2021高三化学人教版一轮学案：第八章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 Word版含解析
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第二节 水的电离和溶液的酸碱性
最新考纲：1.了解水的电离和水的离子积常数。2.了解溶液pH的定义。3.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
核心素养：1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析水的电离，运用平衡移动原理解决实际问题。2.科学探究与创新意识：能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。
知识点一 水的电离
1．水的电离
水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1。任何水溶液中，由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2．水的离子积常数
(1)水的离子积常数：
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。25 ℃时，Kw＝1×10－14,100 ℃时，Kw＝1×10－12。
(2)影响因素：
只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：
Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水电离平衡的因素
(续表)
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
1．在蒸馏水中滴加稀硫酸和浓H2SO4，Kw不变( × )
提示：滴浓硫酸时温度升高，Kw增大。
2．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( × )
提示：醋酸铵促进水的电离。
3．Kw＝1×10－14( × )
提示：常温时才有Kw＝1×10－14。
4．25 ℃时NH4Cl溶液的Kw大于1×10－14( × )
提示：常温时纯水或稀溶液的Kw均为1×10－14。
5．纯水的pH＝7( × )
提示：25 ℃时，水的pH＝7。
6．由水电离出的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液一定是碱溶液( × )
提示：也可能是酸溶液。
7．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水电离出来的( × )
提示：Kw＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)和c(OH－
)均是指溶液中的氢离子和氢氧根离子的总浓度。
1．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。
2．在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在Kw的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
3．水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
4．水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；对于Kw的有关计算，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。
1．一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－ ΔH>0的平衡，下列叙述一定正确的是( B )
A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小
B．将水加热，Kw增大，pH减小
C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，Kw不变
解析：A项，Kw应不变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，c(H＋)不一定等于10－7 mol·L－1。
2．在一定条件下，相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H＋)分别是1.0×10－amol·L－1和1.0×10－b mol·L－1，在此温度下，下列说法正确的是( D )
A．a
b，A、B选项错误；由题意可知，两种溶液的pH＝b，即硫酸溶液中c(H＋)是1.0×10－b mol·L－1，而水电离产生的c(H＋)等于水电离产生的c(OH－)，所以硫酸溶液中c(OH－)是1.0×10－a mol·L－1，Kw＝1.0×10－(b＋a)，C选项错误、D选项正确。
3．(2020·泉州模拟)某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是( D )
A．该温度高于25 ℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小
解析：该温度下蒸馏水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，大于25 ℃时纯水中c(H＋)，故温度高于25 ℃，A项正确；此温度下Kw＝1×10－12，故该NaHSO4溶液中c(OH－)＝＝1×10－10mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中的c(OH－)相等，B项正确；加入NaHSO4后，NaHSO4电离出的H＋抑制了水的电离，C项正确；加水稀释时，c(H＋)减小，而Kw不变，故c(OH－)增大，D项错误。
4．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl
②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4
，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是( C )
A．④>③>②>① B．②>③>①>④
C．④>①>②>③ D．③>②>①>④
解析：②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH水解促进水的电离，①NaCl不影响水的电离。
