溶液中粒子濃度（或數(shù)目）大小比較及變化的判斷方法

王星元

1.明確組成溶液的各種粒子成分是基本

首先，明確溶液中各種粒子的成分是基本，否則就無法確定溶液中粒子濃度的大小；其對策是全面考慮電離、水解、及反應(yīng)等.即考慮溶液中所有強(qiáng)弱電解質(zhì)的完全電離、部分電離及鹽中離子的水解，多元弱酸、多元弱酸酸式酸根的分步電離及多元弱酸根的分步水解產(chǎn)生的粒子、留下的粒子；不能遺忘了水電離產(chǎn)生的H+及OH-；還要考慮離子間發(fā)生反應(yīng)生成的粒子等.如：醋酸溶液中存在H2O、CH3COOH

分子及CH3COO-、H+、OH-離子；NaH2PO4、Na2HPO4、Na3PO4溶液中均存在H2O、H3PO4分子及Na+、H2PO-4、HPO2-4、PO3-4、H+、OH-離子；K2S溶液中存在H2O、H2S分子及K+、S2-、HS-、H+、OH-離子.

2.三大守恒確定等量關(guān)系是根本

（1） 電荷守恒：所有溶液均呈電中性，則溶液中所有陽離子所帶正電荷總量等于陰離子所帶負(fù)電荷總量；即Σc（陽離子）×陽離子所帶電荷數(shù)=Σc（陰

離子）×陰離子所帶電荷數(shù).由此可寫出溶液中的電荷守恒式.如NaH2PO4、Na2HPO4、Na3PO4溶液中電荷守恒式均為c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（H2PO-4）+2c（HPO2-4）+3c（PO3-4），K2S及KHS溶液中電荷守恒式均為c（K+）+c（H+）=c（OH-）+c（HS-）+2c（S2-）.

（2 ） 物料守恒：電解質(zhì)溶于水后，某一原子或原子團(tuán)最終可能轉(zhuǎn)化成多種形式的粒子，則各粒子的濃度之和等于其初始（含該原子或原子團(tuán)的粒子）濃度.如0.2 mol/L的CH3COONa溶液中

c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=0.2 mol/L.通常還用兩元素形成的各粒子濃度之和的比等于最初投入物質(zhì)的組成中該兩元素原子個數(shù)比恒定來表達(dá)物料守恒式.如K2S溶液：KS=2，K的存在形式只有K+，S的存在形式有H2S、HS-、S2-，則物料守恒式為：

c（K+）=2c（H2S）+2c（HS-）+2c（S2-）.再如0.1 mol/L Na2CO3溶液與0.1 mol/L NaHCO3溶液等體積混合后：

NaC=32，Na的存在形式只有Na+，C的存在形式有HCO-3、H2CO3、CO2-3，故物料守恒式為2c（Na+）=3c（HCO-3）+3c（H2CO3）+3c（CO2-3）.

（3 ） 質(zhì)子守恒：任何水溶液中，由水電離產(chǎn)生的c（H+）等于由水電離產(chǎn)生的c（OH-）.酸或堿的質(zhì)子守恒式就是其電荷守恒式，通常重點考查的強(qiáng)堿弱酸鹽的質(zhì)子守恒式，一般用下式直接寫出：c（OH-）=c（H+）+Σc（電解質(zhì)的成分結(jié)合H+轉(zhuǎn)化的粒子）× 結(jié)合的H+數(shù) Σc（電解質(zhì)的成分電離H+轉(zhuǎn)化的粒子）×電離的H+數(shù)；即電解質(zhì)的成分轉(zhuǎn)化成其它粒子時每結(jié)合1個H+便產(chǎn)生1個OH-、每電離1個H+便結(jié)合（減少）1個OH-；如K2S溶液：c（OH-）=c（H+）+HS-+2H2S；NaH2PO4溶液：c（OH-）=c（H+）+c（H3PO4）-c（HPO2-4）-2c（PO3-4）.質(zhì)子守恒式也可用物料守恒式及電荷守恒式運算求得，如Na2HPO4溶液：直接寫出質(zhì)子守恒式為： c（OH-）=c（H+）+c（H2PO-4）-2c（H3PO4）-c（PO3-4）；也可根據(jù)物料守恒式①c（Na+）=2c（H3PO4）+2c（HPO2-4）+2c（H2PO-4）+2c（PO3-4），電荷守恒式②c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（H2PO-4）+2c（HPO2-4）+3c（PO3-4）；①-②消去Na+整理得到.

