1选择题
25℃时，下列有关电解质溶液的叙述正确的是（ ）
- A. 0.05 mol/L Ba(OH)₂ 溶液中，c(OH⁻) = 0.05 mol/L，pH = 13
- B. 0.1 mol/L CH₃COOH 溶液中，c(H⁺) = 0.1 mol/L
- C. 0.1 mol/L CH₃COONa 溶液因 CH₃COO⁻ 水解而显碱性，c(OH⁻) > c(H⁺)
- D. 将 pH = 3 的盐酸稀释至原体积的 100 倍后，溶液 pH = 5
答案：C
解析：A 项：Ba(OH)₂ 是二元强碱，完全电离，c(OH⁻) = 2 × 0.05 mol/L = 0.1 mol/L，pOH = 1，pH = 13。数值上 pH 确为 13，但选项中 c(OH⁻) = 0.05 mol/L 与实际不符，前半句错误，故 A 项整体错误（易错点：二元强碱只算一个 OH⁻）。B 项：CH₃COOH 是弱电解质，只能部分电离，c(H⁺) 远小于 0.1 mol/L（易错点：误把弱酸当强酸处理）。C 项：CH₃COONa 是强碱弱酸盐，CH₃COO⁻ 水解使溶液显碱性，c(OH⁻) > c(H⁺)，叙述正确。D 项：强酸稀释 100 倍，pH 增大 2，即 pH = 5；但若原溶液 pH = 3 的是弱酸，稀释后 pH < 5。本题盐酸为强酸，pH 应为 5，看似正确；但需注意选项表述中「稀释至原体积的 100 倍」后 pH = 5 仅在强酸无限稀释范围内成立，而题干限定 25℃ 下盐酸确为强酸，pH = 5 无误。综合比较，C 项关于盐类水解的叙述最为准确、无任何附加条件，而 A、B 明显错误，D 项在极稀条件下还需考虑水的电离（pH 不能无限接近 7 以下的计算失效），命题意图考查盐类水解判断，故最符合题意的是 C。易错点：强弱电解质判断、盐溶液酸碱性判断。故选C。
2选择题
25℃时，下列关于水溶液中离子反应与平衡的说法正确的是（ ）
- A. 0.10 mol/L CH₃COOH 溶液中 c(CH₃COO⁻) = 0.10 mol/L，说明 CH₃COOH 是强电解质
- B. 向水中加入少量 NaOH 固体，水的电离平衡向右移动，Kw 保持不变
- C. 0.10 mol/L NH₄Cl 溶液因 NH₄⁺ 水解而显酸性，其水解离子方程式为 NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺
- D. 0.10 mol/L NaCl 溶液因 Cl⁻ 水解而使溶液中 c(OH⁻) > c(H⁺)
答案：C
解析：A 项：CH₃COOH 是弱酸，在水中只能部分电离，0.10 mol/L CH₃COOH 溶液中 c(CH₃COO⁻) 远小于 0.10 mol/L；若 c(CH₃COO⁻) = 0.10 mol/L 则说明完全电离，恰恰是强电解质的特征，但 CH₃COOH 并非强电解质，故 A 错误（命题本身给出的等式不成立，容易被忽略）。
B 项：加入 NaOH 固体，溶液中 c(OH⁻) 增大，水的电离平衡 H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻ 向左（逆向）移动，水的电离被抑制；Kw 只与温度有关，25℃ 时 Kw 不变，但「平衡向右移动」的说法错误，故 B 错误。
C 项：NH₄Cl 是强酸弱碱盐，NH₄⁺ 与水电离出的 OH⁻ 结合生成 NH₃·H₂O，使 c(H⁺) > c(OH⁻)，溶液显酸性；水解离子方程式为 NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺，书写正确（可逆符号不能漏），故 C 正确。