5．(2020·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是( D )
A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M区域内任意点均有c(H＋)T1，C项正确；XZ线上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
6．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是( C )
A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．该温度下，加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
解析：A.c点溶液中c(OH－)>c(H＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH－)不可能减小，错误；B.由b点对应c(H＋)与c(OH－)可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，错误；C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH－)减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化，正确；D.c点溶液呈碱性，稀释时c(OH－)减小，同时c(H＋)应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化，错误。
7．水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合c(H＋)·c(OH－)＝常数，下列说法错误的是( C )
A．图中温度T1>T2
B．图中五点Kw间的关系：B>C>A＝D＝E
C．曲线a、b均代表纯水的电离情况
D．若处在B点时，将pH＝2的硫酸溶液与pH＝12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性
解析：D项，B点Kw＝10－12，H2SO4中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，KOH中c(OH－)＝ mol·L－1＝1 mol·L－1，等体积混合后，KOH过量，溶液呈碱性，正确。
素养 定量计算水电离的c(H＋)或c(OH－)
1．任何溶液中水电离的c(H＋)＝c(OH－)
2．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较小的数值是水电离出来的。如下表：
溶液(25 ℃)
c(H＋)
mol·L－1
c(OH－)
mol·L－1
水电离出来的
c(H＋)或c(OH－)
mol·L－1
pH＝2盐酸
10－2
10－12
10－12
pH＝13的
NaOH溶液
10－13
10－1
10－13
3.当促进水的电离时(如盐的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的。如下表：
溶液(25 ℃)
c(H＋)
mol·L－1
c(OH－)
mol·L－1
水电离出来的
c(H＋)或c(OH－)
mol·L－1
pH＝5的
NH4Cl溶液
10－5
10－9
10－5
pH＝10的
Na2CO3溶液
10－10
10－4
10－4
1．(2020·长沙市雅礼中学检测)25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( A )
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
解析：H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3
促进水的电离。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝ mol·L－1＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝ mol·L－1＝10－13mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10－5 mol·L－1。它们的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。
2．某温度下，有pH相同的H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液，在H2SO4溶液中由水电离出的H＋浓度为10－a mol·L－1，在Al2(SO4)3溶液中由水电离的H＋浓度为10－b mol·L－1，则此温度下的Kw为( D )
A．1×10－14 B．1×10－2a
C．1×10－(7＋a) D．1×10－(a＋b)
解析：根据描述，H2SO4溶液中c(H＋)＝＝；H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液的pH相同，即＝10－b，可求出此温度下的Kw。
3．(2020·石家庄一模)常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lgc水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是( B )
A．常温下，Ka(HA)约为10－5
B．M、P两点溶液对应的pH＝7
C．b＝20.00
D．M点后溶液中均存在c(Na＋)>c(A－)
解析：0.1 mol·L－1 HA溶液中，－lgc水(H＋)＝11，c水(H＋)＝c水
(OH－)＝10－11 mol·L－1，根据常温下水的离子积求出溶液中c(H＋)＝＝10－3 mol·L－1，HAH＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝10－3 mol·L－1，Ka(HA)＝＝＝10－5，A项正确；N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA，P点溶质为NaOH和NaA，溶液显碱性，即P点pH不等于7，B项错误；0～b段水的电离程度逐渐增大，当达到b点时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA，说明HA和NaOH恰好完全反应，b＝20.00，C项正确；M点溶液pH＝7，根据溶液呈电中性，存在c(Na＋)＝c(A－)，M点后，c(Na＋)>c(A－)，D项正确。
