高考化學大二輪專題復習與增分策略訓練 專題10 電解質溶液

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1、高考化學大二輪專題復習與增分策略訓練 專題10 電解質溶液 [考綱要求]　1.了解電解質的概念；了解強、弱電解質的概念。2.了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。3.了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。4.了解水的電離及離子積常數。5.了解溶液pH的定義，認識溶液的酸堿性、溶液中c(H+)和c(OH-)、pH三者之間的關系，并能進行簡單計算；了解測定溶液pH的方法。6.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解的主要因素以及鹽類水解的應用。7.了解難溶電解質的溶解平衡以及沉淀轉化的本質。 考點一　溶液的酸堿性及pH 1．一個基本不變 相同溫度下，不論是純水還是稀溶液，水的離子積常

2、數不變。應用這一原則時需要注意兩個條件：水溶液必須是稀溶液；溫度必須相同。 2．兩種測量方法 溶液的pH值可以用pH試紙測定(精確到整數，且只能在1～14的范圍內)，也可以用pH計(精確到0.1)測定。 3．三個重要比較 水溶液可分為酸性溶液、中性溶液和堿性溶液，下表是常溫下這三種溶液的比較： 溶液的酸堿性 c(H＋)與c(OH－)比較 c(H＋)大小 pH 酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1×10－7 mol·L－1 <7 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1 ＝7 堿性溶液 c(H＋)

3、 c(H＋)<1×10－7 mol·L－1 >7 4.pH使用中的幾個誤區(qū) (1)pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常溫下pH＝7的溶液才呈中性；當在100 ℃時，水的離子積常數為1×10－12，此時pH＝6的溶液為中性溶液，pH>6時為堿性溶液，pH<6時為酸性溶液。 (2)使用pH試紙測溶液pH時，若先用蒸餾水潤濕，測量結果不一定偏小。若先用蒸餾水潤濕，相當于將待測液稀釋了，若待測液為堿性溶液，則所測結果偏小；若待測液為酸性溶液，則所測結果偏大；若待測液為中性溶液，則所測結果沒有誤差。 5．溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)的區(qū)別 (1)室溫下水電離出的c(H＋)＝1

4、×10－7 mol·L－1，若某溶液中水電離出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，則可判斷該溶液呈酸性或堿性；若某溶液中水電離出的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，則可判斷出該溶液中存在能水解的鹽，從而促進了水的電離。 (2)室溫下，溶液中的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，說明該溶液是酸性溶液或水解呈酸性的鹽溶液；溶液中的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，說明該溶液是堿性溶液或水解呈堿性的鹽溶液。 6．pH和等于14的酸堿混合問題的判斷 pH和等于14的意義：酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。 (1)已知酸、堿溶液的pH之和為14，則

5、等體積混合時： pH＝7 pH>7 pH<7 (2)已知酸、堿溶液的pH之和為14，若混合后溶液的pH為7，溶液呈中性，則 ―→V酸∶V堿＝1∶1 ―→V酸∶V堿>1∶1 ―→V酸∶V堿<1∶1 (3)強酸、強堿等體積混合后溶液酸、堿性的判斷： 7．溶液pH計算的一般思維模型 題組一　走出溶液稀釋與混合的誤區(qū) 1．正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“×” (1)常溫下pH為2的鹽酸與等體積pH＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性(×) (xx·廣東理綜，23B) (2)常溫下pH為2的鹽酸由H2O電離出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1(√)

6、 (xx·廣東理綜，23C) (3)同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合后，溶液的pH＝7(×) (xx·天津理綜，5A) (4)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4(×) (xx·浙江理綜，12A) (5)100 ℃時，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈中性(×) (2011·天津理綜，5D) 誤區(qū)一：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律 常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。 誤區(qū)二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律 溶液 稀釋前溶液pH 加水稀釋到體積為原來的10n倍

7、稀釋后溶液pH 酸 強酸 pH＝a pH＝a＋n 弱酸 a＜pH＜a＋n 堿 強堿 pH＝b pH＝b－n 弱堿 b－n＜pH＜b 誤區(qū)三：不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律 pH＝n(n＜7)的強酸和pH＝14－n的強堿溶液等體積混合，pH＝7；pH＝n(n＜7)的醋酸和pH＝14－n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH＜7；pH＝n(n＜7)的鹽酸和pH＝14－n的氨水溶液等體積混合，混合溶液pH＞7。 題組二　一強一弱比較的圖像分析 2．相同體積、相同pH的HCl(a)和CH3COOH(b)，按要求畫出圖像。 分別與足量的鋅粉發(fā)生反應。 (1)產生H2的

8、體積(V)隨時間(t)的變化圖像。 (2)產生H2的速率v(H2)隨時間(t)的變化圖像。 (3)溶液的pH隨時間(t)的變化圖像。 答案　(1) (2) (3) 3．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　　) A．x為弱酸，VxVy C．y為弱酸，VxVy 答案　C 解析　由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpH

