2022届高考化学一轮复习常考题型46弱电解质的电离平衡分析含解析

这是一份2022届高考化学一轮复习常考题型46弱电解质的电离平衡分析含解析，共23页。试卷主要包含了单选题，填空题等内容，欢迎下载使用。

1．从植物花汁中提取的一种有机物，可简化表示为HIn，在水溶液中因存在下列电离平衡，故可用作酸、碱指示剂：HIn(溶液，红色)H+(溶液)+In-(溶液，黄色)，在上述溶液中加入适量下列物质，最终能使指示剂显黄色的是
A．盐酸B．NaHCO3溶液C．NaHSO4溶液D．NaClO(固体)
2．室温下，往0.1 ml·L-1的氨水中滴入酚酞溶液时，溶液将呈现粉红色。现采取下列措施，滴有酚酞的氨水溶液颜色不会变浅的是
A．往溶液中滴入稀硫酸B．往溶液中加入NH4Cl晶体
C．把溶液加热至沸腾D．往溶液中加入NaOH固体
3．下列叙述正确的是
A．NaHCO3的电离方程式为
B．pH=11的氨水溶液稀释10倍后pH=10
C．NaOH溶液中通入CO2气体至过量，水的电离程度先增大后减小
D．升高温度，NaOH溶液的pH不变
4．从植物花汁中提取的一种有机物，可简化表示为HIn，在水溶液中因存在下列电离平衡，故可用作酸、碱指示剂：
在上述溶液中加入适量下列物质，最终能使指示剂显黄色的是
A．盐酸B．NaHCO3溶液C．NaHSO4溶液D．NaClO(固体)
5．常温下pH=2的两种酸溶液A和B，分别加水稀释1000倍，其pH与所加水的体积变化如图所示。下列结论正确的是
A．酸B比酸A的电离度大
B．A为弱酸，B为强酸
C．酸B的物质的量浓度比A的大
D．稀释至相同的pH酸A加的水比酸B多
6．下列实验事实不能证明是弱酸的是
A．溶液显碱性
B．常温下，测得溶液的
C．等浓度、等体积的溶液和溶液恰好完全反应
D．相同条件下，盐酸的导电性比溶液的强
7．常温下，有pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液，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
A．B．
C．D．
8．常温下，将某一元酸HX和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后溶液的pH如表：
下列说法不正确的是
A．从甲组情况分析，若a=7，则HX为强酸；若a＞7，则HX为弱酸
B．在乙组混合溶液中，离子浓度c(X-)=c(Na+)
C．从丙组实验结果分析，HX是弱酸
D．丁组实验所得混合溶液中，由水电离出的c(OH-)=10-10ml/L
9．常温下，有体积相同的四种溶液：①pH=2的CH3COOH溶液；②pH=2的盐酸；③0.01ml/L的醋酸溶液；④0.01ml/L的盐酸。下列说法正确的是
A．把四种溶液稀释到相同pH，所需水的体积：①>②=④=③
B．四种溶液中和氢氧化钠的能力：①=②=③=④
C．与镁条反应的起始速率的大小关系为：①>②=④>③
D．与镁条反应生成相同体积的氢气所需的时间为：①<②=④<③
10．时，草酸溶液中各微粒的物质的量浓度如下：
下列关系不能说明草酸的第二步电离比第一步电离更难的是
A．大于
B．大于
C．远远大于
D．约等于
11．时，按下表配制两份溶液。
下列说法错误的是
A．溶液Ⅰ中：
B．溶液Ⅱ比溶液Ⅰ的pH小1.0，说明
C．混合溶液Ⅰ和溶液Ⅱ：
D．混合溶液Ⅰ和溶液Ⅱ：
12．常温下，向100mL0.1ml·L-1H2S溶液中缓慢通入SO2气体，可发生反应2H2S+SO2=3S↓+2H2O。下列关于该过程的说法错误的是
A．pH先增大后减小，最终保持不变
B．恰好完全反应时，反应消耗112mLSO2(标准状况)
C．的值减小
D．0.1ml·L-1H2S溶液中：c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)
13．常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法中正确的是
A．两溶液稀释前的浓度相同
B．a点水电离的c(H+)小于c点水电离的c(H+)
C．a点的KW值比b点的KW值大溶液体积
D．a、b、c三点溶液的pH由大到小顺序为a＞b＞c
14．下列说法不正确的是
A．相同温度下，100mL0.01ml•L-1CH3COOH溶液与10mL0.1ml•L-1CH3COOH溶液，溶液中CH3COOH分子的物质的量前者大于后者
B．常温下，0.1ml•L-1NaHSO4溶液中，由水电离产生的H+浓度为10-13ml•L-1
C．为了配制NH的浓度与Cl-的浓度比为1：1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入适量浓氨水
D．在100℃时，pH约为6的纯水呈中性
15．已知Ka(CH3COOH)=1.7×10-5，Kb(NH3·H2O)=1.7×10-5。常温下，用0.01ml·L-1氨水滴定20mL浓度均为0.01ml·L-1的HCl和CHCOOH混合溶液，相对导电能力随加入氨水体积变化曲线如图所示。下列叙述正确的是
A．a点的混合溶液中：c(CH3COO-)约为1.7×10-5ml·L-1
