河南省示范性高中羅山高中2023屆高三化學復習鞏固訓練：選修4第三章水溶液中的離子平衡（含解析）1．下列各溶液中，Na＋濃度最大的是（）A．1LL的NaOH溶液B．1LL的NaNO3溶液C．1LL的NaCl溶液D．1LL的Na3PO4溶液2．下列在指定溶液中的各組離子，能夠大量共存的是（）A.無色溶液中：、Na+、Cl-、OH-=11的溶液中：S2-、K+、、Cl-=1的溶液中：Fe2+、、Mg2+、D.水電離的c(H+)=10-12mol·L-1的溶液中：Fe3+、、K+、SCN-3．下列說法不正確的是（）A．將pH均為a的氫氧化鈉溶液和氨水分別加水稀釋100倍，pH變為b和c，則a、b、c的大小關系是：a＞c＞bB．常溫下，濃度均為L①醋酸、②鹽酸、③醋酸鈉溶液，水電離程度的順序為③＞①＞②C．常溫下，將相同體積的pH=3硫酸和pH=11一元堿BOH溶液混合，所得溶液可能為中性也可能為酸性D．物質的濃度相同的①氯化銨溶液、②硫酸銨溶液、③碳酸氫銨溶液，pH的順序為：③＞①＞②4．今有室溫下的四種溶液：①pH＝2的醋酸；②pH＝a的Na2CO3溶液，體積為VL；③pH＝2的硫酸；④pH＝12的氫氧化鈉溶液。下列有關說法正確的是()A.將②溶液用蒸餾水稀釋，使體積擴大10倍，所得溶液pH變為(a－1)1L③溶液和V2L④溶液混合，若混合后溶液pH＝3，則V1:V2＝11C.①與④兩溶液等體積混合，混合液pH＝7D.①與③兩溶液的物質的量濃度相等5．某溫度時，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。已知：p(Ba2+)=-lgc(Ba2+),p(SO42-)=-lgc(SO42-)。下列說法正確的是（）A．該溫度下，Ksp(BaSO4)=×10－24B．a點的Ksp(BaSO4)小于b點的Ksp(BaSO4)C．d點表示的是該溫度下BaSO4的不飽和溶液D．加入BaCl2可以使溶液由c點變到a點6．相同溫度、相同濃度的溶液，pH值最小的是（）A．NH4ClB．NH4HCO3 C．NH4HSO4 D．(NH4)27．把NaOH固體分別加入下列100mL液體中，溶液的導電性基本不變的是（）A．自來水B．·L-1的鹽酸C．·L-1的醋酸D．·L-1的氨水8．已知溫度T時水的離子積常數為KW，該溫度下，將濃度為amol/L的一元酸HA與bmol/L一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據是（）A．混合溶液的pH=7B．混合溶液中，c（H+）=mol/LC．a=bD．混合溶液中，c（H+）+c（B+）=c（OH-）+c（A-）9．將mol／LNaF溶液與／L稀硝酸等體積混合后，離子濃度的關系正確的是（） 10．常溫下,向100mLmol·L-1HA溶液中逐滴加入mol·L-1可能為一元弱酸為一元強堿點水的電離程度小于K點水的電離程度D.若K點對應的溶液的pH=10,則有c(MOH)+c(M+)=mol·L-111．人體血液的正常pH約為～，若在外界因素作用下突然發生改變就會引起“酸中毒”或“堿中毒”，甚至有生命危險。由于人體體液的緩沖系統中存在如下平衡H++HCO3－H2CO3CO2+H2OH++PO43－HPO42－H++HPO42－H2PO4－故能維持血液pH的相對穩定，以保證正常生理活動。下列說法中不合理的是（）A．當強酸性物質進入人體的體液后，上述緩沖系統的平衡向右移，從而維持pH穩定B．當強堿性物質進入人體的體液后，上述緩沖系統的平衡向左移，從而維持pH穩定C．