山西省大同市17学年高二化学12月月考试题(含解析)

山西省大同市2016-2017学年高二化学12月月考试题（含解析）一、选择题（每小题2分，共20分)
1．能使水的电离平衡右移，且水溶液显碱性的离子是
A．H+ B．OH- C．Al3+ D．HCO3-
【答案】D
【考点定位】考查影响水的电离平衡的因素
【名师点晴】注意根据平衡移动原理进行分析，水是弱电解质，存在电离平衡：H2O H++OH-，能使水的电离平衡右移，可知促进水的电离，应该是易水解的离子，同时水溶液显碱性，说明离子能够结合水电离的氢离子，通常为弱酸根离子，据此分析解答。

2．某学生用碱式滴定管量取0.1mol·L-1的NaOH溶液，开始时仰视液面读数为1.00mL，取出部分溶液后，俯视液面，读数为11.00mL，该同学在操作中实际取出的液体体积为
A．大于10.00mL B．小于10.00mL C．等于10.00mL D．11.00mL
【答案】A
【解析】
试题分析：仰视凹液面的最低处时，看到的读数偏大，如果读数为1.00mL，实际小于1.00mL，假设为0.90mL；俯视凹液面的最低处，看到的读数偏小，由凹液面的最低处读数为11.00mL，实际比11.00mL大，假设12.00mL，倾出液体的体积是12.00mL-0.90mL=11.1mL，大于10.00m L，答案选A。

考点：考查滴定管的使用，注意读数时不能仰视或俯视，视线要与凹液面最低处保持水平。

3．对滴有酚酞试剂的下列溶液，操作后颜色变深的是
A．明矾溶液加热B．CH3COONa溶液加热
C．氨水中加入少量NH4Cl固体D．小苏打溶液中加入少量NaCl固体
【答案】B
【考点定位】本题考查影响盐类水解的因素
【名师点晴】该题难度不大，解答时注意两点，一是溶液呈碱性，二是把握影响水解平衡的因素以及平衡移动的方向。

4． 室温下，向10mL0.1mol/L 醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是 A ．溶液中粒子的数目减小
B ．再加入CH 3COONa 固体能促进醋酸的电离
C ．醋酸的电离程度增大，c(H +
)亦増大
D ．溶液中)
()()
(33-
-⋅OH c COOH CH c COO CH c 不变 【答案】D 【解析】
试题分析：A ．醋酸是弱电解质，存在电离平衡，稀释促进电离，氢离子、醋酸根和醋酸的浓度降低，氢氧根离子浓度升高，但溶液中粒子的数目增加，A 错误；B ．再加入CH 3COONa 固体后醋酸根离子浓度升高，抑制醋酸的电离，B 错误；C ．稀释醋酸溶液，溶液中除了氢氧根离
子的浓度外其余所有离子的浓度均降低，C 错误；D ．溶液中)()()
(33-
-⋅OH c COOH CH c COO CH c ＝33()()()()()c CH COO c H Ka
c CH COOH c OH c H Kw
-+-+
⋅=⋅⋅，温度不变，常数不变，D 正确，答案选D 。

【考点定位】本题主要是考查醋酸稀释过程中的有关判断
【名师点晴】该题的关键是明确醋酸的电离特点和稀释对醋酸电离平衡的影响，需要分清楚离子浓度的变化和离子数目的变化不一定是一致的，即要分清楚是溶液体积的影响大还是物质的量的影响大，选项C 是易错点。

