專題五電離及水解平衡pH值計(jì)算.ppt

,專題五 電離及水解平衡 pH值計(jì)算,1了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強(qiáng)電解 質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2理解電解質(zhì)的電離平衡概念。 3了解水的電離、溶液pH等概念。 4掌握有關(guān)溶液pH與氫離子濃度、 氫氧根離子濃度的簡(jiǎn)單計(jì)算。,(一)、命題焦點(diǎn) 本專題是高中化學(xué)重要的基礎(chǔ)理論之一，是教學(xué)大綱要求學(xué)生必須掌握的理論。縱觀近幾年高考試卷，考查的內(nèi)容和知識(shí)點(diǎn)覆蓋面廣，同時(shí)強(qiáng)化重點(diǎn)知識(shí)的考查。從能力層次方面來看，大都是考理解能力和分析綜合能力，并逐漸向應(yīng)用等更高能力發(fā)展。試題的創(chuàng)意是穩(wěn)中求變，變中求新，新中求活，總的意圖是讓試題真正達(dá)到考查學(xué)生的能力。預(yù)計(jì)2005年高考會(huì)保持相對(duì)的穩(wěn)定。常見內(nèi)容有：關(guān)于溶液的離子濃度，溶液導(dǎo)電能力的判斷；關(guān)于溶液酸堿性的判斷；關(guān)于溶液pH及其性質(zhì)的判斷；關(guān)于混合溶液性質(zhì)的判斷；關(guān)于pH計(jì)算、估計(jì)及應(yīng)用；電離平衡移動(dòng)、水解平衡移動(dòng)及其原理應(yīng)用，解釋實(shí)際問題；中和滴定操作、誤差分析及原理應(yīng)用；溶液中離子濃度大小的比較等。,(二)、應(yīng)考策略 （1）弱電解質(zhì)的電離平衡及水解平衡、PH值計(jì)算是中學(xué)化學(xué)三大理論之一的重要組成部分，有關(guān)知識(shí)是歷屆高考必考內(nèi)容，近來常以下列知識(shí)點(diǎn)命題：根據(jù)電離平衡及影響因素解釋某些問題。水的電離和溶液PH值計(jì)算。PH值大小及離子濃度大小比較。鹽類水解及應(yīng)用。各知識(shí)點(diǎn)間的綜合應(yīng)用。,（2）學(xué)習(xí)本專題知識(shí)，應(yīng)將電離平衡和水解平衡與化學(xué)平衡聯(lián)系起來，它們均遵從勒夏特列原理。將化學(xué)平衡的概念、特征、化學(xué)平衡的移動(dòng)等方面知識(shí)遷移到電離平衡及水解平衡并加以應(yīng)用。水的電離平衡受溫度、酸、堿及能水解的鹽的影響而發(fā)生移動(dòng)，但一定溫度下，稀溶液中的Kw=c（H+）c（OH-）數(shù)值不發(fā)生變化，25,Kw=10-14。強(qiáng)酸稀釋或混合后先計(jì)算c(H+)，再求pH；強(qiáng)堿稀釋或混合后先計(jì)算c(OH-)，根據(jù)Kw=c（H+） c （OH-）求c(H+)，再求pH；強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合要先判斷酸堿誰(shuí)過量，若酸過量，先求混合液的c(H+)，再求pH；若堿過量，求混合液的c(OH-)，再由Kw求c(H+)，最后求pH；若酸堿恰好完全反應(yīng)，則pH=7。,（3）重視電解質(zhì)溶液中“幾種程度大小”問題： 弱電解質(zhì)溶液中未電離分子多于已電離的分子。 鹽溶液中未水解的離子多于已水解的離子。 通常弱酸與同酸根的弱酸鹽等濃度混合時(shí)，酸電離強(qiáng)于鹽水解，顯酸性；弱堿與同弱堿陽(yáng)離子的鹽等濃度混合時(shí)，堿的電離強(qiáng)于鹽的水解顯堿性。 酸式酸根離子通常是水解強(qiáng)于電離，其溶液顯堿性。但HSO4-、HSO3-和H2PO4-電離強(qiáng)于水解，顯酸性。,2弱電解質(zhì)的電離平衡,3水的電離 （1）極弱電離：H2O H+OH （2） （3）意義：水的電離是酸、堿、鹽稀溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的本質(zhì)原因,4鹽類的水解,(四)重難點(diǎn)分析 本專題涉及到的知識(shí)點(diǎn)多而且比較抽象是中學(xué)化學(xué)中的一個(gè)難點(diǎn)，也是高考中必考內(nèi)容。