某病人在靜脈滴注的大量生理鹽水后，血液被稀釋，會導致c(H+)顯著減少，pH值顯著增大，可能會引起堿中毒D．在人體進行呼吸活動時，如CO2進入血液，會使平衡向左移動，c(H+)增大，pH值略減小12．下列事實中，能說明MOH是弱堿的有（）①0．1mol/LMOH可以使酚酞試液變紅②0．1mol/LMCl溶液的呈酸性③0．1mol/LMOH溶液的導電性比0．1mol/LNaOH溶液弱④等體積的0．1mol/LMOH溶液與0．1mol/LHCl溶液恰好完全反應A．①②③B．②③C．②④D．③④13．下列解釋實驗事實的方程式正確的是（）A．Al2(SO4)3溶液滴加氨水產生白色膠狀沉淀：Al3++3OH－=Al(OH)3↓B．90℃時測得純水中c(H+)·c(OH－)=×10-13：H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)△C．FeCl3溶液中通入SO2，溶液黃色褪去：2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO42－+4H+D．碳酸鈉溶液滴入酚酞變紅：CO32－+2H2OH2CO3+2OH－14．室溫時，L某一元酸HA在水中有％發生電離，下列敘述錯誤的是（）A．該溶液的pH=4B．升高溫度，溶液的pH增大15．25℃時，在等體積的①pH=0的硫酸溶液、②mol/L的Ba(OH)2溶液、③pH=10的Na2S溶液、④pH=5的NH4NO3溶液中，發生電離的水的物質的量之比是()∶10∶1010∶109∶5∶5×109∶5×108∶20∶1010∶109∶10∶104∶10916．常溫下，用0．1000mol/LNaOH溶液滴定20．00mL0．1000mol/LCH3COOH溶液所得滴定曲線如圖。下列說法不正確的是（）A．a點所示溶液中：c(Na+)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)B．b和c點所示溶液中：c(OH－)－c(H+)＝c(Na+)－c(CH3COO－)C．d點所示溶液中：c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+)D．滴定過程中可能出現：c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH－)17．常溫下，取pH=2的兩種二元酸H2A與H2B各1mL，分別加水稀釋，測得pH變化與加水稀釋倍數有如圖所示變化，則下列有關敘述不正確的是A．H2A為二元強B．pH＝4的NaHA水溶液中離子濃度大小為：c(Na+)>c(HA-)>c(A2-)>c(H2A)>c(OH-C．含NaHA、NaHB的混合溶液中，離子濃度大小為：c(Na+)＝c(A2-)＋c(HB-)＋c(B2-)＋c(H2B)D．Na2B的水溶液中，離子濃度大小為：c(Na+)>c(B2-)>c(OH-)>c(H+)18．下列說法正確的是（）A．L的Na2HPO4溶液中存在如下的平衡：HPO42－H＋＋PO43－，加水稀釋，使溶液中的HPO42－、H＋、PO43－的濃度均減小B．飽和NH4Cl溶液中：c(H＋)＋c(Cl-)＝c(NH4＋)＋2c(NH3?H2O)＋c(OH-)C．常溫下，L的HA和BOH兩種溶液，其pH值分別為3和12，將兩溶液等體積混和后，所得溶液的pH≤7D．