2019版高考化學總復習 第8章 水溶液中的離子平衡章末綜合檢測 新人教版.doc

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第8章 水溶液中的離子平衡 章末綜合檢測(八) (時間：60分鐘　滿分：100分) 一、選擇題(本題包括10小題，每小題5分，共50分) 1．合理利用某些鹽能水解的性質，能解決許多生產、生活中的問題，下列敘述的事實與鹽水解的性質無關的是(　　) A．金屬焊接時可用NH4Cl溶液作除銹劑 B．配制FeSO4溶液時，加入一定量Fe粉 C．長期施用銨態(tài)氮肥會使土壤酸化 D．向FeCl3溶液中加入CaCO3粉末后有氣泡產生 解析：選B。A.NH4Cl溶液水解顯酸性，能和鐵銹反應從而除去鐵銹，故和鹽類水解有關，A錯誤；B.亞鐵離子易被氧化，配制FeSO4溶液時，加入一定量Fe粉的目的是防止氧化，與鹽類的水解無關，B正確；C.銨根水解顯酸性，所以長期施用銨態(tài)氮肥會使土壤酸化，與鹽類的水解有關，C錯誤；D.FeCl3是強酸弱堿鹽，水解顯酸性，故加入碳酸鈣后有氣泡產生，和鹽類的水解有關，D錯誤。 2．25 ℃時，某溶液中只含有Na＋、H＋、OH－、A－四種離子。下列說法正確的是(　　) A．對于該溶液一定存在：pH≥7 B．在c(OH－)>c(H＋)的溶液中不可能存在：c(Na＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋) C．若溶液中c(A－)＝c(Na＋)，則溶液一定呈中性 D．若溶質為NaA，則溶液中一定存在： c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋) 解析：選C。 A．如果溶質是NaOH、NaA，則溶液呈堿性，pH>7；如果溶質是NaA，當NaA為強酸強堿鹽，溶液呈中性，pH＝7；如果溶質是NaA、HA，且HA為強酸時，則溶液呈酸性，pH<7，故A項錯誤。B.如果溶質是NaOH、NaA，且NaOH過量較多時，溶液中可能存在：c(Na＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋)，故B項錯誤。C.根據(jù)溶液呈電中性可知，溶液中存在c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，若c(A－)＝c(Na＋)，則c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，故C項正確。D.如果溶質是NaA，且NaA為強酸強堿鹽時，溶液中存在c(Na＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)，故D項錯誤。 3．下列事實不能證明HNO2是弱電解質的是(　　) ①滴入酚酞試液，NaNO2溶液顯紅色 ②用HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗 ③等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時，HNO2的中和堿能力強 ④0.1 molL－1 HNO2溶液的pH＝2 ⑤HNO2與CaCO3反應放出CO2氣體 ⑥c(H＋)＝0.1 molL－1的HNO2溶液稀釋至1 000倍，pH<4 A．①⑤　　　　　　　　 B．②⑤ C．③⑥ D．③④ 解析：選B。 NO水解，生成弱電解質HNO2和OH－，使酚酞試液顯紅色，①能證明；HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗，只能說明溶液中離子的濃度小，并不能說明HNO2部分電離，②不能證明；等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中，HNO2中和堿能力強，0.1 molL－1HNO2溶液的pH＝2，都能說明HNO2部分電離，③、④能證明；HNO2與CaCO3反應放出CO2氣體，說明HNO2的酸性比碳酸強，但并不一定是弱電解質，⑤不能證明；HNO2若是強酸，⑥中pH應等于4，⑥能證明。 