2022届高三化学一轮复习化学反应原理题型必练37盐溶液中粒子浓度大小的比较含解析

这是一份2022届高三化学一轮复习化学反应原理题型必练37盐溶液中粒子浓度大小的比较含解析，共30页。试卷主要包含了单选题，填空题等内容，欢迎下载使用。

盐溶液中粒子浓度大小的比较
一、单选题（共16题）
1．对于物质的量浓度均为0.1 mol/L的下列溶液：①Na2CO3溶液、②CH3COONa溶液、③NaOH溶液，下列说法中，正确的是
A．三种溶液pH的大小顺序是③＞②＞①
B．若将三种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的是②
C．若分别与0.1 mol/L盐酸等体积混合，所得溶液pH最大的是①
D．若稀释使三种溶液的pH均为8.5，则此时溶液物质的量浓度的大小顺序是③＞①＞②
2．常温下，下列溶液中有关微粒的物质的量浓度关系正确的是
A．0.1mol·L-1Na2CO3溶液中：c(Na+)＞c()＞c(OH-)＞c()
B．pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合：c(Cl-)＞c()＞c(H+)＞c(OH-)
C．0.1mol·L-1NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c()+c()
D．0.1mol·L-1CH3COONa溶液中通HCl气体，至pH=7(溶液体积变化忽略不计)：c(Na+)＞c(CH3COOH)＞c(Cl-)
3．某温度下，向20 mL 0.1 mol/L的氨水中逐滴滴加0.1 mol/L的盐酸，溶液中pH与pOH [pOH = – lgc(OH-)]的变化关系如图所示，其中a = 6，下列说法正确的是

A．M点：(pH + pOH) > 12
B．Q点溶液中c(C1-) > c(NH) > c(H＋) > c(OH-)
C．M、N两点的溶液中：[cM(NH) – cN(C1-)] = [cM(Cl-) – cN(NH)]
D．若滴加的盐酸的体积为10 mL，则有c(NH) + c(H＋) = c(NH3·H2O)＋c(OH-)
4．常温下，用10mL0.1mol·L-1Na2A溶液吸收H2A气体，吸收液的pH与的关系如图所示。下列说法正确的是

A．在R、S、T点对应溶液中，水的电离程度最小的是R点
B．常温下，H2A第二步电离的平衡常数为Ka2=1.0×10–6.2
C．T、S之间某点对应的溶液中存在：c(Na＋)=c(HA-)+2c(A2-)
D．T点对应的溶液中：c(Na＋)>c(A2-)>c(HA-)>c(H＋)>c(OH-)
5．常温下，向某浓度的二元弱酸H2A溶液中逐滴加入NaOH溶液，pC与溶液pH的变化关系如图所示(pC=－lgx，x表示溶液中溶质微粒的物质的量浓度)。下列说法错误的是

A．pH=3时，溶液中c(HA－) > c(A2－) = c(H2A)
B．溶液中存在点d满足3[c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)] = 2c(Na+)，该点位于c点右侧
C．pH由0.8增大到5.3的过程中，水的电离程度先增大后减小
D．常温下，溶液中c2(HA－)与c(H2A)·c(A2－)的比值为104.5
6．25℃时，用0.1mol·L−1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L−1HX溶液，溶液的pH随加入的NaOH溶液体积的变化如图所示。下列说法错误的是

A．HX的Ka约为1×10−5
B．V1 < 20
C．M点溶液中c(HX)+c(H+)= c(OH-)+c(X−)
D．V(NaOH)=20mL时，溶液中c(Na+)>c(X−)>c(OH−)>c(H+)
7．常温下，在溶液中逐滴滴入蒸馏水稀释，稀释过程中和的关系如图所示：

下列判断错误的是
A．随着溶液的稀释，减小
B．为弱碱，常温下，
C．Q点微粒浓度：
D．的水解程度R点比Q点大
8．常温下，向20 mL 0.1 mol·L-1Na2CO3溶液中滴加0.1 mol·L-1 CaCl2溶液，碳酸根离子浓度与氯化钙溶液体积的关系如图所示。已知：pC=-lg c(CO)，Ksp(CdCO3)=1.0×10-12，Ksp(CaCO3)=3.6×10-9.下列说法正确的是


A．图像中V0=20，m=5
B．a点溶液：c(OH-)>2c(HCO)+2c(H2CO3)
C．若Na2CO3溶液的浓度变为0.05 mol·L-1，则n点向c点方向迁移
D．若用CdCl2溶液替代CaCl2溶液，则n点向b点方向迁移
9．室温下，通过下列实验探究溶液的性质。
实验
实验操作和现象
1
用pH试纸测得溶液的pH为4
2
向溶液中加入溶液，再滴加酚酞溶液，溶液颜色变红
3
向2中所得溶液中继续加入溶液，溶液红色加深
4
向3中所得溶液中继续加入溶液，出现黑色沉淀
下列说法正确的是
A．溶液中存在
B．实验2所得溶液中存在
C．实验3所得溶液中存在
D．若忽略溶液混合时的体积变化，依据实验4的现象，可得出
10．为二元弱酸，室温下，，，通过下列实验探究溶液的性质。下列有关说法正确的是
实验
实验操作和现象
1
将溶于蒸馏水，配制溶液
2
向溶液中加入等浓度等体积的盐酸，测所得溶液的
3
向溶液中加入等浓度等体积的溶液，产生白色沉淀
4
向溶液中滴入稀盐酸至溶液

