第三章水溶液中的离子反应与平衡（含解析）单元检测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．下列说法不正确的是
A．25℃时，c(NH)相等的NH4Cl溶液和NH4HSO4溶液的pH：前者>后者
B．25℃时，将pH=10和pH=9的两份Na2CO3溶液分别稀释10倍，后者pH变化大
C．将NaOH溶液从常温加热至50℃，溶液的pH不断减小
D．25℃时，pH=3的盐酸与pH=11的一元碱BOH溶液等体积混合后pH≤7
2．二氧化碳的过量排放可对海洋环境造成影响，原理如图所示。下列叙述错误的是
A．海水酸化引起浓度增大
B．海水酸化促进CaCO3的溶解、珊瑚礁减少
C．CO2引起海水酸化主要因为H＋＋
D．使用太阳能等新能源有利于改善海洋环境
3．已知在常温条件下，下列说法正确的是
A．pH=7的溶液一定呈中性
B．若NH4Cl溶液和NH4HSO4溶液的pH相等，则c(NH)也相等
C．将1mLpH=8的NaOH溶液加水稀释为100mL，pH下降两个单位
D．将10mL0.0lmol/LNaOH溶液与同浓度的HA溶液混合，若混合后溶液呈中性，则消耗的HA的体积V≤10mL
4．水的电离平衡图象如图所示。已知，下列说法正确的是
A．
B．升高温度，可能引起水的电离平衡由g向f移动
C．在温度下，稀释溶液可引起水的电离平衡由d向c或g移动
D．在温度下，的盐酸中由水电离出的
5．下列实验不能达到实验目的的是
选项 实验目的 实验操作
A 实验室收集一氧化氮 用向上排空法收集
B 检验某待测液中是否含有 取少量待测液于试管中，先滴入足量稀盐酸，再滴加溶液
C 证明醋酸为弱酸 用pH试纸测0.1的溶液的pH值
D 探究浓度对反应速率的影响 向两支盛有4mL 0.01 溶液的试管中，分别加入2mL 0.1和0.2的溶液
A．A B．B C．C D．D
6．20 ℃时，PbCl2(s)在不同浓度盐酸中的最大溶解量(单位：g·L－1)如图所示。下列叙述正确的是
A．盐酸浓度越大，Ksp(PbCl2)越大
B．PbCl2能与一定浓度的盐酸反应
C．x、y两点对应的溶液中c(Pb2＋)相等
D．往含Pb2＋的溶液中加入过量浓盐酸，可将Pb2＋完全转化为PbCl2(s)
7．某小组研究沉淀之间的转化，实验设计如下：(已知：AgCl为白色固体，AgI为黄色固体)
下列分析不正确的是
A．浊液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag+(aq)+Cl (aq)
B．实验①和②说明Ag+(aq)与Cl (aq)的反应是有限度的
C．实验③中颜色变化说明AgCl转化为AgI
D．实验①和③可以证明AgI比AgCl更难溶
8．下列实验现象或结果不能证明一元酸HR为弱酸的是
A．室温时，NaR溶液的pH大于7
B．向HR溶液中加入锌粒，产生气体
C．向HR溶液中加入少量NaR固体，溶解后溶液的pH变大
D．室温时，pH=2的HR溶液稀释10倍后pH<3
9．已知下面三个数据：7.2×10-4、4.6 ×10-4、4.9×10-10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25℃)， 若已知下列反应可以发生：NaCN+HNO2= HCN+ NaNO2 NaCN+ HF=HCN + NaF NaNO2+HF=HNO2+NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是
A．Ka(HF)= 7.2 ×10-4
B．Ka(HNO2)= 4.9×10-10
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序： HF>HNO2>HCN
D．氢氟酸的酸性弱于盐酸
10．下列有关电解质溶液的说法正确的是
A．将Ca(ClO)2、Na2SO3溶液蒸干均得不到原溶质
B．保存氯化亚铁溶液时，在溶液中放少量铁粉，以防止Fe2＋水解
C．室温下，向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量水溶液显碱性的物质，CH3COOH的电离程度一定增大
D．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同
