3.2.1水的电离分层练习
学校:___________姓名：___________班级：___________考号：___________
一、单选题
1．25℃时，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是
A．中性溶液中：NH、Fe3+、SO、Cl-
B．0.1mol/L的NH4HCO3溶液中：K+、SiO、Al3+、Cl-
C．=1×10-12mol/L的溶液中：K+、NO、S2-、ClO-
D．透明的溶液中：K+、NH、MnO、CO
2．与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：，的平衡浓度为，下列说法正确的是（ ）
A．在此温度下液氨的离子积为
B．在液氨中放入金属钠，可生成
C．恒温下，在液氨中加入，可使液氨的离子积减小
D．降温可使液氨的电离平衡逆向移动，且
3．下列说法正确的是
A．醋酸溶液的浓度增大，醋酸的电离度随之增大
B．0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液，升高温度，CH3COOH的电离度增大
C．在0.1 mol·L-1的醋酸溶液中，水电离出的H+浓度为10-13mol·L-1
D．盐酸溶液中的c(H+)比醋酸溶液中的c(H+)大
4．25℃，向20mL0.1mol·L-1的H3PO2溶液中滴加0.1mol·L-1的NaOH溶液直至过量，滴定曲线如图1，所有含磷微粒的分布系数δ随pH变化关系如图2，[如的分布系数：]
则下列说法错误的是
A．H3PO2为一元弱酸，电离常数Ka约为1×10-5
B．水的电离程度按a、b、c、d、e顺序依次增大
C．当混合溶液pH=7时，c()>c(H3PO2)
D．b点溶液中存在关系2c(H+)+c(H3PO2)=2c(OH-)+c()
5．对水的电离平衡不产生影响的粒子是
A． B． C． D．
6．常温下，下列各组离子在相应的条件下可能大量共存的是
A．能使pH试纸变红的溶液中：、K+、Cl-、Na+
B．pH=12的溶液中：Na+、Fe3+ ，C1-、
C．mol·L-1的溶液中： ，、Cl-、K+
D．由水电离产生的c(OH—)=1×10-10mol· L-1的溶液中：、Mg2+ 、Na+ 、
7．常温下，某溶液中由水电离出的c(OH-)=1×10-10mol/L，该溶液不可能是
A．醋酸 B．氨水 C．盐酸 D．NaCl溶液
8．下列各组离子能在指定的环境下可以大量共存的是（ ）
A．在pH=0的溶液中：Na+、Fe2+、Cl-、
B．由水电离出的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液：K+、、Cl-、
C．c（H+）＜c（OH-）溶液：Na+、K+、、
D．PH=2的一元酸和PH=12的一元强碱等体积混合:c(OH-)=C(H+）
9．不同温度下水的离子积常数如下表所示，关于盐酸，下列说法正确的是
t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
A．温度升高，溶液的不变
B．温度升高，水的电离程度减小
C．0℃时溶液pH值为1
D．100℃时，
10．水的电离平衡如图两条曲线所示，曲线中的点都符合常数，下列说法正确的是
A．图中温度T1
C．在纯水中加入氯化铵，可以实现A点到D点
D．T1时，将pH=2的硫酸溶液与pH=12的KOH溶液等体积混合后，溶液显中性
二、填空题
11．水的电离
(1)电离特点：水是一种 的电解质，存在 的电离。
(2)电离方程式： ，简写为： 。
12．酸、碱、盐的水溶液在生产生活及化学实验中有广泛的应用，请同学们运用所学知识解决下列问题。
(1)某温度T下，0.1mol/L的NaOH溶液中，c(H+)=1.0×10-11mol/L，此时水的离子积常数Kw= 。温度T 25℃(填“大于”“小于”或“等于”)，原因是 。由水电离的c(OH-)= mol/L。
(2)已知水溶液中c(H+)和c(OH-)的关系如图所示：
①图中A、B、C、D四点对应的水的离子积常数由大到小的顺序是 。
②若A点到E点，可采用的措施是 (填序号，下同)；从A点到C点，可采用的措施是 ；促进水的电离平衡的措施是 。
a.升温 b.加入少量的盐酸 c.加入少量的NaOH
(3)常温下0.1mol/L的HA溶液中，c(H+)=0.001mol/L，写出HA的电离方程式 ，水电离的c(H+)= mol/L。为使HA溶液中HA和H2O的电离平衡正向移动，而水的Kw保持不变可以采取的措施是 。
13．25 ℃，NaOH和Na2CO3两溶液的pH均为11。
(1)两溶液中，由水电离的c(OH-)分别是：
①NaOH溶液中 ；
②Na2CO3溶液中 ；
③在1 L水中加入上述溶液中的 会使水的电离程度减小。
(2)各取10 mL上述两种溶液，分别加水稀释到100 mL，pH变化较大的是 (填化学式)溶液。
(3)为探究纯碱溶液呈碱性是由引起的，请你设计一个简单的实验方案 。
14．回答下列问题
(1)在某温度下的水溶液中，c(H＋)=10x mol/L，c(OH-)=10y mol/L，x与y的关系如图1所示：该温度下，水的离子积为 。该温度下，0.01 mol/LNaOH溶液中c(H＋)为 。
图1
(2)在水的电离平衡中，c(H＋)和c(OH-)的关系如图2所示：由图可知t1 t2(填“＞”“＜”“=”)，t2温度下，pH为2的HCl溶液中，水电离出的c(H＋)= mol·L-1
(3)已知室温时，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，该溶液的pH= ；HA的电离平衡常数Ka= 。
15．电解质溶于水时会发生电离产生自由移动的离子，电导率变化一定程度上可以反映溶液中自由移动的离子浓度变化。溶液中自由移动的离子浓度越大，电导率就越大。如图是向20mL0.01mol/LBa(OH)2溶液中滴入了2滴酚酞溶液，然后向Ba(OH)2溶液中匀速滴加0.2mol/LH2SO4溶液，获得电导率随时间变化的曲线图。
(1)0-80s观察到的实验现象 。截至b点，加入0.2mol L-1H2SO4溶液的体积为 mL。
(2)写出该实验中的离子方程式 。
(3)证明水是电解质的实验证据是 。
(4)某同学向两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。
