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2022届高三化学一轮复习化学反应原理11四大平衡常数的计算及应用含解析
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这是一份2022届高三化学一轮复习化学反应原理11四大平衡常数的计算及应用含解析，共32页。试卷主要包含了25℃时，电离常数，回答下列问题，已知等内容，欢迎下载使用。
四大平衡常数的计算及应用
填空题（共23题）
1．25℃时，电离常数：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HCN
电离常数
1.8×10-5
K1：4.3×10-7K2：5.6×10-11
4.9×10-10
请回答下列问题：
(1)25℃时，在0.5mol·L-1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H+)约是由水电离出的c(H+)的_________倍。
(2)写出向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：__________。
(3)25℃时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合液pH＝6，则溶液中c(CH3COO-)-c(Na+＝________mol·L-1(填准确数值)，c(CH3COO-)/c(CH3COOH)＝___________。
(4)25℃时，将amol·L-1的醋酸与bmol·L-1氢氧化钠等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离常数为__________。
(5)①已知25℃时，水解反应的平衡常数(即水解常数)Kh＝=2×10-4，当溶液中c()∶c()＝2∶1时，溶液的pH＝________；
②常温下，0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH为8.3，则溶液中c(H2CO3)_______c()(填“＞”“＝”或“＜”)，
(6)某温度时，纯水的pH=6。向该温度下的纯水中加入少量的碳酸钠固体，使溶液pH为9，则水电离出的c(OH-)=____moL/L
2．回答下列问题：
(1)已知：H2S：Ka1=1.3×10-7 Ka2=7.1×10-15；H2CO3：Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11；CH3COOH：Ka=1.8×10-5；NH3·H2O：Kb=1.8×10-5
①常温下，0.1mol·L-1Na2S溶液和0.1mol·L-1Na2CO3溶液，碱性更强的是___，其原因是___。
②25℃时，CH3COONH4溶液显___性。NaHCO3溶液的pH___(填“大于”或“小于”)CH3COONa溶液的pH。
③NH4HCO3溶液显___性，原因是___。
(2)25℃时，H2SO3HSO+H+的电离常数Ka=1.0×10-2，则该温度下NaHSO3的水解常数Kh=___；若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将___ (填“增大”、“减小”或“不变”)。
(3)能证明Na2SO3溶液中存在SO+H2OHSO+OH-水解平衡的事实是___(填字母，下同)。
A．滴入酚酞溶液变红，再加H2SO4溶液红色褪去
B．滴入酚酞溶液变红，再加BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
C．滴入酚酞溶液变红，再加氯水后红色褪去
3．下表是几种弱电解质的电离平衡常数 (25℃)。
电解质
电离方程式
平衡常数K
CH3COOH
CH3COOH CH3COO— + H+
1.76 × 10 -5
H2CO3
H2CO3HCO3— + H+
HCO3— CO32— + H+
K1=4.31 × 10 -7
K2=5.61 × 10 -11
C6H5OH
C6H5OHC6H5O—+ H+
1.1 × 10 -10
H3PO4
H3PO4H2PO4—+ H+
H2PO4— HPO42—+ H+
HPO42—PO43—+ H+
K1=7.52 × 10 -3
K2=6.23× 10 -8
K3=2.20× 10 -13
NH3·H2O
NH3·H2ONH4+ + OH—
1.76× 10 -5
回答下列问题（C6H5OH为苯酚）：
（1）由上表分析，若 ① CH3COOH ② HCO3— ③ C6H5OH ④ H2PO4— 均可看作酸，则它们酸性由强到弱的顺序为___________（填编号）；
（2）写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：__________________________；
（3）25℃时，将等体积等浓度的醋酸和氨水混合，混合液中：c(CH3COO—)______c(NH4+)；（填“＞”、“＝”或“＜”）
（4）25℃时，向10 mL 0.01 mol/L苯酚溶液中滴加V mL 0.01 mol/L氨水，混合溶液中粒子浓度关系正确的是______；
A．若混合液pH＞7，则V≥ 10
B．若混合液pH＜7，则c((NH4+) ＞c (C6H5O—) ＞c (H+)＞c (OH—)
C．V=10时，混合液中水的电离程度小于10 mL 0.01mol/L苯酚溶液中水的电离程度
D．V=5时，2c(NH3·H2O)+ 2 c (NH4+)= c (C6H5O—)+ c (C6H5OH)
（5）水解反应是典型的可逆反应．水解反应的化学平衡常数称为水解常数(用Kh表示)，类比化学平衡常数的定义，请写出Na2CO3第一步水解反应的水解常数的表达式_______________。
4．已知：H2CO3在水中分两步电离，常温时的电离常数分别为K1=4.3×10-7，K2=4.0×10-11
（1）请写出H2CO3第一步电离的电离方程式__________，K2的表达式是K2= _____________
（2）计算常温时，0.1mol/L的Na2CO3溶液CO32-中的水解常数（忽略第二步水解）Kh=______________，溶液的pH= _______________。
5．Ⅰ.化学上把外加少量酸、碱，而pH基本不变的溶液，称为缓冲溶液。现有25℃时，浓度均为0.10mol/L的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液，pH=4.76，已知：Ka(CH3COOH)=1.75×10-5，Kb为盐的水解常数。回答下列问题：
(1)写出CH3COONa水解的离子方程式_______。
(2)该缓冲溶液中除水分子外，所有粒子浓度由大到小的顺序_______。
(3)25℃时，Ka(CH3COOH)_______Kb(CH3COO-)(填“＞”、“＜”或“=”)。
(4)人体血液存在H2CO3(CO2)与NaHCO3的缓冲体系，能有效除掉人体正常代谢产生的酸、碱，保持pH的稳定，有关机理说法正确的是_______(填写选项字母)。
a.代谢产生的H+被结合形成H2CO3
b.血液中的缓冲体系可抵抗大量酸、碱的影响
c.代谢产生的碱被H2CO3中和转化为
Ⅱ.(5)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10−5，H2SO3的Ka1=1.3×10−2，Ka2=6.2×10−8.若氨水的浓度为2.0 mol·L−1，溶液中的c(OH−)=_______ mol·L−1，0.1 mol·L−1的(NH4)2SO3溶液显_______(填“酸性”、“碱性”或“中性”)。
6．回答下列问题：
(1)已知：H2S：Ka1=1.3×10-7 Ka2=7.1×10-15 H2CO3：Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 CH3COOH：Ka=1.8×10-5 NH3·H2O：Kb=1.8×10-5
①常温下，0.1mol·L-1Na2S溶液和0.1mol·L-1Na2CO3溶液，碱性更强的是______，其原因是_______。
②25℃时，CH3COONH4溶液显______性。NaHCO3溶液的pH______(填“大于”或“小于”)CH3COONa溶液的pH。
③NH4HCO3溶液显______性，原因是_______。
(2)25 ℃时，H2SO3⇌HSO+H+的电离常数Ka=1.0×10-2，则该温度下NaHSO3的水解常数Kh=___；若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将______(填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)能证明Na2SO3溶液中存在SO+H2O⇌HSO+OH-水解平衡的事实是_____(填字母，下同)。
A．滴入酚酞溶液变红，再加H2SO4溶液红色褪去
B．滴入酚酞溶液变红，再加BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
C．滴入酚酞溶液变红，再加氯水后红色褪去
(4)已知：Ka(HClO2)=1.1×10-2，Ka(CH3COOH)=1.8×10-5。25℃时，浓度均为0.1mol·L-1的NaClO2溶液和CH3COONa溶液，两溶液中c(ClO)______(填“>”“<”或“=”)c(CH3COO-)。若要使两溶液的pH相等应________。
a．向NaClO2溶液中加适量水
b．向NaClO2溶液中加适量NaOH
c．向CH3COONa溶液中加CH3COONa固体
d．向CH3COONa溶液中加适量的水
(5)在空气中直接加热CuCl2·2H2O晶体得不到纯的无水CuCl2，原因是_______(用化学方程式表示)。由CuCl2·2H2O晶体得到纯的无水CuCl2的合理方法是________。
7．弱酸的电离平衡常数与对应酸根的水解平衡常数存在某种定量关系。
(1)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性，原因是_____________________________________(用离子方程式表示)。向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中水的电离平衡将__________(填“正向”“不”或“逆向”)移动,所滴加氨水的浓度________mol·L-1 (NH3·H2O的电离平衡常数取Kb=2×10-5)。
(2)已知常温下CN-的水解常数Kh=1.61×10-5，含等物质的量浓度HCN与NaCN的混合溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN-)________(填“>”“<”或“=”)c(HCN)。溶液中各离子浓度由大到小的顺序为_______________________。
8．化学上把外加少量酸、碱，而pH基本不变的溶液，称为缓冲溶液。
I.现有25℃时，浓度均为的和的缓冲溶液，pH=4.76，回答下列问题：[25℃时，为盐的水解常数]
(1)25℃时_______(写表达式)，计算_______(保留三位有效数字)。
(2)该缓冲溶液中离子浓度由大到小的顺序是_______。
(3)用1.0L上述缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液(忽略溶液体积的变化)，反应后溶液中c(H+)_______mol/L。
(4)改变下列条件，能使稀溶液中保持增大的是_______。
a.升温 b.加入NaOH固体 c.稀释 d.加入CH3COONa固体
II.人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系()维持pH稳定。已知正常人体血液在正常体温时，的一级电离常数，，。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”或“不变”)。
9．室温下，某0.1mol/L的CH3COONa溶液的pH=11。
（1）写出水解常数的表达式Kh=___。
（2）写出水解常数Kh与Ka、Kw之间的关系式___。
（3）计算CH3COONa水解百分数（水解度）___。
10．常温下，有浓度均为0.1mol/L的下列4种溶液：
①NaCN溶液；②NaOH溶液；③CH3COONa溶液；④NaHCO3溶液
已知：
HCN
H2CO3
CH3COOH
Ka=5.0×10-10
Ka1=4×10-7
Ka2=5.0×10-11
Ka=1.7×10-5
(1)这4种溶液pH大到小的顺序是___________(填序号)。
(2)常温下，的水解常数Kh=2×10-4，当Na2CO3溶液中c()：c()=2：1时，试求该溶液的pH=___________。
(3)25℃时，某HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，则为___________。
(4)往NaCN溶液通入少量CO2气体时，发生的化学反应方程式___________。
11．常温下向20mL0.1mol·L-1Na2CO3溶液中逐滴加入0.1mol·L-1HCl溶液40mL，溶液中含碳元素的各种微粒(CO2因逸出未画出)物质的量分数(纵轴)随溶液pH变化的部分情况如图所示。
回答下列问题：
(1)在同一溶液中，H2CO3、HCO、CO___(填“能”或“不能”)大量共存。
(2)当pH=7时，溶液中含碳元素的主要微粒为___；溶液中各种离子的物质的量浓度的大小关系为___。
(3)已知在25℃时，CO水解反应的平衡常数即水解常数Kh=2×10-4mol•L-1，当溶液中c(HCO)：c(CO)=2：1时，溶液的pH=__。
12．0.010mol·L-1的二元酸H2A溶液中H2A、HA-、A2-的物质的量分数δ(X)随pH变化如图所示。
(1)用离子方程式说明Na2A溶液显碱性的原因___；溶液中c(Na+)+c(H+)=___。
(2)H2A分两步发生电离，对应的电离平衡常数分别为Ka1和Ka2。由图确定下列数据(保留整数位)：
①将0.020mol·L-1Na2A溶液和0.010mol·L-1盐酸等体积混合，所得溶液的pH约为___。
②0.010mol·L-1的NaHA溶液中，HA-的水解常数Kh约为__；该溶液中离子浓度由大到小的顺序为__。
13．电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据：
化学式
电离平衡常数(25 ℃)
HCN
K=4.9×10-10
CH3COOH
K=1.8×10-5
H2CO3
K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11
(1)25 ℃时，等浓度的HCN和NaCN混合溶液显_____性。(酸、碱、中)
(2)25 ℃，两种酸的电离平衡常数如表。
Ka1
Ka2
H2SO3
1.3×10-2
6.3×10-4
H2CO3
4.2×10-7
5.6×10-11
①HSO的电离平衡常数表达式K=______。
②足量H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为___________。
(3)室温时，向100mL 0.1mol/L NH4HSO4溶液中滴加0.1mol/L NaOH溶液，得到溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示：
试分析图中a、b、c、d四个点，水的电离程度最大的是___________；在b点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是___________。
14．电解质在水溶液中存在各种行为，如电离、水解、沉淀溶解等，据所学知识回答下列问题：
（1）t℃时，纯水中c(H+)＝1×10-6 mol·L-1，则该温度下水的离子积常数KW＝_______mol2••L-2；该温度下，pH＝2的H2SO4溶液中由水电离出的[H+]为_________ mol•L-1。
（2）25℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4，其中水的电离程度由大到小顺序为__________________（用序号回答）。
（3）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，则溶液中c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=______ mol•L-1，a____ b（填“﹥”、“﹤”或“=”）。
（4）常温下，稀释0.5 mol·L−1的醋酸溶液，下图中的纵坐标不能表示_________
A．CH3COOH的电离程度 B．溶液中H+的数目
C．溶液中的值 D．溶液中CH3COOH的浓度
15．请回答下列问题。
（1）水的电离平衡曲线如图所示。
①KW（T1℃）_____KW（T2℃）（填“＞”、“＜”或“=”）。T2℃时1mol·L-1的NaOH溶液中，由水电离出的c(H+)=______mol·L-1。
②M区域任意一点均表示溶液呈__________（填“酸性”、“中性”或“碱性”）。
③25℃时，向纯水中加入少量NH4Cl固体，对水的电离平衡的影响是_____（填“促进”、“抑制”或“不影响”）。
（2）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知：25℃时，Ka(HClO)=K=4.6×10﹣9、Ka(CH3COOH)=1.8×10﹣5、Ka1(H2CO3)=4.3×10﹣7、Ka2(H2CO3)=5.6×10﹣11。
①25℃时，有等浓度的a．NaClO溶液 b．CH3COONa 溶液 c．Na2CO3溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为_____；（填序号）
②25℃时，等浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，则c(Na+)____c(CH3COO﹣)（填“＞”、“＜”或“=”）。
16．北京奥运会“祥云”火炬燃料是丙烷(C3H8)，亚特兰大奥运会火炬燃料是丙烯(C3H6)。
（1）丙烷脱氢可得丙烯。
已知：C3H8(g)═CH4(g)+HC≡CH(g)+H2(g)△H1=+156.6kJ/mol
CH3CH=CH2(g)═CH4(g)+HC≡CH(g)△H2=+32.4kJ/mol
则相同条件下，反应C3H8(g)═CH3CH=CH2(g)+H2(g)的△H=_____ kJ·mol－1。
（2）以丙烷为燃料制作新型燃料电池，电池的正极通入O2和CO2，负极通入丙烷，电解质是熔融碳酸盐。电池反应方程式为______________________________；放电时CO32－移向电池的_______(填“正”或“负”)极。
（3）碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH =5.60，c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二步电离，则H2CO3HCO3－＋H＋的平衡常数K1=______________mo1/L。(已知10-5.60=2.5×10-6)
（4）常温下，0.1 mo1/L NaHCO3溶液的pH大于8，则溶液中c(H2CO3)__c(CO32－)(填“＞”、“＝”或“＜”)，原因是__________________________(用简要的文字明)。
17．FeCl3具有净水作用，但腐蚀设备，而聚合氯化铁是一种新型的絮凝剂，处理污水比FeCl3高效，且腐蚀性小。请回答下列问题：
（1）FeCl3净水的原理是___________________。FeCl3溶液腐蚀钢铁设备，除H＋作用外，另一主要原因是（用离子方程式表示）______________________。
（2）为节约成本，工业上用NaClO3氧化酸性FeCl2废液得到FeCl3。
①若酸性FeCl2废液中c（Fe2＋）=2.0×10-2mol·L-1, c（Fe3＋）=1.0×10-3mol·L-1, c（Cl－）=5.3×10-2mol·L-1,则该溶液的PH约为_____________________。
②完成NaClO3氧化FeCl2的离子方程式：
ClO3-+Fe2＋+_________ =Cl－+Fe3＋+__________.
