2025屆高三化學三輪復習考前押題卷-水溶液中的離子反應與平衡水溶液中的離子反應與平衡1．（2024秋?漢中期末）磷是重要的元素，能形成多種含氧酸和含氧酸鹽。請回答下列問題：（1）磷的基態原子價電子軌道表示式為：，其基態原子核外能量最高的電子所在能層的符號為。（2）已知：亞磷酸（H3PO3）為二元弱酸，25℃時，向一定體積的亞磷酸溶液中滴加等物質的量濃度的NaOH溶液，混合液中含磷粒子的物質的量分數（δ）與溶液pH的關系如圖所示。①亞磷酸與足量NaOH反應的化學方程式為，圖中δ2代表含磷粒子為。②根據圖中數據，常溫下NaH2PO3溶液顯（填“酸性”、“中性”或“堿性”）。③常溫下，向0.2mol/L的H3PO3溶液中加入NaOH溶液，當溶液中OH﹣的濃度為10﹣5mol/L時，溶液中c(HPO32?（3）已知：H3PO2（次磷酸）是一元中強酸，具有強還原性，可將溶液中的Ag+還原為銀，從而可用于化學鍍銀。①寫出NaH2PO2溶液中的電荷守恒關系：。②利用H3PO2進行化學鍍銀的反應中，氧化劑與還原劑的物質的量之比為4：1，寫出該反應的離子方程式：。2．（2024秋?平谷區期末）在我們的生命體及其生存的環境中存在各種電解質，研究電解質在水溶液的性質及反應有著重要意義。（1）常溫時CH3COOHH2CO3和HClO的電離平衡常數如下：化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數（Ka）1.75×10﹣5Ka1＝4.5×10﹣7Ka2＝4.7×10﹣114.0×10﹣8①HClO電離方程式是。②比較等物質的量濃度溶液的pH：pH（NaClO）pH（Na2CO3）（填“＞”“＜”或“＝”）。③預測下列化學反應能夠發生的是。（填序號）A.2CH3COOH+Na2CO3＝2CH3COONa+H2O+CO2↑B.NaHCO3+HClO＝CO2↑+H2O+NaClOC.HClO+CH3COONa＝CH3COOH+NaClOD.Na2CO3+CO2+H2O＝2NaHCO3（2）常溫下，用0.100mol/LNaOH溶液滴定10mL0.100mol/LCH3COOH溶液的滴定曲線如圖所示。①滴定過程中，溶液中的n（CH3COO﹣）（填“增大”“減小”“不變”或“無法判斷”）。②c（Na+）＝c（CH3COO﹣）的點是（填“a”“b”或“c”，下同）。③水的電離程度最大的點是。（3）通過中和滴定來測定某NaOH溶液的濃度，取20.00mL待測溶液于錐形瓶束，滴加2滴酚酞溶液，用濃度為0.1000mol/L的HCl標準溶液滴定。①達到滴定終點的現象是。②在滴定實驗過程中，下列儀器中有少量蒸餾水，對實驗結果沒有影響的是（填“滴定管”或“錐形瓶”）。3．（2025?梅河口市校級開學）Ⅰ．已知25℃時，下列物質的電離平衡常數：化學式CH3COOHH2CO3HCN電離常數1.8×10﹣5Ka1：4.3×106.2×10﹣10請回答下列問題：（1）pH相同的以下四種溶液，濃度最大的是（填字母）。A．NaHCO3B．NaCNC．CH3COONaD．Na2CO3（2）25℃時，將amol?L﹣1氫氧化鈉溶液與bmol?L﹣1醋酸溶液等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，用a、b表示醋酸的電離平衡常數為。Ⅱ．在亞磷酸（H3PO3）溶液中存在c（H+）＝c（OH﹣）+c（H2PO3?）+2c（（3）常溫下，用0.1mol?L﹣1的NaOH溶液滴定H3PO3溶液，溶液的pH與離子濃度的關系如圖所示：①Ka1（H3PO3）＝。②足量NaOH溶液和亞磷酸反應的化學方程式是。（4）利用如圖電解裝置最終在產品室中可制得高濃度的亞磷酸。①交換膜可允許特定的離子通過，根據電解原理，分析圖中“AM膜”應為（填“陽離子交換膜”或“陰離子交換膜”）。②陰極室發生的電極反應為，陽極產生22.4L氣體（標準狀態下）時，產品室中得到的亞磷酸物質的量有mol。4．（2024秋?天津期末）水溶液中的離子反應和平衡與生命活動、日常生活、工農業生產等息息相關，請根據水溶液中的離子反應與平衡知識及如表數據回答下列問題：25℃時部分弱酸的電離平衡常數化學式CH3COOHHCNH2CO3HCOOH電離常數1.75×10﹣56.2×10﹣10Ka11.8×10﹣4（1）0.1mol?L﹣1NaCN溶液和0.1mol?L﹣1NaHCO3溶液中，c（CN﹣）c(HCO（2）向CH3COONa溶液中加入下列物質，能促進CH3COA．NH3B．NaOHC．NaClD．H2O（3）常溫下已知某濃度的NaCN水溶液pH＝8：①該溶液中由水電離出的OH﹣濃度為mol?L﹣1。②該NaCN溶液中各離子濃度由大到小順序為。③將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式為。（4）某學習小組用0.1000mol?L﹣1的NaOH溶液來測定未知物質的量濃度的鹽酸：①用標準的NaOH溶液滴定待測的鹽酸時，選擇酚酞作指示劑，達到滴定終點的標志為：。②某同學在滴定時進行了以下操作，其中會使所測鹽酸的濃度偏高的是（填字母）。A．滴定前用蒸餾水沖洗盛放待測鹽酸的錐形瓶B．滴定過程中振蕩錐形瓶時不慎將瓶內溶液濺出C．檢查堿式滴定管活塞不漏水后，未潤洗直接加入標準堿液D．盛放標準堿液的滴定管在滴定前尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失E．讀取NaOH溶液體積時，開始仰視讀數，滴定結束時俯視讀數③常溫下，將0.1mol?L﹣1NaOH溶液滴入20.0mL0.1mol?L﹣1HCOOH溶液中，測得溶液的pH變化曲線如圖所示：則b點溶液中：c（Na+）c（HCOO﹣）（填“＞”“＜”或“＝”），d點溶液中c(HCOO?)（5）現有含Fe3+和Ni2+的混合溶液，其中c（Ni2+）＝0.35mol?L﹣1，用碳酸鈉調節溶液的pH為可使Fe3+恰好沉淀完全（離子濃度≤1.0×10﹣5mol?L﹣1），此時（填“有”或“無”）Ni（OH）2沉淀生成（已知lg2≈0.3，此溫度下，Ksp[Fe(OH)5．（2024秋?石家莊期末）FeCl3和Na2SO3是實驗室中常見的化學試劑。回答下列問題：（1）FeCl3溶液呈性（填“酸”“堿”或“中”），實驗室中用FeCl3晶體配制0.5mol?L﹣1FeCl3溶液的方法為。（2）0.5mol?L﹣1Na2SO3溶液中，所有含硫微粒濃度由大到小的順序為（填微粒符號，不考慮SO2，下同）；根據鈉、硫元素質量守恒可推出含鈉、硫微粒濃度之間的關系為c（Na+）＝。（3）向3mL0.5mol?L﹣1Na2SO3溶液中逐滴滴入3滴0.5mol?L﹣1FeCl3溶液，混合液立即變為紅褐色，繼續滴加3mLFeCl3溶液，混合液顏色變深（反應1）；靜置1h后溶液呈淺綠色（反應Ⅱ）。①若反應Ⅰ中含硫元素產物為HSO3?②反應Ⅱ中FeCl3體現性，驗證反應Ⅱ的發生可用黃色的溶液（填化學式），加入該試劑后產生的現象為。③由現象推知，活化能：反應Ⅰ反應Ⅱ（填“＞”“＜”或“＝”，下同）；反應趨勢（平衡常數）：反應Ⅰ反應Ⅱ。6．（2024秋?東坡區校級期末）回答下列問題（1）在一定溫度下，向CH3COONa溶液中逐漸通入少量HCl氣體，下列圖形最接近實驗過程中電流（Ⅰ）隨所加HCl的量變化的是。（2）常溫下，部分酸的電離常數如表所示：化學式HFHCNH2CO3CH3COOHH2SO3HClO電離常數（Ka）3.5×10﹣45.0×10﹣10Ka1＝4.4×10﹣7Ka2＝4.7×10﹣111.8×10﹣5Ka1＝2×10﹣2Ka2＝5.0×10﹣82.0×10﹣8①c（H+）相同的HF、HCN、H2CO3溶液，其酸的濃度由大到小的順序為。