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，共34页。试卷主要包含了回答下列问题，按要求回答下列问题，已知等内容，欢迎下载使用。
电离平衡常数相关计算
填空题（共22题）
1．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题：
酸


HCN
HClO
电离平衡常数()




(1)当温度升高时，值___________(填“增大”、“减小”或“不变”)；
(2)结合表中给出的电离常数回答下列问题：
①上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是___________、___________(用化学式表示)，
②下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是___________(填序号)，
A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸 E．加氢氧化钠固体
③依上表数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式___________。
(3)已知草酸是一种二元弱酸，其电离常数，，写出草酸的电离方程式___________、___________，试从电离平衡移动的角度解释的原因___________。
(4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实___________(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案：___________。
2．回答下列问题：
(1)为了证明醋酸是弱电解质，某同学分别取pH=3醋酸和盐酸各1mL，分别用蒸馏水稀释到100mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是_______。
(2)已知室温时，0.1 mol∙L−1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
①该溶液中c(H＋)=_______ mol∙L−1。
②HA的电离平衡常数K=_______。
③由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的_______倍。
(3)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数/25 ℃
K=1.77×10-4
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
3.0×10-8
①在相同浓度的HCOOH和HClO的溶液中，用“＞”“＜”或“=”填空。
溶液导电能力：HCOOH_______HClO。
②的电离平衡常数表达式为_______
③将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出该反应离子方程式_______。
(4)某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2O ＋OH－，如想增大的浓度而不增大OH－的浓度，应采取的措施是_______ (填字母)。
a.适当升高温度 b.加入NH4Cl固体 c.通入NH3 d.加入少量浓盐酸
3．研究电解质在水溶液中的平衡能了解它的存在形式。已知25℃时部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
H2C2O4
电离平衡常数
Ka=1.77×10-4
Ka=5.0×10-10
Ka1=4.3×10-7
Ka2=5.6×10-11
Ka1=5.0×10-2
Ka2=5.4×10-5
(1)NaCN溶液呈碱性的原因是______(用离子方程式表示)。向NaCN溶液中通入少量的CO2发生的离子反应为______。
(2)常温下，KHC2O4水解平衡常数的数值为______。
(3)根据以上数据，判断下列反应可以成立的是______。
A．HCOOH+Na2CO3=NaHCO3+HCOONa
B．HCOOH+NaHC2O4=HCOONa+H2C2O4
C．H2C2O4+2NaCN=Na2C2O4+2HCN
D．NaHCO3+HCN=NaCN+H2O+CO2↑
(4)25℃时，pH=3的HCOOH溶液与pH=3的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)之比为______。
(5)25℃时，等体积、等物质的量浓度的HCOOH和HCOONa的混合溶液pH”“、 c(CO)>c(HCO)>c(NH3.H2O)
B．c(NH)+c(H+) = c(HCO)+c(OH−)+c(CO)
C．c(CO)+c(HCO)+c(H2CO3)=0.1mol/L
D．c(NH)+c(NH3.H2O)=2c(CO)+2c(HCO)+2c(H2CO3)
(3)常温下，将a mol/L的CH3COONa溶液和b mol/L的盐酸等体积混合后，溶液呈中性(不考虑醋酸和盐酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka=___________。
(4)若0.1 mol/L的HB溶液在常温下的pH=3，则常温下NaB的Kh=___________。
12．已知在25℃时，部分弱酸的电离常数如表所示：
CH3COOH
Ka＝1.75×10-5
H2CO3
Ka1=4.30×10-7、Ka2=5.61×10-11
H2SO3
Ka1=1.54×10-2、Ka2=1.02×10-7
(1)写出碳酸的第二级电离平衡常数表达式：Ka2=___。
(2)若保持温度不变，在醋酸溶液中加入少量醋酸钠固体，下列各量会变小的是___(填字母)。
A．c(CH3COO-) B．c(H+) C．醋酸的电离平衡常数 D．醋酸的电离度
