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01 考向1 电解质溶液中的平衡（附答案解析）-备战2023年高考化学大二轮专题突破系列（全国通用）
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这是一份01 考向1 电解质溶液中的平衡（附答案解析）-备战2023年高考化学大二轮专题突破系列（全国通用），共15页。
电解质溶液中的平衡
【知识网络•悉考点】
【研析真题•明方向】
1．(2022·乙卷)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H+与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是( )
A．溶液Ⅰ中c(H+)＝c(OH－)＋c(A－) B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4
2．(2022·辽宁卷)H2O(l)、NH3(l)均可自耦电离：2H2O(l)OH－＋H3O+、2NH3(l)NH＋NH。下列反应与CH3CH2OH＋HBr原理不同的是( )
A．Mg3N2＋6H2O===3Mg(OH)2＋2NH3 B．SiCl4＋8NH3(l)===Si(NH2)4＋4NH4Cl
C．3Cl2＋8NH3===6NH4Cl＋N2 D．PCl3＋3H2O===H3PO3＋3HCl
3．(2022·浙江1月)已知25℃时二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列说法正确的是( )
A．在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者
B．向0.1mol·L-1H2A溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)至pH＝3，则H2A的电离度为0.013%
C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，则c(A2－)＞c(HA－)
D．取pH=a的H2A溶液10mL，加蒸馏水稀释至100mL，则该溶液pH＝a+1
4．(2022·浙江6月)25℃时，苯酚(C6H5OH)的Ka＝1.0×10－10，下列说法正确的是( )
A．相同温度下，等pHC6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O－)＞c(CH3COO－)
B．将浓度均为，0.1 mol·L－1的C6H5ONa和NaOH溶液加热，两种溶液的均变大
C．25℃时，C6H5OH溶液与NaOH溶液混合，测得pH＝10.00，则此时溶液中c(C6H5O－)＝c(C6H5OH)
D．25℃时，0.1 mol·L－1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固体，水的电离程度变小
5．(2021·浙江1月)25℃时，下列说法正确的是( )
A．NaHA溶液呈酸性，可以推测H2A为强酸
B．可溶性正盐BA溶液呈中性，可以推测BA为强酸强碱盐
C．0.010 mol·L-1、0.10mol·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，则α1＜α2
D．100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中水电离出H+的物质的量为1.0×10-5mol
6．(2021·广东)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)
7．(2021·浙江6月)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH>2且pH<7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a<1，
则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR是弱酸
8．(2021·浙江1月)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)
9．(2021·浙江6月)取两份10 mL 0.05 mol·L－1的NaHCO3溶液，一份滴加0.05mol·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。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．abc过程中：c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)逐渐减小
C．ade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
【重温知识•固基础】
1．弱电解质的电离平衡及溶液的酸碱性
(1)“四条件”对弱电解质电离的影响
条件改变
对电离平衡的影响
微粒浓度影响结果
电离程度
电离常数
浓度
加水
正向移动
弱酸的H＋、酸根离子浓度减小，OH－浓度增大；弱碱的OH－、金属离子(或NH)浓度减小，H＋浓度增大
增大
不变
加弱电
解质
正向移动
弱电解质相应离子和弱电解质浓度均增大
减小
不变
加热
正向移动
弱电解质分子浓度减小；弱电解质相应离子浓度增大
增大
增大
同离子效应
逆向移动
弱电解质浓度增大，“同离子”浓度增大，其他离子浓度减小
减小
不变
加入与弱电解质反应的物质
正向移动
参与反应的离子浓度减小，其他离子浓度增大
增大
不变
(2)影响水电离的因素
(3)溶液的酸碱性及pH
①溶液酸碱性与pH：在任何温度下的中性溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＝，常温下中性溶液的pH＝7，温度升高时，中性溶液的pH<7
②溶液pH的计算方法——先判断溶液的酸碱性
a．酸性c(H＋)pH－lg c(H＋)
b．碱性c(OH－)pH－lg c(H＋)
2．盐类的水解及其应用
(1)盐类水解的规律
①组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性
②盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强
③多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多，如相同浓度时，CO比HCO的水解程度大
④水解程度：相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐
如NH的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。
(2)溶液酸碱性的判断方法
①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水解能力大于电离能力，如HCN的电离程度小于CN－水解程度，所以等浓度的HCN与NaCN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的水解程度大于电离程度，故溶液显碱性；而在NaHSO3溶液中，HSO的电离程度大于水解程度，故溶液显酸性
3．沉淀溶解平衡及其应用
一般情况下，升高温度能促进沉淀的溶解；稀释使沉淀溶解平衡向右移动，稀释后重新达到平衡时各离子浓度保持不变。对于确定的物质来说，Ksp只与温度有关；温度相同时，组成形式相同的物质，Ksp较大者溶解度较大
(1)沉淀的生成或溶解的判断：若体系内Qc＝Ksp，体系处于溶解平衡状态；Qc>Ksp，体系内会有沉淀析出；Qc
(3)沉淀的转化与Ksp大小间的关系：组成形式相同的难溶物质，Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较小的沉淀，但当二者Ksp相差不大时，反过来也可转化
4．溶液中的三大平衡常数分析
(1)电离常数(K电离)与电离度(α)的关系——以一元弱酸HA为例
25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α
HA H＋ ＋ A－
起始浓度/mol·L－1 c 0 0
变化浓度/mol·L－1 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡浓度/mol·L－1 c酸－c酸·α c酸·α c酸·α
电离平衡常数Ka＝＝，由于α很小，可认为1－α≈1
则Ka＝c酸·α2，α＝ (越稀越电离)
则：c(H＋)＝c酸·α＝
(2)电离常数与水解常数的关系
①对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系：Kh＝
如：CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
②对于二元弱酸H2B，Kal(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2－)的关系： ；
B2－＋H2OHB－＋OH－，Kh1(B2－)＝＝＝
HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh2(HB－)＝＝＝
③强酸弱碱盐：Kh＝
如：NH4Cl：NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+
(3)溶度积常数(Ksp)的相关计算——M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH间的关系
M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq)
Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝()n＋1
【题型突破•查漏缺】
1．已知H2A的Ka1＝1×10－4，Ka2＝1×10－9，则常温下，下列说法不正确的是( )
A．当溶液中c(HA－)＝c(A2－)时，pH＝9
B．浓度均为0.1 mol·L－1的H2A与NaOH溶液等体积混合，溶液呈碱性
C．0.01 mol·L－1的Na2A溶液的pH约为10.5
D．pH＝10的溶液中
2．室温下，通过下列实验探究NaHSO3溶液的性质。下列有关说法正确的是( )
实验
实验操作和现象
1
用pH试纸测定0.1 mol·L－1NaHSO3溶液的pH，测得pH约为5
2
向0.1 mol·L－1NaHSO3溶液中滴加酸性KMnO4溶液，溶液紫红色褪去
3
将浓度均为0.01 mol·L－1的NaHSO3和Ba(OH)2溶液等体积混合，产生白色沉淀
4
向0.1 mol·L－1NaHSO3溶液中滴加稀盐酸，有刺激性气体产生
A．0.1 mol·L－1NaHSO3溶液中存在c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)－c(H2SO3)
B．实验2说明NaHSO3溶液具有漂白性
C．依据实验3的现象，不能得出Ksp(BaSO3)＜2.5×10－5
D．实验4中生成的刺激性气体可能为Cl2
3．为研究沉淀的生成及转化，同学们进行如图所示实验。下列关于该实验的分析不正确的是( )
A．①中产生白色沉淀的原因是c(Ag＋)·c(SCN－)＞Ksp(AgSCN)
B．①中存在平衡：AgSCN(s)Ag＋(aq)＋SCN－(aq)
C．②中无明显变化是因为溶液中的c(SCN－)过低
D．上述实验不能证明AgSCN向AgI沉淀转化反应的发生
4．已知：pKa＝－lg Ka。25 ℃时，几种弱酸的pKa值如下表所示。下列说法正确的是( )
弱酸的化学式
CH3COOH
HCOOH
H2SO3
