常温下，用 0.1000 mol·L -1 NaOH溶液滴定 20.00mL0.1000 mol·L -1 某一元弱酸HA溶液滴定曲线如图。下列说法正确的是
A. 点①所示溶液中： c (A － )＋ c (OH － ) ＝ c (HA) ＋ c (H ＋ )B. 点②所示溶液_百度作业帮
常温下，用 0.1000 mol·L -1 NaOH溶液滴定 20.00mL0.1000 mol·L -1 某一元弱酸HA溶液滴定曲线如图。下列说法正确的是
A. 点①所示溶液中： c (A － )＋ c (OH － ) ＝ c (HA) ＋ c (H ＋ )B. 点②所示溶液
常温下，用 0.1000 mol·L -1 NaOH溶液滴定 20.00mL0.1000 mol·L -1 某一元弱酸HA溶液滴定曲线如图。下列说法正确的是
A. 点①所示溶液中： c (A － )＋ c (OH － ) ＝ c (HA) ＋ c (H ＋ )B. 点②所示溶液中： c (Na ＋ ) =
c (HA) ＋ c (A － )C. 点③所示溶液中： c (Na ＋ ) &
c (A － )&
c (OH － ) &
c (H ＋ )D. 滴定过程中可能出现： c (HA) &
c (A － ) &
c (H ＋ ) &
c (OH － )&
c (Na ＋ )
本题主要考查的是粒子浓度大小的比较。A项，处于点①时，酸过量，根据电荷守恒，则有 c (H + )= c (OH - )+ c (A - )；B项，在点②时，pH=7，仍没有完全反应，算过量， c (Na + )& c (A - )+ c (HA)；C项，当V(NaOH)=20.00ml时，两者完全反应，此时由于HA - 的水解，溶液呈碱性，但水解程度是微弱的， c (Na + )& c (A - )& c (OH - )& c (H + )，正确；D项，在滴定过程中，当NaOH的量少时，不能完全中和醋酸，则有 c (HA) &
c (A － ) &
c (H ＋ ) &
c (OH － ) ＋ )&，故D错误。 综上分析可知，本题选C项。当前位置：
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常温下，用0.1000mol/L&NaOH溶液分别滴定20.00mL&0.1000mol/L&盐酸和20.00mL&0.1000mol/L&醋酸溶液，得到2条滴定曲线，如图所示．若以HA表示酸，下列说法正确的是（　　）A．滴定盐酸的曲线是图2B．达到B、D状态时，两溶液中离子浓度均为&c（Na+）=c（A-）C．达到B、E状态时，反应消耗的n（CH3COOH）＞n（HCl）D．当0&mL＜V（NaOH）＜20.00&mL时，对应混合溶液中各离子浓度由大到小的顺序均为&c（A-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-）
题型：单选题难度：中档来源：丰台区一模
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据魔方格专家权威分析，试题“常温下，用0.1000mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mL0.1000mol/L盐..”主要考查你对&&弱电解质的电离，粒子浓度大小的比较，沉淀溶解平衡，溶液pH的有关计算&&等考点的理解。关于这些考点的“档案”如下：
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弱电解质的电离粒子浓度大小的比较沉淀溶解平衡溶液pH的有关计算
定义：在一定温度、浓度的条件下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，电离过程就到了电离平衡状态，叫弱电解质的电离平衡。电离平衡的特征：(1)等：(2)动：的动态平衡(3)定：条件一定，分子与离子浓度一定。 (4)变：条件改变，平衡破坏，发生移动。 离子浓度大小比较方法：
(1)考虑水解因素：如溶液 所以(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的三种溶液中，由大到小的顺序是c&a&b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。如相同浓度的的混合液中，离子浓度顺序为：的电离程度大于的水解程度。盐溶液的“三大守恒”: ①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：推出：②物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中nc(Na+)：nc(C)＝1：1，推出：③质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：(2)粒子浓度大小比较的方法： ①单一溶液中离子浓度大小的比较 A. 