还剩24页未读，
继续阅读
所属成套资源：2022届高三化学一轮复习含解析
成套系列资料，整套一键下载
2022届高三化学一轮复习化学反应原理05四大常数的相关计算含解析
展开
这是一份2022届高三化学一轮复习化学反应原理05四大常数的相关计算含解析，共27页。试卷主要包含了室温下，有下列溶液，有下列化合物等内容，欢迎下载使用。
四大常数的相关计算
非选择题（共25题）
1．(1)已知某温度时，KW=1.0×10－12 ，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2.0×10－3，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，试求该溶液的pH＝______。
(2)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝____________ mol·L－1。(已知 ≈2.36)
(3)25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝________________，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)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．(1)pH相同的下列物质的溶液①(NH4)2SO4；②NH4HSO4；③NH4NO3，铵根离子浓度由小到大的顺序是__________(填序号)。
(2)同浓度的下列溶液：①HCl；②NH4Cl；③Na2CO3；④NaHCO3，其中pH由大到小的顺序是______________。
(3)物质的量浓度相同的①盐酸、②硫酸溶液、元③醋酸(CH3COOH)溶液各100mL分别与足量的Zn反应，在相同的条件下，产生H2的体积分别为V1、V2、V3，它们由大到小的顺序是___________。
(4)等体积的CH3COOH与NaOH溶液反应后溶液中存在c(Na+)＜c(CH3COO-)，该溶液呈______性(填“酸”、“碱”或“中”)，反应前c(NaOH)_____c(CH3COOH)(填“＞”“＜”或“=”)
(5)在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中Cl-，利用Ag+与生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl-恰好沉淀完全(浓度等于1.0×10-5mol/L)时，溶液中c(Ag+)为____mol/L，此时溶液中c(CrO42-)等于_____mol/L。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10-12和2.0×10-10)。
3．室温下，有下列溶液：
(1)0.2mol·L－1HR溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液pH<7，则说明在相同条件下HR的电离程度_____NaR的水解程度(填“＞”、“＜”或“＝”)，混合溶液中各离子浓度的大小顺序为_________。
(2)pH=3的0.1mol·L−1NH4Al(SO4)2溶液中c()+c(NH3·H2O)____c(Al3+)+c［Al(OH)3］(填“﹥”、“﹤”或“=”)；2c()－c()－3c(Al3+)=_________mol·L−1(填准确数值)。
(3)已知：Ksp［Cu(OH)2］＝2.2×10－20、Ksp［Fe(OH)3］＝4.0×10－38、Ksp［Mn(OH)2］＝2.1×10－13。若某溶液中c(Cu2＋)＝2.2mol·L－1、c(Fe3＋)＝0.008mol·L－1、c(Mn2＋)＝0.21mol·L－1，向其中逐滴加入稀氨水，先生成的沉淀是_____(填化学式)；为尽可能多地回收铜，而不让锰析出，所得滤液的pH最大值为_____。
4．常温下，用NaOH溶液作捕捉剂不仅可以降低碳排放，而且可得到重要的化工产品
(1)若某次捕捉后得到的溶液，则溶液中：______常温下、，
(2)欲用5L 溶液将 固体全都转化为，则所用的溶液的物质的量浓度至少为______。已知：常温下、忽略溶液体积的变化
5．研究电解质在水溶液中的平衡能了解它的存在形式。常温下，向的溶液中逐滴加入溶液，所得溶液的随溶液的体积变化如图所示(溶液体积变化忽略不计)。
(1)温下，溶液中由水电离出的_______。
(2)X点时，溶液中各离子浓度由大到小的顺序是_______。
(3)K点时，溶液中_______。
6．含有Cr2O的废水毒性较大，某工厂废水中含5.0×10-3mol·L-1的Cr2O。为了使废水的排放达标，进行如下处理：
Cr2OCr3+、Fe3+Cr(OH)3、Fe(OH)3
(4)若处理后的废水中残留的c(Fe3+)=2.0×10-13mol·L-1，则残留的Cr3+的浓度为____(已知：Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38，Ksp[Cr(OH)3]=6.0×10-31)。
(5)已知室温时，Ksp［Mg(OH)2］=4.0×10−11。在0.1mol/L的MgCl2溶液中，逐滴加入NaOH溶液，当Mg2+完全沉淀时，溶液的pH是___(已知lg2=0.3)。(已知：当溶液中离子浓度小于1×10-5mol/L时认为沉淀完全。)
7．(1)已知25℃时，Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11，Ksp[Cu(OH)2]=2.2×10-20。25℃时，向浓度均为0.01mol/L的MgCl2和CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，先生成____________沉淀（填化学式），生成该沉淀的离子方程式为______________，当两种沉淀共存时，__________（保留两位有效数字）。
(2)25℃时，向0.01mol/L的MgCl2溶液中，逐滴加入浓NaOH溶液，刚好出现沉淀时，溶液的pH为____________；当溶液中的离子浓度小于1×10-5mol/L时，认为该离子沉淀完全，当Mg2+完成沉淀时，溶液的pH为___________ (忽略溶液体积的变化，已知：。
(3)该温度下，反应Cu(OH)2+2H+Cu2++2H2O的平衡常数K=_____________。
8．对工业废水和生活污水进行处理是防止水体污染、改善水质的主要措施之一。硫酸厂的酸性废水中砷(As)元素(主要以H3AsO3形式存在)含量极高，为控制砷的排放，某工厂采用化学沉淀法处理含砷废水。请回答以下问题：
（1）若酸性废水中Fe3+的浓度为1.0×10-4 mol·L-1，则c(AsO43-)不超过 ____mol·L-1。
（2）工厂排放出的酸性废水中的三价砷(弱酸H3AsO3)不易沉降，可投入MnO2先将其氧化成五价砷 (弱酸H3AsO4)，此时MnO2被还原为Mn2+，该反应的离子方程式为_________________。
（3）砷酸(H3AsO4)分步电离的平衡常数(25 ℃)为Ka1=5.6×10-3，Ka2=1.7×10-7，Ka3=4.0×10-12，第三步电离的平衡常数表达式为Ka3=_________，Na3AsO4第一步水解的离子方程式为AsO43－+H2OHAsO42－+OH-，该步水解的平衡常数(25 ℃)为____。
9．有下列化合物：①NaCl②NaOH③HCl④FeCl3⑤CH3COONa⑥CH3COOH⑦NH3•H2O⑧H2O
请回答下列问题：
（1）FeCl3溶液显__________性，用离子方程式表示______________________；
CH3COOH溶液显________性，用离子方程式表示__________________________；
（2）常温下，pH=10的CH3COONa溶液中，水电离出来的c(OH-)=_________________；
在pH=3HCl的溶液中，水电离出来的c(H+)=___________________；
（3）已知水存在如下平衡：H2O+H2OH3O++OH-△H>0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液显酸性，选择方法是____________。
A．向水中加入NaHSO4固体
B．向水中加入(NH4)2SO4固体
C．加热至100℃[其中c(H+)=1×10-6mol•L-1]
D、向水中加Na2CO3固体
（4）若等浓度、等体积的②NaOH和⑦NH3•H2O分别加水稀释m倍、n倍，稀释后两种溶液的pH相等，则m___________n（填“<”、“>”或“=”）。
（5）25℃，pH=a的盐酸VamL与pH=14-a的氨水VbmL混合，若溶液显中性，则Va_____Vb(填“>”、“<”、“=”、“无法确定”)
（6）除⑧H2O外，若其余7种溶液的物质的量浓度相同，则这7种溶液按pH由大到小的顺序为：______________________________________________（填序号）。
（7）常温下pH=13的NaOH溶液与pH=2的盐酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则NaOH与盐酸的体积比为________
10．（1）某温度（t℃）时，测得0.01 mol·L-1的NaOH溶液的pH＝13，请回答下列问题：
①该温度下水的Kw＝__________________。
②此温度下，将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的H2SO4溶液VbL混合(忽略体积变化)，若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va︰Vb＝__________________。
（2）已知25°C时Ksp(Mg(OH)2)=1.8×10-11，为除去某食盐溶液中的Mg2+,可用NaOH为除杂试剂，当控制溶液pH=12时，可确保Mg2+除尽，此时溶液中Mg2+的物质的量浓度为________。
11．某温度下，纯水中c（H＋）＝1.0×10－6 mol·L-1，则此时c（OH－）＝_____mol·L-1。
在此温度下，将100 mL pH=1的稀硫酸和盐酸的混合液与100 mL未知浓度的Ba (OH)2溶液相混合，充分反应后过滤，得0.233g沉淀，滤液的pH值变为11(设混合液体积为两者之和，所得固体体积忽略不计）。则原混合酸液中SO42－的物质的量=____mol；Cl－的物质的量=_____mol；Ba(OH)2的物质的量浓度=______mol·L-1 。
12．按要求回答下列问题。
(1)根据H3PO3的电离过程分为以下两步：H3PO3H++H2PO，Ka1=3.7×10-2，H2POH++HPO，Ka2=2.9×10-7。可判断H3PO3是___酸。
(2)①已知室温下HA的电离平衡常数Ka=1.0×10-5，则100mL0.lmol·L-1HA溶液中，HA的电离度为___。
②若向该溶液中加入少量NaOH固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，HA的电离平衡___ (填“向左”、“向右”或“不”)移动。
③另取10mL的HA溶液，加入少量NaA固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将___(填“增大”“减小”或“无法确定”)。
(3)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的浓度为2.0mol·L-1，则溶液中的c(OH-)=___mol·L-1。HSO的电离常数表达式K=___。将SO2通入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的=___。
13．酸性锌锰干电池是一种一次性电池，外壳为金属锌，用废电池的锌皮制备ZnSO4·7H2O的过程中，需去除少量杂质铁，其方法是：加稀硫酸和H2O2溶解，铁变为_______，加碱调节至pH为_______ 时，铁刚好完全沉淀(离子浓度小于1×10-5mol/L时，即可认为该离子沉淀完全)；继续加碱调节至pH为_______时，锌开始沉淀(假定Zn2+浓度为0.1mol/L)。若上述过程不加H2O2后果是_______ ，原因是 _______ 。
化合物
Zn(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Ksp近似值
10-17
10-17
10-39
14．请回答下列问题(注意：溶液混合时，均忽略溶液体积变化)：
(1)已知：常温下HCN的Ka=4.9×10−10，H2CO3的Ka1=4×10−7，Ka2=5.6×10−11，写出将少量CO2气体通入NaCN溶液中的离子方程式______。
(2)25℃时，pH=2的盐酸溶液与pH=4的H2SO4溶液等体积混合，求混合后的pH=______。
(3)25℃时，将pH=3的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液混合，充分混合后所得溶液的pH=10，则H2SO4溶液与NaOH溶液的体积比为______。
(4)常温下，将0.1mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06mol·L-1硫酸溶液等体积混合，溶液的pH=______；
(5)25℃时，pH=5的H2SO4溶液加水稀释至原溶液体积的1000倍，求稀释后的溶液中离子浓度比c(H+)：c(SO)=______。
(6)室温下pH=9的NaOH溶液和pH=9的CH3COONa溶液，设由水电离产生的OH﹣的物质的量浓度分别为A和B，则A/B等于______。
15．在t℃时，某NaOH稀溶液中，c（H+）=10﹣amol•L﹣1，c（OH﹣）=10﹣bmol•L﹣1，已知a+b=12，则：
（1）该温度下水的离子积常数KW=_______；
（2）该NaOH溶液的物质的量浓度的精确值是______mol•L﹣1；
（3）在该温度下，将100mL 0.1mol•L﹣1的稀硫酸与100mL 0.4mol•L﹣1的NaOH溶液混合后，溶液的pH=______；
（4）该温度下若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前 a与b之间应满足的关系是______。
16．元素铬(Cr)在溶液中主要以Cr3+(蓝紫色)、Cr(OH)4-(绿色)、Cr2O72-(橙红色)、CrO42-(黄色)等形式存在， CrO42-和Cr2O72-在溶液中可相互转化2CrO42-+2H＋Cr2O72-+H2O。 室温下，初始浓度为1.0mol/L的Na2CrO4溶液中c(Cr2O72-)随c(H+)的变化如图所示,回答下列问题：
(1)由图可知，随着溶液酸性增强，CrO42-的平衡转化率__________(填“增大“减小”或“不变”)。根据A(1.0，0.25)点数据，计算出该转化反应的平衡常数为__________。