4．醋酸鋇[(CH3COO)2BaH2O]是一種媒染劑，下列是有關0.1 mol/L醋酸鋇溶液中粒子濃度的比較，其中不正確的是(　　) A．c(Ba2＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) B．c(H＋)＋2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) C．c(H＋)＝c(OH－)－c(CH3COOH) D．2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) 解析：選A。A.CH3COO－離子水解程度較小，水解后溶液呈堿性，由(CH3COO)2Ba可知，則有c(CH3COO－)>c(Ba2＋)，c(OH－)>c(H＋)，正確的順序應為c(CH3COO－)>c(Ba2＋)>c(OH－)＞c(H＋)，故A錯誤；B.溶液呈電中性，溶液中陽離子所帶電荷總數(shù)等于陰離子所帶電荷總數(shù)，故c(H＋)＋2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，故B正確；C.根據(jù)溶液呈電中性可知：c(H＋)＋2c(Ba2＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，根據(jù)物料守恒可知，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)，則有c(H＋)＝c(OH－)－c(CH3COOH)，故C、D正確。 5．25 ℃時，將某一元堿MOH和鹽酸溶液等體積混合(體積變化忽略不計)，測得反應后溶液的pH如下表，則下列判斷不正確的是(　　) 實驗 序號 c(鹽酸)/ molL－1 c(MOH)/ molL－1 反應后溶 液的pH 甲 0.20 0.20 5 乙 0.10 a 7 A.實驗甲所得溶液：c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(OH－) B．將實驗甲中所得溶液加水稀釋后，變小 C．a>0.10 D．MOH的電離平衡常數(shù)可以表示為K＝ 解析：選B。A.根據(jù)甲中的數(shù)據(jù)分析，堿(MOH)為弱堿，鹽(MCl)為強酸弱堿鹽，正確；B.鹽溶液中加水，陽離子M＋水解程度增大，則溶液中氫離子的物質的量增大，M＋的物質的量減小，由于在同一溶液中，則變大，錯誤；C.MOH為弱堿，當a＝0.10時，反應恰好生成了鹽，溶液顯酸性，若要呈中性，則加入的堿應稍過量，正確；D.對乙溶液應用電荷守恒可知c(M＋)＝c(Cl－)＝0.05 molL－1，又根據(jù)M元素守恒可知，c(MOH)＝0.5a－c(M＋)＝(0.5a－0.05) molL－1，則MOH的電離平衡常數(shù)K＝c(M＋)c(OH－)/c(MOH)＝0.0510－7/(0.5a－0.05)＝10－8/(a－0.10)，正確。 6．使用酸堿中和滴定的方法，用0.01 molL－1鹽酸滴定錐形瓶中未知濃度的NaOH溶液，下列操作能夠使測定結果偏高的是(　　) ①用量筒量取濃鹽酸配制0.01 molL－1稀鹽酸時，量筒用蒸餾水洗凈后未經干燥直接量取濃鹽酸 ②配制稀鹽酸定容時，俯視容量瓶刻度線 ③滴定結束時，讀數(shù)后發(fā)現(xiàn)滴定管下端尖嘴處懸掛有一滴液滴 ④滴定過程中用少量蒸餾水將錐形瓶內壁附著的鹽酸沖下 A．①③ B．②④ C．②③④ D．①②③④ 解析：選A。①量筒用蒸餾水洗凈后未經干燥直接量取濃鹽酸，濃鹽酸被稀釋，滴定NaOH溶液時結果偏高；②俯視容量瓶刻度線，配制的鹽酸濃度偏大，滴定NaOH溶液時結果偏低；③滴定結束時，讀數(shù)后發(fā)現(xiàn)滴定管下端尖嘴處懸掛有一滴液滴，讀取的鹽酸標準液體積偏大，則滴定結果偏高；④滴定過程中用少量蒸餾水將錐形瓶內壁附著的鹽酸沖下，不產生誤差。 7．常溫常壓下，將NH3緩慢通入飽和食鹽水中至飽和，然后向所得溶液中緩慢通入CO2，整個實驗進程中溶液的pH隨通入氣體體積的變化曲線如圖所示(實驗中不考慮氨水的揮發(fā))。