3.1.3电离平衡的应用与电离平衡常数及应用 同步精练— 2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

**基本信息** 聚焦电离平衡应用与常数及应用，通过考向分层设计，基础题强化概念理解，提升题深化综合应用，适配新授课知识内化与科学思维培养。 **分层设计** |层次|知识覆盖|设计特色| |----|----------|----------| |基础应用层|电离平衡移动、离子浓度比较、酸碱稀释|以选择为主，如判断酸性强弱、离子方程式正误，强化化学观念| |综合提升层|电离常数计算、实验探究、图像分析|含填空与计算，如SO₂性质探究、溶液稀释pH变化，培养科学思维与探究能力|

3.1.3电离平衡的应用与电离平衡常数及应用同步精练— 2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1 考向1电离平衡的应用 考向2电离平衡常数及应用 考向1电离平衡的应用 1、时，几种酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法正确的是 酸 A．反应能够发生 B．常温下，将的醋酸溶液稀释至10倍后溶液 C．少量通入溶液中，反应的离子方程式为 D．常温下，等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 2、25℃时，0.1mol/L溶液显酸性，下列有关判断正确的是 A．该溶液中离子浓度最大的是 B．mol/L C． D．的平衡常数表达式为 3、时，有关弱酸的电离常数如下： 化学式 电离常数 ， 下列说法中正确的是 A．与溶液可以发生反应并生成 B．与溶液等体积混合后溶液中，则a一定小于或等于b C．等物质的量浓度的各溶液关系为：＞＞ D．和的混合溶液中，一定存在 4、在浓度为的溶液中，如下说法正确的是 A．溶液中浓度最大的离子是 B． C． D．磷酸第二步电离平衡的平衡常数表达式为 5、时，H2CO3的电离常数Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11，Ksp(CaCO3)=3.4×10－9 。下列描述不正确的是( ) A．HCO3-+H2OH2CO3+OH-，K=2.2×10-8 B．2HCO3-H2CO3+CO32-，K=1.0×10-4 C．HCO3-+Ca2+CaCO3(s)+2H+，K=1.4×10-2 D．溶液中，cH2CO3＋cH＋＝cOH－＋cCO32-，则 6、常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　　) 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2 A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2 B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生 C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生的H2最多 7、室温下，通过下列实验探究SO2的性质。 已知：Ka1(H2SO3)=1.3×10-2，Ka2(H2SO3)=6.2×10-8 实验1：将SO2气体通入水中，测得溶液pH=3 实验2：将SO2气体通入溶液中，当溶液pH=4时停止通气。 实验3：将SO2气体通入新制BaCl2溶液中，再滴加过量的H2O2溶液，充分振荡，出现白色沉淀。 下列说法不正确的是( ) A．实验1所得溶液中存在的阴离子有OH-、SO32-、HSO3- B．实验2所得溶液中：c(SO32-)＞c(HSO3-) C．实验2所得溶液经蒸干、在空气中灼烧不能制得Na2SO3固体 D．实验3出现白色沉淀的主要原因是：SO2+Ba2++H2O2=BaSO4↓+2H+ 8、室温下的四种溶液：①pH=2的溶液；②pH=2的HCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中，错误的是 A．将①、②、④溶液分别稀释10倍后由水电离的：①<②=④ B．将②、③两种溶液混合后，若pH=7，则消耗溶液的体积：②>③ C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成的量：②最大 D．将①溶液分成两等份，向其中一份加水稀释至pH=3，用④溶液将两份完全中和，消耗④溶液的体积相同 10、常温下，电解质溶液的性质与变化是多样的，下列说法错误的是 A．往稀氨水中加水，溶液中的值不变 B．相等的①、②、③三种溶液中大小：①>②>③ C．的溶液与的溶液等体积混合，存在下列等式： D．溶液中通入少量，水解程度增大，溶液酸性增强 11、下列说法正确的是 A．常温下，为2的某酸与为12的某碱等体积混合溶液呈酸性，则为弱酸，为强碱 B．等体积、等浓度的溶液中离子总数大于溶液中离子总数 C．氨水、溶液中分别加入适量氯化铵晶体后，前者增大，后者减小 D．等浓度的下列溶液中，①、②、③、④；由大到小的顺序是 12、下列的实验事实和解释或结论都正确的是 选项 实验事实 解释或结论 A 将一定量HI通入恒温密闭容器中，发生如下反应达到平衡后，压缩容器体积，气体的颜色变深 气体颜色变深说明平衡正向移动，的物质的量浓度增大 B 向的氨水中通入少量氨气，溶液的pH减小 电离平衡向逆方向移动，溶液中的减小 C 用广泛pH试纸测定溶液的酸碱性，测得 溶液呈酸性，证明在水中的电离程度小于水解程度 D 用铝粉代替铝片与稀盐酸反应，反应速率加快 改用铝粉，固体表面积增大，故反应速率加快 A．A B．B C．C D．D 13、化学与生产、生活和社会发展密切相关，下列说法不正确的是 A．含氟牙膏预防龋齿，转化为 B．人体中缓冲体系能起到稳定血液pH的作用 C．“冰之为水，而寒于水”，冰熔化为水属于吸热过程 D．伏打电堆采用了锌板、银板和食盐溶液，正极反应物之一为银 14、硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3＋H2OB(OH)4-＋H＋。已知常温下，Ka(H3BO3)＝5.4×10-10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10-5。下列说法错误的是(　　) A. H3BO3为一元酸 B. 0.01 mol/L H3BO3溶液的pH≈6 C. 常温下，等浓度溶液的pH：CH3COOH>H3BO3 D. NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量清水冲洗，再涂上硼酸溶液 15、下列有关电解质溶液的说法正确的是 A．向溶液中加水稀释，溶液减小 B．将溶液从升温至，溶液中增大 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中 D．