一元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是： c(不水解离子)&c(水解离子)&c(显性离子)&c(水电离出的另一离子) 如：在CH3COONa溶液中各离子浓度大小关系： B. 二元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是： c(不水解离子)&c(水解离子)&c(显性离子)& c(二级水解离子)&c(水电离出的另一离子) 如：Na2CO3溶液中离子浓度的关系： ②比较不同电解质溶液中同一种粒子浓度的大小。应注意弱酸、弱碱电离程度的大小以及影响电离度的因素，盐类水解及水解程度对该粒子浓度的影响。 ③比较经过反应化学反应后离子浓度的大小： A. 确定电解质溶液的成分 B. 确定溶液中含哪些粒子(分子、离子)，此时要考虑物质的电离和水解情况 C. 确定各种粒子的浓度或物质的量的大小 D. 根据题目要求做出判断 注：要抓住“两小”。即弱电解质电离程度小，故未电离的弱电解质分子数远多于已电离出离子数目；盐的水解程度小，故未水解的粒子数目远多于水解生成的粒子数目 沉淀溶解平衡:1、定义：在一定条件下，当难容电解质的溶解速率与溶液中的有关离子重新生成沉淀的速率相等，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。 例如:2、沉淀溶解平衡的特征： (1)逆：沉淀溶解平衡是可逆过程。 (2)等： (3)动：动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率相等且不为零。 (4)定：达到平衡时，溶液中各离子的浓度保持不变， (5)变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 3、沉淀溶解平衡的影响因素 (1)内因：难溶电解质本身的性质。 (2)外因 a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但不变。 b.温度：多数难溶电解质溶于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时变大。 c.同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入含原体系中某离子的物质，平衡向沉淀生成的方向移动，但不变。 d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系巾某些离子反应生成更难溶的物质或气体的物质，平衡向溶解的方向移动，不变。沉淀溶解平衡的应用：
1．沉淀的生成 (1)意义：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。 (2)方法 a．调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使转变为沉淀而除去。 &b．加沉淀剂法：如以等作沉淀剂，使某些金属离子如等生成极难溶的硫化物 等沉淀，也是分离、除杂常用的方法。说明：化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于时即沉淀完全。 2．沉淀的溶解 (1)意义：在实际工作中，常常会遇到需要使难溶物质溶解的问题、根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去沉淀溶解平衡体系中的相应离子，使平衡就会向沉淀溶解的方向移动，使沉淀溶解。 (2)方法 a．生成弱电解质：加入适当的物质，使其与沉淀溶解平衡体系中的某离子反应生成弱电解质。如向沉淀中加入溶液，结合生成使的溶解平衡向右移动。 b．生成配合物：加入适当的物质，使其与沉淀反应生成配合物。如:c．氧化还原法：加入适当的物质，使其与沉淀发生氧化还原反应而使沉淀溶解。d．沉淀转化溶解法：本法是将难溶物转化为能用上述三种方法之一溶解的沉淀，然后再溶解：如向中加入饱和溶液使转化为再将溶于盐酸。 3．沉淀的转化 (1)实质：沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。&例如&(2)沉淀转化在工业上的应用在工业废水处理的过程中，用FeS等难溶物作沉淀剂除去废水中的重金属离子．固体物质的溶解度:
绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。不同的固体物质在水中的溶解度差别很大，可将物质进行如下分类：溶液pH的计算方法：