在NH4HSO3與NH4Cl混合溶液中，c(NH4＋)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3)+c(Cl-)19．已知在同溫時氨水的電離平衡常數與醋酸的電離平衡常數相等，溶有一定量的氯化銨溶液呈酸性。現向少量的Mg(OH)2懸濁液中加入適量的飽和氯化銨溶液，固體完全溶解，對此：甲同學的解釋是：Mg(OH)2(s)AUTOTEXT<=>Mg2++2OH-①NH4++H2OAUTOTEXT<=>NH3·H2O+H+②H++OH-=H2O③由于NH4+水解顯酸性，H+與OH-反應生成水，導致反應①平衡右移，沉淀溶解。乙同學的解釋是：Mg(OH)2(s)AUTOTEXT<=>Mg2++2OH-①NH4++OH-AUTOTEXT<=>NH3·H2O②由于NH4Cl電離出的NH4+與Mg(OH)2電離出的OH-結合，生成了弱電解質NH3·H2O，導致反應①平衡右移,沉淀溶解。（1）丙同學不能肯定那位同學的解釋合理，于是，選用下列的一種試劑證明甲、乙兩位同學的解釋只有一種正確，他選用的試劑是（填寫編號）A．NH4NO3 B．CH3COONH4C．Na2CO3 D．NH3·H2（2）丙同學將所選試劑滴入Mg(OH)2的懸濁液中，Mg(OH)2溶解，由此推知：（填“甲”和“乙”）同學的解釋更合理，理由是；（3）寫出NH4Cl飽和溶液使Mg(OH)2懸濁液溶解的離子方程式。20．為確定某酸HA是弱電解質，兩同學的實驗方案如下：甲：①稱取一定質量的HA，配制mol·L－1的溶液100mL；②用pH計測出該溶液的pH，根據pH=-lgc(H+),推算出溶液中H+的濃度，即可證明HA是弱電解質。乙：①用已知物質的量濃度的HA溶液、鹽酸，分別配制·L－1的兩種酸溶液各100mL；②分別取配制的這兩種溶液各10mL，加水稀釋為100mL；③各取相同體積的兩種稀釋液裝入兩個試管，同時加入純度相同的鋅粒，觀察現象，即可證明HA是弱電解質。（1）在兩個方案的第①步中，都要用到的定量儀器是______。（2）甲方案中說明HA是弱電解質的理由是測得溶液的H+的濃度_mol·L－1(選填“>”、“<”或“＝”)。（3）乙方案中說明HA是弱電解質的現象是___。A.裝鹽酸的試管中放出氣體的速率快；B.裝HA溶液的試管中放出氣體的速率快；C.兩個試管中產生氣體的速率一樣快。（4）請你評價：乙方案中的不妥之處：_________________________________。（5）已知在T°C時,mol·L－1HA21．在25℃時，有pH為x的鹽酸和pH為y的NAOH溶液，取VxL該鹽酸同該NAOH溶液中和，需VyLNAOH，求：（1）若x+y=14時，則Vx/Vy=_______________(填數值)。（2）若x+y=13時，則Vx/Vy=_______________(填數值)。（3）若x+y＞14時，則Vx/Vy=_______________(填表達式)，且VxVy____________(填“＞”“=”或“＜”)。22．25℃時，若體積為Va、pH＝a的某一元強酸與體積為Vb、pH＝b的某一元強堿混合，恰好中和，且已知Va＞Vb和a＝。則：（1）a值可否等于3（填“可”或“否”），其理由是。（2）a值可否等于5（填“可”或“否”），其理由是。（3）a的取值范圍。23．已知A、B、C、D、E為中學化學中常見的化合物，其中A是淡黃色固體，B是無色液體，甲、乙、丙為非金屬單質，丁為地殼中含量最多的金屬元素所組成的單質，C的焰色反應呈黃色，丙是黃綠色氣體，它們之間的轉化關系如圖所示（有的反應部分產物已經略去）：（1）實驗室制取丙的離子方程式為。