bd段对应的离子方程式是 ； 点对应的溶液呈中性（填a、b、c、d，下同）； 点对应的溶液中Ba2+沉淀完全。
16．某温度(t℃)时,水的Kw=1×10-12,
（1）则该温度 (填“>” “<”或“=”)25℃,其理由是 。
（2）将此温度下pH=11的NaOH与pH=1的HCl等体积混合,混合后溶液pH= ;
（3）将此温度下pH=9的Ba(OH)2溶液取出1 mL,加水稀释至10 000 mL,则稀释后溶液c(Ba2+)：c(OH-)= ;
（4）将此温度下pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H2SO4溶液bL混合:
①若所得混合液为中性,则a∶b= ;
②若所得混合液的pH=2,则a∶b= 。
17．依据醋酸的性质，请回答下列问题(以下讨论均在常温时)。
(1)取(冰醋酸)作导电性实验，稀释过程中溶液的导电能力变化如下图所示。
①的电离方程式是 。
②a、b、c三点中最小的是 。
③在稀释过程中， (填“增大”“减小”或“不确定”)。
(2)溶液的，该溶液中由水电离出的浓度是 。
(3)向相同的两密闭容器中加入镁条，分别注入盐酸、醋酸，测得容器内压强随时间变化如下图所示。
①反应为醋酸的曲线是 (填字母)。
②反应开始时反应速率的原因是 。
18．实验表明，液态时，纯硫酸的电离能力强于硝酸，纯硫酸的导电性也显著强于纯水。已知液态纯酸都能像水那样进行自身电离H2O+H2OH3O++OH-而建立平衡，且在一定温度下都有各自的离子积常数。纯硫酸在液态时自身电离的方程式是 ，纯硝酸的离子积常数表达式为K(HNO3)= 。
19．甲、乙两位同学设计用实验确定某酸HA是弱电解质，存在电离平衡，且改变条件平衡发生移动。
甲：取纯度相同，质量、大小相等的锌粒放入两支试管中，同时加入0.1mol·L-1的HA、HCl溶液各100mL，按图装好，观察现象。
乙：用pH计测定物质的量浓度均为0.1mol·L-1的HA和HCI溶液的pH。
(1)乙方案中说明HA是弱电解质的理由是，测得0.1mol·L-1的HA溶液的pH 1(填“>”、“<”或“=”)；甲方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是 。
A．装HCl的试管中放出的氢气速率大
B．装HA溶液的试管中放出氢气的速率大
C．两个试管中产生气体速率一样大
(2)甲同学为了进一步证明弱电解质电离平衡移动的情况，设计如下实验：使HA的电离程度和c(H+)都减小，c(A-)增大，可在0.1mol·L-1的HA溶液中，选择加入 试剂。
A．NaA固体(可完全溶于水) B．1mol·L-1NaOH溶液
C．1mol·L-1H2SO4 D．2mol·L-1HA
(3)pH=2的盐酸和CH3COOH溶液各1mL，加入等体积的水稀释后HCl溶液中水电离出来的c(H+) 醋酸溶液水电离出来的c(H+) (填“>”、“<”或“=”)。
(4)如表是不同温度下水的离子积数据：
温度/℃ 25 t1
水的离子积Kw 1×10-14 1×10-12
试回答以下问题：
①25℃时，某Na2SO4溶液中c(SO)=5×10-4mol·L-1，取该溶液1mL加水稀释至10mL，则稀释后溶液中c(Na+)：c(OH-)= 。
②在t1℃下，纯水的电离程度比25℃时 (填“低”、“高”或“相等”)，pH=8的NaOH溶液中，水电离产生的OH-浓度c(OH-)水= 。
20．常温下，部分酸的电离常数如表所示。
化学式 HF HCN H2CO3
电离常数 Ka=3.5×10-4 Ka=3.6×10-10 Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11
(1)pH相同的三种酸，物质的量浓度从大到小的顺序为 。
(2)若HCN的起始浓度为0.1mol L-1，平衡时c(H+)约为 mol L-1，使此溶液中HCN的电离程度增大且c(H+)也增大的方法是 。
(3)中和等量的NaOH，消耗等pH的HF和H2SO4的体积分别为aL、bL，则a b(填“大于”“小于”或“等于”)。
(4)向NaCN溶液中通入少量CO2，发生反应的离子方程式为 。
(5)25℃时，将体积均为10mL、pH均为2的醋酸溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH的变化如图，则HX的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”，下同)醋酸的电离平衡常数，稀释后，HX溶液中水电离出来的c(H+) 醋酸溶液中水电离出来的c(H+)。
三、实验探究题
21．亚硝酸钠(NaNO2)是一种无色、无味晶体，具有防腐和抗氧化作用，常用作食品添加剂。
已知：HNO2是一种弱酸，酸性比醋酸略强，性质不稳定，易分解生成NO和NO2；能被常见强氧化剂氧化；但在酸性溶液中它也是一种氧化剂，如能把I-氧化成I2。
为了测定某样品中NaNO2的含量，某同学进行如下实验：①称取样品ag，加水溶解，配制成100mL溶液；②取25.00mL溶液于锥形瓶中，用0.0200mol L-1KMnO4标准溶液(酸性)进行滴定，滴定结束后消耗KMnO4溶液VmL。
(1)上述实验①所需玻璃仪器除玻璃棒、胶头滴管之外还有 。
(2)在进行滴定操作时，KMnO4溶液盛装在 (填“酸式”或“碱式”)滴定管中。当滴入最后一滴溶液， 时到达滴定终点。
(3)滴定过程中发生反应的离子方程式是 ；测得该样品中NaNO2的质量分数为 。
(4)若滴定过程中刚出现颜色变化就停止滴定，则测定结果 。(填“偏大”“偏小”或“无影响”)
22．CH3COOH是常见的弱酸，现有常温下0.1molL-1的CH3COOH溶液。
（1）若温度不变，加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是 （填字母序号，下同）；若该溶液升高温度，下列表达式的数据增大的是 。
A c(H+)
B c(H+)c(OH-)
C
D
（2）某化学兴趣小组装好了如图所示的实验装置，一支胶头滴管盛有盐酸，另一支胶头滴管盛有同体积、同浓度的醋酸。实验时同时完全捏扁a、b胶头滴管的胶头，观察实验现象
①装置A、B中用红墨水而不用水的目的是 。
②实验刚开始时，发现装置A中的长导管液面上升得比装置B中的要快。则胶头滴管a中盛的是 。 两装置反应结束时（无固体剩余）。静置后两装置中的长导管或面均有所下降，最终液面高度 （填“相等”。“A中的高”或“B中的高”）.