9、y<1，所以x為強酸，而y為弱酸。pH＝2時弱酸y的濃度大，滴加NaOH至pH＝7時需NaOH溶液的體積則y要比x大。 圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律 1．相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸 (1)加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大。 (2)加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多。 2．相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸 (1)加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大。 (2)加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多。 題組三　理解換算關系，突破pH的計算 4．在T ℃時，Ba(OH)2的稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝1

10、2。向該溶液中逐滴加入pH＝4的鹽酸，測得混合溶液的部分pH如表所示： 序號 氫氧化鋇溶液的體積/mL 鹽酸的體積/mL 溶液的pH ① 22.00 0.00 8 ② 22.00 18.00 c ③ 22.00 22.00 d 假設溶液混合前后的體積變化可忽略不計，則下列說法不正確的是(　　) A．a＝8 B．b＝4 C．c＝9 D．d＝6 答案　C 解析　本題考查了pH的綜合計算和從表中獲取關鍵信息的能力。Ba(OH)2溶液的pH＝8，即a＝8，再根據a＋b＝12，則b＝4，c(OH－)＝10－4 mol·L－1。Ba(OH)2溶液中氫氧根離子的

11、濃度與鹽酸的濃度相等，該溫度下Kw＝10－12，當加入22.00 mL鹽酸時恰好中和，溶液的pH＝6，即d＝6；當加入18.00 mL鹽酸時，氫氧化鋇過量，c(OH－)＝(10－4×22.00－10－4×18.00)÷(22.00＋18.00)＝10－5 (mol·L－1)，所以此時 c(H＋)＝10－7 mol·L－1，pH＝7，故c＝7。 室溫下，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，則pKw＝14。 考點二　溶液中的“三大平衡” 電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。這三種平衡都遵循勒夏特列原理——當只改變體系的一個條件時，平衡向能夠減弱這種改變

12、的方向移動。 1．對比分析電離平衡和水解平衡 電離平衡及水解平衡均屬于化學平衡，均遵循勒夏特列原理，外界條件對兩平衡的影響如表所示： 電離平衡(如CH3COOH溶液) 水解平衡(如CH3COONa溶液) 升高溫度 促進電離，離子濃度增大，Ka增大 促進水解，Kh增大 加水稀釋 促進電離，離子濃度(除OH－外)減小，Ka不變 促進水解，離子濃度(除H＋外)減小，Kh不變 加入相應離子 加入CH3COONa固體，抑制電離，Ka不變 加入NaOH固體，抑制水解，Kh不變 加入反應離子 加入NaOH固體，促進電離，Ka不變 加入鹽酸，促進水解，Kh不變 Ka、Kh

13、、Kw的關系 Kw＝Ka·Kh 2.強化記憶弱酸弱堿鹽、酸式鹽溶液的酸堿性 (1)弱酸弱堿鹽雙水解，其溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強弱。當Ka＝Kb時，溶液顯中性，如CH3COONH4；當Ka>Kb時，溶液顯酸性，如HCOONH4；當Ka

14、較溶度積與非平衡狀態(tài)下溶液中有關離子濃度冪的乘積——離子積Qc的相對大小，可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀生成或溶解的情況：Qc>Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出；Qc＝Ksp，溶液飽和，沉淀的生成與溶解處于平衡狀態(tài)；Qc

15、3)溶度積(Ksp)與溶解能力關系的突破方法 溶度積(Ksp)反映了電解質在水中的溶解能力，對于陰陽離子個數比相同的電解質，Ksp的數值越大，難溶電解質在水中的溶解能力越強；但對于陰陽離子個數比不同的電解質，不能直接比較Ksp數值的大小。 題組一　影響弱電解質電離平衡因素的多角度分析 1．(xx·安徽理綜，13)已知NaHSO3溶液顯酸性，溶液中存在以下平衡： HSO＋H2OH2SO3＋OH－① HSOH＋＋SO② 向0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質，下列有關說法正確的是(　　) A．加入少量金屬Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO

16、)增大 B．加入少量Na2SO3固體，則c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋c(SO) C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，則2c(Na＋)＝c(SO)＞c(H＋)＝c(OH－) 答案　C 解析　根據加入物質的性質判斷平衡移動方向，進一步判斷各選項結論是否正確。 A項加入金屬鈉后，鈉和水反應生成氫氧化鈉，使平衡①左移，平衡②右移，移動的結果是c(SO)增大?？梢岳脴O端分析法判斷，如果金屬鈉適量，充分反應后溶液中溶質可以是亞硫酸鈉，此時c(HSO)很小，所以A項錯誤。B項依據電荷守恒判斷，c(SO)前面的化學計量數應為2，即c(H＋)＋c(

17、Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋2c(SO)，所以B項錯誤。C項加入氫氧化鈉溶液后，溶液酸性減弱，堿性增強，所以增大；平衡①左移，平衡②右移，最終c(SO)增大，c(HSO)減小，所以增大。D項加入氨水至溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)。由電荷守恒知，其他離子存在如下關系：c(Na＋)＋c(NH)＝2c(SO)＋c(HSO)，所以D項錯誤。 酸、堿、鹽對水的電離的影響：酸和堿抑制水的電離，強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽促進水的電離。強酸弱堿鹽和堿溶液中由水電離的c(H＋)或c(OH－)取決于溶液中的c(H＋)；強堿弱酸鹽和酸溶液中由水電離出的c(H＋)或c(OH－)取決于溶液中的c(