11．常温下，向10mL H2A溶液中滴加0.1mol/L NaOH溶液．有关微粒的物质的量变化如图．根据图示判断，下列说法不正确的是
A．H2A是二元弱酸
B．当0 mL＜V（NaOH）＜20 mL时，一定有：c（OH﹣）+c（HA﹣）+2c（A2﹣）=c（Na+）+c（H+）
C．当V（NaOH）=10 mL时，溶液中离子浓度关系一定有：c（Na+）＞c（HA﹣）＞c（H+）＞c（A2﹣）＞c（OH﹣）
D．当V（NaOH）=20 mL后，再向溶液中加水稀释，c（H+）减小，c（OH﹣）也减小
12．下列表述中，合理的是
A．将水加热，促进水电离，但Kw不变
B．把FeCl2的水溶液加热蒸干井灼烧后可得到Fe2O3晶体
C．用25mL碱式滴定管量取20.00mL 高锰酸钾溶液
D．用水洗净的玻璃棒立即蘸取待测溶液滴到pH试纸中央,半分钟后对照比色卡读出pH值
13．一定温度下，AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)体系中，c(Ag+)和c(Cl )的关系如图所示。下列说法错误的是
A．a、b、c三点对应的Ksp相等
B．d点的溶液为AgCl的不饱和溶液
C．AgCl在c点的溶解度比b点的大
D．AgCl溶于水形成的饱和溶液中，c(Ag+)=c(Cl )
二、填空题
14．已知水在25℃和95℃时，其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”)，请说明理由： 。
(2)25℃时，将pH=10的NaOH溶液与pH=3的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则pH=10的NaOH溶液与pH=3的H2SO4溶液的体积之比为 。
(3)95℃时，若100体积pH1=m的某强酸与1体积pH2=n的某强碱混合后溶液呈中性，则m和n应满足的关系是 。
(4)1Na2CO3溶液的pH (填“>”“<”或“=”，下同)0.1Na2CO3溶液的pH；1Na2CO3溶液的水解程度 0.1Na2CO3溶液的水解程度。
15．常温下,溶液M中存在的离子有A2- HA- H+ OH-等,存在的分子有H2O 、H2A 。根据题意回答下列问题:
（1）写出酸H2A的电离方程式:
（2）若溶液M由10mL 2mol.L-1NaHA溶液与10mL 2mol.L-1NaOH溶液混合而得,则溶液M中离子浓度由大到小的顺序为 。已知常温下,Ksp（BaA）=1.8×10-10,向该混合溶液中加入10mL 1mol.L-1BaCl2溶液,混合后溶液中的C（Ba2+）为 mol.L-1。
（3）若NaHA溶液呈碱性，则溶液M有下列三种情况:①0.01 mol.L-1的H2A溶液;②0.01 mol.L-1的NaHA溶液;③0.02 mol.L-1的HCl溶液与0.04 mol.L-1的NaHA溶液等体积混合而成。则三种情况的溶液中C（H2A）最大的为 （填序号,下同）;pH由大到小的顺序为
16．25℃时，三种酸的电离平衡常数如下表所示。
名称 醋酸 氢氟酸 草酸
化学式 CH3COOH HF H2C2O4
电离平衡常数 1.8×10-5 3.5×10-4 Ka1=5.9×10-2 Ka2=6.5×10-5
(1)三种酸由强到弱的顺序为 。
(2)写出 H2C2O4的第一步电离方程式 。
(3)将 pH 和体积均相同的 CH3COOH 溶液和 HF 溶液分别稀释，其 pH 随加水体积的变化如图所示。
①稀释前 c(HF) 0.01mol·L-1(填“>”、“=”、“<”)。
②a、b 两点：c(CH3COO ) c(F )(填“>”、“=”、“<”)。
(4)常温下，CH3COOH 的稀释过程中，下列说法正确的是 。
a. 减小
b.电离平衡正向移动
c.减小
d.溶液的导电能力增强
(5)浓度均为 0.1mol·L-1的下列四种溶液：a. CH3COONa b. NaF c. Na2C2O4 d. NaHC2O4。其 pH 由大到小顺序是 (填字母)。
17．完成下列填空
(1)已知部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸 HF CH3COOH H2CO3 H2S
电离平衡常数(25℃)
①写出H2S的Ka1的表达式： ；
②常温下，浓度相同的三种溶液NaF、Na2CO3、CH3COONa，pH由大到小的顺序是 ；