學(xué)習(xí)時(shí)，要將電離平衡與化學(xué)平衡知識(shí)相聯(lián)系，尤其要將化學(xué)平衡的特征與平衡移動(dòng)原理遷移到電離平衡中。在理解原理的基礎(chǔ)上，要加強(qiáng)練習(xí)可以選擇有關(guān)本專題的高考試題加以練習(xí)，做到舉一反三。,1電離方程式的書寫 電離方程式是用來表示電解質(zhì)在溶液中(或受熱熔化時(shí))電離成自由移動(dòng)離子過程的式子，書寫時(shí)應(yīng)注意：,(1)電離方程式應(yīng)符合質(zhì)量守恒和電荷守恒。,(2)強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中全部電離，用“”表示；弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，存在電離平衡，用“ ” 表示：,(6)KHSO4等強(qiáng)酸的酸式鹽在稀溶液中的電離方程式可以表示為：KHSO4K+H+ SO42-；在熔化狀態(tài)下的電離方程式為：KHSO4(熔融)K+HSO4-因其在熔化狀態(tài)下只有離子鍵被破壞。,2 . 影響電離平衡的因素 電離平衡屬于動(dòng)態(tài)平衡，同樣適用于勒夏特列原理，以0.1molL-1 的醋酸溶液中存在的電離平衡為例： CH3COOH CH3COO- + H+；H0,3 酸、堿、鹽溶液中水的電離,指出：酸溶液中H+來源于酸電離，OH-來源于水電離；堿溶液中H+來源于水電離OH-來源于堿電離；鹽溶液中H+、OH-均來源于水電離只是鹽水解時(shí)，H或OH-被消耗。,例1(03 全國(guó))在甲燒杯中放人鹽酸乙燒杯中放人醋酸，兩種溶液的體積和pH都相等，向兩燒杯中同時(shí)加入質(zhì)量不等的鋅粒，反應(yīng)結(jié)束后得到等量的氫氣，下列說法正確的是 A甲燒杯中放入鋅的質(zhì)量比乙燒杯中放人鋅的質(zhì)量大 B甲燒杯中的酸過量 C. 兩燒杯中參加反應(yīng)的鋅等量 D反應(yīng)開始后乙燒杯中的c(H+)始終比甲燒杯中的c(H+)小,分析點(diǎn)撥：反應(yīng)前，鹽酸與醋酸溶液中H+的物質(zhì)的量相等，加入鋅粒后，H+不斷被還原為H+，促進(jìn)了醋酸的電離而鹽酸已完全電離在產(chǎn)生等量的氫氣條件下醋酸中c(H+)始終比鹽酸中c(H+)大，反應(yīng)消耗的鋅粒質(zhì)量相等。因反應(yīng)加入的鋅粒質(zhì)量不相等故反應(yīng)后甲中鹽酸不足乙中醋酸過量，甲中加入的鋅粒質(zhì)量大。本題重點(diǎn)考查了強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別、弱電解質(zhì)的電離平衡以及pH等知識(shí)，要求學(xué)生解題時(shí)將定量計(jì)算與定性分析相結(jié)合，透過表面現(xiàn)象看清問題的本質(zhì)，考查了學(xué)生思維的嚴(yán)密性與邏輯性 【答案】AC,例2 .(00 全國(guó))室溫下在pH=12的某溶液中由水電離的c(OH-)為 A1.0107 molL-1 B 1. 0 10 -6molL-1 C 1.010-2molL-1 D. 1.010-12molL-1,分析點(diǎn)撥：pH為12的溶液為堿性溶液若為堿溶液則溶液中c(OH- )=10-2molL-1 則水電離為：c(OH- )= 10-12molL-1為C，若為酸溶液則溶液中OH-全部由水電離出選D，故選C、D。 答案：CD,考題精練 1.(04 湖南) 將O.1 molL-1醋酸溶液加水稀釋，下列說法正確的是 A.溶液中c(H+)和c(OH-)都減小 B.溶液中c(H+)增大 C.醋酸電離平衡向左移動(dòng) D.溶液的pH增大 2.(04 廣東）pH相同的鹽酸和醋酸兩種溶液中，它們的 A. H+的物質(zhì)的量相同 B. 