4．(2020·邯郸模拟)常温下，向20 mL的某稀硫酸溶液中滴入0.1 mol·L－1氨水，溶液中水电离出氢离子浓度随滴入氨水体积变化如图。下列分析正确的是( C )
A．稀硫酸的物质的量浓度为0.1 mol·L－1
B．A点时溶液的pH等于7
C．C点时加入氨水的体积为20 mL
D．在V(NH3·H2O)从0到V2的变化过程中，可能出现的离子浓度排序为c(NH)>2c(SO)>c(OH－)>c(H＋)
解析：纵坐标起点水电离出的氢离子浓度为10－13 mol·L－1，则溶液中c(H＋)＝10－1 mol·L－1，c(H2SO4)＝0.05 mol·L－1，A项错误；A点水电离出的氢离子浓度为10－7mol·L－1，溶液中溶质为(NH4)2SO4和剩余H2SO4，溶液显酸性，pH小于7，B项错误；C点水电离出的氢离子浓度最大，溶液中只有(NH4)2SO4，氨水和硫酸恰好完全反应，C项正确；从0到V2的变化过程中，随着氨水的不断增多，溶液由酸性逐渐变到中性，不可能出现c(OH－)>c(H＋)，D项错误。
知识点二 溶液的酸碱性与pH计算
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小
2.pH
(1)定义：pH＝－lgc(H＋)。
(2)适用范围：通常应用于c(H＋)、c(OH－)都较小的稀溶液，小于等于1 mol/L。
(3)表示意义：溶液酸性越强，c(H＋)越大，pH越小；
溶液碱性越强，c(H＋)越小，pH越大。
3．pH的测量方法
(1)酸碱指示剂法
取待测液滴加酸碱指示剂，通过观察溶液颜色的变化来确定溶液的酸碱性。常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。其颜色变化及pH变色范围：
(2)pH试纸法
把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
(3)pH计法
用仪器精确测量溶液的pH。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
1．用湿润的试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低( × )
提示：若所测溶液呈酸性，则pH偏大，若呈中性，则pH不受影响。
2．一定温度下，pH＝a的氨水，稀释到10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1( × )
提示：ac(OH－)的溶液一定显酸性
B．pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性
C．pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c(SO)与c(H＋)之比约为1∶10
D．中和10 mL 0.1 mol·L－1醋酸与100 mL 0.01 mol·L－1醋酸所需NaOH的物质的量不同
解析：B项，pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合，弱酸浓度大，有大量剩余，反应后溶液显酸性。C项，pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，则溶液接近于中性，c(H＋)约为10－7 mol·L－1，c(SO)＝10－5/(2×500)＝10－8 mol·L－1，则c(SO)∶c(H＋)＝1∶10。D项，两份醋酸的物质的量相同，则所需NaOH的物质的量相同，错误。
3．下列说法正确的是( D )
A．酸式滴定管和量筒都没有“0”刻度线
B．使用pH试纸时，不能润湿，否则一定会使测定结果不准确
C．若用水润湿过的pH试纸去测pH相等的H2SO4和H3PO4，H3PO4的误差更大
D．pH试纸在酸性较强的环境中显红色，在碱性较强的环境中显蓝色
解析：酸式滴定管有“0”
刻度线，A项错误；pH试纸不能润湿，若溶液呈酸性或碱性，测定结果一定有误差，若呈中性，无误差，B项错误；由于H3PO4是弱酸，H2SO4是强酸，稀释相同倍数后，H3PO4的pH增加的比H2SO4小，所以H2SO4的误差大，C项错误。
4．已知温度为T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是( C )
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
解析：因为一元酸和一元碱的强弱未知，所以不可依据a＝b判断，A错误；只有25 ℃时中性溶液的pH＝7，所以B项错误；无论溶液呈酸性、碱性还是中性，根据电荷守恒都有c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，D错误。
5．常温下0.1 mol·L－1 的醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是( B )
A．将溶液稀释到原体积的10倍
B．加入适量的醋酸钠固体
C．加入等体积的0.2 mol·L－1盐酸
D．提高溶液的温度
解析：醋酸中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释10倍，若不考虑电离平衡移动，溶液中c(H＋)变为原来的十分之一，pH增大1个单位，但稀释过程中电离平衡正向移动，H＋的物质的量增多，所以pH变化不足1个单位，即pH<(a＋1)，A错误；加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动，c(H＋)减小，pH增大，pH有可能变为(a＋1)，B正确；加入0.2 mol·L－1盐酸，c(H＋)增大，平衡逆向移动，但是溶液中c(H＋)比原来的大，pH减小，C错误；由于弱电解质的电离过程吸热，所以升高温度，平衡正向移动，c(H＋)增大，pH减小，D错误。
6．(2020·河南周口模拟)已知：在100 ℃时，水的离子积Kw＝1×10
－12，下列说法正确的是( A )
A．0.05 mol·L－1H2SO4溶液的pH＝1
B．0.001 mol·L－1 NaOH溶液的pH＝11
C．0.005 mol·L－1 H2SO4溶液与0.01 mol·L－1NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为5，溶液显酸性
D．完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液，需要50 mL pH＝11的NaOH溶液