A．实验1的溶液中存在：
B．实验2的溶液中存在：
C．实验3的清液中存在：
D．实验4的溶液中存在：
11．水合肼(N2H4•H2O)在水中的电离方式与一水合氨相似，可表示为：N2H4•H2ON2H+OH-，N2H+H2ON2H+OH-。25℃时，向20.00mL 0.1000mol•L-1N2H4•H2O溶液中滴入0.2000mol•L-1盐酸，混合溶液的pH与所加盐酸体积的关系如图所示。下列说法不正确的是

A．25℃时，Kb1(N2H4•H2O)=1×10-6.1
B．M点至N点之间主要反应的离子方程式为：N2H4•H2O+H+=N2H+H2O
C．N点溶液中存在关系：c(H+)+c(N2H)+2c(N2H)=c(Cl-)+c(OH-)
D．P点溶液中存在关系：c(H+)<2c(N2H4•H2O)+c(OH-)
12．常温下，以酚酞为指示剂，用0.1000mol·L−1的NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L−1的二元酸H2A溶液。溶液中pH、含A微粒分布系数δ(物质的量分数)随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如图所示

下列说法中正确的是
A．H2A在水中电离的方程式为：H2A⇌H++HA-，HA-⇌H++A2-
B．当VNaOH溶液=20.00mL时，溶液中离子浓度大小顺序为：c(Na+)﹥c(HA-)﹥c(H+)﹥c(A2-)﹥c(OH-)
C．常温下，HA-的电离平衡常数为1×10-5
D．当VNaOH溶液=30.00mL时，c(HA-)+c(H+)=c(A2-)+c(OH-)
13．取两份 的溶液，一份滴加的盐酸，另一份滴加溶液，溶液的pH随加入酸(或碱)体积的变化如图。

下列说法不正确的是
A．由a点可知：溶液中的水解程度大于电离程度
B．过程中：逐渐减小
C．过程中：
D．令c点的，e点的，则
14．25℃时，调节0.01mol•L-1Pb(NO3)2溶液的pH，溶液中铅的物种分布分数随pH的变化如图所示：已知：Pb(NO3)2与浓硝酸不发生反应。下列说法错误的是

A．pH=9时，c[Pb(OH)+]＞c[Pb(OH)2]＞c[Pb(OH)
B．向Pb(NO3)2溶液中加入过量的NaOH浓溶液发生反应：Pb2++2OH-=Pb(OH)2↓
C．图中a点存在水解平衡Pb2++H2OPb(OH)++H+且该水解平衡的lgKh=-7.2
D．实验室配制Pb(NO3)2溶液时，先将Pb(NO3)2溶于较浓的硝酸中，然后再加水稀释
15．25℃时，向10mL0.01mol/LNaCN溶液中逐滴滴加10mL0.01mol/L的盐酸，其pH变化曲线如图所示(忽略体积小变化)。下列溶液中的关系一定正确的是

A．a点溶液的pH≥12
B．b点的溶液：c(CN-)>c(HCN)
C．pH=7的溶液：c(Na+)＋c(H+)=c(Cl-)＋c(CN-)
D．c点的溶液：c(CN-)＋c(HCN)＋c(Cl-)=0.01mol/L
16．常温下，用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定40mL0.1mol·L-1H2SO3溶液，所得滴定曲线如图所示(忽略混合时溶液体积的变化)。下列叙述错误的是

A．可求出Ka1(H2SO3)、Ka2(H2SO3)的值
B．滴定中两次反应终点可依次用甲基橙、酚酞作指示剂
C．图中Y点对应的溶液中3c(SO)=c(Na+)+c(H+)-c(OH-)
D．图中Z点对应的溶液中：c(Na+)>c(SO)>c(HSO)>c(OH-)


