全国通用版高考化学 考前三个月 选择题满分策略 第一篇 专题八 水溶液中的离子平衡复习题.docx

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全国通用版高考化学考前三个月选择题满分策略第一篇专题八水溶液中的离子平衡复习题

（全国通用）2019版高考化学考前三个月选择题满分策略第一篇专题八水溶液中的离子平衡复习题

1．（2017·全国卷Ⅰ，13）常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。

下列叙述错误的是（　　）

A．Ka2（H2X）的数量级为10－6

B．曲线N表示pH与lg的变化关系

C．NaHX溶液中c（H＋）>c（OH－）

D．当混合溶液呈中性时，c（Na＋）>c（HX－）>c（X2－）>c（OH－）＝c（H＋）

答案　D

解析　横坐标取0时，曲线M对应pH约为5.4，曲线N对应pH约为4.4，因为是NaOH滴定H2X溶液，所以在酸性较强的溶液中会存在c（HX－）＝c（H2X），所以曲线N表示pH与lg的变化关系，B项正确；＝1时，即lg＝0，pH＝5.4，c（H＋）＝1×10－5.4mol·L－1，Ka2＝≈1×10－5.4＝100.6×10－6，A正确；NaHX溶液中，c（HX－）>c（X2－），即<1，lg<0，此时溶液呈酸性，C正确；D项，当溶液呈中性时，由曲线M可知lg>0，>1，即c（X2－）>c（HX－），错误。

2．（2017·江苏，14，改编）常温下，Ka（HCOOH）＝1.77×10－4，Ka（CH3COOH）＝1.75×10－5，Kb（NH3·H2O）＝1.76×10－5，下列说法正确的是（　　）

A．浓度均为0.1mol·L－1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和：

前者大于后者

B．用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积相等

C．0.2mol·L－1HCOOH与0.1mol·L－1NaOH等体积混合后的溶液中：

c（HCOO－）＋c（OH－）＝c（HCOOH）＋c（H＋）

D．0.2mol·L－1CH3COONa与0.1mol·L－1盐酸等体积混合后的溶液中（pH＜7）：

c（CH3COO－）＞c（CH3COOH）＞c（Cl－）＞c（H＋）

答案　A

解析　A项，由电荷守恒有c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCOO－）＋c（OH－），c（Cl－）＋c（OH－）＝c（NH）＋c（H＋），因Kb（NH3·H2O）＜Ka（HCOOH），同浓度的HCOONa和NH4Cl溶液，前者HCOO－水解程度小于后者NH的水解程度，即前者水解产生的c（OH－）小于后者水解产生的c（H＋），有前者溶液中c（H＋）大于后者溶液中c（OH－），c（Na＋）＝c（Cl－），有c（Na＋）＋c（H＋）>c（Cl－）＋c（OH－），正确；B项，CH3COOH的酸性比HCOOH弱，同pH时，c（CH3COOH）>c（HCOOH），用NaOH滴定时，CH3COOH消耗的NaOH多，错误；C项，此时为等浓度的HCOOH和HCOONa溶液，质子守恒式有c（HCOO－）＋2c（OH－）＝2c（H＋）＋c（HCOOH）[可由电荷守恒式c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCOO－）＋c（OH－）和物料守恒式2c（Na＋）＝c（HCOO－）＋c（HCOOH）处理得到]，错误；D项，当两者等体积混合时，得等浓度CH3COOH、CH3COONa、NaCl的混合溶液，若不考虑CH3COOH的电离和CH3COO－的水解，有c（CH3COO－）＝c（Cl－）＝c（CH3COOH），溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，有c（CH3COO－）>c（Cl－）>c（CH3COOH）>c（H＋），错误。

3．（2017·全国卷Ⅱ，12）改变0.1mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ（X）随pH的变化如图所示[已知δ（X）＝]。

下列叙述错误的是（　　）

A．pH＝1.2时，c（H2A）＝c（HA－）

B．lg[K2（H2A）]＝－4.2

C．pH＝2.7时，c（HA－）>c（H2A）＝c（A2－）

D．pH＝4.2时，c（HA－）＝c（A2－）＝c（H＋）

答案　D

解析　A项，根据图像，pH＝1.2时，H2A和HA－相交，则有c（H2A）＝c（HA－），正确；B项，根据pH＝4.2点，K2（H2A）＝＝c（H＋）＝10－4.2，正确；C项，根据图像，pH＝2.7时，H2A和A2－相交，则有c（H2A）＝c（A2－），正确；D项，根据pH＝4.2时，c（HA－）＝c（A2－），且c（HA－）＋c（A2－）约为0.1mol·L－1，而c（H＋）＝10－4.2mol·L－1，可知c（HA－）＝c（A2－）＞c（H＋），错误。

