一、單選題
1．設(shè)NA為阿伏加 德羅常數(shù)的值，下列說法正確的是（ ）
A．標(biāo)況下，22.4LCl2溶于足量水，所得溶液中Cl2、Cl-、HClO和ClO-四種微粒總數(shù)為NA
B．標(biāo)準(zhǔn)狀況下，38g3H2O2中含有4NA共價(jià)鍵
C．常溫下，將5.6g鐵塊投入一定量濃硝酸中，轉(zhuǎn)移0.3NA電子
D．一定溫度下，1L0.50ml/LNH4Cl溶液與2L0.25ml/LNH4Cl溶液含NH4+的物質(zhì)的量一定不相同
2．下列溶液中，操作和現(xiàn)象對應(yīng)正確的是（ ）
A．AB．BC．CD．D
3．水質(zhì)檢驗(yàn)中，測定水的硬度時(shí)，用到氨-氯化氨緩沖溶液，控制溶液在左右．則關(guān)于該緩沖溶液的說法不正確的是
A．將緩沖溶液加水稀釋時(shí)，pH一定會減小
B．將緩沖溶液升溫，pH一定沒有變化
C．在緩沖溶液中，水的電離受到抑制
D．在緩沖溶液中，一定有
4．兩種溶液混合后的成分與溶液酸堿性的變化可能有關(guān)，下列說法正確的是
A．的溶液與的NaOH溶液等體積混合后所得溶液中：
B．等體積、等物質(zhì)的量濃度的溶液和溶液混合：
C．常溫下，的HA溶液與的BOH溶液等體積混合，所得溶液pH>7，則
D．向某溶液中加入少量晶體，所得溶液中水解程度增大，pH增大
5．常溫時(shí)，下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的敘述正確的是
A．稀釋pH=10的氨水，溶液中所有離子的濃度均降低
B．pH均為5的鹽酸和氯化銨溶液中，水的電離程度相同
C．35℃時(shí)0.1ml·L-1的Na2CO3溶液堿性比25℃時(shí)強(qiáng)，說明該水解反應(yīng)吸熱
D．分別中和pH與體積均相同的硫酸和醋酸，硫酸消耗NaOH的物質(zhì)的量多
6．某興趣小組用數(shù)字實(shí)驗(yàn)系統(tǒng)測定一定濃度碳酸鈉溶液的pH與溫度的關(guān)系，得到如圖所示曲線。下列分析錯誤的是
A．b點(diǎn)水解程度最大
B．水的電離平衡也會對溶液的pH產(chǎn)生影響
C．a(chǎn)→b段水解平衡向右移動
D．水解是吸熱過程
7．常溫下，等體積等pH的鹽酸和氯化銨兩溶液，下列說法正確的是
A．兩溶液導(dǎo)電能力相同
B．分別與等量且同條件的鋅反應(yīng)，平均反應(yīng)速率后者大
C．稀釋10倍后，鹽酸的pH比氯化銨溶液的pH小
D．分別與等濃度的氫氧化鈉溶液恰好反應(yīng)，消耗的氫氧化鈉溶液的體積相同
8．下列說法不正確的是（ ）
A．常溫下，某溶液中由水電離出的c(H+)=1×10-aml·L-1，若a>7時(shí)，則該溶液的pH值可能為14-a或a
B．pH=9的CH3COONa溶液和pH=9的NH3·H2O溶液，兩溶液中水的電離程度不相同
C．溫度一定時(shí)，向水中滴加少量酸或堿形成稀溶液，水的離子積常數(shù)不變
D．常溫下，向純水中加入少量NH4Cl固體，水的電離平衡正移，Kw變大
9．室溫下，通過下列實(shí)驗(yàn)探究FeCl3水解反應(yīng)[FeCl3(黃色)＋3H2O?Fe(OH)3(紅褐色)＋3HCl]的條件。
下列有關(guān)說法正確的是
A．實(shí)驗(yàn)1中FeCl3溶液加熱至沸騰會生成紅褐色沉淀
B．實(shí)驗(yàn)2中Fe3+水解反應(yīng)平衡逆向移動，化學(xué)平衡常數(shù)變小
C．實(shí)驗(yàn)3得到的溶液中有3c(Fe3＋)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(Cl－)＋c(OH－)
D．實(shí)驗(yàn)4中反應(yīng)的離子方程式為Fe3＋＋HCO＋H2O=Fe(OH)3↓＋CO2↑
10．將標(biāo)準(zhǔn)狀況下緩慢通入的溶液中，氣體被充分吸收，下列關(guān)系不正確的是
A．混合溶液溶質(zhì)為和
B．
C．
D．加熱蒸干所得混合溶液，最終得到固體
二、填空題
11．測得某溫度下0.5ml·L-1 HNO2（亞硝酸）溶液的pH約為2。
（1）寫出HNO2的電離方程式 。
（2）將溶液加水稀釋至10倍后，c(NO2-) （填“增大”、“減小”或“不變”），n(H+) （填“增大”、“減小”或“不變”），pH區(qū)間范圍是 。
A．1～2 B．2～3 C．3～4 D．4～5
（3）分別取同濃度同體積的鹽酸與亞硝酸，以同樣的操作與足量NaOH溶液反應(yīng)，測得反應(yīng)溶液的最高溫度鹽酸要高于亞硝酸，說明可能的原因 。
（4）0.1ml·L-1 NaNO2溶液pH 7（填“＞”、“＜”或“＝”），溶液中含有 種分子，溶液中c(Na+) c(NO2-)（填“＞”、“＜”或“＝”），下列措施能提高溶液中c(OH-)的是 。
A．適當(dāng)升高溫度 B．增加壓強(qiáng) C．加水 D．加入NH4Cl固體 E.加入Na2CO3固體
12．如圖所示三個(gè)燒瓶中分別裝入含酚酞的0.01 ml·L-1 CH3COONa溶液，并分別放置在盛有水的燒杯中，然后向燒杯①中加入生石灰，向燒杯③中加入NH4NO3晶體，燒杯②中不加任何物質(zhì)。
(1)含酚酞的0.01 ml·L-1 CH3COONa溶液顯淺紅色的原因?yàn)?
