第三章 水溶液中的離子反應與平衡 測試題-高二上學期人教版（2019）化學選擇性必修1

第三章水溶液中的離子反應與平衡測試題一、單選題（共15題）1．下列有關說法正確的是A．常溫下，將pH=10的氨水稀釋，溶液中所有離子濃度都減小B．常溫下，反應2A(s)+B(g)=2C(g)+D(g)不能自發(fā)進行，則該反應△H一定大于0C．用標準鹽酸溶液滴定氫氧化鈉溶液可以用石蕊作指示劑D．水的離子積常數Kw隨著溫度的升高而增大，說明水的電離是放熱反應2．關于水的電離，下列敘述中，正確的是A．升高溫度，水的平衡向正反應方向移動，KW增大，c(H+)不變B．向水中加入少量硫酸，水的平衡向逆反應方向移動，KW不變，c(H+)增大C．向水中加入氨水，水的平衡向逆反應方向移動，KW不變，c(OH-)降低D．向水中加入少量固體NaCl，平衡向逆反應方向移動，KW不變，c(H+)降低3．下列方程式書寫錯誤的是A．Al(OH)3?A13++3OH- B．Al(OH)3(s)?Al3+(aq)+3OH-(aq)C．BaSO4(s)?Ba2+(aq)+(aq) D．BaSO4?Ba2++4．下列各組離子一定能大量共存的組合是①在含有大量[Al(OH)4]-溶液中：NH、Na+、Cl-、HCO②常溫下c(H+)=10-12mol·L-1的溶液：K+、Ba2+、Cl-、Br-③常溫下pH=7的溶液中：Na+、Cl-、SO、Fe3+④在水溶液中：K+、SO、Cu2+、NO⑤常溫下c(OH-)=10-12mol·L-1的溶液：K+、Al3+、Cl-、SO⑥常溫下pH=1的溶液中：K+、CrO、Na+、SOA．①②⑥ B．②④⑤ C．④⑤⑥ D．①②③5．下列關于溶液酸堿性說法不正確的是A．313K時，Kw=2.9×10-14，則pH=7，溶液呈堿性B．25℃1LpH=5的氯化銨溶液，c(H+)=10-5mol/L，由水電離出n(OH-)=10-5molC．某溫度下，VaL0.01mol/LpH=11的NaOH溶液，與VbLpH=1的H2SO4溶液混合呈中性，則Va∶Vb=1∶1D．100℃時，純水的p=6，呈中性6．酸堿中和滴定常用于測定酸或堿的濃度。實驗小組用0.1000mol?L－1的NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol?L－1的CH3COOH溶液。下列情況會造成所滴加NaOH溶液體積偏小的是A．盛裝CH3COOH溶液的錐形瓶水洗后未干燥B．裝NaOH溶液的滴定管水洗后未潤洗C．開始滴定時，滴定管尖嘴部分未充滿液體D．滴定過程中錐形瓶中有液體濺出7．已知，。在只含有KCl、的混合溶液中滴加的溶液，當AgCl與共存時，測得溶液中的濃度是，此時溶液中的物質的量濃度是A． B．C． D．8．下列說法不正確的是A．向懸濁液中滴加溶液，生成紅褐色沉淀B．碳酸氫鈉藥片，該藥是抗酸藥，服用時喝些醋能提高藥效C．配制氯化鐵溶液時需加入適量鹽酸抑制水解D．水垢中的，可先用溶液處理，而后用酸除去9．下列說法正確的是A．常溫下，pH=4的CH3COOH溶液中，由水電離的c(H＋)=10-10mol/LB．將pH=2的HCl溶液和pH=4的H2SO4溶液等體積混合，所得溶液pH=3C．0.1mol/L氨水和0.1mol/LNH4Cl溶液等體積混合后所得溶液pH>7，則c(NH4＋)<c(NH3·H2O)D．向0.1mol/L、pH=1的NaHA溶液中加入NaOH溶液反應的離子方程式為：HA－+OH－=H2O+A2-10．水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是A．圖中五點Kw間的關系：B＞C＞A=D=EB．若從A點到達C點，可采用：溫度不變在水中加少量NaCl固體C．向E點對應的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至A點，此時D．若處在B點時，將pH=2的硫酸與pH=10的KOH溶液等體積混合后，溶液顯中性11．已知0.1mo1·L—1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH?CH3COO—+H+。要使溶液中的值增大，可以采取的措施是A．加少量冰醋酸 B．降低溶液溫度 C．加少量稀鹽酸 D．加蒸餾水12．下列實驗中操作、現象或結論有錯誤的是A．向溶液中加入過量的0.1的NaCl溶液，產生白色沉淀。再滴加幾滴0.1溶液，出現淺黃色沉淀，結論：B．向a、b兩試管中均加入4mL0.01溶液和2mL0.01溶液。再向a試管內加入少量固體，a中溶液褪色較快，結論：可能是和溶液反應的催化劑C．向飽和溶液中滴加飽和溶液，先有白色沉淀產生，后放出無色氣泡。結論：與結合促進的電離，溶液中濃度增大，與反應產生D．常溫下，對同濃度的鹽酸和醋酸溶液進行導電性實驗，醋酸溶液比鹽酸的燈泡暗，結論：HCl是強酸13．乙酸是一種一元有機弱酸，為食醋的主要成分。下列實驗事實不能證明乙酸是弱酸的是A．乙酸鈉溶液顯堿性B．等體積、等的鹽酸和乙酸溶液分別與同樣大小的鋅粒反應，最初產生氫氣的速率相等C．常溫下，測得的乙酸溶液的D．相同條件下，等濃度的鹽酸和乙酸溶液的導電性：鹽酸>乙酸溶液14．下列事實不能證明亞硝酸(HNO2)是弱電解質的是A．常溫下NaNO2溶液的pH＞7B．亞硝酸溶液中滴加紫色石蕊試液，溶液變紅色C．常溫下0.1mol/LHNO2溶液的pH約為2D．常溫下pH=3的HNO2溶液稀釋至100倍，稀釋后溶液的pH約為4.515．常溫下，下列溶液中，有關微粒的物質的量濃度關系不正確的是（

