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滴定反应中“分布分数”曲线的分析
【知识网络 悉考点】
【真题研析 明方向】
1．(2025·甘肃卷)氨基乙酸(NH2CH2COOH)是结构最简单的氨基酸分子，其分子在水溶液中存在如下平衡：
+NH3CH2COOH+NH3CH2COO－NH2CH2COO－
pK1＝2.4 pK1＝9.6
在25℃时，其分布分数δ[如δ(NH2CH2COO－)＝]
与溶液pH关系如图1所示。在100 mL 0.01 mol·L－1 +NH3CH2COOH· Cl－溶液中逐滴滴入0.1 mol·L－1NaOH溶液，溶液pH与NaOH溶液滴入体积的变化关系如图2所示。下列说法错误的是(　　)
A．曲线Ⅰ对应的离子是+NH3CH2COOH
B．a点处对应的pH为9.6
C．b点处c(+NH3CH2COOH)＝c(NH2CH2COO－)
D．c点处2c(+NH3CH2COOH)＋c(+NH3CH2COO－)＋c(H＋)＝c(OH－)
2．(2024·新课标卷)常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中，分布系数δ与pH的变化关系如图所示。[比如：δ(CH2ClCOO－)＝]，下列叙述正确的是( )
A．曲线M表示δ(CHCl2COO－)～pH的变化关系
B．若酸的初始浓度为0.10 mol·L－1，则a点对应的溶液中有c(H+)＝c(CHCl2COO－)＋c(OH－)
C．CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10－1.3
D．pH＝2.08时，＝
3．(2024·山东卷)常温下Ag(I)－CH3COOH水溶液体系中存在反应：Ag+＋CH3COO－CH3COOAg(aq)，平衡常数为K。已初始浓度c0(Ag+)＝c0(CH3COOH)＝0.08mol·L－1，所有含碳物种的摩尔分数与pH变化关系如图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法正确的是( )
A．线Ⅱ表示CH3COOH的变化情况 B．CH3COOH的电离平衡常数Ka＝10－n
C．pH＝n时，c(Ag＋)＝ mol·L－1 D．pH＝10时，c(Ag+)＋c(CH3COOAg)＝0.08 mol·L－1
4．(2024·浙江6月)室温下，H2S水溶液中各含硫微粒物质的量分数δ随pH变化关系如下图[例如δ(H2S)＝]。已知：Ksp(FeS)＝6.3×10－18，Ksp[Fe(OH)2]＝4.9×10－17。下列说法正确的是(　　)
A．溶解度：FeS大于Fe(OH)2
B．以酚酞为指示剂(变色的pH范围8.2～10.0)，用NaOH标准溶液可滴定H2S水溶液的浓度
C．忽略S2－的第二步水解，0.1 mol·L－1的Na2S溶液中S2－水解率约为62%
D． 0.010 mol·L－1的FeCl2溶液中加入等体积0.20 mol·L－1的Na2S溶液，反应初始生成的沉淀是FeS
【核心考点精讲 固基础】
分布系数图像是酸碱中和滴定曲线的一种变式，常以pH、分布系数(δ)为横、纵坐标，结合滴定实验数据绘制出关系曲线，这里分布系数(δ)代表组分的平衡浓度占总浓度的比值
1．一元弱酸的分布分数——以“弱酸HA”为例
25 ℃时，向某浓度的弱酸HA溶液中逐滴加入一定浓度的NaOH溶液，所得溶液中2种微HA、A－的物质的量分数(δ)与pH的关系如图所示
弱酸HA的分布分数
曲线的规律 ①δ0代表HA，δ1代表A－②随着pH增大，溶质分子(HA)浓度不断减小，离子(A－)浓度逐渐增大③当pH＜4.76时，主要存在形式是HA；当pH＞pKa时，主要存在形式是A－④根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式，pH由2到6发生反应的离子方程式：HA＋OH－===A－＋H2O
交叉点 A点：pH＝4.76时，c(HA)＝c(A－)，Ka＝＝c(H＋)＝10－4.76
2．二元弱酸的分布分数——以“弱酸H2A”为例
25 ℃时，向某浓度的弱酸H2A溶液中逐滴加入一定浓度的NaOH溶液，所得溶液中3种微H2A、HA－、A2－的物质的量分数(δ)与pH的关系如图所示
弱酸H2A的分布分数
曲线的规律 ①δ0代表H2A，δ1代表HA－，δ2代表A2－②当溶液的pH＝1.2时δ0＝δ1；当pH＝4.2时δ1＝δ2；当pH＜1.2时，H2A占优势；当1.2＜pH＜4.2时，HA－占优势；当pH＞4.2时，A2－为主要存在形式③根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式，pH由4到6发生反应的离子方程式：HA－＋OH－===A2－＋H2O
交叉点 ①A点：当pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)，Ka1＝＝c(H＋)＝10－1.2　②C点：当pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)，Ka2＝＝c(H＋)＝10－4.2　③B点：c(H2A)＝c(A2－)，Ka1×Ka2＝×＝＝c2(H＋) 则c(H＋)＝＝＝10－2.7，pH＝2.7　
判断NaHA酸碱性的方法 方法1：利用Ka1和Ka2，比较NaHA的水解常数Kh(HA－)＝＝＝10－(14－1.2) Ka2＝10－4.2，即可判断NaHA溶液显酸性方法2：δ1为HA－分布系数，当最大时可以认为全部是NaHA，此时横坐标为酸性，可以判定NaHA溶液显酸性
3．三元弱酸的分布分数——以“弱酸H3A”为例
25 ℃时，向某浓度的弱酸H3A溶液中逐滴加入一定浓度的NaOH溶液，所得溶液中4种微H3A、H2A－、HA2－、A3－的物质的量分数(δ)与pH的关系如图所示
弱酸H2A的分布分数
曲线的规律 ①δ0代表H3A，δ1代表H2A－，δ2代表HA2－，δ3代表A3－②当溶液的pH＝2时δ0＝δ1，pH＝7.1时δ1＝δ2，pH＝12.2时δ2=δ3；当pH＜2时，H3A占优势；当2＜pH＜7.1时，H2A－占优势；当7.1＜pH＜12.2时，HA2－占优势；当pH＞12.2时，A3－为主要存在形式③根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式，pH由11到14发生反应的离子方程式：HA2－＋OH－===A3－＋H2O
交叉点 ①当pH＝2时，c(H3A)＝c(H2A－)，Ka1＝＝c(H＋)＝10－2　②当pH＝7.1时，c(H2A－)＝c(HA2－)，Ka2＝＝c(H＋)＝10－7.1　③当pH＝12.2时，c(HA2－)＝c(A3－)，Ka3＝＝c(H＋)＝10－12.2　
