2024届人教版高考化学一轮复习第27讲盐类的水解作业含答案

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课时跟踪练第27讲　盐类的水解
一、选择题
1．(2022·东莞北师大翰林学校月考)一定条件下，CH3COONa溶液中存在如下平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，下列说法正确的是(　　)
A．升高温度，增大
B．通入HCl，平衡正向移动，溶液pH增大
C．加入NaOH固体，平衡正向移动，pH减小
D．稀释溶液，平衡正向移动，增大
解析：水解为吸热反应，温度升高平衡正向移动，c(CH3COOH)增大，c(CH3COO－)减小，则增大，故A项正确；通入HCl，消耗OH－，OH－浓度减小，平衡正向移动，溶液pH值减小，故B项错误；加入NaOH固体，OH－浓度增大，平衡逆向移动，pH增大，故C项错误；代表水解平衡常数，温度不变时Kh不变，故D项错误。
答案：A
2．(2021·广东卷)鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性，下列叙述正确的是(　　)
A．0.001 mol·L－1 GHCl水溶液的pH＝3
B．0.001 mol·L－1 GHCl水溶液加水稀释，pH升高
C．GHCl在水中的电离方程式为GHCl===G＋HCl
D．GHCl水溶液中：c(OH－)＋c(Cl－)＝c(GH＋)＋c(G)
解析：0.001 mol·L－1 GHCl水溶液中GH＋少量水解生成H＋，所以c(H＋)小于0.001 mol·L－1，pH>3，A项错误；0.001 mol·L－1 GHCl水溶液加水稀释，GH＋水解平衡正向移动，但是溶液体积增大使c(H＋)减小，则pH升高，B项正确；GHCl的电离方程式为GHClGH＋＋Cl－，C项错误；GHCl水溶液中存在电荷守恒：c(H＋)＋c(GH＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，D项错误。
答案：B
3．(2021·河北卷)BiOCl是一种具有珍珠光泽的材料，利用金属Bi制备BiOCl的工艺流程如图。下列说法错误的是(　　)

A．酸浸工序中分次加入稀HNO3可降低反应剧烈程度
B．转化工序中加入稀HCl可抑制生成BiONO3
C．水解工序中加入少量CH3COONa(s)可提高Bi3＋水解程度
D．水解工序中加入少量NH4NO3(s)有利于BiOCl的生成
解析：酸浸工序中分次加入稀HNO3可控制反应物浓度，降低反应剧烈程度，A说法正确；转化工序中加入NaCl可生成BiCl3，Bi3＋会水解生成BiOCl和BiONO3，加入稀HCl可抑制BiONO3的生成，提高BiOCl的产率，B说法正确；水解工序中加入少量CH3COONa(s)可使水解平衡Bi3＋＋Cl－＋H2OBiOCl＋2H＋正向移动，有利于Bi3＋水解生成BiOCl，C说法正确；水解工序中加入少量NH4NO3(s)可使C选项中的水解平衡逆向移动，不利于BiOCl的生成，D说法错误。
答案：D
4．(2021·浙江卷)实验测得10 mL 0.50 mol·L－1 NH4Cl溶液、10 mL 0.50 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH分别随温度与稀释加水量的变化如图所示。已知25 ℃时CH3COOH和NH3·H2O的电离常数均为1.8×10－5。下列说法不正确的是(　　)

