第三章水溶液中的离子反应与平衡单元检测（含解析）2023--2024学年上学期高二化学人教版（2019）选择性必修1

第三章水溶液中的离子反应与平衡 单元检测
一、单选题
1．某学习小组欲探究硫酸钙沉淀转化为碳酸钙沉淀的可能性，查得如下资料(25°C)：
难溶电解质 CaSO4 CaCO3 MgCO3 Mg(OH)2
Ksp 9.1×10-6 2.8×10-9 6.8×10-6 1.8×10-11
实验步骤如下：
①向100mL0.1mol·L-1CaCl2溶液中加入100mL0.1mol·L-1Na2SO4溶液，充分混合反应。
②向上述体系中加入3gNa2CO3固体，充分搅拌、静置分层后弃去上层清液。
③再加入蒸馏水，充分搅拌、静置分层后再次弃去上层清液。
下列说法正确的是
A．难溶电解质的Ksp越小，其溶解度越小
B．上述实验证明CaSO4沉淀在一定条件下可转化为CaCO3沉淀
C．由于CaCO3的Ksp比CaSO4的小，故CaCO3沉淀不可能转化为CaSO4沉淀
D．实验步骤③的目的是洗去沉淀表面附着的离子，其后还应向沉淀中加入足量盐酸
2．25℃时，用调节二元弱酸溶液的，假设不同下均有。使用数字传感器测得溶液中含R微粒的物质的量浓度随的变化如图所示。下列分析不正确的是
A．25℃时，溶液的
B．溶液和溶液中：前者大于后者
C．的溶液中，
D．25℃时的，在足量的溶液中滴加少量溶液，发生反应：
3．已知：25℃时，，，下列说法正确的是
A．25℃时，饱和溶液与饱和溶液相比，前者的大于后者
B．25℃时，向的悬浊液中加入少量的固体，、都增大
C．25℃时，固体在0.1mol/L NaOH溶液中的比在等浓度氨水中的小
D．25℃时，向的悬浊液中加入浓NaF溶液，难以转化成
4．已知：Zn+2HNO3+NH4NO3=N2↑+Zn(NO3)2+3H2O。设NA为阿伏伽德罗常数的值，下列说法正确的是
A．标准状况下，2.24LH2O中含σ键数为0.2NA
B．0.1mol L-1HNO3溶液中离子总数大于0.2NA
C．若反应中消耗6.5gZn，则该反应转移的电子数为0.2NA
D．常温下，1LpH=5的NH4NO3溶液中含有的H+数目为10-5NA
5．甲酸是一种一元有机酸，下列性质中可以证明它是弱电解质的是
A．甲酸溶液的导电性比盐酸溶液的弱
B．甲酸可以与碳酸钠溶液反应
C．10 mL 1mol L 1的甲酸溶液恰好与10mL 1mol L 11NaOH溶液完全反应
D．0.1mol L 1甲酸溶液的pH约为3
6．化学学习中，使用“一定”来叙述要小心。下列叙述中，正确的是
A．溶液一定是无色透明的
B．燃烧一定要用火去点燃
C．物质的溶解度一定随温度的升高而增大
D．常温下pH大于7的溶液一定是碱性溶液
7．25 ℃时，某浓度的氯化铵溶液的pH = 4，下列叙述中正确的是
A．c(NH)+ c(H+)= c(Cl-)+ c(OH-)
B．NH4Cl溶液中滴加少量浓氢氧化钠溶液后c(NH)增大
C．溶液中由水电离出的 c(OH-)= 1×10 -10 mol·L-1
D．c(Cl-)> c(H+)> c(NH)> c(OH-)
8．10℃时加热NaHCO3溶液，测得溶液pH发生如下变化：
温度（℃） 10 20 30 加热煮沸后冷却到50℃
pH 8.3 8.4 8.5 8.8
下列判断正确的是A．50℃时，c(OH—)＝1×10—5.2mol/L B．30℃时，c(Na+)＝c(HCO3—) +2c(CO32—)
C．升高温度，c(Na+)/c(HCO3—)增大 D．将NaHCO3溶液蒸干，得到NaOH固体
9．下列实验过程中曲线变化正确的是（ ）
A．表示Na2CO3溶液中滴入稀盐酸
B．表示溴水中滴入Na2SO3溶液
C． 表示AgNO3溶液中滴入氨水
D． 表示一定条件下2SO2+O2 2SO3达平衡后，升高温度
10．Ni(OH)2作为合成镍钴锰三元电极材料的原料，工业上可用红土镍矿(主要成分为NiO、FeO、Fe2O3、MgO和SiO2)制备，工艺流程如图所示。
下列说法正确的是
A．“溶浸”时，为加快反应速率，可以选用98%的浓硫酸
B．“滤渣1”的成分为H2SiO3
C．为了证明加入NaClO已足量，可在溶液中加入KSCN溶液和氯水来检验