应用 ①判断0.1 mol·L－1NaH2A溶液的酸碱性 Kh(H2A－)＝＝＝10－12＜Ka2＝10－7.1，溶液呈酸性②判断0.1 mol·L－1Na2HA溶液的酸碱性 Kh(HA2－)＝＝＝10－6.9＞Ka3＝10－12.2，溶液呈碱性
【精准演练 提能力】
1．25 ℃，用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定某二元弱酸H2A，pH、粒子的分布分数δ[如δ(A2－)＝]与的关系如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．Ⅱ线表示的δ(A2－)变化曲线
B．＝1时，c(Na＋)＞c(HA－)＞c(H2A)＞c(A2－)
C．＝1.5时，3(Na＋)＝2[c(HA－)＋c(H2A)＋c(A2－)]
D．a、b，c、d、e、f六点溶液中，f中水的电离程度最大
2．甘氨酸(NH2CH2COOH)是人体必需氨基酸之一，25 ℃时，甘氨酸溶液中NHCH2COOH、NH2CH2COOH、NH2CH2COO－的分布分数与溶液pH关系如下图所示(分布分数即各组分的平衡浓度占总浓度的分数)。下列说法不正确的是(　　)
A．pH＝2.35，c(NH2CH2COOH)＝c(NHCH2COOH)
B．曲线b代表NH2CH2COOH，曲线c代表NH2CH2COO－
C．NH2CH2COOH(aq)＋H2O(l)NHCH2COOH(aq)＋OH－(aq)的平衡常数K＝10－2.35
D．NH2CH2COOK溶液中存在：c(K＋)＞c(NH2CH2COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
3．一定温度下，H2SO3水溶液中H2SO3、HSO、SO的分布分数δ与pH的关系如图。如δ(SO)＝eq \f(c(SO),c(H2SO3)＋c(HSO)＋c(SO))。向0.5 L浓度为0.10 mol·L－1的氨水中通入SO2气体。已知该温度下Kb(NH3·H2O)＝2×10－5，lg 2≈0.3，Kw≈1×10－14，下列说法正确的是(　　)
A．通入0.05 mol SO2时，c(NH3·H2O)＋c(OH－)＝c(HSO)＋c(H2SO3)＋c(H＋)
B．当eq \f(c(SO),c(H2SO3))＝1时，eq \f(c(NH),c(NH3·H2O))＝2×10－4
C．当pH＝7.0时，c(NH)＜c(SO)＋c(HSO)
D．P点时溶液的pH约为8.4
4．25 ℃时实验室模拟侯氏制碱法制取NaHCO3的过程，将CO2通入饱和氨盐水(溶质为NH3、NaCl)中，实验现象及数据如图1所示，含碳粒子在水溶液中的物质的量分数(δ)与pH的关系如图2所示。下列说法正确的是(　　)
A．0 min时，水电离出的c(H＋)＞1×10－7mol/L
B．60 min时，溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＋c(NH)＞3c(CO)＋c(Cl－)＋c(OH－)
C．60～100 min，溶液中c(Na＋)与c(HCO)的乘积在减小
D．100 min时，向上层清液中滴加Ba(OH)2溶液，无沉淀生成
5．常温下，用0.01 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L-1 HA溶液，溶液中含A微粒的物质的量分数x[例如：x(HA)＝×100%]和pOH[pOH＝－lg c(OH－)]随滴加NaOH溶液体积的变化关系如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．甲基橙作指示剂来判定滴定终点 B．Ka(HA)＝10－10.6
C．M点溶液中存在c(HA)＞c(Na＋) D．a＞10
6．常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL HCl和HA的混合溶液，滴定过程中HA和A－的分布系数δ及pH随NaOH溶液体积的变化如下图所示。已知：δ(HA)＝。下列说法不正确的是(　　)
A．Ka(HA)＝10－4.76
B．pH＝7时，c(Na＋)＞c(A－)＞c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)　
C．V(NaOH溶液)≤40.0 mL时，滴定过程中水的电离程度不断增大
D．可利用甲基紫(pH变色范围为2.0～3.0)确定第一滴定终点
7．25 ℃时，浓度相等的ClCH2COOH和PhCOOH的混合溶液中含碳粒子分布系数(δ)与pH关系如下图所示。已知：δ(PhCOOH)＝，ClCH2COOH的酸性比PhCOOH的强。下列说法正确的是(　　)
A．L2代表δ(PhCOOH)与pH的关系
B．ClCH2COOH的Ka的数量级为10－2
C．0.1 mol·L－1PhCOOH溶液的pH约为2.1
D．Q点溶液中：c(ClCH2COOH)＝c(PhCOO－)
8．25 ℃时，向20.0 mL 0.1 mol·L－1二元弱酸(H2A)溶液中滴加等浓度的盐酸或NaOH溶液，测得溶液中H2A、HA－、A2－的分布分数δ[如δ(HA-)＝]与溶液pH的关系如下图所示。下列说法错误的是(　　)
A．25 ℃时，H2A的Ka2＝10－4.6
B．当pH＝3时，溶液中2c(A2－)＋c(OH－)＋c(H2A)＝c(H＋)＋c(Na＋)
C．pH从1到8的过程中，水的电离程度先减小后增大
D．当V[NaOH(aq)]＝20.0 mL时，溶液中c(H2A)＋c(H＋)＝c(A2－)＋c(OH－)
9．常温下，向0.100 0 mol/L二元酸H2X溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，溶液中H2X、HX－、X2－的物质的量分数(δ)随溶液pH的变化关系如下图所示。下列说法正确的是(　　)
A．该滴定过程若选择单一指示剂，最好选择甲基橙 B．常温下H2X第一步电离常数的数量级为10－5
C．NaHX溶液中，c(HX－)＞c(H2X)＞c(X2－) D．溶液中水的电离程度：a＞b＞c
10．常温下，向10 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加V mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中分布系数δ[如δ(CH3COOH)＝]与pH关系如下图所示。下列叙述错误的是(　　)
A．L1曲线代表δ(CH3COOH)与pH关系 B．Ka(CH3COOH)＝10－4.75