另外选项D 注意表达式的变形从得出与常数之间的关系，简化过程。

5． 下列四种溶液中，水的电离程度最大的是
A．pH=5的NH4Cl溶液B．pH=5的NaHSO4溶液
C．pH=8的CH3COONa 溶液D．pH=8的NaOH 溶液
【答案】A
【解析】
试题分析：A．pH=5的NH4Cl溶液中铵根离子水解，促进水的电离，c(H+)水=10-5mol/L；B．pH=5的NaHSO4溶液中氢离子抑制水的电离，水电离出的离子浓度c(OH-)水=10-9mol/L；C．pH=8的CH3COONa溶液中醋酸根离子水解促进水的电离，水电离出离子浓度c(OH-)水=10-6mol/L；D．pH=8的NaOH溶液中氢氧根离子抑制水的电离，水电离出的离子浓度c(H+)水=10-8mol/L；综上所述水的电离程度最大的是A，答案选A。

考点：考查水的电离
6．在恒温条件下，欲使CH3COONa的稀溶液中c(CH3COO)/(Na+)比值增大，可在溶液中加入少量下列物质中的
①固体NaOH ②固体KOH ③固体NaHS ④固体CH3COONa ⑤冰醋酸
A．只有①② B．只有③⑤ C．只有②④⑤ D．只有①⑤
【答案】C
考点：考查盐的水解原理以及影响盐的水解平衡移动等
7．下列水溶液一定呈中性的是
A．C(NH4+)=C(C1-)的NH4Cl 溶液
B．c(H+)=1×10-7mol·L-1的溶液
C．pH=7的溶液
D．室温下将pH=3的酸与pH= 11的碱等体积混合后的溶液
【答案】A
考点：考查溶液酸碱性判断
8．将pH=6的CH3COOH溶液加水稀释1000倍后，溶液中的
A．pH＝9 B．c(OH-)≈10-5mol·L-1
C．pH≈7 D．c(OH-)<10-7mol·L-1
【答案】C
【解析】
试题分析：将pH=6的CH3COOH溶液加水稀释1000倍后仍然是醋酸溶液，溶液不可能显碱性，只能是接近于中性，即pH≈7，答案选C。

【考点定位】考查pH计算
【名师点晴】在解答该类题目时，首先要认真审题，其次对加水稀释后溶液pH的计算要注意以下细微知识点：（1）对于强酸溶液，每稀释10倍，pH增大1个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大不足1个单位。

对于强碱溶液，每稀释10倍，pH减小1个单位；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小不足1个单位。

（2）对于酸溶液无论稀释多少倍，酸溶液的pH 不能等于或大于7，只能趋近于7。

对于碱溶液无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。

（3）对于pH相同的强酸和弱酸稀释相同的倍数，强酸的pH变化的幅度大，因为强酸溶液中的H＋已完全电离，随着加水稀释，强酸溶液中的H＋数(除水电离的以外)不会增多，而弱酸随着加水稀释，电离程度增大，H＋数还会增多，故弱酸的pH变化幅度小，强碱和弱碱也是类似原理。

9．关于某酸的酸式盐NaHY的水溶液的下列叙述中，正确的是
A．该酸式盐的水溶液一定显酸性
B．在该盐溶液中，离子浓度为：c(Na+)＞c(Y2-)＞c(HY-)＞c(OH-)＞c(H+)
C．若HY-能水解，水解方程式为：HY-+H2O Y2-+H3O+
D．若HY-能电离，电离方程式为：HY-+H2O Y2-+H3O+
【答案】D
【解析】
试题分析：A、NaHY溶液由于Y2－没有指定，常见的有三种情况：①NaHSO4，只电离，不水解；
②NaHSO3，其水溶液中HSO3-电离程度大于水解程度，溶液显酸性；③NaHCO3、NaHS，其水溶液中HCO3-、HS－水解程度大于电离程度，溶液显碱性。

因Y2－不确定，A错误；B、根据A中分析可知B错误；C、为电离方程式而非水解方程式，水解方程式为HY-+H 2O H2Y+OH－，C错误；
D、根据C中分析可知D正确，答案选D。