B．b点的混合溶液中：c(CH3COOH)>c(NH)
C．C点的混合溶液中：c(Cl-)=2c(CH3COO-)+2c(CH3COOH)
D．当混合溶液pH<7时，加入氨水体积V(氨水)/mL一定≤40mL
16．对室温下的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是
A．加水稀释至溶液体积为，醋酸溶液的变为4
B．温度都升高后，两溶液的不再相等
C．加水稀释至溶液体积为后，两种溶液中都减小
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气体积可用如图表示
17．室温下，用的盐酸滴定，滴定过程中的物质的量分数与溶液变化关系如图所示［已知：］。下列说法正确的是
A．是弱酸，其电离平衡常数为
B．a代表的是的物质的量分数随的变化关系
C．溶液中与之和始终为定值
D．X点所在溶液中
18．室温下，几种酸的电离常数如表所示：
下列说法一定正确的是
A．Na2S、Na2CO3、NaClO溶液的pH逐渐减小
B．ClO-、CO、HS-在溶液中可以大量共存
C．少量CO2气体与Na2S溶液反应：CO2+H2O+2S2-＝2HS-+CO
D．常温下，pH=10的Na2CO3溶液中，水电离的c(OH-)=1.0×10-10ml/L
二、填空题（共8题）
19．(1) Al(OH)3具有一元弱酸的性质，在水中电离时产生的含铝微粒具有正四面体结构，写出电离方程式：___________。
(2)人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系()维持pH稳定。已知正常体温人体血液中，H2CO3的一级电离常数Ka1=10-6.1，≈，1g2=03.由题给数据可算得正常人体血液的pH约为___________，当过量的酸进入血液中时，血液缓冲体系中的值将___________ (填“变大、变小、不变”)。
20．T℃时，向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定浓度的NaOH溶液，所得溶液中三种微粒H2C2O4、HC2O、C2O的物质的量分数(δ)与pH的关系如图所示：
回答下列问题：
(1)写出H2C2O4的电离方程式及电离平衡常数表达式_______
(2)根据A点，得Ka1=10-1.2，根据B点，得Ka2=______。
(3)在pH=2.7的溶液中，=_______。
(4)0.1 ml·L-1的NaHC2O4溶液呈_______性，其离子浓度从大到小的顺序为_______。
21．已知：25 ℃时，CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等。
(1)25℃时，取10 mL0.1 ml·L-1醋酸溶液，测得其pH=3。
①将溶液加水稀释至1000 mL，溶液pH数值范围为______，溶液中______(填“增大”“减小”“不变”或“不能确定”)。
②25℃时，0.1 ml·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______。
③25℃时，氨水的电离平衡常数约为______。
(2)25℃时，向10 mL 0.1 ml·L-1氨水中滴加相同浓度的CH3COOH 溶液，在滴加过程中______(填字母)。
a.始终减小 b.始终增大 c.先减小再增大 d.先增大后减小
22．已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数如表所示：
回答下列问题：
(1)写出H2CO3的第一级电离平衡常数表达式：Ka1=____。
(2)等物质的量浓度的下列溶液，pH由大到小的顺序为_____(填字母)。
a.CH3COONa b.NaCN c.Na2CO3
(3)一定温度下，体积相同、pH均为2的CH3COOH溶液与HX溶液，加水稀释时pH的变化如图所示.稀释相同倍数后，HX溶液中由水电离出的c(H+)___CH3COOH溶液中由水电离出的c(H+)(填“大于”、小于”或“等于”)。
(4)25℃时，测得某CH3COOH与CH3COONa的混合溶液pH=6，则溶液中c(CH3COO-)-c(Na+)=____ml•L-1 (填精确值)。
23．已知：25 ℃时，Ka1(H2SO3)=1.5×10-2，Ka2(H2SO3)=6×108，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)0.1ml/L Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为____。
(3)25℃时.将10mL0.20ml·L-1的HCOOH溶液和10mL0.20ml·L-1 的CH3COOH溶液分别与10mL0.20ml·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 ml/LCa2+ 、0.010 ml/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”)。