）A．0.1mol·L-1（NH4）2Fe（SO4）2溶液：c（SO）>c（NH）>c（Fe2+）>c（H+）B．向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中>1C．0.01mol·L-1NaOH溶液與等體積pH=2的醋酸混合后的溶液中：c（CH3COO-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-）D．0.1mol·L-1NaHCO3溶液：c（H+）+c（H2CO3）=c（OH-）+c（CO）二、填空題（共8題）16．電解質水溶液中存在電離平衡、水解平衡、溶解平衡，請回答下列問題。（1）已知部分弱酸的電離常數如下表：弱酸CH3COOHHCNH2CO3電離常數(25℃)Ka=1.8×10-5Ka=4.3×l0-10Ka1=5.0×l0-7Ka2=5.6×l0-11①0.1moI/LNaCN溶液和0.1mol/LNaHCO3溶液中，c(CN-)__c(HCO3-)(填“>”、“<”或“=”)。②常溫下，物質的量濃度相同的三種溶液：A．CH3COONa；B．NaCN；C．Na2CO3，其pH由大到小的順序是___(填編號)。③將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式是__。④室溫下，－定濃度的CH3COONa溶液pH=9，用離子方程式表示溶液呈堿性的原因是__，溶液中=__。（寫出準確數值）（2）某溫度下，pH=3的鹽酸中c(OH-）=10-9mol/L。該溫度下，pH=2的H2SO4與pH=11的NaOH混合后pH變?yōu)?，則硫酸與氫氧化鈉的體積比為__。（3）室溫下，用0.100mol/L鹽酸溶液滴定20.00mL0.l00mol/L的某氨水溶液，滴定曲線如圖所示（橫坐標為鹽酸的體積）。①d點所示的溶液中離子濃度由大到小的順序依次為__。②b點所示的溶液中c(NH4+)－c(NH3·H2O)=___。（4）已知Ksp(BaSO4)=1.1×10-10，其溶解度為___g。（保留2位有效數字）（5）室溫下，已知Ksp(Fe(OH)3)=1×10-38，當Fe3+完全沉淀時，其溶液的pH=___。17．已知25℃時，幾種常見弱酸的Ka如下表所示：電解質H2C2O4CH3COOHHCNH2CO3電離常數K1=5.6×10-2K2=5.4×10-3K=1.7×10-5K=6.2×10-10K1=4.2×10-7K2=5.6×10-11(1)25℃時，0.1mol·L-1的①Na2C2O4②CH3COONa③NaCN④Na2CO3溶液的pH由大到小的順序是_______。(2)KHC2O4溶液呈酸性，向10mL0.01mol·L-1的H2C2O4溶液滴加0.01mol·L-1KOH溶液V(mL)?；卮鹣铝袉栴}：①當V＜10mL時，反應的離子方程式為_______。②當V=10mL時，溶液中、、H2C2O4、H+的濃度由大到小的順序為_______。③當V=amL時，溶液中離子濃度有如下關系：c(K+)=2c()+c()；當V=bmL時，溶液中離子濃度有如下關系：c(K+)=c()+c()+c(H2C2O4)；則a_______b(填“＜”“=”或“＞”)。18．工業(yè)制膽礬時，將粗制CuO粉末(含雜質FeO、Fe2O3)慢慢加入適量的稀H2SO4中完全溶解，除去雜質離子后，再蒸發(fā)結晶可得純凈的膽礬晶體。已知：pH≥9.6時，Fe2+以Fe(OH)2的形式完全沉淀；pH≥6.4時，Cu2+以Cu(OH)2的形式完全沉淀；pH接近4時，Fe3+以Fe(OH)3的形式完全沉淀?；卮鹣铝袉栴}：(1)為除去溶液中的Fe2+，可先加入_______，(從下面四個選項選擇)將Fe2+氧化為Fe3+，反應的離子方程式為_______，然后加入適量的_______，(從下面四個選項選擇)調整溶液的pH使Fe3+轉化為Fe(OH)3沉淀。A．CuO