A．图中实线表示pH随加水量的变化，虚线表示pH随温度的变化
B．将NH4Cl溶液加水稀释至浓度为 mol·L－1，溶液pH变化值小于lg x
C．随温度升高，Kw增大，CH3COONa溶液中c(OH－)减小，c(H＋)增大，pH减小
D．25 ℃时稀释相同倍数的NH4Cl溶液与CH3COONa溶液中：c(Na＋)－c(CH3COO－)＝
c(Cl－)－c(NH)
解析：醋酸钠溶液显碱性，加水稀释，碱性减弱，pH减小，氯化铵溶液显酸性，加水稀释，酸性减弱，pH增大，即实线表示pH随加水量的变化；升温，Kw增大，水电离出的氢离子和氢氧根离子浓度都会增大，pH表示氢离子浓度的负对数，所以pH都会减小，即虚线表示pH随温度的变化，A说法正确。将NH4Cl溶液加水稀释至浓度为 mol·L－1时，若氯化铵的水解平衡不发生移动，则其中的c(H＋)变为原来的，则溶液的pH将增大lg x，但是加水稀释时，氯化铵的水解平衡向正反应方向移动，c(H＋)大于原来的，因此溶液pH的变化值小于lg x，B说法正确。升高温度，CH3COO－的水解平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－正向移动，CH3COONa溶液中c(OH－)增大，因升温时Kw增大，使c(H＋)也增大，pH减小，C说法错误。25 ℃时稀释相同倍数的NH4Cl溶液与CH3COONa溶液中分别存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)、c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，25 ℃时CH3COOH和NH3·H2O的电离常数均为1.8×10－5，由于原溶液的物质的量浓度相同，稀释相同倍数后的NH4Cl溶液与CH3COONa溶液溶质的物质的量浓度仍相等，由于电离常数相同，盐的水解程度相同，因此，两溶液中|c(OH－)－c(H＋)|(二者差的绝对值)相等，故c(Na＋)－c(CH3COO－)＝c(Cl－)－c(NH)，D说法正确。
答案：C
5.(2021·浙江卷)取两份10 mL 0.05 mol·L－1的NaHCO3溶液，一份滴加0.05 mol·L－1的盐酸，另一份滴加0.05 mol·L－1 NaOH溶液，溶液的pH随加入酸(或碱)体积的变化如图所示。
下列说法不正确的是(　　)

A．由a点可知：NaHCO3溶液中HCO的水解程度大于电离程度
B．a→b→c过程中：c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)逐渐减小
C．a→d→e过程中：c(Na＋)＜c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
D．令c点的c(Na＋)＋c(H＋)＝x，e点的c(Na＋)＋c(H＋)＝y，则x＞y
解析：由题图a点纵坐标为8.3可知，碳酸氢钠溶液呈碱性，即碳酸氢根离子的水解程度大于电离程度，A项正确；由溶液pH变化知a→b→c的过程是滴加氢氧化钠溶液的过程，在此过程中，随着反应的进行，溶液的碱性增强，溶液中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)，由题中数据可知，a点时c(Na＋)为0.05 mol·L－1，c点时c(Na＋)也为0.05 mol·L－1，而a→b→c的过程中c(H＋)逐渐减小，故c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)逐渐减小，B项正确；a→d→e的过程是滴加盐酸的过程，在a点时，根据元素质量守恒：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)，a→d→e过程中发生反应：H＋＋HCO===CO2↑＋H2O，故
c(Na＋)>c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)，C项错误；根据题中数据可知，c点溶液中c(Na＋)＝0.05 mol·L－1、c(H＋)＝10－11.3 mol·L－1，e点溶液中c(Na＋)＝0.025 mol·L－1、c(H＋)＝10－4.0 mol·
L－1，c点溶液中钠离子与氢离子的浓度之和大于e点溶液中钠离子与氢离子的浓度之和，即x>y，D项正确。
答案：C
6.(2021·湖南卷)常温下，用0.100 0 mol·L－1的盐酸分别滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 mol·
L－1的三种一元弱酸的钠盐(NaX、NaY、NaZ)溶液，滴定曲线如图所示。下列判断错误的是(　　)