考点：考查酸式盐的有关判断
10．在25℃时，AgCl的白色悬浊液中，依次加入等浓度的KI溶液和Na2S溶液，观察到的现象是先出现黄色沉淀。

最终出现黑色沉淀。

已知有关物质的溶度积K sp(25℃)如下，下列叙述错误的是
A．沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动
B．溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀
C．AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中的溶解程度相同
D．25℃时，在饱和AgCl、AgI、Ag2S溶液中，所含Ag+的浓度不同
【答案】C
考点：考查难溶电解质的溶解平衡及溶度积常数的有关计算
二、选择题（每小题3分，共30分)
11．生产液晶显示器的过程中使用的化学清洗剂NF3是一种温室气体，其储存能量的能力是
CO 2的的12000～20000倍，在大气中的寿命可长达740年之久，以下是几种化学键的键能：
化学键 N≡N F-F N-F 键能/KJ ·mol -1
941.7
154.8
283.0
下列说法中正确的是
A ．过程N 2(g)→2N (g)放出能量
B ．过程N(g)+3F(g)→NF 3(g)放出能量
C ．反应N 2(g)+3F 2(g)→2NF 3(g)的△H ＞0
D ．NF 3吸收能量后如果没有化学键的断裂与生成，仍可能发生化学反应 【答案】B
考点：考查化学反应与能量 12．已知下列热化学方程式：
Fe 2O 3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO 2(g) △H=-24.8kJ ·mol -1
Fe 2O 3(s)+
31CO(g)=3
2Fe 3O 4(s)+CO 2(g) △H=-15.73 kJ ·mol -1
Fe 3O 4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO 2(g) △H=+640.4 kJ ·mol -1
则14g CO 气体还原足量FeO 固体得到固体Fe 和CO 2气体时，对应的△H 为 A ．-218 kJ ·mol -1
B ．-109 kJ ·mol -1
C ．+218 kJ ·mol -1
D ．+109 kJ ·mol -1
【答案】B 【解析】
试题分析：已知：①Fe 2O 3(s)+3CO(g)═2Fe(s)+3CO 2(g)；△H=-24.8kJ/mol ②Fe 2O 3(s)+
31CO(g)=3
2
Fe 3O 4(s)+CO 2(g)；△H = -15.73 kJ/mol ③Fe 3O 4(s) + CO(g) ═ 3FeO(s) + CO 2(g)； △H = +640.4 kJ/mol 由盖斯定律可知，
()
336
2⨯-⨯+⨯①②③ 得到反应CO + FeO ＝Fe + CO 2，所以其反应热
△H =
()
24.8/315.73/3640.4/
()()2
6
kJ mol kJ mol kJ mol
-⨯--⨯-+⨯
=-109 kJ/mol，
答案选B。

考点：考查了利用盖斯定律计算反应热的相关知识。

13．把0.6molX气体和0.4molY气体混合于2L容器中使它们发生如下反应反应：
3X(g)+Y(g)nZ(g)+2W(g)；5 min末已生成0.2 mol W，若测知以Z浓度变化来表示的反应速率为0.01 mol/( L·min)，则上述反应中Z气体的反应方程式中化学计量系数n的值是A．1 B．2 C．3 D．4
【答案】A
【解析】
试题分析：测知以Z浓度变化来表示的反应速率为0.01 mol/( L·min)，则生成Z是0.01 mol/( L·min)×2L×5min＝0.1mol，根据变化量之比是相应的化学计量数之比可知n＝1，答案选A。

考点：考查化学反应速率计算
14．在一定温度不同压强 (p1<p2)下，可能反应2X(g)2Y(g)+Z(g)中, 生成物Z在反应混合物中的体积分数(ψ)与反应时间(t)的关系有以下图示，正确的是
【答案】B
【考点定位】本题考查化学平衡移动图象题
【名师点晴】注意化学平衡图像题的解题技巧：（1）紧扣特征，弄清可逆反应的正反应是吸热还是放热，体积增大、减小还是不变，有无固体、纯液体物质参与反应等。