(2)實(shí)驗(yàn)過程中發(fā)現(xiàn)燒瓶①中溶液紅色變深，燒瓶③中溶液紅色變淺，則下列敘述正確的是 。
A．水解反應(yīng)為放熱反應(yīng) B．水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)
C．NH4NO3溶于水時(shí)放出熱量 D．NH4NO3溶于水時(shí)吸收熱量
(3)向0.01 ml·L-1 CH3COONa溶液中分別加入少量濃鹽酸、NaOH固體、Na2CO3固體、FeSO4固體，使CH3COO-水解平衡移動的方向分別為 、 、 、 (填“左”、“右”或“不移動”)。
13．Ⅰ.(1)在100 mL 0.8ml/L硝酸溶液中加入足量銅粉，則被溶解的銅的質(zhì)量為 g。
(2)在上述溶液中再加入足量稀硫酸，又有 g銅溶解。
Ⅱ. 請回答下列問題：25℃時(shí)，濃度均為0.10ml ? L﹣1的 ①氨水 ②NH4Cl溶液
(1)NH4Cl溶液顯 (酸、堿、中)性，原因是(用離子方程式表示) ，若加入少量的氨水，使溶液中c(NH4+)=c(Cl﹣)，則溶液的pH 7 (填“＞”、“＜”或“=”)．
(2)氨水顯堿性的原因(用離子方程式表示) ，向氨水中加入NH4Cl固體，氨水的電離程度 (填“增大”、“減小”或“不變”)，溶液的pH將 (填“增大”、“減小”或“不變”)．
14．已知化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡和溶解平衡均符合勒夏特列原理。請回答下列問題：
(1)可逆反應(yīng)：FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)是煉鐵工業(yè)中的一個(gè)重要反應(yīng)，其溫度與平衡常數(shù)K的關(guān)系如下表：
若該反應(yīng)在體積固定的密閉容器中進(jìn)行，在一定條件下達(dá)到平衡狀態(tài)，若升高溫度，混合氣體的平均相對分子質(zhì)量 ；充入氦氣，混合氣體的密度 (填“增大”“減小”或“不變”)。
(2)常溫下，濃度均為0.1 ml·L－1的下列五種溶液的pH如下表：
①用等式表示Na2CO3溶液中含有H+ 、OH- 、HCO3-、H2CO3微粒間的關(guān)系 。
②根據(jù)表中數(shù)據(jù)判斷，濃度均為0.01 ml·L－1的下列四種物質(zhì)的溶液中，酸性最強(qiáng)的是 ；將各溶液分別稀釋100倍，pH變化最小的是 (填字母)。
A．HCN B．HClO C．H2CO3 D．CH3COOH
③要增大氯水中HClO的濃度，可向氯水中加入少量的碳酸鈉溶液，反應(yīng)的離子方程式為 。
15．常溫下，某水溶液M中存在的離子有Na＋、A2－、HA－、H＋、OH－，存在的分子有H2O、H2A。根據(jù)題意回答下列問題：
(1)寫出酸H2A的電離方程式 。
(2)若溶液M由10 mL 2 ml·L－1NaHA溶液與10 mL 2 ml·L－1 NaOH溶液等體積混合而成，則溶液M的pH (填“”或“＝”)7，溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)? 。已知Ksp(BaA)＝1.8×10－10，向該溶液中加入10 mL 1 ml·L－1BaCl2溶液，混合后溶液中的Ba2＋濃度為 ml·L－1。
(3)若有下列三種溶液：①0.01 ml·L－1的H2A溶液；②0.01 ml·L－1的NaHA溶液；③0.02 ml·L－1的HCl與0.04 ml·L－1的NaHA溶液等體積混合，則三種情況下，溶液中c(H2A)最大的是 ；pH由大到小的順序?yàn)? 。
(4)若溶液M由pH＝3的H2A溶液V1 mL與pH＝11的NaOH溶液V2 mL混合反應(yīng)而得，混合溶液中＝104，V1與V2的大小關(guān)系為 (填“V1大于V2”“V1等于V2”“V1小于V2”或“均有可能”)。
16．氮、磷、砷（As）、銻（Sb）、鉍（Bi）、鏌（Mc）為原子序數(shù)依次增大的同族元素。完成下列填空：
（1）鉍在元素周期表中的位置是 。Mc原子核內(nèi)中子數(shù)與核外電子數(shù)之差為 。
（2）已知：P（s，紅磷）P（s，白磷）-17.6kJ；P（s，白磷）P（s，黑磷）+39.3kJ。紅磷、白磷、黑鱗互為 ，其中最穩(wěn)定的是 。
（3）SbCl3能發(fā)生較強(qiáng)的水解：Sb3++Cl-+H2OSbOCl↓+2H+。該水解反應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式為 。配制SbCl3溶液應(yīng)注意 。
（4）寫出能夠比較磷與砷最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物酸性強(qiáng)弱的一個(gè)實(shí)驗(yàn)事實(shí) 。