下列敘述不正確的是(　　) A．由a點到b點的過程中，溶液中增大 B．由圖可知(NH4)2CO3溶液顯堿性，NH4Cl溶液顯酸性 C．c點所示溶液中，c(NH)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(H＋) D．d點所示溶液中，c(NH)＋c(NH3H2O)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3) 解析：選D。A.a點到b點是向飽和氯化鈉溶液中通入氨氣達到飽和，溶液中＝＝，生成一水合氨的過程中，溶液中氫氧根離子濃度增大，所以增大，故A正確；B.b到c點是一水合氨和通入的二氧化碳反應得到碳酸銨溶液的過程，c到d點是碳酸銨和二氧化碳反應生成碳酸氫銨的過程，在溶液中依據(jù)溶解度大小最后反應生成碳酸氫鈉晶體和氯化銨溶液，由圖可知(NH4)2CO3溶液顯堿性，NH4Cl溶液顯酸性，故B正確；C.c點所示溶液是碳酸銨溶液，圖像分析可知溶液顯堿性，離子濃度大小為c(NH)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(H＋)，故C正確；D.d點是氯化銨溶液和碳酸氫鈉飽和溶液，溶液中存在氮元素守恒、碳元素守恒，析出碳酸氫鈉，則溶液中氯離子濃度大于鈉離子濃度，c(NH)＋c(NH3H2O)＞c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)，故D錯誤。 8．某一溫度下，體積和pH都相同的鹽酸和氯化銨溶液加水稀釋時的pH變化曲線如圖所示，下列判斷正確的是(　　) A．a、c兩點溶液的導電能力相同 B．b點溶液中c(H＋)＋c(NH3H2O)＝c(OH－) C．用等濃度NaOH溶液和等體積b、c處溶液完全反應，消耗NaOH溶液體積Vb＝Vc D．a、b、c三點溶液中水的電離程度a>b>c 解析：選D。鹽酸中的氫離子主要是HCl電離出來的，HCl完全電離，體積和pH都相同的鹽酸和氯化銨溶液加水稀釋的過程中，HCl不能繼續(xù)電離，鹽酸中氫離子濃度變化大；水解是微弱的，氯化銨溶液中銨根離子可繼續(xù)水解，溶液中的氫離子濃度變化小，所以含c點的pH變化曲線是鹽酸的，含a、b點的pH變化曲線是氯化銨溶液的。a、c兩點溶液的離子濃度不一樣，所以導電能力不一樣，故A錯誤；b點溶液中，根據(jù)質子守恒，得出c(OH－)＋c(NH3H2O)＝c(H＋)，故B錯誤；用等濃度NaOH溶液和等體積b、c處溶液完全反應，消耗NaOH溶液體積Vb>Vc，故C錯誤；HCl電離出的氫離子抑制了水的電離，所以c點溶液中水的電離程度最小；鹽類的水解促進水的電離，由于氯化銨溶液中的氫離子來自銨根離子的水解，氫離子濃度越大，說明銨根離子水解程度越大，水的電離程度越大，a點的pH小于b點的pH，說明a點氫離子濃度大于b點氫離子濃度，所以a、b兩點溶液中水的電離程度a>b，綜上所述a、b、c三點溶液中水的電離程度a>b>c，故D正確。 9．常溫下，向10 mL 0.2 molL－1 草酸(用H2T表示)溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液。有關微粒的物質的量與混合溶液的pH有如圖關系，下列說法正確的是(　　) A．HT－在溶液中水解程度大于電離程度 B．當V(NaOH)＝10 mL時，溶液中水的電離程度比純水大 C．當V(NaOH)＝15 mL時，溶液中存在： c(Na＋)>c(HT－)>c(T2－)>c(OH－)>c(H＋) D．當V(NaOH)＝20 mL時，溶液中存在：c(OH－)＝c(HT－)＋2c(H2T)＋c(H＋) 解析：選D。A.根據(jù)圖像可知，HT－的物質的量最大的點的溶液是NaHT溶液，該溶液顯酸性，說明HT－在溶液中電離程度大于水解程度，A項錯誤；B.當V(NaOH)＝10 mL時，兩者恰好反應生成NaHT和水，溶液中的溶質是NaHT，該溶液呈酸性，HT－的電離程度大于水解程度，電離出來的H＋對水的電離起抑制作用，所以溶液中水的電離程度比純水小，B項錯誤；C.