向的饱和溶液中加入少量固体，溶液中不变 16、、已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数如下表所示，请回答下列问题： 化学式 CH3COOH HClO H2CO3 电离常数 1.8×10-5 4.0×10-8 Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11 (1)25℃时物质的量浓度均为0.1mol·L-1的CH3COOH、HClO、H2CO3三种溶液中酸性最强的是 (填化学式)。 (2)25℃条件下，pH=3的CH3COOH溶液中c(OH-)= ，向此溶液中不断加水稀释，下列说法正确的是 。 A．溶液的导电性降低         B．醋酸的电离平衡常数变大 C．c(H)/c(CH3COOH)的值增大     D．水的电离程度变小 (3)向新制氯水中加入一定量的NaHCO3固体，产生无色气体，氯水颜色消失，写出该反应的离子方程式： 。 (4)25℃时，将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1氢氧化钠溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用表示的醋酸的电离平衡常数为 。 考向2电离平衡常数及应用 17、部分弱电解质的电离平衡常数如下表： 弱电解质 HCOOH HCN H2CO3 电离平衡常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka=4.93×10-10 Ka1=4.3×10-7、Ka2=5.61×10-11 下列说法正确的是 A．电离出H+的能力：> HCN > H2CO3 > HCOOH B．少量CO2通入NaCN溶液中：2CN−+H2O+CO2=2HCN+ C．中和等体积等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量：前者小于后者 D．25 ℃时，浓度相等的HCOOH溶液与HCN溶液，HCN溶液导电能力强 18、已知：与氢氟酸反应可生成。下列有关说法错误的是 A．电离方程式： B．酸性： C．电离常数： D．的电离常数： 19、下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数：则下列说法中错误的是 A．=Na2CO3+H2S B．Na2CO3+H2S=Na C．CH3COOH+Na2HPO4=CH3COONa+NaH2PO4 D．+Na2CO3=NaH2PO4+CO2+H2O 20、常温下，Ka(HCOOH)=1.77×10-4，Ka(CH3COOH)=1.75×10-5。下列说法不正确的是 A．浓度均为0.1mol·L-1的HCOONa和CH3COONa溶液中离子的物质的量浓度之和：前者大于后者 B．用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积：前者小于后者 C．0.2mol·L-1 HCOOH与0.1mol·L-1 NaOH等体积混合后的溶液中：c(HCOO-)+c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+) D．0.2mol·L-1 CH3COONa 与 0.1mol·L-1盐酸等体积混合后的溶液中（pH<7）：c(CH3COO-)>c(Cl- )>c(CH3COOH)>c(H+) 21、对比观察下表数据，从中获得的有关结论不正确的是 25℃几种酸的Ka 不同温度下CH3COOH的Ka HF 6.3×10-4 0℃ 1.66×10-5 HClO 4.0×10-8 10℃ 1.73×10-5 HCN 6.2×10-10 25℃ 1.75×10-5 A．表中的酸都是弱酸 B．25℃时，用水稀释次氯酸溶液，酸性变弱，Ka变小 C．电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大 D．推测常温下不可发生反应： 22、化学平衡常数(K)、电离常数(Ka、Kb)、溶度积常数(Ksp)等常数是表示、判断物质性质的重要常数，下列关于这些常数的说法中，正确的是 A．当温度升高时，弱酸、弱碱的电离常数(Ka、Kb)和溶度积常数(Ksp)一定均变大 B．Ka(HCN)＜Ka(CH3COOH)说明相同物质的量浓度时，氢氰酸的酸性比醋酸的强 C．向氯化钡溶液中加入等体积同浓度的碳酸钠和硫酸钠溶液，先产生BaSO4沉淀，则Ksp(BaSO4)＜Ksp(BaCO3) D．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强有关，与催化剂无关 23、部分弱电解质的电离常数如表所示，下列说法中正确的是 弱电解质 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka=6.2×10-10 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 A．25 ℃时，反应HCOOH＋CN-⇌HCN＋HCOO-的化学平衡常数K=2.9×105 B．中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者 C．结合H＋的能力：＜CN-＜＜HCOO- D．2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋ 24、25℃时，H2SO3的电离常数Ka1=1.5×10-2、Ka2=1.0×10-7，H2S的电离常数Ka1=9.1×10-8、Ka2=1.1×10-12。下列说法正确的是 A．H2SO3的酸性弱于H2S B．H2S的酸性弱于H2SO3 C．多元弱酸第一步电离产生的H+对第二步电离有促进作用 D．多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定 25、二元弱酸的电离过程是吸热过程，某温度下，其电离常数、。下列说法错误的是 A．升高温度后，、均增大 B．向溶液中加入少量KHX固体，减小 C．该温度下的溶液中 D．向溶液中加水稀释过程中，减小 26、部分弱电解质的电离常数如下表： 弱电解质 电离常数（） 下列说法错误的是 A．根据电离常数，可判断酸性 B．中和等体积、等的和消耗的量前者小于后者 C． D．时，反应的化学平衡常数为 27、时，对氨水进行如下操作。下列说法不正确的是 A．加入几滴浓氨水，电离平衡正方向移动 B．加入稀硫酸使氨水恰好被中和，则溶液中 C．加入少量硫酸铵固体，则溶液中将减少 D．加水稀释至溶液中时，减小 28、稀氨水中存在电离平衡：NH3·H2ONH+ OH-。室温下，向稀氨水中分别加入(或通入)下列物质，下列正确的是 A．加水稀释，平衡正向移动，溶液中 c(OH- )增大 B．