解析：0.05 mol·L－1 H2SO4溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，则该溶液的pH＝1，A正确。0.001 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.001 mol·L－1，由于100 ℃时水的离子积Kw＝1×10－12，则溶液中c(H＋)＝1×10－9 mol·L－1，故溶液的pH＝9，B错误。0.005 mol·L－1 H2SO4溶液与0.01 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，二者恰好完全反应生成Na2SO4，溶液呈中性，此时溶液的pH＝6，C错误。pH＝3的H2SO4溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，根据中和反应：H＋＋OH－===H2O可知，完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液，需要0.5 mL pH＝11的NaOH溶液，D错误。
素养 溶液pH计算方法及溶液酸碱性判断
1．计算类型
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。
(2)混合溶液的pH计算
①两种强酸混合：直接求出c混(H＋)，再据此求pH。
c混(H＋)＝。
②两种强碱混合：先求出c混(OH－)，再据Kw求出c混(H＋)，最后求pH，c混(OH－)＝。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c混(H＋)或c混(OH－)＝。
④将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则c(H＋)∶c(OH－)、V碱∶V酸、pH酸＋pH碱有如下规律(25 ℃)：因c酸(H＋)·V酸＝c碱(OH－)·V碱，故有＝。在碱溶液中c碱(OH－)＝，将其代入上式得c(H＋)·c碱(H＋)＝，两边取负对数得pH酸＋pH碱＝14－lg。现举例如下：
V酸∶V碱
c(H＋)∶c(OH－)
pH酸＋pH碱
10∶1
1∶10
15
1∶1
1∶1
14
1∶10
10∶1
13
m∶n
n∶m
14＋lg
(3)酸碱稀释时pH的变化
提醒：表中a＋n<7，b－n>7。
2．计算溶液pH的解题思路
3．混合溶液酸碱性的判断规律
(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”
中和反应
反应后所得溶液的酸碱性
强酸与强碱
中性
强酸与弱碱
酸性
弱酸与强碱
碱性
(2)室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合
①两强混合
a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。
b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。
c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。
②一强一弱混合——“谁弱显谁性”
pH之和等于14时，强酸和弱碱等体积混合呈碱性；弱酸和强碱等体积混合呈酸性。
1．在T ℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸(T ℃)，测得混合溶液的部分pH如下表所示：
序号
NaOH溶液体积
盐酸体积
溶液pH
①
20.00
0.00
8
②
20.00
20.00
6
假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为( B )
A．1 B．4
C．5 D．6
解析：据题意可知在该温度下水的离子积常数是1×10－12，而不是1×10－14。通过①可知，此NaOH溶液中c(OH－)＝10－4mol·L－1。由②可知，加入20 mL盐酸后溶液的pH＝6，此时恰好完全中和。则c(H＋)＝＝1×10－4 mol·L－1，则c＝4。
2．在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后pH一定小于7的是( D )
A．pH＝3的硝酸和pH＝11的氢氧化钾溶液
B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水
C．pH＝3的硫酸和pH＝11的氢氧化钠溶液
D．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液
解析：A项中HNO3＋KOH===KNO3＋H2
O，二者完全反应，溶液呈中性；B项中NH3·H2O是弱电解质，HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O，NH3·H2O过量，溶液呈碱性，pH>7；C项中H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O，二者完全反应，溶液呈中性；D项中CH3COOH是弱电解质，二者反应后CH3COOH过量，溶液呈酸性，pH<7。
3．已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示：
(1)95 ℃时，水的电离平衡曲线应为B，请说明理由：水的电离是吸热过程，温度高时，电离程度大，c(H＋)、c(OH－)均增大。25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为10∶1。
(2)95 ℃时，若100体积pH＝a的某强酸溶液与1体积pH＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是a＋b＝14。
(3)曲线A所对应的温度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1小于α2(填“大于”“小于”“等于”或“无法确定”)。
(4)曲线B对应温度下，将0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝10。
解析：水的电离是吸热过程，温度高时，电离程度大，c(H＋)、c(OH－)均增大，95 ℃时，水的电离平衡曲线应为B；25 ℃时，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－5 mol·L－1；pH＝4的H2SO4溶液，c(H＋)＝10－4mol·L－1；若所得混合溶液的pH＝7，n(OH－)＝n(H＋)。则c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)。故NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。(2)95 ℃时，水的离子积常数是Kw＝10－12。设强酸溶液为100 L，强碱溶液为1 L，强酸溶液中n(H＋)＝100×10－a mol＝102－a mol，强碱溶液n(OH－)＝10b
