专题3《微粒间作用力与物质性质》章末习题（含解析）2023--2024学年下学期高二化学苏教版（2019）选择性必修2
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| 名称 | 专题3《微粒间作用力与物质性质》章末习题（含解析）2023--2024学年下学期高二化学苏教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 729.5KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-12-28 20:07:52 | ||
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文档简介
专题3《微粒间作用力与物质性质》章末习题
一、单选题
1．是一种高效水处理剂，下列说法中不正确的是( )
A．溶液属于强电解质
B．有强氧化性
C．该物质中Fe元素被还原后的产物可能发生水解
D．Fe元素位于元素周期表VIII族
2．关于溶液的pH值，下列说法正确的是( )
A．pH=0的溶液呈中性 B．某强碱溶液的浓度为0.01 mol/L，该溶液的pH值一定为12
C．溶液pH值越大，氢离子浓度越大 D．酸性溶液中，氢离子浓度一定大于氢氧根浓度
3．室温下，向25 mL 0.1 mol·L-1的一元酸HX溶液中加入0.1 mol·L-1的NaOH溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A．HX为强酸
B．水的电离程度：NC．室温下HX电离平衡常数Ka=10-8
D．HX溶液中加NaOH溶液至中性时，溶液中c(Na+)=c(X-)=c(OH-)=c(H+)
4．能正确表示下列反应的离子方程式是( )
A．向氢氧化亚铁沉淀中加入足量稀硝酸：Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O
B．酸化的FeSO4溶液与少量双氧水混合：4Fe2++4H2O2+4H+=4Fe3++6H2O十O2↑
C．氢氧化镁固体在饱和NH4Cl溶液中溶解：+H2ONH3·H2O+H+、H++OH-=H2O
D．惰性电极电解熔融MgCl2：Mg2++2Cl-Mg+Cl2↑
5．25℃时，在20.0mL0.10mol/L氨水中滴入0.10mol·L-1的盐酸，溶液pH与所加盐酸的体积关系如图所示。下列有关叙述不正确的是( )
A．a点对应溶液中已电离的NH3·H2O为10-2.8mol·L-1
B．b点对应盐酸的体积小于20.0mL
C．b点对应溶液中c(Cl-)=c(NH)
D．加入10mL盐酸时：c(NH)>c(NH3·H2O) >c(Cl-)
6．已知：，25℃时，的，。常温下，用溶液滴定溶液的滴定曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A．A点加入溶液的体积
B．B点所得溶液中：
C．C点所得溶液中：
D．D点所得溶液中：
7．对于pH值相同的氨水和氢氧化钠稀溶液，下列说法中正确的是( )
A．中和等体积的这两种溶液，消耗盐酸的物质的量相等
B．在同等程度稀释时，氨水的pH下降较慢
C．氨水中氨的物质的量浓度等于氢氧化钠溶液中氢氧化钠的物质的量浓度
D．氨水中铵根离子的物质的量的浓度不等于氢氧化钠溶液中钠离子的物质的量的浓度
8．保持在室温下，将pH和体积相同的这两种酸(和)分别加水稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。已知：在室温下，和的电离常数分别为和，下列说法正确的是
A．溶液中水的电离程度：b点＞d点
B．曲线I代表的是溶液
C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、分别代表相应的酸和酸根离子)
D．体积相同的a点两溶液分别与NaOH溶液恰好中和时，两份溶液中：
9．已知时，几种弱酸的电离平衡常数如下：(甲酸)：，(氢氰酸)：，：，，则下列说法不正确的是
A．酸性强弱顺序：
B．一定条件下，反应可以发生
C．一定条件下，反应可以发生
D．向碳酸氢钠溶液中加入甲酸溶液有气泡产生
10．下列化学用语表述不正确的是
A．电解溶液：
B．使用检验
C．泡沫灭火器工作原理：
D．在水中发生水解：
11．图1为和在25℃时的沉淀溶解平衡曲线，图2为向两份等体积等浓度的溶液中分别滴加等浓度的NaOH溶液和溶液滴定关系图(图1中横坐标为阴离子浓度的负对数，为浓度的负对数)。下列说法正确的是
A．X为对应直线，
B．M为向溶液中滴加NaOH溶液对应的曲线
C．图1中a点对应的溶液为的不饱和溶液
D．图2中c点、b点对应取值分别为，
12．用溶液滴定未知浓度溶液(滴有酚酞溶液)，下列有关说法正确的是
A．选用乙装置盛装标准碱液
B．若滴定起始和终点时读取数据视线如丙图所示，则所得偏高
C．处理数据所用表达式：
D．当滴入最后半滴碱液后，溶液颜色由浅红色变为无色，且半分钟不变为原来颜色即达到滴定终点
13．下列有关实验的说法错误的是
A．用同浓度的醋酸代替盐酸测得的中和热数值偏大
B．用标准氢氧化钠溶液滴定醋酸溶液，以甲基橙作指示剂，测得的醋酸浓度偏低
C．用铂丝蘸取某碱金属的盐溶液灼烧，火焰呈黄色，证明其中含有钠离子
D．用盐酸洗涤氯化银沉淀，可以减少洗涤损失.
14．常温时，能证明乙酸是弱酸的实验事实是
A．CH3COOH溶液与Fe反应放出H2
B．0.1mol/LCH3COOH溶液的pH大于1
C．CH3COOH溶液与NaHCO3反应生成CO2
D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
二、填空题
15．在粗制CuSO4·5H2O晶体中常含有杂质Fe2+。
(1)在提纯时为了除去Fe2+，常加入合适氧化剂，使Fe2+氧化为Fe3+，下列物质可采用的是 。
A．KMnO4 B．H2O2 C．氯水 D．HNO3
(2)然后再加入适当物质调整溶液至pH=4，使Fe3+转化为Fe(OH)3，调整溶液pH可选用下列中的 。
A．NaOH B．NH3·H2O C．CuO D．Cu(OH)2
16．高纯碳酸锰在电子工业中有重要的应用，湿法浸出软锰矿(主要成分为，含少量等杂质元素)制备高纯碳酸锰的实验过程如图示，其中植物粉的作用是作还原剂。
计算：室温下，，，已知离子浓度小于时，表示该离子沉淀完全。若净化液中的，试计算说明的存在 (填“会”或“不会”)影响的纯度。
17．根据下表内容回答下列问题：
化学式 HCN
电离平衡常数(25℃)
(1)电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。上表中给出几种弱电解质的电离平衡常数，从中可以判断：在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力由大到小的顺序为 。
(2)盐类水解程度的强弱同样与弱电解质的电离程度有一定联系，结合表中数据回答下列问题：
①25℃时，有等浓度的a．NaCN溶液、b．溶液、c．溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为 。(填溶液前序号)
②浓度相同的NaCN溶液与溶液相比， 。(填“>”、“<”或“=”)
③将等体积等物质的量浓度的盐酸和氨水混合后，溶液呈 性(填“酸”、“碱”或“中”)，用离子方程式表示原因 。
④室温下，若将盐酸滴入氨水中，溶液pH随加入盐酸体积的变化曲线如下图所示。b点所示溶液中的溶质是 。
⑤溶液呈 性(填“酸”、“碱”或 “中”)。
(3)结合表中数据，向NaCN溶液中通入少量，所发生反应的化学方程式 。
18．外因
影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。
已知溶解平衡： ，在Mg(OH)2悬浊液中，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表：
条件改变 移动方向
加水
升温
加MgCl2(s)
加盐酸
加NaOH(s)
19．(1)写出醋酸的电离方程式： ；
(2)写出醋酸电离平衡常数表达式： ；
(3)向0.1mol/L醋酸溶液中加入水，电离平衡向 移动(填“左”或“右”)；n(CH3COOH) ； (填“增大”、“减小”或“不变”)；
(4)500mL0.1mol/L醋酸溶液a和500mL0.1mol/L盐酸溶液b与足量Zn粉反应，初始速率a b；生成H2的量a b；完全中和这两种酸，消耗NaOH的量a b(填“<”、“>”或“=”)。
20．(1)某温度(t ℃)时，水的Kw=1×10-12，则该温度 (填“>”“<”或“=”)25 ℃，其理由是 。
(2)该温度下，c(H+)=1×10-7 mol·L-1的溶液呈 (填“酸性”“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的c(OH-)= mol·L-1。
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”，下同)移动。在新制氯水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡 移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L-1下列物质的溶液，水电离出的c(H+)由大到小的关系是 (填序号)。
①HCl ②H2SO4 ③CH3COOH(Ka=1.7×10-5) ④NH3·H2O(Kb=1.7×10-5) ⑤NaOH ⑥Ba(OH)2
(5)25 ℃时，pH=4的盐酸中水的电离程度 pH=10的Ba(OH)2溶液中水的电离程度。
(6)下列曲线中，可以描述0.1 mol·L-1乙酸(甲，Ka=1.8×10-5)和0.1 mol·L-1氯乙酸(乙，Ka=1.4×10-3)的水溶液中，水电离出的c(H+)与加入水体积V的关系的是 (填字母)。
21．I：电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度的量。已知如下表数据(25 ℃)：
化学式 电离平衡常数
HCN K=4.9×10-10
CH3COOH K=1.8×10-5
H2CO3 K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11
(1)25 ℃时，等浓度的三种溶液(A．NaCN溶液、B．Na2CO3溶液、C．CH3COONa溶液)的pH由大到小的顺序为 (填字母编号)
(2)25℃时，向NaCN溶液中通入少量CO2，所发生反应的离子方程式为 ；
(3)现有浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01mol/L NaOH等体积混合后，测得c(Na+)＞c(CN-)，下列关系正确的是 (填字母编号)。
A．c(H+)＞c(OH-) B．c(H+)＜c(OH-)
C．c(H+)+c(HCN) = c(OH-) D．c(HCN)+ c(CN-)=0.01mol/L
Ⅱ：(1)0.l mol L-1 HA溶液与0.05 mol L-1 NaOH溶液等体积混合后，pH=8，则c(HA)+ c(A-)= mol L-1。
(2)25℃时，已知NH4A溶液为中性，将HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，试推断(NH4)2CO3溶液的 pH 7(填“＞”、“＜”或“=”)。
(3)将25℃下pH=12的NaOH溶液aL与pH=1的HCl溶液b L混合，若所得混合液为中性，则a∶b= 。(溶液体积变化忽略不计)。
22．25℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数Ka 1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 3.0×10-8
回答下列问题：
(1)一般情况下，当温度升高时，电离平衡常数Ka (填“增大”、“减小”或“不变”)，H2CO3的一级电离平衡常数表达式为Ka1 = 。
(2)下列四种离子结合H+能力最强的是 (填字母)。
a. b.ClO- c.CH3COO- d.