角度一　溶液中的“三大平衡”及影响因素

电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。

这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

1．电离平衡、水解平衡与沉淀溶解平衡的比较

电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋

水解平衡（如CH3COONa溶液）CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－

沉淀溶解平衡AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）

研究

对象

弱电解质（包括弱酸、弱碱、水、多元弱酸的酸式酸根）

盐溶液（包括强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐）

难溶电解质（如难溶的酸、碱、盐等）

影响因素

升高温度

促进电离，离子浓度增大，Ka增大

促进水解，Kh增大

Ksp可能增大，也可能减小

加水稀释

促进电离，离子浓度（除OH－外）减小，Ka不变

促进水解，离子浓度（除H＋外）减小，Kh不变

促进溶解，Ksp不变

加入相应离子

加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，Ka不变

加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，Kh不变

加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解，Ksp不变

加入反应离子

加入NaOH，促进电离，Ka不变

加入盐酸，促进水解，Kh不变

加入氨水，促进溶解，Ksp不变

2.“电离平衡”分析判断中的常见误区

（1）误认为电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。

如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。

（2）误认为弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度都减小。

如氨水加水稀释时，c（H＋）增大。

（3）误认为由水电离出的c（H＋）＝1.0×10－13mol·L－1的溶液一定呈碱性。

如25℃，0.1mol·L－1盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离的c（H＋）都为1.0×10－13mol·L－1。

（4）弱电解质溶液在加水稀释的过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数或者是它们的变形。

3．“水解平衡”常见的认识误区

（1）误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。

如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。

（2）由于加热可促进盐类水解，错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。

其实不一定，对于那些水解程度不是很大，水解产物离不开平衡体系的情况[如Al2（SO4）3、NaAlO2、Na2CO3]来说，溶液蒸干后仍得原溶质。

（3）极端化认为水解相互促进即能水解彻底。

如CH3COONH4溶液中尽管CH3COO－、NH水解相互促进，但仍然能大量共存，常见水解促进比较彻底而不能大量共存的离子有Al3＋与AlO、CO（或HCO）、S2－（或HS－）、SO（或HSO）等。

例1

　下列叙述正确的是（　　）

A．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍，稀释后溶液的pH＝4

B．25℃时Ksp（AgCl）＝1.8×10－10，向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl的溶解度增大

C．浓度均为0.1mol·L－1的下列溶液，pH由大到小的排列顺序为NaOH＞Na2CO3＞（NH4）2SO4＞NaHSO4

D．为确定二元酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH，若pH＞7，则H2A是弱酸；若pH＜7，则H2A是强酸

[解题思路]　分析选项涉及的平衡类型，加水稀释，先假设平衡不移动，确定离子浓度（特别是H＋或OH－）变化情况，再考虑平衡移动，最终判断离子浓度的变化结果，相同离子，转化为改变某一组分的浓度，先确定移动的方向，再判断移动的结果，上述两种情况均不影响平衡常数；加热会使电离平衡、水解平衡向右移动。

解析　A项，醋酸稀释3＜pH＜4；B项，增大Cl－浓度，AgCl的溶解平衡左移，溶解度变小；C项，依据水解的微弱思想可判断同浓度的溶液，碱性NaOH＞Na2CO3，酸性NaHSO4＞（NH4）2SO4，得出C项正确的结论；D项，若H2A是弱酸，NaHA中可能存在两种趋势，HA－H＋＋A－和HA－＋H2OH2A＋OH－，若HA－电离程度大于水解程度，则溶液pH＜7，故D项错误。

答案　C

例2

　（2016·全国卷Ⅲ，13）下列有关电解质溶液的说法正确的是（　　）

A．向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小

B．将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大

C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1

D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变

[解题思路]　将微粒浓度的比值转为常量（Ka、Kb、Kh、Kw）或单一变量，再根据条件判断对单一变量的影响，逐项分析，得出结论。

解析　A项，＝，加水稀释，c（CH3COO－）减小，Ka不变，所以比值增大，错误；B项，＝（Kh为水解常数），温度升高水解常数Kh增大，比值减小，错误；C项，向盐酸中加入氨水至中性，根据电荷守恒：

c（NH）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），此时c（H＋）＝c（OH－），故c（NH）＝c（Cl－），所以＝1，错误；D项，在饱和溶液中＝，温度不变溶度积Ksp不变，则溶液中不变，正确。