（3）FeCl3在溶液中分三步水解：
Fe3＋+H2O Fe（OH）2++H＋——K1
Fe（OH）2++H2OFe（OH）2++H＋——K2
Fe（OH）2++H2OFe（OH）3+H＋——K3
以上水解反应的平衡常数K1、K2、K3由大到小的顺序是__________。
（4）FeCl3也可以用作SO2尾气的吸收剂，原理上与NaOH吸收SO2有何不同______________________
（5）电解时，微粒的放电顺序遵循微粒得失电子能力的强弱，SO32—具有强的还原性。用NaOH吸收烟气中的SO2，将所得的Na2SO3溶液用碳棒进行电解，写出阳极电极反应_____________________________
18．I.某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程式：H2B=H++HB-，HB-⇌H++B2-，回答下列问题：
(1)Na2B溶液显_______(填“酸性”“中性”或“碱性”)。理由是：_______(用离子方程式表示)。
(2)在0.1 mol·L-1的Na2B溶液中，下列粒子浓度关系式正确的是_______。
A．c(B2-)+c(HB-)+c(H2B)=0.1 mol·L-1
B．c(Na+)+c(OH-)=c(H+)+c(HB-)
C．c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HB-)+2c(B2-)
D．c(Na+)=2c(B2-)+2c(HB-)
(3)已知0.1 mol·L-1NaHB溶液的pH=2，则0.1 mol·L-1H2B溶液中氢离子的物质的量浓度可能_______0.11 mol·L-1(填“<”“>”或“=”)，理由是_______。
(4)0.1 mol·L-1NaHB溶液中各种离子浓度由大到小的顺序是_______。
II.在25℃时，碳酸钙在水中的沉淀溶解平衡曲线如图 2 所示，已知 25℃时硫酸钙的Ksp=9.1×10-6。
(1)通过蒸发，可使稀溶液由_______点变化到_______点。
(2)在 25℃时，反应 CaSO4(s)+CO(aq)⇌CaCO3(s)+SO(aq)的平衡常数 K=_______。
19．已知：乙二酸俗称草酸(结构简式为HOOC－COOH，可简写为H2C2O4)。25℃时，草酸的电离平衡常数为K1＝5.0×10－2，K2＝5.4×10－5；碳酸(H2CO3)的电离平衡常数为K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。草酸钙的Ksp＝4.0×10－8，碳酸钙的Ksp＝2.5×10－9。回答下列问题：
(1)相同条件下物质的量浓度都为0.1mol/L的Na2C2O4溶液的pH比Na2CO3溶液的pH__。(填“大”“小”或“相等”)
(2)常温下将0.1 mol/L的KOH溶液10mL与0.1 mol/L的草酸溶液10mL混合，若混合溶液显酸性，则混合后溶液中阴离子浓度的大小顺序为__。
(3)25℃时，向20 mL碳酸钙的饱和溶液中逐滴加入8.0×10－4 mol/L的草酸钾溶液10mL后，能否产生沉淀(写出计算过程)__________。
20．（1）碳酸钠溶液中各离子按照浓度从大到小的顺序依次为： ________________________。
（2）下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.8×10-5
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
3.0×10－8
根据分析表格中数据可知，H2CO3、CH3COOH、HClO 三种酸的酸性从强到弱依次是______________；下列反应不能发生的是________(填字母)。
a. CO32-＋2CH3COOH＝2CH3COO-＋CO2↑＋H2O b. ClO－＋CH3COOH＝CH3COO－＋HClO
c. CO32－＋2HClO＝CO2↑＋H2O＋2ClO－ d. 2ClO－＋CO2＋H2O＝CO32－＋2HClO
25℃时， 等浓度的Na2CO3、CH3COONa 和NaClO三种溶液的pH从小到大依次是___________________。
（3） 25℃时， Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12， Ksp[MgF2]＝7.42×10－11。 该温度下饱和Mg(OH)2溶液与饱和 MgF2溶液相比， _________(填化学式)溶液中的 c(Mg2＋)大。
（4）25℃时，若测得CH3COOH与CH3COONa的混合溶液的pH＝6，则溶液中c(CH3COO－)-c(Na＋)＝___mol·L-1(填计算式，不用求具体值)。
（5）常温下，向一定体积pH=14的 Ba(OH)2溶液中滴加一定浓度的NaHSO4溶液，当硫酸根恰好沉淀时，混合液pH=13，若混合后溶液体积等于两溶液体积和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比为___________。
（6）体积均为10 mL、pH均为2的醋酸溶液与HX溶液分别加水稀释至1000 mL，稀释过程中pH变化如下图所示。
稀释后，HX溶液中水电离出来的c(H＋)_____ (填“>”、“=”或“<”)醋酸溶液中水电离出来的c(H＋)；
21．连二次硝酸(H2N2O2)是一种二元酸，可用于制N2O气体。
(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－1H2N2O2溶液，测得溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示。
①写出H2N2O2在水溶液中的电离方程式：____________________________。
②c点时溶液中各离子浓度由大到小的顺序为_______________________________。
③b点时溶液中c(H2N2O2)________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)c(N2O)。
④a点时溶液中c(Na＋)________c(HN2O)＋c(N2O)。
(3)硝酸银溶液和连二次硝酸钠溶液混合，可以得到黄色的连二次硝酸银沉淀，向该分散系中滴加硫酸钠溶液，当白色沉淀和黄色沉淀共存时，分散系中＝________。[已知Ksp(Ag2N2O2)＝4.2×10－9，Ksp(Ag2SO4)＝1.4×10－5]
22．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。根据题意回答下列问题：
(1)写出酸H2A的电离方程式_________________________。
(2)若溶液M由10 mL 2 mol·L－1NaHA溶液与10 mL 2 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合而成，则溶液M的pH________(填“<”“>”或“＝”)7，溶液中离子浓度由大到小的顺序为______________。已知Ksp(BaA)＝1.8×10－10，向该溶液中加入10 mL 1 mol·L－1BaCl2溶液，混合后溶液中的Ba2＋浓度为________mol·L－1。
(3)若有下列三种溶液：①0.01 mol·L－1的H2A溶液；②0.01 mol·L－1的NaHA溶液；③0.02 mol·L－1的HCl与0.04 mol·L－1的NaHA溶液等体积混合，则三种情况下，溶液中c(H2A)最大的是____________；pH由大到小的顺序为______________。
(4)若溶液M由pH＝3的H2A溶液V1 mL与pH＝11的NaOH溶液V2 mL混合反应而得，混合溶液中＝104，V1与V2的大小关系为________(填“V1大于V2”“V1等于V2”“V1小于V2”或“均有可能”)。
23．（1）氨的水溶液显弱碱性，其原因为___________________(用离子方程式表示)，0.1的氨水中加入少量的NH4Cl固体，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量的明矾，溶液中的NH4+的浓度__________(填“增大”或“减小”)；
（2）25℃，在0.10mol•L-1H2S溶液中，通入HCl气体或加入NaOH固体以调节溶液pH，溶液pH与c(S2-)关系如图(忽略溶液体积的变化、H2S的挥发)。
①pH=13时，溶液中的c(H2S)+c(HS-)=_______ mol•L-1；
②某溶液含0.020mol•L-1Mn2+、0.10mol•L-1H2S，当溶液pH=_______时，Mn2+开始沉淀．[已知：Ksp(MnS)=2.8×10-13]。
（3）25℃，两种酸的电离平衡常数如下表。
Ka1
Ka2
H2SO3
1.3×10-2
6.3×10-8
H2CO3
4.2×10-7
5.6×10-11
①HSO3-的电离平衡常数表达式K=___________________；
②0.10mol•L-1Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为___________________；
③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的离子方程式为___________________；
（4）银是一种贵金属，古代常用于制造钱币及装饰器皿，现代在电池和照明器材等领域亦有广泛应用。久存的银器皿表面会变黑，失去银白色的光泽，原因是___________________，已知Ksp(AgCl)=1.8×10-10，若向5mL0.018mol•L-1的AgNO3溶液中加入5mL0.020mol•L-1的盐酸，混合后溶液中的Ag+的浓度为_______mol•L-1，pH为__________。
参考答案
1．9×108 CN-+CO2+H2O=+HCN 9.9×10-7mol·L-1(或10-6-10-8) 18 10 ＞ 10-3moL/L
【详解】
(1)25℃时，在0.5mol·L-1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H+)= mol/L=3×10−3mol/L，水电离出的c(H+)= = mol/L，则25℃时，在0.5 mol⋅L−1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H+)约是由水电离出的c(H+)倍数= = ；
(2)电离平衡常数： ，电离平衡常数越大酸性越强，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，则向NaCN溶液中通入少量二氧化碳，二者反应生成碳酸氢钠和HCN，离子方程式为 ；
(3)任何电解质溶液中都存在电荷守恒,根据电荷守恒得c( )+c(OH−)=c(Na+)+c(H+)，则c()−c(Na+)=c(H+)−c(OH−)=(10-6-10-8)mol/L=9.9×10-7mol/L， =18；
(4)溶液呈中性，则c(H+)=c(OH−)=10−7mol/L，混合后溶液体积增大一倍导致离子浓度降为原来的一半，结合电荷守恒得混合溶液中c(CH3COO−)=c(Na+)=0.5bmol/L，结合电荷守恒得c(CH3COOH)=(0.5a−0.5b)mol/L，电离平衡常数Ka= =；
(5) ① Kh＝= =2×10-4，解得c( )= 10-4，c(H+)= = , pH＝10；
②常温下，0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH为8.3，溶液显碱性，则碳酸氢根离子的水解大于碳酸氢根离子的电离，所以c(H2CO3) >c()；
(6)某温度时，纯水的pH=6，则该温度下纯水中c(H+)=c(OH−)=10−6mol/L，该温度下的离子积常数为10−12， 向该温度下的纯水中加入少量的碳酸钠固体，使溶液pH为9，促进水电离，则水电离出的c(OH−)= mol/L= mol/L。
2．Na2S溶液 H2S的Ka2小于H2CO3的Ka2，Na2S更容易水解 中 大于 碱 NH3·H2O的Kb>H2CO3的Ka1，故NH的水解程度小于HCO的水解程度 1.0×10-12 增大 B
【详解】
(1)①根据H2S：Ka2=7.1×10-15小于H2CO3：Ka2=5.6×10-11，酸的酸性越弱，其盐水解程度越大，碱性越强，则Na2S溶液的碱性强；
②CH3COOH：Ka=1.8×10-5等于NH3·H2O：Kb=1.8×10-5，CH3COONH4溶液显中性；CH3COOH：Ka=1.8×10-5大于H2CO3：Ka1=4.3×10-7，则NaHCO3溶液的pH大于CH3COONa溶液的pH；
③NH3·H2O的Kb＞H2CO3的Ka1，故NH的水解程度小于HCO的水解程度，则NH4HCO3为相对的强碱弱酸盐，溶液显碱性；
(2) Kh=c(H2SO3)×c(OH-)÷c(HSO)= c(H2SO3)×c(OH-)×c(H+)÷[c(HSO)×c(H+)]=Kw÷Ka=1.0×10-12；I2与H2SO3反应生成硫酸和HI，导致溶液酸性增强，c(H+)增大，H2SO3⇌HSO+H+逆向移动，增大；
(3) A．滴入酚酞试液变红，说明溶液呈碱性，溶液中c(OH-)浓度大于c(H+)，再加入H2SO4溶液后，H2SO4与Na2SO3反应，且H2SO4溶液呈酸性，可以使溶液褪色，不能说明存在SO+H2O⇌HSO+OH-水解平衡，A错误；
B．滴入酚酞试液变红，说明溶液中c(OH-)浓度大于c(H+)，再加入BaCl2溶液后，Ba2+和SO反应生成BaSO3沉淀，而和HSO不反应，溶液红色褪去，所以说明存在SO +H2O⇌ HSO+OH-水解平衡，B正确；
C．滴入酚酞试液变红，再加入氯水后，Cl2和水反应生成HCl和HClO，HClO具有漂白性，能使红色褪去，且Cl2具有强氧化性，能氧化SO、HSO3-和H2SO3，而使溶液褪色，不能说明存在SO+H2O⇌ HSO+OH-水解平衡，C错误；
答案为B。
3．①④③② C6H5OH + PO43—= C6H5O—+ HPO42— = D
【详解】
(1). 根据表中数据可知，酸的电离平衡常数大小顺序是①④③②，酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，所以它们的酸性由强到弱的是①④③②，故答案为①④③②；
(2). 苯酚的电离平衡常数大于磷酸的第三步电离平衡常数，小于磷酸的第二步电离平衡常数，则苯酚和磷酸钠反应生成苯酚钠和磷酸一氢钠，离子方程式为：C6H5OH + PO43—= C6H5O—+ HPO42—，故答案为C6H5OH + PO43—= C6H5O—+ HPO42—；
(3). 25℃时，等体积等浓度的醋酸和氨水混合，二者恰好完全反应生成醋酸铵，由表中数据可知，醋酸和氨水的电离平衡常数相等，则醋酸根离子和铵根离子水解程度相等，所以醋酸铵溶液呈中性，c(OH−)= c(H＋)，根据电荷守恒式c(OH−)＋c(CH3COO−)=c(NH4+) ＋c(H＋)可知， c(CH3COO−)=c(NH4+)，故答案为=；
(4). 25℃时，一水合氨的电离程度大于苯酚，则苯酚铵溶液呈碱性，A. 若混合液pH＞7，则溶液呈碱性，溶液中的溶质为苯酚铵或苯酚铵和一水合氨，苯酚和氨水的浓度相等，要使溶液呈碱性，苯酚的体积小于或等于或大于氨水的体积都可能使混合溶液呈碱性，故A错误；B. 若混合液pH<7，溶液中的溶质为苯酚和苯酚铵，pH<7，则c(H+)>c(OH−)，溶液中存在电荷守恒，根据电荷守恒得c(H+)+c(NH4+)=c(C6H5O−)+c(OH−)，所以c(C6H5O−)>c(NH4+)，故B错误；C. 含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐促进水的电离，酸抑制水的电离，所以苯酚铵促进水的电离，苯酚抑制水的电离，因此V=10时，混合液中水的电离程度大于10 mL 0.01mol/L苯酚溶液中水的电离程度，故C错误；D. 任何电解质溶液中都遵循物料守恒，根据物料守恒得V=5时，2c(NH3·H2O)+ 2 c (NH4+)= c (C6H5O—)+ c (C6H5OH)，故D正确；答案选D；
(5). 碳酸根离子发生第一步水解反应的离子方程式为：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，根据平衡常数的定义可知，Na2CO3第一步水解反应的水解常数的表达式为：，故答案为。
点睛：本题综合考查弱电解质的电离、盐类水解、酸碱溶液混合的定性判断等知识点，题目难度中等，解答本题的关键是根据弱电解质电离平衡常数的大小判断酸的酸性强弱。难点是第（4）问，解题时要根据表中电离常数的数据，根据一水合氨的电离程度大于苯酚，则苯酚铵溶液呈碱性，再灵活运用电荷守恒、物料守恒等知识解答即可。
4．H2CO3H++ K2 = C(H+)( )/ C() 2.5×10-4mol/L 11.7
【详解】
试题分析：碳酸属于弱酸存在分步电离，电离过程是可逆过程，第一步的电离方程式为：H2CO3H++；；第二步电离方程式： +H+，K2的表达式是K2= C(H+)()/ C()
（2）Na2CO3溶液的水解方程式： +H2O+OH-，Kh= C(OH-)()/ C(),已知K2= C(H+)()/ C(),KW= C(H+)(OH-),所以Kh=KW/K2=10-14/=4.0×10-11=2.5×10-4mol/L;因为Kh= C(OH-)()/ C()=2.5×10-4mol/L， C(OH-)=()， C()=0.1mol/L,所以C(OH-)=5×10-3mol/L，C(H+)=KW/ C(OH-)=2×10-12mol/L，PH=11.7。
考点：考查水解和电离
5．CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH-) ＞ ac 6.0×10-3 碱性
【详解】
