高考化学二轮复习 专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析)
2021届高考化学二轮精选题：电解质溶液、水溶液中的离子平衡含答案
2021届高考化学二轮精选题：电解质溶液、水溶液中的离子平衡含答案精选题：电解质溶液、水溶液中的离子平衡一、选择题1、某氨水中c（NH4+）＝0．5 mol / L时达到电离平衡，若向其中加入c（NH4+）＝0．5 mol / L的NH4Cl溶液后，NH3·H2O的电离程度将（）A. 减少B. 不变C. 增大D. 无法判断2、原电池的电极名称不仅与电极的性质有关，也与电解质溶液有关，下列说法不正确的是A．由Zn、Cu、稀H2SO4组成原电池，其负极反应式为：Zn-2e−＝Zn2+B．由Fe、Cu、FeCl3溶液组成原电池，其负极反应式为：Fe-2e−＝Fe2+C．由Mg、Al、NaOH溶液组成原电池，其负极反应式为：Al-3e−＝Al3+D．由Al、Cu、浓硝酸组成原电池，其负极反应式为：Cu-2e−＝Cu2+3、向三份均为100mL0.5mol·L-1NaHCO3溶液中，分别加入少量冰醋酸、Ca(OH)2固体、NaAlO2固体（忽略溶液体积变化），则三份溶液中c(CO32－)的变化依次为（）A．减小、减小、增大B．减小、增大、增大C．增大、减小、减小D．减小、增大、减小4、室温下,向10 mL 0.1 mol·L-1 HX溶液中逐滴加入0.2 mol·L-1 YOH溶液,混合溶液的pH变化情况如图所示(温度和体积变化忽略不计)。
则下列结论错误的是( )A.HX为一元强酸,YOH为一元弱碱B.M点水的电离程度大于N点水的电离程度C.N点对应溶液中粒子浓度:c(YOH)>c(Y+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+)D.25 ℃时pH=4的YX溶液中水电离出的c(H+)=1.0×10-4 mol/L5、常温下，浓度均为1.0 mol·L －1的NH 3·H 2O 和NH 4Cl 混合溶液10 mL ，测得其pH 为9.3。
2021届高考化学二轮复习：电解质溶液、水溶液中的离子平衡含答案
2021届二轮高考化学：电解质溶液、水溶液中的离子平衡含答案专题：电解质溶液、水溶液中的离子平衡一、选择题1、某同学设计下列方法对A盐的水溶液进行鉴定：由此得出的结论中，不正确的是（）A. 滤液C中有Fe3＋B. A一定为FeBr2C. D溶液中存在Fe(SCN)3D. B为AgBr2、如右图所示，a、b是两根石墨棒，下列叙述正确的是（）A．铜电极是正极，发生还原反应，b是阴极，发生还原反应B．装置工作时，稀硫酸溶液中c(H+)变小、c(Cu2+)变大C．稀硫酸中硫酸根离子向铜电极移动D．往滤纸上滴加酚酞试液，a极附近颜色变红3、25℃时，a mol/L 一元酸HA与b mol/L NaOH等体积混合后，pH为7，则下列关系一定正确的是（）A．a=b B．a>b C．c (A-) = c(Na+) D．c (A-)< c(Na+) 4、常温下,将NaOH溶液分别加到HA、HB两种弱酸溶液中,两溶液中pH与粒子浓度比值的对数关系如图所示,已知pK a=-lgK a。
下列有关叙述错误的是()A.HA、HB两种酸中,HB的酸性弱于HAB.b点时,c(B-)=c(HB)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)C.同浓度、同体积的NaA和NaB溶液中,阴离子总数相等D.向HB溶液中加入NaOH 溶液所得的混合溶液中5、在T ℃时，Ba(OH)2的稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝12。
向该溶液中逐滴加入pH＝4的盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示：序号氢氧化钡溶液的体积/mL盐酸的体积/mL溶液的pH①22.00 0.00 8②22.00 18.00 c③22.00 22.00 dA.a＝8B.b＝4C.c＝9D.d＝66、下图装置中a、b、c、d均为Pt电极。
电解过程中，电极b和d上没有气体逸出，但质量均增大，且增重b>d。
高考化学 二轮复习 专题11 电解质溶液与离子平衡 鲁科版
5.溶液中的c(H＋)和水电离出来的c(H＋)的区别 (1)室温下水电离出的c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液中水电 离出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，则可判断该溶液呈酸性或碱性； 若某溶液中水电离出的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，则可判断出该 溶液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。 (2)室温下，溶液中的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，说明该溶液是酸 性溶液或水解呈酸性的盐溶液；溶液中的c(H＋)<1×10－7 mol·L－ 1，说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。
方法技巧 2.相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
