第3章 水溶液中的离子反应与平衡 检测题 2023-2024学年高二上学期化学沪科版（2020）选择性必修1

第3章《水溶液中的离子反应与平衡》检测题 一、单选题 1．已知25 ℃时部分弱酸的电离常数如下表所示，下列说法错误的是 弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN 电离常数 Ka=1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka=5.0×10-4 Ka=6.2×10-10 A．电离常数与温度有关 B．CO2通入NaNO2溶液中可以生成HNO2 C．少量CO2通入足量NaCN溶液中，离子方程式为CO2＋H2O＋CN-=HCN＋HCO D．足量CH3COOH与少量Na2CO3溶液反应，离子方程式为2CH3COOH+CO=2CH3COO-+CO2↑+H2O 2．设NA代表阿伏加德罗常数的数值，下列说法正确的是 A．10mL20mol•L﹣1浓硫酸与足量锌反应，转移电子数为0.2NA B．标准状况下，22.1LHCl气体中H+数目为NA C．在标准状况下，2.8gN2和2.24LCO所含电子数均为1.4NA D．1L1mol•L﹣1的NaClO溶液中含有ClO﹣的数目为NA 3．下列操作或装置不能达到实验目的的是 A．图甲证明Ksp(AgBr)>Ksp(AgI) B．图乙分离SiO2和NH4Cl C．图丙进行中和热测定 D．图丁制备Fe2(SO4)3晶体 4．设NA为阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是 A．一定量的钠与8g氧气反应，若两者均无剩余，转移电子的数目为NA B．等物质的量的14NO和13CO气体中所含中子数均为15NA C．1mo1丙烯酸(CH2=CHCOOH)中含有双键的数目为NA D．常温下，100mLpH=1的醋酸溶液中含有的氢离子数目为0.01NA 5．25℃时，几种酸的电离平衡常数如下表所示： 酸 CH3COOH HCN H2CO3 HNO2 下列说法正确的是 A．反应能够发生 B．等物质的量的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液呈碱性 C．CO2通入NaCN溶液中，反应的离子方程式为 D．常温下，等pH的醋酸和盐酸分别加等体积水稀释(如上图)，I表示盐酸的稀释过程 6．常温下，向10mLbmol·L-1的CH3COOH溶液中滴加等体积的0.01mol•L-1的NaOH溶液，充分反应后，溶液中c(CH3COO-)=c(Na+)，下列说法正确的是 A．b<0.01 B．混合后有醋酸钠生成，所以溶液呈碱性 C．CH3COOH的电离常数Ka= D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度逐渐减小 7．下图为、和在水中达沉淀溶解平衡时的pM―pH关系。 已知：①pM是的负对数，即，表示、、。 ②当溶液中剩余金属离子浓度小于时，可认为金属离子沉淀全。 下列说法正确的是 A．a点与b点的溶液中，不相等 B．由上图可知，初始状态，，溶液中均无沉淀生成 C．浓度均为0.001mol/L、混合液，调能除去而不损失 D．向等物质的量的、的混合物中逐滴加入稀盐酸，先溶解 8．25℃时，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．pH=13溶液中：K+、Na+、、 B．在澄清透明的无色溶液中：Al3+、Cu2+、、 C．c(OH-)=1×10-3mol/L的溶液中：K+、、Cl-、 D．0.1mol•L-1NaHCO3溶液中：Na+、K+、Fe3+、Cl- 9．下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．麦芽糖溶液中：MnO、Na+、、H+ B．该溶液加水后c(H+)/c(OH-)值变大：K+、Cu2+、Br-、 C．溶液：CH3COO-、Ba2+、、Br- D．能使pH试纸变深蓝色的溶液：K+、Na+、、 10．已知：pKa =—lgKa，25℃时，二元弱酸H2A的pKa1 = 1.23， pKa2 = 4.19.用0.1 mol/L NaOH 溶液滴定20mL 0.1mol/L H2A 溶液的滴定曲线如图所示(曲线上的数字为pH)。下列说法正确的是 A．a点所得溶液中：2c(HA—) +c(A2—) =0.1mol/L B．b点所得溶液中：c(A2—)+c(H+) =c(H2A) +c(OH—) C．c点所得溶液中：c(Na+)<3c(HA—) D．d点所得溶液中：c(Na+) >c(A2-) >c(H+) >c(OH—) 11．下列应用与盐类水解无关的是 A．用溶液清洗油污时，加热可以增强去污效果 B．常用可溶性的铁盐做净水剂 C．用制备的反应可表示为： D．漂白粉密封保存 12．25℃时，已知：，下列说法正确的是 A．电离程度：HA<HB B．相同浓度的两种酸溶液，分别与NaOH(s)反应后呈中性的溶液中： C．0.1 mol·LNaOH溶液滴定同浓度HA溶液的过程中： mol·L D．浓度相同的NaB和HB的混合溶液中： 13．NA为阿伏加德罗常数的值。下列说法不正确的是 A．4.6gNa与含0.1molHCl的稀盐酸充分反应，转移电子数目为0.2NA B．