－12 mol。混合后溶液呈中性，102－a mol＝10b－12 mol,2－a＝b－12，所以a＋b＝14。(3)曲线A所对应的温度是室温。在室温下，pH＝2的HCl溶液，c水(H＋)＝10－12 mol·L－1；pH＝11的某BOH溶液中，c水(H＋)＝10－11 mol·L－1；水电离产生的H＋的浓度越大，水的电离程度就越大。若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1<α2。(4)曲线B所对应的温度是95 ℃，该温度下水的离子积常数是Kw＝10－12，在曲线B所对应的温度下，将0.02 mol·L－1的Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合，则反应后溶液中c(OH－)＝＝0.01 mol·L－1。由于该温度下水的离子积常数是Kw＝10－12，所以c(H＋)＝10－10 mol·L－1，所得混合液的pH＝10。
4．(2020·南阳等六市联考)某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH[pOH＝－lgc(OH－)]与pH的变化关系如下图所示。下列说法不正确的是( B )
A．M点和N点溶液中H2O的电离程度相同
B．Q点溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
C．M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性
D．N点溶液加水稀释，变小
解析：由于M点碱过量，N点酸过量，M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，A正确；Q点时pH＝pOH，说明溶液呈中性，根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－
)，B错误；M点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度较小，Q点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故M点溶液的导电能力小于Q点，C正确；N点溶液加水稀释，Kb＝，温度不变，Kb不变，加水稀释氢离子浓度减小，c(OH－)增大，所以变小，故D正确。
5．(2020·邯郸一中一模)若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg。室温下实验室中用0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是( A )
A．室温下，醋酸的电离常数约为10－5
B．A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00 mL
C．若B点为40 mL，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D．从A到B，水的电离程度逐渐变大
解析：室温下，醋酸的AG＝lg＝7，即＝107，而水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，两式联立可知：c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，而在醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，故电离平衡常数Ka＝≈＝10－5，故A正确；A点的AG＝lg＝0，即＝1，则c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性，而当加入氢氧化钠溶液20.00 mL时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，故B错误；当B点加入NaOH溶液40 mL时，所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根据物料守恒可知，c(Na＋)＝2[c(CH3COO－)＋c(CH3
COOH)]，故C错误；A点之后，当V(NaOH)>20 mL后，水的电离受到抑制，电离程度又会逐渐变小，D项错误。
知识点三 酸碱中和滴定
1．实验原理
(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定碱(或酸)的浓度。
(2)在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，很少量(一滴，约0.05 mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH突变(如图所示)。
(3)酸碱中和滴定的关键：
①准确量取标准液和待测液的体积；
②准确判断滴定终点。
终点指恰好反应时，但溶液不一定为中性，室温下
a．强酸强碱滴定时，终点pH＝7；
b．强酸滴定弱碱时，终点pH<7；
c．强碱滴定弱酸时，终点pH>7。
2．实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、
锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可精确到0.01 mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项：
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
3.指示剂
(1)常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0粉红色
>10.0红色
(2)指示剂选择的基本原则
①酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因其颜色变化不明显。
②滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
③滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
④强酸滴定强碱用甲基橙或酚酞作指示剂。
