高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性教师用书人教版.docx

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高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性教师用书人教版

第二节　水的电离和溶液的酸碱性

考纲定位

考情播报

1.了解水的电离，离子积常数。

2.了解溶液pH的定义及测定方法。

能进行pH的简单计算。

3.掌握酸碱中和滴定及其应用。

2016·全国甲卷T12/全国丙卷T13（C）

2015·全国卷ⅡT28（3）

2014·全国卷ⅠT12（B、C）/全国卷ⅡT11、T28

（2）

2013·全国卷ⅡT13

2012·全国卷T11

考点1|水的电离　

[基础知识整合]

1．水的电离

（1）电离方程式：

H2OH＋＋OH－或2H2OH3O＋＋OH－。

（2）25℃时，纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7_mol·L－1，任何水溶液中由水电离出来的c（H＋）＝c（OH－）。

2．水的离子积常数

（1）表达式：

Kw＝c（H＋）·c（OH－）。

25℃时，Kw＝10－14,100℃时，Kw＝10－12。

（2）影响因素：

只与温度有关，升高温度，Kw增大。

（3）适用范围：

适用于纯水、酸、碱、盐的稀溶液。

（4）意义：

Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。

3．外界因素对水的电离平衡的影响

（1）温度：

温度升高，促进水的电离，Kw增大；

温度降低，抑制水的电离，Kw减小。

（2）酸、碱：

抑制水的电离。

（3）能水解的盐：

促进水的电离。

（4）能与水反应的活泼金属：

促进水的电离。

[应用体验]

1．向水中分别加入

（1）NaOH、

（2）NH4Cl，请分析水的电离平衡移动方向，c（H＋）、c（OH－）变化，水的电离程度变化，Kw变化。

[提示]　

（1）向左移，c（H＋）减小，c（OH－）增大，水的电离程度变小，Kw不变。

（2）向右移，c（H＋）增大，c（OH－）减小，水的电离程度变大，Kw不变。

2．25℃，pH＝3的溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？

[提示]　若为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的c（H＋）水＝1×10－3mol/L或若为酸，抑制水的电离，由水电离出的c（H＋）水＝1×10－11mol/L。

[考点多维探究]

角度1　影响水电离平衡的因素分析

1．25℃时，水的电离达到平衡：

H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是（　　）

A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低

B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，Kw不变

C．向水中加入少量固体醋酸钠，平衡逆向移动，c（H＋）降低

D．将水加热，Kw增大，pH不变

B　[向水中加入稀氨水，增大了c（OH－），平衡逆向移动；加入固体NaHSO4，NaHSO4溶于水后电离生成H＋，c（H＋）增大，Kw不变；加入醋酸钠，CH3COO－结合水电离出的H＋，使平衡正向移动，c（H＋）降低；将水加热，Kw增大，pH减小。

]

2．25℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：

①NaCl

②NaOH　③H2SO4④（NH4）2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是（　　）

A．④>③>②>①　　　　　B．②>③>①>④

C．④>①>②>③D．③>②>①>④

C　[②、③为碱、酸抑制水电离；④中NH

水解促进水电离，①NaCl不影响水电离。

]

3．（2015·广东高考）一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。

下列说法正确的是（　　）

A．升高温度，可能引起由c向b的变化

B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13

C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化

D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化

C　[A.由图可知a、b、c三点对应的平衡常数不变，故a、b、c为等温线，升温，不能由c向b变化。

B.由b点对应c（H＋）与c（OH－）可知，Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。

C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c（H＋）增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c（OH－）减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化。

D.c点溶液呈碱性，稀释时c（OH－）减小，同时c（H＋）应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化。

]

正确理解水的电离平衡曲线

（1）曲线上的任意点的Kw都相同，即c（H＋）·c（OH－）相同，温度相同；

（2）曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同；

（3）实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。

角度2　溶液中H2O电离出的c（H＋）H2O或c（OH－）H2O的计算

4．（2017·韶关模拟）已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

。

某温度下，向c（H＋）＝1×10－6mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c（H＋）＝1×10－2mol·L－1。

下列对该溶液的叙述不正确的是（　　）

A．该温度高于25℃

B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10mol·L－1

C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离

D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c（OH－）减小

D　[A项，Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，温度高于25℃；B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，c（H＋）H2O＝c（OH－）＝1×10－10mol/L；D项，加H2O稀释c（H＋）减小，而c（OH－）增大。

]

5．25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol/L的Ba（OH）2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是（　　）

