人教版 (2019)选择性必修1第一节 电离平衡精品当堂检测题

这是一份人教版 (2019)选择性必修1第一节 电离平衡精品当堂检测题，共19页。试卷主要包含了单选题，填空题等内容，欢迎下载使用。


一、单选题
1．下列说法正确的是
A．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
B．电离平衡常数受溶液浓度的影响
C．电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸中大
D．强电解质的导电性比弱电解质强
2．羟胺()在水溶液中的电离方程式为。常温下，向该溶液中加入NaOH固体，下列说法错误的是
A．平衡常数K减小B．增大C．平衡向左移动D．增大
3．已知下面三个数据：7.2×10−4、4.6×10−4、4.9×10−10分别是下列有关的三种酸的电离平衡常数，若已知下列反应可以发生：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2； NaNO2+HF=HNO2+NaF，由此可判断下列叙述不正确的是
A．相同浓度的三种酸中， c(H+)最小的是HF
B．K(HF)=7.2×10−4
C．HF和NaCN可以生成HCN
D．相同温度下， K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)
4．下列有关电离常数的叙述正确的是（ ）
A．电离常数受溶液中电解质浓度的影响
B．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大
D．常温下，0.1ml/L的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，则醋酸的电离常数Ka=10-4
5．常温下 ，向氨水中加水稀释的过程中，NH3•H2O的电离平衡常数、电离度、溶液导电性的变化正确的是
A．增大、增大、减小B．不变、增大、减小
C．不变、减小、减小D．减小、减小、增大
6．已知某温度下有如下三个反应：NaNO2+HF=NaF+HNO2，NaCN+HF=NaF+HCN，NaCN+HNO2=NaNO2+HCN。则该温度下HCN、HF、HNO2三种弱酸的电离常数由大到小的顺序判断正确的是
A．K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)B．K(HCN)>K(HNO2)>K(HF)
C．K(HNO2)>K(HF)>K(HCN)D．K(HF)>K(HCN)>K(HNO2)
7．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是
A．三种酸的强弱关系：HCN>HClO>CH3COOH
B．反应CH3COOH+CN-=CH3COO-+HCN能够发生
C．等浓度的盐溶液碱性强弱关系为：CH3COONa>NaClO>NaCN
D．等物质的量浓度的HCN溶液和CH3COOH溶液比较c(H+)，前者>后者
8．已知反应N2O4(g)2NO2 (g) ΔH>0的平衡体系中，物质的总质量(m总)与总物质的量(n总)之比M(M=)在不同温度下随压强的变化曲线如图。下列说法正确的是
A．温度：T1C．反应速率：vb9．弱酸型指示剂()在溶液中存在如下平衡：，下列有关溶液说法中正确的是[已知：为的电离平衡常数，]
A．常温下，向溶液中滴加，溶液变红
B．常温下，溶液减小过程中，上述平衡向右移动
C．可能是甲基橙指示剂
D．当时，溶液中
10．已知时，几种弱酸的电离平衡常数如下：，则以下反应不能自发进行的是
A．
B．
C．
D．
11．体积相同且c(H+)相同都为0.1 ml·L-1的稀盐酸和弱酸HA(K=10-5)，下列说法错误的是
A．c(HA)=0.1ml·L-1
B．与足量铁粉反应，HA制得更多的氢气
C．与锌粉反应，刚开始盐酸和弱酸HA反应速率一样
D．与足量NaOH溶液反应，HA消耗更多的NaOH
12．已知25℃时醋酸溶液中各微粒间存在下述关系：K==1.75×10-5，下列有关说法可能成立的是
A．25℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-5
B．25℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=2×10-4
C．标准状况下，醋酸溶液中K=1.75×10-5