24．弱电解质有许多如：醋酸、碳酸、氢氰酸、一水合氨等，已知25℃时，醋酸、碳酸、氢氰酸的电离平衡常数如下表
（1）25℃时，pH相等的三种溶液①CH3COONa溶液、②Na2CO3溶液、③NaCN溶液，浓度由大到小的顺序为____(填序号)。
（2）25℃时，向NaCN溶液中通入少量CO2，反应的离子方程式为_________。
（3）将浓度为0.02ml/L的HCN 与0.01ml/LNaOH 溶液等体积混合，则混合溶液中c(H+) _____c(OH-)（用 < > = 填空）
（4）常温下，向浓度为0.1 ml·L－1、体积为V L的氨水中逐滴加入一定浓度的盐酸，用pH计测溶液的pH随盐酸的加入量而降低的滴定曲线，d点两种溶液恰好完全反应。根据图中信息回答下列问题：
①该温度时NH3·H2O的电离常数K＝______。
②比较b、c、d三点时的溶液中，由水电离出的c(H＋)由大到小顺序为________。
③滴定时，由b点到c点的过程中，下列各选项中数值保持不变的是________(填字母，下同)。
A．c(H＋)·c(OH-) B．
C． D．
④根据以上滴定曲线判断下列说法正确的是________(溶液中N元素只存在NH和NH3·H2O两种形式)。
A．点b所示溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
B．点c所示溶液中：c(Cl－)＝c(NH3·H2O)＋c(NH)
C．点d所示溶液中：c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－)
D．滴定过程中可能有：c(NH3·H2O)>c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)
25．氮的化合物在国防建设、工农业生产和生活中有广泛的用途。请回答下列问题：
(1)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10−5，H2SO3的Ka1=1.3×10−2，Ka2=6.2×10−8。
① 若氨水的浓度为2.0 ml·L-1，溶液中的c(OH−)=_________________ml·L−1。
②将SO2通入2.0 ml·L-1氨水中(溶液的体积保持不变)，当c(OH−)降至1.0×10−7 ml·L−1时，溶液中的 =______；(NH4)2SO3溶液中的质子守恒____________。
(2)室温时，向100 mL 0.1 ml·L－1HCl溶液中滴加0.1 ml·L－1氨水，得到溶液pH与氨水体积的关系曲线如图所示：
①试分析图中a、b、c、d四个点，水的电离程度最大的是_________；
②在b点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是___________；
③写出a点混合溶液中下列算式的精确结果(不能近似计算)：c(Cl-)- c(NH4+)=____________，c(H+)- c(NH3·H2O)=____________；
(3)亚硝酸(HNO2)的性质和硝酸类似，但它是一种弱酸。常温下亚硝酸的电离平衡常数Ka=5.1×10-4；H2CO3的Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11。常温下向含有2ml碳酸钠的溶液中加入含1ml HNO2的溶液后，溶液中CO32-、HCO3-和NO2-的浓度由大到小的顺序是______ 。
参考答案
1．B
【详解】
A．盐酸中含有大量氢离子，会使HIn(溶液，红色)H+(溶液)+In-(溶液，黄色)平衡逆向移动，溶液显红色，故A不选；
B．碳酸氢根可以消耗氢离子，使HIn(溶液，红色)H+(溶液)+In-(溶液，黄色)平衡正向移动，溶液显黄色，故B选；
C．硫酸氢钠溶液中有大量氢离子，会使HIn(溶液，红色)H+(溶液)+In-(溶液，黄色)平衡逆向移动，溶液显红色，故C不选；
D．次氯酸钠具有漂白性，溶液最终会变成无色，故D不选；
故选B。
2．D
【分析】
氨水中存在NH3•H2O ⇌ +OH-，溶液呈弱碱性，如采取某些措施，滴有酚酞的氨水溶液颜色变浅，说明OH-离子浓度减小，以此解答该题。
【详解】
A．往溶液中加入稀硫酸，稀硫酸中的H+消耗氨水里的OH-，使c(OH-)减小，颜色变浅，故A不选；
B．加入NH4Cl，铵根离子浓度增大抑制了NH3•H2O的电离，使c(OH-)减小，颜色变浅，故B不选；
C．将溶液加热至沸腾，NH3•H2O分解，NH3大量逸出，电离平衡逆移，使c(OH-)减小，红色变浅，故C不选；
D．加入NaOH固体，对氨水的电离平衡产生抑制作用，但c(OH-)变大，红色变深，故D选；
故选D。
3．C
【详解】
A．NaHCO3是强电解质，NaHCO3的电离方程式为，故A错误；
B．pH=11的氨水溶液稀释10倍，假设一水合氨不电离，则溶液中氢氧根浓度变为原来十分之一，但由于一水合氨电离，因此溶液中氢氧根浓度比原来十分之一大一点，因此稀释后pH＞10，故B错误；
C．NaOH溶液中通入CO2气体至过量，NaOH碱性强，抑制水的电离，通入二氧化碳气体至生成碳酸钠，促进水的电离，该过程是水的电离程度增大，继续通入二氧化碳气体，反应生成碳酸氢钠，促进水的电离，但促进程度比碳酸钠促进水的电离程度小，因此该过程是水的电离程度减小，故C正确；
