鹽類水解的應用

一、單選題(本大題共16小題，共48分)

1,下列有關電解質溶液的說法正確的是

A.將水加熱，K.增大，pH不變

B.25℃時pH=13的NaOH溶液中含有0IT的數目為0.叫

C.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同

D.等濃度①CHsCOONa②NaHC()3③NaClO三種溶液pH由大到小為③>②〉①

2.已知:室溫下,CH3COOH的電離常數為1.75x10-5,NH3?%()的電離常數為1.75x10-5。

0.1mol的下列溶液：①C^COONa、②NH4CI、@CH3C00NH4,@(NH4)2S04,溶液pH由

小到大的依次排列正確的是()

A.①<@<④<③B.④<③<②<①

C.①〈②〈③〈④D.④<②<③<①

3.設帥為阿伏加德羅常數的值。下列關于常溫下O.lmol/LNa2s2O3溶液與PH=1的H2s。4溶液

的說法正確的是

A.lLpH=1的H2s。4溶液中，含H+的數目為0.2帥

B.Imol純H2sO4中離子數目為3治

C.含15.88g25203的溶液中陰離子數目大于0.1生

D.Na2s2O3與H2s。4溶液混合產生22.4L氣體時轉移電子數為2刈

-4-5

4.常溫下，電離常數:Ka(HCOOH)=1.77X10>Ka(CH3COOH)=1.75X10,有甲、乙、丙

三種溶液：

甲1000mL0.1mol.LHCOONa溶液

_1

乙1000mL0.1mol-LCH3COONa^^

丙1000mL含HCOONa,CH3C00Na#0.05mol的溶液

下列敘述錯誤的是()

A.溶液中c(Na+)：甲=乙=丙

B.溶液中酸分子數：甲<丙<乙

C.溶液pH：甲〈丙〈乙

D.溶液中陰、陽離子總數：甲〈丙〈乙

5.下列說法中，正確的是（）

A.已知℃時CN水溶液顯堿性，則℃時的電離常數（）＞

（HCN）

B.℃時，Mg（OH）固體在20.--氨水中的Ksp比在

--C1溶液中的Ksp小

C.pH試紙測得新制氯水的pH為.

D.FeC溶液和（）溶液加熱蒸干、灼燒都得到

6.弱電解質的電離平衡、鹽類的水解平衡都是重要的化學平衡。已知H2A在水中存在以下電

++2-

離：H2A=H+HA~,HA-H+AO下列說法正確的是（）

A.O.Olmol?L-iH2A溶液的pH等于2

B.稀釋NaHA溶液，溶液中全部離子濃度均減小

C.Na2A溶液呈中性

D.Na2A溶液中水的電離度大于等濃度NaHA溶液中水的電離度

7.在25℃下，稀釋HA、HB兩種酸溶液，溶液pH改變的曲線[

如圖所示，其中V1表示稀釋前酸的體積，V2表示稀釋后溶液二

的體積.下列說法正確的是（）4

2：

A.1g/=6時,HA溶液的pH=8」.

02468|g

B.pH相同時，c（HA）＞（）

C.曲線上a、b兩點濡篇有肯定不相等

D.25℃時，NaA溶液的pH肯定小于NaB溶液

8.下列有關電解質溶液的說法正確的是（）

A.向K2s溶液中加水稀釋，全部離子濃度都減小

B.向醋酸溶液中加NaOH至恰好完全反應，水的電離程度先增大后減小

C.向含有MgC（）3固體的溶液中加入少量鹽酸，c（COr）會增大

D.向CuS和FeS的飽和溶液中加入少量NazS,米易保持不變

9.肯定溫度下，水存在H2OUH++OH-AH＞0的平衡，下列敘述肯定正確的是（）

A.向水中加入少量固體硫酸氫鈉，平衡逆向移動，人減小

B.將水加熱，平衡正向移動，降增大，pH減小

C.向水中加入少量固體CJCOONa,平衡逆向移動，c(H+)減小

D.向水中加入少量固體氯化鏤，平衡正向移動，c(OH-)增大

10.常溫下，某酸HA的電離常數：K=1x10-5,下列說法正確的是()

A.HA溶液中加入NaA固體后，"?，一)減小

B.常溫下，O.lmol/LHA溶液中水電離的c(H+)為KF13moi八

C.NaA溶液中加入HC1溶液至恰好完全反應，存在關系：2c(Na+)=c(A-)+c(C「)

D.常溫下，O.lmol/LNaA溶液水解常數為10-9

11.25℃時，用010mol/L的氨水滴定10.0。11110.05111014的二元酸112八的溶液，滴定過程中加入

氨水的體積(V)與溶液中■,,的關系如圖所示。下列說法錯誤的()

A.H2A為強電解質，是一種強酸

B.A,B,C三點的溶液中，水電離程度最大的是B點

2-

C.C點溶液中，c(NHj)+C(NH3,H2O)>2(A)