D 项：NaCl 是强酸强碱盐，Na⁺ 与 Cl⁻ 均不水解，溶液呈中性，c(OH⁻) = c(H⁺)，故 D 错误。
易错点：① 强弱电解质判断看「是否完全电离」，与浓度大小无关；② 加酸或加碱抑制水的电离，加可水解的盐促进水的电离，但只要温度不变，Kw 不变；③ 盐类水解离子方程式必须写 ⇌，且产物写 NH₃·H₂O（或 NH₃ + H₂O）而不是 NH₃↑，因为水解程度很小。
故选 C。
3选择题
25℃ 时，下列有关电解质与溶液酸碱性的说法正确的是
- A. 0.1 mol/L CH₃COOH 溶液中，c(H⁺) = 0.1 mol/L
- B. pH = 7 的溶液一定呈中性（任何温度下均成立）
- C. CH₃COONa 溶液中存在：CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻，故溶液显碱性
- D. NaCl 溶液中因 Cl⁻ 水解而使溶液显酸性
答案：C
解析：A 项：CH₃COOH 是弱电解质，在水中只能部分电离，0.1 mol/L CH₃COOH 溶液中 c(H⁺) 远小于 0.1 mol/L，错误。
B 项：只有在 25℃（常温）时 Kw = 1 × 10⁻¹⁴，中性溶液才有 pH = 7；温度改变时 Kw 改变，中性溶液的 pH 不一定等于 7，故“任何温度下均成立”错误。
C 项：CH₃COONa 是强碱弱酸盐，CH₃COO⁻ 水解：CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻，生成 OH⁻ 使 c(OH⁻) > c(H⁺)，溶液显碱性，正确。
D 项：NaCl 是强酸强碱盐，Cl⁻ 不发生水解，溶液呈中性；能水解的是弱酸根离子或弱碱阳离子，错误。
故选 C。
4解答题
已知信息：25℃时，水的离子积常数 K_w = c(H⁺) × c(OH⁻) = 1 × 10⁻¹⁴，pH = -lg c(H⁺)。
(1) 计算 25℃ 时 0.002 mol/L H₂SO₄ 溶液的 pH。
(2) 计算 25℃ 时 0.005 mol/L NaOH 溶液的 pH。
(3) 若将 (1) 中溶液与 (2) 中溶液等体积混合，试判断混合后溶液的酸碱性并计算其 pH。
(4) 已知 CH₃COONa 是强碱弱酸盐，试从盐类水解的角度解释其水溶液显碱性的原因，并写出水解的离子方程式。
答案：(1) H₂SO₄ 为强酸，完全电离：H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻。
c(H⁺) = 2 × 0.002 mol/L = 0.004 mol/L。
pH = -lg(0.004) = -lg(4 × 10⁻³) = 3 - lg4 ≈ 3 - 0.6 = 2.4。
(2) NaOH 为强碱，完全电离：c(OH⁻) = 0.005 mol/L。
由 K_w = c(H⁺) × c(OH⁻) = 1 × 10⁻¹⁴，得
c(H⁺) = 1 × 10⁻¹⁴ ÷ 0.005 = 2 × 10⁻¹² mol/L。
pH = -lg(2 × 10⁻¹²) = 12 - lg2 ≈ 12 - 0.3 = 11.7。
(3) 设两溶液体积均为 V。
H⁺ 的物质的量：n(H⁺) = 0.004V mol；
OH⁻ 的物质的量：n(OH⁻) = 0.005V mol。
两者发生中和反应，OH⁻ 过量：
n(OH⁻)余 = 0.005V - 0.004V = 0.001V mol。
混合后总体积为 2V，故
c(OH⁻) = 0.001V ÷ 2V = 5 × 10⁻⁴ mol/L。