D．“沉镍”的离子方程式为：Ni2++2 HCO=NiCO3↓+CO2↑+H2O
11．下列离子方程式书写正确的是
A．用FeS除去废水中的Hg2+：FeS+Hg2+=HgS+Fe2+
B．用醋酸溶液处理水垢中的氢氧化镁：Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O
C．在Na2S溶液中滴加NaClO溶液：S2-+ClO-+2H+=S↓+Cl-+H2O
D．谷氨酸与足量氢氧化钠溶液反应：+OH-= +H2O
12．下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是
①
②
③
④碳酸氢钠溶液：
⑤溶于中：
A．①②③④ B．①②③ C．②③ D．全部
13．关于pH都等于9的两种溶液：①NaOH溶液 ②CH3COONa溶液，下列说法正确的是
A．加水稀释相同倍数后溶液的pH：①＝②
B．由水电离产生的OH－物质的量浓度：①＞②
C．升高相同温度后，溶液pH：①＝②
D．两种溶液中的Na+物质的量浓度：①＜②
14．室温下，下列实验探究方案能达到探究目的的是
选项 探究方案 探究目的
A 将分别通入盛有品红溶液和溶液的试管中，观察两份溶液颜色变化 具有漂白性
B 用pH计测定浓度均为的溶液和溶液的pH 比较和的酸性强弱
C 向两支试管中各加入2mL的溶液，再同时各加入2mL和的稀硫酸，比较试管中出现浑浊现象的快慢 研究浓度对反应速率的影响
D 向25.00mL未知浓度的溶液中加入甲基橙指示剂，用标准溶液滴定，记录指示剂变色时消耗碱液的体积并计算 测定溶液的浓度
A．A B．B C．C D．D
二、填空题
15．请回答下列问题：
(1)pH=12相等体积相等的NaOH和NH3·H2O分别加水稀释m倍、n倍，稀释后两种溶液的pH都变成9，则m n (填“>”、“＜”或“=”)。
(2)常温下，pH=11的CH3COONa溶液中，水电离出来的c(OH-)= ；在pH=3的CH3COOH溶液中，水电离出来的c(H＋)= 。
(3)物质的量浓度相同的①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④NH3·H2O四种稀溶液中，NH4＋浓度由大到小的顺序是(填序号) 。
(4)已知t℃时，Kw=1×10-12，在该温度时将pH=9的NaOH溶液a L与pH=2的H2SO4溶液bL混和(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH=3，则出a∶b= 。
16．任何物质的水溶液都存在水的电离平衡，其电离方程式可表示为：。下表是不同温度下水的离子积数据：
温度（℃） 25
水的离子积常数 a
完成下列填空：
（1）25℃时，向100mL纯水中加入0.01mol的固体， （选填“促进”或“抑制”）了水的电离平衡，所得溶液呈 性（选填“酸”、“碱”或“中”），原因是（用离子反应方程式表示） 。
（2）若，则a （选填“”、“”或“=”），理由是 。
（3）℃时，测得纯水的，则 mol/L；该温度下某盐酸溶液的，该溶液的 mol/L。
（4）℃时，0.01mol/L的NaOH溶液的 。
17．现有下列五种溶液：盐酸、NH3·H2O、NH4HSO4、NaOH、CH3COOH。回答下列问题：
（1）将1LpH=2的HCl溶液分别与0.01mol·L-1的NH3· H2O溶液x L、0.01 mol·L-1的NaOH溶液yL充分反应至中性，x、y大小关系为：y x(填“>”“<”或“=”)。
（2）H+浓度相同的等体积的两份溶液：盐酸和CH3COOH，分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌粉，且放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是 (填写序号)。
①反应所需要的时间CH3COOH >HCl
②开始反应时的速率HCl>CH3COOH
③参加反应的锌粉物质的量HCl=CH3COOH
④反应过程的平均速率CH3COOH>HCl
⑤HCl溶液里有锌粉剩余
⑥CH3COOH溶液里有锌粉剩余
