2021年高中化学选修一第三章《水溶液中的离子反应与平衡》测试题(答案解析)

一、选择题
1．下列关于盐类水解的说法错误的是
A ．pH 相等的①NaHCO 3、②Na 2CO 3、③NaOH 溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③
B ．浓度均为0.1 mol·L -1的①(NH 4)2CO 3、②NH 4Cl 、③(NH 4)2Fe(SO 4)2溶液中，c (NH 4+
)的大小顺序为①＞②＞③
C ．在NH 4Cl 溶液中加入稀盐酸，能抑制NH 4+
水解 D ．将硫酸亚铁溶液加热蒸干得不到原溶质 答案：B 【详解】
A ．等浓度的物质溶液，碱电离产生的c (OH -)比盐水解产生的c (OH -)大；弱酸的酸性越弱，其相应的强碱弱酸盐的水解程度越大，由于弱酸的酸性：H 2CO 3＞3HCO -
，所以等浓度的NaHCO 3、Na 2CO 3的pH ：Na 2CO 3＞NaHCO 3，三种溶液的碱性：③＞②＞①，则当溶液的pH 相等时，①NaHCO 3、②Na 2CO 3、③NaOH 溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③，A 正确；
B ．当盐浓度相同时，盐化学式中含有的NH 4+的数目越多，盐溶液中c (NH 4+
)越大；故根据化学式可知②NH 4Cl 中c (NH 4+)最小；在三种物质的溶液中都存在NH 4+
的水解平衡：NH 4+
+H 2O
NH 3·H 2O+H +；①(NH 4)2CO 3中还存在23CO -水解，23CO -
水解消耗水电离产
生的H +，促进NH 4+
的水解，使水解平衡正向移动，导致溶液中c (NH 4+
)减小；而在③(NH 4)2Fe(SO 4)2溶液中Fe 2+也会发生水解，Fe 2+水解产生H +，对NH 4+
的水解平衡起抑制作用，使溶液中c (NH 4+
)增大，因此这两种溶液中c (NH 4+
)：③＞①，故等浓度的三种溶液中c (NH 4+
)：③＞①＞②，B 错误；
C ．在NH 4Cl 的溶液中存在NH 4+
的水解平衡：NH 4+
+H 2O
NH 3·H 2O+H +；向其中加入
HCl ，HCl 电离产生H +，使溶液中c (H +)增大，增大生成物的浓度，导致盐的水解平衡逆向移动，因此HCl 能抑制NH 4+
水解，C 正确；
D ．将硫酸亚铁溶液加热蒸干时，Fe 2+易被氧化产生Fe 3+，因此不能达到原溶质，D 正确； 故合理选项是B 。

2．下列说法正确的是
A ．将水加热，K w 增大，水的电离程度增大，溶液仍呈中性，pH=7
B ．25℃时，c (H +10-7 mol·L -1的溶液一定呈中性
C ．向水中加入少量盐酸溶液，溶液的c (H +)增大，K w 增大
D ．25℃时，向0.1 mol·L -1醋酸溶液中加水稀释，电离平衡正向移动，电离平衡常数增大 答案：B 【详解】
A ．水的电离是吸热过程，升高温度，促进水的电离，溶液中c (H +)增大，pH 减小，水电离出的c (H +)=c (OH -)，K w =c (H +)•c (OH -)增大，故A 错误；
B ．K w =c (H +)•c (OH -)，c (H +c (H +)=c (OH -)，溶液呈中性，故B 正确；
C ．向水中加入少量盐酸溶液，溶液的c (H +)增大，抑制了水的电离，但温度不变，K w 不变，故C 错误；
D ．25℃时，向0.1 mol·L -1醋酸溶液中加水稀释，促进醋酸电离，但温度不变，电离平衡常数不变，故D 错误； 故选B 。

3．在醋酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 A ．常温下0.1 mol/L 醋酸溶液的pH 小于7 B ．醋酸能与水以任意比互溶
C ．10 mL 1 mol/L 的醋酸恰好与10 mL 1 mol/L NaOH 溶液完全反应
D ．等物质的量浓度、等体积的醋酸溶液与盐酸溶液，醋酸溶液的导电性弱 答案：D 【详解】
A ．常温下0.1 mol/L 醋酸溶液的pH 小于7，只能证明醋酸属于酸，不能证明其酸性强弱，A 不符合题意；
B ．醋酸能与水以任意比互溶，与醋酸是否属于酸及酸性的相对强弱无关，B 不符合题意；
C ．10 mL 1 mol/L 的醋酸恰好与10 mL 1 mol/L NaOH 溶液完全反应，只能证明醋酸是一元酸，与酸性强弱无关，C 不符合题意；
D ．等物质的量浓度、等体积的醋酸溶液与盐酸溶液，醋酸溶液的导电性弱，说明醋酸溶液中自由移动的离子浓度比HCl 的小，由于HCl 是强酸，则可证明醋酸是弱酸，D 符合题意；
故合理选项是D 。