(3)HClO与Na2CO3溶液反应的离子方程式 。
23．盐在化学工业中有重要的应用，请回答下列问题
（1）用离子方程式表示FeCl3可作净水剂的原因： 。
（2）常温下，在pH=3的硫酸与pH=11的Na2S溶液中，水电离出来的c(OH-)之比为 ， 向Na2S溶液中加入AlCl3溶液时，产生白色沉淀和有臭鸡蛋味的气体，其离子方程式为： 。
（3）c(NH4+)相等的下列溶液① NH4Cl ②NH4HSO4 ③(NH4)2SO4 ④CH3COONH4
⑤NH3 H2O,溶液的物质的量浓度由小到大的顺序是 （用序号表示）
（4）已知t ℃时AgCl的Ksp＝2×10－10 ；（2）在t ℃时，Ag2CrO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列正确的是
A．在t ℃时，Ag2CrO4的Ksp为1×10-9
B．t ℃时，在饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4 可使溶液由Y点到X点
C．在t ℃时，以0.01mol/L AgNO3溶液滴定20mL0.01 mol/L KCl和0.01 mol/L的K2CrO4的混合溶液，Cl－先沉淀
D．在t ℃时，AgCl的溶解度大于Ag2CrO4
（5）已知某温度时：Ksp[Fe(OH)3]=1×10-38，Ksp[Cu(OH)2]=1×10-20。在该温度下向Fe3＋、Cu2＋均为0.01mol L-1的溶液中逐滴加入NaOH溶液，要Fe3＋完全沉淀，而Cu2＋不产生沉淀，溶液中PH应控制的范围是 。(当离子浓度小于1×10-5mol/L时，认为完全沉淀)。
24．已知25 ℃时，Ksp(AgCl)=1.8×10-10，Ksp(Ag2CrO4)=2.0×10-12，Ksp(AgI)=8.5×10-17。
(1)25 ℃时，氯化银的饱和溶液中，c(Cl-)= ，向其中加入NaCl固体，溶解平衡 (填“左移”“右移”或“不移动”)，溶度积常数 (填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)25 ℃时，若向50 mL 0.018 mol·L-1的AgNO3溶液中加入50 mL 0.020 mol·L-1的盐酸，混合后溶液中的c(Ag＋)= ，pH= 。
(3)25 ℃时，氯化银的饱和溶液和铬酸银的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序为 ，由此可得出 更难溶。
(4)将等体积的4×10-3 mol·L-1的AgNO3溶液和4×10-3 mol·L-1的K2CrO4溶液混合 (填“有”或“没有”)Ag2CrO4沉淀产生。
25．碳酸钾主要用作食品膨松剂，也用于彩色电视机工业。
(1)K2CO3溶液呈 (填“酸”或“碱”)性，其原因是 (用离子方程式表示)；请设计一个简单的实验方案证明上述观点： 。
(2)下列有关0.1 mol·L－1的K2CO3溶液的叙述错误的是 (填标号)。
A．c(K＋)＝2c(CO32－) B．c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)
C．c(CO32－)＋c(HCO3－)＝0.1 mol·L－1 D．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)
(3)室温下将0.1 mol·L－1的K2CO3溶液与0.1 mol·L－1的盐酸等体积混合，所得溶液中各离子的浓度由大到小的顺序为 。
(4)将CO2通入0.1 mol·L－1的K2CO3溶液中至溶液呈中性，则溶液中2c(CO32－)＋c(HCO3－)＝ mol·L－1(忽略溶液体积变化)。
试卷第1页，共3页
参考答案：
1．A
【详解】A．溶液属于混合物不属于强电解质，A错误；
B．中铁元素的化合价是+6价具有强氧化性，B正确；
C．该物质中Fe元素被还原后的产物是+3价，可能发生水解，C正确；
D．Fe元素位于元素周期表VIII族，D正确；
故选A。
2．D
【详解】A．pH=0的溶液中氢离子浓度是1mol/L，溶液显酸性，A错误；
B．某强碱溶液的浓度为0.01 mol/L，由于温度不能确定，该溶液的pH值不一定为12，B错误；
C．溶液pH值越大，氢离子浓度越小，C错误；
D．酸性溶液中，氢离子浓度一定大于氢氧根浓度，D正确；
答案选D。
3．B
【详解】A．0.1 mol·L-1的一元酸HX溶液的pH值为4，说明HX不能完全电离，为弱酸，故A错误；
B．Q点溶质为HX，抑制水的电离，M点溶质为NaX，水解促进水的电离，N点溶质为NaOH和NaX的混合溶液，且NaOH为主要溶质，抑制水的电离，N的氢氧根离子浓度大于Q点氢离子浓度，则N点水电离程度更小，故水的电离程度：NC．室温下HX电离平衡常数Ka=，故C错误；
D．HX溶液中加NaOH溶液至中性时，溶液中NaX为主要溶质，结合电荷守恒，离子浓度大小为：c(Na+)=c(X-)>c(OH-)=c(H+)，故D错误；
故选：B。
4．D
【详解】A．Fe2+以还原性为主，硝酸具有强氧化性，两者能发生氧化还原反应，正确的是3Fe(OH)2+10H++NO=3Fe3++8H2O+NO↑，故A错误；
B．过氧化氢具有强氧化性，能将Fe2+氧化成Fe3+，正确的离子方程式为2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O，故B错误；
C．氯化铵溶液中存在+H2ONH3·H2O+H+，氢氧化镁是难溶于水的碱，能与H+反应，发生Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O，故C错误；
D．电解熔融MgCl2，根据电解原理，Mg2+放电得到Mg，Cl-放电得到氯气，其电解方程式为Mg2++2Cl-Mg+Cl2↑，故D正确；
答案为D。
5．D
【详解】A． 25°C时，a点对应溶液pH=11.2，则氢离子浓度为，氢氧根离子浓度为，则已电离的为，A正确；
B．在氨水中滴入的盐酸时恰好完全中和得氯化铵溶液，氯化铵溶液因水解呈酸性，而b点溶液呈中性，则b点为氯化铵和氨水混合物，对应盐酸的体积小于，B正确；
C．溶液中电荷守恒：，b点对应溶液中：，则，C正确；
D． 滴加入盐酸时所得溶液为等物质的量浓度的氯化铵和氨水混合物，呈碱性，说明一水合氨电离程度大于氯化铵水解程度，结合电中性可知, ,又由物料守恒可得：，则，D错误；
答案选D。
6．C
【详解】A．A点溶液中pH=1.85，则溶液中c(H+)=10-1.85mol/L，H2A的一级电离平衡常数为Ka1==10-1.85mol/L，所以c(H+)=Ka1，表明溶液中c(NaHA)=c(H2A)，若恰好是10mLNaOH，反应起始时存在c(NaHA)=c(H2A)，平衡时c(H2A)＜c(NaHA)，因此所加NaOH体积需小于10mL，会得到平衡时c(NaHA)=c(H2A)，即V0＜10mL，A错误；
B．B点加入NaOH溶液的体积为20mL，此时反应恰好产生NaHA，由物料守恒可得c(Na+)=c(H2A)+c(A2-)+c(HA-)，电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(HA-)+c(OH-)，将c(Na+)等量替换后得c(H2A)+c(H+)=c(A2-)+c(OH-)，B错误；
C．C点所得溶液中，pH=7.19，即c(H+)=10-7.19，此时溶液显碱性，c(OH-)＞c(H+)，又，则c(A2-)=c(HA-)，因此存在，C正确；
D．D点为加入NaOH溶液40mL，此时溶液中恰好生成Na2A，为第二个滴定终点，此时Na2A水解使溶液显碱性，发生水解的方程式为A2-+H2O HA-+OH-，HA-+H2O H2A+OH-，则存在，D错误；
答案选C。
7．B
【详解】A．pH相同、体积相同的氨水与氢氧化钠两种稀溶液，一水合氨的物质的量大于氢氧化钠，与等体积的盐酸反应，恰好中和时所消耗的盐酸的物质的量浓度，一水合氨需要的多，故A错误；
B．加水稀释促进一水合氨电离，则稀释后氨水的pH大于氢氧化钠，pH下降较慢，故B正确；
C．由于氨水是弱电解质，部分电离出氢氧根，若两者pH相等，需要氨的物质的量浓度更大，故C错误；
D．室温下，氨水与氢氧化钠两种稀溶液pH相同，说明溶液中氢氧根离子浓度相同，氨水中的c(NH)与NaOH溶液中的c(Na+)相同，故D正确；
故选：B。
8．C
【详解】A．酸抑制水电离，酸中c(H+)越大其抑制水电离程度越大，酸中c(H+)：b＞c＞d，则水的电离程度：b＜c＜d，选项A错误；
B．酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，pH相同的HNO2和CH3COOH分别加水稀释相同的倍数，pH值变化较大的是较强酸，根据图知，曲线I表示CH3COOH、曲线II表示HNO2，选项B错误；
C．温度不变水解平衡常数不变，从c点到d点温度不变，溶液中=Kh(HA)不变，选项C正确；
D．相同体积的a点两种溶液中n(酸)：n(HNO2)＜n(CH3COOH)，分别与NaOH恰好中和后消耗n(NaOH)：HNO2＜CH3COOH，反应后溶液中n(NaNO2)＜n(CH3COONa)，则两份溶液中：n()＜n(CH3COO-)＜n(Na＋)，选项D错误；
答案选C。
9．C
【详解】A．由表格数据可知，25℃时，Ka(HCOOH)=1.77×10-4＞Ka ()=＞Ka (HCN)=4.9×10-10＞Ka ()，则酸性：，A正确；
B．Ka (HCN)=4.9×10-10＞Ka2(H2CO3)=4.7×10-11，则一定条件下Na2CO3 与HCN能发生第一步反应，所以反应 可以发生，B正确；
C．Ka (HCN)=4.9×10-10＞Ka2(H2CO3)=4.7×10-11，所以与CN-不能发生反应，也就是说，反应不能发生，C错误；
D．Ka (HCOOH)=1.77×10-4＞Ka1(H2CO3)=4.4×10-7，所以与HCOOH能发生反应，向碳酸氢钠溶液中加入甲酸溶液有气泡产生，D正确；
故选C。
10．A
【详解】A．用惰性电极电解MgCl2溶液的离子反应为Mg2++2Cl-+2H2OMg(OH)2↓+H2↑+Cl2↑，故A错误；
B．K3[Fe(CN)6]检验Fe2+生成蓝色沉淀，离子反应为，故B正确；
C．发生相互促进水解反应生成沉淀和气体，离子反应为，故C正确；
D．NH4Cl是强酸弱碱盐，铵根在水中能发生水解，存在平衡，用“ ”使溶液显酸性：，故D正确；
故选：A。
11．A
【分析】，是定值，图1中横坐标为阴离子浓度的负对数，pCd2+为Cd2+浓度的负对数，则对应CdCO3的曲线斜率应该为-1，故直线Y是，X为。根据滴定终点可知沉淀完全时所需的氢氧化钠的体积要多一些，故M应该为溶液中滴加溶液对应的曲线，N为溶液中滴加溶液对应的曲线。