B．Cl2

C．Cu(OH)2

D．H2O2(2)甲同學懷疑調整至溶液pH=4是否能達到除去Fe3+而不損失Cu2+的目的，乙同學認為可以通過計算確定，他查閱有關資料得到如下數據，常溫下Fe(OH)3的溶度積Ksp=1×10-38，Cu(OH)2的溶度積Ksp=3×10-20，通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10-5mol?L-1時就認為沉淀完全，設溶液中CuSO4的濃度為3mol?L-1，則Cu(OH)2開始沉淀時溶液的pH為___________，Fe3+完全沉淀時溶液的pH為___________，通過計算即可確定上述方案是否可行。19．有A、B、C、D、E、F六種主族元素，有關信息如下：①A、B同周期，其電離能數據如下(單位：kJ?mol-1)：I1I2I3I4A7381451773310540B5781817274511575②短周期元素C原子的價電子排布式為：ns2np2，E的單質可在空氣中燃燒；③如圖是元素周期表中主族元素的一部分：試回答下列問題：(1)D在周期表的位置___。(2)F原子的簡化電子排布式為__。(3)E、F可以與氫形成化合物，該化合物中鍵能H—E___H—F(填“>”“<”或“=”)。(4)C元素基態(tài)原子核外最高能級的電子自旋狀態(tài)__(填“相同”或“相反”)。(5)化合價是元素的一種性質，由A、B的電離能數據判斷下列說法正確的是__(填字母)。a.A通常顯+1價，B通常顯+4價b.B元素的第一電離能較小，其活潑性比A強c.A、B的單質分別與鹽酸反應放出等量氫氣時，消耗單質的物質的量之比為3：2(6)E在空氣中燃燒的產物是一種有毒氣體，實驗室經常用NaOH進行處理，若所得溶液中只有一種溶質且能促進水的電離，該溶液中離子濃度的大小關系是___。20．請回答下列問題：(1)現有下列物質，請用序號填空：①氧化鈉固體②膽礬晶體③熔融氯化鈉④稀鹽酸⑤氨水⑥蔗糖⑦二氧化碳

上述狀態(tài)下可導電的是___________。屬于強電解質的是___________。屬于非電解質的是___________。(2)向50ml沸水中加入5~6滴飽和FeCl3溶液，加熱至產生紅褐色液體，停止加熱，利用___________來證明得到的分散系是氫氧化鐵膠體。(3)NaHSO4固體溶于水的電離方程式為___________；(4)寫出少量硫酸鐵和氫氧化鋇溶液反應的離子方程式為___________。(5)A、B、C、D為四種可溶性的鹽，它們包含的陽離子和陰離子分別為Ba2+、Ag+、Na+、Cu2+和NO、SO、Cl-、CO(離子在物質中不能重復出現)。①若把四種鹽分別溶于盛有蒸餾水的四支試管中，只有C鹽的溶液呈藍色；②若向①的四支試管中分別加入鹽酸，B鹽的溶液有沉淀生成，D鹽的溶液有無色無味的氣體逸出。根據實驗事實可推斷它們的化學式為：C___________，D___________；A與C反應的離子方程式___________；A溶液中陰離子的檢驗方法___________。21．混合堿(Na2CO3與NaHCO3，或Na2CO3與NaOH的混合物)的成分及含量可用雙指示劑法測定。步驟如下：取混合堿溶液25.00mL，滴加2滴酚酞為指示劑，用0.2000mol·L?1的鹽酸滴定液滴定至溶液呈微紅色，記下消耗鹽酸體積為22.50mL；再滴加2滴甲基橙，繼續(xù)滴定至溶液由黃色變?yōu)槌壬?，記下第二次滴定消耗鹽酸的體積12.50mL。(已知：H2CO3的Ka1=4.3×10-7；Ka2=5.6×10-11)請計算：(1)混合堿成分及物質的量之比為___________。(2)混合堿溶液中Na2CO3的濃度為___________mol·L?1.(寫出計算過程)22．硫代硫酸鈉晶體(Na2S2O3·5H2O，M=248g/mol)可用作定影劑、還原劑?；卮鹣铝袉栴}：利用K2Cr2O7標準溶液定量測定硫代硫酸鈉的純度。測定步驟如下：（1）溶液配制：稱取1.2000g某硫代硫酸鈉晶體樣品，用新煮沸并冷卻的蒸餾水在_______中溶解，完全溶解后，全部轉移至100mL的_______中，加蒸餾水至_______。（2）滴定取0.00950mol/L的K2Cr2O7標準溶液20.00mL，硫酸酸化后加入過量KI，發(fā)生反應：+6I-+14H+=3I2+2Cr3++7H2O。然后用硫代硫酸鈉樣品溶液滴定至淡黃綠色，發(fā)生反應：I2+=+2I-。加入淀粉溶液作為指示劑，繼續(xù)滴定，當溶液_______，即為終點。平行滴定3次，樣品溶液的平均用量為24.80mL，則樣品純度為_______%（保留1位小數）。23．可用于面粉的漂白和殺菌。已知：為黃色油狀液體，熔點為-40℃，沸點為70℃，95℃以上易爆炸。Ⅰ.實驗室可用和溶液反應制取，所用裝置如下：完成下列填空：(1)三鹵化氮()的分子空間構型與相似，熱穩(wěn)定性比強的有_______，在熱水中易水解，反應液有漂白性。寫出水解的化學方程式_______。(2)儀器D的作用是_______。(3)向蒸餾燒瓶內的溶液中通入過量，B中反應的化學方程式為_______，待反應至油狀液體不再增加，關閉裝置A、B間的止水夾，控制水浴加熱的溫度范圍為_______，將產品蒸出。Ⅱ.待反應結束，為測定溶液中殘留的的物質的量濃度，進行如下操作：ⅰ.取蒸餾燒瓶中的反應液25.00mL，加入過量飽和溶液充分反應后，再加入過量30%的NaOH溶液，微熱；ⅱ.用15.00mL的稀硫酸吸收產生的，得到溶液A；ⅲ.用的NaOH標準液滴定溶液A至滴定終點，消耗VmLNaOH標準液。(4)滴定至終點時溶液中溶質僅有和，用含V的代數式表示殘留液中的物質的量濃度為_______。(5)為減小誤差，滴定時最適宜的指示劑為_______(選填序號)。a.酚酞