當V(NaOH)＝15 mL時，H2T與NaOH的物質的量之比為2∶3，溶液中的溶質為等物質的量的Na2T和NaHT，同樣根據(jù)圖像可知溶液顯酸性，所以c(Na＋)>c(T2－)>c(HT－)>c(H＋)>c(OH－)，C項錯誤；D.V(NaOH)＝20 mL時，溶液中的溶質是Na2T，根據(jù)質子守恒可知，c(OH－)＝c(HT－)＋2c(H2T)＋c(H＋)，D項正確。 10．一定溫度時，Cu2＋、Mn2＋、Fe2＋、Zn2＋等四種金屬離子(M2＋)形成硫化物沉淀所需S2－最低濃度的對數(shù)值lg c(S2－)與lg c(M2＋)的關系如圖所示。下列有關判斷不正確的是(　　) A．該溫度下，Ksp(MnS)大于1.010－35 B．向含Mn2＋、Zn2＋的稀溶液中滴加Na2S溶液，Mn2＋最有可能先沉淀 C．向c(Fe2＋)＝0.1 molL－1的溶液中加入CuS粉末，有FeS沉淀析出 D．該溫度下，溶解度：CuS>MnS>FeS>ZnS 解析：選D。A.一定溫度下，MnS飽和溶液中存在沉淀溶解平衡：MnS(s)Mn2＋(aq)＋S2－(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)c(S2－)，根據(jù)圖像，可計算出FeS的Ksp(FeS)＝c(Fe2＋)c(S2－)＝10－1010－10＝1.010－20，CuS的Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)c(S2－)＝10－17.510－17.5＝1.010－35，由題圖知MnS的圖線在CuS的上方、FeS的下方，所以Ksp(CuS)10－20，所以有FeS沉淀析出，C正確；D.依據(jù)題圖可知，CuS的Ksp最小，其次是MnS、FeS和ZnS，所以該溫度下，溶解度：CuS＜MnS＜FeS＜ZnS，D錯誤。 二、非選擇題(本題包括4小題，共50分) 11．(12分)水溶液是中學化學的重點研究對象。 (1)水是極弱的電解質，也是最重要的溶劑。常溫下某電解質溶解在水中后，溶液中的c(H＋)＝10－9 molL－1，則該電解質可能是 (填序號)。 A．CuSO4 B．HCl C．Na2S D．NaOH E．K2SO4 (2)已知次氯酸是比碳酸還弱的酸，要使新制稀氯水中的c(HClO)增大，可以采取的措施有 (回答兩條)。 (3)常溫下，將pH＝3的鹽酸a L分別與下列三種溶液混合，結果溶液均呈中性。 ①濃度為1.010－3 molL－1的氨水b L； ②c(OH－)＝1.010－3 molL－1的氨水c L； ③c(OH－)＝1.010－3 molL－1的氫氧化鋇溶液d L。 則a、b、c、d之間的關系是 。 (4)強酸制弱酸是水溶液中的重要經驗規(guī)律。 ①已知HA、H2B是兩種弱酸，存在以下關系：H2B(少量)＋2A－===B2－＋2HA，則A－、B2－、HB－三種陰離子結合H＋的難易順序為 。 ②某同學將H2S通入CuSO4溶液中發(fā)現(xiàn)生成黑色沉淀，查閱資料并在老師的指導下寫出了化學方程式：H2S＋CuSO4===CuS↓＋H2SO4，但這位同學陷入了困惑；這不成了弱酸制取強酸了嗎？請你幫助解釋： 。 (5)已知：H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－。 常溫下，0.1 molL－1的NaHA溶液其pH＝2，則0.1 molL－1的H2A溶液中氫離子濃度的大小范圍是 a＝d>c。 (4)①根據(jù)強酸制取弱酸知，越難電離的酸，酸性越小，結合氫離子越容易，故答案為HB－c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－)。 答案：(1)CD　(2)再通入氯氣；加入碳酸鹽；加入次氯酸鈉(任答兩條即可)　(3)b>a＝d>c 　(4)①HB－c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－) 12．(12分)回答下列問題。 (1)如圖，某溫度(t ℃)時水的電離平衡圖像如下，a點離子積Kw＝ ；該溫度下，pH＝12的NaOH與pH＝2的H2SO4等體積混合，溶液顯 性。 (2)體積相等的稀NaOH和CH3COOH溶液混合，若溶液中c(Na＋)＝c(CH3COO－)，則該溶液顯 (填“酸性”“堿性”或“中性”)，則混合前c(NaOH) c(CH3COOH)(填“>”“<”或“＝”)。 (3)常溫時，F(xiàn)e(OH)3的Ksp＝110－38，要使溶液中的Fe3＋沉淀完全[殘留在溶液中的c(Fe3＋)<10－5 molL－1]，則溶液的pH應大于 。 (4)用可溶性碳酸鹽可以浸取CaSO4固體，浸取過程中會發(fā)生反應：CaSO4(s)＋CO(aq)CaCO3(s)＋SO(aq)。 已知298 K時，Ksp(CaCO3)＝2.8010－9，Ksp(CaSO4)＝4.9010－5，則此溫度下該反應的平衡常數(shù)K為 (計算結果保留三位有效數(shù)字)。 解析：(1)根據(jù)圖像知，a、b點水的離子積常數(shù)相等，b點c(H＋)＝10－6molL－1，c(OH－)＝10－6 molL－1，由離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)c(OH－)＝10－610－6＝1.010－12。pH＝2的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.01 molL－1，pH＝12的NaOH中c(OH－)＝1.010－12/10－12＝1.0(molL－1)，等體積混合時堿過量，溶液呈堿性。 (2)溶液中存在電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，c(Na＋)＝c(CH3COO－)，則c(OH－)＝c(H＋)，故溶液呈中性；醋酸鈉溶液呈堿性，要使醋酸和氫氧化鈉的混合溶液呈中性，則醋酸應該稍微過量，因為二者的體積相等，所以醋酸的濃度大于氫氧化鈉。 (3)常溫時，F(xiàn)e(OH)3的Ksp＝110－38，若溶液中的Fe3＋恰好沉淀完全，殘留在溶液中的c(Fe3＋)＝10－5 molL－1。Ksp＝c(Fe3＋)c3(OH－)＝10－5c3(OH－)＝110－38，解得c(OH－)＝10－11 molL－1，c(H＋)＝10－14/10－11＝10－3 (molL－1)，溶液的pH＝3。 (4)浸取過程中會發(fā)生：CaSO4(s)＋CO(aq)CaCO3(s)＋SO(aq)，CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋CO(aq)，CaSO4(s)Ca2＋(aq)＋SO(aq)。依據(jù)硫酸鈣、碳酸鈣溶度積常數(shù)的計算表達式，轉化關系中鈣離子濃度相同，則所求反應的平衡常數(shù)K＝＝＝＝1.75104。 答案：(1)1.010－12　堿 (2)中性　<　(3)3　(4)1.75104 13．(13分)Ⅰ.常溫下，將某一元酸HA(甲、乙、丙、丁代表不同的一元酸)和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的物質的量濃度和混合溶液的pH如表所示： 實驗 編號 HA的物質的 量濃度(mol/L) NaOH的物質的 量濃度(mol/L) 混合后 溶液的pH 甲 0.1 0.1 pH＝a 乙 0.12 0.1 pH＝7 丙 0.2 0.1 pH＞7 丁 0.1 0.1 pH＝10 (1)從甲組情況分析，如何判斷HA是強酸還是弱酸？ 。 (2)乙組混合溶液中c(A－)和c(Na＋)的大小關系是 。 A．前者大 B．后者大 C．二者相等 D．無法判斷 (3)從丙組實驗結果分析，該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是 。 (4)分析丁組實驗數(shù)據(jù)，寫出該混合溶液中下列算式的精確結果：c(Na＋)－c(A－)＝ mol/L(只需寫出計算式)。 Ⅱ.某二元酸(化學式用H2B表示)在水中的電離方程式為H2B===H＋＋HB－，HB－H＋＋B2－。 (5)在0.1 mol/L的Na2B溶液中，下列粒子濃度關系式正確的是 。 