【详解】A．，是定值，图1中横坐标为阴离子浓度的负对数，pCd2+为Cd2+浓度的负对数，则对应CdCO3的曲线斜率应该为-1，故直线Y是，X为，利用曲线上点可算出，A正确；
B．根据滴定终点可知沉淀完全时所需的氢氧化钠的体积要多一些，故M应该为溶液中滴加溶液对应的曲线，B错误；
C．a点溶液，故a点对应的溶液为的过饱和溶液，C错误；
D．c点有，，则；设b点，，，则b＜5，D错误；
故答案选A。
12．A
【详解】A．乙装置是碱式滴定管，因此用乙装置盛装标准碱液，故A正确；
B．若滴定起始和终点时读取数据视线如丙图所示，消耗氢氧化钠溶液的体积偏低，则计算出的偏低，故B错误；
C．处理数据所用表达式：，故C错误；
D．当滴入最后半滴碱液后，溶液颜色由无色变为浅红色，且半分钟不变为原来颜色即达到滴定终点，故D错误。
综上所述，答案为A。
13．A
【详解】A．醋酸为弱酸，电离吸热，则用同浓度的醋酸代替盐酸测得的中和热数值偏小，故A错误；
B．以甲基橙作指示剂，溶液变色范围在3.1-4.4之间，则消耗的氢氧化钠体积偏小，测得的醋酸浓度偏低，故B正确；
C．钠元素的焰色实验现象为黄色，故C正确；
D．氯离子浓度增大，可抑制氯化银的溶解，则用盐酸洗涤氯化银沉淀，可以减少洗涤损失，故D正确；
答案选A。
14．B
【详解】A．CH3COOH具有酸的通性，Fe是比较活泼的金属，醋酸溶液与Fe反应放出H2，但是不能证明其酸性强弱，故A不选；
B．CH3COOH是一元弱酸，电离产生的H+浓度小于酸的浓度，0.1mol/LCH3COOH溶液中c(H+)<0.1mol/L，所以pH大于1，故B选；
C．CH3COOH溶液与NaHCO3反应生成CO2气体，可以证明醋酸的酸性比碳酸强但是不能证明醋酸就是弱酸，故C不选；
D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红，只能证明醋酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，故D不选；
故合理选项是B。
15． B CD
【详解】(1)除杂满足条件：加入的试剂只能与杂志反应，不能与原物质反应；反应后不能引入新杂质，四个选项中，只有过氧化氢被还原后生成水，且过氧化氢受热见光易分解，没有多余的杂志，故选B。
(2)调整溶液的pH时，加入的物质不能引入新的杂质粒子，氢氧化钠中含有钠离子，氨水反应后生成铵根离子，所以氢氧化钠和氨水能够引进新的杂质离子；氧化铜粉末、氢氧化铜固体反应后生成铜离子和水，不引进新的杂质离子，故选CD。
16．不会
【详解】，当沉淀完全时，，此时
，说明不会形成沉淀，故的存在不会影响的纯度。
17．(1)
(2) b＞a＞c > 酸 ， 碱
(3)
【详解】（1）电离平衡常数。根据电离平衡常数越大，溶液的酸性越强，酸性，同浓度的三种酸溶液中离子总浓度，即导电能力也如此；
（2）①依据图表数据分析，醋酸电离常数大于氰酸大于碳酸氢根离子，所以等浓度的NaCN溶液、溶液、溶液水解程度等浓度的溶液＞NaCN溶液＞溶液，溶液pH为溶液＞NaCN溶液＞溶液；
②HCN、都是弱酸，所以NaCN与都是强碱弱酸盐。由于酸性 > HCN，所以水解程度。水解程度越大，剩余离子的浓度就越小。所以；
③等体积等物质的量浓度的盐酸和氨水混合，恰好生成氯化铵，为弱碱强酸盐，存在溶液呈酸性；
④离子方程式为：；
⑤b点溶液呈中性，则，氯化铵是强酸弱碱盐，其水溶液呈酸性，要使其水溶液呈中性，则氨水应该稍微过量，则溶质为、；
⑥因为酸性：，所以溶液呈碱性；
（3）电离常数越大，则说明该酸酸性越强。由表数据可知，酸性比较：，所以根据强酸制弱酸原理，往NaCN溶液中通入少量发生的化学方程式为。
18． 正向移动 不变 不变 正向移动 增大 增大 逆向移动 增大 减小 正向移动 增大 减小 逆向移动 减小 增大
【详解】溶解平衡：，加水后，平衡正向移动，但是但溶液还是饱和溶液，不变，不变；升高温度，平衡正向移动，增大，增大；加，增大，平衡逆向移动，减小；加盐酸，减小，平衡正向移动，增大；加，增大，平衡逆向移动，减小。
19． CH3COOHCH3COO-+H+ Ka= 右 减小 减小 < = =
【详解】
(1)醋酸属于弱酸，发生部分电离，电离方程式为：CH3COOHCH3COO－＋H＋；
(2)根据电离平衡常数的定义可知，醋酸的电离平衡常数为：Ka=；
(3)加水稀释促进醋酸的电离，电离平衡向右移动，n(CH3COOH)减小；稀释后CH3COO－的浓度减小，根据Ka=，温度不变，Ka不变化，则=减小；
(4) 醋酸是弱酸，盐酸是强酸，相同浓度时醋酸溶液中c(H＋)小于盐酸溶液中c(H＋)，因此初始速率时a20． > 升温促进水的电离，Kw增大 碱性 1×10-7 向右 向右 ③=④>①=⑤>②=⑥ 等于 c
【分析】(1)根据温度对弱电解质电离平衡的影响及水的离子积表达式分析解答；
(2)根据水的离子积计算溶液中氢离子浓度；根据溶液中氢离子浓度与氢氧根浓度的相对大小判断溶液的酸碱性；
(3)根据同离子效应及离子浓度大小分析反应平衡及电离平衡的移动方向；
(4)根据弱酸、弱碱的电离平衡常数大小比较电离程度，并根据水的离子积计算比较水的电离程度大小；
(5)故答案为：等于；根据溶液的pH值及水的离子积计算比较水电离出的氢离子浓度大小；
(6)根据弱酸的电离平衡常数大小判断酸的电离程度及对水电离程度的影响；根据浓度对水电离平衡的影响分析稀释过程中水电离程度的变化。
【详解】(1)升高温度，促进水的电离，Kw增大，现Kw=1×10-12>1×10-14，因此温度大于25 ℃，故答案为：>；升温促进水的电离，Kw增大；
(2)该温度下，c(H+)=1×10-7 mol·L-1的溶液中c(OH-)=mol·L-1=1×10-5 mol·L-1，因为c(OH-)>c(H+)，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的c(OH-)等于溶液中的c(H+)，即为1×10-7 mol·L-1，故答案为：碱性；1×10-7；
(3)Zn与稀硫酸反应过程中，溶液中c(H+)减小，水的电离平衡向右移动；新制氯水中加入少量NaCl固体，平衡Cl2+H2O H++Cl-+HClO向左移动，溶液中c(H+)减小，水的电离平衡向右移动，故答案为：向右；向右；
(4)25 ℃时，0.1 mol·L-1的盐酸中c(H+)与0.1 mol·L-1NaOH溶液中c(OH-)相等，故两溶液中水的电离程度相等，同理，0.1 mol·L-1H2SO4溶液和0.1 mol·L-1 Ba(OH)2溶液中水的电离程度相等，0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液和0.1 mol·L-1氨水中水的电离程度相等；酸溶液中c(H+)越大，或碱溶液中c(OH-)越大，水电离出的c(H+)就越小，故6种溶液中水电离出的c(H+)由大到小的关系为③=④>①=⑤>②=⑥，故答案为：③=④>①=⑤>②=⑥；
(5)25 ℃时，pH=4的盐酸中，由水电离出的c(H+)=mol·L-1=10-10 mol·L-1，pH=10的Ba(OH)2溶液中，由水电离出的c(H+)=10-10 mol·L-1，故答案为：等于；
(6)乙酸的Ka小于氯乙酸的Ka，所以0.1 mol·L-1乙酸溶液中的c(H+)小于0.1 mol·L-1氯乙酸溶液中的c(H+)，故0.1 mol·L-1乙酸溶液中水的电离程度更大，加水稀释，两种酸溶液中的c(H+)减小，水的电离程度均增大，故答案为：c。
21． B＞A＞C CNˉ+CO2+ H2O = HCO+HCN B D 0.05 ＞ 10∶1
【分析】酸的电离平衡常数越大，其对应的酸根离子水解程度越小，则相同浓度的钠盐溶液pH越小；电离平衡常数H2CO3＞HCN＞HCO，向NaCN溶液中通入少量CO2，二者反应生成HClO和NaHCO3；现有浓度为0.02mol/L的HCN与0.01mol/L NaOH等体积混合后，溶液中溶质为等物质的量浓度的HCN、NaCN，测得c(Na+)＞c(CN-)，根据电荷守恒得c(H+)＜c(OH-)，溶液呈存在质子守恒和物料守恒；NH4A溶液为中性，说明NH4+和A-的水解程度相当，将HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，说明酸性HA强于H2CO3，则CO水解程度大于A-；25℃pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=0.01mol/L，pH=1的HCl溶液中c(H+)=0.1mol/L，若所得混合溶液呈中性，n(OH-)=n(H+)=cV。
【详解】I：(1)25 ℃时，电离平衡常数CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，等浓度的A．NaCN溶液、B．Na2CO3溶液、C．CH3COONa溶液水解程度为：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液，故溶液的pH为：Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa，等浓度的三种溶液的pH由大到小的顺序为B＞A＞C(填字母编号)，故答案为：B＞A＞C；
(2)25℃时，电离平衡常数H2CO3＞HCN＞HCO，向NaCN溶液中通入少量CO2，NaCN和少量CO2反应生成NaHCO3、HCN，所发生反应的离子方程式为CNˉ+CO2+ H2O = HCO+HCN；故答案为：CNˉ+CO2+ H2O = HCO+HCN；
(3)将0.02mol/L的HCN与0.01mol/L 的NaOH溶液等体积混合，溶液中的溶质是物质的量浓度都为0.005mol L-1的NaCN、HCN，测得c(Na+)＞c(CN-)，根据电荷守恒可知：c(H+)＜c(OH-)，溶液呈碱性，所以HCN的浓度为0.005mol L-1，CN-的浓度小于0.005mol L-1，
A．根据分析可知，溶液呈碱性，c(H+)＜c(OH-)，故A错误；
B．混合液呈碱性，则c(H+)＜c(OH-)，故B正确；
C．电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CN-)，物料守恒2c(Na+)=c(CN-)+c(HCN)，则c(HCN)+2c(H+)=2c(OH-)+c(CN-)，故C错误；
D．根据物料守恒可知：c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L，故D正确；
故答案为：B D；
Ⅱ：(1)0.l mol L-1 HA溶液与0.05 mol L-1 NaOH溶液等体积混合后，pH=8，则c(HA)+ c(A-)=0.l mol L-1 =0.05 mol L-1。故答案为：0.05；
