高考化学 .电离平衡pH盐类水解热点知识训练

冠夺市安全阳光实验学校高考化学热点知识训练12
电离平衡、pH、盐类水解
知识结构
电离平衡
具有极性共价键的弱电解质(例如部分弱酸、弱碱)溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。

一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。

此时，溶液中电解质分子的浓度与离子的浓度分别处于稳定状态，不再发生变化。

用简单的语言概括电离平衡的定义，即：在一定条件下，弱电解质的离子化速率等于其分子化速率。

形成条件
溶液中电解质电离成离子和离子重新结合成分子的平衡状态。

具体一点说,在一定的条件下(如温度,浓度),当溶液中的电解质分子
电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时,电离的过程就达
到了平衡状态,即电离平衡。

一般来说，强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡。

1．弱电解质的电离
电离平衡是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：
(1)浓度。

浓度越大，电离程度越小。

在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。

(2)温度。

温度越高，电离程度越大。

因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。

(3)同离子效应。

如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－浓度，平衡左移，电离程度减小；加入盐酸，平衡也会左移。

(4)加入能反应的物质，实质是改变浓度。

如在醋酸溶液中加入锌或NaOH 溶液，平衡右移，电离程度增大。

2．溶液稀释pH的变化
(1)无论稀释多少倍，酸溶液的pH都不能等于或大于7，只能趋近于7。

这是因为当pH接近于6时，再加水稀释，由水电离提供的H＋不能再忽略。

(2)无论稀释多少倍，碱溶液的pH都不能等于或小于7，只能趋近于7。

这是因为当pH接近于8时，再加水稀释，由水电离提供的OH－不能再忽略。

(3)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)稀释相同倍数，pH变化也不同，其结果是强酸(或强碱)稀释后，pH变化程度比弱酸(或弱碱)大。

3．多元弱酸的电离、多元弱酸根的水解，要分步写，且都是可逆的，如
H2CO3H＋＋HCO3，HCO3- H＋＋CO32-；
CO32-＋H2O HCO3-＋OH-； HCO3-＋H2O H2CO3＋OH-。

且第一步电离或水解程度远远大于第二步，而多元弱碱的电离一步写，如Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－，多元弱碱阳离子的水解也一步写。

如：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。

4．溶度积：溶度积是一个常数，符号为K sp，其含义如下：
M m A n (s) m M n＋(aq)＋n A m－(aq)，则K sp＝cm(M n＋)·cn(A m－)。

(1)溶度积常数K sp同电离常数、水的离子积常数、化学平衡常数一样，只与温度有关，与浓度无关。

(2)沉淀的溶解和生成：当Qc大于K sp时，沉淀的溶解平衡向左移动，
会生成沉淀；当Qc小于K sp时，沉淀的溶解平衡向右移动，沉淀会溶解。

(3)沉淀的转化：当两种物质的K sp差别较大时，可以使溶解能力相对
较强的沉淀转化为溶解能力相对较弱的沉淀。

pH
pH实际上是水溶液中酸碱度的一种表示方法。

平时我们经常习惯于用百分
浓度来表示水溶液的酸碱度，如1%的硫酸溶液或1%的碱溶液，但是当水溶液的
酸碱度很小很小时，如果再用百分浓度来表示则太麻烦了，这时可用pH来表示。

pH的应用范围在0-14之间，当pH＝7时水呈中性；pH＜7时水呈酸性，pH愈小，水的酸性愈大；当pH＞7时水呈碱性，pH愈大，水的碱性愈大。

溶液PH
计算的整体思路是：根据PH的定义PH=－lgc(H+)，溶液PH计算的核心是确定
溶液中的c(H+)相对大小。

一、单一溶液的PH的计算
若该溶液是酸性溶液，必先确定c(H+)，再进行PH的计算。

若该溶液是碱
性溶液，必先确定c(OH-)，可根据c(H+)·c(OH-)=K w换算成c(H+)，再求PH，或
引用PH定义，由c(OH-)直接求POH，再根据PH+POH=PK w，换算出PH。

例1、求室温下1.0×10-3mol/L的Ba(OH)2溶液的PH。

解析：由题意c(OH-)=2.0×10-3mol/L，c(H+)·c(OH-)=K w，c(H+)= K w/
c(OH-)=5.0×10-12mol/L，PH=－lgc(H+)=－lg5.0×10-12=11.3。

