2022届高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的电离平衡练习(含解析)新人教版

第八章水溶液中的电离平衡
单元过关限时检测
(50分钟，100分)
第Ⅰ卷(选择题共42分)
一、选择题：本题共7小题，每小题6分，共42分。

每小题只有一个选项符合题意
1．(2020·浙江7月选考)常温下，用0.1 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，下列说法不正确的是( D )
A．在氨水滴定前，HCl和CH3COOH的混合液中c(Cl－)>c(CH3COO－)
B．当滴入氨水10 mL时，c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
C．当滴入氨水20 mL时，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
D．当溶液呈中性时，氨水滴入量大于20 mL，c(NH＋4)<c(Cl－)
[解析] A项，在滴入氨水前，溶液中的溶质为HCl和CH3COOH，HCl完全电离而CH3COOH部分电离，故c(Cl－)>c(CH3COO－)，正确；B项，当滴入10 mL氨水时，溶液中的溶质为NH4Cl和CH3COOH，且二者物质的量相同，据物料守恒可知，c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，正确；C项，当滴入氨水20 mL时，两种酸都恰好完全反应，溶液中的溶质为NH4Cl和CH3COONH4，且二者的物质的量相等，由物料守恒可知，c(Cl－)＋c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)，由电荷守恒可知c(NH＋4)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，二者相加可得c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)，正确；D项，当溶液呈中性时可写出电荷守恒：c(NH＋4)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，因c(H＋)＝c(OH－)，所以c(NH＋4)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)，所以c(NH＋4)>c(Cl－)，错误。

2.(2021·山东济宁滕州一中月考)电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量。

常温下，将相同体积的盐酸和氨水分别加水稀释，溶液的电导率随加入水的体积V(H2O)变化的曲线如图所示，下列说法正确的是( B )
A．曲线Ⅰ表示盐酸加水稀释过程中溶液电导率的变化
B．a、b、c三点溶液的pH：a>b>c
C．将a、b两点溶液混合，所得溶液中：c(Cl－)＝c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)
D．氨水稀释过程中，c(NH＋4)/c(NH3·H2O)不断减小
[解析] 加水稀释时，促进一水合氨的电离，导电能力变化较小，则曲线Ⅰ为氨水稀释曲线，故A错误；盐酸显酸性，氨水显碱性，导电能力越大，说明离子浓度越大，则a、b、c三点溶液的pH：a>b>c，故B正确；由题图可知未稀释时，两溶液的导电率相等，则氨水浓度大于盐酸浓度，将a、b两点溶液混合，反应后一水合氨过量，所以溶液显碱性，c(Cl－)<c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)，故C错误；氨水稀释过程中，K b＝c(NH＋4)·c(OH－)/c(NH3·H2O)不变，而c(OH－)减小，所以c(NH＋4)/c(NH3·H2O)不断增大，故D错误。

3．(2020·浙江1月选考)常温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸中滴加0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。

已知lg 5＝0.7。

下列说法不正确的是( C )
A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH＝7
B．选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差
C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的大
D．V(NaOH)＝30.00 mL时，pH＝12.3
[解析] 本题考查酸碱中和滴定分析。

氢氧化钠与盐酸恰好完全反应生成氯化钠
和水，氯化钠属于强酸强碱盐，溶液呈中性，即常温下pH＝7，A正确；指示剂的变色范围在pH突变范围内，可减小实验误差，B正确；指示剂的变色范围越接近反应的理论终点，实验误差越小，从题图可知，甲基红的变色范围更接近反应终点(pH＝7)，误差更小，C错误；当加入NaOH溶液的体积为30.00 mL时，盐酸不足，过量的n(NaOH)＝30.00×10－3L×0.100 0 mol·L－1－20.00×10－3L×0.100 0 mol·L－1＝10－3 mol，
所以溶液中c(NaOH)＝10－3 mol
0.050 L
＝0.02 mol·L－1，c(H＋)＝
10－14
0.02
mol·L－1＝5×10－13
mol·L－1，故pH＝12.3，D正确。

4．(2021·山东济南实验中学阶段测试)用AG表示溶液酸度：AG＝lg c H＋
c OH－。

常温下，用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定25 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH的滴定曲线如图。

