千里之行，始于足下讓知識帶有溫度。第第2頁/共2頁精品文檔推薦2022屆高三化學復習試題調(diào)研：水溶液中的離子平衡——溶液中粒子濃度關系水溶液中的離子平衡

——溶液中粒子濃度關系

推斷電解質(zhì)溶液中的粒子濃度關系是近幾年高考的必考題型，普通在挑選題中作為壓軸題展現(xiàn)。因綜合性強、難度大且?？汲Ｐ?，成為考生失分的重災區(qū)。要想攻克此難關，需巧妙利用平衡觀念和守恒思想建立起等量關系，舉行分析，比較即可。

一理解兩大平衡，樹立微弱意識

1．電離平衡→建立電離過程是微弱的意識

弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿、水)的電離是微弱的，且水的電離能力遠遠小于弱酸和弱堿的電離能力。如在稀醋酸溶液中存在：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，溶液中粒子濃度由大到小的挨次：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)。

2．水解平衡→建立水解過程是微弱的意識

弱酸根離子或弱堿陽離子的水解是微弱的，但水的電離程度遠遠小于鹽的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中存在：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，溶液中，c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)。

二巧用守恒思想，明確定量關系

1．等式關系

(1)電荷守恒

電解質(zhì)溶液中全部陽離子所帶正電荷總數(shù)與全部陰離子所帶負電荷總數(shù)相等。

如：NaHCO3溶液中電荷守恒：

c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。

(2)物料守恒

電解質(zhì)溶液中因為電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其他離子或分子，但離子或分子中某種特定元素原子的總數(shù)不變。

如：在NaHCO3溶液中，n(Na)∶n(C)＝1∶1，推出c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)。

(3)質(zhì)子守恒

質(zhì)子守恒是指電解質(zhì)溶液中的分子或離子得到或失去的質(zhì)子的物質(zhì)的量相等。質(zhì)子守恒也可按照電荷守恒和物料守恒聯(lián)合求出。

如：NH4HCO3溶液中H3O＋、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NH3·H2O、OH－、CO2－3為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有c(H3O＋)＋c(H2CO3)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)＋c(CO2－3)。

[提示]電荷守恒式中不只是各離子濃度的容易相加：如2c(CO2－3)的化學計量數(shù)2代表一個CO2－3帶有2個負電荷，不行漏掉。

2．不等式關系

溶液類型

典型實例離子濃度大小邏輯多元弱酸溶液0.1mol·L－1的H2S溶液中：c(H

＋)＞c(HS－)＞c(S2－)顯性離子＞一級電離離子＞二級電離離子

一元弱酸的正鹽溶液0.1mol·L－1的CH3COONa溶液中：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)不水解離子＞水解離子＞顯性

離子＞水電離出的另一離子

二元弱酸的正鹽溶液0.1mol·L－1的Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO2－3)＞c(OH－)＞c(HCO－3)＞c(H＋)

不水解離子＞水解離子＞顯性

離子＞二級水解離子＞水電離

出的另一離子二元弱酸的酸式鹽溶

液

0.1mol·L－1

的NaHCO3溶液中：c(Na＋)＞c(HCO－3)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(CO2－3)不水解離子＞水解離子＞顯性離子＞水電離出的另一離子＞電離得到的酸根離子

三明晰三大類型，把握解題流程

1．比較溶液中粒子濃度關系的三大類型

類型一：單一溶液中各離子濃度的比較

①多元弱酸溶液：多元弱酸分步電離，電離程度逐級削弱。如H3PO4溶液中：c(H＋)>c(H2PO－4)>c(HPO2－4)>c(PO3－4)。

②多元弱酸的正鹽溶液：多元弱酸的酸根離子分步水解，水解程度逐級削弱。如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－

3)。

類型二：混合溶液中各離子濃度的比較

混合溶液要綜合分析電離、水解等因素。如在0.1mol·L－1NH4Cl溶液和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各離子濃度大小的挨次為c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。

類型三：不同溶液中同一離子濃度的比較

不同溶液要看溶液中其他離子對該離子的影響。

如在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4，c(NH＋4)由大到小的挨次為③＞①＞②。

2．比較溶液中粒子濃度關系的解題流程

[考法精析]

考法一單一溶液中粒子濃度關系

1．常溫下，濃度均為0.1mol·L－1的下列溶液中，粒子的物質(zhì)的量濃度關系正確的是()

