2022届高三化学一轮复习考点特训电解质溶液2含解析

这是一份2022届高三化学一轮复习考点特训电解质溶液2含解析，共23页。试卷主要包含了选择题，非选择题等内容，欢迎下载使用。

1.有等体积、等pH的Ba(OH)2、NaOH和NH3·H2O三种碱溶液，滴加等浓度的盐酸将它们恰好中和，用去酸的体积分别为V1、V2、V3，则三者的大小关系正确的是
A．V3>V2>V1B．V3=V2=V1 C．V1=V2>V3 D．V3>V2=V1
2.下列关于平衡体系的各说法中不正确的是( )
A．在N2+3H22NH3的平衡体系中，缩小体积，平衡向右移动，氨的产率增加
B．在CH3COOH CH3COO－+H+的平衡体系中加入CH3COONa固体，平衡向左移动
C．纯水升温到100℃时，pH小于7，呈酸性
D．在盐酸中加入KCl晶体，溶液pH不变
3.室温下，用0.100ml·L-1NaOH溶液分别滴定·L-1的盐酸和醋酸，滴定曲线如图所示，下列说法正确的是（ ）
A．Ⅰ表示的是滴定盐酸的曲线
B．醋酸的电离平衡常数K=1×10-5
C．pH>7时，滴定醋酸消耗V(NaOH)一定大于20mL
D．V(NaOH)=20mL时，两份溶液中c(Cl-)=c(CH3COO-)
4.常温下向20mL 0.2ml/L H2A溶液中滴加0.2ml/L NaOH溶液。有关微粒的物质的量变化如下图(其中Ⅰ代表H2AⅡ代表HA-Ⅲ代表A2-)根据图示判断下列说法正确的是( )
A．H2A在水中的电离方程式是：H2A=H+＋HA-、HA-⇌H+＋A2-
B．当V(NaOH)＝20mL时溶液中各粒子浓度的大小顺序为：c(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-)
C．等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后其溶液中水的电离程度比纯水大
D．当V(NaOH)＝30mL时，溶液中存在以下关系：2c(H+)＋c(HA-)＋2c(H2A)＝c(A2-)＋2c(OH-)
5.已知部分弱酸的电离平衡常数如表：
下列离子方程式正确的是（ ）
A．少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO+2HClO
B．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2+H2O+Ca2++2ClO-═CaSO3↓+2HClO
C．少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO═SO+2HCO
D．相同浓度NaHCO3溶液与醋酸溶液等体积混合：H++HCO═CO2↑+H2O
6.某兴趣小组进行下列实验：
①将0.1ml·L-1MgCl2溶液和0.5ml·L-1NaOH溶液等体积混合得到浊液
②取少量①中浊液，滴加0.1ml·L-1FeCl3溶液，出现红褐色沉淀
③将①中浊液过滤，取少量白色沉淀，滴加0.1ml·L-1FeCl3溶液，白色沉淀变为红褐色沉淀
④另取少量白色沉淀，滴加饱和NH4Cl溶液，沉淀溶解
下列说法中不正确的是（ ）
A．将①中所得浊液过滤，所得滤液中含少量Mg2+
B．①中浊液中存在沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)
C．实验②和③均能说明Fe(OH)3比Mg(OH)2难溶
D．NH4Cl溶液中的NH可能是④中沉淀溶解的原因
7.实验测得常温下0.1ml/L某一元酸HA溶液的pH值大于1，0.1ml/L某一元碱BOH溶液里=10-12。将此两种溶液等体积混合后，所得溶液的各离子的浓度由大到小排列的顺序（ ）
A．c(B+)＞c(A-)＞c(OH-)＞c(H+)B．c(A-)＞c(B+)＞c(H+)＞c(OH-)
C．c(B+)=c(A-)＞c(H+)=c(OH-)D．c(B+)＞c(A-)＞c(H+)＞c(OH-)
8.常温下，用0.100ml•L-1NaOH溶液分别滴定20.00mL浓度均0.100ml•L-1CH3COOH溶液和HCN溶液，所得滴定曲线如图。下列说法不正确的是（ ）
A．点①和点②所示溶液中：c（CH3COO-）>c（CN-）
B．点③时：c（Na+）=c（CH3COO-）＞c（H+）=c（OH-）
C．点③和点④所示溶液中水的电离程度：③<④
D．点④溶液中阴离子总数小于点⑤
9.常温下，向两只分别盛有50 mL0.100 ml/L盐酸的烧杯中各自匀速滴加50 mL蒸馏水、50 mL0.100 ml/L醋酸铵溶液，装置如图所示(夹持仪器等已略)。
已知：常温下，CH3COONH4溶液pH约为7。
下列说法正确的是（ ）
A．实验①滴加过程中溶液所有离子浓度都减小
B．实验②滴至pH=2时，溶液中c(Cl-)+c(CH3COO-)+c(OH-)=0.01 ml/L
C．实验②滴加过程中，溶液中均存在c(CH3COO-)D．滴定结束后，①中水的电离程度比②中大
10.298K时，向20ml0.1ml/L某酸HA溶液中逐滴加入0.1ml/LNaOH溶液，混合溶液的pH变化曲线如图所示。下列说法错误的是（ ）。
A．HA是弱酸
B．b点溶液中：
C．b、c之间一定存在的点
D．a、b、c三点中，c点水的电离程度最大
二、非选择题（共7题）
11.Ⅰ.有一学生在实验室测某溶液的pH，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。
（1）该学生的操作___(填“正确”或“错误”)，其理由是___________；
（2）该操作是否一定有误差?______________________；
（3）若用此方法分别测定c(OH-)相等的氢氧化钠溶液和氨水的pH，误差较大的是____，原因是___；
（4）只从下列试剂中选择实验所需的试剂，你能否区分0.1ml·L-1硫酸溶液和0.01ml·L-1硫酸溶液？____，简述操作过程：____________________________。
试剂：A．紫色石蕊溶液 B．酚酞溶液 C．甲基橙溶液 D．蒸馏水 E.氯化钡溶液 F.pH试纸