D.25℃時，氨水的電離平衡常數：K=10-7/(0.2b-1)

12.已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數見下表：

弱酸化學式HAH2B

-3-8

電離平衡常數(25℃)Ka=1.7X10-6Kal=1.3X10Ka2=5.6XIO

則下列有關說法正確的是()

-2-

A.NaHB溶液中部分微粒濃度的大小為：c(Na+)>(B)>(B)>(H2B)

B.等物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH(NazB)>()>()

2-

C.向NazB溶液中加入足量的HA溶液發生反應的離子方程式為：B+2HA=2A-+H2B

D.將amol/L的HA溶液與amol/L的NaA溶液等體積混合，混合液中：c(Na+)>(A-)

13.下列說法中正確的是()

A.常溫下，pH均等于2的硫酸溶液與醋酸溶液，兩種溶液中c(SO廣)與C(CH3C0(F)之比為

1：2

B.常溫下，向pH=1.0的醋酸溶液中加入水稀釋后，溶液中c(H+)和c(OIT)都將變小

1+

C.常溫下，0.1mol-L_NaHA溶液的pH=4,溶液中：c(HA-)>(H)>(H2A)>

(A2-)

D.0.1mol的(NHJFeeOJ溶液中：c(NH1)=c(SO/)>(e2+)>(H+)

14.測定0.1mol?「Na2s。3溶液先升溫再降溫過程中的pH,數據如下：

時刻①②③④

溫度/℃25304025

pH9.669.529.379.25

試驗過程中，取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的Bad2溶液做對比試驗，④產生白色沉

淀多。下列說法不正確的是()

-

A.Na2s。3溶液中存在水解平衡：S0i-+H20?iHS03+0H

B.④的pH與①不同，是由于SO行濃度減小造成的

C.①一③的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一樣

D.①與④的降值相等

15.在某溫度時，將nmol氨水滴入lOmLLOmol鹽酸中，溶液pH和溫度隨加入氨水體

積改變曲線如圖所示。下列有關說法正確的是()

A.n=1.0

B.水的電離程度：b>>>

C.c點：c(NH1)=c(Cl_)=l.Omol-L-1

D.25℃時，NHj的水解常數(KQ計算式為=

0.5

16.常溫下，幾種弱電解質的電離平衡常數如表所示，向20mL0」mol/L的鹽酸溶液中逐滴滴

力口0.1mol/L的氨水，溶液的pH改變曲線如圖所示。

弱電解質K

H2COJ&i=4xl0r心=4xl0-u

NH3?H2OKb=1.75xlO-5

CH3COOH&=1.75x1。-$

V(NHiH2O)/mL

下列說法正確的是

A.CH3COONH4溶液中c(OIT)=c(H+)豐10-7mol/L

B.NH1和HCO不能發生徹底水解反應

C.曲線上水的電離程度最大的點為b點

D.d點時，c(OH-)-c(H+)=:[c(NH|)-2c(NH3-H20)]

二、填空題(本大題共6小題，共52分)

17.電離平衡常數可衡量弱電解質電離程度。已知下表數據(25℃)：

HCNCH3COOH

化學式H2CO3

-7

電離平衡常數KI=4.3xIO

K=4.9x10T°K=1,8x10-5

(Ka)

K2=5.7xI。-"

(1)25℃時，等濃度的三種溶液(①NaCN②Cl^COONa③Na2cO3)的pH由大到小的

依次為(填寫序號);

(2)25℃時，向NaCN溶液中通入少量CO2，所發生反應的離子方程式

為;

(3)某溫度下，現有濃度為amol?廣1的HCN與bmol?廣1岫0口兩種稀溶液等體積混合后，

測得c(Na+)=c(CN-),則ab(填“>”、“<”、"=”或“無法

確定”)o

18.室溫下，若將0」mol鹽酸滴入20mL0.1mol氨水中，溶液pH隨加入鹽酸體積

的改變曲線如下圖所示。

①NH3-H2。的電離方程式是0

②b點所示溶液中的溶質是o

③c點所示溶液中，離子濃度從大到小的關系為。

④常溫下，若將amol/LN%-%。與等體積的bmol/L的鹽酸混合，充分反應后溶液呈中

性(不考慮氨水和鹽酸的揮發)，則該溫度下加342。的電離常數Ka=(用含a

和b的代數式表示)

19.已知K、&、琦、人。分別表示化學平衡常數、弱酸的電離平衡常數、水的離子積常數、難

溶電解質的溶度積常數.