二、填空题（共6题）
17．H2A是一种二元弱酸，25℃、不同pH时，H2A、HA-、A2-的物种分布如下图所示：

(1)向0.1mol·L-1H2A的溶液中逐滴滴加NaOH溶液，写出pH由3至5时所发生反应的离子方程式：___。
(2)pH=2.2时，溶液中c(H2A)∶c(HA-)=_______。
(3)请结合相关平衡常数说明0.1mol·L-1NaHA的酸碱性：___，常温下，0.1mol·L-1NaHA溶液的水解平衡常数Kh=_____。
(4)将0.1mol·L-1NaHA和0.1mol·L-1Na2A的溶液等体积混合，所得溶液中c(Na+)=____(用只含H2A、HA-、A2-三种粒子的表达式表示)。
(5)25℃时，向一定体积的H2A溶液中滴加等物质的量浓度的NaOH溶液，所加NaOH溶液体积与H2A溶液体积相同时，溶液中各离子的物质的量浓度由大到小的顺序为____。
18．弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的溶解平衡均属于化学平衡。
I.已知在水中存在以下平衡：，。
(1)常温下NaHA溶液的pH_______(填序号)，原因_______；
A．大于7 B．小于7 C．等于7 D．无法确定
(2)某温度下，若向的NaHA溶液中逐滴滴加溶液至溶液呈中性(忽略混合后溶液的体积变化)。此时该混合溶液中的下列关系一定正确的是_______；
A． B．
C． D．
(3)已知常温下的钙盐(CaA)的饱和溶液中存在以下平衡： 。若要使该溶液中浓度变小，可采取的措施有_______；
A．升高温度 B．降低温度 C．加入晶体
II.含有的废水毒性较大，某工厂废水中含的。为了使废水的排放达标，进行如下处理：、、
(1)若处理后的废水中残留的，则残留的的浓度为_______；(已知：，)
(2)已知室温时，。在0.1mo/L的溶液中，逐滴加入NaOH溶液，当完全沉淀时，溶液的pH是_______；(已知)
19．Ⅰ.现有①溶液、②溶液、③溶液、④和混合液、⑤溶液，请根据要求回答下列问题：
(1)溶液①呈___________(填“酸”“碱”或“中”)性，原因是___________(用离子方程式表示)。
(2)在溶液④中，___________(填离子符号，下同)的浓度为，和___________的浓度之和为。
(3)室温下，测得溶液②的pH=7，则说明的水解程度___________(填“＞”“＜”或“=”，下同)的水解程度，与浓度的大小关系是___________
Ⅱ．(4)常温下，某溶液M中存在的离子有、、、、，存在的分子有、。
①写出酸的电离方程式：___________。
②若溶液M由溶液与溶液等体积混合而得，则溶液M的pH___________(填“＞”“＜”或“=”)7。
(5)现有室温下pH均为5的溶液和溶液。
①两种溶液中，___________。
②各取5 mL上述溶液，分别加水稀释至50 mL，pH较大的是___________溶液。
③各取5mL上述溶液，分别加热到90℃，pH较小的是___________溶液。
④和两种溶液中，由水电离出的分别为___________、___________。
20．电解质在水溶液中存在各种行为，如电离、水解、沉淀溶解，据所学知识回答下列问题。常温下，某水溶液M中存在的粒子有Na+、A2-、HA-、H+、OH-、H2O和H2A。根据题意回答下列问题：
(1)H2A为___酸(填“强”或“弱”)，往H2A溶液中加水会使的值___(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)若M是由一种溶质组成的溶液，则M的溶质可以是Na2A或__。Na2A的水溶液pH__(填“＜”、“＞”或“=”)7，原因是：__(用离子方程式表示)
(3)若溶液M由10mL1.00mol·L-1H2A溶液与10mL1.00mol·L-1NaOH溶液混合而成，下列关于溶液M的说法正确的是__(选填字母序号)。
a.c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)=1mol·L-1
b.若溶液显酸性，则c(Na+)＞c(HA-)＞c(H+)＞c(A2-)＞c(OH-)
c.离子浓度关系：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HA-)+c(A2-)
d.25℃时，加水稀释后，n(H+)与n(OH-)的乘积变大
(4)浓度均为0.1mol·L-1的Na2A、NaHA混合溶液中：=___。
21．(1)常温下，0.1 mol/LNaHB溶液中存在的离子有：、、、、，存在的分子只有；且，则的电离方程式___________。
(2)时，已知0.1 mol/LHCl溶液中，现将0.2 mol/L的硫酸氢钠和等浓度的氢氧化钡溶液等体积混合，充分反应后溶液的pH=___________。
(3)25℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：
弱酸化学式