Ⅰ.(1)CH3COONa水解生成醋酸和NaOH，离子方程式为CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-；
(2)该缓冲溶液的pH=4.76，呈酸性，即c(H+)＞c(OH-)，电荷守恒关系为c(CH3COO-)+c(OH-)＝c(Na+)+c(H+)，又因为浓度均为0.10mol/L的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH-)；
(3)浓度均为0.10mol/L的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，即Ka(CH3COOH)＞Kb(CH3COO-)；
(4)a．缓冲溶液中存在H2CO3⇌H++HCO平衡，人体代谢产生的H+与HCO结合形成H2CO3，随血液带到肺部分解生成二氧化碳和水，故a正确；
b．血液中的缓冲体系可抵抗少量酸或碱的影响，不能抵抗大量酸或碱的影响，否则缓冲溶液失去作用、出现酸或碱中毒，故b错误；
c．代谢产生的碱性物质进入血液时，立即被H2CO3中和成HCO，经过肾脏调节排除体外，同时H+又可由H2CO3电离补充，维持血液pH的稳定，故c正确；
故答案为：ac。
Ⅱ.(5)若氨水的浓度为2.0mol•L-1，一水合氨电离程度较小，则c(NH3•H2O)≈2.0mol/L，c(OH−)≈=c(NH)，溶液中的c(OH−)≈=0.006mol/L；NH的水解平衡常数Kh=≈5.6×10-10，SO的水解平衡常数Kh=≈1.6×10-7＞5.6×10-10，则NH水解程度小于SO的水解程度，所以溶液呈碱性。
6．Na2S溶液 H2S的Ka2小于H2CO3的Ka2，Na2S更容易水解 中 大于 碱 NH3·H2O的Kb>H2CO3的Ka1，故NH 的水解程度小于HCO的水解程度 1.0×10-12 增大 B > bd CuCl2·2H2OCu(OH)2+2HCl 在干燥的HCl气流中加热脱水
【详解】
(1)①Na2S水溶液中主要存在S2-的水解，Na2CO3溶液中主要存在CO的水解，H2S的Ka2小于H2CO3的Ka2，所以Na2S更容易水解，所以同浓度的Na2S溶液的碱性更强；
②根据题目所给数据可知CH3COOH的电离平衡常数与NH3·H2O的电离平衡常数相等，则醋酸根和铵根的水解程度也相同，所以醋酸铵溶液显中性；
根据题意可知CH3COOH的Ka大于H2CO3的Ka1，所以碳酸氢根的水解程度更大，则碳酸氢钠的pH更大；
③铵根水解使溶液显酸性，碳酸氢根水解使溶液显碱性，NH3·H2O的Kb>H2CO3的Ka1，故NH 的水解程度小于HCO的水解程度，所以溶液显碱性；
(2)NaHSO3的水解常数Kh==1.0×10-12；，加入少量碘单质，亚硫酸氢根被氧化成硫酸根，溶液酸性增强，氢氧根浓度减小，所以增大；
(3)A．硫酸可以电离出氢离子，使溶液酸性增强，红色褪去不一定是平衡发生移动，故A不符合题意；
B．产生沉淀说明钡离子和亚硫酸根反应生成亚硫酸钡沉淀，红色褪去说明碱性减弱，即溶液中存在水解平衡，加入氯化钡后平衡逆向移动，故B符合题意；
C．氯气具有强氧化性，加入氯水后发生反应SO+Cl2+H2O=SO+2Cl-+2H+，溶液酸性增强，红色褪去与平衡移动无关，且氯水中有具有漂白性的HClO也可以使红色褪去，故C不符合题意；
(4)Ka(HClO2)> Ka(CH3COOH)，所以ClO的水解程度比CHCOO-要小，则浓度相同的两种溶液中c(ClO)>c(CH3COO-)；浓度相同时CH3COONa溶液的碱性更强，pH更大；
a．向NaClO2溶液中加适量水，溶液被稀释，碱性减弱，故a不符合题意；
b．NaOH可以电离出氢氧根使溶液碱性增强，可以使两溶液pH相等，故b符合题意；
c．CH3COONa水解使溶液显碱性，向CH3COONa溶液中加CH3COONa固体会使醋酸钠溶液的pH更大，故c不符合题意；
d．向CH3COONa溶液中加适量的水，溶液被稀释，碱性减弱，可以使两溶液pH相等，故d符合题意；
综上所述答案为bd；
(5)加热过程中铜离子会水解产生氢氧化铜和HCl，而HCl具有挥发性，加热促进水解，所以无法得到纯的无水CuCl2，相关化学方程式为CuCl2·2H2OCu(OH)2+2HCl；为抑制铜离子水解，应在干燥的HCl气流中加热脱水。
7．NH+H2ONH3·H2O+H+ 逆向 碱 ＜ c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)
【详解】
(1)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3，25°C时，将a mol NH4NO3溶于水，溶液显酸性，是因为铵根离子水解，反应的离子方程式为：，加入氨水溶液抑制铵根离子水解，平衡逆向进行，将a molNH4NO3溶于水，向该溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，依据电荷守恒计算可知，溶液中氢氧根离子浓度=10-7mol/L，C (NH)=c()，的电离平衡常数Kb=2×10-5mol/ L，设混合后溶液体积为1L， C (NH)=c() =amol/L；根据一水合氨电离平衡得到：，平衡常数K= = =2×10-5mol/ L，计算得到c ()=，故答案为： NH+H2ONH3·H2O+H+；逆向；；
(2) Kh(CN-)=1.61×10-5 ， Ka (HCN) =，因此CN-的水解能力强于HCN的电离能力，由于盐与酸的总浓度相等，故水解产生的c (OH-) 大于电离生成的c (H+) ，混合溶液显碱性，由于水解能力更强，故c (CN-)
【详解】
I. (1)25℃时醋酸根离子水解的离子方程式是，常数， 5.71×10-10；
(2) 浓度均为的和的缓冲溶液，pH=4.76，溶液呈酸性，说明醋酸电离大于醋酸钠水解，该缓冲溶液中离子浓度由大到小的顺序是；
(3)用1.0L上述缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液(忽略溶液体积的变化)，pH几乎不变，反应后溶液中c(H+)=1×10-4.76 mol/L；
(4) a．升温，平衡正向移动， 减小、 增大，所以减小；
b．加入NaOH固体， 增大，平衡逆向移动，减小，不变，所以减小；
c．稀释，减小，不变，所以减小；
d．加入CH3COONa固体， 增大，平衡正向移动，增大，不变，所以增大；
选d。
II.，，，，则正常人体血液的pH约为7.4，当过量的酸进入血液中时，不变，氢离子浓度增大，所以血液缓冲体系中的值将变小。
【点睛】
本题考查电离平衡常数、水解平衡常数的应用，掌握平衡常数的表达式书写，明确平衡常数只与温度有关，温度不变，水解常数、电离常数都不变。
9．Kh= Kh= 1%
【详解】
CH3COONa属于强碱弱酸盐，在水中发生微弱水解离子方程式为CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，
(1)水解常数表达式为：Kh=；
(2)CH3COOH的电离平衡常数Ka=，水的离子积常数Kw=c(H+)•c(OH-)，Ka•Kh=×=c(H+)•c(OH-)=Kw，故答案为：Kh=；
(3)0.1mol/L的CH3COONa溶液的pH=11，则溶液中c(H+)=10-11mol/L，c(OH-)==mol/L=10-3mol/L，则水解消耗CH3COONa为10-3mol/L，因此CH3COONa水解百分数为×100%=1%。
10．②①④③ 10 0.02 NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3
【详解】
(1)由酸的电离平衡常数越大，对应酸的酸性越强，故酸性强弱为：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞ ，根据水解反应的规律：越弱越水解可知，这4种溶液pH大到小的顺序是②①④③，故答案为：②①④③；
(2)常温下，的水解常数Kh=2×10-4，+H2O+OH-，故当Na2CO3溶液中c()：c()=2：1时，Kh==2×10-4，c(OH-)=10-4mol/L，故该溶液的pH=10，故答案为：10；
(3)25℃时，某HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，Ka==5.0×10-10，故=50，则为0.02，故答案为：0.02；
(4) 由酸的电离平衡常数越大，对应酸的酸性越强，故酸性强弱为：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞，根据强酸制弱酸的原理，故往NaCN溶液通入少量CO2气体时，发生的化学反应方程式：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，故答案为：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3。
11．不能 HCO c(Na+)>c(Cl-)>c(HCO)> c(OH-)= c(H+) 10
【详解】
(1)由图可知，H2CO3存在于pH＜8的溶液中，CO存在于pH＞8的溶液中，二者不能大量共存于同一溶液中，故答案为：不能；
(2)由图可知，pH=7时，溶液主要存在的离子是HCO；pH=7时，c(OH-)= c(H+)，此时溶液中存在H2CO3和HCO，说明此时加入HCl溶液的体积小于40mL且大于20mL，则c(Na+)>c(Cl-)>c(HCO)，故答案为：c(Na+)>c(Cl-)>c(HCO)> c(OH-)= c(H+)；
(3)Kh=2×10-4mol/L，则当溶液中c(HCO)：c(CO)=2：1时，Kh==2×10-4mol/L，c(OH- )=1×10-4 mol/L，c(H+ )=1×10-10mol/L，所以溶液的pH=10，故答案为：10。
12．A2-+H2OHA-+OH- c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-) 10 1×10-8 c(Na+)>c(HA-)>c(OH-)>c(H+)>c(A2-)
【分析】
由图可知H2A溶液中存在H2A、HA-、A2-三种微粒，则H2A为二元弱酸，Ka1==10-6，Ka2==10-10，据此解答。
【详解】
(1)H2A为二元弱酸，Na2A溶液因A2-水解显碱性，水解的离子方程式为A2-+H2OHA-+OH-；由电荷守恒可知c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-)，故答案为：A2-+H2OHA-+OH-；c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-)；
(2)①将0.020mol·L-1Na2A溶液和0.010mol·L-1盐酸等体积混合，有一半Na2A和HCl反应生成NaCl和NaHA，所得溶液为0.005 mol·L-1的NaCl、0.005mol·L-1的Na2A和0.005 mol·L-1的NaHA混合溶液，≈，由图可知pH约为10，故答案为：10；
②由分析可知Ka1=10-6，则由Ka1×Kh(HA-)=Kw得：Kh(HA-)==1×10-8，NaHA溶液中存在HA-的电离平衡HA-和水解平衡HA-+H2O，Kh(HA-)=10-8>Ka2=Ka(HA-)=10-10，则c(OH-)>c(H+)，水解和电离都是微弱的，则c(Na+)>c(HA-)>c(OH-)>c(H+)，因还存在水的电离产生氢离子，所以c(H+)>c(A2-)，综上所述，0.010mol·L-1的NaHA溶液中，c(Na+)>c(HA-)>c(OH-)>c(H+)>c(A2-)，故答案为：1×10-8；c(Na+)>c(HA-)>c(OH-)>c(H+)>c(A2-)。
13．碱性 H2SO3＋HCO=HSO＋CO2↑＋H2O a c(Na+)>c(SO) > c(NH) > c(H+) = c(OH-)
【详解】
(1)由表格数据可知Ka(HCN)=4.9×10-10，则NaCN的水解常数，可知NaCN的水解程度大于HCN的电离程度，水解使溶液显碱性，故答案为：碱性；
(2)①HSO的电离方程式为：，电离平衡常数表达式K=，故答案为：；
②由电离平衡常数的数据可知：Ka1(H2SO3)>Ka2(H2SO3)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2CO3)，则酸性：H2SO3>HSO>H2CO3>HCO，足量H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应产物为HSO、CO2，反应的主要离子方程式为：H2SO3＋HCO=HSO＋CO2↑＋H2O，故答案为：H2SO3＋HCO=HSO＋CO2↑＋H2O；
(3)向100mL 0.1mol/L NH4HSO4溶液中滴加0.1mol/L NaOH溶液，当NaOH加入100mL时，硫酸氢铵中的氢离子恰好与氢氧化钠反应完，溶液中溶质为等浓度的硫酸钠和硫酸铵，其中硫酸铵为强酸弱碱盐，水解促进水的电离，再加氢氧化钠水的电离程度减小，因此水的电离程度最大的点为a点；由上述分析可知a点溶液中c(Na+)=c(SO)，则继续滴加氢氧化钠溶液到b点时， c(Na+)>c(SO)，根据电荷守恒：c(Na+) +c(NH) + c(H+) = c(OH-)+2c(SO)，b点溶液呈中性： c(H+) = c(OH-)，则c(Na+) +c(NH) =2c(SO)，又c(Na+)>c(SO)，则c(SO) > c(NH)，因此b点溶液中的离子浓度大小为：c(Na+)>c(SO) > c(NH) > c(H+) = c(OH-)，故答案为：c(Na+)>c(SO) > c(NH) > c(H+) = c(OH-)；
14．1×10-12 1×10-10 ④①②③ 0.5a > Ｄ
【详解】
(1)水的离子积常数Kw=c(H+)c(OH-)=1×10-6×1×10-6=1×10-12 mol2·L－2；该温度下，pH＝2的H2SO4溶液中氢离子浓度为0.01mol/L，则由水电离出的c(H+)为= mol/L =1×10-10mol·L-1；
(2)酸和碱都会抑制水的电离，相同物质的量浓度的氢氧化钠和硫酸因为硫酸电离出的氢离子浓度为氢氧化钠中的氢氧根离子浓度的2倍，所以前者水电离程度更大，铵根离子水解促进水的电离，所以水的电离程度由大到小的顺序为：④①②③；
(3) 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，则溶液中物料守恒分析，c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.5a mol·L-1；若二者恰好完全反应则溶液为碱性，所以为了使混合后溶液为中性，则需要酸过量，即a>b；
(4) A．醋酸溶液中加入水，随着水的量增加，CH3COOH的电离程度增大，故正确；B．醋酸电离程度增大，溶液中H+的数目增加，故正确；C．电离程度增大，所以溶液中的值增大，故正确；D．电离程度增大，溶液中CH3COOH的浓度减小，故错误。故选D。
15．＜ 1×10-13 碱性 促进 c＞a＞b ＞
【解析】
(1)①温度越高，水的电离程度越大，水的离子积常数越大，根据图像，KW(T1℃)＜KW(T2℃)。KW(T2℃)=10-13，T2℃时1mol·L-1的NaOH溶液中，c(OH-)=1mol/L，c(H+)=10-13 mol/L，则由水电离出的c(H+)=1×10-13mol·L-1，故答案为＜；1×10-13；
②M区域任意一点都存在c(H+)＜c(OH-)，表示溶液呈碱性，故答案为碱性；
③25℃时，向纯水中加入少量NH4Cl固体，氯化铵水解，促进水的电离，故答案为促进；
(2)①根据电离平衡常数，酸性：醋酸＞碳酸＞次氯酸＞碳酸氢根离子。25℃时，有等浓度的a．NaClO溶液 b．CH3COONa 溶液 c．Na2CO3溶液，三种溶液中碳酸钠的水解程度最大，pH最大，醋酸钠的水解程度最小，pH最小，pH由大到小的顺序为c＞a＞b，故答案为c＞a＞b；
②25℃时，等浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，恰好反应生成醋酸钠溶液，水解显碱性，则c(Na+)＞c(CH3COO﹣) ，故答案为＞。
16．+124.2 C3H8＋5O2=3CO2＋4H2O 负 4.2×10-7 mol·L-1 ＞ HCO3－ CO32－＋H＋，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，HCO3－的水解程度大于电离程度
【详解】
试题分析：（1）由C3H8(g)→CH4(g)+HC≡CH(g)+H2(g)△H1=+156.6kJ•mol-1①，
CH3CH=CH2(g)→CH4(g)+HC≡CH(g)△H2=+32.4kJ•mol-1 ②，
则根据盖斯定律，反应C3H8(g)→CH3CH=CH2(g)+H2(g)可由①-②得到，
所以△H=△H1-△H2=+156.6kJ•mol-1-(+32.4kJ•mol-1)=+124.2kJ•mol-1，
故答案为+124.2；
（2）负极通入丙烷，碳元素的化合价升高，电池的正极通入O2，氧元素的化合价降低，即丙烷与氧气反应生成二氧化碳和水，则电池的总反应为C3H8+5O2═3CO2+4H2O，原电池中阴离子向负极移动，即CO32-移向电池的负极，故答案为C3H8+5O2═3CO2+4H2O；负；
（3）常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH=5.60，c(H+)=c(HCO3-)=10-5.6mol/L；c(H2CO3)=1.5×10-5 mol•L-1．若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3的第一级电离的平衡常数K1===4.2×10-7 mol•L-1，故答案为4.2×10-7 mol•L-1；