注意：關(guān)于混合溶液中等量關(guān)系的考查，除電荷守恒式外，一般是物料守恒式的整合或物料守恒式與電荷守恒式的綜合整合.

例1室溫下，下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是（）.

A.0.1 mol/L K2S溶液與0.1 mol/L KHS溶液等體積混合

c（S2-）+2c（OH-）=c（HS-）+3c（H2S）+2c（H+）

B.Na2C2O4溶液：

c（OH-）=c（H+）+

c（HC2O-4）+2c（H2C2O4）

C.Na2CO3溶液：c（Na+）+c（H+）=2c（CO2-3）+c（OH-）

D.CH3COONa和CaCl2混合溶液： c（Na+）+

c（Ca2+）=c（CH3COO-）+c（CH3COOH）+2c（Cl-）

解析本題主要考查三大守恒，A可由物料守恒式及電荷守恒式消去（Na+）得到，正確；B為質(zhì)子守恒式，正確；C考查電荷守恒，但漏寫了c（HCO-3），錯；D考查CH3COONa和CaCl2物料守恒式的加合，CaCl2物料守恒式應(yīng)為2c（Ca2+）=c（Cl-），正確關(guān)系應(yīng)為c（Na+）+ 2c（Ca2+）=c（CH3COO-）+c（CH3COOH）+c（Cl-），D錯；答案AB.

3.分清主次，分類比較確定粒子濃度大小是關(guān)鍵

（1） 溶液中粒子（H2O分子不考慮，以下同）濃度的大小可將過程主次分類，使產(chǎn)生的粒子濃度大小也主次分類；過程的主次也決定著粒子濃度的主次變化.強(qiáng)電解質(zhì)的電離及有些反應(yīng)為主，弱電解質(zhì)的電離、鹽中離子的水解為次，多元弱酸的二級電離、多元弱酸根的二級水解、水的電離更次之.粒子的濃度大小也可分為三類：第一類：強(qiáng)電解質(zhì)完全電離產(chǎn)生的離子、弱電解質(zhì)未電離的分子及離子間發(fā)生其它較大量反應(yīng)生成的粒子.第二類：弱電解質(zhì)第一步電離產(chǎn)生的離子，鹽類第一步水解產(chǎn)生的粒子.第三類：弱電解質(zhì)第二步電離產(chǎn)生的離子、鹽類第二步水解產(chǎn)生的粒子及水電離產(chǎn)生的H+、OH-.如K2S溶液：K2S電離為主，電離產(chǎn)生的K+、S2-為一類，S2-水解為次，水解產(chǎn)生的HS-、OH-為二類；HS-水解及H2O電離更次之，產(chǎn)生的H2S、H+為三類；S2-水解每產(chǎn)生一個HS-便產(chǎn)生一個OH-，S2-+H2OHS-+OH- ，HS-水解HS-+H2OH2S+OH- 使c（HS-）減小，c（OH- ）增大；故有關(guān)離子濃度大小關(guān)系為：

c（K+）>c（S2-）>c（OH-）>c（HS-）> c（H+）.

（2） 同濃度的弱酸及該弱酸的強(qiáng)堿鹽組成的混合溶液中：未電離的弱酸及主要過程鹽電離產(chǎn)生的弱酸根為一類粒子，其中弱酸的電離及弱酸根的水解再分主次，若弱酸的電離為主弱酸根的水解為次，則溶液呈酸性，如CH3COOH、CH3COONa混合溶液，有關(guān)粒子濃度大小關(guān)系為：c（CH3COO-）>c（Na+）> c（CH3COOH） >c（H+）>c（OH-）；若弱酸根的水解為主弱酸的電離為次，則溶液呈堿性；如HCN、NaCN混合溶液，有關(guān)粒子濃度大小關(guān)系為：c（HCN）>c（Na+）>c（CN-）>c（OH-）>c（H+）.再如0.2 mol/L CH3COONa與0.1 mol/L HCl等體積混合后：完全電離產(chǎn)生的離子為Na+、CH3COO-、Cl-、H+，由于發(fā)生主要反應(yīng)CH3COO-+H+CH3COOH，則主要過程產(chǎn)生的c（Na+）為0.1 mol/L，c（CH3COO-）、c（CH3COOH）、c（Cl-）均為0.05 mol/L；再考慮次要過程的主要方面CH3COOHCH3COO-+H+；則c（CH3COO-）略增，大于0.05 mol/L；c（CH3COOH）略減，小于0.05 mol/L；故有關(guān)粒子濃度大小關(guān)系為c（Na+）>c（CH3COO-）>（Cl-）>（CH3COOH）>c（H+）>c（OH-）.