4．常温下某无色溶液由水电离的c (H +)为1×10-12 mol/L ，下列一定能大量共存的离子是 A ．K +、Cl -、+
4NH 、HS - B ．K +、Fe 3+、I -、2-
3CO
C ．Na +、Cl -、-3NO 、2-
4SO
D ．Na +、Cu 2+、Cl -、-
3HCO
答案：C
解析：常温下某无色溶液由水电离的c (H +)为1×
10-12 mol/L ＜1×10-7 mol/L ，说明水的电离受到了抑制作用，溶液可能显酸性也可能显碱性，然后分情况分析判断。

【详解】
A ．若溶液显酸性，H +与HS -会反应产生H 2S 气体，不能大量共存；若溶液显碱性，则OH -与+
4NH 反应产生NH 3·H 2O ，与HS -反应产生S 2-、H 2O ，，也不能大量共存，A 不符合题意；
B ．Fe 3+、I -会发生氧化还原反应产生Fe 2+、I 2，不能大量共存；Fe 3+、2-3CO 也会发生盐的
双水解反应，不能大量共存，B 不符合题意；
C ．无论是在酸性还是碱性环境中选项离子之间都不能发生任何反应，可以大量共存，C 符合题意；
D ．在酸性溶液中H +与-
3HCO 会反应产生CO 2、H 2O ，不能大量共存，在碱性溶液中，OH -与Cu 2+会产生Cu(OH)2沉淀；与-3HCO 会反应产生23CO -
、H 2O ，不能大量共存，D 不符合题意； 故合理选项是C 。

5．已知pOH =-lgc (OH -)。

向20mL0.1mol •L -1的氨水中滴加未知浓度的稀H 2SO 4，测得混合溶液的温度、pOH 随加入稀硫酸体积的变化如图所示。

下列说法不正确的是
A ．稀H 2SO 4的物质的量浓度为0.05mol •L -1
B ．a 点时溶液中存在：c (NH 3•H 2O )+c (OH -)=c (NH 4+
)+c (H +) C ．abc 三点对应NH 4+
的水解平衡常数：K h (b )＞K h (a )＞K h (c ) D ．b 点时水的电离程度最大 答案：B 【详解】
A ．20mL 0.1mol •L -1的氨水中含有一水合氨的物质的量为：
0.1mol /L ×0.02L =0.002mol ，硫酸的体积为20mL 时溶液温度最高，恰好完全反应，则硫酸的物质的量为：0.002mol ×1
2
=0.001mol ，则c =0.001mol ÷0.02L =0.05mol /L ，故A 正确；
B ．a 点时溶液溶质为一水合氨和硫酸铵，而且一水合氨为硫酸铵浓度的2倍，根据电荷守恒：c (NH 4+
)+c (H +)=2c (SO 24-
)+c (OH -)，物料守恒：c (NH 3•H 2O )+c (NH 4+
)=4c (SO 24-
)，可得c (NH 3•H 2O )+2c (OH -)=c (NH 4+
)+2c (H +)，故B 错误；
C ．升高温度促进的NH 4+
水解，水解平衡常数增大，由图可知，温度b ＞a ＞c ，则a 、b 、c 三点对应NH 4+
的水解平衡常数：K h (b )＞K h (a )＞K h (c )，故C 正确；
D ．当氨水与硫酸恰好完全反应生成硫酸铵时，即b 点时，铵根离子水解，促进了水的电离，此时水的电离程度最大，故D 正确； 故选B 。

6．根据下列图示所得出的结论正确的是
A．图甲表示1 mL0.01 mol/L某一元酸溶液加水稀释时，pH随溶液总体积的变化曲线，说明该酸是弱酸
B．图乙表示恒容密闭容器中其他条件相同时改变温度，反应
CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)中n(CH3OH)随时间的变化曲线，说明反应平衡常
数K I＜K II
C．图丙表示不同温度下水溶液中−lg c(H+)、−lg c(OH-)变化曲线，说明T1＜T2
D．图丁表示1 mol H2和0.5 mol O2反应生成1 mol H2O过程中的能量变化曲线，说明H2
的燃烧热是241.8 kJ·mol-1
答案：C
【详解】
A．根据图甲可知1 mL0.01 mol/L某一元酸在开始稀释时pH=2，则c(H+)=0.01 mol/L，与
该一元酸浓度相等，说明该酸是强酸，A错误；
B．根据图乙可知：反应II比反应I先达到平衡，说明反应II速率快，灼热反应温度：II＞I，但反应I达到平衡时n(CH3OH)比反应II大，说明升高温度，化学平衡逆向移动，逆反应为吸热反应，该反应的正反应是放热反应，故化学平衡常数：K I＞K II，B错误；
C．升高温度，水电离程度增大，水电离产生的c(H+)、c(OH-)增大，则−lg c(H+)、−lg c(OH-)减小，根据图示可知T2时−lg c(H+)、−lg c(OH-)小，所以温度：T1＜T2，C正确；
D．燃烧热表示1 mol H2完全燃烧产生稳定的氧化物时放出的热量，水的稳定状态是液态不是气态，H2O蒸气变为液态会放出热量，所以241.8 kJ·mol-1不是H2的燃烧热，D错
误；
故合理选项是C。

