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2024-2025年高中化学选择性必修1化学反应原理第三章水溶液中的离子反应与平衡单元测试
1．下列有关实验能够达到相应实验目的的是 ( )
A．图甲中补充环形玻璃搅拌棒即可用于中和热的测定
B．图乙可用于测定H2O2溶液的分解速率
C．图丙的实验设计可以探究浓度对化学反应速率的影响
D．图丁实验记录的读数为12.20 mL
【答案】C
【详解】A．图甲中补充环形玻璃搅拌棒，大小烧杯的上沿齐平，中间填充满碎纸屑才可用于中和热的测定，故A不选；
B．图乙中长颈漏斗应换为分液漏斗后，可用于测定H2O2溶液的分解速率，故B不选；
C．图丙的实验设计，只有草酸的浓度不同，其它条件相同，可以探究浓度对化学反应速率的影响，故C选；
D．图丁的装置是酸式滴定管，0刻度在上，大刻度在下，所以实验记录的读数为11.80 mL，故D不选；
答案为C。
2．分别表示酸的电离常数、水的离子积常数、溶度积常数，下列判断正确的是( )
A．室温下向的醋酸溶液中加入水稀释后，溶液中不变
B．室温下，说明的电离度一定比的大
C．时，均为4的盐酸和溶液中不相等
D．两种难溶电解质做比较时，越小的电解质，其溶解度一定越小
【答案】A
【详解】A．=，Ka和Kw均不变，故不变，故A正确；
B．电离度与溶液的浓度、电离常数、温度等都有关，仅由电离常数无法比较电离度，故B错误；
C．水的离子积适用于酸、碱、盐溶液，一定温度下，水的离子积是常数，25℃时，盐酸和溶液中相等，故C错误；
D．只有具有相同结构的难溶物(如AgCl、AgBr、AgI)Ksp小的溶解度小，而不同结构的 (如Ag2SO4和AgI)Ksp小的溶解度不一定小，故D错误。
答案选A。
3．常温下，将稀盐酸滴加到等浓度的弱碱AOH溶液中，测得混合液的pH和lg的关系如图所示，其中a点表示未加盐酸时的数据，e点表示HCl和AOH恰好完全反应时的数据。下列说法错误的是( )
A．常温下，A＋的水解平衡常数为1.0×10-10
B．e点溶液中水电离出的H＋浓度为10-6.23 mol·L-1
C．c点溶液中：n(A＋)＋n(AOH)>n(Cl-)
D．d点溶液中：c(Cl-)>c(AOH)>c(A＋)
【答案】D
【详解】A．由题图可知，a点时lg =1，=10，pH=11，Kb==10-4，则A＋的水解平衡常数Kh===1.0×10-10，选项A正确；
B．由题中信息可知，e点表示HCl和AOH恰好完全反应，溶液中溶质为ACl，ACl为强酸弱碱盐，水解使溶液显酸性，溶液中的H＋来自水的电离，所以e点溶液中水电离出的H＋浓度为10-6.23mol·L-1，选项B正确；
C．c点溶液pH=7，根据电荷守恒，c(A＋)=c(Cl-)，n(A＋)=n(Cl-)，则n(A＋)＋n(AOH)>n(Cl-)，选项C正确；
D．d点溶液盐酸过量，A＋水解受到抑制，水解程度微弱，所以d点溶液中：c(Cl-)>c(A＋)>c(AOH)，选项D错误；
答案选D。
4．下列说法正确的是( )
A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强
B．相同条件下，同浓度的碳酸钠和醋酸钠溶液，醋酸钠溶液的碱性更强
C．如果盐酸的浓度是醋酸的两倍，则盐酸的H+浓度也是醋酸的二倍
D．物质的量相同的碳酸钠溶液和碳酸溶液中所含的不同
【答案】D
【详解】A．浓度未知，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液强，故A错误；
B．相同条件下，同浓度的碳酸钠和醋酸钠溶液，碳酸钠的水解能力更强，溶液的碱性更强，故B错误；
C．如果盐酸的浓度是醋酸的两倍，盐酸完全电离但醋酸是部分电离，所以盐酸的H+浓度大于醋酸的二倍，故C错误；
D．物质的量相同的碳酸钠溶液的水解程度和碳酸溶液的电离程度不同，所以所含的不同，故D正确；
故选D。
5．20℃时，用0.100mol/L盐酸滴定20mL0.100mol/L氨水的图像如图所示，下列说法不正确的是( )
A．a、b、c、d均有c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)
B．b点时c(NH)=c(Cl-)=c(H+)=c(OH-)
C．c点表示酸碱恰好完全反应
D．d点时c(Cl-)=2c(NH3 H2O)+2c(NH)
【答案】B
【详解】A．a、b、c、d均有NH、H+、Cl-和OH-，根据电荷守恒，均有c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)故A错误；
B．b点时溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，根据电荷守恒c(NH)=c(Cl-)，但c(NH)=c(Cl-)＞c(H+)=c(OH-)，故B正确；
C．c点加入的盐酸为20mL，恰好与氨水完全反应，所以表示酸碱恰好完全反应，故C错误；