25℃时，pH=9的CH3COONa溶液中由水电离的OH-的数目为10-5NA C．2g H218O 与D216O的混合物中所含中子、电子数目均为NA D．常温常压下，46 g的NO2和N2O4混合气体含有的原子数为3NA 14．室温下，用0.100mol•L-1Na2SO3溶液吸收SO2的过程如图所示。已知Kal(H2SO3)=1.54×10-2，Ka2(H2SO3)=1.02×10-7，下列说法正确的是 A．0.100mol•L-1NaHSO3溶液中：c(SO)＜c(H2SO3) B．0.100mol•L-1Na2SO3溶液中：c(H+)+c(SO)+c(HSO)+2c(H2SO3)=c(OH-) C．吸收烟气后的溶液中：c(Na+)＜2c(SO)+2c(HSO)+2c(H2SO3) D．沉淀得到的上层清液中：c(SO)＜ 15．在时，用溶液滴定溶液，加入的溶液体积与溶液变化曲线如图所示，其中时溶液中无沉淀，之后出现白色浑浊且逐渐增多，当滴加的溶液体积为时，溶液的稳定在7.20左右，整个滴定过程中未见气泡产生。下列叙述不正确的是 已知：，，。 A．总反应的化学方程式： B．点的混合溶液： C．点的混合溶液，的数量级为 D．的过程中，水的电离程度不断增大 二、填空题 16．常温下，有相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液，采取以下措施： (1)加适量醋酸钠晶体后，醋酸溶液中 (填“增大”、“减小”或“不变”)。 (2)加水稀释10倍后，溶液中的：醋酸 盐酸(填“>”、“=”或“<”)。 (3)使温度都升高，溶液中：醋酸 盐酸(填“>”、“=”或“<”)。 (4)将的加水稀释，有关稀释后醋酸溶液的说法中，正确的是 (填字母)。 a．电离程度增大     b．溶液中离子总数增多 c．溶液导电性增强     d．溶液中醋酸分子增多 17．根据下表所列三种溶液在25℃时的相关数据，按要求填空： 溶液 物质的量浓度 pH (I) CH3COOH 0.1mol/L 2.86 (Ⅱ) NH4Cl 0.1mol/L 6.14 (Ⅲ) NH4HSO4 0.1mol/L 1 (1)根据表中数据，写出CH3COOH的电离方程式 。 (2)比较溶液(Ⅱ)、(Ⅲ)中 c()的大小关系是(Ⅱ) (Ⅲ)(填“>”、“<”或“=”)。 (3)溶液(Ⅰ) 和(Ⅱ)中水由电离出的c(H⁺)之比是 。 18．了解电解质在水溶液中的存在形式及其行为，有助于从微观角度认识水溶液中离子反应的本质和规律。下表是几种常见弱酸的电离平衡常数。 酸 电离平衡常数 (1)可以证明醋酸是弱酸的事实是 ((填字母序号，双选)。 A．醋酸和水能以任意比例混溶 B．在醋酸水溶液中还含有未电离的醋酸分子 C．醋酸与溶液反应放出气体 D．的醋酸水溶液能使紫色石蕊溶液变红色 E．等体积等的醋酸和盐酸分别与足量氢氧化钠溶液充分反应，醋酸消耗的氢氧化钠更多 (2).结合表中给出的电离常数回答下列问题： ①上述四种酸中，酸性最强的酸是 (用化学式表示)。 ②(双选)下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是 。 A．升高温度    B．加水稀释    C．加少量的固体    D．加少量冰醋酸   E．加氢氧化钠固体 ③据上表，判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应： 反应(填能或不能)。请结合上表中数据，通过计算解释上述反应能否发生的原因： 。 19．Ⅰ．25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表所示： 化学式 HClO 电离平衡常数(25℃) 回答下列问题： (1)同浓度的、、结合的能力由强到弱的顺序为 (填离子符号)。 (2)亚磷酸()为二元酸，具有较强的还原性，是 (填“酸式盐”“碱式盐”或“正盐”)。 (3)根据上述电离常数及物质的特性判断下列化学反应方程式错误的是 (填序号)。 ①次氯酸与溶液的反应： ②少量通入NaClO溶液中： ③碳酸钠滴入足量醋酸溶液中： Ⅱ．某二元酸(化学式用表示)的水溶液中存在的离子有：、、、、，存在的分子有。根据题意回答下列问题： (4)写出酸的两步电离方程式： ； 。 (5)若M溶液由10mL2mol/LNaHA溶液与10mL2mol/LNaOH溶液混合而得，则溶液M的pH 7(填“>”、“<”或“=”)，溶液中离子浓度由大到小顺序为 。 (6)在的溶液中，下列微粒浓度关系式正确的是______。 A． B． C． D． (7)常温下，已知溶液的pH=2，则当溶液中为时，溶液的物质的量浓度应 0.1mol/L(填“>”或“<”或“=”)；理由是 。 20．Ⅰ．已知：25 ℃时，0.1 mol/L某一元酸HCN溶液中有0.1%发生电离，回答下列问题： (1)该溶液中c(H+)= 。 (2)由HCN电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的 倍。 (3)计算HCN的电离平衡常数Ka = 。 (4)CN－的水解常数Kh为 。 Ⅱ．将0.2 mol·L－1 HCN溶液与0.2 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液中c(Na+)>c(CN－)，则(用“>”、“<”或“=”填写下列空白)： (5)混合溶液中c(HCN) c(CN－)。 (6)混合溶液中c(HCN)+c(CN－) 0.1 mol·L－1。 (7)25℃时，如果取0.2 mol·L－1 HCN溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液的pH>7，则HCN的电离程度 NaCN的水解程度。 21．时，的，。 (1)常温下，加水稀释，稀释过程中，溶液的导电能力 (填“增强”或“减弱”)； (2)溶液显酸性的原因是 。 (3)利用草酸及草酸盐的性质可测定人体血液中钙离子的浓度。 实验流程：取血样，加适量的草酸铵[]溶液，析出草酸钙沉淀，将此沉淀洗涤后溶于强酸得草酸，再用硫酸酸化的标准液平行滴定三次，平均消耗溶液。即可计算出血液中钙离子的浓度。 ①标准溶液应用滴定管 (填“酸式”或“碱式”)盛装，注入，标准溶液之前，滴定管需要 、洗涤和润洗。 ②请写出滴定过程中发生的离子反应方程式： 。 ③判断达到滴定终点的依据是 。血液样品中浓度为 (保留2位有效数字)。 ④下列操作会使测得的血液中钙离子的浓度偏高的是 。 A．滴定前因装液较多，测量同学坐着没有起身，抬头读数 B．滴定过程中用蒸馏水将锥形瓶内壁上黏附的溶液冲下 C．若未等滴定管液面稳定就读数 D．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 22．I、按要求写出下列方程式： (1)FeCl3水解的离子方程式： 。 (2)NaHCO3水解的离子方程式： 。 (3)NH3•H2O的电离方程式： 。 (4)Mg(OH)2在水中的沉淀溶解平衡用离子方程式表示： 。 Ⅱ、回答下列问题。 (5)25℃时，0.01mol/L的NaOH溶液的pH= ；由水电离出c(H+)= mol/L。 (6)25℃时，将10mLpH=2醋酸溶液稀释到1000mL后溶液的pH 4(填“大于”“小于”或“等于”)。 (7)某温度时，Ksp[AgI]=9.0×10-16，求AgI饱和溶液中c(Ag+)= mol/L 23．完成下列问题： (1)用离子方程式表示碳酸钠溶液显碱性的原因： 。 (2)汽油不完全燃烧时产生CO，有人设想按下列反应除去CO:2CO(g)=2C(s)+O2(g)，判断该设想能否实现，并简述原因： 。 (3)25℃时，在1L0.1mol/L的HA溶液中，有0.001mol的HA电离成离子，则该温度下的电离平衡常数为 。 (4)在25℃时，将pH=11 的Ba(OH)2溶液Va L与 pH=2 的HCl溶液Vb L混合，若所得溶液为中性，则Va ：Vb= 。 (5)常温下将10 mL 0.1 mol/L的NaOH溶液与10 mL 0.2 mol/L的醋酸溶液混合后溶液显酸性，则混合后溶液中各离子浓度的大小顺序为 。 (6)已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如下表： 化学式 HF HClO H2CO3 NH3·H2O 电离常数 6.8×10-4 4.7×10-8 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 Kb=1.7×10-5 常温下，pH相同的三种溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是 (填序号)。 (7)已知25℃时，Cr(OH)3的溶度积常数Ksp[Cr(OH)3]=1.0×10-32。则使Cr3+恰好完全沉淀，即溶液中c(Cr3+)=1.0×10-5mol/L时，应调节pH的最小值a为多少 24．硫代硫酸钠(Na2S2O3)应用广泛，可用作定影液、含砷废水去除剂、定量分析还原剂等。 (1)Na2S2O3可用作定影液熔解未曝光的溴化银(AgBr)，通过如图1所示转化可实现定影液再生，也可达到回收银的目的。    AgBr溶于Na2S2O3溶液反应的离子方程式为 。 (2)在t℃时，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲线如图2所示。已知t℃时，Ksp(AgCl)=4.9×10-10，在t℃时，反应AgCl(s)+Br-(aq)AgBr(s)+Cl-(aq)的平衡常数K= 。    (3)Na2S2O3去除酸性废水中H3AsO3的反应机理如图3所示(图中“HS”为自由基，“•”表示孤单电子)。    方框中X的化学式为 。 (4)Na2S2O3可测定含Cr2O废水中Cr元素的含量。量取废水20.00mL，硫酸酸化后加入过量KI溶液，发生反应：6I-+14H++Cr2O=3I2+2Cr3++7H2O。加入少量淀粉作为指示剂，用0.1000mol•L-1Na2S2O3标准溶液滴定至终点，发生反应：I2+2S2O=2I-+S4O平行滴定3次，平均消耗标准Na2S2O3溶液24.00mL。 ①滴定终点的现象为 。 ②废水中Cr元素的量为 。 25．已知常温下，溶液pH约为3，则： (1)HA的电离平衡常数约为 ，溶液中HA的电离度约为 。 (2)向上述HA溶液中加入等浓度的NaOH溶液， ①若两者体积相等，溶液呈 性，原因为（离子方程式） ，此时溶液中离子浓度由大到小的顺序为 ，若所得溶液pH=a，则 。 ②若混合溶液呈中性，加入的NaOH溶液的体积 （填＞、＜或＝）原HA溶液的体积。 ③若两者以体积比2∶1混合，溶液呈 性，此时溶液中各分子、离子浓度（不考虑）由大到小的顺序为 。 ④上述①②③所得混合液中水的电离程度最大的是 。 (3)用标准溶液滴定未知浓度的HA溶液，应选用 作为指示剂，若滴定前未用标准液洗涤滴定管，则测定出待测液浓度 （偏大，偏小，不变）。 试卷第1页，共3页 试卷第1页，共3页 学科网（北京）股份有限公司 参考答案： 1．B 【分析】根据表格中电离常数可以判断出酸性强弱：HNO2> CH3COOH> H2CO3> HCN> HCO； 【详解】A．弱电解质电离吸热，故温度越高，电离常数越大，故A正确； B．酸性：HNO2> H2CO3，CO2通入NaNO2溶液中不可以生成HNO2，故B错误； C．由表中数据可知酸性H2CO3> HCN>HCO，所以少量CO2通入足量NaCN溶液中，反应的离子方程式为CO2＋H2O＋CN-=HCN＋HCO，故C正确； D．酸性CH3COOH> H2CO3，足量CH3COOH与少量Na2CO3溶液反应会生成CO2，离子方程式为：2CH3COOH+CO=2CH3COO-+CO2↑+H2O，故D正确。 答案选B。 2．C 【详解】A．10mL 20mol/L的浓硫酸中含有0.2mol硫酸，与锌反应时先是硫元素被还原生成二氧化硫：Zn+2H2SO4(浓）=ZnSO4+SO2↑+2H2O，此时当反应掉4mol氢离子时，转移2mol电子；如果氢离子有剩余，锌和氢离子再反应：Zn+2H+=Zn2++H2↑，此反应中2mol氢离子转移2mol电子，而溶液中共0.4mol氢离子，故转移的电子数介于0.2NA和0.4NA之间，故A错误； B．氯化氢气体分子中不含氢离子，故B错误； C．一个氮气分子或一氧化碳分子中都含有14的电子，所以可把两种物质当成一种物质进行计算2.8 g N2和2.24L CO的物质的量都是0.1mol NA，故C正确； D．次氯酸根离子为弱酸根离子，在溶液中发生水解，所以1L1mol•L﹣1的NaClO溶液中含有ClO﹣的数目小于NA，故D错误； 故选C。 3．A 【详解】A．AgCl悬浊液中加入少量NaBr先生成AgBr的沉淀，AgCl溶液过量，故在加入NaI，仍然会生成AgI沉淀，故不能证明Ksp(AgBr)>Ksp(AgI)，故A错误； B．对装置加热，NH4Cl可分解，在滤纸上凝结；SiO2不分解，在烧杯底部，故可以分离SiO2和NH4Cl，故B正确； C．图丙中大小烧杯之间为碎泡沫塑料起保温隔热的作用，环形玻璃搅拌棒起搅拌作用，故可以进行中和热的测定，故C正确； D．Fe2(SO4)3的热稳定性强，且不挥发，它又是不挥发性酸的弱碱盐，最终不会转化为Fe(OH)3或Fe2O3，所以用图丁装置可以制备Fe2(SO4)3晶体，故D正确； 故选A。 4．D 【详解】A．一定量的钠与8g氧气反应，且两者均无剩余，若生成Na2O，则转移电子的数目为NA，若生成Na2O2，则转移电子的数目为0.5NA，若生成Na2O和Na2O2的混合物，则转移电子的数目在0.5NA～NA之间，A项错误； B．1个14NO和13CO分子中所含中子数均为15，但未指明二者物质的量的具体值，B项错误； C．1mol丙烯酸中含有1molC=C键、1molC=O键，故含有双键的数目为2NA，C项错误； D．pH＝1的醋酸溶液中c(H＋)＝0.1mol·L－1，100mL该溶液中含有的H＋数目为0.01NA，D项正确； 故选D。 5．D 【详解】A．酸性：，反应不能发生，A错误； B．由于，等物质的量的CH3COOH和CH3COONa混合溶液呈酸性，B错误； C．CO2通入NaCN溶液中，离子方程式为，C错误； D．醋酸为弱酸，等pH的醋酸和盐酸，醋酸浓度大，加等体积水稀释，pH变化小，D正确； 故选D。 6．C 【详解】A．反应后溶液中c(CH3COO-)=c(Na+)，根据电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)得c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，说明醋酸过量，b>0.01，A错误； B．反应后溶液中c(CH3COO-)=c(Na+)，根据电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)得c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，故B错误； C．pH=7，c(H+)=10-7mol·L-1，Ka===，C正确； D．在向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度先变大后逐渐减小，因为醋酸钠促进水电离，酸、碱抑制水的电离，D错误； 故选：C。 7．C 【分析】 图中三条变化曲线分别表示对应氢氧化物的溶解平衡曲线，纵坐标增大即减小，横坐标pH增大即增大，因此溶解平衡曲线右下方区间对应的、偏大，处于过饱和状态，左上方区间对应的、偏小，处于不饱和状态。据此答题。 【详解】A．a点与b点均处于的溶解平衡曲线上，温度不变，的溶解平衡常数不变，A错误； B．根据分析知，初始状态，时，有沉淀生成，B错误； C．=0.001mol/L时，，调，根据分析知，此时生成沉淀，而不生成沉淀，因此能除去而不损失，C正确； D．根据分析知，逐滴加入稀盐酸时，可使的溶解平衡状态先转化成不饱和状态，因此先溶解，D错误； 8．