注意：①一般未特加說明，同濃度的弱酸及該弱酸的強(qiáng)堿鹽組成的混合溶液，弱酸的電離為主，溶液呈酸性；同濃度的弱堿及該弱堿的強(qiáng)酸鹽組成的混合溶液，弱堿的電離為主

，溶液呈堿性.

②pH=a的酸與PH=b的堿（a+b=14）[即酸溶液中的c（H+）等于堿溶液中的c（OH-）]兩溶液等體積混合后，弱者過量，過量的弱者電離為主，溶液顯示弱者的性質(zhì).如pH=1的CH3COOH與PH=13的NaOH溶液等體積混合后，CH3COOH過量，形成CH3COOH及CH3COONa的混合溶液，CH3COOH的電離為主，CH3COO-的水解為次，溶液呈酸性；離子濃度大小為c（CH3COO-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-）.

（3） 弱酸的酸式鹽溶液中，主要過程為電離產(chǎn)生的一類離子，酸式酸根的次要過程電離、水解再分主次，若酸式酸根的電離為主水解為次，則溶液呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4等.若酸式酸根的水解為主電離為次，則溶液呈堿性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等.有關(guān)一些粒子濃度大小關(guān)系：如NaHSO3溶液中：c（SO2-3）>c（H2SO3）且c（Na+）>c（HSO-3）>c（H+）>c（OH-）；NaHCO3溶液中c（H2CO3）>c（CO2-3）且c（Na+）>c（HCO-3）>c（OH-）>c（H+）.

4.促進(jìn)、抑制水解或電離引起粒子濃度的增減是難點

（1）決定弱電解質(zhì)的電離程度及鹽的水解程度均由其本質(zhì)決定，以此可比較同濃度不同電解質(zhì)溶液中一些離子濃度的大小.一定濃度一定體積的電解質(zhì)正鹽溶液中，若僅一價陰離子水解，溶液顯堿性，c（OH-）增大c（H+）減小，則溶液中陽離子總數(shù)減少（減少的是H+數(shù)），溶液中陰陽離子總數(shù)也減少；且水解程度越大離子總數(shù)減少的越多.若僅一價陽離子水解可用上述方法同樣分析比較.若僅二價陰離子（用B2-表示）水解：B2-+H2OHB-+OH- ，每一個B2-水解產(chǎn)生一個HB-及一個OH-（共兩個），則陰離子總數(shù)增加，由于水解顯堿性，使得c（H+）減少，則陽離子總數(shù)減少；因二價陰離子水解使陰離子總數(shù)增加起主導(dǎo)作用，則陰陽離子總數(shù)增加.二價陽離子水解及三價離子水解同上述分析.如：同濃度同體積的NaF及CH3COONa（酸性：HF>CH3COOH）兩溶液中離子總數(shù)分別為n1及n2，則可判斷c（F-）>c（CH3COO-）及n1>n2.其方法是：由于F-的水解程度小于CH3COO-的水解程度，故c（F-）>c（CH3COO-）；兩溶液中陰陽離子均為一價離子，根據(jù)離子電荷守恒，陽離子總數(shù)等于陰離子總數(shù)；又兩溶液中Na+數(shù)相同，陽離子總數(shù)只需比較H+數(shù)即可，因NaF溶液堿性比CH3COONa溶液堿性弱，則NaF溶液中c（H+）大，H+數(shù)必然多，故n1>n2.再如將0.1 mol下列物質(zhì)：a.Mg（OH）2、 b.KCl、c.CuSO4、d.Na2CO3、e.Ba（OH）2、f.CH3COONa分別投入1 L水中，則可判斷所得溶液中：①陽離子總數(shù)由多到少的順序是

d>c>b>f>e>a，②陰陽離子總數(shù)由多到少的順序是d>e>c>b>f>a.判斷方法是：①根據(jù)難溶及易溶物電離的陽離子個數(shù)分三類：最多的是d，難溶物a最少，剩余的b、c、e、f為一類；由于c中Cu2+水解使陽離子總數(shù)增多，b、e、f中K+、Ba2+、Na+數(shù)一樣多，則總數(shù)由H+數(shù)多少決定，