下列分析正确的是( C )
A．常温下CH3COOH的K a数量级为10－6
B．m点加入NaOH溶液的体积为25 mL
C．n点：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)
D．在滴加NaOH溶液的过程中，溶液中m点水的电离程度最大
[解析] 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的酸度AG＝lg c H＋
c OH－
＝8，又K W＝c(H
＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，故c(H＋)＝10－3mol·L－1、c(OH－)＝10－11mol·L－1，K
a＝
c CH3COO－·c H＋
c CH3COOH ＝
10－3×10－3
0.1－10－3
≈10－5，K a数量级为10－5，故A错误；m点AG＝lg
c H＋
c OH－
＝0，故c(H＋)＝c(OH－)，加入NaOH溶液25 mL时，醋酸与氢氧化钠恰好中和，溶液显碱性，c(H＋)≠c(OH－)，故B错误；n点溶质为等物质的量浓度的CH3COONa和NaOH，因CH3COO－水解，则c(OH－)>c(CH3COO－)，故c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)，C正确；
在滴加NaOH溶液的过程中，酸碱恰好完全反应时，溶质只有可水解的盐，水的电离程度最大，但m点不是恰好中和的点，故D错误。

5．(2020·北京等级考适应性性测试，13)用一定浓度NaOH溶液滴定某醋酸溶液。

滴定终点附近溶液pH和导电能力的变化分别如图所示(利用溶液导电能力的变化可判断滴定终点；溶液总体积变化忽略不计)。

下列说法不正确的是( C )
A．a点对应的溶液中：c(CH3COO－)＝c(Na＋)
B．a→b过程中，n(CH3COO－)不断增大
C．c→d溶液导电能力增强的主要原因是c(OH－)和c(Na＋)增大
D．根据溶液pH和导电能力的变化可判断：V2<V3
[解析] A项，a点pH＝7，根据电荷守恒可知，c(CH3COO－)与c(Na＋)相等，正确；B项，a→b的过程中持续加入NaOH，CH3COOH的电离平衡继续正向移动，n(CH3COO－)增大，正确；C项，c→d溶液导电能力增强的主要原因是酸碱中和的过程中，弱电解质CH3COOH逐渐转化为强电解质CH3COONa，d点之后的导电能力变化才是因为Na＋和OH－浓度增大，错误；D项，d点是恰好中和点，此时溶质是醋酸钠，pH>7，而pH＝7时溶质是CH3COOH和CH3COONa，故V2<V3，正确。

6．(2021·浙江十校联考，22)常温下，H2C2O4的电离平衡常数K a1＝5.9×10－2、K a2＝6.4×10－5，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 H2C2O4溶液的曲线如图所示(体积变化忽略不计)。

下列说法正确的是( C )
A．滴定过程中，当pH＝4时，存在：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(C2O2－4)＋c(HC2O－4)
B．点①、③、④所示溶液中，点③对应溶液水的电离程度最大
C．点③对应溶液：3c(C2O2－4)＋2c(HC2O－4)＋c(H2C2O4)＝0.100 0 mol·L－1
D．滴定过程中可能出现：c(Na＋)>c(C2O2－4)＝c(HC2O4)>c(OH－)>c(H＋)
[解析] A项，根据电荷守恒，有c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋2c(C2O2－4)＋c(HC2O－4)，A错误；B项，点①时加入20.00 mL NaOH溶液，所得溶液为NaHC2O4溶液，HC2O－4的电离常数K a2＝6.4×10－5，HC2O－4的水解平衡常数K h2＝K W/K a1≈1.7×10－13，说明HC2O－4的电离程度大于其水解程度，NaHC2O4溶液呈酸性，水的电离受到抑制；点③溶液中溶质为NaHC2O4和Na2C2O4且pH＝7.0，故点①溶液中水的电离程度比点③溶液中水的电离程度小；点④时加入40.00 mL NaOH溶液，所得溶液为Na2C2O4溶液，C2O2－4水解促进水的电离，故点④溶液中水的电离程度比点③溶液中水的电离程度大，B错误；C项，点③溶液的pH＝7.0，为Na2C2O4和NaHC2O4的混合溶液，设点③时加入NaOH溶液的体积为V mL，
由H2C2O4物料守恒得c(C2O2－4)＋c(HC2O－4)＋c(H2C2O4)＝0.100 0×20.00
V＋20.00
mol·L－1，由Na
＋守恒得：c(Na＋)＝0.100 0×V
V＋20.00
mol·L－1，电荷守恒有c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋
2c(C2O2－4)＋c(HC2O－4)，pH＝7.0时，c(H＋)＝c(OH－)，则有c(Na＋)＝2c(C2O2－4)＋c(HC2O－4)，即3c(C2O2－4)＋2c(HC2O－4)＋c(H2C2O4)＝c(Na＋)＋c(C2O2－4)＋c(HC2O－4)＋c(H2C2O4)＝
0.100 0×V V＋20.00mol·L－1＋
0.100 0×20.00
V＋20.00
mol·L－1＝0.100 0 mol·L－1，故C正确；D
项，当c(C2O2－4)＝c(HC2O－4)时，因C2O2－4的水解平衡常数K h1＝K W/K a2≈1.6×10－10，比HC2O－4的电离常数(K a2＝6.4×10－5)小，溶液呈酸性，则c(OH－)<c(H＋)，故D错误。

