专题11 水溶液中的离子平衡-备战2022届高考化学二轮复习题型专练

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1．电离平衡中的三个易错点
(1)电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。
(2)弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中所有离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。
(3)由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈碱性。
2．图像法理解一强一弱的稀释规律
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释相同的pH，醋酸加入的水多
3．水的电离和溶液的酸碱性
(1)水的电离：任何条件下，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)；常温下，离子积常数KW＝1.0×10－14。酸、碱抑制水的电离，能水解的正盐、活泼金属(如Na)则促进水的电离。
(2)溶液的酸碱性：溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
溶液的酸碱性
c(H＋)与c(OH－)的大小
酸性溶液
c(H＋)>c(OH－)
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
碱性溶液
c(H＋) ①当电离能力大于水解能力，如：CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性；同理NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性。
②当水解能力大于电离能力，如：HClO的电离程度小于ClO－水解程度，所以等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。
③酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式酸根的电离能力和水解能力哪一个更强。如在NaHCO3溶液中，HCO的水解大于电离，故溶液显碱性；而在NaHSO3溶液中，HSO的电离大于水解，故溶液显酸性。
4．酸碱中和滴定
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线


曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
室温下，当等体积、等浓度的一元强碱和一元强酸反应时，pH＝7；但当等体积、等浓度的一元强碱和一元弱酸(或一元强酸和一元弱碱)反应时，pH>7(或pH<7)
指示剂的选择：强酸滴定弱碱用甲基橙，强碱滴定弱酸用酚酞，强酸与强碱的滴定，甲基橙和酚酞均可
5.电解质溶液中粒子浓度关系
（1）CH3COONa与NH4Cl

CH3COONa溶液中
NH4Cl溶液中
物料守恒
c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)
电荷守恒
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)
c(OH－)＋c(Cl－)＝c(NH)＋c(H＋)
质子守恒
c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(OH－)
c(OH－)＋c(NH3·H2O)＝c(H＋)
大小关系
c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)
（2）Na2CO3与NaHCO3

Na2CO3溶液中
NaHCO3溶液中
物料守恒
c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]
c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
电荷守恒
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
质子守恒
c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)
c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO)
大小关系
c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)
c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)
c(Na＋)>c(HCO)>c(H2CO3)>c(CO)
6．沉淀溶解平衡的三类应用
(1)沉淀的生成:①加沉淀剂，如向AgNO3溶液中加入NaCl可生成沉淀；②调节pH，如向一定浓度的CuSO4和FeSO4的混合溶液中先加入H2O2氧化FeSO4，使Fe2＋转化为Fe3＋，再加入CuO或Cu(OH)2调节pH至约等于4，使得Fe3＋的水解平衡右移转化为沉淀，而Cu2＋没有沉淀从而达到除杂的目的。
(2)沉淀的溶解:①酸溶解法，如CaCO3溶于盐酸；②盐溶液溶解法，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液；③氧化还原溶解法，如Ag2S溶于稀HNO3；④配位溶解法，如AgCl溶于氨水。
(3)沉淀的转化:溶解能力相对较强的沉淀易向溶解能力相对较弱的沉淀转化，如



考向一 盐类水解反应离子方程式

典例1 下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是( )
①
②
③
④
A．①④ B．②③ C．①③ D．②④
盐类水解方程式的书写
1．一般情况下盐类水解的程度较小，应用“”连接反应物和生成物。水解生成的难溶性或挥发性物质不加“↓”或“↑”符号。如Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+，HS−+H2OH2S+OH−。
2．多元弱酸阴离子分步水解，应分步书写水解的离子方程式。因为第一步水解程度较大，一般只写第一步水解的方程式。如Na2CO3的水解分两步，第一步为+H2O+OH−，第二步为+H2OH2CO3+OH−。多元弱碱阳离子的水解方程式不要求分步书写。如AlCl3的水解方程式为Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。
3．发生相互促进的水解反应时，由于能水解彻底，用“”连接反应物和生成物，水解生成的难溶性或挥发性物质要写 “↓”或“↑”符号。如FeCl3与NaHCO3溶液混合发生水解的离子方程式为Fe3++3Fe(OH)3↓+3CO2↑。
4．盐类水解的离子方程式可用通式表示为R−+H2OHR+OH−，Rm−+H2OHR(m−1)−+OH−(分步水解)；R++H2OROH+H+，Rn++nH2OR(OH)n+nH+（“一步到位”）。
注意：（1）一般情况下盐类水解程度较小，是可逆反应，因此用可逆号“”表示水解程度。当水解趋于完全时，才用“”。
（2）水解反应生成的挥发性物质及难溶物不用“↑”和“↓”表示。
（3）多元弱酸根离子分步水解，要分步书写，以第一步为主；多元弱碱阳离子的分步水解，习惯上一步书写完成。

