1、水溶液中的離子平衡1. 常溫下將稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,溶液中不可能出現的結果是. A.pH7,且cOH-cNa+cH+cCH3COO- B.pH7,且cNa+cH+cCH3COO-+cOH- C.pH7,且cCH3COO-cH+cNa+cOH- D.pH7,且cCH3COO-cNa+cH+cOH-2. 在25,將a mol/L的氨水與b的鹽酸等體積混合,反響后顯中性用含a和b的代數式表示該混合溶液中一水合氨的電離平衡常數是?3.水的電離平衡曲線如下圖，以下說法中，正確的選項是A、圖中A、B、D三點處Kw的大小關系：BADB、25時，向pH=1的稀硫酸中逐滴參加pH=8的稀氨

2、水，溶液中cNH4+/cNH3?H2O的值逐漸減小C、在25時，保持溫度不變，在水中加人適量NH4Cl固體，體系可從A點變化到C點D、A點所對應的溶液中，可同時大量存在Na+、Fe3+、Cl-、S042-4. 設水的電離平衡線如下圖：(1)假設以A點表示25時水在電離平衡時的離 子濃度,當溫度上升到100時,水的電離平衡狀態到B點,那么此時水的離子積從_增加到_,造成水的離子積增大的原因是_.(2)將pH=8的Ba(OH) 2 溶液與pH=5的稀鹽酸混合,并保持100的恒溫,欲混合溶液pH=7,那么Ba(OH) 2 溶液與鹽酸的體積比為_.(3)100時

3、,某強酸溶液的pH酸與某強堿溶液的pH堿存在如下關系：pH酸+ pH堿=13,假設要使該強酸與該強堿混合后溶液呈中性,那么該強酸溶液的體積與強堿溶液的體積之比為_5. NaHSO4在水中的電離方程式為：NaHSO4Na+H+SO42-某溫度下，向pH=6的蒸餾水中參加NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的pH為2以下對該溶液的表達中，不正確的選項是 A該溫度高于25 B由水電離出來的H+的濃度是1.0×10-10mol/L C參加NaHSO4晶體抑制了水的電離 D該溫度下參加等體積pH=12的NaOH溶液可使該溶液恰好呈中性6.為更好地表示溶液的酸堿性，科學家提出了酸度AG的概念

4、，AG= 某無色溶液的AG=12，那么在此溶液中能大量共存的離子組是( ) +、AlO2-、K+、NO3- 4-、K+、SO42-、Na+ 4+、NO3-、Al3+、Cl- 2+、SO42-、HCO3-、Na+7. 以下事實能說明醋酸是弱電解質的是( )醋酸與水能以任意比互溶醋酸溶液能導電醋酸溶液中存在醋酸分子1mol/L醋酸的pH比0.1mol/L鹽酸pH大醋酸能和碳酸鈣反響放出CO2 0.1mol/L醋酸鈉溶液pH8.9大小一樣的鋅粒與一樣物質的量濃度的鹽酸和醋酸反響，醋酸產生H2速率慢ABCD8.關于小蘇打水溶液的表述正確的選項是 Ac Na+=c 

5、;HCO3-+c CO32-+2c H2CO3 Bc Na+c H+=c HCO3-+c CO32-+c OH- CHCO3- 的電離程度大于HCO3-的水解程度 D存在的電離有：NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3-H+CO32-，H2OH+OH-9.以下有關電解質溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的選項是 L-1NaHCO3溶液中：cNa+cHCO3-cCO32-cH2CO3 L-1Na2CO3溶液中：cOH-cH+=cHCO3-+2cH2CO3  molL-1NaHCO3L-1NaOH溶液：cCO

6、32-cHCO3-cOH-cH+ D常溫下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液pH=7，cNa+L-1：cNa+=cCH3COO-cCH3COOHcH+=cOH-10. (1在25°C時，0.1mol/LHCN溶液的PH=4，0.1mol/LNaCN溶液的pH=12現將0.2mol/L的HCN溶液和0.1mol/L的NaOH溶液等體積混合后，溶液中各種離子的濃度有大到小的關系為_ 4Cl和0.002molNaOH溶于水，配制成0.5L混合溶液試答復填寫數據： 溶液中cNH4+cNH3H2O一定等于_ 溶液中nOH-+nCl-nNH+4=_11某二元弱酸的酸式鹽，NaHA溶液，假

7、設PH<7,那么溶液中各離子的濃度關系不正確的選項是 A C(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-)  B c(Na+)+ c(H+)= c(HA-)+2 c(A2-)+ c(OH-) C c(H+)+ c(HA-)= c(OH-)+ c(H2A)  D c(Na+)= c(HA-)+ c(H2A)+ c(A2-).答案1. 在電解質溶液中存在三個守恒：電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，物料守恒，質子守恒，故B正確；D項pH=7，cH+=cOH-，那么有cNa+=c(CH3COO-)