[易错警示] 本题的难点是C选项的正误确定，应紧扣溶液中的电荷守恒和H2C2O4及Na＋的物料守恒，并将式中3c(C2O2－4)＋2c(HC2O－4)＋c(H2C2O4)拆分成c(Na＋)＋c(C2O2－4)＋c(HC2O－4)＋c(H2C2O4)来考虑，否则难以推导出C中的等式。

7．(2021·海南高三检测)常温下，向某一元酸HR溶液中滴加一元碱BOH溶液，
混合溶液的lg c B＋
c BOH 或lg
c R－
c HR
与pH变化的关系如图所示。

下列叙述正确的是
( C )
A ．M 线表示lg c R －
c HR
随pH 的变化
B ．BR 溶液呈碱性
C ．若温度升高，两条线均向上平移
D ．常温下，0.1 mol·L －1 NaR 溶液的pH ＝10
[解析] 根据c B ＋c BOH ×c (OH －
)＝K b 可知：c B ＋c BOH ＝K b c OH －，根据
c R －c HR
×c (H ＋)＝K a 可知：c R －c HR ＝K a
c H ＋，则随着pH 增大，lg c B ＋c BOH ＝lg K b －lg c (OH
－
)的值逐渐减小，lg c R －
c HR
＝lg K a －lg c (H ＋)的值逐渐增大，所以M 线表示lg
c B ＋c BOH 随pH 的变化，N 曲线表示lg c R －
c HR 随pH 的变化。

根据分析可知，M 线表示
lg c B ＋c BOH 随pH 的变化，故A 错误；当lg c B ＋c BOH ＝lg c R －c HR 时，c B ＋c BOH ＝c R －c HR ，根据图像可知，pH<7.溶液呈酸性，则c (H ＋)>c (OH －
)，则c R －c HR ×c (H ＋)＝
K a >K b ＝c B ＋c BOH ×c (OH －)，则BR 为强酸弱碱盐，其溶液呈酸性，故B 错误；升高温度，
酸碱的电离平衡常数都变大，则lg c B ＋c BOH 和lg c R －
c HR
都增大，两条线均向上平
移，故C 正确；对于NaR 溶液：
R －＋H 2O
HR ＋OH －
起始：(mol·L －1) 0.1 0 0 平衡：(mol·L －1) 0.1－x ≈0.1 x x
水解常数K h＝K W
K a ＝10－9，则
x2
0.1
＝10－9，解得：x＝10－5mol·L－1，c(H＋)＝10－9mol·L
－1，pH＝9，故D错误。

第Ⅱ卷(非选择题共58分)
二、非选择题：本题包括4小题，共58分
8．(2021·山东济南高三模拟)已知K、K a、K W、K h、K sp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。

