【知识点解析】
1. 离子平衡：在水溶液中，酸碱反应会导致离子浓度的变化，例如在NaOH和CH3COOH混合时，两者发生中和反应生成CH3COONa（乙酸钠）和水。若溶液中c(Na+) > c(CH3COO-)，则表明溶液偏碱性，因为NaOH过量。
2. 电离平衡常数（Ka）：一水合氨（NH3·H2O）是弱碱，其电离平衡常数可以用Kb表示，Kb = [NH4+][OH-] / [NH3·H2O]。在中性溶液中，根据电荷守恒，c(NH4+) + c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH-)，结合Kb表达式，可以求解出Kb。
3. 水的离子积（Kw）：Kw = [H+][OH-]，随温度升高而增大。在A、B、D三点，若B点对应温度高于A和D，则Kw(B) > Kw(A) > Kw(D)。向pH=1的硫酸中加入pH=8的氨水，c(NH4+)/c(NH3·H2O)的值会随着氨水的增加而减小，因为氨水的浓度相对硫酸降低，促使NH3·H2O的电离。
4. 水的电离平衡：在100℃时，水的电离程度比25℃大，因此离子积增大。从A到B，离子积从Kw(25℃)增加到Kw(100℃)。将pH=8的Ba(OH)2与pH=5的HCl混合，保持100℃，若要pH=7，需保证n(OH-) = n(H+)，即2[Ba(OH)2] = [HCl]。
5. 酸碱混合：NaHSO4完全电离产生H+，抑制水的电离。pH=6的蒸馏水加入NaHSO4后pH变为2，说明温度高于25℃，因为Kw增大。水电离出的H+浓度为10^-10mol/L。等体积pH=12的NaOH与pH=2的酸混合，因温度影响，中性时酸碱体积比不一定为1:1。
6. 酸度（AG）概念：AG = -log([OH-]/[H+])，AG=12的溶液显酸性。A、B、D组离子不能在强酸环境下共存，因为AlO2-、AlO-、HCO3-会与H+反应，而C组离子可以在酸性环境下共存。
7. 弱电解质判断：醋酸是弱电解质的证据包括③存在醋酸分子、④浓度稀释后pH变化、⑥醋酸钠溶液pH大于7.2、⑦与Zn反应速率慢。这些现象表明醋酸在溶液中部分电离。
8. 碳酸氢钠溶液的性质：根据物料守恒，c(Na+) = c(HCO3-) + c(CO32-) + c(H2CO3)。电荷守恒要求阳离子总浓度等于阴离子总浓度加上水解产生的OH-浓度。HCO3-既会发生电离也发生水解，但水解程度通常大于电离。
9. 电解质溶液中微粒浓度关系：在NaHCO3溶液中，由于水解作用，c(HCO3-) > c(CO32-)。在Na2CO3溶液中，根据质子守恒，c(OH-) - c(H+) = c(HCO3-) + 2c(H2CO3)。在0.2mol/L NaHCO3与0.1mol/L NaOH混合溶液中，主要离子为CO32-和HCO3-，且c(OH-) > c(H+)。
10. HCN与NaCN混合溶液：HCN是弱酸，NaCN是强碱弱酸盐。混合后，c(Na+) = c(CN-)，但由于HCN的存在，c(H+) > c(OH-)，故c(Na+) > c(CN-) > c(H+) > c(OH-)。在NH4Cl与NH3·H2O混合溶液中，根据电荷守恒，c(NH4+) + c(H+) = c(Cl-) + c(OH-)，物料守恒为c(NH4+) + c(NH3·H2O) = 0.01mol/L，因此c(NH4+) + c(NH3·H2O) = 2c(Cl-)，n(OH-) + n(Cl-) - n(NH4+) = n(Na+) = 0.002mol。
11. 二元弱酸的酸式盐NaHA溶液：NaHA既能电离出H+，也能水解。电离平衡HA- ⇌ H+ + A2-，水解平衡HA- + H2O ⇌ H2A + OH-。考虑HA-的电离和水解程度，以及Na+不参与平衡，可以推断离子浓度关系。
总结：以上内容涉及了水溶液中的离子平衡、酸碱反应、电离平衡常数、水的离子积、酸度概念、弱电解质特性、碳酸盐和碳酸氢盐的溶液行为、电解质溶液中微粒浓度关系以及二元弱酸的酸式盐的离子平衡问题。这些都是化学中重要的理论知识，尤其在水化学和分析化学中具有广泛的应用。