(3)pH相等的CH3COONa溶液、NaHCO3溶液、Na2SO3溶液中，溶质的物质的量浓度最大的是___溶液。
(4)Na2CO3溶液中各离子浓度由大到小的顺序为___。
13．表中是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列问题：
酸
电离方程式
电离平衡常数Ka
CH3COOH
CH3COOHCHCOO－+H+
Ka=1.7×10−5
H2CO3
H2CO3 HCO+H+
HCOCO+H+
Ka1=4.2×10−7
Ka2=5.6×10−11
HClO
HClOClO－+H+
Ka=4.7×10−8
H3PO4
H3PO4 H2PO+H+
H2PO+H+
PO+H+
Ka1=7.1×10−3
Ka2=6.2×10−8
Ka3=4.5×10−13
(1)Ka只与温度有关，当温度升高时，Ka值___________(填“增大”、“减小”、“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的Ka值不同，那么Ka值的大小与酸性的相对强弱有何关系___________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、HClO、H3PO4、H2PO、都看作是酸，其中酸性最强的是___________，最弱的是___________。
(4)电离平衡常数是用实验的方法测定出来的，现测得25℃时，c mol∙L−1的CH3COOH的电离度为a，试表示该温度下醋酸的电离平衡常数___________。
(5)根据上表中提供的H2CO3和HClO的电离平衡常数，判断在等浓度的NaClO、NaHCO3混合溶液中，各种离子浓度关系正确的是（___________）
A．c(HCO)＞c(ClO－)＞c(OH－)
B．c(ClO－)＞c(HCO)＞c(H+)
C．c(HClO)+c(ClO－)=c(HCO)+c(H2CO3)
D．c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+c(ClO－)+c(OH－)
(6)根据上表中H2CO3和HClO的电离平衡常数，试写出少量CO2通入到NaClO溶液中的化学反应方程式___________。
14．I．25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
弱酸或弱碱
电离常数
NH3·H2O
Kb＝2×10−5
HClO
Ka＝3×10−8
H2CO3
Ka1＝4×10−7 Ka2＝4×10−11
H2SO3
Ka1＝1.3×10−2 Ka2＝6.3×10−8
(1)0.1 mol·L−1 NH4ClO溶液中离子浓度由大到小的顺序是_____________________。
(2)等浓度的Na2SO3、NaClO、Na2CO3、NaHCO3溶液，pH由大到小的顺序是________。
(3)某小组同学探究饱和NaClO和KAl(SO4)2溶液混合反应的实验，发现两种溶液混合后产生大量的白色胶状沉淀。出现上述现象的原因是____________________(请用反应的离子方程式表示)。
II．用沉淀滴定法快速测定NaI溶液中c(I－)，实验过程包括准备标准溶液和滴定待测溶液。
i.准备标准溶液
a.准确称取AgNO3基准物4.2468 g(0.0250 mol)后，配制成250 mL标准溶液，放在棕色试剂瓶中避光保存，备用。
b.配制并标定100 mL 0.1000 mol·L−1 NH4SCN标准溶液，备用。
ii.滴定的主要步骤
a.取待测NaI溶液25.00 mL于锥形瓶中。
b.加入25.00 mL 0.1000 mol·L−1 AgNO3溶液(过量)，使I－完全转化为AgI沉淀。
c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示剂。
d.用0.1000 mol·L−1 NH4SCN溶液滴定过量的Ag＋，使其恰好完全转化为AgSCN沉淀后，体系出现淡红色，停止滴定。
e.重复上述操作两次。三次测定数据如下表：
实验序号
1
2
3
消耗NH4SCN标准溶液体积/mL
10.24
10.02
9.98
f.数据处理。
回答下列问题：
(4)滴定应在pH＜0.5的条件下进行，其原因是____________________________。
(5)若在配制AgNO3标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出，会导致c(I－)测定结果___________(填“偏高”、“偏低”或“不影响”)。
(6)测得c(I－) = _____________mol·L−1。
15．海水中含有80多种元素，是重要的物质资源宝库，同时海水具有强大的自然调节能力，为解决环境污染问题提供了广阔的空间。
(1)①已知不同pH条件下，水溶液中碳元素的存在形态如图所示。

下列说法不正确的是___________(填字母序号)。
时，溶液中含碳元素的微粒主要是
点，溶液中和浓度相同
当时，
②向上述的水溶液中加入NaOH溶液时发生反应的离子方程式是_______。
(2)海水pH稳定在之间，可用于烟道气中和的吸收剂。
①海水中含有的可以吸收烟道气中的，同时为海水脱钙，生产。写出此反应的离子方程式：___________。
②已知：时，电离平衡常数、，电离平衡常数、，海水中含有的可用于吸收，该过程产物中有和___________。
16．25℃时，有浓度均为0.10mol/L的下列4种溶液：
①NaCN溶液②NaOH溶液③CH3COOH溶液 ④NaHCO3溶液
HCN
H2CO3
CH3COOH
Ka=4.9×10-10mol/L
Ka1=4×10-7mol/L
Ka2=5.6×10-11mol/L
Ka=1.7×10-5mol/L

(1)这4种溶液pH由大到小的顺序是_____(填序号)，其中②由水电离的H+浓度为_____。
(2)①中各离子浓度由大到小的顺序是______。向NaCN溶液中通入少量CO2，则发生反应的离子方程式为______.