A．该NaX溶液中：c(Na＋)>c(X－)>c(OH－)>c(H＋)
B．三种一元弱酸的电离常数：Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)
C．当pH＝7时，三种溶液中：c(X－)＝c(Y－)＝c(Z－)
D．分别滴加20.00 mL盐酸后，再将三种溶液混合：c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＝c(H＋)－c(OH－)
解析：该NaX溶液中，X－发生水解反应：X－＋H2OHX＋OH－，溶液中存在c(Na＋)>
c(X－)>c(OH－)>c(H＋)，A判断正确；由题图可知，等浓度的NaX、NaY、NaZ三种溶液的pH大小关系：NaZ>NaY>NaX，根据“越弱越水解”可知，酸性：HX>HY>HZ，则电离常数关系：Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)，B判断正确；当pH＝7时，根据电荷守恒，三种溶液中分别存在c(Cl－)＋c(X－)＝c(Na＋)、c(Cl－)＋c(Y－)＝c(Na＋)、c(Cl－)＋c(Z－)＝c(Na＋)，由于三种一元弱酸的酸性强弱不同，则向其盐溶液中加入HCl的物质的量不同，所以c(X－)≠
c(Y－)≠c(Z－)，C判断错误；分别滴加20.00 mL盐酸后，均恰好完全反应，三种溶液的溶质分别为HX与NaCl、HY与NaCl、HZ与NaCl，三种溶液混合后的溶液中存在电荷守恒：c(X－)＋c(Y－)＋c(Z－)＝c(H＋)－c(OH－)，D判断正确。
答案：C
7．(2022·东莞一中月考)25 ℃，某浓度H3A溶液中逐滴加入NaOH溶液，滴加过程中H3A、H2A－、HA2－、A3－的分布系数δ随溶液pH变化关系如图所示[比如A3－的分布系数：δ(A3－)＝]。下列叙述正确的是(　　)

A．曲线1代表δ(A3－)，曲线4代表δ(H3A)
B．NaH2A溶液、Na2HA溶液都显酸性
C．A3－＋H2OHA2－＋OH－，K＝
D．pH＝7.2时，lg＝0.4
解析：由题意可知，pH越小，H3A的分布系数应越高，A3－的分布系数则是pH越大越高，故曲线1应代表δ(H3A)，曲线2代表δ(H2A－)，曲线3代表δ(HA2－)，曲线4代表δ(A3－)；H3AH2A－＋H＋，Ka1＝，当pH＝2.1时，δ(H3A)＝δ(H2A－)，则Ka1＝c(H＋)＝10－2.1，同理可知Ka2、Ka3分别为10－7.2、10－12.3。据此分析解答。曲线1应代表δ(H3A)，曲线4代表δ(A3－)，故A项不符合题意；NaH2A溶液中δ(H2A－)应处于峰值，由题图可知其pH小于7，显酸性，同理，Na2HA溶液中δ(HA2－)应处于峰值，pH为10左右，显碱性，故B项不符合题意；HA2－A3－＋H＋，Ka3＝，A3－＋H2OHA2－＋
OH－，K＝＝＝，根据分析可知，Ka1、Ka2、Ka3分别为10－2.1、10－7.2、10－12.3，则K＝，故C项不符合题意；pH＝7.2时，＝1，根据c(H＋)＝10－7.2mol·L－1，可推知c(OH－)＝ mol·L－1＝10－6.8 mol·L－1，则lg＝0.4，故D项符合题意。
答案：D
8．(2022·东莞市实验中学月考)25 ℃时，NH的水解平衡常数为Kh＝5.65×10－10。该温度下，用0.100 mol·L－1的氨水滴定10.00 ml 0.050 mol·L－1的二元酸H2A的溶液，滴定过程中加入氨水的体积V与溶液中lg 的关系如图所示。下列说法正确的是(　　)

A．H2A的第一步电离方程式为H2AH＋＋HA－
B．P点时加入氨水的体积为10 mL
C．25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb(NH3·H2O)＝1.77×10－5
D．向H2A溶液中滴加氨水的过程中，水的电离程度逐渐增大
解析：未加氨水时0.050 mol·L－1的二元酸H2A的溶液lg ＝12，又因为c(H＋)·
c(OH－)＝10－14，则该溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1＝2c(H2A)，说明该酸是强酸，在水溶液中完全电离，电离方程式为H2A===2H＋＋A2－，故A项错误；P点溶液中lg ＝0，说明c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，如果加入氨水的体积为10 mL，二者恰好完全反应生成NH4HA的强酸为酸式弱碱盐，其水溶液呈酸性，则c(H＋)＞c(OH－)，故B项错误；25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb(NH3·H2O)＝＝＝1.77×10－5，故C项正确；酸或碱抑制水电离，且酸中c(H＋)越大、碱中c(OH－)越大，其抑制水电离程度越大；含有弱离子的盐促进水电离，所以向酸中加入氨水时水电离程度先增大后减小，故D项错误。
答案：C
9．(2022·顺德一中期中)25 ℃时，向20 mL 0.1 mol·L－1的Na2X溶液中滴入盐酸，溶液的pH与离子浓度变化关系如图所示。已知：H2X是二元弱酸，Y表示或，pY＝－lg Y。下列叙述正确的是(　　)