（2）先拐先平，
在含量(转化率)—时间曲线中，先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线反应速率快，表示温度较高、有催化剂、压强较大等。

（3）定一议二，当图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系，有时还需要作辅助线。

（4）三步分析法，一看反应速率是增大还是减小；二看v正、v逆的相对大小；三看化学平衡移动的方向。

15．加热N2O5时，发生以下两个分解反应：N2O5N2O3+O2，N2O3N2O+O2，在1L密闭容器中加热4mol N2O5达到化学平衡时c(O2)为4.50mol/L，c(N2O3)为1.62mol/L，则在该温度下各物质的平衡浓度正确的是
A．c(N2O5)=1.44 mol/L B．c(N2O5)=0.94 mol/L
C．c(N2O)=1.40 mol/L D．c(N2O)=3.48 mol/L
【答案】B
考点：考查化学平衡的计算
16．证明氟化氢是弱电解质的事实是
A．氟化氢在所有卤化氢中热稳定性最强
B．浓H2SO4加入氟化钙固体中，加热，有氟化氢气体产生
C．100 mL0.1mol/L氢氟酸中c(H＋)小于0.1mol/L
D．测得常温下0.1mol/LNaF溶液的pH＞7
【答案】CD
【解析】
试题分析：A．氟化氢在所有卤化氢中热稳定性最强，与元素的非金属性强弱有关，不能证明为弱电解质，A错误；B．浓H2SO4加入氟化钙固体中，加热，有氟化氢气体产生，只能说明硫酸难挥发，氢氟酸易挥发，不能证明为弱电解质，B错误；C．100ml 0.1 mol•L-1氢氟酸中，c （H+）小于0.1 mol•L-1，说明氢氟酸部分电离，可证明为弱电解质，C正确；D．测得常温下0.1mol•L-1NaF溶液的pH＞7，溶液显碱性，说明NaF水解溶液显碱性，说明HF为弱酸，能证明是弱电解质，D正确，答案选CD。

【考点定位】本题考查弱电解质的判断
【名师点晴】明确弱电解质的性质是解答本题的关键，弱电解质的证明，是基于与强电解质对比进行的。

弱电解质与强电解质最大的区别就是弱电解质存在电离平衡，而强电解质不存在电离平衡。

因此只要证明有电离平衡存在，就证明了弱电解质。

常用的方法是利用电离的不完全性、测定盐溶液的pH、做对比实验等来判断弱电解质。

17．室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是
A．0.1 mol/L的盐酸和0.1 mol/L的氢氧化钠溶液
B．0.1 mol/L的硫酸和0.1 mol/L的氢氧化钡溶液
C．pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液
D．pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氨水溶液
【答案】D
考点：考查溶液酸碱性判断
18．已知25℃时一些难溶物质的溶度积常数如下：
化学式Zn(OH)2ZnS AgCl Ag2S MgCO3Mg(OH)2
溶度积5×10-17 2.5×10-22 1.8×10-10 6.3×10-50 6.8×10-6 1.8×10-11
根据上表数据，判断下列化学方程式不正确的是
A．2AgCl+Na2S═2NaCl+Ag2S
B．MgCO3+H2O △
Mg(OH)2+CO2↑
C．ZnS+2H2O═Zn(OH)2+H2S↑
D．Mg(HCO3)2+2Ca(OH)2═Mg(OH)2↓+2CaCO3↓+2H2O
【答案】C
【解析】
试题分析：A、由表格判断AgCl的溶解度大于Ag2S的溶解度，可以发生反应：2AgCl+Na2S═2NaCl+Ag2S，即难溶物质有转化为更难溶物质的性质，A正确；B、由表中的数据判断MgCO3的溶解度大于Mg(OH)2的溶解度，可以发生反应：MgCO3+H2△Mg(OH)2+CO2↑，即MgCO3沉淀发生转化为更难溶的Mg(OH)2，B正确；C、由表中的数据判断Zn（OH）2的溶解度大于ZnS的溶解度，可以发生反应Zn(OH)2+H2S=ZnS↓+2H2O，C错误；D、已知Mg(HCO3)2和Ca(OH)2的溶解度分别大于Mg(OH)2和CaCO3的溶解度，可以发生反应：Mg（HCO3）2+2Ca(OH)2═Mg(OH)2↓+2CaCO3↓+2H2O，D正确，答案选C．
考点：考查沉淀溶解平衡的应用。