D．升高到一定温度，K=7.2×10-5
13．25℃时，0.2ml·L-1的HX溶液中c(HX)∶c(X-)=99∶1，下列说法正确的是
A．升温至30℃时，溶液c(HX)∶c(X-)＞99∶1
B．25℃时K(HX)≈2×l0-5
C．向溶液中加入适量NaX溶液，酸的电离平衡向左移动，新平衡时c(X-)减小
D．加水稀释后，溶液中c(X-)、c(H+)、c(OH-)均减小
14．室温下，溶液，则下列有关描述不正确的是
A．该溶液B．该温度时电离常数
C．甲酸酸性比盐酸弱D．若加热，溶液
15．已知25 ℃下，醋酸溶液中各粒子存在下述关系：K==1.75×10-5，下列有关说法可能成立的是
A．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-5
B．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-4
C．标准状况下，醋酸溶液中K=1.75×10-5
D．升高到一定温度，K=7.2×10-5
16．体积相同且pH=3的稀盐酸与HA(K=10-5)，下列说法错误的是
A．c(HA)=0.1 ml·L-1
B．与足量铁粉反应，HA制得更多的氢气
C．与锌粉反应，盐酸比弱酸HA反应速率更快一些
D．与足量NaOH溶液反应，HA消耗更多的NaOH
17．由表格中的电离常数判断下列反应可以发生的是（ ）
A．NaClO+NaHCO3=HClO+Na2CO3
B．NaClO+CO2+H2O=HClO+NaHCO3
C．2NaClO+CO2+H2O=2HClO+Na2CO3
D．HClO+NaHCO3=NaClO+CO2↑+H2O
18．已知25℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：K离=1.77×10-4，HCN：K离=4.9×10-10，H2CO3：Ka1=4.4×10-7，K a2=4.7×10-11，则以下方程式不正确的是（ ）
A．HCOOH+NaCN=HCOONa+HCNB．Na2CO3+HCN=NaHCO3+NaCN
C．2NaCN+H2O+CO2=2HCN+Na2CO3D．
19．室温下，向的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是
A．溶液中离子的数目减少
B．溶液中不变
C．醋酸的电离程度增大，也增大
D．醋酸的电离常数随醋酸浓度的减小而减小
20．以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数：下列说法正确的是
A．可发生反应：H2S+2ClO-=S2-+2HClO
B．CH3COOH溶液与Na2S溶液不能反应生成NaHS
C．同物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH
D．Na2S、NaClO、CH3COONa中，结合质子能力最强的NaClO
21．根据表中提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是
A．向溶液中滴加少量氯水：
B．向溶液中滴加少量氯水：
C．向溶液中滴加过量HClO：
D．向NaClO溶液中通入过量CO2：
22．相同温度下，根据三种酸的电离平衡常数，下列判断正确的是( )
A．三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ
B．相同温度下，1 ml/L HX溶液的电离常数大于0.1 ml/L HX溶液的电离平衡常数
C．由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸
D．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
23．下列说法正确的是
A．室温下，向的稀氨水中加入氢氧化钠溶液，的电离平衡不移动
B．向醋酸溶液中加入冰醋酸，氢离子浓度增大，醋酸常数也增大
C．已知酸性，则相同温度下电离常数
D．室温下，某溶液，则该溶液一定是酸溶液
24．某温度下，水的离子积常数，将的溶液与的溶液等体积混合后，两者恰好完全反应，则该温度下的电离平衡常数约为
A．B．C．D．
25．常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是