Ⅱ.pH=2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH与溶液体积的关系如图所示。
回答下列问题：
（1）若a=5，则A为___酸，B为___酸(填“强”或“弱”)，若再稀释100倍，则A的pH___7(填“<”“>”或“=”)。
（2）若A、B都是弱酸，则a的范围是___。
12.Ⅰ.查阅资料，乙二酸（HOOC-COOH，可简写为H2C2O4）俗称草酸，易溶于水，属于二元中强酸（为弱电解质），且酸性强于碳酸。
（1）已知高锰酸钾能氧化草酸.反应如下（部分产物和生成物未写）：MnO+H2C2O4→Mn2++CO2↑。若把该反应设计成一原电池，则正极的电极反应式为___。
（2）某同学将2.52g草酸晶体（H2C2O4•2H2O）加入到100mL0.2ml•L-1的NaOH溶液中充分反应，测得反应后溶液呈酸性，则其中含碳元素的粒子中物质的量浓度最小的微粒化学式为___。
Ⅱ.某化学兴趣小组在一次实验探究中发现，向草酸溶液中逐滴加入酸性高锰酸钾溶液时，发现反应速率变化如图所示，小组成员探究t1～t2时间内速率变快的主要原因，为此“异常”现象展开讨论，猜想造成这种现象的最可能原因有两种。
猜想Ⅰ：此反应过程放热，温度升高，反应速率加快；
猜想Ⅱ：……。
（3）猜想Ⅱ可能是：___。
（4）基于猜想Ⅱ成立，设计方案进行实验，请完成以下实验记录表内容。
Ⅲ.为了测定含有H2C2O4·2H2O、KHC2O4和K2SO4的试样中各物质的质量分数，进行如下实验：
①称取6.0g试样，加水溶解，配成250mL试样溶液。
②用酸式滴定管量取25.00mL试样溶液放入锥形瓶中，并加入2～3滴酚酞试液，用0.2500ml/LNaOH溶液滴定，消耗NaOH溶液20.00mL。
③再取25.00mL试样溶液放入另一锥形瓶中，用0.1000ml/L的酸性高锰酸钾溶液滴定，消耗高锰酸钾溶液16.00mL。
回答下列问题：
（5）步骤③中判断滴定终点的方法是___。
（6）步骤②中量取试样溶液时，酸式滴定管用蒸馏水洗过后没有润洗，则测得H2C2O4·2H2O的质量分数___。（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）
13.弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的溶液平衡均属于化学平衡。
（1）已知H2A在水中存在以下平衡：H2A=H++HA-，HA-H++A2-。
①NaHA溶液的pH_____Na2A溶液的pH(填大于、小于或等于)。
②某温度下，若向0.1ml/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1ml/L的KOH溶液至溶液呈中性。此时该混合溶液中下列关系中，一定正确的是 _____________。
A．c(H+).c(OH-)=1×10-14 B．c(Na+)+c(K+)=c(HA-)+2c(A2-) C．c(Na+)＞c(K+) D．c(Na+)+c(K+)=0.05ml/L
（2）常温下，若在0.1ml/L硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌，有浅蓝色氢氧化铜沉淀生成，当溶液的pH=8时，c(Cu2+)=_________ (Ksp[Cu(OH)2]=2.2×10-20)。
（3）将HI(g)置于密闭容器中，某温度下发生下列变化：2HI(g)H2(g)+I2(g) △H<0
①该反应平衡常数的表达式为K=____，则H2(g)+I2(g)2HI(g)平衡常数的表达式为K1=_____(用K表示)．
②当反应达到平衡时c(I2)=0.5ml/L，c(HI)=4ml/L，则c(H2)为_______，HI的分解率为______。
③能判断该反应达到平衡状态的依据是______
A．容器中压强不变 B．混合气体中c(HI)不变
C．c(I2)=c(H2) D．v(I2)正=v(H2)逆
（4）若该反应800℃达到平衡状态，且平衡常数为1.0，某时刻，测得容器内各物质的溶度分别为c(HI)=2ml/L，c(I2)=1ml/L，c(H2)=1ml/L，则该时刻，反应向______(填“正向”或“逆向”，下同)进行，若升高温度，反应向______进行。
14.氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用。完成下列填空：
合成氨工业中：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)△H<0，其化学平衡常数K与温度t的关系如表：
（1）试比较K1、K2的大小，K1________ K2（填写“＞”、“=”或“＜”）
（2）400℃时，反应2NH3(g)N2(g)+3H2(g)的化学平衡常数的值为_____________。当测得NH3和N2、H2的物质的量浓度分别为3ml/L和2ml/L、1ml/L时，则该反应υ(N2)(正)___________υ(N2)(逆)（填写“＞”、“=”或“＜”）
（3）在密闭恒容的容器中，下列能作为合成氨反应达到平衡的依据的是____________。
a．υ(N2)（正）=3υ(H2)（逆）b．混合气体的密度保持不变
c．容器内压强保持不变d．N2、H2、NH3的浓度之比为1∶3∶2
（4）化工生产为做到又“快”又“多”采用多种方法，试写出两项合成氨工业中为实现“多”所采取的措施：__________________________，__________________________。
（5）0.1ml/L的(NH4)2SO4水溶液中各离子浓度由大到小的顺序是_____________________，在该溶液中加入少量明矾固体，溶液中的浓度_______（填“增大”、“减小”或“不变”），其原因是___________________。
（6）如图是1mlNO2和1mlCO反应生成CO2和NO过程中能量变化示意图，请写出NO2和CO反应的热化学方程式_____________________________________________。