b.甲基橙

c.石蕊

d.淀粉溶液參考答案：1．B【解析】A．加水稀釋雖然能促進一水合氨電離，但溶液中pH減小，則氫離子濃度增大，故A錯誤；B．反應不能自發(fā)進行，說明：ΔH-TΔS＞0，該反應是一個氣體體積增大的反應，所以熵增大，要使ΔH-TΔS＞0，則ΔH一定大于0，故B正確；C．由于石蕊試液的顏色變化不明顯，一般不用石蕊試液作指示劑，因此用標準鹽酸溶液滴定氫氧化鈉溶液可以用酚酞作指示劑，故C錯誤；D．水的離子積常數Kw隨著溫度的升高而增大，說明升高溫度促進水的電離，所以水的電離是吸熱的，故D錯誤；故選B。2．B【解析】A．升高溫度促進水的電離，c(H+)增大，A錯誤；B．硫酸電離出氫離子，c(H+)增大，抑制水的電離，Kw只與溫度有關，所以KW不變，B正確；C．一水合氨會電離出氫氧根，所以c(OH-)增大，C錯誤；D．NaCl為強酸強堿鹽，加入少量固體NaCl，對水的電離無影響，D錯誤；綜上所述答案為B。3．D【解析】A．Al(OH)3為弱電解質，部分電離生成Al3+、OH-，電離方程式為，故A正確；B．Al(OH)3(s)中存在沉淀溶解平衡，溶解平衡離子方程式為，故B正確；C．BaSO4中存在沉淀溶解平衡，溶解平衡離子方程式為，故C正確；D．BaSO4是強電解質，溶于水的部分完全電離，電離方程式為，故D錯誤；答案選D。4．B【解析】①[Al(OH)4]-與、HCO發(fā)生雙水解反應而不能大量共存，故不符合題意；②常溫下c(H+)=10-12mol·L-1的溶液呈堿性，K+、Ba2+、Cl-、Br-能大量共存，故符合題意；③常溫下pH=7的溶液與Fe3+不能共存，故不符合題意；④在水溶液中：K+、SO、Cu2+、NO能大量共存，故符合題意；⑤常溫下c(OH-)=10-12mol·L-1的溶液呈酸性，K+、Al3+、Cl-、SO能大量共存，故符合題意；⑥常溫下pH=1的溶液H+與CrO不能共存，故不符合題意；故符合題意的有②④⑤，故選：B。5．C【解析】A．313K下水的離子積為2.9×10-14，則純水中c(H+)=c(OH-)==1.7×10-7mol/L，此時水的pH為6.77，某溶液pH為7說明該溶液呈堿性，A正確；B．氯化銨為強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，由于銨根離子可以結合水電離出的OH-，水電離出的H+和OH-濃度相同，則pH=5的氯化銨溶液，c(H+)=10-5mol/L，由水電離出n(OH-)=10-5mol，B正確；C．根據c(H+)Vb=c(OH-)Va計算，c(H+)=0.1mol/L，c(OH-)===10-3mol/L，則Va:Vb=100:1，C錯誤；D．純水中氫離子濃度與氫氧根濃度相同，水呈中性，D正確；故答案選擇C。6．D【解析】A．錐形瓶只是滴定反應容器，錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥不影響量取待測液的體積，A不選；B．裝NaOH溶液的滴定管水洗后未潤洗，導致標準溶液被稀釋、導致標準溶液體積偏大，B不選；C．開始滴定時，滴定管尖嘴部分未充滿液體，則標準溶液體積初讀數偏小(氣泡被當作標準溶液也被計量)、導致標準溶液體積偏大，C不選；D．滴定過程中錐形瓶中有液體濺出，則醋酸的物質的量減少、導致標準溶液的物質的量減小、體積偏小，D選；答案選D。7．A【解析】首先根據Ksp(Ag2CrO4)求得溶液中Ag+的濃度，Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)?c()，代入數據可得(Ag+)=2.00×10-5mol/L，則；故選A。8．B【解析】A．向懸濁液中滴加溶液，可使轉化為紅褐色沉淀，A正確；B．碳酸氫鈉屬于抗酸藥，醋酸會與反應，從而降低藥效，B錯誤；C．氯化鐵為強酸弱堿鹽，溶于水后易發(fā)生水解，為抑制水解，配制氯化鐵溶液時需加入適量鹽酸，C正確；D．水垢中的，可先用溶液處理，發(fā)生反應，將轉化為溶解度更小的，而后用酸除去，D正確。故選B。9．A【解析】A.