18、OH－)。但應關注酸式鹽的特殊性，如硫酸氫鈉完全電離，會抑制水的電離；碳酸氫鈉以水解為主，呈堿性，促進水的電離。 題組二　多角度攻克鹽類水解問題 2．正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“×” (1)將NH4Cl溶液蒸干制備NH4Cl固體(×) (xx·福建理綜，8B) (2)CH3COONa溶液中滴加少量濃鹽酸后c(CH3COO－)增大(×) (xx·重慶理綜，3B) (3)用熱的純堿溶液洗去油污，是因為Na2CO3可直接與油污反應(×) (xx·新課標全國卷Ⅰ，8A) (4)施肥時，草木灰(有效成分為K2CO3)不能與NH4Cl混合使用，是因為K2CO3與NH4Cl反應生成

19、氨氣會降低肥效(√) (xx·新課標全國卷Ⅰ，8C) (5)加熱0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大(√) (xx·江蘇，11C) (6)用蒸餾水潤濕的試紙測溶液的pH，一定會使結果偏低(×) (xx·大綱全國卷，6D) (7)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同(×) (xx·天津理綜，5D) (8)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和氣體生成(×) (xx·重慶理綜，2C) (9)25 ℃時，用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH(×) (xx·重慶理綜，2B

20、) (10)為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH。若pH＞7，則H2A是弱酸；若pH＜7，則H2A是強酸(×) (xx·浙江理綜，12B) (11)25 ℃時，a mol·L－1一元酸HA與b mol·L－1 NaOH等體積混合后，pH為7，則c(A－)≤c(Na＋)(×) (xx·海南，11改編) (12)NaHSO4溶液、KF溶液、KAl(SO4)2溶液、NaI溶液中，前三個都對水的電離平衡產生影響，且都促進水的電離(×) (xx·上海，7改編) (13)鹽酸中滴加氨水至中性，溶液中的溶質為NH4Cl(×) (xx·重慶理綜，10A) 1．鹽類水解易

21、受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響，以氯化鐵水解為例，當改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時，學生應從移動方向、pH的變化、水解程度、現象等方面去歸納總結，加以分析掌握。 2．多元弱酸的酸式鹽問題。酸式鹽一般既存在水解，又存在電離。如果酸式鹽的電離程度大于其水解程度，溶液顯酸性，如NaHSO3溶液；如果酸式鹽的水解程度大于其電離程度，則溶液顯堿性，如NaHCO3溶液。 題組三　正確理解外界因素對難溶電解質沉淀溶解平衡的影響 3．正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“×” (1)驗證Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2，可以將FeCl3溶液加入Mg(OH)2

22、懸濁液中，振蕩，可觀察到沉淀由白色變?yōu)榧t褐色(√) (xx·四川理綜，4D) (2)溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀轉化，所以ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀(√) (xx·安徽理綜，12D) (3)AgCl沉淀易轉化為AgI沉淀且K(AgX)＝c(Ag＋)·c(X－)，故K(AgI)＜K(AgCl)(√) (xx·重慶理綜，2D) (4)相同溫度下，將足量氯化銀固體分別放入相同體積的①蒸餾水?、?.1 mol·L－1鹽酸　③0.1 mol·L－1氯化鎂溶液?、?.1 mol·L－1硝酸銀溶液中，Ag＋濃度：①＞④＝②＞③(×) (xx·浙江理綜，12D) 4

23、．(xx·北京理綜，10)實驗：①0.1 mol·L－1AgNO3溶液和0.1 mol·L－1NaCl溶液等體積混合得到濁液a，過濾得到濾液b和白色沉淀c； ②向濾液b中滴加0.1 mol·L－1KI溶液，出現渾濁； ③向沉淀c中滴加0.1 mol·L－1KI溶液，沉淀變?yōu)辄S色。 下列分析不正確的是(　　) A．濁液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) B．濾液b中不含有Ag＋ C．③中顏色變化說明AgCl轉化為AgI D．實驗可以證明AgI比AgCl更難溶 答案　B 解析　A項，在濁液a中，存在AgCl的沉淀溶解平衡，正確；B項，在濾液b中

24、，仍含有少量Ag＋，故在b中生成了AgI沉淀，錯誤；由于AgI比AgCl更難溶解，向c中加入0.1 mol·L－1KI溶液，能發(fā)生沉淀轉化反應，生成黃色的AgI，C項和D項都正確。 1．沉淀溶解平衡與化學平衡、電離平衡一樣，具有動態(tài)平衡的特征，平衡時溶液中各離子濃度保持恒定，平衡只受溫度的影響，與濃度無關。 2．溶度積(Ksp)的大小只與難溶電解質的性質和溶液的溫度有關，相同類型的難溶電解質的Ksp越小，溶解度越小，越難溶。 考點三　溶液中的“三大常數” 電離平衡常數、水的離子積常數、溶度積常數是溶液中的三大常數，它們均只與溫度有關。電離平衡常數和水的離子積常數隨著溫度的升高而

