1．在下列叙述中，能说明盐酸是强酸，醋酸是弱酸的是(　　) A．将pH＝4的盐酸和醋酸稀释成pH＝5的溶液，醋酸所需加入的水量少 B．相同物质的量的盐酸和醋酸与过量的锌粒反应生成的氢气一样多 C．相同pH的盐酸和醋酸溶液中分别加入相应的钠盐固体，醋酸的pH变化大 D．相同pH的盐酸和醋酸分别跟锌反应时，产生氢气的起始速率相等 解析：选C。A项中醋酸在稀释过程中电离程度加大，要想达到与盐酸一样的H＋浓度，所需加水要多；B项不能说明醋酸是弱酸；C项中盐酸中加钠盐不会使其电离有什么变化，因为它本来已经完全电离了，而醋酸中加醋酸钠，将会抑制醋酸的电离；D项中pH相同，c(H＋)肯定相等，只能说明起始c(H＋)相等，不能说明反应中有何变化。 2．在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋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0.1 mol·L－1 HCl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 解析：选B。A项加水稀释时，CH3COOH电离程度增大，平衡向正反应方向移动。B项加入NaOH固体，中和了CH3COOH电离产生的H＋，平衡向正反应方向移动。C项因为HCl是强电解质，完全电离，虽然抑制了CH3COOH电离，平衡向逆反应方向移动，但c(H＋)增大。D项CH3COONa为强电解质，完全电离使溶液中c(CH3COO－)增大，抑制CH3COOH电离，平衡向逆反应方向移动。 3．常温下，用0.1000 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.1000 mol·L－1 盐酸和20.00 mL 0.1000 mol·L－1醋酸溶液，得到两条滴定曲线，如下图所示，若以HA表示酸，下列说法正确的是(　　)  A．滴定盐酸的曲线是图2 B．达到B、D状态时，两溶液中离子浓度均为c(Na＋)＝c(A－) C．达到B、E状态时，反应消耗的n(CH3COOH)＞n(HCl) D．当0 mL＜V(NaOH)＜20.00 mL时，对应混合液中各离子浓度大小顺序为c(A－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) 解析：选B。比较两条曲线的起点，图1中HA的pH＝1，则图1中酸为HCl，图2中HA的pH＞1，则图2中酸为CH3COOH。完全反应时，NaCl溶液中c(Na＋)＝c(Cl－)，CH3COONa溶液中c(Na＋)＞c(CH3COO－)，而溶液呈中性时，c(Na＋)＝c(CH3COO－)，c(Na＋)＝c(Cl－)，B正确。 4．(2012·新疆巴州高三调研)25 ℃时，弱酸的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是(　　) 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3  Ka 1.8×10－5 4.9×10－10 K1：4.3×10－7 K2：5.6×10－11  A.等物质的量浓度溶液pH关系：pH(NaCN)＞pH(Na2CO3)＞pH(CH3COONa) B．a mol/L HCN与b mol/L NaOH溶液等体积混合后所得溶液中c(Na＋)＞c(CN－)，则a一定小于b C．往冰醋酸中逐滴加水，溶液导电能力先增大，后减小 D．NaHCO3和Na2CO3的混合液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋c(CO) 解析：选C。A项，由表中数据可知电离程度大小顺序为CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，所以溶液的pH大小顺序为pH(Na2CO3)＞pH(NaCN)＞pH(CH3COONa)，错；B项，若a＝b，反应生成NaCN，其溶液呈碱性，c(Na＋)＞c(CN－)，错；C项，往冰醋酸中逐滴加水时，醋酸的电离程度增大，溶液中的离子浓度也增大，溶液导电能力增大，若继续稀释，则离子浓度将减小，导电能力降低，对；D项，NaHCO3和Na2CO3的混合液中，由电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，错。 5．为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1 氨水、0.1 mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试液、pH试纸、蒸馏水。 (1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法是否正确？________(填“正确”或“不正确”)，并说明理由__________________________________。 (2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b应满足什么关系？________。 (3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞试液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，溶液颜色变________(填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质？________(填“能”或“否”)，并说明原因____________________。 (4)请你根据所提供的试剂，再提出一个合理又简便的方案证明NH3·H2O是弱电解质：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)若NH3·H2O是强电解质，则0.010 mol·L－1 氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，应为弱电解质。 (2)若NH3·H2O是强电解质，用蒸馏水稀释至1000 mL，其pH＝a－2。因为NH3·H2O是弱电解，不能完全电离，a、b应满足a－2＜b＜a。 (3)向0.010 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl晶体，有两种可能：一是氯化铵在水溶液中电离出的NH水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。这两种可能均会使溶液颜色变浅，可证明NH3·H2O是弱电解质。 (4)NH4Cl为强酸弱碱盐，只需检验NH4Cl溶液的酸碱性，即可证明NH3·H2O是弱电解质，还是强电解质。 答案：(1)正确　若是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12 (2)a－2＜b＜a (3)浅　能　0.010 mol·L－1氨水(滴有酚酞试液)中加入氯化铵晶体后颜色变浅，有两种可能：一是氯化铵在水溶液中电离出的NH水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。这两种可能均可证明NH3·H2O是弱电解质 (4)取一张pH试纸，再用玻璃棒蘸取0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，滴在pH试纸上，显色后跟标准比色卡比较测出pH，pH＜7(方案合理即可)  1．(2011·高考新课标全国卷)将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　) A．c(H＋)　　　　　　　　 B．Ka(HF) C. D. 解析：选D。HF(aq)加水稀释，平衡向右移动，所以肯定能增大。 2．(2011·高考大纲全国卷)室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是(　　) A．若pH＞7时，则一定是c1V1＝c2V2 B．在任何情况下都是c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) C．当pH＝7时，若V1＝V2，则一定是c2＞c1 D．若V1＝V2，c1＝c2，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋) 解析：选A。A项，pH＞7时，可以是c1V1＝c2V2，也可以是c1V1＞c2V2，错误；B项，符合电荷守恒，正确；C项，当pH＝7时，醋酸一定过量，正确；D项，符合物料守恒，正确。 3．(2009·高考海南卷)已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是(　　) A．该溶液的pH＝4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7 D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍 解析：选B。根据HA在水中的电离度可算出c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，所以pH＝4；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c(H＋)将增大，pH会减小；C选项可由平衡常数表达式算出K＝＝1×10－7，所以C正确；c(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以c(H＋，水电离)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍。   1．电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。如图是用KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　)  解析：选D。(1)HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O弱电解质先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。 (2)当HCl被中和完后，NH3·H2O继续与CH3COOH(弱电解质)反应，生成强电解质CH3COONH4，所以电导率增大。 (3)HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加NH3·H2O，电导率变化不大，但因溶液被稀释，电导率有下降趋势。 2．(2012·山东潍坊高三月考)下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是(　　) A B C D  强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3  弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3  非电解质 C12H22O11(蔗糖) BaSO4 C2H5OH H2O  解析：选C。铁既不是电解质，也不是非电解质，A项错误；NH3是非电解质，BaSO4是强电解质，B项错误；碳酸钙是盐，为强电解质；磷酸是中强酸，是弱电解质，乙醇是非电解质，C项正确；Fe(OH)3是强电解质，H2O是弱电解质，D项错误。 3．分别在pH＝1的酸和pH＝14的NaOH溶液中加入足量的铝，放出H2的量前者多，其原因可能是(　　) ①两溶液的体积相同，酸是多元强酸　②两溶液的体积相同，酸是一元弱酸　③酸溶液的体积大于NaOH溶液的体积　④酸是强酸，浓度比NaOH溶液的大 A．①②　　　　　　　　　 B．② C．②③ D．④ 解析：选C。pH＝1?c(H＋)＝0.1 mol/L，pH＝14?c(OH－)＝1 mol/L?c(NaOH)＝1 mol/L；酸放出的H2多说明c(酸)＞1 mol/L(若为二元强酸，c(酸)＞0.5 mol/L)；可见②③可能。 4．下列叙述中正确的是(　　) A．物质的溶解过程，实质上就是其电离过程 B．三氧化硫的水溶液能导电，所以三氧化硫是电解质 C．1 L 0.1 mol·L－1 的H2SO4溶液中含有0.2 mol 的H＋ D．1 L 0.1 mol·L－1 的H2SO3溶液中含有0.2 mol 的H＋ 解析：选C。非电解质溶解过程是分子扩散过程，绝无电离过程，A项不正确；SO3的水溶液能导电是因为H2SO4电离出H＋和SO的缘故，SO3属于非电解质，B项不正确；H2SO3属于弱电解质，1 L 0.1 mol/L 的H2SO3溶液中含有H＋小于0.2 mol，D项不正确。 5．下列物质在水溶液中的电离方程式书写正确的是(　　) A．CH3COOHH＋＋CH3COO－ B．NaHSO4Na＋＋HSO C．H3PO43H＋＋PO D．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO 解析：选A。B项应为：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；C项中H3PO4电离应分步写出；D项中HCO不能拆开，应为NaHCO3===Na＋＋HCO。 6．下列事实可以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 C．0.1 mol/L 氨水可以使酚酞试液变红 D．0.1 mol/L 氯化铵溶液的pH约为5 解析：选D。证明氨水呈弱碱性的基本原理有两个：①证明氨水不能完全电离，溶液中存在电离平衡；②证明氨水与强酸完全反应生成的盐溶液呈酸性。D中NH4Cl的水溶液呈酸性，符合上述原理②，其他选项均不合理。 7．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入适量的物质是(　　) A．NH4Cl固体 B．硫酸 C．NaOH固体 D．水 解析：选C。加入NH4Cl(s)和NaOH(s)均可使电离平衡向逆方向移动，但加NH4Cl会使c(OH－)减小，而加NaOH(s)可使c(OH－)增大，所以A项不正确，C项正确；加入水和硫酸均使电离平衡向右移动。 8．(2012·安徽宿州高三五校联考)相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　)  解析：选C。强酸完全电离，中强酸部分电离，随着反应的进行，中强酸要继续电离出H＋，所以溶液②产生氢气的体积多，在相同时间内，②的反应速率比①快。 9．H3BO3溶液中存在如下反应： H3BO3(aq)＋H2O(l)  [B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq) 已知0.70 mol/L H3BO3溶液中，上述反应于298 K 达到平衡时，c平衡(H＋)＝2.0×10－5 mol/L，c平衡(H3BO3)≈c起始(H3BO3)，水的电离可忽略不计，则此温度下该反应的平衡常数K为(　　) A．2.0×10－10 mol/L B．4.0×10－10 mol/L C．5.7×10－10 mol/L D．无法计算 解析：选C。因为水的电离可忽略，则 c平衡{[B(OH)4]－}＝c平衡(H＋)＝2.0×10－5 mol/L， 因此K＝ ＝ ≈5.7×10－10 mol/L(也可不带单位)。 10．