或由题意c(OH-)=2.0×10-3mol/L，POH=－lgc(OH-)=－lg2.0×10-3=2.7，PH+POH=PK w，PH+2.7=14，PH=11.3。

二、溶液稀释后的PH的计算
1、强酸或强碱的稀释
在稀释强酸或强碱时，当它们的浓度大于10-5mol/L时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于10-5mol/L时，应考虑水的电离。

如PH=6的盐酸，稀释100倍，稀释后PH≈7（不能大于7）；PH=8的氢氧化钠溶液，稀释100倍，稀释后PH≈7（不能小于7）；PH=3的盐酸，稀释100倍，稀释后PH=5；PH=10的氢氧化钠溶液，稀释100倍，稀释后PH=8。

例2、室温时将PH=5的硫酸溶液稀释1000倍后，则c(H+):c(SO42-)是（）
A. 2:1
B. 21:1
C.
20:1 D. 22:1
解析：PH=5时，c(H+)酸=1×10-5mol/L，c(SO42-)=5×10-6mol/L，稀释1000倍后，由硫酸电离出的c(H+)酸=1×10-8mol/L，c(SO42-)=5×10-9mol/L，考虑水的电离受硫酸的抑制，设水电离出的c(H+)为xmol/L，故水电离出的c(OH-)也为xmol/L，根据水的离子积在室温时为一常量，得方程(x+10-8)·x=10-14，解得
x=9.5×10-8，故c(H+):c(SO42-)=[c(H+)酸+c(H+)水]: c(SO42-)=10.5×10-8 mol/L: 5×10-9mol/L=21:1，故应选B。

2、弱酸或弱碱的稀释
在稀释弱酸或弱碱过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其PH范围。

如PH=3的醋酸溶液，稀释100倍，稀释后3＜PH＜5；PH=10的氨水，稀释100倍，稀释后8＜PH＜10；PH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3＜PH≤5；PH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤PH＜10。

例3、PH=11的氨水溶液和氢氧化钠溶液，用蒸馏水稀释100倍，二者的PH的关系是（）
A．氨水的PH大于氢氧化钠的PH
B．氨水的PH小于氢氧化钠的PH
C．都比原来小
D．氨水比原来的大，氢氧化钠比原来的小
解析：氨水为弱碱，氢氧化钠为强碱，稀释100倍之后，氨水的9＜PH＜11，而氢氧化钠溶液的PH=9。

故选A、C。

三、溶液混合后的PH的计算
两种溶液混合后，首先应考虑是否发生化学变化，其次考虑溶液总体积变化，一般来说溶液的体积没有加和性，但稀溶液混合时，常不考虑混合后溶液的体积的变化，而取其体积之和（除非有特殊说明）。

1、两强酸混合后的PH的计算
先求混合后的c(H+)混，再直接求PH。

即：c(H+)混=[ c(H+)1×V1+ c(H+)2×V2]/（V1+ V2）。

例4、PH=4的盐酸和PH=2的盐酸等体积混合后，溶液的PH最接近于（）
A．2.0 B. 2.3 C.
3.5 D. 3.7
解析：由题意PH=4的盐酸，c(H+)1=1.0×10-4mol/L；PH=2的盐酸，
c(H+)2=1.0×10-2mol/L。

c(H+)混=（1.0×10-4mol/L×V +1.0×10-2mol/L×V）
/2V=5.0×10-3mol/L，PH= 2.3。

故应选B。

2、两强碱混合后的PH的计算
先求混合后的c(OH-)混，再间接求PH。

即：c(OH-)混=[ c(OH-)1×V1+
c(OH-)2×V2]/（V1+ V2）。

知识拓展——0.3规则（近似规则）
若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2个或2 个以上时，混合液的PH有如下近似规律：
两强酸等体积混合时，混合液的PH=PH小+0.3；
两强碱等体积混合时，混合液的PH=PH大－0.3。

如上述例4若用0.3规则，就很方便，混合液的PH= PH小+0.3=2+0.3= 2.3。

3、强酸与强碱溶液混合后的PH的计算
根据n(H+)与n(OH-)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。