7．下图表示室温下，等体积两种一元酸HA(曲线I)和HB(曲线Ⅱ)在稀释过程中溶液pH的变化。

以下判断正确的是
A ．物质的量浓度：HA=H
B B ．酸性：HA>HB
C ．水的电离程度：a<d
D ．溶液的导电性：b<c
答案：C
解析：pH 相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的酸的pH 的变化大，酸性较弱的酸的pH 的变化小，据此得出酸性：HB ＞HA 。

【详解】
A ．在稀释前两种酸的pH 相同，而两种酸的酸性：H
B ＞HA ，故在稀释前两种酸溶液的浓度c(HA)＞c(HB)，故A 错误；
B ．pH 相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的酸的pH 的变化大，酸性较弱的酸的pH 的变化小，故HB 的酸性强于HA 的酸性，故B 错误；
C ．a 点pH 小于d 点，说明酸的电离对水的电离的抑制a 点大于d 点，所以水的电离程度a<d ，故C 正确；
D ．在这两种酸溶液中，c(H +)≈c(A -)，c(H +)≈c(B -)，而b 点的c(H +)大于c 点的c(H +)，故b 点的c(A -)大于c 点的c(B -)，即b 点的离子浓度大于c 点的离子浓度，故b 点的导电能力大于c 点，故D 错误； 故选C 。

8．要使0.1mol/L 氨水溶液中-32c(OH )
c(NH H O)
⋅值增大，可以采取的措施是
A ．加少量盐酸溶液
B ．加入少量NH 4Cl 晶体
C ．加少量NH 3
D ．加水
答案：D 【详解】
A ．-32c(OH )c(NH H O)⋅=-43244c(OH )c(NH )c(NH H O)c(NH )c(NH )
Ka +++
⋅=⋅⋅ ，加少量盐酸溶液，氢离子和氢氧根离子反应，-324NH H O
NH +OH +⋅平衡右移，铵离子浓度增大，Ka 不变，则
-32c(OH )
c(NH H O)
⋅减小，A 不符合；
B ． 结合选项A 可知，加入少量NH 4Cl 晶体，铵离子浓度增大，则-32c(OH )
c(NH H O)
⋅减小，B
不符合；
C ． 结合选项A 可知，加少量NH 3，-324NH H O NH +OH +⋅平衡右移，铵离子浓度增
大，则-32c(OH )
c(NH H O)
⋅减小，C 不符合；
D ．结合选项A 可知，加水3，-324NH H O
NH +OH +⋅平衡右移，但体积增加得更快，
铵离子浓度减小，则-32c(OH )
c(NH H O)
⋅增大，D 符合；
答案选D 。

9．下列说法不正确．．．
的是 A ．712.010mol L --⨯⋅的盐酸中()7
1c H
2.010
mol L +
--=⨯⋅
B ．将KCl 溶液从常温加热至80℃，溶液的pH 变小但仍保持中性
C ．常温下，0.01 mol/L HCN 溶液pH=5，说明HCN 是弱电解质
D ．常温下，pH 为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH 增大 答案：A 【详解】
A ．盐酸的浓度为2.0×10-7 mol/L ，完全电离，接近中性，溶剂水电离出的氢离子浓度的数量级与溶质HCl 电离的氢离子浓度相差不大，则计算中氢离子浓度时，不能忽略水中的氢离子浓度，其数值应大于2.0×
10-7 mol/L ，故A 错误； B ．KCl 溶液为中性溶液，常温下pH=7，加热到80°C°C 时，水的离子积K w 增大，对应溶液的氢离子浓度随温度升高会增大，pH 会减小，但溶液溶质仍为KCl ，则仍呈中性，故B 正确；
C ．0.01 mol/L HCN 溶液pH=5，说明HCN 没有完全电离，则HCN 为弱电解质，故C 正确；
D ．醋酸在溶液中会发生电离平衡：CH 3COOH ⇌CH 3COO -+H +，向溶液中加入醋酸钠固体，根据同离子效应可知，该平衡会向生成弱电解质的方向(逆向)移动，使溶液中的氢离子浓度减小，pH 增大，故D 正确； 故选：A 。

10．下列各电离方程式中书写正确的是 A ．CH 3COOH ⇌H + + CH 3COO - B ．KHSO 4⇌K + + H + + SO 24-
C ．Al(OH)3=Al 3+ + 3OH -
D ．H 2CO 3⇌2H ++CO 23-
答案：A 【详解】
A ．醋酸是弱酸，部分电离出氢离子、醋酸根离子 ，故A 选；
B ．硫酸氢钾是强电解质，在水溶液中完全电离出钾离子、氢离子和硫酸根离子，电离方程式是：KHSO 4=K + + H + + SO 24-
，故B 不选；
C ．氢氧化铝是弱电解质，部分电离出铝离子、氢氧根离子，电离方程式是：Al(OH)3⇌Al 3+ + 3OH - ，故C 不选；
D ． 碳酸是二元弱酸，分步电离，以第一步电离为主，电离方程式是：
+-233H CO H +HCO ，故D 不选；
故选：A 。