A．Kh1(X2－)＝1.0×10－4.7
B．NaHX溶液中c(HX－)>c(X2－)>c(H2X)
C．曲线n表示pH与p的变化关系
D．当溶液呈中性时，0.2 mol·L－1＝c(HX－)＋2c(X2－)＋c(Cl－)
解析：由N点可求Ka1(H2X)＝1.0×10－6.4，由M点可求Ka2(H2X)＝1.0×10－10.3，所以Kh1
(X2－)＝＝1.0×10－3.7，故A项错误；根据选项A中计算，NaHX溶液中HX－电离常数小于水解常数，溶液呈碱性，溶液中离子浓度大小关系为c(Na＋)>c(HX－)>c(OH－)> c(H2X)>c(X2－)，故B项错误；由题意可知，当pH相等时，－lg<－lg，则曲线n表示pH与p的变化关系，故C项正确；当溶液呈中性时，根据电荷守恒c(Na＋)＝c(HX－)＋2c(X2－)＋c(Cl－)，因为该实验中是在25 ℃时，向20 mL 0.1 mol·L－1的Na2X溶液中滴入盐酸，加入盐酸的过程相当于稀释了溶液，c(Na＋)<0.2 mol·L－1，所以c(HX－)＋2c(X2－)＋c(Cl－)<0.2 mol·L－1，故D项错误。
答案：C
10．(2022·揭阳第一中学月考)已知：[FeCl4(H2O)2]－为黄色，溶液中存在可逆反应：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－，下列实验所得结论不正确的是(　　)
①
②
③
④




加热前溶液为浅黄色，加热后颜色变深
加热前溶液接近无色，加热后溶液颜色无明显变化
加入NaCl后，溶液立即变为黄色，加热后溶液颜色变深
加热前溶液为黄色，加热后溶液颜色变深
注：加热为微热，忽略体积变化。
A．实验①中，Fe2(SO4)3溶液显浅黄色原因是Fe3＋水解产生了少量Fe(OH)3
B．实验②中，酸化对Fe3＋水解的影响程度大于温度的影响
C．实验③中，加热，可逆反应：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－正向移动
D．实验④，可证明升高温度，颜色变深一定是因为Fe3＋水解平衡正向移动
解析：加热促进水解，铁离子水解生成氢氧化铁，则实验①中，Fe2(SO4)3溶液显浅黄色原因是Fe3＋水解产生了少量Fe(OH)3，故A项正确；由Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋可知，酸化后加热溶液颜色无明显变化，氢离子抑制水解，则实验②中酸化对Fe3＋水解的影响程度大于温度的影响，故B项正确；加入NaCl后，溶液立即变为黄色，发生Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－，[FeCl4(H2O)2]－为黄色，加热时平衡正向移动，溶液颜色变深，故C项正确；实验④中存在Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－，升高温度平衡正向移动，溶液颜色变深，不能证明对Fe3＋水解平衡的影响，故D项错误。
答案：D
二、非选择题
11．(2022·惠阳实验中学月考)Ⅰ.连二次硝酸(H2N2O2)是一种二元酸。可用于制取NO气体。
请回答下列问题：
(1)连二次硝酸中氮元素的化合价为____________。
(2)常温下，用0.01 mol·L－1的NaOH溶液滴定10 mL 0.01 mol·L－1的H2N2O2溶液，测得溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示。