A．常温下，0.1ml的HCN溶液中c(H+)10-6 ml/L
B．常温下，K(HNO2)6.310-4
C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN
D．常温下，K(HCN)26．已知部分弱酸的电离平衡常数如下表：
下列离子方程式正确的是
A．少量的通入NaClO溶液中：
B．少量的通入溶液中：
C．相同浓度的溶液与溶液等体积混合；
D．少量的通入溶液中：
27．根据表中提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是
A．向Na2CO3溶液中滴加少量次氯酸溶液：+H+=
B．向NaHCO3溶液中滴加过量次氯酸溶液： + HClO = ClO－+CO2↑+H2O
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO
D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClO
二、填空题
28．常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示，回答下列问题：
(1)酸性由强到弱的顺序为 。
(2)将少量的通入溶液中，反应的离子方程式： 。
29．Ⅰ.下列物质中：①、②、③、④、⑥、⑥、⑦盐酸、⑧、⑨、⑩
(1)属于弱电解质的是 ；（填序号）
(2)写出电离方程式： 、 。
(3)浓度、体积相同① ②HCl ③这三种溶液用NaOH溶液完全中和时，消耗NaOH的物质的量的大小顺序是 （填选项字母）。
A．①>②>③ B．③>②>① C．③>①=②
Ⅱ.图表是几种常见弱酸的电离平衡常数（25℃），回答下列各题：
(4)当温度升高时，K值 （填“增大”、“减小”或“不变”）；
(5)结合表中给出的电离常数回答下列问题：
①上述四种酸中，酸性由强到弱的顺序是 （用化学式表示）
②下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是 （填序号），
A．升高温度 B．加水稀释
C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸
③依据表中数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式
酸
CH3COOH
HClO
HCN
电离常数K
1.75×10-5
2.98×10-8
4.9×10-10
弱酸
HClO
H2CO3
电离常数(25℃)
K=3.2×10-8
K1=4.3×10-7
K2=4.7×10-11
CH3COOH
H2S
HClO
K=1.8×10-5
K1=1.3×10-7；K2=7.1×10-15
K=4.69×10-11
化学式
HClO
电离常数/
；
酸
HX
HY
HZ
电离平衡常数K
9×10－7
9×10－6
1×10－2
弱酸
醋酸
次氯酸
碳酸
亚硫酸
电离平衡常数



化学式
HClO
H2CO3
电离常数/ml·L－1
K=3×10－8
K1=4×10－7 K2=4×10－11
化学式
电离平衡常数
酸
HCN
HClO
电离平衡常数（）
参考答案：
1．A
【详解】A．电离常数是当弱电解质达到电离平衡时，电离产生的离子浓度的乘积与未电离的电解质分子浓度的比。在相同温度下，若电解质的电离平衡常数越大，相同浓度的不同弱电解质电离产生离子的浓度就越大，该弱电解质相对就越强，A正确；
B．电离平衡常数只受温度影响，B错误；
C．由于没有给出两种酸的浓度大小情况，所以电离常数大的酸溶液中氢离子浓度和电离常数小的酸中氢离子浓度的大小无法比较，C错误；
D．导电性与溶液中离子浓度和离子所带电荷有关，如果强电解质溶液很稀，那么导电性可能比弱电解质弱，D错误；
综上所述可知合理选项是A。
2．A
【详解】A．平衡常数只与温度有关，K不变，，A错误；
B．加入NaOH固体，氢氧化钠溶解电离出氢氧根离子，溶液中增大，B正确；
C．加入NaOH固体，溶液中增大，平衡向左移动，C正确；
D．，当加入NaOH固体时，平衡向左移动，K不变，减小，即增大，D正确；
故选A。
3．A
【分析】根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2； NaNO2+HF=HNO2+NaF，说明三者酸的强弱为HF＞ HNO2＞HCN，则三者的电离平衡常数分别为7.2×10−4、4.6×10−4、4.9×10−10。