(3)测得HCN和NaCN的混合溶液的PH=11，，则约为____(保留1位有效数字)。
(4)CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，若溶液pH=6则溶液中c(CH3COO-) -c(Na+)=___mol/L(填精确值)。
17．25℃时，三种酸的电离平衡常数如下表所示。
化学式
CH3COOH
HClO
H3PO3
名称
醋酸
次氯酸
亚磷酸
电离平衡常数
1.8×10-5
3.0×10-8
K1=8.3×10-3 K2 =5.6×10-6
（1）浓度均为0.1mol•L-1的CH3COOH 、HClO 、H3PO3溶液中，c(H+)最小的是___。
（2）亚磷酸（H3PO3）为二元酸，H3PO3的电离方程式为_________。Na2HPO3是________（填“酸式盐”“碱式盐”或“正盐”）。
（3）体积均为10mL、c(H+)均为10-2mol • L-1的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程中c(H+)的变化如图所示，则HX的电离平衡常数_______（填“大于”、“ 小于”或“等于”，下同）醋酸的电离平衡常数，若pH相等的两种酸消耗等物质的量的NaOH，则需HX和醋酸体积：HX_______________
醋酸
18．已知在25℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下表所示:
酸
电离平衡常数
醋酸

碳酸

亚硫酸

(1)根据上表可知，酸性_____ ，在相同条件下，试比较Na2CO3、Na2SO3溶液的pH：Na2CO3_____Na2SO3。(填“>” “ Kh2，则0.1 mol∙L−1 NaHSO3溶液：
①溶液呈__________(填“酸性”“碱性”或“中性”)；
②溶液中c(Na＋)______c()(填“>”“v(HNO2)（填“=”、“>”或“”“HCOOH> HC2O>H2CO3>HCN> HCO，判断溶液中的反应能否进行可根据强酸制弱酸的原理；利用水解平衡常数的表达式计算。
【详解】
(1) NaCN为强碱弱酸盐，水解呈碱性，反应的离子方程式为：CN-+H2O⇌HCN+OH-；根据强酸制弱酸的原理，H2CO3>HCN> HCO HCO，HCOOH+Na2CO3=NaHCO3+HCOONa可以发生，故A符合；
B．H2C2O4>HCOOH，HCOOH+NaHC2O4=HCOONa+H2C2O4不能发生，故B不符合；
C．H2C2O4> HCN，H2C2O4+2NaCN=Na2C2O4+2HCN可以发生，故C符合；
D．H2CO3>HCN>，NaHCO3+HCN=NaCN+H2O+CO2↑不能发生，故D不符合；
故答案为：AC；
(4) HCOOH会抑制水的电离，25℃时，pH=3的HCOOH溶液中由水电离出的c(H+)=；氯化铵溶液中氢离子就是水电离出的，则室温下pH=3的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=1.010-3mol•L-1，故两溶液中由水电离出的c(H+)之比为：1；故答案为：；
(5)混合溶液中电荷守恒的等式为：，pHc>b 0.102
【分析】

【详解】
(1) ①Cu 是单质，既不是电解质又不是非电解质；
②SO2 自身不能电离，SO2属于非电解质；
③冰醋酸的水溶液能导电，冰醋酸是电解质；
④NaHCO3的水溶液能导电，NaHCO3是电解质；
⑤Cu(OH )2 是碱，Cu(OH )2是电解质；
⑥H2SO4溶液是混合物，既不是电解质又不是非电解质；
⑦NaCl的水溶液能导电，NaCl是电解质；其中属于电解质的是③④⑤⑦；
(2)时，溶液中c(H+)=0.01mol/L，pH=2；
(3)①由上表数据可知，亚硫酸是弱酸，Na2SO3是强碱弱酸盐，SO能发生水解反应，溶液呈碱性；
