3.2 弱电解质的电离 电离反应 同步训练（含解析） 2023-2024学年高二上学期化学鲁科版（2019）选择性必修1

3.2 弱电解质的电离 电离反应 同步训练
一、单选题
1．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是（　　）
A．氨水应密闭保存，放置在低温处
B．在硫酸亚铁溶液中，加入铁粉以防止氧化变质
C．实验室常用排饱和食盐水的方法收集氯气
D．侯氏制碱采用通入氨气、冷却、加入食盐的方法从母液中提取氯化铵
2．稀氨水中存在着下列平衡： ，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是（）
①NH4Cl固体；②硫酸；③NaOH固体；④水；⑤加热；⑥加入少量MgSO4固体。
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
3．现有0.1 mol/L的CH3COOH溶液，下列措施一定能使溶液中c（H+）增大的是（　　）
A．加水 B．降温
C．加入NaOH溶液 D．加入少量冰醋酸
4．X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期主族元素。Y的单质经常作为保护气；由Z、W形成的一种化合物可与X、W形成的化合物反应，生成淡黄色固体。下列推断正确的是（　　）
A．Y的最简单氢化物的热稳定性比Z的强
B．在同周期元素中，W的最高价氧化物对应的水化物的酸性最强
C．离子半径：XD．含W的盐溶液可能呈碱性
5．下列溶液呈碱性的是（　　）
A．NH4NO3 B．(NH4)2SO4 C．KCl D．K2CO3
6．20℃时，H2S的饱和溶液1L，其浓度为0.1mol/L，若要使溶液的pH增大的同时c（S2﹣）增大，可采取的措施是（　　）
A．加入适量的水 B．加入适量的NaOH固体
C．通入适量的SO2 D．加入适量的CuSO4固体
7．已知常温下三种酸的电离平衡常数，下列说法错误的是（　　）
弱酸 醋酸 次氯酸 碳酸
电离平衡常数
A．三种酸的酸性由强到弱的顺序是：
B．和的混合溶液中：
C．相同温度，浓度相等的和两种溶液：
D．溶液中通入少量的离子反应为：
8．M(OH)2是一种可溶于水的二元弱碱，在水中能电离出M(OH)+、M2+。已知pOH= lgc(OH-)。常温下，向M(OH)2溶液中滴加某浓度的硫酸溶液，调节pOH的值，测得溶液的pOH随x{x=lg或lg}的变化关系如图所示，正确的是
A．溶液中水的电离程度：b点大于c点
B．b点处有2c(SO)+c(OH-)=2c(M2+)+c(H+)
C．常温下，=103.08
D．曲线M代表pOH与lg的变化关系
9．将浓度为0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（　　）
A．c(H+) B．Ka(CH3COOH)
C．c(CH3COO-) D．
10．下列事实可证明氨水是弱碱的是（室温下）（　　）
A．氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁
B．铵盐受热易分解
C．0.1mol·L-1氨水可以使酚酞试液变红
D．0.1mol·L-1氯化铵溶液的pH为5
11．对室温下100mL pH=2的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（　　）
A．加水稀释至溶液体积为200mL，醋酸溶液的pH变为4
B．温度都升高20℃后，两溶液的pH不再相等
C．加水稀释至溶液体积为200mL后，两种溶液中c（OH﹣）都减小
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气体积可用上图表示
12．实验测得溶液的、温度随时间变化的曲线如图所示，下列说法错误的是（　　）
A．随温度升高，纯水中
B．随温度升高，溶液的减小
C．溶液存在水解平衡：
D．随温度升高，溶液的变化是改变与水解平衡移动共同作用的结果
13．下列说法正确的是（　　）
A．常温下将等体积pH =3的H2SO4和pH =11的碱BOH溶液混合，所得溶液不可能为酸性
B．两种醋酸溶液的pH分别为a和(a+1)，物质的量浓度分别为c1和c2，则c1=10c2
C．常温下将0.1mol/L的HI溶液加水稀释100倍，溶液中所有离子的浓度随之减小
D．NH4＋浓度相同的下列溶液：①(NH4)2Fe(SO4)2 ②(NH4)2CO3 ③(NH4)2SO4，各溶液浓度大小顺序：③＞②＞①
14．下列说法错误的是（　　）
A．1.0×10-3 mol/L醋酸溶液的pH=3
B．将KCl溶液从常温加热至80℃，溶液的pH变小但仍保持中性
C．常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质