25、增大，因為弱電解質的電離和水的電離均為吸熱反應。有關常數的計算，要緊緊圍繞它們只與溫度有關，而不隨其離子濃度的變化而變化來進行。 (1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的關系是Kw＝Ka·Kh。 (2)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間關系 M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq) Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝()n＋1。 題組一　水的離子積常數及應用 1．不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的關系如圖所示。下列有關說法中正確的是(　　) A．若從a點到c點，可采用在水中加入酸的方法 B．

26、b點對應的醋酸中由水電離的c(H＋)＝10－6 mol·L－1 C．c點對應溶液的Kw大于d點對應溶液的Kw D．T ℃時，0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝11 答案　D 解析　本題重點考查不同溫度下水的電離平衡和水的離子積常數的計算。a點對應的c(H＋)和c(OH－)相等，同理c點對應的c(H＋)和c(OH－)也相等，溶液一定呈中性，從a點到c點，可以采用升溫的方法，A項錯誤；Kw只與溫度有關，同溫度下不同酸堿性溶液的Kw相同，a點和b點的Kw都是10－14，c點和d點的Kw都是10－12，酸和堿溶液都會抑制水的電離，酸溶液中由水電離的c(H＋)與溶液中的c(OH

27、－)相等，即c(H＋)水電離＝c(OH－)＝10－8 mol·L－1，B、C項均錯誤；T ℃時，Kw＝10－12,0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的c(H＋)＝10－11 mol·L－1，pH＝11，D項正確。 題組二　電離平衡常數的計算 2．在25 ℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯__________(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數式表示NH3·H2O的電離常數Kb＝_________________________________________________。 答

28、案　中　 解析　氨水與HCl等體積混合后的溶液中的電荷守恒關系式為c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。 3．碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數K1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－6) 答案　4.2×10－7 解析　由H2CO3H＋＋HCO得平衡常數 K1＝ 其pH＝5.6

29、0 則c(H＋)＝2.5×10－6 mol·L－1＝c(HCO) 因此K1＝ ≈4.2×10－7。 4．常溫下，將a mol·L－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等體積的b mol·L－1的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，用含a和b的代數式表示醋酸的電離常數Ka＝________。 答案　 解析　 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－) CH3COOH　　CH3COO－　＋　H＋ － 10－7 Ka＝＝。 題組三　Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw的應用 5．[xx·山東理綜，29(4)]25 ℃時，H2SO3H

30、SO＋H＋的電離常數Ka＝1×10－2 mol·L－1，則該溫度下NaHSO3水解反應的平衡常數Kh＝______mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 答案　1×10－12　增大 解析　Ka＝ Kh＝＝ ＝＝＝1×10－12 mol·L－1。 HSO＋H2OH2SO3＋OH－，當加少量I2時，發(fā)生I2＋HSO＋H2O===2I－＋3H＋＋SO。 根據Kh＝ 由于c(OH－)減小，而Kh不變， 所以增大。 6．已知25 ℃時，NH3·H2O的電離平衡常數Kb＝1.8×10－5 mol·L－1，該

31、溫度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。(已知≈2.36) 答案　2.36×10－5 解析　Kh＝＝ c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH)≈1 mol·L－1。 所以c(H＋)＝＝＝2.36×10－5 mol·L－1。 7．常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收過程中水的電離平衡________移動(填“向左”、“向右”或“不”)。試計算溶液中＝________(常溫下H2SO3的電離平衡常數Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8) 答案　向右　60 解析　NaOH電離出的OH－抑

32、制水的電離平衡，Na2SO3電離出SO水解促進水的電離平衡。 SO＋H2OHSO＋OH－ Kh＝＝＝ 所以＝＝60。 題組四　Ksp的應用 8．(xx·新課標全國卷Ⅱ，13)室溫時，M(OH)2(s)M2＋(aq)＋2OH－(aq)　　Ksp＝a。c(M2＋)＝b mol·L－1時，溶液的pH等于(　　) A.lg() B.lg() C．14＋lg() D．14＋lg() 答案　C 解析　由Ksp＝c(M2＋)·c2(OH－)得c(OH－)＝ mol·L－1，Kw＝c(H＋)·c(OH－)得c(H＋)＝ mol·L－1 pH＝＝14＋lg()。 9．已知某溫度

33、下，Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1×10－12，下列敘述正確的是(　　) A．飽和AgCl溶液與飽和Ag2CrO4溶液相比，前者的c(Ag＋)大 B．向氯化銀的濁液中加入氯化鈉溶液，氯化銀的Ksp減小 C．向0.000 8 mol·L－1的K2CrO4溶液中加入等體積的0.002 mol·L－1 AgNO3溶液，則CrO完全沉淀 D．將0.001 mol·L－1的AgNO3溶液滴入0.001 mol·L－1的KCl和0.001 mol·L－1的K2CrO4溶液，則先產生AgCl沉淀 答案　D 10．如圖所示，有T1、T2不同溫度下BaSO4在