（5）科學(xué)家發(fā)明了用H2治理廢水中硝酸鹽的污染的方法，其原理可以表示為：5H2+2NON2+2OH-+4H2O。25℃時(shí)，反應(yīng)進(jìn)行10min，廢水的pH由7變?yōu)?2，這段時(shí)間內(nèi)NO的平均反應(yīng)速率為 。
17．已知常溫下部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如下表：
(1)常溫下，pH 相同的三種溶液①NaF 溶液 ②NaClO 溶液 ③Na2CO3 溶液，其物質(zhì)的量溶度由大到小的順序是 (填序號)
(2)25°C 時(shí)，pH=4 的 NH4Cl 溶液中各離子濃度的大小關(guān)系為 。
(3)0.1 ml/L 的 NaClO 溶液和 0.1 ml/L 的 NaHCO3 溶液中，c(ClO- ) c(HCO )(填“＞，＜，=”)
(4)向 NaClO 溶液中通入少量的 CO2，所發(fā)生的離子方程式為 。
18．弱酸的電離平衡常數(shù)與對應(yīng)酸根的水解平衡常數(shù)存在某種定量關(guān)系。
（1）NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃時(shí)，將amlNH4NO3溶于水，溶液顯酸性，原因是 (用離子方程式表示)。向該溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，則滴加氨水的過程中水的電離平衡將 (填“正向”“不”或“逆向”)移動，所滴加氨水的濃度為 ml·L-1(NH3·H2O的電離平衡常數(shù)取Kb=2×10-5)。
（2）已知常溫下CN-的水解常數(shù)Kh=1.61×10-5。
①含等物質(zhì)的量濃度HCN與NaCN的混合溶液顯 (填“酸”“堿”或“中”)性，c(CN-) (填“>”“” “ Kh2，則0.1 ml?L?1 NaHSO3溶液：
①溶液呈 (填“酸性”“堿性”或“中性”)；
②溶液中c(Na＋) c()(填“>”“”“7，則推知BOH的堿性較弱，由電離平衡常數(shù)越大，弱酸的酸性或者弱堿的堿性就越大可知，，C項(xiàng)正確；
D．溶液中存在水解平衡：S2-+H2OHS-+OH-，向溶液加入少量晶體，Cu2+會結(jié)合S2-發(fā)生反應(yīng)得到CuS沉淀，S2-濃度減小，平衡逆向移動，所得溶液中水解程度減小，pH減小，D項(xiàng)錯誤；
故答案選C。
5．C
【詳解】A． 氨水中存在一水合氨的電離平衡，稀釋促進(jìn)電離，OH-的數(shù)量增加，但濃度降低，溫度不變，水的離子積不變，所以氫離子的濃度增大，A錯誤；
B． 鹽酸是強(qiáng)酸，抑制水的電離，氯化銨是強(qiáng)堿弱酸鹽，水解促進(jìn)水的電離，B錯誤；
C． Na2CO3溶液中存在碳酸根離子的水解反應(yīng)，35℃時(shí)0.1ml·L-1的Na2CO3溶液堿性比25℃時(shí)強(qiáng)，說明該水解反應(yīng)吸熱，升溫促進(jìn)水解，氫氧根離子濃度增大，堿性增強(qiáng)，C正確；
D． 醋酸是弱酸，在pH相同的條件下，醋酸的濃度比硫酸的濃度大的多，所以分別中和pH與體積均相同的硫酸和醋酸，硫酸消耗氫氧化鈉的物質(zhì)的量少，D錯誤；
答案選C。
6．A
【分析】溶液中存在碳酸根的水解平衡和水的電離平衡；圖中顯示溫度升高溶液的堿性先增強(qiáng)后減弱，水的電離是吸熱過程，純水中溫度升高pH值會降低，碳酸鈉溶液中溫度升高pH有增大的過程，說明水解受到促進(jìn)，即水解為吸熱過程；后pH值下降，說明溫度升高水電離出更多的氫氧根抑制了碳酸根的水解，據(jù)此分析作答。
【詳解】A.根據(jù)分析可知水解是吸熱過程，溫度越高，水解程度越大，故A錯誤；
B.隨溫度升高，此時(shí)促進(jìn)鹽類水解，對水的電離也起到促進(jìn)作用，水電離出的氫氧根離子濃度抑制水解平衡，導(dǎo)致溶液pH值減小，因此水的電離平衡也對pH產(chǎn)生影響，故B正確；
C. a→b段說明升溫促進(jìn)水解，氫氧根離子濃度增大，堿性增大溶液pH增大，圖像符合，故C正確；
D.根據(jù)分析可知水解是吸熱過程，故D正確；
故答案為A。
7．B
【詳解】A、鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離，NH4Cl屬于強(qiáng)酸弱堿鹽，NH4＋水解使溶液顯酸性，因?yàn)镹H4＋水解程度微弱，因此相同pH時(shí)，c(NH4Cl)>c(HCl)，離子所帶電荷越多、離子濃度越大，導(dǎo)電能力越強(qiáng)，即NH4Cl溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)于鹽酸，故A錯誤；