D．升高温度，水的离子积常数增大，因此NaOH溶液中氢离子浓度增大，溶液的pH减小，故D错误。
综上所述，答案为C。
4．B
【详解】
A．盐酸中含有大量氢离子，会使平衡逆向移动，溶液显红色，A不符合题意；
B．碳酸氢根可以消耗氢离子，使平衡正向移动，溶液显黄色，B符合题意；
C．硫酸氢钠溶液中有大量氢离子，会使平衡逆向移动，溶液显红色，C不符合题意；
D．次氯酸钠溶液具有漂白性，溶液最终会无色，D不符合题意；
综上所述答案为B。
5．C
【分析】
根据图示可知A酸溶液稀释1000倍，其pH值增大3 （由pH=2变成pH=5），可判定A酸为强酸，而B酸溶液中稀释1000倍其pH值增大小于3，说明B酸为弱酸，由于在稀释过程中，弱酸电离度也增大，因此其H+浓度变化较小。
【详解】
A．根据分析可知A为强酸、B为弱酸，A电离程度更大，A错误；
B．根据分析可知A为强酸、B为弱酸，B错误；
C．由于B中存在电离平衡，所以氢离子浓度相等时(即pH相等)，B的浓度更大，C正确；
D．稀释至相同的pH，即稀释到氢离子浓度相等，由于稀释过程中促进B的电离，所以氢离子浓度要想减小相同的倍数，需要加更多的水，D错误；
综上所述答案为C。
6．C
【详解】
A．溶液显碱性说明阴离子能水解，为弱酸的阴离子，从而证明HA为弱酸，故A不符合题意；
B．溶液的，说明HA不能完全电离，从而证明HA为弱酸，故B不符合题意；
C．等浓度、等体积的溶液和溶液无论HA是否为弱酸都能恰好完全反应，不能证明HA为弱酸，故C符合题意；
D．相同条件下，盐酸的导电性比溶液的强说明HA的电离程度比HCl弱，从而证明HA为弱酸，故D不符合题意；
故选：C。
7．C
【详解】
相同体积，相同pH的醋酸和盐酸中，醋酸部分电离。所以醋酸的n(H+)大于盐酸，所以开始与Zn反应速率相同，随着反应的进行，CH3COOH电离平衡向电离方向移动，故反应速率：v(CH3COOH)＞v(盐酸)，又因反应开始时c(CH3COOH)＞c(HCl)，所以与足量锌反应，CH3COOH生成H2的量多，答案选C。
8．D
【详解】
A．从甲分析，等物质的量的一元酸和氢氧化钠恰好反应生成盐，如果盐溶液的pH=7，该酸是强酸，如果a＞7，说明存在X-的水解，则HX为弱酸，故A正确；
B．乙组溶液呈中性，则c(OHˉ)=c(H+)，根据电荷守恒得c(Xˉ)+c(OHˉ)=c(H+)+c(Na+)，则c(Xˉ)=c(Na+)，故B正确；
C．丙组混合溶液中溶质为等物质的量HX和NaX，溶液显碱性，说明存在X-的水解，则HX为弱酸，故C正确；
D．混合溶液中溶质为NaX，pH大于7，说明X-的水解促进水电离，溶液中氢氧根全部由水电离，由水电离出的c(OHˉ)=10-4 ml/L，故D错误；
综上所述答案为D。
9．D
【详解】
A．醋酸为弱酸，在溶液中存在电离平衡，盐酸是强酸，在溶液中完全电离，则等浓度的盐酸和醋酸溶液稀释到相同pH，所需水的体积为④>③，故A错误；
B．醋酸为弱酸，在溶液中存在电离平衡，盐酸是强酸，在溶液中完全电离，pH=2的醋酸溶液的浓度大于0.01ml/L，中和氢氧化钠的能力大于其他三种溶液，故B错误；
C．pH=2的醋酸溶液和pH=2的盐酸中氢离子浓度相同，与镁条反应的起始速率相等，故C错误；
D．醋酸为弱酸，在溶液中存在电离平衡，盐酸是强酸，在溶液中完全电离，pH=2的醋酸溶液的浓度大于0.01ml/L，与镁条反应过程中，氢离子浓度减小，电离平衡向右移动，氢离子浓度变化小，生成氢气的反应速率最快，pH=2的盐酸和0.01ml/L的盐酸中氢离子浓度小于pH=2的醋酸溶液，与镁条反应过程中，两种溶液生成氢气的反应速率相等，但慢于pH=2的醋酸溶液，0.01ml/L的醋酸溶液中氢离子浓度最小，与镁条反应过程中，生成氢气的反应速率最慢，则生成相同体积的氢气所需的时间为①<②=④<③，故D正确；
故选D。
10．A
【详解】
A．小只能说明第二步电离难，无法比较第二步电离与第一步电离的大小，A错误；
B．为第一步电离，为第二步电离，大于说明草酸第二步电离比第一步电离更难，B正确；
C．第二步电离中生成的，而远远大于说明第一步电离比第二步电离容易，C正确；
D．约等于，说明第二步电离中的产物可忽略不计，则说明第二步电离比第一步电离更难，D正确；
答案选A。
11．A
【分析】
根据酸碱用量可知溶液Ⅰ为等浓度的HA和NaA混合溶液，溶液Ⅱ为HB和NaB的混合溶液，且溶液Ⅰ和溶液Ⅱ中HA、NaA、HB、NaB的浓度相等。
【详解】
A．溶液Ⅰ为等浓度的HA和NaA混合溶液，由电荷守恒可知溶液Ⅰ中，pH=5.0，则且二者含量均很低，因此，A错误；
B．Ⅰ为等浓度的HA和NaA混合溶液，溶液Ⅱ为HB和NaB的混合溶液，溶液Ⅰ的，溶液Ⅱ的，则HB的电离常数大于HA的电离常数，，B正确；
C．由电荷守恒可知混合Ⅰ和Ⅱ有，C正确；
D．Ⅰ为等浓度的HA和NaA混合溶液，溶液Ⅱ为HB和NaB的混合溶液，HA和HB初始浓度相同，由于HB的电离常数大于HA的电离常数，则混合Ⅰ和Ⅱ后有：，D正确；
答案选A。
12．C
【详解】