D．d点时加入的盐酸为40mL，所得溶液的溶质为等物质的量浓度的氯化铵和盐酸，根据元素质量守恒，c(Cl-)=2c(NH3 H2O)+2c(NH)，故D错误；
故选B。
6．常温下，用的溶液滴定的溶液，溶液的pH与溶液体积的关系如图所示，下列说法正确的是( )
A．溶液第一步滴定可用酚酞作指示剂
B．a点溶液中：
C．a、b、c三点溶液中相等
D．b点溶液中：
【答案】C
【详解】A. 溶液第一步滴定生成，溶液呈酸性，可选用甲基橙作指示剂，而酚酞的变色范围是8.2～10，故A项错误；
B. a点溶液为溶液，在水溶液中，电离大于水解，a点溶液中：，故B项错误；
C. 温度相同，同一反应的平衡常数相同，即的水解平衡常数在a、b、c三点溶液中相等，故C项正确；
D. b点溶液是溶液，由元素质量守恒可知，，故D项错误；
故选C。
7．常温下，溶液显酸性，溶液中部分离子浓度随浓度的变化如图所示。下列关系式一定正确的是( )
A．
B．
C．
D．时，
【答案】B
【详解】
A. 根据电荷守恒，溶液中有，A项错误；
B. 根据物料守恒，溶液中有，B项正确；
C. 根据图示，室温下浓度小于时，，C项错误；
D. 根据图示，室温下浓度等于时，，D项错误；
故选B。
8．25℃时，在下列给定条件的溶液中，一定能大量共存的离子组是( )
A．的溶液中：、、、
B．的溶液中：、、、
C．的溶液中：、、、
D．由水电离出的的溶液中：、、、
【答案】C
【详解】A. 的溶液中不可能存在大量，因为水解使溶液显酸性，A不选；
B. 与不能大量共存，B不选；
C. 的溶液中，溶液显酸性，、、、均能在酸性溶液中大量共存，C选；
D. 由水电离出的的溶液可能为酸性溶液或碱性溶液，碱性溶液中不能大量存在、，酸性溶液中不能大量存在，D不选。
答案选C。
9．已知。25℃时，和的饱和溶液中，金属阳离子的物质的量浓度的负对数与溶液的变化关系如图所示，下列说法不正确的是( )
A．向等浓度的和的混合溶液中滴加溶液，先沉淀
B．当和沉淀共存时，溶液中：
C．Y点对应的分散系是均一稳定的
D．无法通过直接控制的方法除去溶液中含有的少量
【答案】C
【分析】Ksp[Cu(OH)2]＜Ksp[Fe(OH)2]，则Fe(OH)2的溶解度大于Cu(OH)2，则相等时，Fe(OH)2中氢氧根离子的浓度大于Cu(OH)2中氢氧根离子的浓度，所以曲线a表示Cu(OH)2、曲线b表示Fe(OH)2，据此分析。
【详解】A．向等浓度的和的混合溶液中滴加溶液，溶度积小的先沉淀，应先生成氢氧化铜沉淀，故A正确；
B．pH=8时，-lgc(Fe2+)=3.1，Ksp[Fe(OH)2]=10-3.1×(10-6)2=10-15.1，当pH=10时，-lgc(Cu2+)=11.7，则Ksp[Cu(OH)2]=10-11.7×(10-4)2=10-19.7，c(Fe2+)∶c(Cu2+)==，故B正确；
C．Y点对应的Cu(OH)2分散系中，c(Cu2+)×c2(OH-)＞Ksp[Cu(OH)2]，平衡逆向移动，形成沉淀，即Y点对应的Cu(OH)2分散系是不稳定的体系，故C错误；
D．氢氧化铜溶度积较小，调节pH，先生成氢氧化铜沉淀，不能通过直接控制pH的方法可除去溶液中含有的量，故D正确；
答案选C。
【点睛】本题的难点为B，要注意根据图象提供的数据计算出Ksp[Fe(OH)2]和Ksp[Cu(OH)2]。
10．25℃时，用浓度为的NaOH溶液滴定体积均是20mL、浓度均为的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图所示：
下列说法错误的是( )
A．pH=2的HZ溶液加水稀释10倍，pH=3
B．酸性强弱顺序是：
C．加入20mLNaOH溶液时，只有HY溶液达到滴定终点
D．加入10mL NaOH溶液时，HY溶液中
【答案】C
【详解】A. 由图象开始时可以读出0.1000 mol/LHZ的pH=1，则HZ为强酸；pH=2的强酸HZ加水稀释10倍，pH增加1，即pH=3，故A正确，但不符合题意；
B. 由图象开始时可以读出三种酸的的pH，0.1000 mol/LHZ的pH=1，则HZ为强酸；HY、HX为弱酸，且pH大小为：HYHX，则酸性顺序是：HXC. 加入20mLNaOH溶液时，HX、HY、HZ溶液都完全中和，为中和点；滴定终点为指示剂变色点；中和点与滴定终点不是同一点，故C错误，符合题意；
D. 浓度为0.1000 mol/L的NaOH溶液10mL与体积是20mL、浓度为0.1000 mol/L的HY反应，只反应一半的HY，溶液显酸性，说明c(H+)>c(OH )，根据电荷守恒：c(H+)+c(Na+)=c(OH )+c(Y )，可知c(Na+ )故选：C。
11．酸在溶剂中的电离实质是酸中的转移给溶剂分子，如。已知和在冰醋酸中的电离平衡常数分别为，。下列说法正确的是( )
A．在冰醋酸中的电离方程式为
B．的冰醋酸溶液中：
C．浓度均为的或的冰醋酸溶液：
D．向的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，减小
【答案】B
【详解】A.由于，则在冰醋酸中部分电离，电离方程式为，A项错误；
