原创备战高考化学 专题13 水溶液中的离子平衡原创备战高考化学解析版.docx

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原创备战高考化学专题13水溶液中的离子平衡原创备战高考化学解析版

从2016年考试大纲和考试说明及近几年各省市高考试题来看，电解质溶液是一个考查的重点和难点。

该部分内容从知识点的角度来讲，考查弱酸弱碱的电离平衡问题，特别是多元弱酸弱碱分步电离平衡问题、多元弱酸弱碱离子的水解问题及化学反应速率的问题是命题的生长点；从解题方法的角度讲，物料守恒、电荷守恒、质子守恒等恒等变形是命题的热点；从取材的角度讲，纯化学的问题、电离平衡在化学科中的具体应用、还有化学与生活相联系的问题都是命题可能涉及的范围；从题型的角度看，打破选择题的常规，出一些简答题或填空题都是有可能的；从能力的角度讲，考查学生发散思维和思维的深刻性是命题者一贯坚持的原则。

基于以上分析，我们对2017年高考做出如下预测：

（1）以选择题的形式，考查弱电解质的电离、盐类水解、离子浓度大小比较等基础知识；

（2）结合其他理论知识，进行综合考查；

（3）在工艺流程题中考查沉淀溶解平衡，着重考查沉淀的生成和沉淀的转化，以及ksp的应用。

水溶液中的离子平衡（如盐的水解原理在工农业生产、日常生活中的广泛应用等）是高考的必考内容。

该类试题在高考卷中出现的知识点有下列内容：

强弱电解质的电离、pH与起始浓度的关系、有关混合溶液pH的计算、改变条件对弱电解质电离平衡离子浓度的影响、离子浓度的大小比较、中和滴定指示剂的选择、盐类水解、守恒关系的应用、沉淀溶解平衡等。

☆★考点一：

水溶液中离子平衡的存在

1、弱电解质的电离平衡及其影响因素

弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。

（1）内因

弱电解质本身，如常温下K（HF）>K（CH3COOH）。

（2）外因

以CH3COOH

CH3COO-+H+为例

①温度：

弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH3COOH电离程度增大，c（H+）、c（CH3COO-）增大。

②浓度：

加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。

n（CH3COO-）、n（H+）增大，但c（CH3COO-）、c（H+）减小。

③同离子效应：

在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。

例如0.1mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOH

CH3COO-+H+。

加入少量CH3COONa固体或HCl，由于增大了c（CH3COO-）或c（H+），使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。

前者使c（H+）减小，后者使c（H+）增大。

④化学反应：

在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。

例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH-+H+=H2O、CO

+2H+=H2O+CO2↑，使c（H+）减小，平衡向着电离的方向移动。

2、水的电离

（1）影响水的电离平衡的因素

①温度：

若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c（H＋）与c（OH－）同时增大，KW增大pH变小，但由于c（H＋）与c（OH－）始终保持相等，故仍显中性。

如纯水的温度由25℃升高到100℃，则c（H＋）与c（OH－）都从1×10－7mol·L－1增大为1×10－6mol·L－1，KW由1×10－14增大为1×10－12，pH由7变为6，由于c（H＋）＝c（OH－），仍然显中性。

②加入酸、碱

向纯水中加入酸、碱，由于酸、碱的电离产生H＋和OH－增大了水中的c（H＋）和c（OH－），故均可以使水的电离平衡向左移动。

此时，若温度不变，则KW不变，水的电离程度变小。

加酸时c（H＋）变大，pH变小，加碱时，c（OH－）变大，pH变大。

③易水解的盐：

在纯水中加入易水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，则Kw不变

④其他因素：

如向水中加入活泼金属，活泼金属与水电离出的H+直接作用，促进水的电离平衡向右移动

（2）影响KW的因素

KW只与温度有关，温度不变，KW不变；温度升高，KW增大，反之KW减小。

①KW不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。

不管哪种溶液均有c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O

如酸性溶液中：

[c（H＋）酸＋c（H＋）H2O]·c（OH－）H2O＝KW

碱性溶液中：

[c（OH－）碱＋c（OH－）H2O]·c（H＋）H2O＝KW

②水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。

并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25℃时，KW＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14为同一常数。