(2)25℃时，NH4A溶液为中性，说明NH4+和A-的水解程度相当，将HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，说明酸性HA强于H2CO3，则CO水解程度大于A-，则CO水解程度大于NH4+，所以(NH4)2CO3溶液呈碱性，pH＞7。故答案为：＞；
(3)25℃pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=0.01mol/L，pH=1的HCl溶液中c(H+)=0.1mol/L，若所得混合溶液呈中性，则n(OH-)=n(H+)，即aL×0.01mol/L=bL×0.1mol/L，解得a∶b=10∶1。(溶液体积变化忽略不计)。故答案为：10∶1。
22．(1) 增大
(2)a
(3)HClO+=+ClO-
【解析】（1）
电离吸热。一般情况下，当温度升高时，电离平衡正向移动，电离平衡常数Ka增大，H2CO3的第一步电离方程式为H2CO3H++HCO，一级电离平衡常数表达式为Ka1 =；
（2）
弱酸的酸性越弱，电离常熟越小，酸根离子越易结合氢离子，结合H+能力> ClO- >> CH3COO- ，选a。
（3）
酸性H2CO3> HClO >，根据强酸制弱酸，HClO与Na2CO3溶液反应生成碳酸氢钠和次氯酸钠，反应的离子方程式为HClO+=+ClO-。
23． Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ 10-8：1或1：108 2A3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S↑ ③<②<①<④<⑤ C 3【详解】（1）氯化铁水解生成氢氧化铁胶体，可用作净水剂，反应的离子方程式为Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+。（2）硫酸抑制水的电离，硫化钠水解促进水的电离，则常温下，在pH=3的硫酸与pH=11的Na2S溶液中，水电离出来的c(OH-)之比为10－11：10－3＝1：108；向Na2S溶液中加入AlCl3溶液时，产生白色沉淀和有臭鸡蛋味的气体，白色沉淀是氢氧化铝，气体是H2S，反应的离子方程式为2A3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S↑。（3）铵根水解显酸性，水解显碱性的阴离子促进铵根水解，水解显酸性或能电离出氢离子的抑制铵根水解，则c(NH4+)相等溶液中，溶液的物质的量浓度由小到大的顺序是③<②<①<④<⑤；（4）A、依据图象曲线上的数据结合溶度积常数概念计算得到；曲线上的点是沉淀溶解平衡，Ag2CrO4的沉淀溶剂平衡为：Ag2CrO4（s） 2Ag+＋CrO42-，Ksp=c2（Ag+）c（CrO42-）=（10-3）2×10-6=10-12，A错误；B、在饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4仍为饱和溶液，点仍在曲线上，所以在饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4不能使溶液由Y点变为X点，B错误；C、用AgNO3溶液滴定过程中，由于AgCl的溶解度小，AgCl先沉淀出来，C正确；D、已知t℃时AgCl的Ksp=2×10-10，由A 知Ag2CrO4的Ksp为1×10-12，则c（AgCl）=，而c（Ag2CrO4）=，所以在t℃时，AgCl的溶解度小于Ag2CrO4，D错误；答案选C。（5）铁离子完全沉淀时氢氧根浓度是，pH＝3；铜离子开始沉淀时氢氧根浓度是，pH＝5，即溶液中pH应控制的范围是3点睛：该题的难点是溶解平衡的应用和溶度积常数的有关计算。关于溶解平衡曲线，需要注意：①曲线上的任意一点，都代表指定温度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求Ksp。②可通过比较、观察得出溶液是否达到饱和状态，是否有沉淀析出。处于曲线上方的点表明溶液处于过饱和状态，一定会有沉淀析出，处于曲线下方的点，则表明溶液处于未饱和状态，不会有沉淀析出。③从图象中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。④比较溶液的Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。⑤涉及Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合液的体积。
24．(1) 1.3×10-5 mol·L-1 左移 不变
(2) 1.8×10-7 mol·L-1 2
(3) Ag2CrO4>AgCl AgCl
(4)有
【详解】（1）氯化银的饱和溶液中无其他离子影响，c(Ag＋)=c(Cl-)=mol·L-1≈1.3×10-5 mol·L-1；
（2）n(AgNO3)=50 mL×0.018 mol·L-1=0.9 mmol，n(HCl)=50 mL×0.020 mol·L-1=1 mmol，两溶液混合：AgNO3＋HCl=AgCl↓＋HNO3，HCl过量：1 mmol-0.9 mmol=0.1 mmol，故反应后的c(Cl-)==1×10-3 mol·L-1，Ksp(AgCl)=1.8×10-10，即c(Ag＋)·(1×10-3)=1.8×10-10，解得c(Ag＋)=1.8×10-7 mol·L-1；H＋未被消耗，c(H＋)= =1×10-2 mol·L-1，pH=-lg(1×10-2)=2；
（3）在Ag2CrO4的沉淀溶解平衡中，(2x)2·x=2.0×10-12，x3=0.5×10-12，x=×10-4，c(Ag＋)=2x=2××10-4 mol·L-1≈1.6×10-4 mol·L-1；
（4）4×10-3 mol·L-1的AgNO3溶液和4×10-3 mol·L-1的K2CrO4溶液等体积混合：c(Ag＋)= mol·L-1=2×10-3 mol·L-1，同理可以求得c()=2×10-3 mol·L-1，故：Q=c2(Ag＋)·c()=(2×10-3)2×2×10-3=8×10-9>Ksp(Ag2CrO4)=2.0×10-12，所以有Ag2CrO4沉淀产生。
25． 碱 CO32-＋H2OHCO3-＋OH- 向纯碱溶液中滴加几滴酚酞试液后，溶液呈红色，然后滴加氯化钙溶液至过量，溶液红色逐渐变浅，最后消失 AC c(K＋)>c(Cl－)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋) >c(CO32－) 0.2
【分析】(1)K2CO3为强碱弱酸盐，其水溶液会发生水解反应，证明其水解的事实时，一方面要证明水解产物的存在，另一方面要证明反应的可逆性。
(2)A．c(K＋)＝2c(CO32－)，利用化学式与水解进行分析；
B．c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)，利用水解方程式进行分析；
C．c(CO32－)＋c(HCO3－)＝0.1 mol·L－1，利用物料守恒进行分析；
D．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)，利用质子守恒进行分析。
(3)室温下将0.1 mol·L－1的K2CO3溶液与0.1 mol·L－1的盐酸等体积混合，所得溶液中溶质为KHCO3和KCl，利用电离与水解方程式及难易程度进行分析。
(4)将CO2通入0.1 mol·L－1的K2CO3溶液中至溶液呈中性，则利用电荷守恒原理计算溶液中2c(CO32－)＋c(HCO3－)。
【详解】(1)K2CO3为强碱弱酸盐，其水溶液会发生水解反应而使溶液呈碱性，其原因是CO32-＋H2OHCO3-＋OH-；设计实验方案时，可测定溶液中存在OH-(显碱性)、可逆性，平衡会发生移动，于是设计方案为：向纯碱溶液中滴加几滴酚酞试液后，溶液呈红色，然后滴加氯化钙溶液至过量，溶液红色逐渐变浅，最后消失。答案为：碱；CO32-＋H2OHCO3-＋OH-；向纯碱溶液中滴加几滴酚酞试液后，溶液呈红色，然后滴加氯化钙溶液至过量，溶液红色逐渐变浅，最后消失；
(2) A．起初K2CO3发生电离，c(K＋)＝2c(CO32－)，在水溶液中CO32-发生水解，所以最后溶液中c(K＋)>2c(CO32－)，A错误；
B．K2CO3溶液中存在如下平衡：CO32-＋H2OHCO3-＋OH-、HCO3-＋H2OH2CO3+OH-、H2OH++OH-，且程度依次减弱，所以c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)，B正确；
C．利用物料守恒，K2CO3溶液中，c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1，则c(CO32－)＋c(HCO3－)<0.1 mol·L－1，C错误；
D．利用质子守恒，c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)，D正确；
由以上分析可知，AC错误，故答案为AC；
(3)室温下将0.1 mol·L－1的K2CO3溶液与0.1 mol·L－1的盐酸等体积混合，所得溶液中溶质为KHCO3和KCl，溶液中HCO3-以水解为主，电离为次，则各离子的浓度由大到小的顺序为c(K＋)>c(Cl－)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋) >c(CO32－)。答案为：c(K＋)>c(Cl－)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋) >c(CO32－)；
(4)将CO2通入0.1 mol·L－1的K2CO3溶液中至溶液呈中性，则利用电荷守恒原理，溶液中2c(CO32－)＋c(HCO3－)＝c(K＋)=2×0.1 mol·L－1=0.2mol·L－1。答案为：0.2。
【点睛】设计一个简单的实验方案证明K2CO3溶液呈碱性，如果我们仅仅设计“向纯碱溶液中滴加几滴酚酞试液，溶液显红色”，则只能表明反应生成了KOH，不能确定是完全反应还是部分反应，所以设计方法不完整
一、单选题
1．是一种高效水处理剂，下列说法中不正确的是( )
A．溶液属于强电解质
B．有强氧化性
C．该物质中Fe元素被还原后的产物可能发生水解
D．Fe元素位于元素周期表VIII族
2．关于溶液的pH值，下列说法正确的是( )
A．pH=0的溶液呈中性 B．某强碱溶液的浓度为0.01 mol/L，该溶液的pH值一定为12
C．溶液pH值越大，氢离子浓度越大 D．酸性溶液中，氢离子浓度一定大于氢氧根浓度