电离平衡常数





下列微粒能大量共存的是___________。
A．、 B．、
C．、 D．、CH3COO-
(4)常温下，等物质的量浓度的、、三种溶液的pH由小到大的顺序是___________。
22．与化学平衡类似，电离平衡的平衡常数叫做电离常数(用Ka表示)。表中是常温下几种常见弱酸的电离平衡常数：
酸
电离方程式
电离平衡常数Ka
CH3COOH
CH3COOHCH3COO-+H+
1.96×10-5
HClO
HClOC1O-+H+
3.0×10-8
H2CO3
H2CO3H++HCO
HCOH++CO
Ka1=4.4×10-7
Ka2=5.61×10-11
H3PO4
H3PO4H++H2PO
H2POH++HPO
HPOH++PO
Ka1=7.1×10-3
Ka2=6.3×10-8
Ka3=4.2×10-13
回答下列问题：
(1)常温下同浓度的①CH3COONa、②NaC1O、③NaH2PO4溶液，pH由大到小的顺序为___。(用序号表示)
(2)向NaClO溶液中通入少量的二氧化碳，发生反应的离子方程式为___。
(3)H2CO3的Ka1远大于Ka2的原因是：___。
(4)0.1mol/LNa2CO3溶液中，下列关系式正确的是___。
A．c(CO)+c(HCO)+c(H2CO3)+c(Na+)=0.3mol/L
B．2c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CO)+c(HCO)
C．c(Na+)>c(CO)>c(HCO)>c(OH-)>c(H+)
D．c(HCO)+c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)
参考答案
1．C
【详解】
略
2．A
【详解】
A．Na2CO3溶液中存在的分步水解平衡使溶液呈碱性，且第一步水解程度大于第二步水解程度，溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)＞c()＞c(OH-)＞c()，A正确；
B．盐酸为强酸溶液，氨水为弱碱溶液，pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，充分反应后氨水过量，溶液呈碱性，c(OH-)＞c(H+)，B错误；
C．0.1mol/LNaHCO3溶液中的电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c()+2c()，C错误；
D．0.1mol/LCH3COONa溶液中通入HCl气体至pH=7，则c(OH-)=c(H+)，溶液中的电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)+c(Cl-)，两式整理得c(Na+)=c(CH3COO-)+c(Cl-)，溶液中的物料守恒为c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)，则c(CH3COOH)=c(Cl-)，D错误；
答案选A。
3．C
【分析】
Q点时，pH=pOH=a=6，c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L，此温度下水的离子积Kw=10-6×10-6=10-12，溶液显中性；M点pH>pOH，溶液显碱性；N点pH 【详解】
A．此温度下水的离子积Kw=10-12，则任意时刻均有c(H+)×c(OH-)=10-12，即10-pH×10-pOH=10-12，pH+pOH=12，因此M点pH+pOH=12，A错误；
B．电荷守恒有：c(C1-) +c(OH-)=c(NH) + c(H＋)，Q点时，pH=pOH=a=6，c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L，则c(C1-) = c(NH) > c(H＋) =c(OH-)，B错误；
C．电荷守恒有：cM(C1-) +cM(OH-)=cM(NH) + cM(H＋)，cN(C1-) +cN(OH-)=cN(NH) + cN(H＋)，M点pH=N点pOH，则cM(OH-)-cM(H＋)=cN(H＋)-cN(OH-)，那么cM(NH)-cM(C1-)=cN(C1-)-cN(NH)，整理得[cM(NH) – cN(C1-)] = [cM(Cl-) – cN(NH)]，C正确；
D．若滴加的盐酸的体积为10 mL，则所得溶质含等浓度的NH3·H2O和NH4Cl，电荷守恒有c(C1-) +c(OH-)=c(NH) + c(H＋)，物料守恒有：2c(C1-) =c(NH) + c(NH3·H2O)，联立式有：c(NH) + 2c(H＋) = c(NH3·H2O)＋2c(OH-)，D错误；
选C。
4．B
【详解】
A．没有通入H2A气体时溶液中水的电离程度最大，随着H2A气体的通入，溶液的pH逐渐减小，水的电离程度逐渐减小，则水的电离程度：T B．S点溶液中，则，，故B正确；
C．T、S之间溶液的pH<6.2，溶液呈酸性，则c（OH-) D．T点对应溶液的pH=5.2，溶液呈酸性，则c(OH-)＜c(H+)，此时，则c(A2-)＜c(HA-)，故D错误；
故选B。
5．C
【分析】
二元弱酸H2A溶液中逐滴加入NaOH溶液，反应分两个阶段，第一阶段：，第二阶段：，反应过程中H2A浓度一直减小，的浓度先增大后减小，的浓度一直增大，由图中粒子浓度的变化可知I代表，II代表H2A，III代表，据此分析解答。
【详解】
A．由以上分析可知I代表，II代表H2A，III代表，结合图像信息可知pH=3时，II和III相交，I的pC值最小，则浓度c(HA－) > c(A2－) = c(H2A)，故A正确；