通入NH3，平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，恢复至室温电离平衡常数不变 C．加入NaOH固体，平衡逆向移动，恢复至室温，减小 D．通入HCl，平衡正向移动，溶液中 c (NH) 和 c(OH- ) 均减小 29、已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是 A．液氨中能发生反应： B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小 C．增加，电离平衡正向移动，增大 D．仅改变温度，可以使液氨中 30、在相同温度时的醋酸溶液与醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是 A． B． C． D．中和时所需 31、下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则下列说法中正确的是 HClO A．醋酸的酸性强于磷酸 B．将少量的气体通入溶液中反应离子方程式为 C．结合的能力： D．向弱酸溶液中加少量溶液，电离平衡常数增大 32、部分弱酸的电离平衡常数如下表，则下列说法不正确的是 弱酸 HCOOH HClO 电离平衡常数（25℃） A．酸性： B．同浓度的离子结合能力由强到弱顺序为： C．碳酸钠滴入足量甲酸溶液中的反应为： D．少量通入NaClO溶液中的反应为： 33、相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生 C．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HZ产生的H2最多 D．1 mol/L HX溶液的电离常数大于0.1 mol/L HX溶液的电离常数 34、下表是醋酸电离常数与温度的关系。下列说法不正确的是 温度/℃ 0 30 50 1.65 1.75 1.63 A．醋酸在水中的电离方程式： B．0.1mol/L醋酸中加水稀释，醋酸的电离程度均增加 C．醋酸溶液升温中可能涉及共价键和氢键断裂的过程 D．0~30℃电离总过程是放热的，30~50℃电离总过程是吸热的 35、由表中数据判断下列说法不正确的是( ) 弱酸 HNO2 HCN H2CO3 电离常数(25℃) 5.6×10-4 4.9×10-10 Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11 A．同物质的量浓度溶液的pH： Na2CO3＞NaNO2 B．过量的HCN与Na2CO3溶液混合：CO32-+HCNHCO3-+CN- C．NaHCO3溶液呈碱性的原因是存在平衡：HCO3-+H2OH2CO3+OH- D．Na2CO3溶液中存在：cNa＋＝2cCO32-＋2cHCO3-＋2cH2CO3 36、下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 Ka1=7.5×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=2.2×10-13 则下列说法中不正确的是(　　) A．碳酸的酸性强于氢硫酸 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．常温下，加水稀释醋酸，增大 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 37、已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是( ) 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 电离平衡常数 K a＝1.75×10－5 K a＝2.98×10－8 Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 A．25℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3 四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3 B．将0.1 mol·L－1的醋酸加水不断稀释，所有离子浓度均减小 C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－＝CaSO3↓＋2HClO D．少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为：CO2＋H2O＋2ClO－＝CO32－＋2HClO 38、电离常数是研究电解质在水溶液中行为的重要工具。现有HX、H2Y和H2Z三种酸，各酸及其盐之间不发生氧化还原反应，它们的电离常数如表所示。 酸 电离常数 HX Ka=10-9.2 H2Y Ka1=10-6.4，Ka2=10-10.3 H2Z Ka1=10-1.9，Ka2=10-7.2 下列说法正确的是( ) A．相同物质的量浓度的HX、H2Y和H2Z溶液，的关系：HX＜H2Y＜H2Z B． 0.1mol·L-1H2Z溶液中离子浓度的关系：c(H＋)＞c(Z2-)＞c(HZ-) C．Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX+Y2-=HY-+X- D．用溶液中和相同、相同体积的H2Y、H2Z溶液，H2Z酸性强，消耗的NaOH多 39、已知的电离常数，则溶液的及溶液中除水分子以外物质的量浓度最大的粒子分别是 A． B． C． D． 40、下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数。下列说法正确的是 CH3COOH HClO    A．向溶液加入少量溶液： B．反应的平衡常数 C．向溶液通入少量气体： D．中，结合质子能力最强的是 41、常温下，NH3·H2O的Kb约为10-5。在下列装置中存在不同pH的两种溶液，溶液中离子不能穿过隔膜，分子可以自由穿过隔膜（如图所示）。已知。当达到平衡时，下列叙述正确的是 A．溶液I中c（OH-）=c（H+）+c（NH） B．溶液I和Ⅱ中的c平衡（NH3·H2O）不相等 C．溶液Ⅱ中为0.1 D．溶液I和Ⅱ中c起始I（NH3·H2O）：c起始Ⅱ（NH3·H2O）=101:11 42、I.下表是时某些弱酸的电离常数，多元弱酸分步电离。 弱酸 弱酸 弱酸 HClO CH3COOH (1)的一级电离平衡常数表达式为 。 (2)与溶液反应的离子方程式为 。 (3)常温下，向溶液中缓缓通入，使时，溶液 。 (4)常温下，将氨水加水稀释，下列数值变大的是_______(填字母)。 A． B． C． D． II.现将，体积均为的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释至体积，随的变化如下图所示。 (5)加水稀释过程中，醋酸的电离平衡向 (填“正”或“逆”)反应方向移动，原醋酸溶液中水的电离平衡向 (填“正”或“逆”)反应方向移动。 (6)a、b、c三点溶液的导电能力强弱关系为 . (7)用等浓度的溶液和a、b处溶液完全反应，消耗溶液的体积大小关系为a b。(填“>”、“<”或“=”) 43、25℃时，三种酸的电离平衡常数如表所示。 化学式 名称 醋酸 次氯酸 亚磷酸 电离平衡常数 回答下列问题： (1)浓度均为的、、溶液中，由大到小的排列是 。 (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”)，亚磷酸的第二步电离平衡常数表达式 。 (3)常温下，的溶液加水稀释的过程中，下列表达式的数值变大的是_______(填字母)。 A． B． C． D． (4)体积为、的醋酸溶液与一元酸分别加水稀释至，稀释过程变化如图，则的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”，下同)醋酸的电离平衡常数。稀释后，溶中水电离出来的 醋酸溶液中水电离出来的。 44、一元弱酸HClO和H2CO3的电离平衡常数如右表所示。 电离平衡常数 HClO H2CO3 （1）向NaClO溶液中通入少量CO2，反应的离子方程式为： 。 （2）已知：碳酸钙的溶度积常数。向Ca（ClO）2溶液中通入少量CO2，通过计算分析生成CaCO3的可能性。 。 45、运用化学反应原理分析解答以下问题： （1）弱酸在水溶液中存在电离平衡，部分0.1 mol·L-1弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 电离平衡常数（25 ℃） HClO K=2.98×10-8 H2CO3 K1=4.3×10-7  K2=5.6×10-11 H2SO3 K1=1.54×10-2  K2=1.02×10-7 ①当弱酸的浓度一定时，降低温度，K值 （填“变大”“变小”或“不变”）。 ②下列离子方程式和有关说法错误的是 。 a．少量的CO2通入次氯酸钠溶液中：2ClO-＋H2O＋CO2=2HClO＋ b．少量的SO2通入碳酸钠溶液中：SO2＋H2O＋2=2＋ c．相同温度时，等物质的量浓度的三种弱酸与足量NaOH溶液完全中和消耗NaOH的体积为V（H2CO3）>V（H2SO3）>V（HClO） （2）工业废水中常含有一定量的和，它们对人类及生态系统会产生很大损害，必须进行处理后方可排放。在废水中存在平衡：2 （黄色）＋2H＋ （橙色）＋H2O。若改变条件使上述平衡向逆反应方向移动，则下列说法正确的是 。 a．平衡常数K值可以不改变 b．达到新平衡的消耗速率等于的消耗速率 c．达到新平衡后，溶液pH一定增大 d．再达平衡前逆反应速率一定大于正反应速率 （3）已知：①2CH3OH（g） CH3OCH3（g）＋H2O（g）   ②CO（g）＋2H2（g） CH3OH（g） ③CO（g）＋H2O（g） CO2（g）＋H2（g） 某温度下三个反应的平衡常数的值依次为K1、K2、K3，则该温度下反应3CO（g）＋3H2（g） CH3OCH3（g）＋CO2（g）的化学平衡常数K= （用含K1、K2、K3的代数式表示）。 详解答案 1、D A．电离平衡常数越大，酸性越强，的酸性比强，根据强酸制弱酸的原理，不能与发生复分解反应，该反应不能发生， A错误； B．是弱酸，将的醋酸溶液稀释至10倍后，促进醋酸的电离，溶液的pH为：，B错误； C．根据酸性强弱：>>，少量通入溶液中，应生成和，而不是，反应的离子方程式为， C错误； D．盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，在稀释过程中，盐酸中浓度降低，变化较大；醋酸中，稀释会促进电离，浓度降低幅度小于盐酸，变化较小；根据图像，曲线I的变化较大，对应盐酸，曲线Ⅱ的变化较小，对应醋酸， D正确； 故答案选D。 2、B 磷酸是三元中强酸，25℃时，0.1mol/L磷酸二氢钠溶液显酸性说明磷酸二氢根离子在溶液中的水解程度大于电离程度。 A．磷酸二氢钠在溶液中完全电离出等物质的量的钠离子和磷酸二氢根离子，磷酸二氢根离子在溶液中存在电离趋势和水解趋势，所以0.1mol/L磷酸二氢钠溶液中离子浓度最大的是钠离子，故A错误； B．0.1mol/L磷酸二氢钠溶液中存在物料守恒关系mol/L，故B正确； C．0.1mol/L磷酸二氢钠溶液中存在电荷守恒关系，故C错误； D．的平衡常数表达式为，故D错误； 故选B。 3、A A．HCN的酸性弱于H2S，比HS‒强，所以HCN与Na2S溶液能发生反应，并生成NaHS，A正确； B．HCN与NaOH等物质的量时生成NaCN，CN‒离子水解，则c(Na+)＞c(CN‒)，所以amol/LHCN溶液与bmol/LNaOH溶液等体积混合后，所得溶液中：c(Na+)＞c(CN‒)，a有可能略大于b，B错误； C．由表格中的数据可知，醋酸电离平衡常数最大，硫氢根离子的电离平衡常数最小。酸性：CH3COOH＞H2S＞HCN＞HS‒，酸性越强，则对应盐的水解越弱，等物质的量浓度溶液中氢氧根离子浓度越小，则等物质的量浓度的三种溶液的pH关系为：pH(Na2S)＞pH(NaCN)＞pH(CH3COONa)，C错误； D．NaHS和Na2S的混合溶液中存在电荷守恒，所以一定存在：c(Na+)＋c(H+)＝c(OH‒)＋c(HS‒)＋2c(S2‒)，D错误； 故选A。 4、B A．在水溶液中完全电离生成Na+和，又发生电离和水解，则溶液中浓度最大的离子是Na+，故A错误； B．根据NaH2PO4溶液中的物料守恒可得：c(Na+)=c()+c(PO)+c(HPO)+c(H3PO4)=0.1mol/L，故B正确； C．根据NaH2PO4溶液中的电荷守恒可得：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(H2PO)+2c(HPO)+3c(PO)，故C错误； D．磷酸第二步电离方程式为：，电离平衡的平衡常数表达式为，故D错误； 故选B。故选：B。 5、D A项，HCO3-+H2OH2CO3+OH-，K==，A正确；B项，2HCO3-H2CO3+CO32-，K==，B正确；C项，HCO3-+Ca2+CaCO3(s)+2H+，K==，C正确；D项，=，由于cH2CO3＋cH＋＝cOH－＋cCO32-，，D错误；故选D。 6、B 相同温度下，一元弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，根据表格中的信息可知酸性：H3PO2>CH3COOH>HCN，A错误；根据较强酸制较弱酸的规律，反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生，B正确；根据电离常数可判断三种酸均不能完全电离，均为弱酸，C错误；等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，酸的物质的量相等，与足量锌粉反应，生成等量的H2，D错误。 