pKa
4.74
3.74
pKa1＝1.90，pKa2＝7.20
A．向Na2SO3溶液中加入过量乙酸，反应生成SO2
B．25 ℃时，pH＝8的甲酸钠溶液中，c(HCOOH)＝9.9×10－7 mol·L－1
C．25 ℃时，某乙酸溶液pH＝a，则等浓度的甲酸pH＝a－1
D．相同温度下，等浓度的HCOONa溶液比Na2SO3溶液的pH大
5．常温下，稀释0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是( )
A．NH水解的平衡常数 B．溶液的pH C．溶液中NH数 D．溶液中c(NH)
6．水质检验中，测定水的硬度时，用到氨氯化氨(NH3NH4Cl)缓冲溶液，控制溶液在pH＝10左右。则关于该缓冲溶液的说法不正确的是( )
A．将缓冲溶液加水稀释时，pH一定会减小 B．将缓冲溶液升温，pH一定没有变化
C．在缓冲溶液中，水的电离受到抑制 D．在缓冲溶液中，一定有c(NH)>c(Cl－)
7．t ℃时，将0.200 mol·L－1的某一元酸HA与0.200 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，充分反应后所得溶液中部分离子浓度如下表。下列说法中正确的是( )
微粒
H＋
Na＋
A－
浓度/(mol·L－1)
2.50×10－10
0.100
9.92×10－2
A．所得溶液中：c(Na＋)>c(A－)>c(HA)>c(OH－) B．t ℃时，水的离子积KW＝1.0×10－13
C．t ℃时，一元酸HA的电离常数K＝3.10×10－7 D．t ℃时，0.100 mol·L－1NaA溶液中A－的水解率为0.80%
8．工业用Na2SO3溶液吸收SO2，减少空气污染。常温下，测得Na2SO3溶液吸收SO2过程中，pH随c(SO)∶c(HSO)的变化关系如下表所示，下列说法正确的是( )
c(SO)∶c(HSO)
91∶9
1∶1
9∶91
pH
8.2
7.2
6.2
A．Ka1(H2SO3)<1×10－7.2
B．NaHSO3溶液的pH<7，c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)
C．吸收液的pH＝7时，c(Na＋)>c(HSO)>c(SO)>c(H＋)＝c(OH－)
D．Na2SO3溶液中，SO的水解常数Kh1＝9.1×10－5.2
9．叠氮酸(HN3)与NaOH溶液反应生成NaN3。已知NaN3溶液呈碱性，下列叙述正确的是( )
A．0.01 mol·L－1 HN3溶液的pH＝2
B．HN3溶液的pH随温度升高而减小
C．NaN3的电离方程式：NaN3===Na＋＋3N
D．0.01 mol·L－1 NaN3溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(N)＋c(HN3)
10．水合乙二胺[H2N(CH2)2NH2·2H2O]是一种二元弱碱，在水中的电离方程式与NH3·H2O相似，其Kb1＝10－4，Kb2＝10－7。常温下，用0.010 mol·L－1盐酸滴定10.00 mL 0.010 mol·L－1乙二胺溶液。下列说法错误的是( )
A．乙二胺在水溶液中的第一步电离方程式为H2N(CH2)2NH2·2H2O[H2N(CH2)2NH3·H2O]＋＋OH－
B．滴定时选用酚酞作指示剂产生的误差最小
C．滴入10.00 mL盐酸时，溶液呈碱性
D．滴入20.00 mL盐酸时，加水稀释，溶液中减小
11．下列叙述正确的是( )
A．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍，稀释后溶液的pH＝4
B．25 ℃时Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl的溶解度增大
C．浓度均为0.1mol·L－1的下列溶液，pH由大到小的排列顺序为NaOH>Na2CO3>(NH4)2SO4>NaHSO4
D．为确定二元酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH，若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A是强酸
12．向浓度均为0.010 mol·L－1的Na2CrO4、NaBr和NaCl的混合溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液。[已知Ksp(AgCl)＝1.77×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.12×10－12，Ksp(AgBr)＝5.35×10－13，Ag2CrO4为砖红色]，下列叙述正确的是( )
A．原溶液中n(Na＋)＝0.040 mol
B．Na2CrO4可用作AgNO3溶液滴定Cl－或Br－的指示剂
C．生成沉淀的先后顺序是AgBr—Ag2CrO4—AgCl
D．出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中c(Cl－)：c(Br－)＝177：535
13．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，下列叙述正确的是( )
A．温度升高，Na2CO3溶液的Kw和c(H＋)均会减小
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)
【题型特训•练高分】
1．常温下，将2种一元酸HX和HY分别和NaOH溶液等体积混合，实验数据如下，下列说法正确的是( )
组别
混合前
混合后
甲
c(HX)＝0.1 mol·L－1
c(NaOH)＝0.1mol·L－1
pH＝9
乙
c(HY)＝0.1 mol·L－1
c(NaOH)＝0.1 mol·L－1
pH＝7
A．HY为强酸 B．HX溶液的pH＝1
C．甲的混合液中c(X－)＝c(Na＋) D．乙的混合液中c(Na＋)>c(Y－)
2．测定0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是( )
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－
B．④的pH与①不同，是SO浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的Kw值相等
3．如表所示是25 ℃时某些盐的溶度积常数和弱酸的电离平衡常数，下列说法正确的是( )
化学式
AgCl
Ag2CrO4
CH3COOH
HClO
H2CO3
Ksp或Ka
Ksp＝1.8×10－10
Ksp＝2.0×10－12
Ka＝1.8×10－5
Ka＝3.0×10－8
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
A．相同浓度CH3COONa和Na2CO3的混合液中，各离子浓度的关系：
c(Na＋)>c(CO)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
B．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH＝5，此时c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝9∶5
C．少量碳酸氢钠固体加入新制的氯水中，c(HClO)减小
D．向浓度均为1×10－3 mol·L－1的KCl和K2CrO4混合液中滴加1×10－3 mol·L－1的AgNO3溶液，Cl－先形成沉淀
4．常温下，几种弱酸的电离常数的负对数pKa(pKa＝－lg Ka)如下，下列说法错误的是( )
弱酸
HCN
HNO2
HClO
HF
pKa
9.31
3.37
7.52
3.43
A．常温下，加水稀释NaClO溶液时水电离的c(H＋)·c(OH－)减小
B．常温下，0.1 mol·L－1溶液的pH：NaNO2＞NaF＞NaClO＞NaCN
C．0.2 mol·L－1 HNO2溶液和0.1 mol·L－1 KOH溶液等体积混合，所得溶液中：c(NO)＞c(K＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
D．常温下，KCN溶液中KCN的水解常数的负对数pKh＝4.69
5．常温时，下列叙述正确的是( )
A．稀释pH＝3的醋酸溶液，溶液中所有离子的浓度均降低
B．用标准盐酸滴定未知浓度的烧碱溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，测得的烧碱溶液浓度偏低
C．pH均为11的NaOH和NH3·H2O溶液中，水的电离程度不相同
D．分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸溶液，硫酸溶液消耗氢氧化钠的物质的量多
6．极稀溶液中溶质的物质的量浓度很小，常用其负对数pc表示(pcB＝－lg cB)。如某溶液中溶质的物质的量浓度为1×10－5 mol·L－1，则该溶液中溶质的pc＝5。下列说法正确的是( )
A．电解质溶液的pc(H＋)与pc(OH－)之和均为14
B．用盐酸滴定某浓度的KOH溶液，滴定过程中pc(H＋)逐渐增大
C．BaCl2溶液中逐滴加入硫酸溶液，滴加过程中pc(Ba2＋)逐渐减小
D．某温度下Ksp(AgCl)＝1.0×10－10，则其饱和溶液中pc(Ag＋)＋ pc(Cl－)＝10
7．已知：25℃时，Ksp[Zn(OH)2]＝1.0×10－18，Ka(HCOOH)＝1.0×10－4。该温度下，下列说法错误的是( )
A. Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中c(Zn2＋)>1.0×10－6 mol·L－1
B．HCOO－的水解常数为1.0×10－10
C．向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中c(Zn2＋)增大
D．Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝100
8．常温下，下列说法不正确的是( )
A．在0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，加0.1 mol·L－1的氯化钠溶液，醋酸的电离程度增大
B．向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中增大
C．0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液中加入少量CaCl2晶体(碳酸钠没有被沉淀完全)，CO水解程度增大，但溶液的pH减小
D．pH＝5的下列3种溶液：①HCl、②CH3COOH和CH3COONa混合溶液、③NH4Cl溶液，水电离的程度：①＝②＜③
9．下列有关电解质溶液的说法不正确的是( )
A．向Na2CO3溶液中通入NH3，减小
B．将0.1 mol·L－1的K2C2O4溶液从25 ℃升温至35 ℃，增大
C．向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，＝1
D．向0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，增大
10．电镀废液中Cr2O可通过下列反应转化成铬黄(PbCrO4)：Cr2O(aq)＋2Pb2＋(aq)＋H2O(l)2PbCrO4(s)＋2H＋(aq) ΔH＜0，达到平衡。下列说法正确的是( )
A．移走PbCrO4(s)，Cr2O的转化率升高
B．加入少量NaOH固体，自然沉降后，溶液颜色变深
C．加入Pb(NO3)2固体，平衡逆向移动
D．降低温度，该反应的平衡常数K＝增大
11．室温下，向0.01 mol·L－1的醋酸溶液中滴入pH＝7醋酸铵溶液，溶液pH随滴入醋酸铵溶液体积变化的曲线如图所示。下列分析正确的是( )