物質(zhì)的量濃度相同 C. H+的物質(zhì)的量濃度不同 D. H+的物質(zhì)的量濃度相同,D,D,3.(04 廣東）甲酸和乙酸都是弱酸當(dāng)它們的濃度均為0.10 molL-1時(shí)，甲酸中的c(H+)約為乙酸中c(H+)的3倍一現(xiàn)有兩種濃度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10 molL-1的乙酸，經(jīng)測(cè)定它們的pH從大到小依次為a、乙酸，b。由此可知 Aa的濃度必小于乙酸的濃度 B. a的濃度必大于乙酸的濃度 Cb的濃度必小于乙酸的濃度 D. b的濃度必大于乙酸的濃度,A,4. (04 江蘇）用pH均為2的鹽酸和醋酸溶液，分別中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的氫氧化鈉溶液，當(dāng)氫氧化鈉恰好被完全中和時(shí)消耗鹽酸和醋酸溶液的體積分別為Vl和V2，則Vl和V2的關(guān)系正確的是 A .VlV2 B.Vl c( OH -) c(NH4+) c(Ba2+) B. c(NO3-) c(Ba2+) c( OH -) c(NH4+) C. c(Ba2+) c(NO3-) c( OH -) c(NH4+) D. c(NO3-) c(Ba2+) c(NH4+) c( OH -),A,B,6. （02 全國(guó)）下列事實(shí)可證明氨水是弱堿的是 A.氨水能跟氯化亞鐵溶液反應(yīng)生成氫氧化亞鐵 B. 銨鹽受熱易分解 C. 0.l molL -1氨水可以使酚酞試液變紅 D0.1 molL -1氯化氨溶液的pH約為5 7. (00 上海) 等物質(zhì)的量濃度的下列溶液中NH4+的濃度最大的是 A. NH4Cl B. NH4HCO3 C. NH4HS04 D. NH4NO3,D,C,8. (00 上海）取pH均等于2的鹽酸和醋酸各100mL分別稀釋2倍后再分別加入0.03 g鋅粉，在相同條件下充分反應(yīng)，有關(guān)敘述正確的是 A . 醋酸與鋅反應(yīng)放出氫氣多 B鹽酸和醋酸分別與鋅反應(yīng)放出的氫氣一樣多 C. 醋酸與鋅反應(yīng)速率大 D. 鹽酸和醋酸分別與鋅反應(yīng)的速率一樣大 9. (01 廣東) 將0.1 molL-1CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時(shí)，都會(huì)引起 A溶液的pH增加 B. CH3COOH電離程度變大 C溶液的導(dǎo)電能力減弱 D.溶液中c(OH-)減少,BC,A,10.(01 廣東) pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶液等體積混合后溶液呈酸性，其原因可能是 A. 生成了一種強(qiáng)酸弱堿鹽 B. 弱酸溶液和強(qiáng)堿溶液反應(yīng) C.強(qiáng)酸溶液和弱堿溶液反應(yīng) D. 一元強(qiáng)酸溶液和一元強(qiáng)堿溶液反應(yīng) 11.(99 上海）0.05mol Na0H固體分別加入到100mL下列液體中，溶液的導(dǎo)電能力變化最小的是 A .自來水 B . 0.5molL-1鹽酸 C . 0.5molL-1 CH3COOH 溶液 D . 0.5molL-1 KCl溶液,B,B,4、pH的計(jì)算 (1)當(dāng)溶液中c(H+)=ml0-nmolL-1時(shí)，pH=n-lgm; 在c molL-1的強(qiáng)酸HnA溶液中： c(H+)=nc molL-1，pH=-lgnc； 在 c molL-1的弱酸溶液中： c(H+)-lgc。,(2) c molL-1的強(qiáng)堿B(OH)n 溶液， c(OH-)=nc molL-1，pH=14+lgc； c molL-1的弱堿溶液, c(OH-) c molL-1，pH14+lgc;,(3)強(qiáng)酸或強(qiáng)堿混合的pH計(jì)算。 兩種強(qiáng)酸混合： c(H+)混= n (H+) V總=(c 1V1+ c 2V2)/（V1+V2） 兩種強(qiáng)堿混合： c(OH-)混= n (OH-) V總=(c 1V1+ c 2V2)/（V1+V2）再由c(H+)混=換算，求出pH。 