(1)有關上述常數的說法正確的是o

a.它們都能反映肯定條件下對應改變進行的程度

b.它們的大小都隨溫度的上升而增大

c.常溫下，CH3COOH在水中的均大于在飽和CmCOONa溶液中的七

(2)25℃時將amol?的氨水與0.01mol?的鹽酸等體積混合所得溶液中c(NH1)=

c(C廠)，則溶液顯_________(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數式表示隗他0

的電離平衡常數屈=

(3)已知25℃時CH3COOH和NH3?電離常數相等，則該溫度下CH3COONH4溶液中水電離的H+

濃度為,溶液中離子濃度大小關系為

(4)25。。時,H2sO3UHSO*+H+的電離常數卜=1xlO^mo].「1,則該溫度下pH=3、

c(HSO；)=0.1mol?「1的NaHSC)3溶液中c(H2sO3)=.

(5)已知常溫下Fe(0H)3和Mg(0H)2的L分別為8.0x10-38,1.0x10-11,向濃度均為0.1mol/L

的FeC^、蛇口2的混合溶液中加入堿液，要使Fe3+完全沉淀而Mg2+不沉淀，應當調整溶液

pH的范圍是<PH<.(已知1g2=0.3)

20.NaOH溶液可用于多種氣體的處理。

(l)C02是溫室氣體，可用NaOH溶液汲取得到岫2?)3或NaHCOs。

①Na2cO3俗稱純堿，因C0『水解而使其水溶液呈堿性，寫出C0至第一步水解的離子方程式

-已知25℃時，CO打第一步水解的平衡常數&=2義

lO^mol/L,當溶液中c(HCO/c(C0歹)=20：1時,溶液的pH=。

②泡沫滅火器中通常裝有NaHCC)3溶液和A12(S04)3溶液，請寫出這兩種溶液混合時的離子反

應方程式o

(2)金屬與濃硝酸反應產生的NO2可用NaOH溶液汲取，反應方程式為：2N02+

2NaOH=NaN03+NaN02+H20?含0.2molNaOH的水溶液與0.2molNO2恰好完全反應得

1L溶液A,溶液B為O.lmol?L-iQ^COONa溶液，則兩份溶液中c(N0D、c(N0Q和cCC/CCXF)

由大到小的依次為(已知HN02的電離常

數均=7.1x10-4mol-L-1,CH3COOH的電離常數&=1.7x10-5mol-L-1),可使溶液A和

溶液B的pH相等的方法是=

A.向溶液A中加適量NaOHB.向溶液A中加適量水

C.向溶液B中加適量NaOHD.向溶液B中加適量水

(3)煙氣中的SC)2會引起酸雨，可利用氫氧化鈉溶液汲取。汲取S02的過程中，溶液中H2s。3、

HSO3、S0至三者所占物質的量分數(a)隨pH改變的關系如下圖所示：

①圖中pH=7時，溶液中離子濃度關系正確的是—

A.c(Na+)=2c(S0f-)+c(HSOQ

B.c(Na+)=c(SOi-)+c(HS07)+c(H2SO3)

C.c(OH-)=c(H+)+c(H2sO3)+C(HS03)

D.c(Na+)>(05)>(0t)>(H+)=c(OH-)

②利用上圖中數據，求反應H2sO3U2H++SO/的平衡常數的數值

21.(1)用“酸性”“堿性”“中性”或“不確定”填空。

①水電離出的c(H+)=1x10-Umol/L的溶液：0

②c(0H-)>lxlO^mol/L的溶液：。

③25℃時■彳=1x10T°mol/L的溶液：。

(2)寫出25℃時下列溶液中水電離出的c(H+)。

①pH=0的H2sO4溶液中：。

②0.05mol/L的Ba(0H)2溶液中：。

(3)計算常溫下下列溶液的pH。

①常溫下，將pH=5的鹽酸與pH=9的NaOH溶液以體積比11：9混合。

②將pH=3的HC1與pH=3的H2sO4等體積混合。。

(4)25℃時，H2s。3UHS09+H+的電離常數均=1X10-2,則該溫度下pH=3、c(HSOJ=

0.1mol?廣1的NaHS()3溶液中c(H2sO3)=。

22.I.(1)甲溶液的pH是4,乙溶液的pH是5,甲溶液與乙溶液的c(H+)之比為。

A.1O:1B.1:1OC.2:1D.1：2

(2)向0.1mol?廣1氨水溶液中加入少量的NH4cl晶體時，會引起溶液中的。

A.pH增大B,Kw減小C.c(NH*)減小D.c(N%?%0)增大

(3)在某溫度下的水溶液中，c(H+)=1.0X10xmol/L,c(OH-)=1.0X10ymol/L,x與y的

關系如圖所示。該溫度下，水的離子積常數為。

0■

-5"X

-10

??

I?