A．随着反应的进行，硫化氢逐渐被消耗，反应中生成单质硫和水，当二氧化硫过量，并达到饱和以后，pH不再发生变化，所以pH先增大后减小，最终保持不变，A正确；
B．硫化氢的物质的量是0.01ml，恰好完全反应时消耗0.005ml二氧化硫，在标况下的体积为0.005ml×22.4L/ml＝0.112L＝112mLSO2，B正确；
C．，温度不变，平衡常数不变，其值不变，C错误；
D．0.1ml·L-1H2S溶液中依据电荷守恒可知：c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)，D正确；
答案选C。
13．B
【分析】
题图分析
【详解】
A．由题图分析①知，两溶液稀释前醋酸浓度大于盐酸浓度，A项错误；
B．由分析②知，导电能力：a＞c，则c(H+)大小关系为a＞c，对水的电离有抑制作用，c(H+)越大，对水的电离抑制越强，则a点水电离的c(H+)小于c点水电离的c(H+)，B项正确；
C．温度不变，KW不变，则a、b两点的KW值相等，C项错误；
D．影响电解质溶液导电能力的因素：自由移动离子浓度的大小、温度及单个离子所带电荷数，其他条件一定，离子浓度越大，导电能力越强，由题图分析②知，a点、b点、c点的导电能力由大到小的顺序为a＞b＞c，则c(H+)由大到小的顺序为a＞b＞c，：a＜b＜c，D项错误；
答案选B。
14．A
【详解】
A．醋酸浓度越大，电离程度越小，则相同温度下，100mL0.01ml•L-1CH3COOH溶液与10mL0.1ml•L-1CH3COOH溶液，前者电离程度大于后者，溶液中CH3COOH分子的物质的量前者小于后者，A错误；
B．常温下，0.1ml•L-1NaHSO4溶液中氢离子浓度是0.1ml/L，抑制水的电离，则由水电离产生的H+浓度和溶液中氢氧根离子的浓度相同，为10-13ml•L-1，B正确；
C．为了配制NH的浓度与Cl-的浓度比为1：1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入适量浓氨水，增大一水合氨的浓度，抑制铵根水解，C正确；
D．在100℃时水的离子积常数是10－12，纯水在任何温度下都显中性，因此pH约为6的纯水呈中性，D正确；
答案选A。
15．A
【分析】
a点为浓度均为0.01ml/L的盐酸和醋酸混合溶液，b点溶质为等浓度氯化铵和醋酸，c点溶质为等浓度氯化铵和醋酸铵，根据醋酸的电离平衡常数表达式，电荷守恒，物料守恒分析。
【详解】
A．a点为浓度均为0.01ml/L的盐酸和醋酸混合溶液，盐酸全部电离，醋酸部分电离，根据醋酸的电离平衡表达式：Ka(CH3COOH)=；可以得到==1.7×10-5(ml/L)，故A正确；
B．Ka(CH3COOH)=1.7×10-5， Kh(NH)==11.7×10-9，Ka(CH3COOH)>Kh(NH)，醋酸电离程度大于NH水解程度，则c(NH)>c(CH3COOH)，故B错误；
C．C点溶液中恰好生成等量的NH4Cl和CH3COONH4，根据物料守恒：2c(Cl−)＝c(NH)+c(NH3⋅H2O)，2c(CH3COOH)+2c(CH3COO−)＝c(NH)+c(NH3⋅H2O)，c(Cl−)＝c(CH3COO−)+c(CH3COOH)，故C错误；
D．c点溶质为等浓度氯化铵和醋酸铵，Ka(CH3COOH)=1.7×10-5，Kb(NH3·H2O)=1.7×10-5，即氨水的碱性约等于醋酸的酸性，在醋酸氨溶液中，铵根离子和醋酸根离子的水解程度几乎相等，溶液呈中性，但是由于氯化铵属于强酸弱碱盐，显酸性，则当混合溶液pH<7时，加入氨水体积V(氨水)/mL不一定≤40mL，故D错误；
答案选：A。
16．B
【详解】
A.对于酸，加水稀释后，溶液的酸性均要减弱，两溶液的pH均增大，稀释至1000ml，溶液的浓度变为原来十分之一，加水促进醋酸电离，氢离子的物质的量变大，故pH变化小于1个单位，则醋酸溶液的pH＜4，A错误；
B.盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，升高温度，醋酸的电离程度增大，所以酸性会增强，pH会减小，则两溶液的pH不再相等，B正确；
C.对于酸，加水稀释后，溶液的酸性均要减弱，两溶液的pH均增大，则两溶液中都增大，C错误；
D.盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，相同温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液，醋酸浓度大，相同体积的两种溶液，加足量的锌充分反应后，醋酸产生的氢气比盐酸多，D错误；
答案选B。
17．D
【分析】
在NaY溶液中存在HY分子，说明HY为弱酸，根据图像中X点计算其电离平衡常数。因为在盐溶液中，水解是微弱的，所以随着碱性增强，Y-的物质的量分数在增大，所以b为Y-的物质的量分数，a为HY的物质的量分数；根据溶液中的电荷守恒进行分析。据此解答。
【详解】
A．利用X点计算电离平衡常数为=，A错误；
B．a代表的是的物质的量分数随的变化关系，B错误；
C．随着盐酸的滴加，溶液的体积不断增大，所以溶液屮与之和减小，C错误；
D．由电荷守恒得出，D正确；
故选D。
18．C
【详解】