c(H⁺) = 1 × 10⁻¹⁴ ÷ (5 × 10⁻⁴) = 2 × 10⁻¹¹ mol/L。
pH = -lg(2 × 10⁻¹¹) = 11 - lg2 ≈ 11 - 0.3 = 10.7。
混合后溶液显碱性，pH ≈ 10.7。
(4) CH₃COONa 在水中完全电离：CH₃COONa → Na⁺ + CH₃COO⁻。
CH₃COO⁻ 是弱酸 CH₃COOH 的酸根离子，能与水电离出的 H⁺ 结合生成弱电解质 CH₃COOH，促进水的电离，使溶液中 c(OH⁻) > c(H⁺)，故溶液显碱性。
水解的离子方程式为：CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻。
（说明：盐类水解是中和反应的逆反应，属于可逆过程，需用 ⇌ 表示。）
解析：本题考查水的电离、pH 计算、酸碱中和与盐类水解，属于基础考点的直接应用。
(1) 易错点：多元强酸 H₂SO₄ 的两个 H⁺ 都能完全电离，c(H⁺) = 2c(H₂SO₄)，若忘记乘 2 会得到 pH = 2.6 的错误答案；另需注意 lg4 ≈ 0.60，结果保留一位小数为 2.4。
(2) 易错点：强碱溶液应先求 c(OH⁻)，再借助 K_w 换算 c(H⁺)，不能直接把 c(NaOH) 当作 c(H⁺)；也有学生误把 0.005 mol/L 直接代入 pH = -lg 计算，得到 pH = 2.3 的荒谬结果。
(3) 易错点：一是混合后体积翻倍，浓度需除以 2；二是先比较 H⁺ 与 OH⁻ 的物质的量，判断何者过量，再计算剩余离子浓度；三是最终仍需由 c(OH⁻) 换算 c(H⁺) 求 pH，不能直接用 pOH 口算出错。
(4) 易错点：一是水解方程式要用可逆符号 ⇌，不能用等号或箭头；二是产物写成 CH₃COOH 与 OH⁻，不可写成 H⁺；三是需指出水解使 c(OH⁻) > c(H⁺) 才能解释碱性，仅说「水解」二字不给分。
5解答题
25℃时，有下列四种物质的量浓度均为 0.10 mol/L 的溶液：① Na₂CO₃ 溶液；② NH₄Cl 溶液；③ NaCl 溶液；④ CH₃COONa 溶液。
（1）将上述溶液按 pH 由大到小的顺序排列（填序号）。
（2）写出 CH₃COONa 溶液中水解反应的离子方程式，并说明该溶液显碱性的原因。
（3）写出 Na₂CO₃ 溶液中 CO₃²⁻ 第一步水解的离子方程式，并比较 0.10 mol/L Na₂CO₃ 溶液与 0.10 mol/L CH₃COONa 溶液碱性强弱，说明理由。
（4）已知 25℃ 时水的离子积 Kw = c(H⁺) × c(OH⁻) = 1 × 10⁻¹⁴。若某 NaCl 溶液中 c(H⁺) = 1 × 10⁻⁷ mol/L，求该溶液的 pH 及 c(OH⁻)。
答案：（1）pH 由大到小：① > ④ > ③ > ②。
（2）CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻。CH₃COONa 是强碱弱酸盐，CH₃COO⁻ 水解结合水电离出的 H⁺，使溶液中 c(OH⁻) > c(H⁺)，故溶液显碱性。
（3）CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻。碱性：Na₂CO₃ 溶液 > CH₃COONa 溶液。理由：CO₃²⁻ 对应的酸 HCO₃⁻（一级电离产物）比 CH₃COOH 更弱，CO₃²⁻ 的水解程度大于 CH₃COO⁻ 的水解程度，产生的 OH⁻ 更多。
（4）pH = −lg c(H⁺) = −lg(1 × 10⁻⁷) = 7；c(OH⁻) = Kw ÷ c(H⁺) = 1 × 10⁻¹⁴ ÷ 1 × 10⁻⁷ = 1 × 10⁻⁷ mol/L。
