一、选择题
1.在0.1 mol/L NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH3+H2O正确的是( )
A.加入少量浓盐酸，盐酸与NH3反应生成NH4Cl，使NH3浓度减小，N浓度增大，平衡逆向移动
B.加入少量NaOH固体，OH-与N结合生成NH3·H2O，使N浓度减小，平衡正向移动 C.加入少量0.1 mol/L NH4Cl溶液，电离平衡常数不变，溶液中c(OH-)减小 D.加入少量MgSO4固体，溶液pH增大 解析：A项，加入少量浓盐酸，首先发生H++OH-H2O，使OH-浓度降低，平衡正向移动；
NH3·H2O
N+OH-。下列叙述
B项，加入少量NaOH固体，使OH-浓度升高，平衡逆向移动；C项，使N浓度升高，平衡逆向移动，溶液中c(OH-)减小；D项，发生Mg2++2OH- 减小，溶液pH减小。 答案：C
2.把1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L，下列叙述正确的是( ) A.c(CH3COOH)变为原来的
Mg(OH)2↓，溶液中c(OH-)
1 10B.c(H+)变为原来的
1 10c(CH3COO?)C.减小 c(CH3COOH)D.溶液的导电性减弱
解析：A项由于加水稀释，CH3COOH的电离程度增大，故而c(CH3COOH)应小于原来的
+
1，101c(CH3COO?)c(H)应大于原来的，增大，加水稀释后离子浓度减小，故导电性应减弱。
10c(CH3COOH)答案：D
3.(2014·浙江卷)氯在饮用水处理中常用作杀菌剂，且HClO的杀菌能力比ClO-强。25℃时氯气-氯水体系中存在以下平衡关系： Cl2(g)
Cl2(aq) K1=10-1.2
HClO + H+ +Cl- K2=10-3.4
Cl2(aq)+ H2O
1
HClO
H+ + ClO- Ka=?
其中Cl2(aq)、HClO和ClO-分别在三者中所占分数(α)随pH变化的关系如图所示。下列表述正确的是( )
A.Cl2(g)+ H2O
2H+ + ClO- + Cl- K=10-10.9
B.在氯处理水体系中，c(HClO)+c(ClO-)=c(H+)-c(OH-) C.用氯处理饮用水时，pH=7.5时杀菌效果比pH=6.5时差 D.氯处理饮用水时，在夏季的杀菌效果比在冬季好 解析：将两个方程式相加，得到Cl2(g)+ H2O
2H+ + ClO- + Cl-,K=K1·K2=10-4.6，A错误；
在氯处理水体系中，根据电荷守恒可得：c(OH-)+c(ClO-)+c(Cl-)=c(H+)，B错误；根据图可以看出，次氯酸的浓度在pH=7.5时比pH=6.5时少，杀菌效果差，C正确；夏季温度高，次氯酸受热易分解，在夏季的杀菌效果比在冬季差，D错误。 答案：C
4.(2014·福州模拟)下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是( ) ①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色 ②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗
③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2的中和碱能力强 ④0.1 mol/L HNO2溶液的pH=2 ⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体
⑥c(H+)=0.1 mol/L的HNO2溶液稀释至1 000倍，pH<4 A.①⑤ B.②⑤ C.③⑥ D.③④
解析：NO2-水解，生成弱电解质HNO2和OH-，使酚酞试液显红色，①能证明；HNO2溶液
2
做导电实验，灯泡很暗，只能说明溶液中离子的浓度小，并不能说明HNO2部分电离，②不能证明；等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中，HNO2中和碱能力强，0.1 mol/L HNO2溶液的pH=2，都能说明HNO2部分电离，③④能证明；HNO2与CaCO3反应放出CO2气体，说明HNO2的酸性比碳酸强，但并不一定是弱电解质，⑤不能证明；HNO2若是强酸，⑥中pH应等于4，⑥能证明。 答案：B
5.现有常温下的四种溶液(如下表)，下列有关叙述中正确的是( )
溶液 pH