③将过量H2S通入Na2CO3溶液，反应的离子方程式是 。
(2)室温下，用0.100mol/L盐酸溶液滴定20.00mL0.100mol/L的氨水溶液，滴定曲线如图所示(忽略溶液体积的变化，①②填“＞”、“＜”或“=”)。
①a点所示的溶液中c(NH3 H2O) c()。
②b点所示的溶液中c() c()。
③室温下pH=11的氨水与pH=5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c(H+)之比为 。
(3)雌黄(As2S3)可转化为用于治疗白血病的亚砷酸(H3AsO3)可以用于治疗白血病，其在溶液中存在多种微粒形态，各种微粒物质的量分数与溶液的pH关系如图所示。
①KOH溶液滴入亚砷酸溶液，当pH调至11时发生反应的离子方程式是 。
②下列说法正确的是 (填字母序号)。
a．时，溶液显碱性
b．pH=12时，溶液中
c．在K3AsO3溶液中，
18．利用所学知识回答下列问题。
(1)已知t℃时纯水的pH=6，该温度下水的离子积Kw= ，该温度下pH=2的醋酸溶液中水电离出的c(OH-)= 。
(2)25℃时，浓度均为0.1mol·L-1的盐酸和醋酸溶液，下列说法正确的是 。
a.两溶液的pH相同
b.两溶液的导电能力相同
c.两溶液中由水电离出的c(OH-)相同
d.中和等量的NaOH，消耗两溶液的体积相同
(3)常温下，有pH相同、体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是 (填字母)。(①表示盐酸，②表示醋酸)
(4)常温下0.015mol·L-1的硫酸溶液与0.01mol·L-1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH= 。
19．将0.1mol/LNa2SO3溶液先升温再降温，测定温度变化过程中的pH，数据如下：
时刻 ① ② ③ ④
温度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
（1）①时刻Na2SO3溶液中水的电离程度 同温下纯水中水的电离程度（填“>”、“<”或“=”）；应用平衡原理解释该原因 。
（2）④的pH略小于①是由于 。
20．室温下向溶液中逐滴加入溶液，溶液中由水电离出浓度的负对数与所加溶液体积关系如图所示(忽略溶液混合引起的体积变化)：

(1)点溶液： ；点溶液： (填“>”“<”或“=”)。
(2)书写点溶液中的物料守恒： 。
(3)点溶液显 性，点显 性。(填“中”酸”或“碱”)
(4)点醋酸的电离度= 。
21．已知：25℃时，CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等。
（1）25 ℃时，取10mL0.1mol·L-1醋酸溶液测得其pH＝3。0.1mol·L-1氨水（NH3·H2O溶液）的pH＝ 。用pH试纸测定该氨水pH的操作方法为 。氨水（NH3·H2O溶液）电离平衡常数表达式Kb＝ ，25℃时，氨水电离平衡常数约为 。
（2）25℃时，现向10mL0.1mol·L-1氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，在滴加过程中 （填序号）。
a．始终减小 b．始终增大 c．先减小再增大 d．先增大后减小
（3）某温度下，向V1mL0.1mol·L-1NaOH溶液中逐滴加入等浓度的醋酸溶液，溶液中pOH与pH的变化关系如图。已知：pOH＝-lgc(OH-)。

图中M、Q、N三点所示溶液呈中性的点是 （填字母，下同）。图中M、Q、N三点所示溶液中水的电离程度最大的点是 。
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．D
【详解】A．25℃时，c(NH)相等的NH4Cl溶液和NH4HSO4溶液，由于硫酸氢铵中电离出的氢离子抑制铵根离子水解，氯化铵的浓度大于硫酸氢铵的浓度，但由于硫酸氢铵电离出氢离子，因此硫酸氢铵中氢离子浓度大于氯化铵中氢离子浓度，因此溶液的pH：前者>后者，A正确；
B．25℃时，将pH=10和pH=9的两份Na2CO3溶液，后者浓度小，分别加水稀释10倍，后者水解程度比前者变化大，后者氢氧根浓度减小的程度比前者多，因此后者pH变化大，B正确；