（4）NaHCO3溶液的pH大于8，则水解大于电离，水解生成H2CO3，电离生成CO32-，即HCO3-CO32-+H+，HCO3-+H2OH2CO3+OH-，所以c(H2CO3)＞c(CO32-)，HCO3-的水解程度大于电离程度，故答案为＞； HCO3-CO32-+H+、HCO3-+H2OH2CO3+OH-，HCO3-的水解程度大于电离程度。
考点：考查了热化学方程式；原电池和电解池的工作原理的相关知识。
17．Fe3+水解形成的Fe（OH）3胶体微粒能吸附水中悬浮的杂质 2Fe3+ + Fe===3Fe2+ pH=2 6H+ 3H2O K1>K2>K3 FeCl3吸收SO2是利用SO2的还原性，NaOH吸收SO2是利用SO2的酸性 SO32——2e—+H2O====SO42— + 2H+
【详解】
试题分析：（1）Fe3+水解生成的Fe（OH）3胶体粒子能吸附水中的悬浮杂质 ，所以可起到净水的作用；钢铁设备中的Fe会与铁离子反应生成亚铁离子，离子方程式是2 Fe3++Fe="3" Fe2+；
（2）①根据电荷守恒，则溶液中氢离子的浓度是c（H＋）=c（Cl－） -2 c（Fe2＋）-3 c（Fe3＋）=1.0×10-2mol·L-1，pH=2；②根据题意，氯酸钠氧化酸性的氯化亚铁，则反应物中有氢离子参加，则生成物中有水生成，Cl元素的化合价从+5价降低到-1价，得到6个电子，而Fe元素的化合价从+2价升高到+3价，失去1个电子，根据得失电子守恒，则氯酸根离子的系数为1，Fe2+的系数为6，则铁离子的系数也是6，氯离子的系数是1，根据电荷守恒，则氢离子的系数是6，水的系数是3，化学方程式为ClO3— + 6Fe2+ + 6H+====Cl— + 6Fe3+ + 3H2O；
（3）铁离子的水解分为三步，且水解程度逐渐减弱，所以水解平衡常数逐渐减小，则K1>K2>K3；
（4）FeCl3吸收SO2是利用SO2的还原性，NaOH吸收SO2是利用SO2的酸性；
（5）SO32—具有强的还原性，用碳棒进行电解Na2SO3溶液用碳棒进行电解，SO32—在阳极放电，电极反应为SO32——2e—+H2O====SO42— + 2H+。
考点：考查氯化铁的性质及应用。
18．碱性 B2－＋H2O⇌HB－＋OH－ CD < H2B第一步电离产生的H＋抑制了HB－的电离 c(Na＋)>c(HB－)>c(H＋)>c(B2－)>c(OH－) a b 3250
【分析】
按盐类水解规律、结合已知条件判断溶液的酸碱性、结合电荷守恒、物料守恒和质子守恒判断说法正误；按定义、从图中提取数据计算平衡常数；
【详解】
I (1) Na2B是强碱弱酸盐，水解显碱性，离子方程式为B2－＋H2O⇌HB－＋OH－。
(2)在0.1 mol·L-1的Na2B溶液中，， ， ，关于说法：A． H2B完全电离，H2B分子在水中不存在，A错误；B． 由质子守恒知c(OH-)=c(H+)+c(HB-)，B错误；C．由电荷守恒知c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HB-)+2c(B2-)，C正确；D．由物料守恒知c(Na+)=2c(B2-)+2c(HB-)，D正确，则浓度关系式正确的是CD。
(3)已知0.1 mol·L-1NaHB溶液的pH=2，说明其中c(H+)=0.01mol⋅
L−1，主要是HB−电离产生的。0.1 mol·L-1H2B溶液中氢离子的物质的量浓度< 0.11 mol·L-1，理由是：H2B第一步电离产生的H＋抑制了HB－的电离。
(4)0.1 mol·L-1NaHB溶液中存在：，HB-⇌H++B2-， ，则各种离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HB－)>c(H＋)>c(B2－)>c(OH－)。
II(1)通过蒸发，蒸发可使碳酸根、钙离子的浓度均增大，可使溶液由a点变化到b点。
(2)在 25℃时，反应 CaSO4(s)+CO(aq)⇌CaCO3(s)+SO(aq)的平衡常数。
19．小 c(HC2O)>c(C2O)> c(OH-) 否，因为混合后c(Ca2+)c(C2O)=10-510-4=10-9
(1)相同条件下，酸的电离平衡常数越大，其电离程度越大，则酸根离子的水解程度越小，溶液的碱性越若，酸性：H2C2O4> H2CO3，0.1mol/L的Na2C2O4溶液的pH比Na2CO3溶液的pH小，故答案为：小；
(2) 常温下将0.1 mol/L的KOH溶液10mL与0.1 mol/L的草酸溶液10mL混合，恰好完全反应生成KHC2O4，HC2O发生电离HC2OC2O+H+，同时也发生水解HC2O+H2O H2C2O4+OH-，若混合溶液显酸性，说明HC2O电离程度大于水解程度，则c(HC2O)>c(C2O)> c(OH-)，故答案为：c(HC2O)>c(C2O)> c(OH-)；
(3)碳酸钙的饱和溶液中钙离子浓度=mol/L=510-5mol/L，二者混合后，钙离子浓度=mol/L=10-5mol/L，草酸钾的浓度为mol/L=10-4mol/L，混合后c(Ca2+) c(C2O)=10-510-4=10-9
【详解】
（1）碳酸钠为强碱弱酸盐，在溶液中只有水解：CO32-+H2O ⇌ HCO3-+OH-
HCO3-+H2O ⇌ H2CO3+OH-，第一步的水解程度远远大于第二步，
因此浓度大小：c(Na+)> c(CO32-)> c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)，
故答案为c(Na+)> c(CO32-)> c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)；
（2）同一温度下，酸的电离常数越大其电离程度越大，则酸性越强，所以酸性强弱：CH3COOH> H2CO3 > HClO，
电离平衡常数越大，酸性越强，由图表中数据可以知道，电离平衡常数CH3COOH> H2CO3 > HClO>HCO3-，酸性：CH3COOH> H2CO3 > HClO>HCO3-
a.酸性：CH3COOH>H2CO3，所以醋酸可以制取碳酸， 故反应CO32-＋2CH3COOH＝2CH3COO-＋CO2↑＋H2O可以发生；
b.酸性：CH3COOH> HClO，所以醋酸可以制取次氯酸，故反应 ClO－＋CH3COOH＝CH3COO－＋HClO可以发生；
c. 酸性：H2CO3 > HClO>HCO3- ，故反应CO32－＋2HClO＝CO2↑＋H2O＋2ClO－ 不能发生；
d. 酸性：H2CO3 >HClO>HCO3-，故反应2ClO－＋CO2＋H2O＝CO32－＋2HClO 不能发生，碳酸与次氯酸根反应只能生成HCO3-；
所以不能发生反应的是c、d 。
酸性越弱，相应酸根越容易水解，溶液的碱性越强，则25℃时， 等浓度的Na2CO3、CH3COONa 和NaClO三种溶液的pH从小到大依次是NaAc﹤NaClO ﹤Na2CO3，
故答案为CH3COOH> H2CO3 > HClO，c、d ；CH3COONa
（4）根据电荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，则c(CH3COO-)-c(Na+)=c(H+)-c(OH-)，溶液的pH=6，则c(H+)=10-6mol/L，c(OH-)=10-8mol/L，所以c(CH3COO-)-c(Na+)=（10－6－10－8）mol·L－1，故答案为：（10－6－10－8）mol·L－1；
（5）pH=14的氢氧化钡溶液中c(OH-)=1mol/L，设氢氧化钡溶液体积为x，得到氢氧根离子物质的量为xmol，由于SO42-完全沉淀，则发生的反应为Ba(OH)2+NaHSO4=BaSO4↓+H2O+NaOH，反应的NaHSO4的物质的量为0.5xmol，反应的氢离子物质的量为0.5xmol，设NaHSO4溶液体积为y，混合后溶液的pH=13，即混合后得到溶液中氢氧根离子浓度为0.1mol/L；所以得到：（x-0.5x）/（x+y）=0.1；得到x：y=1：4，故答案为1:4；
（6）稀释后，HX电离生成的c（H+）小，对水的电离抑制能力小，所以HX溶液中水电离出来的c（H+）大于醋酸溶液中水电离出来的c(H＋)，故答案为>。
【点睛】
本题易错点是第（5）小题，氢氧化钡和硫酸氢钠反应恰好完全沉淀，需要氢氧化钡和硫酸氢钠按照物质的量1:1反应，结合溶液的pH和溶液的体积换算物质的量列式计算。
21．＋1 H2N2O2HN2O＋H＋ c(Na＋)＞c(N2O)＞c(OH－)＞c(HN2O)＞c(H＋) > > 3.0×10－4
【分析】
（1）根据H2N2O2中H、O元素的化合价分别为+1、-2及总化合价之和为0进行计算N元素的化合价；
（2）①根据图象可以知道，0.01 mol·L－1H2N2O2溶液的pH=4.3，说明0.01 mol·L－1H2N2O2溶液，为二元弱酸，二元弱酸只要以第一步电离为主，据此写出其电离方程式；
②c点滴入20mL相同浓度的NaOH溶液，反应后溶质为Na2N2O2，HN2O2-部分水解，溶液呈碱性，结合电荷守恒判断各离子浓度大小；
③c点溶质为NaHN2O2，溶液呈碱性，则HN2O2-的水解程度大于其电离程度；
④a点时溶液的pH=7，则c(OH-)=c(H+)，根据电荷守恒可以知道c(Na＋)=c(HN2O)＋2c(N2O)；
（3）根据=及二者的溶度积进行计算。
【详解】
（1）H2N2O2分子中H的化合价为+1，O元素的化合价为-2，设N元素的化合价为x，根据总化合价之和为0可以知道：2x+(+1)，计算得出：x=1，即N元素的化合价为+1，
因此，本题正确答案是：+1；
（2）①根据图象可以知道，氢氧化钠溶液体积为0时，0.01 mol·L－1H2N2O2溶液的pH=4.3，说明H2N2O2为二元弱酸，二元弱酸只要以第一步电离为主，则其电离方程式为：H2N2O2HN2O＋H＋，
因此，本题正确答案是：H2N2O2HN2O＋H＋；
②c点滴入20mL相同浓度的NaOH溶液，反应后溶质为Na2N2O2，HN2O2-部分水解，溶液呈碱性，则：c(OH-)>c(H+)，因为溶液中氢氧根离子还来自水的电离及HN2O的水解，则c(OH－)＞c(HN2O)，溶液中离子浓度大小为：c(Na＋)＞c(N2O)＞c(OH－)＞c(HN2O)＞c(H＋)，
因此，本题正确答案是：c(Na＋)＞c(N2O)＞c(OH－)＞c(HN2O)＞c(H＋)；
③c点溶质为NaHN2O2，溶液的pH>7，说明溶液显示碱性，则HN2O的水解程度大于其电离程度，所以c(H2N2O2)>c(N2O)，
因此，本题正确答案是：＞；
④根据图象可以知道，a点时溶液的pH=7，溶液呈中性，则c(OH-)=c(H+)，根据电荷守恒可以知道c(Na＋)=c(HN2O)＋2c(N2O)，所以c(Na＋)>c(HN2O)＋c(N2O)，
因此，本题正确答案是：＞；
（3）当两种沉淀共存时，
===3.0×10－4，
因此，本题正确答案是：3.0×10－4。
22．H2AH＋＋HA－，HA－H＋＋A2－ ＞ c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋) 5.4×10－10 ③ ②＞③＞① 均有可能
【分析】
(1)因为同时存在的分子有H2O、H2A,则H2A为弱酸；(2)等体积混合生成Na2A,为强碱弱酸盐，水解显碱性,A2-离子水解以第一步为主；(3)(1)弱酸电离,(2)中HA-水解生成分子,(3)中等体积混合为等量的NaCl、NaHA、H2A,抑制弱酸的电离；(4)混合溶液c(H＋)/ c(OH－)=104, c(H＋)=10-5mol/L,溶液显酸性,则酸过量,以此分析。
【详解】
(1)因为同时存在的分子有H2O、H2A,则H2A为二元弱酸,电离方程式为H2AH＋＋HA－，HA－H＋＋A2－,因此，本题正确答案是: H2AH＋＋HA－，HA－H＋＋A2－
(2)NaHA与NaOH以等物质的量反应后生成Na2A，由于A2－水解使溶液显碱性，所以pH＞7；Na2A溶液中离子浓度的大小顺序为c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)>c(HA－)>c(H＋)；由离子方程式Ba2＋＋A2－=BaA↓可得：反应后A2－过量0.01 mol，溶液中c(A2－)＝＝mol·L－1，根据BaA的Ksp可得：c(Ba2＋)＝mol/L＝5.4×10－10mol/L。本题答案为：＞； c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋) ；5.4×10－10。
(3)③中溶质为物质的量浓度均为0.01 mol/L的NaCl、NaHA、H2A。NaHA、H2A相互抑制，弱酸电离程度较小，酸式酸根离子水解程度更小，所以这三种溶液中c(H2A)最大的为③；①为酸溶液，pH最小，②为盐溶液，③为酸和盐的混合溶液，所以pH③＜②，则这三种溶液pH大小顺序是②＞③＞①。本题答案为：③ . ②＞③＞① 。
(4)混合溶液＝104，说明溶液呈酸性，则酸过量，H2A为弱酸，pH＝3的H2A溶液与pH＝11的NaOH溶液混合时酸的浓度大于碱的浓度,则二者体积关系不确定,大于、小于或等于都可能酸过量,因此，本题正确答案是:均有可能。
23．NH3•H2ONH4++OH- 降低 增大 0.043 5 c(Na+)＞c(SO32-)＞c(OH-)＞c(HSO3-)＞c(H+) H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O Ag与空气中微量H2S反应生成黑色的Ag2S 1.8×10-8 1
【详解】
试题分析：（1）一水合氨为弱碱，部分电离生成氢氧根离子和铵根离子而显碱性，电离方程式为：NH3•H2ONH4++OH-；加入氯化铵固体，氨根离子浓度增大，平衡逆向移动，氢氧根离子浓度降低，溶液pH值降低；加入明矾，明矾电离产生的铝离子结合氢氧根离子，使一水合氨电离平衡向正向移动，氨根离子浓度增大；
（2）①根据溶液pH与c(S2-)关系图pH=13时，c(S2-)=5.7×10-2mol/L，在0.10mol•L-1H2S溶液中根据硫守恒c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.10mol•L-1，所以c(H2S)+c(HS-)=0.1-5.7×10-2=0.043mol/L；
②当Qc=Ksp(MnS)时开始沉淀，所以c(S2-)=mol/L=1.4×10-11mol/L，结合图象得出此时的pH=5，所以pH=5时锰离子开始沉淀。
（3）①HSO3-的电离方程式为：HSO3-H++SO32-，平衡常数表达式为K=；
②Na2SO3溶液显碱性，SO32-存在两步水解：SO32-+H2O⇌HSO3-+OH-，HSO3-+H2O⇌H2SO3+OH-，以第一步水解为主，水解程度较小，则0.1mol/L Na2SO3溶液中的离子浓度顺序为：c(Na+)＞c(SO32-)＞c(OH-)＞c(HSO3-)＞c(H+)；
③由表可知H2SO3的二级电离小于H2CO3的一级电离，所以酸性强弱H2SO3＞H2CO3＞HSO3-，所以反应的主要离子方程式为H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O，而不是为H2SO3+2HCO3-=SO32-+2CO2↑+2H2O；
（4）长期放置在空气中的银制品，其表面会逐渐变黑，这是由于银和空气中的微量硫化氢发生了反应生成黑色的Ag2S；n(AgNO3)=0.05L×0.018mol/L=0.0009mol，n(HCl)=0.05L×0.020mol/L=0.001mol，硝酸银和HCl发生反应AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3，根据方程式知，HCl剩余，混合溶液中c(Cl-)=mol/L=10-2 mol/L，溶液中c(Ag+)=mol/L=1.8×10-8mol/L；实际上氢离子不参加反应，则溶液中c(H+)==0.1mol/L，溶液的pH=-lgc(H+)=-lg0.1=1。
考点：考查弱电解质电离及影响电离平衡移动的因素、电离平衡常数表达式的书写、溶度积规则、盐的水解平衡、弱电解质电离平衡在离子浓度大小比较的应用、氧化还原反应、pH计算等。
四大平衡常数的计算及应用
填空题（共23题）
1．25℃时，电离常数：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HCN
电离常数
1.8×10-5
K1：4.3×10-7K2：5.6×10-11
4.9×10-10
请回答下列问题：
(1)25℃时，在0.5mol·L-1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H+)约是由水电离出的c(H+)的_________倍。
(2)写出向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：__________。
(3)25℃时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合液pH＝6，则溶液中c(CH3COO-)-c(Na+＝________mol·L-1(填准确数值)，c(CH3COO-)/c(CH3COOH)＝___________。
(4)25℃时，将amol·L-1的醋酸与bmol·L-1氢氧化钠等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离常数为__________。
(5)①已知25℃时，水解反应的平衡常数(即水解常数)Kh＝=2×10-4，当溶液中c()∶c()＝2∶1时，溶液的pH＝________；
②常温下，0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH为8.3，则溶液中c(H2CO3)_______c()(填“＞”“＝”或“＜”)，
(6)某温度时，纯水的pH=6。向该温度下的纯水中加入少量的碳酸钠固体，使溶液pH为9，则水电离出的c(OH-)=____moL/L
2．回答下列问题：
(1)已知：H2S：Ka1=1.3×10-7 Ka2=7.1×10-15；H2CO3：Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11；CH3COOH：Ka=1.8×10-5；NH3·H2O：Kb=1.8×10-5