19．已知常温下：K sp(AgCl)=1.8×10-10，K sp(Ag2CrO4)=1.9×10-12，则下列叙述正确的是A．AgCl在饱和NaCl溶液中的K SP比在纯水中的K SP小
B．向AgCl的悬浊液中加入NaBr溶液，白色沉淀转化为淡黄色，说明K SP(AgCl)＜K SP(AgBr) C．将0.001mol·L-1 AgNO3溶液滴入0.001mol·L-1 KCl和0.001mol·L-1 K2CrO4混合溶液中，先产生Ag2CrO4沉淀
D．向AgCl的悬浊液中滴加浓氨水，沉淀溶解，说明AgCl的溶解平衡向右移动
【答案】D
【考点定位】考查难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质
【名师点晴】解答时注意沉淀转化为溶解度更小的物质容易发生。

注意把握溶度积常数的计算及应用。

①溶度积K sp的大小和平衡常数一样，它与难溶电解质的性质和温度有关，与浓度无关，离子浓度的改变可使溶解平衡发生移动，而不能改变溶度积K sp的大小。

②溶度积K sp 反映了难溶电解质在水中的溶解能力的大小，相同类型的难溶电解质的K sp越小，溶解度越小，越难溶于水；反之K sp越大，溶解度越大。

20．下列关于电解质溶液的叙述正确的是
A．常温下，在pH=7的醋酸钠和醋酸混合溶液中：c(CH3COO-)＞c(Na+)
B．稀释醋酸溶液，溶液中所有离子的浓度均降低
C．在pH=5的氯化钠和稀硝酸的混合溶液中，c(Na+)=c(Cl-)
D．0.1mol·L-1的硫化钠溶液中，c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2S)
【答案】C
考点：考查离子浓度大小的比较
三、综合题(50分)
21． (8分) 已知2A2(g)+B2(g) 2C3(g)；△H=-akJ·mol-1（a ＞0），在一个有催化剂的固定容积的容器中加入2mol A2和1mol B2，在500℃时充分反应达平衡后C3的浓度为w mol·L-1，放出热量b kJ。

请回答下列问题：
（1）比较a_____b填“＞”、“＝”、“＜”）。

（2）若将反应温度升高到700℃，该反应的平衡常数将_____________（“增大”、“减小”或“不变”）。

（3）能说明该反应已经达到平衡状态的是
A．V(C3)=2V(B2) B．容器内气体压强保持不变C．V逆(A2)＝2V正(B2) D．容器内的气体密度保持不变
（4）为使该反应的反应速率增大，且平衡向正反应方向移动的是_____________。

A．及时分离出C3气体 B．适当升高温度
C．增大B2的浓度 D．选择高效的催化剂
【答案】（1）>(2分）（2)减小（2分）（3)bc (2分）（4)c (2分）
【解析】
试题分析：（1）热化学方程式表达的意义为：当2mol A2和1mol B2完全反应时，放出热量为akJ，而加入2mol A2和1mol B2达到平衡时，没有完全反应，即释放的热量小于完全反应释放的热量，即b＜a；
（2）正反应方向放热，升高温度，化学平衡向逆反应方向移动，生成物浓度减小，反应物浓度增大，K减小；
（4）a．及时分离出C3气体，平衡正向移动，但反应速率减小，a错误；b．适当升高温度反应速率增大但平衡逆向移动，b错误；c．增大B2的浓度，平衡正向移动且反应速率增大，c 正确；d．选择高效的催化剂，反应速率增大但平衡不移动，d错误；答案选c。