A．a点，pH＝2 B．b点，c(CH3COO－)>c(NH)
C．c点，pH可能大于7 D．ac段，溶液pH增大是CH3COOHH＋＋CH3COO－逆向移动的结果
12．下列平衡移动方向和现象判断正确的是( )
A．[Cu(H2O)4]2＋＋4Cl－[CuCl4]2－＋4H2O ΔH＞0，升高温度，平衡正向移动，溶液由蓝绿色变为黄绿色
B．2NO2N2O4，减小容器容积，平衡正向移动，气体颜色变浅
C．Fe3＋＋3SCN－3Fe(SCN)3，加入 KSCN 浓溶液，平衡逆向移动，溶液颜色变浅
D．Cr2O＋H2O2CrO＋2H＋，加水，平衡正向移动，溶液黄色加深
【电解质溶液中的平衡】答案
【研析真题•明方向】
1．B。解析：A．常温下溶液I的pH=7.0，则溶液I中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L，c(H+)＜c(OH-)＋c(A-)，A错误；B．常温下溶液II的pH=1.0，溶液中c(H+)=0.1mol/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，则=1.0×10-3，解得=，B正确；C．根据题意，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，C错误；D．常温下溶液I的pH=7.0，溶液I中c(H+)=1×10-7mol/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液I中c总(HA)=(104+1)c(HA)，溶液II的pH=1.0，溶液II中c(H+)=0.1mol/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液II中c总(HA)=1.01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，溶液I和II中c总(HA)之比为[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]=(104+1)∶1.01≈104，D错误；答案选B
2．C。解析：A．根据题目信息可知，CH3CH2Br和H2O互相交换成分生成CH3CH2OH和HBr。由2H2O(l)OH－＋H3O+可得，Mg3N2与H2O互相交换成分生成Mg(OH)2和NH3，与题述反应原理相同，A正确；B．由于NH3(l)可自电离，可写为，与交换成分生成Si(NH2)4和NH4Cl与题述反应原理相同，故B正确；C．Cl2与NH3反应生成了单质N2，反应物没有互相交换成分，与题述反应原理不同，故C错误；D．和PCl3互相交换成分生成了H3PO3和HCl，与题述反应原理相同，故D正确；故答案选C。
3．B。解析：A．在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，A2-的水解程度大于HA-，水的电离程度前者大于后者，故A错误；B．溶液中c(H+)=10-3mol/L，H2A电离程度较小，溶液中c(H2A)≈0.1mol/L，Ka1=，c(HA-)=1.3×10-5mol/L，c(HA-)≈c(H2A) 电离，则H2A的电离度 0.013%，故B正确；C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11，，则c(A2-)
4．C。解析：A．醋酸的酸性大于苯酚，则醋酸根离子的水解程度较小，则相同温度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中c(C6H5O－)＜c(CH3COO－)，A错误；B．C6H5ONa溶液中，C6H5O-离子水解出氢氧根离子，升温促进C6H5O-离子的水解，氢氧根离子浓度增大，pH变大，而升高温度，Kw增大，NaOH溶液中OH-浓度不变，H+浓度增大，pH减小，B错误；C．当pH=10.00时，c(H+)=1.0×10-10，，故c(C6H5O－)＝c(C6H5OH)，C正确；D．C6H5ONa中的C6H5O-可以水解，会促进水的电离，D错误；故选C。
5．D。解析：A．NaHA溶液呈酸性，可能是HA－的电离程度大于其水解程度，不能据此得出H2A为强酸的结论，A错误；B．可溶性正盐BA溶液呈中性，不能推测BA为强酸强碱盐，因为也可能是B＋和A－的水解程度相同，即也可能是弱酸弱碱盐，B错误；C．弱酸的浓度越小，其电离程度越大，因此0.010 mol·L-1、0.10 mol·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，则α1＞α2，C错误；D．100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中氢氧根离子的浓度是1×10－4mol/L，碳酸根水解促进水的电离，则水电离出H＋的浓度是1×10－4mol/L，其物质的量为0.1L×1×10－4mol/L＝1×10－5mol，D正确；答案选D。
6．B。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正确；GHCl的电离方程式为GHCl===GH＋＋Cl－，C错误；GHCl水溶液中存在电荷守恒：c(H＋)＋c(GH＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，D错误。
7．B。解析：25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，所以HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得此时溶液pH<7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。
8．C。解析：醋酸钠溶液显碱性，加水稀释，碱性减弱，c(OH－)减小，c(H＋)增大，pH减小，氯化铵溶液显酸性，加水稀释，酸性减弱，c(H＋)减小，c(OH－)增大，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，C说法错误。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。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－)，即氯化铵溶液中：c(Cl－)－c(NH)＝c(H＋)－c(OH－)，醋酸钠溶液中：c(Na＋)－c(CH3COO－)＝c(OH－)－c(H＋)，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＋)|(两者差的绝对值)相等，故c(Na＋)－c(CH3COO－)＝c(Cl－)－c(NH)，D说法正确。
9．C。解析：A．a点溶质为NaHCO3，此时溶液呈碱性，HCO在溶液中电离使溶液呈酸性，HCO在溶液中水解使溶液呈碱性，由此可知，NaHCO3溶液中HCO的水解程度大于电离程度，故A正确；B．由电荷守恒可知，abc过程溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，滴加NaOH溶液的过程中c(Na＋)保持不变，c(H＋)逐渐减小，因此c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)逐渐减小，故B正确；C．由物料守恒可知，a点溶液中c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)，向NaHCO3溶液中滴加盐酸过程中有CO2逸出，因此ade过程中c(Na＋)＞c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)，故C错误；D．c点溶液中c(Na＋)＋c(H＋)=(0.05+10-11.3)mol/L，e点溶液体积增大1倍，此时溶液中c(Na＋)＋c(H＋)=(0.025+10-4)mol/L，因此x>y，故D正确；综上所述，说法不正确的是C项，故答案为C。
【题型突破•查漏缺】
1．B。解析：根据电离常数可求A2－的水解常数Kh1＝1×10－5，Kh2＝1×10－10。H2A与NaOH溶液混合恰好生成NaHA，HA－的电离程度(Ka2＝1×10－9)大于HA－的水解程度(Kh2＝1×10－10)，溶液呈酸性，B错误。
2．A。解析：酸性KMnO4溶液具有强氧化性，实验2中酸性KMnO4溶液紫红色褪去，说明NaHSO3溶液具有还原性，B项错误；将浓度均为0.01 mol·L－1的NaHSO3溶液和Ba(OH)2溶液等体积混合，c(Ba2＋)＝0.005 mol·L－1，c(SO)＜0.005 mol·L－1，产生BaSO3白色沉淀，说明Ksp(BaSO3)＜c(Ba2＋)·c(SO)＜2.5×10－5，故C项错误；根据强酸制弱酸的原理知，实验4中发生反应：NaHSO3＋HCl===NaCl＋H2O＋SO2↑，生成的刺激性气体为SO2，D项错误。
3．D。解析：向2 mL 0.1 mol·L－1AgNO3溶液中加入2 mL 0.05 mol·L－1KSCN溶液，产生白色沉淀AgSCN，说明c(Ag＋)·c(SCN－)＞Ksp(AgSCN) ，A项正确；生成的AgSCN沉淀存在溶解平衡AgSCN(s)Ag＋(aq)＋SCN－(aq)，B项正确；向①中滴加2滴0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，溶液不变红，可能是因为溶液中Fe3＋浓度太小，也可能是因为溶液中SCN－浓度太小，然后滴加KI溶液，产生黄色沉淀且溶液变红，说明溶液中SCN－浓度增大，发生了AgSCN(s)＋I－(aq)AgI(s)＋SCN－(aq)反应，从而说明②中无明显变化是因为溶液中SCN－浓度过低，该过程发生了AgSCN向AgI沉淀转化的反应，故C项正确、D项错误。
4．B。解析：根据表格数据分析，酸性顺序为H2SO3>HCOOH>CH3COOH>HSO。因为乙酸的酸性大于亚硫酸氢根离子，所以亚硫酸钠和乙酸反应生成亚硫酸氢钠和乙酸钠，A错误；甲酸钠溶液因为甲酸根离子水解溶液显碱性，且存在质子守恒，c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOOH)，因为溶液的pH＝8，所以c(OH－)＝10－6 mol·L－1，c(H＋)＝10－8 mol·L－1，所以c(HCOOH)＝9.9×10－7 mol·L－1，B正确；等浓度的乙酸和甲酸溶液中存在电离平衡，假设甲酸溶液的pH＝b，＝10－4.74，＝10－3.74，计算b＝a－0.5，C错误；因为甲酸的酸性比亚硫酸氢根离子酸性强，所以同温度下，等浓度的溶液中甲酸根离子水解程度小于亚硫酸根离子水解程度，即等浓度的甲酸钠的pH小于亚硫酸钠，D错误。
5．B。解析：NH水解的平衡常数不变，A项不符合题意；NH4Cl水解呈酸性，加水稀释，水解程度增大，但酸性减弱，溶液的pH将增大，溶液中NH数将减小，c(NH)也减小，故C、D两项均不符合题意。
6．B。解析：pH＝10左右，溶液呈碱性，稀释后碱性减弱，pH一定会减小，故A正确；升高温度，溶液中的电离平衡、水解平衡都会受到影响，pH会变化，故B错误；在缓冲溶液中，存在氨水的电离平衡和铵根离子的水解平衡，因为显示碱性，氨水的电离程度大于铵根离子的水解程度，氨水的电离对水的电离起到抑制作用，所以水的电离受到抑制，故C正确；溶液中的电荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，溶液显示碱性，所以c(H＋)c(Cl－)，故D正确。