①常温下，0.1mol·L-1Na2S溶液和0.1mol·L-1Na2CO3溶液，碱性更强的是___，其原因是___。
②25℃时，CH3COONH4溶液显___性。NaHCO3溶液的pH___(填“大于”或“小于”)CH3COONa溶液的pH。
③NH4HCO3溶液显___性，原因是___。
(2)25℃时，H2SO3HSO+H+的电离常数Ka=1.0×10-2，则该温度下NaHSO3的水解常数Kh=___；若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将___ (填“增大”、“减小”或“不变”)。
(3)能证明Na2SO3溶液中存在SO+H2OHSO+OH-水解平衡的事实是___(填字母，下同)。
A．滴入酚酞溶液变红，再加H2SO4溶液红色褪去
B．滴入酚酞溶液变红，再加BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
C．滴入酚酞溶液变红，再加氯水后红色褪去
3．下表是几种弱电解质的电离平衡常数 (25℃)。
电解质
电离方程式
平衡常数K
CH3COOH
CH3COOH CH3COO— + H+
1.76 × 10 -5
H2CO3
H2CO3HCO3— + H+
HCO3— CO32— + H+
K1=4.31 × 10 -7
K2=5.61 × 10 -11
C6H5OH
C6H5OHC6H5O—+ H+
1.1 × 10 -10
H3PO4
H3PO4H2PO4—+ H+
H2PO4— HPO42—+ H+
HPO42—PO43—+ H+
K1=7.52 × 10 -3
K2=6.23× 10 -8
K3=2.20× 10 -13
NH3·H2O
NH3·H2ONH4+ + OH—
1.76× 10 -5
回答下列问题（C6H5OH为苯酚）：
（1）由上表分析，若 ① CH3COOH ② HCO3— ③ C6H5OH ④ H2PO4— 均可看作酸，则它们酸性由强到弱的顺序为___________（填编号）；
（2）写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：__________________________；
（3）25℃时，将等体积等浓度的醋酸和氨水混合，混合液中：c(CH3COO—)______c(NH4+)；（填“＞”、“＝”或“＜”）
（4）25℃时，向10 mL 0.01 mol/L苯酚溶液中滴加V mL 0.01 mol/L氨水，混合溶液中粒子浓度关系正确的是______；
A．若混合液pH＞7，则V≥ 10
B．若混合液pH＜7，则c((NH4+) ＞c (C6H5O—) ＞c (H+)＞c (OH—)
C．V=10时，混合液中水的电离程度小于10 mL 0.01mol/L苯酚溶液中水的电离程度
D．V=5时，2c(NH3·H2O)+ 2 c (NH4+)= c (C6H5O—)+ c (C6H5OH)
（5）水解反应是典型的可逆反应．水解反应的化学平衡常数称为水解常数(用Kh表示)，类比化学平衡常数的定义，请写出Na2CO3第一步水解反应的水解常数的表达式_______________。
4．已知：H2CO3在水中分两步电离，常温时的电离常数分别为K1=4.3×10-7，K2=4.0×10-11
（1）请写出H2CO3第一步电离的电离方程式__________，K2的表达式是K2= _____________
（2）计算常温时，0.1mol/L的Na2CO3溶液CO32-中的水解常数（忽略第二步水解）Kh=______________，溶液的pH= _______________。
5．Ⅰ.化学上把外加少量酸、碱，而pH基本不变的溶液，称为缓冲溶液。现有25℃时，浓度均为0.10mol/L的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液，pH=4.76，已知：Ka(CH3COOH)=1.75×10-5，Kb为盐的水解常数。回答下列问题：
(1)写出CH3COONa水解的离子方程式_______。
(2)该缓冲溶液中除水分子外，所有粒子浓度由大到小的顺序_______。
(3)25℃时，Ka(CH3COOH)_______Kb(CH3COO-)(填“＞”、“＜”或“=”)。
(4)人体血液存在H2CO3(CO2)与NaHCO3的缓冲体系，能有效除掉人体正常代谢产生的酸、碱，保持pH的稳定，有关机理说法正确的是_______(填写选项字母)。
a.代谢产生的H+被结合形成H2CO3
b.血液中的缓冲体系可抵抗大量酸、碱的影响
c.代谢产生的碱被H2CO3中和转化为
Ⅱ.(5)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10−5，H2SO3的Ka1=1.3×10−2，Ka2=6.2×10−8.若氨水的浓度为2.0 mol·L−1，溶液中的c(OH−)=_______ mol·L−1，0.1 mol·L−1的(NH4)2SO3溶液显_______(填“酸性”、“碱性”或“中性”)。
6．回答下列问题：
(1)已知：H2S：Ka1=1.3×10-7 Ka2=7.1×10-15 H2CO3：Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 CH3COOH：Ka=1.8×10-5 NH3·H2O：Kb=1.8×10-5
①常温下，0.1mol·L-1Na2S溶液和0.1mol·L-1Na2CO3溶液，碱性更强的是______，其原因是_______。
②25℃时，CH3COONH4溶液显______性。NaHCO3溶液的pH______(填“大于”或“小于”)CH3COONa溶液的pH。
③NH4HCO3溶液显______性，原因是_______。
(2)25 ℃时，H2SO3⇌HSO+H+的电离常数Ka=1.0×10-2，则该温度下NaHSO3的水解常数Kh=___；若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将______(填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)能证明Na2SO3溶液中存在SO+H2O⇌HSO+OH-水解平衡的事实是_____(填字母，下同)。
A．滴入酚酞溶液变红，再加H2SO4溶液红色褪去
B．滴入酚酞溶液变红，再加BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
C．滴入酚酞溶液变红，再加氯水后红色褪去
(4)已知：Ka(HClO2)=1.1×10-2，Ka(CH3COOH)=1.8×10-5。25℃时，浓度均为0.1mol·L-1的NaClO2溶液和CH3COONa溶液，两溶液中c(ClO)______(填“>”“<”或“=”)c(CH3COO-)。若要使两溶液的pH相等应________。
a．向NaClO2溶液中加适量水
b．向NaClO2溶液中加适量NaOH
c．向CH3COONa溶液中加CH3COONa固体
d．向CH3COONa溶液中加适量的水
(5)在空气中直接加热CuCl2·2H2O晶体得不到纯的无水CuCl2，原因是_______(用化学方程式表示)。由CuCl2·2H2O晶体得到纯的无水CuCl2的合理方法是________。
7．弱酸的电离平衡常数与对应酸根的水解平衡常数存在某种定量关系。
(1)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性，原因是_____________________________________(用离子方程式表示)。向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中水的电离平衡将__________(填“正向”“不”或“逆向”)移动,所滴加氨水的浓度________mol·L-1 (NH3·H2O的电离平衡常数取Kb=2×10-5)。
(2)已知常温下CN-的水解常数Kh=1.61×10-5，含等物质的量浓度HCN与NaCN的混合溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN-)________(填“>”“<”或“=”)c(HCN)。溶液中各离子浓度由大到小的顺序为_______________________。
8．化学上把外加少量酸、碱，而pH基本不变的溶液，称为缓冲溶液。
I.现有25℃时，浓度均为的和的缓冲溶液，pH=4.76，回答下列问题：[25℃时，为盐的水解常数]
(1)25℃时_______(写表达式)，计算_______(保留三位有效数字)。
(2)该缓冲溶液中离子浓度由大到小的顺序是_______。
(3)用1.0L上述缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液(忽略溶液体积的变化)，反应后溶液中c(H+)_______mol/L。
(4)改变下列条件，能使稀溶液中保持增大的是_______。
a.升温 b.加入NaOH固体 c.稀释 d.加入CH3COONa固体
II.人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系()维持pH稳定。已知正常人体血液在正常体温时，的一级电离常数，，。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”或“不变”)。
9．室温下，某0.1mol/L的CH3COONa溶液的pH=11。
（1）写出水解常数的表达式Kh=___。
（2）写出水解常数Kh与Ka、Kw之间的关系式___。
（3）计算CH3COONa水解百分数（水解度）___。
10．常温下，有浓度均为0.1mol/L的下列4种溶液：
①NaCN溶液；②NaOH溶液；③CH3COONa溶液；④NaHCO3溶液
已知：
HCN
H2CO3
CH3COOH
Ka=5.0×10-10
Ka1=4×10-7
Ka2=5.0×10-11
Ka=1.7×10-5
(1)这4种溶液pH大到小的顺序是___________(填序号)。
(2)常温下，的水解常数Kh=2×10-4，当Na2CO3溶液中c()：c()=2：1时，试求该溶液的pH=___________。
(3)25℃时，某HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，则为___________。
(4)往NaCN溶液通入少量CO2气体时，发生的化学反应方程式___________。
11．常温下向20mL0.1mol·L-1Na2CO3溶液中逐滴加入0.1mol·L-1HCl溶液40mL，溶液中含碳元素的各种微粒(CO2因逸出未画出)物质的量分数(纵轴)随溶液pH变化的部分情况如图所示。
回答下列问题：
(1)在同一溶液中，H2CO3、HCO、CO___(填“能”或“不能”)大量共存。
(2)当pH=7时，溶液中含碳元素的主要微粒为___；溶液中各种离子的物质的量浓度的大小关系为___。
(3)已知在25℃时，CO水解反应的平衡常数即水解常数Kh=2×10-4mol•L-1，当溶液中c(HCO)：c(CO)=2：1时，溶液的pH=__。
12．0.010mol·L-1的二元酸H2A溶液中H2A、HA-、A2-的物质的量分数δ(X)随pH变化如图所示。
(1)用离子方程式说明Na2A溶液显碱性的原因___；溶液中c(Na+)+c(H+)=___。
(2)H2A分两步发生电离，对应的电离平衡常数分别为Ka1和Ka2。由图确定下列数据(保留整数位)：
①将0.020mol·L-1Na2A溶液和0.010mol·L-1盐酸等体积混合，所得溶液的pH约为___。
②0.010mol·L-1的NaHA溶液中，HA-的水解常数Kh约为__；该溶液中离子浓度由大到小的顺序为__。
13．电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据：
化学式
电离平衡常数(25 ℃)
HCN
K=4.9×10-10
CH3COOH
K=1.8×10-5
H2CO3
K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11
(1)25 ℃时，等浓度的HCN和NaCN混合溶液显_____性。(酸、碱、中)
(2)25 ℃，两种酸的电离平衡常数如表。
Ka1
Ka2
H2SO3
1.3×10-2
6.3×10-4
H2CO3
4.2×10-7
5.6×10-11
①HSO的电离平衡常数表达式K=______。
②足量H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为___________。
(3)室温时，向100mL 0.1mol/L NH4HSO4溶液中滴加0.1mol/L NaOH溶液，得到溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示：
试分析图中a、b、c、d四个点，水的电离程度最大的是___________；在b点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是___________。
14．电解质在水溶液中存在各种行为，如电离、水解、沉淀溶解等，据所学知识回答下列问题：
（1）t℃时，纯水中c(H+)＝1×10-6 mol·L-1，则该温度下水的离子积常数KW＝_______mol2••L-2；该温度下，pH＝2的H2SO4溶液中由水电离出的[H+]为_________ mol•L-1。
（2）25℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4，其中水的电离程度由大到小顺序为__________________（用序号回答）。
（3）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，则溶液中c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=______ mol•L-1，a____ b（填“﹥”、“﹤”或“=”）。
（4）常温下，稀释0.5 mol·L−1的醋酸溶液，下图中的纵坐标不能表示_________
A．CH3COOH的电离程度 B．溶液中H+的数目
C．溶液中的值 D．溶液中CH3COOH的浓度
15．请回答下列问题。
（1）水的电离平衡曲线如图所示。
①KW（T1℃）_____KW（T2℃）（填“＞”、“＜”或“=”）。T2℃时1mol·L-1的NaOH溶液中，由水电离出的c(H+)=______mol·L-1。
②M区域任意一点均表示溶液呈__________（填“酸性”、“中性”或“碱性”）。
③25℃时，向纯水中加入少量NH4Cl固体，对水的电离平衡的影响是_____（填“促进”、“抑制”或“不影响”）。
（2）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知：25℃时，Ka(HClO)=K=4.6×10﹣9、Ka(CH3COOH)=1.8×10﹣5、Ka1(H2CO3)=4.3×10﹣7、Ka2(H2CO3)=5.6×10﹣11。
①25℃时，有等浓度的a．NaClO溶液 b．CH3COONa 溶液 c．Na2CO3溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为_____；（填序号）
②25℃时，等浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，则c(Na+)____c(CH3COO﹣)（填“＞”、“＜”或“=”）。
16．北京奥运会“祥云”火炬燃料是丙烷(C3H8)，亚特兰大奥运会火炬燃料是丙烯(C3H6)。
（1）丙烷脱氢可得丙烯。
已知：C3H8(g)═CH4(g)+HC≡CH(g)+H2(g)△H1=+156.6kJ/mol
CH3CH=CH2(g)═CH4(g)+HC≡CH(g)△H2=+32.4kJ/mol
则相同条件下，反应C3H8(g)═CH3CH=CH2(g)+H2(g)的△H=_____ kJ·mol－1。
（2）以丙烷为燃料制作新型燃料电池，电池的正极通入O2和CO2，负极通入丙烷，电解质是熔融碳酸盐。电池反应方程式为______________________________；放电时CO32－移向电池的_______(填“正”或“负”)极。
（3）碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH =5.60，c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二步电离，则H2CO3HCO3－＋H＋的平衡常数K1=______________mo1/L。(已知10-5.60=2.5×10-6)
（4）常温下，0.1 mo1/L NaHCO3溶液的pH大于8，则溶液中c(H2CO3)__c(CO32－)(填“＞”、“＝”或“＜”)，原因是__________________________(用简要的文字明)。
17．FeCl3具有净水作用，但腐蚀设备，而聚合氯化铁是一种新型的絮凝剂，处理污水比FeCl3高效，且腐蚀性小。请回答下列问题：
（1）FeCl3净水的原理是___________________。FeCl3溶液腐蚀钢铁设备，除H＋作用外，另一主要原因是（用离子方程式表示）______________________。
（2）为节约成本，工业上用NaClO3氧化酸性FeCl2废液得到FeCl3。
①若酸性FeCl2废液中c（Fe2＋）=2.0×10-2mol·L-1, c（Fe3＋）=1.0×10-3mol·L-1, c（Cl－）=5.3×10-2mol·L-1,则该溶液的PH约为_____________________。
②完成NaClO3氧化FeCl2的离子方程式：
ClO3-+Fe2＋+_________ =Cl－+Fe3＋+__________.