B．根据物料守恒当溶液中3[c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)] = 2c(Na+)，可知溶质为Na2A和NaHA的等物质的量混合，因的水解程度大于，可知此时溶液中浓度大于的浓度，结合图像可知该点应位于b、c之间，故B正确；
C．由图可知pH由0.8增大到5.3的过程中，溶质由H2A转变成NaHA再转变成Na2A，溶质对水的电离程度一直增大，故C错误；
D．，a点时c(HA－)= c(H2A)，可得，c点时c(HA－)= c(A2-)，可得，则得c2(HA－)与c(H2A)·c(A2－)的比值为=104.5，故D正确；
故选：C。
6．C
【详解】
A．由坐标点(0，3)可知，0.1 mol·L−1 HX溶液中c(H+)=c(X−)=1×10−3 mol·L−1，则，A正确；
B．由于HX为弱酸，NaOH溶液与HX溶液恰好完全反应时，水溶液呈碱性，所以N点时，加入的NaOH溶液小于20 mL，B正确；
C．M点加的NaOH溶液体积为10 mL，此时的溶质为等物质的量的HX和NaX，质子守恒可为：c(HX)+2c(H+)=2 c(OH-)+c(X−)，C错误；
D．V(NaOH)=20 mL时，NaOH和HX恰好完全反应，溶质为NaX，溶液显碱性，所以溶液中离子浓度大小为：c(Na+)>c(X−)>c(OH−)>c(H+)，D正确；
答案为：D。
7．C
【详解】
A．根据图象可知，随着溶液的稀释，增大，所以减小，故A正确；
B．根据图象可知，随着溶液的稀释，增大，说明溶液呈酸性，为强酸弱碱盐，为弱碱，常温下，根据R点，可知c(OH-)=10-8时，，故B正确；
C．为强酸弱碱盐，M+水解，溶液呈酸性，所以微粒浓度：，故C错误；
D．溶液越稀，的水解程度越大，R点比Q点水解程度大，故D正确；
选C。
8．C
【详解】
A． 图像中V0=20，Na2CO3溶液与 CaCl2溶液恰好完全反应c(Ca2+)=c(CO)=mol/L，pC=-lg c(CO)=-lg6×10-5，m不等于5，故A错误；
B． a点溶液：溶质为Na2CO3，存在物料守恒c(Na+)=2c(CO)+2c(HCO)+2c(H2CO3)，溶液中存在电荷守恒c(Na+)+c(H+)=2c(CO)+c(HCO)+c(OH-)，2c(HCO)+2c(H2CO3)=c(HCO)+c(OH-)-c(H+)，c(HCO)-c(H+)>0，c(OH-)<2c(HCO)+2c(H2CO3)，故B错误；
C． 若Na2CO3溶液的浓度变为0.05 mol·L-1，用的0.1 mol·L-1 CaCl2溶液体积减小，则n点向c点方向迁移，故C正确；
D． 若用CdCl2溶液替代CaCl2溶液，反应后，碳酸根离子浓度减小，pC=-lg c(CO)增大，则n点向d点方向迁移，故D错误；
故选C。
9．D
【详解】
A．溶液中，根据电荷守恒有，A项错误；
B．向溶液中加入溶液，此时溶液中的溶质为NaHS，再滴加酚酞溶液，溶液颜色变红，溶液显碱性，说明的水解程度大于电离程度，所以，B项错误；
C．向2中所得溶液中继续加入溶液，此时溶液的溶质为Na2S，根据物料守恒有，C项错误；
D．继续加入溶液，此时溶液的总体积为60mL，若不产生沉淀，，，，加入溶液，产生黑色沉淀说明，D项正确；
答案选D。
10．A
【详解】
A．实验1的溶液中，根据电荷守恒和物料守恒得到质子守恒为，再根据得到：，，根据代入得到：，因此得到，故A正确；
B．实验2的溶液中溶质为NaHC2O4，根据电荷守恒和物料守恒得到质子守恒：，故B错误；
C．实验3的清液中，根据物料守恒得到，清液中，将两者结合得到，故C错误；
D．根据，实验4的溶液中pH=4，则，得到即，故D错误。
综上所述，答案为A。
11．D
【详解】
A．M点时，pH=10.45，c(OH-)=10-3.55mol/L，，A项正确；
B．N点时，加入10mL 0.2000mol•L-1盐酸，N2H4•H2O和HCl的物质的量之比为1:1，M点至N点之间，HCl和N2H4•H2O电离的OH-发生反应，离子方程式为N2H4•H2O+H+=N2H+H2O，B项正确；
C．N点时，溶液中溶质主要为为，N2H水解生成N2H，根据电荷守恒有c(H+)+c(N2H)+2c(N2H)=c(Cl-)+c(OH-)，C项正确；
D．P点时，加入20mL 0.2000mol•L-1盐酸，此时溶液中溶质为，根据电荷守恒：c(H+)+c(N2H)+2c(N2H)=c(Cl-)+c(OH-)和物料守恒：c(Cl-)=2()+2(N2H)+2(N2H)，则c(H+)＞2c(N2H4•H2O)+c(OH-)，D项错误；
答案选D。
12．B
【详解】
A．根据图像的变化趋势可知①、②代表含A微粒分布系数，③代表pH变化，据图可知未滴加NaOH溶液时，溶液中含A微粒只有两种，则应为HA-和A2-，不含H2A，说明H2A第一步完全电离，在水中的电离方程式为H2A=H++HA-，HA-⇌H++A2-，A错误；
B．当VNaOH溶液=20.00mL时，NaOH和H2A恰好完全反应生成NaHA，溶质为NaHA，溶液中存在HA-⇌H++A2-和H2O⇌H++OH-，所以离子浓度大小关系为c(Na+)﹥c(HA-)﹥c(H+)﹥c(A2-)﹥c(OH-)，B正确；
C．HA-的电离平衡常数表达式为Ka=，据图可知当c(A2-)=c(HA-)时加入25mLNaOH溶液，此时pH为2.0，即c(H+)=1×10-2mol/L，所以Ka=1×10-2，C错误；
D．当VNaOH溶液=30.00mL时，溶质为等物质的量的NaHA、Na2A，溶液中的电荷守恒：c(H+)+c(Na+)=2c(A2-)+c(HA-)+c(OH-)，物料守恒为2c(Na+)=3c(A2-)+3c(HA-)，用两个等式消去c(Na+)可得：c(HA-)+2c(H+)=c(A2-)+2c(OH-)，D错误；
综上所述答案为B。
13．C
【分析】
向溶液中滴加盐酸，溶液酸性增强，溶液pH将逐渐减小，向溶液中滴加NaOH溶液，溶液碱性增强，溶液pH将逐渐增大，因此abc曲线为向溶液中滴加NaOH溶液，ade曲线为向溶液中滴加盐酸。