②中和等量的NaOH，消耗等pH的氫氟酸和硫酸的體積分別為aL、bL，則ab（填“大于”“小于”或“等于”，下同）。中和等物質的量濃度、等體積的氫氟酸和硫酸需要NaOH的物質的量為n1、n2，則n1n2。③向NaCN溶液中通入少量的CO2，發生反應的離子方程式為。④25℃時，H2SO3的Ka1的表達式為，向H2SO3溶液中加入一定量的NaOH，若所得溶液的c（H+）＝10﹣6mol/L，則混合液中c(SO32?（3）某溫度下，0.1mol/L的鹽酸溶液和0.1mol/L的氫氧化鈉溶液中水電離的c水（OH﹣）之比為。7．（2024秋?仁壽縣校級期末）研究電解質在水溶液中的離子反應與平衡有重要的意義。已知常溫時部分弱電解質的電離平衡常數如表所示。化學式CH3COOHH2CO3HCNH2C2O4電離平衡常數KaKa1KaKa1假設下列溶液溫度均為常溫，回答下列問題：（1）向NaCN溶液中通入少量CO2，反應的離子方程式為。（2）物質的量濃度為0.1mol/L的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達式的數據一定變小的是（填字母）。A．c（H+）B．c(C．c(D．c（OH﹣）（3）物質的量濃度均為0.1mol/L的下列四種溶液，pH由大到小的順序是（填字母）。A．CH3COONaB．Na2CO3C．NaCND．NaHCO3（4）在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列關系正確的是（填字母）。A．c(B．c(C．c(D．c(（5）pH＝2的CH3COOH與pH＝12的NaOH等體積混合，其離子濃度由大到小的順序為。（6）設pH＝5的H2SO4溶液中由水電離出的c（H+）為c1，pH＝5的Al2（SO4）3溶液中由水電離出的c（H+）為c2，則c1c2（7）檸檬酸（用H3R表示）為三元弱酸，其電離常數：Ka1=7.4×10?4，Ka2=1.7×108．（2024秋?海淀區期末）雙乙酸鈉又名二醋酸氫鈉，是乙酸與乙酸鈉的物質的量之比為1：1的復合物，可用作紡織、涂料等行業中的緩沖劑。某品牌雙乙酸鈉的部分標簽如圖，同學們針對雙乙酸鈉的酸度及調節進行以下研究。化學式：CH3COOH?CH3COONa性狀：白色粉末，易溶于水，有醋酸氣味PH：4.5～5.0使用方法：直接添加或溶于水后使用Ⅰ.比較同濃度的雙乙酸鈉與鹽酸、乙酸溶液的pH配制0.1mol?L﹣1的三種溶液各10mL，分別放置于三個燒杯中，25℃時，測定溶液pH，結果如下表。溶液鹽酸乙酸溶液雙乙酸鈉溶液pH1.02.94.7（1）乙酸溶液的pH大于1.0，結合化學用語說明其原因是。（2）雙乙酸鈉溶液中，c（CH3COOH）c（CH3COO﹣）（填“＞”“＝”或“＜”）。Ⅱ.比較加水稀釋時溶液pH的變化分別向Ⅰ的三種溶液中逐滴加水，并用傳感器記錄溶液pH的變化，溶液體積約為100mL時停止滴加，繪制pH的變化曲線如圖。（3）在圖中繪制出鹽酸溶液稀釋過程中pH變化的曲線。（4）雙乙酸鈉溶液稀釋過程中pH的變化不明顯，利用平衡常數解釋其原因是。[已知：雙乙酸鈉溶液稀釋過程中，c（CH3COOH）、c（CH3COO﹣）近似相等。]Ⅲ.比較溶液加堿后pH的變化從Ⅱ中加水后得到的三種溶液中各取20mL，分別滴加0.1mol?L﹣1NaOH溶液至恰好中和，過程中控制溶液溫度為25℃并記錄溶液pH的變化。（5）20mL乙酸溶液中，當加入NaOH溶液體積為V時，所得溶液相當于一定濃度的雙乙酸鈉溶液。則V＝mL。（6）實驗過程中，下列說法正確的是（填字母）。A.恰好中和時，消耗NaOH溶液的體積：鹽酸＞乙酸＞雙乙酸鈉B.恰好中和時，溶液的pH：鹽酸＜乙酸＝雙乙酸鈉C.溶液恰好為中性時，消耗的NaOH溶液體積：鹽酸＞乙酸＞雙乙酸鈉9．（2024秋?重慶期末）中和反應是一類重要的化學反應，認識和研究中和反應對環境保護、醫學應用、食品加工、化工生產等有重要作用。Ⅰ．測定中和反應的反應熱（1）按如圖裝置進行中和反應反應熱的測定，圖中還缺少的一種儀器是。（2）分別向50mL0.5000mol/L的NaOH溶液中加入a．濃硫酸b．稀硫酸c．稀鹽酸d．稀醋酸，恰好完全反應的熱效應分別為ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4。下列關系正確的是。A．ΔH1＞ΔH2＞ΔH3＞ΔH4B．ΔH1＞ΔH2＝ΔH3＞ΔH4C．ΔH1＜ΔH2＝ΔH3＜ΔH4D．ΔH1＝ΔH2＝ΔH3＜ΔH4Ⅱ．利用中和反應測定未知溶液濃度（3）實驗室用0.5000mol/L的NaOH溶液分別滴定20mL等濃度的稀鹽酸和稀醋酸溶液，滴定過程中，溶液pH的變化如圖所示。A、B兩條滴定曲線，表示NaOH溶液滴定醋酸溶液曲線的是（填字母“A”或“B”）；達到a、b狀態消耗NaOH溶液的體積ab（選填“＞”、“＜”、“＝”）。Ⅲ．利用中和滴定模型進行沉淀滴定和氧化還原滴定（4）利用沉淀滴定法測定某未知NaSCN溶液的濃度：若用AgNO3溶液進行滴定，可選用的指示劑是。難溶物AgCNAg2CrO4AgSCNAgClAgBr顏色白磚紅白白淺黃Ksp1.2×10﹣161.1×10﹣121.0×10﹣121.8×10﹣105.4×10﹣13A．NaCN溶液B．K2CrO4溶液C．NaCl溶液D．KBr溶液（5）利用氧化還原滴定法測定樣品中TiO2的質量分數。實驗步驟如下：一定條件下，將2.2g樣品（含TiO2）完全溶解并將TiO2轉化為Ti3+，加入KSCN溶液作為指示劑。再用1.000mol/LNH4Fe（SO4）2標準溶液滴定使Ti3+全部轉化為Ti4+。（Ti3+水溶液常顯紫色）三次實驗數據如下表所示：滴定前/mL滴定后/mL第一次2.1027.00第二次1.4022.40第三次2.5027.60①滴定至終點的現象為。②樣品中其他成分不參與反應，樣品中TiO2的質量分數為。（保留3位有效數字）③下列操作會導致樣品中TiO2的質量分數偏小的是。a．錐形瓶中留有蒸餾水b．滴定管中，滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失c．滴定終點俯視讀數d．配制標準溶液時，有少量溶液濺出e．滴定過程中，有少量標準溶液濺出10．（2024秋?香坊區校級期末）電解質水溶液中存在電離平衡、水解平衡，請回答下列問題。（1）已知部分弱酸的電離常數如表：弱酸CH3COOHHCNH2CO3電離常數（25℃）Ka＝1.8×10﹣5Ka＝4.3×10﹣10Ka1＝5.0×10﹣7；Ka2＝5.6×10﹣11①0.1mol/LNaCN溶液和0.1mol/LNaHCO3溶液中，c（CN﹣）c(HCO②常溫下，pH相同的三種溶液：A．CH3COONa；B．NaCN；C．Na2CO3，其物質的量濃度由大到小的順序是（填字母）。③將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式是。（2）室溫下，SO2通入NaOH溶液中，在所得溶液中c(HSO3?)：c(SO32?)=10：1，溶液的pH＝。（室溫下，H2SO3的K（3）NO2尾氣常用NaOH溶液吸收，生成NaNO3和NaNO2。已知NO2?的水解常數Kh＝2×10﹣11mol﹣L﹣1，常溫下某NaNO2和HNO2混合溶液的pH為5，則混合溶液中c（NO2（4）NO和NO2都是有毒氣體，氨氣可作為脫硝劑，如NO和NH3，在一定條件下發生反應：6NO（g）+4NH3（g）?5N2（g）+6H2O（g）。利用該原理，設計如下原電池，除掉NO的同時，還可以提供電能。M電極為極，該電極上發生的電極反應為。11．（2024秋?香坊區校級期末）Ⅰ.某學生欲用已知物質的量濃度的醋酸來測定未知物質的量濃度的氫氧化鈉溶液，選用酚酞作為指示劑。