①写出Na2N2O2在水溶液中的水解方程式：___________________________________
________________________________________________________________________。
②常温下H2N2O2的Ka1为____________。
③b点时溶液中c(N2O)________(填“>”“<”或“＝”，下同)c(H2N2O2)。
④a点时溶液中c(Na＋)____________c(HN2O)＋2c(N2O)。
⑤a、b、c三点，水的电离程度最小的是_______________________________________。
Ⅱ.25 ℃时，有浓度均为0.10 mol·L－1的下列4种溶液：①NaCN溶液；②NaOH溶液；③CH3COOH溶液；④NaHCO3溶液。25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：
HCN
Ka＝4.9×10－10 mol·L－1
H2CO3
Ka1＝4×10－7 mol·L－1、
Ka2＝5.6×10－11 mol·L－1
CH3COOH
Ka＝1.7×10－5 mol·L－1
(3)这4种溶液pH由小到大的顺序是______________(填序号)，其中②由水电离的H＋浓度为____________mol·L－1。
(4)①中各离子浓度由小到大的顺序是____________。向NaCN溶液中通入少量CO2，则反应的化学方程式为_________________________________________________________。
(5)测得HCN和NaCN的混合溶液的pH＝11，则约为____________。
(6)CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，若溶液pH＝6则溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝____________mol·L－1(填精确值)。
解析：Ⅰ.(1)连二次硝酸(H2N2O2)中氢为＋1价，氧为－2价，所以氮元素的化合价为＋1。(2)①Na2N2O2为二元弱酸的盐，能发生水解，在水溶液中的水解方程式：N2O＋H2OHN2O＋OH－、HN2O＋H2O H2N2O2＋OH－。②由题图可知，0.01 mol·L－1的H2N2O2溶液中，c(H＋)＝10－4.3 mol·L－1，H2N2O2电离程度很小，则溶液中常温下，c(H2N2O2)＝0.01 mol·
L－1，c(HN2O)＝c(H＋)＝10－4.3 mol·L－1，所以Ka1＝＝
10－6.6。③b点时溶液中溶质为NaHN2O2，溶液的pH>7，溶液呈碱性，说明HN2O水解程度大于电离程度，则c(N2O) Ⅱ.(3)①NaCN水解导致溶液呈碱性。②NaOH是强碱溶液，且碱性大于①。③醋酸是弱酸，溶液呈酸性。④NaHCO3为强碱弱酸酸式盐，弱酸酸式酸根离子水解程度大于电离程度，其水溶液呈碱性，但碱性小于NaCN溶液，所以这几种溶液pH由大到小顺序是③④①②，碱抑制水电离，②由水电离的c(H＋)＝＝10－13 mol·L－1。(4)①NaCN中CN－水解溶液显碱性，则c(H＋)＜c(OH－)，根据电荷守恒可知，c(CN－)＜c(Na＋)，则各离子浓度由小到大的顺序是c(H＋)＜c(OH－)＜c(CN－)＜c(Na＋)。向NaCN溶液中通入少量CO2，根据电离平衡常数分析，可知生成碳酸氢钠和HCN，则反应的化学方程式为NaCN＋CO2＋H2O===HCN＋NaHCO3。(5)测得HCN和NaCN的混合溶液的pH＝11，根据电离平衡常数K＝分析，则约为＝＝49。(6)CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，若溶液pH＝6，则c(H＋)＝10－6 mol·L－1，c(OH－)＝10－8 mol·L－1，则溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝c(H＋)－c(OH－)＝10－6 mol·L－1－10－8 mol·L－1＝9.9×10－7 mol·L－1。
答案：Ⅰ.(1)＋1　(2)①N2O＋H2OHN2O＋OH－、HN2O＋H2O H2N2O2＋OH－　
②10－6.6　③＜　④＝　⑤a
Ⅱ.(3)③④①②　10－13　(4)c(H＋)＜c(OH－)＜c(CN－)＜c(Na＋)　NaCN＋CO2＋H2O===HCN＋NaHCO3　(5)49　(6)9.9×10－7
12．(2022·潮州瓷都中学月考)已知在25 ℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表所示：

酸
电离平衡常数
醋酸
K＝1.75×10－5
碳酸
K1＝4.30×10－7、K2＝5.61×10－11
亚硫酸
K1＝1.54×10－2、K2＝1.02×10－7
(1)醋酸在水溶液中的电离方程式为_________________________________________
________________________________________________________________________。
根据上表可知，酸性H2CO3______(填“>”“<”或“＝”，下同)H2SO3，在相同条件下，试比较同浓度Na2CO3、Na2SO3溶液的pH：Na2CO3______Na2SO3。
(2)CH3COONa在溶液中的水解的离子方程式为_______________________________
________________________________________________________________________。
向0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量下列物质，其水解程度增大的是________(填字母)。
A．NaCl溶液 B．Na2CO3固体　
C．NH4Cl溶液 D．CH3COONa固体
(3)用0.1 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定体积均为20 mL浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸溶液，得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。