（3）将等体积、等物质的量浓度的NH3·H2O和NH4HSO4溶液混合后，升高温度(溶质不会分解)溶液pH随温度变化如图中的 曲线(填写序号)。

（4）室温下，向0.01mol·L-1NH4HSO4溶液中滴加0.01mol·L-1NaOH溶液至中性，得到的溶液中：c(Na+)+c(NH4+) 2c(SO42- )(填“>”“=”或“<”)；用NH4HSO4与氢氧化钡溶液制取硫酸钡，若溶液中SO42-完全沉淀，则反应后溶液的pH 7(填“>”“=”或“<”)
（5）25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性，原因是 (用离子方程式表示)。向该溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中水的电离平衡将 (填“正向”“不”或“逆向”)移动。
18．与化学平衡类似，电离平衡的平衡常数叫作电离平衡常数(用K表示)。下表是某温度下几种常见弱酸的电离平衡常数:
酸 电离方程式 电离平衡常数
CH3COOH CH3COOHCH3COO-+H+ K=1.96×10-5
HClO HClOClO-+H+ K=3.0×10-8
H2CO3 H2CO3H++HCO HCO3-H++CO K1=4.4×10-7 K2=5.6×10-11
H3PO4 H3PO4H++H2PO H2POH++HPO HPOH++PO K1=7.1×10-3 K2=6.3×10-8 K3=4.2×10-13
回答下列问题:
(1)若把CH3COOH、HClO、H2CO3、HCO、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，则它们酸性最强的是 (填化学式，下同)，最弱的是 。
(2)向NaClO溶液中通入少量的二氧化碳，发生反应的离子方程式为 。
(3)求出该温度下，0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液中的c(H+)= mol·L-1
19．已知水在和时的电离平衡曲线如图所示。
(1)时水的电离平衡曲线应为 (填“A”或“B”)。时，将的溶液与的溶液混合，若所得混合溶液的，则溶液与溶液的体积比为 。
(2)时，若100体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是 。
(3)在曲线A所对应的温度下，的溶液和的某溶液中，若水的电离程度分别用、表示，则 (填“大于”“小于”“等于”“无法确定”)。
(4)时，某溶液中，取该溶液1mL加水稀释至10mL，则稀释后溶液中 。
(5)已知某温度下的电离常数。该温度下溶液中为 。
20．已知常温下：部分弱酸的电离平衡常数HCOOH Ka=1.77×10-4 ；HCN Ka=5.0×10-10 ； H2CO3 Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11 ；H2C2O4 Ka1=5.60×10-2，Ka2=5.42×10-5
(1)同浓度HCOONa、NaCN溶液中碱性最强是 ；
(2)体积相同、c(H＋)相同的三种酸溶液a HCOOH；b HCN；c HCl分别与同浓度的NaOH溶液完全中和，消耗NaOH溶液的体积由大到小的排列顺序是(填字母) 。
(3)NaHC2O4溶液呈 性(酸/碱)；Na2C2O4溶液中物料守恒等式 ；
(4)常温下pH=3的H2C2O4溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合，所得溶液呈 性(酸/碱)
(5)等浓度、等体积的HCOOH与HCOONa溶液混合后pH＜7,则溶液中离子浓度从大到小排序为 ：
21．（1）如图1表示用相同浓度的NaOH溶液分别滴定浓度相同的3种一元酸，由图可确定酸性最强的是 （填“①”、“②“或“③”）。如图2表示用相同浓度的硝酸银标准溶液分别滴定浓度相同的含Cl－、Br－及I－的混合溶液，由图可确定首先沉淀的离子是 。
（2）25℃时，Ksp(AgCl)＝1.8×10-10，若向1L 0.1 mol·L-1的NaCl溶液中加入1L 0.2mol·L-1的硝酸银溶液，充分反应后溶液中c（Cl-）= （不考虑混合后溶液体积的变化）。