（2）反應①的化學方程式為：。（3）寫出A與B反應的化學方程式。（4）已知Al（OH）3是難溶于水的兩性氫氧化物。常溫下，Ksp[Al（OH）3]=×10-34。則該溫度下，將L的AlCl3溶液調整到pH=5，此時溶液中c（Al3+）=。24．有A、B、C、D、E、F六種前四周期的元素，原子序數依次增大，A、B、C、D、E均為短周期元素，D和F元素對應的單質為日常生活中常見金屬。A原子核內只有一個質子，元素A與B形成的氣態化合物甲具有10e-、空間構型為三角錐形，C元素原子的最外層電子數是其電子層數的3倍，C與E同主族。下圖中均含D或F元素的物質均會有圖示轉化關系：①均含D元素的乙、丙、丁微粒間的轉化全為非氧化還原反應；②均含F元素的乙(單質)、丙、丁微粒間的轉化全為氧化還原反應。請回答下列問題：（1）化合物甲的電子式為。(2）F元素在周期表中的位置；穩定性:A2CA2E（填“大于”“小于”“等于”）（3）均含有D元素的乙與丁在溶液中發生反應的離子方程式。（4）丙、丁分別是含F元素的簡單陽離子，檢驗含丙、丁兩種離子的混合溶液中的低價離子，可以用酸性KMnO4溶液，其對應的離子方程式為：（5）已知常溫下化合物FE的Ksp=6×10－18mol2·L－2，常溫下將×10－5mol·L－1的Na2E溶液與含FSO4溶液按體積比3：2混合，若有沉淀FE生成，則所需的FSO4的濃度要求。（忽略混合后溶液的體積變化）。參考答案1．D【解析】試題分析：1LL的NaOH溶液，c(Na+)=L；1LL的NaNO3溶液，c(Na+)=L；1LL的NaCl溶液，c(Na+)=L；1LL的Na3PO4溶液，c(Na+)=L。答案選D。考點：物質的量濃度點評：物質中粒子濃度的大小與溶液的體積無關，而與溶液的濃度和物質的組成有關。2．B【解析】碳酸氫根離子既不能與酸共存，也不能與堿共存；酸性條件下硝酸根離子會氧化亞鐵離子；硫氰根離子和三價鐵離子作用生成絡合物。3．C【解析】試題分析：A．一水合氨是弱堿，部分電離，在溶液中存在電離平衡含有未電離的電解質分子，而NaOH是強堿，完全電離，若將pH均為a的氫氧化鈉溶液和氨水分別加水稀釋100倍，對于NaOH溶液來說，只有稀釋作用，氨水中電離平衡正向移動，使溶液中c(OH-)減小的比NaOH少，所以稀釋后溶液的c(OH-)氨水的大，pH變為b和c，則a、b、c的大小關系是：a＞c＞b，正確；B．醋酸、鹽酸都是酸，電離產生H+,對水的電離平衡起抑制作用，由于醋酸是弱酸，電離產生的H+的濃度小于等濃度的鹽酸，所以抑制作用鹽酸的大于醋酸；而醋酸鈉是強堿弱酸鹽，CH3COO-水解消耗水電離產生的H+,促進水的電離，使水的電離平衡正向移動，所以常溫下，濃度均為L①醋酸、②鹽酸、③醋酸鈉溶液，水電離程度的順序為③＞①＞②，正確；C．硫酸pH=3,則c(H+)=10-3mol/L,堿pH=11，則c(OH-)=10-3mol/L.如果BOH是一元強堿，則二者等體積混合后，H+與OH-恰好反應，反應后溶液顯中性；若BOH是弱堿，由于在溶液中含有電離未電離的BOH，當發生中和反應后未電離的BOH,會在電離，使溶液顯堿性，錯誤；D．氯化銨溶液、硫酸銨都是強酸弱堿鹽。水解使溶液顯酸性，由于硫酸銨電離產生的銨根離子濃度大于氯化銨，所以溶液的酸性硫酸銨強，碳酸氫銨是弱酸弱堿鹽，陽離子、陰離子都發生水解反應，水解相互促進，由于銨根水解程度小于碳酸氫根離子，所以溶液顯堿性，故等物質的量濃度的①氯化銨溶液、②硫酸銨溶液、③碳酸氫銨溶液，pH的順序為：③＞①＞②，正確。