②醋酸的电离平衡常数Ka>亚硫酸的第二步电离平衡常数Ka2>碳酸的第二步电离平衡常数Ka2，所以水解程度CO> SO>CH3COO-，时，等浓度的Na2CO3溶液、CH3COONa溶液、Na2SO3溶液的pH由大到小的顺序为：Na2CO3> Na2SO3>CH3COONa；
③当c(OH-)降至1.0×10-8mol/L时，c(H+)=1.0×10-6mol/L，=1.02×10-7， = =0.102。
6．增大 减小 10−7.5 差 温度升高，(溶解)平衡①逆向移动，Cl2(aq)浓度减小，使得(化学平衡)②逆向移动，c(HClO)减小，杀菌效果变差
【详解】
(1)向0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中加入少量氢氧化钠固体，氢氧根浓度增加，氢离子浓度减小，因此增大，没有加入NaOH固体时，由于亚硫酸氢根电离程度小，因此很大，加入NaOH固体，氢氧根不断消耗亚硫酸氢根生成亚硫酸根，假设恰好反应完生成亚硫酸钠，则比值等于2，因此减小；故答案为：增大；减小。
(2)①上述电离平衡的是HClOH+ + ClO－，其平衡常数表达式为K=
，根据图中pH=7.5时，次氯酸和次氯酸根的浓度相等，因此该常数值为K=；故答案为：；10−7.5。
②用氯处理饮用水时，由于夏季温度高，氯气在水中溶解度小，即(溶解)平衡①逆向移动，Cl2(aq)浓度减小，使得(化学平衡)②逆向移动，溶液中的次氯酸浓度小，因此夏季的杀菌效果比冬季差；故答案为：差；温度升高，(溶解)平衡①逆向移动，Cl2(aq)浓度减小，使得(化学平衡)②逆向移动，c(HClO)减小，杀菌效果变差。
7．Al3+＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2↑ ClO－＋CO2＋H2O=HClO＋HCO CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－ 酸性 c(K+)＞c(C2O)＞c(OH－)＞c(HC2O)＞c(H+) 103.0
【详解】
(1)泡沫灭火器是将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，有白色沉淀产生同时释放出CO2，其反应离子方程式Al3+＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2↑；故答案为：Al3+＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(2)①根据电离平衡常数得到酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，因此少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式ClO－＋CO2＋H2O=HClO＋HCO；故答案为：ClO－＋CO2＋H2O=HClO＋HCO。
②根据电离平衡常数得到酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，对应的酸越弱，结合氢离子能力越强，因此CO、HCO 、ClO－、CH3COO－结合质子能力由强到弱的顺序为CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－；故答案为：CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－。
(3)①根据草酸和草酸氢根的交叉点得到，根据草酸氢根和草酸根的交叉点得到，如果所得溶液溶质为KHC2O4，，即草酸根电离大于水解，则该溶液显酸性；故答案为：酸性。