【考点定位】考查化学平衡影响因素、化学反应速率影响因素、平衡状态判断等知识点。

【名师点晴】影响反应速率的因素有温度、浓度、压强及催化剂，影响平衡的的常见因素是温度、浓度与压强，催化剂虽然对反应速率影响较大，但不改变平衡的移动，只有反应前后改变的物理量不变时可逆反应才能达到平衡状态，为易错点，另外化学平衡常数只与温度有关，温度改变平衡常数才发生改变，并且平衡正向移动时，平衡常数增大。

该题的另一个难点和易错点是平衡状态判断，注意可逆反应达到平衡状态有两个核心的判断依据：①正反应速率和逆反应速率相等。

②反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变。

只要抓住这两个特征就可确定反应是否达到平衡状态，对于随反应的发生而发生变化的物理量如果不变了，即说明可逆反应达到了平衡状态。

判断化学反应是否达到平衡状态，关键是看给定的条件能否推出参与反应的任一物质的物质的量不再发生变化。

22． (10分)
（1）某温度时，水的离子积Kw=1×10-13，则该温度______（填“大于”、“小于”或“等于”）25℃，其理由是___。

在此温度下，某溶液中由水电离出来的H＋浓度为1×10-10mol/L，则该溶液的pH可能为。

（2）若温度为25℃时，体积为V a、pH＝a的H2SO4与体积为V b、pH＝b的NaOH混合，恰好中和。

此溶液中各种离子的浓度由大到小的排列顺序
是：。

【答案】（1） > (3分）3或10 (4分，答对一个得两分，一对一错为0分)
（2） c(Na+)>c(SO42-)>c(H+)=c(OH-) (3分}
【解析】
考点：考查水的电离、溶液pH计算及离子浓度大小比较
23． (16分) 某研究性学习小组为了探究醋酸的电离情况，进行了如下实验。

实验一：配制并标定醋酸溶液的浓度
取冰醋酸配制250mL0.2 mol·L-1的醋酸溶液，用0.2mol·L-1的醋酸溶液稀释成所需浓度的溶液，再用NaOH标准溶液对所配醋酸溶液的浓度进行标定。

回答下列问题：
（1）配制250mL0.2mol·L-1醋酸溶液时需要用到的玻璃仪器有量筒、烧杯、玻璃棒、
____________和______________。

（2）为标定某醋酸溶液的准确浓度，用0.2000mol·L-1的NaOH溶液对20.00mL醋酸溶液进行滴定，几次滴定消耗NaOH溶液的体积如下：
则该醋酸溶液的准确浓度为____________。

(保留小数点后四位)
实验二：探究浓度对醋酸电离程度的影响
用pH计测定25℃时不同浓度的醋酸溶液的pH，结果如下：
回答下列问题：
（1）根据表中数据，可以得出醋酸是弱电解质的结论，你认为得出此结论的依据是
__________。

（2）从表中的数据，还可以得出另一结论：随着醋酸溶液浓度的减小，醋酸的电离程度
________(填“增大”“减小”或“不变”)。

实验三：探究温度对醋酸电离程度的影响
请你设计一个实验完成该探究，请简述你的实验方案
________________________________________。

【答案】实验一（1）胶头滴管（2分）250mL容量瓶（2分）（2） 0.2000 mol·L-1(3分）
实验二（1）0.0100 mol/L醋酸的pH大于2或醋酸稀释10倍时，pH的变化值小于1 (3分）
（2）增大(3分）
实验三用pH计(或pH试纸)测定相同浓度的醋酸在几种不同温度时的pH (3分）
实验二（1）醋酸的浓度为0.100 0 mol/L时，醋酸的pH大于1可以说明醋酸不完全电离，是弱电解质，或醋酸稀释10倍时，pH的变化值小于1，说明有电离平衡移动，则醋酸为弱电解质。