c（H+）大者總數(shù)多，故陽離子總數(shù)有

d>c>b>f>e>a，②同理可分三類：難溶物a最少，最多的是d、e，由于d中二價陰離子CO2-3水解使離子總數(shù)增多，則d>e，剩余b、c、f為一類，c中Cu2+水解使離子總數(shù)增多，f中CH3COO-水解使離子總數(shù)減少，故陰陽離子總數(shù)有d>e>c>b>f>a.

（2） 加熱，弱電解質(zhì)的電離及鹽的水解程度均增大.

（3） 加水稀釋：弱電解質(zhì)的電離及鹽的水解程度均增大，電離或水解產(chǎn)生的粒子數(shù)目均增加，但電離或水解產(chǎn)生的粒子濃度均減小.強(qiáng)電解質(zhì)溶液加水稀釋n倍后，強(qiáng)電解質(zhì)電離產(chǎn)生的陰陽離子濃度變?yōu)樵瓉淼?/n，弱電解質(zhì)溶液加水稀釋n倍后，弱電解質(zhì)電離程度增大，產(chǎn)生的陰陽離子濃度比原來的小，但大于原來的1/n.

（4）同離子效應(yīng)可抑制弱電解質(zhì)的電離或鹽的水解.

例2下列說法正確的是（）.

A.pH=a的氨水溶液加水稀釋10倍后，pH=b，則a=b+1

B.25℃，將0.1 mol/L NaHCO3溶液加水稀釋后，n（H+）與n（OH-）的乘積變大

C.將NaHCO3溶液的溫度升高，c（HCO-3）增大

D.加水稀釋0.1 mol/L CH3COOH溶液，溶液中c（H+）c（CH3COOH）增大

解析A.NH3·H2O是弱電解質(zhì)，加水稀釋電離程度增大，

n（OH-）增多，稀釋10倍，c（OH-）大于原來的1/10，則b>a-1，故A錯.B加水稀釋c（H+）×c（OH-）不變，由于體積增大，故n（H+）×n（OH-）增大，正確.C升高溫度，HCO-3電離程度及水解程度均增大，則c（HCO-3）減小，C錯.D加水稀釋，c（H+）、c（CH3COOH）均減小，由于同一溶液體積相同，則c（H+）與c（CH3COOH）之比等于n（H+）與n（CH3COOH）之比，加水稀釋電離程度增大，n（H+）增大，n（CH3COOH）減少，故c（H+）c（CH3COOH）增大，D正確.答案BD.

（5）鹽中陰陽離子均水解，則相互促進(jìn)，陰陽離子的水解程度均增大.如CH3COONH4溶液中，NH+4水解產(chǎn)生H+，CH3COO-水解產(chǎn)生OH-，H+與OH-結(jié)合成H2O，促使NH+4及CH3COO-水解程度均增大.鹽中兩陽離子或兩陰離子均水解，則相互抑制，兩陽離子或兩陰離子水解程度均減小，如NH4Al（SO4）2溶液，NH+4及Al

3+水解均產(chǎn)生H+，相互抑制，水解程度均減小.再如判斷0.1 mol/L的溶液：a.NH4Clb.CH3COONH4、c.NH3·H2O、d.（NH4）2SO4、e.NH4HSO4、f.NH4Al（SO4）2、g.（NH4）2CO3、h.（NH4）2Fe（SO4）2，則c（NH+4）由大到小的順序為：h>d>g>e>f>a>b>c；判斷方法是：根據(jù)主要過程電離產(chǎn)生的NH+4數(shù)分為三類，1 mol溶質(zhì)能電離產(chǎn)生2 mol NH+4的dgh為一類，產(chǎn)生1 mol NH+4的abef為二類，極少電離的c為三類.一類中h的Fe2+水解抑制了NH+4的水解，g的CO2-3的水解促進(jìn)了NH+4的水解，故h>d>g.二類中e電離的大量H+較大程度的抑制了NH+4的水解，f中Al3+水解產(chǎn)生的H+較小程度抑制了NH+4的水解，b中CH3COO-的水解促進(jìn)了NH+4的水解，故e>f>a>b，綜合三類情況則有h>d>g>e>f>a>b>c.