②如果所得溶液溶质为K2C2O4，草酸根水解生成草酸氢根和氢氧根，水电离出氢离子和氢氧根，则该溶液中各离子浓度由大到小顺序为c(K+)＞c(C2O)＞c(OH－)＞c(HC2O)＞c(H+)；故答案为：c(K+)＞c(C2O)＞c(OH－)＞c(HC2O)＞c(H+)。
③根据题意得到溶液中；故答案为：103.0。。
8．醋酸 ad 11 ＞ a＞b＞d＞c
【详解】
(1)醋酸是弱酸，盐酸是强酸，pH相等的醋酸和盐酸，加水稀释过程中，醋酸可以继续电离出氢离子导致稀释相同倍数时的pH：醋酸＜盐酸，所以pH变化大的是盐酸、变化小的是醋酸，根据图知，上边曲线表示盐酸、下边曲线表示醋酸，所以a点对应的酸为醋酸；
加水稀释促进醋酸的电离，但醋酸电离增大的程度小于溶液体积增大的程度，所以溶液中c(H+)、c(CH3COOH)、c(CH3COO-)都减小，温度不变，水的离子积常数不变，则溶液中c(OH-)增大：
a．加水稀释促进醋酸的电离，但醋酸电离增大的程度小于溶液体积增大的程度，所以溶液中c(H+)变小，故a正确；
b．溶液中c(H+)减小，温度不变，水的离子积常数不变，则溶液中c(OH-)增大，故b错误；
c. ==，温度不变、水的离子积常数和醋酸的电离平衡常数不变，所以该比值不变，故c错误；
d．加水稀释促进醋酸的电离，则醋酸的物质的量减小、氢离子物质的量增大，所以变小，故d正确；答案选：ad；
(2)水的离子积常数Kw= c(H+)×c(OH-)=10-a×10-b=10-(a+b)=10-12，100mL 0.1 mol·L-1的稀H2SO4中氢离子的物质的量为：0.1mol/L×2×0.1L=0.02mol，100mL0.4 mol·L-1的NaOH溶液中氢氧根离子的物质的量为：0.4mol/L×0.1L=0.04mol/L，两溶液混合时氢氧根离子过量，所得溶液中c(OH-)==0.1mol/L，溶液中c(H+)==10-11mol/L，则溶液的pH=11；
(3)若醋酸和氢氧化钠恰好完全反应，所得溶液中的溶质为醋酸钠，醋酸钠是强碱弱酸盐，醋酸根离子水解使溶液呈碱性，25℃时，将 a mol·L-1的醋酸和 b mol·L-1的氢氧化钠溶液等体积混合后，溶液的pH=7，说明醋酸过量，则a＞b；根据物料守恒可知，c(CH3COO-)+c(CH3COOH)== mol/L；
(4)AgCl在溶液中存在溶解平衡：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)，溶液中Ag+、Cl-都抑制AgCl溶解，且这两种离子浓度越大，其抑制AgCl溶解的程度越大，①中c(Cl-)=0、②中c(Cl-)=0.2mol/L、③中c(Cl-)=1mol/L、④中c(Cl-)=0.3mol/L，则抑制AgCl溶解程度的大小顺序是：③＞④＞②＞①，所以Ag+的浓度由大到小的排列顺序是：a＞b＞d＞c。
9． 不变 11 b B
【详解】
(1)①醋酸为弱酸，每稀释倍，pH变化小于n个单位，10 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液加水稀释至1 000 mL，pH值小于5，大于3，，稀释过程中K保持不变，故不变，故答案为：；不变；
②0.1 mol·L-1醋酸溶液测得其pH=3，，25 ℃时，CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，则Kb(NH3·H2O)=10-5，由此可求c(OH-)=10-3mol·L-1，pH=11，故答案为：11；
(2)=， 0.1 mol·L-1氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，在滴加过程中氢氧根浓度减小，则比值增大，比值增大，故选b，
故答案为：b；
(3)若某时刻时，测得c(N2)=1 mol·L-1，c(H2)=3 mol·L-1，c(NH3)=2 mol·L-1，，则反应向逆向进行，故答案为：B；