15.电离平衡常数(用Ka表示)的大小可以判断电解质的相对强弱。25℃时，有关物质的电离平衡常数如下表所示：
（1）将浓度为0.1ml·L-1HF溶液加水稀释一倍(假设温度不变)，下列各量增大的是___。
A．c(H+) B．c(H+)·c(OH-) C． D．
（2）25℃时，在20mL0.1ml·L-1氢氟酸中加入VmL0.1ml·L-1NaOH溶液，测得混合溶液的pH变化曲线如图所示，下列说法正确的是___。
A．pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中，由水电离出的c(H+)相等
B．①点时pH=6，此时溶液中c(F-)-c(Na+)=9.9×10-7ml·L-1
C．②点时，溶液中的c(F-)=c(Na+)
D．③点时V=20mL，此时溶液中c(F-)（3）物质的量浓度均为0.1ml·L-1的下列四种溶液：①Na2CO3溶液；②NaHCO3溶液；③NaF溶液；④NaClO溶液。依据数据判断pH由大到小的是___。
（4）Na2CO3溶液显碱性是因为水解的缘故，请设计简单的实验事实证之___。
（5）长期以来，一直认为氟的含氧酸不存在。1971年美国科学家用氟气通过细冰末时获得HFO其结构式为H-O-F。HFO与水反应得到HF和化合物A，每生成1mlHF转移___ml电子。
16.请按照下列要求回答问题：
（1）硫化钠水解的离子方程式：______。
（2）浓的Al2(SO4)3溶液和浓的小苏打(NaHCO3)溶液混合可用于灭火，请用离子反应方程式表示灭火的原理______。
（3）将25℃下pH=12的Ba(OH)2溶液a L与pH=1的HCl溶液b L混合，若所得混合液为中性，则a：b=_____。(溶液体积变化忽略不计)。
（4）pH=3的NH4Cl溶液，由水电离出的c(H+)=__。
（5）常温时，Fe(OH)3的溶度积常数Ksp=1×10-38，要使溶液中的Fe3+沉淀完全(残留的c(Fe3+)＜10-5 ml·L-1)，则溶液的pH应大于____。
（6）用如图装置进行模拟电解NO2气体实验，可回收硝酸。
①外接电源a极为_____极，左室发生的电极反应式为_______。
②若有标准状况下2.24 LNO2被吸收，通过质子交换膜(只允许质子通过)的H+为__ml。
(7)在t℃时，Ag2CrO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。
①Ag2CrO4的Ksp为______。
②由Y点变到Z点的方法______。
17.（1）25 ℃时，0.05 ml·L-1 H2SO4溶液的pH=___，0.01 ml·L-1 NaOH溶液的pH=___。
（2）某温度下，纯水中的c(H+)=2.0×10-7 ml·L-1，则此时溶液的c(OH-)是____ ml·L-1，这种水显____(填“酸”“碱”或“中”)性，其理由是_____;若温度不变，滴入稀盐酸使c(H+)=5.0×10-6 ml·L-1，则c(OH-)=__ ml·L-1。
（3）25℃时，将25 mL 12 ml·L-1的盐酸与100 mL 2 ml·L-1的NaOH溶液混合后，再稀释至1 L，该溶液的pH是___，其中由水电离产生的c(H+)是___。
（4）10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝__________。常温下，pH＝5和pH＝3的盐酸溶液等体积混合后溶液的pH＝_________。
（5）某温度(t℃)时，水的KW=10-13，则该温度(填大于、等于或小于)______25℃，理由是_________________________________________________，将此温度下pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H2SO4溶液bL混合，若所得混合溶液为中性，则a：b=_________；若所得混合溶液pH=2，则a：b=__________。
【参考答案及解析】
一、选择题
1.
【答案】D
【解析】Ba(OH)2、NaOH都是强电解质，全部电离，等体积、等pH，c(OH-)相等，V1=V2。NH3·H2O是弱电解质，部分电离，c(OH-)远大于其它两种物质的，故V3>V2=V1。故选D。
【点睛】
本题考查酸碱中和反应和PH的简单计算。难度中。注意弱电解质在水溶液中发生的部分电离。
2.
【答案】C
【解析】A. 在N2+3H22NH3的平衡体系中，缩小体积，相当于增大压强，平衡向气体体积缩小的方向移动，平衡正向移动，氨的产率增加，故A正确；
B. 根据同离子效应，在CH3COOHCH3COO－ + H+的平衡体系中加入CH3COONa固体，增加醋酸根浓度，平衡逆向移动，故B正确；
C. 纯水升温到100℃时，平衡正向移动，溶液中的c(H+)增大，pH减小，但依然呈中性，故C错误；
D. 在盐酸中加入KCl晶体，氢离子的浓度不变，溶液pH不变，故D正确。
综上所述，答案为C。
3.
【答案】B
【解析】【分析】滴加NaOH溶液前，两份溶液分别为·L-1的盐酸和醋酸，盐酸电离出的c(H+)=0.100ml·L-1，醋酸电离出的c(H+)<0.100ml·L-1。
【详解】A．从图中可以看出，起点时，Ⅱ中pH=1，则Ⅱ表示的是滴定盐酸的曲线，A不正确；
B．Ⅰ表示的是滴定醋酸的曲线，滴加NaOH溶液前，pH=3，则醋酸的电离平衡常数K==1×10-5，B正确；
C．当滴定醋酸消耗V(NaOH)=20mL时，醋酸与NaOH刚好完全反应，由于CH3COONa水解而使溶液显碱性，所以pH>7，若氢氧化钠的体积大于20mL，为醋酸钠和氢氧化钠的混合液，溶液一定显碱性，pH大于7，C不正确；
D．V(NaOH)=20mL时，原盐酸溶液呈中性，c(Cl-)=c(Na+)；原醋酸溶液中，c(Na+)+c(H+)= c(CH3COO-)+c(OH-)，由于pH>7，所以c(H+)c(CH3COO-)，两份溶液中c(Na+)相等，故c(Cl-)>c(CH3COO-)，D不正确；
故选B。
4.