(1)25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合所得溶液中，c(NH＋4)＝c(Cl－)，则溶液显中(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表
示NH3·H2O的电离平衡常数K b＝
10－9
a－0.01
；
(2)25 ℃，H2SO3的电离平衡方程式为H2SO3HSO－3＋H＋，其电离平衡常数K a＝1×10－2，则该温度下pH＝3、c(HSO－
3)
＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝0.01 mol·L －1；
(3)高炉炼铁中发生的主要反应为FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g) ΔH<0
①该反应的平衡常数表达式为K＝c CO2
c CO
；
②已知1 100 ℃时，K＝0.25，则平衡时CO的转化率为20%；
③在该温度下，若测得高炉中c(CO2)＝0.020 mol·L－1，c(CO)＝0.1 mol·L－1，则此时反应速率v(正) > (填“>”“<”或“＝”)v(逆)。

[解析] 所得混合溶液中c(NH＋4)＝c(Cl－)，根据电荷守恒可得c(H＋)＋c(NH＋4)＝c(Cl－)＋c(OH－)，则c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；溶液中存在平衡NH3·H2O NH＋4＋OH－，c(Cl－)＝0.01 mol·L－1÷2＝0.005 mol·L－1，c(NH＋4)＝c(Cl－)＝0.005 mol·L－1，根据物料守恒c(NH
3·H2
O)＝(0.5a－0.005)mol·L－1，溶液显中性，c(OH－)＝1×10
－7mol·L－1，则NH
3·H2O的电离常数K b＝
c NH＋4·c OH－
c NH3·H2O
＝
5×10－3×10－7
0.5a－0.005
＝
1×10－9
a－0.01。

(2)已知H 2SO 3
HSO －3＋H ＋，其电离平衡常数K a ＝1×10－2
，则该温度下pH ＝3、
c (HSO －3
)＝0.1 mol·L －1
的NaHSO 3溶液中，c (H 2SO 3)＝c H ＋·c HSO －
3K a ＝0.001×0.1
0.01
mol·L －1＝0.01 mol·L －1。

(3)①高炉炼铁中发生的主要反应为FeO(s)＋CO(g)
Fe(s)＋CO 2(g) ΔH <0，
该反应的平衡常数表达式为K ＝c CO 2
c CO
；②已知1 100 ℃时，K ＝0.25，假设开始时
CO 的物质的量浓度为1 mol·L －1，平衡时CO 2浓度为x mol·L －1，则平衡时CO 的浓度
为(1－x )mol·L －1
，根据K ＝c CO 2c CO ＝x
1－x
＝0.25，解得x ＝0.2，所以CO 的平衡转
化率为0.2 mol·L －1
1 mol·L －1
×100%＝20%；③在该温度下，若测得高炉中c (CO 2)＝0.020 mol·L
－1
，c (CO)＝0.1 mol·L －1，则Q c ＝
c CO 2c CO ＝0.020
0.1
＝0.20<0.25，说明反应正向进行，
未达到平衡，所以v (正)>v (逆)。

9．(2021·广东佛山第一中学高三月考)有两条途径可以使重晶石(BaSO 4)转化为碳酸钡，如图所示：
试回答下列问题：
(1)反应Ⅰ中发生的主要反应为BaSO 4＋4C===BaS ＋4CO↑，若1 mol BaSO 4完全反应，电子转移的物质的量为 8 mol ；
(2)Na 2CO 3溶液常温下呈碱性，用离子方程式说明其主要原因 CO 2－
3＋H 2O
HCO －3
＋OH － ，其溶液中离子浓度由大到小的顺序是 c (Na ＋)>c (CO 2－3)>c (OH －)>c (HCO －
3)>c (H ＋
) ；
(3)已知反应Ⅳ中发生的反应为BaSO 4(s)＋CO 2－
3
BaCO 3(s)＋SO 2－
4，写出此反应平
衡常数表达式K＝c SO2－4
c CO2－3
；若K sp(BaSO4)为1×10－10，K sp( BaCO3)为5×10－9，则
K的值为0.02 ；
(4)若每次加入1 L 2 mol·L－1的Na2CO3溶液，至少需要 6 次可以将0.2 mol BaSO4转化为BaCO3。

[解析] (1)BaSO4＋4C===BaS＋4CO↑反应中电子转移的方向和数目可以表示为
若1 mol BaSO4完全反应，电子转移的物质的量为8 mol。

(2)由于CO2－3水解，所以Na2CO3溶液常温下呈碱性，离子方程式为CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－，溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)。