C．将NaOH溶液从常温加热至50℃，水电离出的氢离子浓度增大，因此溶液的pH不断减小，C正确；
D．25℃时，pH=3的盐酸与pH=11的一元碱BOH溶液等体积混合，若BOH为强碱，则混合后溶液呈中性，pH等于7；若BOH为弱碱，则BOH的浓度远远大于盐酸的浓度，混合后呈碱性即pH大于7，所以pH=3的盐酸与pH=11的一元碱BOH溶液等体积混合后pH7，D错误。
故选D。
2．C
【分析】二氧化碳的过量排放，能导致海水中，，平衡右移，H+又能与珊瑚礁溶解生成的结合生成，促使，平衡右移，从而使珊瑚礁减少。
【详解】A．海水酸化，海水中H+和的浓度增大，浓度减小，故A正确；
B．H+结合珊瑚礁溶解生成的，促进CaCO3的溶解、珊瑚礁减少，故B正确；
C．CO2引起海水酸化主要因为，，故C错误；
D．使用太阳能等新能源，能有效减少二氧化碳的排放，有利于改善海洋环境，故D正确；
故选：C。
3．A
【详解】A．常温下条件水的离子积为Kw=10-14，所以pH=7的溶液中c(H+)= c(OH-)=10-7mol/L，所以溶液显中性，故A正确；
B．由于NH4HSO4溶液电离产生H+，抑制NH的水解，因此pH相等的两溶液中NH4HSO4溶液中的NH的浓度小于NH4Cl溶液，故B错误；
C．将1 mL pH=8的NaOH溶液加水稀释为100 mL，溶液依然为碱溶液，虽然接近中性，其pH接近7，但不会下降两个单位至pH=6，故C错误；
D．将10 mL 0.0lmol/LNaOH溶液与同浓度的HA溶液混合，若混合后溶液呈中性，若HA是强酸，则消耗的HA的体积V=10mL，若HA是弱酸，不完全电离，消耗的HA的体积V＞10mL，故D错误；
综上所述答案为A。
4．D
【详解】A．水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，则水的离子积常数增大，根据图片知，Kw中b＞f，则T1＜T2，A错误；
B．升高温度，促进水的电离，由g向f移动是温度不变时的变化，B错误；
C．图象分析可知c点、g点、d点温度不同，在T2温度下，稀释溶液温度不变Kw不变，不可引起水的电离平衡由d向c或g移动，C错误；
D．在T2温度下，b点计算得到Kw=10-14，据此计算pH=4的盐酸中由水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-10mol/L，pH=4的盐酸中由水电离出的c(H+) c(OH-)=1×10-20，D正确；
故答案为：D。
5．A
【详解】A．一氧化氮能与氧气反应，故实验室收集一氧化氮不能用用向上排空法收集，A项错误；
B．检验某待测液中是否含有，先用稀盐酸酸化，再滴加溶液，B项正确；
C．用pH试纸测0.1的溶液的pH值，pH＞7，证明醋酸为弱酸，C项正确；
D．高锰酸钾的浓度相同、且量不足，草酸的浓度不同，则可探究浓度对反应速率的影响，D项正确；
答案选A。
6．B
【详解】A．Ksp(PbCl2)的影响因素为温度，温度不变，Ksp(PbCl2)不变，A错误；
B．根据图象知当盐酸的浓度大于1mol/L时PbCl2的溶解度随盐酸浓度的增大而增大，则PbCl2能与一定浓度的盐酸反应，B正确；
C．y点铅元素的存在形式不是Pb2＋，x、y两点对应的溶液中c(Pb2+)不相等，C错误；
D．往含Pb2+的溶液中加入浓盐酸至过量，可将Pb2+先转化为PbCl2(s)（存在沉淀溶解平衡，溶液中含有Pb2＋），然后转化为其他形式，D错误；
答案选B。
7．B
【详解】A．浊液a为氯化银沉淀与硝酸银和硝酸钠的混合液，AgCl(s)存在沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag+(aq)+Cl (aq)，A分析正确；
B．实验①和②中硝酸银过量，向硝酸银和硝酸钠的混合液中加入NaCl溶液，Ag+(aq)与Cl (aq)反应生成沉淀，不能判断实验①Ag+(aq)与Cl (aq)反应是有限度的，B分析错误；
C．实验③中颜色变化说明发生AgCl(s)+I (aq) AgI(s)+Cl (aq)，即AgCl转化为AgI，C分析正确；
D．实验①和③可以证明Ksp(AgI)＜Ksp(AgCl)，即AgI比AgCl更难溶，D分析正确；
答案为B。
8．B
【详解】A．室温NaR溶液pH大于7，则R-能水解，HR为弱酸，故A不符题意；