⑤并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色恰好褪去时即为滴定终点。
(3)滴定终点判断的答题模板
当滴入最后一滴××××标准溶液后，溶液由××色变成×××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。
解答此类题目注意三个关键点：
最后一滴
必须说明是滴入“最后一滴”溶液
颜色变化
必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化
半分钟
必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”
4.实验操作
(以酚酞作指示剂，用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备
(2)滴定
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
5．误差分析
误差分析的原理：依据c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即可分析出结果。
以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例：
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
酸式滴定管未用标准酸溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
碱式滴定管开始时有气泡，放出碱液后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴在锥形瓶外
变大
偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴碱液颜色无变化
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或“前仰后俯”)
变小
偏低
变大
偏高
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或“前俯后仰”)
6.图解量器的读数方法
(1)平视读数
实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即凹液面定视线，视线定读数)。
(2)俯视和仰视(如图b和图c)
俯视和仰视的误差，要结合具体仪器进行分析，不同的量器的刻度的顺序不同，如量筒刻度从下到上逐渐增大；滴定管刻度从下到上逐渐减小。
①如图b当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
②如图c当用滴定管测量液体的体积时，由于仰视视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
1．中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL( × )
2．酸碱滴定实验中，用待滴定溶液润洗锥形瓶以减小实验误差( × )
提示：锥形瓶不能用待测液润洗。
3．滴定管的读数为24.6 mL( × )
提示：滴定管的精确度为0.01 mL，读数应为24.60 mL。
4．中和滴定时眼睛必须注视锥形瓶内溶液颜色的变化( √ )
5．用碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液( × )
提示：高锰酸钾溶液会腐蚀橡胶管，应使用酸式滴定管。
6．滴定管在加入待装液之前一定要用该液润洗2～3遍( √ )
7．容量为25 mL的滴定管，滴定过程中用去10.00 mL的液体，此时滴定管中剩余液体的体积为15 mL( × )
8．在中和滴定实验中，滴定前盛标准液的滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，测定结果使待测液浓度偏高( √ )
1．中和滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，但不一定是酸碱恰好中和的点。通常有一定误差(允许误差)。
2．中和滴定中指示剂的选择原则
指示剂选择的基本原则是：变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致，指示剂的用量不宜过多。
(1)不能用石蕊作指示剂，原因是石蕊溶液变色范围较宽，且在滴定终点时颜色的变化不易区分。
(2)滴定终点溶液为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
(3)滴定终点溶液为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱或强碱滴定强酸用甲基橙或酚酞都可以。
1．准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定，下列说法正确的是( B )
A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定
B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大
C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定
D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小
解析：A项，滴定管用水洗涤后，还要用待装溶液润洗，否则将要引起误差，错误；B项，在用NaOH溶液滴定盐酸的过程中，锥形瓶内溶液由酸性逐渐变为中性，溶液的pH由小变大，正确；C项，用酚酞作指示剂，锥形瓶中溶液应由无色变为粉红色，且半分钟内不恢复原色时才能停止滴定，错误；D项，滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则碱液的体积偏大，测定结果偏大，错误。
2．(2020·济南七校联考)用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，从下表中选出正确选项( D )
选项
锥形瓶中溶液
滴定管中溶液
指示剂
滴定管
A
碱
酸
石蕊
乙
B
酸
碱
酚酞
甲
C
碱
酸
甲基橙
乙
D
酸
碱
酚酞
乙
解析：解答本题的关键：①明确酸、碱式滴定管使用时的注意事项；②指示剂的变色范围。酸式滴定管不能盛放碱，而碱式滴定管不能盛放酸或强氧化性溶液，指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙，不能选用石蕊，另外还要注意在酸碱中和滴定中，无论是标准溶液滴定待测溶液，还是待测溶液滴定标准溶液，只要操作正确，都能得到正确的结果。