22．五氧化二钒广泛用于冶金、化工等行业，主要用于冶炼钒铁、用作冶金添加剂，占五氧化二钒总消耗量的80%以上，其次是用作有机化工的催化剂。为了增加V2O5的利用率我们从废钒催化剂(主要成分V2O5、VOSO4、K2SO4、SiO2和Fe2O3等)中回收V2O5的一种生产工艺流程示意图如下：
25℃时取样进行试验分析，得到钒沉淀率和溶液pH之间的关系如下表：
pH 1.3 1.4 1.5 1.6 1.7 1.8 1.9 2.0
钒沉淀率/% 88.1 94.8 96.5 98.0 98.8 98.6 96.4 93.1
试判断在实际生产时，⑤中加入氨水调节溶液的最佳pH为 ；若钒沉淀率为93.1%时不产生Fe(OH)3沉淀，则此时溶液中c(Fe2+)≤ 。已知：25℃时Ksp[Fe(OH)3]=2.6×10-39
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．D
【解析】略
2．D
【分析】用调节二元弱酸溶液的，随pH升高，H2R的浓度降低、HR-的浓度先增大后降低、R2-的浓度升高，b表示H2R的物质的量浓度随的变化，a表示HR-的物质的量浓度随的变化，c表示R2-的物质的量浓度随的变化。根据a、c曲线的交点pH=4.2，25℃时，的；b、c曲线的交点，则， 。
【详解】A．由a、c曲线的交点可知，25℃时，的，故A正确；
B．的水解常数，的，H2R电离程度大于水解程度，所以溶液和溶液中，前者大于后者，故B正确；
C．因为，所以当溶液中时， ，根据电荷守恒，,所以，故C正确；
D．25℃时的，酸性：，在足量的溶液中滴加少量溶液生成次氯酸和Na2R，发生反应：，故D错误；
选D。
3．B
【详解】A. 25℃时，对于同类型的难溶电解质，越大，其饱和溶液中离子的浓度就越大，由于，则饱和溶液中大，A错误；
B. 25℃时，悬浊液中存在沉淀溶解平衡，向的悬浊液中加入少量的固体，结合溶液中的，使浓度减小，的沉淀溶解平衡向沉淀溶解的方向移动，溶液中增大，增大，B正确；
C. 只与温度有关，温度不变，则不变，C错误；
D. 25℃时，与接近，只要保证溶液中c2(F－)·c(Mg2＋)＞，就可以实现向的转化，D错误。答案选B。
4．D
【详解】A．标况下，H2O为非气体，无法计算H2O的物质的量，A项错误；
B．溶液中n=cV但V未知，无法计算，B项错误；
C．6.5gZn物质的量为，则Zn失去的电子为0.2NA，但在该反应中N的化合价也升高了所以该反应转移的电子数目大于0.2NA，C项错误；
D．pH=5的H+浓度为10-5mol/L，则n(H+)=cV=10-5mol，D项正确；
故选D。
5．D
【详解】A．应比较同浓度的甲酸溶液和盐酸溶液的导电性，若甲酸溶液的导电性比盐酸溶液导电性弱，才能证明它为弱电解质，故A不符合题意；
B．甲酸可以与碳酸钠溶液反应，只能证明甲酸酸性比碳酸强，故B不符合题意；
C．10 mL 1mol L 1的甲酸溶液恰好与10mL 1mol L 11NaOH溶液完全反应，只能证明它为一元酸，不能证明其为弱酸，故C不符合题意；
D．0.1mol L 1甲酸溶液的pH约为3，氢离子为1.0×10 3mol L 1，说明甲酸部分电离，能证明是弱电解质，故D符合题意。
故选D。
6．D
【详解】A． 有些金属的盐溶液不是无色的，如硫酸铜溶液是蓝色的，故A错误；
B． 燃点低的物质不需要点燃，在一定温度下可以自燃，如白磷可以自燃，故B错误；
C． 气体的溶解度或某些易溶物质的溶解度与温度成反比，熟石灰或气体的溶解度随温度的升高而减小，故C错误；
D． 常温下中性溶液的pH等于7，故pH大于7的溶液一定是碱性溶液，故D正确；
故选D。
7．A
【详解】A．根据电荷守恒可知c(NH)+ c(H+)= c(Cl-)+ c(OH-)，A正确；
B．NH4Cl溶液中滴加少量浓氢氧化钠会发生反应，NH+OH-=NH3·H2O，会使c(NH)减小，B错误；
C．pH=4，H+浓度为1×10-4mol/L，且全部由水电离，水电离出的 c(OH-)= 1×10-4 mol/L，C错误；