7、B A项，实验1溶液中，SO2溶于水生成H2SO3，电离产生HSO3-和少量SO32-，同时水自身电离生成OH-，因此阴离子包括OH-、SO32-、HSO3-，A正确；B项，实验2为pH为4，依据Ka2==6.2×10-8，则6.2×10-4=，则c(SO32-)<c(HSO3-)，B错误；C项，实验2溶液蒸干时，NaHSO3会分解和氧化，灼烧时进一步氧化为Na2SO4，无法得到Na2SO3，C正确；D项，实验3中H2O2将SO2氧化为SO42-，与Ba2+生成BaSO4沉淀，反应式正确，D正确；故选B。 8、C A．稀释后，①为弱酸，抑制水电离程度更大，水电离的最小；②和④为强酸、强碱，稀释后水电离的均为，相等，A正确； B．氨水（③）浓度远高于HCl（②），中和至pH=7需较多体积的HCl中和氨水，故消耗HCl体积更大，B正确； C．①醋酸浓度高，与Al反应生成最多；④NaOH与Al反应生成量次之；②HCl生成最少，C错误； D．稀释醋酸时总物质的量不变，中和两份溶液所需NaOH量相同，D正确； 10、C A．==，温度不变平衡常数不变，即是定值，故A正确； B．氢氧化钠是强碱，完全电离，显碱性，醋酸根离子和次氯酸根离子水解显示碱性，且醋酸根离子的水解程度小于次氯酸根离子，所以pH相同的①CH3COONa ②NaClO ③NaOH三种溶液c（Na＋）大小：①＞②＞③，故B正确； C．pH=4的H2S溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合，存在电荷守恒：，故C错误； D．Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，发生反应生成碳酸钙和次氯酸，即水解平衡正向移动，水解程度增大，氢氧根离子被消耗，溶液酸性增强，故D正确； 故选C。 11、B A． 常温下，为2的某酸与为12的某碱等体积混合溶液呈酸性，则不可能是强酸与弱碱溶液反应，若为强酸与弱碱反应，则碱大大过量，溶液呈碱性；混合溶液呈酸性，说明HA过量，酸的浓度大于碱，则HA溶液中存在电离平衡，所以HA是弱酸，BOH可能是强碱，BOH也可能是电离程度大于HA的弱碱，A错误； B．按电荷守恒： 溶液以及溶液中的离子总数均可表示为，溶液呈中性，常温下，溶液因水解呈碱性，常温下，则等体积、等浓度的溶液中离子总数大于溶液中离子总数，B正确； C． 氨水中加入NH4Cl晶体，铵离子浓度增大，抑制一水合氨的电离， c(OH−)减小，pH减小；NaOH溶液加入NH4Cl晶体反应生成NaCl和一水合氨，溶液中c(OH−)减小，pH减小，C错误； D． 等物质的量浓度的下列溶液中，①、②、③均为强电解质，④是弱电解质，故④中的铵离子浓度最小，①与②相比，铝离子水解呈酸性抑制铵离子水解，则铵离子浓度：①＞②；③与②相比，醋酸根离子水解呈碱性促进铵离子水解，则铵离子浓度：③＞②；则由大到小的顺序是：①＞②＞③＞④，D错误； 答案选B。 12、D A．该反应前后气体分子数相等，增大压强平衡不移动，故A错误； B．氨水中存在以下平衡：；通入少量氨气，上述平衡正向移动，增大，溶液pH增大，故B错误； C．电离使溶液呈酸性，水解使溶液呈碱性，测定溶液的酸碱性，测得，可知溶液呈酸性，则证明在水中的电离程度大于水解程度，故C错误； D．铝粉代替铝片，固体表面积增大，从而可以加快反应速率，故D正确； 故选：D。 13、D A．溶解性：Ca5(PO4)3OH＞Ca5(PO4)3F，溶解度小的物质可转化为溶解度更小的物质，且Ca5(PO4)3F更坚硬，则含氟牙膏预防龋齿，其原理为Ca5(PO4)3OH(s)+F-(aq)⇌Ca5(PO4)3F(s)+OH-(aq)，故A正确； B．人体中的H2CO3—NaHCO3缓冲体系存在平衡为CO2+H2O⇌H2CO3⇌H++HCO，当血液中c(H+)增大时平衡逆向移动转化为CO2逸出，当血液中c(OH-)增大时平衡正向移动，从而维持血液pH不变，故B正确； C．冰转化为水，属于冰的熔化过程，为吸热过程，故C正确； D．银是正极，正极上氧气得电子，银不是反应物，故D错误； 答案选D。 14、C A．根据题意知H3BO3只存在一步电离，产生一个H＋，所以为一元酸，A正确； B．设0.01 mol/L H3BO3溶液中c(H＋)＝x，则c[B(OH)4-]也可近似认为等于x，则有Ka(H3BO3)＝＝5.4×10-10，解得x≈2.3×10-6 mol/L，所以pH≈6，B正确； C．Ka(H3BO3)<Ka(CH3COOH)，所以CH3COOH的电离程度更大，浓度相同时硼酸的酸性更弱，则等浓度溶液的pH：CH3COOH＜H3BO3，C错误； D．NaOH溶液溅到皮肤上，用水冲洗后涂上酸性较弱的硼酸溶液，可中和残留的碱，D正确。 故答案为C。 15、D A．醋酸溶液稀释时，溶液中的氢离子浓度减小，水的离子积常数不变，则溶液中的氢氧根离子浓度增大，故A错误； B．醋酸钠的水解反应为吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，反应的水解常数Kh=增大，则溶液中减小，故B错误； C．向盐酸中加入氨水得到的中性溶液中，c(H+)=c(OH-)，由电荷守恒关系c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)可知，溶液中c(NH)=c(Cl-)，故C错误； D．溶液中==，温度不变，溶度积不变，则溶液中不变，故D正确； 故选D 16、、(1) CH3COOH (2) 1.0×10-11mol·L-1 AC (3) HCO3-+Cl2=CO2+Cl-＋HClO (4) (1)在相同条件下，电离常数越大，酸性越强，由表格数据知，，故三者酸性最强的为CH3COOH，故选CH3COOH。 (2)25℃条件下，pH=3的CH3COOH溶液中1.0×10-11mol·L-1；向此溶液中不断加水稀释，A项，溶液中c(H＋)、c(CH3COO－)降低，溶液的导电性降低，A正确；B项，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，则醋酸的电离平衡常数不变，B错误； C项，加水稀释，溶液中c(CH3COO－)减小，不变，值增大，C正确；D项，加水稀释，溶液中c(H＋)降低，对水的电离的抑制作用减弱，水的电离程度变大，D错误； (3)由表格数据知，H2CO3的酸性强于HClO，新制氯水中存在平衡Cl2＋H2OHCl＋HClO。加入NaHCO3后，HCO3-会与体系中的HCl反应生成CO2气体，促使氯水平衡向正反应方向移动，最终消耗Cl2。将平衡移动涉及的反应合并，可得总反应的离子方程式为CO3-+Cl2=CO2+Cl-＋HClO。 (4)反应后溶液恰好显中性，由电荷守恒c(Na＋)+ c(H)=c(CH3COO－)+c(OH―)知，混合溶液中c(H)= c(OH―)= 10-7mol·L-1 ，(Na＋) =c(CH3COO－)=，由物料守恒知，，醋酸的电离平衡常数为=，故选。 