B.在冰醋酸溶液中存在质子守恒关系：，B项正确；
C.、在冰醋酸中电离平衡常数越大，pH越小，则有，C项错误；
D.向的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，溶液体积增大，减小，电离平衡常数，温度不变，则不变，故增大，D项错误；
故选B。
12．已知：25℃时，，。该温度下，下列说法错误的是( )
A．的水解常数为
B．溶于水形成的饱和溶液中，
C．向悬浊液中加入，溶液中增大
D．的平衡常数
【答案】B
【详解】A．在溶液中存在水解平衡：，则水解常数，故A正确；
B．溶于水形成的饱和溶液中，，则有，故B错误；
C．向悬浊液中加入，发生中和反应消耗，溶解平衡正向移动，溶液中增大，故C正确；
D．该反应的平衡常数为，故D正确；
故答案为B。
13．下列说法中正确的是( )
A．NaHCO3溶液中离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(OH–)>c()>c(H+)>c()
B．Na2S的溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(S2–)+c(HS-)+c(OH–)
C．向AgBr、AgCl的混合饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中减小
D．浓度均为的①NH4Cl②NH4Fe(SO4)2③CH3COONH4④NH3·H2O，c()由小到大的顺序：④<③<①<②
【答案】D
【详解】A．NaHCO3溶液中存在着的水解平衡又存在着的电离平衡，且水解大于电离，所以离子浓度大小顺序为c(Na+)> c()>c(OH–)>c(H+)>c()，故A错误；
B．Na2S的溶液中根据可得电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c(S2–)+c(HS-)+c(OH–)，故B错误；
C．向AgBr、AgCl的混合饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中温度不变，该值不变，故C错误；
D．NH3·H2O是弱电解质电离出的c()最小，会抑制的水解，CH3COO-会促进的水解，所以四种溶液中c()由小到大的顺序：④<③<①<②，故D正确；
故选D。
14．室温下，通过下列实验探究溶液的性质。
实验1：实验测得溶液pH为8.6。
实验2：向溶液中滴加等体积溶液，pH由8.6降为4.8。
实验3：向溶液中加入等体积溶液，出现白色沉淀。
实验4：向稀硫酸酸化的溶液中滴加溶液至溶液褪色。
已知室温时，下列说法正确的是( )
A．溶液中满足：
B．实验2滴加盐酸过程中不可能满足：
C．实验3所得上层清液中
D．实验4发生反应离子方程式为：
【答案】C
【详解】A．中存在元素质量守恒：，则有，所以，故A错误；
B．实验2滴加盐酸过程中溶液中存在电荷守恒，滴定过程中pH由8.6降为4.8，当pH=7时即，则有，故B错误；
C．加入等体积溶液，反应完全，溶液中，则实验3所得上层清液中，故C正确；
D．实验4发生反应离子方程式为：，故D错误；
故选C。
15．回答下列问题
(1)已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10－5。
①常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN－) (填“＞”“＜”或“＝”)c(HCN)。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为 。
②常温下，若将c mol·L－1盐酸与0.62 mol·L－1KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝ (小数点后保留4位数字)。
(2)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25 ℃时，将a mol NH4NO3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，所滴加氨水的浓度为 mol·L－1(NH3·H2O的电离平衡常数取Kb＝2×10－5)。
(3)向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则c() (填“＞”“＜”或“＝”)2c()，此时混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，则NH3·H2O的电离常数Kb为 。
(4)向10 mL 0.10 mol·L－1的氨水中加入10 mL 0.02 mol·L－1的CaCl2溶液，通过计算说明是否会生成沉淀？ 。[已知Ca(OH)2的Ksp＝5.5×10－6，氨水中c(OH－)≈]
【答案】(1) 碱 ＜ c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋) 0.616 2