11．下列式子属于水解反应，且其相应溶液呈酸性的是
A ．23233HCO H O
H O CO -
+-
++
B ．323Fe
3H O
Fe(OH)3H +
+++
C ．2323CO H O HCO OH -
-
-++
D ．223H S H O
HS H O -+++
答案：B 【详解】
A ．23233HCO H O
H O CO -
+-++表示3HCO -
发生的电离，A 不符合题意；
B ．323Fe
3H O
Fe(OH)3H +
+++表示Fe 3+的水解反应，且溶液呈酸性，B 符合题意；
C ．2323CO H O
HCO OH -
--++表示23CO -的水解反应，且溶液呈碱性，C 不符合题
意； D ．223H S H O HS H O -+++表示H 2S 发生的第一步电离，D 不符合题意；
故选B 。

12．运用电离平衡常数判断可以发生的反应是（ ）
233 ②2HBrO+Na 2CO 3=2NaBrO+H 2O+CO 2↑ ③HBrO+NaHCO 3=NaBrO+H 2O+CO 2↑ ④NaBrO+CO 2+H 2O=NaHCO 3+HBrO A ．①③ B ．②④ C ．①④ D ．②③
答案：C 【详解】
弱酸的电离常数越大酸性越强，依据题目中给出的电离常数可知酸性强弱顺序为H 2CO 3＞HBrO ＞HCO 3-
，依据强酸制弱酸规律可知①HBrO+Na 2CO 3=NaBrO+NaHCO 3能发生，②2HBrO+Na 2CO 3=2NaBrO+H 2O+CO 2↑不能发生，③HBrO+NaHCO 3=NaBrO+H 2O+CO 2↑不能发生，④NaBrO+CO 2+H 2O=NaHCO 3+HBrO 可以发生，故可以发生的反应为①④，故答案为C 。

13．25℃时，某溶液中由水电离出的c (OH -)=1.0×10-13 mol·L -1，该溶液中一定不能大量共存的离子组是
A ．H +、Cu 2+、2-4SO 、-
3NO B ．Cl -、Na +、2-
3CO 、Ba 2+ C ．K +、2-3CO 、-
3NO 、Cl -
D ．-
3NO 、2-
4SO 、K +、Na +
答案：B
解析：25℃时，某溶液中由水电离出的c (OH -)=1.0×10-13 mol·L -1，说明水的电离受到抑制，该溶液可能呈酸性，也可能呈碱性； 【详解】
A ．若溶液呈酸性时，四种离子互不反应，可以大量共存，若溶液呈碱性时，H +、Cu 2+可以和OH -反应，在溶液中不能大量共存，A 不符合题意；
B ．2-
3CO 、Ba 2+可以反应生成碳酸钡沉淀，在溶液中不能大量共存，B 符合题意； C ．若溶液呈酸性时，2-3CO 可以和H +反应，在溶液中不能大量共存，若溶液呈碱性时，四种离子互不反应，与OH -也不反应，可以大量共存，C 不符合题意；
D ．无论溶液呈酸性还是呈碱性，四种离子互不反应，与H +、OH -也都不反应，可以大量共存，D 不符合题意； 答案选B 。

14．向PbO 2中加入MnSO 4溶液，会发生如下反应：
5PbO 2(s)+2Mn 2+(aq)+524SO -(aq)+4H +(aq)=5PbSO 4(s)+24MnO -+(aq)+2H 2O(l) △H ＜0，达到平衡，下列说法不正确的是
A ．降低温度或者加入MnSO 4固体，都能使平衡正向移动
B ．向反应体系中通入足量HCl 气体，增加了氢离子浓度，使平衡正向移动，溶液紫色加深
C ．该反应的平衡常数K =2-42
2+52-4+4
c (MnO )c (Mn )c (SO )c (H ) D ．分离出部分PbSO 4固体，不能使平衡发生移动 答案：B 【详解】
A ．该反应的正反应为放热反应，降低温度，化学平衡向放热的正反应方向移动；加入MnSO 4固体，c (Mn 2+)增大，化学平衡正向移动，A 正确；
B ．向反应体系中通入足量HCl 气体，Cl-具有还原性，会消耗4MnO -，使c (4MnO -
)减小，
则溶液紫色变浅甚至消失，B 错误；
C ．化学平衡常数为反应达到平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比，则根
据反应方程式可知该反应的平衡常数K =2-422+52-4+4c (MnO )
c (Mn )c (SO )c (H )
，C 正确； D ．固体物质的浓度不变，则加入或减少纯固体物质，对化学平衡移动无影响，则分离出部分PbSO 4固体，该平衡不发生移动，D 正确；
故合理选项是B 。