___________】」1.

-15-10-50,

A.1.0x10-7B.1.0xl0T°C,1.0x10-15D.1.0x1O-20

(4)室溫下，若溶液中水電離產生的c(0IT)=1.0x10-13moi則該溶液的溶質可能是

_______O

A.KNO3B.HC1C.NH4clD.Na2C03

(5)將下列物質的水溶液加熱蒸干、再灼燒，最終能得到原物質的是。

A.A1C13B.NaHCO3C.FeS04D.NaCl

II.常溫下將0.1mol?L-iC/COOH溶液與0.1mol?『NaOH溶液等體積混合。回答以下問題：

(1)反應后溶液中的溶質為(填化學式)。

(2)反應后溶液呈堿性的緣由是(用離子方程式表示)。

(3)寫出混合溶液中微粒濃度的下列幾種關系：

①滿意電荷守恒的關系式是。

②溶液中C(CH3C00H)+c(H+)c(OIT)(填“>”或“=")?

-1

③C(CH3CO(F)+C(CH3COOH)=mol-L=

(4)若CH3COOH溶液起始濃度為“，NaOH溶液起始濃度為C2,等體積混合時溶液呈中性，則

C]C2(填“>”“<”或“=”)。

答案和解析

1.【答案】D

【解析】分析】

本題考查了離子濃度大小比較，水的電離，水的離子積常數，題目難度中等，明確鹽的水解

原理及其影響為解答關鍵，試題培育了學生的分析實力及敏捷應用實力。

【解答】

A.水的電離吸熱，則將水加熱，t增大，氫離子濃度增大，pH變小，故A錯誤；

B.溶液體積未知，無法計算氫氧根離子個數，故B錯誤；

C.CH3COONH4促進水的電離，NaCl對水的電離無影響，所以兩溶液中水的電離程度不同，故C

錯誤；

D.①CaCOONa②NaHC()3③NaClO為強堿弱酸鹽，溶液顯示堿性，由于酸性：醋酸大于碳酸，碳

酸大于次氯酸，則醋酸根離子的水解程度小于碳酸氫根離子，碳酸氫根離子的水解程度小于

次氯酸根離子，則醋酸鈉溶液中氫氧根離子濃度小于NaHC()3，NaHCOs溶液中氫氧根離子濃度

小于NaCIO,所以pH：③>②》①,故D正確；

故選Do

2.【答案】D

【解析】

【分析】

該題主要考查了鹽類水解的應用，難度不大，解題時依據鹽的水解的規律即可，解題難點時

依據電離常數推斷CH3COONH4為中性。

【解答】

C^COONa是強堿弱酸鹽，溶液顯堿性，pH>7；NH4cl是強酸弱堿鹽，溶液顯酸性，pH<7；由

于CH3COOH與NH3，H2。的電離常數相等，故CH3COONH4溶液呈中性，PH=7;(NH4)2S()4是強酸弱

堿鹽，溶液顯酸性，pH<7；（加4）2$。4溶液中一\HiI大，故其酸性更強，pH更小。綜上所述,

溶液pH由小到大的依次是④<②<③〈①。故D正確。

3.【答案】C

【解析】

【分析】

本題考查了阿伏加德羅常數的有關計算，難度不大，留意氣體摩爾體積的運用范圍。

【解答】

A.lLpH=1的H2s。4溶液中，含H+的數目為O.INA，故A錯誤；

B.1mol純H2sO4中不存在離子，故B錯誤；

C.S2。（為弱離子，水解還會產生0H,則15.8gNa2s2O3的溶液中陰離子數目大于O」NA，故C

正確；

D.氣體的狀態未知，無法求得轉移的電子數，故D錯誤。

4.【答案】D

【解析】

【分析】

本題考查了酸堿混合的定性推斷及溶液離子濃度大小的比較。留意嫻熟駕馭溶液酸堿性與溶

液pH的關系，能夠利用電荷守恒、物料守恒及鹽的水解原理推斷離子濃度大小。本題中由甲

酸的電離常數〉乙酸的電離常數，所以甲酸的酸性強于乙酸，所以甲酸根離子的水解程度小于

乙酸根離子。

【解答】

A.三種溶液中鈉離子濃度都為°』mol』二所以c（Na+）：甲=乙=丙，A正確；

B.由甲酸與乙酸的電離常數可知酸性：甲酸〉乙酸，依據“越弱越水解”可知水解程度：

CH3COO->O',弱酸根離子水解程度越大，產生酸分子的數目越多，所以溶液中酸分子

數：甲<丙<乙，B正確；

C.弱酸根離子水解程度越大，溶液的pH越大，乙酸根離子水解程度最大，甲酸根離子水解程

度最小，所以溶液的pH：甲<丙<乙，C正確；

D.依據電荷守恒得溶液中陰、陽離子的總數是陽離子總數的2倍，而三種溶液中鈉離子的數

目相同，弱酸根離子水解程度越大，氫離子的數目越少，所以溶液中的陰、陽離子總數：甲〉

丙〉乙，D錯誤。

5.【答案】A

【解析】

【分析】

本題考查了鹽類水解的分析應用，弱電解質電離溶液pH測定，駕馭基礎是關鍵，題目難度

中等。

【解答】