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3  Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10  从以上表格中判断以下说法中不正确的是(　　) A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离 B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸 C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO D．水对这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱 解析：选C。由电离常数的数据可知四种酸在冰醋酸中均未完全电离，酸性最强的是HClO4，最弱的是HNO3，由此可知选项C中的电离方程式应为“”表示。 11．(2012·河南郑州高三第一次模拟)用实验确定某酸HA是弱电解质。甲、乙两同学的方案是： 甲：①称取一定质量的HA配制0.1 mol/L的HA溶液 100 mL；②用pH试纸测出该溶液的pH，即能证明HA是弱电解质。 乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH＝1的两种酸溶液各100 mL；②分别取这两种溶液各10 mL，加水稀释至100 mL；③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管中，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。 (1)甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH________1(填“＞”、“＜”或“＝”)，乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是________(填序号)。 a．装盐酸的试管中放出H2的速率快 b．装HA溶液的试管中放出H2的速度快 c．两个试管中产生气体的速度一样快 (2)请你评价乙方案中难以实现之处和不妥之处________。 (3)请你再提出一个合理而比较容易进行的方案(药品可任用)，请简明扼要表述实验方案：________________________________________________________________________。 解析：(1)甲方案中，HA是弱电解质，在溶液中只能部分电离，所以其溶液中的c(H＋)＜0.1 mol/L，故pH＞1；乙方案中，盐酸是强酸，而HA是弱酸，当pH＝1的盐酸和HA稀释相同的倍数时，HA存在电离平衡，而盐酸不存在电离平衡，且稀释过程中HA中存在的电离平衡向右移动，导致盐酸中的c(H＋)小于HA中的c(H＋)，所以HA放出氢气的速度快。(2)由于HA是弱电解质，因而其电离程度的大小不但与其本身的性质有关，而且还受温度、浓度的影响，HA溶液中的c(H＋)只能测定而不能准确配制；另外锌粒的质量和纯度可以称量或测定，但锌粒的形状、大小很难控制。(3)这是一个开放性问题，可以从盐类水解的角度考虑，若强碱盐NaA溶液的pH＞7，即说明该溶液呈碱性，也就证明A－发生水解，其水解方程式为：A－＋H2OHA＋OH－，故NaA对应的酸HA是弱电解质；也可以从影响电离平衡的角度考虑，已知pH的HA溶液，根据加热升温或加入固体盐NaA后溶液pH的变化，即能证明HA是弱电解质；也可以从电离的特点考虑，如可配制相同浓度的盐酸和HA溶液，然后分别测定两溶液的pH。若pH(盐酸)＜pH(HA)，即能证明HA是弱电解质。 答案：(1)＞　b　(2)配制pH＝1的HA溶液难以实现，不妥之处在于难以控制加入锌粒的形状、大小　(3)配制NaA溶液，测其pH＞7，即证明HA是弱电解质(其他合理答案也可以) 12．给你足够的仪器和用品以及下列试剂(药品)：新制的0.1 mol/L的硫氰氢酸(HSCN)、无水醋酸、醋酸钠晶体、蒸馏水等。 请你根据假设和提供的实验用品设计方案探究假设是否成立？若成立请得出结论。 假设1：相同浓度的不同一元弱酸，pH不同。 假设2：不同浓度的同一种弱酸，pH不同。 假设3：同一种弱酸溶液的温度不同，pH不同。 假设4：向一种弱酸溶液中加入该弱酸的钠盐，会影响该弱酸的电离程度。 解析：弱电解质的电离程度主要决定于弱电解质本身，同时也与外界条件——浓度、温度、同离子效应有关。根据探究的目的和原理设计出探究方案。 答案：设计方案：一、1.称取一定量的无水醋酸配制0.1 mol/L的醋酸溶液。 2．用玻璃棒和pH试纸分别测定0.1 mol/L的硫氰氢酸(HSCN)和醋酸的pH，结果前者pH小于后者的pH。 二、1.取10 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液置于烧杯中，分别向烧杯中加水90 mL,300 mL，每加一次都要测所得溶液的pH。 2．比较不同浓度时溶液的pH。 三、1.取10 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液置于试管中，用酒精灯加热烧杯内的水，控制温度40 ℃，50 ℃，60 ℃左右。将试管置于烧杯内的水中，分别测40 ℃，50 ℃，60 ℃时的pH。 2．与常温时pH比较。 四、1.向10 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液中加入0.5 g醋酸钠晶体，用玻璃棒搅拌后静置，测溶液的pH。 