(2)升高温度，溶液中CrO42-的平衡转化率减小，则该反应的ΔH_______0(填“大于”“小于”或“等于”)。
(3) 在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中的Cl-，利用Ag+与CrO42－生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl-恰好完全沉淀(浓度等于1.0×10-5mol/L)时，溶液中c(Ag+)为_______ mol/L，此时溶液中c(CrO42-)等于__________ mol/L。 (已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10-12和2.0×10-10)。
17．软锰矿(主要成分MnO2，杂质金属元素Fe、Al、Mg等)的水悬浊液与烟气中SO2反应可制备MnSO4·H2O，反应的化学方程式为MnO2＋SO2＝MnSO4。已知：Ksp[Al(OH)3]＝1×10－33，Ksp[Fe(OH)3]＝3×10－39，pH＝7.1时Mn(OH)2开始沉淀。室温下，除去MnSO4溶液中的Fe3＋、A13＋(使其浓度均小于1×10－6 mol·L－1)，需调节溶液pH范围为__________。
18．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.9×10－12，现在向0.001 mol·L－1K2CrO4和0.01 mol·L－1KCl混合液中滴加0.01 mol·L－1AgNO3溶液，通过计算回答：
(1)Cl－、CrO42-谁先沉淀________？
(2)刚出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中Cl－浓度是________？(设混合溶液在反应中体积不变)
19．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10-10，若向50mL 0.018 mol·L-1的AgNO3溶液中加入50mL 0.020mol·L-1的盐酸（不考虑混合后溶液体积的变化）。
计算：
（1）混合溶液的pH。
（2）混合后溶液中的Ag+浓度。
20．室温下，已知： CH3COOH的电离平衡常数Ka＝1.8×10－5；H2SO3的电离平衡常数Kal＝1.0×10－2、Ka2＝1.0×10－7，回答下列问题：
（1）室温时，0.5 mol·L－1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H＋)约是由水电离出的c(H＋)的________倍。
（2）室温时，NaHSO3的水解平衡常数Kh＝________，NaHSO3溶液中的各离子浓度由大到小的顺序为________________。若向NaHSO3溶液中加入少量I2，则溶液中c(H2SO3)/c(HSO3－)将________(填“增大”、“减小”或“不变”)
（3）室温时，0.1 mol/L Na2SO3溶液的pH＝________
21．电解质水溶液中存在电离平衡、水解平衡、溶解平衡等,请回答下列问题。
（1）已知部分弱酸的电离常数如下表:
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离常数(室温)
Ka= 1.8×10-5
Ka=4.3×10-10
Ka1=5.0×10-7
Ka2=5.6×10-11
①0.1mol/L NaCN溶液和0.1mol/L NaHCO3溶液中,c(CN-)______c(HCO3－ )(填“>”、“<”或“=”)。
②将浓度均为0.1mol/L的CH3COONa、NaCN、NaHCO3和Na2CO3溶液分别稀释100倍,pH变化最小的是__________。
③将少量CO2通入NaCN溶液,反应的离子方程式是_____。
④室温下,—定浓度的CH3COONa溶液pH=9,用离子方程式表示溶液呈碱性的原因是_____,溶液中c(CH3COO-)/c(CH3COOH) =___________。
⑤室温下，某溶液中存在着CH3COOH(aq)+HCO3-( aq)⇌CH3COO-(aq) +H2CO3(aq)，该反应的平衡常数K =___________。
⑥室温下，pH =4的CH3COOH与pH =10的CH3COONa溶液中,由水电离出的c(H+)之比_______。
（2）已知室温下Cu(OH)2的Ksp=2×10-20，又知室温下某CuSO4溶液中c(Cu2+)=0.02mol/L,如果要生成Cu(OH)2沉淀,则应调整溶液的pH大于___________
22．常温下，在20.0mL 0.20mol/LCH3COONa溶液中滴加0.20mol/L的稀盐酸。溶液的pH值的变化关系如右图所示。
(1) a>7.0的理由是（用离子方程式表示）______________ 。
(2)如图，当加入稀盐酸的体积为V1mL时，溶液的pH值刚好为7.0。此时溶液中c(Cl-)__c(CH3COOH)（填<、>或=）。简要写出判断依据________________________ 。
(3)当加入的盐酸的体积为20.0mL时，测定溶液中的c(H+)为1.3×10-3 mol/L，求CH3COH的电离平衡常数Ka=________(计算结果保留两位有效数字)。
23．混合碱(Na2CO3与NaHCO3，或Na2CO3与NaOH的混合物)的成分及含量可用双指示剂法测定。步骤如下：取混合碱溶液25.00 mL，滴加2滴酚酞为指示剂，用0.2000 mol·L−1的盐酸滴定液滴定至溶液呈微红色，记下消耗盐酸体积为22.50 mL；再滴加2滴甲基橙，继续滴定至溶液由黄色变为橙色，记下第二次滴定消耗盐酸的体积12.50 mL。(已知：H2CO3的Ka1 = 4.3 × 10-7；Ka2 = 5.6 × 10-11)
请计算：
(1)混合碱成分及物质的量之比为___________。
(2)混合碱溶液中Na2CO3的浓度为___________mol·L−1.(写出计算过程)
24．国家标准规定酿造食醋总酸含量不得低于3.5g/100mL，为测定某品牌市售醋酸的浓度，用移液管移取25mL，定容至250mL。取25.00mL溶液，用0.2000 mol∙L−1 NaOH标准溶液滴定至终点。重复实验，数据如下：
序号
滴定前读数/mL
滴定终点读数/mL
1
0.00
19.98
2
2.40
22.40
3
1.54
21.56
已知：常温下，Ka(CH3COOH)=1.8×10−5，=2.236
(1)该市售醋酸的含量为______g/100mL
(2)该市售醋酸c(H+)约等于______(保留小数点后一位)
25．25 ℃时，HNO2的电离常数Ka＝4.6×10－4。常温下，向NaNO2溶液中滴加盐酸至溶液的pH＝3时，溶液中＝________(保留两位有效数字)。
参考答案
1．9 2.36×10－5 1×10－12 增大 碱 ＜ c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋) 0.6162
【分析】
（1）根据Na2CO3溶液的水解常数的公式Kh及水的离子积常数分析作答；
（2）一水合氨的电离平衡常数与铵根离子的水解平衡常数之间的关系式可表示为：，再利用水解平衡表达式分析解答；
（3）依据水解常数与电离常数及Kw的关系计算水解常数，将转化为，变为一个变量进行判断；
（4）①根据水解平衡常数Kh(CN-)，结合Ka·Kh=Kw计算Ka(HCN)，然后比较Kh(CN-)、Ka(HCN)，判断CN-的水解能力强于HCN的电离能力，据此分析解答。
②结合水溶液的电荷守恒式与物料守恒式推出c(HCN)= c(Cl-)，再根据水解平衡表达式计算即可。
【详解】
（1）水的离子积KW=1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh=2.0×10－3，当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，c(OH-)= =1.0×10－3，又该温度下，水的离子积KW=1.0×10－12，则c(H+)=mol/L，即该溶液的pH＝9；
（2）根据题干信息可知，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液的水解平衡常数，又根据水解平衡表达式可知，则c(H+)=，故答案为：2.36×10－5；
（3）25℃时，H2SO3⇌HSO3－＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，HSO3－的水解方程式为HSO3－+H2O⇌H2SO3+OH−，则NaHSO3的水解平衡常数，当加入少量I2时，发生反应HSO3－+ I2 + H2O=3H+ + SO42- + 2I−，溶液酸性增强，c(H+)增大，c(OH-)减小，但是温度不变，Kh不变，则增大，故答案为：1.0×10－12；增大；
（4）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，由于盐与酸的总浓度相等，所以水解产生的c(OH-)大于电离生成的c(H+)，混合溶液显碱性；由于水解能力更强，则c(CN-)c(CN-)>c(OH-)>c(H+)，故答案为：碱；<；c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)；
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－+H2O⇌HCN+OH−可知，其水解平衡常数的表达式Kh，解得c0.6162，故答案为：0.6162。
2．②＜①=③ ③＞④＞②＞① V2＞V3=V1 酸 ＜ 2.0×10-5 5.0×10-3
【分析】
结合溶液中存在的水解平衡和影响平衡的因素分析；结合溶液中的电离平衡和水解平衡分析溶液的酸、碱性；根据溶液中完全电离的H+总物质的量分析；根据Ksp计算。
【详解】
(1)①(NH4)2SO4和③NH4NO3溶液中均只存在的水解，溶液显酸性，当两溶液的pH相同是，两溶液中浓度也相同；②NH4HSO4溶液中存在的水解，但NH4HSO4本身电离的H+，溶液显酸性，且抑制的水解，则①(NH4)2SO4、②NH4HSO4、③NH4NO3三种溶液pH相同时，②NH4HSO4溶液中的浓度最小，故pH相同时，三种溶液中的浓度由小到大的顺序是②＜①=③；
(2)①HCl是强酸性，电离溶液显酸性；②NH4Cl因的水解，溶液显酸性；③Na2CO3和④NaHCO3，因或的水解溶液均呈碱性，且的水解程度大于，同浓度的四种溶液①HCl；②NH4Cl；③Na2CO3；④NaHCO3，pH由大到小的顺序是③＞④＞②＞①；
(3)等体积、物质的量浓度相同时，②中氢离子物质的量最大，①和③中酸的物质的量相同，完全电离出的H+的物质的量相等，则在相同的条件下，产生H2的体积分别为V1、V2、V3，它们由大到小的顺序是V2＞V1=V3；
(4)等体积的CH3COOH与NaOH溶液反应后溶液中存在c(Na+)＜c(CH3COO-)，由溶液中的电离守恒c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)可知，c(H+)＞c(OH-)，溶液呈酸性，溶液中的溶质为CH3COOH和CH3COONa，则反应前c(NaOH)＜c(CH3COOH)；
(5)当溶液中Cl-完全沉淀时，即c(Cl-)=1.0×10-5mol/L，依据Ksp(AgCl)=2.0×10-10，计算得到c(Ag+)===2.0×10-5mol/L，此时溶液中c()===5.0×10-3mol/L。
【点睛】
主要考查盐的水解原理及应用，把握盐类水解、弱电解质的电离、酸碱混合的溶液酸碱性判断为解答的关键，特别注意酸越弱对应酸根水解程度越大，溶液始终是电中性的，即存在电荷守恒。
3．> c(R－)＞c(Na+)＞c(H＋)＞c(OH－) = 10-3-10-11 Fe(OH)3 8
【分析】
(1)溶液中存在等物质的量的HR和NaR，测得混合溶液pH＜7，则HR的电离程度大于NaR的水解程度；
(2)根据NH4Al(SO4)2的化学式，利用原子守恒判断；根据溶液呈电中性求解；
(3)根据Ksp计算三种离子生成沉淀时c(OH－)，取最小的结果。
【详解】
(1)0.2mol·L-1HR溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合，溶液中存在等物质的量的HR和NaR，测得混合溶液pH＜7，则HR的电离程度大于NaR的水解程度；HR电离大于NaR的水解，则c(R-)＞c(Na+)，溶液显酸性，则c(H＋)＞c(OH－)，HR为弱酸，则c(Na+)＞c(H＋)，各离子浓度的大小顺序为c(R－)＞c(Na+)＞c(H＋)＞c(OH－)；
(2)根据NH4Al(SO4)2的化学式，利用原子守恒，溶液中N原子存在形式的和与Al原子存在形式的和相等，则c()+c(NH3·H2O)=c(Al3+)+c［Al(OH)3］；根据溶液呈电中性，则c()+3c(Al3+)+ c(H+)=2c()+c(OH－)，2c()－c()－3c(Al3+)=c(H+)-c(OH－)=10-3mol/L-10-11mol/L=10-3-10-11mol/L；
(3)根据Ksp[Cu(OH)2]，Cu2＋生成沉淀时，溶液中c(OH－)为10-10mol/L，同理，Fe3＋生成沉淀时，溶液中c(OH－)为1.7×10-12mol/L，Mn2＋生成沉淀时，溶液中c(OH－)为10-6mol/L，则加入稀氨水，先生成的沉淀是Fe(OH)3；不让锰析出，则刚好Mn2＋开始生成沉淀，c(OH－)为10-6mol/L，c(H+)==10-8mol/L，pH=8。
4．1:2
【分析】
(1)溶液的pH=10，则溶液中c(H+)=10-10 mol/L，K2(H2CO3)=，则=；
(2)n(BaSO4)==0.1mol，将0.1mol硫酸钡溶解于5L溶液中，设至少需要物质的量浓度为xmol/L的Na2CO3溶液，当BaSO4完全溶解后，所得5L溶液中c（SO42-）=0.02mol/L，此时溶液中c（CO32-）=（x-0.02）mol/L，由BaSO4+CO32-=BaCO3+SO42-可知，此反应的化学平衡常数。
【详解】
(1)由题意，则溶液中c(H+)=10-10 mol/L，K2(H2CO3)=，则=；带入数据计算得：：2，故答案为：1：2；
(2)设至少需要物质的量浓度为x的溶液，当完全溶解后，所得5L溶液中，此时溶液中，由可知，此反应的化学平衡常数，解得，故答案为：。
5． 0.005
【详解】
(1) 由图示可知，当时，0.01mol/LHA酸溶液的pH=2，则HA为强酸，根据，由水电离出的，故答案为：；
(2)由图示分析可知，X点为向HA酸溶液中加20mL溶液，溶液呈酸性，即；当pH=7时所需的的体积为51mL所以，X点的，由(1)分析可知HA为强酸，所以X点最大，即X点时，溶液中各离子浓度由大到小的顺序是，故答案为：；
(3)K点时，溶液中存在的离子有，根据电荷守恒有，故答案为：0.005。
6．3.0×10-6mol•L-1 11.3
【详解】