34、水中的沉淀溶解平衡曲線，下列說法不正確的是(　　) A．加入Na2SO4可使溶液由a點變?yōu)閎點 B．在T1曲線上方區(qū)域(不含曲線)任意一點時，均有BaSO4沉淀生成 C．蒸發(fā)溶劑可能使溶液由d點變?yōu)榍€上a，b之間的某一點(不含a，b) D．升溫可使溶液由b點變?yōu)閐點 答案　D 解析　A項正確，溫度不變Ksp不變，c(SO)增大，c(Ba2＋)減?。籅項正確，T1曲線上方區(qū)域，任意一點為過飽和溶液，有BaSO4沉淀生成；C項正確，蒸發(fā)溶劑，c(SO)、c(Ba2＋)均增大，而由d點到a點c(SO)保持不變，由d點到b點c(Ba2＋)保持不變；D項錯誤，升溫Ksp增大，c(Ba2

35、＋)、c(SO)均應增大。 考點四　溶液中“粒子”濃度的變化 1．明確“四種”類型 類型一：單一溶液中各離子濃度的比較 (1)多元弱酸溶液：多元弱酸分步電離，電離程度逐級減弱。如H3PO4溶液中：c(H＋)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)。 (2)多元弱酸的正鹽溶液：多元弱酸弱酸根離子分步水解，水解程度逐級減弱。如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 類型二：混合溶液中各離子濃度的比較 對混合溶液進行離子濃度比較時要綜合分析電離、水解等因素。如在0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，各

36、離子濃度大小的順序為c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 類型三：酸堿中和型離子濃度的大小比較 類型四：不同溶液中同一離子濃度的比較 該類情況要看溶液中其他離子對該離子的影響。如在相同物質的量濃度的下列溶液中：①NH4Cl?、贑H3COONH4?、跱H4HSO4，c(NH)由大到小的順序為③＞①＞②。 2．抓住“三個”守恒 (1)電荷守恒 即電解質溶液中陰離子所帶電荷總數等于陽離子所帶電荷總數。根據電荷守恒，可準確快速解決電解質溶液中許多復雜的離子濃度問題，如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。 (2)物料守

37、恒 是指物質發(fā)生變化前后，有關元素的存在形式不同，但元素的種類和原子數目在變化前后保持不變。根據物料守恒，可準確快速解決電解質溶液中復雜離子、分子、物質的量濃度或物質的量的關系，如0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。 (3)質子守恒 是指在電離或水解過程中，會發(fā)生質子(H＋)轉移，但質子轉移過程中其數量保持不變。如在Na2CO3或NaHCO3溶液中，可用以下圖幫助理解質子守恒： ①Na2CO3溶液 所以c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋)， 即c(OH－)＝c(HC

38、O)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)。 ②NaHCO3溶液 所以c(OH－)＋c(CO)＝c(H2CO3)＋c(H＋)。 另外，將混合溶液中的電荷守恒式和物料守恒式相聯立，通過代數運算消去其中某離子，即可推出該溶液中的質子守恒。 3．應用“三個”規(guī)律 (1)一般而言，等濃度的弱酸與弱酸鹽混合，電離程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它們的溶液呈堿性，水解程度大于電離程度。 (2)對于存在電離和水解過程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，則電離程度大于水解程度，則c(A2－)＞c(H2A)；若溶液呈堿性，則電離程度小于水解程度，則c(H2A)＞c(A2－)。 (

39、3)僅含4種離子的溶液，可以根據溶液的電中性判斷離子濃度大小。如： ①CH3COOH和NaOH等物質的量混合時溶液顯堿性，故c(OH－)＞c(H＋)，則c(Na＋)＞c(CH3COO－)； ②NH3·H2O與HCl等物質的量混合時溶液顯酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，則c(Cl－)＞c(NH)。 題組一　不同溶液中“粒子”濃度關系判斷 1．(xx·安徽理綜，11)室溫下，下列溶液中粒子濃度關系正確的是(　　) A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S) B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4) C．

40、Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－) D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－) 答案　B 解析　A項，Na2S溶液中微粒關系為c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)，錯誤；B項，Na2C2O4溶液中，由電荷守恒得： c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)① 由物料守恒得：c(Na＋)＝2c(C2O)＋2c(HC2O)＋2c(H2C2O4)② 由①－②得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c

41、(H2C2O4)，正確； C項，Na2CO3溶液中，由電荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，錯誤； D項，CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)① 2c(Ca2＋)＝c(Cl－)② ①＋②得：c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，錯誤。 2．(xx·江蘇，14改編)25 ℃時，下列有關溶液中微粒的物質的量濃度關系不正確的是(　　) A．0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液與0.1 mol·L－1 HCl溶液等體積混合：c

42、(Na＋)＝c(Cl－)＞c(CH3COO－)＞c(OH－) B．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液與0.1 mol·L－1氨水等體積混合(pH＞7)：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－) C．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液與0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液等體積混合：c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) D．0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液與0.1 mol·L－1 HCl溶液等體積混合(H2C2O4為二元弱酸)：2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)＋c(Cl－) 答案　B