考點：考查鹽的水解平衡、弱電解質的電離平衡、酸堿混合溶液的酸堿性及弱電解質溶液稀釋的知識。4．B【解析】溶液用蒸餾水稀釋，使體積擴大10倍，溶液中氫離子的濃度減小，溶液的PH增大，A錯誤；③和④是強酸和強堿溶液，根據混合后溶液pH＝3可以得到混合后溶液中H+的濃度為10-3mol/L，所以計算得V1:V2＝11:9，所以B正確；由于醋酸是弱酸，溶液中還存在醋酸分子所以①與④兩溶液等體積混合，混合液pH小于7，C錯誤；硫酸屬于二元強酸，醋酸屬于弱酸當PH相同時，二者的濃度不同，D錯誤；所以答案選B。5．D【解析】試題分析：A、硫酸鋇電離產生硫酸根離子和鋇離子，a點時p(Ba2+)=-lgc(Ba2+)=4，則c(Ba2+)=10-4mol/L，p(SO42-)=-lgc(SO42-)=6，則c(SO42-)=10-6mol/L，所以該溫度下，Ksp(BaSO4)=c(Ba2+)c(SO42-)=×10－10，錯誤；B、溫度相同，硫酸鋇的溶度積相同，錯誤；C、因為p(Ba2+)=-lgc(Ba2+),p(SO42-)=-lgc(SO42-)是減函數，數值越小，則對應的兩種濃度越大，所以d點時c(Ba2+)c(SO42-)>×10－10，則溶液為過飽和溶液，錯誤；D、c點時加入氯化鋇溶液，則溶液中的鋇離子濃度增大，p(Ba2+)減小，則溶解平衡逆向移動，硫酸根離子濃度減小，p(SO42-)增大，可由c點變到a點，正確，答案選D。考點：考查對沉淀溶解平衡圖像的分析判斷6．C【解析】試題分析：A．NH4Cl只存在NH4+的水解作用，水解使溶液顯酸性，B．NH4HCO3電離產生的陽離子、陰離子都發生水解反應，由于HCO3-的水解程度略大屑，所以溶液顯酸性，但是不如等濃度的NH4Cl酸性強；C．NH4HSO4是強酸的酸式鹽，在溶液中發生電離：C．NH4HSO4=NH4++H++SO42-。NH4+還有的水解作用，水解也使溶液顯酸性，但是主要是電離作用，D．(NH4)2SO4電離產生的NH4+濃度比NH4+大，增大反應物的濃度，水解平衡正向移動，所以水解作用產生的溶液的酸性比NH4+Cl強。由于鹽的水解作用是微弱的，因此溶液的酸性最強的是NH4HSO4，選項是C。考點：考查鹽的水解、電離、溶液的酸性強弱的比較的知識。7．B【解析】略8．B【解析】試題分析：A.沒有溫度，pH=7的溶液不一定的中性溶液，錯誤；B.根據[H＋]×[OH－]=Kw,可得混合溶液中，c（H+）=mol/L的溶液一定是中性溶液，正確；=b，則酸堿恰好反應，溶液可能中性、酸性、或堿性，錯誤；D.任何溶液中都存在電荷守恒，錯誤；選B。考點：考查溶液的酸堿性。9．A、D【解析】A選項：NaF+HNO3=NaNO3+HFHF是弱酸，部分電離則溶液中[Na+]mol／L，[F-]=mol／L＜mol／L，[NO3-]mol／L，[H+]＜mol／L溶液顯弱酸性[H+]＞[OH-]，D選項：由正負離子濃度相等知。10．D【解析】由圖可知,常溫下mol·L-1HA溶液pH=2,則說明HA為一元強酸,A錯;向100mLmol·L-1HA溶液中逐滴加入mol·L-1MOH溶液50mL時,兩者恰好反應生成鹽,但溶液pH＜7,溶液顯酸性,故MOH為一元弱堿,B錯;溶液中的MOH在K點比N點多了49mL,c(OH-)大,抑制了水的電離,故N點水的電離程度大于K點,C錯;K點溶液的體積為200mL,根據物料守恒,c(MOH)+c(M+)==mol·L-111．