B、NH4Cl溶液中存在NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入Zn，消耗H＋，NH4＋還能水解出H＋，即反應(yīng)開始后NH4Cl溶液中c(H＋)大于鹽酸中c(H＋)，即后者反應(yīng)速率快，故B正確；
C、加水稀釋促進(jìn)NH4＋水解，NH4Cl溶液中c(H＋)大于鹽酸中c(H＋)，即鹽酸的pH比NH4Cl溶液的pH大，故C錯誤；
D、鹽酸與NaOH反應(yīng)至中性，溶質(zhì)為NaCl，NH4Cl與NaOH反應(yīng)至中性，溶質(zhì)為NH4Cl和NH3·H2O、NaCl，顯然NH4Cl、鹽酸消耗NaOH的體積不同，故D錯誤。
答案選B。
8．D
【分析】A.常溫時(shí)，某溶液中由水電離出的c(H+)=1×10-aml/L，若a＞7時(shí)，說明水的電離受到抑制，可能為酸溶液，也可能為堿溶液；
B.根據(jù)CH3COONa能促進(jìn)水的電離分析；
C. Kw只與溫度有關(guān)，據(jù)此分析；
D. Kw只與溫度有關(guān)，據(jù)此分析；
【詳解】A、常溫時(shí)，某溶液中由水電離出的c(H+)=1×10-aml/L，若a＞7時(shí)，說明水的電離受到抑制，可能為酸溶液，也可能為堿溶液，如為酸溶液，則pH=14-a，如為堿溶液，則pH=a，故A正確；
B、CH3COONa促進(jìn)水的電離，NH3·H2O抑制水的電離，故B正確；
C、溫度不變，Kw不變，故C正確；
D、常溫下，向純水中加入少量NH4Cl固體，促進(jìn)了水的電離，溶液中c(H+)增大，但是由于溫度不變，Kw=c(OH-)?c(H+)不變 ，故D錯誤；
綜上所述，本題選D。
【點(diǎn)睛】對于水的電離平衡來講，加入酸或堿，抑制水的電離，酸堿濃度越大，抑制程度越大；加入能夠水解的鹽，促進(jìn)水電離，平衡右移。
9．C
【詳解】A．實(shí)驗(yàn)1將FeCl3溶液加熱促進(jìn)FeCl3水解，產(chǎn)物濃度增大，顏色加深，沒有生成紅褐色沉淀，A項(xiàng)錯誤；
B．平衡常數(shù)只受溫度影響，溫度不變K不變，B項(xiàng)錯誤；
C．實(shí)驗(yàn)3得到的溶液中存在電荷守恒3c(Fe3＋)＋c(H＋)+c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)+2c(SO)，存在物料守恒c(NH3·H2O)+ c(NH)=2c(SO)，聯(lián)立得3c(Fe3＋)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(Cl－)＋c(OH－)，C項(xiàng)正確；
D．實(shí)驗(yàn)4中反應(yīng)的離子方程式為Fe3＋＋3HCO =Fe(OH)3↓＋3CO2↑，D項(xiàng)錯誤。
故選C。
10．C
【解析】，，根據(jù)C元素守恒，有，根據(jù)元素守恒，有，解得，，反應(yīng)所得溶液為等濃度的Na2CO3、NaHCO3的混合溶液，據(jù)此解答。
【詳解】A．由分析可知，A正確；
B．根據(jù)電荷守恒，有，B正確；
C．結(jié)合分析可知，反應(yīng)后溶液為等濃度的Na2CO3、NaHCO3的混合溶液，溶液顯堿性，的水解程度強(qiáng)于，因此離子濃度大小順序是，C錯誤；
D．加熱蒸干后得到和，因?yàn)椴环€(wěn)定，受熱易分解：，因此最終得到的物質(zhì)為，D正確。
答案選C。
11． HNO2H++NO2- 減小 增大 B 弱酸電離吸熱 ＞ 2 ＞ AE
【分析】（1）0.5ml·L-1 HNO2（亞硝酸）溶液的pH約為2，c(H+)=0.01ml/L，則表明，HNO2只發(fā)生部分電離，生成H+、NO2-，HNO2為弱酸；
（2）將溶液加水稀釋至10倍后，HNO2電離程度增大，n(NO2-)增大，n(H+)增大，但由于溶液體積增大占主導(dǎo)地位，所以c(NO2-)減??；假設(shè)平衡不移動，pH=3；平衡移動后，c(H+)增大，pH減小，但比原pH大，從而確定區(qū)間范圍；
（3）分別取同濃度同體積的鹽酸與亞硝酸，以同樣的操作與足量NaOH溶液反應(yīng)，測得反應(yīng)溶液的最高溫度鹽酸要高于亞硝酸，說明HNO2電離吸熱；
（4）因?yàn)镠NO2為弱酸，則NaNO2在溶液中發(fā)生水解而使溶液顯堿性，溶液中含有水分子和亞硝酸分子，因水解導(dǎo)致c(NO2-)減小，溶液中c(Na+)大于c(NO2-)；
A.適當(dāng)升高溫度，能促進(jìn)吸熱的NO2-水解反應(yīng)正向移動，c(OH-)增大；