【详解】A．根据前面分析HCN酸最弱，当相同浓度的三种酸中， c(H+)最小的是HCN，故A错误；
B．根据前面分析得到K(HF)=7.2×10−4，故B正确；
C．三者酸的强弱为HF＞ HNO2＞HCN，因此HF和NaCN可以生成HCN，故C正确；
D．根据前面分析得到相同温度下， K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，故D正确。
综上所述，答案为A。
4．B
【详解】A．电离常数只受温度影响，与溶液浓度无关，A叙述错误；
B．电离常数的大小可以表示弱电解质的相对强弱，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大，B叙述正确；
C．酸溶液中c(H+)既跟酸的电离常数有关，又跟酸的浓度有关，C叙述错误；
D．0.1ml/L的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，c(H+)=c(CH3COO-)=10-3ml/L，c(CH3COOH)≈0.1ml/L，，D叙述错误。
答案为B。
5．B
【详解】向氨水中加水稀释的过程中，温度不变，则NH3•H2O的电离平衡常数不变；氨水越稀越电离，则电离度增大；但溶液总体积增大，微粒浓度减小，故溶液导电性减小，答案为B。
6．A
【详解】复分解反应中遵循“强酸制弱酸”的原理，根据NaNO2+HF=NaF+HNO2，可知酸性HF＞HNO2，根据NaCN+HF=NaF+HCN，可知HF＞HCN，根据NaCN+HNO2=NaNO2+HCN可知酸性HNO2＞HCN，综上所述酸性：HF＞HNO2＞HCN，酸性越强，电离平衡常数越大，所以电离常数由大到小的顺序为K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)；
故答案为A。
7．B
【详解】A．酸的电离常数越大则酸性越强，由图表可知，CH3COOH >HClO> HCN，A错误；
B．酸性CH3COOH > HCN，强酸可以制取弱酸，反应CH3COOH+CN-=CH3COO-+HCN能够发生，B正确；
C．酸性越弱，对应酸根离子水解程度越大，相应盐溶液碱性越强，等浓度的盐溶液碱性强弱关系为：CH3COONaD．酸性CH3COOH > HCN，等物质的量浓度的HCN溶液和CH3COOH溶液比较c(H+)，前者<后者，D错误；
故选B。
8．B
【分析】反应为气体分子数增大的反应，已知m总不变，该反应为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，n总增大，故M减小，由图可知T2＜T1；
【详解】A．由分析可知，T2＜T1，A错误；
B．设n(NO2)∶n(N2O4)=x ml∶y ml，即(46x+92y)/( x+y) =69，所以x∶y=1∶1，B正确；
C．温度越高，压强越大，化学反应速率越大，则vb＞va，C错误；
D．化学平衡常数与温度有关，该反应为吸热反应，温度越高，平衡常数越大，则K(a)= K(c)＜K(b)，D错误；
故选B。
9．D
【详解】A．常温下，向溶液中滴加，消耗氢离子，导致氢离子浓度降低，平衡正向移动，溶液变蓝，故A错误；
B．常温下，溶液减小过程中，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，故B错误；
C．甲基橙指示剂pH小于3.1是红色，大于4.4是黄色，在3.1～4.4之间是橙色，因此不可能是甲基橙指示剂，故C错误；
D．当时，，溶液中，，则，故D正确。
综上所述，答案为D。
10．B
【分析】本题考查离子方程式正误的判断，由强酸制备弱酸。由电离平衡常数可知，酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>。
【详解】A．HCOOH酸性强于HCN，所以该反应能发生，故A不符合；
B．酸性弱于HCN，所以该反应不能发生，故B符合；
C．酸性 H2CO3>HCN>，NaCN和二氧化碳和水反应生成HCN和NaHCO3，故C不符合；
D．HCOOH酸性强于H2CO3，所以该反应能发生，故D不符合。
故选B。
11．A
【分析】HA是一元弱酸，存在电离平衡，当体积相同的稀盐酸和弱酸HA的c(H+)相同都为0.1 ml·L-1时，HA浓度大于盐酸的浓度、HA的物质的量大于盐酸的物质的量，据此分析；