A 【详解】A．pH=13溶液为碱性溶液， K+、Na+、、和OH-离子不反应，可以大量共存，故A正确； B．含铜离子的溶液为蓝色，且Al3+、Cu2+与在溶液中相互反应不能大量共存，故B错误； C．c(OH-)=1×10-3mol/L的溶液可能显酸性或碱性，在酸性和碱性溶液均不能大量共存，故C错误； D．碳酸氢根离子和铁离子发生反应Fe3+＋3=Fe(OH)3↓＋3CO2↑而不能大量共存，故D错误； 故选A。 9．C 【详解】A．麦芽糖为还原性糖，在存在较多H+的溶液中具有强氧化性，能够氧化麦芽糖，不能大量共存，故A错误； B．该溶液为碱性溶液，稀释后氢氧根离子浓度减小，氢离子浓度增大，则c(H+)/c(OH-)的值明显增大，Cu2+、OH-离子之间反应生成氢氧化铜沉淀，不能够大量共存，故B错误； C．则说明溶液呈碱性，各离子之间互不反应，能大量共存，故C正确； D．能使pH试纸变深蓝色的溶液，显碱性，OH-与不能共存，故D错误； 故选：C。 10．C 【分析】由图可知，a点为NaHA和H2A的混合溶液，溶液pH为1.23，由Ka1(H2A)= 可知，溶液中c(H2A)= c(HA—)时，Ka1(H2A)= c(H+)，由溶液pH为1.23可知，溶液中c(H2A)= c(HA—)；b点H2A溶液与氢氧化钠溶液恰好反应得到NaHA溶液；c点为NaHA和Na2A的混合溶液，溶液pH为4.19，由Ka2(H2A)= 可知，溶液中c(A2—)= c(HA—)时，Ka2(H2A)= c(H+)，由溶液pH为4.19可知，溶液中c(A2—)= c(HA—)；d点H2A溶液与氢氧化钠溶液恰好反应得到Na2A溶液。 【详解】A．由分析可知，a点溶液中c(H2A)= c(HA—)，由物料守恒关系可得c(H2A)+c(HA—)+ c(A2—)= 2c(HA—) +c(A2—) =,V(NaOH)<20mL，故2c(HA-) +c(A2-) <0.05mol/L，故A错误； B．由分析可知，b点H2A溶液与氢氧化钠溶液恰好反应得到NaHA溶液。溶液中存在电荷守恒关系c(Na+)+ c(H+)= c(HA—)+2c(A2—)+ c(OH—)和物料守恒关系c(Na+)= c(H2A)+c(HA—)+ c(A2—)，整合关系式可得c(A2—)+2c(H+) =c(H2A) +2c(OH—)，故B错误； C．由分析可知，c点为NaHA和Na2A的混合溶液，溶液pH为4.19，溶液中c(H+) >c(OH—)、c(A2—)= c(HA—)，由电荷守恒关系c(Na+)+ c(H+)= c(HA—)+2c(A2—)+ c(OH—)可知，溶液中c(Na+)<3c(HA—)，故C正确； D．由分析可知，d点H2A溶液与氢氧化钠溶液恰好反应得到Na2A溶液，溶液的pH为8.36，溶液中c(OH—) > c(H+)，故D错误； 故选C。 11．D 【详解】A．加热可以使碳酸根水解程度增大碱性增强，可以增强去污效果，故A不符合题意； B．铁盐做净水剂是利用了Fe3+水解生成氢氧化铁胶体，故B不符合题意； C．用水解可以制备氧化物，故C不符合题意； D．漂白粉密封保存是防止次氯酸钙与空气中的二氧化碳反应生成次氯酸，次氯酸分解使漂白粉失效，与水解无关，故D符合题意； 故答案为D 12．C 【详解】A．，可知HA的酸性比HB弱，但电离程度还受浓度影响，酸性强不一定电离程度大，故A错误； B．若为等体积酸溶液，消耗等量NaOH恰好完全反应生成盐，根据越弱越水解可知，此时NaA的碱性强于NaB，若使溶液呈中性，HA中所加NaOH少于HB中所加NaOH，再结合电荷守恒：，，<，则，故B错误； C．， NaOH浓度0.1 mol·L，根据物料守恒： mol·L，故C正确； D．，则，NaB水解程度大于HB电离程度，则溶液呈碱性，故D错误； 故选：C。 13．B 【详解】A．4.6gNa物质的量为0.2mol，完全反应时转化为+1价的Na+，失去0.2mol电子，即转移电子数目为0.2NA，A正确； B．25℃时，pH=9的CH3COONa溶液中由水电离的OH-浓度为10-5mol/L，但无溶液体积，因此无法计算数目，B错误； C．H218O 与D216O的相对分子质量均为20，且每个分子中均含10个电子、10个中子，2g混合物的总物质的量为0.1mol，所含中子、电子物质的量均为1mol，数目均为NA，C正确； D．NO2和N2O4中，N质量分数为，O的质量分数为，因此在46 g的NO2和N2O4混合气体中，N质量为14g，物质的量为1mol，O的质量为32g，物质的量为2mol，因此混合气体含有的3mol原子，原子数为3NA，D正确。 因此，本题选B。 14．C 【详解】A．根据可知，，说明电离能力大于水解能力，所以，A错误； B．根据质子守恒，，B错误； C．吸收烟气后的溶液为和的混合溶液，则，C正确； D．有沉淀产生，因此上层清液为饱和溶液，则，D错误； 答案选C。 15．D 【分析】由图可知，a点之前，和未发生反应，随的加入浓度增大，水解增强，溶液pH逐渐增大；过程中，溶液中出现白色浑浊且无气体生成，说明发生反应，据此分析解答。 【详解】A．根据题干中信息，有白色浑浊生成且全程无气体生成，得出反应的化学方程式：，A正确； B．a点时溶液中存在电荷守恒，a点溶液显碱性，所以c(OH-)>c(H+)，则可得到，B正确； C．