(2) ＋H2ONH3·H2O＋H＋ 逆向
(3) ＝ 1.76×10－5
(4)无沉淀生成
【详解】（1）①Kh(CN－)＝1.61×10－5，则Ka(HCN)＝＝≈6.2×10－10<1.61×10－5，说明CN－的水解能力强于HCN的电离能力，常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显碱性，c(CN－＜c(HCN)；结合电荷守恒可知，溶液中各离子浓度由大到小的顺序为：c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)；
②当溶液显中性时，由电荷守恒知溶液中c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得c(HCN)＝c(K＋)－ c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5c mol/L，由水解平衡CN－＋H2OHCN＋OH－可知，其水解平衡常数的表达式Kh＝＝＝1.61×10－5，解得c≈0.616 2；
（2）NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25 ℃时，将a mol NH4NO3溶于水，硝酸铵为强酸弱碱盐，水解溶液显酸性，＋H2ONH3·H2O＋H＋；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c(OH-)增大，抑制水的电离，水的电离平衡将逆向移动；
NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25 ℃时，将a mol NH4NO3溶于水，向该溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，依据电荷守恒计算可知，溶液中氢氧根离子浓度＝10－7 mol/L，c ()＝c()，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝2×10－5，设混合后溶液体积为1 L，c ()＝c(NO)＝a mol/L；根据一水合氨电离平衡得到：NH3·H2O＋OH－，平衡常数K＝＝＝2×10－5 mol/L，计算得到c (NH3·H2O)＝mol/L；
（3）向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则根据电荷守恒有c()＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c()，所以c()＝2c()。因混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，NH3·H2O的电离常数Kb＝ ＝1.76×10－5
（4）由(3)NH3·H2O的电离常数Kb＝1.76×10－5，因氨水中c(OH－)≈，故混合后c2(OH－)≈×0.10×1.76×10－5＝8.8×10－7，10 mL 0.02 mol·L－1的CaCl2溶液中c(Ca2＋)＝0.02 mol·L－1，混合后c(Ca2＋)＝0.01 mol·L－1，则Qc＝c(Ca2＋)·c2(OH－)＝0.01×8.8×10－7＝8.8×10－9＜Ksp，故无沉淀生成。
16．实验室利用橄榄石尾矿（主要成分为MgO及少量FeO、Fe2O3、Al2O3等）制备纯净氯化镁晶体（MgCl2·6H2O），实验流程如下：
已知几种金属阳离子形成氢氧化物沉淀时的pH如下表：
Fe2+ Fe3+ Al3+ Mg2+
开始沉淀时 7.6 2.7 4.2 9.6
沉淀完全时 9.6 3.7 5.4 11.1
回答下列问题：
(1)“浸取”步骤中，能加快浸取速率的方法有 （任写两种）。
(2)气体X是 ，滤渣1溶于一定浓度硫酸溶液后，加热到70～80℃可以制得一种高效的无机高分子混凝剂、净水剂，其化学式为［Fe2(OH)n(SO4)(3-0.5)n］m，则该物质中铁元素的化合价为 。溶液采用的加热方式为 ，控制温度70～80℃的原因是 。若溶液的pH偏小，将导致聚铁中铁的质量分数 （填“偏高”、“偏低”或“无影响”）。
(3)加入H2O2的目的是 。若将上述过程中的“H2O2”用“NaClO”代替也能达到同样目的，则发生反应的离子方程式为 。
(4)“一系列操作”主要包括加入足量盐酸，然后经过 、过滤、洗涤，即得到氯化镁晶体。
【答案】 橄榄石尾矿粉碎、适量增大盐酸的浓度、适当提高反应的温度等； NH3 +3 水浴加热 防止Fe3＋全部水解成Fe(OH)3 偏低 将Fe2＋氧化成Fe3＋ ClO－＋2Fe2＋＋2H＋=2Fe3＋＋Cl－＋H2O 蒸发浓缩、冷却结晶