(3)反应BaSO4(s)＋CO2－3BaCO3(s)＋SO2－4平衡常数表达式为K＝c SO2－4
c CO2－3
，若
K sp(BaSO4)为1×10－10，K sp(BaCO3)为5×10－9，则K＝c SO2－4
c CO2－3
＝
K sp BaSO4
K sp BaCO3
＝
1.0×10－10
5×10－9
＝0.02。

(4)若每次加入1 L 2 mol·L－1的Na2CO3溶液，能处理BaSO4的物质的量为x mol，
BaSO4(s)＋CO2－3BaCO3(s)＋SO2－4
2.0－x x
K＝c SO2－4
c CO2－3
＝
x
2.0－x
＝0.02
x＝0.039
处理次数为0.2 mol
0.039 mol
≈5.1；则至少处理6次。

10．(2021·山西大学附中高三检测)水溶液中的离子平衡是中学学习的一个重要内容。

(1)下列溶液：①0.1 mol·L－1盐酸②0.1 mol·L－1 H2SO4溶液③0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液④0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液⑤0.1 mol·L－1氨水，按pH由小到大的顺序排列为②<①<④<③<⑤(填序号)。

(2)等浓度的盐酸、氨水中，由水电离出的H＋浓度：c盐酸(H＋) 小于c氨水(H＋)(填“大于”“小于”或“等于”)。

在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，充分反应后溶液呈中性，则反应后溶液中存在的离子浓度由大到小的顺序为c(Cl－)＝c(NH＋4)>c(H＋)＝c(OH－) ，氨水的浓度a> 0.01 mol·L－1(填“>”“<”或“＝”)。

(3)某同学查阅资料发现，人体血液里存在重要的酸碱平衡：CO2＋
H2O H2CO3OH －
H＋HCO－3，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。

①人体血液酸中毒时，可注射 B (填序号)缓解。

A．NaOH溶液B．NaHCO3溶液
C．NaCl溶液D．Na2SO4溶液
②已知25 ℃时，CO2－3水解反应的一级平衡常数K h＝2×10－4mol·L－1，当溶液中c(HCO－3)︰c(CO2－3)＝2︰1时，溶液的pH＝10 。

(4)已知25 ℃时，AgCl的K sp＝1.8×10－10，该温度下向1 L 0.03 mol·L－1的AgNO3溶液中加入1 L 0.01 mol·L－1的NaCl溶液之后，溶液中c(Cl－)＝ 1.8×10－8mol·L －1(忽略混合前后溶液体积的变化)。

平衡后，若向该体系中再加入少量AgCl固体，则c(Cl－) 不变(填“增大”“减小”或“不变”)。

[解析] 本题考查水的电离、溶液的pH、弱电解质的电离、盐类的水解、溶度积常数及计算。

(1)①②④溶液呈酸性，H2SO4是二元酸，等浓度时②的酸性强于①，④是强酸弱碱盐溶液，等浓度时，酸性最弱；③⑤溶液呈碱性，③是强碱弱酸盐溶液，等浓度时，其碱性小于⑤，故溶液的pH：②<①<④<③<⑤。

(2)HCl是强酸，NH3·H2O是弱碱，等浓度时盐酸中c(H＋)大于氨水中c(OH－)，而c(H＋)或c(OH－)越大，水的电离程度越小，故由水电离出的H＋浓度：c盐酸(H＋)小于c氨
水(H ＋)。

氨水与盐酸恰好完全反应生成NH
4Cl
时，所得溶液呈酸性，若充分反应后溶液
呈中性，应使氨水稍过量，则氨水的浓度大于0.01 mol·L－1。

所得溶液呈中性，则有
c(H＋)＝c(OH－)，结合电荷守恒推知c(Cl－)＝c(NH＋4)，故溶液中离子浓度：c(Cl－)＝c(NH＋4)>c(H＋)＝c(OH－)。