D． NH4Cl溶液中NH水解，c(Cl- )>c(NH)，水解显酸性，c(H+)>c(OH-)，但NH水解程度不大，则c(Cl- )>c(NH)>c(H+)> c(OH- )，D错误；
故选A。
8．C
【详解】A. 50℃时，碳酸氢钠溶液的pH为8.8，说明溶液中氢离子浓度为10-8.8mol/L，但因为水的离子积常数不能确定，所以不能计算氢氧根离子浓度，故错误；
B.溶液中的物料守恒，c(Na+)＝c(HCO3—) +c(CO32—) + c(H2CO3)，溶液中碳酸氢根子水解生成碳酸，电离生成碳酸根离子，因为溶液显碱性，说明水解程度大于电离程度，即碳酸分子浓度大于碳酸根离子浓度，故c(Na+)＝c(HCO3—) +2c(CO32—)错误；
C. 升高温度，碳酸氢根离子水解程度增大，碳酸氢根离子浓度减小，所以c(Na+)/c(HCO3—)增大，故正确；
D. 将NaHCO3溶液蒸干，碳酸氢钠受热分解生成碳酸钠和水和二氧化碳，不能得到NaOH固体，故错误。故选C。
【点睛】掌握常见的弱酸的酸式盐中的电离和水解程度的大小和影响因素。碳酸氢钠溶液中碳酸氢根离子的水解程度大于电离程度，溶液显碱性，亚硫酸氢钠溶液中亚硫酸氢根离子的电离程度大于水解程度，溶液显酸性，不管是电离还是水解，加热都会促进。
9．B
【详解】A、碳酸钠和少量的盐酸之间反应生成氯化钠和碳酸氢钠，开始不会产生气体，故A错误；
B、溴单质具有氧化性，溴水中滴入溶液，溴水中的溴单质能将亚硫酸钠氧化为硫酸钠，并且会生成强酸HBr，所以酸性增强；随着溶液的滴入，当氧化性的溴单质消耗掉，到最后相当于将之稀释，酸性减弱，pH增大，故B正确；
C、硝酸银中加入少量氨水，生成氢氧化银白色沉淀，继续滴加，沉淀消失，得到银氨溶液，故C错误；
D、是放热的，升高温度，化学反应速率加快，平衡逆向移动，即逆反应速率大于正反应速率，故D错误；
故选：B。
10．D
【分析】红土镍矿(主要成分为NiO、FeO、Fe2O3、MgO和SiO2)粉碎后用硫酸浸取，Ni、Fe、Mg元素进入溶液，滤渣1为不溶于稀硫酸的SiO2；过滤后向滤液中加入次氯酸钠将Fe2+氧化成Fe3+，然后加入碳酸钠并加热除去铁元素，得到滤渣2；过滤后向滤液中加入NaF除去镁离子，得到滤渣3为MgF2；过滤后加入碳酸氢铵得到碳酸镍沉淀，将碳酸镍沉淀加稀硫酸溶解，再向溶液中加入NaOH得到Ni(OH)2，以此解答该题。
【详解】A．浓硫酸中水含量很少，硫酸电离出的氢离子较少，所以不宜选用98%的浓硫酸，A错误；
B．滤渣1主要为难溶于硫酸的SiO2，B错误；
C．NaClO的作用是将Fe2+氧化为Fe3+，所以检验NaClO是否足量，应检验溶液中是否还有Fe2+，所用试剂应为K3[Fe(CN)6]，C错误；
D．沉镍时反应有Ni2+、NH4HCO3，产物有NiCO3说明不是双水解，而是Ni2+与HCO电离出的CO结合生成NiCO3沉淀，促进HCO的电离，同时产生大量的氢离子，而氢离子又和HCO反应生成二氧化碳和水，所以离子方程式为Ni2++2 HCO=NiCO3↓+CO2↑+H2O，D正确；
综上所述答案为D。
11．A
【详解】A．HgS的溶解度比FeS的溶解度小，所以可以用FeS除去废水中的Hg2+，故A正确；
B．醋酸是弱酸，在离子方程式里不能写成离子，故B错误；
C．Na2S溶液不是酸性的，所以在离子方程式里不能出现H+，正确的离子方程式为：S2-+ClO-+H2O=S↓+Cl-+2OH-，故C错误；
D．谷氨酸和足量的NaOH溶液反应，两个羧基都被中和成盐，正确的离子方程式为： +2OH-+2H2O，故D错误；
故选A。
12．D
【详解】①是HCl电离方程式，不属于水解反应；②水解方程式不正确，应为 ；③水解方程式不正确，应为 ；④是碳酸氢根离子的电离方程式，不属于水解反应；⑤水解方程式不正确，应为，全部符合题意。
13．D
【分析】NaOH为强碱，pH=9，则c（OH-）=10-5mol/L，c（NaOH）=10-5mol/L；CH3COONa为强碱弱酸盐，水解显碱性，则c（CH3COONa）＞10-5mol/L。