①滴定醋酸的曲线是______(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
②滴定开始前，0.1 mol·L－1 NaOH、0.1 mol·L－1的盐酸和0.1 mol·L－1醋酸三种溶液中由水电离出的c(H＋)最大的是________溶液。
③用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液时，当滴入NaOH溶液10 mL时，溶液中的c(H＋)______c(OH－)，c(Na＋)______c(CH3COO－)。(均填“>”“＝”或“<”)
④用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定盐酸可用______________为指示剂，判断达到滴定终点的现象为__________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)NaHSO3是中学化学常见的物质。HSO在水溶液中存在如下两个平衡：HSOH＋＋SO　Ka2，HSO＋H2OH2SO3＋OH－　Kh2(水解平衡常数，表示水解程度)。
已知25 ℃时，Ka2>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＋)______(填“>”“<”或“＝”)c(HSO)。
③根据硫元素质量守恒，写出该溶液中的物料守恒关系式：_________________________。
解析：(1)醋酸是弱酸，不完全电离，用可逆符号，其在水溶液中的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋，根据题表可知，碳酸的第一步电离平衡常数小于亚硫酸的第一步电离平衡常数，所以酸性H2CO3弱于H2SO3。在相同条件下，根据越弱越水解分析，同浓度Na2CO3、Na2SO3溶液中碳酸根离子水解程度强于亚硫酸根离子水解程度，所以溶液的pH：Na2CO3>Na2SO3。(2)CH3COONa在溶液中的水解生成醋酸和碱，离子方程式为CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。向0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量NaCl溶液，溶液稀释，水解程度增大；加入Na2CO3固体，碳酸根离子水解，使醋酸根离子水解受到抑制；加入NH4Cl溶液，因为铵根离子水解显酸性，促进醋酸根离子水解；加入醋酸钠固体，浓度增大，水解程度减小。故答案选AC。(3)①浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸溶液，盐酸完全电离，醋酸部分电离，所以盐酸的pH小，滴定醋酸的曲线是Ⅰ。②0.1 mol·L－1 NaOH、0.1 mol·L－1的盐酸和0.1 mol·L－1醋酸三种溶液都能抑制水的电离，但由于醋酸电离出的氢离子浓度小，所以对水的抑制作用小，所以0.1 mol·L－1醋酸中由水电离出的c(H＋)最大。③用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液时，当滴入NaOH溶液10 mL时，溶液为等浓度的醋酸钠和醋酸，溶液显酸性，则c(H＋)>c(OH－)，根据电荷守恒分析，c(Na＋)< c(CH3COO－)。④用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定盐酸可用酚酞(甲基橙)为指示剂，完全反应生成氯化钠，为中性，判断达到滴定终点的现象为酚酞(甲基橙)滴入半滴氢氧化钠溶液后，溶液颜色由无色刚好变为粉红色(溶液颜色由橙色刚好变为黄色)，且半分钟不褪色。(4)①根据平衡常数Ka2>Kh2分析，电离程度大于水解程度，溶液呈酸性。②因为溶液中亚硫酸氢根离子电离或水解，所以溶液中c(Na＋)>c(HSO)。③根据硫元素质量守恒，即钠离子的浓度等于所有含硫元素的微粒浓度的总和，得该溶液中的物料守恒关系式c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)或0.1 mol·L－1＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)或n(Na＋)＝n(HSO)＋n(SO)＋n(H2SO3)。
答案：(1)CH3COOHCH3COO－＋H＋　＜　＞　
(2)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　AC
(3)①Ⅰ　②醋酸　③＞　＜　④酚酞(或甲基橙)　滴入半滴氢氧化钠溶液后，溶液颜色由无色刚好变为粉红色(或溶液颜色由橙色刚好变为黄色)，且半分钟不褪色，表示已经到达滴定终点
(4)①酸性　②＞　③c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)[或0.1 mol·L－1＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)或n(Na＋)＝n(HSO)＋n(SO)＋n(H2SO3)]