答案　D

1．人体血液里存在重要的酸碱平衡：

CO2＋H2OH2CO3HCO，使人体血液pH保持在7.35～7.45，否则就会发生酸中毒或碱中毒。

其pH随c（HCO）∶c（H2CO3）变化关系如下表：

c（HCO）∶c（H2CO3）

1.0

17.8

20.0

22.4

pH

6.10

7.35

7.40

7.45

下列说法不正确的是（　　）

A．正常人体血液中，HCO的水解程度大于电离程度

B．人体血液酸中毒时，可注射NaHCO3溶液缓解

C．pH＝7.00的血液中，c（H2CO3）＜c（HCO）

D．pH＝7.40的血液中，HCO的水解程度一定大于H2CO3的电离程度

答案　D

解析　A项，人体血液pH小于7.35时碳酸会转化成碳酸氢根，使酸性降低，当人体血液pH大于7.45时，碳酸氢根会转化成碳酸增大酸度，所以正常人体血液中，HCO的水解程度大于电离程度，正确；B项，人体血液酸中毒时，只要增加碳酸氢根即可缓解，所以可注射NaHCO3溶液缓解酸中毒，正确；C项，从pH随c（HCO）∶c（H2CO3）变化关系表知，pH＝7.00的血液中，c（H2CO3）＜c（HCO），正确；D项，pH＝7.40的血液中，c（HCO）∶c（H2CO3）＝20.0，只能说明血液中的HCO远大于H2CO3但并不能说明HCO的水解程度一定大于H2CO3的电离程度，错误。

2．室温下，将0.05molNa2CO3固体溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物质，有关结论正确的是（　　）

选项

加入的物质

结论

A

50mL1mol·L－1H2SO4

反应结束后，c（Na＋）＝c（SO）

B

0.05molCaO

溶液中增大

C

50mLH2O

由水电离出的c（H＋）·c（OH－）不变

D

0.1molNaHSO4固体

反应完全后，溶液pH减小，c（Na＋）不变

答案　B

解析　A项，Na＋的物质的量为0.1mol，而SO的物质的量为0.05mol，混合溶液中Na＋与SO的浓度不可能相等；B项，加入0.05molCaO后，会生成Ca（OH）2，Ca（OH）2与Na2CO3反应生成CaCO3沉淀和NaOH，溶液中c（OH－）增大，CO水解产生的HCO减少，故溶液中增大；C项，加入水后，c（Na2CO3）减小，CO水解产生的c（OH－）减小，溶液中的OH－来源于水的电离，因水电离产生的c（OH－）＝c（H＋），故由水电离出的c（H＋）·c（OH－）减小；D项，加入0.1molNaHSO4固体，溶液体积变化不大，但n（Na＋）变为原来的2倍，故c（Na＋）增大。

3．（2016·海南，5）向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸（忽略体积变化），下列数值变小的是（　　）

A．c（CO）B．c（Mg2＋）

C．c（H＋）D．Ksp（MgCO3）

答案　A

解析　MgCO3固体的溶液中存在溶解平衡：

MgCO3（s）Mg2＋（aq）＋CO（aq），加入少量浓盐酸可与CO反应促使溶解平衡正向移动，故溶液中c（Mg2＋）及c（H＋）增大，c（CO）减小，Ksp（MgCO3）只与温度有关，不变。

4．下列叙述正确的是（　　）

A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度

B．25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7

C．25℃时，0.1mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱

D．0.1molAgCl和0.1molAgI混合后加入1L水中，所得溶液中c（Cl－）＝c（I－）

答案　C

解析　CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入醋酸钠相当于增大CH3COO－的浓度，使电离平衡逆向移动，减小醋酸的电离程度，A错误；HNO3＋NH3·H2O===NH4NO3＋H2O，二者等体积等浓度混合后反应生成NH4NO3，溶液呈酸性，25℃时溶液pH＜7，B错误；溶液的导电能力与离子的浓度及离子所带的电荷数有关，H2SH＋＋HS－，Na2S===2Na＋＋S2－，H2S为弱电解质，Na2S为强电解质，等浓度时H2S溶液导电能力较弱，C正确；Ksp（AgCl）＝c（Ag＋）·c（Cl－），Ksp（AgI）＝c（Ag＋）·c（I－），Ksp（AgCl）与Ksp（AgI）不相等，溶液中c（Ag＋）相等，所以c（Cl－）与c（I－）不相等，D错误。

[新题预测]