(1)加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。 (2)加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。
题组三 理解换算关系，突破pH的计算 4. 在 T ℃ 时 ， Ba(OH)2 的 稀 溶 液 中 c(H ＋ ) ＝ 10 － a
mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b得混合溶液的部分pH如表所示：
的pH＝4
(× )
(2)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液
呈酸性
( ×)
题组集训 题组一 走出溶液稀释与混合的误区
1.正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液
的pH＝4
(× )
(2)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液
(2) (3)
3.pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀 释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别
滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积 为Vx、Vy，则( )
高考化复习电解质溶液中的离子平衡优质课件
5. 酸度:
①定义：溶液中的c(H＋)和 c(OH-)之比的对数 叫做酸度。
符号：AG。 ②计算式：AG=lg[c(H+)/c(OH-)] ③意义：酸度可用于判断溶液的酸碱性： AG＞0，显酸性； AG =0，显中性； AG＜0，显碱性。
6.一元强酸与一元弱酸的比较：
（1）相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与 醋酸比较：
H2S⇌H++HS- HS- ⇌H++S2c.强中有弱：
NaHCO3=Na++HCO3- HCO3-⇌H++CO32-
3.电离平衡常数：
当弱电解质达到电离平衡时，电解质电离出的 离子浓度的幂之积与其浓度之比，就是电离平衡常数， 简称电离常数。 CH3COOH⇌H++CH3COO- Ka
NH3∙H2O⇌NH4++OH-
3.溶液的pH计算方法：
（1）单一溶液的pH计算： 先求出溶液的H+浓度或OH-浓度，再代入公式计算。 pH＝－lgc(H＋) pH＝14＋lgc(OH-)（常温） ①强酸（HnA）溶液： 若浓度为a mol·L-，c(H+)=nc mol·L-，pH=-lgna ②强碱（B(OH)n）溶液： 若B(OH)n浓度为b mol·L-，c(OH-)=nbmol·L-， pH＝14＋lgc(OH-)=14+lgnb
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试 液。现象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上， 测其pH。现象：pH>7。
【链接高考】
1．(2011-福建理综-10)常温下0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝a， 下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是 ( B )
第2章电解质溶液和离子平衡精品PPT课件
如，强酸、强碱和大多数盐；
弱电解质：在水溶液中导电能力弱的 物质，弱电解质在水溶液中部分解离。 如，弱酸、弱碱等。
弱电解质在水溶液中是部分解离的，其 解离程度可用解离度α来表示。
解离度α：已解离的分子数与分子总数之比。
在定容反应中，已解离的弱电解质的浓 度c与起始浓度c0之比等于其解离度。即：
[例1]（见p72）
2.2.2 多元弱酸的解离平衡
现以H2S为例，其反应如下：
第一步解离
H2S
第二步解离
HS-
H+ + HSH+ + S2-
Ka1
[H+ ][HS[H2S]
]
1.07
107
K
a2
[H+ ][S2[HS- ]
]
1.26 1013
由于Ka1
Ka2 （一般Ka1 / Ka2 >103），
活度：把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓 度称为有效浓度或称为活度。
浓度和活度之间的关系： a =γ·c
式中：a 活度；c 浓度；γ活度系数。
由于离子之间的牵制作用， c > a，所以γ<1。
显然， γ 越小，离子与其离子氛之间的相 互作用越强。 a 越小。
➢γ反映了溶液中离子之间相互作用的程度。 ➢γ 与什么因素有关呢？
+
OH -
平衡时：
Kb
[NH4+ [NH3
][OH- ] H2O]
Kb 称为一元弱碱的解离常数。在相同温 度下，Kb 越大，弱碱的碱性越强，反之则越 弱。
2）解离常数与解离度的关系、稀释定律
电解质溶液和离子平衡 (2)优秀课件
c (H+) c (OH-) =
K
w
= 1.0 10-14
两边取负对数：
pH + pOH = pK
w
= 14.00
2020/11/22
例4-1： 求0.050 mol·L-1 HCl溶液的pH和pOH。（室温）
解： 公式：pH = -lg [c (׳H+)] = -lg（0.05）=1.3 pOH = 14 - pH = 14-1.3 =12.7
4.1 水的解离和溶液的pH:
4.1.1 水的解离平衡:
纯水有微弱的导电性，表明它有微 弱的解离。
水的解离平衡可表示为：