15．N A 为阿伏伽德罗常数的值，下列说法正确的是 A ．pH=4的NH 4Cl 溶液中，由水电离产生的H +有10-4 mol B ．298K 、101kPa 下，31g P 4中含有P-P 键为1 mol
C ．在一定条件下，0.1 mol N 2和0.3 mol H 2充分反应，转移电子数一定小于0.6N A
D ．标况下33.6 L 的SO 3中有4.5 mol 氧原子 答案：C 【详解】
A .缺溶液的体积，无法计算pH=4的NH 4Cl 溶液中氢离子和由水电离产生氢离子的物质的量，故A 错误；
B .白磷分子中含有6个磷磷键，31g 白磷的物质的量为31g
124g /mol
=0.25mol ，含有磷磷键
的物质的量为1.5mol ，故B 错误；
C .合成氨反应为可逆反应，0.1 mol N 2和0.3 mol H 2不可能完全反应，则转移电子数一定小于0.6N A ，故C 正确；
D .标准状况下，三氧化硫为固体，无法计算33.6 L 三氧化硫和含有氧原子的物质的量，故D 错误； 故选C 。

二、填空题
16．在室温下，下列五种溶液：①0.1mol/LNH 4Cl 溶液②0.1mol/LCH 3COONH 4溶液③0.1mol/LNH 4HSO 4溶液④0.1mol/LNH 3·H 2O 和0.1mol/LNH 4Cl 混合液⑤0.1mol/L 氨水，请根据要求填写下列空白：
(1)溶液①呈________(填“酸”、“碱”或“中”)性，其原因是___________(用离子方程式表示)。

(2)溶液②③中+
4c(NH )的大小关系是②________③。

(填“>”、“<”或“=”)
(3)在溶液④中________(离子)的浓度为0.1mol/L ；NH 3·H 2O 和________(离子)的浓度之和为0.2mol/L 。

(4)室温下，测得溶液②的pH=7，CH 3COO -与+
4NH 浓度的大小关系是
-3c(CH COO )________+4c(NH )(填“>”、“<”或“=”)
(5)常温下，某水溶液M 中存在的离子有Na +、A 2-、HA -、H +、OH -，存在的分子有H 2O 、H 2A 。

①写出酸H 2A 的电离方程式：______。

②若溶液M 由10mL2mol/LNaHA 溶液与10mL2mol/LNaOH 溶液混合而得，则溶液M 的pH ________(填“>”、“<”或“=”)
(6)常温下，CH 3COOH 溶液，pH=4，CH 3COOH 的电离平衡常数K a =1.75×10-5，求：-33c(CH COO )
=c(CH COOH)
______。

答案：酸 +4NH +H 2O ⇌NH 3·H 2O+H + < Cl - +
4NH = H 2A ⇌H ＋＋HA -、HA -⇌H ＋＋A 2- > 1.75×10-1 【详解】
(1)氯化铵为强酸弱碱盐，铵根离子能发生水解：+
4NH +H 2O ⇌NH 3·H 2O+H +，导致溶液中的氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，溶液显酸性，故答案为：酸；
+4NH +H 2O ⇌NH 3·
H 2O+H +； (2)②0.1mol/LCH 3COONH 4溶液中醋酸根离子水解促进了铵根离子水解，使铵根水解程度增大，③0.1mol/LNH 4HSO 4溶液中电离出的氢离子抑制铵根离子的水解，使铵根水解程度减小，因此③中铵根离子浓度大于②，故答案为：<；
(3)④0.1mol/LNH 3·H 2O 和0.1mol/LNH 4Cl 混合液中氯离子不发生水解，其离子浓度为0.1mol/L ，根据物料守恒可知NH 3·H 2O 和+
4NH 的浓度和为0.1mol/L+0.1mol/L=0.2mol/L ，故答案为：Cl -；+
4NH ；
(4)②0.1mol/LCH 3COONH 4溶液的pH 值等于7，说明铵根离子和醋酸根离子的水解程度相
同，则溶液中的-3c(CH COO )等于+
4c(NH )，故答案为：=；
(5)①溶液M 中A 2-、HA -、H +、H 2A 共存，说明H 2A 为二元弱酸，其电离分步进行，电离方程式为：H 2A ⇌H ＋＋HA -、HA -⇌H ＋＋A 2-，故答案为：H 2A ⇌H ＋＋HA -、HA -⇌H ＋＋A 2-； ②10mL2mol/LNaHA 溶液与10mL2mol/LNaOH 溶液混合，两者恰好完全反应生成Na 2A ，Na 2A 为强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性，pH 大于7，故答案为：>；
(6)常温中，CH 3COOH 的电离平衡常数K a =1.75×10-5，CH 3COOH 溶液，pH=4，c(H +)=10-4
，--a 3333c(CH COO )c(CH COO )c(H )=c(CH COOH)c(CH COOH)c(H )c(H )K +++⋅==⋅5
-41.01.751010
-⨯⨯=1.75×10-1，故答案为：1.75×10-1；
17．I ．(1)H 3PO 2是一元中强酸，写出其电离方程式：________；
(2)NaH 2PO 2为________(填“正盐”或“酸式盐”)，其溶液显________(填“弱酸性”“中性”或“弱碱性”)；
Ⅱ．水的电离平衡曲线如图所示，根据图中数据，回答下列问题：
(1)图中A 、B 、C 、D 四点的K W 由大到小的顺序：_________
(2)在100℃时，将pH=2的硫酸与pH=12的KOH 溶液混合至呈中性， 需硫酸和氢氧化钾的体积比为__________．
Ⅲ．(1)室温下，向氨水中加入稀盐酸，使其恰好完全中和，所得溶液中各离子物质的量浓度由大到小的顺序为_________。