D．常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大
15．常温，某二元弱酸H2A溶液中离子浓度与pH的关系如图所示（y为lg [c(HA )/c(H2A)]或lg [c(A2 )/c(H2A)]）：下列说法错误的是（　　）
A．曲线b为lg[c(HA )/c(H2A)] 与pH的变化关系
B．该温度下，H2A的Ka2约为10 4．1
C．若在上图中作lg[c(HA ) /c(A2 )] ~ pH关系图，得到的曲线会与曲线b平行
D．若升高温度，则图中曲线a、b上移
16．用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（　　）
A． B．c（H+）
C．c（H+）和c（OH﹣）的乘积 D．OH﹣的物质的量
二、综合题
17．水溶液中的行为是中学化学的重要内容．已知水在25℃和95℃时的电离平衡曲线如图所示：
（1）25℃时水的电离平衡曲线应为　 　(填“A”或“B”)。
（2）25℃ 时，某溶液中由水电离出c(H+)=1×10﹣10 mol/L，该溶液pH为　 　 ．
（3）在曲线B对应的温度下，将pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=5。请分析其原因：　 　。
（4）电离常数是衡量弱电解质电离程度强弱的物理量．已知：
化学式 HCN HClO H2CO3
电离常数(25℃ ) K=4.9×10-10 K=3×10-8 K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11
25℃时，将浓度相同的四种盐溶液：①NaCN②NaClO③Na2CO3④NaHCO3，按pH由大到小的顺序　 　(填序号)，向84消毒液中通入少量的CO2，该反应的化学方程式为　 　。
（5）25℃ 时，将n mol L﹣1的氨水与0.2mol L﹣1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c( )=c(Cl﹣)，则溶液显　 　 性(填“酸”、“碱”或“中”)，NH3 H2O的电离常数Kb=　 　 (用含n的代数式表示)．
18．请回答下列问题：
（1）纯水在T℃时，pH=6，该温度下1mol/L的NaOH溶液中，由水电离出的c(OH-)=　 　mol/L。
（2）常温下，将1mLpH=1的H2SO4溶液加水稀释到100mL，稀释后的溶液中pH为　 　，稀释后溶液中 =　 　。
（3）某温度下，测得0.01mol/L的NaOH溶液的pH为11，则该温度下水的离子积常数Kw=　 　。
（4）pH相等的盐酸和醋酸溶液各100mL，分别与过量的Zn反应，相同条件下生成H2的体积分别为V1和V2，则V1　 　V2(填“>”“<”或“=”)。
25℃，两种酸的电离平衡常数如下表
　 Ka1 Ka2
H2SO3 1.3×10-2 6.3×10-8
H2CO3 4.2×10-7 5.6×10-11
①写出二元弱酸H2CO3的第二步电离平衡常数表达式：　 　。
②NaHSO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为　 　。
19．二氧化碳是导致温室效应的主要气体，其对应的水溶液碳酸是可乐饮料的主要成分之一。回答下列问题：
（1）下列事实中，能证明碳酸是弱酸的是________.
A．碳酸不稳定，易分解为二氧化碳和水
B．用氢氧化钠溶液中和等浓度的碳酸溶液，需要氢氧化钠溶液的体积是碳酸体积的2倍
C．相同条件下，碳酸的导电能力低于相同浓度的硫酸溶液
D．常温下，5.0×10-6mol/L的碳酸溶液pH值为6
（2）煤的燃烧也是导致温室效应的原因之一，其燃烧有下列两种途径：
途径I：C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=Q1kJ/mol
途径II：先制水煤气：C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) ΔH=Q2kJ/mol;再燃烧水煤气：CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH=Q3kJ/mol;H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ΔH=Q4kJ/mol则Q1、Q2、Q3、Q4的数学关系式是　 　；
（3）常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH=5.6，c(H2CO3)=1.5×10-5
mol/L。
①向饱和碳酸溶液中分别加入下列物质，能使碳酸的第一步电离平衡向右移动的是　 　