請填寫下列空白：（1）標準液應該選擇的滴定管為，操作滴定管的圖示正確的是（填選項字母）a．b．c．（2）下列操作中可能使所測氫氧化鈉溶液的濃度數值偏低的是。A．酸式滴定管未用標準液潤洗就直接注入標準醋酸溶液B．滴定前盛放氫氧化鈉溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥C．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失D．讀取醋酸體積時，開始仰視讀數，滴定結束時俯視讀數（3）若滴定開始和結束時，酸式滴定管中的液面如圖所示，請將數據填入表格的橫線處。滴定次數待測氫氧化鈉溶液的體積/mL0.1000mol?L﹣1醋酸的體積/mL滴定前刻度滴定后刻度溶液體積/mL第一次25.001.00第二次25.004.0030.826.08第三次25.006.2232.3426.12（4）請根據上表中數據列式計算該氫氧化鈉溶液的物質的量濃度：c（NaOH）＝（保留2位有效數字）。Ⅱ．用氧化還原滴定方法測定粗品中Na2S2O3?5H2O的質量分數。實驗步驟：稱取6.0g粗品配制250mL溶液待用。用滴定管取25.00mL0.01mol/LK2Cr2O7溶液于錐形瓶中，然后加入過量的KI溶液并酸化，加入3滴淀粉溶液作為指示劑，立即用配制的Na2S2O3溶液滴定至終點，消耗Na2S2O3溶液25.00mL。回答下列問題：已知：①Na2S2O3?5H2O的相對分子質量為248.0；②I（5）滴定過程中，向K2Cr2O7溶液中加入過量的KI溶液并酸化，Cr2O72?（6）用Na2S2O3溶液滴定至終點的現象為：。（7）粗品中Na2S2O3?5H2O的質量分數為。12．（2024秋?靖遠縣校級期末）氰化物作為電鍍絡合劑在電鍍工業中無可替代。25℃時，向10mL0.01mol?L﹣1NaCN溶液中逐滴加入0.01mol?L﹣1的鹽酸，其pH變化曲線如圖甲所示。NaCN溶液中CN﹣、HCN濃度所占分數（δ）隨pH變化的關系如圖乙所示[其中a點的坐標為（9，5，0.5）]]。（1）圖甲中b點對應的溶液中溶質為（填化學式）。（2）圖甲中c點對應的溶液中各離子濃度由大到小的順序為，氯離子濃度為mol?L﹣1。（3）圖乙中，若用鹽酸調節溶液pH＝7，則c（Cl﹣）（填“＞”“＜”或“＝”）c（HCN）。（4）HCN水溶液中存在平衡：HCN?H++CN﹣。增大HCN溶液濃度，其電離程度（填“增大”“減小”或“不變”，下同），加入少量NaOH固體，Ka。13．（2024秋?廣州校級期末）銀氨溶液（Tollens試劑）具有弱氧化性，能與醛發生銀鏡反應，通常用來鑒別醛和酮。（1）乙醛的銀鏡反應a：CH3CHO（aq）+2Ag（NH3）2+（aq）+H2O（l）＝CH3COO﹣（aq）+3NH4+（aq）+2Ag（s）+NH已知：①反應a的ΔH＝。（用ΔH1、ΔH2、ΔH3表示）②乙酸的沸點明顯高于乙醛，其可能原因是。（2）實驗室現取25mL0.12mol?L﹣1的AgNO3溶液，邊振蕩邊逐滴加入1.2mol?L﹣1的稀氨水，產生少量白色沉淀，繼續滴加稀氨水至沉淀恰好完全溶解為止，制得銀氨溶液。①在銀氨溶液中繼續滴加稀氨水，測得溶液中Ag+、Ag（NH3）2+的物質的量分數δ（X）隨溶液中﹣lgc（NH3）變化的關系如圖所示。已知：忽略Ag+的水解，且溶液中的NH3、NH3?H2O的總濃度以c（NH3）表示（下同）；δ（X）=絡合物MLn的累積生成常數Kf（MLn）可衡量金屬離子M與配體L形成的絡合物MLn的穩定性。M+nL?MLnK由此分析，計算Kf[Ag（NH3）2+]＝。②下列說法正確的是。A.1molAg（NH3）2+中含有6molσ鍵B.曲線A表示δ（Ag+）的變化趨勢C.向銀氨溶液中通入NH3，溶液中c(AgD.在銀氨溶液中，c（Ag+）+c[Ag（NH3）2+]+c（NH4+）＞c（（3）在（2）銀氨溶液配制過程中測定溶液pH隨氨水加入體積增加的變化曲線，如圖所示。C點加入的氨水恰好使最初生成的沉淀完全溶解，溶液中c（NH3）＝0.0022mol?L﹣1。①此時溶液中c（NO3?）＝mol?L②計算此時溶液中的Ag+的近似濃度（寫出計算過程，保留兩位有效數字，100.2≈1.6）。③此時溶液中Ag（NH3）2+、OH﹣、NO3?的物質的量濃度大小關系為14．（2024秋?海南期末）現有一瓶市售白醋，化學課外興趣小組欲用酸堿滴定法測定其含酸量（假設其中的酸均為醋酸）。用標準NaOH溶液測定白醋中醋酸濃度的實驗過程如圖所示：請回答下列問題：（1）“滴定”時，部分操作如下：①初始讀數；②潤洗滴定管；③滴定；④排氣泡、調液面至0或0刻度以下。正確的先后操作順序是（填序號）。（2）進行三次平行滴定實驗的目的是。（3）滴定時可選擇的最佳指示劑是（填“石蕊”“酚酞”或“甲基橙”），滴定終點的標志是。（4）已知標準NaOH溶液的濃度為0.0400mol?L﹣1，三次滴定消耗標準NaOH溶液的體積平均值為15.50mL，則市售白醋中醋酸的濃度為mol?L﹣1。（5）25℃時，若用0.1mol?L﹣1NaOH溶液滴定20.00mL0.1mol?L﹣1的醋酸溶液，滴定過程中pH隨加入NaOH溶液體積變化的曲線如圖所示。①a點溶液中c(CH3COOH)+c(H+②b點溶液中離子濃度從大到小的順序為。15．（2024秋?吉林期末）請回答下列問題：（1）寫出稀氨水中一水合氨的電離方程式；若想增大該溶液中NH4+的濃度而不增大OH﹣A．適當升高溫度B．加入NH4Cl固體C．通入NH3D．加入少量濃鹽酸（2）將0.1mol/L的CH3COOH溶液加水稀釋，下列有關稀釋后醋酸溶液的說法正確的是（填字母）。A．電離程度增大B．溶液中離子總數增多C．溶液導電性增強D．溶液中醋酸分子增多（3）磷能形成次磷酸（H3PO2）、亞磷酸（H3PO3）等多種含氧酸。H3PO2是一元中強酸，其中磷元素的化合價為；寫出其電離方程式：；推測NaH2PO2是（填“正鹽”或“酸式鹽”）。（4）已知25℃，NH3?H2O的溶液中，Kb=1.8×10?5，H2SO3的Ka1=1.3×10?2，Ka2=6.2×10?8，若氨水的濃度為2.0mol/L，溶液中的c（OH﹣）＝16．（2024秋?天津期末）25℃時部分弱電解質的電離平衡常數如表所示。回答下列有關問題：弱酸HCOOHHCNH2CO3H2SO3電離平衡常數Ka＝1.8×10﹣4Ka＝6.2×10﹣10Ka1＝4.5×10﹣7Ka1＝1.4×10﹣2Ka2＝4.7×10﹣11Ka2＝6.0×10﹣8（1）常溫下，0.1mol?L﹣1NaCN溶液呈（填“酸性”、“中性”或“堿性”），用化學用語解釋原因：。（2）加熱后，0.1mol?L﹣1NaHCO3溶液的堿性（填“增強”或“減弱”），結合化學用語解釋原因：。（3）物質的量濃度均為0.1molL﹣1的下列溶液：①Na2CO3；②HCOONa；③NaCN；④NaHSO3。pH由小到大的順序為（填序號）。（4）向HCOONa溶液中通入少量SO2，反應的離子方程式為。（5）一定溫度下，0.1mol?L﹣1HCOOH溶液稀釋過程中，下列表達式的數值始終增大的是（填序號）。①c（H+）；②c（HCOO﹣）；③c（H+）?c（OH﹣）；④c(OH⑤c(H⑥c(H17．（2025?故城縣校級開學）Ⅰ．溶液體系pH值的變化往往直接影響到研究工作的成效，所以配制緩沖溶液是應該不可或缺的關鍵步驟。“緩沖溶液”是指由弱酸及其鹽、弱堿及其鹽組成的混合溶液，能在一定程度上抵消、減輕外加強酸或強堿對溶液酸堿度的影響，從而保持溶液的pH值相對穩定。（1）下列溶液中，能組成緩沖溶液的是。A．0.2mol/LNaHCO3B．0.1mol/LNH3?H2O和0.1mol/LNH4ClC．0.2mol/LKH2PO4D．