【详解】A． 据分析，c(HA)＞0.1ml·L-1，A错误；
B．HA的物质的量大于盐酸的物质的量，与足量铁粉反应，HA制得更多的氢气，B正确；
C． 起始时，稀盐酸和弱酸HA的c(H+)相同，则：与锌粉反应，刚开始盐酸和弱酸HA反应速率一样，C正确；
D．HA的物质的量大于盐酸的物质的量，则：与足量NaOH溶液反应，HA消耗更多的NaOH，D正确；
答案选A。
12．D
【详解】A． K=1.75×10-5是醋酸25℃的电离平衡常数，电离平衡常数只与温度与有关，与浓度无关，即25℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K应为1.75×10-5，故A错误；
B．同A选项分析，25℃条件下，温度不变，K不变，应为1.75×10-5，故B错误；
C．标准状况下，温度为0℃，温度降低，K减小，故C错误；
D．弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，促进电离，K增大，故D正确；
答案为D。
13．B
【详解】A．升温促进电离，c(HX)减小，c(X-)增大，则c(HX):c(X-)＜99:1，选项A错误；
B．平衡时溶液中c(H+)≈c(X-)=0.2×ml/L=2×10-3ml/L，c(HX)=0.2×ml/L≈0.2ml/L，由此求出K(HX)==≈2×10-5ml/L，选项B正确；
C．加入的NaX电离出X-，使HX的电离平衡逆向移动，由于加入的X-只有部分转化为HX，即最终溶液中c(X-)增大，选项C错误；
D．由c(H+)·c(OH-)=Kw知，稀释过程中c(OH-)增大，选项D错误；
答案选B。
14．A
【详解】
A．该溶液中ml/L，，所以，故A错误；
B．该温度时电离常数，故B正确；
C．常温下，溶液，说明甲酸发生部分电离，甲酸是弱酸，盐酸是强酸，所以甲酸酸性比盐酸弱，故C正确；
D．电离吸热，若加热，甲酸的电离平衡正向移动，氢离子浓度增大，溶液，故D正确；
选A。
15．D
【详解】K为醋酸的电离常数，只与温度有关，与离子浓度无关，温度不变，平衡常数不变，A、B均错误；
C．由于醋酸电离过程吸热，则升高温度，K增大，降低温度，K减小，所以标准状况下(0 ℃)，K应小于1.75×10-5，C错误；
D．升高温度，平衡常数增大，故K应大于1.75×10-5，D正确；
故答案为：D。
16．C
【详解】A．pH=3，c(H+)=10-3ml/L。HA是一元弱酸，主要以电解质分子存在，在溶液中存在电离平衡HAH++A-，则根据电离平衡常数的含义可知Ka=，c(HA)=ml/L=0.1 ml/L，A正确；
B．HA是一元弱酸，在溶液中存在电离平衡，主要以电解质分子存在。pH=3，c(H+)=10-3ml/L，c(HA)＞0.1 ml/L；HCl是一元强酸，完全电离，pH=3，c(H+)=10-3ml/L，c(HCl)=0.1 ml/L。当两者体积相同时，n(HA)＞n(HCl)，则二者与足量铁粉反应，制得的氢气的n(H2)或体积关系：HA＞HCl，B正确；
C．开始时溶液pH相同，c(H+)相同，与Zn粉反应速率相同。随着反应的进行，溶液中H+不断被消耗，c(H+)减小。盐酸完全电离，只有减小的作用；而HA部分电离，存在电离平衡，当H+被消耗使c(H+)减小后，HA的电离平衡正向移动，使c(H+)又有所增加，故反应过程中c(H+)：HA＞HCl，因此HA与锌粉反应速率比HCl更快些，C错误；
D．HA是一元弱酸，在溶液中存在电离平衡，主要一电解质分子存在；HCl是一元强酸，完全电离，当二者的pH相同、体积也相同时，溶质的物质的量：n(HA)＞n(HCl)。由于二者与NaOH反应的物质的量的比都是1∶1，则二者分别与足量NaOH溶液反应，HA反应消耗NaOH溶液体积更大，D正确；
故合理选项是C。
17．B
【分析】K1(H2CO3)>K(HClO)> K2(H2CO3)，所以酸性H2CO3>HClO>HCO，结合强酸可以制弱酸判断。
【详解】A．HClO的酸性比碳酸氢根强，所以该反应不能发生，故A错误；
B．酸性H2CO3>HClO>HCO，所以次氯酸钠溶液中通入二氧化碳只能生成次氯酸和碳酸氢钠，该反应可以发生，故B正确；
C．酸性H2CO3>HClO>HCO，所以次氯酸钠溶液中通入二氧化碳只能生成次氯酸和碳酸氢钠，该反应不能发生，故C错误；
D．次氯酸酸性比碳酸弱，所以该反应不能发生，故D错误；