【详解】
A．a点溶质为，此时溶液呈碱性，在溶液中电离使溶液呈酸性，在溶液中水解使溶液呈碱性，由此可知，溶液中的水解程度大于电离程度，故A正确；
B．由电荷守恒可知，过程溶液中，滴加NaOH溶液的过程中保持不变，逐渐减小，因此逐渐减小，故B正确；
C．由物料守恒可知，a点溶液中，向溶液中滴加盐酸过程中有CO2逸出，因此过程中，故C错误；
D．c点溶液中=(0.05+10-11.3)mol/L，e点溶液体积增大1倍，此时溶液中=(0.025+10-4)mol/L，因此x>y，故D正确；
综上所述，说法不正确的是C项，故答案为C。
14．B
【详解】
A．根据图像可知pH=9时，c[Pb(OH)+]＞c[Pb(OH)2]＞c[Pb(OH)，故A正确；
B．根据图像可知向Pb(NO3)2溶液中加入过量的NaOH浓溶液发生反应：Pb2++4OH-=Pb(OH)，故B错误；
C．图中a点Pb2+与Pb(OH)+的浓度相等，a点存在水解平衡Pb2++H2OPb(OH)++H+，该水解平衡的Kh=＝10－7.2，则lgKh=-7.2，故C正确；
D．Pb(NO3)2与浓硝酸不发生反应，为抑制其水解，实验室配制Pb(NO3)2溶液时，先将Pb(NO3)2溶于较浓的硝酸中，然后再加水稀释，故D正确；
故选B。
15．D
【详解】
A．0.01mol/L的NaCN溶液的pH大于7，说明NaCN是强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性但是其水解程度较小，所以a点溶液的pH＜12，故A错误；
B．b点溶质为等物质的量浓度的NaCN、NaCl、HCN，溶液的pH＞7，说明HCN电离程度小于NaCN水解程度，则c(CN-)＜c(HCN)，故B错误；
C．溶液呈中性，则c(H+)=c(OH-)，溶液中存在电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(CN-)+c(OH-)，则c(Na+)=c(Cl-)+c(CN-)，故C错误；
D．c点二者恰好完全反应，则溶液中溶质为等物质的量浓度的NaCl、HCN，溶液体积增大一倍，则[c(CN-)+c(HCN)]、c(Cl-)都降为原来的一半，所以c点溶液c(CN-)+c(HCN)+c(Cl-)=0.01mol/L，故D正确；
故选：D。
16．D
【详解】
A．混合溶液中W点c(H2SO3)=c()，Ka1(H2SO3)==c(H+)=10-pH=10-2，混合溶液Y点中c()=c()，Ka2(H2SO3)==c(H+)=10-pH=10-7.19，故可求出Ka1(H2SO3)、Ka2(H2SO3)的值,A正确；
B．甲基橙变色范围为3.1-4.4，滴定到第一反应终点溶液pH值为4.25，在其范围内，所以可以选取甲基橙作指示剂， 酚酞的变色范围是8.2~10.0，滴定到第二反应终点溶液pH值为9.86，在其范围内，所以可以选取酚酞作指示剂，B正确；
C．Y点溶液中存在电荷守恒c(Na+)+c(H+)=2c()+c()+c(OH-)且该点溶液中存在c()=c()，所以存在3c()=c(Na+)+c(H+)-c(OH-)，C正确；
D．Z点酸碱恰好完全反应生成Na2SO3，两步水解生成OH-导致溶液呈碱性，但只有第一步水解生成，所以c()＜c(OH-)，由物料守恒知c(Na+)＞c()，则该点溶液中存在c(Na+)＞c()＞c(OH-)＞c()，D错误；
故答案为：D。
17．HA-+OH- A2-+H2O 1：10 酸性 10-12.8 [c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)] c(Na+)＞c(HA-)＞c(H+)＞c(A2-)＞c(OH-)
【分析】
随NaOH的加入先是H2A逐渐减少、HA-逐渐增大、pH由3～5时HA-减少、A2-增加；由图可知pH=1.2时c(H2A)=c(HA-)，求出Ka1=；pH=4.2时，HA-的电离平衡常数为Ka2==10-4.2，水解平衡常数Kh=。。
【详解】
(1)向0.1mol·L-1H2A的溶液中逐滴滴加NaOH溶液，由图可知，pH由3～5时HA-减少、A2-增加，则发生的离子反应为HA-+OH- A2-+H2O，故答案为：HA-+OH- A2-+H2O；
(2)由图可知pH=1.2时c(H2A)=c(HA-)，则Ka1==10-1.2，pH=2.2时，溶液c(H2A)：c(HA-)==1：10，故答案为：1：10；
(3)图中pH=4.2时，HA-的电离平衡常数为Ka2==10-4.2，水解平衡常数Kh==10-12.8，所以HA-的电离程度大于其水解程度，溶液呈酸性，即0.1mol·L-1NaHA的酸碱性：酸性，常温下，0.1mol·L-1NaHA溶液的水解平衡常数Kh=10-12.8。故答案为：；10-12.8；
(4)0.1mol•L-1NaHA和0.1mol•L-1Na2A的溶液等体积混合，由物料守恒可知2n(Na)=3n(A)，则c(Na+)= [c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)]，故答案为： [c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)]；
(5)25℃时，向一定体积的H2A溶液中滴加等物质的量浓度的NaOH溶液，所加NaOH溶液体积与H2A溶液体积相同时，溶液中溶质为NaHA，HA-的电离程度大于其水解程度，溶液呈酸性，溶液中各离子的物质的量浓度由大到小的顺序为c(Na+)＞c(HA-)＞c(H+)＞c(A2-)＞c(OH-)；故答案为：c(Na+)＞c(HA-)＞c(H+)＞c(A2-)＞c(OH-)。
18．B HA-只能发生电离，不能发生水解 BC BC 3.0×10-6 mol/L 1.7