（3）FeCl3在溶液中分三步水解：
Fe3＋+H2O Fe（OH）2++H＋——K1
Fe（OH）2++H2OFe（OH）2++H＋——K2
Fe（OH）2++H2OFe（OH）3+H＋——K3
以上水解反应的平衡常数K1、K2、K3由大到小的顺序是__________。
（4）FeCl3也可以用作SO2尾气的吸收剂，原理上与NaOH吸收SO2有何不同______________________
（5）电解时，微粒的放电顺序遵循微粒得失电子能力的强弱，SO32—具有强的还原性。用NaOH吸收烟气中的SO2，将所得的Na2SO3溶液用碳棒进行电解，写出阳极电极反应_____________________________
18．I.某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程式：H2B=H++HB-，HB-⇌H++B2-，回答下列问题：
(1)Na2B溶液显_______(填“酸性”“中性”或“碱性”)。理由是：_______(用离子方程式表示)。
(2)在0.1 mol·L-1的Na2B溶液中，下列粒子浓度关系式正确的是_______。
A．c(B2-)+c(HB-)+c(H2B)=0.1 mol·L-1
B．c(Na+)+c(OH-)=c(H+)+c(HB-)
C．c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HB-)+2c(B2-)
D．c(Na+)=2c(B2-)+2c(HB-)
(3)已知0.1 mol·L-1NaHB溶液的pH=2，则0.1 mol·L-1H2B溶液中氢离子的物质的量浓度可能_______0.11 mol·L-1(填“<”“>”或“=”)，理由是_______。
(4)0.1 mol·L-1NaHB溶液中各种离子浓度由大到小的顺序是_______。
II.在25℃时，碳酸钙在水中的沉淀溶解平衡曲线如图 2 所示，已知 25℃时硫酸钙的Ksp=9.1×10-6。
(1)通过蒸发，可使稀溶液由_______点变化到_______点。
(2)在 25℃时，反应 CaSO4(s)+CO(aq)⇌CaCO3(s)+SO(aq)的平衡常数 K=_______。
19．已知：乙二酸俗称草酸(结构简式为HOOC－COOH，可简写为H2C2O4)。25℃时，草酸的电离平衡常数为K1＝5.0×10－2，K2＝5.4×10－5；碳酸(H2CO3)的电离平衡常数为K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。草酸钙的Ksp＝4.0×10－8，碳酸钙的Ksp＝2.5×10－9。回答下列问题：
(1)相同条件下物质的量浓度都为0.1mol/L的Na2C2O4溶液的pH比Na2CO3溶液的pH__。(填“大”“小”或“相等”)
(2)常温下将0.1 mol/L的KOH溶液10mL与0.1 mol/L的草酸溶液10mL混合，若混合溶液显酸性，则混合后溶液中阴离子浓度的大小顺序为__。
(3)25℃时，向20 mL碳酸钙的饱和溶液中逐滴加入8.0×10－4 mol/L的草酸钾溶液10mL后，能否产生沉淀(写出计算过程)__________。
20．（1）碳酸钠溶液中各离子按照浓度从大到小的顺序依次为： ________________________。
（2）下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.8×10-5
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
3.0×10－8
根据分析表格中数据可知，H2CO3、CH3COOH、HClO 三种酸的酸性从强到弱依次是______________；下列反应不能发生的是________(填字母)。
a. CO32-＋2CH3COOH＝2CH3COO-＋CO2↑＋H2O b. ClO－＋CH3COOH＝CH3COO－＋HClO
c. CO32－＋2HClO＝CO2↑＋H2O＋2ClO－ d. 2ClO－＋CO2＋H2O＝CO32－＋2HClO
25℃时， 等浓度的Na2CO3、CH3COONa 和NaClO三种溶液的pH从小到大依次是___________________。
（3） 25℃时， Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12， Ksp[MgF2]＝7.42×10－11。 该温度下饱和Mg(OH)2溶液与饱和 MgF2溶液相比， _________(填化学式)溶液中的 c(Mg2＋)大。
（4）25℃时，若测得CH3COOH与CH3COONa的混合溶液的pH＝6，则溶液中c(CH3COO－)-c(Na＋)＝___mol·L-1(填计算式，不用求具体值)。
（5）常温下，向一定体积pH=14的 Ba(OH)2溶液中滴加一定浓度的NaHSO4溶液，当硫酸根恰好沉淀时，混合液pH=13，若混合后溶液体积等于两溶液体积和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比为___________。
（6）体积均为10 mL、pH均为2的醋酸溶液与HX溶液分别加水稀释至1000 mL，稀释过程中pH变化如下图所示。
稀释后，HX溶液中水电离出来的c(H＋)_____ (填“>”、“=”或“<”)醋酸溶液中水电离出来的c(H＋)；
21．连二次硝酸(H2N2O2)是一种二元酸，可用于制N2O气体。
(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－1H2N2O2溶液，测得溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示。
①写出H2N2O2在水溶液中的电离方程式：____________________________。
②c点时溶液中各离子浓度由大到小的顺序为_______________________________。
③b点时溶液中c(H2N2O2)________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)c(N2O)。
④a点时溶液中c(Na＋)________c(HN2O)＋c(N2O)。
(3)硝酸银溶液和连二次硝酸钠溶液混合，可以得到黄色的连二次硝酸银沉淀，向该分散系中滴加硫酸钠溶液，当白色沉淀和黄色沉淀共存时，分散系中＝________。[已知Ksp(Ag2N2O2)＝4.2×10－9，Ksp(Ag2SO4)＝1.4×10－5]
22．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。根据题意回答下列问题：
(1)写出酸H2A的电离方程式_________________________。
(2)若溶液M由10 mL 2 mol·L－1NaHA溶液与10 mL 2 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合而成，则溶液M的pH________(填“<”“>”或“＝”)7，溶液中离子浓度由大到小的顺序为______________。已知Ksp(BaA)＝1.8×10－10，向该溶液中加入10 mL 1 mol·L－1BaCl2溶液，混合后溶液中的Ba2＋浓度为________mol·L－1。
(3)若有下列三种溶液：①0.01 mol·L－1的H2A溶液；②0.01 mol·L－1的NaHA溶液；③0.02 mol·L－1的HCl与0.04 mol·L－1的NaHA溶液等体积混合，则三种情况下，溶液中c(H2A)最大的是____________；pH由大到小的顺序为______________。
(4)若溶液M由pH＝3的H2A溶液V1 mL与pH＝11的NaOH溶液V2 mL混合反应而得，混合溶液中＝104，V1与V2的大小关系为________(填“V1大于V2”“V1等于V2”“V1小于V2”或“均有可能”)。
23．（1）氨的水溶液显弱碱性，其原因为___________________(用离子方程式表示)，0.1的氨水中加入少量的NH4Cl固体，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量的明矾，溶液中的NH4+的浓度__________(填“增大”或“减小”)；
（2）25℃，在0.10mol•L-1H2S溶液中，通入HCl气体或加入NaOH固体以调节溶液pH，溶液pH与c(S2-)关系如图(忽略溶液体积的变化、H2S的挥发)。
①pH=13时，溶液中的c(H2S)+c(HS-)=_______ mol•L-1；
②某溶液含0.020mol•L-1Mn2+、0.10mol•L-1H2S，当溶液pH=_______时，Mn2+开始沉淀．[已知：Ksp(MnS)=2.8×10-13]。
（3）25℃，两种酸的电离平衡常数如下表。
Ka1
Ka2
H2SO3
1.3×10-2
6.3×10-8
H2CO3
4.2×10-7
5.6×10-11
①HSO3-的电离平衡常数表达式K=___________________；
②0.10mol•L-1Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为___________________；
③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的离子方程式为___________________；
（4）银是一种贵金属，古代常用于制造钱币及装饰器皿，现代在电池和照明器材等领域亦有广泛应用。久存的银器皿表面会变黑，失去银白色的光泽，原因是___________________，已知Ksp(AgCl)=1.8×10-10，若向5mL0.018mol•L-1的AgNO3溶液中加入5mL0.020mol•L-1的盐酸，混合后溶液中的Ag+的浓度为_______mol•L-1，pH为__________。
参考答案
1．9×108 CN-+CO2+H2O=+HCN 9.9×10-7mol·L-1(或10-6-10-8) 18 10 ＞ 10-3moL/L
【详解】
(1)25℃时，在0.5mol·L-1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H+)= mol/L=3×10−3mol/L，水电离出的c(H+)= = mol/L，则25℃时，在0.5 mol⋅L−1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H+)约是由水电离出的c(H+)倍数= = ；
(2)电离平衡常数： ，电离平衡常数越大酸性越强，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，则向NaCN溶液中通入少量二氧化碳，二者反应生成碳酸氢钠和HCN，离子方程式为 ；
(3)任何电解质溶液中都存在电荷守恒,根据电荷守恒得c( )+c(OH−)=c(Na+)+c(H+)，则c()−c(Na+)=c(H+)−c(OH−)=(10-6-10-8)mol/L=9.9×10-7mol/L， =18；
(4)溶液呈中性，则c(H+)=c(OH−)=10−7mol/L，混合后溶液体积增大一倍导致离子浓度降为原来的一半，结合电荷守恒得混合溶液中c(CH3COO−)=c(Na+)=0.5bmol/L，结合电荷守恒得c(CH3COOH)=(0.5a−0.5b)mol/L，电离平衡常数Ka= =；
(5) ① Kh＝= =2×10-4，解得c( )= 10-4，c(H+)= = , pH＝10；
②常温下，0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH为8.3，溶液显碱性，则碳酸氢根离子的水解大于碳酸氢根离子的电离，所以c(H2CO3) >c()；
(6)某温度时，纯水的pH=6，则该温度下纯水中c(H+)=c(OH−)=10−6mol/L，该温度下的离子积常数为10−12， 向该温度下的纯水中加入少量的碳酸钠固体，使溶液pH为9，促进水电离，则水电离出的c(OH−)= mol/L= mol/L。
2．Na2S溶液 H2S的Ka2小于H2CO3的Ka2，Na2S更容易水解 中 大于 碱 NH3·H2O的Kb>H2CO3的Ka1，故NH的水解程度小于HCO的水解程度 1.0×10-12 增大 B
【详解】
(1)①根据H2S：Ka2=7.1×10-15小于H2CO3：Ka2=5.6×10-11，酸的酸性越弱，其盐水解程度越大，碱性越强，则Na2S溶液的碱性强；
②CH3COOH：Ka=1.8×10-5等于NH3·H2O：Kb=1.8×10-5，CH3COONH4溶液显中性；CH3COOH：Ka=1.8×10-5大于H2CO3：Ka1=4.3×10-7，则NaHCO3溶液的pH大于CH3COONa溶液的pH；
③NH3·H2O的Kb＞H2CO3的Ka1，故NH的水解程度小于HCO的水解程度，则NH4HCO3为相对的强碱弱酸盐，溶液显碱性；
(2) Kh=c(H2SO3)×c(OH-)÷c(HSO)= c(H2SO3)×c(OH-)×c(H+)÷[c(HSO)×c(H+)]=Kw÷Ka=1.0×10-12；I2与H2SO3反应生成硫酸和HI，导致溶液酸性增强，c(H+)增大，H2SO3⇌HSO+H+逆向移动，增大；
(3) A．滴入酚酞试液变红，说明溶液呈碱性，溶液中c(OH-)浓度大于c(H+)，再加入H2SO4溶液后，H2SO4与Na2SO3反应，且H2SO4溶液呈酸性，可以使溶液褪色，不能说明存在SO+H2O⇌HSO+OH-水解平衡，A错误；
B．滴入酚酞试液变红，说明溶液中c(OH-)浓度大于c(H+)，再加入BaCl2溶液后，Ba2+和SO反应生成BaSO3沉淀，而和HSO不反应，溶液红色褪去，所以说明存在SO +H2O⇌ HSO+OH-水解平衡，B正确；
C．滴入酚酞试液变红，再加入氯水后，Cl2和水反应生成HCl和HClO，HClO具有漂白性，能使红色褪去，且Cl2具有强氧化性，能氧化SO、HSO3-和H2SO3，而使溶液褪色，不能说明存在SO+H2O⇌ HSO+OH-水解平衡，C错误；
答案为B。
3．①④③② C6H5OH + PO43—= C6H5O—+ HPO42— = D
【详解】
(1). 根据表中数据可知，酸的电离平衡常数大小顺序是①④③②，酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，所以它们的酸性由强到弱的是①④③②，故答案为①④③②；
(2). 苯酚的电离平衡常数大于磷酸的第三步电离平衡常数，小于磷酸的第二步电离平衡常数，则苯酚和磷酸钠反应生成苯酚钠和磷酸一氢钠，离子方程式为：C6H5OH + PO43—= C6H5O—+ HPO42—，故答案为C6H5OH + PO43—= C6H5O—+ HPO42—；
(3). 25℃时，等体积等浓度的醋酸和氨水混合，二者恰好完全反应生成醋酸铵，由表中数据可知，醋酸和氨水的电离平衡常数相等，则醋酸根离子和铵根离子水解程度相等，所以醋酸铵溶液呈中性，c(OH−)= c(H＋)，根据电荷守恒式c(OH−)＋c(CH3COO−)=c(NH4+) ＋c(H＋)可知， c(CH3COO−)=c(NH4+)，故答案为=；
(4). 25℃时，一水合氨的电离程度大于苯酚，则苯酚铵溶液呈碱性，A. 若混合液pH＞7，则溶液呈碱性，溶液中的溶质为苯酚铵或苯酚铵和一水合氨，苯酚和氨水的浓度相等，要使溶液呈碱性，苯酚的体积小于或等于或大于氨水的体积都可能使混合溶液呈碱性，故A错误；B. 若混合液pH<7，溶液中的溶质为苯酚和苯酚铵，pH<7，则c(H+)>c(OH−)，溶液中存在电荷守恒，根据电荷守恒得c(H+)+c(NH4+)=c(C6H5O−)+c(OH−)，所以c(C6H5O−)>c(NH4+)，故B错误；C. 含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐促进水的电离，酸抑制水的电离，所以苯酚铵促进水的电离，苯酚抑制水的电离，因此V=10时，混合液中水的电离程度大于10 mL 0.01mol/L苯酚溶液中水的电离程度，故C错误；D. 任何电解质溶液中都遵循物料守恒，根据物料守恒得V=5时，2c(NH3·H2O)+ 2 c (NH4+)= c (C6H5O—)+ c (C6H5OH)，故D正确；答案选D；
(5). 碳酸根离子发生第一步水解反应的离子方程式为：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，根据平衡常数的定义可知，Na2CO3第一步水解反应的水解常数的表达式为：，故答案为。
点睛：本题综合考查弱电解质的电离、盐类水解、酸碱溶液混合的定性判断等知识点，题目难度中等，解答本题的关键是根据弱电解质电离平衡常数的大小判断酸的酸性强弱。难点是第（4）问，解题时要根据表中电离常数的数据，根据一水合氨的电离程度大于苯酚，则苯酚铵溶液呈碱性，再灵活运用电荷守恒、物料守恒等知识解答即可。
4．H2CO3H++ K2 = C(H+)( )/ C() 2.5×10-4mol/L 11.7
【详解】
试题分析：碳酸属于弱酸存在分步电离，电离过程是可逆过程，第一步的电离方程式为：H2CO3H++；；第二步电离方程式： +H+，K2的表达式是K2= C(H+)()/ C()