C．V＝10时溶液中c(H＋)＞c(CH3COOH) D．V＝5时溶液的pH＜7
11．如下图所示为25 ℃时H2CO3、HCO、CO三种微粒的分布分数随pH变化[如δ(CO)＝ eq \f(c（CO）,c（CO）＋c（HCO）＋c（H2CO3）) ]。下列说法不正确的是(　　)
A．Ka1(H2CO3)＝10－6.37
B．曲线a代表H2CO3的分布分数随pH变化的曲线
C．等物质的量的NaHCO3和Na2CO3混合溶液的pH＝10.25
D．pH＝8时，溶液中存在c(HCO)＞c(H2CO3)＞c(CO)
12．常温下，向20 mL 0.1 mol ·L－1HX(一元弱酸)溶液中滴加V mL 0.1 mol ·L－1MOH(一元弱碱)溶液，溶液中含X或M的粒子分布系数δ[如δ(HX)＝]与pH的关系如下图所示。下列叙述错误的是(　　)
A．MOH的电离常数Kb＝10－4.75 B．曲线①表示δ(M＋)与pH的关系
C．1.0 mol ·L－1HX溶液的pH约为2.4 D．V＝20时，c(M＋)＝c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)　
13．常温下，用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL H2A溶液，溶液中H2A、HA－、A2－的分布分数(δ)随pH变化曲线及滴定曲线如下图所示[已知，A2－分布分数：δ(A2-)＝]。下列说法错误的是(　　)
A．c(H2A)＝0.100 0 mol·L－1 B．当c(H2A)＝c(A2－)时，溶液的pH＝8.0
C．常温下，H2A的Ka1为10－6.38 D．m点溶液中：c(HA－)＞c(H2A)＞c(A2－)
14．常温下，用0.100 0 mol·L－1的盐酸滴定20.00 mL未知浓度的一元碱BOH溶液。溶液中，pH、δ(B＋)[δ(B＋)＝]随滴加盐酸体积的变化关系如下图所示。下列叙述正确的是(　　)
A．滴定时，可以选择酚酞溶液作指示剂 B．BOH的电离常数Kb＝1.0×10－6
C．滴定过程中，水的电离程度：n＜m＜p D．p点溶液中，粒子浓度：c(Cl－)＞c(B＋)＞c(BOH)
15．已知亚磷酸(H3PO3)是二元弱酸，常温下H3PO3的水溶液中存在：H3PO3H2PO＋H＋　Ka1；H2POHPO＋H＋　Ka2。常温下，向1 L 0.5 mol·L-1 H3PO3溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，混合溶液中H3PO3、H2PO、HPO的分布分数δ[如δ(H2PO)＝ eq \f(c（H2PO）,c(H3PO3)＋c（H2PO）＋c（HPO）)]与溶液pH的关系如图所示。下列说法错误的是(　　)
A．曲线δ3代表HPO B．Ka1＝10-1.43、Ka2＝10-6.54
C．b点溶液中c(H2PO)＝c(HPO)＝c(H＋) D．当V[NaOH(aq)]＝1 L时，溶液中 c(H2PO)＞c(HPO)＞c(H3PO3)
16．常温下，用0.100 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的一元酸H3PO2溶液。溶液pH、所有含磷微粒的分布系数δ[比如H2PO的分布系数δH2PO)＝ eq \f(c（H2PO）,c（总含磷微粒）) ]随滴加NaOH溶液体积V(NaOH溶液)的变化关系如下图所示。下列说法正确的是(　　)
A．曲线③表示的微粒是H2PO
B．常温下，H3PO2的电离常数Ka＝1.0×10－4
C．V(NaOH溶液)＝10 mL时，c(Na＋)＜c(H2PO)
D．pH＝7时，溶液中c(Na＋)＝0.05 mol·L－1
17．常温下，用0.2 mol·L－1盐酸滴定25 mL 0.2 mol·L－1某弱碱MOH溶液，所得溶液pH、M＋和MOH的物质的量分数与滴加盐酸体积的关系如下图所示。下列说法正确的是(　　)
A．③表示滴定过程中pH变化
B．b点溶液中存在c(Cl－)＞c(M＋)＝c(MOH)
C．若c点溶液呈中性，则有c(M＋)＋c(MOH)＝c(Cl－)
D．由a点到b点，水的电离程度逐渐减小
18．常温下，用浓度为 0.10 mol·L－1的H2SO4标准溶液滴定 10 mL浓度均为0.20 mol·L－1的NaOH和Na2A的混合溶液，溶液中含A微粒的分布分数δ随pH变化曲线及滴定曲线如图(忽略溶液混合后体积变化)。下列说法错误的是(　　)
A．HA－H＋＋A2-的K≈10－8.4
B．点a：c(SO)＜c(A2－)
C．V1＜15
D．点c：c(H＋)＋c(Na＋)＝4c(SO)＋c(OH－)
19．室温下，H2C2O4溶液中含碳微粒的分布系数δ与pH的关系如下图所示。下列说法正确的是(　　)
已知C2O的分布系数：δ(C2O)＝ eq \f(c（C2O）,c（H2C2O4）＋c（HC2O）＋c（C2O）)
A．pH＝3时，c(HC2O)＞c(H2C2O4)＞c(C2O)
B．浓度均为0.1 mol·L－1的Na2C2O4和NaHC2O4的混合液中：c(HC2O)＞c(C2O)
C．向0.1 mol·L－1H2C2O4溶液中滴加氨水至pH＝7的溶液中：c(NH)＋c(NH3·H2O)＞c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)
D．向0.1 mol·L－1H2C2O4溶液中加入NaOH溶液至pH＝4.2的反应：3H2C2O4＋5OH－===HC2O＋2C2O＋5H2O
20．溶液中各含氮(或碳)微粒的分布分数δ是指某含氮(或碳)微粒的浓度占各含氮(或碳)微粒浓度之和的分数。25 ℃时，向0.1 mol·L－1的NH4HCO3溶液(pH＝7.8)中滴加适量的盐酸或NaOH溶液，溶液中含氮(或碳)各微粒的分布分数δ与pH的关系如下图所示(不考虑溶液中的CO2和NH3分子)。下列说法正确的是(　　)
A．Kb(NH3·H2O)·Ka1(H2CO3)＜Kw
B．n点时，溶液中：3c(HCO)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)
C．m点时，c(NH3·H2O)＞c(CO)
D．反应HCO＋NH3·H2ONH＋CO＋H2O的平衡常数为K，lg K＝0.9
21．已知：某二胺(H2NRNH2)是一种二元弱碱，在水中的电离原理类似于氨。常温下，向H2NRNH2溶液中滴加稀盐酸，测得溶液中H2NRNH2、[H2NRNH3]+、[H3NRNH3]2+的分布分数δ随pH的变化如图所示。已知：δ(H2NRNH2)＝。下列说法正确的是(　　)