（3）实验表明，液态时纯硫酸的电离能力强于纯硝酸，纯硫酸的导电性也是显著强于纯水。又知液态纯酸都能像水那样进行自身电离而建立平衡。且在一定温度下都有各自的离子积常数。据此回答:
①25°C时，液态纯硫酸的离子积常数K(H2SO4) 1×10-14（填“＞”“＜”或“＝”）.
②在纯硫酸与纯硝酸的液态混合酸中，存在的阴离子主要是 。
（4）在某温度下的水溶液中，c(H+)=10xmolL-1，c(OH-)＝10ymolL-1，x与y的关系如图所示：
①该温度下，水的离子积为 。
②该温度下，0.01 molL-1 NaOH溶液中水电离出c(OH-)为 。
23．甲、乙两位同学设计用实验确定某酸HA是弱电解质，存在电离平衡，且改变条件平衡发生移动。实验方案如下：
甲：取纯度相同，质量、大小相等的锌粒于两支试管中，同时加入0.1 mol·L-1的 HA、HCl溶液各10 mL，按图装好，观察现象；
乙：① 用pH计测定物质的量浓度均为0.1 mol·L-1 HA和HCl溶液的pH；
② 再取0.1 mol·L-1的HA和HCl溶液各2滴(1滴约为1/25 mL)分别稀释至100 mL，再用pH计测其pH变化
(1)乙方案中说明HA是弱电解质的理由是：测得0.1 mol·L-1的HA溶液的pH 1(填“>”、“<”或“=”) ；甲方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是：
A．加入HCl溶液后，试管上方的气球鼓起快
B．加入HA溶液后， 试管上方的气球鼓起慢
C．加入两种稀酸后，两个试管上方的气球同时鼓起，且一样大
(2)乙同学设计的实验第 步，能证明改变条件弱电解质平衡发生移动。甲同学为了进一步证明弱电解质电离平衡移动的情况，设计如下实验：①使HA的电离程度和c(H+)都减小，c(A-)增大，可在0.1 mol·L-1的HA溶液中，选择加入 试剂(选填“A”“B”“C”“D”,下同)；②使HA的电离程度减小，c(H+)和c(A-)都增大，可在0.1 mol·L-1的HA溶液中，选择加入 试剂。
A． NaA固体(可完全溶于水) B．1 mol·L-1 NaOH溶液
C． 1 mol·L-1 H2SO4 D．2 mol·L-1 HA
(3)pH＝1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1000 mL，其pH与溶液体积V的关系如图所示，则下列说法不正确的有
A．两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱
C．若a＝4，则A是强酸，B是弱酸
D．若1＜a＜4，则A、B都是弱酸
E．稀释后A溶液中水的电离程度比B溶液中水的电离程度小
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．D
【详解】A．Fe3+不能在中性溶液中大量存在，A不符合题意；
B．HCO的酸性强于硅酸，会和SiO反应生成硅酸沉淀，B不符合题意；
C．=1×10-12mol/L的溶液中显酸性，NO和ClO-都可以把S2-氧化，C不符合题意；
D．四种离子相互之间不反应，可以在透明的溶液中大量存在，D符合题意；
综上所述答案为D。
2．B
【详解】A．由电离方程式知，与的平衡浓度相等，都为，根据水的离子积可知，液氨的离子积，故A错误；
B．由钠与水反应可推知，钠与液氨的反应为：，故B正确；
C．虽然加入可使液氨的电离平衡逆向移动，但由水的离子积可知，液氨的离子积大小只与温度有关，与离子浓度无关，液氨的离子积不变，故C错误；
D．因为电离过程是吸热过程，所以降温使平衡逆向移动，、均减小，但，故D错误；
故选B。
3．B
【详解】A．醋酸溶液的浓度越小，醋酸的电离度随之增大，故A错误；
B．弱电解质的电离为吸热过程，所以0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液，升高温度，平衡正向进行，CH3COOH的电离度增大，故B正确；
C．醋酸为弱电解质，在水溶液中部分电离，所以在0.1 mol·L-1的醋酸溶液中，H+浓度小于10-1mol·L-1，则由水电离出的H+浓度应大于10-13mol·L-1，故C错误；
D．盐酸和醋酸的浓度未知，不能比较盐酸溶液，醋酸溶液中的c(H+)浓度大小，故D错误；
故选B。
4．B
【详解】A．H3PO2为一元弱酸，，，电离常数Ka约为1×10-5，A正确；
B．溶液呈酸性或者碱性均会抑制水的电离，则c点水的电离程度最大，a、b、d、e的电离程度均小于c点，B错误；
C．根据图2可知，当混合溶液pH=7时，，＞，c()>c(H3PO2)，C正确；
D．电荷守恒：，物料守恒：，整理可得：2c(H+)+c(H3PO2)=2c(OH-)+c()，D正确；
答案选B。
5．C
【详解】A．为盐酸，盐酸为强酸，电离出大量的氢离子抑制水的电离，故A不符合题意；
B． 为Na，Na溶于水生成NaOH和氢气，NaOH为强碱，抑制水的电离，故B不符合题意；
C． 为Cl-，在水中加入Cl-，对水的电离不会产生影响，故C符合题意；
D． 为铵根离子，铵根离子水解促进水的电离，故D不符合题意；