(4)若处理后的废水中残留的c(Fe3+)=2.0×10-13mol·L-1，Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38= c(Fe3+)c3(OH-)=2.0×10-13×c3(OH-)，c3(OH-)=2×10-25；则残留的Cr3+的浓度为cmol/L，根据Ksp[Cr(OH)3]=6.0×10-31=c×c3(OH-)= c×2×10-25，c=3.0×10-6mol•L-1；
(5) 当Mg2+完全沉淀时，溶液中c(Mg2+)小于1×10-5mol/L，根据Ksp［Mg(OH)2］=4.0×10−11= c(Mg2+)×c2(OH-)=1×10-5×c2(OH-)，c2(OH-)=4×10-6，c(OH-)=2×10-3mol/L，根据Kw= c(OH-)×c(H+)可知，c(H+)=×10-11 mol/L，已知lg2=0.3，所以pH=11.3。
7．Cu(OH)2 Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4+ 8.2×108 9.6 11.1 2.2×108
【分析】
(1)根据Ksp的含义：Ksp越小越容易生成沉淀，结合铜盐和碱之间的复分解反应来回答；
(2)已知c(MgCl2)=0.01mol/L，逐滴加入NaOH溶液，刚好出现沉淀时，c(Mg2+)=0.01mol/L，依据Ksp[Mg(OH)2]= c(Mg2+)×c2(OH-)计算c(OH-)，然后根据Kw=1.0×10-14计算c(H+)；当Mg2+完全沉淀时，可根据Ksp[Mg(OH)2]= c(Mg2+)×c2(OH-)计算c(OH-)，然后根据Kw=1.0×10-14计算c(H+)，进而计算pH，当溶液中离子浓度小于1.0×10-5认为沉淀完全；
(3)用离子浓度表示平衡常数表达式，并根据c(H+) 、c(OH-)与Kw关系带入式子，整理可得得该反应的化学平衡常数。
【详解】
(1)难溶性物质Mg(OH)2、Cu(OH)2构型相同，对于构型相同的物质来说，Ksp的越小，越容易生成沉淀，由于Cu(OH)2的溶度积常数小于Mg(OH)2的溶度积常数，所以先生成沉淀Cu(OH)2沉淀；CuCl2溶液中加入氨水，反应产生氢氧化铜沉淀和NH4Cl，反应的离子方程式为：Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4+；
当两种沉淀共存时，===8.2×108；
(2)已知c(MgCl2)=0.01mol/L，逐滴加入NaOH溶液，刚好出现沉淀时，c(Mg2+)=0.01mol/L，依据Ksp[Mg(OH)2]= c(Mg2+)×c2(OH-)可得c2(OH-)=1.8×10-11÷0.01=1.8×10-9，则c(OH-)=4.2×10-5mol/L，溶液中c(H+)==2.4×10-10mol/L，此时溶液的pH=-lg2.4×10-10=9.6；当Mg2+完全沉淀时，c(Mg2+)=10-5mol/L所以c(OH-)==1.3×10-3mol/L，则根据Kw=1.0×10-14可得c(H+)=10-14÷1.3×10-3=7.7×10-12mol/L，所以pH=11.1；
(3) Cu(OH)2+2H+Cu2++2H2O的平衡常数K==2.2×108。
【点睛】
本题考查了溶度积常数、水的离子积常数的应用与计算的知识，熟记公式和沉淀完全的概念是本题解答的关键，该题考查了学生的分析与计算能力。注意对于构型相同的物质来说，Ksp越小，该物质先形成沉淀；若物质构型不同，要先计算沉淀时离子浓度的大小，开始沉淀需要的离子浓度越小，先形成该物质的沉淀。
8．5.7×10-17 2H++MnO2+H3AsO3H3AsO4+Mn2++H2O 2.5×10-3
【解析】
【分析】
本题主要考查难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
（1）依据溶度积常数计算得到AsO43-的浓度；
（2）根据反应物和生成物关系并结合元素化合价的变化配平方程式；
（3）H3AsO4的第三步电离式为HAsO42-H++AsO43-，依此写出电离的平衡常数的表达式；依据水解常数与电离常数及Kw的关系计算。
【详解】
（1）依据Ksp(FeAsO4)=c(Fe3+)·c(AsO43-)=5.7×10−21；Fe3+的浓度为1.0×10−4mol⋅L−1，则c(AsO43-)=Ksp(FeAsO4)/c(Fe3+)=5.7×10−17mol/L；
（2）三价砷(H3AsO3弱酸)不易沉降，可投入MnO2先将其氧化成五价砷(H3AsO4弱酸)，则该反应的离子方程式为：2H++MnO2+H3AsO3===H3AsO4+Mn2++H2O；
（3）H3AsO4的第三步电离式为HAsO42－H++ AsO43－，所以第三步电离的平衡常数的表达式为；Na3AsO4的第一步水解的离子方程式为：AsO43－+H2OHAsO42－+OH-，该步水解的平衡常数。
9．酸 Fe 3+ + 3H2O Fe（OH）3 + 3H + 酸 CH3COOH CH3COO- + H + 10-4 mol／L 10-11 mol／L B ＞ ＞ ②＞⑦＞⑤＞①＞④＞⑥＞③ 1 :9
【分析】
强酸和强碱完全电离，弱酸和弱碱部分电离；FeCl3属于强酸弱碱盐，水解显酸性，CH3COONa属于强碱弱酸盐，水解显碱性；水的电离是微弱的，电离过程吸热；由此分析解答。
【详解】
(1)FeCl3属于强酸弱碱盐，在水溶液中发生水解反应：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，使溶液中c(H+)>c(OH-)，溶液显酸性。CH3COOH属于弱酸，溶液显酸性，电离方程式为：CH3COOHCH3COO-+H+。
(2)CH3COONa属于强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性，CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，由溶液的pH=10知，溶液中c(H+)溶液=10-10mol/L，所以该溶液中由水电离出来的c(OH-)水=c(OH-)溶液===10-4mol/L；由pH=3的HCl溶液知，该HCl溶液中c(H+)溶液=10-3mol/L，HCl溶液中由水电离出来的c(H+)水=c(OH-)溶液===10-11mol/L。
(3)A.NaHSO4在水中电离NaHSO4=Na++H++SO42-，增大了溶液中c(H+)，水的电离平衡向左移动。A项错误；B.(NH4)2SO4在水中能发生水解反应：NH4++H2ONH3·H2O+H+，使水的电离平衡向右移动，且所得溶液显酸性，B项正确；C.因水的电离是吸热过程，加热能使水的电离平衡向右移动，但溶液中c(H+)=c(OH-)，水仍然显中性，C项错误；D.Na2CO3在水中能发生水解反应：CO32-+H2OHCO3-+OH-，使水的电离平衡向右移动，但所得溶液显碱性，D项错误；答案选B。
(4) 等浓度的NaOH溶液和NH3•H2O溶液，稀释相同的倍数时，溶液中c(OH-)大小关系是：NaOH>NH3•H2O，若使稀释后溶液pH相等[即c(OH-)相等]，则应将NaOH溶液继续稀释，最后才可能与NH3•H2O的pH相等，所以若稀释后两溶液的pH相等，则m>n。
(5)pH=a的盐酸中c(H+)=10-amol/L，盐酸是强酸，盐酸物质的量浓度为10-amol/L；pH=14-a的氨水中c(OH-)===10-amol/L，而氨水是弱碱，氨水物质的量浓度远大于10-amol/L，由中和反应方程式HCl+NH3•H2O=NH4Cl+H2O可推知，混合后若溶液显中性，则盐酸体积要远大于氨水的体积即Va>Vb。
(6)HCl、FeCl3、CH3COOH溶液显酸性，pH小于7；NaCl显中性，pH等于7；NaOH、CH3COONa、NH3•H2O溶液显碱性，pH大于7。一般来说，盐类水解程度小于酸或碱的电离程度，等浓度FeCl3的酸性弱于HCl和CH3COOH，CH3COONa的碱性弱于NaOH和NH3•H2O。强酸和强碱完全电离，弱酸和弱碱部分电离，所以等浓度时HCl的酸性强于CH3COOH，NaOH的碱性强于NH3•H2O。总而言之，等浓度时七种物质溶液的pH由大到小的顺序为：NaOH>NH3•H2O>CH3COONa>NaCl>FeCl3>CH3COOH>HCl。即②>⑦>⑤>①>④>⑥>③。
(7)pH=13的NaOH溶液中c(OH-)===0.1mol/L；pH=2的盐酸溶液中c(H+)=10-2mol/L。因为所得溶液pH=11，说明NaOH过量，且c(OH-)混合===10-3mol/L，又c(OH-)混合=， 代入数据有：=10-3mol/L。解得VNaOH(aq):VHCl(aq)=1:9。
10．（1）①1.0×10－15 ②10：1 （2）1.8×10-7mol/L。
【解析】
（1）①0.01 mol·L-1的NaOH溶液的pOH＝2，即pOH+ pH＝15，即该温度下水的Kw＝1.0×10－15 ；
②所得混合液为中性即氢离子的物质的量与氢氧根离子的物质的量相等；即，，又a＝12，b＝2，则Va︰Vb＝10：1；
（2）；当溶液PH=12时即，代入进而可得此时溶液中Mg2+的物质的量浓度为1.8×10-7mol/L。
11．1.0×10－6 0.001 0.008 0.15
【分析】
任何温度下,纯水中存在c(H+)=c（OH-）；根据该温度下纯水的pH知,酸和碱反应后溶液呈碱性,则硫酸根离子完全反应,根据硫酸钡的质量结合离子守恒计算硫酸根离子的物质的量,根据酸溶液pH结合电荷守恒计算硫氯离子的物质的量,根据Ba(OH)2溶液中n(OH-)=n(H+)+n(OH-)(剩余)，氢氧化钡的物质的量浓度是氢氧根离子浓度的一半。
【详解】
任何温度下,纯水中存在c(H+)=c（OH-）＝1.0×10－6 mol·L-1；纯水中c（H＋）＝1.0×10－6 mol·L-1，所以pH=6；酸和碱反应后溶液的pH=11>6，所以混合溶液呈碱性,所以氢氧化钡过量,根据硫酸根离子守恒计算硫酸根离子的物质的量浓度,n(SO42-)=0.233/233=0.001mol；混合酸溶液中n(H+)=0.1×0.1=0.01mol,根据电荷守恒知n(Cl-)=0.01-0.001×2=0.008mol；pH值变为11的滤液中c（OH-）=10-12/10-11=0.1mol/L,酸、碱中和时,氢离子和氢氧根离子以1;1反应,Ba(OH)2溶液中n(OH-)=n(H+)+n(OH-)(剩余),氢氧化钡的物质的量浓度是氢氧根离子浓度的一半,所以c（Ba（OH）2）=(0.1×0.1+0.1×0.2)/2×0.1=0.15mol/L；
答案: 1.0×10－6 ；0.001；0.008；0.15。
12．二元弱 1% 向右 减小 6.0×10-3 0.62
【详解】
（1）由题给信息可知，H3PO3的电离过程分为两步，则H3PO3是二元弱酸，故答案为：二元弱；
（2）①由HA的电离常数可知，0.lmol·L-1HA溶液中氢离子浓度为==10—3mol/L，则HA的电离度为×100%=1%，故答案为：1%；
②若向HA溶液中加入少量NaOH固体，氢离子与氢氧根离子反应，使溶液中氢离子浓度减少，电离平衡向右移动，故答案为：向右；
③由电离常数可知溶液中=，向10mL的HA溶液中加入少量NaA固体，溶液中c(A—)增大，则减小，减小，故答案为：减小；
（3）由氨水的电离常数可知，2.0mol·L-1氨水中氢氧根离子浓度为==6×10—3mol/L；HSO的电离常数表达式K=；将SO2通入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的===0.62，故答案为：6×10—3；=0.62。
13．Fe3+ 2.7 6 Zn2+与Fe2+分离不开 Zn(OH)2和Fe(OH)2的Ksp相近
【详解】
加稀硫酸和H2O2溶解时，发生反应Fe+2H+=Fe2++H2↑、2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O，铁变为Fe3+；Fe3+刚好完全沉淀时，c(OH-)=mol/L=mol/L，pH为-lg≈2.7；继续加碱，锌开始沉淀(假定Zn2+浓度为0.1mol/L)时，c(OH-)=mol/L=10-8mol/L，调节至pH为-lg=6。若上述过程不加H2O2，则Fe被稀硫酸转化为Fe2+，其氢氧化物的Ksp与Zn(OH)2相近，则加碱后会同时发生沉淀，所以后果是Zn2+与Fe2+分离不开，原因是Zn(OH)2和Fe(OH)2的Ksp相近。答案为：Fe3+；2.7；6；Zn2+与Fe2+分离不开；Zn(OH)2和Fe(OH)2的Ksp相近。
14． 2.3 9：1 2 20：1
【详解】
(1) 由题意有则酸性由强到弱为：，所以将将少量CO2气体通入NaCN溶液中生成碳酸氢钠和氢氰酸，即，故答案为：；
(2) 由25℃时，pH=2的盐酸溶液与pH=4的H2SO4溶液中氢离子浓度分别为、，当两溶液等体积混合时，溶液中氢离子浓度，又因，故答案为：2.3
(3)25℃时，将pH=3的H2SO4溶液中，pH=12的NaOH溶液中，而这混合后所得溶液的pH=10，则混合溶液的氢氧根离子浓度为，设硫酸的体积为xL、氢氧化钠的体积为yL，则混合溶液中氢氧根离子浓度，解得，故答案为：9：1；
(4)常温下，0.1mol·L-1氢氧化钠溶液中氢氧根离子浓度为，0.06mol·L-1硫酸溶液中氢离子浓度。两溶液等体积混合混合后，则氢离子过量，所以反应后溶液中氢离子浓度，则pH=2，故答案为：2；
(5)25℃时，pH=5的H2SO4溶液中，。当稀释1000倍后，溶液中的氢离子浓度为，不合理，所以；硫酸根离子浓度为。所以加水稀释至原溶液体积的1000倍后，溶液，故答案为：20：1；
(6)室温下pH=9的NaOH溶液，由于NaOH为强碱会抑制水的电离，所以溶液中水电离出来氢氧根离子浓度A等于氢离子浓度，则A为；pH=9的CH3COONa溶液中氢氧根离子浓度 B为，所以，故答案为：。
15．10﹣12 10﹣b﹣10﹣a 11 a+b=14
【解析】
【分析】
(1)该温度下，水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)；
(2)该NaOH溶液的物质的量浓度的精确值=c(OH-)-c(H+)；
(3)将100mL 0.1mol•L-1的稀硫酸与100mL 0.4mol•L-1的NaOH溶液混合后，溶液显碱性，首先计算混合溶液中c(OH-)，在根据Kw计算c(H+)，最后根据pH=-lgc(H+)计算；
(4)溶液呈中性，说明酸中n(H+)等于碱中n(OH-)。
【详解】
(1)在t℃时，某NaOH稀溶液中，c(H+)=10-amol•L-1，c(OH-)=10-bmol•L-1，已知a+b=12，则该温度下水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)=10-(a+b)=10-12，故答案为：10-12；
(2)氢氧化钠溶液中氢氧化钠和水均能电离出氢氧根离子，只有水电离出氢离子，因此该NaOH溶液的物质的量浓度的精确值=c(OH-)-c(H+)=(10-b-10-a)mol/L，故答案为：(10-b-10-a)；