43、解析　A項，二者恰好反應生成CH3COOH和NaCl，CH3COOH發(fā)生電離：CH3COOHCH3COO－＋H＋，溶液顯酸性，正確；B項，NH4Cl與NH3·H2O等濃度等體積混合顯堿性，說明NH3·H2O的電離程度大于NH的水解程度，故c(NH)>c(NH3·H2O)，錯誤；C項，等濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液中，根據物料守恒，可知2c(Na＋)＝3c(CO)＋3c(HCO)＋3c(H2CO3)，正確；D項，根據電荷守恒，正確。 題組二　化學反應過程中“粒子”濃度關系判斷 3．20 ℃時向20 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液中不斷滴入0.1 mol·L－1 NaOH(a

44、q)，溶液pH變化如圖所示。此過程溶液中離子濃度的關系錯誤的是(　　) A．a點：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) B．b點：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(H＋)＝c(OH－) C．c點：c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－) D．d點：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 答案　C 解析　a點是CH3COOH和CH3COO Na的等量混合，離子濃度關系為c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)；b點，溶液呈中性，溶質為CH3COONa和少量CH3COOH，根據電荷守恒判斷；c點，正好生成

45、CH3COONa溶液，根據質子守恒得c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)；d點是CH3COONa和NaOH的混合，其中CH3COONa的物質的量是NaOH的2倍，正確。 巧抓“四點”，突破“粒子”濃度關系 1．抓反應“一半”點，判斷是什么溶質的等量混合。 2．抓“恰好”反應點，生成什么溶質，溶液呈什么性，是什么因素造成的。 3．抓溶液“中性”點，生成什么溶質，哪種反應物過量或不足。 4．抓反應“過量”點，溶質是什么，判斷誰多、誰少還是等量。 考點五　酸堿中和滴定及“遷移”應用 “中和滴定”考點歸納 (1)“考”實驗儀器 酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵

46、架臺)、錐形瓶。其中?？嫉氖堑味ü埽缯_選擇滴定管(包括量程)，滴定管的檢漏、洗滌和潤洗，滴定管的正確讀數方法等。 (2)“考”操作步驟 ①滴定前的準備；查漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調液面、讀數；②滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數；③計算。 (3)“考”指示劑的選擇 ①強酸強堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞；②若反應生成的強酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙)，若反應生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞)；③石蕊試液因顏色變化不明顯，且變色范圍過寬，一般不作指示劑。 (4)“考”誤差分析 寫出計算式，分析操作對V標的影響，由

47、計算式得出對最終測定結果的影響，切忌死記硬背結論。此外對讀數視線問題要學會畫圖分析。 (5)“考”數據處理 正確“取舍”數據，計算“平均”體積，根據反應式確定標準液與待測液濃度和體積的關系，從而列出公式進行計算。 題組一　中和滴定的基本操作 1．正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“×” (1)酸式滴定管裝標準溶液前，必須先用該溶液潤洗(√) (xx·新課標全國卷Ⅰ，12B) (2)酸堿滴定實驗中，用待滴定溶液潤洗錐形瓶以減小實驗誤差(×) (xx·新課標全國卷Ⅰ，12C) (3)欲測定NaOH溶液濃度，可選用滴定管、錐形瓶、燒杯、NaOH溶液、0.100 0 mol·L－

48、1鹽酸達到實驗目的(×) (xx·安徽理綜，9D) (4)滴定前滴定管內無氣泡，終點讀數時有氣泡，所測體積偏小(√) (xx·天津理綜，4C) (5)中和滴定實驗時，用待測液潤洗錐形瓶(×) (xx·山東理綜，11A) (6)“中和滴定”實驗中，容量瓶和錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用，滴定管和移液管用蒸餾水洗凈后，須經干燥或潤洗后方可使用(√) (2011·浙江理綜，8C) (7)讀數為22.30(×) (2011·海南，2改編) (8)酸堿滴定時，若加入待測液前用待測液潤洗錐形瓶，將導致測定結果偏高(√) (xx·山東理綜，14C) (9)(√) (xx·安徽理綜，8

49、A) (10)(×) (xx·重慶理綜，7B) (11)可用25 mL堿式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液(×) (12)讀取滴定管內液體的體積，俯視讀數導致讀數偏小(√) 題組二　滴定終點的描述 2．用a mol·L－1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達到滴定終點的現象是____________________；若用甲基橙作指示劑，滴定終點現象是____________________。 答案　滴入最后一滴標準液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內不恢復紅色　當滴入最后一滴標準液，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，且半分鐘內不恢復黃色 3．用標準碘溶液滴定溶有SO

50、2的水溶液，以測定水中SO2的含量，應選用____________作指示劑，達到滴定終點的現象是________________________________。 答案　淀粉溶液　當滴入最后一滴標準液，溶液由無色變?yōu)樗{色，且半分鐘內不褪色 4．用標準酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，是否需要選用指示劑________(填“是”或“否”)，達到滴定終點的現象是___________________ ________________________________________________________________________。 答案　否　當