10．NH3.H2O NH+OH- HCO+ H2OH2CO3+ OH- 测0.1 mol·L-1醋酸的pH值，若pH>1，则为弱酸 < < > Al3++3HCO= Al(OH)3↓+3CO2↑ (a-10 -b )×10 2b -14(写成准确值计算式也可得分)[(a-10-b+10b-14) 10b-14]/(10-b-10b-14)
【详解】
(1) 氨水中存在NH3.H2O NH+OH-，溶液呈碱性，所以氨水中滴入酚酞显红色；碳酸氢钠是强碱弱酸盐，碳酸氢根离子水解HCO+ H2OH2CO3+ OH-，碳酸氢钠溶液呈碱性，所以滴入酚酞也显红色；
(2)若醋酸是弱酸，醋酸部分电离，0.1 mol·L-1醋酸溶液中氢离子浓度小于0.1 mol·L-1，测0.1 mol·L-1醋酸的pH值，若pH>1，则为弱酸；
(3)0.1 mol·L-1氨水分别与等浓度的盐酸、醋酸等体积混合，恰好生成氯化铵、醋酸铵，氯化铵溶液呈酸性，醋酸铵溶液呈中性，所得溶液的pH值前者CN->OH->H+ CN-+CO2+H2O=HCN+ 0.02 9.9×10-7
【详解】
(1) ①NaCN溶液因水解呈碱性，②NaOH溶液因电离呈碱性，③CH3COOH溶液 呈酸性，④NaHCO3溶液因水解呈碱性，由电离平衡常数知，碳酸氢钠溶液水解程度小于NaCN溶液，故25℃时，浓度均为0.10mol/L的下列4种溶液pH由大到小的顺序是②①④③，其中②中氢氧化钠电离抑制了水的电离，由水电离的H+浓度即氢离子浓度为。
(2)①中NaCN溶液因水解呈碱性，各离子浓度由大到小的顺序是Na+>CN->OH->H+。HCN的电离平衡常数介于碳酸的Ka1和Ka2之间，故向NaCN溶液中通入少量CO2生成HCN和碳酸氢钠，则发生反应的离子方程式为CN-+CO2+H2O=HCN+。
(3)测得HCN和NaCN的混合溶液的PH=11，则。
(4)CH3COOH和CH3COONa混合溶液呈电中性，c(CH3COO-) +c(OH-)= c(H+)+c(Na+)，若溶液pH=6，则溶液中c(CH3COO-) -c(Na+)= c(H+)-c(OH-)=10-6 mol/L -0-8mol/L=9.9×10-7 mol/L。
17．HClO ， 正盐 大于 大于
【详解】
（1）HClO的电离平衡常数最小，其溶液中c(H+)也是最小的；
（2）亚磷酸为二元弱酸，其电离方程式为，；由此可知，不能再电离出H+，则Na2HPO3是正盐；
（3）稀释溶液后，HX的pH变化量较大，说明HX的酸性比醋酸强，故HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数；pH相同的情况下，HX的浓度更小，消耗等物质的量的NaOH时，意味着参加反应的HX和醋酸的物质的量相同，故HX的体积大于醋酸的体积。
18．＜ ＞ AC ＝ 4＜pH＜6 c 酸性 ＞ c(Na＋)+ c(H＋)=c()+2c()+c() c(Na＋) = c()+c()+c() c(H＋)+ c()= c()+c()
【详解】
(1)根据上表可知，碳酸的小于亚硫酸的，因此酸性＜，根据对应的酸越弱，其水解程度越大，在相同条件下，Na2CO3、Na2SO3溶液的pH：Na2CO3＞Na2SO3；故答案为：＜；＞。
(2)A．加入NaCl溶液实质是加水，加水稀释，平衡正向移动，水解程度程度增大，故A符合题意；B．加入Na2CO3固体，两者相互抑制的双水解，故B不符合题意；C．加入NH4Cl溶液，两者相互促进的双水解，水解程度增大，故C符合题意；D．加CH3COONa固体，平衡正向移动，但水解程度减小，故D不符合题意；综上所述，答案为：AC。
(3)常温下NH3∙H2O的电离常数，醋酸的电离常数，因此生成是弱酸弱碱盐，水解程度相当，溶液呈中性，则常温下CH3COONH4溶液的pH ＝7；故答案为：＝。