3．室温下，向25 mL 0.1 mol·L-1的一元酸HX溶液中加入0.1 mol·L-1的NaOH溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A．HX为强酸
B．水的电离程度：N
D．HX溶液中加NaOH溶液至中性时，溶液中c(Na+)=c(X-)=c(OH-)=c(H+)
4．能正确表示下列反应的离子方程式是( )
A．向氢氧化亚铁沉淀中加入足量稀硝酸：Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O
B．酸化的FeSO4溶液与少量双氧水混合：4Fe2++4H2O2+4H+=4Fe3++6H2O十O2↑
C．氢氧化镁固体在饱和NH4Cl溶液中溶解：+H2ONH3·H2O+H+、H++OH-=H2O
D．惰性电极电解熔融MgCl2：Mg2++2Cl-Mg+Cl2↑
5．25℃时，在20.0mL0.10mol/L氨水中滴入0.10mol·L-1的盐酸，溶液pH与所加盐酸的体积关系如图所示。下列有关叙述不正确的是( )
A．a点对应溶液中已电离的NH3·H2O为10-2.8mol·L-1
B．b点对应盐酸的体积小于20.0mL
C．b点对应溶液中c(Cl-)=c(NH)
D．加入10mL盐酸时：c(NH)>c(NH3·H2O) >c(Cl-)
6．已知：，25℃时，的，。常温下，用溶液滴定溶液的滴定曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A．A点加入溶液的体积
B．B点所得溶液中：
C．C点所得溶液中：
D．D点所得溶液中：
7．对于pH值相同的氨水和氢氧化钠稀溶液，下列说法中正确的是( )
A．中和等体积的这两种溶液，消耗盐酸的物质的量相等
B．在同等程度稀释时，氨水的pH下降较慢
C．氨水中氨的物质的量浓度等于氢氧化钠溶液中氢氧化钠的物质的量浓度
D．氨水中铵根离子的物质的量的浓度不等于氢氧化钠溶液中钠离子的物质的量的浓度
8．保持在室温下，将pH和体积相同的这两种酸(和)分别加水稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。已知：在室温下，和的电离常数分别为和，下列说法正确的是
A．溶液中水的电离程度：b点＞d点
B．曲线I代表的是溶液
C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、分别代表相应的酸和酸根离子)
D．体积相同的a点两溶液分别与NaOH溶液恰好中和时，两份溶液中：
9．已知时，几种弱酸的电离平衡常数如下：(甲酸)：，(氢氰酸)：，：，，则下列说法不正确的是
A．酸性强弱顺序：
B．一定条件下，反应可以发生
C．一定条件下，反应可以发生
D．向碳酸氢钠溶液中加入甲酸溶液有气泡产生
10．下列化学用语表述不正确的是
A．电解溶液：
B．使用检验
C．泡沫灭火器工作原理：
D．在水中发生水解：
11．图1为和在25℃时的沉淀溶解平衡曲线，图2为向两份等体积等浓度的溶液中分别滴加等浓度的NaOH溶液和溶液滴定关系图(图1中横坐标为阴离子浓度的负对数，为浓度的负对数)。下列说法正确的是
A．X为对应直线，
B．M为向溶液中滴加NaOH溶液对应的曲线
C．图1中a点对应的溶液为的不饱和溶液
D．图2中c点、b点对应取值分别为，
12．用溶液滴定未知浓度溶液(滴有酚酞溶液)，下列有关说法正确的是
A．选用乙装置盛装标准碱液
B．若滴定起始和终点时读取数据视线如丙图所示，则所得偏高
C．处理数据所用表达式：
D．当滴入最后半滴碱液后，溶液颜色由浅红色变为无色，且半分钟不变为原来颜色即达到滴定终点
13．下列有关实验的说法错误的是
A．用同浓度的醋酸代替盐酸测得的中和热数值偏大
B．用标准氢氧化钠溶液滴定醋酸溶液，以甲基橙作指示剂，测得的醋酸浓度偏低
C．用铂丝蘸取某碱金属的盐溶液灼烧，火焰呈黄色，证明其中含有钠离子
D．用盐酸洗涤氯化银沉淀，可以减少洗涤损失.
14．常温时，能证明乙酸是弱酸的实验事实是
A．CH3COOH溶液与Fe反应放出H2
B．0.1mol/LCH3COOH溶液的pH大于1
C．CH3COOH溶液与NaHCO3反应生成CO2
D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
二、填空题
15．在粗制CuSO4·5H2O晶体中常含有杂质Fe2+。
(1)在提纯时为了除去Fe2+，常加入合适氧化剂，使Fe2+氧化为Fe3+，下列物质可采用的是 。
A．KMnO4 B．H2O2 C．氯水 D．HNO3
(2)然后再加入适当物质调整溶液至pH=4，使Fe3+转化为Fe(OH)3，调整溶液pH可选用下列中的 。
A．NaOH B．NH3·H2O C．CuO D．Cu(OH)2
16．高纯碳酸锰在电子工业中有重要的应用，湿法浸出软锰矿(主要成分为，含少量等杂质元素)制备高纯碳酸锰的实验过程如图示，其中植物粉的作用是作还原剂。
计算：室温下，，，已知离子浓度小于时，表示该离子沉淀完全。若净化液中的，试计算说明的存在 (填“会”或“不会”)影响的纯度。
17．根据下表内容回答下列问题：
化学式 HCN
电离平衡常数(25℃)
(1)电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。上表中给出几种弱电解质的电离平衡常数，从中可以判断：在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力由大到小的顺序为 。
(2)盐类水解程度的强弱同样与弱电解质的电离程度有一定联系，结合表中数据回答下列问题：
①25℃时，有等浓度的a．NaCN溶液、b．溶液、c．溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为 。(填溶液前序号)
②浓度相同的NaCN溶液与溶液相比， 。(填“>”、“<”或“=”)
③将等体积等物质的量浓度的盐酸和氨水混合后，溶液呈 性(填“酸”、“碱”或“中”)，用离子方程式表示原因 。
④室温下，若将盐酸滴入氨水中，溶液pH随加入盐酸体积的变化曲线如下图所示。b点所示溶液中的溶质是 。
⑤溶液呈 性(填“酸”、“碱”或 “中”)。
(3)结合表中数据，向NaCN溶液中通入少量，所发生反应的化学方程式 。
18．外因
影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。
已知溶解平衡： ，在Mg(OH)2悬浊液中，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表：
条件改变 移动方向
加水
升温
加MgCl2(s)
加盐酸
加NaOH(s)
19．(1)写出醋酸的电离方程式： ；
(2)写出醋酸电离平衡常数表达式： ；
(3)向0.1mol/L醋酸溶液中加入水，电离平衡向 移动(填“左”或“右”)；n(CH3COOH) ； (填“增大”、“减小”或“不变”)；
(4)500mL0.1mol/L醋酸溶液a和500mL0.1mol/L盐酸溶液b与足量Zn粉反应，初始速率a b；生成H2的量a b；完全中和这两种酸，消耗NaOH的量a b(填“<”、“>”或“=”)。
20．(1)某温度(t ℃)时，水的Kw=1×10-12，则该温度 (填“>”“<”或“=”)25 ℃，其理由是 。
(2)该温度下，c(H+)=1×10-7 mol·L-1的溶液呈 (填“酸性”“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的c(OH-)= mol·L-1。
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”，下同)移动。在新制氯水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡 移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L-1下列物质的溶液，水电离出的c(H+)由大到小的关系是 (填序号)。
①HCl ②H2SO4 ③CH3COOH(Ka=1.7×10-5) ④NH3·H2O(Kb=1.7×10-5) ⑤NaOH ⑥Ba(OH)2
(5)25 ℃时，pH=4的盐酸中水的电离程度 pH=10的Ba(OH)2溶液中水的电离程度。
(6)下列曲线中，可以描述0.1 mol·L-1乙酸(甲，Ka=1.8×10-5)和0.1 mol·L-1氯乙酸(乙，Ka=1.4×10-3)的水溶液中，水电离出的c(H+)与加入水体积V的关系的是 (填字母)。
21．I：电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度的量。已知如下表数据(25 ℃)：
化学式 电离平衡常数
HCN K=4.9×10-10
CH3COOH K=1.8×10-5
H2CO3 K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11
(1)25 ℃时，等浓度的三种溶液(A．NaCN溶液、B．Na2CO3溶液、C．CH3COONa溶液)的pH由大到小的顺序为 (填字母编号)
(2)25℃时，向NaCN溶液中通入少量CO2，所发生反应的离子方程式为 ；
(3)现有浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01mol/L NaOH等体积混合后，测得c(Na+)＞c(CN-)，下列关系正确的是 (填字母编号)。
A．c(H+)＞c(OH-) B．c(H+)＜c(OH-)
C．c(H+)+c(HCN) = c(OH-) D．c(HCN)+ c(CN-)=0.01mol/L
Ⅱ：(1)0.l mol L-1 HA溶液与0.05 mol L-1 NaOH溶液等体积混合后，pH=8，则c(HA)+ c(A-)= mol L-1。
(2)25℃时，已知NH4A溶液为中性，将HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，试推断(NH4)2CO3溶液的 pH 7(填“＞”、“＜”或“=”)。
(3)将25℃下pH=12的NaOH溶液aL与pH=1的HCl溶液b L混合，若所得混合液为中性，则a∶b= 。(溶液体积变化忽略不计)。
22．25℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数Ka 1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 3.0×10-8
回答下列问题：
(1)一般情况下，当温度升高时，电离平衡常数Ka (填“增大”、“减小”或“不变”)，H2CO3的一级电离平衡常数表达式为Ka1 = 。
(2)下列四种离子结合H+能力最强的是 (填字母)。
a. b.ClO- c.CH3COO- d.