0.1mol/LCH3COOH和0.2mol/LCH3COONa（2）已知：常溫下，Kb(NH3?H2O)=1.75×10?5。將0.1mol/LNH3?H（3）若想要配制合適的緩沖溶液，需往第（2）題溶液中繼續加入（填化學式）；若pH剛好調節為7，則溶液中c(NH4+)Ⅱ．磷酸鹽緩沖液（簡稱PBS）是生物學上常用于細胞培養的緩沖液，主要成分為磷酸二氫鈉（NaH2PO4）和磷酸氫二鈉（Na2HPO4）。H3PO4是一種三元酸，圖為某濃度H3PO4溶液中各種微粒的物質的量分數隨pH的變化曲線。（4）用NaOH溶液對上述溶液進行滴定，用作為指示劑，當溶液呈淺粉色時停止滴定，溶液中的溶質為和（填化學式）。（5）從圖上可知，磷酸氫二鈉（Na2HPO4）溶液呈性（填“酸”、“堿”或“中”），原因是；當pH＝4.3時溶液中只有一種溶質，此時c（Na+）＝c（H3PO4）+。18．（2024秋?吉林期末）自然界是各類物質相互依存、各種變化相互制約的復雜平衡體系，水溶液中的離子平衡是其中一個重要方面。請根據所學知識，回答下列問題。Ⅰ.（1）常溫下將pH均為3，體積均為V0的HA和HB溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lgVV常溫下，取上述pH均為3的HA和HB溶液各100mL，向其中分別加入足量的Zn粒，反應結束時HA中產生氫氣的物質的量為n1，HB溶液中產生氫氣的物質的量為n2，則n1n2（用“＞”、“＝”、“＜”填空）。（2）查閱資料獲得25℃時部分弱電解質的電離常數數據：化學式NH3?H2OHClOH2CO3CH3COOHHSCNHCN電離常數1.8×10﹣54.0×10﹣8K1＝4.5×10﹣7K2＝4.7×10﹣111.75×10﹣50.136.2×10﹣10①KSCN溶液呈弱堿性，用離子方程式。②現有25℃時等濃度的5種溶液：A.NH4ClB.CH3COONH4C.NH4SCND.NH4HCO3E.NH4HSO4這5種溶液中NH4+濃度由大到小的順序排列是：③次氯酸鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為。Ⅱ.亞硫酸鹽是一種常見的食品添加劑。為檢驗某食品中亞硫酸鹽含量（通常以1kg樣品中含SO2的質量計），某研究小組用“碘氧化還原滴定法”進行測定，滴定反應為：H2O+SO32?+I2═SO4實驗流程如圖：（3）溶液B放于錐形瓶中，加入的指示劑為，判斷達到滴定終點的依據是。（4）下列操作會使測定結果偏大的有（填字母）。A．起始讀數時平視，終點讀數時俯視B．未用標準液潤洗滴定管C．裝標準液的滴定管，滴定前尖嘴有氣泡，滴定后氣泡消失（5）若取樣品wg，按方案測得消耗0.01000mol?L﹣1I2標準溶液VmL，則1kg樣品中含SO2的質量是g（用含w、V的代數式表示）。19．（2024秋?湖北期末）磷的含氧酸有磷酸（H3PO4）、亞磷酸（H3PO3）和次磷酸（H3PO2）等多種，它們在工業上都是重要的化工原料。磷酸亞磷酸次磷酸結構式電離常數（25℃）Ka1Ka3Ka1Ka（1）亞磷酸中P的化合價為，次磷酸中P的雜化方式為。（2）已知磷酸在水中的溶解度大于次磷酸，請解釋其原因。（3）寫出H3PO3與過量NaOH溶液反應的化學方程式。（4）以下實驗事實可以證明H3PO2是弱酸的是。A．H3PO2溶液與鋅反應放出氫氣B．H3PO2溶液可以使紫色石蕊溶液變紅C．常溫時0.1mol/LH3PO2溶液的pH大于1D．用H3PO2溶液做導電性實驗，燈泡很暗（5）常溫下，Na2HPO4溶液中H2PO4?、HP（6）向含Fe3+、Mg2+（濃度均為0.02mol/L﹣1）的混合溶液中滴加Na3PO4溶液（假設溶液體積增加一倍），當溶液中Fe3+濃度為1.0×10﹣5mol/L時，此時溶液中是否有Mg3（PO4）2沉淀生成？已知：FePO4、Mg3（PO4）2的Ksp分別為1.3×10﹣22、1.0×10﹣24（列式計算并說明）。20．（2024秋?天津期末）物質在水中可能存在電離平衡、鹽的水解平衡和沉淀溶解平衡。根據題意回答以下問題。（1）在海洋碳循環中，碳酸氫根與鈣離子通過如圖所示的途徑發生反應從而實現固碳。寫出鈣化作用的離子方程：。（2）25℃時，H2A溶液中H2A、HA﹣、A2﹣三種粒子總濃度中所占分數δ隨溶液pH的變化關系如圖。H2A的Ka2＝；NaHA溶液的pH7（填“＞”“＜”或“＝”）。（3）等濃度的①（NH4）2SO4、②NH4HSO4、③CH3COONH4、④NH4Cl、⑤氨水五種溶液中：c(NH4+（4）常溫下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定體積為20.00mL0.1mol/L的HA溶液，滴定過程中溶液pH隨加入NaOH溶液體積而變化的滴定曲線如圖。①本實驗選用的指示劑是（填“甲基橙”、“酚酞”或“石蕊”）。②實驗測得a點溶液的pH＝2.8，則由水電離出來的c（H+）＝mol/L。③下列說法正確的是。A．HA的電離平衡常數：KB．b點溶液中：2c（OH﹣）+c（A﹣）＝c（HA）+2c（H+）C．c點溶液中：c（A﹣）＝c（Na+）＝c（H+）＝c（OH﹣）D．溶液中水的電離程度：d＞c＞b＞a（5）常溫下，Fe2+易與溶液中的S2﹣形成沉淀。若溶液中的c（Fe2+）＝1.0×10﹣5mol?L﹣1，c(H2S)=6.0×10?9mol?L?1，為避免有FeS沉淀生成，應控制溶液pH不大于（已知：25℃時，H水溶液中的離子反應與平衡參考答案與試題解析1．（2024秋?漢中期末）磷是重要的元素，能形成多種含氧酸和含氧酸鹽。請回答下列問題：（1）磷的基態原子價電子軌道表示式為：，其基態原子核外能量最高的電子所在能層的符號為M。（2）已知：亞磷酸（H3PO3）為二元弱酸，25℃時，向一定體積的亞磷酸溶液中滴加等物質的量濃度的NaOH溶液，混合液中含磷粒子的物質的量分數（δ）與溶液pH的關系如圖所示。①亞磷酸與足量NaOH反應的化學方程式為H3PO3+2NaOH＝Na2HPO3+2H2O，圖中δ2代表含磷粒子為H2P②根據圖中數據，常溫下NaH2PO3溶液顯酸性（填“酸性”、“中性”或“堿性”）。③常溫下，向0.2mol/L的H3PO3溶液中加入NaOH溶液，當溶液中OH﹣的濃度為10﹣5mol/L時，溶液中c(HPO32?)c(（3）已知：H3PO2（次磷酸）是一元中強酸，具有強還原性，可將溶液中的Ag+還原為銀，從而可用于化學鍍銀。①寫出NaH2PO2溶液中的電荷守恒關系：c(Na+②利用H3PO2進行化學鍍銀的反應中，氧化劑與還原劑的物質的量之比為4：1，寫出該反應的離子方程式：4Ag+【答案】（1）；M；（2）①H3PO3+2NaOH＝Na2HPO3+2H2O；H2②酸性；③102.46；（3）①c(Na②4Ag【分析】（1）根據P是15號元素，原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p3，進行分析；（2）根據亞磷酸（H3PO3）為二元弱酸，所以亞磷酸與足量NaOH反應的化學方程式為H3PO3+2NaOH＝Na2HPO3+2H2O，H3PO3與氫氧化鈉發生反應生成H2PO3?，Ka2=c(H+)c(HPO32?)c(H（3）根據NaH2PO2溶液中存在Na+、H+、H2PO2?、OH﹣，氧化劑為Ag+【解答】解：（1）P是15號元素，原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p3，其價電子排布式為3s23p3，所以基態磷原子價電子軌道表示式為；其基態原子核外能量最高的電子在M層，故答案為：；M；（2）①亞磷酸為二元弱酸，亞磷酸與足量NaOH反應的化學方程式為H3PO3+2NaOH＝Na2HPO3+2H2O；隨著氫氧化鈉溶液的滴加，H3PO3與氫氧化鈉發生反應生成H2PO3?