A．HCl气体 B．NaOH固体 C．Na单质 D．苯酚钠溶液
②若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3 HCO3－+H+的平衡常数K1=　 　。(已知：10-5.6=2.5×10-6，保留一位小数)；
20．氮及其化合物在自然界中存在循环，请回答下列问题：
（1）氮元素在周期表中的位置是　 　，氮原子核外电子共占据　 　个轨道，最外层有　 　种不同能量的电子。
（2）氨气分子的空间构型为　 　，氮的最高价氧化物对应水化物的酸性比磷酸的酸性　 　(填“强”或者“弱”)。
（3）工业合成氨反应的化学平衡常数表达式为　 　。一定条件下，在容积为2L的密闭容器中模拟该反应，测得10min时氮气为0.195mol，请计算0 ~ 10min的氨气的化学反应速率为　 　。据图判断，反应进行至20 min时，曲线发生变化的原因是　 　(用文字表达)。
（4）工业上用氨水吸收SO2尾气，若最终得到(NH4)2SO4，则该溶液中c(NH)与c(SO)之比　 　2：1(选填“>”、“<”、“=”)，请结合离子方程式解释其原因　 　。
21．NH4Al（SO4）2是食品加工中最为快捷的食品添加剂，用于焙烤食品中；NH4HSO4在分析试剂、医药、电子工业中用途广泛，请回答下列问题：
（1）相同条件下，pH相同的NH4Al（SO4）2中c（NH4+）　 　（填“=”、“＞”或“＜”）NH4HSO4中c（NH4+）．
（2）如图一是0.1mol L﹣1电解质溶液的pH随温度变化的图象．
①其中符合0.1mol L﹣1 NH4Al（SO4）2的pH随温度变化的曲线是　 　（填写字母）；
②室温时，0.1mol L﹣1 NH4Al（SO4）2中2c（SO42﹣）﹣c（NH4+）﹣3c（Al3+）=
　 　 mol L﹣1（填数值）
（3）室温时，向100mL 0.1mol L﹣1 NH4HSO4溶液中滴加0.1mol L﹣1 NaOH溶液，得到的溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图二所示．试分析图中a、b、c、d四个点，水的电离程度最大的是　 　；在c点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是　 　．
答案解析部分
1．【答案】B
【解析】【解答】A.氨水中存在化学平衡：NH3+H2O NH3 H2O，正反应是放热,反应温度降低，平衡向生成一水合氨的方向进行，避免氨气挥发，能用勒夏特列原理解释，故不选A；
B.加入Fe+2Fe3+=3Fe2+，不存在化学平衡的问题，不能用勒夏特列原理解释，故选B；
C.排饱和食盐水的方法收集氯气，利用的是氯离子浓度增大．使平衡地Cl2+H2O H++Cl-+HClO逆向进行，减小氯气的溶解度，能用勒夏特列原理解释，故不选C；
D.饱和NH4Cl溶液中存在溶解平衡：NH4Cl（s） NH4+（aq）+Cl-（aq），若要析出氯化铵，应该使平衡向逆向移动，通入氨气后，溶液中铵根离子浓度增大，平衡向着逆向移动，有利于氯化铵的析出；冷却降低氯化铵溶解度，平衡逆向移动；加入食盐，溶液中氯离子浓度增大，平衡向着逆向移动，有利于氯化铵的析出，能用勒夏特列原理解释，故不选D；
故答案为：B。
【分析】勒夏特列原理指的是在化学反应中，改变某种因素，反应会向减弱这种因素的方向进行。
2．【答案】C
【解析】【解答】①若在氨水中加入NH 4Cl固体，c(NH 4+)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH －)减小，不符合题意；②硫酸电离产生的H ＋与溶液中的OH －反应，使c(OH －)减小，平衡向正反应方向移动，不符合题意；③当向氨水中加入NaOH固体后，c(OH －)增大，平衡向逆反应方向移动，符合题意；④若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，使c(OH －)减小，不符合题意；⑤电离属吸热过程，加热使电离平衡向正反应方向移动，c(OH －)增大，不符合题意；⑥加入MgSO 4固体，盐电离产生的Mg 2+与溶液中的OH －发生反应 ，使溶液中c(OH) －减小，不符合题意。故符合要求的只有③，
故答案为：C
【分析】本题考查了弱电解质的电离平衡，影响因素为温度和浓度，弱电解质电离为吸热过程，所以加热促进其电离。 若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大 ，所以直接增加氢氧根离子的浓度便可以实现。
3．【答案】D
【解析】【解答】A．加水促进醋酸电离，但氢离子浓度减小，故A不符合题意；
B．醋酸的电离是吸热过程，降低温度，醋酸的电离平衡逆向移动，氢离子浓度减小，故B不符合题意；