H2O
H+ + OH-
2020/11/22
水的解离平衡 : H2O
标准平衡常数为：
H+ + OH-
2020/11/22
水的离子积： K
w
（1）概念：
在一定温度下，水中c'（H+）、c ' （OH-） 的乘积为一个常数，称为水的离子积。
食醋
பைடு நூலகம்
3.0
啤酒 4.0~5.0
咖啡
5.0
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乳酪 海水
4.8~6.4 8.3
饮用水 6.5~8.5
人尿液
小肠液 胃液
4.8 ~ 8.4
7.6 1.3
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。 pH 标度适用范围: 0 ≤ pH ≤ 14.0
1 ≥ c(H+) ≥ 1 10-14 如pH<0、 pH >14 ，应使用c(H+) 或 c(OH-)
c (H+) , c (OH-) ; c (H+) ， c (OH-)
高中化学二轮总复习课后习题 专题突破练10 水溶液中的离子平衡(A)
专题突破练十水溶液中的离子平衡(A)一、选择题1.对于0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液,下列说法正确的是( )。
A.加入NaOH固体,溶液pH减小B.升高温度,溶液中c(OH-)增大C.稀释溶液,溶液中c(H+)减少D.c(Na+)+c(H+)=c(HC O3-)+c(C O32-)+c(OH-)2.已知下面三个数据:7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离平衡常数(25 ℃),若已知下列反应可以发生:NaCN+HNO2HCN+NaNO2、NaCN+HF HCN+NaF、NaNO2+HF HNO2+NaF。
由此可判断下列叙述不正确的是( )。
A.K(HF)=7.2×10-4B.K(HNO2)=4.6×10-4C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序:HF>HCN>HNO2D.K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)3.为研究沉淀的生成及转化,同学们进行下图所示实验。
下列关于该实验的分析不正确的是( )。
A.①中产生白色沉淀的原因是c(Ag+)·c(SCN-)>K sp(AgSCN)B.①中存在平衡:AgSCN(s)Ag+(aq)+SCN-(aq)C.②中无明显变化是因为溶液中的c(SCN-)过低D.上述实验不能证明AgSCN向AgI沉淀转化反应的发生4.室温时,下列有关电解质溶液的说法正确的是( )。
A.pH相等的HNO3和HCN两种酸溶液中,c(N O3-)>c(CN-)B.NaHB溶液呈酸性,可推知H2B在水中不能完全电离C.往NH4Cl溶液中加入镁粉,可生成两种气体D.Na2CO3溶液中通入CO2所得的中性溶液中:c(Na+)=2c(C O32-)5.下列关于电解质溶液的说法中错误的是( )。
A.等浓度、等体积的HCOOH溶液与HCOONa溶液混合后pH<7:c(HCOO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)B.新制氯水中:c(ClO-)+c(HClO)=c(Cl-)(H2S),则同浓度的NaHS和NaF溶液的pH:NaHS>NaF C.已知K a(HF)>K a1D.Na2CO3与NaHCO3的混合溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC O3-)+c(C O32-)6.(双选)已知AG=lg c(H +)c(OH-)。
电解质溶液平衡专题 ppt课件
四、判断平衡移动对离子浓度的影响
1.将pH=3的醋酸释为pH=4的过程中,c(CH3COOH)/c(H+)比值不变
2．室温下10mL 0.01mol/L的醋酸溶液中，加入醋酸钠晶体，该溶 液的pH减小
3．常温下pH=3的乙酸溶液，加入少量乙酸钠固体，溶液pH降低
4．常温下PH=10的氨水，降低温度，溶液的c(NH4+)/ c(NH3·H2O) 减 小，pH降低
5．0.1mol•L-1 Na2SO3溶液中加入少量NaOH固体，c（SO32-）与 c（Na＋）均增大
6．0.1 mol·L－1氨水加水稀释，溶液中c(H+)和c(OH－)都减小
7解．题25提℃示时，：A关gC键l在找同出浓平度的衡C，aC再l2和根N据aCl平溶衡液移中的动溶方解向度作相出同判断。
14．常温下pH=1的乙酸溶液和pH=13的NaOH溶液，若两溶液混合后pH=7，则有：
c（Na+）= c（CH3COOH） + c（CH3COO-）
15．常温下0.1 mol·L－1醋酸钠溶液，加入等浓度等体积的盐酸，溶液中：
c（CH3COOH)+ c（CH3COO－）= c（Cl－）+ c（Na+）
5．常温下0.1mol/L的醋酸溶液，与同浓度的盐酸分别加水稀释10倍： pH(醋酸) ＞pH(盐酸)
6．常温下pH=10的氨水与pH=10的 Ba(OH)2溶液，溶质的物质的量浓度之比为2：1
解题提示： （1）pH=-lgc（H+）→ c（H+）=10-pHmol/L； （2）c（OH-）=Kw/ c（H+）（注意温度） （3）稀释问题
物料守恒
6．常温下，0.1 mol/LCH3COONa溶液pH=11，c(CH3COO-) + c(CH3COOH)=0.1 mol/L