B．HR溶液中加锌粒产生气体，只说明HR溶液呈酸性，不能判断是否完全电离，即无法判断其是强酸还是弱酸，故B符题意；
C．HR溶液中加少量NaR固体pH变大，证明HR在溶液中存在电离平衡，HR为弱酸，故C不符题意；
D．室温时，pH=2的HR溶液稀释10倍后pH<3，证明HR在溶液中存在电离平衡，HR为弱酸，故D不符题意；
故答案为B。
9．B
【分析】在酸与盐的反应中，反应物中酸的酸性大于生成物中酸的酸性，即满足强酸制弱酸的关系；由已知反应：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF，可以得出酸性关系：HF＞HNO2＞HCN。相同温度下，酸的酸性越强，电离常数越大。
【详解】A．由分析可知，HF的酸性最强，电离常数最大，则K(HF)=7.2×10-4，A项正确；
B．因为酸性HF＞HNO2＞HCN，所以K(HNO2)= 4.6×10-4，B项错误；
C．由以上分析可知，一元弱酸HF、HNO2、HCN的酸性强弱顺序为HF＞HNO2＞HCN，C项正确；
D．盐酸的酸性大于氢氟酸，D项正确；
答案选B。
10．A
【详解】A．Ca(ClO)2在水中发生水解：Ca(ClO)2＋2H2OCa(OH)2＋2HClO，HClO不稳定，受热会分解：2HClO2HCl＋O2↑，生成的HCl会和Ca(OH)2反应生成CaCl2和H2O，故加热蒸干Ca(ClO)2溶液得到的固体是CaCl2；加热Na2SO3溶液的过程中，发生反应：2Na2SO3＋O2===2Na2SO4，蒸干会得到Na2SO4固体，A项正确；
B．保存氯化亚铁溶液时，在溶液中放少量铁粉，可防止Fe2＋被氧化为Fe3＋，B项错误；
C．水溶液显碱性的物质不一定是碱，如强碱弱酸盐CH3COONa，其水溶液显碱性，向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa，CH3COO-浓度增大，会抑制CH3COOH的电离，使CH3COOH的电离程度减小，C项错误；
D．CH3COONH4是能发生水解相互促进反应的盐，CH3COO-、NH的水解均会促进水的电离，溶液中水的电离程度较大，但因溶液中的H＋浓度与OH-浓度相等，故溶液呈中性，而NaCl是强酸强碱盐，对水的电离无影响，D项错误；
综上所述答案为A。
11．D
【分析】A、图象分析可知，随氢氧化钠溶液滴加HA-离子物质的量增大，H2A为二元弱酸；
B、依据溶液中电荷守恒分析判断；
C、图象分析可知H2A浓度==0.1mol/L，向10mL H2A溶液中滴加0.1mol/L NaOH溶液，当V（NaOH）=10 mL时，恰好反应生成NaHA，图象分析可知此时A2-离子大于H2A，说明溶液中HA-离子电离程度大于水解程度；
D、当V（NaOH）=20 mL后，恰好完全反应生成Na2A，A2-离子水解溶液呈碱性，向溶液中加水稀释c（OH-）减小，温度不变，水的离子积不变，则c（H+）增大。
【详解】A、图象分析可知，随氢氧化钠溶液滴加HA-离子物质的量增大，说明H2A为二元弱酸，选项A正确；
B、依据溶液中电荷守恒分析判断，当0 mL＜V（NaOH）＜20 mL时，一定有电荷守恒：c（OH-）+c（HA-）+2c（A2-）=c（Na+）+c（H+），选项B正确；
C、图象分析可知H2A浓度==0.1mol/L，向10mL H2A溶液中滴加0.1mol/L NaOH溶液，当V（NaOH）=10 mL时，恰好反应生成NaHA，图象分析可知此时A2-离子大于H2A，说明溶液中HA-离子电离程度大于水解程度，溶液中离子浓度大小为；c（Na+）＞c（HA-）＞c（H+）＞c（A2-）＞c（OH-），选项C正确；
D、当V（NaOH）=20 mL后，恰好完全反应生成Na2A，A2-离子水解溶液呈碱性，向溶液中加水稀释c（OH-）减小，温度不变，水的离子积不变，则c（H+）增大，选项D错误；
答案选D。
【点睛】本题考查了酸碱反应后溶液中溶质分析，酸碱性的分析判断，离子浓度大小比较，图象分析判断和反应过程的理解应用是解题关键，题目难度较大。
12．B
【分析】
【详解】A．水的电离过程是吸热反应，温度升高促进了水的电离，溶液中氢离子、氢氧根离子浓度增大，水的离子积增大，故A错误；
B．亚铁离子水解生成氢氧化亚铁，氢氧化亚铁容易被氧化成氢氧化铁，而氯化氢具有挥发性，所以FeCl2的水溶液加热蒸干并灼烧后可得到Fe2O3固体，故B正确；