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合，發(fā)生反應(yīng)：H+0H-H2O， 若強(qiáng)酸過量：c(H+)混= (C酸V酸C堿V堿)/（V酸+ V堿 ) ； 若強(qiáng)堿過量：c(OH-)混= (C堿V堿C酸V酸) /（V酸+V堿） ； 若恰好反應(yīng)，則混合溶液呈中性，pH=7。,(4)酸或堿溶液加水稀釋后pH的計(jì)算 強(qiáng)酸溶液pH=a,加水稀釋，溶液中H+的物質(zhì)的量不變。若加水稀釋10倍，則pH=。 弱酸溶液pH=a，加水稀釋溶液中H+的物質(zhì)的量增大，但c(H+)卻減小。若加水稀釋10倍，則apH ( a+n ) 。 強(qiáng)堿溶液pH=b，加水稀釋，溶液中OH-的物質(zhì)的量不變。若加水稀釋10倍，則pH= ( b-n ) ： 弱堿溶液pH=b，加水稀釋，溶液中OH-的物質(zhì)的量增大，但c(OH-)卻增大。若加水稀釋10倍，則( b-n ) pHb。 酸或堿溶液無限稀釋時(shí)，pH只能約等于或接近于7，酸的pH不可能大于7，堿的pH不可能小于7。此時(shí)需考慮水的電離否則會(huì)得出錯(cuò)誤結(jié)論。,例1 (02 全國(guó))有人曾建議用AG表示溶液的酸度，AG的定義為： AG=lgc(H+)c(OH-). 下列表述正確的是 A .在25時(shí),若溶液呈中性,則pH=7, AG=l B.在25時(shí),若溶液呈酸性,則pH7, AG0 D.在25時(shí),溶液的pH與AG的換算公式為： AG=2(7-pH),分析點(diǎn)撥： 中性溶液，c(H+)=c(OH-)，AG=1gc(H+)C(OH-)=lgl=0；酸性溶液c(H+)c(OH-)，AG=lgc(H+)c(OH-) lgl；堿性溶液，c(H+)c(OH-)。AG=lgc(H+)c(OH-)lgl。25時(shí)，pH+p0H=14，AG=lgc(H+)-lgc(OH-)=-pH+pOH=- pH14pH=142pH 本題考查了溶液的酸堿性、pH、c(H+)、c(OH-)間的關(guān)系借助新信息重點(diǎn)考查了學(xué)生閱讀信息、接受信息、運(yùn)用信息的能力。 【答案】D,例2 (98 上海)某強(qiáng)酸溶液pH=a強(qiáng)堿溶液pH=b已知a+b=12酸堿溶液混合后pH=7，測(cè)酸溶液體積V（酸）和堿溶液體積V（堿）的正確關(guān)系為 AV（酸）=102V（堿） B. V（堿）=102V（酸） C. V（酸）=2V（堿） D . V（堿）=2V（酸）,分析點(diǎn)撥: 本題最簡(jiǎn)便方法為賦值法求解。 設(shè)：強(qiáng)堿的pH為8,則酸為pH為4；因兩者混合后pH=7，則有 V（堿）c(OH-)=V（酸）c（H+） 即V（堿）10-6=V（酸）10-4 V（堿）=V（酸）=102V（酸） 答案：B,1. (04 全國(guó)）l體積pH=2.5的鹽酸與10體積某一元強(qiáng)堿溶液恰好完全反應(yīng),則該堿溶液的pH等于 A9.0 B9.5 C10.5 D11.0 2. (04 江西）常溫時(shí)，以下4種溶液pH最小的是 A0.0l molL-1醋酸溶液 BO.02 molL-1醋酸與0.02molL-1 NaOH溶液等體積混合液 C0.03 molL-1叫醋酸與0.01molL-1 NaOH溶液等體積混合液 DpH=2的鹽酸與pH=12的Na0H溶液等體積混合液,C,3. (04 湖南）物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大順序排列的是 Na2CO3 NaHCO3 NaCl NH4Cl BNa2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaCl (NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2S D. NH4Cl (NH4)2SO4 Na2S NaNO3,C,4.