A．曲线①表示H2NRNH2的分布分数随pH的变化
B．X点对应的溶液中存在关系式：3c([H2NRNH3]+)＋c(H+)＝c(OH－)＋c(Cl－)
C．常温下，H2NRNH2＋[H3NRNH3]2+2[H2NRNH3]+的平衡常数K＝1×10－6
D．常温下，将等体积、等物质的量浓度的H2NRNH2溶液与稀盐酸混合，混合溶液中：
c([H3NRNH3]2+)＜c(H2NRNH2)
【滴定反应中“分布分数”曲线的分析】答案
【真题研析 明方向】
1．C。解析：图1可知，随着pH增大，平衡+NH3CH2COOH+NH3CH2COO－NH2CH2COO－
pK1＝2.4 pK1＝9.6
右移，+NH3CH2COOH的分布分数减少，+NH3CH2COO－先增加后减少，NH2CH2COO－最后增加，a点代表+NH3CH2COO－和NH2CH2COO－分布分数相等的点；图2中b点滴入NaOH为10mL，+NH3CH2COOH· Cl－和NaOH的物质的量相等，得到+NH3CH2COO－，c点+NH3CH2COOH· Cl－和NaOH的物质的量之比为1∶2，得到主要粒子为NH2CH2COO－。A．根据分析可知，随着pH值增大，+NH3CH2COOH的分布分数减少，曲线I代表+NH3CH2COOH的分布分数，A正确；B．a点代表+NH3CH2COO－和NH2CH2COO－分布分数相等的点，二者浓度相等，pka2＝9.6，Ka＝＝c(H＋)＝10－9.6，pH＝9.6，B正确；C．图2中b点滴入NaOH为10 mL，+NH3CH2COOH· Cl－和NaOH的物质的量相等，得到主要离子为+NH3CH2COO－，+NH3CH2COO－存在电离和水解，Ka2＝10－9.6，Kh＝＝＝10－11.6，电离大于水解，则c(+NH3CH2COOH)＜c(NH2CH2COO－)，C错误；D．c点+NH3CH2COOH· Cl－和NaOH物质的量之比为1∶2，得到主要粒子为NH2CH2COO－，根据质子守恒，有2c(+NH3CH2COOH)＋c(+NH3CH2COO－)＋c(H＋)＝c(OH－)，D正确；答案选C。
2．D。解析：随着pH的增大，CH2ClCOOH、CHCl2COOH浓度减小，CH2ClCOO－、CHCl2COO－浓度增大，－Cl为吸电子基团，CHCl2COOH的酸性强于CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)＞Ka(CH2ClCOOH)，δ(酸分子)＝δ(酸根离子)＝0.5时的pH分别约为1.3、2.8，则两种酸的电离常数分别为Ka(CHCl2COOH)≈10 1.3，Ka(CHCl2COOH)≈10 2.8，由此分析解题。A．根据分析，曲线M表示δ(CH2ClCOO－)～pH的变化关系，A错误；B．根据Ka(CHCl2COOH)＝，初始c0(CHCl2COOH)＝0.10 mol·L－1，若溶液中溶质只有CHCl2COOH，则c(CHCl2COO－)＝c(H+)≈＝10 1.15 mol·L－1，但a点对应的c(H+)＝0.10 mol·L－1，说明此时溶液中加入了酸性更强的酸，根据电荷守恒，c(H+)＞c(CHCl2COO－)＋c(OH－)，B错误；C．根据分析，CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10 2.8，C错误；D．电离度α＝，n(始)＝n(电离)＋n(未电离)，则α(CH2ClCOOH)＝δ(CH2ClCOO－)，α(CHCl2COOH)＝δ(CHCl2COO－)，pH＝2.08时，δ(CH2ClCOO－)＝0.15，δ(CHCl2COO－)＝0.85，则CH2ClCOOH与CHCl2COOH的电离度之比为0.15∶0.85，D正确；故答案选D。
3．C。解析：随着pH增大，c(H＋)减小，CH3COOHCH3COO－＋H＋的平衡正向移动，CH3COOH的摩尔分数减小，CH3COO－的摩尔分数增大，c(CH3COO－)增大，Ag＋＋CH3COO－CH3COOAg(aq)的平衡正向移动，c(CH3COOAg)增大，但当pH增大至一定程度时，由于c(OH－)较大，Ag＋部分转化为沉淀，c(Ag＋)减小，Ag＋＋CH3COO－CH3COOAg(aq)的平衡逆向移动，c(CH3COOAg)减小，c(CH3COO－)增大，因此线Ⅰ表示CH3COOH的变化情况，线Ⅱ、Ⅲ分别表示CH3COO－、CH3COOAg的变化情况。由分析可知，A错误；由题图可知，pH＝m时，CH3COOH与CH3COO－的摩尔分数相等，即c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)，CH3COOH的Ka＝＝c(H＋)＝10－m，B错误；由题图可知，pH＝n时，CH3COOH与CH3COOAg的摩尔分数相等，c(CH3COOH)＝c(CH3COOAg)，K·Ka＝×＝，即K×10－m＝，求得c(Ag＋)＝ mol·L－1，C正确；pH＝10时体系中有部分Ag元素存在于沉淀中，故c(Ag＋)＋c(CH3COOAg)<0.08 mol·L－1，D错误。
4．C。解析：在H2S溶液中存在电离平衡：H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－，随着pH的增大，H2S的物质的量分数逐渐减小，HS－的物质的量分数先增大后减小，S2－的物质的量分数逐渐增大，图中线①、②、③依次代表H2S、HS－、S2－的物质的量分数随pH的变化，由①和②交点的pH＝7可知Ka1(H2S)＝1×10－7，由②和③交点的pH＝13.0可知Ka2(H2S)＝1×10－13。
A项，FeS的溶解平衡为FeS(s)Fe2＋(aq)＋S2－(aq)，饱和FeS溶液物质的量浓度为＝ mol·L－1＝×10－9 mol·L－1，Fe(OH)2的溶解平衡为Fe(OH)2??Fe2＋(aq)＋2OH－(aq)，饱和Fe(OH)2溶液物质的量浓度为＝ mol·L－1＝×10－6 mol·L－1＞×10－9 mol·L－1，故溶解度：FeS小于Fe(OH)2，A项错误；B项，酚酞的变色范围为8.2～10，若以酚酞为指示剂，用NaOH标准溶液滴定H2S水溶液，由图可知当酚酞发生明显颜色变化时，反应没有完全，即不能用酚酞作指示剂判断滴定终点，B项错误；C项，Na2S溶液中存在水解平衡S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－(忽略第二步水解)，第一步水解平衡常数Kh(S2－)＝＝＝＝＝0.1，设水解的S2－的浓度为x mol·L－1，则＝0.1，解得x≈0.062，S2－的水解率约为×100%＝62%，C项正确；D项，0.01 mol·L－1 FeCl2溶液中加入等体积0.2 mol·L－1 Na2S溶液，瞬间得到0.005 mol·L－1 FeCl2和0.1 mol·L－1 Na2S的混合液，结合C项，瞬时c(Fe2＋)c(S2－)＝0.005 mol·L－1×(0.1 mol·L－1－0.062 mol·L－1)＝1.9×10－4＞Ksp(FeS)，