【分析】橄榄石尾矿中含有MgO、FeO、Fe2O3、Al2O3等，加入盐酸浸取，得到Mg2＋、Fe2＋、Fe3＋、Al3＋，加入H2O2，利用H2O2的氧化性，将Fe2＋氧化成Fe3＋，根据表格中的数据，通入气体X，调节pH，应除去溶液中的Fe3＋，Al(OH)3为两性氢氧化物，Mg(OH)2是碱，加入过量的NaOH溶液，得到Mg(OH)2沉淀，然后对滤渣2进行洗涤、干燥，将Mg(OH)2溶解到盐酸中，然后蒸发浓缩、冷却结晶，过滤、洗涤得到氯化镁晶体，据此分析；
【详解】(1)“浸取”步骤中，能加快进去速率的方法有将橄榄石尾矿粉碎、适量增大盐酸的浓度、适当提高反应的温度等；故答案为橄榄石尾矿粉碎、适量增大盐酸的浓度、适当提高反应的温度等；
(2)根据上述分析，加入气体X，调节pH，使Fe3＋以Fe(OH)3的形式沉淀出来，即气体X为NH3；OH－为－1价，整体显－2价，根据化合价代数和为0，推出Fe元素显＋3价；获得该物质需要加热到70～80℃，因此采用水浴加热；控制温度在70～80℃，防止Fe3＋全部水解成Fe(OH)3；溶液的pH减小，则生成的聚铁中OH－的含量减少，的含量增多，使铁的含量偏低；故答案为NH3；+3；水浴加热；防止Fe3＋全部水解成Fe(OH)3；偏低；
(3)根据上述分析，加入H2O2的目的是将Fe2＋氧化成Fe3＋；NaClO具有强氧化性，能将Fe2＋氧化成Fe3＋，ClO－本身被还原成Cl－，然后根据化合价升降法进行配平，得到ClO－＋2Fe2＋＋2H＋=2Fe3＋＋Cl－＋H2O；故答案为将Fe2＋氧化成Fe3＋；ClO－＋2Fe2＋＋2H＋=2Fe3＋＋Cl－＋H2O；
(4)滤渣2为Mg(OH)2，将滤渣2加入足量的盐酸，然后经过蒸发浓缩、冷却结晶、过滤、洗涤，即得到氯化镁晶体；故答案为：蒸发浓缩、冷却结晶。
【点睛】陌生氧化还原反应方程式的书写是工艺流程中的难点，一般先找出氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物，像本题ClO－为氧化剂，其还原产物是Cl－，Fe2＋为还原剂，其氧化产物是Fe3＋，即ClO－＋Fe2＋→Fe3＋＋Cl－，根据化合价升降法进行配平，即ClO－＋2Fe2＋→2Fe3＋＋Cl－，根据流程判断出反应的酸碱性，加入盐酸是过量，则本题中溶液显酸性，根据电荷守恒和原子守恒，得出ClO－＋2Fe2＋＋2H＋=2Fe3＋＋Cl－＋H2O。
17．已知：25 ℃时，Ka1(H2SO3)=1.5×10-2，Ka2(H2SO3)=6×10 8，Ka1 (H2A)=1.3×10-7， Ka2 (H2A)=7.1×10-10，Ksp(CaSO3)=3.1 × 10-7。
(1)H2SO3溶液和NaHA溶液反应的主要离子方程式为 (不考虑H2SO3与HA-发生氧化还原反应)。
(2)0.1mol/L Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为 。
(3)25℃时.将10mL0.20mol·L-1的HCOOH溶液和10mL0.20mol·L-1的CH3COOH溶液分别与10mL0.20mol·L-1的NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的示意图如图所示：
①HCO的电离平衡常数表达式K= 。
②反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是 ，反应结束后所得两溶液中，c(HCOO- ) c(CH3COO-)(填“>”“<”或“=”)。
(4)25℃ 时，某溶液中含有0.001 mol/LCa2+、0.010 mol/L H2SO3，加入KOH固体以调节溶液pH(忽略溶液体积的变化、忽略H2SO3的挥发和分解)。当pH为7时，能否有CaSO3沉淀生成 (填“能”或“否”)。
【答案】 H2SO3+HA- =HSO+H2A c(Na+)＞c(SO)＞c(OH-)＞c(HSO)＞c(H+ ) HCOOH的酸性比CH3COOH强等浓度的HOOOH溶液中的c(H+ )较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率较快 ＞ 能
【分析】(1)根据Ka1(H2SO3)=1.5×10-2，Ka2(H2SO3)=6×10 8，Ka1 (H2A)=1.3×10-7， Ka2 (H2A)=7.1×10-10知，酸性：H2SO3＞H2A＞HSO＞HA-，据此分析判断H2SO3溶液和NaHA溶液反应的产物，再书写反应的离子方程式；
(2)0.1mol/L Na2SO3溶液中SO水解，溶液显碱性，水也电离出部分氢氧根离子，据此排序；
(3)①HCO的电离方程式为HCO3- H++，据此书写平衡常数表达式；②HCOOH的酸性比CH3COOH强，结合越弱越水解分析解答；
(4) Ka1(H2SO3)=1.5×10-2，则 NaHSO3的水解平衡常数＜电离平衡常数，说明NaHSO3溶液显酸性，因此0.010 mol/L H2SO3，加入KOH固体以调节溶液pH为7时，说明溶液中含有NaHSO3和Na2SO3，结合HSO3- H++和Ka2(H2SO3)=6×10 8，计算出c(SO)=6×10 3 mol/L，再根据c(Ca2+)c(SO)与Ksp(CaSO3)的大小分析判断。