C【解析】試題分析：人體體液的緩沖系統中存在如下平衡：H++HCO3－H2CO3CO2+H2O、H++PO43－HPO42－、H++HPO42－H2PO4－，所以當強酸性物質進入人體的體液后，上述緩沖系統的平衡向右移，從而維持pH穩定，故A正確；當強堿性物質進入人體的體液后，上述緩沖系統的平衡向左移，從而維持pH穩定，故B正確；某病人在靜脈滴注的大量生理鹽水后，血液被稀釋，會導致c(H+)顯著減少，但是pH值不會減小，故C錯誤，為本題的答案；在人體進行呼吸活動時，如CO2進入血液，會使平衡向左移動，c(H+)增大，pH值略減小，故D正確。考點：電離平衡點評：本題考查了電離平衡，該知識點是高考考查的重點，本題難度不大。12．B【解析】試題分析：①LMOH可以使酚酞試液變紅，說明MOH溶液呈堿性，而不能說明MOH的電離程度，不能證明MOH是弱電解質，錯誤；②L的MCl溶液的呈酸性，說明MCl為強酸弱堿鹽，M+離子水解而導致溶液呈酸性，則MOH為弱電解質，正確；③LMOH溶液的導電性比LNaOH溶液弱，說明MOH溶液中離子濃度較小，MOH部分電離，正確；④等體積的LMOH溶液與LHCl溶液恰好完全反應，無論是強堿還是弱堿，都恰好完全反應，錯誤；選B。考點：考查強弱電解質的判斷。13．C【解析】試題分析：A．一水合氨是弱電解質，應該用化學式不是，則Al2(SO4)3溶液滴加氨水產生白色膠狀沉淀的離子方程式為Al3++3NH3·H2O＝3NH4++Al(OH)3↓，A錯誤；B．90℃時測得純水中c(H+)·c(OH－)=×10-13＞10—14，這說明水的電離是吸熱的，即H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)△H＞0，B錯誤；C．FeCl3溶液中通入SO2，溶液黃色褪去，二者發生氧化還原反應，即2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO42－+4H+，C正確；D．碳酸鈉溶液滴入酚酞變紅說明碳酸根水解，且是分步水解，即CO32－+H2OHCO3—+OH－考點：考查方程式的正誤判段14．B【解析】試題分析：A、室溫時，L某一元酸HA在水中有％發生電離，則氫離子的濃度是L×%=1×10-4mol/L，所以溶液的pH=4，正確；B、弱電解質的電離是吸熱反應，所以升高溫度，電離平衡正向移動，氫離子濃度增大，溶液pH減小，錯誤；C、因為氫離子和A-濃度相等，都是1×10-4mol/L，溶液中HA的濃度約為L，所以電離平衡常數K=（1×10-4）2/=1×10-4mol/L，則氫氧根離子的濃度是Kw/(1×10-4mol/L)=1×10-10mol/L，水電離產生的氫離子與氫氧根離子濃度相等，溶液中的氫氧根離子來自水的電離，所以水電離產生的氫離子濃度是1×10-10mol/L，則1×10-4mol/L1×10-10mol/L考點：考查若酸的電離常數的計算，電離平衡的移動15．A【解析】①pH=0的硫酸溶液，溶液中c(H+)=1mol/L,根據Kw=10-14,可求溶液中c(OH-)=1×10-14mol/L，故由水電離出的c(H+)水=c(OH-)=1×10-14mol/L；②mol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=10-1mol/L，根據Kw=10-14,可求溶液中c(H+)=1×10-13mol/L，故c(H+)水=1×10-13mol/L；③pH=10的Na2S溶液，溶液中c(H+)=1×10-10mol/L，根據Kw=10-14,可求溶液