例3下列離子濃度大小比較錯誤的是（）.

A. 0.1 mol/L的a.Na3PO4、 b.Na2HPO4、 c.NaH2PO4、 d.H3PO4、e.（NH4）3PO4

溶液中c（PO3-4）由大到小的順序是aebcd

B. 0.1 mol/L的a.Na2S、 b.NaHS、 c.NH4HS、

d.H2S、e.（NH4）2S溶液中c（H2S）由大到小的順序是dcbea

C.pH=2的CH3COOH溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合后

c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+）

D.0.2 mol/L CH3COOH與0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合后c（CH3COO-）>c（Na+）>（CH3COOH）> c（H+）>c（OH-）

解析由上述（4）分析，A、B正確；C混合后CH3COOH過量，電離為主，溶液呈酸性，C錯；D混合后形成同濃度CH3COOH、CH3COONa混合溶液，見上面3中（2）的分析，正確； 答案C

5.酸堿滴定過程中特定點粒子濃度大小關(guān)系是要點

以酸堿中和滴定過程為情景，判斷一些特定點（如始點、中和點，中性點、終點、半中和點，倍中和點等）溶液中粒子濃度大小關(guān)系是近幾年高考的熱點，常結(jié)合中和滴定曲線進(jìn)行考查.始點：常根據(jù)pH判斷一定濃度的酸（或堿）的強(qiáng)弱或確定強(qiáng)酸（或強(qiáng)堿）的濃度，中和點：指酸堿恰完全中和生成正鹽，此點由鹽的性質(zhì)確定離子濃度大小關(guān)系；中性點：指此時溶液呈中性，

c（H+）=c（OH-）；半中和點及倍中和點：指酸（堿）被中和一半或酸（堿）溶液過量一倍，此時由等物質(zhì)的量濃度的鹽和酸或鹽和堿組成的混合溶液，一般此時溶液的酸堿性顯示含有過量酸（或堿）的性質(zhì).

例4常溫下，向20 mL 0.1 mol/L的NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol/L的NaOH溶液至V mL，溶液中有關(guān)粒子濃度關(guān)系錯誤的是（）.

A.V=0 mL時， c（H+）>c（SO2-4）>c（NH+4）>c（OH-）

B.V=20 mL時， c（Na+）=c（SO2-4）>c（NH+4）>c（H+）>c（OH-）

C.當(dāng)溶液呈中性時，則V>20 mL， c（Na+）>c（SO2-4）>c（NH+4）>c（H+）=c（OH-）

D.V=40 mL時， c（Na+）>c（SO2-4）>c（NH3·H2O）>c（NH+4）>c（OH-）>c（H+）

解析V=0時，主要過程NH4HSO4電離產(chǎn)生的c（H+）、c（SO2-4）、c（NH+4）相等，由于次要過程c（NH+4）水解，則c（H+）增大、c（NH+4）減小，A正確； V=20 mL時， 恰反應(yīng)生成等物質(zhì)的量的Na2SO4、（NH4）2SO4，主要過程電離產(chǎn)生的c（Na+）、c（SO2-4）、c（NH+4）相等，由于次要過程c（NH+4）水解溶液呈酸性，c（NH+4）減小，B正確；V=20 mL時溶液呈酸性，當(dāng)溶液呈中性，則NaOH溶液略過量，則V>20mL，由于過量的NaOH要與NH+4反應(yīng)使c（NH+4）減小，則C正確；V=40 mL時，恰反應(yīng)生成等物質(zhì)的量濃度的Na2SO4及NH3·H2O，NH3·H2O極少電離產(chǎn)生等量的NH+4及OH-，又H2O還要電離產(chǎn)生OH-，則粒子濃度大小關(guān)系為 c（Na+）>c（SO2-4）>c（NH3·H2O）>c（OH-）>c（NH+4）>c（H+），故D錯誤，答案D.

圖1

例5常溫下，向100 mL 0.01 mol/L HA的溶液中逐滴加入0.02 mol/L MOH溶液，如圖1所示，曲線表示混合溶液的pH變化情況（溶液體積變化忽略不計）.下列有關(guān)粒子濃度大小比較不正確的是（）.