A.在③、④中分别加入适量的醋酸铵晶体后，③的pH减小，④的pH不变 B.温度上升10 ℃，四种溶液的pH均不变(不考虑挥发与分解) C.分别加水稀释10倍，四种溶液的pH为①>②>④>③
D.将①、④两种溶液等体积混合，所得溶液中c(Cl-)>c(N)>c(H+)>c(OH-)
解析：在醋酸溶液中加入醋酸铵，醋酸的电离受到抑制，在盐酸中加入醋酸铵，生成醋酸，二者酸性都会减弱，pH都会变大，A项错误；升高温度，NH3·H2O和醋酸的电离均受到促进，前者pH增大，后者pH减小，B项错误；将①、④两种溶液等体积混合，氨水过量，溶液呈碱性，D项错误。 答案：C
6.常温下，pH=12的氢氧化钠和pH=4的醋酸等体积混合后恰好中和，忽略混合后溶液体积的变化，下列说法中正确的是( ) A.混合前的醋酸约1%发生电离 B.混合后的溶液中c(Na+)=c(CH3COO-) C.氢氧化钠和醋酸的浓度不相等 D.混合后的溶液呈中性
解析：常温下，pH=12的氢氧化钠和pH=4的醋酸等体积混合后恰好中和，说明醋酸和氢氧化钠两溶液的浓度相等，即醋酸的初始浓度为0.01 mol/L，又因c(H+)=10-4mol/L，故混合前的醋酸约1%发生电离，A正确，C错误；恰好中和生成醋酸钠溶液显碱性，D错误，根据
3
① 氨水 11 ② 氢氧化钠溶液 11 ③ 醋酸溶液 3 ④ 盐酸 3
电荷守恒，c(Na+)>c(CH3COO-)，B错误。 答案：A
7.常温下，现有①醋酸、②盐酸、③硫酸三种酸溶液，下列说法正确的是（ ） A.当三种酸的pH相同时，其物质的量浓度由大到小的顺序为①>②>③ B.将pH相同的三种酸溶液均稀释100倍后，pH由大到小的顺序为①>②>③
C.当三种酸溶液pH相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生气体的体积关系为①>②>③
D.体积和物质的量浓度相同的三种酸溶液，分别与同浓度的NaOH溶液反应，恰好中和时，所需NaOH溶液的体积关系为 ③>②>①
解析：弱酸稀释时，电离程度增大，所以pH变化慢，但盐酸和硫酸都是强酸，变化情况相同，即pH由大到小的顺序为②=③>①，故B选项错；三种酸溶液pH相同、体积相同时，因为醋酸是弱酸，所以除了有和强酸相同的氢离子外，还有未电离的醋酸分子与锌反应产生氢气，所以产生气体的体积关系为①>②=③，故C选项错误。 答案：A
8.下列有关溶液的叙述错误的( )
A.常温下0.01 mol/L HA溶液的pH=4，能证明HA是弱酸
B.在pH=2的醋酸中加入等体积2 mol/L的某酸溶液后，混合溶液的pH一定会减小 C.pH相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原溶液的m倍和n倍，若稀释后两溶液的pH仍相同，则m>n
D.相同温度下，0.2 mol/L氨水中的c(OH-)和0.1 mol/L的氨水中的c(OH-)之比小于2 解析：A项正确；B项，如果加入的酸比醋酸的酸性还弱，则混合溶液的pH可能增大，错误；C项，因为稀释醋酸，平衡CH3COOH
CH3COO-+H+右移，使H+物质的量增大，若
稀释后两溶液pH仍相同，则醋酸加入的水多，正确；D项，假设电离程度相同，则两氨水中的c(OH-)之比等于2，但0.1 mol/L氨水的电离程度大，所以小于2，正确。 答案：B
9.已知醋酸、醋酸根离子在溶液中存在下列平衡： CH3COOH+H2OCH3COO-+H2O
CH3COO-+H3O+ K1=1.75×10-5 CH3COOH+OH- K2=5.71×10-10
现将50 mL 0.2 mol/L醋酸与50 mL 0.2 mol/L醋酸钠溶液混合制得溶液甲，下列叙述正确的
4
是( ) A.溶液甲的pH>7
B.对溶液甲进行微热，K1、K2同时增大
C.若在溶液甲中加入少量的NaOH溶液，溶液的pH明显增大
D.若在溶液甲中加入5 mL 0.1 mol/L的盐酸，则溶液中醋酸的电离平衡常数会变大 解析：根据两个平衡常数大小判断醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，溶液甲应该呈酸性，A项错误；B项正确，因为二者都是吸热反应；因为NaOH溶液与醋酸反应后，醋酸的电离平衡会正向移动，补充消耗的H+，pH变化不大，C项错误；Ka只与温度有关，D项错误。 答案：B
10.将氢氧化钠稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各图示意混合液有关量或性质的变化趋势，其中错误的是( )