7．D。解析：t ℃时，将0.200 mol·L－1的某一元酸HA与0.200 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，HA与NaOH发生反应NaOH＋HA===NaA＋H2O，恰好生成0.1 mol·L－1的NaA，根据物料守恒，c(HA)＋c(A－)＝0.1 mol·L－1，已知c(A－)＝9.92×10－2 mol·L－1，则c(HA)＝0.1 mol·L－1－9.92×10－2mol·L－1＝8×10－4 mol·L－1，c(Na＋)＝0.1 mol·L－1，已知c(H＋)＝2.50×10－10 mol·L－1，根据电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，则c(OH－)＝0.1 mol·L－1＋2.50 ×10－10mol·L－1－9.92×10－2mol·L－1>8×10－4 mol·L－1，A错；KW＝c(H＋)·c(OH－)>2×10－13，B错；K＝≈3.1×10－8，C错。
8．C。解析：Ka2＝＝＝1×10－7.2，Ka1>Ka2，Ka1>1×10－7.2，A项错误；NaHSO3溶液的pH<7，根据物料守恒可知，c(Na＋)＝c(HSO)＋c(H2SO3)＋c(SO)，B项错误；吸收液的pH＝7时，结合表中数据可知，c(HSO)>c(SO)，C项正确；SO的水解常数Kh1＝＝＝＝1×10－6.8，D项错误。
9．B。解析：HN3与NaOH溶液反应生成NaN3，且NaN3溶液呈碱性，故HN3为弱酸，0.01 mol·L－1的HN3溶液的pH＞2，A项错误；弱电解质的电离为吸热反应，温度升高，电离平衡HN3H＋＋N正向移动，H＋浓度增大，pH减小，B项正确；NaN3的电离方程式为NaN3===Na＋＋N，C项错误；由电荷守恒可知，NaN3溶液中c(H＋)＋c(Na＋)＝c(N)＋c(OH－)，D项错误。
10．B。解析：由题意，结合NH3·H2O在水中电离知，乙二胺在水溶液中的第一步电离方程式为H2N(CH2)2NH2·2H2O[H2N(CH2)2NH3·H2O]＋＋OH－，A项正确；强酸滴定弱碱选用甲基橙作指示剂可减小实验误差，B项错误；当滴入10.00 mL盐酸时形成碱式盐，由Kb1×Kb2＞Kw可知[H2N(CH2)2NH3]＋的电离程度大于水解程度而呈碱性，C项正确；加水稀释过程中n(Cl－)不变，但[H3N(CH2)2NH3]2＋水解程度增大，n[H2N(CH2)2NH2]增大，故减小，D项正确。
11．C。解析：A项，醋酸稀释后的pH为3Na2CO3，酸性NaHSO4>(NH4)2SO4，得出C项正确的结论；D项，若H2A是弱酸，NaHA中可能存在两种趋势，HA－H＋＋A－和HA－＋H2OH2A＋OH－，若HA－电离程度大于水解程度，则溶液pH<7，故D项错误。
12．B。解析：原溶液中c(Na＋)＝0.04 mol·L－1，未指明溶液的体积，无法计算溶液中Na＋的物质的量，A项错误；析出AgCl沉淀时，c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝1.77×10－8 mol·L－1，AgBr沉淀时，c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝5.35×10－11 mol·L－1，Ag2CrO4沉淀时，c(Ag＋)＝＝mol·L－1≈1.1×10－5 mol·L－1，c(Ag＋)越小，则越先生成沉淀，所以产生沉淀的先后顺序为Br－、Cl－、CrO，故可用Na2CrO4作AgNO3溶液滴定Cl－或Br－的指示剂，B项正确、C项错误；出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中＝＝1 770：5.35，D项错误。
13．D。解析：温度升高，水的电离平衡正向移动，Kw增大，A项错误；根据沉淀的转化，CaSO4能转化为CaCO3，说明Ksp(CaCO3)
1．A。解析：乙组，HY和NaOH物质的量浓度相同，两种溶液等体积混合，恰好生成NaY，溶液显中性，则HY为强酸，A项正确；两种溶液物质的量浓度相同，两种溶液等体积混合，恰好完全反应生成NaX，混合后pH＝9，溶液显碱性，则HX为弱酸，pH>1，B项错误；甲的混合液中，溶质为NaX，HX为弱酸，X－发生水解，则>c(X－)，C项错误；乙的混合液中，溶质为NaY，HY为强酸，则c(Na＋)＝，D项错误。
2．C。解析：Na2SO3属于强碱弱酸盐，SO存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－、HSO＋H2OH2SO3＋OH－，A项正确；取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多，说明实验过程中部分Na2SO3被氧化成Na2SO4，①与④温度相同，④与①对比，SO浓度减小，溶液中c(OH－)减小，④的pH小于①，即④的pH与①不同，是SO浓度减小造成的，B项正确；盐类水解为吸热过程，①→③的过程，升高温度SO水解平衡正向移动，c(SO)减小，水解平衡逆向移动，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响相反，C项错误；Kw只与温度有关，①与④温度相同，Kw值相等，D项正确。
3．D。解析：由表格中H2CO3的第二步电离平衡常数Ka2比CH3COOH的电离平衡常数小，所以CO比CH3COO－水解程度大，则CH3COONa与Na2CO3浓度相等时：c(CH3COO－)>c(CO)，A错误；＝＝＝5∶9，B错误；新制的氯水中存在反应：Cl2＋H2OHCl＋HClO，加入碳酸氢钠固体后，消耗HCl，平衡正向移动，c(HClO)增大，C错误；形成AgCl沉淀所需要的c(Ag＋)＝＝ mol·L－1＝1.8×10－7 mol·L－1，形成Ag2CrO4沉淀所需要的c(Ag＋)＝ ＝ mol·L－1＝×10－4.5 mol·L－1，所需Ag＋浓度越小，越先产生沉淀，所以先产生的是AgCl沉淀，D正确。
4．B。解析：pKa越大，Ka越小，酸性越弱，酸性：HNO2＞HF＞HClO＞HCN。A项，次氯酸钠溶液中OH－来自水的电离，稀释次氯酸钠溶液过程中，碱性减弱，水电离的c(H＋)、c(OH－)减小，正确；B项，由“越弱越水解”知，碱性：NaCN＞NaClO＞NaF＞NaNO2，错误；C项，所得溶液中c(HNO2)＝c(KNO2)，pKh＝14－pKa＝10.63＞3.37，溶液呈酸性，正确；D项，CN－＋H2OHCN＋OH－，Kh＝＝，pKh＝14－9.31＝4.69，正确。
5．B。解析：稀释pH＝3的醋酸溶液，醋酸的电离程度增大，、n(CH3COO－)增大，但c(H＋)、c(CH3COO－)减小，根据Kw＝c(H＋)·c(OH－)知，c(OH－)增大，A项错误；滴定前仰视，读数偏大，滴定后俯视，读数偏小，则读取的标准盐酸的体积偏小，导致测得的烧碱溶液浓度偏低，B项正确；pH均为11的NaOH和NH3·H2O溶液中，c(OH－)相同，故水的电离程度相同，C项错误；醋酸为弱酸，不完全电离，故分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸溶液时，醋酸溶液消耗氢氧化钠的物质的量多，D项错误。
6．D。解析：溶液中的c(H＋)和c(OH－)与水的电离程度有关，而水的电离程度随温度的升高而增大，如常温下Kw＝c(H＋)×c(OH－)＝1.0×10－14，则pc(H＋)＋pc(OH－)＝14，而在100℃时Kw＝c(H＋)×c(OH－)＝1.0×10－12，则pc(H＋)＋pc(OH－)＝12，A项错误；用盐酸滴定某浓度的KOH溶液时，滴定过程中c(OH－)逐渐减小，则c(H＋)逐渐增大，所以pc(H＋)是逐渐减小的，B项错误；向BaCl2溶液中逐滴加入硫酸溶液，滴加过程中c(Ba2＋)逐渐减小，则pc(Ba2＋)逐渐增大，C项错误；某温度下Ksp(AgCl)＝1.0×10－10，则饱和溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)＝1.0×10－5 mol·L－1，所以pc(Ag＋)＋pc(Cl－)＝10，D项正确。
7．A。解析：Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中，令锌离子浓度为x mol·L－1，x×(2x)2＝1.0×10－18，x≈6.3×10－7，c(Zn2＋)＜1.0×10－6 mol·L－1，A错误；HCOO－的水解常数Kh＝＝＝1.0×10－10，B项正确；向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中OH－减小，溶解平衡正向移动，溶液中c(Zn2＋)增大，C项正确；Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝＝＝100，D项正确。
8．B。解析：在0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，加0.1 mol·L－1的氯化钠溶液，氯化钠不影响醋酸的电离，相当于稀释了溶液，促进醋酸电离，醋酸的电离程度增大，故A正确；向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，铵根离子浓度增大，温度不变，电离常数不变，则溶液中＝减小，故B不正确；碳酸钠溶液中碳酸根离子水解生成碳酸氢根离子和氢氧根离子，加入少量CaCl2晶体(碳酸钠没有被沉淀完全)，碳酸根离子浓度降低，平衡逆向移动，氢氧根离子浓度降低，溶液的pH减小，但CO水解程度增大，故C正确；pH＝5的下列3种溶液：①HCl、②CH3COOH和CH3COONa混合溶液、③NH4Cl溶液，③中铵根离子水解促进水的电离，①②抑制水的电离，①②pH相等，则两溶液中水的电离程度相同，所以水电离的程度：①＝②＜③ ，故D正确。
9．D。解析：在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，溶液中通入NH3，抑制水解，c(CO)增大，c(Na＋)不变，则减小，A正确；K2C2O4溶液中草酸根离子水解溶液呈碱性，升高温度，水解程度增大，草酸根离子浓度减小，钾离子浓度不变，所以钾离子和草酸根离子浓度比值增大，B正确；向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，此时溶液的溶质是HF和NaF的混合物，存在电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(F－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，钠离子和氟离子浓度相等，＝1，C正确；CH3COONa溶液中加入少量水，温度不变，不会影响醋酸的电离平衡常数，即＝不变，D不正确。
10．D。解析：PbCrO4(s)是固体，不影响平衡移动，则移走PbCrO4(s)，Cr2O的转化率不变，A错误；加入少量NaOH固体，溶液中c(H＋)减小，平衡正向移动，溶液颜色变浅，B错误；加入Pb(NO3)2固体导致溶液中c(Pb2＋)增大，则平衡正向移动，C错误；降低温度平衡正向移动，则平衡常数K增大，D正确。
11．B。解析：醋酸是弱酸，0.01 mol·L－1的醋酸溶液的pH>2，故A错误；b点为醋酸和醋酸铵的混合溶液，溶液显酸性，pH逐渐接近7，根据电荷守恒，c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，因此，c(CH3COO－)>c(NH)，故B正确；酸性溶液和中性溶液混合，不可能变成碱性，故C错误；D项对应两种情况，①醋酸铵溶液c(CH3COO－)大于醋酸中c(CH3COO－)，平衡左移，c(H＋)减小，pH变大。②醋酸铵溶液中c(CH3COO－)小于醋酸溶液中c(CH3COO－)，相当于加水稀释，平衡右移，但c(H＋)减小；pH变大，故D错误。