3、盐类水解

（1）盐类水解的规律

规律：

有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁虽显谁性，同强显中性。

盐的类型

实例

水解离子

溶液的酸碱性

强酸强碱盐

NaCl、KNO3

无

中性

强酸弱碱盐

NH4Cl、CuSO4、FeCl3

NH

、Cu2+、Fe3+

酸性

强碱弱酸盐

Na2S、Na2CO3、NaHCO3

S2－、CO

、HCO

碱性

弱酸弱碱盐

（NH4）2CO3、CH3COONH4

NH

、CO

、CH3COO－

由酸碱的相对强弱决定

（2）影响盐类水解的因素

内因：

盐本身的性质是决定盐水解程度大小的最主要因素，组成盐的酸根相对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大。

外因：

①温度：

盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。

②浓度：

盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。

③外加酸碱：

促进或抑制盐的水解。

例如：

CH3COONa溶液中加强酸，盐的水解程度增大，加强碱，盐的水解程度减小。

④外加盐

a．加入水解后酸碱性相反的盐，盐的水解互相促进；加入水解后酸碱性相同的盐，盐的水解互相抑制。

b．加入不参加水解的固态盐，对水解平衡无影响；加入不参加水解的盐溶液，相当于对原盐溶液稀释，盐的水解程度增大。

外界条件对反应Fe3++3H2O

Fe（OH）3+3H+（正反应为吸热反应）的影响如下：

条件

移动方向

H+数

pH

Fe3+水解程度

现象

升高温度

向右

增加

降低

增大

颜色变深（黄红褐）

通HCl

向左

增加

降低

减小

颜色变浅

加H2O

向右

增加

升高

增大

颜色变浅

加镁粉

向右

减小

升高

增大

红褐色沉淀，无色气体。

加NaHCO3

向右

减小

升高

增大

红褐色沉淀，无色气体

【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H2

B．0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7

C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2

D．0.1mol/LCH3COOH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/LCH3COONa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。

☆★考点二：

离子浓度大小比较

1、微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系

A．两个理论依据

①弱电解质电离理论：

电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。

例如，H2CO3溶液中：

c（H2CO3）>c（HCO

）≫c（CO

）（多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离）。

②水解理论：

水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。

例如，Na2CO3溶液中：

c（CO

）>c（HCO

）≫c（H2CO3）（多元弱酸根离子的水解以第一步为主）。

B．三个守恒关系

①电荷守恒：

电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。

例如，NaHCO3溶液中：

c（Na＋）＋c（H＋）===c（HCO

）＋2c（CO

）＋c（OH－）。

②物料守恒：

物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。

例如，0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：

c（Na＋）＝c（HCO

）＋c（CO

）＋c（H2CO3）＝0.1mol·L－1。

③质子守恒：

由水电离出的c（H＋）等于由水电离出的c（OH－），在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。

例如，纯碱溶液中c（OH－）＝c（H＋）＋c（HCO

）＋2c（H2CO3）。

2、四种情况分析

①多元弱酸溶液

根据多步电离分析，如：

在H3PO3溶液中，c（H＋）>c（H2PO

）>c（HPO

）>c（PO

）。

②多元弱酸的正盐溶液

根据弱酸根的分步水解分析，如：

Na2CO3溶液中：

c（Na＋）>c（CO

）>c（OH－）>c（HCO

）。

③不同溶液中同一离子浓度的比较

要看溶液中其他离子对其产生的影响。

例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：

①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c（NH

）由大到小的顺序是③>①>②。

④混合溶液中各离子浓度的比较

要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。

例如，在0.1mol·L－1的NH4Cl和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c（NH

）>c（Cl－）>c（OH－）>c（H＋）。

在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH

的水解互相抑制，但NH3·H2O的电离程度大于NH

的水解程度，溶液呈碱性，c（OH－）>c（H＋），同时c（NH

）>c（Cl－）。

3、解题思路

电解质溶液

【例2】【2015四川理综化学】常温下，将等体积，等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH<7。