(2)氨水中加入少量氯化铵固体，NH 3·H 2O 的电离平衡_____(“向左”、“向右”或“不”)移动，此时溶液中
()
()
-32c OH c NH H O ⋅______(填“增大”、“减小”或“不变”)。

答案：H 3PO 2⇌H 2PO 2-
+H + 正盐 碱性 B ＞C ＞A=D 100：1 c(Cl -)＞c(NH 4+
)＞c(H +)＞c(OH -) 向左 减小 【详解】
I ．(1)H 3PO 2是一元中强酸，溶液中部分电离出氢离子，所以其电离方程式为：H 3PO 2 ⇌ H 2PO 2-
+H +，故答案为：H 3PO 2⇌ H 2PO 2-
+H +；
(2)H 3PO 2是一元中强酸，则NaH 2PO 2为正盐，酸根离子在水溶液里水解导致溶液呈碱性，水解方程式为H 2PO 2-
+H 2O ⇌H 3PO 2+OH -；故答案为：正盐；碱性；
Ⅱ．(1)A 、D 、E 都处于25℃时，K w 相等，B 点c(H +)和c(OH -)都大于E 点的c(H +)和c(OH -)，并且E 点的c(H +)和c(OH -)大于A 点c(H +)和c(OH -)，c(H +)和c(OH -)越大，K w 越大，故B ＞C ＞A=D=，故答案为：B ＞C ＞A=D ；
(2)若处在B 点时，pH=2的硫酸中c(H +)=10-2mol/L ，pH=12的KOH 中c(OH -)=1mol/L ，溶液显中性，需硫酸和氢氧化钾的体积比为：100：1，故答案为：100：1；
Ⅲ．(1) 室温下，向氨水中加入稀盐酸，使其恰好完全中和生成氯化铵和水，氯化铵是强酸弱碱盐，铵根离子水解而使其溶液呈酸性，水解离子反应方程式为：NH 4+
+H 2O
NH 3•H 2O+H +，所以溶液的pH ＜7，则c(H +)＞c(OH -)，氯离子不水解，溶液
中铵根离子水解程度较小，所以离子浓度大小顺序为：c(Cl -)＞c(NH 4+
)＞c(H +)＞c(OH -)，故答案为：c(Cl -)＞c(NH 4+
)＞c(H +)＞c(OH -)； (2)氨水中存在NH 3+H 2O
NH 3•H 2O
NH 4+
+OH -，向氨水中加入少量氯化铵固体，NH 4
+
增多，所以NH 3•H 2O 的电离平衡向左移动，溶液中氢氧根离子浓度降低、一水合氨浓度增
大，所以此时溶液中
()
()
-
32c OH c NH H O ⋅变小，故答案为：向左；减小。

18．请判断下列说法，用正确或错误表示。

(1)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强。

______
(2)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，盐酸所需氢氧化钠多于醋酸。

_______
(3)将NaOH 和氨水溶液各稀释一倍，两者的OH -浓度均减少到原来的
1
2。

_______ (4)如果盐酸的浓度是醋酸浓度的二倍，则盐酸的H +浓度也是醋酸的二倍。

_______ (5)物质的量相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中所含的PO 34-
量相同。

_________ 答案：错误 错误 错误 错误 错误 【详解】
(1)强弱电解质的本质区别是能否完全电离，和导电能力无关，故强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱，故答案为：错误；
(2)等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液中HCl 和CH 3COOH 的物质的量相同，且均为一元酸，故中和时所消耗的氢氧化钠的物质的量相同，故答案为：错误；
(3)NH 3•H 2O 是一元弱碱，存在电离平衡，则加水稀释时，其电离平衡右移，电离出更多的氢氧根，则稀释后氨水中OH -浓度大于原来的
1
2
，故答案为：错误； (4)HCl 是强酸，完全电离，而CH 3COOH 是弱酸，部分电离，故当盐酸的浓度是醋酸浓度的二倍时，则盐酸的H +浓度大于醋酸的二倍，故答案为：错误；
(5)Na 3PO 4完全电离，而PO 34-
水解程度很小，故此溶液中PO 34-
的浓度比Na 3PO 4溶液的浓度稍小；而H 3PO 4是弱电解质，只能部分电离出PO 34-
，且电离程度很小，故此溶液中PO 34-
的浓度很小，故物质的量相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中所含的PO 34-
量不同，故答案为：错误。