答案选C。
6．D
【详解】A．能使pH试纸变红的溶液为酸性溶液，酸性溶液中碳酸氢根离子与氢离子反应，不能大量共存，故A错误；
B．pH=12的溶液为碱性溶液，碱性溶液中铁离子与氢氧根离子反应，不能大量共存，故B错误；
C．mol·L-1的溶液为酸性溶液，酸性溶液中碳酸根离子与氢离子反应，不能大量共存，故C错误；
D．由水电离产生的c(OH—)=1×10-10mol· L-1的溶液可能为酸溶液，也可能为碱溶液，、Mg2+、Na+、在酸溶液中均不发生任何反应，能大量共存，故D正确；
故选D。
7．D
【分析】某溶液中由水电离出的c(OH-)=1×10-10mol/L＜1×10-7mol/L。说明水的电离受到抑制。
【详解】A．醋酸呈酸性，抑制水的电离，可以出现由水电离出的c(OH-)=1×10-10 mol/L的结果，选项A错误；
B．氨水溶液呈碱性，抑制水的电离，可以出现由水电离出的c(OH-)=1×10-10 mol/L的结果，选项B错误；
C．盐酸呈酸性，抑制水的电离，可以出现由水电离出的c(OH-)=1×10-10 mol/L的结果，选项C错误；
D．NaCl为强酸强碱盐不水解溶液显中性，不可能出现由水电离出的c(OH-)=1×10-10mol/L的结果，选项D正确；
答案选D。
8．C
【分析】根据题中各组离子可以大量共存可知，本题考查离子共存，运用离子共存条件分析。
【详解】A. pH=0的溶液先酸性，酸性溶液中和H+ 把Fe2+氧化成Fe3+，A项错误；
B. 由水电离出的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液，溶液可能显酸性可能显碱性，显酸性时CO32-不能共存，显碱性时不能共存。B项错误；
C. c（H+）＜c（OH-）溶液显碱性，溶液中各离子不反应，可以共存，C项正确；
D. pH=2的一元酸和pH=12的一元强碱等体积混合，谁弱呈谁性，酸性、中性、碱性都有可能， D项错误；
答案选C。
9．C
【详解】A．升高温度，氢氧根离子浓度增大，A错误；
B．温度升高，Kw增大，即水的程度增大，B错误；
C．0℃，溶液中的氢离子浓度为0.1mol/L，水电离的氢离子太少，忽略不计，故pH=1，C正确；
D． 100℃，c(H+) c(OH )水=5.45×10 13mol2 L 2，c(OH )水=c(H+)水=5.45×10 12mol2 L 2，故c(H+)水 c(OH )水=2.97×10 25mol2 L 2，D错误；
故选C。
10．C
【详解】A．水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，则水中c(H+)、c(OH-)及离子积常数增大，根据图知，T1曲线上离子积常数大于T2，所以T1＞T2，温度，故A错误；
B．水的离子积常数只与温度有关，在纯水中加入醋酸钠，温度不变，离子积常数不变，不可使A点移动到B点，故B错误；
C．在纯水中加入氯化铵，NH和OH-反应使水的电离平衡正向移动，c(H+)增大，c(OH-)减小，可以实现A点到D点，故C正确；
D．B点时，Kw=1×10-12，pH=2的硫酸中c(H+)=0.01mol/L，pH=12的KOH溶液中c(OH-)=1mol/L，等体积混合时碱剩余，溶液呈碱性，故D错误；
故选：C。
11． 极弱 微弱 H2O+H2OH3O++OH- H2OH++OH-
【详解】（1）水是一种弱电解质，存在微弱的电离；
（2）电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-；简写为：H2OH++OH-；
12．(1) 1.0×10-12 大于 25℃时，水的离子积常数是1.0×10-14，水的电离是吸热的，升高温度平衡正向移动，水的离子积增大 1.0×10-11
(2) B>C>A=D c a a
(3) HAH++A- 1.0×10-11 加少量碱或加入适量活泼金属或加入少量能与HA反应的盐等
【详解】（1）0.1mol/L的NaOH溶液中，c(OH-)=10-1mol/L，c(H+)=1.0×10-11mol/L，此时水的离子积常数Kw= c(H+)c(OH-)=1.0×10-1110-1=1.0×10-12；水的电离为吸热反应，所以温度升高，水的离子积常数增大，因此时的Kw＞1.0×10-14，所以温度T大于25℃；由水电离的c(OH-)等于溶液中的氢离子浓度，为1.0×10-11mol/L，故答案为：1.0×10-12；大于；25℃时，水的离子积常数是1.0×10-14，水的电离是吸热的，升高温度平衡正向移动，水的离子积增大；1.0×10-11；
（2）①图象中每条反比例曲线上对应点的横纵坐标之积为该温度下的水的离子积，则图中A、B、C、D四点对应的水的离子积常数由大到小B>C>A=D；
②若A点到E点，可使溶液中氢离子浓度减少，氢氧根离子浓度增大，则具体措施可以是加入碱，如氢氧化钠，故c符合题意；从A点到C点，水的离子积常数增大，则可升温，a符合题意；升高温度可促进水的电离，但加入酸或碱会抑制水的电离，故a符合题意，
综上，答案为c；a；a；