【导学号：

95812200】

A．1∶10∶1010∶109

B．1∶5∶5×109∶5×108

C．1∶20∶1010∶109

D．1∶10∶104∶109

A　[H2SO4与Ba（OH）2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。

25℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：

c（H2O）电离＝c（OH－）＝

＝10－14mol/L；0.05mol/L的Ba（OH）2溶液中：

c（H2O）电离＝c（H＋）＝

＝10－13mol/L；pH＝10的Na2S溶液中：

c（H2O）电离＝c（OH－）＝10－4mol/L；pH＝5的NH4NO3溶液中：

c（H2O）电离＝c（H＋）＝10－5mol/L。

它们的物质的量比值为：

10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。

]

（1）水的离子积Kw的理解

①水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在。

②在不同溶液中，c（H＋）、c（OH－）可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c（H＋）、c（OH－）总是相等的。

在Kw的表达式中，c（H＋）、c（OH－）均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c（H＋）、c（OH－）。

（2）c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O的有关计算（25℃）

①酸溶液：

c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O＝c（OH－）

②碱溶液：

c（OH－）H2O＝c（H＋）H2O＝c（H＋）

③水解呈酸性的盐溶液：

c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O＝c（H＋）

④水解呈碱性的盐溶液：

c（OH－）H2O＝c（H＋）H2O＝c（OH－）

考点2|溶液的酸碱性与pH的计算和判断

[基础知识整合]

1．溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。

（1）酸性溶液：

c（H＋）＞c（OH－），常温下，pH＜7。

（2）中性溶液：

c（H＋）＝c（OH－），常温下，pH＝7。

（3）碱性溶液：

c（H＋）＜c（OH－），常温下，pH＞7。

2．pH

（1）定义式：

pH＝－lgc（H＋）。

（2）溶液的酸碱性与pH的关系（室温下）

①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。

②pH一般表示c（H＋）≤1mol/L的酸溶液或c（OH－）≤1mol/L的碱溶液。

3．pH的测定方法

（1）pH试纸法

pH试纸的使用方法：

把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。

但应注意：

①pH试纸不能伸入待测液中。

②pH试纸不能事先润湿，用pH试纸粗略测定pH。

③用广泛pH试纸测出溶液的pH是1～14的整数，读数不会出现小数。

（2）pH计法

常用pH计精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。

[应用体验]

1．用“酸性”、“碱性”、“中性”或“不确定”填空。

（1）pH<7的溶液________。

（2）c（OH－）>1×10－7mol/L的溶液________。

（3）水电离出的c（H＋）＝1×10－4mol/L溶液________。

（4）c（H＋）>c（OH－）的溶液________。

（5）pH＝0的溶液（25℃）________。

（6）25℃时

＝1×10－10mol/L的溶液________。

（7）pH＝6的溶液________。

（8）Kw＝1×10－12时pH＝6的溶液________。

[提示]　

（1）不确定　

（2）不确定　（3）不确定　（4）酸性　（5）酸性　（6）酸性　（7）不确定　（8）中性

2．25℃时，

（1）0.005mol/L的H2SO4溶液pH＝________。

（2）0.005mol/L的Ba（OH）2溶液pH＝________。

（3）0.05mol/L电离度为0.2%的HA溶液的pH＝________。

[提示]　

（1）2　

（2）12　（3）4

[考点多维探究]

角度1　溶液酸碱性的判断

1．判断下列溶液在常温下的酸、碱性（在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”）。

（1）相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合。

（　　）

（2）相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合。

（　　）

（3）相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合。

（　　）

（4）25℃时，pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。

（　　）

（5）25℃时，pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合。

（　　）

（6）25℃时，pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。

（　　）

（7）25℃时，pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合。

（　　）

（8）25℃时，pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合。

（　　）

（9）25℃时，pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合。

（　　）

（10）25℃时，pH＝3的硫酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合。

（　　）

[答案]　

（1）中性　

（2）碱性　（3）酸性　（4）中性

（5）酸性　（6）碱性　（7）酸性　（8）碱性　（9）中性　（10）碱性

2．已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为amol·L－1的一元酸HA与bmol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（　　）

A．a＝b

B．混合溶液的pH＝7

C．混合溶液中，c（H＋）＝

mol·L－1

D．混合溶液中，c（H＋）＋c（B＋）＝c（OH－）＋c（A－）

C　[判断溶液呈中性的依据是c（H＋）＝c（OH－）。

A项中a＝b，酸碱恰好完全反应生成正盐和水，由于酸碱强弱未知，不能确定溶液的酸碱性；B项中未说明温度为25℃，故混合溶液pH＝7时不一定呈中性；C项混合溶液中，c（H＋）·c（OH－）＝Kw，因为c（H＋）＝

mol·L－1，则c（OH－）＝

mol·L－1，c（H＋）＝c（OH－），故溶液呈中性；D项中c（H＋）＋c（B＋）＝c（OH－）＋c（A－），只说明溶液中电荷守恒，无法判断溶液的酸碱性。

]