(3)在该温度下，将100mL 0.1mol•L-1的稀硫酸与100mL 0.4mol•L-1的NaOH溶液混合后，反应后氢氧化钠过量，混合溶液中c(OH-)==0.1mol/L，c(H+)==mol/L=10-11mol•L-1，溶液的pH=-lgc(H+)=-lg10-11=11，故答案为：11；
(4)该温度下若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，说明酸中n(H+)等于碱中n(OH-)，即100×10-a=1×10b-12，则a+b=14，故答案为：a+b=14。
【点睛】
本题的易错点为(3)，要注意题意条件下的Kw=10-12，同时注意碱性溶液的pH的计算方法。
16．增大 1.0×1014 小于 2.0×10-5 5.0×10-3
【分析】
(1)根据图示中c(H+)与c(Cr2O72-)的关系分析；A点时溶液的c(H+)=1×10-7mol/L，Cr2O72-的浓度为0.25mol/L，结合反应方程式及平衡常数的含义计算K值大小；
(2)根据升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动分析；
(3)依据Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)及c(Cl-)=1.0×10-5mol/L计算c(Ag+)，然后根据Ksp(Ag2CrO4)= c2(Ag+)·c(CrO42-)再进行计算c(CrO42-)。
【详解】
(1)由图可知，随着溶液的酸性增强，c(Cr2O72-)的浓度增大，故铬酸根离子的平衡转化率增大；
A点时溶液的c(H+)=1×10-7mol/L，c(Cr2O72-)=0.25mol/L，则消耗的CrO42-的浓度为0.5mol/L，则溶液中的c(CrO42-)=1.0mol/L-0.25mol/L×2=0.5mol/L，此时该转化反应的平衡常数为K===1.0×1014；
(2)根据平衡移动原理：升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动。由于升高温度后CrO42-的平衡转化率减小，说明平衡向逆反应方向移动，则逆反应为吸热反应，因此该反应的正反应为放热反应，所以△H<0；
(3)当溶液中Cl-完全沉淀时，即c(Cl-)=1.0×10-5mol/L，依据Ksp(AgCl)=2.0×10-10，计算得到c(Ag+)===2.0×10-5mol/L；此时溶液中c(CrO42-)==5.0×10-3mol/L。
【点睛】
本题综合考查了氧化还原反应以及化学平衡的移动问题，涉及化学平衡和沉淀溶解平衡的有关分析与计算等问题，要求具有较好的分析和解决问题的能力，题目难度中等。
17．5.0＜pH＜7.1
【分析】
当铁离子浓度小于10-6mol/L，铁离子认为完全除去，c3(OH-)=，c(H+)=，A13＋沉淀完全时，c3(OH-)=计算pH。
【详解】
Fe3＋沉淀完全，c3(OH-)===10-33，c(OH-)=10-11 mol/L，c(H+)===10-3，pH=3.0，A13＋沉淀完全时，c3(OH-)==10-27，c(OH-)=10-9 ，c(H+)===10-5，pH=5.0，锰离子沉淀时pH值是7.1，所以除去杂质Fe3＋、A13＋调节pH值的范围是5.0～7.1，故答案为：5.0＜pH＜7.1。
18．Cl－先沉淀 4.13×10－6mol·L－1
【详解】
（1）由Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)得Cl-开始沉淀所需c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝1.8×10－8mol·L－1，由Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO42—)得CrO42-开始沉淀所需c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝4.36×10－5mol·L－1>1.8×10－8mol·L－1，生成AgCl沉淀需c(Ag＋)小于生成Ag2CrO4沉淀时所需c(Ag＋)，故Cl－先沉淀
故答案为：Cl－先沉淀；
（2）刚开始生成Ag2CrO4沉淀时，c(Cl－)＝＝mol·L－1＝4.13×10－6mol·L－1，
故答案为：4.13×10－6mol·L－1。
19．2；1.8×10-7mol·L-1
【解析】
【详解】
（1）硝酸银和盐酸反应后生成氯化银沉淀和硝酸，所以溶液中的氢离子是盐酸中的氢离子，则反应后氢离子浓度为0.020mol/L÷2=0.010mol/L，则溶液的pH=2。
（2）硝酸银的物质的量为0.018mol/L×0.05L=0.0009mol，盐酸的物质的量为0.020mol/L×0.05L=0.001mol，则氯离子过量，银离子完全沉淀，剩余的氯离子浓度为=0.001mol/L，则溶液中的银离子浓度=Ksp/c(Cl-)==1.8×10-7mol·L-1。
20．9×108 1.0×10－12 c(Na+)>c(HSO3—)>c(H+)>c(SO32—)>c(OH—) 增大 10
【详解】
（1）Ka=。室温时，0.5 mol·L－1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H＋)≈c(CH3COO－)≈= 3×10－3mol/L，由水电离出的c(H＋)= c(OH-)==mol/L =×10-8mol/L，醋酸电离出的c(H＋) 约是由水电离出的c(H＋)的(3×10－3)/(×10-8)=9×10-8倍。
（2）室温时，NaHSO3的水解平衡常数Kh＝Kw /Kal=(1.0×10－14)/( 1.0×10－2)= 1.0×10－12< Kal，HSO3－的电离程度大于水解程度，NaHSO3溶液中存在的变化：H2OH++OH－， H+ +， +H2OH2SO3+OH－，溶液中各离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(HSO3—)>c(H+)>c(SO32—)>c(OH—)。若向NaHSO3溶液中加入少量I2，I2++ H2O= 2H++I-+，c(HSO3—)减小，则溶液中c(H2SO3)/c(HSO3－)将增大。
（3）室温时，0.1 mol/L Na2SO3溶液中Na2SO3的水解常数Kh=Kw /Ka2=(1.0×10－14)/( 1.0×10－7)= 1.0×10－7，Kh＝，c(OH-)≈c()= = 1×10－4mol/L，c(H＋)==mol/L =1×10-10mol/L ，pH=10。
21．< CH3COONa CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3－ CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- 1.8×104 36 10-6:1（或1:106） 5
【分析】
(1)①酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，其对应的酸根离子水解程度越小，根据表中数据知，酸的电离平衡常数：HCN＜H2CO3，则水解程度：CN-＞HCO3-，酸根离子水解程度越大，其水溶液中酸根离子浓度越小；
②酸越弱，酸根离子的水解程度越大，加水稀释促进水解，溶液的pH变化越大；
③常温下，酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，电离平衡常数HCO3-＜HCN＜H2CO3，则酸性：HCO3-＜HCN＜H2CO3，则将少量CO2通入NaCN溶液，二者反应生成碳酸氢钠和HCN；
④室温下，一定浓度的CH3COONa溶液pH=9，醋酸钠是强碱弱酸盐，CH3COO-水解导致溶液呈碱性；溶液中==；
⑤已知①CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) +H+(aq)，②H2CO3(aq) HCO3-( aq) +H+(aq)，由①-②可得CH3COOH(aq)+HCO3-( aq) CH3COO-(aq) +H2CO3(aq)，则该反应的平衡常数K =；
⑥酸或碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，则醋酸溶液中水电离出的c(H+)=、CH3COONa溶液中水电离出的c(H+)=10pH-14；
(2)在常温下如果要生成Cu(OH)2沉淀，应满足c(Cu2+)×c2(OH-)≥2×10-20，以此计算溶液的c(OH-)，可确定溶液的pH。
【详解】
(1)①酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，其对应的酸根离子水解程度越小，根据表中数据知，酸的电离平衡常数：HCN＜H2CO3，则水解程度：CN-＞HCO3-，酸根离子水解程度越大，其水溶液中酸根离子浓度越小，所以存在c(CN-)＜c(HCO3-)；
②根据表中数据知，酸的电离平衡常数CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-，则CO32-的水解程度最大，而CH3COO-的水解程度最小，将等浓度的CH3COONa、NaCN、NaHCO3和Na2CO3溶液分别稀释100倍，pH变化最大的是Na2CO3，最小的是CH3COONa；
③常温下，酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，电离平衡常数HCO3-＜HCN＜H2CO3，则酸性：HCO3-＜HCN＜H2CO3，则将少量CO2通入NaCN溶液，二者反应生成碳酸氢钠和HCN，离子方程式为CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-；
④室温下，一定浓度的CH3COONa溶液pH=9，醋酸钠是强碱弱酸盐，CH3COO-水解导致溶液呈碱性，水解离子方程式为CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-；溶液中====l.8×104；
⑤已知①CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) +H+(aq)，②H2CO3(aq) HCO3-( aq) +H+(aq)，由①-②可得CH3COOH(aq)+HCO3-( aq) CH3COO-(aq) +H2CO3(aq)，则该反应的平衡常数K ===36；
⑥酸或碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，则pH =4的CH3COOH溶液水电离出的c(H+)===10-10mol/L，pH =10的CH3COONa溶液中由水电离出的c(H+)=10pH-14=10-4mol/L，两溶液中水电离出的c(H+)的比值=10-10mol/L:10-4mol/L=10-6:1(或1:106)；
(2)已知Ksp=2×10-20，c(Cu2+)=0.02mol•L-1，在常温下如果要生成Cu(OH)2沉淀，则c(Cu2+)×c2(OH-)≥2×10-20，所以c(OH-)≥=10-9(mol/L)，应调节溶液pH大于5。
22．CH3COO-+H2OCH3COOH +OH- = 根据电荷守恒有：c(OH- ) +c(Cl- ) +c(CH3COO- ) =c(H+) +c(Na+) 由于溶液的pH=7，c(OH-)=c(H+)，所以c(Cl-)+c(CH3COO-)=c(Na+)；而根据物料守恒有：c(CH3COOH) +c(CH3COO- ) =c(Na+)，所以有c(CH3COOH)=c(Cl-) 1.7×10-5
【分析】
(1)a点为醋酸钠溶液，醋酸根离子部分水解，导致溶液显示碱性，溶液的pH大于7.0；
(2)溶液的pH=7，则c(OH-)=c(H+)，然后结合物料守恒和电荷守恒分析；
(3)先计算平衡时各种离子的浓度，然后根据电离平衡常数的含义计算电离平衡常数。
【详解】
(1)a点没有加入盐酸，则此时为醋酸钠溶液，醋酸根离子存在水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，导致溶液呈碱性，则a＞7.0；
(2)根据电荷守恒有：c(OH-)+c(Cl-)+c(CH3COO-)=c(H+)+c(Na+)，由于溶液的pH=7，则c(OH-)=c(H+)，所以①c(Cl-)+c(CH3COO-)=c(Na+)，而根据物料守恒可知②c(CH3COOH)+ c(CH3COO-)=c(Na+)，根据①②可得：c(CH3COOH)= c(Cl-)；
(3)当加入盐酸的体积为20.0mL时，两种物质刚好完全反应，则生成醋酸的浓度c（CH3COOH）=0.10mol/L，
CH3COOH CH3COO- + H+
起始时各物质浓度/mol/L 0.10 0 0
平衡时各物质浓度/mol/L 0.10-1.3×10-3≈0.10 1.3×10-3 1.3×10-3
根据电离平衡常数的含义可得在该条件下CH3COH的电离平衡常数Ka===1.7×10-5。
23．5 ：4 0.1000 mol·L−1
【分析】
滴酚酞为指示剂，发生的反应为：OH-+H+=H2O，CO+H+=HCO，或只发生CO+H+=HCO，甲基橙为指示剂时，发生HCO+H+=H2O+CO2 ↑。由于两次消耗的酸的体积不相同，且第一次多于第二次，混合碱成分是Na2CO3与NaOH。
【详解】
(1)由分析可知：混合碱成分是Na2CO3与NaOH及物质的量之比为12.50 mL：(22.50 mL-12.50 mL)=5 ：4。故答案为：5 ：4；
(2)n(Na2CO3)+n(NaOH)=0.2000mol·L−1×22.50mL=4.5×10-3mol，n(Na2CO3)=4.5×10-3mol=2.5×10-3mol， 混合碱溶液中Na2CO3的浓度为 =0.1000 mol·L−1。
故答案为：0.1000 mol·L−1。
24．9.6 5.4×10−3
【分析】
先求出25mL醋酸溶液中醋酸的物质的量，再求出100mL醋酸溶液中醋酸的物质的量，再求含量，根据电离平衡常数求出氢离子浓度。
【详解】
(1)第一次消耗的体积为19.98mL，第二次消耗的体积为20.00mL，第三次消耗的体积为20.02mL，三次的平均值为20.00mL，则25mL溶液中醋酸的物质的量n(CH3COOH)= n(NaOH)=0.02L×0.2000mol∙L−1×10=0.04mol，则100mL醋酸溶液中物质的量为0.04mol×4=0.16mol，100mL溶液中醋酸的质量0.16mol×60g∙mol−1=9.6g，因此该市售醋酸的含义为9.6g/100mL；故答案为：9.6。
(2)该市售醋酸100mL醋酸溶液中物质的量为0.04mol×4=0.16mol，醋酸的浓度为，则，，；故答案为：5.4×10−3。
25．2.2
【解析】根据HNO2H++NO2—可知，Ka＝=4.6×10－4。，
pH＝3时，c(H+)=10-3mol/L，c(OH-)=10-11，
根据NO2—+H2O OH—+ HNO2，Kh===，＝=×10-11=2.2。
四大常数的相关计算
非选择题（共25题）