（3）常温下0.1mol/L的HA溶液中，c(H+)=0.001mol/L，则说明HA为弱酸，其电离方程式为：HAH++A-；溶液中水的离子积常数为1.0×10-14，则由水电离的氢离子浓度等于溶液中的氢氧根离子浓度，即c水(H+)=c(OH-)==1.0×10-11；为使HA溶液中HA和H2O的电离平衡正向移动，而水的Kw保持不变不能采用升温，但可以采取的措施加少量碱或加入适量活泼金属或加入少量能与HA反应的盐等。
13． 1.0×10-11 mol/L 1.0×10-3 mol/L NaOH溶液 NaOH 向纯碱溶液中滴入酚酞溶液，溶液显红色；若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液，产生白色沉淀，且溶液的红色褪去；这可以说明纯碱溶液呈碱性是由CO引起的
【详解】(1)①pH=11的NaOH溶液中，c(H+)=1.0×10-11mol/L，该溶液中的氢离子完全由水电离出，水电离出的氢离子和氢氧根浓度相等，则该溶液中水电出的c(OH-)=1.0×10-11mol/L；
②pH=11的Na2CO3溶液中，c(H+)=1.0×10-11mol/L，则水电离出的c(OH-)=；
③NaOH电离生成OH-，抑制水的电离，Na2CO3水解促进水的电离，因此在1 L水中加入NaOH溶液会使水的电离程度减小；
(2)水解是少量的，因此各取10 mL上述两种溶液，分别加水稀释到100 mL，pH变化较大的是NaOH溶液；
(3)向纯碱溶液中滴入酚酞溶液，溶液显红色；若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液，产生白色沉淀，且溶液的红色褪去；则可以说明纯碱溶液呈碱性是由CO引起的。
14．(1) 10-15 10-13
(2) ＜ 10-10
(3) 4 10-7
【详解】（1）根据图知，当c(H＋)=10-5 mol/L，c(OH-)=10-10 mol/L，则水的离子积常数Kw= c(H＋) c(OH-)=10-5×10-10=10-15；
该温度下，0.01 mol/LNaOH溶液中c(OH-)=0.01 mol/L，则c(H＋)=；
（2）水是弱电解质，存在电离平衡，电离过程会吸收能量，升高温度，水电离程度增大，水的离子积增大。在温度为t1时Kw= c(H＋) c(OH-)=10-7×10-7=10-14；在温度为t2时Kw= c(H＋) c(OH-)=10-6×10-6=10-12＞10-14，所以温度：t1＜t2；
在t2温度下，Kw=10-12，pH为2的HCl溶液中，c(H＋)＝10-2 mol/L，溶液中c(OH-)=10-10 mol/L，溶液中OH-就是水电离产生，而水电离产生的c(H＋)=c(OH-)，所以该溶液中水电离出的c(H＋)=10-10 mol/L；
（3）已知室温时，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则c(H+)=0.1 mol/L×0.1%=1×10-4 mol/L，则该溶液的pH=4；HA的电离平衡常数Ka=。
15． 产生白色沉淀，溶液红色褪去，电导率减小 1 2H++ SO-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O 水的导电性实验 H++OH-= H2O ad ab
【分析】溶液的导电性由溶液中离子的浓度及离子所带的电荷数决定。Ba(OH)2是强电解质，开始滴定时溶液中离子浓度较大，溶液的电导率大，随反应的进行，溶液中钡离子生成硫酸钡沉淀，氢氧根离子变成水，溶液中离子的浓度逐渐减小，当Ba(OH)2和硫酸恰好完全反应时，溶液中主要是水和极少量的硫酸钡，水是弱电解质，此时导电性很小，再继续加入硫酸，硫酸是强电解质，离子浓度增大，导电能力又增强。以此分析解答本题。
【详解】(1)根据上述分析可知：0—80s是Ba(OH)2和H2SO4反应产生白色沉淀硫酸钡的过程，溶液中离子浓度逐渐减小，碱性逐渐减弱，溶液的颜色逐渐变浅。80s时溶液中钡离子生成硫酸钡沉淀，氢氧根离子变成水，恰好完全反应，溶液中主要是水和极少量的硫酸钡，所以0—80s可观察到的实验现象是产生白色沉淀，溶液红色褪去，电导率减小。由图可知b点时Ba(OH)2和H2SO4恰好完全反应，所以加入0.2mol L-1H2SO4溶液的体积为V==1mL；故答案：产生白色沉淀，溶液红色褪去，电导率减小；1。
(2)该实验是硫酸与氢氧化钡反应生成硫酸钡沉淀和水，其离子方程式2H++SO+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O，故答案：2H++ SO+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O。
(3)证明水是电解质的实验证据是应用导电性实验，连接完整的的电路，把电极插入水中，观察电流表有读数，说明水能导电，是电解质。故答案：水的导电性实验。