综上所述答案为B。
18．C
【详解】A．根据题干信息，K离(HCOOH)＞K离(HCN)，因此反应HCOOH+NaCN=HCOONa+HCN可以发生，A正确；
B．K离(HCN)＞Ka2(H2CO3)，因此反应Na2CO3+HCN=NaHCO3+NaCN可以发生，B正确；
C．Ka1(H2CO3)＞K离(HCN) ＞Ka2(H2CO3)，因此NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，C错误；
D．K离(HCOOH)＞Ka1(H2CO3)，反应，D正确；
答案选C。
19．B
【详解】A．醋酸加水稀释，促进醋酸的电离，溶液中离子的数目增加，A错误；
B．由于温度不变，电离平衡常数不变，B正确；
C．醋酸加水稀释，电离程度增大，但减小，C错误；
D．电离常数K只与温度有关，与醋酸的浓度无关，D错误；
故选B。
20．C
【详解】A．次氯酸根具有强氧化性，与H2S反应时发生的是氧化还原反应，H2S被氧化生成硫单质，故A错误；
B．根据电离平衡常数可知酸性强弱为：CH3COOH＞H2S，所以当少量醋酸与Na2S溶液反应时会生成NaHS，故B错误；
C．根据电离平衡常数可知酸性强弱为：CH3COOH＞H2S＞HClO＞HS-，所以同物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH，故C正确；
D．根据电离平衡常数可知酸性强弱为：CH3COOH＞H2S＞HClO＞HS-，酸越弱则酸根离子得到质子能力越强：CH3COO-＜HS-＜ClO-＜S2-，结合质子能力最强的Na2S，故D错误；
故选C。
21．D
【详解】根据表格数据可知酸性：H2CO3＞HClO＞HCO
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：，A错误；
B．氯水与水反应生成HCl和HClO，结合质子的能力ClO-＞HCO，所以HClO的氢离子不会失去，最终产物中应该有HClO，而不是ClO-，；B错误；
C．结合质子能力ClO-＞HCO，所以向Na2CO3溶液中加入过量的HClO，不会有CO2生成，C错误；
D．结合质子能力ClO-＞HCO，所以向NaClO溶液中加入过量的CO2,反应生成碳酸氢钠和次氯酸，D正确；
故答案为：D。
22．D
【详解】A．酸的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大其酸性越强，根据表中数据知，酸的电离平衡常数HZ＞HY＞HX，则酸性强弱关系HZ＞HY＞HX，A错误；
B．电离平衡常数只与温度有关温度不变，电离平衡常数不变，B错误；
C．完全电离的为强酸、部分电离的为弱酸，这几种酸都部分电离，为弱酸，C错误；
D．强酸能和弱酸盐反应生成弱酸和强酸盐，酸性HZ＞HY，根据强酸制取弱酸知，反应HZ＋Y－ = HY＋Z－能够发生，D正确；
故答案为：D。
23．A
【详解】A．室温下，向20mLpH=12的稀氨水中加入5mLpH=12氢氧化钠溶液，溶液中的氢氧根离子浓度不变，所以一水合氨的电离平衡不移动，A正确；
B．向0.01ml/L醋酸溶液中加入冰醋酸，醋酸溶液的浓度增大，电离平衡正向移动，溶液中氢离子浓度增大，醋酸常数不变，B错误；
C．酸性HF>HNO2，则相同温度下电离常数，C错误；
D．室温下，某溶液pH<7，该溶液可能是酸或强酸弱碱盐溶液，也可能是酸式盐或弱酸弱碱盐，D错误；
故选A。
24．B
【详解】由于氢氧化钠和HCN恰好反应可知：，因为HCN为弱酸发生微弱电离，电离出的c(H+)=c(CN-)=10-c，所以平衡常数为：，B项符合题意；
答案为B。
25．B
【分析】相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，较强酸能和较弱酸的盐反应生成弱酸，根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF知，酸的强弱顺序是HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，K(HF)=6.3×10-4，K(HNO2)= 5.6×10-4，K(HCN)= 6.210-10.。
【详解】A．通过以上分析知，，溶液中，.，c(H+)10-6 ml/L，A项正确；
B．根据以上分析知，K(HNO2)= 5.6×10-4，B项错误；