（2）当醋酸浓度减小到原来的十分之一时，氢离子浓度大于原来的十分之一，说明醋酸的电离程度增大。

实验三要探究温度对醋酸电离程度的影响，只能改变温度，而浓度相同，所以可以用pH计测定相同浓度的醋酸在几种不同温度时的pH。

考点：弱电解质的电离平衡
24． (16分)
Ⅰ.常温下，将某一元酸HA(甲、乙、丙、丁代表不同的一元酸)和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的物质的量的浓度和混合液的pH如下表所示：
（1）从甲组情况分析，如何判断HA是强酸还弱酸？。

（2）乙组混合溶液中离子浓度c(A-)和c(Na+)的大小关系是。

A．前者大B．后者大 C．二者相等D．无法判断
（3）从丙组实验结果分析，该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是。

（4）分析丁组实验数据，写出该混合溶液中下列算式的精确结果(列式)：c(Na+)－c(A-)
＝mol/L。

Ⅱ.某二元酸(分子式用H2B表示)在水中的电离方程式是：H2B=H++HB-；HB-H++B2-
回答下列问题：
（5）在0.1 mol/L的Na2B溶液中，下列粒子浓度关系式正确的是。

A．c(B2-)+c(HB-)＝0.1mol/L
B．c(B2-)+c(HB-)+c(H2B)＝0.1mol/L
C．c(OH-)＝c(H+)+c(HB-)
D．c(Na+)+c(OH-)＝c(H+)+c(HB－)
【答案】（1） a=7时，HA是强酸；a>7时，HA是弱酸 (4分，答对—个得两分，一对一错为0分)
（2） C (3分）（3）c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+) (3分）
（4）10-4-10-3 (3 分）（5）A、C (3 分）
（4）据电荷守恒c(Na+)+c(H+)＝c(A-)+c(OH-)，推导c(Na+)-c(A-)＝c(OH-)—c(H+)＝（10-4-10-10）mol/L；
（5）在Na2B中存在水解平衡：B2-+H2O HB- +OH-，HB-不会进一步水解，所以溶液中没有H2B 分子。

A．根据物料守恒得c( B2- )+c(HB- )＝0.1 mol/L，A正确；B．溶液中没有H2B分子，所以根据物料守恒可得：c(Na+)＝2，B错误；C．根据质子守恒得c(OH- )=c(H+)+c(HB- )，C错误；D．根据电荷守恒可知c(Na+)+c(H+)＝c(OH-)+c(HB-)+2c(B2- )，D错误，答案选AC。

【考点定位】考查弱电解质的电离、盐的水解、离子浓度大小的比较、离子方程式的书写的知识。

【名师点晴】本题主要考查电解质的强弱及溶液中离子浓度大小比较的知识。

酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，而酸与碱恰好完全反应产生盐和水时的溶液不一定显中性。

若盐是强酸强碱盐，则溶液显中性，若是强碱弱酸盐或强酸弱碱盐则盐电离产生的弱酸根离子或弱碱根离子就会与水电离产生的H+或OH-离子结合形成弱酸或弱碱，促进了水的电离平衡正向移动，最终达到平衡时溶液中c(H+)、c(OH-)不再相等，使溶液显碱性或酸性。

即发生盐的水解。

水解规律是：有弱才水解，谁弱水水解，谁强显谁性。

盐水解程度微弱的，主要以盐电离产生的离子存在。

对于多元弱酸形成的酸式盐，在溶液中存在电离平衡、水解平衡，若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性。

常见的电离程度大于水解程度的只有NaHSO3、Ca(H2PO4)2,其余都是水解作用大于电离作用。

在比较离子浓度大小时要用到电荷守恒、物料守恒和质子守恒。

掌握盐的水解规律及比较离子浓度的方法是解答本题的关键。