b点的混合溶液中，Ka2(H2CO3)= ，则=，代入题中给出的数据=，即的数量级为10-6，C正确； D．点溶液中溶质有NaHCO3和CaCl2，水的电离被促进，b点溶液中溶质有NaCl 和H2CO3，水的电离被抑制，对比之下发现，的过程中，水的电离程度不断减小，D错误； 故选D。 16．(1)减小 (2) (3) (4)ab 【详解】（1）CH3COOH⇌CH3COO-+H+，加适量醋酸钠晶体后，c(CH3COO-)增大，平衡左移，c(H＋)减小； （2）加水稀释10倍后，醋酸的电离平衡向右移动，n(H+)增大；HCl不存在电离平衡，HCl电离出的n(H+)不变；所以加水稀释10倍后，醋酸溶液中的c(H＋)大于盐酸溶液中的c(H＋)； （3）使温度都升高20℃，醋酸的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)增大，HCl已经完全电离，溶液中c(H＋)，醋酸＞盐酸； （4）a．醋酸是弱电解质，加水稀释醋酸溶液，促进醋酸电离，则醋酸的电离程度增大，故a符合题意； b．加水稀释醋酸，促进醋酸电离，溶液中离子总数增多，故b符合题意； c．加水稀释醋酸，虽然促进醋酸电离，溶液中离子个数增多，但离子浓度降低，所以导电能力减弱，故c不符合题意； d．加水稀释醋酸，促进醋酸电离，导致醋酸分子数减少，故d不符合题意； 答案选ab。 17．(1) (2)＜ (3)1:105 【详解】（1）0.1mol/L醋酸溶液的pH等于2.86，说明是弱电解质，则其电离方程式为； （2）铵根水解显酸性，硫酸氢铵能电离出氢离子抑制铵根的水解，则溶液(Ⅱ)、(Ⅲ)中c()的大小关系是(Ⅱ)＜(Ⅲ)； （3）醋酸电离出氢离子抑制水的电离，溶液中由水电离出的c(H+)与溶液中的c(OH-)相同，1.0×10-11.14mol•L-1，氯化铵溶液中铵根水解促进水的电离，溶液中H+是由水电离出的，c(H+)=1.0×10-6.14mol•L-1，则溶液(I)和(Ⅱ)中由水电离出的c(H+)之比是(1.0×10-11.14mol•L-1):(1.0×10-6.14mol•L-1)=1:105； 18．(1)BE (2) HNO2 BE 能 醋酸与次氯酸根离子反应的离子方程式为CH3COOH+ClO-=CH3COO-+HClO，该反应的化学平衡常数K====600，化学平衡常数大，说明该反应几乎是完全反应，因此一定能发生 【详解】（1）A．醋酸能与水以任意比例混溶不能说明醋酸为弱酸，溶解度与物质的极性，能否形成氢键等有关与是否是弱酸无直接关系，A错误； B．在醋酸水溶液中存在未电离的醋酸分子，说明醋酸在水溶液中不能完全电离，醋酸为弱酸，B正确； C．醋酸能与碳酸钠反应生成二氧化碳气体只能说明醋酸酸性强于碳酸，不能说明醋酸是弱酸，C错误； D．无论是弱酸还是强酸，一般情况下其水溶液都能使紫色石蕊溶液变红，不能说明醋酸是弱酸，D错误； E．等体积等pH的醋酸和盐酸分别与足量氢氧化钠溶液充分反应，醋酸消耗的氢氧化钠更多，说明醋酸的浓度更高，醋酸不完全电离为弱酸，否则假如醋酸为强酸，两者消耗的氢氧化钠应该是一样多，E正确； 故答案选BE。 （2）①上述四种酸都是一元酸，Ka越大，酸性越强，则酸性最强的是HNO2。 ② A．升高温度，电离平衡常数增大，A错误； B．加水稀释，醋酸电离程度增大，同时温度不变，电离平衡常数不变，B正确； C．加入少量CH3COONa固体，则醋酸根离子浓度增大，醋酸的电离平衡逆向移动，醋酸电离程度减小，C错误； D．加少量冰醋酸，虽然醋酸电离平衡正向移动导致部分醋酸分子电离，但是加入的醋酸更多，醋酸总体电离程度减小，D错误； E．加入氢氧化钠固体，消耗了溶液中的氢离子，氢离子浓度减小，促使醋酸电离程度增大，同时温度不变，电离平衡常数不变，E正确； 故答案选BE。 ③从表中可知，醋酸酸性强于次氯酸，醋酸能与次氯酸钠反应生成醋酸钠和次氯酸。醋酸与次氯酸根离子反应的离子方程式为CH3COOH+ClO-=CH3COO-+HClO，该反应的化学平衡常数K====600，化学平衡常数大，说明该反应几乎是完全反应，因此一定能发生。 19．(1)、、 (2)正盐 (3)① (4) (5) > (6)AC (7) > 一级电离出，对电离起抑制作用，而NaHA中不存在抑制 【详解】（1）酸根结合H+的能力越大，则对应的酸酸性越弱，电离常数越小。电离常数HS−<<HClO，因此结合H+的能力由强到弱的顺序为、、 （2）因为亚磷酸(H3PO3)为二元酸，所以Na2HPO3是正盐 （3）①HClO的电离常数小于碳酸的电离常数，因此HClO不能制碳酸，①错误；②电离常数大小关系：H2CO3>HClO>，因此该反应可以发生，②正确；③醋酸电离常数大于碳酸，因此醋酸可以制得碳酸，③正确。因此，错误的选①③。 （4）因为溶液中没有H2A分子，因此H2A第一步电离不可逆。其电离方程式为：； （5）两溶液混合后发生化学反应：HA−+OH−=A2−+H2O，因此混合后得到Na2A溶液。因为A2-在水溶液中存在水解：A2−+H2O⇌HA−+OH−，因此溶液显碱性，pH>7；由Na2A=2Na++A2-可知，c(Na+)>c(A2-)；同时溶液中存在以下平衡：A2−+H2O⇌HA−+OH−、H2O⇌H++OH−，因此c(OH-)>c(HA-)>c(H+)，即 （6）A．在0.1mol·L -1的Na2A溶液中，c(A2-) +c( HA-) =0.1mol·L -1，A正确；B．