51、滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由無色變?yōu)樽霞t色，且半分鐘內不褪色 5．用氧化還原滴定法測定TiO2的質量分數：一定條件，將TiO2溶解并還原為Ti3＋，再用KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標準溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋時發(fā)生反應的離子方程式為__________________________，達到滴定終點時的現象是__________________________。 答案　Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋　當滴入最后一滴標準液，溶液變成血紅色，且半分鐘內不褪色 題組三　“滴定法”的遷移應用 6．(xx·重慶理綜，9)中華人民共和國

52、國家標準(GB2760-2011)規(guī)定葡萄酒中SO2最大使用量為0.25 g·L－1。某興趣小組用題圖1裝置(夾持裝置略)收集某葡萄酒中SO2，并對其含量進行測定。 (1)儀器A的名稱是____________，水通入A的進口為____________。 (2)B中加入300.00 mL葡萄酒和適量鹽酸，加熱使SO2全部逸出并與C中H2O2完全反應，其化學方程式為________________________________。 (3)除去C中過量的H2O2，然后用0.090 0 mol·L－1NaOH標準溶液進行滴定，滴定前排氣泡時，應選擇題圖2中的________；若滴定終點

53、時溶液的pH＝8.8，則選擇的指示劑為________；若用50 mL滴定管進行實驗，當滴定管中的液面在刻度“10”處，則管內液體的體積(填序號)________(①＝10 mL，②＝40 mL，③<10 mL，④>40 mL)。 (4)滴定至終點時，消耗NaOH溶液25.00 mL，該葡萄酒中SO2含量為________g·L－1。 (5)該測定結果比實際值偏高，分析原因并利用現有裝置提出改進措施___________________ __________________________________________________。 答案　(1)冷凝管(或冷凝器)　b (2)S

54、O2＋H2O2===H2SO4 (3)③　酚酞?、堋?4)0.24 (5)原因：鹽酸的揮發(fā)；改進措施：用不揮發(fā)的強酸如硫酸代替鹽酸，或用蒸餾水代替葡萄酒進行對比實驗，扣除鹽酸揮發(fā)的影響 解析　(1)A儀器的名稱為冷凝管或冷凝器；為使冷卻效果好，應將冷卻水從處于低處的b口通入。 (2)SO2具有強還原性，H2O2具有強氧化性，二者發(fā)生氧化還原反應：SO2＋H2O2===H2SO4。 (3)NaOH盛裝在堿式滴定管中，應將橡皮管向上彎曲排出氣泡，故選③；滴定至終點時溶液的pH＝8.8，在酚酞的變色范圍內，故可選用酚酞作指示劑；液面在10 mL時滴定管中有刻度的液體為40 mL，因滴定管的

55、下端有一段無刻度，故滴定管內液體的體積大于40 mL。 (4)SO2與NaOH存在如下關系： SO2　　～　　H2SO4　　～　　2NaOH 64 g　　　　　　　　　　　　　2 mol m(SO2)　　　　　　0.090 0 mol·L－1×0.025 L 解得：m(SO2)＝＝0.072 g，故葡萄酒中SO2的含量為＝0.24 g·L－1。 (5)鹽酸為揮發(fā)性酸，揮發(fā)出的HCl消耗NaOH，使測量值偏大?？梢杂秒y揮發(fā)的稀硫酸代替鹽酸進行該實驗。 專題突破練 1．(xx·福建理綜，10)下列關于0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的說法正確的是(　　) A．溶質的電離

56、方程式為NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．25 ℃時，加水稀釋后，n(H＋)與n(OH－)的乘積變大 C．離子濃度關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋c(CO) D．溫度升高，c(HCO)增大 答案　B 解析　A項，H2CO3為弱電解質，HCO在水溶液中電離程度很小，書寫電離方程式時，不能拆開，正確寫法為NaHCO3===Na＋＋HCO；B項，注意是H＋和OH－的物質的量的乘積，而不是物質的量濃度的乘積，加水稀釋，n(H＋)、n(OH－)均增大；C項，根據電荷守恒的規(guī)律，應在c(CO)前面乘以2；D項，溫度升高，HCO的電離程度、水解程度都增大，所以c

57、(HCO)減小。 2．(xx·四川理綜，6)下列溶液中粒子的物質的量濃度關系正確的是(　　) A．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－) B．20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋) C．室溫下，pH＝2的鹽酸與pH＝12的氨水等體積混合，所得溶液中：c(Cl－)＋c(H＋)＞c(NH)＋c(OH－) D．0.