17、C 由表中数据可知，酸性：HCOOH＞H2CO3＞HCN＞，据此分析。 A．弱酸的酸性越强，电离出H+的能力越强，故大小顺序为HCOOH＞H2CO3＞HCN＞，A错误；B．酸性：H2CO3＞HCN＞，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，所以，CO2通入NaCN溶液中反应生成HCN和碳酸氢根离子，方程式为：CN−+H2O+CO2=HCN+，B错误；C．酸性：HCOOH＞HCN，等体积等pH的HCOOH和HCN，n(HCN)＞n(HCOOH)，分别与NaOH溶液发生中和反应，消耗NaOH的量HCN大于HCOOH，C正确；D．相同温度相同浓度的一元酸溶液中，酸的电离常数越大，则该酸的酸性越强，酸溶液中氢离子浓度越大，导电能力越强，则导电能力强的是HCOOH，D错误；故选C 18、A A．碳酸是弱电解质，分步电离，电离方程式为：，A项错误；B．根据强酸制弱酸的原理，说明氢氟酸的酸性强于碳酸，B项正确；C．电离平衡常数越大，酸性越强，C项正确；D．多元弱酸的第一步电离远大于第二步电离，D项正确；答案选A。 19、A 由表可知，酸性：，根据强酸制弱酸的原则进行判断。 A．酸性：，因此与反应或，故A错误；B．酸性：，因此反应Na2CO3+H2S=Na能够发生，故B正确；C．酸性：，因此反应CH3COOH+Na2HPO4=CH3COONa+NaH2PO4能够发生，故C正确；D．酸性：，因此反应+Na2CO3=NaH2PO4+CO2+H2O能够发生，故D正确；故选A。 20、C A．根据题目信息可知Ka(HCOOH) >Ka(CH3COOH)，即HCOOH电离程度大于CH3COOH，则HCOO-的水解程度小于CH3COO-的水解程度，所以在CH3COONa溶液中有更多的醋酸根发生水解，故A正确； B．电离平衡常数越大，酸的酸性越强，根据题目信息可知，酸性：HCOOH＞CH3COOH，则pH相同的HCOOH、CH3COOH，酸浓度c(CH3COOH)＞c(HCOOH)，相同体积相同pH值的HCOOH和CH3COOH，n(CH3COOH)＞n(HCOOH)，分别与相同浓度的NaOH中和，消耗NaOH体积与酸的物质的量成正比，所以消耗NaOH体积：HCOOH＜CH3COOH，故B正确； C．混合溶液中溶质为等物质的量浓度的HCOOH、HCOONa，溶液中存在电荷守恒和物料守恒，根据电荷守恒得c(HCOO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)、物料守恒得c(HCOO-)+c(HCOOH)=2c(Na+)，所以得c(HCOO-)+2c(OH-)=c(HCOOH)+2c(H+)，故C错误； D．混合溶液中溶质为等物质的量浓度的CH3COONa、CH3COOH、NaCl，醋酸水解平衡常数Kh=≈5.1×10-10＜Ka，所以该溶液中CH3COONa水解程度小于CH3COOH电离程度，溶液呈酸性，但是醋酸电离程度较小，所以存在c(CH3COO-)＞c( Cl-)＞c (CH3COOH)＞c (H+)，故D正确； 故答案为C。 21、B A．由表中25℃几种酸的及的值可知，表中的酸都不能完全电离，都是弱酸，故A正确； B．电离常数与温度有关，加水稀释，Ka不变，故B错误； C．由表中不同温度下的值可知，电离常数与温度有关，温度升高，增大，但随温度的变化不大，故C正确； D．相同温度下越大，弱酸的酸性越强，( HClO)>( HCN)，酸性：HClO>HCN，则常温下反应：不能发生，故D正确； 故选B。 22、C A．弱酸、弱碱的电离吸热，所以当温度升高时，弱酸、弱碱的电离常数(Ka、Kb)变大，但是溶解平衡不一定为吸热的，故温度升高，溶度积常数不一定均变大，A错误； B．Ka(HCN)＜Ka(CH3COOH)说明相同物质的量浓度时，氢氰酸的酸性比醋酸的弱，B错误； C．向氯化钡溶液中加入等体积同浓度的碳酸钠和硫酸钠溶液，先产生BaSO4沉淀，则Ksp(BaSO4)＜Ksp(BaCO3)，C正确； D．化学平衡常数的大小与温度有关，与催化剂、浓度、压强无关，D错误； 故答案选C。 23、A A．根据表格中电离常数的数据，反应HCOOH+CN⁻⇌HCN+HCOO⁻的平衡常数，A正确； B．等体积、等浓度的HCOOH和HCN溶液，溶质物质的量相同，则中和所需NaOH的量相等，B错误； C．酸的电离常数Ka越小，酸性越弱，其对应酸根离子结合H⁺能力越强，故结合H＋的能力：>CN->>HCOO-，C错误； D．根据表格中电离常数的数据，酸性：H2CO3>HCN>，则反应生成，离子方程式为CN-＋H2O＋CO2=HCN＋，D错误； 答案选A 24、B A．相同温度下，H2SO3的一级电离常数大于H2S的一级电离常数，说明H2SO3的酸性比H2S的酸性强，A项错误， B．由A可知，B项正确； C．多元弱酸第一步电离产生的H+对第二步电离有抑制作用，C项错误； D．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，D项错误； 故选B。 25、D A．二元弱酸的电离过程是吸热过程，温度升高，平衡正向移动，、均增大，A项正确； B．，加入KHX，平衡向左移动，减小，B项正确； C．，因、，故，C项正确； D．，加水稀释过程中，减小，故增大，D项错误； 故选D。 26、C 25℃时酸的电离常数越大，酸或酸根离子的电离程度越大，酸性越强，则酸的电离程度的大小顺序为HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO。 A．由电离常数可知，三种酸的酸性强弱顺序为HCOOH＞H2CO3＞HCN，故A正确； B．由电离常数可知，甲酸和氢氰酸的酸性强弱顺序为HCOOH＞HCN，则等体积、等pH的氢氰酸的浓度大于甲酸，中和能力强于甲酸，消耗氢氧化钠的量大于甲酸，故B正确； C．由分析可知，酸的电离程度的大小顺序为H2CO3＞HCN＞HCO，由强酸制弱酸的原理可知，溶液中氰酸根离子与二氧化碳反应生成氢氰酸和碳酸氢根离子，反应的离子方程式为，故C错误； D．由方程式可知，25℃时反应的化学平衡常数K=====，故D正确； 故选C。 27、D A．加入浓氨水增加了NH3·H2O的浓度，根据勒沙特列原理，电离平衡正向移动。A正确； B．氨水被硫酸中和生成硫酸铵（强酸弱碱盐），NH水解使溶液显酸性，故c(H+)＞c(OH-)。B正确； C．加入硫酸铵固体后，NH浓度增大，抑制NH3·H2O电离，导致c(OH-)减少，而c(NH3·H2O)增加，c(OH-)/c(NH3·H2O)=Kb/[NH]，比值减小。C正确； D．Kb仅与温度有关，25℃时稀释溶液不会改变Kb。D错误； 故选D。 28、C A．氨水显碱性，加水稀释，碱性减弱，氢氧根离子浓度减小，A错误； B．温度不变时，通入氨气，NH3·H2O浓度变大导致电离平衡正向移动，电离平衡常数只受温度影响不会改变，但由于氨水浓度增大导致NH3·H2O的电离程度减小，B错误； C．