12．A。解析：其他条件不变时，升高温度平衡正向移动，生成物离子浓度增大，则溶液由蓝绿色变为黄绿色，故A正确；减小容器容积相当于增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动，因为容器容积减小导致平衡时二氧化氮浓度大于原来平衡时的浓度，则气体颜色比原来平衡状态时的深，故B错误；加入KSCN浓溶液导致c(SCN－)增大，平衡正向移动，c[Fe(SCN)3]增大，溶液颜色变深，故C错误；加水稀释平衡正向移动，溶液黄色变浅，故D错误。
电解质溶液中的平衡
【知识网络•悉考点】
【研析真题•明方向】
1．(2022·乙卷)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H+与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是( )
A．溶液Ⅰ中c(H+)＝c(OH－)＋c(A－) B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4
2．(2022·辽宁卷)H2O(l)、NH3(l)均可自耦电离：2H2O(l)OH－＋H3O+、2NH3(l)NH＋NH。下列反应与CH3CH2OH＋HBr原理不同的是( )
A．Mg3N2＋6H2O===3Mg(OH)2＋2NH3 B．SiCl4＋8NH3(l)===Si(NH2)4＋4NH4Cl
C．3Cl2＋8NH3===6NH4Cl＋N2 D．PCl3＋3H2O===H3PO3＋3HCl
3．(2022·浙江1月)已知25℃时二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列说法正确的是( )
A．在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者
B．向0.1mol·L-1H2A溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)至pH＝3，则H2A的电离度为0.013%
C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，则c(A2－)＞c(HA－)
D．取pH=a的H2A溶液10mL，加蒸馏水稀释至100mL，则该溶液pH＝a+1
4．(2022·浙江6月)25℃时，苯酚(C6H5OH)的Ka＝1.0×10－10，下列说法正确的是( )
A．相同温度下，等pHC6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O－)＞c(CH3COO－)
B．将浓度均为，0.1 mol·L－1的C6H5ONa和NaOH溶液加热，两种溶液的均变大
C．25℃时，C6H5OH溶液与NaOH溶液混合，测得pH＝10.00，则此时溶液中c(C6H5O－)＝c(C6H5OH)
D．25℃时，0.1 mol·L－1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固体，水的电离程度变小
5．(2021·浙江1月)25℃时，下列说法正确的是( )
A．NaHA溶液呈酸性，可以推测H2A为强酸
B．可溶性正盐BA溶液呈中性，可以推测BA为强酸强碱盐
C．0.010 mol·L-1、0.10mol·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，则α1＜α2
D．100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中水电离出H+的物质的量为1.0×10-5mol
6．(2021·广东)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)
7．(2021·浙江6月)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH>2且pH<7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a<1，
则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR是弱酸
8．(2021·浙江1月)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)
9．(2021·浙江6月)取两份10 mL 0.05 mol·L－1的NaHCO3溶液，一份滴加0.05mol·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。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．abc过程中：c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)逐渐减小
C．ade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
【重温知识•固基础】
1．弱电解质的电离平衡及溶液的酸碱性
(1)“四条件”对弱电解质电离的影响
条件改变
对电离平衡的影响
微粒浓度影响结果
电离程度
电离常数
浓度
加水
正向移动
弱酸的H＋、酸根离子浓度减小，OH－浓度增大；弱碱的OH－、金属离子(或NH)浓度减小，H＋浓度增大
增大
不变
加弱电
解质
正向移动
弱电解质相应离子和弱电解质浓度均增大
减小
不变
加热
正向移动
弱电解质分子浓度减小；弱电解质相应离子浓度增大
增大
增大
同离子效应
逆向移动
弱电解质浓度增大，“同离子”浓度增大，其他离子浓度减小
减小
不变
加入与弱电解质反应的物质
正向移动
参与反应的离子浓度减小，其他离子浓度增大
增大
不变
(2)影响水电离的因素
(3)溶液的酸碱性及pH
①溶液酸碱性与pH：在任何温度下的中性溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＝，常温下中性溶液的pH＝7，温度升高时，中性溶液的pH<7
②溶液pH的计算方法——先判断溶液的酸碱性
a．酸性c(H＋)pH－lg c(H＋)
b．碱性c(OH－)pH－lg c(H＋)
2．盐类的水解及其应用
(1)盐类水解的规律
①组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性
②盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强
③多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多，如相同浓度时，CO比HCO的水解程度大
④水解程度：相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐
如NH的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。
(2)溶液酸碱性的判断方法
①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水解能力大于电离能力，如HCN的电离程度小于CN－水解程度，所以等浓度的HCN与NaCN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的水解程度大于电离程度，故溶液显碱性；而在NaHSO3溶液中，HSO的电离程度大于水解程度，故溶液显酸性
3．沉淀溶解平衡及其应用
一般情况下，升高温度能促进沉淀的溶解；稀释使沉淀溶解平衡向右移动，稀释后重新达到平衡时各离子浓度保持不变。对于确定的物质来说，Ksp只与温度有关；温度相同时，组成形式相同的物质，Ksp较大者溶解度较大
(1)沉淀的生成或溶解的判断：若体系内Qc＝Ksp，体系处于溶解平衡状态；Qc>Ksp，体系内会有沉淀析出；Qc
(3)沉淀的转化与Ksp大小间的关系：组成形式相同的难溶物质，Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较小的沉淀，但当二者Ksp相差不大时，反过来也可转化
4．溶液中的三大平衡常数分析
(1)电离常数(K电离)与电离度(α)的关系——以一元弱酸HA为例
25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α
HA H＋ ＋ A－
起始浓度/mol·L－1 c 0 0
变化浓度/mol·L－1 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡浓度/mol·L－1 c酸－c酸·α c酸·α c酸·α
电离平衡常数Ka＝＝，由于α很小，可认为1－α≈1
则Ka＝c酸·α2，α＝ (越稀越电离)
则：c(H＋)＝c酸·α＝
(2)电离常数与水解常数的关系
①对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系：Kh＝
如：CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
②对于二元弱酸H2B，Kal(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2－)的关系： ；
B2－＋H2OHB－＋OH－，Kh1(B2－)＝＝＝
HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh2(HB－)＝＝＝
③强酸弱碱盐：Kh＝
如：NH4Cl：NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+
(3)溶度积常数(Ksp)的相关计算——M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH间的关系
M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq)
Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝()n＋1
【题型突破•查漏缺】
1．已知H2A的Ka1＝1×10－4，Ka2＝1×10－9，则常温下，下列说法不正确的是( )
A．当溶液中c(HA－)＝c(A2－)时，pH＝9
B．浓度均为0.1 mol·L－1的H2A与NaOH溶液等体积混合，溶液呈碱性
C．0.01 mol·L－1的Na2A溶液的pH约为10.5
D．pH＝10的溶液中
2．室温下，通过下列实验探究NaHSO3溶液的性质。下列有关说法正确的是( )
实验
实验操作和现象
1
用pH试纸测定0.1 mol·L－1NaHSO3溶液的pH，测得pH约为5
2
向0.1 mol·L－1NaHSO3溶液中滴加酸性KMnO4溶液，溶液紫红色褪去
3
将浓度均为0.01 mol·L－1的NaHSO3和Ba(OH)2溶液等体积混合，产生白色沉淀
4
向0.1 mol·L－1NaHSO3溶液中滴加稀盐酸，有刺激性气体产生
A．0.1 mol·L－1NaHSO3溶液中存在c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)－c(H2SO3)
B．实验2说明NaHSO3溶液具有漂白性
C．依据实验3的现象，不能得出Ksp(BaSO3)＜2.5×10－5
D．实验4中生成的刺激性气体可能为Cl2
3．为研究沉淀的生成及转化，同学们进行如图所示实验。下列关于该实验的分析不正确的是( )
A．①中产生白色沉淀的原因是c(Ag＋)·c(SCN－)＞Ksp(AgSCN)
B．①中存在平衡：AgSCN(s)Ag＋(aq)＋SCN－(aq)
C．②中无明显变化是因为溶液中的c(SCN－)过低
D．上述实验不能证明AgSCN向AgI沉淀转化反应的发生
4．已知：pKa＝－lg Ka。25 ℃时，几种弱酸的pKa值如下表所示。下列说法正确的是( )
弱酸的化学式
CH3COOH
HCOOH
H2SO3
pKa
4.74
3.74
pKa1＝1.90，pKa2＝7.20
A．向Na2SO3溶液中加入过量乙酸，反应生成SO2