5．（2017·赣州模拟）下表是3种物质在水中的溶解度（20℃），下列说法中正确的是（　　）

物质

MgCl2

Mg（OH）2

MgCO3

溶解度/g

54.6

0.00084

0.039

A.已知MgCO3的Ksp＝2.14×10－5，则所有含有固体MgCO3的溶液中，都有c（Mg2＋）＝c（CO），且c（Mg2＋）·c（CO）＝2.14×10－5

B．除去粗盐中含有的MgCl2杂质，最佳除杂试剂为Na2CO3溶液

C．将适量的表中的三种物质分别与足量水混合，充分加热、灼烧，最终的固体产物相同

D．用石灰水处理水中的Mg2＋和HCO，发生的离子反应方程式为Mg2＋＋2HCO＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋MgCO3↓＋2H2O

答案　C

解析　含有固体MgCO3的溶液是饱和溶液，只要温度不变，c（Mg2＋）·c（CO）就不变，等于2.14×10－5，但是溶液中若含有其他的Mg2＋或CO，如含氯化镁，则Mg2＋和CO的浓度不相等，A项错误；由于MgCO3的溶解度大于Mg（OH）2，最佳试剂应为NaOH，B项错误；MgCl2溶液加热水解，生成Mg（OH）2，Mg（OH）2更难溶，加热MgCO3悬浊液时，会转化为Mg（OH）2，灼烧Mg（OH）2最终产物均为MgO，C项正确；D项应生成Mg（OH）2沉淀。

6．苯甲酸钠（

，缩写为NaA）可用作饮料的防腐剂。

研究表明苯甲酸（HA）的抑菌能力显著高于A－。

已知25℃时，HA的Ka＝6.25×10－5，H2CO3的Ka1＝4.17×10－7，Ka2＝4.90×10－11。

在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2气体。

下列说法正确的是（温度为25℃，不考虑饮料中其他成分）（　　）

A．相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较低

B．提高CO2充气压力，饮料中c（A－）不变

C．当pH为5.0时，饮料中＝0.16

D．碳酸饮料中加入苯甲酸钠时，会发生如下离子反应：

A－＋H2CO3===HA＋HCO

答案　C

解析　苯甲酸钠（NaA）在溶液中发生水解：

A－＋H2OHA＋OH－，饮料中充入CO2，消耗OH－，平衡向右移动，c（HA）增大，抑菌能力提高，A错误；提高CO2充气压力，溶液中c（H＋）增大，饮料中c（HA）增大，c（A－）减小，B错误；pH＝5.0时，溶液中c（H＋）＝1.0×10－5mol·L－1，则＝＝＝0.16，C正确；由苯甲酸的Ka大于H2CO3的Ka1可知，H2CO3不能制取

，D项错误。

7．已知NaHSO3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡：

HSO＋H2OH2SO3＋OH－①

HSOH＋＋SO②

向0.1mol·L－1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是（　　）

A．加入少量金属Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c（HSO）增大

B．加入适量Na2SO3固体，至溶液呈中性时，＝1

C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大

D．加入少量NaHSO3固体，①、②两平衡向右移动，HSO的电离程度和水解程度均增大

答案　C

解析　根据加入物质的性质判断平衡移动方向，进一步判断各选项结论是否正确。

A项，加入金属钠后，钠和水反应生成氢氧化钠，使平衡①左移，平衡②右移，移动的结果是c（SO）增大。

可以利用极端分析法判断，如果金属钠适量，充分反应后溶液中溶质可以是亚硫酸钠，此时c（HSO）很小，所以A项错误；B项，依据电荷守恒判断，溶液呈中性时，即c（Na＋）＝c（HSO）＋2c（SO），＞1，所以B项错误；C项，加入氢氧化钠溶液后，溶液酸性减弱，碱性增强，所以增大；平衡①左移，平衡②右移，最终c（SO）增大，c（HSO）减小，所以增大；D项，加入NaHSO3时，HSO的浓度增大，其电离程度和水解程度均减小。

角度二　溶液中离子浓度关系判断

1．理解溶液中的“三个守恒”关系

（1）电荷守恒：

电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数，根据电荷守恒可准确、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。

（2）物料守恒：

物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变，根据物料守恒可准确、快速地解决电解质溶液中复杂离子、分子、物质的量浓度或物质的量的关系。