因为溶液中存在以下平衡：A2−+H2O⇌HA−+OH−、H2O⇌H++OH−，因此c(OH -)=c(H +) +c( HA -)，B错误；C．根据电荷守恒，可得：c(Na +)+ c(H +) =c(OH -)+ c( HA -)+2c(A 2-)，C正确；D．根据物料守恒，在Na2A溶液中，存在关系： c(Na + )=2[c(A 2-)+c( HA -)]，D错误。因此正确选项是AC。 （7）H2A溶液的物质的量浓度>0.1mol/L；因为H2A一级电离出H+，对HA-电离起抑制作用，而NaHA中不存在抑制。 20．(1) (2) (3) (4) (5)＜ (6)= (7)＜ 【详解】（1）电离度=； （2）该溶液中，则，则由水电离出的H+浓度为，由HCN电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的倍； （3），溶液中浓度近似相等，HCN电离程度较小，几乎忽略不计，则电离平衡常数约为=； （4）CN－的水解常数Kh=； （5）将0.2 mol·L－1 HCN溶液与0.2 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，则溶质为NaCN，溶液中以Na+和CN－为主，的水解程度很微弱，则溶液中c(HCN)＜c(CN－)； （6）两溶液等体积混合后，NaCN的浓度为0.1 mol·L－1，由物料守恒可知，c(HCN)+c(CN－)=0.1 mol·L－1； （7）如果取0.2 mol·L－1 HCN溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，溶质为等物质的量的HCN、NaCN，溶液呈碱性，证明的水解程度大于HCN的电离程度； 21．(1)减弱 (2)水解常数Kh=，水解程度小于电离程度，则溶液呈酸性 (3) 酸式 检查是否漏水 5H2C2O4+2MnO+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O 当滴入最后一滴标准液溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色 1.2 CD 【详解】（1）稀释过程中，溶液中氢离子、含碳离子的浓度减小，导电能力减弱； （2）溶液中存在的电离和水解，其水解常数Kh=，说明其水解程度小于电离程度，则溶液呈酸性； （3）①酸性高锰酸钾溶液具有强氧化性，能够腐蚀碱式滴定管下端的橡胶管，故KMnO4标准溶液应用酸式滴定管盛装，滴定管使用之前需要检查是否漏水，故注入KMnO4标准溶液之前，滴定管需要检查是否漏水、洗涤和润洗； ②滴定过程中发生反应即为H2C2O4和酸性高锰酸钾溶液反应生成CO2、K2SO4、MnSO4和H2O，根据氧化还原反应配平可得，该反应的离子反应方程式：5H2C2O4+2MnO+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O； ③H2C2O4溶液为无色溶液，酸性高锰酸钾溶液呈紫红色，故判断达到滴定终点的依据是当滴入最后一滴标准液溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色；根据反应方程式5H2C2O4+2MnO+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O可知，n(Ca2+)=n(H2C2O4)=n(KMnO4)= ×0.0100mol/L×12.00×10-3L=3.0×10-4mol，则血液样品中Ca2+浓度为=； ④A．仰视读数导致起始读数偏大，消耗的高锰酸钾体积偏小，测得的血液中钙离子的浓度偏低； B．滴定过程中用蒸馏水将锥形瓶内壁上黏附的溶液冲下，可确保实验准确性，不影响测定结果； C．若未等滴定管液面稳定就读数，内壁溶液未回流，读取的标准溶液体积可能会增大，测定结果偏高； D．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失，读数偏高，测定结果偏高； 故选CD。 22．(1)Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ (2)HCO+H2OH2CO3+OH- (3)NH3•H2ONH+OH- (4)Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq) (5) 12 10-12 (6)小于 (7)3×10-8 【详解】（1）铁离子水解生成氢氧化铁，即Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+； （2）碳酸氢根离子水解生成碳酸分子，即HCO+H2OH2CO3+OH-； （3）一水合氨属于一元弱碱，即NH3•H2ONH+OH-； （4）氢氧化镁溶解生成氢氧根离子和镁离子，即Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)； （5）25℃时，0.01mol/L的NaOH溶液中氢氧根离子浓度为0.01mol/L，则氢离子浓度为10-12 mol/L，即pH=12； 氢氧化钠溶液中氢离子全部来自于水的电离，即水电里的氢离子浓度为10-12 mol/L； （6）醋酸属于弱电解质，不完全电离，所以在稀释的过程又促进了醋酸的电离，因此氢离子浓度大于10-4 mol/L，故稀释到1000mL后溶液的pH小于4； （7）令碘化银饱和溶液中银离子浓度为xmol/L，结合，可得。 