C．高锰酸钾溶液具有氧化性，能够氧化碱式滴定管的橡胶管，所以应该使用酸式滴定管量取高锰酸钾溶液，故C错误；
D．玻璃棒洗净后必须干燥，才能蘸取待测溶液滴到pH试纸中央测定溶液的pH，显色时间不能太长，以半分钟内的变化为准，所以半分钟后对照比色卡读出pH值，故D错误；
故选B。
13．C
【详解】A．由于Ksp仅仅是温度的函数，a、b、c三点均在溶解平衡曲线上，温度相同，故对应的Ksp相等，A正确；
B．由图示可知，d点在溶解平衡曲线的下面，故d点的溶液为AgCl的不饱和溶液，B正确；
C．c(Cl-)或c(Ag+)越大抑制AgCl的溶解程度越大，使其溶解度降低越大，c点时c(Cl-)大，所以c点抑制AgCl的溶解程度大，即AgCl在c点的溶解度比b点的小，C错误；
D．AgCl溶于水产生溶解平衡：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)，故形成的饱和溶液中c(Ag+)=c(Cl )，D正确；
故答案为：C。
14．(1) A 水的电离是吸热过程，温度较低时，电离程度较小，c(H＋)、c(OH-)均较小
(2)1∶10
(3)m＋n=14
(4) > ＜
【详解】（1）水的电离是吸热过程，温度较低时，电离程度较小，c(H＋)、c(OH-)均较小，则25℃时水的电离平衡曲线应为A，故答案为：A；水的电离是吸热过程，温度较低时，电离程度较小，c(H＋)、c(OH-)均较小；
（2）25℃时，将pH=10的NaOH溶液与pH=3的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则n(H＋)=n(OH-)，即c(H＋)×V(H2SO4)=c(OH-)×V(NaOH)，1∶10，故答案为：1∶10；
（3）95℃时，若100体积pH1=m的某强酸与1体积pH2=n的某强碱混合后溶液呈中性，则n(H＋)=n(OH-)，即，，解得m＋n=14，故答案为：m＋n=14；
（4）1Na2CO3溶液与0.1Na2CO3溶液的相比，相当于后者被稀释，稀释后水解正向进行，但是碱性会减弱，即1Na2CO3溶液的pH＞0.1Na2CO3溶液的pH；1Na2CO3溶液的水解程度＜0.1Na2CO3溶液的水解程度，故答案为：＞；＜。
15． 、 ③ ②>③>①
【分析】（1）存在的分子有H2O、H2A，则H2A为弱酸；
（2）当NaHA与NaOH等物质的量反应后生成Na2A，共0.02mol，由于A2-水解使得溶液显碱性，pH＞7，根据溶液呈碱性判断离子浓度；由反应式Ba2++A2-=BaA↓可得：沉淀后A2-过量0.01mol，溶液中c（A2-）=1/3mol L-1，根据BaA的Ksp=c（Ba2+） c（A2-）可得c（Ba2+）；
（3）①弱酸电离，②中水解生成分子，③中等体积混合后为等量的NaCl、NaHA、H2A，抑制弱酸的电离。
【详解】（1）存在的分子有H2O、H2A，则H2A为弱酸，电离方程式为 、 ，故答案为、；
（2）当NaHA与NaOH等物质的量反应后生成Na2A，共0.02mol，由于A2-水解使得溶液显碱性，pH＞7，可得溶液中离子浓度的大小顺序为c（Na+）＞c（A2-）＞c（OH-）＞c（HA-）＞c（H+）；由反应式Ba2++A2-=BaA↓可得：沉淀后A2-过量0.01mol，溶液中c（A2-）=1/3mol L-1，根据BaA的Ksp=c（Ba2+） c（A2-）可得c（Ba2+）=Ksp/c（A2-）=mol L-1，故答案为c（Na+）＞c（A2-）＞c（OH-）＞c（HA-）＞c（H+）；；
（3）①弱酸电离，②中水解生成分子，③中等体积混合为等量的NaCl、NaHA、H2A，抑制弱酸的电离，则三种情况的溶液中H2A分子浓度最大的为③，最小的为②，②中水解显碱性，①③相比①的酸性强，则pH最小，所以②＞③＞①，故答案为③；②＞③＞①。
16． H2C2O4>HF >CH3COOH ＞ ＞ b a＞c＞b＞d
【详解】(1)平衡常数越大，酸性越强，根据表中数据，电离出H＋能力：H2C2O4＞HF＞＞CH3COOH；
答案为H2C2O4＞HF＞CH3COOH；
(2)草酸为二元弱酸，分步电离：、；
故答案为；
(3)①开始时pH=2，c(H＋)=0.01mol·L－1，HF为弱酸，部分发生电离，稀释前c(HF)＞0.01mol·L－1；
故答案为＞；