B．25 ℃时，pH＝8的甲酸钠溶液中，c(HCOOH)＝9.9×10－7 mol·L－1
C．25 ℃时，某乙酸溶液pH＝a，则等浓度的甲酸pH＝a－1
D．相同温度下，等浓度的HCOONa溶液比Na2SO3溶液的pH大
5．常温下，稀释0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是( )
A．NH水解的平衡常数 B．溶液的pH C．溶液中NH数 D．溶液中c(NH)
6．水质检验中，测定水的硬度时，用到氨氯化氨(NH3NH4Cl)缓冲溶液，控制溶液在pH＝10左右。则关于该缓冲溶液的说法不正确的是( )
A．将缓冲溶液加水稀释时，pH一定会减小 B．将缓冲溶液升温，pH一定没有变化
C．在缓冲溶液中，水的电离受到抑制 D．在缓冲溶液中，一定有c(NH)>c(Cl－)
7．t ℃时，将0.200 mol·L－1的某一元酸HA与0.200 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，充分反应后所得溶液中部分离子浓度如下表。下列说法中正确的是( )
微粒
H＋
Na＋
A－
浓度/(mol·L－1)
2.50×10－10
0.100
9.92×10－2
A．所得溶液中：c(Na＋)>c(A－)>c(HA)>c(OH－) B．t ℃时，水的离子积KW＝1.0×10－13
C．t ℃时，一元酸HA的电离常数K＝3.10×10－7 D．t ℃时，0.100 mol·L－1NaA溶液中A－的水解率为0.80%
8．工业用Na2SO3溶液吸收SO2，减少空气污染。常温下，测得Na2SO3溶液吸收SO2过程中，pH随c(SO)∶c(HSO)的变化关系如下表所示，下列说法正确的是( )
c(SO)∶c(HSO)
91∶9
1∶1
9∶91
pH
8.2
7.2
6.2
A．Ka1(H2SO3)<1×10－7.2
B．NaHSO3溶液的pH<7，c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)
C．吸收液的pH＝7时，c(Na＋)>c(HSO)>c(SO)>c(H＋)＝c(OH－)
D．Na2SO3溶液中，SO的水解常数Kh1＝9.1×10－5.2
9．叠氮酸(HN3)与NaOH溶液反应生成NaN3。已知NaN3溶液呈碱性，下列叙述正确的是( )
A．0.01 mol·L－1 HN3溶液的pH＝2
B．HN3溶液的pH随温度升高而减小
C．NaN3的电离方程式：NaN3===Na＋＋3N
D．0.01 mol·L－1 NaN3溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(N)＋c(HN3)
10．水合乙二胺[H2N(CH2)2NH2·2H2O]是一种二元弱碱，在水中的电离方程式与NH3·H2O相似，其Kb1＝10－4，Kb2＝10－7。常温下，用0.010 mol·L－1盐酸滴定10.00 mL 0.010 mol·L－1乙二胺溶液。下列说法错误的是( )
A．乙二胺在水溶液中的第一步电离方程式为H2N(CH2)2NH2·2H2O[H2N(CH2)2NH3·H2O]＋＋OH－
B．滴定时选用酚酞作指示剂产生的误差最小
C．滴入10.00 mL盐酸时，溶液呈碱性
D．滴入20.00 mL盐酸时，加水稀释，溶液中减小
11．下列叙述正确的是( )
A．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍，稀释后溶液的pH＝4
B．25 ℃时Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl的溶解度增大
C．浓度均为0.1mol·L－1的下列溶液，pH由大到小的排列顺序为NaOH>Na2CO3>(NH4)2SO4>NaHSO4
D．为确定二元酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH，若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A是强酸
12．向浓度均为0.010 mol·L－1的Na2CrO4、NaBr和NaCl的混合溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液。[已知Ksp(AgCl)＝1.77×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.12×10－12，Ksp(AgBr)＝5.35×10－13，Ag2CrO4为砖红色]，下列叙述正确的是( )
A．原溶液中n(Na＋)＝0.040 mol
B．Na2CrO4可用作AgNO3溶液滴定Cl－或Br－的指示剂
C．生成沉淀的先后顺序是AgBr—Ag2CrO4—AgCl
D．出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中c(Cl－)：c(Br－)＝177：535
13．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，下列叙述正确的是( )
A．温度升高，Na2CO3溶液的Kw和c(H＋)均会减小
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)
【题型特训•练高分】
1．常温下，将2种一元酸HX和HY分别和NaOH溶液等体积混合，实验数据如下，下列说法正确的是( )
组别
混合前
混合后
甲
c(HX)＝0.1 mol·L－1
c(NaOH)＝0.1mol·L－1
pH＝9
乙
c(HY)＝0.1 mol·L－1
c(NaOH)＝0.1 mol·L－1
pH＝7
A．HY为强酸 B．HX溶液的pH＝1
C．甲的混合液中c(X－)＝c(Na＋) D．乙的混合液中c(Na＋)>c(Y－)
2．测定0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是( )
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－
B．④的pH与①不同，是SO浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的Kw值相等
3．如表所示是25 ℃时某些盐的溶度积常数和弱酸的电离平衡常数，下列说法正确的是( )
化学式
AgCl
Ag2CrO4
CH3COOH
HClO
H2CO3
Ksp或Ka
Ksp＝1.8×10－10
Ksp＝2.0×10－12
Ka＝1.8×10－5
Ka＝3.0×10－8
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
A．相同浓度CH3COONa和Na2CO3的混合液中，各离子浓度的关系：
c(Na＋)>c(CO)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
B．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH＝5，此时c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝9∶5
C．少量碳酸氢钠固体加入新制的氯水中，c(HClO)减小
D．向浓度均为1×10－3 mol·L－1的KCl和K2CrO4混合液中滴加1×10－3 mol·L－1的AgNO3溶液，Cl－先形成沉淀
4．常温下，几种弱酸的电离常数的负对数pKa(pKa＝－lg Ka)如下，下列说法错误的是( )
弱酸
HCN
HNO2
HClO
HF
pKa
9.31
3.37
7.52
3.43
A．常温下，加水稀释NaClO溶液时水电离的c(H＋)·c(OH－)减小
B．常温下，0.1 mol·L－1溶液的pH：NaNO2＞NaF＞NaClO＞NaCN
C．0.2 mol·L－1 HNO2溶液和0.1 mol·L－1 KOH溶液等体积混合，所得溶液中：c(NO)＞c(K＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
D．常温下，KCN溶液中KCN的水解常数的负对数pKh＝4.69
5．常温时，下列叙述正确的是( )
A．稀释pH＝3的醋酸溶液，溶液中所有离子的浓度均降低
B．用标准盐酸滴定未知浓度的烧碱溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，测得的烧碱溶液浓度偏低
C．pH均为11的NaOH和NH3·H2O溶液中，水的电离程度不相同
D．分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸溶液，硫酸溶液消耗氢氧化钠的物质的量多
6．极稀溶液中溶质的物质的量浓度很小，常用其负对数pc表示(pcB＝－lg cB)。如某溶液中溶质的物质的量浓度为1×10－5 mol·L－1，则该溶液中溶质的pc＝5。下列说法正确的是( )
A．电解质溶液的pc(H＋)与pc(OH－)之和均为14
B．用盐酸滴定某浓度的KOH溶液，滴定过程中pc(H＋)逐渐增大
C．BaCl2溶液中逐滴加入硫酸溶液，滴加过程中pc(Ba2＋)逐渐减小
D．某温度下Ksp(AgCl)＝1.0×10－10，则其饱和溶液中pc(Ag＋)＋ pc(Cl－)＝10
7．已知：25℃时，Ksp[Zn(OH)2]＝1.0×10－18，Ka(HCOOH)＝1.0×10－4。该温度下，下列说法错误的是( )
A. Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中c(Zn2＋)>1.0×10－6 mol·L－1
B．HCOO－的水解常数为1.0×10－10
C．向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中c(Zn2＋)增大
D．Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝100
8．常温下，下列说法不正确的是( )
A．在0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，加0.1 mol·L－1的氯化钠溶液，醋酸的电离程度增大
B．向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中增大
C．0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液中加入少量CaCl2晶体(碳酸钠没有被沉淀完全)，CO水解程度增大，但溶液的pH减小
D．pH＝5的下列3种溶液：①HCl、②CH3COOH和CH3COONa混合溶液、③NH4Cl溶液，水电离的程度：①＝②＜③
9．下列有关电解质溶液的说法不正确的是( )
A．向Na2CO3溶液中通入NH3，减小
B．将0.1 mol·L－1的K2C2O4溶液从25 ℃升温至35 ℃，增大
C．向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，＝1
D．向0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，增大
10．电镀废液中Cr2O可通过下列反应转化成铬黄(PbCrO4)：Cr2O(aq)＋2Pb2＋(aq)＋H2O(l)2PbCrO4(s)＋2H＋(aq) ΔH＜0，达到平衡。下列说法正确的是( )
A．移走PbCrO4(s)，Cr2O的转化率升高
B．加入少量NaOH固体，自然沉降后，溶液颜色变深
C．加入Pb(NO3)2固体，平衡逆向移动
D．降低温度，该反应的平衡常数K＝增大
11．室温下，向0.01 mol·L－1的醋酸溶液中滴入pH＝7醋酸铵溶液，溶液pH随滴入醋酸铵溶液体积变化的曲线如图所示。下列分析正确的是( )
A．a点，pH＝2 B．b点，c(CH3COO－)>c(NH)