，隨著反應的進行，H3PO3的分布分數（δ1）減小，H2PO3?的分布分數（δ2）增大，氫氧化鈉溶液繼續滴加時，故答案為：H3PO3+2NaOH＝Na2HPO3+2H2O；H2②b點時，H2PO3?和HPO32?的濃度相等，此時c（H+）＝10﹣6.54，所以Ka2=c(H+)c(HPO32?)c(H2PO3?故答案為：酸性；③由Ka2=c(故答案為：102.46；（3）①H3PO2是一元中強酸，所以NaH2PO2溶液中存在Na+、H+、H2PO2?故答案為：c(Na②還原劑為H3PO2，氧化劑為Ag+，氧化劑與還原劑的物質的量之比為4：1，H3PO2中P為+1價，升4變成+5價，故氧化產物為H3PO4，Ag化合價由+1降到0價，共降4，則還原劑化合價應升4，由電子守恒和原子守恒可知其離子方程式為4Ag故答案為：4Ag【點評】本題主要考查弱電解質的電離平衡等，注意完成此題，可以從題干中抽取有用的信息，結合已有的知識進行解題。2．（2024秋?平谷區期末）在我們的生命體及其生存的環境中存在各種電解質，研究電解質在水溶液的性質及反應有著重要意義。（1）常溫時CH3COOHH2CO3和HClO的電離平衡常數如下：化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數（Ka）1.75×10﹣5Ka1＝4.5×10﹣7Ka2＝4.7×10﹣114.0×10﹣8①HClO電離方程式是HClO?H++ClO﹣。②比較等物質的量濃度溶液的pH：pH（NaClO）＜pH（Na2CO3）（填“＞”“＜”或“＝”）。③預測下列化學反應能夠發生的是AD。（填序號）A.2CH3COOH+Na2CO3＝2CH3COONa+H2O+CO2↑B.NaHCO3+HClO＝CO2↑+H2O+NaClOC.HClO+CH3COONa＝CH3COOH+NaClOD.Na2CO3+CO2+H2O＝2NaHCO3（2）常溫下，用0.100mol/LNaOH溶液滴定10mL0.100mol/LCH3COOH溶液的滴定曲線如圖所示。①滴定過程中，溶液中的n（CH3COO﹣）增大（填“增大”“減小”“不變”或“無法判斷”）。②c（Na+）＝c（CH3COO﹣）的點是b（填“a”“b”或“c”，下同）。③水的電離程度最大的點是c。（3）通過中和滴定來測定某NaOH溶液的濃度，取20.00mL待測溶液于錐形瓶束，滴加2滴酚酞溶液，用濃度為0.1000mol/L的HCl標準溶液滴定。①達到滴定終點的現象是滴入最后半滴鹽酸，溶液由紅色變無色，且半分鐘內不變色。②在滴定實驗過程中，下列儀器中有少量蒸餾水，對實驗結果沒有影響的是錐形瓶（填“滴定管”或“錐形瓶”）。【答案】（1）①HClO?H++ClO﹣；②＜；③AD；（2）①增大；②b；③c；（3）①滴入最后半滴鹽酸，溶液由紅色變無色，且半分鐘內不變色；②錐形瓶。【分析】（1）①HClO是弱酸，電離生成H+和ClO﹣；②酸的酸性：HClO＞HCO③根據強酸制弱酸規律分析判斷；（2）①CH3COOH和NaOH反應生成CH3COONa和H2O；②結合電荷守恒關系分析判斷；③酸、堿抑制水的電離，CH3COONa促進水的電離，并且c（CH3COONa）越大，水的電離程度越大；（3）①起始時溶液呈紅色，溶液顏色變化且半分鐘內不變色，可說明達到滴定終點；②，錐形瓶中有蒸餾水對溶液中氫離子總的物質的量不產生影響。【解答】解：（1）①HClO是弱酸，電離生成H+和ClO﹣，電離方程式為HClO?H++ClO﹣，故答案為：HClO?H++ClO﹣；②根據電離平衡常數大小可知，酸的酸性：HClO＞HCO3?，根據水解規律：越弱越水解可知，等物質的量濃度溶液的pH：pH（NaClO）＜pH（Na2故答案為：＜；③根據電離平衡常數大小可知，酸的酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCOA.酸性：CH3COOH＞H2CO3，根據強酸制弱酸規律可知，反應2CH3COOH+Na2CO3＝2CH3COONa+H2O+CO2↑能發生，故A正確；B.酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3?，根據強酸制弱酸規律可知，反應NaHCO3+HClO＝CO2C.酸性：CH3COOH＞HClO，根據強酸制弱酸規律可知，反應HClO+CH3COONa＝CH3COOH+NaClO不能發生，故C錯誤；D.H2CO3是二元酸，其正鹽能與酸反應生成酸式鹽，則反應Na2CO3+CO2+H2O＝2NaHCO3能發生，故D正確；故答案為：AD；（2）①CH3COOH和NaOH反應生成CH3COONa和H2O，使溶液中n（CH3COO﹣）增大，故答案為：增大；②滴加NaOH溶液后，溶液中存在的電荷守恒關系為c（Na+）+c（H+）＝c（OH﹣）+c（CH3COO﹣），當c（Na+）＝c（CH3COO﹣）時c（H+）＝c（OH﹣），即溶液呈中性、pH＝7，即為圖中b點，故答案為：b；③酸抑制水的電離，CH3COONa促進水的電離，且c（CH3COONa）越大，水的電離程度越大，則圖中水的電離程度最大的點是c點，故答案為：c；（3）①酚酞在酸中為無色，在堿性溶液中顯淺紅色，用鹽酸進行滴定NaOH溶液，達到終點的標志是當滴入最后半滴鹽酸時，溶液由紅色恰好變成無色且半分鐘內不恢復，故答案為：當滴入最后半滴鹽酸時，溶液由紅色恰好變成無色且半分鐘內不恢復；②滴定管有蒸餾水能夠稀釋所盛放的液體，對消耗標準液體積產生影響，對測定結果有影響，但錐形瓶中有蒸餾水對溶液中氫離子總量不產生影響，對測定結果無影響，故答案為：錐形瓶。【點評】本題考查弱電解質的電離、酸堿混合溶液定性判斷及中和滴定實驗，側重考查分析判斷能力和基礎知識運用能力，明確弱電解質電離特點、鹽類水解原理、酸堿混合溶液定性判斷方法及中和滴定原理是解題關鍵，題目難度中等。3．（2025?梅河口市校級開學）Ⅰ．已知25℃時，下列物質的電離平衡常數：化學式CH3COOHH2CO3HCN電離常數1.8×10﹣5Ka1：4.3×106.2×10﹣10請回答下列問題：（1）pH相同的以下四種溶液，濃度最大的是C（填字母）。A．NaHCO3B．NaCNC．CH3COONaD．Na2CO3（2）25℃時，將amol?L﹣1氫氧化鈉溶液與bmol?L﹣1醋酸溶液等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，用a、b表示醋酸的電離平衡常數為Ka=a×10Ⅱ．在亞磷酸（H3PO3）溶液中存在c（H+）＝c（OH﹣）+c（H2PO3?）+2c（（3）常溫下，用0.1mol?L﹣1的NaOH溶液滴定H3PO3溶液，溶液的pH與離子濃度的關系如圖所示：①Ka1（H3PO3）＝10﹣1.4。②足量NaOH溶液和亞磷酸反應的化學方程式是2NaOH+H3PO3＝Na2HPO3+2H2O。（4）利用如圖電解裝置最終在產品室中可制得高濃度的亞磷酸。①交換膜可允許特定的離子通過，根據電解原理，分析圖中“AM膜”應為陰離子交換膜（填“陽離子交換膜”或“陰離子交換膜”）。②陰極室發生的電極反應為2H2O+2e﹣＝H2↑+2OH﹣，陽極產生22.4L氣體（標準狀態下）時，產品室中得到的亞磷酸物質的量有2mol。【答案】（1）C；（2）Ka=a×1（3）10﹣1.4；2NaOH+H3PO3＝Na2HPO3+2H2O；（4）①陰離子交換膜；②2H2O+2e﹣＝H2↑+2OH﹣；2。