常溫下，pH=4的CH3COOH溶液中，c(H＋)=10-4mol/L，則由水電離的c(H＋)水=c(OH-)水=10-10mol/L，故A正確；B.將pH=2的HCl溶液的c(H＋)=10-2mol/L，pH=4的H2SO4溶液的c(H＋)=10-4mol/L，二者等體積混合，所得溶液的c(H＋)=×(10-2mol/L+10-4mol/L)≈×10-2mol/L＞10-3mol/L，pH＜3，故B錯誤；C.0.1mol/L氨水和0.1mol/LNH4Cl溶液等體積混合后所得溶液pH>7，即c(H+)＜c(OH-)，根據電荷守恒，則c(NH4＋)＞c(Cl-)，因此氨水的電離為主，因此c(NH4＋)＞c(NH3·H2O)，故C錯誤；D.0.1mol/LNaHA溶液的pH=1，說明HA－完全電離，則向0.1mol/L、pH=1的NaHA溶液中加入NaOH溶液反應的離子方程式為：H++OH－=H2O，故D錯誤；故選A。10．B【解析】A．Kw只受溫度的影響，升高溫度，促進水的電離，Kw增大，根據圖像可知，A、D、E溫度相同，溫度高低：B＞C＞A，因此Kw大小順序是B＞C＞A=D=E，故說法A正確；B．NaCl對水的電離無影響，A點不能達到C，A點達到C點，水的離子積增大，應升高溫度，故B說法錯誤；C．A點溶液中c(H+)=c(OH-)，此時溶液pH=7，根據電荷守恒：c(CH3OO-)=c(Na+)，故C說法正確；D．pH=2的硫酸溶液中c(H+)=1.0×10-2mol/L，pH=10的KOH溶液c(OH-)=mol/L=10-2mol/L，兩種溶液等體積混合，恰好完全反應，溶液顯中性，故D說法正確；答案為B。11．B【解析】由醋酸的電離平衡：CH3COOH?CH3COO-+H+，平衡常數表達式為：，則，平衡常數只與溫度有關，且弱酸電離是吸熱反應，降溫K值減小，要使的值增大，即需要減小K值，即降低溶液的溫度，其他選項對K值無影響，答案選B。12．D【解析】A．AgNO3溶液中加入過量的0.1mol?L-1的NaCl溶液，Ag+全部轉化為AgCl沉淀，再滴加幾滴NaBr溶液，出現淺黃色沉淀，說明AgCl沉淀轉化為更難溶的AgBr沉淀，故A正確；B．a試管內加入少量MnSO4固體，a中溶液褪色較快，證明MnSO4起催化作用使反應加快，故B正確；C．向飽和NaHCO3溶液中滴加飽和CaCl2溶液，先有白色沉淀產生，說明Ca2+與結合生成CaCO3沉淀，破壞了的電離平衡，溶液中H+濃度增大，H+與反應產生氣體，故C正確；D．同濃度醋酸和鹽酸做導電實驗，醋酸對應的燈泡較暗，是因為醋酸電離出來的離子濃度較小，電離程度小于鹽酸，因此醋酸酸性小于鹽酸，但是不能說明HCl是強酸，故D錯誤；本題答案D。13．B【解析】A．乙酸鈉溶液顯堿性，則乙酸鈉為強堿弱酸鹽，能說明乙酸是弱酸，A不選；B．等體積、等的鹽酸和乙酸溶液分別與同樣大小的鋅粒反應，因氫離子濃度相同，因此最初產生氫氣的速率相等，不能說明乙酸是弱酸，B選；C．常溫下，測得的乙酸溶液的，氫離子濃度為，乙酸不完全電離，能說明乙酸是弱酸，C不選；D．相同條件下，等濃度的鹽酸和乙酸溶液的導電性：鹽酸>乙酸溶液，自由離子濃度鹽酸>乙酸溶液，乙酸不完全電離，能說明乙酸是弱酸，D不選；答案選B。14．B【解析】A．常溫下NaNO2溶液的pH＞7，說明NaNO2是強堿弱酸鹽，能證明亞硝酸(HNO2)是弱電解質，故不選A；B．亞硝酸溶液中滴加紫色石蕊試液，溶液變紅色，只能說明亞硝酸(HNO2)溶液顯酸性，不能證明亞硝酸是弱酸，故選B；C．常溫下0.1mol/LHNO2溶液的pH約為2，說明亞硝酸(HNO2)只能部分電離，能證明亞硝酸(HNO2)是弱電解質，故不選C；D．常溫下pH=3的HNO2溶液稀釋至100倍，稀釋后溶液的pH約為4.5，說明稀釋亞硝酸溶液，存在電離平衡移動，能證明亞硝酸(HNO2)是弱電解質，故不選D；選B。15．B【解析】A．銨根離子和亞鐵離子相互抑制水解且水解但程度較小，硫酸根離子不水解，溶液呈酸性，再結合物料守恒得c(SO42-)＞c(NH4+)＞c(Fe2+)＞c(H+)，故A正確；B．向鹽酸中加入氨水至中性，則c(H+)=c(OH-)，由電荷守恒可知，溶液中=1，故B錯誤；C．0.01