1．(1)已知某温度时，KW=1.0×10－12 ，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2.0×10－3，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，试求该溶液的pH＝______。
(2)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝____________ mol·L－1。(已知 ≈2.36)
(3)25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝________________，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)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．(1)pH相同的下列物质的溶液①(NH4)2SO4；②NH4HSO4；③NH4NO3，铵根离子浓度由小到大的顺序是__________(填序号)。
(2)同浓度的下列溶液：①HCl；②NH4Cl；③Na2CO3；④NaHCO3，其中pH由大到小的顺序是______________。
(3)物质的量浓度相同的①盐酸、②硫酸溶液、元③醋酸(CH3COOH)溶液各100mL分别与足量的Zn反应，在相同的条件下，产生H2的体积分别为V1、V2、V3，它们由大到小的顺序是___________。
(4)等体积的CH3COOH与NaOH溶液反应后溶液中存在c(Na+)＜c(CH3COO-)，该溶液呈______性(填“酸”、“碱”或“中”)，反应前c(NaOH)_____c(CH3COOH)(填“＞”“＜”或“=”)
(5)在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中Cl-，利用Ag+与生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl-恰好沉淀完全(浓度等于1.0×10-5mol/L)时，溶液中c(Ag+)为____mol/L，此时溶液中c(CrO42-)等于_____mol/L。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10-12和2.0×10-10)。
3．室温下，有下列溶液：
(1)0.2mol·L－1HR溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液pH<7，则说明在相同条件下HR的电离程度_____NaR的水解程度(填“＞”、“＜”或“＝”)，混合溶液中各离子浓度的大小顺序为_________。
(2)pH=3的0.1mol·L−1NH4Al(SO4)2溶液中c()+c(NH3·H2O)____c(Al3+)+c［Al(OH)3］(填“﹥”、“﹤”或“=”)；2c()－c()－3c(Al3+)=_________mol·L−1(填准确数值)。
(3)已知：Ksp［Cu(OH)2］＝2.2×10－20、Ksp［Fe(OH)3］＝4.0×10－38、Ksp［Mn(OH)2］＝2.1×10－13。若某溶液中c(Cu2＋)＝2.2mol·L－1、c(Fe3＋)＝0.008mol·L－1、c(Mn2＋)＝0.21mol·L－1，向其中逐滴加入稀氨水，先生成的沉淀是_____(填化学式)；为尽可能多地回收铜，而不让锰析出，所得滤液的pH最大值为_____。
4．常温下，用NaOH溶液作捕捉剂不仅可以降低碳排放，而且可得到重要的化工产品
(1)若某次捕捉后得到的溶液，则溶液中：______常温下、，
(2)欲用5L 溶液将 固体全都转化为，则所用的溶液的物质的量浓度至少为______。已知：常温下、忽略溶液体积的变化
5．研究电解质在水溶液中的平衡能了解它的存在形式。常温下，向的溶液中逐滴加入溶液，所得溶液的随溶液的体积变化如图所示(溶液体积变化忽略不计)。
(1)温下，溶液中由水电离出的_______。
(2)X点时，溶液中各离子浓度由大到小的顺序是_______。
(3)K点时，溶液中_______。
6．含有Cr2O的废水毒性较大，某工厂废水中含5.0×10-3mol·L-1的Cr2O。为了使废水的排放达标，进行如下处理：
Cr2OCr3+、Fe3+Cr(OH)3、Fe(OH)3
(4)若处理后的废水中残留的c(Fe3+)=2.0×10-13mol·L-1，则残留的Cr3+的浓度为____(已知：Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38，Ksp[Cr(OH)3]=6.0×10-31)。
(5)已知室温时，Ksp［Mg(OH)2］=4.0×10−11。在0.1mol/L的MgCl2溶液中，逐滴加入NaOH溶液，当Mg2+完全沉淀时，溶液的pH是___(已知lg2=0.3)。(已知：当溶液中离子浓度小于1×10-5mol/L时认为沉淀完全。)
7．(1)已知25℃时，Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11，Ksp[Cu(OH)2]=2.2×10-20。25℃时，向浓度均为0.01mol/L的MgCl2和CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，先生成____________沉淀（填化学式），生成该沉淀的离子方程式为______________，当两种沉淀共存时，__________（保留两位有效数字）。
(2)25℃时，向0.01mol/L的MgCl2溶液中，逐滴加入浓NaOH溶液，刚好出现沉淀时，溶液的pH为____________；当溶液中的离子浓度小于1×10-5mol/L时，认为该离子沉淀完全，当Mg2+完成沉淀时，溶液的pH为___________ (忽略溶液体积的变化，已知：。
(3)该温度下，反应Cu(OH)2+2H+Cu2++2H2O的平衡常数K=_____________。
8．对工业废水和生活污水进行处理是防止水体污染、改善水质的主要措施之一。硫酸厂的酸性废水中砷(As)元素(主要以H3AsO3形式存在)含量极高，为控制砷的排放，某工厂采用化学沉淀法处理含砷废水。请回答以下问题：
（1）若酸性废水中Fe3+的浓度为1.0×10-4 mol·L-1，则c(AsO43-)不超过 ____mol·L-1。
（2）工厂排放出的酸性废水中的三价砷(弱酸H3AsO3)不易沉降，可投入MnO2先将其氧化成五价砷 (弱酸H3AsO4)，此时MnO2被还原为Mn2+，该反应的离子方程式为_________________。
（3）砷酸(H3AsO4)分步电离的平衡常数(25 ℃)为Ka1=5.6×10-3，Ka2=1.7×10-7，Ka3=4.0×10-12，第三步电离的平衡常数表达式为Ka3=_________，Na3AsO4第一步水解的离子方程式为AsO43－+H2OHAsO42－+OH-，该步水解的平衡常数(25 ℃)为____。
9．有下列化合物：①NaCl②NaOH③HCl④FeCl3⑤CH3COONa⑥CH3COOH⑦NH3•H2O⑧H2O
请回答下列问题：
（1）FeCl3溶液显__________性，用离子方程式表示______________________；
CH3COOH溶液显________性，用离子方程式表示__________________________；
（2）常温下，pH=10的CH3COONa溶液中，水电离出来的c(OH-)=_________________；
在pH=3HCl的溶液中，水电离出来的c(H+)=___________________；
（3）已知水存在如下平衡：H2O+H2OH3O++OH-△H>0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液显酸性，选择方法是____________。
A．向水中加入NaHSO4固体
B．向水中加入(NH4)2SO4固体
C．加热至100℃[其中c(H+)=1×10-6mol•L-1]
D、向水中加Na2CO3固体
（4）若等浓度、等体积的②NaOH和⑦NH3•H2O分别加水稀释m倍、n倍，稀释后两种溶液的pH相等，则m___________n（填“<”、“>”或“=”）。
（5）25℃，pH=a的盐酸VamL与pH=14-a的氨水VbmL混合，若溶液显中性，则Va_____Vb(填“>”、“<”、“=”、“无法确定”)
（6）除⑧H2O外，若其余7种溶液的物质的量浓度相同，则这7种溶液按pH由大到小的顺序为：______________________________________________（填序号）。
（7）常温下pH=13的NaOH溶液与pH=2的盐酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则NaOH与盐酸的体积比为________
10．（1）某温度（t℃）时，测得0.01 mol·L-1的NaOH溶液的pH＝13，请回答下列问题：
①该温度下水的Kw＝__________________。
②此温度下，将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的H2SO4溶液VbL混合(忽略体积变化)，若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va︰Vb＝__________________。
（2）已知25°C时Ksp(Mg(OH)2)=1.8×10-11，为除去某食盐溶液中的Mg2+,可用NaOH为除杂试剂，当控制溶液pH=12时，可确保Mg2+除尽，此时溶液中Mg2+的物质的量浓度为________。
11．某温度下，纯水中c（H＋）＝1.0×10－6 mol·L-1，则此时c（OH－）＝_____mol·L-1。
在此温度下，将100 mL pH=1的稀硫酸和盐酸的混合液与100 mL未知浓度的Ba (OH)2溶液相混合，充分反应后过滤，得0.233g沉淀，滤液的pH值变为11(设混合液体积为两者之和，所得固体体积忽略不计）。则原混合酸液中SO42－的物质的量=____mol；Cl－的物质的量=_____mol；Ba(OH)2的物质的量浓度=______mol·L-1 。
12．按要求回答下列问题。
(1)根据H3PO3的电离过程分为以下两步：H3PO3H++H2PO，Ka1=3.7×10-2，H2POH++HPO，Ka2=2.9×10-7。可判断H3PO3是___酸。
(2)①已知室温下HA的电离平衡常数Ka=1.0×10-5，则100mL0.lmol·L-1HA溶液中，HA的电离度为___。
②若向该溶液中加入少量NaOH固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，HA的电离平衡___ (填“向左”、“向右”或“不”)移动。
③另取10mL的HA溶液，加入少量NaA固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将___(填“增大”“减小”或“无法确定”)。
(3)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的浓度为2.0mol·L-1，则溶液中的c(OH-)=___mol·L-1。HSO的电离常数表达式K=___。将SO2通入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的=___。
13．酸性锌锰干电池是一种一次性电池，外壳为金属锌，用废电池的锌皮制备ZnSO4·7H2O的过程中，需去除少量杂质铁，其方法是：加稀硫酸和H2O2溶解，铁变为_______，加碱调节至pH为_______ 时，铁刚好完全沉淀(离子浓度小于1×10-5mol/L时，即可认为该离子沉淀完全)；继续加碱调节至pH为_______时，锌开始沉淀(假定Zn2+浓度为0.1mol/L)。若上述过程不加H2O2后果是_______ ，原因是 _______ 。
化合物
Zn(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Ksp近似值
10-17
10-17
10-39
14．请回答下列问题(注意：溶液混合时，均忽略溶液体积变化)：
(1)已知：常温下HCN的Ka=4.9×10−10，H2CO3的Ka1=4×10−7，Ka2=5.6×10−11，写出将少量CO2气体通入NaCN溶液中的离子方程式______。
(2)25℃时，pH=2的盐酸溶液与pH=4的H2SO4溶液等体积混合，求混合后的pH=______。
(3)25℃时，将pH=3的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液混合，充分混合后所得溶液的pH=10，则H2SO4溶液与NaOH溶液的体积比为______。
(4)常温下，将0.1mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06mol·L-1硫酸溶液等体积混合，溶液的pH=______；
(5)25℃时，pH=5的H2SO4溶液加水稀释至原溶液体积的1000倍，求稀释后的溶液中离子浓度比c(H+)：c(SO)=______。
(6)室温下pH=9的NaOH溶液和pH=9的CH3COONa溶液，设由水电离产生的OH﹣的物质的量浓度分别为A和B，则A/B等于______。
15．在t℃时，某NaOH稀溶液中，c（H+）=10﹣amol•L﹣1，c（OH﹣）=10﹣bmol•L﹣1，已知a+b=12，则：
（1）该温度下水的离子积常数KW=_______；
（2）该NaOH溶液的物质的量浓度的精确值是______mol•L﹣1；
（3）在该温度下，将100mL 0.1mol•L﹣1的稀硫酸与100mL 0.4mol•L﹣1的NaOH溶液混合后，溶液的pH=______；
（4）该温度下若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前 a与b之间应满足的关系是______。
16．元素铬(Cr)在溶液中主要以Cr3+(蓝紫色)、Cr(OH)4-(绿色)、Cr2O72-(橙红色)、CrO42-(黄色)等形式存在， CrO42-和Cr2O72-在溶液中可相互转化2CrO42-+2H＋Cr2O72-+H2O。 室温下，初始浓度为1.0mol/L的Na2CrO4溶液中c(Cr2O72-)随c(H+)的变化如图所示,回答下列问题：
(1)由图可知，随着溶液酸性增强，CrO42-的平衡转化率__________(填“增大“减小”或“不变”)。根据A(1.0，0.25)点数据，计算出该转化反应的平衡常数为__________。
(2)升高温度，溶液中CrO42-的平衡转化率减小，则该反应的ΔH_______0(填“大于”“小于”或“等于”)。