下列关于滤液中的离子浓度关系不正确的是（）

A．

<1.0×10-7mol/L

B．c（Na+）=c（HCO3－）+c（CO32－）+c（H2CO3）

C．c（H+）+c（NH4+）=c（OH－）+c（HCO3－）+2c（CO32－）

D．c（Cl－）>c（NH4+）>c（HCO3－）>c（CO32－）

【答案】C

【考点定位】电解质溶液

【名师点睛】电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考热点中的热点。

多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。

这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度以及对这些知识的综合运用能力。

围绕盐类水解的类型和规律的应用试题在高考中常有涉及。

考查的重点内容有：

1、弱电解质的电离平衡（主要考查：

电解质、非电解质的判断；某些物质的导电能力大小比较；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；将电离平衡理论用于解释某些化学问题；同浓度（或同pH）强、弱电解质溶液的比较等等。

）；2、水的电离程度影响的定性判断与定量计算；3、盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；4、溶液中离子浓度大小的比较等。

☆★考点三：

酸碱中和滴定曲线

酸碱中和滴定曲线类试题是近几年高考的热点和难点，试题以酸碱滴定过程为基础，考查离子浓度大小比较，溶液中的守恒关系等。

这类试题的难点在于整个过程为一动态过程，在解题的过程中，我们可以化动为静，采取极端假设的方法进行判断。

首先看横纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；然后我们看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱，这个在判断滴定终点至关重要；再次我们找滴定终点和pH=7的中性点，滴定终点加入酸的物质的量等于加入碱的物质的量（一元酸碱），判断出滴定终点的酸碱性，然后可以确定pH=7的点的位置；最后滴定曲线中任意点，我们分析加入的酸碱过量情况，进行进一步的分析。

在整个滴定过程中有几个关系：

①电荷守恒在任何时候均存在；②物料守恒我们根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定，但不一定为等量关系，如此题中a点，n（BOH）=0.02L×0.1mol/L=0.002mol，n（HCl）=0.01L×0.1mol/L=0.001mol，故有c（B+）+c（BOH）=2c（Cl-）。

【例3】【2015山东理综化学】室温下向10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入0.1mol·L－1的一元酸HA溶液pH的变化曲线如图所示。

下列说法正确的是（）

A．a点所示溶液中c（Na+）>c（A—）>c（H+）>c（HA）

B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同

C．pH=7时，c（Na+）=c（A—）+c（HA）

D．b点所示溶液中c（A—）>c（HA）

【答案】D

=c（A-），错误；D、根据图像可知b点HA过量，因为b点溶液pH=4.7，则溶液呈酸性，故HA的电离程度大于NaA的水解程度，所以c（A-）>c（HA），正确。