加入NaOH固体，溶液中氢氧根离子浓度变大，导致平衡逆向移动，减小，NH3·H2O的浓度增大，则减小，C正确； D．通入HCl，HCl和氢氧根离子反应生成水，导致平衡正向移动，溶液中c(NH)变大，氢氧根离子被中和，c(OH-)减小，D错误； 故选C。 29、A A．KNH2提供，NH4Cl提供，两者在液氨中反应生成KCl和NH3，符合酸碱中和规律，反应式正确，A正确； B．加入NH4Cl会增加浓度，根据勒夏特列原理，平衡逆向移动，但总浓度仍会因外加而增大，而非减小，B错误； C．液氨为溶剂，其浓度视为常数，增加NH3的量不会改变其浓度，因此电离平衡不移动，c()不变，C错误； D．电离反应中和的浓度始终相等(1:1生成)，仅改变温度无法使两者浓度不等，D错误； 故答案为：A。 30、A 在相同温度时，100mL 0.01mol•L-1的醋酸溶液与10mL0.1mol•L-1的醋酸溶液中溶质都为0.001mol，醋酸为弱电解质，浓度不同，电离程度不同，浓度越大，电离程度越小，以此解答该题。 A．0.01mol•L-1的醋酸电离程度大，则溶液中大，故A选； B．0.01mol•L-1的醋酸电离程度大，则溶液中的物质的量小，故B不选； C．在相同温度下，的醋酸溶液浓度更低，小，故C不选； D．由于溶质n(CH3COOH)都为0.001mol，中和时所需NaOH的量应相同，故D错误； 故选A 31、B A．醋酸的Ka为1.8×10-5，磷酸的Ka1为7.5×10-3，磷酸的酸性强于醋酸，A错误； B．根据电离平衡常数，可知酸性H2CO3>HClO>HCO，根据“强酸制弱酸”，将少量的CO2气体通入NaClO溶液中生成碳酸氢钠和次氯酸，离子方程式正确，B正确； C．结合H⁺的能力由共轭酸的Ka决定，Ka越小，越容易结合H+，酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，故结合H+的能力： D．电离平衡常数仅与温度有关，加NaOH溶液不改变Ka，D错误； 答案选B。 32、D 弱酸的电离常数越大，酸性越强，由表格数据可知，酸性强弱顺序为：，由盐类水解规律可知，离子的水解能力的强弱顺序为：。 A．由分析可知，弱酸的酸性强弱顺序为：，A正确； B．离子的水解能力越强，同浓度的离子结合氢离子的能力越强，由分析可知，离子的水解能力的强弱顺序为：，则结合氢离子的能力的强弱顺序为：，B正确； C．由分析可知，甲酸酸性强于碳酸，则由强酸制弱酸的原理可知，碳酸钠溶液与足量甲酸溶液反应生成甲酸钠、二氧化碳和水，反应的离子方程式为：，C正确； D．硫化氢具有强还原性，能与次氯酸钠溶液发生氧化还原反应生成氯化钠、硫沉淀和水，反应的离子方程式为：，D错误； 故选D。 33、B A．相同温度下，酸的电离常数越大，则酸的电离程度越大，酸的酸性越强，根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HZ>HY>HX，A错误； B．由A知，HZ的酸性大于HY，根据强酸制取弱酸知，HZ+Y-=HY+Z-能发生，B正确； C．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HX产生的H2最多，C错误； D．相同温度下，同一物质的电离平衡常数不变，D错误； 故选B。 34、D A．醋酸电离平衡常数随温度升高而增大，可知其存在电离平衡，为弱酸，电离方程式为：，故A正确； B．醋酸稀释过程促进醋酸的电离，故B正确； C．醋酸溶液升温促进醋酸电离，电离的过程中共价键断裂，同时升温破坏分子间的氢键的过程，故C正确； D．电离过程始终为吸热过程，故D错误； 故选：D 35、C 由表格的数据可知，酸性HNO2＞H2CO3＞HCN＞HCO3-。A项，Na2CO3对应的酸为HCO3-，NaNO2对应的酸为HNO2，根据越弱越水解的规律可知，Na2CO3的水解程度更大，故pH：Na2CO3＞NaNO2，A正确；B项，由于酸性H2CO3＞HCN＞HCO3-，过量的HCN与Na2CO3溶液反应的方程式为CO32-+HCNHCO3-+CN-，B正确；C项，H2CO3的Ka2=4.7×10-11，Kh2==≈2.22×10-8＞Ka2，因此NaHCO3溶液呈碱性的原因为HCO3-的水解程度大于电离程度，C错误；D项，Na2CO3溶液中由物料守恒可知c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]，D正确；故选C。 36、D A项，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。弱酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性就越强。由于碳酸的电离平衡常数Ka1=4.3×10-7比H2S氢硫酸的电离平衡常数Ka1= Ka1=9.1×10-8大，所以酸性：碳酸比氢硫酸的酸性强，A正确；B项，多元弱酸一级电离产生的氢离子会抑制二级电离，所以多元弱酸的二级电离程度远小于一级电离，故多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；C项，醋酸是一元弱酸，在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀释，使电离平衡正向移动，导致溶液中n(H+)有所增加，n(CH3COOH)减小，在同一溶液中，体积相同，所以加水稀释导致增大，C正确；D项，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，二者发生中和反应，放出热量，使溶液的温度升高；升高温度，能够促进电解质的电离，使弱电解质电离平衡正向移动，导致其电离平衡常数增大，D错误；故选D。 37、A 这四种盐都是强碱弱酸盐，溶液显碱性，酸性越弱，越水解，根据电离平衡常数，HCO3－的电离平衡常数最小，则CO32－的水解程度最强，碱性最强的是Na2CO3，A正确；醋酸加水稀释，促进电离，但是pH增大，根据水的离子积Kw=c(H＋)×c(OH－)，c(OH－)增大，B错误； HClO具有强氧化性，CaSO3中的＋4价S具有还原性，两者发生氧化还原反应，生成CaSO4，C错误；根据电离平衡常数，HClO的电离平衡常数大于HCO3－的，因此反应方程式：CO2＋H2O＋ClO－=HCO3－＋HClO，D错误。 38、C 弱酸的电离常数越大，酸性越强，由题给电离常数可知，酸性强弱顺序为：H2Z＞H2Y＞HZ-＞HX＞HY-。