58、1 mol·L－1 CH3COOH溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH－)＞c(H＋)＋c(CH3COOH) 答案　B 解析　A項，等濃度等體積的NaHCO3與NaOH混合時，兩者恰好反應生成Na2CO3，在該溶液中CO能進行兩級水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－，故溶液中c(OH－)>c(HCO)，該項錯誤；B項，CH3COONa與HCl混合時反應后生成的溶液中含有等量的CH3COONa、CH3COOH、NaCl，因溶液顯酸性，故溶液中CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，該項正確；C項，在混合

59、前兩溶液的pH之和為14，則氨水過量，所得溶液為少量NH4Cl和過量NH3·H2O的混合溶液，則c(Cl－)

60、混合后，所得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．HA為強酸 B．該混合液pH＝7 C．該混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋) D．圖中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋ 答案　C 解析　做圖像題首先要弄清橫、縱坐標軸所代表的含義，本題所給圖像的縱坐標為濃度，橫坐標為各組分，即本圖像給出的是各組分的濃度大小關系。其中，A－濃度最大，X、Y、Z濃度依次減小，由題意知，兩者反應生成0.1 mol·L－1的NaA溶液。A項，由于A－濃度小于0.1 mol·L－1，說明A－水解，即HA是弱酸，錯誤；B項，由于A－水解，水解后溶液呈堿性，錯誤；D項，

61、混合液中粒子濃度大小關系：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，因此X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋，錯誤；C項，根據物料守恒可知，c(A－)＋c(HA)＝c(Na＋)，即c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)，正確。 4．(xx·天津理綜，5)下列有關電解質溶液中粒子濃度關系正確的是(　　) A．pH＝1的NaHSO4溶液：c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－) B．含有AgCl和AgI固體的懸濁液：c(Ag＋)>c(Cl－)＝c(I－) C．CO2的水溶液：c(H＋)>c(HCO)＝2c(CO) D．含等物質的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液：3c

62、(Na＋)＝2[c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)] 答案　A 解析　NaHSO4溶液中，根據電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)，又因為c(Na＋)＝c(SO)，綜合可得：c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)，A正確；相同條件下AgI的溶解度小于AgCl的，含有AgCl和AgI固體的懸濁液中，顯然有c(Ag＋)>c(Cl－)>c(I－)，B錯誤；CO2與水反應生成弱酸H2CO3，只有部分電離生成H＋和HCO，受H＋的抑制作用，HCO的電離程度更小，離子濃度關系為c(H＋)>c(HCO)>2c(CO)，C錯誤；含等物質的量的NaHC2O4和Na2C2

63、O4的溶液中，根據物料守恒有2c(Na＋)＝3[c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)]，D錯誤。 5．下列說法正確的是(　　) ①常溫下，強酸溶液的pH＝a，將溶液的體積稀釋到原來的10n倍，則pH＝a＋n； ②已知BaSO4的Ksp＝c(Ba2＋)·c(SO)，所以在BaSO4溶液中有c(Ba2＋)＝c(SO)＝ ③將0.1 mol·L－1的NaHS和0.1 mol·L－1 Na2S溶液等體積混合，所得溶液中有c(S2－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(HS－)＋3c(H2S) ④在0.1 mol·L－1氨水中滴加0.1 mol·L－1鹽酸，剛好完全中和時pH＝a，

64、則由水電離產生的c(H＋)＝10－a mol·L－1 A．①④ B．②③ C．③④ D．①② 答案　C 解析　①若無限稀釋，pH≈7；②根據Ksp的意義，在BaSO4飽和溶液中，存在c(Ba2＋)＝c(SO)＝；③c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－) 2c(Na＋)＝3c(S2－)＋3c(HS－)＋3c(H2S)，由以上兩式可以推出c(S2－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(HS－)＋3c(H2S)；④剛好完全中和時生成NH4Cl溶液，溶液中H＋來自水的電離，所以由水電離產生的c(H＋)＝10－a mol·L－1。 6．(xx·海南，11)室

65、溫下，用0.100 mol·L－1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.100 mol·L－1 的鹽酸和醋酸，滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲線 B．pH＝7時，滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20 mL C．V(NaOH) ＝20.00 mL時，兩份溶液中c(Cl－)＝c(CH3COO－) D．V(NaOH) ＝10.00 mL時，醋酸溶液中c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－) 答案　B 解析　A項，滴定開始時0.100 0 mol·L－1鹽酸pH＝1,0.100 0 mol·L－1醋酸pH＞1，所以滴定鹽酸

66、的曲線是Ⅱ，滴定醋酸的曲線是Ⅰ，錯誤；B項，醋酸鈉水解呈堿性，氯化鈉不水解，pH＝7時，醋酸所用NaOH溶液的體積小，正確；C項，V(NaOH)＝20.00 mL 時，二者反應生成氯化鈉和醋酸鈉，醋酸根發(fā)生水解，濃度小于氯離子，錯誤；D項，加入10 mL氫氧化鈉時，溶液中恰好為同濃度的醋酸和醋酸鈉，醋酸的電離程度大于醋酸根的水解程度，所以c(CH3COO－ ) ＞c(Na＋ )，錯誤。 7．常溫下，用0.100 0 mol·L－1 HCl溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 NH3·H2O溶液，滴定曲線如下圖。下列說法正確的是(　　) A．①溶液：c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋) B．②溶液：c(NH)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋) C．③溶液：c(OH－)＞c(H＋) D．滴定過程中不可能出現：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(Cl－)＞c(H＋) 答案　B 解析?、冱c是NH4Cl和NH3·H2O等量混合，離子濃度大小應為c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)；B項，根據電荷守恒判斷該項正