B.增加壓強(qiáng)，整個(gè)反應(yīng)中沒有氣體參與反應(yīng)，對c(OH-)不產(chǎn)生影響；
C.加水，溶液稀釋，NaNO2水解程度增大，n(OH-)增大，但c(OH-)減??；
D.加入NH4Cl固體，NH4+與NO2-水解生成的OH-結(jié)合，從而促進(jìn)NO2-水解反應(yīng)的進(jìn)行，但c(OH-)減??；
E. CO32-的水解能力比NO2-強(qiáng)，加入Na2CO3固體，c(OH-)增大。
【詳解】（1）0.5ml·L-1 HNO2（亞硝酸）溶液的pH約為2，c(H+)=0.01ml/L，則表明，HNO2只發(fā)生部分電離，生成H+、NO2-，HNO2為弱酸，則HNO2的電離方程式HNO2H++NO2-；
（2）將溶液加水稀釋至10倍后，HNO2電離程度增大，n(NO2-)增大，n(H+)增大，但由于溶液體積增大占主導(dǎo)地位，所以c(NO2-)減?。患僭O(shè)平衡不移動，pH=3；平衡移動后，c(H+)增大，pH減小，但比原pH大，從而確定區(qū)間范圍在2~3之間；
（3）分別取同濃度同體積的鹽酸與亞硝酸，以同樣的操作與足量NaOH溶液反應(yīng)，測得反應(yīng)溶液的最高溫度鹽酸要高于亞硝酸，說明HNO2電離吸熱；
（4）因?yàn)镠NO2為弱酸，則NaNO2在溶液中發(fā)生水解而使溶液顯堿性，pH>7；溶液中含有水分子和亞硝酸分子共2種分子，因水解導(dǎo)致c(NO2-)減小，溶液中c(Na+)大于c(NO2-)；
A.適當(dāng)升高溫度，能促進(jìn)吸熱的NO2-水解反應(yīng)正向移動，c(OH-)增大，A符合題意；
B.增加壓強(qiáng)，整個(gè)反應(yīng)中沒有氣體參與反應(yīng)，對c(OH-)不產(chǎn)生影響，B不合題意；
C.加水，溶液稀釋，NaNO2水解程度增大，n(OH-)增大，但c(OH-)減小，C不合題意；
D.加入NH4Cl固體，NH4+與NO2-水解生成的OH-結(jié)合，從而促進(jìn)NO2-水解反應(yīng)的進(jìn)行，但c(OH-)減小，D不合題意；
E. CO32-的水解能力比NO2-強(qiáng)，加入Na2CO3固體，c(OH-)增大，E符合題意；
答案為：AE。
12． CH3COO-+H2O?CH3COOH+OH-，使溶液顯堿性 BD 右 左 左 右
【詳解】(1)CH3COONa中CH3COO-水解使溶液顯堿性，酚酞溶液遇堿顯紅色。
(2)生石灰與水劇烈反應(yīng)且放出大量熱，根據(jù)燒杯①中溶液紅色變深，判斷水解平衡向右移動，說明水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，同時(shí)燒杯③中溶液紅色變淺，則NH4NO3溶于水時(shí)吸收熱量。
(3)酸促進(jìn)CH3COO-的水解；堿抑制CH3COO-的水解；碳酸根離子與CH3COO-帶同種電荷，水解都呈堿性，相互抑制；Fe2+水解呈酸性、CH3COO-水解呈堿性，相互促進(jìn)。
13． 1.92 5.76 酸 NH4++H2O NH3?H2O+H+ = NH3?H2O?NH4++OH﹣ 減小 減小
【分析】硝酸和銅反應(yīng)時(shí)，硝酸表現(xiàn)酸性和氧化性，根據(jù)硝酸和銅反應(yīng)的方程式分析，注意酸性條件下硝酸根離子表現(xiàn)強(qiáng)氧化性，能繼續(xù)氧化單質(zhì)銅。根據(jù)影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素分析，加入同種離子的物質(zhì)，抑制其電離。
【詳解】Ⅰ. (1)硝酸的物質(zhì)的量為0.8ml/L×0.1L=0.08ml，根據(jù)銅和稀硝酸反應(yīng)生成硝酸銅、一氧化氮和水的方程式分析，反應(yīng)消耗的銅的物質(zhì)的量為0.03ml，質(zhì)量為0.03ml×64g/ml=1.92g。
(2)反應(yīng)生成0.03ml硝酸銅，在溶液中加入足量的稀硫酸，提供氫離子，則硝酸根離子還可以溶解銅，根據(jù)電子守恒分析，0.06ml硝酸根離子能得到0.18ml電子，所以能溶解0.18ml÷2=0.09ml銅，質(zhì)量為0.09ml×64g/ml=5.76g。
Ⅱ. (1)氯化銨中銨根離子水解使溶液顯酸性，水解方程式為NH4++H2O NH3?H2O+H+；
若加入少量的氨水，溶液中c(NH4+)=c(Cl﹣)，則根據(jù)電荷守恒分析，溶液中氫離子和氫氧根離子濃度相等，即溶液為中性，pH=7。
(2)一水合氨電離出氫氧根離子，溶液顯堿性，電離方程式為： NH3?H2O?NH4++OH﹣，向溶液中加入氯化銨，氯化銨電離出銨根離子，抑制一水合氨的電離，所以電離程度減小，溶液的pH將減小。