A项，由分析可知，三种酸的酸性强弱顺序为：H2Z＞H2Y＞HX，则相同物质的量浓度的三种酸溶液的pH大小顺序为：H2Z＜H2Y＜HX，A错误；B项，由电离常数可知，H2Z在溶液中分步电离，一级电离的电离程度远大于二级电离，所以0.1mol/LH2Z溶液中离子浓度的大小顺序为：c(H+)＞c(HZ-)＞c(Z2-)，B错误；C项，由分析可知，HX的酸性强于HY-，但弱于H2Y，由强酸制弱酸的原理可知，Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式为：HX+Y2-=HY-+X-，C正确；D项，由分析可知，H2Z的酸性强于H2Y，则pH相同的H2Z溶液的浓度小于H2Y，所以用氢氧化钠溶液中和相同pH、相同体积的H2Z、H2Y 溶液时，H2Y 溶液消耗氢氧化钠更多，D错误；故选C 39、D 从的电离常数可知，甲酸是个弱酸，所以溶液中处了水分子外，物质的量浓度最大的是分子。溶液中的则=2，故答案为D。 40、A 根据ka的大小，可以判断酸性的强弱为：CH3COOH>>HClO>。 A．因为酸性CH3COOH>，根据强酸制弱酸，加入少量CH3COOH，发生反应的离子方程式为：，A正确；B．反应的平衡常数，B错误；C．向溶液通入少量气体，次氯酸钠具有强氧化性，硫化氢具有强还原性，二者发生氧化还原反应，C错误；D．酸性越弱，对应的离子结合氢离子的能力越强，故结合质子能力最强的是，D错误；答案选A。 41、D A．常温下溶液I的pH=7.0，c（OH-）=c（H+），A错误；B．根据题意，未电离的NH3·H2O分子可以通过隔膜，说明溶液I和溶液Ⅱ中的c平衡（NH3·H2O）相等，B错误；C．溶液Ⅱ的pH=8，溶液中c(OH-)==mol/L=mol/L，Kb(NH3·H2O)=，c平衡(NH3•H2O)=0.1c()，根据=1.1 c()，则，C错误；D．根据C的分析，溶液II中c平 (NH3•H2O)= 0.1 cII ()，同理，溶液I的pH=7.0，，因为平衡后两溶液中NH3•H2O浓度相等，故有0.1 cII ()=，溶液I和II中c起始I(NH3•H2O)：c起始II(NH3•H2O)= ：1.1 cII ()=：=101：11，D正确；D正确；故选D。 42、(1) (2) (3)11 (4)CD (5) 正 正 (6)a=b>c (7)< （1）的第一步电离方程式为，一级电离平衡常数表达式为。 （2）由表中数据可知，酸性：，因此与溶液反应的离子方程式为。 （3）的第二步电离为，。已知，，代入数据得，即pH=11，故答案为：11； （4）氨水稀释时，平衡正向移动。 A．，不变，加水稀释时，减小，故减小，A不符合题意； B．稀释时，溶液碱性减弱，则减小，由于温度不变时不变，溶液中的增大，故减小，B不符合题意； C．平衡正向移动，增大，C符合题意； D．，不变，减小，则增大，D符合题意； 故答案选CD； （5）由弱电解质稀释规律“越稀越电离”可知，加水稀释过程中醋酸电离平衡向正反应方向移动；加水稀释溶液酸性减弱，对水的电离抑制减弱，所以原醋酸溶液中水的电离平衡向正反应方向移动，故答案为：正；正； （6）电解质溶液导电能力与溶液中离子所带电荷数和离子浓度有关，a和b点处的氢离子浓度相等同时大于c点氢离子浓度，所以a、b、c三点溶液的导电能力强弱关系为a=b>c，故答案为：a=b>c； （7）醋酸是弱电解质，不完全电离，a和b点氢离子浓度相等，说明b点醋酸的总浓度大于HCl的，则用等浓度的NaOH溶液和a、b处溶液完全反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为a<b，故答案为：<。 43、(1) (2)正盐 (3)B (4)大于 大于 （1）电离平衡常数衡量弱电解质电离程度大小，电离平衡常数越大，电离程度越大，根据表中数据可知，酸性强弱：，因此浓度为的三种酸中，由大到小顺序是：。故答案为：。 （2）亚磷酸为二元弱酸，所以只能进行两步电离，所以为正盐；此时亚磷酸的第二步电离方程式为：，其平衡常数表达式为：，答案为：正盐；。 （3）醋酸为弱酸，存在，加水稀释促进醋酸的电离。 A．加水稀释虽然促进醋酸的电离，但c(H+)减小，故A不符合题意；B．加水稀释，促进醋酸的电离，n(H+)增大，n(CH3COOH)减小，同一溶液中，，该比值增大，故B符合题意；C．加水稀释虽然促进醋酸的电离，但减小，故C不符合题意；D．加水稀释促进醋酸的电离，减小，故D不符合题意；答案选B。 （4）pH相同时，加水稀释相同倍数，pH变化大的酸，其酸性较强，根据图像可知，HX的酸性强于CH3COOH，即HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数；酸抑制水的电离，c(H+)越大，对水电离抑制能力越强，因此稀释后，HX溶液中水电离出来的c(H+)大于醋酸溶液中电离出来的c(H+)。故答案为：大于；大于。 44、（1）ClO-+H2O+CO2=HClO+ （2）向Ca（ClO）2溶液中通入少量CO2，该反应的离子方程式为：Ca2++2ClO-+H2CO3=CaCO3↓+2HClO，该反应的平衡常数K=8.0×106＞105，即能够生成CaCO3。 （1）由题干表中数据可知，Ka1（H2CO3）＞Ka（HClO）＞Ka2（H2CO3），根据强酸制弱酸的规律可知，向NaClO溶液中通入少量CO2的反应方程式为：NaClO+H2O+CO2=NaHCO3+HClO，则该离子方程式为：ClO-+H2O+CO2=HClO+，故答案为：ClO-+H2O+CO2=HClO+； （2）向Ca（ClO）2溶液中通入少量CO2，该反应的离子方程式为：Ca2++2ClO-+H2CO3=CaCO3↓+2HClO，该反应的平衡常数K=====8.0×106＞105，即能够生成CaCO3，故答案为：向Ca（ClO）2溶液中通入少量CO2，该反应的离子方程式为：Ca2++2ClO-+H2CO3=CaCO3↓+2HClO，该反应的平衡常数K=8.0×106＞105，即能够生成CaCO3。 45、（1） 变小 ac （2）ad （3）K1KK3 （1）①弱酸的电离为吸热过程，加热促进电离，电离平衡常数增大，降低温度，电离平衡常数减小，故答案为：变小； ②由表中数据可知酸性H2SO3＞H2CO3＞＞HClO＞； a．由电离常数可知碳酸根离子结合氢离子能力比次氯酸根离子强，故少量的CO2通入次氯酸钠溶液中应生成，反应的离子方程式为ClO-+H2O+CO2=HClO+，选项a错误； b．少量的SO2通入碳酸钠溶液中生成和，离子方程式为SO2+H2O+2=2+，选项b正确； c．相同温度时，等物质的量浓度的三种弱酸与足量NaOH溶液完全中和，因碳酸、亚硫酸都为二元酸，则消耗NaOH的体积为：V（H2CO3）=V（H2SO3）＞V（HClO），选项c错误； 故答案为：ac； （2）a．如温度不变，则平衡常数K值可以不改变，选项a正确； b．由速率关系以及计量数可知达到新平衡的消耗速率等于的消耗速率的2倍，选项b错误； c．如增大溶液氢离子浓度，则平衡正向移动，平衡移动后达到新平衡溶液pH一定减小，选项c错误； d．平衡时正逆反应速率相等，平衡正向移动，则再达平衡前正反应速率一定大于逆反应速率，选项d正确． 故答案为：ad； （3）由盖斯定律可知将反应①×2+反应②+反应③相加得总方程，则总方程的平衡常数等于分方程的平衡常数之积，即K= K1KK3 学科网（北京）股份有限公司 $