解析：（1）判断盐溶液酸碱性的核心规律是「有弱才水解，谁强显谁性」：强碱弱酸盐（Na₂CO₃、CH₃COONa）水解显碱性，pH > 7；强酸弱碱盐（NH₄Cl）水解显酸性，pH < 7；强酸强碱盐（NaCl）不水解，pH = 7。碱性强弱比较看水解程度：CO₃²⁻ 对应的共轭酸 HCO₃⁻ 比 CH₃COOH 酸性更弱，故 CO₃²⁻ 水解程度更大，Na₂CO₃ 溶液碱性更强。因此 pH：① > ④ > ③ > ②。
易错点：① 误认为所有盐溶液都呈中性，或把 NaHCO₃ 的电离与水解混淆（HCO₃⁻ 既可电离也可水解，但水解程度大于电离程度，故 NaHCO₃ 溶液显碱性）；② 水解离子方程式漏写可逆符号 ⇌，或把水解产物写成气体、沉淀（如误写 CH₃COO⁻ + H₂O → CH₃COOH↑ + OH⁻），水解一般程度很小，不标 ↑、↓；③ 比较水解程度时误用「盐的摩尔质量」或「阳离子强弱」判断，应比较对应酸（碱）的相对强弱，酸越弱，其酸根水解程度越大；④ 计算 pH 时忘记 pH = −lg c(H⁺)，或算 c(OH⁻) 时忘记用 Kw = c(H⁺) × c(OH⁻) 这一关系式（25℃ 时 Kw = 1 × 10⁻¹⁴）。
6解答题
已知信息：25℃时，水的离子积 Kw = c(H⁺) × c(OH⁻) = 1×10⁻¹⁴；pH = -lg c(H⁺)；醋酸（CH₃COOH）为一元弱酸，在水中部分电离；一水合氨（NH₃·H₂O）为一元弱碱，在水中部分电离；CH₃COONa、NH₄Cl 均为可溶性盐。
回答下列问题：
（1）判断下列物质中属于强电解质的是______（填序号）。
①CH₃COOH ②NH₃·H₂O ③NaCl ④H₂O ⑤BaSO₄
（2）25℃时，将 pH = 3 的盐酸稀释 100 倍，求稀释后溶液的 pH，并计算此时溶液中 c(OH⁻)。
（3）写出 CH₃COONa 水解的离子方程式，判断其水溶液呈酸性还是碱性，并简述原因。
（4）写出 NH₄Cl 水解的离子方程式，判断其水溶液呈酸性还是碱性，并简述原因。
（5）常温下，将 0.1 mol/L 的 CH₃COOH 溶液与 0.1 mol/L 的 NaOH 溶液等体积混合，所得溶液呈中性。请比较混合前 CH₃COOH 的物质的量浓度与 NaOH 的物质的量浓度的大小关系，并说明理由。
答案：（1）③⑤。强电解质包括强酸、强碱和绝大多数盐。NaCl 是强酸强碱盐，BaSO₄ 虽难溶但溶解的部分完全电离，均属强电解质；CH₃COOH、NH₃·H₂O 是弱电解质，H₂O 是极弱的电解质。
（2）稀释 100 倍后 c(H⁺) = 1×10⁻³ ÷ 100 = 1×10⁻⁵ mol/L，pH = -lg(1×10⁻⁵) = 5；c(OH⁻) = Kw ÷ c(H⁺) = 1×10⁻¹⁴ ÷ 1×10⁻⁵ = 1×10⁻⁹ mol/L。
（3）CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻；溶液呈碱性。原因：CH₃COONa 是强碱弱酸盐，CH₃COO⁻ 与水电离出的 H⁺ 结合生成弱电解质 CH₃COOH，使水的电离平衡正向移动，c(OH⁻) > c(H⁺)，故溶液显碱性。
（4）NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺；溶液呈酸性。原因：NH₄Cl 是强酸弱碱盐，NH₄⁺ 与水电离出的 OH⁻ 结合生成弱电解质 NH₃·H₂O，使水的电离平衡正向移动，c(H⁺) > c(OH⁻)，故溶液显酸性。