C．加入氢氧化钠溶液，氢氧化钠电离的氢氧根离子和氢离子反应生成水，能促进醋酸的电离，氢离子浓度减小，故C不符合题意；
D．加入少量冰醋酸，虽然醋酸的电离程度减小，但氢离子浓度增大，故D符合题意；
故答案为：D。
【分析】根据勒夏特列原理，化学平衡总是向着削弱这种改变的方向移动，所以要增大c（H+）的浓度，电离平衡要正向移动，但是不能通过减少氢离子的浓度的方法使平衡正向移动；
4．【答案】D
【解析】【解答】Y的单质经常作为保护气，Y为N元素；由Z、W形成的一种化合物可与X、W形成的化合物反应生成淡黄色固体，此反应为SO2+2H2S=3S+2H2O，X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X为H元素，Z为O元素，W为S元素。
A，非金属性：Y（N） Z（O），最简单氢化物的热稳定性：NH3 H2O，A项不符合题意；
B，W为S，S处于第三周期，第三周期元素中最高价氧化物对应水化物酸性最强的是HClO4，B项不符合题意；
C，根据“层多径大，序大径小”，离子半径：X Z Y W，C项不符合题意；
D，含S的盐溶液如Na2S、Na2SO3等溶液呈碱性，Na2SO4等溶液呈中性，NaHSO3溶液等呈酸性，D项符合题意；
故答案为：D。
【分析】A中氢化物的稳定性比较常用方法是半径越小键长越短，键越牢固，分子越稳定。原子半径比较方法是，左大右，下大上。
D中盐类水解酸碱性的判断方法，异性相吸弱水解，谁强显谁性。
5．【答案】D
【解析】【解答】A.该盐属于强酸弱碱盐，NH4++H2O NH3·H2O+H+，溶液显酸性，A不符合题意；
B.同A，NH4+发生水解，使得溶液显酸性，B不符合题意；
C.该盐属于强酸强碱盐，不发生水解，溶液显中性，C不符合题意；
D.该盐属于强碱弱酸盐，CO32-+H2O HCO3-+OH-，HCO3-+H2O H2CO3+OH-，溶液显碱性，D符合题意；
故答案为：D
【分析】在盐溶液中，强碱弱酸盐的水溶液显碱性。
6．【答案】B
【解析】【解答】解：A．加入适量的水，促进硫化氢电离，但硫化氢的电离增大程度小于溶液体积增大程度，所以c（S2﹣）、c（H+）都减小，故A错误；
B．加入适量的NaOH固体，NaOH和硫化氢反应生成硫化钠和水，导致氢离子浓度减小，c（S2﹣）增大，故B正确；
C．通入适量二氧化硫，二氧化硫和硫化氢反应生成S和水，溶液的pH增大，但c（S2﹣）减小，故C错误；
D．加入适量的硫酸铜固体，硫化氢和硫酸铜反应生成CuS沉淀和硫酸，氢离子浓度增大，溶液的pH减小，c（S2﹣）减小，故D错误；
故选B．
【分析】H2S的饱和溶液中存在的电离平衡H2S H++HS﹣、HS﹣ H++S2﹣，若要使溶液的pH增大的同时c（S2﹣）增大，加入的物质能和氢离子反应但不能和硫离子反应，据此分析解答．
7．【答案】D
【解析】【解答】A．电离平衡常数越大，表明酸越容易电离出，则酸性越强；据表格可知，电离平衡常数大小顺序为，则三种酸的酸性由强到弱的顺序是，A不符合题意；
B．和的混合溶液中，电荷守恒为，物料守恒为，二者相减可得，B不符合题意；
C．依据电离平衡常数可知酸性强弱为次氯酸强于醋酸，结合越弱越水解可知，碱性为，则为；相同温度，浓度相等的和两种溶液中，二者的相等，电荷守恒分别为、，所以，C不符合题意；
D．次氯酸的，碳酸的、，即酸性，所以溶液中通入少量的离子反应为，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A、电力平衡常数越小，酸性越弱；
B、根据两者的物料守恒和电荷守恒，两式相减可以得出质子守恒；
C、越弱越水解，酸性越弱，则对应的盐碱性越强，再结合电荷守恒，可得出相应的关系式，即、，等量代换可计算相应式子；
D、结合强酸制弱酸的原理，可知碳酸的二级电离平衡常数小于次氯酸的酸性。
8．【答案】C
【解析】【解答】A．b到c的变化过程中，生成的盐更多，水的电离程度更大，A不符合题意；
B．b点处有电荷守恒2c(SO)+c(OH-)=2c(M2+)+c(H+)+，B不符合题意；
C．，，则，C符合题意；
D．由分析可知M线为pOH与lg的变化关系，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A．依据酸或碱抑制水的电离，含有弱根离子的盐促进水的电离；
B．依据电荷守恒计算；
C．利用Kb计算；
D．依据图中曲线变化分析。
9．【答案】D
【解析】【解答】A．因CH3COOH为弱酸，则浓度为0.1mol L 1CH3COOH溶液加水不断稀释，促进电离，平衡正向移动，电离程度增大，n(H+)增大，但c(H+)不断减小，故A不选；
B．因电离平衡常数只与温度有关，则Ka(CH3COOH)在稀释过程中不变，故B不选；
C．随着稀释的不断进行，c(CH3COO )不断减小，故C不选；
D．稀释过程中，醋酸根浓度减少， ，电离常数不变，则氢离子与醋酸的浓度的比值逐渐增大，故D选；