【分析】（1）電離常數越大，對應酸的酸性越強，鹽類水解的規律是越弱越水解；（2）將amol?L﹣1氫氧化鈉溶液與bmol?L﹣1醋酸溶液等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，則c（H+）＝c（OH﹣）＝10﹣7mol/L，根據電荷守恒：c（H+）+c（Na+）＝c（OH﹣）+c（CH3COO﹣），c（Na+）＝c（CH3COO﹣）=a2mol/L，根據物料守恒c（CH3COO﹣）+c（CH3（3）中，H3PO3的Ka1＞Ka2，Ka1=c(H2PO3?)×c(H+)c(H3PO3)（4）中左側石墨與正極相連，是陽極發生氧化反應：2H2O﹣4e﹣＝O2↑+4H+，右側石墨為陰極，發生還原反應：2H2O+2e﹣＝H2↑+2OH﹣；【解答】解：（1）電離常數越大，對應酸的酸性越強，酸性由強到弱的順序為：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3?，鹽類水解的規律是越弱越水解，水解程度Na2CO3＞NaCN＞NaHCO3＞CH3故答案為：C；（2）將amol?L﹣1氫氧化鈉溶液與bmol?L﹣1醋酸溶液等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，則c（H+）＝c（OH﹣）＝10﹣7mol/L，根據電荷守恒：c（H+）+c（Na+）＝c（OH﹣）+c（CH3COO﹣），c（Na+）＝c（CH3COO﹣）=a2mol/L，根據物料守恒c（CH3COO﹣）+c（CH3COOH）=b2mol/L，c（CH3故答案為：Ka=a×1（3）曲線I代表lgc(HPO32?)c(H2PO3?)與pH的關系，曲線II代表lgc(H2PO3?)c(H3PO3)與pH的關系，B點時，lgc(H2PO3?)故答案為：10﹣1.4；2NaOH+H3PO3＝Na2HPO3+2H2O；（4）①電解時陽離子向陰極移動，陰離子向陽極移動，用電解法制得高濃度的亞磷酸，產品室中得到H3PO3，其中H+來自于稀硫酸，CM膜為陽離子膜，HPO32?來自于Na2故答案為：陰離子交換膜；②右側石墨為陰極，水得電子生成H2和OH﹣，電極反應式為：2H2O+2e﹣＝H2↑+2OH﹣；陽極產生標況下22.4L氣體為O2，物質的量為1mol，電子轉移為4mol，H+通過CM膜轉移4mol，HPO32?通過AM膜轉移2mol，共生成H3故答案為：2H2O+2e﹣＝H2↑+2OH﹣；2。【點評】本題考查水溶液中的平衡，側重考查學生弱電解質電離的掌握情況，試題難度中等。4．（2024秋?天津期末）水溶液中的離子反應和平衡與生命活動、日常生活、工農業生產等息息相關，請根據水溶液中的離子反應與平衡知識及如表數據回答下列問題：25℃時部分弱酸的電離平衡常數化學式CH3COOHHCNH2CO3HCOOH電離常數1.75×10﹣56.2×10﹣10Ka11.8×10﹣4（1）0.1mol?L﹣1NaCN溶液和0.1mol?L﹣1NaHCO3溶液中，c（CN﹣）＜c(HCO（2）向CH3COONa溶液中加入下列物質，能促進CH3COA．NH3B．NaOHC．NaClD．H2O（3）常溫下已知某濃度的NaCN水溶液pH＝8：①該溶液中由水電離出的OH﹣濃度為1×10﹣6mol?L﹣1。②該NaCN溶液中各離子濃度由大到小順序為c（Na+）＞c（CN﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）。③將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式為CO2（4）某學習小組用0.1000mol?L﹣1的NaOH溶液來測定未知物質的量濃度的鹽酸：①用標準的NaOH溶液滴定待測的鹽酸時，選擇酚酞作指示劑，達到滴定終點的標志為：當滴入半滴NaOH溶液時，錐形瓶內溶液顏色由無色剛好變為粉紅色，且半分鐘內不變色。②某同學在滴定時進行了以下操作，其中會使所測鹽酸的濃度偏高的是CD（填字母）。A．滴定前用蒸餾水沖洗盛放待測鹽酸的錐形瓶B．滴定過程中振蕩錐形瓶時不慎將瓶內溶液濺出C．檢查堿式滴定管活塞不漏水后，未潤洗直接加入標準堿液D．盛放標準堿液的滴定管在滴定前尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失E．讀取NaOH溶液體積時，開始仰視讀數，滴定結束時俯視讀數③常溫下，將0.1mol?L﹣1NaOH溶液滴入20.0mL0.1mol?L﹣1HCOOH溶液中，測得溶液的pH變化曲線如圖所示：則b點溶液中：c（Na+）＜c（HCOO﹣）（填“＞”“＜”或“＝”），d點溶液中c(HCOO?)c(HCOOH)=（5）現有含Fe3+和Ni2+的混合溶液，其中c（Ni2+）＝0.35mol?L﹣1，用碳酸鈉調節溶液的pH為2.7可使Fe3+恰好沉淀完全（離子濃度≤1.0×10﹣5mol?L﹣1），此時無（填“有”或“無”）Ni（OH）2沉淀生成（已知lg2≈0.3，此溫度下，Ksp[Fe(OH)【答案】（1）＜；（2）D；（3）①1×10﹣6；②c（Na+）＞c（CN﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）；③CO（4）①當滴入半滴NaOH溶液時，錐形瓶內溶液顏色由無色剛好變為粉紅色，且半分鐘內不變色；②CD；③＜；1.8×104；（5）2.7；無。【分析】（1）由于Ka（HCN）＜Ka（H2CO3），可知HCN的酸性比H2CO3酸性弱，依據越弱越水解規律；（2）CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO﹣+H2O?CH3COOH+OH﹣；（3）常溫下已知某濃度的NaCN水溶液pH＝8；（4）①用標準的NaOH溶液滴定待測的鹽酸時，選擇酚酞作指示劑，達到滴定終點的標志為：當滴入半滴NaOH溶液時，錐形瓶內溶液顏色由無色剛好變為粉紅色；②A．滴定前用蒸餾水沖洗盛放待測鹽酸的錐形瓶，不影響鹽酸的物質的量；B．滴定過程中振蕩錐形瓶時不慎將瓶內溶液濺出，導致標準溶液體積偏小；C．檢查堿式滴定管活塞不漏水后，未潤洗直接加入標準堿液，導致標準溶液被稀釋，消耗標準溶液體積偏大；D．盛放標準堿液的滴定管在滴定前尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失，導致標準溶液體積偏大；E．讀取NaOH溶液體積時，開始仰視讀數，滴定結束時俯視讀數，讀出的標準溶液體積偏小；③常溫下，將0.1mol?L﹣1NaOH溶液滴入20.0mL0.1mol?L﹣1HCOOH溶液中，b點HCOOH溶液有剩余，NaOH溶液完全反應，所得溶液為等物質的量濃度的HCOONa和HCOOH的混合溶液，所得溶液呈酸性：c（H+）＞c（OH﹣），按電荷守恒：c（Na+）+c（H+）＝c（HCOO﹣）+c（OH﹣），則b點溶液中：c（Na+）＜c（HCOO﹣）；（5）現有含Fe3+和Ni2+的混合溶液，其中c（Ni2+）＝0.35mol?L﹣1，c（Fe3+）＝1.0×10﹣5mol/L時，根據此溫度下，Ksp[Fe（OH）3]＝c（Fe3+）×c3（OH﹣）＝1.25×10﹣39可知，溶液中的c（OH﹣）=3Ksp10?5=【解答】解：（1）由于Ka（HCN）＜Ka（H2CO3），可知HCN的酸性比H2CO3酸性弱，依據越弱越水解規律，0.1mol/LNaCN溶液中，CN﹣的水解能力大于0.1mol/LNaHCO3溶液中HCO3?的水解能力，則c（CN﹣故答案為：＜；（2）CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO﹣+H2O?CH3COOH+OH﹣，向CH3COONa溶液中加入下列物質：A．NH3通入水中生成一水合氨，電離出氫氧根離子，氫氧根離子濃度增大，抑制水解，故A錯誤；B．NaOH電離出氫氧根離子，氫氧根離子濃度增大，抑制水解，故B錯誤；C．