(4)由图可知溶液中钡离子与SO 生成硫酸钡沉淀，氢氧根离子与H+生成水，曲线①中a点溶液的导电能力接近0，所以①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线，②代表滴加NaHSO4溶液的变化曲线。所以a点时离子方程式为：2H++SO+Ba2++ 2OH-= BaSO4+2H2O，此时Ba2+沉淀完全；b点时离子方程式为：H++SO+Ba2+ +OH-= BaSO4+H2O，此时Ba2+沉淀完全，氢氧根离子有剩余，继续滴加硫氢化钠，酸碱发生中和反应，bd点发生的反应的离子方程式为：H++OH-= H2O，结合以上分析可知，ad点对应的溶液呈中性，ab点对应的溶液中钡离子沉淀完全，故答案： H++OH-= H2O；ad；ab。
16． > 水的电离过程是吸热过程,升高温度,能促进水的电离,水的离子积常数增大,温度大于25℃ 6 1∶20 1∶1 9∶11
【分析】（1）水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，则溶液的离子积常数增大，通过比较（t℃）时和25℃时Kw的值判断；
（2）根据水的Kw=1×10-12以及NaOH溶液与HCl溶液的pH值进行判断；
（3）根据pH值的计算公式进行计算。
【详解】（1）水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，氢离子和氢氧根离子浓度增大，则水的离子积常数增大，25℃时纯水中c（H+）=c（OH-）=10-7mol/L，Kw=c（H+） c（OH-）=10-14，某温度（T℃）时，水的离子积常数Kw=1×10-12＞10-14，则该温度大于25℃，
故答案为＞；水的电离过程是吸热过程，升高温度，能促进水的电离，水的离子积常数增大，温度大于25℃。
（2）此温度下，pH=11的NaOH中C(OH-)=10-1mol/L，pH=1的HCl溶液的C(H+)=10-1mol/L,等体积混合，恰好完全反应，pH=6，故答案为6。
（3）此温度下pH=9的Ba(OH)2溶液1mL中C(OH-)=10-3mol/L，c(Ba2+)=5×10-4mol，加水稀释至10000mL后，C(Ba2+)=5×10-8mol/L，c(OH-)=10-6mol/L，c(Ba2+)﹕c(OH－)=1：20，故答案为1：20。
（4）将此温度下pH=11的NaOH溶液aL，溶液中c（OH-）=0.1mol/L，与pH=1的H2SO4的溶液bL混合，溶液中c（H+）=0.1mol/L，
①若所得混合液为中性，则有：0.1a=0.1b，解得：a：b=1：1，故答案为1：1。
②若所得混合液的pH=2，则(0.1b-0.1a)/(a+b)=0.01，a﹕b=9：11，故答案为9：11。
17．(1) CH3COOHCH3COO—+H+ b 不确定
(2)1.0×10—11
(3) b 2mol/L盐酸溶液中H+浓度大于2mol/L醋酸溶液中H+浓度
【详解】（1）①醋酸是弱酸，在溶液中部分电离出醋酸根离子和氢离子，电离方程式为CH3COOHCH3COO—+H+，故答案为：CH3COOHCH3COO—+H+；
②溶液的导电性越强，溶液中离子浓度越大，由图可知，b点导电性最大，则b点溶液中氢离子浓度最大，溶液pH最小，故答案为：b；
③由图可知，溶液的导电性先增大后减小，由电离常数公式可知，溶液中=，稀释过程中电离常数不变，则和先减小后增大，故答案为：不确定；
（2）水电离出的氢离子浓度总是等于水电离出的氢氧根离子浓度，则pH为3的醋酸溶液中，水电离出的氢离子浓度为mol/L=1.0×10—11mol/L，故答案为：1.0×10—11；
（3）盐酸是强酸，在溶液中完全电离，醋酸是弱酸，在溶液中部分电离，等浓度的盐酸溶液中氢离子浓度大于醋酸溶液中氢离子浓度，与镁反应时，盐酸的反应速率大于醋酸，由图可知，相同时间内，曲线a表示的反应中压强大于曲线b，说明曲线a表示的反应的反应速率快于曲线b，则曲线a盐酸的反应、曲线b表示醋酸的反应；
①由分析可知，曲线b表示醋酸的反应，故答案为：b；
②由分析可知，曲线a盐酸的反应、曲线b表示醋酸的反应，反应开始时反应速率a>b的原因是盐酸是强酸，在溶液中完全电离，醋酸是弱酸，在溶液中部分电离，等浓度的盐酸溶液中氢离子浓度大于醋酸溶液中氢离子浓度，与镁反应时，盐酸的反应速率大于醋酸，故答案为：2mol/L盐酸溶液中H+浓度大于2mol/L醋酸溶液中H+浓度。
18． 2H2SO4HSO+H3SO c(H2NO)·c(NO)
【详解】类比水找出纯硫酸的电离平衡是解此题的关键。类比于水，纯硫酸的电离平衡可写成：H2SO4+H2SO4H3SO4++HSO4-，其离子积常数K(H2SO4)=c(H3SO4+)·c(HSO4-)。同样道理，纯硝酸的电离平衡可写成：HNO3+HNO3H2NO3++NO3-，其离子积常数K(HNO3)=c(H2NO3+)·c(NO3-)。
19．(1) > A
(2)A
(3)>
(4) 1000∶1 高 1×10-8mol/L
【详解】（1）HA是弱酸，则均为0.1mol·L-1的HA、HCl溶液中，HA中氢离子浓度小，氢离子浓度越小、和相同的锌反应时产生氢气的速率越小，则乙方案中说明HA是弱电解质的理由是，测得0.1mol·L﹣1的HA溶液的pH> 1；甲方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是A。