考向二 盐类水解的实质与影响因素

典例2 下列物质因水解使其水溶液呈酸性的是( )
A．KNO3 B．NaHSO4 C．NH4Cl D．Na2CO3
酸式盐溶液酸碱性的判定原则
1．强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4Na++H++。NaHSO4溶液性质上相当于一元强酸。
2．弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
（1）若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：H++ (主要)；+H2OH2SO3+OH−(次要)。中学阶段与此类似的还有NaH2PO4等。
（2）若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：+H2OH2CO3+OH−(主要)；H++ (次要)。中学阶段与此类似的还有NaHS、Na2HPO4等。
3．相同条件下(温度、浓度相同)的水解程度：正盐>相应酸式盐，如>。
考向三 Kh、Ka(Kb)、KW的关系及应用

典例3 已知某温度下，，，，。物质的量浓度均为的下列溶液，pH由大到小的顺序是( )
A．
B．
C．
D．
利用平衡常数的性质判断微粒浓度变化
1．水解平衡常数(Kh)、Ka、Kb只受温度的影响，温度升高，平衡常数增大；反之减小。
2．Kh与Ka或Kb、KW的定量关系为Ka·Kh=KW或 Kb·Kh=KW。
3．判断某些离子浓度的比较或乘积随温度、浓度等外界条件改变而变化的趋势时，可以根据表达式的形式转化为(Kh)、Ka、Kb或它们与KW的关系，再结合平衡常数的性质来判断微粒浓度变化。
考向四 盐类水解在生产、生活中的应用

典例4 下列有关盐类水解的事实或应用、解释的说法不正确的是
选项
事实或应用
解释
A
用热的纯碱溶液去除油污
纯碱与油污直接发生反应，生成易溶于水的物质
B
泡沫灭火器灭火
Al2(SO4)3与NaHCO3溶液反应产生CO2气体
C
施肥时，草木灰(主要成分K2CO3)与NH4Cl不能混合使用
K2CO3与NH4Cl反应生成NH3，降低肥效
D
明矾[KAl(SO4)2·12H2O]作净水剂
明矾溶于水生成Al(OH)3胶体
盐溶液蒸干灼烧时所得产物的几种判断类型
（1）弱金属阳离子对应盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)CuSO4(s)；盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
（2）酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。
（3）考虑盐受热时是否分解
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2CaCO3(CaO)；NaHCO3Na2CO3；KMnO4K2MnO4+MnO2；NH4ClNH3↑+HCl↑。
（4）还原性盐在蒸干时会被O2氧化
例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。

考向五 与盐类水解相关的离子共存

典例5 室温下，下列各组离子在指定溶液中可以大量共存的是（ ）
A．的溶液：、、、
B．无色溶液：、、、
C．的水溶液：、、、
D．的溶液：、、、
考向六 同一种溶液中的粒子浓度比较

典例6 25 ℃时，0.10 mol·L－1 HA(Ka＝10－9.89)溶液，调节溶液pH后，保持c(HA)＋c(A－)＝0.10 mol·L－1。下列关系正确的是
A．pH＝2.00时，c(HA)>c(H＋)>c(OH－)>c(A－)
B．pH＝7.00时，c(HA)＝c(A－)>c(H＋)＝c(OH－)
C．pH＝9.89时，c(HA)＝c(A－)>c(OH－)>c(H＋)
D．pH＝14.00时，c(OH－)>c(H＋)>c(A－)>c(HA)
单一溶液中粒子浓度比较原则
（1）酸式盐溶液的酸碱性和各离子的浓度大小取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力的相对大小，如NaHCO3溶液中的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性，同时c(H2CO3)>c()；NaHSO3溶液中的电离能力大于其水解能力，溶液显酸性，有 c(H2SO3) （2）多元弱酸的强碱正盐溶液：弱酸根离子水解以第一步为主。例如，硫化钠溶液中：c(Na+)>c(S2−)>c(OH−)>c(HS−)>c(H+)。
（3）对于单一的弱酸、弱碱溶液或其盐溶液
①要考虑弱电解质(弱酸、弱碱)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO−+H+，H2OOH−+H+，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO−)>c(OH−)。
②弱酸根阴离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中，CH3COONaCH3COO−+Na+，CH3COO−+H2OCH3COOH+OH−，H2OH++OH−，所以CH3COONa溶液中：c(Na+)>c(CH3COO−)>c(OH−)>c(CH3COOH)>c(H+)。