(4)将pH=4的溶液稀释100倍，稀释时，醋酸又电离出氢离子，因此溶液pH变化不到2个单位，因此稀释后溶液的pH范围是4＜pH＜6，加水稀释，醋酸电离平衡正向移动，电离程度增大，溶液的pH增大，醋酸电离平衡常数不变，离子浓度减小，溶液导电性能力减弱，因此图中的纵坐标可以是c；故答案为：4＜pH＜6；c。
(5)①已知25 ℃时，Ka2 ＞ Kh2，说明电离程度大于水解程度，因此0.1 mol∙L−1 NaHSO3溶液呈酸性；故答案为：酸性。
②溶液中亚硫酸根既要电离又要水解，因此溶液中c(Na＋)＞c()；故答案为：＞。
③电荷守恒：c(Na＋)+ c(H＋)=c()+2c()+c()，物料守恒：c(Na＋) = c()+c()+c()，质子守恒：c(H＋)+ c()= c()+c()；故答案为：c(Na＋)+ c(H＋)=c()+2c()+c()；c(Na＋) = c()+c()+c()；c(H＋)+ c()= c()+c()。
19．H3AsO3 H3AsO3 + OH－= H2AsO+ H2O D 正盐 ＞ PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl H3PO3+I2+H2O= 2H++2I－+H3PO4
【详解】
(1)根据图像可知pH在7.35 ～7.45之间时，As元素主要存在形式为H3AsO3；
(2)根据题意可知亚砷酸溶液中pH减小时H3AsO3 首先转化为H2AsO，pH=9时主要以H3AsO3 和H2AsO的形式存在，所以发生的离子方程式为H3AsO3 + OH－= H2AsO+ H2O；
(3)A．据图可知n(H3AsO3)：n(H2AsO)=1：1时，溶液的pH约为9，呈碱性，故A正确；
B．H3AsO3溶液中存在电荷守恒：c(H2AsO)+2c(HAsO)+3c(AsO)+c(OH－)=c(H+)，故B正确；
C．K3AsO3溶液中As元素的主要存在形式为AsO，结合图像可知AsO占比最大时溶液中的离子浓度c((AsO)＞c(HAsO)＞c(H2AsO)＞c(H3AsO3)，故C正确；
D．Ka1=，据图可知当n(H3AsO3)=n(H2AsO3-)时溶液的pH为a，即c(H+)=10-amol/L，所以Ka1=10-a，同理Ka2=10-b，则Ka1∶Ka2 =10-a：10-b=10b-a，故D错误；
综上所述答案为D；
(4)①亚磷酸与足量NaOH溶液反应生成Na2HPO3，说明Na2HPO3不能电离出氢离子，所以Na2HPO3为正盐；0.10 mol·L−1H3PO3溶液的pH =1.6，说明亚磷酸为弱酸，所以Na2HPO3溶液中存在HPO的水解，溶液显碱性，pH>7；
②水解反应为非氧化还原反应，根据元素守恒可得化学方程式为PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl；
③亚磷酸具有强还原性，可使碘水褪色，即碘单质可以氧化亚磷酸，根据电子守恒和元素守恒可得离子方程式为H3PO3+I2+H2O= 2H++2I－+H3PO4。
20．4.17×10-7 Cl2+2CO+H2O=2 HCO+Cl-+ClO- CO2+H2O+ClO-=HClO +HCO 7.4 变小 7～9
【详解】
(1)溶液的pH=5.60，则c(H+)=10-5.6mol/L=2.5×10-6mol/L，若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，该溶液中c(HCO)=c(H+)=2.5×10-6mol/L，c(H2CO3)为1.5×10-5 mol•L-1，则H2CO3⇌HCO3-+H+的平衡常数K1===4.17×10-7；
(2)根据电离平衡常数大小关系可知酸性H2CO3>HClO> HCO，HCl为强酸，所以：