（2）设计如下实验：需要使HA的电离程度和c(H+)都减小，c(A-)增大，则：
A． NaA固体(可完全溶于水) ，c(A-)增大，按同离子效应知，则HA的电离程度和c(H+)都减小，A满足；
B． 1mol·L﹣1NaOH溶液，c(A-)增大，c(H+)减小， HA的电离程度增大，B不满足；
C． 1mol·L﹣1H2SO4，c(H+)增大，HA的电离程度减小，C不满足；
D． 2mol·L﹣1HA，增大了HA的浓度、酸越浓、其电离程度减小，而c(H+)增大，D不满足；
答案选A。
（3）酸抑制水电离、酸溶液中水电离出的OH 浓度等于水电离出的氢离子浓度、代表了水的电离程度，稀释促进醋酸电离，pH=2的盐酸和CH3COOH溶液各1mL，加入等体积的水稀释后盐酸的pH大于醋酸，则盐酸中氢离子浓度小于醋酸、盐酸中氢氧根离子浓度大于醋酸，即HCl溶液的中水电离出来的c(H+)>醋酸溶液水电离出来的c(H+)。
（4）①25℃时，某Na2SO4溶液中c(SO)=5×10-4mol·L-1，取该溶液1mL加水稀释至10mL，则浓度下降为，则稀释后溶液中c(Na+)=× 2×5×10﹣4mol·L-1=10﹣4mol·L-1、Na2SO4溶液呈中性、溶液中c(OH-)=10﹣7mol·L-1、则稀释后溶液中c(Na+)∶c(OH﹣)= 10﹣4mol·L-1:10﹣7mol·L-1=1000:1。
②在t1℃下，纯水的离子积常数比25℃时大，因此纯水的电离程度比25℃时高；碱抑制水的电离，碱溶液中水电离出的OH 浓度等于氢离子浓度、代表了水的电离程度，在t1℃下，Kw=1×10﹣12，pH=8的NaOH溶液中，水电离产生的OH﹣浓度c(OH﹣)水=c(H+)=10 8mol/L。
20．(1)c(HCN)＞c(H2CO3)＞c(HF)
(2) 6×10-6 适当升高温度
(3)小于
(4)CN-+CO2+H2O=HCN+HCO
(5) 大于 大于
【详解】（1）由电离常数的大小可知酸性强弱为，等浓度的三种酸的溶液中的大小为，所以相同的三种酸的浓度从大到小为；
故答案为：；
（2），升高温度能促进HCN电离，使增大；
故答案为：6×10-6；适当升高温度；
（3）HF是弱酸，pH相等的氢氟酸和硫酸的浓度大小：，所以中和等量的NaOH，消耗等pH的氢氟酸的体积小。
故答案为：小于；
（4）NaCN溶液中通入少量，由于酸性，则反应生成HCN和碳酸氢钠，该反应的离子方程式为：；
故答案为：；
（5）(5)pH相同的一元酸分别加水稀释相同的倍数，pH变化较大的酸，其酸性较强，根据图知，酸性：HX大于醋酸，HX的电离平衡常数大于醋酸；酸抑制水电离，酸中越大，水的电离程度越小，：醋酸大于HX，所以稀释后，HX溶液中水电离出来的大于醋酸溶液中水电离出来的；
故答案为：大于；大于。
21．(1)烧杯、100mL容量瓶
(2) 酸式 锥形瓶中无色溶液变成浅紫(粉红)色，且半分钟内不褪色
(3) 5NO+2MnO+6H+=5NO+2Mn2++3H2O
(4)偏小
【详解】（1）实验①是配制一定物质的量浓度的溶液，所需玻璃仪器除玻璃棒、胶头滴管之外还有烧杯、100mL容量瓶；
（2）在进行滴定操作时，因酸性KMnO4溶液具有强氧化性，会腐蚀橡皮管，所以应盛装在酸式滴定管内；当滴入最后一滴溶液，锥形瓶中无色溶液变成浅紫(粉红)色，且半分钟内不褪色，到达滴定终点；
（3）滴定过程中发生反应的离子方程式是5NO+2MnO+6H+===5NO+2Mn2++3H2O；NaNO2与KMnO4发生反应的关系式为
，该样品中NaNO2的质量分数为×100%＝%；
（4）若滴定过程中刚出现颜色变化就停止滴定，则KMnO4的用量偏小，测定结果偏小。
22． A ABCD 便于观察长导管中液面高度的变化； 盐酸 相同 > HSO4 1.0×10-15 1.0×10-13mol/L
【分析】（1）CH3COOH溶液加水稀释过程中，醋酸的电离程度增大，氢离子浓度、醋酸根离子浓度减小；由于温度不变，则电离平衡常数、水的离子积不变；升高温度后醋酸的电离程度增大，则溶液中氢离子浓度增大、水的离子积增大、电离平衡常数增大；
（2）①装置A、B中用红墨水而不用水，便于观察长导管中液面高度的变化；
②实验刚开始时，盐酸溶液中的c(H+)大，与等质量的锌粒反应时单位时间内放出的热量多，产生的H2多，所以装置中压强大，长导管中液面上升快；两装置反应刚结束时（无固体剩余），发现装置A中的长导管液面比装置B中的高，静置一会后，温度下降压强减小，两装置中的长导管液面均有所下降，但二者产生的氢气的量相等，所以最终液面高度相同；
（3）①由于纯硫酸的导电性显著强于纯水，所以25℃时，液态纯硫酸的离子积常数K(H2SO4)>1×10 14；
②由于纯硫酸的电离能力强于纯硝酸，则在纯硫酸和纯硝酸的液态混合酸中2H2SO4 H3SO4++HSO4 为主要的电离方式；
（4）①该温度下，溶液中水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)，即Kw=10x×10y=10x+y；