A．由表中数据可知，酸性：H2CO3＞H2S＞HClO＞HCO＞HS-。电离平衡常数越大，酸性越强，其阴离子的水解程度越小，盐溶液的pH越小，则相同浓度的溶液pH由大到小的顺序是Na2S、Na2CO3、NaClO。题中未确定Na2S、Na2CO3、NaClO溶液的浓度是否相同，无法判断，A项错误；
B．ClO-、CO在溶液中水解而使溶液显碱性，HS-为弱酸的酸式酸根，在酸性和碱性的条件下都不能共存，B项错误；
C．由表中数据可知，酸性：H2CO3＞H2S＞HCO＞HS-。则少量CO2气体与Na2S溶液反应，离子反应方程式为：CO2+H2O+2S2-＝2HS-+CO。C项正确；
D．常温下，pH=10的Na2CO3溶液中，OH-全部来自于水的电离。溶液中，则，水电离的c(OH-)=1.0×10-4ml/L，D项错误；
答案选C。
19．Al(OH)3+H2O⇌Al(OH)4−+H+ 7.4 减小
【详解】
(1) Al(OH)3在水中电离得到 Al(OH)4−和H+，电离方程式为 Al(OH)3+H2O⇌Al(OH)4−+H+。
(2) 正常人体血液在正常体温时，H2CO3的一级电离常数 Ka1=10−6.1，，则×c(H+)=10−6.1，c(H+)= ml⋅L−1，pH=-lgc(H+)=-lg=-(lg10-6.1-lg20)=-lg10-6.1+lg2+lg10=6.1+0.3+1=7.4；当过量的酸进入血液中时，H2CO3的浓度增大，血液缓冲体系中的值将减小。故答案为：7.4 ；减小。
20．①H2C2O4⇌H++HC2O，Ka1=；②HC2O⇌H++C2O，Ka2= 10-4.2 1000 酸 c(Na+)>c(HC2O)>c(H+)>c(C2O)>c(OH-)
【详解】
(1)H2C2O4是二元弱酸，分两步电离，电离方程式及电离平衡常数表达式为①H2C2O4⇌H++HC2O，Ka1=；②HC2O⇌H++C2O，Ka2=；
(2)根据A点，c(H2C2O4)=c(HC2O)，得Ka1=c(H+)=10-1.2，根据B点，c(HC2O)=c(C2O)，得Ka2=c(H+)=10-4.2，
(3) ==1 000；
(4)HC2O+H2O⇌H2C2O4+OH-，Kh===10-(14-1.2)Ka2，所以HC2O的电离大于其水解，则NaHC2O4溶液呈酸性，其离子浓度从大到小的顺序为：c(Na+)>c(HC2O)>c(H+)>c(C2O)>c(OH-)。
21．3【详解】
(1)①25℃时，取10 mL pH＝3的醋酸溶液加水稀释至1000 mL，溶液酸性减弱，pH增大，则pH>3；若是强酸，稀释100倍，此时c(H+)＝1×10-5ml/L，则pH=5，但是醋酸为弱酸，稀释过程中会继续电离出H+，则c(H+)>1×10-5ml/L，所以pH<5。＝＝，加水稀释，温度不变，则Ka 与Kw均不变，则也不改变。
②25℃时，CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，所以在25℃时，0.1 ml·L-1氨水电离出的氢氧根离子浓度等于25℃时0.1 ml·L-1醋酸溶液电离出的氢离子浓度等于10-３ml/L,则可求出溶液pH为11；pH试纸测定pH的方法是：将一小片pH试纸放在表面皿上，用玻璃棒或胶头滴管将待测液滴在试纸上，再将变色的试纸与标准比色卡对照读出数值。
③氨水溶液中电离平衡为：,电离平衡常数表达式，溶液中≈＝10-３ml/L ，＝0.1-10-3 ≈0.1ml/L，代入求出≈1×10-5，故本题答案是：1×10-5。
(2) ==，25℃时，向10 mL 0.1 ml·L-1氨水中滴加相同浓度的CH3COOH 溶液，溶液碱性始终减弱，则始终减小，所以始终增大，则在滴加过程中始终增大。
【点睛】
对于离子浓度比值变化的题型，构造平衡常数是解题的核心突破口。
22． cba 小于 9.9×10-7
【详解】
(1)H2CO3的第一级电离平衡常数表达式；
(2)根据越弱越水解，由表中数据可知，，所以等物质的量浓度的三种溶液，pH由大到小顺序为：Na2CO3、NaCN、CH3COONa；
(3) pH均为2的CH3COOH溶液与HX溶液，加水稀释时pH的变化如图所示.稀释相同倍数后，HX溶液的pH较小，表明HX电离出H+的浓度较高，所以HX对水的电离抑制程度大， HX溶液中由水电离出的c(H+)小于CH3COOH溶液中由水电离出的c(H+)；
(4)溶液pH=6，，故，根据电荷守恒得到，故。