A．c(B2－)＋c(HB－)＝0.1 mol/L B．c(B2－)＋c(HB－)＋c(H2B)＝0.1 mol/L C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－) D．c(Na＋)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－) 解析：(1)一元酸HA與NaOH等物質的量反應，酸性強弱決定完全中和后鹽溶液的pH，a＝7時為強酸，a＞7 時為弱酸。 (2)據(jù)電荷守恒，有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，因c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(A－)。 (3)丙為等濃度的HA與NaA的混合溶液，根據(jù)電荷守恒且pH＞7知，溶液中離子濃度大小關系為 c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 (4)據(jù)電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，推導c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)＝(10－4－10－10) mol/L。 (5)注意題干中的電離方程式，一級電離為完全電離。判斷A項為B元素的物料守恒，C項為溶液中的質子守恒。 答案：(1)a＝7時，HA是強酸；a＞7時，HA是弱酸　(2)C (3)c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) (4)(10－4－10－10)　(5)AC 14．(13分)實驗室常利用甲醛法測定(NH4)2SO4樣品中氮的質量分數(shù)，其反應原理為4NH＋6HCHO===3H＋＋6H2O＋(CH2)6N4H＋[滴定時，1 mol (CH2)6N4H＋與1 mol H＋相當]，然后用NaOH標準溶液滴定反應生成的酸。某興趣小組用甲醛法進行了如下實驗： 步驟Ⅰ：稱取1.500 g樣品。 步驟Ⅱ：將樣品溶解后，完全轉移到250 mL容量瓶中，定容，充分搖勻。 步驟Ⅲ：移取25.00 mL樣品溶液于250 mL錐形瓶中，加入20%的中性甲醛溶液反應完全，搖勻、靜置5 min后，加入1～2滴酚酞試液，用NaOH標準溶液滴定至終點。按上述操作方法再重復2次。 (1)根據(jù)步驟Ⅲ填空。 ①堿式滴定管用蒸餾水洗滌后，直接加入NaOH標準溶液進行滴定，則測得樣品中氮的質量分數(shù) (填“偏高”“偏低”或“無影響”)。 ②錐形瓶用蒸餾水洗滌后，水未倒盡，則滴定時用去NaOH標準溶液的體積 (填“偏大”“偏小”或“無影響”)。 ③滴定時邊滴邊搖動錐形瓶，眼睛應觀察 。 A．滴定管內液面的變化 B．錐形瓶內溶液顏色的變化 ④滴定達到終點時，酚酞指示劑由 色變成 色。 (2)滴定結果如下表所示。 滴定 次數(shù) 待測溶液 的體積/mL 標準溶液的體積/mL 滴定前刻度 滴定后刻度 1 25.00 1.02 21.03 2 25.00 2.00 21.99 3 25.00 0.20 20.20 若NaOH標準溶液的濃度為0.101 0 molL－1，則該樣品中氮的質量分數(shù)為 。 解析：(1)①堿式滴定管未用標準液潤洗，會使其消耗量增加，測定結果偏高；②錐形瓶內殘余少量水，不影響標準液的消耗量，對結果無影響；③滴定時眼睛應注視錐形瓶內溶液的顏色變化；④溶液由無色變粉紅(或淺紅)色時為滴定終點。 (2)NaOH溶液的平均消耗量為20.00 mL，其物質的量為0.101 0 molL－10.02 L＝0.002 02 mol 4NH～3H＋＋(CH2)6N4H＋～4OH－ 4　　　　　　　　　　　　4 n　　 0.002 02 mol n＝0.020 2 mol， 則樣品中氮的質量分數(shù)為100%≈18.85%。 答案：(1)①偏高?、跓o影響　③B?、軣o　 粉紅(淺紅) (2)18.85%