)＋c(ＨS-)+c(S２—)＝0.1mol/L

分析:由于H２S溶液中存在下列平衡:H2S H++ＨＳ-,HＳ-H+＋S2-,H2O H++OH－,根据电荷守恒得c(H+)=c(HS—)＋2c(S2－)+ｃ(ＯH—),由物料守恒得ｃ(H2S)+c(HS－)+ｃ(S2—)＝0.1mol/Ｌ,所以关系式错误得就是A项、【例2】室温下,0、１ｍol/Ｌ得氨水溶液中,下列关系式中不正确得就是( )

A. c(ＯH－)＞ｃ(H+) Ｂ。c(NＨ3·H2Ｏ)+ｃ(NH4+)=0。１mｏｌ/Ｌ

C.c(NH4+)〉c(NH3·H2O)＞c(ＯH－)＞c(H+) D、c(ＯH-)=c(NH4＋)＋c(H+)

分析:由于氨水溶液中存在一水合氨得电离平衡与水得电离平衡,所以所得溶液呈碱性,根据电荷守恒与物料守恒知BD正确,而一水合氨得电离就是微量得,所以C项错误,即答案为C项。

【例3】在氯化铵溶液中,下列关系正确得就是( )

A.c(Cl—)〉c(ＮH4+)>c(Ｈ+)＞c(ＯH—) B。c(ＮＨ4+)>ｃ(Cl-)＞c(H+)〉c(OH-)

C、c(NＨ4+)＝c(Cl-)＞c(H＋)＝c(OH-)D。ｃ(Cl—)＝ｃ(NH４+)＞c(Ｈ+)＞ｃ(OH-)

分析:由于氯化铵溶液中存在下列电离过程:ＮH4Cl=NH4++Ｃl—,H２O H++OH－与水解过程:NH４++H2Ｏ

H++NH3·H2O,由于ＮH４+水解被消耗,所以c(Cl－)〉c(NH４＋),又因水解后溶液显酸性,所以c(Ｈ+)＞c(OH—),且水解就是微量得,所以正确得就是Ａ项、

【例4】在Nａ2Ｓ溶液中下列关系不正确得就是

A．c(Na+)=2c(HＳ-)+2c(S2－) +c(Ｈ2Ｓ) B、c(Ｎa+)+c(H+)＝ｃ(OH-)+c(ＨS-)＋2c(S2－)

Ｃ、ｃ(Ｎａ＋)>ｃ(Ｓ2—)＞c(ＯＨ－)〉c(ＨS—) D.c(ＯH－)=c(HＳ－)＋c(H＋)+c(Ｈ2S)

分析:电荷守恒:ｃ(Na+) +ｃ(Ｈ+)＝c(OＨ－)+ｃ(HＳ－)＋2c(S2－);物料守恒:c(Nａ+) =2c(HS-)+2c(S2—) ＋

2c(H2S);

质子守恒:c(ＯＨ－)=c(HS－)+c(H＋)+２c(H２S),选ＡD

【例5】草酸就是二元弱酸,草酸氢钾溶液呈酸性,在0。1mｏｌ／LKHC２O4溶液中,下列关系正确得就是(CD) A.c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+c(Ｃ2Ｏ42-) B.ｃ(HC2O４－)+ c(C2O42-)=０.１mol／L

Ｃ.c(C２O42-)＞ｃ(H２Ｃ２O4) D、ｃ(Ｋ＋)=ｃ(Ｈ2C２O4)＋ｃ(HC2O4—)+ c(C２Ｏ４2—) 分析:因为草酸氢钾呈酸性,所以HC2O4－电离程度大于水解程度,故c(Ｃ２O42－)＞c(H2C2O4)。又依据物料平衡,所以D、c(K+)=ｃ(H２C2O4)+ｃ(ＨＣ2O4—)＋ c(C2O42－)正确,又根据电荷守恒:ｃ(Ｋ+)＋c(H+)=ｃ(HC２Ｏ４-)+ｃ(OＨ-)+2c(C2Ｏ４2—),所以综合上述Ｃ、D正确。

【例６】用物质得量都就是０.1 ｍoｌ得CＨ3COＯH与ＣH3COONa配制成1Ｌ混合溶液,已知其中C(CＨ

3COO -)〉C(Na＋),对该混合溶液得下列判断正确得就是( )

A。C(H＋)>C(OH-) Ｂ。C(CH３ＣOＯH)+Ｃ(CH3ＣOＯ-)=0。2 moｌ/L

Ｃ。Ｃ(CＨ３CＯOH)＞Ｃ(CH３CＯO－) D.C(ＣH3ＣＯO-)+C(OH－)＝０、2 ｍｏl／L

分析:ＣＨ３COOH与CH3CＯONａ得混合溶液中,CH3COOH得电离与CＨ3COONa得水解因素同时存在。已知Ｃ(C Ｈ3CＯO—)〉Ｃ(Ｎa+),根据电荷守恒C(CH3COO-)＋C(OH－)=Ｃ(Na+)＋C(H+),可得出Ｃ(OH－)＜C(Ｈ+)、说明混合溶液呈酸性,进一步推测出0。１mol/L得ＣＨ3COOＨ与0。１mｏl／L得CＨ3COＯNa溶液中,电离与水解这一对矛盾中起主要作用就是电离,即CH３COOH得电离趋势大于ＣH3COO—得水解趋势。根据物料守恒,可推出(B)就是正确得。

【例7】在1０mｌ 0。１ｍol·L—１NaＯH溶液中加入同体积、同浓度ＨAc溶液,反应后溶液中各微粒得浓度关系错误得就是( )。

A、ｃ(Ｎａ+)＞c(Ac-)〉c(Ｈ+)>c(OH－)

B、c(Na+)＞c(Aｃ—)>c(OH—)>c(Ｈ+)

C。c(Nａ+)＝ｃ(Ａc—)+c(HＡC) D、ｃ(Na+)＋c(H+)＝ｃ(Ac—)＋c(ＯH—)

［解析]由于混合得NaOH与HAc物质得量都为1×10—３ｍol,两者恰好反应生成NａAｃ,等同于单一溶质:由于少量Ac—发生水解:Ac－ + H２OHAc＋ OＨ-,故有ｃ(Ｎa＋)＞c(Ac－)＞ｃ(OH-)＞c(H+),根据物料守恒C正确,根据电荷守恒D正确,A错误,故该题选项为A。

【例８】:将０。２mol·L－1ＨCN溶液与0、1mol·L—1得NaOH溶液等体积混合后,溶液显碱性,下列关系式中正确得就是

Ａ。c(ＨCN)〈c(ＣN－) B。c(Nａ＋)>c(CN－)C. c(ＨCN)－ｃ(CＮ－)＝ｃ(OH-) D. ｃ(HCN)+c(CN－)＝0.1moｌ·Ｌ－1

解析:上述溶液混合后,溶质为HCN与NaCN,由于该题已说明溶液显碱性,所以不能再按照HCN得电离处理,而应按NaCN水解为主、所以c(Nａ＋)>c(CN－),选B D