②相同pH时，稀释相同倍数，酸性强的pH变化大，即曲线I为HF，曲线Ⅱ为CH3COOH， HF溶液中，存在c(H＋)≈c(F－)，CH3COOH的溶液中，存在c(H＋)≈c(CH3COO－)，根据图象，a点c(H＋)＜b点c(H＋)，因此c(F－)＜c(CH3COO－);
故答案为＞；
(4) CH3COOH的溶液中，加水稀释，c(H＋)、c(CH3COO－)减小， n(H＋)、n(CH3COO－)增大，
a．=Ka，电离平衡常数只受温度的影响，因此加水稀释时，电离平衡常数不变，该比值保持不变，故a错误；
b．根据勒夏特列原理，加水稀释，促进电离，电离平衡正向移动，故b正确；
c．c(H＋)·c(OH－)=Kw，Kw只受温度的影响，温度不变，则Kw不变，故c错误；
d．导电能力与离子浓度以及所带电荷数有关，加水稀释，离子浓度降低，导电能力减弱，故d错误；
故答案为b；
(5)根据表中数据，电离出H＋能力；H2C2O4＞HF＞＞CH3COOH，利用盐类水解规律中“越弱越水解”，推出水解程度大小顺序是CH3COO－＞＞F－＞，pH由大到小顺序是a＞c＞b＞d；
故答案为a＞c＞b＞d。
17．(1)
(2) ＜ =
(3) ac
【详解】（1）①H2S第一步电离生成硫氢根离子和氢离子，则。
②由表格中数据分析可知，酸性HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HCO＞HS-，可知对应盐的水解程度F-＜CH3COO-＜HCO＜HS-＜CO＜S2-，浓度相同时溶液的碱性：NaF＜CH3COONa＜Na2CO3，pH由大到小的顺序是Na2CO3＞CH3COONa＞NaF。
③将过量H2S通入Na2CO3溶液，由较强酸可以制较弱酸可知，反应生成NaHS和NaHCO3，反应的离子方程式为H2S+CO=HCO+HS-。
（2）①a点溶液中溶质为等物质的量浓度的一水合氨和氯化铵，溶液的pH＞7，呈碱性，说明一水合氨的电离程度大于铵根离子的水解程度，氯离子不水解，结合物料守恒得c(NH3 H2O)＜c(Cl-)。
②b点溶液的pH=7，呈中性，则c(OH-)=c(H+)，溶液中存在电荷守恒c(Cl-)+c(OH-)=c(H+)+c(NH)，则c(Cl-)=c(NH)。
③室温下pH＝11的氨水中c(H+)=10-11mol/L，pH＝5的NH4Cl溶液中c(H+)=10-5mol/L，氨水抑制水的电离、氯化铵促进水的电离，由水电离出的c(H+)之比=10-11mol/L:10-5mol/L=10-6:1=1:106。
（3）①由图示可知，将KOH溶液滴入亚砷酸溶液，当pH调至11时，亚砷酸与氢氧根离子反应生成H2AsO，反应的离子方程为：。
②a．时，溶液的pH=9，所以溶液显碱性，a正确；
b．pH=12时，溶液显碱性，则c(OH-)＞c(H+)，所以溶液中，b错误；
c．在K3AsO3溶液中，存在三步水解，以第一步水解为主，第一步水解生成HAsO，第二步水解生成H2AsO，则，c正确；
答案选ac。
18． 10-10 d c 2
【详解】(1)已知t℃时纯水的pH=6，则水中的c(H+)=c(OH-)=10-6，该温度下水的离子积Kw=；该温度下pH=2的醋酸溶液中水电离出的c(OH-)=，故答案为：；10-10；
(2)25℃时，浓度均为0.1mol·L-1的盐酸和醋酸溶液，因盐酸是强酸完全电离，醋酸为弱酸不完全电离，所以盐酸中的氢离子浓度大于醋酸溶液中的氢离子，盐酸的pH小于醋酸，故a错误；
盐酸溶液中的离子浓度大于醋酸，故其导电能力强于醋酸，故b错误；
两者均抑制水的电离，氢离子浓度越大对水的抑制越强，因此醋酸中水电离的程度大于盐酸，其溶液中水电离的氢氧根离子浓度大于盐酸，故c错误；
浓度相同的盐酸和醋酸，在体积相同时，溶质的物质的量相同，中和等量NaOH时消耗的体积相同，故d正确；
故答案为：d；
(3)常温下，有pH相同、体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，起始时氢离子浓度相同，加锌粒开始反应后因醋酸能继续电离出氢离子，醋酸中的氢离子浓度大于盐酸，则醋酸与锌的反应速率更快，且醋酸溶质的浓度大于盐酸，体积相同时醋酸的物质的量大于盐酸，产生的氢气的体积大于盐酸，符合的图象是c。
故答案为：c；
(4)常温下0.015mol·L-1的硫酸溶液与0.01mol·L-1的NaOH溶液等体积混合，，pH=-lg0.01=2，故答案为：2；