【详解】分别加水稀释相同倍数时，促进CH3COONa水解，pH变化的小，所以醋酸钠的pH大于氢氧化钠的pH，故A错误；CH3COONa水解促进水电离，氢氧化钠抑制水电离，由水电离产生的OH-物质的量浓度：醋酸钠>氢氧化钠，故B错误；分别加热到相同温度时，NaOH溶液c（OH-）不变，加热促进CH3COONa水解，CH3COONa溶液中c（OH-）增大，升高相同温度，NaOH溶液的pH小于CH3COONa溶液，故C错误；两溶液因pH均为9，因此c（ CH3COONa）大于c（NaOH），因此CH3COONa溶液中c（Na+）大于NaOH溶液中c（Na+），故D正确。
【点睛】本题考查盐类水解的应用，注意：酸、碱、能水解的盐对水的电离的影响是解答本题的关键，明确温度、稀释对水解的影响，题目难度中等。
14．C
【详解】A．通入品红溶液中，品红褪色，说明具有漂白性；通入溶液中，溶液褪色，说明具有还原性，故A错误；
B．对应的酸为，故不能通过比较溶液和溶液的pH比较和的酸性强弱，故B错误；
C．向两支试管中各加入2mL的溶液，再同时各加入2mL和的稀硫酸，通过观察两支试管变浑浊的快慢，来研究浓度对反应速率的影响，故C正确；
D．甲基橙的变色范围为pH=3.1~4.4，氢氧化钠与醋酸反应的产物为碱性，应用酚酞作指示剂，故D错误；
故选C。
15． ﹤ 10-3 mol/L 10-11 mol/L ③①②④ 9∶2
【详解】(1)NH3·H2O为弱电解质，存在电离平衡，NaOH为强电解质，完全电离；若氢氧根离子浓度均为0.1mol·L-1、等体积的NaOH和NH3·H2O分别加水稀释均为104倍，稀释后NH3·H2O溶液的pH>9，而NaOH溶液的pH=9，若要稀释后两种溶液的pH都变成9，NH3·H2O溶液要继续加水稀释直到pH=9，所以m＜n；正确答案：﹤。
(2)CH3COONa溶液水解显碱性，促进水电离，，pH=11的CH3COONa溶液，c(H+)=10-11 mol/L， c(OH-)=10-3mol/L，溶液中水电离出来的c(OH-)=10-3mol/L；CH3COOH溶液电离显酸性，抑制水电离，pH=3的CH3COOH溶液中，c(H+)=10-3 mol/L，溶液中水电离出来的c(H＋)= 10-11 mol/L；正确答案：10-3 mol/L； 10-11 mol/L。
(3)NH4HSO4溶液完全电离出NH4+、H+、SO42-，溶液中的H+抑制NH4+的水解，剩余的NH4+的量多；NH4Cl溶液发生少量水解，剩余的NH4+的量比NH4HSO4溶液中的少，CH3COONH4溶液中两种离子相互促进水解，剩余的NH4+的量比NH4Cl溶液中的少；NH3·H2O为弱电解质，发生微量电离，溶液中的NH4+的量最少；四种溶液中NH4＋浓度由大到小的顺序是：③①②④；正确答案：③①②④。
(4)bL、pH=2的H2SO4溶液中n(H+)=b×10-2 mol，a L、pH=9的NaOH溶液中n(OH-)=10-3 ×a mol，根据题意可知，反应后溶液呈酸性：(b×10-2-10-3 ×a)/(a+b)=10-3，解之：a∶b=9∶2；正确答案：9∶2。
【点睛】酸、碱溶液抑制水电离，能够水解的盐溶液促进水电离。
16． 促进 酸 水的电离是吸热反应，升温，平衡正向移动，和都增大，，增大 10
【分析】（1）氯化铵水解显酸性；
（2）水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，导致水的离子积常数增大；
（3）在电离平衡，电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相同来计算回答；
（4）根据pH= -lgc(H+)来计算。
【详解】（1）25℃时，向100mL纯水中加入0.01mol的固体，促进水的电离，铵根离子水解显酸性，其水解方程式为：；
（2）水的电离为吸热反应，升高温度，平衡向着正反应方向移动，导致水的离子积常数增大，根据表格知，温度大小顺序是，25＜t1＜t2，则a＞1×10 14；
（3）某温度下纯水中的c(H+)=2.4×10 7mol/L，则此时溶液中的c(OH )=2.4×10 7mol/L，该温度下水的离子积额Kw= c(H+)·c(OH )=2.4×10 7mol/L×2.4×10 7 mol/L=5.76×10 14；某盐酸溶液的，则氢离子浓度为10 2mol/L，因该溶液中c(OH )===5.76×10 12 mol L 1；