(3) 在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中的Cl-，利用Ag+与CrO42－生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl-恰好完全沉淀(浓度等于1.0×10-5mol/L)时，溶液中c(Ag+)为_______ mol/L，此时溶液中c(CrO42-)等于__________ mol/L。 (已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10-12和2.0×10-10)。
17．软锰矿(主要成分MnO2，杂质金属元素Fe、Al、Mg等)的水悬浊液与烟气中SO2反应可制备MnSO4·H2O，反应的化学方程式为MnO2＋SO2＝MnSO4。已知：Ksp[Al(OH)3]＝1×10－33，Ksp[Fe(OH)3]＝3×10－39，pH＝7.1时Mn(OH)2开始沉淀。室温下，除去MnSO4溶液中的Fe3＋、A13＋(使其浓度均小于1×10－6 mol·L－1)，需调节溶液pH范围为__________。
18．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.9×10－12，现在向0.001 mol·L－1K2CrO4和0.01 mol·L－1KCl混合液中滴加0.01 mol·L－1AgNO3溶液，通过计算回答：
(1)Cl－、CrO42-谁先沉淀________？
(2)刚出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中Cl－浓度是________？(设混合溶液在反应中体积不变)
19．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10-10，若向50mL 0.018 mol·L-1的AgNO3溶液中加入50mL 0.020mol·L-1的盐酸（不考虑混合后溶液体积的变化）。
计算：
（1）混合溶液的pH。
（2）混合后溶液中的Ag+浓度。
20．室温下，已知： CH3COOH的电离平衡常数Ka＝1.8×10－5；H2SO3的电离平衡常数Kal＝1.0×10－2、Ka2＝1.0×10－7，回答下列问题：
（1）室温时，0.5 mol·L－1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H＋)约是由水电离出的c(H＋)的________倍。
（2）室温时，NaHSO3的水解平衡常数Kh＝________，NaHSO3溶液中的各离子浓度由大到小的顺序为________________。若向NaHSO3溶液中加入少量I2，则溶液中c(H2SO3)/c(HSO3－)将________(填“增大”、“减小”或“不变”)
（3）室温时，0.1 mol/L Na2SO3溶液的pH＝________
21．电解质水溶液中存在电离平衡、水解平衡、溶解平衡等,请回答下列问题。
（1）已知部分弱酸的电离常数如下表:
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离常数(室温)
Ka= 1.8×10-5
Ka=4.3×10-10
Ka1=5.0×10-7
Ka2=5.6×10-11
①0.1mol/L NaCN溶液和0.1mol/L NaHCO3溶液中,c(CN-)______c(HCO3－ )(填“>”、“<”或“=”)。
②将浓度均为0.1mol/L的CH3COONa、NaCN、NaHCO3和Na2CO3溶液分别稀释100倍,pH变化最小的是__________。
③将少量CO2通入NaCN溶液,反应的离子方程式是_____。
④室温下,—定浓度的CH3COONa溶液pH=9,用离子方程式表示溶液呈碱性的原因是_____,溶液中c(CH3COO-)/c(CH3COOH) =___________。
⑤室温下，某溶液中存在着CH3COOH(aq)+HCO3-( aq)⇌CH3COO-(aq) +H2CO3(aq)，该反应的平衡常数K =___________。
⑥室温下，pH =4的CH3COOH与pH =10的CH3COONa溶液中,由水电离出的c(H+)之比_______。
（2）已知室温下Cu(OH)2的Ksp=2×10-20，又知室温下某CuSO4溶液中c(Cu2+)=0.02mol/L,如果要生成Cu(OH)2沉淀,则应调整溶液的pH大于___________
22．常温下，在20.0mL 0.20mol/LCH3COONa溶液中滴加0.20mol/L的稀盐酸。溶液的pH值的变化关系如右图所示。
(1) a>7.0的理由是（用离子方程式表示）______________ 。
(2)如图，当加入稀盐酸的体积为V1mL时，溶液的pH值刚好为7.0。此时溶液中c(Cl-)__c(CH3COOH)（填<、>或=）。简要写出判断依据________________________ 。
(3)当加入的盐酸的体积为20.0mL时，测定溶液中的c(H+)为1.3×10-3 mol/L，求CH3COH的电离平衡常数Ka=________(计算结果保留两位有效数字)。
23．混合碱(Na2CO3与NaHCO3，或Na2CO3与NaOH的混合物)的成分及含量可用双指示剂法测定。步骤如下：取混合碱溶液25.00 mL，滴加2滴酚酞为指示剂，用0.2000 mol·L−1的盐酸滴定液滴定至溶液呈微红色，记下消耗盐酸体积为22.50 mL；再滴加2滴甲基橙，继续滴定至溶液由黄色变为橙色，记下第二次滴定消耗盐酸的体积12.50 mL。(已知：H2CO3的Ka1 = 4.3 × 10-7；Ka2 = 5.6 × 10-11)
请计算：
(1)混合碱成分及物质的量之比为___________。
(2)混合碱溶液中Na2CO3的浓度为___________mol·L−1.(写出计算过程)
24．国家标准规定酿造食醋总酸含量不得低于3.5g/100mL，为测定某品牌市售醋酸的浓度，用移液管移取25mL，定容至250mL。取25.00mL溶液，用0.2000 mol∙L−1 NaOH标准溶液滴定至终点。重复实验，数据如下：
序号
滴定前读数/mL
滴定终点读数/mL
1
0.00
19.98
2
2.40
22.40
3
1.54
21.56
已知：常温下，Ka(CH3COOH)=1.8×10−5，=2.236
(1)该市售醋酸的含量为______g/100mL
(2)该市售醋酸c(H+)约等于______(保留小数点后一位)
25．25 ℃时，HNO2的电离常数Ka＝4.6×10－4。常温下，向NaNO2溶液中滴加盐酸至溶液的pH＝3时，溶液中＝________(保留两位有效数字)。
参考答案
1．9 2.36×10－5 1×10－12 增大 碱 ＜ c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋) 0.6162
【分析】
（1）根据Na2CO3溶液的水解常数的公式Kh及水的离子积常数分析作答；
（2）一水合氨的电离平衡常数与铵根离子的水解平衡常数之间的关系式可表示为：，再利用水解平衡表达式分析解答；
（3）依据水解常数与电离常数及Kw的关系计算水解常数，将转化为，变为一个变量进行判断；
（4）①根据水解平衡常数Kh(CN-)，结合Ka·Kh=Kw计算Ka(HCN)，然后比较Kh(CN-)、Ka(HCN)，判断CN-的水解能力强于HCN的电离能力，据此分析解答。
②结合水溶液的电荷守恒式与物料守恒式推出c(HCN)= c(Cl-)，再根据水解平衡表达式计算即可。
【详解】
（1）水的离子积KW=1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh=2.0×10－3，当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，c(OH-)= =1.0×10－3，又该温度下，水的离子积KW=1.0×10－12，则c(H+)=mol/L，即该溶液的pH＝9；
（2）根据题干信息可知，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液的水解平衡常数，又根据水解平衡表达式可知，则c(H+)=，故答案为：2.36×10－5；
（3）25℃时，H2SO3⇌HSO3－＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，HSO3－的水解方程式为HSO3－+H2O⇌H2SO3+OH−，则NaHSO3的水解平衡常数，当加入少量I2时，发生反应HSO3－+ I2 + H2O=3H+ + SO42- + 2I−，溶液酸性增强，c(H+)增大，c(OH-)减小，但是温度不变，Kh不变，则增大，故答案为：1.0×10－12；增大；
（4）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，由于盐与酸的总浓度相等，所以水解产生的c(OH-)大于电离生成的c(H+)，混合溶液显碱性；由于水解能力更强，则c(CN-)
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－+H2O⇌HCN+OH−可知，其水解平衡常数的表达式Kh，解得c0.6162，故答案为：0.6162。
2．②＜①=③ ③＞④＞②＞① V2＞V3=V1 酸 ＜ 2.0×10-5 5.0×10-3
【分析】
结合溶液中存在的水解平衡和影响平衡的因素分析；结合溶液中的电离平衡和水解平衡分析溶液的酸、碱性；根据溶液中完全电离的H+总物质的量分析；根据Ksp计算。
【详解】
(1)①(NH4)2SO4和③NH4NO3溶液中均只存在的水解，溶液显酸性，当两溶液的pH相同是，两溶液中浓度也相同；②NH4HSO4溶液中存在的水解，但NH4HSO4本身电离的H+，溶液显酸性，且抑制的水解，则①(NH4)2SO4、②NH4HSO4、③NH4NO3三种溶液pH相同时，②NH4HSO4溶液中的浓度最小，故pH相同时，三种溶液中的浓度由小到大的顺序是②＜①=③；
(2)①HCl是强酸性，电离溶液显酸性；②NH4Cl因的水解，溶液显酸性；③Na2CO3和④NaHCO3，因或的水解溶液均呈碱性，且的水解程度大于，同浓度的四种溶液①HCl；②NH4Cl；③Na2CO3；④NaHCO3，pH由大到小的顺序是③＞④＞②＞①；
(3)等体积、物质的量浓度相同时，②中氢离子物质的量最大，①和③中酸的物质的量相同，完全电离出的H+的物质的量相等，则在相同的条件下，产生H2的体积分别为V1、V2、V3，它们由大到小的顺序是V2＞V1=V3；
(4)等体积的CH3COOH与NaOH溶液反应后溶液中存在c(Na+)＜c(CH3COO-)，由溶液中的电离守恒c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)可知，c(H+)＞c(OH-)，溶液呈酸性，溶液中的溶质为CH3COOH和CH3COONa，则反应前c(NaOH)＜c(CH3COOH)；
(5)当溶液中Cl-完全沉淀时，即c(Cl-)=1.0×10-5mol/L，依据Ksp(AgCl)=2.0×10-10，计算得到c(Ag+)===2.0×10-5mol/L，此时溶液中c()===5.0×10-3mol/L。
【点睛】
主要考查盐的水解原理及应用，把握盐类水解、弱电解质的电离、酸碱混合的溶液酸碱性判断为解答的关键，特别注意酸越弱对应酸根水解程度越大，溶液始终是电中性的，即存在电荷守恒。
3．> c(R－)＞c(Na+)＞c(H＋)＞c(OH－) = 10-3-10-11 Fe(OH)3 8
【分析】
(1)溶液中存在等物质的量的HR和NaR，测得混合溶液pH＜7，则HR的电离程度大于NaR的水解程度；
(2)根据NH4Al(SO4)2的化学式，利用原子守恒判断；根据溶液呈电中性求解；
(3)根据Ksp计算三种离子生成沉淀时c(OH－)，取最小的结果。
【详解】
(1)0.2mol·L-1HR溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合，溶液中存在等物质的量的HR和NaR，测得混合溶液pH＜7，则HR的电离程度大于NaR的水解程度；HR电离大于NaR的水解，则c(R-)＞c(Na+)，溶液显酸性，则c(H＋)＞c(OH－)，HR为弱酸，则c(Na+)＞c(H＋)，各离子浓度的大小顺序为c(R－)＞c(Na+)＞c(H＋)＞c(OH－)；
(2)根据NH4Al(SO4)2的化学式，利用原子守恒，溶液中N原子存在形式的和与Al原子存在形式的和相等，则c()+c(NH3·H2O)=c(Al3+)+c［Al(OH)3］；根据溶液呈电中性，则c()+3c(Al3+)+ c(H+)=2c()+c(OH－)，2c()－c()－3c(Al3+)=c(H+)-c(OH－)=10-3mol/L-10-11mol/L=10-3-10-11mol/L；
(3)根据Ksp[Cu(OH)2]，Cu2＋生成沉淀时，溶液中c(OH－)为10-10mol/L，同理，Fe3＋生成沉淀时，溶液中c(OH－)为1.7×10-12mol/L，Mn2＋生成沉淀时，溶液中c(OH－)为10-6mol/L，则加入稀氨水，先生成的沉淀是Fe(OH)3；不让锰析出，则刚好Mn2＋开始生成沉淀，c(OH－)为10-6mol/L，c(H+)==10-8mol/L，pH=8。
4．1:2
【分析】
(1)溶液的pH=10，则溶液中c(H+)=10-10 mol/L，K2(H2CO3)=，则=；
(2)n(BaSO4)==0.1mol，将0.1mol硫酸钡溶解于5L溶液中，设至少需要物质的量浓度为xmol/L的Na2CO3溶液，当BaSO4完全溶解后，所得5L溶液中c（SO42-）=0.02mol/L，此时溶液中c（CO32-）=（x-0.02）mol/L，由BaSO4+CO32-=BaCO3+SO42-可知，此反应的化学平衡常数。
【详解】
(1)由题意，则溶液中c(H+)=10-10 mol/L，K2(H2CO3)=，则=；带入数据计算得：：2，故答案为：1：2；
(2)设至少需要物质的量浓度为x的溶液，当完全溶解后，所得5L溶液中，此时溶液中，由可知，此反应的化学平衡常数，解得，故答案为：。
5． 0.005
【详解】
(1) 由图示可知，当时，0.01mol/LHA酸溶液的pH=2，则HA为强酸，根据，由水电离出的，故答案为：；
(2)由图示分析可知，X点为向HA酸溶液中加20mL溶液，溶液呈酸性，即；当pH=7时所需的的体积为51mL所以，X点的，由(1)分析可知HA为强酸，所以X点最大，即X点时，溶液中各离子浓度由大到小的顺序是，故答案为：；
(3)K点时，溶液中存在的离子有，根据电荷守恒有，故答案为：0.005。
6．3.0×10-6mol•L-1 11.3
【详解】
(4)若处理后的废水中残留的c(Fe3+)=2.0×10-13mol·L-1，Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38= c(Fe3+)c3(OH-)=2.0×10-13×c3(OH-)，c3(OH-)=2×10-25；则残留的Cr3+的浓度为cmol/L，根据Ksp[Cr(OH)3]=6.0×10-31=c×c3(OH-)= c×2×10-25，c=3.0×10-6mol•L-1；
(5) 当Mg2+完全沉淀时，溶液中c(Mg2+)小于1×10-5mol/L，根据Ksp［Mg(OH)2］=4.0×10−11= c(Mg2+)×c2(OH-)=1×10-5×c2(OH-)，c2(OH-)=4×10-6，c(OH-)=2×10-3mol/L，根据Kw= c(OH-)×c(H+)可知，c(H+)=×10-11 mol/L，已知lg2=0.3，所以pH=11.3。