C．c点，pH可能大于7 D．ac段，溶液pH增大是CH3COOHH＋＋CH3COO－逆向移动的结果
12．下列平衡移动方向和现象判断正确的是( )
A．[Cu(H2O)4]2＋＋4Cl－[CuCl4]2－＋4H2O ΔH＞0，升高温度，平衡正向移动，溶液由蓝绿色变为黄绿色
B．2NO2N2O4，减小容器容积，平衡正向移动，气体颜色变浅
C．Fe3＋＋3SCN－3Fe(SCN)3，加入 KSCN 浓溶液，平衡逆向移动，溶液颜色变浅
D．Cr2O＋H2O2CrO＋2H＋，加水，平衡正向移动，溶液黄色加深
【电解质溶液中的平衡】答案
【研析真题•明方向】
1．B。解析：A．常温下溶液I的pH=7.0，则溶液I中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L，c(H+)＜c(OH-)＋c(A-)，A错误；B．常温下溶液II的pH=1.0，溶液中c(H+)=0.1mol/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，则=1.0×10-3，解得=，B正确；C．根据题意，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，C错误；D．常温下溶液I的pH=7.0，溶液I中c(H+)=1×10-7mol/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液I中c总(HA)=(104+1)c(HA)，溶液II的pH=1.0，溶液II中c(H+)=0.1mol/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液II中c总(HA)=1.01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，溶液I和II中c总(HA)之比为[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]=(104+1)∶1.01≈104，D错误；答案选B
2．C。解析：A．根据题目信息可知，CH3CH2Br和H2O互相交换成分生成CH3CH2OH和HBr。由2H2O(l)OH－＋H3O+可得，Mg3N2与H2O互相交换成分生成Mg(OH)2和NH3，与题述反应原理相同，A正确；B．由于NH3(l)可自电离，可写为，与交换成分生成Si(NH2)4和NH4Cl与题述反应原理相同，故B正确；C．Cl2与NH3反应生成了单质N2，反应物没有互相交换成分，与题述反应原理不同，故C错误；D．和PCl3互相交换成分生成了H3PO3和HCl，与题述反应原理相同，故D正确；故答案选C。
3．B。解析：A．在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，A2-的水解程度大于HA-，水的电离程度前者大于后者，故A错误；B．溶液中c(H+)=10-3mol/L，H2A电离程度较小，溶液中c(H2A)≈0.1mol/L，Ka1=，c(HA-)=1.3×10-5mol/L，c(HA-)≈c(H2A) 电离，则H2A的电离度 0.013%，故B正确；C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11，，则c(A2-)
4．C。解析：A．醋酸的酸性大于苯酚，则醋酸根离子的水解程度较小，则相同温度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中c(C6H5O－)＜c(CH3COO－)，A错误；B．C6H5ONa溶液中，C6H5O-离子水解出氢氧根离子，升温促进C6H5O-离子的水解，氢氧根离子浓度增大，pH变大，而升高温度，Kw增大，NaOH溶液中OH-浓度不变，H+浓度增大，pH减小，B错误；C．当pH=10.00时，c(H+)=1.0×10-10，，故c(C6H5O－)＝c(C6H5OH)，C正确；D．C6H5ONa中的C6H5O-可以水解，会促进水的电离，D错误；故选C。
5．D。解析：A．NaHA溶液呈酸性，可能是HA－的电离程度大于其水解程度，不能据此得出H2A为强酸的结论，A错误；B．可溶性正盐BA溶液呈中性，不能推测BA为强酸强碱盐，因为也可能是B＋和A－的水解程度相同，即也可能是弱酸弱碱盐，B错误；C．弱酸的浓度越小，其电离程度越大，因此0.010 mol·L-1、0.10 mol·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，则α1＞α2，C错误；D．100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中氢氧根离子的浓度是1×10－4mol/L，碳酸根水解促进水的电离，则水电离出H＋的浓度是1×10－4mol/L，其物质的量为0.1L×1×10－4mol/L＝1×10－5mol，D正确；答案选D。
6．B。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正确；GHCl的电离方程式为GHCl===GH＋＋Cl－，C错误；GHCl水溶液中存在电荷守恒：c(H＋)＋c(GH＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，D错误。
7．B。解析：25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，所以HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得此时溶液pH<7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。
8．C。解析：醋酸钠溶液显碱性，加水稀释，碱性减弱，c(OH－)减小，c(H＋)增大，pH减小，氯化铵溶液显酸性，加水稀释，酸性减弱，c(H＋)减小，c(OH－)增大，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，C说法错误。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。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－)，即氯化铵溶液中：c(Cl－)－c(NH)＝c(H＋)－c(OH－)，醋酸钠溶液中：c(Na＋)－c(CH3COO－)＝c(OH－)－c(H＋)，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＋)|(两者差的绝对值)相等，故c(Na＋)－c(CH3COO－)＝c(Cl－)－c(NH)，D说法正确。
9．C。解析：A．a点溶质为NaHCO3，此时溶液呈碱性，HCO在溶液中电离使溶液呈酸性，HCO在溶液中水解使溶液呈碱性，由此可知，NaHCO3溶液中HCO的水解程度大于电离程度，故A正确；B．由电荷守恒可知，abc过程溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，滴加NaOH溶液的过程中c(Na＋)保持不变，c(H＋)逐渐减小，因此c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)逐渐减小，故B正确；C．由物料守恒可知，a点溶液中c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)，向NaHCO3溶液中滴加盐酸过程中有CO2逸出，因此ade过程中c(Na＋)＞c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)，故C错误；D．c点溶液中c(Na＋)＋c(H＋)=(0.05+10-11.3)mol/L，e点溶液体积增大1倍，此时溶液中c(Na＋)＋c(H＋)=(0.025+10-4)mol/L，因此x>y，故D正确；综上所述，说法不正确的是C项，故答案为C。
【题型突破•查漏缺】
1．B。解析：根据电离常数可求A2－的水解常数Kh1＝1×10－5，Kh2＝1×10－10。H2A与NaOH溶液混合恰好生成NaHA，HA－的电离程度(Ka2＝1×10－9)大于HA－的水解程度(Kh2＝1×10－10)，溶液呈酸性，B错误。
2．A。解析：酸性KMnO4溶液具有强氧化性，实验2中酸性KMnO4溶液紫红色褪去，说明NaHSO3溶液具有还原性，B项错误；将浓度均为0.01 mol·L－1的NaHSO3溶液和Ba(OH)2溶液等体积混合，c(Ba2＋)＝0.005 mol·L－1，c(SO)＜0.005 mol·L－1，产生BaSO3白色沉淀，说明Ksp(BaSO3)＜c(Ba2＋)·c(SO)＜2.5×10－5，故C项错误；根据强酸制弱酸的原理知，实验4中发生反应：NaHSO3＋HCl===NaCl＋H2O＋SO2↑，生成的刺激性气体为SO2，D项错误。
3．D。解析：向2 mL 0.1 mol·L－1AgNO3溶液中加入2 mL 0.05 mol·L－1KSCN溶液，产生白色沉淀AgSCN，说明c(Ag＋)·c(SCN－)＞Ksp(AgSCN) ，A项正确；生成的AgSCN沉淀存在溶解平衡AgSCN(s)Ag＋(aq)＋SCN－(aq)，B项正确；向①中滴加2滴0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，溶液不变红，可能是因为溶液中Fe3＋浓度太小，也可能是因为溶液中SCN－浓度太小，然后滴加KI溶液，产生黄色沉淀且溶液变红，说明溶液中SCN－浓度增大，发生了AgSCN(s)＋I－(aq)AgI(s)＋SCN－(aq)反应，从而说明②中无明显变化是因为溶液中SCN－浓度过低，该过程发生了AgSCN向AgI沉淀转化的反应，故C项正确、D项错误。
4．B。解析：根据表格数据分析，酸性顺序为H2SO3>HCOOH>CH3COOH>HSO。因为乙酸的酸性大于亚硫酸氢根离子，所以亚硫酸钠和乙酸反应生成亚硫酸氢钠和乙酸钠，A错误；甲酸钠溶液因为甲酸根离子水解溶液显碱性，且存在质子守恒，c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOOH)，因为溶液的pH＝8，所以c(OH－)＝10－6 mol·L－1，c(H＋)＝10－8 mol·L－1，所以c(HCOOH)＝9.9×10－7 mol·L－1，B正确；等浓度的乙酸和甲酸溶液中存在电离平衡，假设甲酸溶液的pH＝b，＝10－4.74，＝10－3.74，计算b＝a－0.5，C错误；因为甲酸的酸性比亚硫酸氢根离子酸性强，所以同温度下，等浓度的溶液中甲酸根离子水解程度小于亚硫酸根离子水解程度，即等浓度的甲酸钠的pH小于亚硫酸钠，D错误。
5．B。解析：NH水解的平衡常数不变，A项不符合题意；NH4Cl水解呈酸性，加水稀释，水解程度增大，但酸性减弱，溶液的pH将增大，溶液中NH数将减小，c(NH)也减小，故C、D两项均不符合题意。
6．B。解析：pH＝10左右，溶液呈碱性，稀释后碱性减弱，pH一定会减小，故A正确；升高温度，溶液中的电离平衡、水解平衡都会受到影响，pH会变化，故B错误；在缓冲溶液中，存在氨水的电离平衡和铵根离子的水解平衡，因为显示碱性，氨水的电离程度大于铵根离子的水解程度，氨水的电离对水的电离起到抑制作用，所以水的电离受到抑制，故C正确；溶液中的电荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，溶液显示碱性，所以c(H＋)