②0.01mol/LNaOH溶液中c(OH-)=0.01mol/L，H＋全部由水电离得到，根据水的离子积常数计算氢离子浓度，再依据c水(OH-)=c水(H+)计算溶液中水电离出c(OH-)。
【详解】（1）CH3COOH溶液加水稀释过程中，醋酸的电离程度增大，氢离子浓度、醋酸根离子浓度减小；由于温度不变，则电离平衡常数、水的离子积不变；
A. 0.1 mol L 1的CH3COOH溶液加水稀释过程中，氢离子浓度减小，故A正确；
B. Kw=c(H+) c(OH )只受温度的影响，温度不变，则其值是一个常数，故B错误；
C. 由于，醋酸根离子浓度减小，温度不变，电离平衡常数不变，则增大，故C错误；
D. 为醋酸的电离平衡常数，由于温度不变，则电离平衡常数不变，故D错误；
若该溶液升高温度，醋酸、水的电离程度均增大，则溶液中氢离子、醋酸根离子浓度都增大，醋酸分子的浓度减小，水的离子积增大、电离平衡常数增大；
A. 升高温度，促进醋酸的电离，溶液中氢离子浓度增大，故A正确；
B. Kw=c(H+) c(OH )为水的离子积，升高温度后水的电离程度增大，则水的离子积增大，故B正确；
C. 升高温度，醋酸的电离程度增大，氢离子浓度增大，醋酸分子的浓度减小，则的比值增大，故C正确；
D. 为醋酸的电离平衡常数，升高温度，电离平衡常数增大，故D正确；
故答案为：A；ABCD；
（2）①装置A、B中用红墨水而不用水的原因是便于观察长导管中液面高度的变化；
故答案为：便于观察长导管中液面高度的变化；
②实验刚开始时，盐酸溶液中的c(H+)大，与等质量的锌粒反应时单位时间内放出的热量多，产生的H2多，所以装置中压强大，长导管中液面上升快，所以若发现装置A中的长导管液面上升的比装置B的要高，则胶头滴管a中盛的是盐酸；两装置反应刚结束时（无固体剩余），发现装置A中的长导管液面比装置B中的高，静置一会后，温度下降压强减小，两装置中的长导管液面均有所下降，但二者产生的氢气的量相等，所以最终液面高度相同；
故答案为：盐酸；相同；
（3）①根据实验表明，液态时，纯硫酸的导电性显著强于纯水，已知液态纯酸都能像水那样进行自身电离(H2O+H2O H3O++OH )而建立平衡，且在一定温度下都有各自的离子积常数，这些信息告诉我们纯硫酸存在着电离平衡，且电离程度强于纯水，仿照纯水的电离方式，可以推知纯硫酸的电离方程式为：2H2SO4 H3SO4++HSO4 ，由于纯硫酸的导电性显著强于纯水，所以25℃时，液态纯硫酸的离子积常数K(H2SO4)>1×10 14；
故答案为：>；
②由于纯硫酸的电离能力强于纯硝酸，则在纯硫酸和纯硝酸的液态混合酸中2H2SO4 H3SO4++HSO4 为主要的电离方式，而纯硝酸电离受到纯硫酸电离出的H+的抑制，因此在纯硫酸和纯硝酸的液态混合酸中，存在的阴离子主要是HSO4 ；
故答案为：HSO4 ；
（4）①该温度下，溶液中水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)，即Kw=10x×10y=10x+y，由图像可知，x+y=-15，故Kw=1.0×10-15；
故答案为：1.0×10-15；
②该温度下，水的离子积常数为10-15，0.01mol/LNaOH溶液中c(OH-)=0.01mol/L，H＋全部由水电离得到，根据水的离子积常数得溶液中c水(H+)=c水(OH-)=；
故答案为：1.0×10-13mol/L。
23． ＞ B ② A D AE
【分析】(1)弱电解质的水溶液中，弱电解质只有部分电离，反应速率与氢离子浓度成正比；
(2)只有改变条件时，才能证明改变条件弱电解质平衡发生移动；
①使HA的电离程度和c(H+)都减小，c(A-)增大，则应该加入含有A-的物质；
②使HA的电离程度减小，c(H+)和c(A-)都增大，则应加入浓的HA溶液；
(3)稀释相同的倍数，A的变化大，则A的酸性比B的酸性强，溶液中氢离子浓度越大，酸性越强，对于一元强酸来说c(酸)=c(H+)，但对于一元弱酸，c(酸)＞c(H+)。
【详解】(1)弱电解质的水溶液中，弱电解质只有部分电离，则0.1mol L-1的HA溶液中氢离子浓度小于0.1mol/L，所以溶液的PH＞1，反应速率与氢离子浓度成正比，等浓度的HA和盐酸溶液中，HA中氢离子浓度小，所以开始时反应速率慢，则试管上方的气球鼓起慢，故答案为B；
(2)只有改变条件时，才能证明改变条件弱电解质平衡发生移动，所以②能证明改变条件弱电解质平衡发生移动；
①使HA的电离程度和c(H+)都减小，c(A-)增大，则应该加入含有A-的物质，故选A；
②使HA的电离程度减小，c(H+)和c(A-)都增大，则应加入浓的HA溶液，故选D；
(3)A．两种电解质的强弱未知，无法确定两种酸浓度的大小，故A错误；
B．溶液的PH越大，氢离子浓度越小，其酸性越弱，故B正确；
C．若a=4，A完全电离，则A是强酸，B的pH变化小，则B为弱酸，故C正确；
D．pH=1的酸，加水稀释到1000倍，若pH=4，为强酸，若a＜4，则A、B 都是弱酸，故D正确；
E．溶液的酸性越强，水的电离程度越弱，所以稀释后A溶液中水的电离程度比B溶液中水的电离程度大，故E错误；
故答案为AE。
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