c(Fe2＋)c2(OH－)＝0.005 mol·L－1×(0.062 mol·L－1)2＝1.922×10－5＞Ksp[Fe(OH)2]，故反应初始生成的沉淀是FeS和Fe(OH)2，D项错误；故选C。
【精准演练 提能力】
1．D。解析：由图可知，实线为0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定二元弱酸H2A的滴定曲线，虚线为0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定二元弱酸H2A的物种分布分数曲线。当＝1时，反应生成NaHA，NaHA溶液显酸性，随着增大，即随着NaOH溶液的滴加，δ(H2A)减小，并且H2A为二元弱酸，所以δ(HA－)先增大后减少，最终生成A2－，所以曲线Ⅰ代表δ(H2A)、曲线Ⅱ代表δ(HA－)、曲线Ⅲ代表δ(A2－)。当＝0.5时，溶液为等浓度的NaHA和H2A的混合溶液，当＝1时，为NaHA溶液，结合滴定曲线(实线曲线)对应的酸碱性分析解答。由分析可知，Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ分别表示δ(H2A)、δ(HA－)、δ(A2－)，A项错误；＝1时，反应生成NaHA，NaHA溶液显酸性，HA－的电离程度大于HA－的水解程度，c(A2－)＞c(H2A)，B项错误；＝1.5时，得到等浓度的NaHA和Na2A混合溶液，由元素质量守恒得2c(Na＋)＝3[c(HA－)＋c(H2A)＋c(A2－)]，C项错误；f点＝2，溶液中溶质为Na2A，水的电离程度最大，D项正确。
2．C。解析：甘氨酸中含有氨基和羧基，在酸性条件下存在形式为NHCH2COOH，随着pH增大，逐步转化为NH2CH2COOH，最终转化为NH2CH2COO－，则曲线a代表NHCH2COOH，曲线b代表NH2CH2COOH，曲线c代表NH2CH2COO－。pH＝2.35时，c(NH2CH2COOH)＝c(NHCH2COOH)，A正确；由分析可知，曲线b代表NH2CH2COOH，曲线c代表NH2CH2COO－，B正确；25 ℃时，pH＝2.35，c(NH2CH2COOH)＝c(NHCH2COOH)，该反应的平衡常数K＝ eq \f(c（OH－）·c（NHCH2COOH）,c（NH2CH2COOH）) ＝c(OH－)＝＝10－11.65，C错误；NH2CH2COOK溶液中，NH2CH2COO－发生水解，溶液显碱性，则溶液中存在：c(K＋)＞c(NH2CH2COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，D正确。
3．D。解析：0.5 L浓度为0.10 mol·L－1的氨水，通入0.05 mol SO2时，溶质为NH4HSO3，根据元素守恒有c(NH3·H2O)＋c(NH)＝c(HSO)＋c(H2SO3)＋c(SO)，根据电荷守恒有c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)＝c(H＋)＋c(NH)，联立可得c(NH3·H2O)＋c(OH－)＋c(SO)＝c(H2SO3)＋c(H＋)，A错误；由图可知，pH＝2.2时，c(H2SO3)＝c(HSO)，则Ka1(H2SO3)＝eq \f(c（HSO）·c（H＋）,c（H2SO3）)＝10－2.2，同理，pH＝7.8时，c(HSO)＝c(SO)，则Ka2(H2SO3)＝eq \f(c（SO）·c（H＋）,c（HSO）)＝10－7.8，Ka1(H2SO3)·Ka2(H2SO3)＝eq \f(c（SO）·c2（H＋）,c（H2SO3）)＝10－2.2×10－7.8＝10－10，当eq \f(c（SO）,c（H2SO3）)＝1时，Ka1(H2SO3)·Ka2(H2SO3)＝c2(H＋)＝10－10，则c(H＋)＝10－5mol·L－1，c(OH－)＝10－9 mol·L－1，结合Kb(NH3·H2O)＝eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)＝2×10－5，得eq \f(c（NH）,c（NH3·H2O）)＝2×104，B错误；根据电荷守恒有c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)＝c(H＋)＋c(NH)，当pH＝7.0时，c(OH－)＝c(H＋)，则c(NH)＝c(HSO)＋2c(SO)，故c(NH)＞c(SO)＋c(HSO)，C错误；P点对应溶液中δ(SO)＝80%，δ(HSO)＝20%，Ka2(H2SO3)＝eq \f(c（SO）·c（H＋）,c（HSO）)＝10－7.8＝4c(H＋)，则c(H＋)＝×10－7.8 mol·L－1，pH＝7.8＋2lg 2≈8.4，D正确。
4．C。解析：0 min时，溶液是饱和氨盐水，溶质为NH3、NaCl，溶液显碱性，抑制水的电离，故水电离出的c(H＋)<1×10－7mol/L，A项错误；60 min时，pH＝10.3，由题图2可知，此时溶液中存在碳酸根离子和碳酸氢根离子且二者浓度相等，结合电荷守恒可知，溶液中存在关系式：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(NH)＝3c(CO)＋c(Cl－)＋c(OH－)，B项错误；60～100 min，因NaHCO3晶体在不断增加，故c(Na＋)在不断减小，且反应向有利于晶体析出的方向进行，c(Na＋)与c(HCO)的乘积在减小，C项正确；100 min时，pH＝9.0，由题图2可知，上层清液中有CO和HCO，故加入Ba(OH)2溶液，有白色沉淀产生，D项错误。
5．C。解析：用0.01 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L-1 HA溶液，HA的物质的量分数逐渐减少，