中c(OH-)=1×10-4mol/L，溶液中OH-完全來自于水的電離，故由水電離出的c(OH-)和c(H+)都是1×10-4mol/L；④pH=5的NH4NO3溶液中c(H+)=1×10-5mol/L，溶液中H+完全來自于水的電離，故由水電離出的H+是1×10-5mol/L；綜上所述：①中c(H+)水=1×10-14mol/L，②中c(H+)水=1×10-13mol/L，③中c(H+)水=1×10-4mol/L，④中c(H+)水=1×10-5mol/L，求比值可得1∶10∶1010∶109，即A項正確。16．A【解析】試題分析：A、a點時氫氧化鈉不足，所示溶液是醋酸鈉和醋酸的混合液，所以c(Na+)＜c(CH3COOH)＋c(CH3COO－),錯誤；B、b、c對應的溶液中都含有H+、OH-、Na+、CH3COO-,根據電荷守恒，得c(OH－)+c(CH3COO－)＝c(Na+)+c(H+)，即c(OH－)－c(H+)＝c(Na+)－c(CH3COO－)，正確；C、d點時氫氧化鈉過量，所示溶液為氫氧化鈉與醋酸鈉的混合液，溶液呈堿性，所以c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+)，正確；D、剛剛滴入很少量的氫氧化鈉溶液時，溶液中可能出現c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH－)，正確，答案選A。考點：考查溶液滴定過程中離子濃度的大小比較，守恒規律對應用17．B【解析】試題分析：A、根據圖像可知H2A稀釋100倍后pH＝4，這說明在稀釋過程中溶液中不存在電離平衡，因此H2A是強酸，A正確；B、H2A是強酸，在溶液中完全電離，則pH＝4的NaHA水溶液中離子濃度大小為c(Na+)＝c(A2-)＝c(H+)>c(OH-)，B錯誤；C、H2B稀釋200倍后pH＝4，這說明H2B是弱酸，則根據物料失衡可知含NaHA、NaHB的混合溶液中，離子濃度大小為c(Na+)＝c(A2-)＋c(HB-)＋c(B2-)＋c(H2B)，C正確；D、Na2B的水溶液中B2—水解溶液顯堿性，離子濃度大小為：c(Na+)>c(B2-)>c(OH-)>c(H+)，D正確，考點：考查弱電解質的電離、鹽類水解以及離子濃度大小比較18．B【解析】試題分析：A、L的Na2HPO4溶液中存在如下的平衡：HPO42－H＋＋PO43－，加水稀釋，促進電離。但溶液的堿性降低，因此溶液中H＋的濃度減小，A不正確；B、飽和NH4Cl溶液中存在電荷守恒c(H＋)＋c(NH4＋)＝c(Cl-)＋c(OH-)，另外還存在物料守恒c(NH3?H2O)＋c(NH4＋)＝c(Cl-)，則溶液中c(H＋)＋c(Cl-)＝c(NH4＋)＋2c(NH3?H2O)＋c(OH-)，B正確；C、常溫下，L的HA和BOH兩種溶液，其pH值分別為3和12，這說明HA是弱酸，BOH是強堿，將兩溶液等體積混和后生成BA和水，其中A-水解溶液顯堿性，所得溶液的pH＞7，C錯誤；D、在NH4HSO3與NH4Cl混合溶液中不能確定二者的物質的量之比，因此溶液中c(NH4＋)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3)+c(Cl-)不一定正確，D錯誤，答案選B。考點：考查溶液中離子濃度大小比較19．（1）B（1分）（2）乙（1分）由于在同溫時氨水的電離平衡常數與醋酸的電離平衡常數相等，所以CH3COONH4溶液呈中性，不存在甲同學認為的條件，以確認乙是否正確。