（2）Na2CO3溶液的水解方程式： +H2O+OH-，Kh= C(OH-)()/ C(),已知K2= C(H+)()/ C(),KW= C(H+)(OH-),所以Kh=KW/K2=10-14/=4.0×10-11=2.5×10-4mol/L;因为Kh= C(OH-)()/ C()=2.5×10-4mol/L， C(OH-)=()， C()=0.1mol/L,所以C(OH-)=5×10-3mol/L，C(H+)=KW/ C(OH-)=2×10-12mol/L，PH=11.7。
考点：考查水解和电离
5．CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH-) ＞ ac 6.0×10-3 碱性
【详解】
Ⅰ.(1)CH3COONa水解生成醋酸和NaOH，离子方程式为CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-；
(2)该缓冲溶液的pH=4.76，呈酸性，即c(H+)＞c(OH-)，电荷守恒关系为c(CH3COO-)+c(OH-)＝c(Na+)+c(H+)，又因为浓度均为0.10mol/L的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH-)；
(3)浓度均为0.10mol/L的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，即Ka(CH3COOH)＞Kb(CH3COO-)；
(4)a．缓冲溶液中存在H2CO3⇌H++HCO平衡，人体代谢产生的H+与HCO结合形成H2CO3，随血液带到肺部分解生成二氧化碳和水，故a正确；
b．血液中的缓冲体系可抵抗少量酸或碱的影响，不能抵抗大量酸或碱的影响，否则缓冲溶液失去作用、出现酸或碱中毒，故b错误；
c．代谢产生的碱性物质进入血液时，立即被H2CO3中和成HCO，经过肾脏调节排除体外，同时H+又可由H2CO3电离补充，维持血液pH的稳定，故c正确；
故答案为：ac。
Ⅱ.(5)若氨水的浓度为2.0mol•L-1，一水合氨电离程度较小，则c(NH3•H2O)≈2.0mol/L，c(OH−)≈=c(NH)，溶液中的c(OH−)≈=0.006mol/L；NH的水解平衡常数Kh=≈5.6×10-10，SO的水解平衡常数Kh=≈1.6×10-7＞5.6×10-10，则NH水解程度小于SO的水解程度，所以溶液呈碱性。
6．Na2S溶液 H2S的Ka2小于H2CO3的Ka2，Na2S更容易水解 中 大于 碱 NH3·H2O的Kb>H2CO3的Ka1，故NH 的水解程度小于HCO的水解程度 1.0×10-12 增大 B > bd CuCl2·2H2OCu(OH)2+2HCl 在干燥的HCl气流中加热脱水
【详解】
(1)①Na2S水溶液中主要存在S2-的水解，Na2CO3溶液中主要存在CO的水解，H2S的Ka2小于H2CO3的Ka2，所以Na2S更容易水解，所以同浓度的Na2S溶液的碱性更强；
②根据题目所给数据可知CH3COOH的电离平衡常数与NH3·H2O的电离平衡常数相等，则醋酸根和铵根的水解程度也相同，所以醋酸铵溶液显中性；
根据题意可知CH3COOH的Ka大于H2CO3的Ka1，所以碳酸氢根的水解程度更大，则碳酸氢钠的pH更大；
③铵根水解使溶液显酸性，碳酸氢根水解使溶液显碱性，NH3·H2O的Kb>H2CO3的Ka1，故NH 的水解程度小于HCO的水解程度，所以溶液显碱性；
(2)NaHSO3的水解常数Kh==1.0×10-12；，加入少量碘单质，亚硫酸氢根被氧化成硫酸根，溶液酸性增强，氢氧根浓度减小，所以增大；
(3)A．硫酸可以电离出氢离子，使溶液酸性增强，红色褪去不一定是平衡发生移动，故A不符合题意；
B．产生沉淀说明钡离子和亚硫酸根反应生成亚硫酸钡沉淀，红色褪去说明碱性减弱，即溶液中存在水解平衡，加入氯化钡后平衡逆向移动，故B符合题意；
C．氯气具有强氧化性，加入氯水后发生反应SO+Cl2+H2O=SO+2Cl-+2H+，溶液酸性增强，红色褪去与平衡移动无关，且氯水中有具有漂白性的HClO也可以使红色褪去，故C不符合题意；
(4)Ka(HClO2)> Ka(CH3COOH)，所以ClO的水解程度比CHCOO-要小，则浓度相同的两种溶液中c(ClO)>c(CH3COO-)；浓度相同时CH3COONa溶液的碱性更强，pH更大；
a．向NaClO2溶液中加适量水，溶液被稀释，碱性减弱，故a不符合题意；
b．NaOH可以电离出氢氧根使溶液碱性增强，可以使两溶液pH相等，故b符合题意；
c．CH3COONa水解使溶液显碱性，向CH3COONa溶液中加CH3COONa固体会使醋酸钠溶液的pH更大，故c不符合题意；
d．向CH3COONa溶液中加适量的水，溶液被稀释，碱性减弱，可以使两溶液pH相等，故d符合题意；
综上所述答案为bd；
(5)加热过程中铜离子会水解产生氢氧化铜和HCl，而HCl具有挥发性，加热促进水解，所以无法得到纯的无水CuCl2，相关化学方程式为CuCl2·2H2OCu(OH)2+2HCl；为抑制铜离子水解，应在干燥的HCl气流中加热脱水。
7．NH+H2ONH3·H2O+H+ 逆向 碱 ＜ c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)
【详解】
(1)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3，25°C时，将a mol NH4NO3溶于水，溶液显酸性，是因为铵根离子水解，反应的离子方程式为：，加入氨水溶液抑制铵根离子水解，平衡逆向进行，将a molNH4NO3溶于水，向该溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，依据电荷守恒计算可知，溶液中氢氧根离子浓度=10-7mol/L，C (NH)=c()，的电离平衡常数Kb=2×10-5mol/ L，设混合后溶液体积为1L， C (NH)=c() =amol/L；根据一水合氨电离平衡得到：，平衡常数K= = =2×10-5mol/ L，计算得到c ()=，故答案为： NH+H2ONH3·H2O+H+；逆向；；
(2) Kh(CN-)=1.61×10-5 ， Ka (HCN) =，因此CN-的水解能力强于HCN的电离能力，由于盐与酸的总浓度相等，故水解产生的c (OH-) 大于电离生成的c (H+) ，混合溶液显碱性，由于水解能力更强，故c (CN-)
【详解】
I. (1)25℃时醋酸根离子水解的离子方程式是，常数， 5.71×10-10；
(2) 浓度均为的和的缓冲溶液，pH=4.76，溶液呈酸性，说明醋酸电离大于醋酸钠水解，该缓冲溶液中离子浓度由大到小的顺序是；
(3)用1.0L上述缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液(忽略溶液体积的变化)，pH几乎不变，反应后溶液中c(H+)=1×10-4.76 mol/L；
(4) a．升温，平衡正向移动， 减小、 增大，所以减小；
b．加入NaOH固体， 增大，平衡逆向移动，减小，不变，所以减小；
c．稀释，减小，不变，所以减小；
d．加入CH3COONa固体， 增大，平衡正向移动，增大，不变，所以增大；
选d。
II.，，，，则正常人体血液的pH约为7.4，当过量的酸进入血液中时，不变，氢离子浓度增大，所以血液缓冲体系中的值将变小。
【点睛】
本题考查电离平衡常数、水解平衡常数的应用，掌握平衡常数的表达式书写，明确平衡常数只与温度有关，温度不变，水解常数、电离常数都不变。
9．Kh= Kh= 1%
【详解】
CH3COONa属于强碱弱酸盐，在水中发生微弱水解离子方程式为CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，
(1)水解常数表达式为：Kh=；
(2)CH3COOH的电离平衡常数Ka=，水的离子积常数Kw=c(H+)•c(OH-)，Ka•Kh=×=c(H+)•c(OH-)=Kw，故答案为：Kh=；
(3)0.1mol/L的CH3COONa溶液的pH=11，则溶液中c(H+)=10-11mol/L，c(OH-)==mol/L=10-3mol/L，则水解消耗CH3COONa为10-3mol/L，因此CH3COONa水解百分数为×100%=1%。
10．②①④③ 10 0.02 NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3
【详解】
(1)由酸的电离平衡常数越大，对应酸的酸性越强，故酸性强弱为：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞ ，根据水解反应的规律：越弱越水解可知，这4种溶液pH大到小的顺序是②①④③，故答案为：②①④③；
(2)常温下，的水解常数Kh=2×10-4，+H2O+OH-，故当Na2CO3溶液中c()：c()=2：1时，Kh==2×10-4，c(OH-)=10-4mol/L，故该溶液的pH=10，故答案为：10；
(3)25℃时，某HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，Ka==5.0×10-10，故=50，则为0.02，故答案为：0.02；
(4) 由酸的电离平衡常数越大，对应酸的酸性越强，故酸性强弱为：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞，根据强酸制弱酸的原理，故往NaCN溶液通入少量CO2气体时，发生的化学反应方程式：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，故答案为：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3。
11．不能 HCO c(Na+)>c(Cl-)>c(HCO)> c(OH-)= c(H+) 10
【详解】
(1)由图可知，H2CO3存在于pH＜8的溶液中，CO存在于pH＞8的溶液中，二者不能大量共存于同一溶液中，故答案为：不能；
(2)由图可知，pH=7时，溶液主要存在的离子是HCO；pH=7时，c(OH-)= c(H+)，此时溶液中存在H2CO3和HCO，说明此时加入HCl溶液的体积小于40mL且大于20mL，则c(Na+)>c(Cl-)>c(HCO)，故答案为：c(Na+)>c(Cl-)>c(HCO)> c(OH-)= c(H+)；
(3)Kh=2×10-4mol/L，则当溶液中c(HCO)：c(CO)=2：1时，Kh==2×10-4mol/L，c(OH- )=1×10-4 mol/L，c(H+ )=1×10-10mol/L，所以溶液的pH=10，故答案为：10。
12．A2-+H2OHA-+OH- c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-) 10 1×10-8 c(Na+)>c(HA-)>c(OH-)>c(H+)>c(A2-)
【分析】
由图可知H2A溶液中存在H2A、HA-、A2-三种微粒，则H2A为二元弱酸，Ka1==10-6，Ka2==10-10，据此解答。
【详解】
(1)H2A为二元弱酸，Na2A溶液因A2-水解显碱性，水解的离子方程式为A2-+H2OHA-+OH-；由电荷守恒可知c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-)，故答案为：A2-+H2OHA-+OH-；c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-)；
(2)①将0.020mol·L-1Na2A溶液和0.010mol·L-1盐酸等体积混合，有一半Na2A和HCl反应生成NaCl和NaHA，所得溶液为0.005 mol·L-1的NaCl、0.005mol·L-1的Na2A和0.005 mol·L-1的NaHA混合溶液，≈，由图可知pH约为10，故答案为：10；
②由分析可知Ka1=10-6，则由Ka1×Kh(HA-)=Kw得：Kh(HA-)==1×10-8，NaHA溶液中存在HA-的电离平衡HA-和水解平衡HA-+H2O，Kh(HA-)=10-8>Ka2=Ka(HA-)=10-10，则c(OH-)>c(H+)，水解和电离都是微弱的，则c(Na+)>c(HA-)>c(OH-)>c(H+)，因还存在水的电离产生氢离子，所以c(H+)>c(A2-)，综上所述，0.010mol·L-1的NaHA溶液中，c(Na+)>c(HA-)>c(OH-)>c(H+)>c(A2-)，故答案为：1×10-8；c(Na+)>c(HA-)>c(OH-)>c(H+)>c(A2-)。
13．碱性 H2SO3＋HCO=HSO＋CO2↑＋H2O a c(Na+)>c(SO) > c(NH) > c(H+) = c(OH-)
【详解】
(1)由表格数据可知Ka(HCN)=4.9×10-10，则NaCN的水解常数，可知NaCN的水解程度大于HCN的电离程度，水解使溶液显碱性，故答案为：碱性；
(2)①HSO的电离方程式为：，电离平衡常数表达式K=，故答案为：；
②由电离平衡常数的数据可知：Ka1(H2SO3)>Ka2(H2SO3)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2CO3)，则酸性：H2SO3>HSO>H2CO3>HCO，足量H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应产物为HSO、CO2，反应的主要离子方程式为：H2SO3＋HCO=HSO＋CO2↑＋H2O，故答案为：H2SO3＋HCO=HSO＋CO2↑＋H2O；
(3)向100mL 0.1mol/L NH4HSO4溶液中滴加0.1mol/L NaOH溶液，当NaOH加入100mL时，硫酸氢铵中的氢离子恰好与氢氧化钠反应完，溶液中溶质为等浓度的硫酸钠和硫酸铵，其中硫酸铵为强酸弱碱盐，水解促进水的电离，再加氢氧化钠水的电离程度减小，因此水的电离程度最大的点为a点；由上述分析可知a点溶液中c(Na+)=c(SO)，则继续滴加氢氧化钠溶液到b点时， c(Na+)>c(SO)，根据电荷守恒：c(Na+) +c(NH) + c(H+) = c(OH-)+2c(SO)，b点溶液呈中性： c(H+) = c(OH-)，则c(Na+) +c(NH) =2c(SO)，又c(Na+)>c(SO)，则c(SO) > c(NH)，因此b点溶液中的离子浓度大小为：c(Na+)>c(SO) > c(NH) > c(H+) = c(OH-)，故答案为：c(Na+)>c(SO) > c(NH) > c(H+) = c(OH-)；
14．1×10-12 1×10-10 ④①②③ 0.5a > Ｄ
【详解】
(1)水的离子积常数Kw=c(H+)c(OH-)=1×10-6×1×10-6=1×10-12 mol2·L－2；该温度下，pH＝2的H2SO4溶液中氢离子浓度为0.01mol/L，则由水电离出的c(H+)为= mol/L =1×10-10mol·L-1；
(2)酸和碱都会抑制水的电离，相同物质的量浓度的氢氧化钠和硫酸因为硫酸电离出的氢离子浓度为氢氧化钠中的氢氧根离子浓度的2倍，所以前者水电离程度更大，铵根离子水解促进水的电离，所以水的电离程度由大到小的顺序为：④①②③；
(3) 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，则溶液中物料守恒分析，c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.5a mol·L-1；若二者恰好完全反应则溶液为碱性，所以为了使混合后溶液为中性，则需要酸过量，即a>b；
(4) A．醋酸溶液中加入水，随着水的量增加，CH3COOH的电离程度增大，故正确；B．醋酸电离程度增大，溶液中H+的数目增加，故正确；C．电离程度增大，所以溶液中的值增大，故正确；D．电离程度增大，溶液中CH3COOH的浓度减小，故错误。故选D。
15．＜ 1×10-13 碱性 促进 c＞a＞b ＞
【解析】
(1)①温度越高，水的电离程度越大，水的离子积常数越大，根据图像，KW(T1℃)＜KW(T2℃)。KW(T2℃)=10-13，T2℃时1mol·L-1的NaOH溶液中，c(OH-)=1mol/L，c(H+)=10-13 mol/L，则由水电离出的c(H+)=1×10-13mol·L-1，故答案为＜；1×10-13；
②M区域任意一点都存在c(H+)＜c(OH-)，表示溶液呈碱性，故答案为碱性；
③25℃时，向纯水中加入少量NH4Cl固体，氯化铵水解，促进水的电离，故答案为促进；
(2)①根据电离平衡常数，酸性：醋酸＞碳酸＞次氯酸＞碳酸氢根离子。25℃时，有等浓度的a．NaClO溶液 b．CH3COONa 溶液 c．Na2CO3溶液，三种溶液中碳酸钠的水解程度最大，pH最大，醋酸钠的水解程度最小，pH最小，pH由大到小的顺序为c＞a＞b，故答案为c＞a＞b；
②25℃时，等浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，恰好反应生成醋酸钠溶液，水解显碱性，则c(Na+)＞c(CH3COO﹣) ，故答案为＞。
16．+124.2 C3H8＋5O2=3CO2＋4H2O 负 4.2×10-7 mol·L-1 ＞ HCO3－ CO32－＋H＋，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，HCO3－的水解程度大于电离程度
【详解】
试题分析：（1）由C3H8(g)→CH4(g)+HC≡CH(g)+H2(g)△H1=+156.6kJ•mol-1①，