A.當(dāng)V（MOH）=50 mL時，（A-）>（M+）>（H+）>（OH-）

B.N點，（A-）=（M+）>（H+）=（OH-）

C.若K點對應(yīng)的溶液的pH=10，則有：c（M+）>c（A-）>c（OH-）>c（MOH）>c（H+）

D.K點，c（MOH）+c（OH-）-c（H+）=0.005 mol/L

解析由始點可判斷HA為強(qiáng)酸，由中性點，MOH過量，可判斷MOH為弱堿.當(dāng)V（MOH）=50 mL時為中和點，酸堿恰反應(yīng)生成MA，M+水解呈酸性，A正確；B正確；K點形成同濃度的MA及MOH的混合溶液，由于MOH極少電離，則有關(guān)粒子濃度大小關(guān)系為：c（M+）>c（A-）>c（MOH）>

c（OH-）>c（H+），C錯誤；在K點時混合溶液體積是堿溶液的2倍，根據(jù)物料守恒結(jié)合溶液體積變化知，c（MOH）+c（M+）=0.01 mol/L，c（A-）=

0.005 mol/L；根據(jù)電荷守恒得c（M+）+c（H+）=c（OH-）+c（A-），則

c（MOH）+c（OH-）-c（H+）=0.01 mol/L-c（A-）=0.01 mol/L-0.005 mol/L=0.005 mol/L，故D正確；答案C.

銜接練習(xí)：

1.下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中離子濃度大小關(guān)系正確的是（）.

A.NaHSO4溶液中有：c（H+）=c（SO2-4）+c（OH-）

B.0.1 mol/L CH3COOH與0.1 mol/L CH3COONa等體積混合后（CH3COOH）+2c（H+）=c（CH3COO-）+2c（OH-）

C.0.1 mol/L NH4Cl溶液與0.1 mol/L氨水等體積混合（pH> 7）：

c（NH3·H2O）>c（NH+4）>c（Cl-）>c（OH-）

D.0.1 mol/L Na2C2O4溶液與0.1 mol/L HCl溶液等體積混合（H2C2O4為二元弱酸），2c（C2O2-4）+c（HC2O-4）+c（OH-）= c（Na+）+c（H+）

2.下列說法正確的是（）.

A.已知酸性HF>HCN，則等體積，相同物質(zhì)的量濃度的NaF及NaCN溶液中離子總數(shù)前者大于后者.

B.等體積，相同物質(zhì)的量濃度的Na2SO3及Na2SO4溶液中，陰離子總數(shù)前者大于后者，陽離子總數(shù)前者小于后者.

C.pH=2的酸HnA與pH=12的堿B（OH）m溶液等體積混合后溶液的pH=9，若溶液中只有一種離子水解，

則水解的離子方程式為An-+H2OA（n-1）-+OH-

D. 0.1 mol/L CH3COOH溶液與0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：

c（OH-）>c（H+）+c（CH3COOH）

3.25℃時，有c（CH3COOH）+c（CH3COO-）= 0. 1 mol·L-1的一組醋酸、醋酸鈉混合溶液，溶液中c（CH3COOH）、c（CH3COO-）與pH 的關(guān)系如圖2所示.下列有關(guān)溶液中離子濃度關(guān)系的敘述不正確的是（）.

圖2

A. pH=5.5的溶液中：

c（CH3COOH）>c（CH3COO-）>c（H+）>c（OH-）

B.W點所表示的溶液中：

c（Na+）+c（H+）= c（CH3COOH）+c（OH-）

C. pH = 3. 5 的溶液中：

c（Na+） +c（H+） -c（OH-） +c（CH3COOH）=0.1 mol·L-1

D. 向W點所表示的1. 0 L溶液中通入0. 05 mol HCl 氣體（溶液體積變化可忽略）： c（CH3COOH）+

2c（H+）=c（CH3COO-）+2c（OH-）+2c（Cl-）

4.室溫下，用0.100 mol/L NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.100 mol/L 的鹽酸和醋酸，滴定曲線如圖所示， 下列說法正確的是（ ）.

A.Ⅱ表示的是滴定鹽酸的曲線

B.PH=7時，滴定醋酸消耗V（NaOH）小于20 mL

C.V（NaOH） =20 mL時，c（Cl-）=c（CH3COO- ）

D.V（NaOH）=10mL時，醋酸溶液中：

c（Na+ ）>c（CH3COO- ）

>c（H+ ）>c（OH- ）

參考答案：

1.AB2.AB3.A

（收稿日期：2015-01-10）