A．氨水中，c(NH＋4)＝c(OH－)＝0.1mol·L－1

B．NH4Cl溶液中，c(NH＋4)＞c(Cl－)

C．Na2SO4溶液中，c(Na＋)＞c(SO2－4)＞c(OH－)＝c(H＋)

D．Na2SO3溶液中，c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(H2SO3)

解析：選C氨水為弱堿溶液，NH3·H2O只能部分電離出OH－，結合電荷守恒c(NH＋4)＋c(H＋)＝c(OH－)可得：c(NH＋4)＜c(OH－)＜0.1mol·L－1，A錯誤；NH4Cl溶液中，NH＋4部分水解，Cl－濃度不變，則溶液中c(NH＋4)＜c(Cl－)，B錯誤；Na2SO4溶液顯中性，c(OH－)＝c(H＋)，結合電荷守恒可得：c(Na＋)＝2c(SO2－4)，溶液中離子濃度大小為c(Na＋)＞c(SO2－4)＞c(OH－)＝c(H＋)，C正確；按照Na

c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋2c(HSO－3)＋2c(H2SO3)，2SO3溶液中的物料守恒可得：

D錯誤。

2．室溫下，下列溶液中粒子濃度關系正確的是()

A．Na2S溶液：c(Na＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(H2S)

B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O－4)＋2c(H2C2O4)

C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO2－3)＋c(OH－)

D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－)解析：選B由質(zhì)子守恒可知，Na2S溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)，c(OH－)＞c(HS－)，A錯誤；同理，Na2C2O4溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O－4)＋2c(H2C2O4)，B正確；Na2CO3溶液中的電荷守恒關系式為c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO－3)＋2c(CO2－3)，C錯誤；CH3COONa和CaCl2混合溶液，按照物料守恒關系：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)，c(Cl－)＝2c(Ca2

＋)，即正確的關系式為c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，D錯誤。

[歸納總結]

(1)酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式酸根離子的電離能力和水解能力的相對強弱，如NaHCO3溶液中，HCO－3的水解能力強于其電離能力，溶液顯堿性；而NaHSO3溶液中，HSO－3的水解能力弱于其電離能力，溶液顯酸性。

(2)多元弱酸的強堿正鹽溶液：弱酸根離子水解以第一步為主。如硫化鈉溶液中，c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。

考法二混合溶液中粒子濃度關系

3．常溫下，將等體積、等物質(zhì)的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶體，過濾，所得濾液pHc(OH－)D．當混合溶液呈中性時，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)

解析：選DH2X的電離方程式為H2XH＋＋HX－，HXH＋＋X2－

。當cHX－cH2X＝

cX2－cHX

－＝1時，即橫坐標為0時，Ka1＝c(H＋)，Ka2＝c′(H＋)，由于Ka1>Ka2，故c(H＋)>c′(H＋)，即pHA項正確；由上述分析知，曲線N表示pH與lgcHX－

cH2X

的變化關系，曲線M表示pH與lgcX2－cHX－的變化關系，B項正確；挑選曲線M分析，NaHX溶液中cX2－cHX－c(OH－)，C項正確；電荷守恒式為c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HX－)＋2c(X2－)，中性溶液中存在c(H＋)＝c(OH－)，故有c(Na＋)＝c(HX－)＋2c(X2－)，由C項分析知，c(HX－)＝c(X2－)或c(HX－)>c(X2－)時溶液一定呈酸性，

故中性溶液中c(HX－)c(SO2－3)>c(H2SO3)>c(HSO－

3)

B．已知NaHSO3溶液pHc(HSO－3)>c(H2SO3)>c(SO2－3)

C．當汲取液呈酸性時：c(Na＋)＝c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(H2SO3)

D．當汲取液呈中性時：c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3)

解析：選DNa2SO3溶液呈堿性，溶液中粒子濃度關系為c(Na＋)>c(SO2－3)>c(OH－)>c(HSO－

c(H2SO3)，A項錯誤；NaHSO3溶液pH

度，溶液中粒子濃度大小關系為c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－)>c(H2SO3)，B項錯誤；當汲取液呈酸性時可以是NaHSO3溶液，溶液中存在物料守恒：c(Na＋)＝c(H2SO3)＋c(SO2－3)＋c(HSO－3)，也可以是NaHSO3和亞硫酸鈉的混合溶液，則選項中的物料守恒關系式不再適用，C項錯誤；當汲取液呈中性時，c(H＋)＝c(OH－)，溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO2－

c(HSO－3)，故c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3)，D項正確。

3)＋

2．向20mL0.5mol·L－1的醋酸溶液中逐滴加入等物質(zhì)的量濃

度的燒堿溶液，測定混合溶液的溫度變化如圖所示。下列關于混合溶

液的相關說法中錯誤的是()