溶液酸碱性的判断

（1）等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。

（2）25℃时，pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。

即谁弱谁过量，显谁性。

（3）强酸、强碱等体积混合（25℃时）

①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。

角度2　溶液稀释的pH的判断

3．25℃，pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c（SO

）与c（H＋）的比值为________。

[解析]　稀释前c（SO

）＝

mol·L－1，稀释后c（SO

）＝

mol·L－1＝10－8mol·L－1，c（H＋）接近10－7mol·L－1，所以

＝

＝

。

[答案]

4．

（1）体积相同，浓度均为0.2mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为________。

（2）体积相同，浓度均为0.2mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为________。

（3）体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为________。

（4）体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释100倍，溶液的pH分别为m和n，则m和n的关系为________。

[解析]　

（1）稀释10倍后两浓度均变为0.02mol/L，盐酸中的c（H＋）>醋酸中的c（H＋），故m

（2）若稀释相同倍数，盐酸的pH仍比醋酸的小，故盐酸稀释的倍数大，故m>n。

（3）稀释相同倍数，CH3COOH溶液的pH变化较小，故m

（4）稀释相同倍数，氨水的pH变化较小，故m>n。

[答案]

（1）m

（2）m>n（3）mn

角度3　pH的有关计算与换算

5．求下列常温条件下溶液的pH（已知lg

＝0.1，lg2＝0.3，混合溶液忽略体积的变化）。

（1）0.1mol·L－1的CH3COOH溶液。

（已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5）________

（2）将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合。

________

（3）将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。

________

（4）将pH＝3的HCl与pH＝3的H2SO4等体积混合。

________

[答案]　

（1）2.9　

（2）9.7　（3）6　（4）3

6．在某温度时，测得0.01mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。

（1）该温度下水的离子积常数Kw＝________。

（2）在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的硫酸VbL混合。

①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝________。

②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝________。

[解析]　

（1）由题意知，溶液中c（H＋）＝10－11mol·L－1，c（OH－）＝0.01mol·L－1，故Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝10－13。

（2）①根据中和反应：

H＋＋OH－===H2O。

c（H＋）·Vb＝c（OH－）·Va

10－2·Vb＝10－13/10－12·Va

＝

＝1∶10。

②根据中和反应H＋＋OH－===H2O

c（H＋）·Vb＝c（OH－）·Va

10－b·Vb＝10－13/10－a·Va

＝

＝1013－（a＋b）＝10，即Va∶Vb＝10∶1。

[答案]

（1）10－13

（2）①1∶10②10∶1

7．25℃时，100mLpH＝a的稀H2SO4与10mLpH＝b的NaOH溶液混合，溶液呈中性，则a，b的关系为________。

[解析]100×10－a＝10×10－14＋b

10－a＋2＝10－14＋b＋1，故－a＋2＝－14＋b＋1，

a＋b＝15。

[答案]a＋b＝15

溶液（强酸、强碱）混合的pH的计算思路

（1）同性混合

①若为酸的溶液混合，则先求c（H＋）混＝[c（H＋）1V1＋c（H＋）2V2]/（V1＋V2），再直接求pH。

②若为碱的溶液混合，则先求c（OH－）混＝[c（OH－）1V1＋c（OH－）2V2]/（V1＋V2），再求c（H＋）＝Kw/c（OH－）混，最后求pH。

（2）异性混合

①若酸过量，则先求c（H＋）混＝[c（H＋）酸V酸－c（OH－）碱V碱]/（V酸＋V碱），再直接求pH。

②若碱过量，则先求c（OH－）混＝[c（OH－）碱V碱－c（H＋）酸V酸]/（V酸＋V碱），再求c（H＋）＝Kw/c（OH－）混，最后求pH。

考点3|酸碱中和滴定及其应用　

[基础知识整合]

1．实验原理

利用酸碱中和反应，用已知浓度酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。

以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c（NaOH）＝

。

酸碱中和滴定的关键：

（1）准确测定标准液与待测液的体积。

（2）准确判断滴定终点。

2．实验用品

（1）仪器：

酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。

（2）试剂：

标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。

（3）滴定管

①构造：

“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。

②精确度：

读数可估计到0.01mL。

③洗涤：

先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。

④排泡：

酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。

⑤使用注意事项：

试剂性质

滴定管

原因

酸性、氧化性

酸式滴定管

氧化性物质易腐蚀橡胶管

碱性

碱式滴定管

碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开

3.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）

（1）滴定前的准备

①滴定管：

查漏→洗涤→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录。

②锥形瓶：

洗涤→装液→加指示剂（变色不明显）。

（2）滴定

（3）终点判断

等滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟内不变色，视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。

（4）数据处理

按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值及待测碱液体积的平均值，根据c（NaOH）＝

计算。

[应用体验]

用中和滴定法测定某烧碱样品的纯度，试根据实验回答下列问题：

（1）指示剂可以选用________。

（2）滴定过程中，眼睛应注视____________________________；

在铁架台上垫一张白纸，其目的是_______________________。

（3）下列实验操作会对滴定结果产生什么影响（填“偏高”、“偏低”或“无影响”）?