故答案为：D。
【分析】A．依据浓度越小，电离程度越大分析；
B．电离平衡常数只与温度有关；
C． 弱酸溶液加水不断稀释 时，只有c(OH )不断增大，其它离子浓度均减小；
D．电离平衡常数只与温度有关；
10．【答案】D
【解析】【解答】A.氨水可与氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁，NaOH等强碱与氯化亚铁溶液反应也能生成氢氧化亚铁，不能区分，A项不符合题意；
B.铵盐受热分解，与NH3·H2O是否为弱碱无关，某些钠盐如NaHCO3受热也容易分解，B项不符合题意；
C.0.1mol·L－1氨水可以使酚酞试液变红，说明氨水呈现碱性，0.1mol·L－1NaOH溶液也可以使酚酞试液变红，C项不符合题意；
D. 0.1mol·L-1氯化铵溶液的pH为5，说明NH4＋发生了水解，弱碱的阳离子发生水解，使溶液呈现碱性，证明氨水是弱碱，D项符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.氨水具有碱性，能生成氢氧化亚铁；
B.铵盐不稳定，受热易分解；
C.使酚酞试液变红色说明溶液呈碱性；
D.若0.1mol/L氯化铵pH=5，说明铵根离子发生水解，结合水解原理可知氨水为弱碱。
11．【答案】B
【解析】【解答】解：A、对于酸，加水稀释后，溶液的酸性均要减弱，两溶液的pH均增大，稀释至200mL，溶液的浓度变为原来的一半，pH变化小于1个单位，则醋酸溶液的pH＜3，故A错误；
B、盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，升高温度，醋酸的电离程度增大，所以酸性会增强，pH会减小，则两溶液的pH不再相等，故B正确；
C、对于酸，加水稀释后，溶液的酸性均要减弱，两溶液的pH均增大，则两种溶液中c（OH﹣）都增大，故C错误；
D、盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，相同温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液，醋酸浓度大，相同体积的两种溶液，加足量的锌充分反应后，醋酸产生的氢气比盐酸多，故D错误．
故选B．
【分析】盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，相同温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液，醋酸浓度大，溶液稀释时，醋酸进一步电离，其溶液中离子浓度大于盐酸的离子浓度，升高温度促进弱酸的电离，氢离子浓度增大．
12．【答案】B
【解析】【解答】A．随温度升高，水的电离程度增大，但纯水中存在c(H+) = c(OH- )，故A不符合题意；
B． CH3COONa是强碱弱酸盐，醋酸根离子水解，随温度升高，促进CH3COONa的水解正向进行，，溶液的c(OH- )增大， 故B符合题意；
C．CH3COONa是强碱弱酸盐，醋酸根离子水解，溶液显碱性，溶液存在水解平衡，反应的离子方程式为，故C不符合题意；
D．盐类水解和水的电离都是吸热反应，升高温度促进CH3COONa水解，也促进水电离，所以升高温度导致增大，则升高温度的溶液的pH变化是改变与水解平衡移动共同作用的结果，故D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A．随温度升高，水的电离程度增大，但纯水呈中性；
B． 根据影响水解平衡移动的因素分析；
C．依据盐类水解规律，有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解；
D．盐类水解和水的电离都是吸热反应。
13．【答案】A
【解析】【解答】A.pH=3的硫酸c（H+）=0.001mol/L，硫酸完全电离，pH=11一元碱BOH，c（OH-）=0.001mol/L，若为强酸、强碱混合，混合后溶液呈中性，若为强酸、弱碱混合，氢离子和氢氧根离子正好反应生成盐和水，而弱碱存在电离平衡，平衡右移，还可以继续电离出氢氧根离子，所以溶液呈碱性，故A符合题意；
B.因醋酸为弱酸，浓度越大电离出的氢离子越多，但是氢离子浓度变化小于浓度增加程度，所以pH相差1，则浓的溶液浓度大于稀溶液的10倍，故B不符合题意；
C.常温下将0.1mol/L的HI溶液加水稀释100倍，溶液酸性减弱，氢离子浓度减小，因为Kw不变，所以氢氧根离子浓度增大，故C不符合题意；
D.①Fe2+对NH4＋水解有抑制作用，②CO32-对NH4＋水解有促进作用，③SO42-对NH4＋水解无影响，故NH4＋浓度相同的①(NH4)2Fe(SO4)2 ②(NH4)2CO3 ③(NH4)2SO4溶液：各溶液浓度大小顺序：②＞③＞①，D不符合题意。