7．Cu(OH)2 Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4+ 8.2×108 9.6 11.1 2.2×108
【分析】
(1)根据Ksp的含义：Ksp越小越容易生成沉淀，结合铜盐和碱之间的复分解反应来回答；
(2)已知c(MgCl2)=0.01mol/L，逐滴加入NaOH溶液，刚好出现沉淀时，c(Mg2+)=0.01mol/L，依据Ksp[Mg(OH)2]= c(Mg2+)×c2(OH-)计算c(OH-)，然后根据Kw=1.0×10-14计算c(H+)；当Mg2+完全沉淀时，可根据Ksp[Mg(OH)2]= c(Mg2+)×c2(OH-)计算c(OH-)，然后根据Kw=1.0×10-14计算c(H+)，进而计算pH，当溶液中离子浓度小于1.0×10-5认为沉淀完全；
(3)用离子浓度表示平衡常数表达式，并根据c(H+) 、c(OH-)与Kw关系带入式子，整理可得得该反应的化学平衡常数。
【详解】
(1)难溶性物质Mg(OH)2、Cu(OH)2构型相同，对于构型相同的物质来说，Ksp的越小，越容易生成沉淀，由于Cu(OH)2的溶度积常数小于Mg(OH)2的溶度积常数，所以先生成沉淀Cu(OH)2沉淀；CuCl2溶液中加入氨水，反应产生氢氧化铜沉淀和NH4Cl，反应的离子方程式为：Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4+；
当两种沉淀共存时，===8.2×108；
(2)已知c(MgCl2)=0.01mol/L，逐滴加入NaOH溶液，刚好出现沉淀时，c(Mg2+)=0.01mol/L，依据Ksp[Mg(OH)2]= c(Mg2+)×c2(OH-)可得c2(OH-)=1.8×10-11÷0.01=1.8×10-9，则c(OH-)=4.2×10-5mol/L，溶液中c(H+)==2.4×10-10mol/L，此时溶液的pH=-lg2.4×10-10=9.6；当Mg2+完全沉淀时，c(Mg2+)=10-5mol/L所以c(OH-)==1.3×10-3mol/L，则根据Kw=1.0×10-14可得c(H+)=10-14÷1.3×10-3=7.7×10-12mol/L，所以pH=11.1；
(3) Cu(OH)2+2H+Cu2++2H2O的平衡常数K==2.2×108。
【点睛】
本题考查了溶度积常数、水的离子积常数的应用与计算的知识，熟记公式和沉淀完全的概念是本题解答的关键，该题考查了学生的分析与计算能力。注意对于构型相同的物质来说，Ksp越小，该物质先形成沉淀；若物质构型不同，要先计算沉淀时离子浓度的大小，开始沉淀需要的离子浓度越小，先形成该物质的沉淀。
8．5.7×10-17 2H++MnO2+H3AsO3H3AsO4+Mn2++H2O 2.5×10-3
【解析】
【分析】
本题主要考查难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
（1）依据溶度积常数计算得到AsO43-的浓度；
（2）根据反应物和生成物关系并结合元素化合价的变化配平方程式；
（3）H3AsO4的第三步电离式为HAsO42-H++AsO43-，依此写出电离的平衡常数的表达式；依据水解常数与电离常数及Kw的关系计算。
【详解】
（1）依据Ksp(FeAsO4)=c(Fe3+)·c(AsO43-)=5.7×10−21；Fe3+的浓度为1.0×10−4mol⋅L−1，则c(AsO43-)=Ksp(FeAsO4)/c(Fe3+)=5.7×10−17mol/L；
（2）三价砷(H3AsO3弱酸)不易沉降，可投入MnO2先将其氧化成五价砷(H3AsO4弱酸)，则该反应的离子方程式为：2H++MnO2+H3AsO3===H3AsO4+Mn2++H2O；
（3）H3AsO4的第三步电离式为HAsO42－H++ AsO43－，所以第三步电离的平衡常数的表达式为；Na3AsO4的第一步水解的离子方程式为：AsO43－+H2OHAsO42－+OH-，该步水解的平衡常数。
9．酸 Fe 3+ + 3H2O Fe（OH）3 + 3H + 酸 CH3COOH CH3COO- + H + 10-4 mol／L 10-11 mol／L B ＞ ＞ ②＞⑦＞⑤＞①＞④＞⑥＞③ 1 :9
【分析】
强酸和强碱完全电离，弱酸和弱碱部分电离；FeCl3属于强酸弱碱盐，水解显酸性，CH3COONa属于强碱弱酸盐，水解显碱性；水的电离是微弱的，电离过程吸热；由此分析解答。
【详解】
(1)FeCl3属于强酸弱碱盐，在水溶液中发生水解反应：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，使溶液中c(H+)>c(OH-)，溶液显酸性。CH3COOH属于弱酸，溶液显酸性，电离方程式为：CH3COOHCH3COO-+H+。
(2)CH3COONa属于强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性，CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，由溶液的pH=10知，溶液中c(H+)溶液=10-10mol/L，所以该溶液中由水电离出来的c(OH-)水=c(OH-)溶液===10-4mol/L；由pH=3的HCl溶液知，该HCl溶液中c(H+)溶液=10-3mol/L，HCl溶液中由水电离出来的c(H+)水=c(OH-)溶液===10-11mol/L。
(3)A.NaHSO4在水中电离NaHSO4=Na++H++SO42-，增大了溶液中c(H+)，水的电离平衡向左移动。A项错误；B.(NH4)2SO4在水中能发生水解反应：NH4++H2ONH3·H2O+H+，使水的电离平衡向右移动，且所得溶液显酸性，B项正确；C.因水的电离是吸热过程，加热能使水的电离平衡向右移动，但溶液中c(H+)=c(OH-)，水仍然显中性，C项错误；D.Na2CO3在水中能发生水解反应：CO32-+H2OHCO3-+OH-，使水的电离平衡向右移动，但所得溶液显碱性，D项错误；答案选B。
(4) 等浓度的NaOH溶液和NH3•H2O溶液，稀释相同的倍数时，溶液中c(OH-)大小关系是：NaOH>NH3•H2O，若使稀释后溶液pH相等[即c(OH-)相等]，则应将NaOH溶液继续稀释，最后才可能与NH3•H2O的pH相等，所以若稀释后两溶液的pH相等，则m>n。
(5)pH=a的盐酸中c(H+)=10-amol/L，盐酸是强酸，盐酸物质的量浓度为10-amol/L；pH=14-a的氨水中c(OH-)===10-amol/L，而氨水是弱碱，氨水物质的量浓度远大于10-amol/L，由中和反应方程式HCl+NH3•H2O=NH4Cl+H2O可推知，混合后若溶液显中性，则盐酸体积要远大于氨水的体积即Va>Vb。
(6)HCl、FeCl3、CH3COOH溶液显酸性，pH小于7；NaCl显中性，pH等于7；NaOH、CH3COONa、NH3•H2O溶液显碱性，pH大于7。一般来说，盐类水解程度小于酸或碱的电离程度，等浓度FeCl3的酸性弱于HCl和CH3COOH，CH3COONa的碱性弱于NaOH和NH3•H2O。强酸和强碱完全电离，弱酸和弱碱部分电离，所以等浓度时HCl的酸性强于CH3COOH，NaOH的碱性强于NH3•H2O。总而言之，等浓度时七种物质溶液的pH由大到小的顺序为：NaOH>NH3•H2O>CH3COONa>NaCl>FeCl3>CH3COOH>HCl。即②>⑦>⑤>①>④>⑥>③。
(7)pH=13的NaOH溶液中c(OH-)===0.1mol/L；pH=2的盐酸溶液中c(H+)=10-2mol/L。因为所得溶液pH=11，说明NaOH过量，且c(OH-)混合===10-3mol/L，又c(OH-)混合=， 代入数据有：=10-3mol/L。解得VNaOH(aq):VHCl(aq)=1:9。
10．（1）①1.0×10－15 ②10：1 （2）1.8×10-7mol/L。
【解析】
（1）①0.01 mol·L-1的NaOH溶液的pOH＝2，即pOH+ pH＝15，即该温度下水的Kw＝1.0×10－15 ；
②所得混合液为中性即氢离子的物质的量与氢氧根离子的物质的量相等；即，，又a＝12，b＝2，则Va︰Vb＝10：1；
（2）；当溶液PH=12时即，代入进而可得此时溶液中Mg2+的物质的量浓度为1.8×10-7mol/L。
11．1.0×10－6 0.001 0.008 0.15
【分析】
任何温度下,纯水中存在c(H+)=c（OH-）；根据该温度下纯水的pH知,酸和碱反应后溶液呈碱性,则硫酸根离子完全反应,根据硫酸钡的质量结合离子守恒计算硫酸根离子的物质的量,根据酸溶液pH结合电荷守恒计算硫氯离子的物质的量,根据Ba(OH)2溶液中n(OH-)=n(H+)+n(OH-)(剩余)，氢氧化钡的物质的量浓度是氢氧根离子浓度的一半。
【详解】
任何温度下,纯水中存在c(H+)=c（OH-）＝1.0×10－6 mol·L-1；纯水中c（H＋）＝1.0×10－6 mol·L-1，所以pH=6；酸和碱反应后溶液的pH=11>6，所以混合溶液呈碱性,所以氢氧化钡过量,根据硫酸根离子守恒计算硫酸根离子的物质的量浓度,n(SO42-)=0.233/233=0.001mol；混合酸溶液中n(H+)=0.1×0.1=0.01mol,根据电荷守恒知n(Cl-)=0.01-0.001×2=0.008mol；pH值变为11的滤液中c（OH-）=10-12/10-11=0.1mol/L,酸、碱中和时,氢离子和氢氧根离子以1;1反应,Ba(OH)2溶液中n(OH-)=n(H+)+n(OH-)(剩余),氢氧化钡的物质的量浓度是氢氧根离子浓度的一半,所以c（Ba（OH）2）=(0.1×0.1+0.1×0.2)/2×0.1=0.15mol/L；
答案: 1.0×10－6 ；0.001；0.008；0.15。
12．二元弱 1% 向右 减小 6.0×10-3 0.62
【详解】
（1）由题给信息可知，H3PO3的电离过程分为两步，则H3PO3是二元弱酸，故答案为：二元弱；
（2）①由HA的电离常数可知，0.lmol·L-1HA溶液中氢离子浓度为==10—3mol/L，则HA的电离度为×100%=1%，故答案为：1%；
②若向HA溶液中加入少量NaOH固体，氢离子与氢氧根离子反应，使溶液中氢离子浓度减少，电离平衡向右移动，故答案为：向右；
③由电离常数可知溶液中=，向10mL的HA溶液中加入少量NaA固体，溶液中c(A—)增大，则减小，减小，故答案为：减小；
（3）由氨水的电离常数可知，2.0mol·L-1氨水中氢氧根离子浓度为==6×10—3mol/L；HSO的电离常数表达式K=；将SO2通入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的===0.62，故答案为：6×10—3；=0.62。
13．Fe3+ 2.7 6 Zn2+与Fe2+分离不开 Zn(OH)2和Fe(OH)2的Ksp相近
【详解】
加稀硫酸和H2O2溶解时，发生反应Fe+2H+=Fe2++H2↑、2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O，铁变为Fe3+；Fe3+刚好完全沉淀时，c(OH-)=mol/L=mol/L，pH为-lg≈2.7；继续加碱，锌开始沉淀(假定Zn2+浓度为0.1mol/L)时，c(OH-)=mol/L=10-8mol/L，调节至pH为-lg=6。若上述过程不加H2O2，则Fe被稀硫酸转化为Fe2+，其氢氧化物的Ksp与Zn(OH)2相近，则加碱后会同时发生沉淀，所以后果是Zn2+与Fe2+分离不开，原因是Zn(OH)2和Fe(OH)2的Ksp相近。答案为：Fe3+；2.7；6；Zn2+与Fe2+分离不开；Zn(OH)2和Fe(OH)2的Ksp相近。
14． 2.3 9：1 2 20：1
【详解】
(1) 由题意有则酸性由强到弱为：，所以将将少量CO2气体通入NaCN溶液中生成碳酸氢钠和氢氰酸，即，故答案为：；
(2) 由25℃时，pH=2的盐酸溶液与pH=4的H2SO4溶液中氢离子浓度分别为、，当两溶液等体积混合时，溶液中氢离子浓度，又因，故答案为：2.3
(3)25℃时，将pH=3的H2SO4溶液中，pH=12的NaOH溶液中，而这混合后所得溶液的pH=10，则混合溶液的氢氧根离子浓度为，设硫酸的体积为xL、氢氧化钠的体积为yL，则混合溶液中氢氧根离子浓度，解得，故答案为：9：1；
(4)常温下，0.1mol·L-1氢氧化钠溶液中氢氧根离子浓度为，0.06mol·L-1硫酸溶液中氢离子浓度。两溶液等体积混合混合后，则氢离子过量，所以反应后溶液中氢离子浓度，则pH=2，故答案为：2；
(5)25℃时，pH=5的H2SO4溶液中，。当稀释1000倍后，溶液中的氢离子浓度为，不合理，所以；硫酸根离子浓度为。所以加水稀释至原溶液体积的1000倍后，溶液，故答案为：20：1；
(6)室温下pH=9的NaOH溶液，由于NaOH为强碱会抑制水的电离，所以溶液中水电离出来氢氧根离子浓度A等于氢离子浓度，则A为；pH=9的CH3COONa溶液中氢氧根离子浓度 B为，所以，故答案为：。
15．10﹣12 10﹣b﹣10﹣a 11 a+b=14
【解析】
【分析】
(1)该温度下，水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)；
(2)该NaOH溶液的物质的量浓度的精确值=c(OH-)-c(H+)；
(3)将100mL 0.1mol•L-1的稀硫酸与100mL 0.4mol•L-1的NaOH溶液混合后，溶液显碱性，首先计算混合溶液中c(OH-)，在根据Kw计算c(H+)，最后根据pH=-lgc(H+)计算；
(4)溶液呈中性，说明酸中n(H+)等于碱中n(OH-)。
【详解】
(1)在t℃时，某NaOH稀溶液中，c(H+)=10-amol•L-1，c(OH-)=10-bmol•L-1，已知a+b=12，则该温度下水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)=10-(a+b)=10-12，故答案为：10-12；
(2)氢氧化钠溶液中氢氧化钠和水均能电离出氢氧根离子，只有水电离出氢离子，因此该NaOH溶液的物质的量浓度的精确值=c(OH-)-c(H+)=(10-b-10-a)mol/L，故答案为：(10-b-10-a)；
(3)在该温度下，将100mL 0.1mol•L-1的稀硫酸与100mL 0.4mol•L-1的NaOH溶液混合后，反应后氢氧化钠过量，混合溶液中c(OH-)==0.1mol/L，c(H+)==mol/L=10-11mol•L-1，溶液的pH=-lgc(H+)=-lg10-11=11，故答案为：11；
(4)该温度下若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，说明酸中n(H+)等于碱中n(OH-)，即100×10-a=1×10b-12，则a+b=14，故答案为：a+b=14。
【点睛】
本题的易错点为(3)，要注意题意条件下的Kw=10-12，同时注意碱性溶液的pH的计算方法。