A.已知25。。時NH4CN水溶液顯堿性，說明CM水解程度大于N的水解程度，HCN電離程度小于

N%-%。電離程度，則25℃時的電離常數胤附3?%())〉應HCN),故A正確；

B.物質的4sp隨溫度改變，不隨濃度改變，25℃時，Mg(0H)2固體在20mL0.01mol氨水

中的(p和在20mL0.01molNH4cl溶液中的相同，故B錯誤；

C.用pH試紙測得的pH是近似值，只能取整數，故C錯誤；

D.FeCb溶液中氯化鐵水解生成氫氧化鐵和氯化氫，加熱蒸干、灼燒得到氧化鐵，Fe2(SO4)3溶

液中硫酸鐵水解生成硫酸和氫氧化鐵，加熱蒸干、灼燒得到硫酸鐵，故D錯誤。

故選Ao

6.【答案】D

【解析】

【分析】

本題考查弱電解質的電離，側重考查分析推斷及學問綜合運用實力，明確該二元酸電離特點

是解本題關鍵，BD為解答易錯點，留意NaHA抑制水電離而不是促進水電離，題目難度不大。

【解析】

A.該二元酸第一步完全電離、其次步部分電離，貝必.01mol」TH2A溶液中c(H+)>

0.01/,則溶液的pH小于2,故A錯誤；

B.稀釋NaHA溶液促進其電離，溶液中c(H+)減小，溫度不變離子積常數不變，則溶液中c(OIT)

增大，故B錯誤；

C.Na2A是強堿弱酸鹽，弱酸根離子A?-水解導致溶液呈堿性，故C錯誤；

D.A?-能發生水解、HA-只電離出H+而不水解，所以Na2A促進水電離、NaHA抑制水電離，故D

正確。

故選Do

7.【答案】D

【解析】

【分析】

本題考查了弱電解質電離平衡、溶液pH改變的分析推斷、電離平衡常數和離子積常數的含義、

鹽類水解等學問點，駕馭基礎是解題關鍵，題目難度中等。

【解答】

在25℃下，稀釋pH=2的HA、HB兩種酸溶液，加水稀釋100倍，lg^=2,HA溶液pH=4,

說明HA為強酸，溶液HB的pH<4,說明HB為弱酸。

A.HA為強酸，lg￡=6時，稀釋1()6倍，此時須要考慮水的電離，溶液pH接近7,不行能改變

V1

為堿，故A錯誤；

B.HA為強酸，HB為弱酸存在電離平衡，pH相同時，c(HA)<(),故B錯誤；

C.曲線上a、b兩點=:宵x嘿=，,溫度不變比值肯定不變，故C錯誤；

D.HA為強酸，HB為弱酸，25℃時，NaA是強酸強堿鹽，溶液的pH=7,NaB溶液中歹離子水解

溶液顯堿性pH>7,NaA溶液的pH肯定小于NaB溶液，故D正確；

故選：D。

8.【答案】D

【解析】

【分析】

本題考查了鹽的水解原理的應用、水的電離平衡移動、平衡常數的應用，題目難度中等，留

意把握影響弱電解質電離平衡的因素，側重于考查學生的分析實力和應用實力.

【解答】

A.向K2s溶液中加水稀釋，堿性變弱，故氫離子濃度增加，故A錯誤；

B.向醋酸溶液中加NaOH,生成醋酸鈉，醋酸鈉水解，水的電離程度增大，當二者恰好完全反

應時，水的電離程度最大，所以向醋酸溶液中加NaOH至恰好完全反應，水的電離程度漸漸增

大，故B錯誤；

C.向含有MgC03固體的溶液中加入少量鹽酸，C0(與氫離子反應生成HCO.,貝!Jc(cor)減小，故

C錯誤；

D.CuS和FeS的飽和溶液中，甯？=魯黑，溫度不變，溶度積常數不變，啥?保持不變，

z+2+

c(Fe)Ksp(FeS)c(Fe)

故D正確。

故選Do

9.【答案】B

【解析】

【分析】

本題考查水的電離，酸、堿和含有弱根離子的鹽能影響水電離，但不影響離子積常數，為易

錯點。

【解答】

A.溫度不變，水的離子積常數不變，與溶液的酸堿性無關，故A錯誤；

B.水的電離是吸熱反應，上升溫度促進水電離，離子積常數增大，氫離子濃度增大，溶液的

pH減小，故B正確；

C.向水中加入醋酸鈉固體，促進水電離，平衡正向移動，氫離子濃度減小，故C錯誤；

D.氯化鏤是強酸弱堿鹽，水解促進水的電離，溶液顯酸性，c(OIT)減小，故D錯誤。

故選Bo

10.【答案】D

【解析】解：A.。(叫:，)的比值為A-的水解平衡常數,加入NaA固體后，由于溫度不變，則

水解平衡常數不變，故A錯誤；

B.由于HA為弱酸，則常溫下O.lmol/LHA溶液中氫離子濃度小于0.1mol/L,水電離的c(H+)肯定

大于珠pmol/L=10-13mol/L，故B錯誤；

C.NaA溶液中加入HC1溶液至恰好完全反應，NaA和HC1的物質的量相等，依據物料守恒可得:

2c(Na+)=c(A-)+c(Cl_)+c(HA),故C錯誤；

D.NaA的水解平衡常數K="嗎，=急=婦2==io-9,故D正確；

c(A)K(HA)1x10&

故選D.