8、,故D項錯；A項NaOH是強電解質NaOH=Na+OH-，當兩溶液混合OH-參加反響被消耗，而Na+不參加反響，故cNa+>c(OH-)，同理cCH3COO->c(H+)，故A項錯；C項pH<7，醋酸過量，結論正確。2. 混合后的氯離子濃度為b/2 mol/L,由電荷守恒可知,c(Cl-)+c(OH-)=c(NH4+)+c(H+),又溶液顯中性,所以才c(H+)=c(OH-)=10(-7),所以有c(Cl-)=c(NH4+)=b/2 mol/L.由原子守恒可知c(NH4+)+c(NH3·H2O)=a/2mol/L,所以c(NH3·H2O)=(a-b)/2,

9、再由方程式：NH3·H2O+H+=H2O+NH4+得 平衡常數K=b/(a-b)×10(-7).因為其方程式可由一水合氨電離和酸堿中和氫離子和氫氧根反響生成水相加得到,所以K=Kb×10(14),所以Kb=b/(a-b)×1073. A、AD都處于25時，Kw相等，cH+和cOH-越大，Kw越大，故BCA=D，故A錯誤；B、25時，向pH=1的稀硫酸中逐滴參加pH=8的稀氨水，會發生反響得到硫酸銨溶液，隨著氨水的逐漸滴入，氨水的電離程度大于銨根離子的水解程度，所以銨根離子濃度減小，氨水濃度增大，即溶液中cNH4+/cNH3?H2O的值逐漸減小，故B正確；

10、C、溫度不變，Kw不變，向水中參加氯化銨固體，溶液中cOH-變大，cH+變大，溶液顯示酸性，氫離子濃度大于氫氧根濃度，故C錯誤；D、A點所對應的溶液中，pH=7，但是，鐵離子的水解導致不能大量共存，故D錯誤；應選B4. (1)10 -14 ；10 -12 ；溫度升高,水的電離程度增大,溶液中的H + 、OH - 濃度增大  (2)2：9  (3)10：15. D 6.C 7.B 8.A小蘇打為NaHCO3，根據無聊守恒可知，溶液中存在cNa+=cHCO3-+cCO32-+cH2CO3，故A錯誤；

11、B溶液存在電荷守恒：cNa+cH+=cHCO3-+2cCO32-+cOH-，故B錯誤；CNaHCO3溶液呈堿性，HCO3-的水解大于HCO3-的電離，故C錯誤；D溶液存在NaHCO3和H2O，為強電解質，完全電離：NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3-存在電離平衡：HCO3-H+CO32-，還存在H2OH+OH-，故D正確應選D9. A碳酸氫鈉溶液呈堿性，說明碳酸氫根離子的電離程度小于水解程度，所以cH2CO3cCO32-，故A錯誤；B根據溶液中質子守恒得cOH-=cH+cHCO3-+2cH2CO3-，所以cOH-cH+=cHCO3-+2cH2CO3- mol/LNaHCO3&#

12、160; mol/L的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的混合液，由于Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度，因此正確的關系是：cHCO3-cCO32-cOH-cH+，故C錯誤；D常溫下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液，包括CH3COO-水解和CH3COOH電離兩個過程，pH=7，根據電荷守恒知，得出cNa+=cCH3COO- mol/L，cH+=cOH-=1×10-7 mol/L，但水解是微弱的，溶液中醋酸的電離程度大于水解程度，所以cCH3COO-cCH3COOH，故D正確；應選BD10. 1，0.1mol/LHCN溶液的PH=4

13、，0.1mol/LNaCN溶液的pH=12說明CN-的水解程度大于HCN的電離程度；將0.2molL-1L-1的NaOH溶液等體積混合后，溶液溶質為HCN和NaCN，二者濃度相等，溶液顯堿性，說明CN-水解程度大于HCN電離程度，溶液中離子濃度大小關系為：CNa+CCN-COH-CH+；故答案為：CNa+CCN-COH-CH+21NH4Cl+NaOHNH3H2O+NaCl                0.002mol  &#

14、160;     0         所以溶液中的溶質是NH4Cl、NH3H2O、NaCl；無論NH4+水解程度和 NH3H2O的電離的程度如何，但遵守物料守恒，即NH4+和 NH3H2O的物質的量之和為0.01mol，故答案為；0.02mol；溶液中陰陽離子所帶電荷一樣，溶液中存在的離子為Na+、Cl-、NH4+、OH-、H+，即nNa+nNH4+nH+=nCl-+nOH-，溶液中nOH-+nCl-nNH+4=nNa+nH+，故答案為：nNa+nH+11. NaHA溶液中存在著以下電離與水解：NaHA=Na+HA-，H2O