CH3CH=CH2(g)→CH4(g)+HC≡CH(g)△H2=+32.4kJ•mol-1 ②，
则根据盖斯定律，反应C3H8(g)→CH3CH=CH2(g)+H2(g)可由①-②得到，
所以△H=△H1-△H2=+156.6kJ•mol-1-(+32.4kJ•mol-1)=+124.2kJ•mol-1，
故答案为+124.2；
（2）负极通入丙烷，碳元素的化合价升高，电池的正极通入O2，氧元素的化合价降低，即丙烷与氧气反应生成二氧化碳和水，则电池的总反应为C3H8+5O2═3CO2+4H2O，原电池中阴离子向负极移动，即CO32-移向电池的负极，故答案为C3H8+5O2═3CO2+4H2O；负；
（3）常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH=5.60，c(H+)=c(HCO3-)=10-5.6mol/L；c(H2CO3)=1.5×10-5 mol•L-1．若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3的第一级电离的平衡常数K1===4.2×10-7 mol•L-1，故答案为4.2×10-7 mol•L-1；
（4）NaHCO3溶液的pH大于8，则水解大于电离，水解生成H2CO3，电离生成CO32-，即HCO3-CO32-+H+，HCO3-+H2OH2CO3+OH-，所以c(H2CO3)＞c(CO32-)，HCO3-的水解程度大于电离程度，故答案为＞； HCO3-CO32-+H+、HCO3-+H2OH2CO3+OH-，HCO3-的水解程度大于电离程度。
考点：考查了热化学方程式；原电池和电解池的工作原理的相关知识。
17．Fe3+水解形成的Fe（OH）3胶体微粒能吸附水中悬浮的杂质 2Fe3+ + Fe===3Fe2+ pH=2 6H+ 3H2O K1>K2>K3 FeCl3吸收SO2是利用SO2的还原性，NaOH吸收SO2是利用SO2的酸性 SO32——2e—+H2O====SO42— + 2H+
【详解】
试题分析：（1）Fe3+水解生成的Fe（OH）3胶体粒子能吸附水中的悬浮杂质 ，所以可起到净水的作用；钢铁设备中的Fe会与铁离子反应生成亚铁离子，离子方程式是2 Fe3++Fe="3" Fe2+；
（2）①根据电荷守恒，则溶液中氢离子的浓度是c（H＋）=c（Cl－） -2 c（Fe2＋）-3 c（Fe3＋）=1.0×10-2mol·L-1，pH=2；②根据题意，氯酸钠氧化酸性的氯化亚铁，则反应物中有氢离子参加，则生成物中有水生成，Cl元素的化合价从+5价降低到-1价，得到6个电子，而Fe元素的化合价从+2价升高到+3价，失去1个电子，根据得失电子守恒，则氯酸根离子的系数为1，Fe2+的系数为6，则铁离子的系数也是6，氯离子的系数是1，根据电荷守恒，则氢离子的系数是6，水的系数是3，化学方程式为ClO3— + 6Fe2+ + 6H+====Cl— + 6Fe3+ + 3H2O；
（3）铁离子的水解分为三步，且水解程度逐渐减弱，所以水解平衡常数逐渐减小，则K1>K2>K3；
（4）FeCl3吸收SO2是利用SO2的还原性，NaOH吸收SO2是利用SO2的酸性；
（5）SO32—具有强的还原性，用碳棒进行电解Na2SO3溶液用碳棒进行电解，SO32—在阳极放电，电极反应为SO32——2e—+H2O====SO42— + 2H+。
考点：考查氯化铁的性质及应用。
18．碱性 B2－＋H2O⇌HB－＋OH－ CD < H2B第一步电离产生的H＋抑制了HB－的电离 c(Na＋)>c(HB－)>c(H＋)>c(B2－)>c(OH－) a b 3250
【分析】
按盐类水解规律、结合已知条件判断溶液的酸碱性、结合电荷守恒、物料守恒和质子守恒判断说法正误；按定义、从图中提取数据计算平衡常数；
【详解】
I (1) Na2B是强碱弱酸盐，水解显碱性，离子方程式为B2－＋H2O⇌HB－＋OH－。
(2)在0.1 mol·L-1的Na2B溶液中，， ， ，关于说法：A． H2B完全电离，H2B分子在水中不存在，A错误；B． 由质子守恒知c(OH-)=c(H+)+c(HB-)，B错误；C．由电荷守恒知c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HB-)+2c(B2-)，C正确；D．由物料守恒知c(Na+)=2c(B2-)+2c(HB-)，D正确，则浓度关系式正确的是CD。
(3)已知0.1 mol·L-1NaHB溶液的pH=2，说明其中c(H+)=0.01mol⋅
L−1，主要是HB−电离产生的。0.1 mol·L-1H2B溶液中氢离子的物质的量浓度< 0.11 mol·L-1，理由是：H2B第一步电离产生的H＋抑制了HB－的电离。
(4)0.1 mol·L-1NaHB溶液中存在：，HB-⇌H++B2-， ，则各种离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HB－)>c(H＋)>c(B2－)>c(OH－)。
II(1)通过蒸发，蒸发可使碳酸根、钙离子的浓度均增大，可使溶液由a点变化到b点。
(2)在 25℃时，反应 CaSO4(s)+CO(aq)⇌CaCO3(s)+SO(aq)的平衡常数。
19．小 c(HC2O)>c(C2O)> c(OH-) 否，因为混合后c(Ca2+)c(C2O)=10-510-4=10-9
(1)相同条件下，酸的电离平衡常数越大，其电离程度越大，则酸根离子的水解程度越小，溶液的碱性越若，酸性：H2C2O4> H2CO3，0.1mol/L的Na2C2O4溶液的pH比Na2CO3溶液的pH小，故答案为：小；
(2) 常温下将0.1 mol/L的KOH溶液10mL与0.1 mol/L的草酸溶液10mL混合，恰好完全反应生成KHC2O4，HC2O发生电离HC2OC2O+H+，同时也发生水解HC2O+H2O H2C2O4+OH-，若混合溶液显酸性，说明HC2O电离程度大于水解程度，则c(HC2O)>c(C2O)> c(OH-)，故答案为：c(HC2O)>c(C2O)> c(OH-)；
(3)碳酸钙的饱和溶液中钙离子浓度=mol/L=510-5mol/L，二者混合后，钙离子浓度=mol/L=10-5mol/L，草酸钾的浓度为mol/L=10-4mol/L，混合后c(Ca2+) c(C2O)=10-510-4=10-9
【详解】
（1）碳酸钠为强碱弱酸盐，在溶液中只有水解：CO32-+H2O ⇌ HCO3-+OH-
HCO3-+H2O ⇌ H2CO3+OH-，第一步的水解程度远远大于第二步，
因此浓度大小：c(Na+)> c(CO32-)> c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)，
故答案为c(Na+)> c(CO32-)> c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)；
（2）同一温度下，酸的电离常数越大其电离程度越大，则酸性越强，所以酸性强弱：CH3COOH> H2CO3 > HClO，
电离平衡常数越大，酸性越强，由图表中数据可以知道，电离平衡常数CH3COOH> H2CO3 > HClO>HCO3-，酸性：CH3COOH> H2CO3 > HClO>HCO3-
a.酸性：CH3COOH>H2CO3，所以醋酸可以制取碳酸， 故反应CO32-＋2CH3COOH＝2CH3COO-＋CO2↑＋H2O可以发生；
b.酸性：CH3COOH> HClO，所以醋酸可以制取次氯酸，故反应 ClO－＋CH3COOH＝CH3COO－＋HClO可以发生；
c. 酸性：H2CO3 > HClO>HCO3- ，故反应CO32－＋2HClO＝CO2↑＋H2O＋2ClO－ 不能发生；
d. 酸性：H2CO3 >HClO>HCO3-，故反应2ClO－＋CO2＋H2O＝CO32－＋2HClO 不能发生，碳酸与次氯酸根反应只能生成HCO3-；
所以不能发生反应的是c、d 。
酸性越弱，相应酸根越容易水解，溶液的碱性越强，则25℃时， 等浓度的Na2CO3、CH3COONa 和NaClO三种溶液的pH从小到大依次是NaAc﹤NaClO ﹤Na2CO3，
故答案为CH3COOH> H2CO3 > HClO，c、d ；CH3COONa
（4）根据电荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，则c(CH3COO-)-c(Na+)=c(H+)-c(OH-)，溶液的pH=6，则c(H+)=10-6mol/L，c(OH-)=10-8mol/L，所以c(CH3COO-)-c(Na+)=（10－6－10－8）mol·L－1，故答案为：（10－6－10－8）mol·L－1；
（5）pH=14的氢氧化钡溶液中c(OH-)=1mol/L，设氢氧化钡溶液体积为x，得到氢氧根离子物质的量为xmol，由于SO42-完全沉淀，则发生的反应为Ba(OH)2+NaHSO4=BaSO4↓+H2O+NaOH，反应的NaHSO4的物质的量为0.5xmol，反应的氢离子物质的量为0.5xmol，设NaHSO4溶液体积为y，混合后溶液的pH=13，即混合后得到溶液中氢氧根离子浓度为0.1mol/L；所以得到：（x-0.5x）/（x+y）=0.1；得到x：y=1：4，故答案为1:4；
（6）稀释后，HX电离生成的c（H+）小，对水的电离抑制能力小，所以HX溶液中水电离出来的c（H+）大于醋酸溶液中水电离出来的c(H＋)，故答案为>。
【点睛】
本题易错点是第（5）小题，氢氧化钡和硫酸氢钠反应恰好完全沉淀，需要氢氧化钡和硫酸氢钠按照物质的量1:1反应，结合溶液的pH和溶液的体积换算物质的量列式计算。
21．＋1 H2N2O2HN2O＋H＋ c(Na＋)＞c(N2O)＞c(OH－)＞c(HN2O)＞c(H＋) > > 3.0×10－4
【分析】
（1）根据H2N2O2中H、O元素的化合价分别为+1、-2及总化合价之和为0进行计算N元素的化合价；
（2）①根据图象可以知道，0.01 mol·L－1H2N2O2溶液的pH=4.3，说明0.01 mol·L－1H2N2O2溶液，为二元弱酸，二元弱酸只要以第一步电离为主，据此写出其电离方程式；
②c点滴入20mL相同浓度的NaOH溶液，反应后溶质为Na2N2O2，HN2O2-部分水解，溶液呈碱性，结合电荷守恒判断各离子浓度大小；
③c点溶质为NaHN2O2，溶液呈碱性，则HN2O2-的水解程度大于其电离程度；
④a点时溶液的pH=7，则c(OH-)=c(H+)，根据电荷守恒可以知道c(Na＋)=c(HN2O)＋2c(N2O)；
（3）根据=及二者的溶度积进行计算。
【详解】
（1）H2N2O2分子中H的化合价为+1，O元素的化合价为-2，设N元素的化合价为x，根据总化合价之和为0可以知道：2x+(+1)，计算得出：x=1，即N元素的化合价为+1，
因此，本题正确答案是：+1；
（2）①根据图象可以知道，氢氧化钠溶液体积为0时，0.01 mol·L－1H2N2O2溶液的pH=4.3，说明H2N2O2为二元弱酸，二元弱酸只要以第一步电离为主，则其电离方程式为：H2N2O2HN2O＋H＋，
因此，本题正确答案是：H2N2O2HN2O＋H＋；
②c点滴入20mL相同浓度的NaOH溶液，反应后溶质为Na2N2O2，HN2O2-部分水解，溶液呈碱性，则：c(OH-)>c(H+)，因为溶液中氢氧根离子还来自水的电离及HN2O的水解，则c(OH－)＞c(HN2O)，溶液中离子浓度大小为：c(Na＋)＞c(N2O)＞c(OH－)＞c(HN2O)＞c(H＋)，
因此，本题正确答案是：c(Na＋)＞c(N2O)＞c(OH－)＞c(HN2O)＞c(H＋)；
③c点溶质为NaHN2O2，溶液的pH>7，说明溶液显示碱性，则HN2O的水解程度大于其电离程度，所以c(H2N2O2)>c(N2O)，
因此，本题正确答案是：＞；
④根据图象可以知道，a点时溶液的pH=7，溶液呈中性，则c(OH-)=c(H+)，根据电荷守恒可以知道c(Na＋)=c(HN2O)＋2c(N2O)，所以c(Na＋)>c(HN2O)＋c(N2O)，
因此，本题正确答案是：＞；
（3）当两种沉淀共存时，
===3.0×10－4，
因此，本题正确答案是：3.0×10－4。
22．H2AH＋＋HA－，HA－H＋＋A2－ ＞ c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋) 5.4×10－10 ③ ②＞③＞① 均有可能
【分析】
(1)因为同时存在的分子有H2O、H2A,则H2A为弱酸；(2)等体积混合生成Na2A,为强碱弱酸盐，水解显碱性,A2-离子水解以第一步为主；(3)(1)弱酸电离,(2)中HA-水解生成分子,(3)中等体积混合为等量的NaCl、NaHA、H2A,抑制弱酸的电离；(4)混合溶液c(H＋)/ c(OH－)=104, c(H＋)=10-5mol/L,溶液显酸性,则酸过量,以此分析。
【详解】
(1)因为同时存在的分子有H2O、H2A,则H2A为二元弱酸,电离方程式为H2AH＋＋HA－，HA－H＋＋A2－,因此，本题正确答案是: H2AH＋＋HA－，HA－H＋＋A2－
(2)NaHA与NaOH以等物质的量反应后生成Na2A，由于A2－水解使溶液显碱性，所以pH＞7；Na2A溶液中离子浓度的大小顺序为c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)>c(HA－)>c(H＋)；由离子方程式Ba2＋＋A2－=BaA↓可得：反应后A2－过量0.01 mol，溶液中c(A2－)＝＝mol·L－1，根据BaA的Ksp可得：c(Ba2＋)＝mol/L＝5.4×10－10mol/L。本题答案为：＞； c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋) ；5.4×10－10。
(3)③中溶质为物质的量浓度均为0.01 mol/L的NaCl、NaHA、H2A。NaHA、H2A相互抑制，弱酸电离程度较小，酸式酸根离子水解程度更小，所以这三种溶液中c(H2A)最大的为③；①为酸溶液，pH最小，②为盐溶液，③为酸和盐的混合溶液，所以pH③＜②，则这三种溶液pH大小顺序是②＞③＞①。本题答案为：③ . ②＞③＞① 。
(4)混合溶液＝104，说明溶液呈酸性，则酸过量，H2A为弱酸，pH＝3的H2A溶液与pH＝11的NaOH溶液混合时酸的浓度大于碱的浓度,则二者体积关系不确定,大于、小于或等于都可能酸过量,因此，本题正确答案是:均有可能。
23．NH3•H2ONH4++OH- 降低 增大 0.043 5 c(Na+)＞c(SO32-)＞c(OH-)＞c(HSO3-)＞c(H+) H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O Ag与空气中微量H2S反应生成黑色的Ag2S 1.8×10-8 1
【详解】
试题分析：（1）一水合氨为弱碱，部分电离生成氢氧根离子和铵根离子而显碱性，电离方程式为：NH3•H2ONH4++OH-；加入氯化铵固体，氨根离子浓度增大，平衡逆向移动，氢氧根离子浓度降低，溶液pH值降低；加入明矾，明矾电离产生的铝离子结合氢氧根离子，使一水合氨电离平衡向正向移动，氨根离子浓度增大；
（2）①根据溶液pH与c(S2-)关系图pH=13时，c(S2-)=5.7×10-2mol/L，在0.10mol•L-1H2S溶液中根据硫守恒c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.10mol•L-1，所以c(H2S)+c(HS-)=0.1-5.7×10-2=0.043mol/L；
②当Qc=Ksp(MnS)时开始沉淀，所以c(S2-)=mol/L=1.4×10-11mol/L，结合图象得出此时的pH=5，所以pH=5时锰离子开始沉淀。
（3）①HSO3-的电离方程式为：HSO3-H++SO32-，平衡常数表达式为K=；
②Na2SO3溶液显碱性，SO32-存在两步水解：SO32-+H2O⇌HSO3-+OH-，HSO3-+H2O⇌H2SO3+OH-，以第一步水解为主，水解程度较小，则0.1mol/L Na2SO3溶液中的离子浓度顺序为：c(Na+)＞c(SO32-)＞c(OH-)＞c(HSO3-)＞c(H+)；
③由表可知H2SO3的二级电离小于H2CO3的一级电离，所以酸性强弱H2SO3＞H2CO3＞HSO3-，所以反应的主要离子方程式为H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O，而不是为H2SO3+2HCO3-=SO32-+2CO2↑+2H2O；
（4）长期放置在空气中的银制品，其表面会逐渐变黑，这是由于银和空气中的微量硫化氢发生了反应生成黑色的Ag2S；n(AgNO3)=0.05L×0.018mol/L=0.0009mol，n(HCl)=0.05L×0.020mol/L=0.001mol，硝酸银和HCl发生反应AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3，根据方程式知，HCl剩余，混合溶液中c(Cl-)=mol/L=10-2 mol/L，溶液中c(Ag+)=mol/L=1.8×10-8mol/L；实际上氢离子不参加反应，则溶液中c(H+)==0.1mol/L，溶液的pH=-lgc(H+)=-lg0.1=1。
考点：考查弱电解质电离及影响电离平衡移动的因素、电离平衡常数表达式的书写、溶度积规则、盐的水解平衡、弱电解质电离平衡在离子浓度大小比较的应用、氧化还原反应、pH计算等。
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