A.喋p的比值為A-的水解平衡常數，水解平衡常數只受溫度影響;

B.HA為弱酸，則氫離子濃度小于O.lmol/L,水電離的氫離子濃度大于ICF*moi/L；

C.依據混合液中的物料守恒推斷；

D.NaA的水解平衡常數K=嗎--)=熹，據此帶入數據計算即可.

本題考查了離子濃度大小比較、鹽的水解原理、弱電解質的電離平衡等學問，題目難度中等,

明確影響弱電解質的電離平衡、鹽的水解原理的因素為解答關鍵，留意駕馭電荷守恒、物料

守恒在推斷離子濃度大小中的應用方法.

n.【答案】D

【解析】

【分析】

本題主要考查的是溶液中的離子平衡，涉及弱電解質的電離平衡、溶液中離子濃度比較、電

離平衡常數計算、水電離程度的推斷等學問，意在考查學生的分析實力。

【解答】

A.由于A點時溶液中器彳=1xKF以故溶液中“H+)=1x10-%01人，故H2A應完全電離,

是強電解質，故A正確;

B.B點的溶質只有(NHO2A,該溶質是強酸弱堿鹽，鍍根離子水解促進水的電離，該點水的電離

程度最大，故B正確;

C.C點溶液呈中性，所以有c(NH1)=2c(A2-),則c(N應)+C(NH3.H2。)>2(A2-),故C正確;

D.C點c(NHf)=2c(A2-)=殊墨：。(八=G=mol/L,一水合氨的電離常數為K=

lOmL+bmL5,10+bC(NH-H0)

32

等至=1，故D錯誤。

b+1010+b

故選Do

12.【答案】A

【解析】

【分析】

本題考查弱電解質的電離，為高頻考點，側重考查學生的分析實力、計算實力，留意把握平

衡常數的運用，把握影響電離平衡的因素以及離子濃度大小的比較方法，難度中等。

【解答】

A.對于小B,已知Ki=1.3x10-3、1(2=5.6x10-8,可知出一的水解常數為黑/，則處一電離

-2-

程度大于HB-水解程度，則NaHB溶液中c(Na+)>(B)>(B)>(H2B),故A正確；

-

B.酸性眥>>B,酸性越強，對應的鈉鹽的堿性越弱，pH關系為：pH(Na2B)>

()>()，故B錯誤；

C.酸性>>B-,向Na?B溶液中加入足量的HA溶液發生反應的離子方程式為：B2-+

HA=A-+HB-,故C錯誤；

D.HA的電離常數為1.7X10-6,則A-的水解常數為史可知HA的電離常數大于A」的水解常

1.7X10-6

數，則將amol的HA溶液與amol.L_1的NaA溶液等體積混合，溶液呈酸性，由電

荷守恒可知c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(0lF),c(H+)>(H-),則c(Na+)<(A)故D

錯誤。

故選Ao

13.【答案】A

【解析】

【分析】

本題考查了電解質溶液中離子濃度大小比較，主要是鹽類水解原理應用、弱電解質電離和影

響因素的推斷，題目難度中等。

【解答】

A.常溫下，pH均等于2的硫酸溶液與醋酸溶液中氫離子濃度相同，結合電離出的氫離子濃度

+

和硫酸根離子、醋酸根離子濃度關系，H2sO4=2H++SO，，CH3COOHUCH3C00~+H,兩種溶

液中c(S0寸)與C(CH3C0(F)之比為1：2,故A正確；

B.醋酸溶液加水稀釋促進電離，平衡狀態下的微粒濃度減小，溶液中存在離子積常數分析，

氫離子濃度減小，氫氧根離子濃度增大，故B錯誤；

C.常溫下，O.lmol/LNaHA溶液的PH=4,溶液顯酸性，HA」電離程度大于水解程度，溶液中離

-2-

子濃度大小為：c(HA)>(A)>(H+)>(H2A),故C錯誤；

D.O.lmol1一1的(NH4)2Fe(SOD2溶液中鏤根離子、亞鐵離子水解溶液顯酸性，c(S0/)>

(H1)>(e2+)>(H+),故D錯誤。

故選Ao

14.【答案】C

【解析】

【分析】

本題考查弱電解質在水中的電離平衡，明確Na2s。3的水解平衡是解題的關鍵，鹽類水解是高頻

考點，也是高考的重點和難點。

試驗過程中，取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaC12溶液做對比試驗，④產生白色沉淀多，

