全国通用版高考化学选择题满分策略八水溶液中的离子平衡复习题1.docx

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全国通用版高考化学选择题满分策略八水溶液中的离子平衡复习题1

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．pH相同的①CH3COONa、②NaHCO3、③NaClO三种溶液的c（Na＋）：

①＞②＞③