23．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)=6×108，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)0.1ml/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 ml/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)=6×108，计算出c(SO)=6×103 ml/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)=6×108，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)0.1ml/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10mL0.20ml·L-1的HCOOH溶液和10mL0.20ml·L-1 的CH3COOH溶液分别与10mL0.20ml·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 ml/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 × 10-7ml/L，根据HSO3-⇌H++，则Ka2(H2SO3)=6×108==≈，解得：c(SO)=6×103 ml/L，则c(Ca2+)c(SO)=0.001 ×6×103 =6×106＞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)。
24．①>③>② CN-+CO2+H2O=HCN+HCO < 10-5 d＞c＞b ACD D
【分析】
(1)醋酸电离常数大于氢氰酸大于碳酸氢根离子，电离常数越大，酸性越强；根据越弱越水解进行判断；
(2) 向NaCN溶液中通入少量CO2，H2CO3酸性大于HCN大于HCO，所以反应生成氰酸和碳酸氢钠；
(3)等体积混合浓度减半，溶液中的溶质是物质的量浓度均为0.005ml/L的NaCN和HCN；
(4)①滴定前氨水中c（H+）=10-11ml/L，利用水的离子积常数求氢氧根离子的浓度，再求一水合氨的电离平衡常数；
②在b点时，溶质为氨水和氯化铵，氨水的电离程度大于氯化铵的水解程度，溶液为碱性，对水的电离平衡起到抑制作用；在c点时，溶质为氨水和氯化铵，氨水的电离程度等于氯化铵的水解程度，溶液为中性，对水的电离平衡无影响；在d点时，溶质为氯化铵，氯化铵发生水解，溶液为酸性，对水的电离平衡促进；
③A.温度不变，水的离子积常数不变；
B.由b点到c点加酸的过程中，c（H+）增大，c（OH-）不断减小；
C. ，温度不变，电离平衡常数不变；
D. ，温度不变，该比值也不变；
④A．点b反应后溶液是NH4Cl与NH3·H2O物质的量之比为1：1的混合物，溶液呈碱性，结合三大守恒判断；
B．点c时pH=7，即c（OH-）=c（H+），由电荷守恒判断；
C．点d恰好完全反应生成NH4Cl，NH4Cl水解溶液呈酸性；
D．当NH3·H2O较多，滴入的HCl较少时，生成NH4Cl少量，溶液中NH3·H2O浓度远大于NH4Cl浓度；
【详解】
(1)依据图表数据分析，醋酸电离常数大于氢氰酸大于碳酸氢根离子，所以pH相等的三种溶液：①CH3COONa溶液、②Na2CO3溶液、③NaCN溶液，水解程度相同，且越弱越水解，则浓度由大到小的顺序为：①>③>②，故答案为：①>③>②；
(2) 向NaCN溶液中通入少量CO2，H2CO3酸性大于HCN大于HCO，所以反应生成氰酸和碳酸氢钠，反应的化学方程式为：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，其反应的离子方程式为: CN-+CO2+H2O=HCN+HCO，故答案为：CN-+CO2+H2O=HCN+HCO；
(3) 将0.02ml/L的HCN与0.01ml/L的NaOH溶液等体积混合，溶液中的溶质是物质的量浓度均为0.005ml/L的NaCN和HCN，则c(Na+)>c(CN-)，根据电荷守恒可知：c(H+)(4)①滴定前氨水中c（H+）=10-11ml/L，利用水的离子积常数可得：，一水合氨的电离平衡常数：，故答案为：10-5；
②在b点时，溶质为氨水和氯化铵，氨水的电离程度大于氯化铵的水解程度，溶液为碱性，对水的电离平衡起到抑制作用；在c点时，溶质为氨水和氯化铵，氨水的电离程度等于氯化铵的水解程度，溶液为中性，对水的电离平衡无影响；在d点时，溶质为氯化铵，氯化铵发生水解，溶液为酸性，对水的电离平衡促进；所以b、c、d三点时的溶液中，水电离的c（H+）大小顺序是d＞c＞b，故答案为：d＞c＞b；
③A.温度不变，水的离子积常数不变，所以c（H＋）·c（OH-）不变，A正确；
B.由b点到c点加酸的过程中，c（H+）增大，c（OH-）不断减小，故增大，B错误；
C. ，温度不变，电离平衡常数不变，C正确；
D. ，温度不变，该比值也不变，D正确；故答案为：ACD；
④A．由图象可知，点b反应后溶液是NH4Cl与NH3·H2O物质的量之比为1：1的混合物，溶液呈碱性，说NH3·H2O的电离程度大于NH4Cl的水解程度，由电荷守恒可知：c（C1-）＋c（OH-）=c（NH4+）＋c（H+），物料守恒为：2c（C1-）=c（NH4+）＋c（NH3·H2O），质子守恒为：2c（OH-）＋c（NH3·H2O）=c（NH4+）＋2c（H+）；A错误；
B．点c时pH=7，即c（OH-）=c（H+），由电荷守恒可知：c（C1-）＋c（OH-）=c（NH4+）＋c（H+），故c（NH4+）=c（C1-）＞c（OH-）=c（H+），B错误；
C．点d恰好完全反应生成NH4Cl，NH4Cl水解溶液呈酸性，则c（C1-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-），C错误；