A．醋酸的電離常數(shù)：B點＞A點

B．由水電離出的c(OH－)：B點＞C點

C．從A點到B點，混合溶液中可能存在：

c(CH3COO－)＝c(Na＋)

D．從B點到C點，混合溶液中向來存在：

c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)

解析：選D醋酸是弱電解質(zhì)，在水溶液里存在電離平衡，且其電離過程吸熱，溫度越高，醋酸的電離程度越大，其電離常數(shù)越大，故A正確；B點酸堿恰好反應生成醋酸鈉，C點NaOH過量，NaOH抑制水的電離，醋酸鈉促進水的電離，所以由水電離出的c(OH－)：B點＞C點，故B正確；假如c(CH3COO－)＝c(Na＋)，按照電荷守恒知，溶液中c(OH－)＝c(H＋)，B點為醋酸鈉是強堿弱酸鹽，其水溶液呈堿性，A點為等物質(zhì)的量的醋酸和醋酸鈉混合溶液，呈酸性，所以從A點到B點，混合溶液中可能存在：c(CH3COO－)＝c(Na＋)，故C正確；在C點時為醋酸鈉、NaOH等物質(zhì)的量的混合溶液，由于CH3COO－發(fā)生水解反應，則混合溶液中c(CH3COO－)＜c(OH－)，故D錯誤。

3．(2022·青島模擬)室溫下，0.1mol·L－1的某二元酸H2A

溶液中，可能存在的含A粒子(H2A、HA－、A2－)的物質(zhì)的量分數(shù)隨

pH變化的關系如圖所示，下列說法正確的是()

A．H2A的電離方程式：H2AH＋＋HA－

B．pH＝5時，在NaHA和Na2A的混合溶液中：

c(HA－)∶c(A2－)＝1∶100

C．等物質(zhì)的量濃度的NaHA和Na2A溶液等體積混合，離子濃度大小關系為c(Na＋)＞c(HA

－)＞c(A2－)

D．Na2A溶液必存在c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA－)＋2c(H2A)，各粒子濃度均大于0

解析：選B由圖知，在pH＝0～6范圍內(nèi)，不存在H2A分子，說明H2A的第一步電離是徹低的，H2A的電離方程式為H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－，A項錯誤；由pH＝3時的數(shù)據(jù)可求得HA－的電離常數(shù)Ka＝cH＋·cA2－cHA

－＝1×10－3，溫度不變，電離常數(shù)不變，故pH＝5時電離常數(shù)Ka＝cH＋·cA2－cHA－＝1×10－5×cA2－cHA－＝1×10－3，解得cA2－

cHA－

＝100，故B項正確；在等物質(zhì)的量濃度的NaHA和Na2A混合溶液中，pHc(OH－)>c(H＋)，B正確。pH＝7時，三種溶液中均存在c(OH－)＝c(H＋)，且存在電荷守恒關系：c(X＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)(X＋＝A＋、B＋或D＋)，則有c(X＋)＝c(Cl－)，因為三種堿的堿性不同，則pH＝7時加入鹽酸的體積不同，c(Cl－)不同，

故pH＝7時，三種溶液中c(A＋)≠c(B＋)≠c(D＋)，C錯誤。當鹽酸體積為50mL時，三種堿

溶液均恰好與鹽酸反應生成相應的鹽，將三種溶液混合，據(jù)質(zhì)子守恒可得c(H＋

)＝c(AOH)＋c(BOH)＋c(DOH)＋c(OH－)，D正確。

8．常溫下，含碳微粒(H2C2O4、HC2O－4、C2O2－4)存在于0.1mol·L－1

草酸溶液與等濃度NaOH溶液反應后的溶液中，它們的物質(zhì)的量分數(shù)w(某微粒物質(zhì)的量濃度與三種微粒物質(zhì)的量濃度和比值)與溶液pH的關系如圖所示，下列有關說法錯誤的是()

A．向pH＝1.2的溶液中加NaOH溶液將pH增大至4.2的過程中水的電離度向來增大

B．pH＝4.2時，溶液中c(Na＋)＞c(H

C2O－4)＋c(C2O2－

4)