【详解】(1)根据Ka1(H2SO3)=1.5×10-2，Ka2(H2SO3)=6×10 8，Ka1 (H2A)=1.3×10-7， Ka2 (H2A)=7.1×10-10知，酸性：H2SO3＞H2A＞HSO＞HA-，H2SO3溶液和NaHA溶液反应生成H2A和NaHSO3，反应离子方程式为H2SO3+HA- =HSO+H2A，故答案为：H2SO3+HA- =HSO+H2A；
(2)0.1mol/L Na2SO3溶液中SO水解，溶液显碱性，水也电离出部分氢氧根离子，因此离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)＞c(SO)＞c(OH-)＞c(HSO)＞c(H+ )，故答案为：c(Na+)＞c(SO)＞c(OH-)＞c(HSO)＞c(H+ )；
(3)①HCO的电离方程式为HCO3- H++，平衡常数表达式K=，故答案为：；
②HCOOH的酸性比CH3COOH强，等浓度的HOOOH溶液中的c(H+ )较大，甲酸溶液与NaHCO3溶液的反应速率较快使得反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异；将10mL0.20mol·L-1的HCOOH溶液和10mL0.20mol·L-1 的CH3COOH溶液分别与10mL0.20mol·L-1的NaHCO3溶液混合，反应结束后，恰好生成HCOONa和CH3COONa溶液，由于甲酸钠的水解程度较小，所得两溶液中，c(HCOO- )＞ c(CH3COO-)，故答案为：HCOOH的酸性比CH3COOH强等浓度的HOOOH溶液中的c(H+ )较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率较快；＞；
(4) Ka1(H2SO3)=1.5×10-2，则 NaHSO3的水解平衡常数＜电离平衡常数，说明NaHSO3溶液显酸性，0.010 mol/L H2SO3，加入KOH固体以调节溶液pH为7时，说明溶液中含有NaHSO3和Na2SO3，c(H+)=c(OH-)=1 × 10-7mol/L，根据HSO3- H++，则Ka2(H2SO3)=6×10 8==≈，解得：c(SO)=6×10 3 mol/L，则c(Ca2+)c(SO)=0.001 ×6×10 3 =6×10 6＞Ksp(CaSO3)=3.1 × 10-7，因此有CaSO3沉淀生成，故答案为：能。
【点睛】本题的难点和易错点为(4)，要注意pH为7时，溶液中含有NaHSO3和Na2SO3，要注意根据电离平衡常数计算溶液中的c(SO)。
18．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO NH3·H2O
电离平衡常数 Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11 Ka＝3.0×10－8 Kb＝1.8×10－5
(1)NH3·H2O的电离方程式是 ，25 ℃时，物质的量浓度为0.10 mol/L的氨水中，c(OH－)＝ (列出算式即可)。
(2)25 ℃时，物质的量浓度相等的CH3COONa溶液和NaClO溶液pH大小关系是：CH3COONa (填“＞”“＜”或“＝”)NaClO，请结合题目有关信息说明原因 。
(3)向NaClO溶液中通入少量二氧化碳气体，发生反应的离子方程式是 ，结合所给数据说明生成该产物的理由 。
【答案】(1) NH3·H2ONH＋OH－ mol/L
(2) ＜ CH3COO－水解平衡常数Kh1＝＝＝×10－9，ClO－水解常数为Kh2＝＝＝×10－6，ClO－水解程度大，碱性强
(3) ClO－＋CO2＋H2O=HClO＋ Ka1 (H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2()，酸性强弱为H2CO3＞HClO＞，利用酸性强的制取酸性弱的，得到产物是HClO、。
【详解】（1）NH3·H2O为弱碱，在水中部分电离，其电离方程式为NH3·H2ONH＋OH－；根据一水合氨的电离方程式，c(NH)≈c(OH－)，根据电离平衡常数，Kb＝，c(OH－)＝＝mol/L；
（2）CH3COONa属于强碱弱酸盐，CH3COO－水解平衡常数Kh1＝＝＝×10－9，NaClO属于强碱弱酸盐，ClO－水解常数为Kh2＝＝＝×10－6，Kh2＞Kh1，等物质的量浓度两种溶液中NaClO溶液的pH大；
（3）根据表中数据可知电离平衡常数大小顺序是H2CO3＞HClO＞，利用酸性强的制取酸性弱的，可知次氯酸钠溶液中通入少量的CO2，其离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O=HClO＋。
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2024-2025年高中化学选择性必修1化学反应原理第三章水溶液中的离子反应与平衡单元测试
1．下列有关实验能够达到相应实验目的的是 ( )