（4）0.01mol/L的氢氧化钠溶液氢氧根离子的浓度c(OH )=10 2mol/L，则c(H+)==10-10mol/L，pH= lgc(H+)= lg10 10=10。
【点睛】利用水的离子积进行水溶液中离子浓度的计算是重点也是难点。学生要合理利用公式，打破固定思维，不能误认为水的离子积常数是固定不变的，会随着温度的变化而变化。
17． < ③④⑤ ④ = > NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+ 逆向
【详解】(1)1LpH=2的HCl溶液与0.01mol·L-1的NaOH溶液1L充分反应恰好呈中性；一元强酸、一元弱碱溶液，等物质的量混合后恰好生成强酸弱碱盐，溶液呈酸性；若使1LpH=2的HCl溶液与0.01mol·L-1的NH3·H2O溶液充分反应至中性，则氨水的体积大于1L，所以y(2)根据以上分析，①反应开始后，醋酸不断电离，醋酸中氢离子浓度大于盐酸，氢离子浓度越大反应所需要的时间越短，所以CH3COOH＜HCl，故①错误；②开始反应时溶液中氢离子浓度相等，所以反应时的速率相等：HCl=CH3COOH，故②错误；③因生成氢气量相等，所以参加反应的锌粉物质的量：HCl=CH3COOH，故③正确；④氢离子的浓度越大，反应过程的平均速率越快，由于反应反应过程中醋酸会继续电离出氢离子，所以醋酸中氢离子浓度大于盐酸，则反应速率CH3COOH＞HCl，故④正确；盐酸的浓度小于CH3COOH的浓度，而体积相等，即醋酸的物质的量比盐酸的物质的量多，与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌粉，且放出氢气的量相同，锌与盐酸反应盐酸不足，锌与醋酸反应锌不足，故⑤正确、⑥错误。
(3)将等体积、等物质的量浓度的NH3·H2O和NH4HSO4溶液混合后，恰好生成(NH4)2SO4，溶液呈酸性，pH<7；升高温度促进铵根离子水解，溶液酸性增强，所以溶液pH随温度变化是图中的④曲线；
(4)根据电荷守恒，c(Na+)+c(NH4+)+c(H＋)=2c(SO42-)＋c(OH－)，溶液呈中性c(OH－)= c(H＋)，所以c(Na+)+c(NH4+)=2c(SO42-)；NH4HSO4与氢氧化钡溶液1:1混合，溶液中SO42-恰好完全沉淀，反应离子方程式是NH4＋＋H＋＋SO42-＋Ba2+＋2OH－BaSO4＋H2O＋NH3·H2O，由于生成NH3·H2O，所以溶液呈碱性，pH>7；
(5)NH4NO3是强酸弱碱盐，铵根离子水解，溶液呈酸性，水解离子方程式是NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋；氨水抑制水电离，所以滴加氨水的过程中水的电离平衡将逆向移动。
18． H3PO4 CO2+H2O+ClO-=HClO+ 1.4×10-3
【分析】(1)弱酸的电离平衡常数越大，其电离程度就越大，相应的酸的酸性就越强；弱酸的电离平衡常数越小，其电离程度就越小，相应的酸的酸性就越弱；
(2)碳酸的酸性比次氯酸强，应用强酸制弱酸书写反应方程式；
(3)根据该温度下酸溶液的电离平衡常数计算氢离子浓度。
【详解】(1)在同一温度下，酸的电离常数越大其酸性越强，根据酸的电离常数知，则它们酸性强弱顺序是：H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3＞＞HClO＞＞，则酸性最强的是H3PO4，最弱的是；
(2)由于酸性：H2CO3＞HClO＞，则向NaClO溶液中通入少量的CO2，反应产生NaHCO3和HClO，该反应的离子方程式为：CO2+H2O+ClO-=HClO+；
(3)该温度下，0.10 mol/L的CH3COOH溶液中存在电离平衡，CH3COOH CH3COO-+H+，平衡常数K==1.76×10-5，c2(H+)=0.10×1.76×10-5 ，c(H+)≈1.4×10-3 mol/L。
【点睛】本题考查了弱电解质的平衡常数的应用。弱电解质电离平衡常数越大，物质电离程度越大，相同浓度时电离产生的离子浓度就越大。强酸可以与弱酸盐反应制取弱酸。