D．当NH3·H2O较多，滴入的HCl较少时，生成NH4Cl少量，溶液中NH3·H2O浓度远大于NH4Cl浓度，可能出现c（NH3•H2O）＞c（NH4+）＞c（OH-）＞c（C1-）＞c（H+），D正确；故答案为：D。
25．0.6×10−2 0.62 c(H+)+c(HSO3-)+2c(H2SO3)=c(NH3·H2O)+c(OH-) a c(Cl-)= c(NH4+)＞c(OH-)=c(H+) 10-6-10-8 10-8 c(HCO3-)＞c(NO2-)＞c(CO32-)
【分析】
(1)①NH3·H2O电离方程式为NH3·H2O⇌NH4++OH-，c(NH4+)=c(OH-)，的Kb=；
②将SO2通入2.0 ml·L-1氨水中(溶液的体积保持不变)，当c(OH−)降至1.0×10−7 ml·L−1时，溶液呈中性，根据HSO3-的电离平衡常数计算；根据(NH4)2SO3溶液中质子守恒式=电荷守恒-物料守恒；
(2)①根据反应a、b、c、d四个点，a点恰好消耗完H+，溶液中只有NH4Cl，b、c、d三点溶液中均含有NH3•H2O，NH4Cl可以促进水的电离，而NH3•H2O抑制水的电离，b点溶液呈中性；
②b点溶液为中性，溶质为NH4Cl和NH3•H2O，根据电荷守恒分析；
③a点溶液中只有NH4Cl，铵根离子水解使溶液显酸性，根据电荷守恒和质子守恒计算；
(3)弱酸电离常数越大，酸性越强，其酸根离子水解程度越小。
【详解】
(1)①NH3·H2O电离方程式为NH3·H2O⇌NH4++OH-，c(NH4+)=c(OH-)，的Kb=，c(OH-)===0.6×10−2 ml·L−1；
②将SO2通入2.0 ml·L-1氨水中(溶液的体积保持不变)，当c(OH−)降至1.0×10−7 ml·L−1时，溶液呈中性，c(OH−)=c(H+)=1.0×10−7 ml·L−1根据HSO3-⇌H++ SO32-，电离平衡常数Ka2==6.2×10−8，则==0.62； (NH4)2SO3溶液电荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-)，物料守恒：c(NH4+)+ c(NH3·H2O)=2c(SO32-)+2c(HSO3-)+2c(H2SO3)，质子守恒=电荷守恒-物料守恒=c(H+)+c(HSO3-)+2c(H2SO3)=c(NH3∙H2O)+ c(OH-)；
(2)①根据反应a、b、c、d四个点，a点恰好消耗完H+，溶液中只有NH4Cl，b、c、d三点溶液中均含有NH3•H2O，NH4Cl可以促进水的电离，而NH3•H2O抑制水的电离，b点溶液呈中性，所以a点水的电离程度最大；
②b点溶液为中性，c(OH-)= c(H+)，溶质为NH4Cl和NH3•H2O，溶液中存在电荷守恒式为：c(NH4＋)+ c(H+)= c(Cl－)+c(OH-)，则c(NH4＋)= c(Cl－)，水的电离是极弱的，离子浓度的大小为c(NH4＋)=c(Cl－)＞c(H+)＝c(OH-)；
③a点溶液中只有NH4Cl，铵根离子水解使溶液显酸性，pH=6，即c(H+)=10-6ml/L，c(OH-)==10-8 ml/L，溶液中存在电荷守恒式为：c(NH4＋)+c(H+)= c(Cl－)+c(OH-)，c(Cl-)- c(NH4+)= c(H+)- c(OH-)=10-6ml/L-10-8 ml/L=(10-6-10-8) ml/L；溶液中存在质子守恒：c(H+) = c(OH-)+ c(NH3•H2O) ，c(H+)- c(NH3·H2O)= c(OH-)=10-8 ml/L；
(3)由亚硝酸的电离平衡常数Ka=5.1×10-4；H2CO3的Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，可知溶液中完全反应生成等物质的量的Na2CO3、NaHCO3和NaNO2，可判断水解程度大小顺序为CO32−＞NO2−＞HCO3−，水解生成HCO3−，所以溶液中CO32−离子、HCO3−离子和NO2−离子的浓度大小关系为c(HCO3−)＞c(NO2−)＞c(CO32−)。实验编号
c(HX)ml/L
c(NaOH)ml/L
混合溶液的pH
甲
0.2
0.2
pH=a
乙
c1
0.2
pH=7
丙
0.2
0.1
pH＞7
丁
c2
c2
pH=10
微粒
一元弱酸溶液
加入的溶液
混合后所得溶液
溶液Ⅰ
溶液Ⅱ
弱酸
H2S
HClO
H2CO3
电离平衡常数
K1=1.3×10-7
K2=7.1×10-15
K=3.0×10-8
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
弱电解质
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数/ml•L-1
1.7×10-5
6.2×10-10
Ka1=4.3×10-7
Ka2=5.6×10-11
氢氰酸
碳酸
醋酸
Ka=6.2×10-10
Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.6×10-11
Ka=1.7×10-5