mol?L-1NaOH溶液與等體積pH=2的醋酸溶液，c(CH3COOH)＞c(NaOH)，二者混合后，醋酸過量，溶液呈酸性，則c(H+)＞c(OH-)，根據電荷守恒得c(CH3COO-)＞c(Na+)，溶液中的溶質是醋酸鈉和醋酸，醋酸的電離程度很小，所以c(Na+)＞c(H+)，則溶液中離子濃度大小順序是c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)，故C正確；D．根據電荷守恒得c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)，根據物料守恒得c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)，所以得c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)+c(CO32-)，故D正確。答案選B。16．

<

CBA

CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-

CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

l.8×104

9:1

c(C1-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)

2c(H+)－2c(OH-)

2.4×10-4

3（1）①Ka（HCN）、Ka（H2CO3）越大，其電離程度越大，其對應的酸根離子水解程度越小，則鈉鹽溶液中該酸根離子濃度越大；②Ka（CH3COOH）、Ka（HCN）、Ka2（H2CO3）越大，其對應的酸根離子水解程度越小，相同pH的鈉鹽溶液的濃度越大；③根據表中數據可知，Ka1（H2CO3）＞Ka（HCN）＞Ka2（H2CO3），電離平衡常數越大酸性越強，強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸；④CH3COONa溶液顯堿性的原因是CH3COO－反生水解反應，Ka（CH3COOH）=，根據電離平衡常數及c（H＋）可求算；（2）某溫度下，pH=3的鹽酸中c(OH-）=10-9mol·L－1，溶液中離子積常數Kw=10-3mol·L－1×10-9mol·L－1=10-12，該溫度下，pH=2的H2SO4與pH=11的NaOH混合后PH變?yōu)?，溶液顯堿性，列式計算剩余氫氧根離子濃度得到溶液體積比；（3）①d點時加入鹽酸20mL，恰好生成氯化銨，銨根離子水解導致溶液呈酸性，但是其水解程度較??；②b點時，加入的鹽酸體積為氨水的一半，所以溶液的成分可以看成，氯化銨和氨水的混合物，依據氨水的電離和氯化銨的水解程度大小可知c（NH3·H2O）-c（NH4＋）。（4）c（BaSO4）=c（SO42－）=，結合溶解度定義計算；（5）依據Ksp[Fe（OH）3]=c（Fe3＋）．c3（OH－）=1.0×10-38計算氫氧根離子濃度，結合離子積常數計算氫離子濃度計算pH；【解析】（1）①由于Ka（HCN）＜Ka（H2CO3），可知HCN的酸性比H2CO3酸性弱，依據越弱越水解規(guī)律，0.1moI·L－1NaCN溶液中，CN－的水解能力大于0.1mol·L－1NaHCO3溶液中HCO3－的水解能力，則c（CN－）＜c（HCO3－）；故答案為：＜；②由于Ka（CH3COOH）＞Ka（HCN）＞Ka2（H2CO3），依據越弱越水解規(guī)律可知，等物質的量濃度的CH3COONa、NaCN、Na2CO3，溶液的水解能力CO32－＞CN－＞CH3COO－，此時溶液pH由大到小的順序為：Na2CO3、NaCN、CH3COONa；即C＞B＞A；故答案為：C＞B＞A；③根據表中數據可知，Ka1（H2CO3）＞Ka（HCN）＞Ka2（H2CO3），依據強酸制弱酸得的反應規(guī)律，將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式為：CN－+CO2+H2O=HCN+HCO3－；本題答案為：CN－+CO2+H2O=HCN+HCO3－；④CH3COONa溶液顯堿性的原因是，CH3COO－反生水解反應，水解的離子方程式為：CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－；在溶液中CH3COOH的電離平衡常數Ka（CH3COOH）==1.8×10-5，pH=9，c（H＋）=10-9mol·L－1，所以=1.8×10-4；本題答案為：CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－；1.8×10-4；（2）某溫度下，pH=3的鹽酸中c(OH-）=10-9mol·L－1，溶液中離子積常數Kw=10-3mol·L－1×10-9mol·L－1=10-12，該溫度下，pH=2的H2SO4與pH=11的NaOH混合后pH變?yōu)?