【分析】B忽略了醋酸为弱酸，浓度会对电离平衡产生影响
C忽略了水的电离
D亚铁离子抑制铵根离子水解，碳酸根离子促进铵根离子水解，硫酸根离子无影响，因此各溶液浓度大小顺序：②＞③＞①
14．【答案】A
【解析】【解答】A．醋酸为弱电解质，1.0×10-3mol/L醋酸溶液的pH＞3，A说法符合题意；
B．将KCl溶液从常温加热至80℃，水电离产生的氢离子浓度增大，则溶液的pH变小但仍保持中性，B说法不符合题意；
C．常温下，NaCN溶液呈碱性，说明CN-水解产生HCN和氢氧根离子，则HCN是弱电解质，C说法不符合题意；
D．常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，导致溶液中醋酸根离子浓度增大，醋酸的电离平衡逆向移动，氢离子浓度减小，则溶液pH增大，D说法不符合题意；
故答案为A。
【分析】A.醋酸是弱酸，部分电离，1.0×10-3mol/L醋酸溶液溶液中，c（H+）<1.0×10-3mol/L，pH>3；
B.温度升高，Kw增大，溶液的pH变小，但溶液中c(H+)=c(OH-)；
C. NaCN溶液呈碱性 ，是由于CN-水解，说明HCN是弱酸；
D.在醋酸溶液中加醋酸钠固体，醋酸跟的浓度增大，醋酸的电离平衡逆向移动，c（H+）减小，溶液pH增大；
15．【答案】C
【解析】【解答】A.因为H2A的第一电离：H2A HA-＋H＋，Ka1=[c(HA-).c(H＋)]/c(H2A)，根据图像，随着反应的进行，HA-物质的量增多，某一时刻当HA－的物质的量大于H2A，其lg [c(HA )/c(H2A)数值先大于0，根据图像知b的图像数值先大于0，故A不符合题意；
B. 当pH=4.1时，a、b两线相交，所以lg [c(HA )/c(H2A)]和lg [c(A2 )/c(H2A)]相等，即c(HA )/c(H2A)= c(A2 )/c(H2A)，故c(HA )= c(A2 )。H2A的一步电离：H2A HA-＋H＋， 二步电离：HA- A2-＋H＋， Ka2=[c(A2-).c(H＋)]/c(HA-)，所以Ka2= c(H＋)= 10 4.1，故B不符合题意；
C.由A2-+H2O= HA-+OH-知A2-的水解平衡常数K= [c(HA ).c(OH-)]/ c(A2 )，KW=c(OH-).c(H+)，所以K= [c(HA ). KW]/ c(A2 ). c(H+)= KW/ Ka2。因为曲线b为lg[c(HA )/c(H2A)] 与pH的变化关系和电离常数成正比，根据分析若在上图中作lg[c(HA ) /c(A2 )] ~ pH关系图与A2-的水解常数有关系，且A2-的水解平衡常数K= KW/ Ka2，所以得到的曲线不会与曲线b平行，C符合题意；
D. 因为电离是吸热反应，若升高温度，则图中曲线a、b上移，D不符合题意的。
故答案为：C。
【分析】根据溶液中离子浓度比的负对数与溶液pH的关系图分析弱电解质的电离平衡，然后进行逐项分析即可。
16．【答案】A
【解析】【解答】解：A、由NH3．H2O OH﹣+NH4+可知，加水促进电离，则c（NH3．H2O）减少，c（OH﹣）减小，但是平衡正向移动，氨水的浓度减小得多，所以分子减小的程度大，分母减小的程度小，二者的比值减小，故A正确；
B、氨水加水稀释，溶液的浓度减小，碱性减弱，氢氧根的浓度减小，根据温度不变，则c（H+）和c（OH﹣）的乘积不变，所以氢氧根的浓度减小，氢离子浓度增大，故B错误；
C、因加水稀释时，温度不变，则c（H+）和c（OH﹣）的乘积不变，故C错误；
D、由NH3．H2O OH﹣+NH4+可知，加水促进电离，OH﹣的物质的量增大，故D错误；
故选A．
【分析】用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加，由NH3．H2O OH﹣+NH4+可知，n（OH﹣）增大，但溶液的体积增大的多，则c（OH﹣）减小，加水促进电离，则n（NH3．H2O）减少．
17．【答案】（1）A
（2）4或10
（3）pH=2的HA酸的物质的量浓度大于pH=10的NaOH溶的物质的量浓度
（4）③＞①＞②＞④；
（5）中；
【解析】【解答】（1）由于水的电离程度随温度的升高而增大，则水的电离平衡常数随温度的增大而增大，所以25℃时水的电离平衡曲线为A，故答案为：A；
（2）根据水电离出的c(H+)=1×10﹣10 mol/L可知，当溶液呈碱性时溶液中的氢离子浓度为c(H+)=1×10﹣10 mol/L，则pH=10；当溶液呈酸性时由 可知 ，则 ，则pH=4，故答案为：10或4；
（3）在曲线B对应的温度下 时，pH=2的HA溶液中c(H+)=0.01mol/L，pH=10的NaOH溶液中c(OH-)=0.01mol/L，等体积混合后,溶液中H+与OH-恰好完全反应，但是NaOH为强碱不能再电离出OH-，而HA为弱酸，还有HA会继续电离出H+，从而混合后溶液c(H+)大于c(OH-)，故答案为：pH=2的HA酸的物质的量浓度大于pH=10的NaOH溶的物质的量浓度；