A－的物质的量分数逐渐增加，故曲线①代表HA的物质的量分数随滴加NaOH溶液体积的变化关系，曲线②代表A－的物质的量分数随滴加NaOH溶液体积的变化关系。强碱滴定弱酸，滴定终点溶液呈碱性，而甲基橙的变色范围是3.1～4.4，A项错误；M点c(HA)＝c(A－)，pOH＝10.6，c(H＋)＝10-3.4 mol·L-1，故Ka(HA)＝＝10-3.4，B项错误；M点溶液中存在电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，则c(A－)＞c(Na＋)，又M点时 c(HA)＝c(A－)，故c(HA)＞c(Na＋)，C项正确；若a＝10，则M点对应的溶质为等物质的量浓度的HA、NaA，Ka(HA)＝10-3.4，Kh(A－)＝＝＝10-10.6，即HA的电离程度大于A－的水解程度，则 c(HA)＜c(A－)，现要使c(HA)＝c(A－)，NaOH溶液体积应小于10 mL，即a＜10，D项错误。
6．D。解析：由题意和图示可知，V(NaOH溶液)在0.0～10.0 mL之间，NaOH和盐酸反应，第一滴定终点即NaOH和盐酸恰好完全反应的点，V(NaOH溶液)在10.0～40.0 mL之间，NaOH和HA反应，第二滴定终点即NaOH和HA恰好完全反应的点；题图中曲线Z为pH的变化曲线，曲线Y是A－的分布系数变化曲线，曲线X是HA的分布系数变化曲线。A项，由题图中HA和A－分布系数变化曲线相交的点可知，c(HA)＝c(A－)，此时pH＝4.76，Ka(HA)＝＝c(H＋)＝10－4.76，A项正确；B项，常温下，pH＝7时，c(H＋)＝c(OH－)，此时接近第二滴定终点，消耗氢氧化钠溶液的体积接近40.0 mL，溶质主要为NaA和NaCl，根据分析可知，初始HCl和HA的混合溶液中：n(HA)＝3n(HCl)，故pH＝7时，c(A－)＞c(Cl－)，所以c(Na＋)＞c(A－)＞c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，B项正确；C项，HCl和HA电离出的氢离子对水的电离产生抑制作用，V(NaOH溶液)≤40.0 mL时，随着HCl和HA被氢氧化钠反应消耗，HCl和HA减少，对水的电离抑制作用减弱，且生成的A－水解促进水的电离，水的电离程度不断增大，C项正确；D项，第一滴定终点时，HCl已消耗完，剩余的酸为HA，且c(HA)＝＝0.100 0 mol·L－1，则c(H＋)≈＝＝10－2.88 mol·L－1，pH＝2.88，则用甲基紫(pH变色范围为2.0～3.0)确定第一滴定终点，pH要大于3.0才变色，由于第一滴定终点突变变化不明显，用该指示剂判断第一滴定终点误差较大，D项错误。
7．D。解析：因为ClCH2COOH的酸性比PhCOOH的强，故ClCH2COOH的电离常数大于PhCOOH，随着pH增大，ClCH2COOH先发生电离，L1代表δ(ClCH2COOH)与pH的关系，L2代表δ(ClCH2COO－)与pH的关系，L3代表δ(PhCOOH)与pH的关系，L4代表δ(PhCOO－)与pH的关系，A项错误；由M、N点数据计算可知，Ka(ClCH2COOH)＝10－2.87，其数量级为10－3，Ka(PhCOOH)＝10－4.2，其数量级为10－5，B项错误；设0.1 mol·L－1PhCOOH溶液中c(H＋)＝x mol·L－1，根据电离常数可知，≈10x2＝10－4.2，x＝10－2.6，pH约为2.6，C项错误；根据题图，结合元素守恒可知，Q点体系中，c(PhCOOH)＋c(PhCOO－)＝c(ClCH2COOH)＋c(ClCH2COO－)，由于Q点溶液中c(ClCH2COO－)＝c(PhCOOH)，因此c(ClCH2COOH)＝c(PhCOO－)，D项正确。
8．C。解析：25 ℃时，二元弱酸H2A发生电离：H2AH＋＋HA－、HA- H＋＋A2－，酸性越强，H2A浓度越大，碱性越强，A2－浓度越大，由题图可知，曲线a代表δ(H2A)与溶液pH的关系，曲线b代表δ(HA-)与溶液pH的关系，曲线c代表δ(A2－)与溶液pH的关系。当pH＝3时，c(H2A)＝c(HA－)，Ka1＝＝c(H＋)＝10－3，当pH＝3.8时， c(H2A)＝c(A2－)，×＝＝Ka1×Ka2＝c2(H＋)＝10-7.6，即Ka2＝＝＝10－4.6。由分析可知，25 ℃时，H2A的Ka2＝10－4.6，A正确；当pH＝3时，溶液中c(H2A)＝c(HA－)，存在电荷守恒：2c(A2－)＋c(OH－)＋c(HA－)＝c(H＋)＋c(Na＋)，故2c(A2-)＋c(OH-)＋c(H2A)＝c(H＋)＋c(Na＋)，B正确；pH从1到8，初始H2A抑制水的电离，随着加碱中和，生成盐促进水的电离，水的电离程度应逐渐增大，C错误；当V[NaOH(aq)]＝20.0 mL时，恰好完全反应生成NaHA，NaHA溶液中存在电荷守恒：2c(A2－)＋c(OH－)＋c(HA－)＝c(H＋)＋c(Na＋)，元素守恒：c(Na＋)＝c(H2A)＋c(A2－)＋c(HA－)，联立两式可得c(H2A)＋c(H＋)＝c(A2－)＋c(OH－)，D正确。
9．B。解析：甲基橙的变色范围(pH)是3.1～4.4，而根据滴定曲线可知，H2X被完全中和生成Na2X时溶液pH约为9，因此不能使用甲基橙作为指示剂，A错误。由题图可知，常温下当c(H2X)＝c(HX－)时，溶液pH＝4.35，c(H＋)＝10－4.35 mol/L，H2X的第一步电离平衡常数Ka1＝＝c(H＋)＝10－4.35，数量级为10-5，B正确。c点时c(X2－)＝c(HX－)，HX－的电离平衡常数Ka2＝＝c(H＋)＝10－7.35，HX－的水解平衡常数Kh＝＝＝10－9.65＜Ka2，说明HX-的电离程度大于水解程度，故NaHX溶液中c(HX－)＞c(X2－)＞c(H2X)，C错误。a、b、c三点随着NaOH溶液的加入，溶液中酸电离出的H＋逐渐减少，水的电离程度逐渐增大，故水的电离程度：a＜b＜c，D错误。
10．C。解析：CH3COOH与NaOH反应生成CH3COONa与H2O，随pH增大，δ(CH3COO－)增大，δ(CH3COOH)减小，故L1曲线代表δ(CH3COOH)与pH关系，A正确；根据M点，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)、pH＝4.75，Ka(CH3COOH)＝＝c(H＋)＝10－4.75，B正确；V＝10时溶液中的溶质为CH3COONa，醋酸根离子水解生成醋酸分子和氢氧根离子，c(CH3COOH)≈c(OH－)，溶液呈碱性，c(H＋)＜c(OH－)，c(H＋)＜c(CH3COOH)，C错误；V＝5时溶液为等浓度CH3COOH和CH3COONa的混合液，CH3COO－的水解常数Kh＝＝＝10－9.25＜Ka，说明此时CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，所以溶液呈酸性，pH＜7，D正确。