【答案】B
【解析】【分析】图中曲线I为H2A，溶液中存在酸的分子，说明为弱酸；当V(NaOH)=20mL时，溶液主要为NaHA，电离为主，溶液显酸性，根据电荷守恒和物料守恒分析。
【详解】A. H2A为弱酸，电离方程可逆，在水中的电离方程式是H2A⇌H+＋HA-、HA-⇌H+＋A2-，A错误；
B. 当V(NaOH)＝20mL时，发生反应为NaOH+H2A=NaHA+H2O，溶液主要为NaHA，HA-电离大于水解，溶液显酸性，故溶液中各粒子浓度的大小顺序为：c(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-)，B正确；
C. 等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后，溶液主要为NaHA，电离为主，溶液显酸性，溶液中的氢离子会抑制水的电离，所以溶液中水的电离程度比纯水小，C错误；
D. 当V(NaOH)＝30mL时，溶液中电荷守恒为：c(H+)+c(Na+)=c(HA-)+2c(A2-)+c(OH-)，物料守恒为：2c(Na+)=3c(HA-)+3c(A2-)+3c(H2A)，所以溶液中存在以下关系：2c(H+)+3c(H2A)═c(A2-)+2 c(OH-)，D错误。
答案为B。
5.
【答案】C
【解析】依据电离常数大小判断酸性强弱，H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO3-＞HClO＞HCO3-，
A. NaClO溶液中通入少量CO2，离子方程式为ClO-+H2O+CO2═HCO3-+HClO，故A错误；
B. 向次氯酸钙溶液中通入少量SO2的离子反应为Ca2++3ClO-+SO2+H2O═CaSO4↓+Cl-+2HClO，故B错误；
C. Na2CO3溶液中缓慢通入少量SO2，离子方程式为2CO32-+H2O+SO2═SO32-+2HCO3-，故C正确；
D. 醋酸为弱电解质，写离子方程时写成化学式：CH3COOH+HCO═CO2↑+H2O+CH3COO-，故D错误；
故选C。
6.
【答案】C
【解析】A. 步骤①得到Mg(OH)2、NaOH、NaCl混合物， 存在沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)，滤液含少量Mg2+，A正确；
B. 浊液中存在沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)，B正确；
C. ③能说明Fe(OH)3比Mg(OH)2难溶，但②中还有NaOH，也可以生成Fe(OH)3，故不能说明，C错误；
D.因NH发生水解，溶解呈酸性，导致Mg(OH)2沉淀溶解，故NH是沉淀溶解的原因，D正确。
答案选C。
7.
【答案】A
【解析】实验测得常温下0.1ml/L某一元酸(HA)溶液的pH值大于1，证明酸为一元弱酸；0.1ml/L某一元碱(BOH)溶液里=10-12，依据离子积常数为c(H+)c(OH-)=10-14，则c(OH-)==0.1ml/L，说明碱为强碱；将一元弱酸HA和一元强碱BOH等浓度等体积混合，恰好反应生成的BA为弱酸强碱盐，溶液呈碱性，即c(OH-)＞c(H+)，结合溶液中存在的电荷守恒式c(B+)+ c(H+) =c(OH-)+ c(A-)可知c(B+)＞c(A-)，则c(B+)＞c(A-)＞c(OH-)＞c(H+)，选项A正确，故答案为A。
8.
【答案】D
【解析】【分析】根据图像初始pH可知，浓度为0.100ml•L-1CH3COOH溶液和HCN溶液均为弱酸，且HCN的酸性比弱酸小，电离程度小；酸或碱抑制水的电离，盐促进水的电离，根据三大守恒关系回答问题。
【详解】A. 点①的溶液中存在电荷守恒为c(OH-)+c(CN-)=c(Na+)+c(H+)，而且c(OH-)＞c(H+)，点②所示溶液中的电荷守恒为c(OH-)+c(CH3COO-)=c(Na+)+c(H+)，而且c(OH-)＜c(H+)，二者中钠离子浓度相同，所以c(CH3COO-)＞c(CN-)，A正确；
B. 点③电荷守恒关系，c(OH-)+c(CH3COO-)=c(Na+)+c(H+)，根据pH=7可知，c(Na+)=c(CH3COO-)＞c(H+)=c(OH-)，B正确；
C. 点③溶液中含有醋酸钠和醋酸，点④溶液中只含有醋酸钠，酸抑制水的电离，盐促进水的电离，所示溶液中水的电离程度：③<④，C正确；
D. 点④溶液为醋酸钠，点⑤溶液为NaCN，故电荷守恒可知，阴离子浓度总数=c(H+)+c(Na+)，由图可知，点④溶液氢离子浓度大，故点④溶液中阴离子总数大于点⑤，D错误。
答案为D。
9.
【答案】C
【解析】A．向盐酸中滴加水，盐酸被稀释浓度降低，溶液中c(H+)减小，由于溶液中存在水的电离平衡，水的离子积不变，所以溶液中c(OH-)会增大，A错误；
B．当溶液pH=2时，c(H+)=0.01 ml/L，根据电荷守恒可知：c(Cl-)+c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)+c(NH4+)，所以c(Cl-)+c(CH3COO-)+c(OH-)- c(NH4+)=c(H+)=0.01 ml/L，则c(Cl-)+c(CH3COO-)+c(OH-)>0.01 ml/L，B错误；
C．由于酸性：HCl>CH3COOH，CH3COOH是弱酸，所以将CH3COONH4溶液滴加到盐酸中，会发生反应：HCl+CH3COONH4=CH3COOH+NH4Cl，而NH4+不发生反应，仅有少量发生水解而消耗，且在酸溶液中水解程度会减弱，因此实验②滴加过程中，溶液中均存在c(CH3COO-)D．滴定结束后，①为稀HCl，②中发生的反应HCl+CH3COONH4=CH3COOH+NH4Cl恰好完全，最终得到等浓度的CH3COOH和NH4Cl混合溶液，①中HCl的浓度与②中CH3COOH浓度相等，由于酸电离产生H+会抑制水的电离，但醋酸是弱酸，其电离对水的电离的抑制作用远小于等浓度的盐酸，且②溶液中还存在NH4Cl会促进水的电离平衡，故滴定结束后，①中水的电离程度比②中小，D错误；
故合理选项是C。
10.