23．(1) (2)该反应是ΔH＞0，ΔS＜0，根据ΔG=ΔH-T·ΔS，ΔG＞0，任何温度下均不能自发进行 (3)10-5 (4)10:1 (5)c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-) (6)①＞②＞③ (7)5 【详解】（1）碳酸钠溶液中水解使溶液呈碱性，一级水解为主，离子方程式为。 （2）2CO(g)=2C(s)+O2(g)反应不能实现，原因为：该反应是ΔH＞0，ΔS＜0，根据ΔG=ΔH-T·ΔS，ΔG＞0，任何温度下均不能自发进行。 （3）25℃时，在1L0.1mol/L的HA溶液中，有0.001mol的HA电离成离子，，则该温度下的电离平衡常数为约。 （4）在25℃时，将pH=11 的Ba(OH)2溶液Va L与 pH=2 的HCl溶液Vb L混合， Ba(OH)2溶液中氢氧根离子浓度为10-3mol/L，HCl溶液中氢离子浓度为10-2mol/L，若所得溶液为中性，Va L×10-3mol/L= 10-2mol/L ×Vb L，则Va：Vb=10:1。 （5）常温下将10 mL 0.1 mol/L的NaOH溶液与10 mL 0.2 mol/L的醋酸溶液混合得到等物质的量的醋酸和醋酸钠的混合溶液，由于溶液显酸性，c(H+)＞c(OH-)，按电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，则c(Na+)＜c(CH3COO-)，则混合后溶液中各离子浓度的大小顺序为c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)。 （6）常温下弱电解质的电离平衡常数越大酸性越强，则酸性HF＞HClO＞HCO，则等浓度的弱酸根离子的水解程度：F-＜ClO-＜，则等物质的量浓度的溶液的碱性：NaF溶液＜NaClO溶液＜Na2CO3溶液，故常温下，pH相同的三种溶液①NaF 溶液 ②NaClO 溶液 ③Na2CO3 溶液，其物质的量溶度由大到小的顺序是①＞②＞③。 （7）已知25℃时，Cr(OH)3的溶度积常数Ksp[Cr(OH)3]=1.0×10-32。则使Cr3+恰好完全沉淀，即溶液中c(Cr3+)=1.0×10-5mol/L时，c(OH-)＝mol·L-1，c(H＋)＝1.0×10-5 mol·L-1 ，pH=5，应调节pH的最小值a为5。 24．(1) (2)103 (3)H2S2 (4) 溶液蓝色恰好褪去，且半分钟内不复原 【详解】（1）由图知，AgBr溶于Na2S2O3溶液反应的离子方程式为，； （2）由图可知，，AgCl(s)+Br-(aq)AgBr(s)+Cl-(aq)的平衡常数； （3）X歧化后生成S8和H2S，则X为H2S2； （4）①滴定终点时碘单质恰好完全反应，溶液蓝色消失，则终点现象为：溶液蓝色恰好褪去，且半分钟内不复原； ②由以上反应可得关系式：，反应消耗0.1000mol•L-1Na2S2O3标准溶液24.00mL，则，则，废水中Cr元素的含量为。 25．(1) 1％ (2) 碱 小于 酸 ① (3) 酚酞 偏大 【详解】（1）0.1mol·L−1HA溶液pH约为3，HA的电离平衡常数=，0.1mol·L−1HA溶液中HA的电离度== =1%； （2）向上述HA溶液中加入等浓度的NaOH溶液， ①若两者体积相等，得到的是NaA溶液，A-要水解，呈碱性，原因为A-+H2O⇌HA+ OH-；此时溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)，若所得溶液pH=a，c(H+)=10-a，室温下，c(H+)=10-a，c(OH-)==10-(14-a)，根据电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)，c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)，则c(Na+)-c(A-)=[10-(14-a)-10-a]mol·L−1； ②等浓度的弱酸中加入强碱，若混合溶液呈中性，则加入的NaOH溶液的体积小于原HA溶液的体积； ③若两者以体积比2:1混合得到的是HA和NaA，其物质的量之比为1:1，因HA的电离平衡常数大于A-的水解平衡常数，即HA的电离程度大于A-的水解程度，溶液呈酸性，c(H+)>c(OH-)，c(A-)>c(Na+)，氢离子是弱酸电离出的，故c(HA)>c(H+)，此时溶液中各分子、离子浓度由大到小的顺序为：c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)； ④②③中酸都过量，抑制水的电离，而①中只生成了强碱弱酸盐，其促进水的电离，故①②③所得混合液中水的电离程度最大的是①； （3）用0.1mol·L−1NaOH标准溶液滴定未知浓度的HA溶液，应选择酚酞作为指示剂，酸遇酚酞不变色，遇碱变红，滴定终点的现象为溶液由无色变为浅红色，半分钟不褪色。若滴定前未用标准液洗涤滴定管，使得标准液的实际浓度减小，消耗标准液的体积增大，则测定出待测液浓度偏大。 答案第1页，共2页 答案第1页，共2页 学科网（北京）股份有限公司 $$