C．若草酸的其次級電離常數(shù)為K2，則lgK2＝－4.2

D．將0.1mol·L－1相同物質(zhì)的量濃度NaHC2O4和Na2C2O4的兩份溶液等體積混合，可配得圖a點所示混合液

解析：選DpH＝1.2的溶液中加NaOH溶液將pH增大至4.2，草酸逐漸削減，草酸鈉增多，溶液中由酸電離的氫離子濃度減小，則對水的電離抑制的程度減小，水的電離度向來增大，故A正確；pH＝4.2時，c(HC2O－4)＝c(C2O2－4)，按照電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HC2O－4)＋2c(C2O2－4)＋c(OH－)，c(H＋)和c(OH－)忽視，所以c(Na＋)＞c(HC2O－4)＋c(C2O2－4)，故B正確；

pH＝4.2時，c(HC2O－4)＝c(C2O2－4)，Ka2＝cC2O2－4·cH＋cHC2O－4＝c(H＋)＝10－4.2，則lgK2＝lg10－4.2＝－4.2，故C正確；HC2O－4的電離常數(shù)是10

－4.2，C2O2－4的水解常數(shù)是Kh＝KWKa2＝10－1410－4.2＝10－9.8c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)

C．0.1mol·L－1NaHCO3溶液與0.1mol·L－1NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)>c(CO2－3)>c(HCO－3)>c(OH－

)

D．常溫下，pH＝7的NH4Cl與氨水的混合溶液中：

c(Cl－)>c(NH＋

4)>c(H＋)＝c(OH－)解析：選B溶液物質(zhì)的量濃度相同時，三種溶液中的c(H＋)：③>②>①，c(NH＋4)：③>②>①，故c(H＋)相同時，三種溶液中的c(NH＋4)：③c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)，B項正確；混合后得到Na2CO3溶液，因為CO2－3兩步水解都生成OH－，CO2－3惟獨第一步水解生成HCO－3，故c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)，C項錯誤；該混合溶液中，按照電荷守恒有：c(NH＋4)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，

溶液呈中性，則c(H＋)＝c(OH－)，故c(Cl－)＝c(NH＋4)，D項錯誤。

11．常溫下，向25mL0.1mol·L－1NaOH溶液中逐滴滴加0.2mol·L－1的HN3(疊氮酸)溶液，pH的變化曲線如圖所示(溶液混合時體積的變化忽視不計，疊氮酸的K＝10－4.7)。

下列說法正確的是()

A．水電離出的c(H＋

)：A點小于B點

B．在B點，離子濃度大小為

c(OH－)＞c(H＋)＞c(Na＋)＞c(N－3)

C．在C點，滴加的V(HN3溶液)＝12.5mL

D．在D點，c(Na＋)＝2c(HN3)＋2c(N－3)

解析：選A由圖可知，A點pH＝13，B點pH＝8，A點比B點的堿性強，A點NaOH溶液對水的電離抑制程度大于B點，故A點水電離出的c(H＋)小于B點，A正確；B點溶液呈堿性，明顯c(OH－)＞c(H＋)，但溶液中c(Na＋)＞c(OH－)，B錯誤；當V(HN3溶液)＝12.5mL時，NaOH與HN3恰好徹低反應，因為N－3發(fā)生水解反應而使溶液顯堿性，而C點溶液的pH＝7，溶液呈中性，說明V(HN3溶液)＞12.5mL，C錯誤；D點溶液是等濃度NaN3和HN3的混合液，按照物料守恒可得2c(Na＋)＝c(N－3)＋c(HN3)，D錯誤。

12．室溫下，用0.100mol·L－1NaOH溶液分離滴定20.00mL

0.100mol·L－1的鹽酸和醋酸，滴定曲線如圖所示。下列說法正確

的是()

A．Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲線

B．pH＝7時，滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20.00mL

C．V(NaOH)＝20.00mL時，兩份溶液中:c(Cl－)＝c(CH3COO－)

D．V(NaOH)＝10.00mL時，醋酸溶液中:c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)

解析：選BA項，滴定開頭時0.100mol·L－1鹽酸pH＝1,0.100mol·L－1醋酸pH＞1，所以滴定鹽酸的曲線是Ⅱ，滴定醋酸的曲線是Ⅰ，錯誤；B項，醋酸鈉水解呈堿性，氯化鈉不水解，pH＝7時，醋酸所用NaOH溶液的體積小，正確；C項，V(NaOH)＝20.00mL時，二者反應生成氯化鈉和醋酸鈉，醋酸根發(fā)生水解，c(CH3COO－)<c(Cl－)，錯誤；D項，加入10.00mLNaOH溶液時，醋酸溶液中恰好為同濃度的醋酸和醋酸鈉，醋酸的電離程度大于醋酸根的水解程度，所以c(CH3COO－)＞c(Na＋)，錯誤。