【點(diǎn)睛】掌握硝酸根離子在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性，所以硝酸鹽中加入稀硫酸后能溶解金屬銅，再根據(jù)硝酸根離子全部表現(xiàn)氧化性，得失電子數(shù)相等進(jìn)行分析溶解銅的物質(zhì)的量。
14． 減小 增大 c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3) D A 2Cl2＋CO32-＋H2O==CO2↑＋2Cl－＋2HClO
【詳解】(1)根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，升高溫度，K減小，說明升高溫度，化學(xué)平衡向逆反應(yīng)方向移動，逆反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，則該反應(yīng)的正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。升高溫度，平衡逆向移動，使CO含量增多，CO2含量減少，因此氣體的平均相對分子質(zhì)量會減?。蝗舫淙牒?，由于氣體總質(zhì)量增大，但氣體的體積不變，所以氣體的密度增大；
(2) ①Na2CO3是強(qiáng)堿弱酸鹽，水解使溶液顯堿性，根據(jù)質(zhì)子守恒可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
②弱酸的酸性越弱，其相應(yīng)的酸根離子越易水解，等濃度的該酸形成的鹽溶液的堿性就越強(qiáng)，所以等濃度鹽溶液pH最小的物質(zhì)CH3COONa對應(yīng)的酸CH3COOH的酸性最強(qiáng)，合理答案為：D；
根據(jù)同濃度的鈉鹽溶液的pH可知物質(zhì)的酸性：HCNc(HA－)>c(H＋)；由離子方程式Ba2＋＋A2－=BaA↓可得：反應(yīng)后A2－過量0.01 ml，溶液中c(A2－)＝＝ml·L－1，根據(jù)BaA的Ksp可得：c(Ba2＋)＝ml/L＝5.4×10－10ml/L。本題答案為：＞； c(Na＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋) ；5.4×10－10。
(3)③中溶質(zhì)為物質(zhì)的量濃度均為0.01 ml/L的NaCl、NaHA、H2A。NaHA、H2A相互抑制，弱酸電離程度較小，酸式酸根離子水解程度更小，所以這三種溶液中c(H2A)最大的為③；①為酸溶液，pH最小，②為鹽溶液，③為酸和鹽的混合溶液，所以pH③＜②，則這三種溶液pH大小順序是②＞③＞①。本題答案為：③ . ②＞③＞① 。
(4)混合溶液＝104，說明溶液呈酸性，則酸過量，H2A為弱酸，pH＝3的H2A溶液與pH＝11的NaOH溶液混合時(shí)酸的濃度大于堿的濃度,則二者體積關(guān)系不確定,大于、小于或等于都可能酸過量,因此，本題正確答案是:均有可能。
16． 第六周期第VA族 58 同素異形體 黑磷 K= 加入稀鹽酸抑制水解 相同條件下，相同物質(zhì)的量濃度的H3PO4溶液pH小于H3AsO4 0.001ml/（L?min）
【詳解】
(1)N為第二周期第VA族元素，則鉍位于第六周期第VA族，Mc的中子數(shù)=288-115=173，核外電子數(shù)=115，所以原子核內(nèi)中子數(shù)與核外電子數(shù)之差=173-115=58，故答案為：第六周期第VA族；58；
(2)紅磷、白磷、黑鱗是由P元素組成的不同種單質(zhì)，互為同素異形體。P（s，紅磷）P（s，白磷）-17.6kJ，則P（s，白磷）P（s，紅磷）+17.6kJ，1ml白磷轉(zhuǎn)化為1ml紅磷放出17.6kJ熱量，P（s，白磷）P（s，黑磷）+39.3kJ，1ml白磷轉(zhuǎn)化為1ml黑磷放出熱量39.3kJ熱量，說明三者的能量高低：1ml白磷＞1ml紅磷＞1ml黑磷，黑磷最穩(wěn)定，故答案為：同素異形體；黑磷；
(3)由平衡常數(shù)的定義可知，該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=，SbCl3能發(fā)生較強(qiáng)的水解：Sb3++Cl-+H2OSbOCl↓+2H+，配制SbCl3溶液時(shí)應(yīng)加入H+抑制水解，為了不引入雜質(zhì)，應(yīng)加入HCl抑制水解，故配制SbCl3溶液時(shí)應(yīng)加入稀鹽酸抑制水解，故答案為：K=；加入稀鹽酸抑制水解；
(4)同主族元素從上往下非金屬性減弱，P的非金屬性比As強(qiáng)，則H3PO4的酸性比H3AsO4強(qiáng)，可證明H3PO4的酸性比H3AsO4強(qiáng)的事實(shí)是：相同條件下，相同物質(zhì)的量濃度的H3PO4溶液pH小于H3AsO4，故答案為：相同條件下，相同物質(zhì)的量濃度的H3PO4溶液pH小于H3AsO4；