，溶液顯堿性，列式計算剩余氫氧根離子濃度得到溶液體積比，=，V酸：V堿=9：1，故答案為：9：1；（3）①d點時加入鹽酸20mL，兩溶液恰好生成氯化銨，由于銨離子水解顯酸性，即c（H＋）＞c（OH－），又由電荷守恒可知c（Cl－）＞c（NH4＋），所以溶液中離子濃度由大到小的順序依次為：c（Cl－）＞c（NH4＋）＞c（H＋）＞c（OH－）；本題答案為：c（Cl－）＞c（NH4＋）＞c（H＋）＞c（OH－）；②b點時，所加鹽酸體積為10mL，此時溶液為等濃度的氯化銨和氨水的混合物，由于一水合氨的電離程度大于氯化銨的水解程度，溶液顯堿性，溶液中的電荷守恒：c（NH4＋）+c（H＋）=c（Cl－）+c（OH－）、物料守恒：2c（Cl－）=c（NH4＋）+c（NH3·H2O），可以推知c（NH3·H2O）-c（NH4＋）=2c（H＋）-2c（OH－）；故答案為：2c（H＋）-2c（OH－）。（4）根據BaSO4溶液中存在的沉淀溶解平衡BaSO4（s）Ba2＋（aq）+SO42－（aq）可知，Ksp（BaSO4）=c（Ba2＋）·c（SO42－），且c（Ba2＋）=c（SO42－），所以溶液中c（BaSO4）=c（SO42－）==1.05×10-5mol·L-1，100g水中含BaSO4為1.05×10-5mol·L-1×0.1L×233g·mol－1=2.4×10-4g；故答案為：2.4×10-4g；（5）Ksp[Fe（OH）3]=c（Fe3＋）．c3（OH－）=1.0×10-38當溶液中的Fe3＋完全沉淀，此時溶液中的Fe3＋物質的量的濃度=10-5mol·L－1，c（Fe3＋）．c3（OH－）=1.0×10-38；c3（OH－）=10-33，c（OH－）=10-11mol·L－1，c（H＋）=10-3mol·L－1，pH=3；故答案為：3。17．(1)④＞③＞②＞①(2)

H2C2O4+OH-=+H2O

c()＞c(H+)＞c()＞c(H2C2O4)

＞根據K值大小判斷酸性強弱和鹽類水解規(guī)律判斷鹽溶液pH相對大?。桓鶕釅A中和和題中所給離子濃度關系寫出相應的離子方程式，判斷離子相對大小和所加KOH的體積關系；據此解答。(1)由題中表格數據可知，電離平衡常數由大到小的順序為H2C2O4＞＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞，電離常數越大，酸的酸性越強，其鹽溶液的水解程度越小，鹽溶液的pH越小，則濃度均為0.1mol·L-1的Na2C2O4、CH3COONa、NaCN、Na2CO3的pH由大到小的順序是Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa＞Na2C2O4，即④＞③＞②＞①；答案為④＞③＞②＞①。(2)①當V＜10mL時，H2C2O4和KOH反應生成，還有草酸多余，反應的離子方程式為H2C2O4+OH-=+H2O；答案為H2C2O4+OH-=+H2O。②當V=10mL時，H2C2O4和KOH恰好完全反應生成KHC2O4，水解平衡常數Kh2===1.79×10-13＜Ka2(H2C2O4)，說明溶液中的電離程度大于水解程度，溶液呈酸性，溶液中、、H2C2O4、H+的濃度從大到小的順序為c()＞c(H+)＞c()＞c(H2C2O4)；答案為c()＞c(H+)＞c()＞c(H2C2O4)。③當V=amL時，溶液中離子濃度有如下關系c(K+)=2c()+c()，溶液中電荷守恒為c(K+)+c(H+)=2c()+c()+c(OH-)，可推出c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，溶液中溶質為KHC2O4和K2C2O4；當V=bmL時，溶液中離子濃度有如下關系c(K+)=c()+c()+c(H2C2O4)是溶液中物料守恒分析，溶質為KHC2O4，說明a大于b；答案為＞。18．(1)