【详解】
I. (1)H2A第一步完全电离、第二步部分电离，说明HA-只能电离不能水解，所以NaHA溶液呈酸性，溶液的pH小于7，故答案为：B；HA-只能发生电离，不能发生水解；
(2)A．温度未知，则c(H+)•c(OH-)不一定等于1.0×10-14，A错误；
B．电荷守恒有c(H+)+c(Na+)+c(K+)= c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-)，溶液呈中性，则c(H+)=c(OH-)，c(Na+)+c(K+)=c(HA-)+2c(A2-)，B正确；
C．2NaHA+2KOH=Na2A+K2A+2H2O，二者恰好完全反应得到等浓度的Na2A和K2A混合溶液，此时显碱性，要使溶液呈中性，则KOH量偏少，则c(Na+)>c(K+)，C正确；
D．设NaHA溶液的体积为V1，KOH溶液体积为V2，混合后c(Na+)+c(K+)==0.1mol/L，D错误；
故答案为：BC；
(3)CaA的饱和溶液中存在CaA(s)⇌Ca2+(aq)+A2-(aq)，并且△H＞0，要使该溶液中Ca2+浓度变小，可改变条件使平衡逆向移动：
A．升高温度，平衡正向移动，溶液中Ca2+浓度增大，A不合题意；
B．降低温度，平衡逆向移动，溶液中n(Ca2+)减小，Ca2+浓度减小，B符合题意；
C．加入Na2A固体，增大A2-浓度，平衡逆向移动，溶液中Ca2+浓度减小，C符合题意；
故答案为：BC；
Ⅱ．(1)废水中残留的c(Fe3+)=2.0×10-13 mol/L，则溶液中c3(OH-)== =2.0×10-25，所以溶液中残留的Cr3+的浓度==mol/L=3.0×10-6 mol/L，故答案为：3.0×10-6 mol/L；
(2)当c(Mg2+)小于1×10-5mol/L时，认为完全沉淀，则当镁离子完全沉淀时，c(OH-)==2.0×10-3mol/L，c(H+)=mol/L=5×10-12，pH=-lg(5×10-12)=-lg(×10-12)=-[lg10-lg2+lg10-12]=2-lg2=2-0.3=1.7。
19．酸 = = ， ＞
【详解】
Ⅰ．(1)为强酸弱碱盐，溶液显酸性，水解的离子方程式为，故答案为：酸；；
(2)氯离子在溶液中不水解，其浓度不变，所以的浓度为；和混合液中，根据N元素质量守恒，和的浓度之和为，故答案为：；；
(3)的pH=7，溶液显中性，则的水解程度与的水解程度相同；溶液中存在电荷守恒：，已知溶液显中性，则，所以，故答案为：=；=；
Ⅱ．(4)①由题意知为弱酸，多元弱酸分步电离，电离方程式为、，故答案为：，；
②等浓度的NaHA溶液和NaOH溶液等体积混合生成，是强碱弱酸盐，水解后溶液显碱性，pH＞7，故答案为：＞；
(5)①室温下两种溶液中水的离子积，故答案为：；
②各取5 mL pH均为5的溶液和溶液，分别加水稀释至50 mL，即稀释10倍，溶液的pH变为6，加水稀释促进铵根离子水解，则溶液的pH小于6，所以pH较大的是溶液，故答案为：；
③各取5 mL pH均为5的溶液和溶液，分别加热到90℃，溶液中氢离子浓度变化不大，水解是吸热反应，加热促进水解，所以氯化铵溶液中氢离子浓度增大，故溶液pH较小的是氯化铵溶液，故答案为：；
④pH为5的溶液中，，则水电离出的氢氧根离子的浓度；pH为5的氯化铵溶液中，水电离出的氢离子浓度为，故答案为：；。
20．弱 增大 NaHA (主要)、 (次要、可忽略) bd 3:2
【分析】
常温下，某水溶液M中存在的粒子有Na+、A2-、HA-、H+、OH-、H2O和H2A，则H2A分子不能完全电离，即H2A为弱酸；结合弱酸的电离平衡及其移动判断离子浓度比值的变化、用盐类水解知识解释钠盐溶液呈碱性、根据溶液的酸碱性、电荷守恒、物料守恒等知识回答NaHA溶液中的离子浓度关系，判断正误；据此回答。
【详解】
(1)据分析，H2A为弱酸，稀释促进弱酸电离，则往H2A溶液中加水，氢离子物质的量增大，H2A的物质的量减小，因此的值增大。
(2)水溶液M中存在的粒子有Na+、A2-、HA-、H+、OH-、H2O和H2A，若M是由一种溶质组成的溶液，则M的溶质可以是Na2A或NaHA。由于H2A为弱酸，因此Na2A的溶液呈水解碱性，则Na2A的水溶液 ，相应的离子方程式为：(一级水解为主) 、 (次要、可忽略)。