【答案】B
【解析】A．0.1ml/LHA溶液pH>1，故HA是弱酸，A正确；
B．b溶液显酸性，，由电荷守恒可知，B错误；
C．溶液中存在电荷守恒：，当溶液pH=7呈中性时，则，所以b、c之间一定存在的点，C正确；
D．a、b点溶液显酸性， HA电离出的对水的电离起抑制作用，c点酸碱恰好完全反应生成盐NaA，对水的电离起促进的作用，所以a、b、c三点中，c点水的电离程度最大，D正确；
故答案选B。
【点睛】
溶液中一直存在电荷守恒，酸、碱对水的电离起抑制作用，能水解的盐对水的电离起促进作用。
二、非选择题
11.
【答案】错误 该学生测得的pH是稀释后溶液的pH 该学生操作错误，但不一定产生误差。因为原溶液不是中性时，稀释后溶液pH发生了变化，只是弱酸或弱碱溶液变化程度小些，若是中性溶液，稀释不会产生误差 氢氧化钠溶液 稀释过程中，NH3·H2O继续电离出OH-，减弱了因稀释OH-浓度减小程度，所以测得氢氧化钠溶液误差较大 能 用玻璃棒分别蘸取两种溶液滴在两张pH试纸上，其显示的颜色与标准比色卡对照，pH较大的是0.01ml·L-1硫酸溶液 强 弱 < 2【解析】【分析】根据pH试纸测定pH的方法判断操作正误；根据溶液呈现酸、碱、中性，判断稀释对其影响；根据弱电解质加水可以促进电离，判断H+或OH-浓度的变化情况；根据测定pH值，判断溶液的浓稀；根据稀释相同倍数，pH的变化情况判断酸性的强弱。
【详解】I．（1）用pH试纸测定pH的方法是用干燥的玻璃棒蘸取（或胶头滴管吸取）少量的待测溶液，滴在放在干燥的表面皿或白瓷板上的干燥pH试纸上，再把试纸显示的颜色与标准比色卡比较，即可得出待测溶液的pH；题中pH试纸用水湿润，相当于将原溶液稀释，将使所得pH值出现误差；答案为错误；该学生测得的pH值是稀释后的pH值；
（2）食盐水溶液显中性，用水稀释后pH不变；酸性溶液稀释后，溶液酸性减弱，pH变大；碱性溶液稀释后，碱性变小，pH值将变小；所以测定的结果不一定有误差，若是中性溶液则不变；答案为操作错误，但不一定产生误差，若是酸或碱溶液，稀释后溶液的PH值发生了变化，则必然会造成误差，若中性溶液稀释不会产生误差；
（3）用水润湿相当于稀释碱液，则所测的pH偏小，由于稀释会促进弱电解质的电离，故氨水的PH误差小，因为在稀释过程中氨水继续电离出氢氧根离子，使得溶液中氢氧根离子浓度变化比氢氧化钠小，误差小；答案为氢氧化钠，在稀释过程中氨水继续电离出氢氧根离子，使得溶液中氢氧根离子浓度变化比氢氧化钠小，误差小；
（4）硫酸为强酸，完全电离，0.1ml•L-1的硫酸和0.01ml•L-1的硫酸电离出的氢离子浓度分别为0.2ml•L-1、0.02ml•L-1，pH=-lg c(H+)，氢离子浓度越大，pH越小，所以pH较大的为0.01ml•L-1的硫酸，操作为用干燥的玻璃棒蘸取两种溶液，点在两张pH试纸上，与标准比色卡比较其pH，pH较大的为0.01ml•L-1的硫酸；答案为能，用干燥的玻璃棒蘸取两种溶液，点在两张pH试纸上，与标准比色卡比较其pH，pH较大的为0.01ml•L-1的硫酸；
II．（1）pH=2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，pH值改变3个单位的为强酸，pH改变值小于3个单位的为弱酸，根据图知，稀释1000倍时，A的pH=5、B的pH<5，则A是强酸、B是弱酸，因为在稀释过程中B继续电离出H+而使溶液的pH小于A，将A再稀释100倍，酸稀释后仍显酸性，故pH<7，答案为A是强酸，B是弱酸；<；
（2）若A、B都是弱酸，稀释后其pH应小于5，故212.