說明S0r被氧化成S0『，使SO/濃度減小。

【解答】

--

A.Na2s。3是強堿弱酸鹽，S0『存在水解平衡，水解平衡為：SOi+H2O?iHSO3+0H,以第一

步水解為主，故A正確；

B.溫度相同，④溶液的pH值低于①溶液的pH值，說明溶液中0H-濃度降低，也就說明過程中

S0/濃度有所降低，故B正確；

C.①到③過程溫度上升，促進水解平衡右移；S0/濃度減小，水解平衡左移；因此溫度和濃度

對水解平衡移動方向的影響不一樣，故C錯誤；

D.水的離子積常數K,只有溫度有關，①和④溫度相同，所以①和④的K.值相等，故D正確。

故選Co

15.【答案】D

【解析】

【分析】

本題考查水溶液中的電離平衡以及酸堿中和滴定，明確滴定曲線中各點的pH是解答的關鍵，

學會利用物料守恒、電荷守恒來解答此類習題。

【解答】

A.在b點時，反應放出的熱量最多，表示此時鹽酸和氨水恰好完全反應，在c點時，溶液的

pH=7,此時氨水應當過量，因此n>1.0,故A錯誤；

B.b點鹽酸和氨水恰好完全反應，水的電離程度最大；a點時，鹽酸電離出的氫離子抑制了水

的電離；d點時，氨水電離出的氫氧根離子抑制了水的電離，但氨水的電離度較小，因此水的

電離程度：b>>>,故B錯誤；

C.c點，加入等體積的氨水后，pH=7,即氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，依據電荷守恒，

所以c(NH1)=c(Cl-)=0.5mol/L,故C錯誤；

D.25℃時，以c點計算NH4cl的水解常數(園)計算式為：D=(?制;(『)=

+--7

C(NH3-H2O)-C(H)-C(OH)_C(NH3-H2O)-KW_(j-0.5)xl0

+-+-

C(NH4)C(0H)-C(NH4)C(0H)一(15

,故D正確。

故選Do

16.【答案】D

【解析】

【分析】

本題考查酸堿滴定的圖像分析，為高頻考點，側重考查學生分析推斷及圖象分析實力，明確

曲線改變趨勢及其原理、溶液中溶質成分及其性質是解本題關鍵，正確運用溶液中存在的守

恒，題目難度中等。

【解答】

A.醋酸和氨水的電離常數相等，即醋酸根離子與鏤根離子的水解程度一樣，CH3COONH4溶液中

c(0H-)=c(H+)=10-7mol/L,故A錯誤；

B.NH1和HCO不能發生部分雙水解反應，故B錯誤；

C.曲線上水的電離程度最大的點為c點，故C錯誤；

D.d點為氯化錢與氨水的物質的量之比為2:1的混合溶液，由質子守鶴可知

<((>//Id//1(IHJH,故D正確。

17.【答案】(1)③>①〉②

-

(2)C02+H20+CN=HCO3+HCN

(3)>

【解析】

【分析】

本題考查了弱電解質的電離及其影響、離子濃度大小比較、鹽類的水解等學問，題目難度中

等，明確弱電解質的電離平衡及其影響因素、鹽類的水解原理為解答關鍵，試題學問點較多、

綜合性較強，充分考查了學生的敏捷應用實力。

【解答】

(1)依據表格數據分析，醋酸電離常數大于氫氟酸大于碳酸氫根離子，所以等濃度的

①NaCN②CI^COONa③Na2cO3溶液水解程度：③Na2cO3溶液〉①溶液〉

②l^COONa溶液，溶液pH為Na2c。3溶液的〉溶液的〉I^COONa溶液的，

故答案為：③>①〉②；

(2)向NaCN溶液中通入少量CO?，依據表格數據分析，H2c。3酸性大于HCN,HCN大于HCO.,所

以反應生成氟酸和碳酸氫鈉，不能生成二氧化碳，反應的化學方程式為：NaCN+H2O+CO2=

HCN+NaHCO3,反應的離子方程式為：CV+C02+H20=HCO3+HCN,

故答案為:CN-+C02+H20=HCO3+HCN；

(3)某溫度下，現有濃度為a的HCN與bmol-L_1NaOH兩種稀溶液等體積混合

后，測得c(Na+)=c(CN)依據電荷守恒可知c(H+)=c(OH-),混合液呈中性，若a=b時恰好

生成NaCN,溶液呈堿性，若為中性，HCN的濃度稍大，即a>,

故答案為：>。

-

18.【答案】(1)NH3-H20#NHj+OH

(2)NH4C1；NH3-H20

(3)c(cr)>(H：)>(H+)>(H-)

io-7b

(4)