A．图甲中补充环形玻璃搅拌棒即可用于中和热的测定
B．图乙可用于测定H2O2溶液的分解速率
C．图丙的实验设计可以探究浓度对化学反应速率的影响
D．图丁实验记录的读数为12.20 mL
2．分别表示酸的电离常数、水的离子积常数、溶度积常数，下列判断正确的是( )
A．室温下向的醋酸溶液中加入水稀释后，溶液中不变
B．室温下，说明的电离度一定比的大
C．时，均为4的盐酸和溶液中不相等
D．两种难溶电解质做比较时，越小的电解质，其溶解度一定越小
3．常温下，将稀盐酸滴加到等浓度的弱碱AOH溶液中，测得混合液的pH和lg的关系如图所示，其中a点表示未加盐酸时的数据，e点表示HCl和AOH恰好完全反应时的数据。下列说法错误的是( )
A．常温下，A＋的水解平衡常数为1.0×10-10
B．e点溶液中水电离出的H＋浓度为10-6.23 mol·L-1
C．c点溶液中：n(A＋)＋n(AOH)>n(Cl-)
D．d点溶液中：c(Cl-)>c(AOH)>c(A＋)
4．下列说法正确的是( )
A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强
B．相同条件下，同浓度的碳酸钠和醋酸钠溶液，醋酸钠溶液的碱性更强
C．如果盐酸的浓度是醋酸的两倍，则盐酸的H+浓度也是醋酸的二倍
D．物质的量相同的碳酸钠溶液和碳酸溶液中所含的不同
5．20℃时，用0.100mol/L盐酸滴定20mL0.100mol/L氨水的图像如图所示，下列说法不正确的是( )
A．a、b、c、d均有c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)
B．b点时c(NH)=c(Cl-)=c(H+)=c(OH-)
C．c点表示酸碱恰好完全反应
D．d点时c(Cl-)=2c(NH3 H2O)+2c(NH)
6．常温下，用的溶液滴定的溶液，溶液的pH与溶液体积的关系如图所示，下列说法正确的是( )
A．溶液第一步滴定可用酚酞作指示剂
B．a点溶液中：
C．a、b、c三点溶液中相等
D．b点溶液中：
7．常温下，溶液显酸性，溶液中部分离子浓度随浓度的变化如图所示。下列关系式一定正确的是( )
A．
B．
C．
D．时，
8．25℃时，在下列给定条件的溶液中，一定能大量共存的离子组是( )
A．的溶液中：、、、
B．的溶液中：、、、
C．的溶液中：、、、
D．由水电离出的的溶液中：、、、
9．已知。25℃时，和的饱和溶液中，金属阳离子的物质的量浓度的负对数与溶液的变化关系如图所示，下列说法不正确的是( )
A．向等浓度的和的混合溶液中滴加溶液，先沉淀
B．当和沉淀共存时，溶液中：
C．Y点对应的分散系是均一稳定的
D．无法通过直接控制的方法除去溶液中含有的少量
10．25℃时，用浓度为的NaOH溶液滴定体积均是20mL、浓度均为的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图所示：
下列说法错误的是( )
A．pH=2的HZ溶液加水稀释10倍，pH=3
B．酸性强弱顺序是：
C．加入20mLNaOH溶液时，只有HY溶液达到滴定终点
D．加入10mL NaOH溶液时，HY溶液中
11．酸在溶剂中的电离实质是酸中的转移给溶剂分子，如。已知和在冰醋酸中的电离平衡常数分别为，。下列说法正确的是( )
A．在冰醋酸中的电离方程式为
B．的冰醋酸溶液中：
C．浓度均为的或的冰醋酸溶液：
D．向的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，减小
12．已知：25℃时，，。该温度下，下列说法错误的是( )
A．的水解常数为
B．溶于水形成的饱和溶液中，
C．向悬浊液中加入，溶液中增大
D．的平衡常数
13．下列说法中正确的是( )
A．NaHCO3溶液中离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(OH–)>c()>c(H+)>c()
B．Na2S的溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(S2–)+c(HS-)+c(OH–)
C．向AgBr、AgCl的混合饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中减小
D．浓度均为的①NH4Cl②NH4Fe(SO4)2③CH3COONH4④NH3·H2O，c()由小到大的顺序：④<③<①<②
14．室温下，通过下列实验探究溶液的性质。
实验1：实验测得溶液pH为8.6。
实验2：向溶液中滴加等体积溶液，pH由8.6降为4.8。
实验3：向溶液中加入等体积溶液，出现白色沉淀。
实验4：向稀硫酸酸化的溶液中滴加溶液至溶液褪色。
已知室温时，下列说法正确的是( )
A．溶液中满足：
B．实验2滴加盐酸过程中不可能满足：
C．实验3所得上层清液中
D．实验4发生反应离子方程式为：
15．回答下列问题
(1)已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10－5。