（3）质子守恒：

在电离或水解过程中，会发生质子（H＋）转移，但质子转移过程中其数量保持不变。

将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中未参与平衡移动的离子，即可推出溶液中的质子守恒式。

2．三个守恒的综合应用

应用三种守恒关系解决电解质溶液中离子浓度关系时，要清楚电解质溶液中微粒存在的变化（水解或电离），抓住守恒的实质，将由守恒所得的关系结合起来使用。

综合运用三种守恒关系，理清一条思路，掌握分析方法。

如图所示：

例1

　室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合（忽略体积变化），实验数据如下表：

实验编号

起始浓度/mol·L－1

反应后溶液的pH

c（HA）

c（KOH）

①

0.1

0.1

9

②

x

0.2

7

下列判断不正确的是（　　）

A．实验①反应后的溶液中：

c（K＋）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（H＋）

B．实验①反应后的溶液中：

c（OH－）＝c（K＋）－c（A－）＝mol·L－1

C．实验②反应后的溶液中：

c（A－）＋c（HA）＞0.1mol·L－1

D．实验②反应后的溶液中：

c（K＋）＝c（A－）＞c（OH－）＝c（H＋）

[解题思路]　混合溶液的离子浓度关系首先判断反应后是否有物质剩余，确定溶液的组成。

解答该题的关键是用好“三个守恒”。

解析　KA为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，A－会发生水解，则A项正确；根据溶液中的电荷守恒，即c（K＋）＋c（H＋）＝c（A－）＋c（OH－），则c（OH－）＝c（K＋）＋c（H＋）－c（A－），故B项错误；要使等体积的HA弱酸溶液和KOH强碱溶液混合后呈中性，则酸的浓度应大于碱的，由物料守恒得C项正确；D项，中性溶液下水的电离较微弱，所以有c（K＋）＝c（A－）＞c（OH－）＝c（H＋）。

答案　B

例2

　下列电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（　　）

A．在0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：

c（Na＋）＞c（HCO）＞c（CO）＞c（H2CO3）

B．在0.1mol·L－1NaClO溶液中：

c（OH－）＝c（H＋）＋c（HClO）

C．某温度下，CH3COOH溶液中滴入NaOH溶液，使溶液pH＝7时：

c（CH3COO－）＝c（Na＋）＞c（H＋）＝c（OH－）

D．已知酸性：

HCOOH＞CH3COOH，相同浓度的HCOOK与CH3COONa溶液中：

c（K＋）－c（HCOO－）＞c（Na＋）－c（CH3COO－）

解析　碳酸氢钠溶液中碳酸氢根离子的水解程度大于电离程度，所以水解出的碳酸分子浓度大于电离出的碳酸根离子浓度，A项错误；根据质子守恒，B项正确；没有说明溶液的温度是否为常温，则pH＝7不一定是中性，所以氢离子浓度和氢氧根离子浓度不一定相等，C项错误；已知酸性：

HCOOH＞CH3COOH，所以甲酸根离子水解程度小于乙酸根离子水解程度，所以在等浓度的甲酸钾和乙酸钠溶液中钾离子和钠离子浓度相等，甲酸根离子浓度大于乙酸根离子浓度，所以c（K＋）－c（HCOO－）＜c（Na＋）－c（CH3COO－），D项错误。

答案　B

1．25℃时，在10mL浓度均为0.1mol·L－1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1mol·L－1盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是（　　）

A．未加盐酸时：

c（OH－）＞c（Na＋）＝c（NH3·H2O）

B．加入10mL盐酸时：

c（NH）＋c（H＋）＝c（OH－）

C．加入盐酸至溶液pH＝7时：

c（Cl－）＝c（Na＋）

D．加入20mL盐酸时：

c（Cl－）＝c（NH）＋c（Na＋）

答案　B

解析　未加盐酸时，氢氧化钠完全电离，Na＋浓度为0.1mol·L－1，一水合氨会部分电离，一水合氨的浓度小于0.1mol·L－1，c（Na＋）＞c（NH3·H2O），A错误；加入10mL盐酸时，Na＋浓度等于Cl－浓度，根据电荷守恒可得B正确；加入盐酸至溶液pH＝7时，根据电荷守恒，Cl－浓度等于Na＋浓度与NH浓度之和，C错误；加入20mL盐酸时，恰好完全反应，生成以氯化钠和氯化铵为溶质的混合溶液，溶液显酸性，根据电荷守恒，NH与Na＋浓度之和小于Cl－浓度，D错误。

2．一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是（　　）

A．pH＝5的H2S溶液中，c（H＋）＝c（HS－）＝1×10－5mol·L－1

B．pH＝a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1

C．pH＝2的H2C2O4溶液与pH＝12的NaOH溶液任意比例混合：

c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（HC2O）

D．p