(04 西北地區(qū)）若1體積硫酸恰好與10體積pH=11的氫氧化鈉溶液完全反應(yīng)，則二者物質(zhì)的量濃度之比應(yīng)為 A.10:1 B.5:1 C.1:1 D.1:10 5.(03 全國(guó)) 用0.0l molL-1NaOH溶液完全中和pH=3的下列溶液各100 mL。需NaOH溶液體積最大的是 A.鹽酸 B.硫酸 C.高氯酸 D.醋酸,B,D,6.(01 全國(guó)) 將pH=1的鹽酸平均分成2份，1份加適量水，另1份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH都升高了l，則加入的水與NaOH溶液的體積比為 A9 B10 C11 D12 7.(99 全國(guó)) 用0.1molL-1NaOH溶液滴定0.1molL-1鹽酸，如達(dá)到滴定的終點(diǎn)時(shí)不慎多加了1滴NaOH溶液(1滴溶液的體積為0.05mL)，繼續(xù)加水至50mL，所得溶液的pH是 A 4 B 7.2 C 10 D 11.3,C,C,8. (01上海)為更好地表示溶液的酸堿性科學(xué)家提出了酸度(AG)的概念，AG=lg ；則下列敘述正確的是 A.中性溶液的AG=0 B.酸性溶液的AGO C.常溫下O.lmolL-1氫氧化鈉溶液的AG=12 D.常溫下O.lmolL-1鹽酸溶液的AG=12,AD,9. (00 廣東) pH=5的鹽酸和pH=9的氫氧化鈉溶液以體積比11：9混合混合液的pH為 A7.2 B .8 C. 6 D無法計(jì)算 10.(98 全國(guó))pH=13的強(qiáng)堿溶液與pH=2的強(qiáng)酸溶液混合所得混合液的pH=11則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸的體積比是 A11：l B9：1 C.1：ll D.1：9,C,D,5.溶液中的微粒種類及其濃度的大小關(guān)系。 分析溶液中的微粒種類，往往要考慮電離、鹽水解等因素，再依此分析其濃度的大小順序、判斷等量關(guān)系，要用電荷守恒規(guī)律（電解質(zhì)溶液呈電中性）和質(zhì)量守恒定律。兩種溶液相混合，若發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，要在計(jì)算（按離子反應(yīng)方程式計(jì)算）的基礎(chǔ)上，加以分析。如：,（1）CH3COONa溶液 CH3COONa在水中全部電離：CH3COONaCH3COO-+Na+。電離出的CH3COO-小部分水解：CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，另外溶劑水也存在 H2O H+OH-的平衡，故CH3COONa溶液中含有Na+、CH3COO-、CH3COOH、H2O、H+、OH-六種微粒。因水解程度很小，故除水分子外，其濃度由大到小的關(guān)系為：c(Na+) c(CH3COO-) c(OH-) c(CH3COOH) c(H+)。從質(zhì)量守恒關(guān)系得出： c(Na+)= c(CH3COO-)+ c(CH3COOH)；從電荷守恒關(guān)系得出： c(Na+)+ c(H+)= c(CH3COO-)+ c(OH-)；,（4）0.4molL-1 CH3COONa溶液與0.2molL-1 HNO3溶液等體積混合后，溶液呈酸性。 發(fā)生的離子反應(yīng)為：CH3COO-+H+CH3COOH，計(jì)算知：CH3COO-過量，反應(yīng)后余下CH3COO-濃度為0.1molL-1,生成CH3COOH濃度為0.1molL-1,c(Na+)=0.2molL-1,c(NO3-)為0.1molL-1。此時(shí)溶液中CH3COOH的電離與CH3COO-的水解互相抑制，溶液呈酸性，表明CH3COOH的電離大于CH3COO-的水解。