a．少量Cl2通入到过量的Na2CO3溶液中，氯气和水反应生成少量的HCl、HClO，酸性越强结合氢离子的能力越弱，而氢离子少量，所以只有碳酸根结合氢离子生成碳酸氢根，最终的产物为氯化钠、次氯酸钠、碳酸氢钠，所以离子方程式为Cl2+2CO+H2O=2 HCO+Cl-+ClO-；
b．由于酸性H2CO3>HClO> HCO，根据强酸可以制弱酸可知：少量CO2通入过量的NaClO溶液中生成碳酸氢钠和次氯酸，离子方程式为CO2+H2O+ClO-=HClO +HCO；
(3) K1=，≈，所以c(H+)=，则pH=-lg=7.4；酸性增强，则c(H+)变大，而温度不变则K1不变，所以变小；
(4) 由图可知，溶液的pH为7～9之间时，溶液中的阴离子主要以HCO形式存在，溶液中的溶质主要为碳酸氢钠，所以若用CO2和NaOH反应制取NaHCO3，溶液的pH应该控制在7～9之间。
21．(a－0.1)×10－6 c＞b＞a a＜d＜c＜b ClO－＋H2O＋CO2＝＋HClO
【详解】
（1）混合后的溶液，根据电荷守恒有：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO-)，溶液呈中性，故而有：c(Na＋)＝c(CH3COO-)。设混合前两溶液体积均为V，则混合后溶液中c(CH3COO-)＝c(Na＋)＝mol/L，c(CH3COOH)＝＝mol/L，Kh＝ ＝＝(a－0.1)×10－6；
（2）溶液体积越大，醋酸电离程度越大，根据图知，溶液体积：a＜b＜c，则醋酸电离程度：c＞b＞a；
（3）①据电离平衡常数可知，酸性由强到弱的顺序为：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3﹣，弱酸的酸性越弱其酸根离子的水解程度越大，溶液碱性越强，则pH由小到大排列顺序是a＜d＜c＜b，故答案为：a＜d＜c＜b；
②酸性：HClO＞HCO3﹣，向次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳，反应生成碳酸氢根离子，该反应的离子方程式为：ClO﹣+H2O+CO2＝HCO3﹣+HClO。
22．HNO2＜CH3COOH＜H2CO3＜HCN = ＞ HCN+Na2CO3＝NaCN+NaHCO3 = ＜ 变大 不变
【详解】
(1)①酸的电离常数越大，等物质的量浓度时pH越小，pH相同时，物质的量浓度由小到大的顺序为：HNO2＜CH3COOH＜H2CO3＜HCN；答案为：HNO2＜CH3COOH＜H2CO3＜HCN；
②pH相同，说明开始溶液中c(H+)相同且c(HCl)＜c(HNO2)，溶液中加入等量的Zn粉，反应刚开始时产生H2的速率相等；盐酸为强酸，完全电离，HNO2为弱酸，部分电离，若得到等量的氢气，消耗HCl中的H+与HNO2中的H+一样多，因为c(HCl)＜c(HNO2)，所以所消耗的酸的体积：V(HCl)＞V(HNO2)。答案为：=；＞；
③因为HCN的电离常数介于H2CO3的一级电离常数与二级电离常数之间，则过量的HCN溶液与Na2CO3溶液等体积混合，发生反应的化学方程式为HCN+Na2CO3＝NaCN+NaHCO3。答案为：HCN+Na2CO3＝NaCN+NaHCO3；
(2) pH相同时，两溶液中的离子浓度 c(H+)相等，则c(OH‒)也相等，根据电荷守恒原则，则稀释前两溶液中c(CH3COO‒)=c(NO)；因为K（HNO2）＞K（CH3COOH），二者稀释相同的倍数后，pH：HNO2＞CH3COOH，酸性越强，对水的电离的抑制作用越强，故稀释后，两溶液中水的电离程度CH3COOH＜HNO2。答案为：=；＜；
(3) 常温下，向HCN溶液中加入NaCN固体，会抑制HCN的电离，使得HCN的电离平衡向左移动，c(H+)减小，因为Kw=，温度不变，Kw不变，故c(OH-)变大，因为，K（HCN）只与温度有关，温度不变，K（HCN）不变，故答案为：变大；不变。