13．常溫下，向1L0.1mol·L－1NH4Cl溶液中，不斷加

入固體NaOH后，NH＋4與NH3·H2O的變化趨勢如圖所示(不考慮

溶液體積的變化和氨的揮發(fā))，下列說法正確的是()

A．M點溶液中水的電離程度比原溶液大

B．a(chǎn)＝0.05

C．當n(NaOH)＝0.05mol時溶液中有：

c(Cl－)＞c(Na＋)＞c(NH＋4)＞c(OH－)＞c(H＋)

D．在M點時，n(OH－)－n(H＋)＝(a－0.05)mol

解析：選DM點是向1L0.1mol·L－1NH4Cl溶液中，不斷加入NaOH固體后反應得到NaCl、NH3·H2O溶液與剩余NH4Cl溶液的混合溶液，NH＋4濃度和NH3·H2O濃度相同，NH3·H2O是一元弱堿，抑制水的電離，此時水的電離程度小于原NH4Cl溶液中水的電離程度，故A錯

誤；若a＝0.05，得到物質(zhì)的量均為0.05mol的NH4Cl、NaCl和NH3·H2O的混合物，因為NH3·H2O電離大于NH4Cl水解，則c(NH＋4)＞c(NH3·H2O)，離子濃度大小關系為c(Cl－)＞c(NH＋4)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)，故B、C錯誤；在M點時溶液中存在電荷守恒，n(OH－)＋n(Cl－)＝n(H＋)

＋n(Na＋)＋n(NH＋4)，n(OH－)－n(H＋)＝n(NH＋4)＋n(Na＋)－n(Cl－)＝0.05＋a－0.1＝(a－0.05)mol，故D正確。

14．常溫下，某溶液中只含有Cl－、NH＋4、H＋、OH－

四種離子，其濃度大小的羅列挨次為

c(Cl－)＞c(NH＋

4)＞c(H＋)＞c(OH－)，下列有關說法中正確的是()A．該溶液由pH＝11的NH3·H2O溶液與pH＝3的HCl溶液等體積混合而成

B．該溶液由0.1mol·L－1的NH3·H2O溶液與0.1mol·L－1的NH4Cl溶液等體積混合而成

C．在上述溶液中加入適量NH3·H2O，可能使溶液中離子濃度大小轉(zhuǎn)變?yōu)閏(NH＋4)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)

D．在上述溶液中通入適量HCl氣體，可能使溶液中離子濃度大小轉(zhuǎn)變?yōu)閏(NH＋4)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋)

解析：選C常溫下，pH＝11的NH3·H2O溶液與pH＝3的HCl溶液等體積混合，充分反應后，NH3·H2O溶液有剩余，溶液呈堿性，則有c(OH－)＞c(H＋)，A錯誤；0.1mol·L－1

NH3·H2O溶液與0.1mol·L－1NH4Cl溶液等體積混合，所得溶液呈堿性，則有c(OH－)＞c(H＋)，B錯誤；加入適量NH3·H2O，中和溶液中的H＋，使溶液呈堿性，則有c(OH－)＞c(H＋)，結合電荷守恒可得c(NH＋4)＞c(Cl－)，C正確；原溶液呈酸性，通入適量HCl，溶液的酸性比本來更強，則有c(H＋)＞c(OH－)，不行能存在c(OH－)＝c(H＋)，D錯誤。

15．常溫下，將NaOH溶液滴加到某一元酸(HA)溶液中，測得混合溶液的pH與離子濃度變化關系如圖所示，已知pcA－cHA＝－lgcA－

cHA

。下列講述不正確的是()

A．Ka(HA)的數(shù)量級為10－5

B．滴加NaOH溶液過程中，cA－

cHA·cOH－

保持不變C．m點所示溶液中：c(H＋)＝c(HA)＋c(OH－)－c(Na＋

)

D．n點所示溶液中：c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)解析：選D由圖可知，pcA－cHA＝－lgcA－cHA＝0，即cA－

cHA

＝1時，混合液pH＝4.76；

HA的電離常數(shù)為Ka(HA)＝cA－·cH＋

cHA