解析：A项，氢氧化钠和醋酸发生中和反应，反应放热，当酸反应完成后，再加碱，相当于往热水中加入冷水，温度降低；B项，醋酸中滴加氢氧化钠，酸性减弱pH增大；C项，醋酸中滴加氢氧化钠，相当于弱电解质溶液变成强电解质溶液，因此导电能力增强；D项，醋酸中滴加氢氧化钠，氢氧化钠和醋酸发生反应，因此氢氧化钠从开始到CH3COOH反应完之前浓度均为0。 答案：D
11.已知，25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
5
下列有关说法正确的是( )
A.等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH(NaCN)>pH(Na2C2O4)>pH(CH3COONa)
B.a mol/L HCN溶液与b mol/L NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na+)> c(CN-)，则b一定大于a
C.向冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、醋酸的电离度、溶液的pH均先增大后减小 D.等物质的量的NaHC2O4和Na2C2O4的混合溶液中，一定存在：
2?c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2O?4)+2c(C2O4)
解析：A项中，弱酸的酸性越弱，其对应同种强碱盐溶液的碱性越强，故等物质的量浓度的各溶液的pH关系应为：pH(NaCN)>pH(CH3COONa)>pH(Na2C2O4)；B项中，a=b时也可满足c(Na+)>c(CN-)；C项中，当向冰醋酸中逐滴加水时，溶液的导电性先增大后减小，醋酸的电离度始终增大，溶液的pH增大至接近7后不变；D项中，依据电荷守恒可得：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2O4)+2c(C2O4)。 答案：D 二、非选择题
12.Ⅰ.(2014·山东卷，节选)实验室可用NaOH溶液吸收NO2，反应为
2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O。含0.2 mol NaOH的水溶液与0.2 mol NO2恰好完全反应得1 L溶液A，溶液B为0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液，则两溶液中c(NO3-)、c(NO2-)和c(CH3COO-)由大到小的顺序为 。(已知HNO2电离常数Ka=7.1×10-4 mol·L-1，CH3COOH的电离常数Ka=1.7×10-5 mol·L-1)，可使溶液A和溶液B的pH相等的方法是 。
a.向溶液A中加适量水 b.向溶液A中加适量NaOH c.向溶液B中加适量水 d.向溶液B中加适量NaOH Ⅱ.(2015·临川调考)某一元弱酸在水中的电离方程式是：HA
H++A-，请回答下列问题：
?2?(1)向溶液中加入适量NaA固体，以上平衡将向 (填“正”或“逆”)反应方向移动，理由是 。
(2)若向溶液中加入适量NaCl溶液，以上平衡将向 (填“正”或“逆”)反应方向移动，溶液中c(A-)将 (填“增大”、“减小”或“不变”)，溶液中c(OH-)将 (填“增大”、“减小”或“不变”)。
(3)在25 ℃下，将a mol/L的氨水与0.01 mol/L的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中
6
c(NH4+)=c(Cl-)，则溶液显 性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb= 。
解析：Ⅰ.反应后得到溶液A为物质的量浓度均为0.1 mol/L的NaNO2与NaNO3的混合溶液，利用已知电离常数可知CH3COO-水解程度大于NO2-，NO3-不发生水解，两溶液中c(NO3-)＞c(NO2-)＞c(CH3COO-)；利用CH3COO-水解程度大于NO2-可知溶液B的碱性强于溶液A，为使溶液A、B的pH相等，可采取的措施有向溶液A中加适量NaOH或向B溶液中加入适量水稀释或向B溶液中加入适量稀醋酸等。