【答案】（1）MnO+5e-＋8H+=Mn2+＋4H2O
（2）H2C2O4
（3）生成的Mn2+对该反应有催化作用，加快反应速率
（4）硫酸锰 <
（5）溶液由无色变为浅红色（或紫色、紫红色），且半分钟内不褪色
（6）偏小
【解析】【分析】（1）原电池的正极发生还原反应，高锰酸根离子中锰元素的化合价降低，发生还原反应，由此分析解答；
（2）H2C2O4•2H2O物质的量0.02ml，与 NaOH恰好完全反应生成草酸氢钠，混合后溶液呈酸性，说明草酸氢根离子电离程度大于水解程度，结合电荷守恒判断离子浓度大小；
Ⅱ．（3）猜想II是认为生成的Mn2+在反应中起到催化剂的作用，故应补充MnSO4，通过测量溶液褪色的时间来验证猜想；
（4）要通过对比实验来验证猜想Ⅱ，则实验B和实验A的加入试剂除了MnSO4固体不同，其他均应相同，据此分析；
Ⅲ．（5）原溶液无色，KMnO4为紫红色，当溶液中的H2C2O4和KHC2O4反应完全时，溶液呈紫红色且半分钟颜色不变；
（6）步骤②中量取试样溶液时，酸式滴定管用蒸馏水洗过后没有润洗，导致标准溶液氢氧化钠的体积增大，据此回答问题。
【详解】（1）已知高锰酸钾能氧化草酸反应如下：MnO+H2C2O4→Mn2++CO2↑。若把该反应设计成一原电池，根据原电池原理，正极发生还原反应，化合价降低，则正极的电极反应式为MnO+5e-＋8H+=Mn2+＋4H2O。
（2）某同学将2.52g草酸晶体（H2C2O4•2H2O）即0.02ml，加入到100mL0.2ml•L-1的NaOH溶液中充分反应，二者恰好完全反应生成草酸氢钠，混合后溶液呈酸性，说明草酸氢根离子电离程度大于水解程度，水电离生成氢离子，结合电荷守恒判断离子浓度大小为Na+＞HC2O4-＞H+＞C2O4-＞H2C2O4＞OH-，则其中含碳元素的粒子中物质的量浓度最小的微粒化学式为H2C2O4。
Ⅱ.（3）根据反应速率的影响因素知，可能是反应生成的Mn2+起了催化作用，从而使反应速率加快；。
（4）猜想Ⅱ成立，即Mn2+在反应中起到催化剂的作用，从而加快了反应速率，所以和设计方案进行实验，要进行一组对比实验，一支试管A中仅仅2mL0.1ml/L H2C2O4溶液、1mL 0.05ml/L 酸性KMnO4，另外一支试管B中加入2mL0.1ml/L H2C2O4溶液、1mL 0.05ml/L 酸性KMnO4，少量MnSO4（s），根据溶液褪色的快慢来判断Mn2+在反应中是否起到催化剂的作用，若猜想Ⅱ成立，褪色时间小于10min。
Ⅲ. （5）原溶液无色，而KMnO4为紫红色，所以当溶液中的H2C2O4和KHC2O4反应完全时，滴入最后一滴溶液呈紫红色且半分钟颜色不变，滴定到终点。
（6）步骤②中量取试样溶液时，酸式滴定管用蒸馏水洗过后没有润洗，导致标准溶液氢氧化钠的体积增大，测定KHC2O4的含量增大，草酸含量减小。
13.
【答案】（1）小于 BC
（2）2.2×10-8ml/L
（3） 略 20% BD
（4）正向 逆向
14.
【答案】（1）＞
（2）2 ＞
（3）c
（4）采用20MPa~50MPa高压 及时将产物液化除去
（5）c(NH4+)>c(SO42-)>c(H+)>c(OH-) 增大 NH4+水解呈酸性，Al3+水解也呈酸性，两者相互抑制，c(NH4+)增大
（6）NO2(g)+CO(g)=CO2(g)+NO(g)△H =-234kJ/ml
【解析】（1）对于N2(g)+3H2(g)2NH3(g)△H<0，温度升高，平衡逆向移动，K减小，即K1＞K2，故答案为：＞；
（2）反应2NH3(g)N2(g)+3H2(g)为反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的逆反应，所以2NH3(g)N2(g)+3H2(g)的K==2，当测得NH3和N2、H2的物质的量浓度分别为3ml/L和2ml/L、1ml/L时，QC==＜2，反应正向进行，υ(N2)(正)＞υ(N2)(逆)，故答案为：2；＞；
（3）N2(g)+3H2(g)2NH3(g)
a．结合化学计量数可知：υ(N2)（正）=υ(H2)（正），又因为υ(N2)（正）=3υ(H2)（逆），则υ(H2)（正）=3υ(H2)（逆），υ(H2)（正）≠υ(H2)（逆），反应未平衡，a错误；
b．体系中气体的总质量和体积始终保持不变，则混合气体的密度始终保持不变，即混合气体的密度保持不变，不能说明反应是否平衡，b错误；
c．恒容下，该反应的正反应是气体总物质的量减小的反应，若反应未平衡，压强将减小，容器内压强保持不变，说明反应已平衡，c正确；
d．N2、H2、NH3的浓度之比为1∶3∶2无法判断三者的浓度是否还会变化，也就无法判断反应是否已平衡，d错误；
故答案为：c；
（4）实现“多”，就要使合成氨反应尽可能向右进行，可采用增大压强的方式进行，实际生产中往往采用20MPa~50MPa高压，及时将产物液化除去等，故答案为：采用20MPa~50MPa高压；及时将产物液化除去；
（5）(NH4)2SO4是强电解质，完全电离，溶液中NH4+会水解，但水解是微弱的，所以NH4+浓度最大，SO42-不水解，其浓度小于NH4+，NH4+水解显酸性，H+浓度大于OH-浓度，即c(NH4+)>c(SO42-)>c(H+)>c(OH-)，NH4+水解呈酸性，加入少量明矾固体，Al3+水解也呈酸性，两者相互抑制，c(NH4+)增大，故答案为：c(NH4+)>c(SO42-)>c(H+)>c(OH-)；增大；NH4+水解呈酸性，Al3+水解也呈酸性，两者相互抑制，c(NH4+)增大；
（6）由图可知，1mlNO2和1mlCO反应生成CO2和NO的=E1-E2=134 kJ/ml -368 kJ/ml=-234kJ/ml，所以该反应的热化学方程式为：NO2(g)+CO(g)=CO2(g)+NO(g)△H=-234kJ/ml，故答案为：NO2(g)+CO(g)=CO2(g)+NO(g)△H =-234kJ/ml。
15.