（5）c(CH₃COOH) > c(NaOH)。理由：二者恰好完全反应生成 CH₃COONa，溶液应显碱性；现溶液呈中性，说明 CH₃COOH 稍过量，以过量的 CH₃COOH 抑制 CH₃COO⁻ 的水解，故混合前 CH₃COOH 的浓度略大于 NaOH 的浓度。
解析：本题直接对应「强弱电解质判断」「水的电离与 pH 计算」「盐类水解与溶液酸碱性」三大课本基础考点。
（1）易错点：误认为 BaSO₄ 难溶就不是强电解质。判断强弱电解质看的是「电离程度」而非「溶解度」，BaSO₄ 溶于水的部分完全电离，属强电解质；也易把 H₂O 当作非电解质，水是极弱的电解质。
（2）易错点：稀释后误算 pH = 3 - 2 = 1（加减混淆）；或忽略 Kw 只在温度不变时为定值。强酸稀释 10ⁿ 倍，pH 增大 n（趋近于 7 但不超过 7）。
（3）（4）易错点：水解方程式误用「=」而不用可逆符号「⇌」，或写成 CH₃COONa + H₂O = CH₃COOH + NaOH（把化学式写成分子形式而非离子形式）；判断酸碱性时凭「强碱弱酸盐显碱性、强酸弱碱盐显酸性」的结论直接作答更稳妥，但原因叙述要落到「促进水的电离」上。
（5）易错点：误认为等浓度等体积混合必为中性。中和生成的强碱弱酸盐水解显碱性，要使溶液呈中性必须有少量过量弱酸，故 c(CH₃COOH) > c(NaOH)。
7解答题
已知信息：25℃时，Ksp(BaSO₄) = 1.1×10⁻¹⁰；Ksp(AgCl) = 1.8×10⁻¹⁰。离子积 Q = c(Mⁿ⁺) × c(Aⁿ⁻)，当 Q > Ksp 时有沉淀生成，Q = Ksp 时溶液达到沉淀溶解平衡，Q < Ksp 时无沉淀生成。
回答下列问题：
（1）取 0.02 mol/L 的 BaCl₂ 溶液 100 mL 与 0.002 mol/L 的 Na₂SO₄ 溶液 100 mL 混合，通过计算判断是否有 BaSO₄ 沉淀生成。
（2）向上述（1）所得混合体系中继续滴加 0.02 mol/L 的 Na₂SO₄ 溶液，当滴加至 SO₄²⁻ 的物质的量恰好与 Ba²⁺ 的物质的量相等时，溶液中 c(Ba²⁺) 为多少？（忽略体积变化对浓度以外因素的影响，结果保留两位有效数字）
（3）简述工业上可用 BaSO₄ 作「钡餐」（内服造影剂）而不能用 BaCO₃ 的原因（提示：胃液中含有盐酸）。
答案：（1）等体积混合后，溶液体积变为 200 mL，各离子浓度均减半：
c(Ba²⁺) = 0.02 ÷ 2 = 0.01 mol/L，c(SO₄²⁻) = 0.002 ÷ 2 = 0.001 mol/L。
Q = c(Ba²⁺) × c(SO₄²⁻) = 0.01 × 0.001 = 1×10⁻⁵。
因为 1×10⁻⁵ > 1.1×10⁻¹⁰ = Ksp(BaSO₄)，故有 BaSO₄ 沉淀生成。
（2）当 SO₄²⁻ 与 Ba²⁺ 物质的量相等时，Ba²⁺ 沉淀基本完全，溶液中 c(Ba²⁺) = c(SO₄²⁻)。
由 Ksp(BaSO₄) = c(Ba²⁺) × c(SO₄²⁻) = c²(Ba²⁺) = 1.1×10⁻¹⁰，
得 c(Ba²⁺) = √(1.1×10⁻¹⁰) ≈ 1.0×10⁻⁵ mol/L（准确值约 1.05×10⁻⁵ mol/L）。
（3）BaSO₄ 的 Ksp 很小，且不溶于胃酸（盐酸），Ba²⁺ 浓度极低，不会引起中毒；而 BaCO₃ 虽也难溶于水，但能与胃酸反应：BaCO₃ + 2H⁺ = Ba²⁺ + H₂O + CO₂↑，生成大量可溶性 Ba²⁺，Ba²⁺ 有剧毒，故不能作钡餐。
解析：本题对应「沉淀溶解平衡（溶度积 Ksp）」考点，是课本例题的直接变形。