(a-b)

【解析】

【分析】

本題考查了酸堿混合的定性推斷、電離常數的計算、離子濃度大小比較，題目難度中等，留

意駕馭溶液酸堿性的定性推斷方法，能夠依據電荷守恒、鹽的水解原理推斷溶液中各離子濃

度大小和計算電離常數。

【解答】

-

①一水合氨為弱堿，在溶液中存在電離平衡：NH3-H2O#NHt+0H；

②b點時，加入的鹽酸溶液體積小于20mL,此時氨水過量，則溶質為：NH4CKNH3.H2O；

③c點時，加入20mL鹽酸，氨水與鹽酸恰好完全反應生成氯化銹溶液，由于鏤根離子部分水

解，溶液顯示酸性，則c(H+)>(IT),依據電荷守恒：(NH。)+c(H+)=c(Cl-)+c(OIT)可

得：(C「)>(溶液中各離子濃度大小為：c(Cl_)>(Ht)>(H+)>(H-)；

④將a的氨水與bmol的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，溶液中c(OIT)=

1x10-7mol/L,

溶液中c(NHf)=c(Cr)=5mol/L,混合后反應前c(NHs-H20)=|mol/L,則反應后c(N%?H20)=

b7

(…)m°l/L=mol/L,Ka=迺2d=三二=2匚

kJ1

22/aC(NH3-H20)號a-b

19.【答案】(l)a；

-7+

(3)1.0x10mol/L;c(NHj)=C(CH3C00")>(H")=c(H)；

(4)0.01mol/L；

(5)3,3<pH<P

【解析】

【分析】

本題考查較綜合，涉及溶度積常數計算、弱電解質的電離、酸堿混合溶液定性推斷等學問點,

側重考查學生分析計算實力，把握化學反應原理及難溶物溶解平衡是解本題關鍵，留意弱電

解質電離平衡常數與其對應弱離子水解程度關系，題目難度中等。

【解答】

(l)a.平衡常數等于生成物濃度塞之積與反應物濃度基之積的比，所以它們都能反映肯定條件

下對應改變進行的程度，故正確；

b,上升溫度平衡向吸熱方向移動，假如化學平衡正反應是放熱反應，則上升溫度化學平衡常數

減小，故錯誤；

c.電離平衡常數只與溫度有關，溫度相同電離平衡常數相同，故錯誤；

故選a；

(2)所得混合溶液中c(NH1)=c(C「)，依據電荷守恒得c(OIF)=c(H+),溶液呈中性；依據

物料守恒得MN%.%。)=(0.5a-0.005)mol/L,依據電荷守恒得c(H+)=c(0H")=10-7mol/L,

5x10-3x10-7_10-9

溶液呈中性，NH3.坨0的電離常數人=。(嚶?

0.5a-5xl0-3-a-0.01'

故答案為：中；晟

(3)CH3C00H和N%.%。電離常數相等，則該溫度下CH3COONH4溶液鏤根離子和醋酸根離子水解程

度相同，導致醋酸鏤溶液呈中性，水電離出的氫離子濃度為1.0X10-7moi兒；水的電離程度很

小，溶液中離子濃度大小依次是c(NH1)=c(CH3C0(T)>(H-)=c(H+),

-7-+

故答案為：1.0x10mol/L;c(NHj)=c(CH3COO")>(H)=c(H)；

(4)電離常數0=1x10-2mol-L-1,則該溫度下pH=3、c(HS05)=O.lmol?廣1的NaHS()3溶液

rhrucn\c(H+).c(HSO?)0.001x0.1,-1

中c(H2sO3)=~—=———mol//TL=0n.01moi//LT,

Ka0.01

故答案為：0.01mol/L；

3+-3-5

(5)Ksp(Fe(0H)3)=c(Fe)-c(OH),要使e3+完全沉淀，貝h(Fe3+)<1.0XIOmol/L,則

c(0IT)(最小)=了等等=J：：：；；1=2xIO-，求得pH=3.3；若Mg2+不沉淀，貝卜(0『)(

最大)=產需=捏E=1尸求得「口=%則“<PH<9,

故答案為：3.3WpH<9。

20.【答案】⑴①喏+%0UHCOJ+OH-；9；

3+

②3HCO5+Al=A1(OH)3J+3C02T;

-

(2)C(N03)>(O2)>(H3COO)；AD；

(3)@A;②1XIOi或］0-8.8。

【解析】

【分析】

本題考查弱電解質的電離，鹽類水解的應用、離子方程式的書寫，離子濃度大小的比較，難

度較大，駕馭鹽類的水解應用、平衡常數計算和電荷守恒式應用為解題關鍵。

【解答】

(1)①C0/水解使溶液呈堿性，第一步水解的離子方程式為：cot+H20UHC03