【答案】（1）CD
（2）BC
（3）①④②③(或①>④>②>③)
（4）在碳酸钠溶液中滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去或变浅
（5）1
【解析】浓度为0.1ml·L-1HF溶液加水稀释一倍，虽然电离程度增大，但c(H+)、c(F-)、c(HF)都减小，c(OH-)增大。25℃时，在20mL0.1ml·L-1氢氟酸中加入VmL0.1ml·L-1NaOH溶液，①点时pH=6，说明HF、NaF混合溶液中以HF电离为主；②点时，pH=7，则表明HF、NaF混合溶液中，HF电离的程度与F-水解的程度相等；③点时V=20mL，溶液中只有NaF一种溶质，则F-水解而使溶液显碱性。在盐溶液中，酸电离常数越大，酸根离子水解的程度越小；若想证明酸根离子发生水解而使溶液显碱性，需证明离子浓度改变后，溶液的性质发生明显的改变；HFO与水反应得到HF和化合物A，依据质量守恒，A应为H2O2。
（1）A．浓度为0.1ml·L-1HF溶液加水稀释一倍，虽然电离程度增大，但c(H+)减小，A不合题意；
B．c(H+)·c(OH-)=KW，温度不变时，水的离子积常数不变，B不合题意；
C．=，加水稀释，K(HF)不变，但c(F-)减小，所以增大，C符合题意；
D．HF溶液加水稀释后，c(H+)减小，c(OH-)增大，则增大，D符合题意；
故选CD。答案为：CD；
（2）A．pH=3的HF溶液中水的电离受到抑制，pH=11的NaF溶液中，因F-而促进水的电离，所以由水电离出的c(H+)后者大于前者，A不正确；
B．①点时pH=6，HF、NaF混合溶液中以HF电离为主，此时溶液中c(F-)-c(Na+)= c(H+)- c(OH-)=10-6ml/L-10-8ml/L=9.9×10-7ml·L-1，B正确；
C．②点时，依据电荷守恒c(F-)+ c(OH-)=c(Na+)+ c(H+)，pH=7，c(H+)=c(OH-)，所以溶液中的c(F-)=c(Na+)，C正确；
D．③点时V=20mL，溶液中只有NaF一种溶质，则F-水解而使溶液显碱性，此时溶液中c(F-)故选BC。答案为：BC；
（3）物质的量浓度均为0.1ml·L-1的下列四种溶液：①Na2CO3溶液；②NaHCO3溶液；③NaF溶液；④NaClO溶液。电离平衡常数的数据越小，盐的水解能力越强，c(OH-)越大，pH越大，由此确定盐的水解能力：Na2CO3溶液> NaClO溶液> NaHCO3溶液> NaF溶液，pH由大到小的是①④②③(或①>④>②>③)。答案为：①④②③(或①>④>②>③)；
（4）Na2CO3溶液显碱性是因为水解的缘故，可通过减少的浓度，观察溶液的颜色发生明显的改变，确定水解使溶液显碱性，简单的实验事实为：在碳酸钠溶液中滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去或变浅。答案为：在碳酸钠溶液中滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去或变浅；
（5）在HFO中，O元素显0价，HFO+H2O==HF+H2O2，反应中，HFO中的O由0价降低到-1价，H2O中的O由-2价升为-1价，所以每生成1mlHF转移1ml电子。答案为：1。
【点睛】
虽然HFO的结构类似于HClO，但元素的价态相差很大，在HClO中，H、Cl、O分别显+1、+1、-2价，而在HFO中，H、F、O分别显+1、-1、0价。
16.
【答案】S2-+H2OHS-+OH- Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 10：1 1×10-3 ml/L 3 负 2H2O+2e-=H2↑+2OH- 0.1 1×10-11 加入K2CrO4(s)
【解析】【分析】（1）Na2S是强碱弱酸盐，在溶液中S2-发生水解反应是溶液显碱性；
（2）Al2(SO4)3与NaHCO3在溶液中发生盐的双水解反应产生Al(OH)3沉淀和CO2气体，据此书写离子方程式；
（3）根据酸碱恰好中和时溶液中n(H+)=n(OH-)计算；
（4）在NH4Cl溶液中的H+完全是由水电离产生；
（5）根据溶度积常数的含义计算溶液中c(OH-)，再利用Kw=c(OH-)·c(H+)及pH的含义计算；
（6）①溶液中阳离子在阴极得到电子发生还原反应；
②阳极上NO2失去电子变为NO3-，根据物质反应与电子转移的关系分析判断；
(7)①根据溶度积常数的含义计算其数值；
②Y、Z都在平衡线上，根据离子浓度幂之积等于溶度积常数分析。
【详解】（1）Na2S是强碱弱酸盐，在溶液中S2-发生水解反应，消耗水电离产生的H+，促进了水的电离，最终达到平衡时溶液中c(OH-)＞c(H+)，使溶液显碱性，水解的离子方程式为：S2-+H2OHS-+OH-；
（2）Al2(SO4)3是强酸弱碱盐，在溶液中Al3+水解消耗水电离产生的OH-产生Al(OH)3，使溶液显酸性；而NaHCO3是强碱弱酸盐，在溶液HCO3-水解消耗水电离产生的H+，反应产生H2CO3，使溶液显碱性，当两种溶液混合时，水解相互促进，使每种盐的水解平衡正向移动，最终完全水解，反应产生Al(OH)3沉淀和CO2气体，反应的离子方程式为：Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑；
（3）将25℃下pH=12的Ba(OH)2溶液c(OH-)=0.01 ml/L，pH=1的HCl溶液c(H+)=0.1 ml/L，将a L pH=12的Ba(OH)2溶液与b L pH=1的HCl溶液混合，若所得混合液为中性，则二者恰好中和，溶液中n(H+)=n(OH-)，c(OH-)·V(碱)= c(H+)·V(酸)，0.01 ml/L×a L=0.1 ml/L×b L，所以a：b=10：1；