C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF，即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项正确；
D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，D项正确；
答案选B。
26．D
【分析】电离平衡常数越大，电离程度越大，酸性就越强，依据电离常数大小判断酸性强弱，H2SO3＞HAc＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO；
【详解】A．次氯酸的电离平衡常数小于碳酸的第一级电离，而大于碳酸的第二级电离，因此少量的CO 2通入NaClO溶液中发生的反应为CO 2+H 2O+ClO -=HCO+HClO，故A错误；
B．次氯酸具有强氧化性，能把+4价S氧化成+6价，转变成CaSO4，离子反应为Ca2++2ClO-+SO2+H2O═CaSO4↓+Cl-+HClO+H+，故B错误；
C．亚硫酸根属于弱酸酸式根，不能拆写，由电离常数可知酸性HSO比碳酸弱，不能生成二氧化碳气体，故C错误；
D．亚硫酸的电离平衡常数大于碳酸，根据碳酸钠和酸反应的实质，因为SO 2是少量的，因此发生的反应为SO2+H2O+2Na2CO3=Na2SO3+2NaHCO3，离子方程式为，故D正确；
答案选D。
27．C
【分析】由电离平衡常数可知，酸性顺序H2CO3＞HClO＞，据此分析回答；
【详解】A．向Na2CO3溶液中滴加少量次氯酸溶液，离子方程式为，A错误；
B．酸性H2CO3＞HClO，故向NaHCO3溶液中滴加过量次氯酸溶液不反应，B错误；
C．由酸性顺序H2CO3＞HClO＞可知，向NaClO溶液中通入少量CO2的化学方程式：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO，C正确；
D．向NaClO溶液中通入过量CO2，化学方程式为：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO，D错误；
故选C。
28．(1)HCOOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞
(2)
【详解】（1）Ka值由大到小的顺序：Ka(HCOOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，酸性由强到弱的顺序：HCOOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞，故答案为：HCOOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞。
（2）由Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，向NaClO溶液中通入少量二氧化碳，生成HClO和，离子方程式为，故答案为：。
29．(1)⑨⑩
(2)
(3)C
(4)增大
(5) B
【详解】（1）弱酸、弱碱和水属于弱电解质，则属于弱电解质的有：和；
（2）电离方程式：；为弱电解质，部分电离，电离方程式：；
（3）等浓度、等体积的、HCl和用NaOH溶液完全中和时，消耗NaOH的物质的量的大小顺序：③＞①=②；
（4）温度升高，促进弱酸的电离，电离程度增大，K值增大；
（5）①酸的电离平衡常数越大，表示酸的电离程度越大，表明酸的酸性越强，则酸性由强到弱的顺序：；
②
A．升高温度，的电离平衡正向移动，电离程度增大，电离平衡常数增大，A错误；
B．“越稀越电离”，加水稀释，醋酸浓度减小，电离程度增大，温度不变，电离平衡常数不变，B正确；
C．加少量的固体，增大，平衡逆向移动，C错误；
D．加少量冰醋酸，醋酸浓度增大，电离程度减小，D错误；
答案选B；
③电离平衡常数大于HClO，说明酸性强于HClO，根据强酸制弱酸原理，；
题号
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
答案
A
A
A
B
B
A
B
B
D
B
题号
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
答案
A
D
B
A
D
C
B
C
B
C
题号
21
22
23
24
25
26
27



答案
D
D
A
B
B
D
C