考向七 混合溶液中粒子浓度的比较

典例7 已知：室温下0.2 mol·L－1的氨气与0.1 mol·L－1的盐酸等体积混合后溶液呈碱性(假设混合后溶液总体积不变)，则混合溶液中下列关系不正确的是
A．c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)
B．c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)
C．c(NH)＋c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1
D．c(NH)＋2c(H＋)＝2c(OH－)＋c(NH3·H2O)
混合溶液中粒子浓度的比较原则
（1）溶液混合但不发生反应的类型。要同时考虑电离和水解，以及离子间的相互影响，可用极限观点思考，以“强势”反应为主，可不考虑“弱势”反应。如等浓度等体积的碳酸钠和碳酸氢钠混合后由于的水解大于的水解和电离，所以c(Na+)>c()>c()>c(OH−)>c(H+)。
（2）弱酸及对应盐(或弱碱及对应盐)等浓度、等体积混合。各离子的浓度大小取决于酸(碱)的电离程度和相应盐的水解程度的相对大小。
①电离强于水解型。如CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积、等物质的量浓度混合，分析时可只考虑CH3COOH的电离，不考虑CH3COONa的水解，粒子浓度大小顺序为c(CH3COO−)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH−)。
②水解强于电离型。如HCN溶液和NaCN溶液等体积、等物质的量浓度混合，粒子浓度大小顺序为 c(HCN)>c(Na+)>c(CN−)>c(OH−)>c(H+)。
（3）溶液混合发生反应但有一种过量的类型。根据过量程度及产物情况，要同时考虑电离和水解，不过这类问题大多转化为上述（2）中的问题。如10 mL 0.1 mol·L−1的HCl溶液与10 mL 0.2 mol·L−1的CH3COONa溶液充分混合后，相当于等浓度的NaCl、CH3COONa与CH3COOH的混合液。

考向八 与图像有关的粒子浓度关系

典例8 亚砷酸（）是三元弱酸，可以用于治疗白血病，水溶液中含砷物质的分布分数（平衡时某粒子的浓度占各粒子浓度之和的分数）与pH的关系如图所示，下列说法正确的是（ ）

A．的电离方程式为
B．第一步电离的电离常数
C．溶液的pH约为9.2
D．时，溶液中

考向九 沉淀溶解平衡及其影响因素

典例9 将足量BaCO3固体分别加入：①30 mL水；②10 mL 0.2 mol·L－1Na2CO3溶液；③50 mL 0.01 mol·L－1 BaCl2溶液；④100 mL 0.01 mol·L－1盐酸中溶解至溶液饱和。请确定各溶液中c（Ba2＋）由大到小的顺序为
A．①②③④　　　　　 B．③④①②
C．④③①② D．②①④③
沉淀溶解平衡及其影响因素的理解
（1）沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡的移动也同样遵循勒夏特列原理。
（2）沉淀溶解达到平衡时，再加入该难溶物对平衡无影响。
（3）难溶电解质的溶解过程有的是吸热过程，有的是放热过程。
（4）由于沉淀的生成取决于Qc与Ksp的相对大小，而溶解度与相对分子质量有关，有可能溶解度大的转化为溶解度小的。
（5）用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1× 10−5 mol·L−1时，沉淀已经完全。
考向十 沉淀溶解平衡的应用

典例10 往锅炉注入Na2CO3溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，再用盐酸去除，下列叙述中正确的是
A．温度升高，Na2CO3溶液的Kw和c(H＋)均会增大
B．CaSO4能转化为CaCO3，说明Ksp(CaCO3)>Ksp(CaSO4)
C．CaCO3溶解于盐酸而CaSO4不溶，是因为硫酸酸性强于盐酸
D．沉淀转化的离子方程式为CO(aq)＋CaSO4(s)CaCO3(s)＋SO(aq)
考向十一 溶度积常数的应用及计算

典例11 常温下，Ksp（AgCl）＝1.8×10－10，Ksp（AgI）＝1.0×10－16。将等体积的AgCl和AgI的饱和溶液的清液混合，再向其中加入一定量的AgNO3固体，下列说法正确的是
A．两溶液混合，AgCl和AgI都沉淀
B．若AgNO3足量，AgCl和AgI都可沉淀，但以AgCl为主
C．向AgI清液加入AgNO3，c（Ag＋）增大，Ksp（AgI）也增大
D．若取0.143 5 g AgCl固体放入100 mL水中（忽略体积变化），c（Cl－）为0.01 mol·L
溶度积Ksp的计算类型
（1）已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp=a的饱和AgCl溶液中c(Ag+)= mol·L−1。
（2）已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp=a，在 0.1 mol·L−1 的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag+)=10a mol·L−1。
（3）计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2+(aq)+MnS(s)CuS(s)+Mn2+(aq)，Ksp(MnS)=c(Mn2+)·c(S2−)，Ksp(CuS)=c(Cu2+)·c(S2−)，而平衡常数K==。
考向十二 沉淀溶解平衡曲线