⑴强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，PH=7。

⑵若酸过量，溶液呈酸性，n(H+)＞n(OH-)，c(H+)混=[ n(H+)－n(OH-)]/V总。

⑶若碱过量，溶液呈碱性，n(OH-)＞n(H+)，c(OH-)混=[ n(OH-)－n(H+)]/V总，再求出c(H+)混。

例5、60ml0.5mol/LNaOH溶液和40ml0.4mol/L硫酸混合后，溶液的PH最接近于（）
A. 0.5
B. 1.7
C.
2 D. 13.2
解析：由题意知，酸碱中和反应后，酸过量，c(H+)混=[ n(H+)－n(OH-)]/V
总=（0.032mol－0.03mol）/0.1L=0.02mol/L，PH=1.7，故应选B。

⑷若未标明酸碱的强弱，混合后溶液PH不定，应分析讨论。

①若强酸（PH1）和强碱（PH2）等体积混合，PH1+ PH2=14，则溶液呈中性，
PH=7；PH1+ PH2＞14，则溶液呈碱性，PH＞7；PH1+ PH2＜14，则溶液呈酸性，PH
＜7。

②若酸（PH1）和碱（PH2）等体积混合，PH1+ PH2=14，若为强酸与强碱，则
恰好反应，PH=7；若为弱酸与强碱，则酸有剩余，PH＜7；若为强酸与弱碱，则
碱有剩余，PH＞7。

例6、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后PH一定小于7的是（）
A．PH=3的硝酸和PH=11的氢氧化钠溶液
B．PH=3的盐酸和PH=11的氨水
C．PH=3的硫酸和PH=11的氢氧化钠溶液
D．PH=3的醋酸和PH=11的氢氧化钠溶液
解析：A、C两选项为强酸与强碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈中性，
PH=7。

B选项为强酸与弱碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈碱性，PH＞7。

D
选项为弱酸与强碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈酸性，PH＜7。

故应选D。

注意：在相关计算过程中，应遵守“酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，
异强混合看过量”。

盐类水解
1.定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。

2.条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。

3.实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。

4.规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。

（即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。

）
5.特点：
(1)水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。

(2)水解反应为吸热反应。

(3)盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。

(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。

6.盐类水解的离子反应方程式
因为盐类的水解是微弱且可逆的，在书写其水解离子反应方程式时应注意以下几点：
（1）应用可逆符号表示，
（2）一般生成物中不出现沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时
不标“↓”“↑”
（3）多元弱酸根的水解分步进行且步步难，以第一步水解为主。

7.水解平衡的因素
影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。

①组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度越大，碱性就越强，PH越大；
②组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大，酸性越强，PH越小；
外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解为例：
①.温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移，水解程度增大。

②.浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。

盐的浓度越小，水解程度越大。

③.溶液的酸碱度：加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。

例如：水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移动而促进水解；若加入酸，则抑制水解。

同种水解相互抑制，不同水解相互促进。

（酸式水解——水解生成H+；碱式水解——水解生成OH-）
8. 盐类水解的应用
(1)判断离子浓度；(2)判断离子共存；(3)判断弱电解质相对强弱；(4)盐溶液配制；(5)物质的鉴别与除杂；(6)制备胶体；(7)明矾净水；(8)泡沫灭火器原理、草木灰不能与铵态氮肥混合使用；(9)试剂存放：如Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞的试剂瓶存放；(10)判断水解盐溶液受热产物。

注意：1．“pH相同的盐酸和醋酸”与“物质的量浓度相同的盐酸和醋酸”。

2．“溶液呈中性”和“溶液的pH＝7”。

3．“酸与碱反应二者恰好中和”与“酸与碱反应得溶液呈中性”，还有“酸碱中和滴定实验达终点。

”
4．影响水电离的因素
水的电离是电离平衡的一种具体表现形式。

(1)温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH－)同时增大，K W增大，pH变小，但c(H＋)与
c(OH－)仍相等，故体系仍显中性。

(2)酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH－均能
使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。

若此时温度不变，则K W不变，c(H＋)、c(OH－)此增彼减。

即：加酸，c(H＋)增大，c(OH－)减小，pH变小；加碱，c(OH－)增大，c(H＋)减小，pH变大。

(3)能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的
弱酸酸根离子或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH－，所以盐的水解必
破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。

即盐类的水解促进水的电离。

(4)其他因素：向水中加入活泼金属，由于其与水电离出的H＋直接作用，
因而同样能促进水的电离。

5．(1)检验溶液的性质：取一小块试纸在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测
液的玻璃棒或胶头滴管点滴于试纸的中部，观察颜色的变化，判断溶液的
性质。