(3)HClO与Na2CO3溶液反应的离子方程式 。
23．盐在化学工业中有重要的应用，请回答下列问题
（1）用离子方程式表示FeCl3可作净水剂的原因： 。
（2）常温下，在pH=3的硫酸与pH=11的Na2S溶液中，水电离出来的c(OH-)之比为 ， 向Na2S溶液中加入AlCl3溶液时，产生白色沉淀和有臭鸡蛋味的气体，其离子方程式为： 。
（3）c(NH4+)相等的下列溶液① NH4Cl ②NH4HSO4 ③(NH4)2SO4 ④CH3COONH4
⑤NH3 H2O,溶液的物质的量浓度由小到大的顺序是 （用序号表示）
（4）已知t ℃时AgCl的Ksp＝2×10－10 ；（2）在t ℃时，Ag2CrO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列正确的是
A．在t ℃时，Ag2CrO4的Ksp为1×10-9
B．t ℃时，在饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4 可使溶液由Y点到X点
C．在t ℃时，以0.01mol/L AgNO3溶液滴定20mL0.01 mol/L KCl和0.01 mol/L的K2CrO4的混合溶液，Cl－先沉淀
D．在t ℃时，AgCl的溶解度大于Ag2CrO4
（5）已知某温度时：Ksp[Fe(OH)3]=1×10-38，Ksp[Cu(OH)2]=1×10-20。在该温度下向Fe3＋、Cu2＋均为0.01mol L-1的溶液中逐滴加入NaOH溶液，要Fe3＋完全沉淀，而Cu2＋不产生沉淀，溶液中PH应控制的范围是 。(当离子浓度小于1×10-5mol/L时，认为完全沉淀)。
24．已知25 ℃时，Ksp(AgCl)=1.8×10-10，Ksp(Ag2CrO4)=2.0×10-12，Ksp(AgI)=8.5×10-17。
(1)25 ℃时，氯化银的饱和溶液中，c(Cl-)= ，向其中加入NaCl固体，溶解平衡 (填“左移”“右移”或“不移动”)，溶度积常数 (填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)25 ℃时，若向50 mL 0.018 mol·L-1的AgNO3溶液中加入50 mL 0.020 mol·L-1的盐酸，混合后溶液中的c(Ag＋)= ，pH= 。
(3)25 ℃时，氯化银的饱和溶液和铬酸银的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序为 ，由此可得出 更难溶。
(4)将等体积的4×10-3 mol·L-1的AgNO3溶液和4×10-3 mol·L-1的K2CrO4溶液混合 (填“有”或“没有”)Ag2CrO4沉淀产生。
25．碳酸钾主要用作食品膨松剂，也用于彩色电视机工业。
(1)K2CO3溶液呈 (填“酸”或“碱”)性，其原因是 (用离子方程式表示)；请设计一个简单的实验方案证明上述观点： 。
(2)下列有关0.1 mol·L－1的K2CO3溶液的叙述错误的是 (填标号)。
A．c(K＋)＝2c(CO32－) B．c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)
C．c(CO32－)＋c(HCO3－)＝0.1 mol·L－1 D．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)
(3)室温下将0.1 mol·L－1的K2CO3溶液与0.1 mol·L－1的盐酸等体积混合，所得溶液中各离子的浓度由大到小的顺序为 。
(4)将CO2通入0.1 mol·L－1的K2CO3溶液中至溶液呈中性，则溶液中2c(CO32－)＋c(HCO3－)＝ mol·L－1(忽略溶液体积变化)。
试卷第1页，共3页
参考答案：
1．A
【详解】A．溶液属于混合物不属于强电解质，A错误；
B．中铁元素的化合价是+6价具有强氧化性，B正确；
C．该物质中Fe元素被还原后的产物是+3价，可能发生水解，C正确；
D．Fe元素位于元素周期表VIII族，D正确；
故选A。
2．D
【详解】A．pH=0的溶液中氢离子浓度是1mol/L，溶液显酸性，A错误；
B．某强碱溶液的浓度为0.01 mol/L，由于温度不能确定，该溶液的pH值不一定为12，B错误；
C．溶液pH值越大，氢离子浓度越小，C错误；
D．酸性溶液中，氢离子浓度一定大于氢氧根浓度，D正确；
答案选D。
3．B
【详解】A．0.1 mol·L-1的一元酸HX溶液的pH值为4，说明HX不能完全电离，为弱酸，故A错误；
B．Q点溶质为HX，抑制水的电离，M点溶质为NaX，水解促进水的电离，N点溶质为NaOH和NaX的混合溶液，且NaOH为主要溶质，抑制水的电离，N的氢氧根离子浓度大于Q点氢离子浓度，则N点水电离程度更小，故水的电离程度：N
D．HX溶液中加NaOH溶液至中性时，溶液中NaX为主要溶质，结合电荷守恒，离子浓度大小为：c(Na+)=c(X-)>c(OH-)=c(H+)，故D错误；
故选：B。
4．D
【详解】A．Fe2+以还原性为主，硝酸具有强氧化性，两者能发生氧化还原反应，正确的是3Fe(OH)2+10H++NO=3Fe3++8H2O+NO↑，故A错误；
B．过氧化氢具有强氧化性，能将Fe2+氧化成Fe3+，正确的离子方程式为2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O，故B错误；
C．氯化铵溶液中存在+H2ONH3·H2O+H+，氢氧化镁是难溶于水的碱，能与H+反应，发生Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O，故C错误；
D．电解熔融MgCl2，根据电解原理，Mg2+放电得到Mg，Cl-放电得到氯气，其电解方程式为Mg2++2Cl-Mg+Cl2↑，故D正确；
答案为D。
5．D
【详解】A． 25°C时，a点对应溶液pH=11.2，则氢离子浓度为，氢氧根离子浓度为，则已电离的为，A正确；
B．在氨水中滴入的盐酸时恰好完全中和得氯化铵溶液，氯化铵溶液因水解呈酸性，而b点溶液呈中性，则b点为氯化铵和氨水混合物，对应盐酸的体积小于，B正确；
C．溶液中电荷守恒：，b点对应溶液中：，则，C正确；
D． 滴加入盐酸时所得溶液为等物质的量浓度的氯化铵和氨水混合物，呈碱性，说明一水合氨电离程度大于氯化铵水解程度，结合电中性可知, ,又由物料守恒可得：，则，D错误；
答案选D。
6．C
【详解】A．A点溶液中pH=1.85，则溶液中c(H+)=10-1.85mol/L，H2A的一级电离平衡常数为Ka1==10-1.85mol/L，所以c(H+)=Ka1，表明溶液中c(NaHA)=c(H2A)，若恰好是10mLNaOH，反应起始时存在c(NaHA)=c(H2A)，平衡时c(H2A)＜c(NaHA)，因此所加NaOH体积需小于10mL，会得到平衡时c(NaHA)=c(H2A)，即V0＜10mL，A错误；
B．B点加入NaOH溶液的体积为20mL，此时反应恰好产生NaHA，由物料守恒可得c(Na+)=c(H2A)+c(A2-)+c(HA-)，电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(HA-)+c(OH-)，将c(Na+)等量替换后得c(H2A)+c(H+)=c(A2-)+c(OH-)，B错误；
C．C点所得溶液中，pH=7.19，即c(H+)=10-7.19，此时溶液显碱性，c(OH-)＞c(H+)，又，则c(A2-)=c(HA-)，因此存在，C正确；
D．D点为加入NaOH溶液40mL，此时溶液中恰好生成Na2A，为第二个滴定终点，此时Na2A水解使溶液显碱性，发生水解的方程式为A2-+H2O HA-+OH-，HA-+H2O H2A+OH-，则存在，D错误；
答案选C。
7．B
【详解】A．pH相同、体积相同的氨水与氢氧化钠两种稀溶液，一水合氨的物质的量大于氢氧化钠，与等体积的盐酸反应，恰好中和时所消耗的盐酸的物质的量浓度，一水合氨需要的多，故A错误；
B．加水稀释促进一水合氨电离，则稀释后氨水的pH大于氢氧化钠，pH下降较慢，故B正确；
C．由于氨水是弱电解质，部分电离出氢氧根，若两者pH相等，需要氨的物质的量浓度更大，故C错误；
D．室温下，氨水与氢氧化钠两种稀溶液pH相同，说明溶液中氢氧根离子浓度相同，氨水中的c(NH)与NaOH溶液中的c(Na+)相同，故D正确；
故选：B。
8．C
【详解】A．酸抑制水电离，酸中c(H+)越大其抑制水电离程度越大，酸中c(H+)：b＞c＞d，则水的电离程度：b＜c＜d，选项A错误；
B．酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，pH相同的HNO2和CH3COOH分别加水稀释相同的倍数，pH值变化较大的是较强酸，根据图知，曲线I表示CH3COOH、曲线II表示HNO2，选项B错误；
C．温度不变水解平衡常数不变，从c点到d点温度不变，溶液中=Kh(HA)不变，选项C正确；
D．相同体积的a点两种溶液中n(酸)：n(HNO2)＜n(CH3COOH)，分别与NaOH恰好中和后消耗n(NaOH)：HNO2＜CH3COOH，反应后溶液中n(NaNO2)＜n(CH3COONa)，则两份溶液中：n()＜n(CH3COO-)＜n(Na＋)，选项D错误；
答案选C。
9．C
【详解】A．由表格数据可知，25℃时，Ka(HCOOH)=1.77×10-4＞Ka ()=＞Ka (HCN)=4.9×10-10＞Ka ()，则酸性：，A正确；
B．Ka (HCN)=4.9×10-10＞Ka2(H2CO3)=4.7×10-11，则一定条件下Na2CO3 与HCN能发生第一步反应，所以反应 可以发生，B正确；