19．一定温度下，冰醋酸(纯醋酸)加水稀释过程中溶液的导电能力变化曲线如图所示，请回答：
(1)Oa 段溶液的导电能力逐渐增强的原因是_______。

(2)c 点溶液的pH _______(填“>”或“<”)b 点。

(3)a 点溶液中H +的物质的量________(填“>”或“<”)c 点。

(4)若使c 点溶液中的c (CH 3COO -)减小，可以采取下列措施中的______(填选项序号)。

A ．加水 B ．通入HCl(g) C ．加入锌粒
答案：醋酸电离平衡正移，使溶液中离子的浓度增大 > < AB 【详解】
(1)醋酸是共价化合物，冰醋酸不导电，加水稀释促进醋酸的电离，在Oa 段，溶液中醋酸根离子、氢离子的物质的量增大的倍数大于溶液体积增大的倍数，使溶液中离子的浓度增大，溶液的导电能力增强；
(2)据图可知，c 点溶液的导电能力小于b 点溶液的导电能力，则c 点溶液中的氢离子浓度小于b 点溶液中的氢离子浓度，c 点溶液的pH 大于b 点；
(3)加水稀释促进醋酸的电离，随着加水量的增多，溶液中H +的物质的量逐渐增大，则a 点溶液中H +的物质的量小于c 点；
(4)A ．对应c 点的溶液，加水稀释，虽然醋酸的电离程度增大，但醋酸根离子物质的量增大的倍数小于溶液体积增大的倍数，使c 点溶液中c (CH 3COO -)减小，故A 选； B ．通入HCl(g)，氢离子浓度增大，使醋酸的电离平衡逆向移动，c (CH 3COO -)减小，故B 选；
C ．加入锌粒，消耗溶液中的氢离子，氢离子浓度减小，使醋酸的电离平衡正向移动，c (CH 3COO -)增大，故C 不选； 答案选：AB 。

20．25 ℃时部分弱酸的电离平衡常数如下表：
a (2)室温下①0.1 mol·L -1HCOONa ，②0.1 mol·L -1 NaClO ，③0.1 mol·L -1 Na 2CO 3， ④0.1 mol·
L -1NaHCO 3，溶液的pH 由大到小的关系为_______。

(3)浓度均为0.1 mol·L -1的Na 2SO 3和Na 2CO 3的混合溶液中，2-3SO 、2-3CO 、-
3HSO 、
-3HCO 浓度由大到小的顺序为_______。

(4)下列离子方程式书写正确的是_______(填字母)。

a ．2ClO -+H 2O+CO 2=2HClO+2-
3CO b ．2HCOOH+2-3CO =2HCOO -+H 2O+CO 2↑ c ．H 2SO 3+2HCOO -=2HCOOH+2-3SO d ．Cl 2+H 2O+22-3CO =2-3HCO +Cl -+ClO -
(5)在25 ℃时，将a mol·L -1 的NaCN 溶液与0.01 mol·L -1的盐酸等体积混合，反应后测得溶液pH=7，则a _______ (填“＞”“＜”或“=”)0.01。

答案：K a越大，酸性越强③＞②＞④＞①c(SO2-
3)＞c(CO2-
3
)＞c(HCO-
3
)＞c(HSO-
3
)bd
＞
解析：相同条件下，弱酸的电离平衡常数越大，则弱酸的电离程度越大，其酸性越强，据此判断酸性的强弱，结合酸性越弱，其对应酸根离子水解程度越大；强酸能和弱酸盐反应生成弱酸分析解答。

【详解】
(1)相同条件下，弱酸的电离平衡常数越大，则弱酸的电离程度越大，酸性越强，即K a值越大，酸性越强，故答案为：K a越大，酸性越强；
(2)根据表格数据，酸性强弱顺序为H2SO3＞HCOOH＞H2CO3＞HSO-
3＞HClO＞HCO-
3
，对
应盐的水解程度HSO-
3＜HCOO-＜HCO-
3
＜SO2-
3
＜ClO-＜CO2-
3
，则室温下这几种钠盐溶液
的pH由大到小的关系为③＞②＞④＞①，故答案为：③＞②＞④＞①；
(3)水解程度越大，溶液中酸根离子浓度越小，但水解程度一般都较小，水解程度CO2-
3
＞
SO2-
3，则溶液中离子浓度：c(SO2-
3
)＞c(CO2-
3
)＞c(HCO-
3
)＞c(HSO-
3
)，故答案为：c(SO2-
3
)
＞c(CO2-
3)＞c(HCO-
3
)＞c(HSO-
3
)；
(4)酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，根据表中数据知，酸性H2SO3＞HCOOH＞
H2CO3＞HSO-
3＞HClO＞HCO-
3
，一般而言，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸。

a．酸性
H2CO3＞HClO＞HCO-
3
，二者反应生成HClO和NaHCO3，所以离子方程式为ClO-
+H2O+CO2═HClO+HCO-
3
，故a错误；b．甲酸酸性大于碳酸，所以二者反应生成甲酸根离
子、水和二氧化碳，离子方程式为2HCOOH+CO2-
3
═2HCOO-+H2O+CO2↑，故b正确；
c．酸性H2SO3＞HCOOH＞HSO-
3
，所以H2SO3和HCOO-反应生成HCOOH和NaHSO3，离子方程式为H2SO3+HCOO-=HCOOH+HSO-3，故c错误；d．酸性HCl＞H2CO3＞HClO＞
HCO-
3
，离子方程式为Cl2+H2O+2CO2-3═2HCO-3+Cl-+ClO-，故d正确；故答案为：bd；(5)如果a=0.01mol/L，二者反应后生成等物质的量浓度的NaCl和HCN，溶液呈酸性，要使混合溶液呈中性，则NaCN应该稍过量，即a＞0.01，故答案为：＞。