(2)检验气体的性质：先用蒸馏水把试纸的一端润湿，粘在玻璃棒的一端，用玻璃棒将试纸靠近气体，观察颜色的变化，判断气体的性质。

也可用干净的镊子夹取试纸。

(3)红色或蓝色石蕊试纸、淀粉KI 试纸使用时则要先湿润。

6．电解质溶液中的离子浓度四大关系
(1)各离子浓度大小关系；(2)物料守恒；(3)电荷守恒；(4)质子守恒c (H ＋)水＝c (OH －)水(质子守恒＝物料守恒－电荷守恒)。

注：在弱酸的酸式盐溶液中，质子守恒中要注意弱酸的酸式酸根离子电离出的H ＋浓度。

如在NaHCO 3溶液中：c (OH －
)＝c (H 2CO 3)＋c (H ＋
)－c (CO)。

7． 盐类水解离子反应方程式的书写，注意“”号的用法。

如：FeCl 3溶液，Fe 3＋
＋3H 2O Fe(OH)3＋3H ＋。

8．电解质的溶解性与电解质强弱的关系
电解质的溶解性是根据在20℃时其溶解度来确定的，而电解质的强弱是按其在水中的电离程度来分的，两者无必然联系。

如BaSO4难溶于水却是强电解质，溶解平衡表达式：Ba 2SO 4 (s)Ba 2＋
(aq)＋ (aq)。

电离方程式：Ba 2SO 4===Ba 2＋
＋ 。

判断某一元酸为弱电解质的方法：
(1)测定同温度、同浓度一元强酸与一元弱酸的pH ，一元弱酸的pH 大。

(2)测定同温度、同浓度强酸盐和弱酸盐的水溶液的pH ，弱酸盐pH 大。

(3)配制同温度、同浓度的一元强酸与一元弱酸溶液做导电性实验，弱酸导电性差。

(4)测定1 mol·L－1该弱酸溶液，其pH>0。

(5)取同温度、同pH 强酸和弱酸溶液稀释相同倍数测pH ，pH 较小者为弱酸。

专题训练
1、下列说法正确的是（ ）
A.氯气、铜、二氧化碳、氯化钠溶液这四种物质中有1种是电解质，有2种是非电解质，有1种既不是电解质也不是非电解质
B.强电解质一般易溶于水，弱电解质一般难溶于水
C.非电解质溶液中也可能存在电离平衡
D.强酸强碱盐溶液一定显中性 2、90℃时水的离子积K w ＝3.8×10
13
，该温度时纯水的pH 值 ( )
A. 等于7
B. 小于7
C. 大于7
D. 无法确定
3、 室温下，0.1 mol ／L 的下列物质的溶液中，水的电离能力大小排列正确的是( )
① AlCl 3 ② KNO 3 ③ NaOH ④ NH 3 A. ①＞②＞③＞④ B. ①＞②＞④＞③ C. ③＞④＞②＞① D. ①＝②＝③＝④ 4、25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H ＋ + 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，水的离子积常数不变 C ．向水中加人少量固体CH 3COONa ，平衡逆向移动，c （H ＋
）降低 D ．将水加热，水的离子积常数增大，pH 不变
5．0.1mol ·L -1
CH 3COOH 溶液中存在如下电离平衡：CH 3COOH
CH 3COO —+H +
对于该
平衡，下列叙述正确的是（）
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
6、下列事实可证明氨水是弱碱的是（）
A.氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁
B.铵盐受热易分解
氨水可以使酚酞试液变红氯化铵溶液的pH约为5
7、常温时，以下4种溶液pH最小的是（）
A．0.01mol∙L-1醋酸溶液
B．0.02mol∙L-1醋酸与0.02mol∙L-1NaOH溶液等体积混合液
C．0.03mol∙L-1醋酸与0.01mol∙L-1NaOH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
8、pH=13的强碱溶液和pH=2的强酸混合，所得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是（）
A、1：9
B、9：1
C、1：11
D、11：1
9、1体积pH=2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于（）
A．9.0 B．9.5 C．10.5 D．11.0
10、室温时，将x mL pH=a 的稀KOH溶液与ymL pH=b的稀硝酸充分反应。