(5)pH=7時(shí)，c(OH-)=c(H+)=10-7ml/L，pH=12時(shí)，c(H+)=10-12，c(OH-)=ml/L=10-2ml/L，≈10-2ml/L，結(jié)合反應(yīng)的計(jì)量數(shù)可知：，所以v(NO3-)==0.001ml/（L?min），故答案為：0.001ml/（L?min）。
17． ①＞②＞③ c(Cl-)＞c(NH)＞c(H+)＞c(OH-) ＜ ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO
【詳解】(1)由于Ka(HF) ＞Ka(HClO) ＞Ka2(H2CO3)，則酸性：HF＞HClO＞HCO，則等濃度的弱酸根離子的水解程度：F-＜ClO-＜，則溶液的堿性：NaF溶液＜NaClO溶液＜Na2CO3溶液，故常溫下，pH相同的三種溶液①NaF 溶液 ②NaClO 溶液 ③Na2CO3 溶液，其物質(zhì)的量溶度由大到小的順序是①＞②＞③；
(2)25°C 時(shí)，pH=4 的 NH4Cl 溶液中，銨根離子水解使溶液呈酸性，且水解是微弱的，則各離子濃度的大小關(guān)系為c(Cl-)＞c(NH)＞c(H+)＞c(OH-)；
(3)由于Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)，則酸性：H2CO3＞HClO，則0.1 ml/L 的 NaClO 溶液和 0.1 ml/L 的 NaHCO3 溶液中，ClO- 的水解程度比HCO大，則c(ClO- )＜c(HCO )；
(4)由于Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，則酸性：H2CO3＞HClO＞HCO，則向NaClO 溶液中通入少量的 CO2，反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸，所發(fā)生的離子方程式為ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO。
18． NH+H2ONH3·H2O+H+ 逆向 堿 ＜ c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+) 0.6162
【詳解】(1)NH4NO3溶液中由于發(fā)生水解：+H2ONH3·H2O+H+，使溶液顯酸性。加入氨水抑制銨根離子的水解，從而使水的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動。將aml NH4NO3溶于水，滴加bL氨水后溶液呈中性，根據(jù)電荷守恒可知：c()+c(H+)=c()+c(OH-)，由于溶液呈中性，則c()=c()。NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb=2×10-5，設(shè)混合后溶液體積為VL，滴加氨水的濃度為c'(NH3·H2O)，c()=c()=ml·L-1，根據(jù)一水合氨電離平衡：NH3·H2O+OH-，可知平衡常數(shù)為Kb== =2×10-5，計(jì)算得到c(NH3·H2O)=ml·L-1，故答案為：NH+H2ONH3·H2O+H+；逆向；；
(2)①CN-水解方程式為CN-+H2OHCN+OH-，其水解常數(shù)Kh(CN-)==1.61×10-5，由此可求出HCN的電離平衡常數(shù)Ka(HCN)===≈6.2×10-10。比較HCN的電離常數(shù)和CN-的水解常數(shù)大小可知，CN-的水解程度強(qiáng)于HCN的電離程度，由于NaCN與HCN的物質(zhì)的量相等，故水解產(chǎn)生的c(OH-)大于電離生成的c(H+)，使混合溶液顯堿性，且c(CN-)＜c(HCN)。溶液中存在Na+、CN-、OH-和H+四種離子，根據(jù)電荷守恒可知c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-)，溶液顯堿性，即c(H+)＜c(OH-)，則有c(Na+)＞c(CN-)，因此溶液中各離子濃度由大到小的順序?yàn)閏(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)，故答案為：堿；＜；c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)；