典例12 T℃时，三种盐的沉淀溶解平衡曲线如图所示，已知 pM 为阳离子浓度的负对数，pR 为阴离子浓度的负对数，下列说法正确的是 ( )

A．Y 点：c(Ca2+)＞c(SO)，Z点：c(CO)＞c(Mn2+)
B．溶度积：Ksp(MnCO3)＞Ksp(CaCO3)＞Ksp(CaSO4)
C．X点对应的CaCO3溶液为不饱和溶液，可以继续溶解CaCO3
D．T℃时，CaSO4(s)+CO(aq)CaCO3(s)+SO(aq)的平衡常数 K 的数量级为 103




一、单选题
1．已知：H2A为二元弱酸，常温下0.1 mol·L-1 NaHA溶液pH<7，说法正确的是
A．溶液中：c(Na＋)=c(HA-)
B．溶液中：c(HA-)>c(A2-)>c(H2A)
C．溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)=c(A2-)＋c(HA-)＋c(OH-)
D．溶液中加入少量NaOH溶液发生反应：H＋＋OH-=H2O
2．常温下，用 0.1mol·L-1KOH 溶液滴定 10mL 0.1mol·L-1HA 溶液的滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是

A．a 点 pH 约为 3，由此可以判断 HA 是弱酸
B．b→c 过程中，c(A-)不断增大
C．c 点 V(KOH)＜10ml
D．d 点混合液中离子浓度大小关系为：c(K+)＞ c(OH-)＞ c(A-)＞c(H+)
3．甲胺(CH3NH2)是一种应用广泛的一元弱碱。常温下，向20.00 mL0. 10 mol∙L-1的甲胺溶液中滴加V mL 0.10 mol·L-1盐酸，混合溶液的pH与的关系曲线如图所示。

下列说法错误的是
A．该滴定过程可选用甲基橙作指示剂
B．常温下，甲胺的电离常数为Kb，则pKb=-lgKb=3.4
C．c点对应溶液可能存在关系：2c(H+)+c(CH3NH)=c(CH3NH2)+2c(OH-)+c(Cl-)
D．b点对应溶液中加入盐酸的体积为20.00 mL
4．下列溶液液中，微粒的物质的量浓度表述正确的是
A．0.1mol·L-1的(NH4)2SO4溶液中：c()>c()>c(H＋)>c(OH-)
B．0.1mol·L-1的NaHCO3溶液中：c(Na＋)=c()＋c(H2CO3)＋2c()
C．0.1mol·L-1氨水中：c(OH-)=c()
D．在25℃100mLNH4Cl溶液中：c(Cl-)=c()＋c(NH3·H2O)
5．下列说法不正确的是( )
A．常温下，在溶液中加入少量晶体，能使的电离度减小，溶液的增大
B．常温下，将相同的盐酸和醋酸，均升温10℃，溶液不相同
C．将氯气溶于水，所得氯水中
D．氨水中，
6．下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是( )
A．0.1mol/L 的NaHA溶液，其pH=4：c(HA-)>c(H+)>c(H2A)>C(A2-)
B．0.1mol/L NaHCO3溶液与0.1mol/L NaOH溶液等体积混合，所得溶液中：c(Na+)>c()>c(OH-)>c()
C．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：c(NaOH) D．物质的量浓度相等CH3COOH和 CH3COONa溶液等体积混合：c(CH3COO-)+ c(OH-)= c(H+)+c(CH3COOH)



一、单选题
1．下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是 ( )
A．滴入酚酞试液，NaNO2溶液显红色
B．用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗
C．HNO2溶液中的微粒中有：HNO2、H+、NO、OH-、H2O
D．0.10 mol/L HNO2溶液的pH=2
2．常温下，用0.10 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL浓度均为0.10 mol·L-1 HA溶液和HB溶液，所得滴定曲线如图。下列说法不正确的是