（4）NH4Cl是强酸弱碱盐，在溶液中NH4+发生水解反应，消耗水电离产生的OH-，产生NH3·H2O，最终达到平衡时，溶液pH=3，则溶液中c(H+)=1×10-3 ml/L，溶液中的H+完全是水电离产生，且没有消耗，故水电离产生的H+的浓度c(H+)=1×10-3 ml/L；
（5）常温时，Fe(OH)3的溶度积常数Ksp=1×10-38，Ksp=c(Fe3+)·c3(OH-)=1×10-38，要使溶液中的Fe3+沉淀完全(残留的c(Fe3+)＜10-5 ml·L-1)，则c3(OH-)＞=10-33，所以c(OH-)＞10-11 ml/L；由于室温下水的离子积常数Kw=1×10-14，所以溶液中c(H+)＜10-3 ml/L，根据pH=-lgc(H+)可知此时溶液的pH＞3；
（6）①溶液中水电离产生的H+在阴极上得到电子发生还原反应，所以a电极为电源的负极；在左室的阴极上发生还原反应，电极反应式为：2H2O+2e-=H2↑+2OH-；
②阳极上NO2失去电子变为NO3-，阳极的电极反应式为：NO2-e-+H2O=NO3-+2H+，可见每有1 ml NO2反应，转移1 ml电子，阴极上就有1 ml H+放电变为H2逸出。标准状况下2.24 LNO2的物质的量是0.1 ml，则其反应转移0.1 ml电子，阴极上消耗0.1 ml H+，为了维持溶液电中性，就有0.1 ml H+通过质子交换膜进入阴极室；
(7)①根据图象可知在t℃时的饱和溶液中c(Ag+)=1×10-3ml/L，c(CrO42-)=1×10-5 ml/L，则Ag2CrO4的Ksp=c2(Ag+)×c(CrO42-)=(1×10-3)2×(1×10-5)=1×10-11；
②Y、Z都在平衡线上，都是该温度下的饱和溶液，Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)×c(CrO42-)不变，由Y到Z，c(CrO42-)增大，c(Ag+)减小，所以采取的措施是向溶液中加入含有CrO42-物质，如加入固体K2CrO4。
【点睛】
本题综合考查了化学反应原理，包括弱电解质的电离平衡、盐的水解、酸碱中和、溶度积常数的计算与应用和电解原理。掌握化学平衡移动原理对各种平衡移动的影响及有关概念的含义是本题解答的关键。注意外界条件对化学平衡移动影响是微弱的，只能减弱这种变化趋势而不能改变这种趋势。
17.
【答案】（1）1 12
（2）2.0×10-7 中 c(H+)=c(OH-) 8×10-9
（3）1 1×10-13 ml·L-1
（4）5 3.3
（5）大于 水的电离吸热，升高温度，促进水的电离，KW增大 10：1 9：2
【解析】（1）0.05 ml·L-1 H2SO4溶液中：c(H+)=0.05 ml·L-1×2=0.1 ml·L-1，pH=1。
0.01 ml·L-1 NaOH溶液中，c(OH-)=0.01 ml·L-1，c(H+)=10-12 ml·L-1，pH=12。
（2）此温度时，水电离的c(OH-)=c(H+)=2×10-7 ml·L-1，溶液呈中性，则KW=2×10-7×2×10-7=4×10-14；温度不变，KW不变，c(H+)=5.0×10-6 ml·L-1，则c(OH-)=8×10-9ml·L-1；
（3）n(H+)=12×0.025ml=0.3ml，n(OH-)=2×0.1ml=0.2ml，酸过量，溶液呈酸性，c(H+)余=0.1 ml·L-1，所以pH=-lgc(H+)余=-lg0.1=1，该溶液中c(H+)水=c(OH-)=1×10-13 ml·L-1；（4）c(H+)=10-4×0.01/0.1 ml·L-1=10-5 ml·L-1，pH=5，等体积混合后c(H+)=(10-5V+10-3V)/2V ml·L-1≈5×10-4 ml·L-1，pH=3.3；
（5）KW只受温度影响，水的电离吸热，温度升高，平衡向着电离方向移动，KW增大，此温度下KW大于25℃时，故此温度大于25℃；此温度下混合得到中性溶液，说明NaOH与H2SO4恰好完全反应，c(OH-)=c(H+)得出10-2a=10-1b，a：b=10:1；若混合液pH=2，说明酸过量，c(H+)=(10-1b-10-2a)/(a+b) ml·L-1=10-2 ml·L-1，a：b=9:2。
【点睛】
pH的计算注意从公式出发，尤其遇到混合溶液时，先判断溶液酸碱性，再决定先计算c(H+)还是c(OH-)，c(H+)=n余总/V总。弱酸
醋酸
次氯酸
碳酸
亚硫酸
电离平衡常数（25℃）
Ka=1.75×10-5
Ka=2.98×10-8
Ka1=4.30×10-7
Ka2=5.61×10-11
Ka1=1.54×10-2
Ka2=1.02×10-7
试管A
试管B
加入试剂
2mL0.1ml/LH2C2O4溶液、1mL0.05ml/L酸性KMnO4
2mL0.1ml/LH2C2O4溶液、1mL0.05ml/L酸性KMnO4，少量___固体（填物质名称）
实验现象
(褪色时间)
褪色时间10min
褪色时间___10min
（选填“<”“>”或“=”）
结论
猜想Ⅱ正确
t/℃
200
300
400
K
K1
K2
0.5
化学式
HF
H2CO3
HClO
电离平衡
常数(Ka)
7.2×10-4
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
3.0×10-8
试管A
试管B
加入试剂
2mL0.1ml/LH2C2O4溶液、1mL0.05ml/L酸性KMnO4
2mL0.1ml/LH2C2O4溶液、1mL0.05ml/L酸性KMnO4，少量硫酸锰固体
实验现象
(褪色时间)
褪色时间10min
褪色时间<10min
结论
猜想Ⅱ正确