16．增大 1.0×1014 小于 2.0×10-5 5.0×10-3
【分析】
(1)根据图示中c(H+)与c(Cr2O72-)的关系分析；A点时溶液的c(H+)=1×10-7mol/L，Cr2O72-的浓度为0.25mol/L，结合反应方程式及平衡常数的含义计算K值大小；
(2)根据升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动分析；
(3)依据Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)及c(Cl-)=1.0×10-5mol/L计算c(Ag+)，然后根据Ksp(Ag2CrO4)= c2(Ag+)·c(CrO42-)再进行计算c(CrO42-)。
【详解】
(1)由图可知，随着溶液的酸性增强，c(Cr2O72-)的浓度增大，故铬酸根离子的平衡转化率增大；
A点时溶液的c(H+)=1×10-7mol/L，c(Cr2O72-)=0.25mol/L，则消耗的CrO42-的浓度为0.5mol/L，则溶液中的c(CrO42-)=1.0mol/L-0.25mol/L×2=0.5mol/L，此时该转化反应的平衡常数为K===1.0×1014；
(2)根据平衡移动原理：升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动。由于升高温度后CrO42-的平衡转化率减小，说明平衡向逆反应方向移动，则逆反应为吸热反应，因此该反应的正反应为放热反应，所以△H<0；
(3)当溶液中Cl-完全沉淀时，即c(Cl-)=1.0×10-5mol/L，依据Ksp(AgCl)=2.0×10-10，计算得到c(Ag+)===2.0×10-5mol/L；此时溶液中c(CrO42-)==5.0×10-3mol/L。
【点睛】
本题综合考查了氧化还原反应以及化学平衡的移动问题，涉及化学平衡和沉淀溶解平衡的有关分析与计算等问题，要求具有较好的分析和解决问题的能力，题目难度中等。
17．5.0＜pH＜7.1
【分析】
当铁离子浓度小于10-6mol/L，铁离子认为完全除去，c3(OH-)=，c(H+)=，A13＋沉淀完全时，c3(OH-)=计算pH。
【详解】
Fe3＋沉淀完全，c3(OH-)===10-33，c(OH-)=10-11 mol/L，c(H+)===10-3，pH=3.0，A13＋沉淀完全时，c3(OH-)==10-27，c(OH-)=10-9 ，c(H+)===10-5，pH=5.0，锰离子沉淀时pH值是7.1，所以除去杂质Fe3＋、A13＋调节pH值的范围是5.0～7.1，故答案为：5.0＜pH＜7.1。
18．Cl－先沉淀 4.13×10－6mol·L－1
【详解】
（1）由Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)得Cl-开始沉淀所需c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝1.8×10－8mol·L－1，由Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO42—)得CrO42-开始沉淀所需c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝4.36×10－5mol·L－1>1.8×10－8mol·L－1，生成AgCl沉淀需c(Ag＋)小于生成Ag2CrO4沉淀时所需c(Ag＋)，故Cl－先沉淀
故答案为：Cl－先沉淀；
（2）刚开始生成Ag2CrO4沉淀时，c(Cl－)＝＝mol·L－1＝4.13×10－6mol·L－1，
故答案为：4.13×10－6mol·L－1。
19．2；1.8×10-7mol·L-1
【解析】
【详解】
（1）硝酸银和盐酸反应后生成氯化银沉淀和硝酸，所以溶液中的氢离子是盐酸中的氢离子，则反应后氢离子浓度为0.020mol/L÷2=0.010mol/L，则溶液的pH=2。
（2）硝酸银的物质的量为0.018mol/L×0.05L=0.0009mol，盐酸的物质的量为0.020mol/L×0.05L=0.001mol，则氯离子过量，银离子完全沉淀，剩余的氯离子浓度为=0.001mol/L，则溶液中的银离子浓度=Ksp/c(Cl-)==1.8×10-7mol·L-1。
20．9×108 1.0×10－12 c(Na+)>c(HSO3—)>c(H+)>c(SO32—)>c(OH—) 增大 10
【详解】
（1）Ka=。室温时，0.5 mol·L－1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H＋)≈c(CH3COO－)≈= 3×10－3mol/L，由水电离出的c(H＋)= c(OH-)==mol/L =×10-8mol/L，醋酸电离出的c(H＋) 约是由水电离出的c(H＋)的(3×10－3)/(×10-8)=9×10-8倍。
（2）室温时，NaHSO3的水解平衡常数Kh＝Kw /Kal=(1.0×10－14)/( 1.0×10－2)= 1.0×10－12< Kal，HSO3－的电离程度大于水解程度，NaHSO3溶液中存在的变化：H2OH++OH－， H+ +， +H2OH2SO3+OH－，溶液中各离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(HSO3—)>c(H+)>c(SO32—)>c(OH—)。若向NaHSO3溶液中加入少量I2，I2++ H2O= 2H++I-+，c(HSO3—)减小，则溶液中c(H2SO3)/c(HSO3－)将增大。
（3）室温时，0.1 mol/L Na2SO3溶液中Na2SO3的水解常数Kh=Kw /Ka2=(1.0×10－14)/( 1.0×10－7)= 1.0×10－7，Kh＝，c(OH-)≈c()= = 1×10－4mol/L，c(H＋)==mol/L =1×10-10mol/L ，pH=10。
21．< CH3COONa CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3－ CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- 1.8×104 36 10-6:1（或1:106） 5
【分析】
(1)①酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，其对应的酸根离子水解程度越小，根据表中数据知，酸的电离平衡常数：HCN＜H2CO3，则水解程度：CN-＞HCO3-，酸根离子水解程度越大，其水溶液中酸根离子浓度越小；
②酸越弱，酸根离子的水解程度越大，加水稀释促进水解，溶液的pH变化越大；
③常温下，酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，电离平衡常数HCO3-＜HCN＜H2CO3，则酸性：HCO3-＜HCN＜H2CO3，则将少量CO2通入NaCN溶液，二者反应生成碳酸氢钠和HCN；
④室温下，一定浓度的CH3COONa溶液pH=9，醋酸钠是强碱弱酸盐，CH3COO-水解导致溶液呈碱性；溶液中==；
⑤已知①CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) +H+(aq)，②H2CO3(aq) HCO3-( aq) +H+(aq)，由①-②可得CH3COOH(aq)+HCO3-( aq) CH3COO-(aq) +H2CO3(aq)，则该反应的平衡常数K =；
⑥酸或碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，则醋酸溶液中水电离出的c(H+)=、CH3COONa溶液中水电离出的c(H+)=10pH-14；
(2)在常温下如果要生成Cu(OH)2沉淀，应满足c(Cu2+)×c2(OH-)≥2×10-20，以此计算溶液的c(OH-)，可确定溶液的pH。
【详解】
(1)①酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，其对应的酸根离子水解程度越小，根据表中数据知，酸的电离平衡常数：HCN＜H2CO3，则水解程度：CN-＞HCO3-，酸根离子水解程度越大，其水溶液中酸根离子浓度越小，所以存在c(CN-)＜c(HCO3-)；
②根据表中数据知，酸的电离平衡常数CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-，则CO32-的水解程度最大，而CH3COO-的水解程度最小，将等浓度的CH3COONa、NaCN、NaHCO3和Na2CO3溶液分别稀释100倍，pH变化最大的是Na2CO3，最小的是CH3COONa；
③常温下，酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，电离平衡常数HCO3-＜HCN＜H2CO3，则酸性：HCO3-＜HCN＜H2CO3，则将少量CO2通入NaCN溶液，二者反应生成碳酸氢钠和HCN，离子方程式为CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-；
④室温下，一定浓度的CH3COONa溶液pH=9，醋酸钠是强碱弱酸盐，CH3COO-水解导致溶液呈碱性，水解离子方程式为CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-；溶液中====l.8×104；
⑤已知①CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) +H+(aq)，②H2CO3(aq) HCO3-( aq) +H+(aq)，由①-②可得CH3COOH(aq)+HCO3-( aq) CH3COO-(aq) +H2CO3(aq)，则该反应的平衡常数K ===36；
⑥酸或碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，则pH =4的CH3COOH溶液水电离出的c(H+)===10-10mol/L，pH =10的CH3COONa溶液中由水电离出的c(H+)=10pH-14=10-4mol/L，两溶液中水电离出的c(H+)的比值=10-10mol/L:10-4mol/L=10-6:1(或1:106)；
(2)已知Ksp=2×10-20，c(Cu2+)=0.02mol•L-1，在常温下如果要生成Cu(OH)2沉淀，则c(Cu2+)×c2(OH-)≥2×10-20，所以c(OH-)≥=10-9(mol/L)，应调节溶液pH大于5。
22．CH3COO-+H2OCH3COOH +OH- = 根据电荷守恒有：c(OH- ) +c(Cl- ) +c(CH3COO- ) =c(H+) +c(Na+) 由于溶液的pH=7，c(OH-)=c(H+)，所以c(Cl-)+c(CH3COO-)=c(Na+)；而根据物料守恒有：c(CH3COOH) +c(CH3COO- ) =c(Na+)，所以有c(CH3COOH)=c(Cl-) 1.7×10-5
【分析】
(1)a点为醋酸钠溶液，醋酸根离子部分水解，导致溶液显示碱性，溶液的pH大于7.0；
(2)溶液的pH=7，则c(OH-)=c(H+)，然后结合物料守恒和电荷守恒分析；
(3)先计算平衡时各种离子的浓度，然后根据电离平衡常数的含义计算电离平衡常数。
【详解】
(1)a点没有加入盐酸，则此时为醋酸钠溶液，醋酸根离子存在水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，导致溶液呈碱性，则a＞7.0；
(2)根据电荷守恒有：c(OH-)+c(Cl-)+c(CH3COO-)=c(H+)+c(Na+)，由于溶液的pH=7，则c(OH-)=c(H+)，所以①c(Cl-)+c(CH3COO-)=c(Na+)，而根据物料守恒可知②c(CH3COOH)+ c(CH3COO-)=c(Na+)，根据①②可得：c(CH3COOH)= c(Cl-)；
(3)当加入盐酸的体积为20.0mL时，两种物质刚好完全反应，则生成醋酸的浓度c（CH3COOH）=0.10mol/L，
CH3COOH CH3COO- + H+
起始时各物质浓度/mol/L 0.10 0 0
平衡时各物质浓度/mol/L 0.10-1.3×10-3≈0.10 1.3×10-3 1.3×10-3
根据电离平衡常数的含义可得在该条件下CH3COH的电离平衡常数Ka===1.7×10-5。
23．5 ：4 0.1000 mol·L−1
【分析】
滴酚酞为指示剂，发生的反应为：OH-+H+=H2O，CO+H+=HCO，或只发生CO+H+=HCO，甲基橙为指示剂时，发生HCO+H+=H2O+CO2 ↑。由于两次消耗的酸的体积不相同，且第一次多于第二次，混合碱成分是Na2CO3与NaOH。
【详解】
(1)由分析可知：混合碱成分是Na2CO3与NaOH及物质的量之比为12.50 mL：(22.50 mL-12.50 mL)=5 ：4。故答案为：5 ：4；
(2)n(Na2CO3)+n(NaOH)=0.2000mol·L−1×22.50mL=4.5×10-3mol，n(Na2CO3)=4.5×10-3mol=2.5×10-3mol， 混合碱溶液中Na2CO3的浓度为 =0.1000 mol·L−1。
故答案为：0.1000 mol·L−1。
24．9.6 5.4×10−3
【分析】
先求出25mL醋酸溶液中醋酸的物质的量，再求出100mL醋酸溶液中醋酸的物质的量，再求含量，根据电离平衡常数求出氢离子浓度。
【详解】
(1)第一次消耗的体积为19.98mL，第二次消耗的体积为20.00mL，第三次消耗的体积为20.02mL，三次的平均值为20.00mL，则25mL溶液中醋酸的物质的量n(CH3COOH)= n(NaOH)=0.02L×0.2000mol∙L−1×10=0.04mol，则100mL醋酸溶液中物质的量为0.04mol×4=0.16mol，100mL溶液中醋酸的质量0.16mol×60g∙mol−1=9.6g，因此该市售醋酸的含义为9.6g/100mL；故答案为：9.6。
(2)该市售醋酸100mL醋酸溶液中物质的量为0.04mol×4=0.16mol，醋酸的浓度为，则，，；故答案为：5.4×10−3。
25．2.2
【解析】根据HNO2H++NO2—可知，Ka＝=4.6×10－4。，
pH＝3时，c(H+)=10-3mol/L，c(OH-)=10-11，
根据NO2—+H2O OH—+ HNO2，Kh===，＝=×10-11=2.2。
相关试卷
2022届高三化学一轮复习化学反应原理11四大平衡常数的计算及应用含解析： 这是一份2022届高三化学一轮复习化学反应原理11四大平衡常数的计算及应用含解析，共32页。试卷主要包含了25℃时，电离常数，回答下列问题，已知等内容，欢迎下载使用。
2022届高三化学一轮复习化学反应原理08电离平衡常数相关计算含解析： 这是一份2022届高三化学一轮复习化学反应原理08电离平衡常数相关计算含解析
2022届高三化学一轮复习化学反应原理05四大常数的相关计算含解析： 这是一份2022届高三化学一轮复习化学反应原理05四大常数的相关计算含解析，共27页。试卷主要包含了室温下，有下列溶液，有下列化合物等内容，欢迎下载使用。