①观察酸式滴定管液面时，开始俯视，滴定终点平视，则滴定结果____。

②若将锥形瓶用待测液润洗，然后再加入10.00mL待测液，则滴定结果___。

[提示]　

（1）酚酞或甲基橙

（2）锥形瓶内溶液颜色的变化　便于观察锥形瓶内液体颜色的变化，减小滴定误差

（3）①偏高　②偏高

[考点多维探究]

角度1　酸碱中和滴定操作、数据处理与误差分析

1．某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行的如下操作，正确的是（　　）

【导学号：

95812201】

A．用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中

B．称取4.0gNaOH放到1000mL容量瓶中，加水至刻度，配成1.00mol·L－1NaOH标准溶液

C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不变色时，为滴定终点

D．滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量

C　[量取白醋应用酸式滴定管，A错误；NaOH的溶解应在烧杯中完成，B错误；在滴定过程中，操作时眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化，D错误。

]

2．（2015·广东高考）准确移取20.00mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定。

下列说法正确的是（　　）

A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定

B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大

C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定

D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小

B　[A.滴定管用蒸馏水洗涤后，需用待装液润洗才能装入NaOH溶液进行滴定。

B.随着NaOH溶液的滴入，锥形瓶内溶液中c（H＋）越来越小，故pH由小变大。

C.用酚酞作指示剂，当锥形瓶内溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪去，说明达到滴定终点，应停止滴定。

D.滴定达终点时，滴定管尖嘴部分有悬滴，则所加标准NaOH溶液量偏多，使测定结果偏大。

]

3．某学生根据3次实验分别记录有关数据如表所示：

依据表中数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。

[解析]　根据三次实验数据，第二次为无效数据。

[答案]

＝

＝26.10mL，c（NaOH）＝

＝0.1044mol·L－1。

（1）指示剂选择的基本原则

变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。

①不能用石蕊作指示剂（颜色深变色不明显）。

②滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂。

③滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂。

④强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。

⑤并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定酸性KMnO4溶液时，酸性KMnO4溶液颜色褪去时即为滴定终点。

⑥涉及I2的反应或生成时，用淀粉溶液作指示剂。

（2）误差分析的原理

根据原理c标准·V标准＝c待测·V待测，所以c待测＝

，因为c标准与V待测已确定，因此只要分析出不正确操作引起V标准的变化，即分析出结果。

角度2　滴定曲线（pH曲线）的分析

4．如图曲线a和b是盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线，下列叙述正确的是（　　）

A．盐酸的物质的量浓度为1mol·L－1

B．P点时恰好完全反应，溶液呈中性

C．曲线a是盐酸滴定氢氧化钠溶液的滴定曲线

D．酚酞不能用作本实验的指示剂

B　[由滴定起始时pH＝1可知盐酸的浓度为0.1mol·L－1，A错误；由曲线a起始时溶液pH＝1可知，是用NaOH溶液滴定盐酸的曲线，C错误；强酸与强碱中和滴定操作中可选用酚酞作为指示剂，D错误。

]

5．（2016·全国乙卷）298K时，在20.0mL0.10mol·L－1氨水中滴入0.10mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。

已知0.10mol·L－1氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（　　）

A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂

B．M点对应的盐酸体积为20.0mL

C．M点处的溶液中c（NH

）＝c（Cl－）＝c（H＋）＝c（OH－）

D．N点处的溶液中pH<12

D　[A项用0.10mol·L－1盐酸滴定20.0mL0.10mol·L－1氨水，二者恰好完全反应时生成强酸弱碱盐NH4Cl，应选用甲基橙作指示剂。

B项当V（HCl）＝20.0mL时，二者恰好完全反应生成NH4Cl，此时溶液呈酸性，而图中M点溶液的pH＝7，故M点对应盐酸的体积小于20.0mL。

C项M点溶液呈中性，则有c（H＋）＝c（OH－）；据电荷守恒可得c（H＋）＋c（NH

）＝c（OH－）＋c（Cl－），则有c（NH

）＝c（Cl－），