C．Ka (HCN)=4.9×10-10＞Ka2(H2CO3)=4.7×10-11，所以与CN-不能发生反应，也就是说，反应不能发生，C错误；
D．Ka (HCOOH)=1.77×10-4＞Ka1(H2CO3)=4.4×10-7，所以与HCOOH能发生反应，向碳酸氢钠溶液中加入甲酸溶液有气泡产生，D正确；
故选C。
10．A
【详解】A．用惰性电极电解MgCl2溶液的离子反应为Mg2++2Cl-+2H2OMg(OH)2↓+H2↑+Cl2↑，故A错误；
B．K3[Fe(CN)6]检验Fe2+生成蓝色沉淀，离子反应为，故B正确；
C．发生相互促进水解反应生成沉淀和气体，离子反应为，故C正确；
D．NH4Cl是强酸弱碱盐，铵根在水中能发生水解，存在平衡，用“ ”使溶液显酸性：，故D正确；
故选：A。
11．A
【分析】，是定值，图1中横坐标为阴离子浓度的负对数，pCd2+为Cd2+浓度的负对数，则对应CdCO3的曲线斜率应该为-1，故直线Y是，X为。根据滴定终点可知沉淀完全时所需的氢氧化钠的体积要多一些，故M应该为溶液中滴加溶液对应的曲线，N为溶液中滴加溶液对应的曲线。
【详解】A．，是定值，图1中横坐标为阴离子浓度的负对数，pCd2+为Cd2+浓度的负对数，则对应CdCO3的曲线斜率应该为-1，故直线Y是，X为，利用曲线上点可算出，A正确；
B．根据滴定终点可知沉淀完全时所需的氢氧化钠的体积要多一些，故M应该为溶液中滴加溶液对应的曲线，B错误；
C．a点溶液，故a点对应的溶液为的过饱和溶液，C错误；
D．c点有，，则；设b点，，，则b＜5，D错误；
故答案选A。
12．A
【详解】A．乙装置是碱式滴定管，因此用乙装置盛装标准碱液，故A正确；
B．若滴定起始和终点时读取数据视线如丙图所示，消耗氢氧化钠溶液的体积偏低，则计算出的偏低，故B错误；
C．处理数据所用表达式：，故C错误；
D．当滴入最后半滴碱液后，溶液颜色由无色变为浅红色，且半分钟不变为原来颜色即达到滴定终点，故D错误。
综上所述，答案为A。
13．A
【详解】A．醋酸为弱酸，电离吸热，则用同浓度的醋酸代替盐酸测得的中和热数值偏小，故A错误；
B．以甲基橙作指示剂，溶液变色范围在3.1-4.4之间，则消耗的氢氧化钠体积偏小，测得的醋酸浓度偏低，故B正确；
C．钠元素的焰色实验现象为黄色，故C正确；
D．氯离子浓度增大，可抑制氯化银的溶解，则用盐酸洗涤氯化银沉淀，可以减少洗涤损失，故D正确；
答案选A。
14．B
【详解】A．CH3COOH具有酸的通性，Fe是比较活泼的金属，醋酸溶液与Fe反应放出H2，但是不能证明其酸性强弱，故A不选；
B．CH3COOH是一元弱酸，电离产生的H+浓度小于酸的浓度，0.1mol/LCH3COOH溶液中c(H+)<0.1mol/L，所以pH大于1，故B选；
C．CH3COOH溶液与NaHCO3反应生成CO2气体，可以证明醋酸的酸性比碳酸强但是不能证明醋酸就是弱酸，故C不选；
D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红，只能证明醋酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，故D不选；
故合理选项是B。
15． B CD
【详解】(1)除杂满足条件：加入的试剂只能与杂志反应，不能与原物质反应；反应后不能引入新杂质，四个选项中，只有过氧化氢被还原后生成水，且过氧化氢受热见光易分解，没有多余的杂志，故选B。
(2)调整溶液的pH时，加入的物质不能引入新的杂质粒子，氢氧化钠中含有钠离子，氨水反应后生成铵根离子，所以氢氧化钠和氨水能够引进新的杂质离子；氧化铜粉末、氢氧化铜固体反应后生成铜离子和水，不引进新的杂质离子，故选CD。
16．不会
【详解】，当沉淀完全时，，此时
，说明不会形成沉淀，故的存在不会影响的纯度。
17．(1)
(2) b＞a＞c > 酸 ， 碱
(3)
【详解】（1）电离平衡常数。根据电离平衡常数越大，溶液的酸性越强，酸性，同浓度的三种酸溶液中离子总浓度，即导电能力也如此；
（2）①依据图表数据分析，醋酸电离常数大于氰酸大于碳酸氢根离子，所以等浓度的NaCN溶液、溶液、溶液水解程度等浓度的溶液＞NaCN溶液＞溶液，溶液pH为溶液＞NaCN溶液＞溶液；
②HCN、都是弱酸，所以NaCN与都是强碱弱酸盐。由于酸性 > HCN，所以水解程度。水解程度越大，剩余离子的浓度就越小。所以；
③等体积等物质的量浓度的盐酸和氨水混合，恰好生成氯化铵，为弱碱强酸盐，存在溶液呈酸性；
④离子方程式为：；
⑤b点溶液呈中性，则，氯化铵是强酸弱碱盐，其水溶液呈酸性，要使其水溶液呈中性，则氨水应该稍微过量，则溶质为、；
⑥因为酸性：，所以溶液呈碱性；
（3）电离常数越大，则说明该酸酸性越强。由表数据可知，酸性比较：，所以根据强酸制弱酸原理，往NaCN溶液中通入少量发生的化学方程式为。
18． 正向移动 不变 不变 正向移动 增大 增大 逆向移动 增大 减小 正向移动 增大 减小 逆向移动 减小 增大
【详解】溶解平衡：，加水后，平衡正向移动，但是但溶液还是饱和溶液，不变，不变；升高温度，平衡正向移动，增大，增大；加，增大，平衡逆向移动，减小；加盐酸，减小，平衡正向移动，增大；加，增大，平衡逆向移动，减小。
19． CH3COOHCH3COO-+H+ Ka= 右 减小 减小 < = =
【详解】
(1)醋酸属于弱酸，发生部分电离，电离方程式为：CH3COOHCH3COO－＋H＋；
(2)根据电离平衡常数的定义可知，醋酸的电离平衡常数为：Ka=；
(3)加水稀释促进醋酸的电离，电离平衡向右移动，n(CH3COOH)减小；稀释后CH3COO－的浓度减小，根据Ka=，温度不变，Ka不变化，则=减小；
(4) 醋酸是弱酸，盐酸是强酸，相同浓度时醋酸溶液中c(H＋)小于盐酸溶液中c(H＋)，因此初始速率时a
【分析】(1)根据温度对弱电解质电离平衡的影响及水的离子积表达式分析解答；
(2)根据水的离子积计算溶液中氢离子浓度；根据溶液中氢离子浓度与氢氧根浓度的相对大小判断溶液的酸碱性；
(3)根据同离子效应及离子浓度大小分析反应平衡及电离平衡的移动方向；
(4)根据弱酸、弱碱的电离平衡常数大小比较电离程度，并根据水的离子积计算比较水的电离程度大小；
(5)故答案为：等于；根据溶液的pH值及水的离子积计算比较水电离出的氢离子浓度大小；
(6)根据弱酸的电离平衡常数大小判断酸的电离程度及对水电离程度的影响；根据浓度对水电离平衡的影响分析稀释过程中水电离程度的变化。
【详解】(1)升高温度，促进水的电离，Kw增大，现Kw=1×10-12>1×10-14，因此温度大于25 ℃，故答案为：>；升温促进水的电离，Kw增大；
(2)该温度下，c(H+)=1×10-7 mol·L-1的溶液中c(OH-)=mol·L-1=1×10-5 mol·L-1，因为c(OH-)>c(H+)，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的c(OH-)等于溶液中的c(H+)，即为1×10-7 mol·L-1，故答案为：碱性；1×10-7；
(3)Zn与稀硫酸反应过程中，溶液中c(H+)减小，水的电离平衡向右移动；新制氯水中加入少量NaCl固体，平衡Cl2+H2O H++Cl-+HClO向左移动，溶液中c(H+)减小，水的电离平衡向右移动，故答案为：向右；向右；
(4)25 ℃时，0.1 mol·L-1的盐酸中c(H+)与0.1 mol·L-1NaOH溶液中c(OH-)相等，故两溶液中水的电离程度相等，同理，0.1 mol·L-1H2SO4溶液和0.1 mol·L-1 Ba(OH)2溶液中水的电离程度相等，0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液和0.1 mol·L-1氨水中水的电离程度相等；酸溶液中c(H+)越大，或碱溶液中c(OH-)越大，水电离出的c(H+)就越小，故6种溶液中水电离出的c(H+)由大到小的关系为③=④>①=⑤>②=⑥，故答案为：③=④>①=⑤>②=⑥；
(5)25 ℃时，pH=4的盐酸中，由水电离出的c(H+)=mol·L-1=10-10 mol·L-1，pH=10的Ba(OH)2溶液中，由水电离出的c(H+)=10-10 mol·L-1，故答案为：等于；
(6)乙酸的Ka小于氯乙酸的Ka，所以0.1 mol·L-1乙酸溶液中的c(H+)小于0.1 mol·L-1氯乙酸溶液中的c(H+)，故0.1 mol·L-1乙酸溶液中水的电离程度更大，加水稀释，两种酸溶液中的c(H+)减小，水的电离程度均增大，故答案为：c。
21． B＞A＞C CNˉ+CO2+ H2O = HCO+HCN B D 0.05 ＞ 10∶1
【分析】酸的电离平衡常数越大，其对应的酸根离子水解程度越小，则相同浓度的钠盐溶液pH越小；电离平衡常数H2CO3＞HCN＞HCO，向NaCN溶液中通入少量CO2，二者反应生成HClO和NaHCO3；现有浓度为0.02mol/L的HCN与0.01mol/L NaOH等体积混合后，溶液中溶质为等物质的量浓度的HCN、NaCN，测得c(Na+)＞c(CN-)，根据电荷守恒得c(H+)＜c(OH-)，溶液呈存在质子守恒和物料守恒；NH4A溶液为中性，说明NH4+和A-的水解程度相当，将HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，说明酸性HA强于H2CO3，则CO水解程度大于A-；25℃pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=0.01mol/L，pH=1的HCl溶液中c(H+)=0.1mol/L，若所得混合溶液呈中性，n(OH-)=n(H+)=cV。