NaCl固體不影響CH3COO﹣+H2O?CH3COOH+OH﹣平衡，故C錯誤；D．加H2O稀釋，促進CH故答案為：D；（3）常溫下已知某濃度的NaCN水溶液pH＝8：①NaCN水解促進水的電離，該溶液中由水電離出的OH﹣濃度為KW故答案為：1×10﹣6；②NaCN是強電解質完全電離，該NaCN溶液因微弱水解呈堿性：c（H+）＜c（OH﹣），按電荷守恒：c（Na+）+c（H+）＝c（CN﹣）+c（OH﹣），則各離子濃度由大到小順序為：c（Na+）＞c（CN﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+），故答案為：c（Na+）＞c（CN﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）；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律，將少量CO2通入NaCN溶液生成HCN和NaHCO3，反應的離子方程式為：CO故答案為：CO（4）①用標準的NaOH溶液滴定待測的鹽酸時，選擇酚酞作指示劑，達到滴定終點的標志為：當滴入半滴NaOH溶液時，錐形瓶內溶液顏色由無色剛好變為粉紅色，且半分鐘內不變色，故答案為：當滴入半滴NaOH溶液時，錐形瓶內溶液顏色由無色剛好變為粉紅色，且半分鐘內不變色；②A．滴定前用蒸餾水沖洗盛放待測鹽酸的錐形瓶，不影響鹽酸的物質的量，對標準溶液的體積無影響，故A錯誤；B．滴定過程中振蕩錐形瓶時不慎將瓶內溶液濺出，導致標準溶液體積偏小，則結果偏低，故B錯誤；C．檢查堿式滴定管活塞不漏水后，未潤洗直接加入標準堿液，導致標準溶液被稀釋，消耗標準溶液體積偏大，則結果偏高，故C正確；D．盛放標準堿液的滴定管在滴定前尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失，導致標準溶液體積偏大，則結果偏高，故D正確；E．讀取NaOH溶液體積時，開始仰視讀數，滴定結束時俯視讀數，讀出的標準溶液體積偏小，測得濃度偏低，故E錯誤；故答案為：CD；③常溫下，將0.1mol?L﹣1NaOH溶液滴入20.0mL0.1mol?L﹣1HCOOH溶液中，b點HCOOH溶液有剩余，NaOH溶液完全反應，所得溶液為等物質的量濃度的HCOONa和HCOOH的混合溶液，所得溶液呈酸性：c（H+）＞c（OH﹣），按電荷守恒：c（Na+）+c（H+）＝c（HCOO﹣）+c（OH﹣），則b點溶液中：c（Na+）＜c（HCOO﹣）；d點溶液中pH＝8，c（H+）＝10﹣8mol/L，Ka=c(H+)c(HCOO?)c(HCOOH)=故答案為：＜；1.8×104；（5）現有含Fe3+和Ni2+的混合溶液，其中c（Ni2+）＝0.35mol?L﹣1，c（Fe3+）＝1.0×10﹣5mol/L時，根據此溫度下，Ksp[Fe（OH）3]＝c（Fe3+）×c3（OH﹣）＝1.25×10﹣39可知，溶液中的c（OH﹣）=3Ksp10?5=31.25×10?3910?5mol/L＝5.0×10﹣12mol/L，c(H+)=Kwc(OH?)=10?14故答案為：2.7；無。【點評】本題考查水溶液中的平衡，側重考查學生弱電解質電離的掌握情況，試題難度中等。5．（2024秋?石家莊期末）FeCl3和Na2SO3是實驗室中常見的化學試劑。回答下列問題：（1）FeCl3溶液呈酸性（填“酸”“堿”或“中”），實驗室中用FeCl3晶體配制0.5mol?L﹣1FeCl3溶液的方法為將FeCl3晶體溶于較濃的鹽酸中，然后加水稀釋到所需濃度。（2）0.5mol?L﹣1Na2SO3溶液中，所有含硫微粒濃度由大到小的順序為c（SO32?）＞c（HSO3?）＞c（H2SO3）（填微粒符號，不考慮SO2，下同）；根據鈉、硫元素質量守恒可推出含鈉、硫微粒濃度之間的關系為c（Na+）＝2×[c（SO32?）+c（HSO（3）向3mL0.5mol?L﹣1Na2SO3溶液中逐滴滴入3滴0.5mol?L﹣1FeCl3溶液，混合液立即變為紅褐色，繼續滴加3mLFeCl3溶液，混合液顏色變深（反應1）；靜置1h后溶液呈淺綠色（反應Ⅱ）。①若反應Ⅰ中含硫元素產物為HSO3?，則離子方程式為Fe3++3SO32?+3H2O?②反應Ⅱ中FeCl3體現氧化性，驗證反應Ⅱ的發生可用黃色的K3[Fe（CN）6]溶液（填化學式），加入該試劑后產生的現象為產生藍色沉淀。③由現象推知，活化能：反應Ⅰ＜反應Ⅱ（填“＞”“＜”或“＝”，下同）；反應趨勢（平衡常數）：反應Ⅰ＜反應Ⅱ。【答案】（1）酸；將FeCl3晶體溶于較濃的鹽酸中，然后加水稀釋到所需濃度；（2）c（SO32?）＞c（HSO3?）＞c（H2SO3）；2×[c（SO32?）+c（（3）①Fe3++3SO32?+3H2O?Fe（OH）3②氧化；K3[Fe（CN）6]；產生藍色沉淀；③＜；＜。【分析】（1）FeCl3是強酸弱堿鹽，Fe3+水解導致溶液呈酸性；為防止Fe3+水解，在配制氯化鐵溶液時要加入少量濃鹽酸抑制其水解；（2）0.5mol?L﹣1Na2SO3溶液中，亞硫酸根離子分步水解，溶液顯堿性，溶液中存在物料守恒n（Na）＝2n（S）；（3）向3mL0.5mol?L﹣1Na2SO3溶液中逐滴滴入3滴0.5mol?L﹣1FeCl3溶液，混合液立即變為紅褐色，繼續滴加3mLFeCl3溶液，混合液顏色變深（反應1）；靜置1h后溶液呈淺綠色（反應Ⅱ），發生的氧化還原反應是H2O+SO32?+2Fe3+=SO42?+2H++2Fe2+，水解反應是Fe3++3H2O?Fe（OH）3+3H【解答】解：（1）氯化鐵是強酸弱堿鹽，在溶液中易發生水解反應，水解離子方程式：Fe3++3H2O?Fe（OH）3+2H+，溶液顯酸性，為防止氯化鐵在溶液中水解，配制氯化鐵溶液時，應將氯化鐵晶體溶于濃鹽酸中，然后加入蒸餾水稀釋至所需濃度，故答案為：酸；將FeCl3晶體溶于較濃的鹽酸中，然后加水稀釋到所需濃度；（2）0.5mol?L﹣1Na2SO3溶液中，亞硫酸根離子分步水解，所有含硫微粒濃度由大到小的順序：c（SO32?）＞c（HSO3?）＞c（H2SO3），根據鈉、硫元素質量守恒可推出含鈉、硫微粒濃度之間的關系為c（Na+）＝2×[c（SO32?）+c（故答案為：c（SO32?）＞c（HSO3?）＞c（H2SO3）；2×[c（SO32?）+c（（3）①若反應Ⅰ中含硫元素產物為HSO3?，則離子方程式為：Fe3++3SO32?+3H2O故答案為：Fe3++3SO32?+3H2O?Fe（OH）3②反應Ⅱ中FeCl3體現了氧化性，鐵離子氧化亞硫酸根離子生成硫酸根離子，鐵離子被還以為亞鐵離子，驗證反應Ⅱ的發生可用黃色的K3[Fe（CN）6]溶液，加入該試劑后產生的現象是產生藍色沉淀，故答案為：氧化；K3[Fe（CN）6]；產生藍色沉淀；③開始滴加時，溶液立即變為紅褐色，說明Fe3+的水解速率大于Fe3+與SO3故答案為：＜；＜。【點評】本題考查化學反應原理，涉及氧化還原反應，鹽的水解，弱電解質的電離和電離平衡常數的相關計算等，題目綜合性強，對學生要求較高，題目難度中等。6．（2024秋?東坡區校級期末）回答下列問題（1）在一定溫度下，向CH3COONa溶液中逐漸通入少量HCl氣體，下列圖形最接近實驗過程中電流（Ⅰ）隨所加HCl的量變化的是C。（2）常溫下，部分酸的電離常數如表所示：化學式HFHCNH2CO3CH3COOHH2SO3HClO電離常數（Ka）3.5×10﹣45.0×10﹣10Ka1＝4.4×10﹣7Ka2＝4.7×10﹣111.8×10﹣5Ka1＝2×10﹣2Ka2＝5.0×10﹣82.0×10﹣8①c（H+）相同的HF、HCN、H2CO3溶液，其酸的濃度由大到小的順序為c（HCN）＞c（H2CO3）＞c（HF）。②中和等量的NaOH，消耗等pH的氫氟酸和硫酸的體積分別為aL、bL，則a小于b（填“大于”“小于”或“等于”，下同）。