3．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下：
甲基橙：3.1～4.4
石蕊：5.0～8.0
酚酞：8.2～10.0
用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，恰好完全反应时，下列叙述中正确的是( D )
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
解析：NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。
4．下列滴定中，指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是( B )
提示：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO4===6K2SO4＋2MnSO4＋3H2O、I2＋Na2S===2NaI＋S↓
选项
滴定管中
的溶液
锥形瓶中
的溶液
指示剂
滴定终点
颜色变化
A
NaOH溶液
CH3COOH
溶液
酚酞
无色→浅红色
B
HCl溶液
氨水
酚酞
浅红色→无色
C
酸性KMnO4
溶液
K2SO3溶液
无
无色→浅紫红色
D
碘水
亚硫酸溶液
淀粉
无色→蓝色
解析：A项，锥形瓶中为酸，加入酚酞无色，达到滴定终点，溶液显碱性，溶液变为浅红色，故现象为无色→浅红色，正确；B项，锥形瓶中为碱，达到滴定终点，溶液显酸性，应选择指示剂甲基橙，现象是溶液由黄色变为红色，错误；C项，高锰酸钾为紫色，滴入高锰酸钾前溶液无色，到达滴定终点为浅紫红色，故现象为无色→浅紫红色，正确；D项，碘遇淀粉变蓝色，加入碘前无色，滴加碘反应至终点，碘遇淀粉呈蓝色，正确。
5.298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol·L－1氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是( D )
A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C．M点处的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pH<12
解析：当恰好完全中和时，生成NH4Cl，而NH4Cl溶液呈酸性，酚酞的变色范围pH为8.2～10.0，甲基橙的变色范围pH为3.1～4.4，故应选甲基橙作指示剂，A项错误；当V(盐酸)＝20.0 mL时，恰好完全反应，溶液呈酸性，B项错误；M点时由溶液中电荷守恒知c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，而溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，c(NH)＝c(Cl－)≫c(H＋)＝c(OH－)，C项错误；该温度下，0.10 mol·L－1氨水的电离度为1.32%，则c(OH－)＝0.10 mol·L－1×1.32%＝1.32×10－3 mol·L－1<0.01 mol·L－1，故其溶液的pH<12，D项正确。
6．某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行如下操作，正确的是( C )
A．用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中
B．称取4.0 g NaOH放到1 000 mL容量瓶中，加水至刻度，配成1.00 mol·L－1 NaOH标准溶液
C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时，为滴定终点
D．滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量
解析：
量取白醋应用酸式滴定管，A错误；NaOH的溶解应在烧杯中完成，B错误；在滴定操作时眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
7．某学生用0.150 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定某未知浓度的盐酸，其操作可分解为如下几步：
A．用蒸馏水洗净滴定管
B．用待测定的溶液润洗酸式滴定管
C．用酸式滴定管取稀盐酸25.00 mL，注入锥形瓶中，加入酚酞
D．另取锥形瓶，再重复操作2～3次
E．检查滴定管是否漏水
F．取下碱式滴定管用标准NaOH溶液润洗后，将标准液注入碱式滴定管“0”刻度以上2～3 cm处，再把碱式滴定管固定好，调节液面至“0”刻度或“0”刻度以下
G．把锥形瓶放在滴定管下面，瓶下垫一张白纸，边滴边摇动锥形瓶直至滴定终点，记下滴定管液面所在刻度
完成以下填空：
(1)滴定时正确操作的顺序是(用字母填写)：
E→A→F→B→C→G→D
(2)操作F中应该选择右图中滴定管乙(填“甲”或“乙”)。
(3)滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应注意观察锥形瓶内溶液颜色的变化；锥形瓶内溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色。
(4)滴定结果如下表所示：
滴定次数
待测液
体积/mL
标准溶液的体积/mL
滴定前刻度
滴定后刻度
1
25.00
1.02
21.03
2
25.00
0.60
20.60
3
25.00
0.20
20.19
计算该盐酸的物质的量浓度为0.120_0_mol·L－1(精确至0.000 1)。
(5)下列操作会导致滴定结果偏高的是AD。
A．碱式滴定管在装液前未用标准NaOH溶液润洗
B．滴定过程中，锥形瓶摇荡得太剧烈，锥形瓶内有液滴溅出
C．碱式滴定管尖嘴部分在滴定前没有气泡，滴定终点时发现气泡
D．达到滴定终点时，仰视读数
素养一 形形色色的滴定曲线
1．图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线
(以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸为例)
2．强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线
(续表)
曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
3.图像分析步骤
(1)分析步骤