19． > 水存在电离平衡：H2OH++OH-，SO32-与H+结合生成HSO3-、H2SO3，降低了H+浓度，使水的电离平衡向右移动 Na2SO3部分被氧化成硫酸钠2Na2SO3+O2→2Na2SO4
【分析】是强碱弱酸盐，水解显碱性，且还原性很强，易被氧化为硫酸钠。
【详解】（1）中的亚硫酸根会水解，水解促进水的电离，故溶液中水的电离程度大于纯水中水的电离，,亚硫酸根会结合氢离子，造成水的电离平衡向右移动，
故答案为：>；水存在电离平衡：H2OH++OH-，SO32-与H+结合生成HSO3-、H2SO3，降低了H+浓度，使水的电离平衡向右移动；
（2）①时刻和④时刻的温度是一样的，但是④的pH小说明④中减少，即有一部分被空气中的氧气氧化为硫酸钠，
故答案为：部分被氧化成硫酸钠。
20．(1) > <
(2)c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+)
(3) 中性 碱性
(4)1%
【分析】0.10mol/L的醋酸溶液对水电离起到抑制作用，起点水电离的氢离子浓度负对数为11，说明水电离的氢离子浓度为mol/L，醋酸电离的氢离子浓度为mol/L，加入氢氧化钠溶液到10ml到b点，溶液中存在CH3COOH和CH3COONa，物质的量之比为1:1，到c点水电离的氢离子为mol/L，溶液中的物质仍然是CH3COOH和CH3COONa，到d点是完全生成了CH3COONa正盐，e点是已经有CH3COONa和NaOH的混合物，到f点是已经是CH3COONa和NaOH以1:1形式存在了。
【详解】（1）b点时溶液中存在CH3COOH和CH3COONa，物质的量之比为1:1，由于同浓度的CH3COOH的电离程度大于CH3COO-离子的水解程度，溶液显酸性，故>；
（2）f点是已经是CH3COONa和NaOH以1:1形式存在，Na+浓度是CH3COOH与CH3COO-浓度和的2倍，即2（c(CH3COOH)+c(CH3COO-)）=c(Na+)，所以有<；
（3）C点是CH3COOH和CH3COONa混合溶液，溶液显示中性，e点是CH3COONa和NaOH的混合物，溶液显示碱性；
（4）电离度=（已电离的醋酸浓度等于溶液中氢离子浓度）。
21． 11 取一小段pH试纸放在表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取氨水溶液滴在pH试纸上，然后与标准比色卡对照读取pH值 10-5 b Q Q
【详解】（1）醋酸的电离平衡常数等于NH3·H2O的电离平衡常数，因此氨水中c(OH－)=10－3mol·L－1，根据水的离子积，c(H＋)=Kw/c(OH－)=10－14/10－3=10－11mol·L－1，因此pH=11，取一小段pH试纸放在表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取氨水溶液滴在pH试纸上，然后与标准比色卡对照读取pH值；③根据电离平衡常数的定义，因此Kb=，弱电解质的电离微弱，NH3·H2O的浓度仍为0.1mol·L－1，Kb=10－310－3/0.1=10－5。故答案为11；取一小段pH试纸放在表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取氨水溶液滴在pH试纸上，然后与标准比色卡对照读取pH值；；10-5；
（2）NH3·H2ONH4+＋OH－，加入醋酸，消耗OH-，促进电离，n(NH4+)增加，n(NH3·H2O)降低，比值增大，故选项b正确。
（3）溶液显中性，即c(OH－)=c(H＋)，即Q点，酸和碱抑制水的电离，随着反应进行，碱性减弱，对水电离抑制减弱，恰好反应，生成醋酸钠，发生盐类水解，促进水的电离，然后随着醋酸的增多，对水的抑制增加，因此水电离程度最大的是Q点。故答案为Q，Q。
【点睛】向10mL0.1mol·L-1氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，确定在滴加过程中的变化，由于NH4+和NH3·H2O在同一个溶液中，溶液的体积一定，所以物质的量浓度之比等于物质的量之比，所以可以转化为判断的变化。
答案第1页，共2页
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