【点睛】
把握弱酸电离平衡常数与其酸性强弱关系、与其对应酸根离子水解程度关系是解本题关
键。

要注意正确判断多元弱酸根离子对应的酸，如CO2-
3对应的酸是HCO-
3
而不是碳酸。

21．25℃时，电离常数：
(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，CH 3COOH 与CH 3COONa 的混合溶液，若测得混合液pH ＝6，则溶液中c(CH 3COO -)-c(Na +＝________mol·L -1(填准确数值)，c(CH 3COO -)/c(CH 3COOH)＝___________。

(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，2-
3CO 水解反应的平衡常数(即水解常数)K h ＝
(
)(
)()
--32-3
c HCO c OH c CO =2×10
-
4
，当溶液中c(-3HCO )∶c(2-3CO )＝2∶1时，溶液的pH ＝________；
②常温下，0.1mol·L -1NaHCO 3溶液的pH 为8.3，则溶液中c(H 2CO 3)_______c(2-
3CO )(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
答案：9×
108 CN -+CO 2+H 2O=-3
HCO +HCN 9.9×10-7mol·L -1(或10-6-10-8) 18 -7
b 10
a-b
⨯ 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
mol/L=3×10−3
mol/L ，水电离出的c(H+)=143
1.010310
--⨯⨯ =11
1103-⨯ 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=3
113101103
--⨯⨯
=8910⨯ ；
(2)电离平衡常数：-233H CO >HCN>HCO ，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-22-3CN +CO +H O=HCN+HCO ；
(3)任何电解质溶液中都存在电荷守恒,根据电荷守恒得c(-
3CH COO )+c(OH −)=c(Na +)+c(H +)，则c(-
3CH COO )−c(Na +)=c(H +)−c(OH −)=(10-6-10-8)mol/L=9.9×
10-7mol/L ，-5
+36
3ka 1.810c CH COO CH (H )COOH 10--⨯== =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(CH 3COO −)=c(Na +)=0.5bmol/L ，结合电荷守恒得
c(CH 3COOH)=(0.5a−0.5b)mol/L ，电离平衡常数Ka=-+-7
33c(CH COO )c(H )0.5b 10c(CH COOH)0.5a-0.5b
⨯=
=-7b 10a-b
⨯；
(5) ① K h ＝
(
)()()
--32-3
c HCO c OH c CO =-
2c(OH )1
=2×10-4
，解得c(
-
OH )= 10-4
，c(H+)=14
41010
--
=1010- , pH ＝10；
②常温下，0.1mol·
L -1NaHCO 3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(H 2CO 3) >c(2-
3CO )；
(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 −
)=12
91010
-- mol/L=310- mol/L 。

22．室温时，向amL0.10mol/L 的稀氨水中逐滴加入bmL0.10mol/L 的稀盐酸，试分析： (1)滴加过程中反应的离子方程式为：____。

(2)当b=a 时，溶液呈___性(填“酸”“碱”或“中”)，此时溶液中，c (NH 4+
)___c (Cl -)(填“>”“<”或“=”)。

(3)当溶液呈中性时，a ___b(填“>”“<”或“=”)，此时溶液中c (NH 4+
)___c (Cl -)(填“>”“<”或“=”)。

答案：NH 3·
H 2O+H +=NH 4+
+H 2O 酸性 ＜ ＞ = 解析：NH 3•H 2O 是弱碱，结合酸碱中和原理、+
4NH 的水解和溶液中的电荷守恒分析。

【详解】
(1)稀盐酸和稀氨水反应生成氯化铵和水，反应的离子方程式为：NH 3•H 2O+H +=+
4NH +H 2O ；
(2)当b=a 时，二者恰好反应生成氯化铵，氯化铵为强酸弱碱盐，+
4NH 的水解使溶液呈酸性，c (H +)＞c (OH -)，根据电荷守恒c (H +)+c (+
4NH )=c (OH -)+c (Cl -)可知c (+
4NH )＜c (Cl -)； (3)要使混合溶液呈中性，c (H +)=c (OH -)，则氨水应该稍微过量，所以a ＞b ，根据电荷守恒c (H +)+c (+
4NH )=c (OH -)+c (Cl -)知，此时溶液中c (+
4NH )=c (Cl -)。

【点睛】
考查盐类水解原理、酸碱混合溶液定性判断等知识，根据盐类水解特点、酸碱混合溶液酸碱性等知识点来分析解答，合理利用溶液中的电荷守恒关系式。

23．I.乙二酸俗名草酸，易溶于水，其水溶液具有还原性。

现用酸性KMnO 4标准溶液滴定未知浓度草酸溶液。

回答下列问题：
(1)该滴定过程发生反应的离子方程式为：______；
(2)若滴定终点时俯视滴定管刻度读数，则由此测得的草酸溶液的物质的量浓度会。