A．点①溶液中：c(A-)＞c(Na+)＞c(HA)＞c(OH-)
B．点③溶液中：c(Na+)=c(B-)＞c(H+)
C．点④溶液中：c(Na+)＞c(B-)＞c(OH-)＞c(H+)
D．点①和点②溶液中：c(B-)-c(A-)=c(HA)-c(HB)
3．某温度下，难溶物FeR的水溶液中存在平衡FeR(s)⇌Fe2+(aq)+R2-(aq)，其沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法不正确的是

A．该温度下，Ksp(FeR)=2×10-18 B．c点可能有沉淀生成
C．b点对应的K sp大于a点对应的K sp D．加入FeSO4可实现由a点变到b点
4．已知25 ℃时某一元酸HA的电离平衡常数Ka=1×10-4，则对于此温度下1 mol·L-1的HA溶液，下列说法中不正确的是
A．该酸的电离度为0.01
B．该溶液的pH=4
C．c(HA)＋c(A-)=1 mol·L-1
D．保持温度不变，向该酸溶液中加入少量水，增大
5．在室温下，向10mL 0. 1mol/L的HA溶液中逐滴加入0. 1mol/L的KOH溶液，溶液的pH变化如图所示(忽略温度变化)，则下列说法错误的是

A．a点的混合溶液中： c(A-)+c( HA)= 0. 1mol/L
B．b点的混合溶液中： c(HA)+2c(H+)= 2c(OH- )+e(A- )
C．c点对应的KOH的体积小于10mL
D．d点的混合溶液中c(K+)＞c(A- )＞c(OH- )＞c(H+)
6．已知：H2A为二元弱酸，25℃时，在0.1mol/L50mL的H2A溶液中，H2A、、的物质的量浓度随溶液pH变化的关系如图所示(注：溶液的pH用NaOH固体调节，体积变化忽略不计)。下列说法不正确的是( )

A．在pH=2.7时，
B．pH在2.7，
C．在的过程中，主要发生反应
D．在pH=4.3时，
7．25℃时，水的电离达到平衡：H2OH++OH-；，下列叙述正确的是( )
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH-)降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，KW不变
C．向水中加入少量冰醋酸，c(H+)降低，平衡正向移动
D．将水加热，KW增大，pH不变
8．向三份0.1mol/LCH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2CO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO-浓度的变化依次为 ( )
A．减小、增大、减小 B．增大、减小、减小
C．减小、增大、增大 D．增大、减小、增大
二、填空题
9．已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数如表所示：
弱电解质
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数/mol•L-1
1.7×10-5
6.2×10-10
Ka1=4.3×10-7
Ka2=5.6×10-11
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+)=____mol•L-1 (填精确值)。
10．25℃时有以下 5 种溶液：①0.10mol/LHCl 溶液②0.10mol/LCH3COOH 溶液③0.10mol/LNaOH 溶液④0.10mol/LNH4Cl 溶液⑤饱和 FeCl3 溶液。
(1)溶液①的 pH_____7(填“>”、“＜”或者“=”)。
(2)写出 CH3COOH 的电离方程式___________。
(3)将②与③等体积混合后，溶液中存在的离子浓度由大到小的顺序是___________
(4)用广泛pH 试纸测得④的 pH=5，请结合化学用语对 NH4Cl 溶液显酸性的原因进行完整说明___________。
(5)加热⑤可制备 Fe(OH)3 胶体，请结合化学用语解释___________。
11．在室温下，下列五种溶液：①0.1mol/LNH4Cl溶液②0.1mol/LCH3COONH4溶液③0.1mol/LNH4HSO4溶液④0.1mol/LNH3·H2O和0.1mol/LNH4Cl混合液⑤0.1mol/L氨水，请根据要求填写下列空白：
(1)溶液①呈________(填“酸”、“碱”或“中”)性，其原因是___________(用离子方程式表示)。
(2)溶液②③中的大小关系是②________③。(填“>”、“<”或“=”)
(3)在溶液④中________(离子)的浓度为0.1mol/L；NH3·H2O和________(离子)的浓度之和为0.2mol/L。
(4)室温下，测得溶液②的pH=7，CH3COO-与浓度的大小关系是________(填“>”、“<”或“=”)
(5)常温下，某水溶液M中存在的离子有Na+、A2-、HA-、H+、OH-，存在的分子有H2O、H2A。
①写出酸H2A的电离方程式：______。
②若溶液M由10mL2mol/LNaHA溶液与10mL2mol/LNaOH溶液混合而得，则溶液M的pH________(填“>”、“<”或“=”)
(6)常温下，CH3COOH溶液，pH=4，CH3COOH的电离平衡常数Ka=1.75×10-5，求：______。