总体原则 (1)若溶液为酸性，先求C(H+)，再求pH； (2)若溶液为碱性，先求C(OH-)，再由，最后求pH。 1．单一溶液pH的计算 (1)强酸溶液，如溶液，设溶质的物质的量浓度为(2)强碱溶液，如溶液，设溶质的物质的量浓度为2．两强酸混合后pH的计算 由先求出混△后的再根据公式求pH。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0．3。如pH=3和pH=5的盐酸等体积混合后，pH=3．3。 3．两强碱混合后pH的计算由先求出混台后的再通过求出混合后的c(H+)，最后求pH。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0．3。如pH=9和pH=11的烧碱溶液等体积混合后， pH=10．7。4．强酸与强碱混合后pH的计算强酸与强碱混合的实质是中和反应即中和后溶液的pH有以下几种情况： (1)若恰好中和，pH=7。 (2)若剩余酸，先求中和后的c(H+)，再求pH。 (3)若剩余碱，先求中和后的c(OH-)，再通过求出最后求pH.注意:强酸与强碱等体积混合后溶液酸碱性的判断规律： ①若二者pH之和为14，则混合后的溶液呈中性， pH=7②若二者pH之和大于14，则混合后的溶液呈碱性 ③若二者pH之和小于14，则混合后的溶液呈酸性， 5．溶液稀释后求pH(1)对于强酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大1 个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大不足一个单位。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 (2)对于强碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小1 个单位；对于弱碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小不足一个单位。无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。例如：pH=6的HCl溶液稀释100倍，溶液pH≈7 (不能大于7)； pH=8的NaOH溶液稀释100倍，溶液pH≈7(不能小于7)： pH=3的HCl溶液稀释100倍，溶液pH=5； pH=10的NaOH溶液稀释100倍，溶液pH=8。 注意：弱酸、弱碱的稀释：在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范同。例如：pH=3的溶液稀释100倍，稀释后pH=10的溶液稀释100倍，稀释后8&pH=3的酸溶液稀释100倍，稀释后pH=10的碱溶液稀释100倍，稀释后
发现相似题
与“常温下，用0.1000mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mL0.1000mol/L盐..”考查相似的试题有：
141370776389280321717413279677442常温下,用0.1MOL/L的NAOH滴定20ML.0.1MOL/L的HAC溶液.当V（NAOH）=10ML时.溶液中：C（AC-）+2C(OH-)=C(HAC)+2C(H+) 为什么是对的?_百度作业帮
常温下,用0.1MOL/L的NAOH滴定20ML.0.1MOL/L的HAC溶液.当V（NAOH）=10ML时.溶液中：C（AC-）+2C(OH-)=C(HAC)+2C(H+) 为什么是对的?
常温下,用0.1MOL/L的NAOH滴定20ML.0.1MOL/L的HAC溶液.当V（NAOH）=10ML时.溶液中：C（AC-）+2C(OH-)=C(HAC)+2C(H+) 为什么是对的?
质子守恒？。那不应该是：(OH-)=(H+)+(HAC)么？4发现相似题（2014?长沙模拟）常温下，用0.1000mol?L-1 NaOH溶液分别滴定20.00mL 0.1000mol?L-1 HA和HB溶液，得到2条_百度知道
A．根据图象可知，浓度为0.1000mol/L的HA、HB的pH分别为：1、3，则说明HA完全电离，为强酸，而HB部分电离，为弱酸，故A错误；B．HA为强酸，图1中进入amL氢氧化钠溶液时溶液显示中性可知a=20mL；图2中E点氢氧化钠溶液体积与HB的体积相等，二者浓度也相等，根据物料守恒可知：c（Na+）=c（B-）+c（HB），故B正确；C．达到B、D点时，两溶液的pH均为7，由于HA为强酸，则n（HA）=n（NaOH），HB为弱酸，溶液pH=7时，消耗的n（HB）＜n（NaOH），所以反应消耗的n（HA）＞n（HB），故C错误；D．达到E点后，滴加氢氧化钠溶液，此时溶液为HB和NaOH的混合液，如果氢氧化钠加入到一定量，则可能出现：c（B-）＜c（OH-），溶液中离子浓度关系为：c（Na+）＞c（OH-）＞c（B-）＞c（H+），故D错误；故选B．
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