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专题10 电解质溶液与离子平衡（讲）考向一弱电解质的电离与水的离子积（1）考纲要求1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
了解电解质的概念。
了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离，水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义。
了解测定溶液pH的方法。
能进行pH的简单计算。
（2）命题规律水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。
电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。
抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。
【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红【答案】B【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。
【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。
以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。
【例2】【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合．．．．的是（）A．图甲表示燃料燃烧反应的能量变化B．图乙表示酶催化反应的反应速率随反应温度的变化C．图丙表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程D．图丁表示强碱滴定强酸的滴定曲线【答案】A一、弱电解质及其电离1．弱电解质的电离平衡（1）电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
（2）电离平衡的特征：（3）影响因素（以CH 3COOHCH 3COO －+ H +为例）①浓度：加水稀释促进电离，溶液中ｎ(H +)增大，c (H +)减小 ②温度：升温促进电离（因为电离过程是吸热的）③相关离子：例如加入无水CH 3COONa 能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。
2．电离平衡常数（K ）----弱电解质电离程度相对大小一种参数 （1）电离平衡常数的表达式 对于一元弱酸 HAH ++A -，平衡时，)()()(HA c A c H c K -+⋅=对于一元弱碱 MOHM ++OH -，平衡时，)()()(MOH c OH c M c K -+⋅=（2）多元弱酸的电离多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3，故其酸性取决于第一步。
（3）电离平衡常数的化学含义相同条件下，K 值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸性(或碱性)越强。
（4）影响电离平衡常数的因素：K 值只随温度变化，升温，K 值增大。
二、水的电离和溶液的pH 1．水的离子积 （1）定义H 2O = H ++OH - ；△H ＞0，K W =c (H +)·c (OH -)室温下纯水中：c (H ＋)＝c (OH －)＝1.0×10－7_mol/L ，pH ＝7，呈中性。
（2）性质①溶液中H 2O 电离产生的c (H +)=c (OH -)②在溶液中，K w 中的c (OH -)、c (H +)指溶液中总的离子浓度。
酸溶液中c (H +)= c (H +)(酸)+c (H +)(水)≈c (H +)(酸)，c (H +)(水)=c (OH -)； 碱溶液中c (OH -)=c (OH -)(碱)+ c (OH -)(水) ≈c (OH -)(碱)，c (OH -)(水)=c (H +)；盐溶液显中性时c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解显酸性时c(H+)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)＞c(OH-)，水解显碱性时c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)＞c(H+)。
（3）水的电离平衡的影响因素①温度：升高温度，促进水的电离，K W增大；降低温度，抑制水的电离，K W减小。
②酸、碱：抑制水的电离。
③可水解的盐：促进水的电离。
2．溶液的pH（1）定义pH=－lgH+]，广泛pH的范围为0～14。
注意：当溶液中H+]或OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
（2）pH、c(H+)与溶液酸碱性的关系（3）有关pH的计算①酸溶液中，K w=c(H+)·c(OH-)≈c(H+)(酸)·c(OH-)(水) =c(H+)(酸)·c(H+)(水)；碱溶液中，K w=c(H+)·c(OH-)≈c(OH-)(碱)·c(H+)(水)= c(OH-)(碱)·c(OH-)(水)。
②强酸、强碱溶液稀释的计算强酸溶液，pH(稀释)=pH(原来)+lg n(n为稀释的倍数)强碱溶液，pH(稀释)=pH(原来)－lg n(n为稀释的倍数)酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。