11．C。解析：由题图可知，H2CO3、HCO、CO三种微粒随pH变化的分布分数分别为曲线a、b、c。当pH＝6.37时，c(H2CO3)＝c(HCO)，Ka1(H2CO3)＝ eq \f(c（HCO）·c（H＋）,c（H2CO3）) ＝10－6.37，A项正确；曲线a代表H2CO3的分布分数随pH变化的曲线，B项正确；当溶液中c(HCO)＝c(CO)时，pH＝10.25，Ka2(H2CO3)＝ eq \f(c（CO）·c（H＋）,c（HCO）) ＝10－10.25，等物质的量的NaHCO3和Na2CO3混合溶液中，Kh(CO)＝ eq \f(c（HCO）·c（OH－）,c（CO）) ＝＝＝10－3.75＞Ka2(H2CO3)，说明CO的水解程度大于HCO的电离程度，故溶液pH≠10.25，C项错误；Ka2(H2CO3)＝ eq \f(c（CO）·c（H＋）,c（HCO）) ＝10－10.25，pH＝8时， eq \f(c（CO）,c（H2CO3）) ＝＝＜1，再结合题图可知溶液中存在c(HCO)＞c(H2CO3)＞c(CO)，D项正确。
12．B。解析：常温下，向20 mL 0.1 mol ·L－1HX(一元弱酸)溶液中滴加V mL 0.1 mol ·L－1MOH(一元弱碱)溶液，随着MOH的加入，pH增大，溶液中HX的量减小、X－的量增大，HX分布系数由最大减小，则①②分别为HX、X－的分布系数与pH的关系，同理可知④③分别为MOH、M＋的分布系数与pH的关系。③④交点处，pH＝9.25，pOH＝4.75，且c(M＋)＝c(MOH)，则MOH的电离常数Kb＝＝10－4.75，A正确；由分析可知，曲线①表示δ(HX)与pH的关系，B错误；①②交点处，pH＝4.75，且c(X－)＝c(HX)，则HX的电离常数Ka＝＝10－4.75，1.0 mol ·L－1HX溶液中HX H＋＋X－，则Ka＝≈＝10－4.75，c(H＋)＝10－2.375 mol·L－1≈10－2.4 mol·L－1，故pH约为2.4，C正确；V＝20时，溶液中溶质为MX，又HX和MOH的电离常数相等，则MX中M＋、X－水解程度相当，即c(M＋)＝c(X－)，溶液显中性，且剩余的c(M＋)＞c(H＋)，即c(M＋)＝c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)，D正确。
13．B。解析：由滴定曲线可知，当V(NaOH溶液)＝0时，溶液中只存在H2A，此时H2A未发生反应，NaOH溶液滴定H2A溶液，最终完全反应时消耗NaOH溶液的体积为40.00 mL，根据反应H2A＋2NaOH===Na2A＋2H2O，n(H2A)＝n(NaOH)＝×0.100 0 mol·L－1×0.04 L＝ 0.002 mol，c(H2A)＝＝0.100 0 mol·L－1，A选项正确。由题图可知，曲线a表示H2A的分布分数，曲线b表示HA－的分布分数，曲线c表示A2－的分布分数；当pH＝6.38时，曲线a和曲线b相交，此时c(H2A)＝c(HA－)，Ka1＝＝c(H＋)＝10－6.38；当pH＝10.26时，曲线b和曲线c相交，此时c(HA－)＝c(A2－)，Ka2＝＝c(H＋)＝10－10.26；当c(H2A)＝c(A2－)时，Ka1·Ka2＝ ×＝＝c2(H＋)＝10－6.38×10－10.26＝10－16.64，c(H＋)＝10－8.32 mol·L-1，溶液的pH＝8.32，B选项错误，C选项正确。由题图可知，m点溶液中：c(HA－)＞c(H2A)＞c(A2－)，D选项正确。
14．D。解析：根据题图可知，BOH为一元弱碱，该实验是用强酸(HCl)滴定弱碱(BOH)，当达到滴定终点时，反应产生的溶质BCl为强酸弱碱盐，溶液显酸性，故应该选择酸性范围内变色的甲基橙作指示剂，A错误；达到滴定终点时消耗盐酸的体积是20.00 mL，根据反应的化学方程式HCl＋BOH===BCl＋H2O，n(BOH)＝n(HCl)，由于二者的体积相同，故二者的浓度相等，c(BOH)＝0.100 0 mol/L，起始时溶液pH＝11，c(OH－)＝10－3 mol/L，根据BOH B＋＋OH－可知，c(B＋)＝10－3 mol/L，故BOH的电离平衡常数Kb＝＝≈1.0×10－5，B错误；向BOH溶液中滴加盐酸，溶液的碱性逐渐减弱，碱电离产生的OH－对水电离的抑制作用逐渐减弱，则在恰好中和前，水电离程度逐渐增大，因此水电离程度：m＜n＜p，C错误；p点时恰好中和生成BCl，该盐是强酸弱碱盐，B＋能发生水解反应，则粒子浓度：c(Cl－)＞c(B＋)，盐的水解程度十分微弱，则微粒浓度：c(B＋)＞c(BOH)，因此该溶液中粒子浓度：c(Cl－)＞c(B＋)＞c(BOH)，D正确。
15．C。解析：常温下，向1 L 0.5 mol·L-1 H3PO3溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，随着NaOH溶液加入，pH增大，H3PO3减少，转化为H2PO，H2PO增多，接着H2PO减少，转化为HPO，HPO增多，可知曲线δ1、δ2、δ3分别代表H3PO3、H2PO、HPO，加入足量NaOH溶液最终生成Na2HPO3。根据分析，曲线δ3代表HPO，A正确；a点时 c(H3PO3)＝c(H2PO)，pH＝1.43，c(H＋)＝10-1.43 mol·L-1，Ka1(H3PO3)＝ eq \f(c(H＋)·c（H2PO）,c(H3PO3))＝c(H＋)＝10-1.43，b点时c(H2PO)＝c(HPO)，pH＝6.54，c(H＋)＝10-6.54 mol·L-1，Ka2(H3PO3)＝ eq \f(c(H＋)·c（HPO）,c（H2PO）)＝c(H＋)＝10-6.54，B正确；b点溶液中c(H2PO)＝c(HPO)≠c(H＋)，C错误；当V[NaOH(aq)]＝1 L时，H3PO3与NaOH物质的量相等，二者恰好反应生成NaH2PO3，H2PO的水解平衡常数＝＝＝10-12.57c(HPO)>c(H3PO3) ，D正确。
16．C。解析：向一元酸H3PO2溶液中逐滴滴加0.100 mol·L－1NaOH溶液，随着NaOH溶液的滴入，H3PO2不断被中和，c(H3PO2)逐渐减小，c(H2PO)逐渐增多，溶液的酸性逐渐减弱，因而pH逐渐增大，但在开始时溶液pH变化不大，当二者接近恰好反应时，溶液pH发生突跃。NaOH溶液过量后，溶液显碱性，pH增大，但变化幅度比较平缓，因此题图中曲线①表示的微粒是H2PO，曲线②表示溶液的pH，曲线③表示的微粒是H3PO2，A错误；由题图可知，δ(H2PO)＝δ(H3PO2)时，溶液pH<4，H3PO2的电离常数Ka＝ eq \f(c（H＋）·c（H2PO）,c（H3PO2）) ＝c(H＋)>1.0×10－4，B错误；由题图可知，当V(NaOH溶液)＝10 mL时混合溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，溶液中存在电荷守恒关系：c(Na＋)＋c(H＋) ＝c(OH－)＋c(H2PO)，则c(Na＋)17．A。解析：盐酸滴定弱碱溶液的过程中，pH逐渐减小，c(MOH)逐渐减小，同时c(M＋)逐渐增大，故③表示滴定过程中pH变化，①表示滴定过程中MOH的物质的量分数变化，②表示滴定过程中M＋的物质的量分数变化，故A正确；b点φ(M＋)＝φ(MOH)，即c(MOH)＝c(M＋)，对应的pH为9.26，c(H＋)＜c(OH－)，根据电荷守恒c(M＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知，c(M＋)＞c(Cl－)，故B错误；根据电荷守恒c(M＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋
c(OH－)可知，溶液呈中性时c(M＋)＝c(Cl－)，故C错误；MOH抑制水的电离，M＋促进水的电离，由a到b是由弱碱MOH向MCl转化的过程，MOH的浓度减小，M＋的浓度增大，因此水的电离程度逐渐增大，故D错误。
18．D。解析：图像分析
由上述分析可知，题给反应的K＝＝c(H＋)≈10－8.4，A项正确；a点对应溶液的溶质为1×10－3 mol Na2SO4、2×10－3 mol Na2A，故c(SO)＜c(A2－)，B项正确；b点对应溶液的pH＞7，若V1＝15，溶液中溶质为Na2SO4、NaHA、Na2A，且n(NaHA)∶n(Na2A)＝1∶1，Ka(HA－)＝10－8.4＜Kh(A2－)＝＝10－5.6，c(HA－)＞c(A2－)，对应点在b点右侧，说明V1＜15，C项正确；c点对应溶液的溶质为2×10-3 mol Na2SO4、2×10－-3 mol NaHA，根据电荷守恒可得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋2c(A2－)＋c(HA－)＋2c(SO)，元素守恒可得c(SO)＝c(A2－)＋
c(HA－)，联立两式可得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋3c(SO)＋c(A2－)，D项错误。
19．C。解析：草酸(H2C2O4)是一种二元弱酸，存在电离平衡：H2C2O4HC2O＋H＋、HC2OC2O＋H＋，随着pH增大，c(H2C2O4)减小，c(HC2O)先增大后减小，c(C2O)增大，故曲线Ⅰ表示δ(H2C2O4)随pH变化，曲线Ⅱ表示δ(HC2O)随pH变化，曲线Ⅲ表示δ(C2O)随pH变化，由曲线Ⅰ和Ⅱ的交点可知，Ka1＝ eq \f(c（H＋）·c（HC2O）,c（H2C2O4）) ＝10－1.2，由曲线Ⅱ和Ⅲ的交点可知，Ka2＝ eq \f(c（H＋）·c（C2O）,c（HC2O）) ＝10－4.2。由题图可知，pH＝3时，c(HC2O)＞c(C2O)＞c(H2C2O4)，A错误；C2O的水解常数Kh＝＝10－9.8，显然HC2O的电离程度大于C2O的水解程度，混合液中：c(HC2O)＜c(C2O)，B错误；由题图可知，pH＝7时，含碳微粒主要以C2O形式存在，故此时溶质主要是(NH4)2C2O4，溶液中存在元素守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2[c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)]，则c(NH)＋c(NH3·H2O)＞c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)，C正确；向0.1 mol·L－1H2C2O4溶液中加入NaOH溶液至pH＝4.2，得到等浓度的HC2O和C2O，离子方程式为2H2C2O4＋3OH－===HC2O＋C2O＋3H2O，D错误。
20．C。解析：由题图可知，当pH＝6.4时，c(H2CO3)＝c(HCO)，Ka1＝ eq \f(c（HCO）·c（H＋）,c（H2CO3）) ＝c(H＋)＝10－6.4，当pH＝10.2时，c(CO)＝c(HCO)，Ka2＝ eq \f(c（CO）·c（H＋）,c（HCO）) ＝c(H＋)＝10－10.2；当pH＝9.3时，c(NH)＝c(NH3·H2O)，Kb＝ eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) ＝c(OH－)＝10－(14－9.3)＝10－4.7，所以Kb(NH3·H2O)·Ka1(H2CO3)＝10－4.7×10－6.4＝10－11.1＞Kw＝10－14，A错误；由题图可知，加入NaOH溶液，n点时，c(CO)＝c(HCO)，溶液中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，故c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝3c(HCO)＋c(OH－)，B错误；由题图可知，m点时，c(NH3·H2O)＞c(NH)＝c(CO)，C正确；反应HCO＋NH3·H2ONH＋CO＋H2O的平衡常数K＝ eq \f(c（NH）·c（CO）,c（HCO）·c（NH3·H2O）) ＝
eq \f(c（NH）·c（OH－）·c（CO）·c（H＋）,c（HCO）·c（NH3·H2O）·Kw) ＝＝＝10－0.9，lg K＝lg 10－0.9＝－0.9，D错误。
21．B。解析：H2NRNH2是一种二元弱碱，溶液的pH越小，δ(H2NRNH2)越小，则曲线③表示H2NRNH2的分布分数随pH的变化，A错误；曲线①、曲线②分别表示[H3NRNH3]2+、[H2NRNH3]+的分布分数随pH的变化，X点为曲线①与曲线②的交点，即X点对应的溶液中c([H2NRNH3]+)＝c([H3NRNH3]2+)，由该溶液的电荷守恒可得
c([H2NRNH3]+)＋2c([H3NRNH3]2+)＋c(H+)＝c(OH－)＋c(Cl－)，则有3c([H2NRNH3]+)＋c(H+)＝c(OH－)＋c(Cl－)，B正确；由题图可知，常温下，H2NRNH2的电离平衡常数Kb1＝10－3.5、Kb2＝10－9.5，
H2NRNH2+[H3NRNH3]2+2[H2NRNH3]+的平衡常数K＝＝106，C错误；两溶液混合后，产物为H2NRNH3Cl，常温下[H2NRNH3]+的电离平衡常数Kb1＝10－9.5，水解平衡常数Kh＝＝10－10.5,，电离平衡常数大于水解平衡常数，因此[H2NRNH3]+的电离程度大于水解程度，即c([H3NRNH3]2+)＞c(H2NRNH2)，D错误。
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