(3)①人体血液酸中毒时，可注射NaHCO3溶液缓解，NaOH为强碱，对人体有害，NaCl 和Na2SO4溶液均呈中性。

②CO2－3的一级水解反应为CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－，水解常数
K h＝c HCO－3·c OH－
c CO2－3
＝2×10－4mol·L－1，当溶液中c(HCO－3)︰c(CO2－3)＝2︰1时，
可得c(OH－)＝10－4mol·L－1，故25 ℃时溶液的pH＝10。

(4)向1 L 0.03 mol·L－1的AgNO3溶液中加入1 L 0.01 mol·L－1的NaCl溶液，充分反应后剩余AgNO3，反应后溶液中c(Ag＋)＝0.01 mol·L－1，则该温度下溶液中c(Cl
－)＝K sp AgCl
c Ag＋
＝
1.8×10－10
0.01
mol·L－1＝1.8×10－8mol·L－1。

平衡后，若向该体系中
再加入少量AgCl固体，对AgCl的沉淀溶解平衡无影响，故溶液中c(Cl－)不变。

11．(2021·安徽合肥一六八中学高三检测)传统的定量化学实验受到计量手段的制约而研究范围狭窄、精确度不高，DIS数字化信息系统(由传感器、数据采集器和计算机组成)因为可以准确测量溶液的pH等而在中和滴定的研究中应用越来越广泛深入。

(1)田老师利用DIS系统探究强碱和不同酸的中和反应，实验过程如下：
Ⅰ.分别配制0.100 0 mol·L－1的NaOH、HCl、CH3COOH溶液备用。

Ⅱ.用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液分别滴定10.00 mL 0.100 0 mol·L－1的HCl 和CH3COOH溶液，连接数据采集器和pH传感器。

Ⅲ.由计算机绘制的滴定曲线如图：
①A是盐酸(填“醋酸”或“盐酸”)。

②两曲线图中V1> V2(填“>”“＝”或“<”)，A点和B点，水的电离程度相比一样大(填“A大”“B大”“一样大”或“无法判断”)。

(2)程老师利用DIS系统测定某醋酸溶液的物质的量浓度，以测量溶液导电能力来判断滴定终点，实验步骤如下：用酸式滴定管(填仪器名称)量取20.00 mL醋酸溶液样品，倒入洁净干燥的锥形瓶中，连接好DIS系统，如果锥形瓶中含有少量蒸馏水，是否会影响测量结果？否(填“是”“否”或“不能确定”)。

向锥形瓶中滴加0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液，计算机屏幕上显示溶液导电能力与加入NaOH溶液体积关系的曲线如图乙所示。

①图中b点时，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.05 mol·L－1。

②常温下，若图中某一点pH等于8，则c(Na＋)－c(CH3COO－)的精确值为9.9×10－7(或10－6－10－8) mol·L－1。

[解析] 本题考查酸碱中和滴定及分析、离子浓度的计算。

(1)①NaOH溶液滴定A溶液，V(NaOH)＝0时，0.100 0 mol·L－1 A溶液的pH＝1，则A是盐酸。

②用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液分别滴定10.00 mL 0.100 0 mol·L －1的HCl和CH
3COOH
溶液，当pH＝7时，滴定盐酸消耗10.00 mL NaOH溶液，滴定醋酸消耗NaOH溶液的体积小于10.00 mL，故V1>V2。

A点和B点溶液的pH均为7，溶液中c(OH－)相等，水的电离程度相同。

(2)醋酸溶液呈酸性，应用酸式滴定管量取20.00 mL醋酸溶液。

滴定时，锥形瓶中含有少量蒸馏水，对测量结果无影响。

①根据导电能力与NaOH溶液体积的关系图示分析，图中b点应为滴定终点，此时溶液为CH3COONa溶液，根据物料守恒可得c(CH3COOH)
＋c(CH3COO－)＝c(Na＋)＝0.100 0 mol·L－1×1
2
＝0.05 mol·L－1。

②根据电荷守恒可得
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，则有c(Na＋)－c(CH3COO－)＝c(OH－)－c(H＋)；图中某一点pH等于8，此时c(H＋)＝10－8mol·L－1，c(OH－)＝10－6mol·L－1，代入数据：c(Na＋)－c(CH3COO－)＝10－6mol·L－1－10－8mol·L－1＝(10－6－10－8)mol·L－1＝9.9×10－7mol·L－1。