c(CH3COO)0.1molL-1 c(CH3COOH), c(H+)c(OH-),故有： c(Na+) c(CH3COO-) c(NO3-) c(CH3COOH) c(H+) c(OH-) c(Na+)= c(CH3COO-)+ c(CH3COOH)=0.2molL-1 c(Na+)+ c(H+)= c(NO3-)+ c(OH-)+ c(CH3COO-)a,6、酸堿混合后溶液的酸堿性 酸堿混合后溶液的酸堿性，與混合前酸堿的強(qiáng)弱以及酸堿的物質(zhì)的量等有關(guān)， （1）混合后溶液呈中性有以下三種情況： 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng) 強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng)，弱堿稍過量 強(qiáng)堿與弱酸反應(yīng)，弱酸稍過量 若是一元酸HA與一元堿ROH混合后溶液呈中性，則有c(A-)= c(R+) c(H+)= c(OH-)(由電荷守恒推知)。,（2）混合后溶液呈酸性，有以下三種情況： 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng),強(qiáng)酸過量 強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng),強(qiáng)酸過量或恰好反應(yīng)生成強(qiáng)酸弱堿鹽,水解使溶液呈酸性 弱酸與強(qiáng)堿反應(yīng),弱酸大量剩余 若一元酸HA與一元堿ROH，混合后溶液呈酸性，則有c(A-) c(R+)；,（3）混合后溶液呈堿性有以下三種情況： 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)，強(qiáng)堿過量 強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng)，弱堿大量剩余 弱酸與強(qiáng)堿反應(yīng)，強(qiáng)堿過量或恰好反應(yīng)生成強(qiáng)堿弱酸鹽水解使溶液呈堿性。 若一元酸HA與一元堿ROH，混合后溶液呈堿性，則有c(A-) c(R+)。 思考： pH=X的酸溶液與pH=Y的堿溶液 (X十Y=14)等體積混合后，什么情況下溶液呈酸性?什么情況下溶液呈中性?什么情況下溶液呈堿性?,例1 (03 全國(guó))將0.2 molL-1HCN溶液和0.1 molL-1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性下列關(guān)系式中正確的是 A. c(HCN) c(CN-) C. c(HCN)- c(CN-)= c(OH-) D. c(HCN)+ c(CN-)=0.lmolL-1,分析點(diǎn)撥： HCN與NaOH混合后發(fā)生如下反應(yīng) HCN+NaOHNaCN+H2 O 通過計(jì)算可知：HCN過量，得到的是0.05 molL-1的HCN與0.05 molL-1 NaCN的混合溶液，由于此溶液顯堿性，故NaCN的水解程度大于HCN的電離程度，按照CN+H20 HCN+OH-分析，CN-濃度略小于0.05 molL-1，HCN分子濃度略大于0.05 molL-1混合液中各種微粒的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序?yàn)椋?c(HCN)c(Na+) c(CN-) c(OH-) c(H) 依質(zhì)量守恒得： c(HCN)+ c(CN-)=0.1 molL-1 依電荷守恒得： c(Na+)+ c(H+)= c(CN-)十c(OH-) 【答案】BD,例2 (02 上海)常溫下,10 mL pH=l0的KOH溶中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7(假設(shè)反應(yīng)前后體積不變)，則對(duì)反應(yīng)后溶液的敘述正確的是 A. c(A-)=c(K) B. c(H)=c(OH-)c(K)c(A-) C. V總20 mL D.V總20mL,分析點(diǎn)撥： 依電荷守恒，得： c(H+)+ c(K +)= c(OH-)十c(A -)，因溶液pH=7，呈中性， c(H +)= c(OH -)故 c(K +)= c(A -) c(H +)= c(OH -) 若HA為強(qiáng)酸酸溶液中H +的濃度等于酸的濃度完全中和l0mLpH=10的KOH溶液，需酸l0 mL，V總=20 mL；若HA為弱酸，酸溶液中H +的濃度小于酸的濃度，故需酸體積小于l0mL，V總20 mL。 