②該溶液中存在電荷守恒：c(K+)+c(H+)=c(CN-)+c(Cl-)+c(OH-)，當(dāng)溶液顯中性時(shí)，即c(H+)=c(OH-)，則有c(K+)=c(CN-)+c(Cl-)。根據(jù)物料守恒c(K+)=c(HCN)+c(CN-)，可知c(HCN)=c(K+)-c(CN-)=c(Cl-)=0.5cml·L-1，由于cml·L-1的鹽酸與0.62ml·L-1的KCN等體積混合，則c(CN-)=(0.31-0.5c)ml·L-1，根據(jù)CN-+H2OHCN+OH-得Kh===1.61×10-5，解得c≈0.6162，故答案為：0.6162。
19． ＜ ＞ AC ＝ 4＜pH＜6 c 酸性 ＞ c(Na＋)+ c(H＋)=c()+2c()+c() c(Na＋) = c()+c()+c() c(H＋)+ c()= c()+c()
【詳解】(1)根據(jù)上表可知，碳酸的小于亞硫酸的，因此酸性＜，根據(jù)對應(yīng)的酸越弱，其水解程度越大，在相同條件下，Na2CO3、Na2SO3溶液的pH：Na2CO3＞Na2SO3；故答案為：＜；＞。
(2)A．加入NaCl溶液實(shí)質(zhì)是加水，加水稀釋，平衡正向移動，水解程度程度增大，故A符合題意；B．加入Na2CO3固體，兩者相互抑制的雙水解，故B不符合題意；C．加入NH4Cl溶液，兩者相互促進(jìn)的雙水解，水解程度增大，故C符合題意；D．加CH3COONa固體，平衡正向移動，但水解程度減小，故D不符合題意；綜上所述，答案為：AC。
(3)常溫下NH3?H2O的電離常數(shù)，醋酸的電離常數(shù)，因此生成是弱酸弱堿鹽，水解程度相當(dāng)，溶液呈中性，則常溫下CH3COONH4溶液的pH ＝7；故答案為：＝。
(4)將pH=4的溶液稀釋100倍，稀釋時(shí)，醋酸又電離出氫離子，因此溶液pH變化不到2個(gè)單位，因此稀釋后溶液的pH范圍是4＜pH＜6，加水稀釋，醋酸電離平衡正向移動，電離程度增大，溶液的pH增大，醋酸電離平衡常數(shù)不變，離子濃度減小，溶液導(dǎo)電性能力減弱，因此圖中的縱坐標(biāo)可以是c；故答案為：4＜pH＜6；c。
(5)①已知25 ℃時(shí)，Ka2 ＞ Kh2，說明電離程度大于水解程度，因此0.1 ml?L?1 NaHSO3溶液呈酸性；故答案為：酸性。
②溶液中亞硫酸根既要電離又要水解，因此溶液中c(Na＋)＞c()；故答案為：＞。
③電荷守恒：c(Na＋)+ c(H＋)=c()+2c()+c()，物料守恒：c(Na＋) = c()+c()+c()，質(zhì)子守恒：c(H＋)+ c()= c()+c()；故答案為：c(Na＋)+ c(H＋)=c()+2c()+c()；c(Na＋) = c()+c()+c()；c(H＋)+ c()= c()+c()。
20． 1×10?14 H2SO4 NH4Cl 1×10a?14 ml·L?1 1×10－a ml·L?1 > 減小
【分析】（1）室溫下，水的離子積為1×10-14；
（2）強(qiáng)酸溶液稀釋，H+濃度隨體積變化減小，NH4Cl溶液稀釋除了體積變化濃度減小外，稀釋促進(jìn)NH4+的水解，H+物質(zhì)的量增大，濃度減??；
（3）NH4+的水解是吸熱的過程，加熱溶液，促進(jìn)水解，c(H+)增大，硫酸溶液加熱，c(H+)不變；
（4）硫酸中的OH-是水電離得到的，NH4Cl溶液中的H+是水電離出來的，據(jù)此進(jìn)行計(jì)算；
（5）NH4Cl溶液稀釋促進(jìn)了水解，平衡正向進(jìn)行，依據(jù)溶液中體積相同，離子濃度之比可以比較離子物質(zhì)的量之比。
【詳解】（1）室溫下，水的離子積KW=c(H+)c(OH-)=1×10-14；
（2）室溫條件下，pH為a的H2SO4溶液和NH4Cl溶液，各取5mL，分別加水稀釋，至50mL，稀釋10倍，H2SO4溶液pH變化為a+1，稀釋促進(jìn)NH4+水解，導(dǎo)致溶液pH小于a+1，因此pH較大的是硫酸溶液；
（3）室溫下，NH4+的水解是吸熱的過程，加熱溶液，促進(jìn)水解，c(H+)增大，硫酸溶液加熱，c(H+)不變，因此各取5 mL上述溶液，分別加熱到90℃，pH較小的是NH4Cl溶液；
（4）室溫下，pH為a的H2SO4溶液和NH4Cl溶液存在離子積常數(shù)，酸溶液中，c(H+)酸c(OH-)堿=10-14，水電離出的c(OH-)水==1×10a-14ml/L，NH4Cl溶液中，c(H+)水c(OH-)水剩余=10-14，水電離出的c(H+)水=1×10-aml/L，
（5）取5 mL NH4Cl溶液，加水稀釋至50 mL，體積減小到原來的10倍，稀釋促進(jìn)了水解，因此溶液中c(H+)

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第三節(jié) 鹽類的水解

版本： 人教版 (2019)

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