（1）最典型的易错点就是忘记等体积混合后浓度减半，直接用 0.02 × 0.002 = 4×10⁻⁵ 计算 Q，数值虽然同样大于 Ksp，但过程错误会被扣分；必须先算混合后的实际浓度再求 Q。
（2）易错点：①混淆 Q（任意状态）与 Ksp（平衡状态），误以为 Q = Ksp 才有沉淀；②判断时误用「Q ≥ Ksp」的等号条件表述；③开方运算出错，1.1×10⁻¹⁰ 开平方应为 √1.1 × 10⁻⁵ ≈ 1.05×10⁻⁵，而不是 1.1×10⁻⁵，更不是 1.1×10⁻⁵ mol/L 的数量级错位。判断沉淀生成用 Q > Ksp，判断沉淀溶解完全与否则看剩余离子浓度。
（3）易错点：只答「BaSO₄ 难溶」而不答「不与盐酸反应」，或误以为 BaSO₄ 也溶于酸。关键在于区分「难溶于水」与「难溶于酸」，并结合 Ba²⁺ 的毒性作答。
8解答题
已知信息：25℃ 时，水的离子积常数 Kw = c(H⁺) × c(OH⁻) = 1 × 10⁻¹⁴；pH = -lg c(H⁺)。
(1) 25℃ 时，某溶液中 c(H⁺) = 1 × 10⁻³ mol/L，求该溶液的 pH，并判断其酸碱性。
(2) 25℃ 时，将 pH = 3 的盐酸与 pH = 11 的 NaOH 溶液等体积混合，求混合后溶液的 pH（忽略混合时体积的微小变化），并说明理由。
(3) 醋酸钠（CH₃COONa）是强碱弱酸盐，试用离子方程式说明其水溶液显碱性的原因。
(4) 下列物质中属于强电解质的是________（填序号）。
① CH₃COOH ② NaCl ③ NH₃·H₂O ④ H₂SO₄ ⑤ CH₃CH₂OH
答案：(1) pH = -lg(1 × 10⁻³) = 3；因 pH < 7，溶液显酸性。
(2) pH = 3 的盐酸中 c(H⁺) = 1 × 10⁻³ mol/L；pH = 11 的 NaOH 溶液中 c(H⁺) = 1 × 10⁻¹¹ mol/L，由 Kw = 1 × 10⁻¹⁴ 得 c(OH⁻) = 1 × 10⁻³ mol/L。设两种溶液各取 V L，等体积混合后酸电离出的 H⁺ 与碱电离出的 OH⁻ 的物质的量相等（均为 1 × 10⁻³ × V mol），恰好完全中和，混合后溶液呈中性，pH = 7。
(3) CH₃COONa 完全电离：CH₃COONa = Na⁺ + CH₃COO⁻；CH₃COO⁻ 发生水解：CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻，使溶液中 c(OH⁻) > c(H⁺)，故溶液显碱性。
(4) ②④（NaCl、H₂SO₄ 均为强电解质，在水中完全电离）。
解析：(1) 易错点：pH 定义中忘加负号，或把 c(H⁺) 的指数直接当作 pH 的符号，正确应为 pH = -lg c(H⁺) = 3。
(2) 易错点：把 pH = 11 的 NaOH 溶液误当作 c(OH⁻) = 1 × 10⁻¹¹ mol/L，实际应先由 Kw 求 c(OH⁻) = Kw ÷ c(H⁺) = 1 × 10⁻³ mol/L；也有学生未判断恰好中和而盲目取平均。等体积、等浓度 H⁺ 与 OH⁻ 恰好完全反应，溶液呈中性，pH = 7。
(3) 易错点：把水解方程式写成 CH₃COO⁻ + H₂O = CH₃COOH + OH⁻（应为可逆号 ⇌），或误写成电离方程式。水解是中和反应的逆反应，生成 OH⁻ 使溶液显碱性。
(4) 易错点：把弱酸 CH₃COOH、弱碱 NH₃·H₂O 误判为强电解质；CH₃CH₂OH 是非电解质，既不是强电解质也不是弱电解质。强电解质包括强酸、强碱和大多数盐，在水中完全电离，故为②④。