点击联系发帖人其实在强碱弱酸混合后pH=7时，体系中的H+、OH-可以看做都是水解离得到的，这时溶液中还存在HA、M+、A-，而且弱酸的浓度c(HA)＞c（MOH）。
在这种情况下，一般都说弱酸解离出来的H离子浓度与强碱解离出来的氢氧根浓度相等，而不直接说弱酸的H离子浓度与强碱的氢氧根浓度相等。所以我推测可能的原因就在“解离”这两个字眼上。
如果这个是出现在试题什么的答案或者解析上，抠字眼去挖陷阱的东西直接无视就好，因为理解的电离平衡的知识才是最重要的。
希望能满意，不懂追问。
D选项，我不理解，如果PH=7，不应该是氢离子和氢氧根浓度相等，可是这说不相等，意思这里指的是包括弱酸那部分还没有电离出来的？
你在看这道，Va和Vb的关系，如果按那一道来说，不应该弱酸有剩余？
能解释清楚，再加50分
同学。。。应试的话你一定要审题仔细。。。我给你详细解释吧。。。
首先第一题B选项，是指生成的NaA这种强碱弱酸盐在水溶液中，这时候溶液中就一种物质NaA，但是由于部分A-容易和H+结合生成HA，所以消耗了H+，促进水解离H2O=H++OH-，导致OH-浓度大于H+浓度，所以pH＞7。
D选项你没仔细审题，这是指两个溶液没混合反应前的情况！混合后确实是H+和OH-相等，但是之前的溶液中，HA和NaOH的PH指是不一样的。
具体的原理我简单说下，在弱酸体系中存在弱酸的解离平衡：HA=H++A-；而且一定满足[H+]*[A-]/[HA]=常数，这说明在任何弱酸溶液中，都存在HA、A-、H+三种离子，其中一个改变必然导致另外两个改变。
现在，按你的理解，假设HA溶液和NaOH溶液在没混合反应前体积相等、PH之和=14(即H+和OH-浓度相等)的话，那么HA溶液此时满足方程式c（H+）*c（A-）/c（HA）=常数，当你慢慢加入NaOH至最后一滴时，H+和OH-各为10-7mol/L，这个是你的理解对不对？但是现在H+变小了，要想重新满足c（H+）*c（A-）/c（HA）=常数这个式子，是不是必须要HA的浓度减小或者A-的浓度增大？这是不是要发生反应：HA=H++A-?是不是又有多出来的H+导致PH小于7？这样和你假设矛盾了对不对？所以两种溶液没混合前，HA的c（H+）要比NaOH的c（OH-）略小点。
然后是填空题，按照上面的解释，如果是等体积的PH之和=14两个溶液混合，PH就要小于7，所以就要再需要一点强碱来消耗HA解离出来的H+,因此强碱的体积要略大弱酸的一点。懂了没？
老师谢谢你的回答,完全明白，圣人，学的太宁了！
太宁了，
弱酸是部分电离，也就是手，当H离子反应消耗掉一部分后，弱酸会继续电离出H离子出来的。
一般这里的浓度肯定是混合前的，所以，不用纠结于这类问题。只要记清楚，弱酸仍有继续电离出H离子的能力就行了。
河北师范学院化学系毕业，从教33年。
电离出来的是相等，但是弱酸还有以分子形式存在的，隐含的H+。
不算。它是未电离的、以分子形式存在弱酸。如果再加入碱，它还可以电离，与碱反应。
如果两个是一元的，混合前酸量大于碱量，混合后酸根盐水解，但水解程度与余酸电离程度一样，所以呈中性