中和等物質的量濃度、等體積的氫氟酸和硫酸需要NaOH的物質的量為n1、n2，則n1小于n2。③向NaCN溶液中通入少量的CO2，發生反應的離子方程式為CO2+CN﹣+H2O＝HCN+HCO3④25℃時，H2SO3的Ka1的表達式為c(HSO3?)?c(H+)c(H2SO3)，向H（3）某溫度下，0.1mol/L的鹽酸溶液和0.1mol/L的氫氧化鈉溶液中水電離的c水（OH﹣）之比為1：1。【答案】（1）C；（2）①c（HCN）＞c（H2CO3）＞c（HF）；②小于；小于；③CO2+CN﹣+H2O＝HCN+HCO④c(HSO3?（3）1：1。【分析】（1）向CH3COONa溶液中逐漸通入少量HCl氣體發生反應的離子方程式為：H++CH3COO﹣＝CH3COOH，溶液中減少的醋酸根離子和增加的氯離子的物質的量幾乎相等；（2）①由電離常數Ka的大小可知，酸性強弱為HF＞H2CO3＞HCN＞HCO3?，等濃度三種酸的溶液中c（H+）大小為：HF＞H2②HF是弱酸，Ka＝3.5×10﹣4，pH相等的氫氟酸和硫酸的濃度大小：c（HF）遠大于c（H2SO4），所以中和等量的NaOH，消耗等pH的氫氟酸的體積更小，即a小于b；等物質的量濃度、等體積的氫氟酸和硫酸，即氫氟酸和硫酸的物質的量相等，而硫酸是二元酸，氫氟酸是一元酸；③向NaCN溶液中通入少量CO2，由于酸性H2CO3＞HCN＞HCO④H2SO3的電離方程式為H2SO3?HSO3?+H+，25℃時，H2SO3的Ka1的表達式為Ka1=（3）某溫度下，0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離的c水（OH﹣）＝c（OH﹣）=Kwc(H+)=Kw0.1mol/L，0.1mol/L的氫氧化鈉溶液中水電離的c水【解答】解：（1）向CH3COONa溶液中逐漸通入少量HCl氣體發生反應的離子方程式為：H++CH3COO﹣＝CH3COOH，溶液中減少的醋酸根離子和增加的氯離子的物質的量幾乎相等，溶液的體積幾乎不變，故溶液的導電能力幾乎不變，與C圖變化趨勢一致，故答案為：C；（2）①由電離常數Ka的大小可知，酸性強弱為HF＞H2CO3＞HCN＞HCO3?，等濃度三種酸的溶液中c（H+）大小為：HF＞H2CO3＞HCN，所以c（H+）相同的三種酸的濃度從大到小為c（HCN）＞c（H2故答案為：c（HCN）＞c（H2CO3）＞c（HF）；②HF是弱酸，Ka＝3.5×10﹣4，pH相等的氫氟酸和硫酸的濃度大小：c（HF）遠大于c（H2SO4），所以中和等量的NaOH，消耗等pH的氫氟酸的體積更小，即a小于b；等物質的量濃度、等體積的氫氟酸和硫酸，即氫氟酸和硫酸的物質的量相等，而硫酸是二元酸，氫氟酸是一元酸，故硫酸消耗的NaOH更多，即n1小于n2，故答案為：小于；小于；③向NaCN溶液中通入少量CO2，由于酸性H2CO3＞HCN＞HCO3?，則反應生成HCN和碳酸氫鈉，該反應的離子方程式為：CO2+CN﹣+H2故答案為：CO2+CN﹣+H2O＝HCN+HCO④H2SO3的電離方程式為H2SO3?HSO3?+H+，25℃時，H2SO3的Ka1的表達式為Ka1=c(HSO故答案為：c(HSO3?（3）某溫度下，0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離的c水（OH﹣）＝c（OH﹣）=Kwc(H+)=Kw0.1mol/L，0.1mol/L的氫氧化鈉溶液中水電離的c水故答案為：1：1。【點評】本題考查水溶液中的平衡，側重考查學生弱電解質電離的掌握情況，試題難度中等。7．（2024秋?仁壽縣校級期末）研究電解質在水溶液中的離子反應與平衡有重要的意義。已知常溫時部分弱電解質的電離平衡常數如表所示。化學式CH3COOHH2CO3HCNH2C2O4電離平衡常數KaKa1KaKa1假設下列溶液溫度均為常溫，回答下列問題：（1）向NaCN溶液中通入少量CO2，反應的離子方程式為CN﹣+CO2+H2O＝HCN+HCO3（2）物質的量濃度為0.1mol/L的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達式的數據一定變小的是AC（填字母）。A．c（H+）B．c(C．c(D．c（OH﹣）（3）物質的量濃度均為0.1mol/L的下列四種溶液，pH由大到小的順序是BCDA（填字母）。A．CH3COONaB．Na2CO3C．NaCND．NaHCO3（4）在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列關系正確的是BD（填字母）。A．c(B．c(C．c(D．c(（5）pH＝2的CH3COOH與pH＝12的NaOH等體積混合，其離子濃度由大到小的順序為c（CH3COO﹣）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH﹣）。（6）設pH＝5的H2SO4溶液中由水電離出的c（H+）為c1，pH＝5的Al2（SO4）3溶液中由水電離出的c（H+）為c2，則c1c2=（7）檸檬酸（用H3R表示）為三元弱酸，其電離常數：Ka1=7.4×10?4，Ka2=1.7×10【答案】（1）CN﹣+CO2+H2O＝HCN+HCO（2）AC；（3）BCDA；（4）BD；（5）c（CH3COO﹣）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH﹣）；（6）1×10﹣4；（7）5.6。【分析】（1）根據HCN和H2CO3的電離平衡常數，可知酸性：H2CO3＞HCN＞HCO3?，則向NaCN溶液中通入少量的CO2（2）A．向CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液的酸性減弱；B．CH3COOH溶液加水稀釋過程中，c（H+）和c（CH3COOH）均減小，等式上下乘以溶液的體積，則c(HC．向CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液的酸性減弱，c（H+）減小，c（OH﹣）增大；D．向CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液的酸性減弱；（3）選項中的鹽溶液均由于發生水解而呈堿性，鹽中的酸根陰離子對應的酸越弱，則酸根陰離子水解能力越強，鹽溶液的堿性越強，pH越大。根據電離平衡常數，可知酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3?，則水解能力：CH3COO﹣＜HCO（4）A．選項中的式子應為電荷守恒式，正確的電荷守恒式：c(K+)+c(B．選項中的式子為物料守恒式，HC2O4?在水溶液中電離產生C2OC．HC2O4?在水溶液中既電離又水解，HC2O4?的電離平衡常數為D．結合電荷守恒式：c(K+)+c(H+（5）CH3COOH是弱酸，若溶液的pH＝2，則c（CH3COOH）大于0.01mol/L，因此pH＝2的CH3COOH與pH＝12的NaOH等體積混合時，酸過量，溶液呈酸性。在混合溶液中，電荷守恒式：c（CH3COO﹣）+c（OH﹣）＝c（Na+）+c（H+），溶液呈酸性，有c（H+）＞c（OH﹣），則有c（CH3COO﹣）＞c（Na+）；（6）根據水的電離方程式：H2O?OH?+H+，可知水電離出c（H+）＝c（OH﹣）。pH＝5的H2SO4溶液中的OH﹣均來自水的電離，因此由水電離出的c（H+）＝c（OH﹣）=Kwc(H+)=1×10?14（7）H2R﹣在水溶液中電離得到HR2﹣，HR2﹣再電離可得到R3﹣；電離方程式：H2R??HR2?+H+，HR【解答】解：（1）酸性：H2CO