19．(1) A 10:1
(2)
(3)小于
(4)
(5)
【解析】（1）
水的电离是吸热过程，当温度升高时，促进水的电离，水的电离程度增大，水的离子积常数 增大，水中离子浓度都增大，由图可知曲线A的电离程度小于曲线B，所以25℃时水的电离平衡曲线应为A；25℃时纯水的pH=7，由于混合溶液的pH=7，说明酸、碱混合时溶液显示中性，水溶液中的的物质的量=碱溶液中离子的物质的量，pH=4的H2SO4溶液中=10-4mol/L，pH=9的NaOH溶液中 ，设H2SO4溶液的体积为x，NaOH溶液的体积为y，则有：，则。
（2）
95℃时，由图可知水的离子积常数，100L的pH=a的强酸溶液中，1L的 pH=b的强碱溶液 n(OH-) = 1L×10-(12-b)mol/L= 10b-12mol，混合后溶液呈中性，则，即：100×10-a = 10b-12，解得：a+b=14。
（3）
曲线对应的温度为25℃，此时水的离子积常数，由于HCl和BOH均会抑制水的电离，则在 pH=2的HCl溶液中，溶液中 C总(H+) = 1×10-2mol/L，则水电离出的 ，在pH=11的BOH溶液中，c总(H+) = 1×10-11mol/L，则由水电离出的c水(H+) = c总(H+)= 1×10-11mol/L>1×10-12mol/L，则a1（4）
25℃时，水的离子积常数，某Na2SO4溶液中，则溶液中Na+离子浓度 ，取该溶液1mL加水稀释至10mL，稀释10倍，则，但由于Na2SO4溶液是显中性的，，所以 。
（5）
已知该温度下的电离常数 ，溶液中存在 ，则，可知0.01mol/L溶液中。
20．(1)NaCN
(2)b＞a＞c
(3) 酸
(4)酸
(5)c(HCOO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
【详解】（1）酸的电离常数越大，酸性越强，其对应的酸根离子水解程度越小，则相同浓度的钠盐溶液碱性越弱，电离平衡常数：HCOOH＞HCN，水解程度HCOO-＜CN-，则碱性HCOONa＜NaCN；
（2）酸的电离常数越大，酸性越强，体积相同、c(H＋)相同的三种酸溶液a HCOOH；b HCN；c HCl，三种溶液的浓度大小为：b＞a＞c，最终电离出n(H＋)大小：b＞a＞c，则消耗NaOH的体积大小为：b＞a＞c；
（3），说明的电离程度大于其水解程度，NaHC2O4溶液呈酸性；Na2C2O4溶液中物料守恒为：；
（4）草酸为弱酸，pH=3的H2C2O4溶液浓度远大于10-3mol/L，pH=11的NaOH溶液浓度为10-3mol/L，等体积混合草酸过量，所得溶液呈酸性；
（5）等浓度等体积的HCOOH、HCOONa混合溶液的pH<7，溶液呈酸性，
c(H+)>c(OH-)，说明HCOOH电离程度大于HCOO-的水解程度，Na+不水解，所以c(HCOO-)>c(Na+)，但其电离和水解程度都较小，所以溶液中存在c(HCOO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)；
21． ③ I- mol/L
【分析】(1)同浓度一元酸酸性越强，pH值越小；横坐标相同时，纵坐标数值越大，卤离子浓度越小，其溶度积常数越小，越先生成沉淀。
(2)硝酸银过量，先计算反应后溶液中银离子的浓度再根据Ksp计算氯离子浓度。
【详解】(1)根据图可知未加碱时相同浓度的三种一元酸pH值最小的是③，即酸性最强的是③；横坐标相同时，纵坐标数值越大，卤离子浓度越小，其溶度积常数越小，越先生成沉淀，根据图知，最先生成沉淀的是I-，
(2)硝酸银过量，混合后溶液中c(Ag+)=，c(Cl-)=mol/L。
【点睛】明确图2中纵横坐标含义及曲线变化趋势是解本题关键。
22． 1.7
【详解】从沉淀率和关系找出最佳沉淀率。若钒沉淀率为时，不产生沉淀，此时溶液，计算氢氧根离子浓度，结合溶度积常数计算溶液中铁离子的浓度。由表中数据可知，时钒的沉淀率最大为，故加入氨水调节溶液的最佳为1.7.若钒沉淀率为时不产生沉淀，此时溶液， ，，。
答案第1页，共2页
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