2．与0.1 mol/L的醋酸溶液的pH比较。 实验结论：四个假设均成立。硫氰氢酸比醋酸更易电离；弱酸的浓度越大，pH越小，但不是成倍变小，其电离程度减小了；弱酸的温度越高，pH 越小，电离程度越大；向一种弱酸溶液中加入该弱酸的强碱盐时会使弱酸的电离程度减小。 13．(2012·山东济南高三第一次模拟)常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表： 实验编号 HA物质的量浓度(mol/L) NaOH物质的量浓度(mol/L) 混合溶液的pH  甲 0.2 0.2 pH＝a  乙 c1 0.2 pH＝7  丙 0.1 0.1 pH＞7  丁 0.1 0.1 pH＝9  请回答下列问题： (1)不考虑其它组的实验结果，单从甲组情况分析，如何用a(混合溶液的pH)来说明HA是强酸还是弱酸________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)不考虑其它组的实验结果，单从乙组情况分析，c1是否一定等于0.2 mol/L ________？(填“是”或“否”)。混合溶液中离子浓度c(A－)与c(Na＋)的大小关系是________。 A．前者大　　　　　　　 B．后者大 C．二者相等 D．无法判断 (3)从丙组实验结果分析，HA是________酸(填“强”或“弱”)。该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是____________________。 (4)丁组实验所得混合溶液中由水电离出的c(OH－)＝________mol/L。 写出该混合溶液中下列算式的精确结果(不能做近似计算)。 c(Na＋)－c(A－)＝________mol/L 解析：(1)因为是一元酸和一元碱等物质的量浓度等体积混合，说明恰好完全反应，生成的产物是NaA，对NaA溶液分析，若a＝7，说明HA是强酸，若a＞7，说明溶液是因A－的水解而显碱性，则HA是弱酸。 (2)不一定等于0.2。当HA是强酸时等于0.2；当HA是弱酸时，大于0.2。因为pH＝7，说明c(H＋)＝c(OH－)，那么根据电荷守恒可知，一定有c(Na＋)＝c(A－)。 (3)由丙组实验数据可知，两溶液等体积等物质的量浓度混合后pH＞7，说明A－水解，得到HA是弱酸，其他易推知。 (4)丁组实验中所得溶液的pH＝9，说明溶液中c(H＋)＝10－9 mol/L，则由水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝＝10－5 mol/L，由电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，则c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)＝(10－5－10－9) mol/L。 答案：(1)如a＝7，HA为强酸，如a＞7，则为弱酸 (2)否　C　(3)弱　c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) (4)10－5　10－5－10－9 14．醋酸是重要的一元酸，在有机和无机反应中都有应用。 (1)在酯化反应的实验中，乙酸、乙醇的用量和平衡时乙酸乙酯的生成量如下表： 反应 乙醇(mol) 乙酸(mol) 乙酸乙酯(mol)  1 2 2 1.33  2 3 2 1.57  3 4 2 x  4 5 2 1.76  由表中数据推测，数值x的范围是________。 (2)现有25 ℃时，pH＝3的醋酸。请回答以下问题： ①若向醋酸中加入少量醋酸钠固体，此时溶液中将________(填“增大”、“减小”或“不变”)； ②若向醋酸中加入稀NaOH溶液，使其恰好完全反应，所得溶液的pH________7(填“＞”、“＜”或“＝”)； ③若向醋酸中加入pH＝11的NaOH溶液，且二者的体积比为1∶1，则所得溶液中各离子的物质的量浓度由大到小的顺序是________。 解析：(1)根据表格中数据，增大乙醇的量，平衡一定正向移动，生成乙酸乙酯的量一定增大，(2)①CH3COOHCH3COO－＋H＋，外加CH3COONa，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动，c(CH3COOH)增大，c(H＋)减小，则减小；②CH3COOH＋NaOH―→CH3COONa＋H2O，二者完全反应后溶液中的溶质只有CH3COONa，CH3COONa可发生水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性；③CH3COOH是弱电解质，与NaOH反应后CH3COOH大大过量，溶液呈酸性，所以c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 答案：(1)1.57＜x＜1.76 (2)①减小　②＞ ③c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
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