【考点定位】本题通过分析图像的分析、酸碱中和反应进行的程度，结合弱电解质的电离平衡和盐类的水解规律，考查了离子浓度比较、水的电离程度的比较。

【名师点睛】本题难度较大，综合性较强，涉及到电解质水溶液中离子浓度的等量关系、大小关系以及水的电离程度等知识和规律。

解答本题时应正确分析图像，根据酸碱中和反应，分析出溶液的溶质，根据酸碱性和弱电解质的电离平衡和盐类的水解规律，考查了考生灵活运用所学知识解决实际问题的能力。

☆★考点四：

酸碱中和滴定

1、实验原理：

n（H＋）酸＝n（OH－）碱

2、中点判断和选择酸碱指示剂的注意事项

终点判断：

当滴入最后一滴标准液时，溶液颜色发生突变，且半分钟内不再变化。

选择酸碱指示剂应注意：

①石蕊试液不能用作酸碱中和滴定的指示剂，主要原因是石蕊试液的颜色变化不够明显，对中和滴定终点的指示不够灵敏、不够准确。

②滴定20mL的待测液，酸碱指示剂以2～3滴为宜。

指示剂用量太少，其颜色太浅，不利于判断中和滴定的终点；指示剂用量太多，由于指示剂本身就是有机弱酸或有机弱碱，这样就会使标准溶液实际消耗的体积偏大或偏小。

③若滴定终点时溶液呈酸性，选择甲基橙作指示剂；若滴定终点时溶液呈碱性，选择酚酞作指示剂；若滴定终点时溶液呈中性，选择酚酞或甲基橙作指示剂都可以。

3、误差分析

根据待测液浓度的计算公式：

c（测）＝

进行分析，可见c（测）与V（标）成正比，凡是使V（标）的读数偏大的操作都会使c（测）偏大；反之，c（测）偏小。

（1）标准液配制引起的误差

①称取5.2克氢氧化钠配制标准液时，物码倒置。

（偏高）

②配制标准液时，烧杯及玻璃棒未洗涤。

（偏高）

③配制标准液时，定容俯视。

（偏低）

④配制标准液时，定容仰视。

（偏高）

⑤配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸钠。

（偏高）

⑥配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸氢钠。

（偏高）

⑦配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有KOH。

（偏高）

⑧滴定管水洗后，未用标准液洗涤。

（偏高）

（2）标准液操作引起的误差。

①滴定前读数仰视，滴定后读数俯视。

（偏低）

②滴定结束，滴定管尖嘴处有一滴未滴下。

（偏高）

③滴定前有气泡未赶出，后来消失。

（偏高）

（3）待测液操作引起的误差。

①锥形瓶水洗后，用待测液润洗过再装待测液。

（偏高）

②锥形瓶有少量水，直接放入待测液。

（无影响）

③摇动锥形瓶时，溅出部分溶液。

（偏低）

【例4】【2016年高考新课标Ⅰ卷】298K时，在20.0mL0.10mol

氨水中滴入0.10mol

的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。

已知0.10mol

氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（）

A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂

B．M点对应的盐酸体积为20.0mL

C．M点处的溶液中c（NH4＋）＝c（Cl－）＝c（H＋）＝c（OH－）

D．N点处的溶液中pH<12

【答案】D

数可知：

N处的溶液中氢离子浓度＝

＝7.6×10－12mol/L，根据pH=-lgc（H+）可知此时溶液中pH<12，正确。

【考点定位】考查酸碱中和滴定、弱电解质的电离以及离子浓度大小比较等知识。

【名师点睛】酸碱中和滴定是中学化学的重要实验，通常是用已知浓度的酸（或碱）来滴定未知浓度的碱（或酸），由于酸、碱溶液均无色，二者恰好反应时溶液也没有颜色变化，所以通常借助指示剂来判断，指示剂通常用甲基橙或酚酞，而石蕊溶液由于颜色变化不明显，不能作中和滴定的指示剂。

酸碱恰好中和时溶液不一定显中性，通常就以指示剂的变色点作为中和滴定的滴定终点，尽管二者不相同，但在实验要求的误差范围内。

进行操作时，要注意仪器的润洗、查漏、气泡的排除，会进行误差分析与判断。

判断电解质溶液中离子浓度大小时，经常要用到三个守恒：

电荷守恒、物料守恒、质子守恒，会根据相应的物质写出其符合题意的式子，并进行叠加，得到正确的算式。

掌握水的离子积常数的计算方法、离子浓度与溶液的pH的关系等是本题解答的关键所在。

本题难度适中。

☆★考点五：

沉淀溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡

在一定重要条件下，当沉淀与溶解的速度相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡状态。

例如：

BaSO4（s）

Ba2+（aq）+SO

（aq）

2、溶度积：

在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。

用符号Ksp表示。

对于AmBn型电解质来说，溶度积的公式是：

Ksp=[An+]m[Bm+]n

1溶度积与溶解度的关系

溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，溶度积的大小与溶解度有关，它反映了物质的溶解能力。

2溶度积规则，可以判断溶液中沉淀的生成和溶解。

3离子积Qc与溶度积Ksp的区别与联系

某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc

当Qc＜Ksp时，为不饱和溶液；

当Qc=Ksp时，为饱和溶液；

当Qc＞Ksp时，为过饱和溶液。

【例5】【2016年高考海南卷】向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸（忽略体积变化），下列数值变小的是（）

A．c（CO32−）B．c（Mg2+）C．c（H+）D．Ksp（MgCO3）

【答案】A

考点：

考查难溶电解质的溶解平衡及Ksp

【名师点睛】难溶电解质的溶解平衡是这几年高考的热点，掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用，并运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题，既考查了学生的知识迁移能力、动手实验的能力，又考查了学生实验探究的能力和逻辑推理能力。

本题较基础，只需把握平衡移动原理即可得到结论。

1．【2016年高考江苏卷】H2C2O4为二元弱酸。

20℃时，配制一组c（H2C2O4）+c（HC2O4-）+c（C2O42-）=0.100mol·L-1的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如右图所示。