（4）由表可知H2CO3的K1大于HClO的K大于HCN的K大于H2CO3的K2，所以Na2CO3溶液的碱性强于NaCN溶液的碱性强于NaClO溶的碱性强于NaHCO3溶液的碱性，则25℃时，将浓度相同的四种盐溶液：①NaCN②NaClO③Na2CO3④NaHCO3的pHNa2CO3溶液最大，NaCN溶液的pH值次之， NaClO溶液的pH更小，NaHCO3溶液的pH最小；所以向84消毒液中通入少量的CO2的化学反应方程式为： ，故答案为：③＞①＞②＞④；
(5)25℃ 时，将n mol L﹣1的氨水与0.2mol L﹣1的盐酸等体积混合，其反应方程式为： ，根据电荷守恒
当溶液中c( )=c(Cl﹣)=0.1mol/L，则根据物料守恒得 ， ，则溶液呈中性； 故答案为：中； 。
【分析】(1)根据水的电离平衡常数随温度的增大而增大分析；
(2)根据计算；
(3)根据曲线B对应的温度下 以及酸碱的强弱分析；
(4)根据电离平衡常数比较酸的强弱，再结合强酸制弱酸分析；
(5)根据电荷守恒以及计算；
18．【答案】（1）10-12
（2）3；108
（3）1.0×10-13
（4）<；Ka2= ；H2SO3+HCO =HSO +CO2↑+H2O
【解析】【解答】(1)纯水在T℃时，pH=6，则Kw=10-12。NaOH溶液中，由水电离出的c(OH-)等于溶液中氢离子的浓度，c(H+)= mol/L=10-12mol/L；故答案为：10-12；(2)将1mLpH=1的H2SO4溶液加水稀释到100mL，c(H+)= =0.001mol/L，pH为-lg c(H+)=3；c(OH )= mol/L=10 11mol/L，则 =108；故答案为：3；108；(3)某温度时，测得0.01mol L 1的NaOH溶液的pH为11，该溶液中c(OH )=0.01mol/L、c(H+)=10 pH=10 11mol/L，KW=c(OH )c(H+)=0.01×10 11=10 13，故答案为：10 13；(4)pH相等的盐酸和醋酸溶液各100mL，醋酸是弱酸不完全电离，则醋酸的浓度大于HCl的浓度，等体积时醋酸的物质的量大于HCl的物质的量，分别与过量的Zn反应，前者生成氢气的体积大于后者，V1H2CO3>HSO ，所以反应的主要离子方程式为H2SO3+HCO =HSO +CO2↑+H2O，而不是为H2SO3+2HCO =SO +2CO2↑+2H2O，故答案为：H2SO3+HCO =HSO +CO2↑+H2O。
【分析】⑴纯水在T℃时，pH=6，则Kw=10-12，依据水的离子积常数及水电离出的c(OH-)等于溶液中氢离子的浓度解答；
⑵ 常温下，将1mLpH=1的H2SO4溶液加水稀释到100mL， 即稀释了102倍，稀释后溶液的pH= c(H+)=3，再结合此温度下水的离子积常数即可解答；
⑶依据PH的定义及水的离子积常数解答；
⑷醋酸是弱酸，盐酸是强酸，二者 pH相等时，则醋酸的浓度大于HCl的浓度，等体积时醋酸的物质的量大于HCl的物质的量；电离平衡常数=；依据电离平衡常数判断各级酸的酸性强弱，依据强酸制弱酸原理书写离子方程式。
19．【答案】（1）C；D
（2）Q1=Q2+Q3+Q4
（3）BCD；4.2×10-7 mol·L-1
【解析】【解答】(1) A．碳酸易分解为二氧化碳和水, 说明碳酸不稳定；故A错误；B．用氢氧化钠溶液中和等浓度的碳酸溶液，需要氢氧化钠溶液的体积是碳酸体积的2倍，说明碳酸是二元酸，不能证明是弱酸，故B错误；
C.导电能力取决于溶液中自由离子浓度的大小,相同条件下,碳酸的导电能力低于相同浓度的硫酸溶液,说明碳酸没有完全电离,即存在电离平衡,说明碳酸是弱酸,故C正确;
D.常温下,5.0 10-6mo/L的碳酸溶液,若完全电离,则c(H+)=1.0 10-5mol/L,即pH值为5,但实际上溶液pH值为6,说明碳酸没有完全电离,因此碳酸是弱酸。答案为CD。(2)由 ①C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)ΔH=Q2kJ/mol;②CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g)ΔH=Q3kJ/mol;③H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)ΔH=Q4kJ/mol知 ①+②+③得： C(s)+O2(g)=CO2(g)所以Q1、Q2、Q3、Q4的关系式是Q1=Q2+Q3+Q4；答案：Q1=Q2+Q3+Q4。(3) ①H2CO3=HCO3-+H+ HCO3-=H+ + CO32-，A.向饱和碳酸溶液加入HCl气体平衡向左移动:
B.向饱和碳酸溶液加入NaOH固体平衡向右移动;
C.向饱和碳酸溶液加入Na单质平衡向右移动: 因为苯酚的酸性比碳酸弱，所以向饱和碳酸溶液加入苯酚钠溶液平衡向右移动。答案：BCD。
②pH=5.6，c(H+)=, c(H2CO3)=1.5×10-5 mol/L。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3 HCO3－+H+的平衡常数K1=c(H+)·c(HCO3－)/c(H2CO3)=( 1 × 10-5.6)2/ 1.5×10-5 =4.2×10-7 mol·L-1。
【分析】（1）可以证明碳酸是弱酸的标志是碳酸在水溶液中的电离是不完全电离的；
（2）根据盖斯定律可知，化学反应的反应热与反应的途径无关，只与反应的始终态有关；
（3）①碳酸水解会产生碳酸氢根离子和氢离子，加入氢氧化钠、钠单质和苯酚钠会减少氢离子的浓度减少，反应正向进行；
②根据平衡常数的表达式并将氢离子、碳酸氢根离子和碳酸的浓度代入就可以计算出平衡常数大小。
20．【答案】（1）第二周期第VA族；5；2
（2）三角锥形；强
（3）；0.0005molL-1 min-1；通入氨气
（4）<；NH水解，使NH浓度减少，NH+ H2ONH3·H2O + H+
【解析】【解答】(1)氮元素位于第二周期第VA族，核外电子排布式为1s22s22p3，氮原子核外电子共占据了2个s轨道和3个p轨道，共5个轨道；最外层电子排布式为2s22p3，最外层有2种不同能量的电子；
(2)NH3中N原子成3个σ键，有一对未成键的孤对电子，杂化轨道数为4，采取sp3杂化，空间构型是三角锥形，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，氮的非金属性强于磷，则氮的最高价氧化物对应水化物的酸性比磷酸的酸性强；
(3)工业合成氨反应方程式为，化学平衡常数表达式为；起始氮气为0.2mol，10min时氮气为0.195mol，0 ~ 10min内氮气的化学反应速率为，由速率之比等于系数比，则；反应进行至20 min时，该瞬间氢气和氮气的物质的量不变，而氨气突然变大，则曲线发生变化的原因是通入氨气；
(4)(NH4)2SO4为强酸弱碱盐，由于发生水解反应：，导致的浓度减小，所以c()与c()之比＜2：1，故答案为：<；水解，使浓度减少，。
【分析】(1)利用构造原理分析；
(2)依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定VSEPR模型，再确定空间立体构型；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强；
(3)化学平衡常数是可逆反应达到平衡状态时各种生成物浓度幂之积与各种反应物浓度幂之积的比；依据计算；利用速率之比等于系数比；
(4)依据谁弱谁水解分析；
21．【答案】（1）＞
（2）I；10﹣3
（3）a；c（Na+）＞c（SO42﹣）＞c（NH4+）＞c（OH﹣）＞c（H+）
【解析】【解答】解：（1）NH4Al（SO4）2水解显酸性，NH4HSO4主要是因为完全电离出的H+显酸性，故pH相同的NH4Al（SO4）2的浓度须远大于大于NH4HSO4溶液的浓度，则NH4Al（SO4）2中c（NH4+） 大于NH4HSO4中c（NH4+），故答案为：＞；（2）①NH4Al（SO4）2水解，溶液呈酸性，升高温度其水解程度增大，pH减小，符合的曲线为I，故答案为：I；②根据电荷守恒，可以求出2c（SO42﹣）﹣c（NH4+）﹣3c（Al3+）=c（H+）﹣c（OH﹣）=10﹣3 mol L﹣1[c（OH﹣）太小，可忽略]，故答案为：10﹣3；（3）a、b、c、d四个点，根据反应量的关系，a点恰好消耗完H+，溶液中只有（NH4）2SO4与Na2SO4，（NH4）2SO4的水解对水的电离有促进作用；而b、c、d三点溶液均含有NH3 H2O，而NH3 H2O抑制水的电离，故a点溶液中水的电离程度最大；c点溶液呈碱性，即溶液含有（NH4）2SO4、Na2SO4、NH3 H2O三种成分，b点时c（Na+）＞c（SO42﹣），根据N元素与S元素的关系，可以得出c（SO42﹣）＞c（NH4+），故c（Na+）＞c（SO42﹣）＞c（NH4+）＞c（OH﹣）＞c（H+），故答案为：a；c（Na+）＞c（SO42﹣）＞c（NH4+）＞c（OH﹣）＞c（H+）．
【分析】（1）NH4Al（SO4）2水解显酸性，NH4HSO4主要是因为电离出H+显酸性；（2）①NH4Al（SO4）2水解，溶液呈酸性，升高温度其水解程度增大；②根据电荷守恒定律解题；（3）a、b、c、d四个点，根据反应量的关系，a点恰好消耗完H+，溶液中只有（NH4）2SO4与Na2SO4；b、c、d三点溶液均含有NH3 H2O，（NH4）2SO4可以促进水的电离，而NH3 H2O抑制水的电离．C点溶液呈碱性．