D

2Fe2+＋H2O2＋2H+=2Fe3+＋2H2O

AC(2)

4

3將粗制CuO粉末(含雜質FeO、Fe2O3)慢慢加入適量的稀H2SO4中完全溶解，得到硫酸銅、硫酸鐵和硫酸亞鐵混合溶液，加入氧化劑，把亞鐵離子氧化為鐵離子，調節(jié)pH在3～4時，Fe3+以Fe(OH)3的形式完全沉淀，過濾，蒸發(fā)結晶可得純凈的膽礬晶體。(1)由于pH9.6時，Fe2+以Fe(OH)2的形式完全沉淀；pH6.4時，Cu2+以Cu(OH)2的形式完全沉淀，故除去溶液中的Fe2+，必須先加入氧化劑將Fe2+氧化，為了不引入雜質，加入的氧化劑選H2O2，即答案選D，反應的離子方程式為2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O。pH在3～4時，Fe3+以Fe(OH)3的形式完全沉淀，為了不引入雜質，然后加入適量的CuO(或Cu(OH)2、CuCO3、Cu2(OH)2CO3)，即答案選AC，調整溶液的pH至3~4，使Fe3+完全轉化為Fe(OH)3沉淀。(2)常溫下，Cu(OH)2開始沉淀時c(Cu2+)·c2(OH-)=Ksp[Cu(OH)2]=310-20，c(OH-)==110-10mol/L，c(H+)=110-4mol/L，Cu(OH)2開始沉淀時溶液的pH=4。Fe3+完全沉淀時c(Fe3+)110-5mol/L，c(Fe3+)·c3(OH-)=Ksp[Fe(OH)3]=110-38，c(OH-)==110-11mol/L，c(H+)=110-3mol/L，Fe3+完全沉淀時溶液的pH=3。根據計算結果知上述方案可行。19．(1)第三周期第ⅤA族(2)[Ar]3d104s24p4(3)>(4)相同(5)c(6)c(Na+)>c(SO)>c(OH-)>c(HSO)>c(H+)①由A、B同周期和其電離能數據，A的I2和I3的電離能數據變化倍數最大，故A為第IIA元素，B的I3和I4的電離能數據變化倍數最大，故B為第IIIA元素。②短周期元素C原子的價電子排布式為：ns2np2，C為IVA元素，E的單質可在空氣中燃燒，結合信息③可得C為Si，D為P，E為S，F為Se。(1)P在周期表的位置為第三周期第ⅤA族。(2)Se為34號元素，簡化電子排布式為[Ar]3d104s24p4。(3)S的原子半徑小于Se原子半徑，故H-S鍵能大于H-Se的鍵能。(4)Si元素基態(tài)原子核外電子排布圖為，故最高能級的電子自旋狀態(tài)相同。(5)a.A的I2和I3的電離能數據變化倍數最大，故A為第IIA元素，A通常顯+2價，B的I3和I4的電離能數據變化倍數最大，故B為第IIIA元素，B通常顯+3價，錯；b.同周期元素，核電荷數越大，金屬性越弱，越不活潑，A為第IIA元素，B為第IIIA元素，故A比B活潑，錯；c.A為第IIA元素，B為第IIIA元素，故A、B的單質分別與鹽酸反應放出等量氫氣時，消耗單質的物質的量之比為3：2，對；故選c。(6)SO2與氫氧化鈉反應后所得溶液中只有一種溶質且能促進水的電離，故所得溶液為Na2SO3，該溶液中離子濃度的大小關系是c(Na+)>c(SO)>c(OH-)>c(HSO)>c(H+)。20．(1)

③④⑤

①②③

⑥⑦(2)丁達爾效應(3)NaHSO4=Na++H++SO(4)3Ba2++3SO+2Fe3++6OH-=3BaSO4↓+2Fe(OH)3↓(5)

CuSO4

Na2CO3

SO+Ba2+=BaSO4↓

取少量A溶液于試管中，先加硝酸銀溶液有白色沉淀生成再加稀硝酸，沉淀不溶解，則證明A中陰離子為Cl-【解析】（1）電解質的水溶液或熔化狀態(tài)下能導電，故上述狀態(tài)下可導電的是③④⑤；在水溶液中能完全電離的電解質屬于強電解質，如強酸、強堿、大多數的鹽，故屬于強電解質的是①②③；在水溶液和熔融狀態(tài)下均不導電的化合物屬于非電解質，故屬于非電解質的是⑥⑦；（2）丁達爾效應是膠體所特有的性質，故可利用丁達爾效應來證明得到的分散系是氫氧化鐵膠體；（3）NaHSO4固體溶于水電離出鈉離子、氫離子、硫酸根離子，其電離方程式為NaHSO4=Na++H++SO；（4）少量硫酸鐵和氫氧化鋇溶液反應生成硫酸鋇、氫氧化鐵，其離子方程式為3Ba2++3S