Ⅱ.(1)向溶液中加入适量NaA固体，A-浓度增大，平衡将向逆反应方向移动。(2)若向溶液中加入适量NaCl溶液，相当于稀释溶液，以上平衡将向正反应方向移动，但溶液中c(H+)、c(A-)减小，溶液中c(OH-)将增大。(3)由溶液的电荷守恒可得：c(H+)+c(NH4+)=c(Cl-)+c(OH-)，已知c(NH4+)=c(Cl-)，则有c(H+)=c(OH-)，所以溶液显中性；电离常数只与温度有关，则此时
NH3·H2O的电离常数
答案：Ⅰ.c(NO3-)＞c(NO2-)＞c(CH3COO-) b、c
Ⅱ.(1)逆 加入NaA固体c(A-)增大，平衡向c(A-)减小的方向即逆反应方向移动(2)正 减小 增大 (3)中
13.已知甲酸(HCOOH)、醋酸、氢氰酸(HCN)、碳酸、氨水在室温下的电离常数分别为：
根据上述数据，回答下列问题：
7
(1)5种酸中酸性最强的是 ，5种酸中酸性最弱的是 。
(2)室温下，等物质的量浓度的NH4CN、HCOONH4 、CH3COONH4溶液中，几乎呈中性的是 。 (3)写出反应的方程式：
足量的甲酸与碳酸钠溶液混合： ； 足量的CO2通入NaCN溶液中： ； 少量的磷酸与NaCN溶液混合： 。
解析：(1)根据几种酸的K值大小(多元酸，比较Ka1)可以确定最强的酸(K值最大的)和最弱的酸(K值最小的)。(2)可以根据三种盐对应的酸和碱的相对强弱(比较Ka和Kb的大小)，来确定盐溶液的酸碱性。(3)根据强酸制取弱酸的原理以及酸与盐的量来判断反应产物，如足量的甲酸与碳酸钠溶液混合时，甲酸的Ka比碳酸的Ka1大，且甲酸过量，所以应该生成CO2；足量的CO2通入NaCN溶液中时：因为HCN的Ka大于碳酸的Ka2，小于碳酸的Ka1，所以只能生成HCO3-；少量的磷酸与NaCN溶液混合时：因为HCN的Ka大于碳酸的Ka3，小于碳酸的Ka2，而且磷酸少量，所以磷酸能提供两个氢离子，产生HPO42-。 答案：(1)H3PO4 HCN (2)CH3COONH4 (3)2HCOOH+CO32-=2HCOO-+H2O+CO2↑ CO2+CN-+H2O=HCN+HCO3- H3PO4+2CN-=2HCN+HPO42-
14.常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表：
-1NaOH物质的量浓度/(mol·L-1) 0.2 0.2 0.1 0.1 混合溶液的pH pH=a pH=7 pH>7 pH=9 实验编号 甲 乙 丙 丁 HA物质的量浓度/(mol·L) 0.2 c1 0.1 0.1 请回答下列问题：
(1)不考虑其他组的实验结果，单从甲组情况分析，如何用a(混合溶液的pH)来说明HA是强酸还是弱酸 。
8
(2)不考虑其他组的实验结果，单从乙组情况分析，c1是否一定等于0.2 (填“是”或“否”)。混合溶液中离子浓度c(A-)与c(Na+)的大小关系是 。 A.前者大 C.二者相等
B.后者大 D.无法判断
(3)从丙组实验结果分析，HA是 酸(填“强”或“弱”)。该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是 。
(4)丁组实验所得混合溶液中由水电离出的c(OH-)= mol·L-1。 写出该混合溶液中下列算式的精确结果(不能做近似计算)。 c(Na+)-c(A-)= mol·L-1。
解析：(1)因为一元酸和一元碱的物质的量浓度相等，又是等体积混合，说明恰好完全反应，生成的产物是NaA，对NaA溶液分析，若a=7，说明HA是强酸，若a>7，说明溶液因A-的水解而显碱性，则HA是弱酸。
(2)不一定等于0.2。当HA是强酸时等于0.2；当HA是弱酸时，大于0.2。因为pH=7，说明c(H+)=c(OH-)，那么根据电荷守恒可知，一定有c(Na+)=c(A-)。
(3)由丙组实验数据可知，两溶液等体积等物质的量浓度混合后pH>7，说明A-水解，得到HA是弱酸，其他易推知。
(4)丁组实验中所得溶液的pH=9，说明溶液中c(H+)=1.0×10-9 mol·L-1，则由水电离产生的c(H+)=c(OH-)= mol·L-1=1.0×10-5 mol·L-1，由电荷守恒得：c(Na+)+ c(H+)=c(OH-)+c(A-)，则c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=(1.0×10-5-1.0×10-9) mol·L-1。 答案：(1)若a=7，HA为强酸；若a>7，则为弱酸
(2)否 C
(3)弱 c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+) (4)1.0×10-5 (1.0×10-5-1.0×10-9)
9