7．D。解析：t ℃时，将0.200 mol·L－1的某一元酸HA与0.200 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，HA与NaOH发生反应NaOH＋HA===NaA＋H2O，恰好生成0.1 mol·L－1的NaA，根据物料守恒，c(HA)＋c(A－)＝0.1 mol·L－1，已知c(A－)＝9.92×10－2 mol·L－1，则c(HA)＝0.1 mol·L－1－9.92×10－2mol·L－1＝8×10－4 mol·L－1，c(Na＋)＝0.1 mol·L－1，已知c(H＋)＝2.50×10－10 mol·L－1，根据电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，则c(OH－)＝0.1 mol·L－1＋2.50 ×10－10mol·L－1－9.92×10－2mol·L－1>8×10－4 mol·L－1，A错；KW＝c(H＋)·c(OH－)>2×10－13，B错；K＝≈3.1×10－8，C错。
8．C。解析：Ka2＝＝＝1×10－7.2，Ka1>Ka2，Ka1>1×10－7.2，A项错误；NaHSO3溶液的pH<7，根据物料守恒可知，c(Na＋)＝c(HSO)＋c(H2SO3)＋c(SO)，B项错误；吸收液的pH＝7时，结合表中数据可知，c(HSO)>c(SO)，C项正确；SO的水解常数Kh1＝＝＝＝1×10－6.8，D项错误。
9．B。解析：HN3与NaOH溶液反应生成NaN3，且NaN3溶液呈碱性，故HN3为弱酸，0.01 mol·L－1的HN3溶液的pH＞2，A项错误；弱电解质的电离为吸热反应，温度升高，电离平衡HN3H＋＋N正向移动，H＋浓度增大，pH减小，B项正确；NaN3的电离方程式为NaN3===Na＋＋N，C项错误；由电荷守恒可知，NaN3溶液中c(H＋)＋c(Na＋)＝c(N)＋c(OH－)，D项错误。
10．B。解析：由题意，结合NH3·H2O在水中电离知，乙二胺在水溶液中的第一步电离方程式为H2N(CH2)2NH2·2H2O[H2N(CH2)2NH3·H2O]＋＋OH－，A项正确；强酸滴定弱碱选用甲基橙作指示剂可减小实验误差，B项错误；当滴入10.00 mL盐酸时形成碱式盐，由Kb1×Kb2＞Kw可知[H2N(CH2)2NH3]＋的电离程度大于水解程度而呈碱性，C项正确；加水稀释过程中n(Cl－)不变，但[H3N(CH2)2NH3]2＋水解程度增大，n[H2N(CH2)2NH2]增大，故减小，D项正确。
11．C。解析：A项，醋酸稀释后的pH为3
12．B。解析：原溶液中c(Na＋)＝0.04 mol·L－1，未指明溶液的体积，无法计算溶液中Na＋的物质的量，A项错误；析出AgCl沉淀时，c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝1.77×10－8 mol·L－1，AgBr沉淀时，c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝5.35×10－11 mol·L－1，Ag2CrO4沉淀时，c(Ag＋)＝＝mol·L－1≈1.1×10－5 mol·L－1，c(Ag＋)越小，则越先生成沉淀，所以产生沉淀的先后顺序为Br－、Cl－、CrO，故可用Na2CrO4作AgNO3溶液滴定Cl－或Br－的指示剂，B项正确、C项错误；出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中＝＝1 770：5.35，D项错误。
13．D。解析：温度升高，水的电离平衡正向移动，Kw增大，A项错误；根据沉淀的转化，CaSO4能转化为CaCO3，说明Ksp(CaCO3)
1．A。解析：乙组，HY和NaOH物质的量浓度相同，两种溶液等体积混合，恰好生成NaY，溶液显中性，则HY为强酸，A项正确；两种溶液物质的量浓度相同，两种溶液等体积混合，恰好完全反应生成NaX，混合后pH＝9，溶液显碱性，则HX为弱酸，pH>1，B项错误；甲的混合液中，溶质为NaX，HX为弱酸，X－发生水解，则>c(X－)，C项错误；乙的混合液中，溶质为NaY，HY为强酸，则c(Na＋)＝，D项错误。
2．C。解析：Na2SO3属于强碱弱酸盐，SO存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－、HSO＋H2OH2SO3＋OH－，A项正确；取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多，说明实验过程中部分Na2SO3被氧化成Na2SO4，①与④温度相同，④与①对比，SO浓度减小，溶液中c(OH－)减小，④的pH小于①，即④的pH与①不同，是SO浓度减小造成的，B项正确；盐类水解为吸热过程，①→③的过程，升高温度SO水解平衡正向移动，c(SO)减小，水解平衡逆向移动，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响相反，C项错误；Kw只与温度有关，①与④温度相同，Kw值相等，D项正确。
3．D。解析：由表格中H2CO3的第二步电离平衡常数Ka2比CH3COOH的电离平衡常数小，所以CO比CH3COO－水解程度大，则CH3COONa与Na2CO3浓度相等时：c(CH3COO－)>c(CO)，A错误；＝＝＝5∶9，B错误；新制的氯水中存在反应：Cl2＋H2OHCl＋HClO，加入碳酸氢钠固体后，消耗HCl，平衡正向移动，c(HClO)增大，C错误；形成AgCl沉淀所需要的c(Ag＋)＝＝ mol·L－1＝1.8×10－7 mol·L－1，形成Ag2CrO4沉淀所需要的c(Ag＋)＝ ＝ mol·L－1＝×10－4.5 mol·L－1，所需Ag＋浓度越小，越先产生沉淀，所以先产生的是AgCl沉淀，D正确。
4．B。解析：pKa越大，Ka越小，酸性越弱，酸性：HNO2＞HF＞HClO＞HCN。A项，次氯酸钠溶液中OH－来自水的电离，稀释次氯酸钠溶液过程中，碱性减弱，水电离的c(H＋)、c(OH－)减小，正确；B项，由“越弱越水解”知，碱性：NaCN＞NaClO＞NaF＞NaNO2，错误；C项，所得溶液中c(HNO2)＝c(KNO2)，pKh＝14－pKa＝10.63＞3.37，溶液呈酸性，正确；D项，CN－＋H2OHCN＋OH－，Kh＝＝，pKh＝14－9.31＝4.69，正确。
5．B。解析：稀释pH＝3的醋酸溶液，醋酸的电离程度增大，、n(CH3COO－)增大，但c(H＋)、c(CH3COO－)减小，根据Kw＝c(H＋)·c(OH－)知，c(OH－)增大，A项错误；滴定前仰视，读数偏大，滴定后俯视，读数偏小，则读取的标准盐酸的体积偏小，导致测得的烧碱溶液浓度偏低，B项正确；pH均为11的NaOH和NH3·H2O溶液中，c(OH－)相同，故水的电离程度相同，C项错误；醋酸为弱酸，不完全电离，故分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸溶液时，醋酸溶液消耗氢氧化钠的物质的量多，D项错误。
6．D。解析：溶液中的c(H＋)和c(OH－)与水的电离程度有关，而水的电离程度随温度的升高而增大，如常温下Kw＝c(H＋)×c(OH－)＝1.0×10－14，则pc(H＋)＋pc(OH－)＝14，而在100℃时Kw＝c(H＋)×c(OH－)＝1.0×10－12，则pc(H＋)＋pc(OH－)＝12，A项错误；用盐酸滴定某浓度的KOH溶液时，滴定过程中c(OH－)逐渐减小，则c(H＋)逐渐增大，所以pc(H＋)是逐渐减小的，B项错误；向BaCl2溶液中逐滴加入硫酸溶液，滴加过程中c(Ba2＋)逐渐减小，则pc(Ba2＋)逐渐增大，C项错误；某温度下Ksp(AgCl)＝1.0×10－10，则饱和溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)＝1.0×10－5 mol·L－1，所以pc(Ag＋)＋pc(Cl－)＝10，D项正确。
7．A。解析：Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中，令锌离子浓度为x mol·L－1，x×(2x)2＝1.0×10－18，x≈6.3×10－7，c(Zn2＋)＜1.0×10－6 mol·L－1，A错误；HCOO－的水解常数Kh＝＝＝1.0×10－10，B项正确；向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中OH－减小，溶解平衡正向移动，溶液中c(Zn2＋)增大，C项正确；Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝＝＝100，D项正确。
8．B。解析：在0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，加0.1 mol·L－1的氯化钠溶液，氯化钠不影响醋酸的电离，相当于稀释了溶液，促进醋酸电离，醋酸的电离程度增大，故A正确；向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，铵根离子浓度增大，温度不变，电离常数不变，则溶液中＝减小，故B不正确；碳酸钠溶液中碳酸根离子水解生成碳酸氢根离子和氢氧根离子，加入少量CaCl2晶体(碳酸钠没有被沉淀完全)，碳酸根离子浓度降低，平衡逆向移动，氢氧根离子浓度降低，溶液的pH减小，但CO水解程度增大，故C正确；pH＝5的下列3种溶液：①HCl、②CH3COOH和CH3COONa混合溶液、③NH4Cl溶液，③中铵根离子水解促进水的电离，①②抑制水的电离，①②pH相等，则两溶液中水的电离程度相同，所以水电离的程度：①＝②＜③ ，故D正确。
9．D。解析：在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，溶液中通入NH3，抑制水解，c(CO)增大，c(Na＋)不变，则减小，A正确；K2C2O4溶液中草酸根离子水解溶液呈碱性，升高温度，水解程度增大，草酸根离子浓度减小，钾离子浓度不变，所以钾离子和草酸根离子浓度比值增大，B正确；向0.1 mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，此时溶液的溶质是HF和NaF的混合物，存在电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(F－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，钠离子和氟离子浓度相等，＝1，C正确；CH3COONa溶液中加入少量水，温度不变，不会影响醋酸的电离平衡常数，即＝不变，D不正确。
10．D。解析：PbCrO4(s)是固体，不影响平衡移动，则移走PbCrO4(s)，Cr2O的转化率不变，A错误；加入少量NaOH固体，溶液中c(H＋)减小，平衡正向移动，溶液颜色变浅，B错误；加入Pb(NO3)2固体导致溶液中c(Pb2＋)增大，则平衡正向移动，C错误；降低温度平衡正向移动，则平衡常数K增大，D正确。
11．B。解析：醋酸是弱酸，0.01 mol·L－1的醋酸溶液的pH>2，故A错误；b点为醋酸和醋酸铵的混合溶液，溶液显酸性，pH逐渐接近7，根据电荷守恒，c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，因此，c(CH3COO－)>c(NH)，故B正确；酸性溶液和中性溶液混合，不可能变成碱性，故C错误；D项对应两种情况，①醋酸铵溶液c(CH3COO－)大于醋酸中c(CH3COO－)，平衡左移，c(H＋)减小，pH变大。②醋酸铵溶液中c(CH3COO－)小于醋酸溶液中c(CH3COO－)，相当于加水稀释，平衡右移，但c(H＋)减小；pH变大，故D错误。
12．A。解析：其他条件不变时，升高温度平衡正向移动，生成物离子浓度增大，则溶液由蓝绿色变为黄绿色，故A正确；减小容器容积相当于增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动，因为容器容积减小导致平衡时二氧化氮浓度大于原来平衡时的浓度，则气体颜色比原来平衡状态时的深，故B错误；加入KSCN浓溶液导致c(SCN－)增大，平衡正向移动，c[Fe(SCN)3]增大，溶液颜色变深，故C错误；加水稀释平衡正向移动，溶液黄色变浅，故D错误。
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