①常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN－) (填“＞”“＜”或“＝”)c(HCN)。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为 。
②常温下，若将c mol·L－1盐酸与0.62 mol·L－1KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝ (小数点后保留4位数字)。
(2)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25 ℃时，将a mol NH4NO3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，所滴加氨水的浓度为 mol·L－1(NH3·H2O的电离平衡常数取Kb＝2×10－5)。
(3)向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则c() (填“＞”“＜”或“＝”)2c()，此时混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，则NH3·H2O的电离常数Kb为 。
(4)向10 mL 0.10 mol·L－1的氨水中加入10 mL 0.02 mol·L－1的CaCl2溶液，通过计算说明是否会生成沉淀？ 。[已知Ca(OH)2的Ksp＝5.5×10－6，氨水中c(OH－)≈]
16．实验室利用橄榄石尾矿（主要成分为MgO及少量FeO、Fe2O3、Al2O3等）制备纯净氯化镁晶体（MgCl2·6H2O），实验流程如下：
已知几种金属阳离子形成氢氧化物沉淀时的pH如下表：
Fe2+ Fe3+ Al3+ Mg2+
开始沉淀时 7.6 2.7 4.2 9.6
沉淀完全时 9.6 3.7 5.4 11.1
回答下列问题：
(1)“浸取”步骤中，能加快浸取速率的方法有 （任写两种）。
(2)气体X是 ，滤渣1溶于一定浓度硫酸溶液后，加热到70～80℃可以制得一种高效的无机高分子混凝剂、净水剂，其化学式为［Fe2(OH)n(SO4)(3-0.5)n］m，则该物质中铁元素的化合价为 。溶液采用的加热方式为 ，控制温度70～80℃的原因是 。若溶液的pH偏小，将导致聚铁中铁的质量分数 （填“偏高”、“偏低”或“无影响”）。
(3)加入H2O2的目的是 。若将上述过程中的“H2O2”用“NaClO”代替也能达到同样目的，则发生反应的离子方程式为 。
(4)“一系列操作”主要包括加入足量盐酸，然后经过 、过滤、洗涤，即得到氯化镁晶体。
17．已知：25 ℃时，Ka1(H2SO3)=1.5×10-2，Ka2(H2SO3)=6×10 8，Ka1 (H2A)=1.3×10-7， Ka2 (H2A)=7.1×10-10，Ksp(CaSO3)=3.1 × 10-7。
(1)H2SO3溶液和NaHA溶液反应的主要离子方程式为 (不考虑H2SO3与HA-发生氧化还原反应)。
(2)0.1mol/L Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为 。
(3)25℃时.将10mL0.20mol·L-1的HCOOH溶液和10mL0.20mol·L-1的CH3COOH溶液分别与10mL0.20mol·L-1的NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的示意图如图所示：
①HCO的电离平衡常数表达式K= 。
②反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是 ，反应结束后所得两溶液中，c(HCOO- ) c(CH3COO-)(填“>”“<”或“=”)。
(4)25℃ 时，某溶液中含有0.001 mol/LCa2+、0.010 mol/L H2SO3，加入KOH固体以调节溶液pH(忽略溶液体积的变化、忽略H2SO3的挥发和分解)。当pH为7时，能否有CaSO3沉淀生成 (填“能”或“否”)。
18．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO NH3·H2O
电离平衡常数 Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11 Ka＝3.0×10－8 Kb＝1.8×10－5
(1)NH3·H2O的电离方程式是 ，25 ℃时，物质的量浓度为0.10 mol/L的氨水中，c(OH－)＝ (列出算式即可)。
(2)25 ℃时，物质的量浓度相等的CH3COONa溶液和NaClO溶液pH大小关系是：CH3COONa (填“＞”“＜”或“＝”)NaClO，请结合题目有关信息说明原因 。
(3)向NaClO溶液中通入少量二氧化碳气体，发生反应的离子方程式是 ，结合所给数据说明生成该产物的理由 。
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