pH值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。
③强酸、强碱溶液混合后溶液的pH计算酸过量→c(H+)→pH恰好完全反应，pH=7碱过量→c(OH-)→c(H+)→pH【例1】【百强校·2016届福建师大附中三模】常温下，向1L0.1mol/L H2A溶液中逐滴加入等浓度NaOH溶液，所得溶液中含A元素的微粒的物质的量分数与溶液pH的关系如图所示，则下列说法中正确的是（）A．H2A的电离方程式为：B．0.1mol/LNaHA溶液中存在c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)＝0.1mol/LC．常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后溶液pH=3.0D. pH=4.0时，图中n(HA－)约为0.0091mol【答案】D时HA－与A2－的物质的量相等，常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后HA－与A2－的物质的量不一定相等，则溶液pH不一定等于3.0，C错误；D、根据C点可知HA－的电离常数是10－3，则pH＝4时，设溶液中HA－的物质的量是x，则A2－的物质的量是0.1－x，所以根据平衡常数表达式可知4310(0.1)10xx-⨯-=，解得x＝0.0091，D正确，答案选D。
考点：考查弱电解质的电离平衡【趁热打铁】【【百强校•2016届日照一中期末】25℃时，用0.1mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1 mol·L－1的NaOH溶液，当滴加VmLCH3COOH溶液时，混合溶液的pH=7。
已知CH3COOH 的电离平衡常数为K a，忽略混合时溶液体积的变化，下列关系式正确的是（）A．K a = 2×10－70.1V－2 B．V=2×10－70.1 K a－2C．K a =2×10－7V+20D．K a =2×10－8V【答案】A考点：考查电离平衡常数的计算等知识。
【例2】【百强校·2016届沙市长郡中学上学期第四次月考】下列说法正确的是（）A．将Ca(OH)2饱和溶液加热，溶液的pH增大B．常温下，pH=11的氨水与pH=3的盐酸等体积混合后，溶液的pH>7C．将0.1mol·L-1的HI溶液加水稀释100倍，溶液中所有离子的浓度随之减小D．两种醋酸溶液的pH分别为a和(a+l)，物质的量浓度分别为c1和c2, 则c1=10c2【答案】B【解析】试题分析：A．Ca(OH)2的溶解度随着温度的升高而降低，将Ca(OH)2饱和溶液加热Ca(OH)2析出，溶液的pH减小，错误； B．pH=3的盐酸中c(H+)=10-3 mol/L，pH=11的氨水中c(OH-)=10-3mol/L，两种溶液H+与OH-离子浓度相等，但由于氨水为弱电解质，不能完全电离，则氨水浓度大于盐酸浓度，反应后氨水过量，溶液呈碱性，则所得溶液的pH＞7，正确； C．HI为强电解质，将0.1mol/L 的HI溶液加水稀释l00倍，氢离子浓度变成约为0.001mol/L，根据K W= c(H+)×c(OH-)可知，溶液中氢氧根离子的浓度随之变大，错误； D．醋酸为弱电解质，浓度越小，电离程度越大，当pH分别为a和（a+1），物质的量浓度分别为c1 和c2 时，则有c1＞10 c2，错误。
考点：考查本题主要考查了溶液的酸碱性和pH的关系的知识。
【趁热打铁】【百强校·2016届衡阳八中一模】下列有关溶液pH的说法正确的是（）A．将pH=11的氢氧化钠溶液加水稀释100倍，溶液中c(H+)=10-13mol/LB．将pH=9的氢氧化钠溶液和pH=13的氢氧化钡溶液等体积混合，所得混合溶液的pH=11 C．将pH=1的硫酸溶液和pH=5的盐酸等体积混合，所得混合溶液的pH=1.3D．pH=13的氢氧化钡溶液和pH=1的盐酸等体积混合，由于氢氧化钡过量，所得溶液的pH>7 【答案】C考点：考查了pH的简单计算、酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算的相关知识。
判断强弱电解质的方法和规律：①若0.01 mol·L－1的酸HA溶液的pH＞2，说明酸HA在水溶液中没有完全电离，HA为弱酸；②相同pH的强酸、弱酸分别加水稀释相同倍数，溶液pH变化大的是强酸，变化小的是弱酸；③相同pH的强酸和弱酸，分别加入等量相应的钠盐，溶液pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸；④pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱NaOH完全反应时，耗碱量大的是弱酸，或与足量锌反应，产生H2多的是弱酸；⑤取酸的钠盐溶于水，测定溶液pH，若pH=7，则对应酸为强酸，若pH＞7，对应酸为弱酸。
【例】【百强校·2016届静海一中下学期开学考】常温时，下列叙述正确的是（）A．稀释pH=3的醋酸，溶液中所有离子的浓度均降低B．一定浓度的CH3COOH和NaOH混合，溶液呈中性，则混合液中c(H＋) =K mol/LWC．pH均为11的NaOH和Na2CO3溶液中，水的电离程度相同D．分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸，硫酸消耗氢氧化钠的物质的量多【答案】B考点：重点考查了水的离子积常数以及电离平衡的问题。