【答案】AD,考題精練 1.(04 天津）下列混合溶液中，各離子濃度的大小順序正確的是 A.10mL0.1molL氨水與10mL0.1molL鹽酸混合, c(Cl-) c(NH4+) c(OH-) c(H+) B.10mL0.1molLNHCl溶液與5mL0.2molL NaOH溶液混合， c(Na+)= c(Cl-) c(OH-) c(H+) 10mL0.1 molL CHCOOH溶液與5mL0.2 molL NaOH溶液混合, c(Na+)= c(CH3COO-) c(OH-) c(H+) 10mL0.5molL CHCOONa溶液與6mL 1 molL鹽酸混合， c(Cl-) c(Na+) c(OH-) c(H+),B,2.(04 北京）已知0.1 mo1L-1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，則下列說法中正確的是 A.在Na2A、NaHA兩溶液中，離子種類不相同 B.在溶質(zhì)物質(zhì)的量相等的Na2A、NaHA兩溶液中， 陰離子總數(shù)相等 C.在NaA溶液中一定有： c(Na+)+ c(H+)= c(HA-)+ c(OH-)+2 c(A2-) D.在NaA溶液中一定有： c(Na+) c(A2-) c(H+) c(OH-),C,3.(04 江蘇)草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性。在0.1molL-1KHC2O4溶液中，下列關(guān)系正確的是 A. c(K+)+ c(H+)= c(HC2O4-)+ c(OH-)+ c(C2O42-) B. c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.l molL-1 C. c(C2O42-) c(H2C2O4) D. c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-),C D,4.(03 上海) 在l0mL 0.1 molL-1NaOH溶液中加入同體積、同濃度的CH3COOH溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是 A. c(Na+) c(CH3COO-) c(H+) c(OH-) B. c(Na+) c(CH3COO-) c(OH-) c(H+) C. c(Na+)= c(CH3COO-)+ c(CH3COOH) D. c(Na+)+V(H+)= c(CH3COO-)+ c(OH-),A,5.(02 全國(guó)) 常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶 液pH=7則此溶液中 A. c(HCOO-) c(Na+) B. c(HCOO-) c(Na+) C. c(HCOO-) = c(Na+) D. 無法確定c(HCOO-)與c(Na+)的關(guān)系,C,6.(99 上海) 把0.02molL-1 CH3COOH溶液和0.01 molL-1 NaOH溶液以等體積混合，則混合液中微粒濃度關(guān)系正確的為 Ac(CH3COO -)c(Na+) B. c(CH3COOH) c(CH3COO -) C. 2c(H +)= c(CH3COO -)-c(CH3COOH) D .c(CH3COOH)+ c(CH3COO -)=0.01molL-1,AD,7.(00 全國(guó))有、，三瓶體積相等，濃度都是1 molL-1 的HCl溶液，將加熱蒸發(fā)至體積減少一半，在中加入少量CH3COONa固體(加入后溶液仍呈強(qiáng)酸性)，不作改變，然后以酚酞作指示劑用NaOH溶液滴定上述三種溶液，所消耗的NaOH溶液體積是 A.= B. C. = D.=,C,8.(99 全國(guó))某二元弱酸(簡(jiǎn)寫為H2A)溶液，按下式發(fā)生一級(jí)和二級(jí)電離： H2A H+HA，HA- H+A2- 已知相同濃度的電離百分率a(H2A)a(HA-)，設(shè)有下列四種溶液： A