(3)若溶液M由10mL1.00mol·L-1H2A溶液与10mL1.00mol·L-1NaOH溶液混合而成，则M溶液为0.5mol/L的NaHA溶液，关于溶液M的说法：
a．根据物料守恒可知：c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)=0.5mol·L-1，a错误；
b．若溶液显酸性，说明HA−的电离大于水解，则 ，b正确；
c．根据电荷守恒可得离子浓度关系：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-)，b错误；
d．25℃时，加水稀释后，水的离子积常数不变，即c(H+)的c(OH−)乘积不变，但溶液体积增大，所以n(H+)与n(OH-)的乘积变大，d正确；则正确的是bd。
(4)在浓度均为0.1mol·L-1的Na2A、NaHA混合溶液中，根据物料守恒可知：，则。
21．H2BH++HB-、 HB-H++B2- 12 A ＜ ＜
【详解】
(1)在常温下，0.1 mol/LNaHB溶液中存在的离子有：、、、、，存在的分子只有；且＜c(H2B)，说明H2B是二元弱酸，在溶液中存在电离平衡，分步电离，电离方程式为H2BH++HB-、 HB-H++B2-；
(2)时，已知0.1 mol/LHCl溶液中，则该温度下水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)=0.1×10-12=10-13；现将0.2 mol/L的硫酸氢钠和等浓度的氢氧化钡溶液等体积混合，二者发生反应：H+++Ba2++OH-=BaSO4↓+H2O，充分反应后溶液中碱过量，c(OH-)==0.1 mol/L，c(H+)==10-12 mol/L，故反应后溶液的pH=12；
(3)酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，强酸与弱酸盐反应可以制取弱酸。
A．由于电离平衡常数：Ka2(H2C2O4)＞Ka(CH3COOH)，所以、不能发生反应，可以大量共存，A符合题意；
B．由于电离平衡常数：Ka2(H2C2O4)＞Ka2(H2S)，所以、会发生反应而不能大量共存，B不符合题意；
C．由于电离平衡常数：Ka2(H2C2O4)＞Ka1(H2S)，所以、会发生反应而不能大量共存，C不符合题意；
D．由于电离平衡常数：Ka2(H2C2O4)＞Ka(CH3COOH)，所以、CH3COO-会发生反应而不能大量共存，D不符合题意；
故合理选项是A；
(4)、、都是强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性。根据盐的水解规律：有弱才水解，谁弱水水解，越弱越水解，谁强显谁性，根据酸电离平衡常数越大，该酸的酸性就越强，可知酸性：Ka2(H2C2O4)＞Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2S)，所以在常温下等浓度的、、碱性由弱到强顺序是： ＜ ＜，溶液碱性越弱，pH就越小，因此溶液pH由小到大顺序为： ＜ ＜。
22．②①③ 第一步电离产生的 H＋对第二步的电离起抑制作用 A
【详解】
(1)由表知：酸性排序为： ，酸性越强，则钠盐水解程度越小、碱性越弱，故常温下同浓度的①CH3COONa、②NaC1O、③NaH2PO4溶液，pH由大到小的顺序为②①③。
(2) 酸的电离平衡常数： ，酸性：，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，向NaClO溶液中通入少量的二氧化碳，发生反应的离子方程式为： 。
(3)H2CO3的Ka1远大于Ka2的原因是：第一步电离产生的 H＋对第二步的电离起抑制作用。
(4)对应0.1mol/LNa2CO3溶液：
A．按物料守恒可知： ，则，A正确；
B．由物料守恒和电荷守恒可知，2c(Na+)+c(H+) =c(OH-)+c(CO)+c(HCO)，B不正确；
C．碳酸根离子水解，一级水解为主、二级水解 程度很小，则离子浓度排序 c(Na+)>c(CO)> c(OH-)> c(HCO)，C不正确；
D．由物料守恒和电荷守恒可知，：c(HCO)+2c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)，D不正确；则正确的是A。