下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（）

A．pH=2.5的溶液中：

c（H2C2O4）+c（C2O42-）＞c（HC2O4-）

B．c（Na+）＝0.100mol·L-1的溶液中：

c（H+）+c（H2C2O4）＝c（OH-）+c（C2O42-）

C．c（HC2O4-）＝c（C2O42-）的溶液中：

c（Na+）＞0.100mol·L-1+c（HC2O4-）

D．pH=7的溶液中：

c（Na+）＞2c（C2O42-）

【答案】BD

【考点定位】本题主要是考查电解质溶液中的离子平衡以及离子浓度大小比较

【名师点晴】该题综合性强，难度较大。

电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考热点中的热点。

多年以来全国高考化学试卷几乎年年涉及。

这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度以及对这些知识的综合运用能力。

围绕盐类水解的类型和规律的应用试题在高考中常有涉及。

解决这类题目必须掌握的知识基础有：

掌握强弱电解质判断及其电离,盐类的水解,化学平衡理论（电离平衡、水解平衡）,电离与水解的竞争反应,以及化学反应类型,化学计算,甚至还要用到“守恒”来求解。

解题的关键是运用物料守恒、电荷守恒和质子守恒原理计算相关离子浓度大小。

2．【2016年高考四川卷】向1L含0.01molNaAlO2和0.02molNaOH的溶液中缓慢通入二氧化碳，随n（CO2）增大，先后发生三个不同的反应，当0.01mol

0.015时发生的反应是：

2NaAlO2+CO2+2H2O=2Al（OH）3↓+Na2CO3。

下列对应关系正确的是（）

选项

n（CO2）/mol

溶液中离子的物质的量浓度

A

0

c（Na+）>c（AlO2-）+c（OH-）

B

0.01

c（Na+）>c（AlO2-）>c（OH-）>c（CO32-）

C

0.015

c（Na+）>c（HCO3-）>c（CO32-）>c（OH-）

D

0.03

c（Na+）>c（HCO3-）>c（OH-）>c（H+）

【答案】D

【解析】

试题分析：

向1L含0.01molNaAlO2和0.02molNaOH的溶液中缓慢通入二氧化碳，首先进行的反应为氢氧化钠和二氧化碳反应生成碳酸钠和水，0.02mol氢氧化钠消耗0.01mol二氧化碳，生成0.01mol碳酸钠；然后偏铝酸钠和二氧化碳反应生成氢氧化铝和碳酸钠，0.01mol偏铝酸钠消耗0.005mol二氧化碳，生成0.005mol碳酸钠；再通入二氧化碳，二氧化碳和碳酸钠反应生成碳酸氢钠，消耗0.015mol二氧化碳，生成0.03mol碳酸氢钠。

A、未通入二氧化碳时，根据溶液中的电荷守恒有c（Na+）+c（H+）=c（AlO2-）+c（OH-），c（Na+）＜c（AlO2-）+c（OH-），错误；B、当通入的二氧化碳为0.01mol时，则溶液为含有0.01mol碳酸钠和0.01mol偏铝酸钠的混合液，因为碳酸酸性强于氢氧化铝，所以偏铝酸根离子水解程度比碳酸根离子强，则偏铝酸根离子浓度小于碳酸根离子浓度，错误；C、当通入的二氧化碳为0.015mol时溶液中含有0.015mol碳酸钠，离子浓度的关系为c（Na+）>c（CO32-）>c（OH-）c（HCO3-），故错误；D、当通入二氧化碳的量为0.03mol时，溶液为碳酸氢钠溶液，溶液显碱性，离子浓度关系为c（Na+）>c（HCO3-）>c（OH-）>c（H+），故正确。

【考点定位】考查电解质溶液中的离子平衡，钠、铝及其化合物的性质

【名师点睛】本题将元素化合物知识与电解质溶液中离子浓度大小比较综合在一起考查，熟练掌握相关元素化合物知识，理清反应过程，结合相关物质的用量正确判断相关选项中溶液的成分是解题的关键。

电解质溶液中微粒浓度大小比较要抓住两个平衡：

电离平衡和盐类的水解平衡，抓两个微弱：

弱电解质的电离和盐类的水解是微弱的，正确判断溶液的酸碱性，进行比较。

涉及等式关系要注意电荷守恒式、物料守恒式和质子守恒式的灵活运用。

3．【2016年高考天津卷】下列叙述正确的是（）

A．使