（2分）（3）Mg(OH)2(s)+2NH4+AUTOTEXT<=>Mg2++2NH3·H2O（2分）【解析】試題分析：（1）將醋酸銨溶液滴入Mg（OH）2的濁液中，甲的解釋是銨根離子水解使溶液顯酸性，酸性溶液中的H+與氫氧化鎂電離的OH-發生中和反應使氫氧化鎂溶解，因醋酸銨溶液呈中性，如果氫氧化鎂不溶解，則甲同學的解釋正確；乙的解釋是只要溶液中存在NH4+，NH4+就與氫氧化鎂電離的OH-反應使氫氧化鎂溶解，所以加入醋酸銨溶液，如果氫氧化鎂溶解，則乙同學的解釋正確；硝酸銨和氯化銨相似，只有銨根離子的水解，而碳酸鈉和氨水溶液都呈堿性，因此只有B符合，故答案為：B。（2）由于在同溫時氨水的電離平衡常數與醋酸的電離平衡常數相等，所以CH3COONH4溶液呈中性，不存在甲同學認為的條件，因此可證明是否由于銨根離子水解呈酸性的原因導致氫氧化鎂溶解。（3）將所選試劑滴入Mg（OH）2的濁液中，Mg（OH）2溶解，可說明乙同學的解釋正確，則NH4Cl飽和溶液使Mg（OH）2懸濁溶解的離子方程式為Mg(OH)2(s)+2NH4+AUTOTEXT<=>Mg2++2NH3·H2O。考點：考查化學實驗方案的設計和評價，涉及鹽類水解和弱電解質的電離的探究，側重于考查學生的實驗探究能力和分析能力20．（共11分,除第（5）題3分外，其余每空2分）（1）100mL容量瓶（2）<（3）A．（4）加入的鋅粒質量應相同；難以做到鋅的表面積相同(答出一點即可得分)（5）本小題共3分，解題過程略。c(H+)平衡=c(A-)平衡=5×10-3mol·L－1（1分）；c(HA)平衡=×10-2mol/L．（1分）K(HA)=×10-4mol/L．（1分）【解析】試題分析：（1）配制100毫升溶液需要100mL容量瓶。（2）不完全電離可以說明其為弱電解質，所以氫離子濃度小于L.（3）稀釋相同倍數后，鹽酸中的氫離子濃度大，反應速率大于HA，說明HA不完全電離，是弱電解質，所以選A。（4）乙方案中影響反應速率的因素有鋅粒的表面積，實際上很難做到鋅粒的表面積相同。（5）因為有5%的電離，所以電離出的氫離子濃度=c(H+)平衡=c(A-)平衡=5×10-3mol·L－1；c(HA)平衡=×10-2mol/L，則K(HA)=×10-4mol/L．考點：考查強弱電解質的比較21．（1）1（2）（3）10x+y-14＞【解析】因為pH=xc（H+）=10-xmol·L-1pH=yNaOH中pOH=14-yc（OH-）=10-（14-y）=10y-14H++OH-====H2O10-x×Vx10y-14×Vy所以==10x+y-1422．）(1)否，a=時，若a=3,b=6,不合題意；(2)可，若a=5，則b=10，強酸中c(H+)＝10-5mol·L-1，強堿中c(OH-)＝10-4mol·L-1，根據恰好中和可得10-5mol·L-1Va=10-4mol·L-1Vb，Va/Vb=10＞1，符合。(3)14/3＜a＜7【解析】考查溶液pH計算。（1）若a＝3，則b＝6，25℃是堿溶液的pH應該是大于7的，所以a不可能等于3。（2）若a=5，則b=10，強酸中c(H+)＝10-5mol·L-1，強堿中c(OH-)＝10-4mol·L-1，根據恰好中和可得10-5mol·L-1Va=10-4mol·L-1Vb，Va/Vb=10＞1，所以符合條件。（3）由于b＜14，所以a＜7。因為恰好反應，所以10-amol·L-1Va=10b－14mol·L-1Vb，解得Va/Vb=＞1，解得a＞14/3。所以a的取值范圍是14/3＜a＜7