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=7C．若ax=by，且a+b=13，则pH=7 D．若x=10y，且a+b=14，则pH>7
11、室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是（）
A、0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液
B、0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液
C、pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液
D、pH＝4的盐酸和pH＝9的氨水
12、将pH=1的盐酸平均分成2份，1份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH都升高了1个单位，则加入的水与NaOH溶液的体积比值为（）
A、9
B、10
C、11
D、12
13、用0.1mol/LNaOH溶液滴定0.1mol/L盐酸，如达到滴定终点时不慎加多1滴NaOH溶液（1滴溶液的体积约为0.05mL），继续加水至50mL，所得溶液的pH 是（）
A、4
B、7.2
C、10
D、11.3
14、碳酸钠溶液中加入氢氧化钙（固体）至CO32—沉淀完全时，测得溶液的总质量减少0.5g。

若将反应后的溶液稀释至1L，稀释液的pH值为（）
A、14
B、13
C、12
D、10
15、下列水解化学方程式或离子方程式书写正确的是（）
A、碳酸钾溶液：CO32－+ 2H2O H2CO3+ 2OH－
B、NH4NO3溶液：NH4+ + H2O=NH3·H2O + H+
C、MgCl2溶液：Mg2+ + 2H2O Mg(OH)2↓+2H+
D、氯化铝溶液与硫化钾溶液混合：2Al3+ + 3S2—6H2O = 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
16、下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是（）
A、CH3COONa
B、Na2SO4
C、NH4Cl
D、HCOOH
17、将AlCl3溶液和NaAlO2溶液分别蒸发并灼热。

所得产物的主要成分是（）A．均为Al(OH)3 B．前者得Al2O3, 后者是NaAlO2
C．均为Al2O3 D．前者得AlCl3, 后者是NaAlO2
18、为了使Na2S溶液中c（Na+）/c（S2—比值变小，可加入的物质是（）
①加热②适量盐酸③适量KOH溶液④适量NaOH溶液⑤适量KHS溶液
A、①②③④⑤
B、②③
C、③⑤
D、②④⑤
19、有关溶液的叙述正确的是（）
A. 常温下的醋酸铵溶液呈中性，则溶液中c(H+)＝c(OH—)＝10—7mol·L-1
B. 在pH＝2的醋酸溶液中加入等体积c(酸)＝2mol·L-1的某酸溶液后，混合溶液的pH一定会减小
C. 导电性强的溶液中自由移动离子数目一定比导电性弱的溶液中自由移动离
子数目多
D. pH相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原溶液的m倍和n倍，若稀释后两溶液的pH仍相同，则m＞n
20、下列说法正确的是（）
A、相同温度下，0.6mol/L氨水溶液与0.3mol/L氨水溶液中c（OH—）之比是2：
1
B、0.1mol/L(NH4)2SO4溶液中的c（NH4+）小于c（SO42—）
C、向0.1mol/LNaNO3溶液中滴加盐酸使溶液pH=5，此时混合液中的c（Na+）=c
（NO3—）D、向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，使混合液的pH=7，此时混合液中c（Na+）＞
c（CH3COO-）
21．相同体积的pH＝3的强酸溶液和弱酸溶液分别跟足量的镁完全反应，下列说法正确的是（）
A．弱酸溶液产生较多的氢气 B．强酸溶液产生较多的氢气
C．两者产生等量的氢气 D．无法比较两者产生氢气的量
22、由硫酸钾、硫酸铝和硫酸组成的混合溶液，其pH=1,c(Al3+)=0.3mol·L-1，c(SO42—)=0.6mol·L-1,则c(K+)为（）
A．0.15 mol·L-1 B．0.2 mol·L-1 C．0.3 mol·L-1 D．0.4 mol·L-1 23、下列叙述正确的是（）
A．0.1mol·L－1氨水中，c(OH—) = c(NH4+)
B．10 mL 0.02mol·L－1HCl溶液与10 mL 0.02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12
C．在0.1mol·L－1CH3COONa溶液中，c(OH—)＞c(CH3COOH)＋c(H+)
D．0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)==2c(A2—)＋c(HA—)＋c(H2A)
24、CH3COOH与CH3COONa等物质的量的混合稀溶液，测得pH=4.7，说法错误的是( )
A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用
B、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用
C、CH3COOH与CH3COONa的混合溶液可能显碱性
D、CH3COOH与CH3COONa的混合溶液中存在着三个化学平衡。