首先看纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；
其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱，这在判断滴定终点时至关重要；
再次找滴定终点和pH＝7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH＝7)的位置；
最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。
(2)实例
以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1HA溶液为例，其滴定曲线如图。
关键点
离子浓度关系
点O
原点为HA的单一溶液，0.100 0 mol·L－1 HA的pH>1，说明是弱酸，c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)
点①
两者反应生成等物质的量的HA和NaA，此时溶液pH<7，说明HA电离程度大于A－水解程度，c(A－)>c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)
点②
此时溶液pH＝7，溶液呈中性，酸没有完全被反应，c(A－)＝c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)＝c(OH－)
点③
此时两者恰好反应生成NaA，为弱酸强碱盐溶液，c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)
点③
之后
此时NaOH过量或者远远过量，溶液显碱性，可能出现c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，也可能出现c(Na＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋)
1．(2019·全国卷Ⅰ)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的Ka1＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。下列叙述错误的是( C )
A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关
B．Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的
C．b点的混合溶液pH＝7
D．c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
解析：本题考查二元弱酸阴离子的水解、溶液酸碱性和离子浓度大小判断。离子相同时，离子浓度越大，溶液导电能力越强；浓度相同时，离子所带电荷越多，溶液导电能力越强，故混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关，A正确。a点溶液中溶质为KHA，主要含有的离子为K＋、HA－，b点溶液中主要含有的离子为K＋、Na＋、A2－，a点溶液中K＋数目与b点的相同，所以c(K＋)：a>b，但是b
点溶液的导电能力大于a点，说明Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的导电能力，B正确。b点为反应终点，可看作是邻苯二甲酸钠(Na2A)与邻苯二甲酸钾(K2A)的混合溶液，A2－水解使溶液显碱性，C错误。b点为反应终点，b点时c(Na＋)＝c(K＋)，b→c继续滴加NaOH溶液，则c点：c(Na＋)>c(K＋)，c点Na＋浓度小于K＋浓度的2倍，则继续加入的OH－的浓度小于K＋的浓度(A2－水解微弱，水解产生的OH－较少)，故c(OH－)b>c
C．当V(NaOH)＝20.00 mL时，3个体系中均满足：c(Na＋)＝c(Cl－)
D．当V(NaOH)相同时，pH突跃最大的体系中的c(H＋)最大
解析：从图中曲线可知，当3种HCl溶液中分别加入等体积的NaOH溶液时，溶液的pH均为7，说明均正好完全反应，NaOH溶液与对应的HCl溶液的浓度相等。再分析起始点的数据，曲线a对应的纵坐标为0，曲线b对应的纵坐标为1，曲线c对应的纵坐标为2，则相应的c(HCl)分别为1.000 mol·L－1,0.100 0 mol·L－1和0.010 00 mol·L－1。由上述分析可知，3种HCl溶液中c(HCl)最大的是1.000 mol·L－1，最小的是0.010 00 mol·L－1，两者相差100倍，A项正确；由上述分析可知，曲线a、b、c对应的NaOH溶液的浓度分别为1.000
mol·L－1,0.100 0 mol·L－1和0.010 00 mol·L－1，B项正确；当V(NaOH)＝20.00 mL时，溶液的pH均为7，则c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可得c(Na＋)＝c(Cl－)，C项正确；当pH小于7时，当V(NaOH)相同时，pH突跃最大的体系中的c(H＋)最大，而当pH大于7时，突跃最大的体系中的c(H＋)最小，D项错误。
3．(2020·大连模拟)室温下，向a点(pH＝a)的20.00 mL 1.000 mol·L－1氨水中滴入1.000 mol·L－1盐酸，溶液pH和温度随加入盐酸体积变化曲线如图所示。下列有关说法错误的是( D )
A．将此氨水稀释，溶液的导电能力减弱
B．b点溶液中离子浓度大小可能存在：c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)
C．c点时消耗盐酸体积V(HCl)<20.00 mL
D．a、d两点的溶液，水的离子积Kw(a)>Kw(d)
解析：加水稀释，氨水中NH、OH－浓度均减小，因而导电能力减弱，A正确；b点氨水剩余，NH3·H2O的电离程度大于NH水解程度，溶液显碱性，B项正确；c点呈中性，因而V(HCl)略小于20.00 mL，C项正确；d点对应的温度较高，其水的离子积常数较大，D项错误。
4．(2020·福建莆田质检)恒温25 ℃下，向一定量的0.1 mol·L－1的BOH溶液中逐滴加入稀盐酸。溶液中水电离出的氢离子浓度的负对数[用pC表示，pC＝－lgc水(H＋)]与加入盐酸体积的关系如图所示。下列叙述错误的是( C )
A．BOH为弱碱且Kb的数量级为10－5
B．b点溶液呈中性
C．c～d点间溶液中：c(BOH)＋c(OH－)>c(H＋)
D．c点溶液中水的电离程度最大，且c(B＋)c(OH－)，根据电荷守恒可得c(B＋)
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