【详解】I：(1)25 ℃时，电离平衡常数CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，等浓度的A．NaCN溶液、B．Na2CO3溶液、C．CH3COONa溶液水解程度为：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液，故溶液的pH为：Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa，等浓度的三种溶液的pH由大到小的顺序为B＞A＞C(填字母编号)，故答案为：B＞A＞C；
(2)25℃时，电离平衡常数H2CO3＞HCN＞HCO，向NaCN溶液中通入少量CO2，NaCN和少量CO2反应生成NaHCO3、HCN，所发生反应的离子方程式为CNˉ+CO2+ H2O = HCO+HCN；故答案为：CNˉ+CO2+ H2O = HCO+HCN；
(3)将0.02mol/L的HCN与0.01mol/L 的NaOH溶液等体积混合，溶液中的溶质是物质的量浓度都为0.005mol L-1的NaCN、HCN，测得c(Na+)＞c(CN-)，根据电荷守恒可知：c(H+)＜c(OH-)，溶液呈碱性，所以HCN的浓度为0.005mol L-1，CN-的浓度小于0.005mol L-1，
A．根据分析可知，溶液呈碱性，c(H+)＜c(OH-)，故A错误；
B．混合液呈碱性，则c(H+)＜c(OH-)，故B正确；
C．电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CN-)，物料守恒2c(Na+)=c(CN-)+c(HCN)，则c(HCN)+2c(H+)=2c(OH-)+c(CN-)，故C错误；
D．根据物料守恒可知：c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L，故D正确；
故答案为：B D；
Ⅱ：(1)0.l mol L-1 HA溶液与0.05 mol L-1 NaOH溶液等体积混合后，pH=8，则c(HA)+ c(A-)=0.l mol L-1 =0.05 mol L-1。故答案为：0.05；
(2)25℃时，NH4A溶液为中性，说明NH4+和A-的水解程度相当，将HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，说明酸性HA强于H2CO3，则CO水解程度大于A-，则CO水解程度大于NH4+，所以(NH4)2CO3溶液呈碱性，pH＞7。故答案为：＞；
(3)25℃pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=0.01mol/L，pH=1的HCl溶液中c(H+)=0.1mol/L，若所得混合溶液呈中性，则n(OH-)=n(H+)，即aL×0.01mol/L=bL×0.1mol/L，解得a∶b=10∶1。(溶液体积变化忽略不计)。故答案为：10∶1。
22．(1) 增大
(2)a
(3)HClO+=+ClO-
【解析】（1）
电离吸热。一般情况下，当温度升高时，电离平衡正向移动，电离平衡常数Ka增大，H2CO3的第一步电离方程式为H2CO3H++HCO，一级电离平衡常数表达式为Ka1 =；
（2）
弱酸的酸性越弱，电离常熟越小，酸根离子越易结合氢离子，结合H+能力> ClO- >> CH3COO- ，选a。
（3）
酸性H2CO3> HClO >，根据强酸制弱酸，HClO与Na2CO3溶液反应生成碳酸氢钠和次氯酸钠，反应的离子方程式为HClO+=+ClO-。
23． Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ 10-8：1或1：108 2A3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S↑ ③<②<①<④<⑤ C 3
24．(1) 1.3×10-5 mol·L-1 左移 不变
(2) 1.8×10-7 mol·L-1 2
(3) Ag2CrO4>AgCl AgCl
(4)有
【详解】（1）氯化银的饱和溶液中无其他离子影响，c(Ag＋)=c(Cl-)=mol·L-1≈1.3×10-5 mol·L-1；
（2）n(AgNO3)=50 mL×0.018 mol·L-1=0.9 mmol，n(HCl)=50 mL×0.020 mol·L-1=1 mmol，两溶液混合：AgNO3＋HCl=AgCl↓＋HNO3，HCl过量：1 mmol-0.9 mmol=0.1 mmol，故反应后的c(Cl-)==1×10-3 mol·L-1，Ksp(AgCl)=1.8×10-10，即c(Ag＋)·(1×10-3)=1.8×10-10，解得c(Ag＋)=1.8×10-7 mol·L-1；H＋未被消耗，c(H＋)= =1×10-2 mol·L-1，pH=-lg(1×10-2)=2；
（3）在Ag2CrO4的沉淀溶解平衡中，(2x)2·x=2.0×10-12，x3=0.5×10-12，x=×10-4，c(Ag＋)=2x=2××10-4 mol·L-1≈1.6×10-4 mol·L-1；
（4）4×10-3 mol·L-1的AgNO3溶液和4×10-3 mol·L-1的K2CrO4溶液等体积混合：c(Ag＋)= mol·L-1=2×10-3 mol·L-1，同理可以求得c()=2×10-3 mol·L-1，故：Q=c2(Ag＋)·c()=(2×10-3)2×2×10-3=8×10-9>Ksp(Ag2CrO4)=2.0×10-12，所以有Ag2CrO4沉淀产生。
25． 碱 CO32-＋H2OHCO3-＋OH- 向纯碱溶液中滴加几滴酚酞试液后，溶液呈红色，然后滴加氯化钙溶液至过量，溶液红色逐渐变浅，最后消失 AC c(K＋)>c(Cl－)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋) >c(CO32－) 0.2
【分析】(1)K2CO3为强碱弱酸盐，其水溶液会发生水解反应，证明其水解的事实时，一方面要证明水解产物的存在，另一方面要证明反应的可逆性。
(2)A．c(K＋)＝2c(CO32－)，利用化学式与水解进行分析；
B．c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)，利用水解方程式进行分析；
C．c(CO32－)＋c(HCO3－)＝0.1 mol·L－1，利用物料守恒进行分析；
D．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)，利用质子守恒进行分析。
(3)室温下将0.1 mol·L－1的K2CO3溶液与0.1 mol·L－1的盐酸等体积混合，所得溶液中溶质为KHCO3和KCl，利用电离与水解方程式及难易程度进行分析。
(4)将CO2通入0.1 mol·L－1的K2CO3溶液中至溶液呈中性，则利用电荷守恒原理计算溶液中2c(CO32－)＋c(HCO3－)。
【详解】(1)K2CO3为强碱弱酸盐，其水溶液会发生水解反应而使溶液呈碱性，其原因是CO32-＋H2OHCO3-＋OH-；设计实验方案时，可测定溶液中存在OH-(显碱性)、可逆性，平衡会发生移动，于是设计方案为：向纯碱溶液中滴加几滴酚酞试液后，溶液呈红色，然后滴加氯化钙溶液至过量，溶液红色逐渐变浅，最后消失。答案为：碱；CO32-＋H2OHCO3-＋OH-；向纯碱溶液中滴加几滴酚酞试液后，溶液呈红色，然后滴加氯化钙溶液至过量，溶液红色逐渐变浅，最后消失；
(2) A．起初K2CO3发生电离，c(K＋)＝2c(CO32－)，在水溶液中CO32-发生水解，所以最后溶液中c(K＋)>2c(CO32－)，A错误；
B．K2CO3溶液中存在如下平衡：CO32-＋H2OHCO3-＋OH-、HCO3-＋H2OH2CO3+OH-、H2OH++OH-，且程度依次减弱，所以c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H2CO3)，B正确；
C．利用物料守恒，K2CO3溶液中，c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1，则c(CO32－)＋c(HCO3－)<0.1 mol·L－1，C错误；
D．利用质子守恒，c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)，D正确；
由以上分析可知，AC错误，故答案为AC；
(3)室温下将0.1 mol·L－1的K2CO3溶液与0.1 mol·L－1的盐酸等体积混合，所得溶液中溶质为KHCO3和KCl，溶液中HCO3-以水解为主，电离为次，则各离子的浓度由大到小的顺序为c(K＋)>c(Cl－)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋) >c(CO32－)。答案为：c(K＋)>c(Cl－)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋) >c(CO32－)；
(4)将CO2通入0.1 mol·L－1的K2CO3溶液中至溶液呈中性，则利用电荷守恒原理，溶液中2c(CO32－)＋c(HCO3－)＝c(K＋)=2×0.1 mol·L－1=0.2mol·L－1。答案为：0.2。
【点睛】设计一个简单的实验方案证明K2CO3溶液呈碱性，如果我们仅仅设计“向纯碱溶液中滴加几滴酚酞试液，溶液显红色”，则只能表明反应生成了KOH，不能确定是完全反应还是部分反应，所以设计方法不完整