1、PAGE （滿分60分 時間30分鐘）姓名：_ 班級：_ 得分：_1已知在25時，醋酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數如下表所示：電解質醋酸碳酸亞硫酸電離常數K=1.7510-5K1=4.3010-7K2=5.6110-11K1=1.0010-2K2=1.0210-7（1）寫出亞硫酸的第一級電離平衡常數表達式：K1=_。（2）已知NaHSO3溶液顯酸性，寫出溶液中離子濃度大小_。（3）Na2CO3溶液去油污的原因： _。（用化學用語表示）（4）在相同條件下，試比較CH3COONa NaHCO3 Na2SO3水溶液的堿性強弱：（填序號）_。（5）若保持溫度不變，在醋酸溶液中加入少量醋酸鈉，下列量會變

2、小的是_。（填序號）Ac(CH3COO-) Bc(H+) C醋酸電離平衡常數 D醋酸的電離程度（6）NaHSO3水解反應的平衡常數Kb=_ molL-1。（7）H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為_。【答案】Kac(H+)c(HSO3-)/c(H2SO3) c(Na+)c(HSO3-)c(H+)c(SO32-)c(OH-) CO32-+H2OHCO3-+OH- BD 110-12 H2SO3+HCO3-HSO3-+CO2+H2O 【解析】入少量醋酸鈉，c(CH3COO-)增大，抑制醋酸電離，所以c(H+)減小，B正確；C.溫度不變，醋酸電離平衡常數不變，C錯誤；D.在醋酸溶液

3、中加入少量醋酸鈉，c(CH3COO-)增大，抑制醋酸電離，2“8.12”天津港爆炸中有一定量的氰化物泄露氰化物多數易溶于水，有劇毒，易造成水污染為了增加對氰化物的了解，同學們查找資料進行學習和探究。探究氰化物的性質：已知部分弱酸的電離平衡常數如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO325電離平衡常數Ki=1.77104Ki=5.01010Ki1=4.3107Ki2=5.61011（1）NaCN溶液呈堿性的原因是_（用離子方程式表示）（2）如圖表示常溫下，稀釋HCOOH、HCN兩種酸的稀溶液時，溶液pH隨加水量的變化下列說法正確的是_A相同濃度的HCOONa和NaCN的混合溶液中，各離子濃度的大小關

4、系是：c（Na+）c（CN）c（HCOO）c（OH）c（H+） B向NaCN溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為：CN+CO2+H2O=HCN+CO32C圖像中a點酸的總濃度小于b點酸的總濃度Dc點溶液的導電性比a點溶液的導電性弱（3）H2O2有“綠色氧化劑”的美稱；也可消除水中的氰化物（如KCN），經以下反應實現：KCN+H2O2+H2OA+NH3，則生成物A的化學式為_。（4）下列四種離子結合H+能力由弱到強的是_。A HCOO- B CN- C CO32- DHCO3-【答案】CN+H2OHCN+OH CD KHCO3 ADBc(H)，使溶液顯堿性；3（1）25 時，濃度為0.1 mol

5、L1的6種溶液：HCl，CH3COOH，Ba(OH)2，Na2CO3，KCl，NH4Cl。溶液pH由小到大的順序為_(填寫編號)。（2）25 時，醋酸的電離常數Ka1.7105 molL1，則該溫度下CH3COONa的水解平衡常數K_molL1(保留到小數點后一位)。（3）25 時，pH3的醋酸和pH11的氫氧化鈉溶液等體積混合后，溶液呈_(填“酸性”“中性”或“堿性”)。（4）25 時，將等體積、等物質的量濃度的醋酸與氨水混合后，溶液的pH7，則NH3H2O的電離常數Ka_。【答案】 5.91010 酸性 1.7105 molL1 【解析】【詳解】（1） 鹽酸和醋酸都為酸，氫氧化鋇為堿，碳酸

6、鈉和氯化鉀和氯化銨為鹽，碳酸鈉為強堿弱酸鹽，其溶液顯堿性，氯化鉀為強酸強堿鹽，為中性，氯化銨為強酸弱堿鹽，其溶液為酸性，相同濃度的鹽酸和醋酸，醋酸中氫離子濃度小于鹽酸，所以pH鹽酸小于醋酸，則這幾種溶液的pH由小到大的順序為：。 （2）醋酸鈉溶液的水解平衡常數Kn=5.91010 。 （3） 25 4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 = 1.8105Ka=4.3l0-10Ka1=5.0l0-7 Ka2=5.6l0-110.1 moI/L NaCN溶液和0.1mol/L N

7、aHCO3溶液中，c（CN-）_c（HCO3 -）（填“”、“”或“=”）。常溫下，pH相同的三種溶液ACH3COONa BNaCN CNa2CO3，其物質的量濃度由大到小的順序是_（填編號）。已知25時，CH3COOH(aq)+OH -( aq)=CH3COO-(aq) +H2O（1） H=-akJ/mol，H+(aq) +OH-(aq) =H2O（1） H=-b kJ/mol，醋酸電離的熱化學方程式為_。將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式是_。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c(CH3COO)/c(CH3COOH)_。（

8、2）室溫下，用0.100 mol/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。d點所示的溶液中離子濃度由大到小的順序依次為_。b點所示的溶液中c(NH3H2O)-c(NH4+)=_（用溶液中的其它離子濃度表示）。pH =10的氨水與pH =4的NH4C1溶液中，由水電離出的c(H+)之比為_。【答案】c（NH4+）c(H+)c（OH-） 2 c(H+)-2c(OH-) 10-6 【解析】【詳解】（1）由于Ka(HCN)Ka1(H2CO3)，根據“越弱越水解”的規律可知，0.1mol/LNaCN溶液中CN-的水解能力大于0.1mol/LNaHCO3溶液中HC

9、O3-的水解能力，則c(CN-)c(HCO3-)，故答案為：；答案為：l.8104；（2）d點時加入20mL鹽酸，兩溶液恰好反應生成氯化銨，銨根離子水解溶液顯示酸性，則c(H+)c(OH-)，根據電荷守恒可知c(Cl- )c(NH4+)，則溶液中離子濃度大小為：c(Cl- )c(NH4+)c(H+)c(OH-)，故答案為：c(C1-)c(NH4+)c(H+)c(OH-)；b點加入的鹽酸體積為氨水體積的，等濃度的兩溶液反應后，混合液中含有等濃度的氨水和氯化銨，由于一水合氨的電離程度大于銨根離子的水解程度，則溶液顯示堿性，由溶液中電荷守恒和物料守恒計算分析可知，電荷守恒為：c(NH4+)+c(H+)=c(C1-)+c(OH-)，由物料守恒可得：c(NH4+)+c(NH3H2O)=2c(C1-)，溶液中c(NH3H2O)-c(NH4+)=2 c(H+)-2c(OH-)，故答案為：c(NH3H2O)-c(NH4+)=2c(H+)-2c(OH-)；【點睛】在溶液中，水電離的氫離子濃度與溶液中的氫離子濃度的關系是學生易錯點，一般性況