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(共63张PPT)
章末质量检测（三）　水溶液中的离子反应与平衡
（时间：75分钟　分值：100分）
一、选择题（本题共15小题，每小题3分，共45分。每小题只有一个选项
符合题意）
1. 下列化学反应的离子方程式书写正确的是（　　）
A. NaHSO3在溶液中的水解方程式： ＋H2O H3O＋＋
B. 水溶液中H2CO3的电离方程式：H2CO3 2H＋＋
C. FeCl3溶液与NaHCO3溶液混合：Fe3＋＋3 Fe（OH）3↓＋
3CO2↑
D. AgCl 的沉淀溶解平衡：AgCl（aq） Ag＋（aq）＋Cl－（aq）
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解析： 　HS ＋H2O H3O＋＋S 是HS 的电离方程式，HS 的
水解离子方程式为HS ＋H2O H2SO3＋OH－，A错误；H2CO3为二元弱
酸，其电离分步进行，故水溶液中H2CO3的电离方程式：H2CO3 H＋＋
HC 、HC H＋＋C ，B错误；Fe3＋和HC 发生相互促进的水解
反应，生成Fe（OH）3沉淀和CO2，C正确；AgCl的沉淀溶解平衡：AgCl
（s） Ag＋（aq）＋Cl－（aq），D错误。
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2. （2025·唐山高二期中）在pH＝2的CH3COOH溶液中存在以下电离平
衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，对于该平衡体系，下列叙述正确的是
（　　）
A. 加入等体积的0.01 mol·L－1的盐酸溶液（混合前后体积变化忽略），平
衡不移动，但c（CH3COO－）减少
B. 加入少量NaOH固体，平衡正向移动，c（H＋）增大
C. 加入少量冰醋酸，平衡正向移动，CH3COOH电离常数增大
D. 加入水时，CH3COOH电离程度增大，溶液pH减小
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解析： 　加入0.01 mol·L－1HCl溶液，氢离子浓度不变，溶液体积增大，
c（CH3COOH）、c（CH3COO－）都减小，且减小的倍数相同，则平衡不
移动，A正确；加入少量NaOH固体，与CH3COOH电离生成的H＋结合生成
水，使电离平衡正向移动，但氢氧化钠消耗的氢离子多，最终c（H＋）减
小，B错误；加入少量冰醋酸，醋酸浓度增大，平衡正向移动，但温度不
变，电离常数不变，C错误；加水促进弱电解质的电离，但溶液体积增
大，氢离子浓度减小，pH增大，D错误。
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3. 某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法
正确的是（　　）
A. 25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B. 25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10 mL，加蒸馏水稀释至100
mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸
C. 25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10 mL，升温至50 ℃，测得
pH＝b，b＜a，则HR是弱酸
D. 25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
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解析： 　常温下，由溶液的pH＝7可知，NaR为强酸强碱盐，则HR为强
酸，A错误。若a＝6，HR无论是强酸还是弱酸，25 ℃时，10 mL pH＝6的
HR溶液加蒸馏水稀释至100 mL，溶液pH均小于7，则b－a＜1无法确定
HR是否为弱电解质，B错误。若HR是强酸，升高温度，水的电离程度增
大，c（H＋）增大，溶液的pH减小；若HR为弱酸，升高温度，R－的水解
程度增大，水解生成的c（OH－）增大，但由于温度升高，水的离子积常
数Kw也增大，溶液中c（H＋）＝ 的变化难以确定，所以25 ℃
时，10 mL pH＝a的NaR溶液，升温至50 ℃测得溶液pH＝b＜a，不能说
明HR是强酸还是弱酸，C错误。由25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7可知，溶液中氢离子浓度小于0.01 mol·L－1 ，说明HR在溶液中部分电离，HR为弱酸，D正确。
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4. 常温下，体积相同、浓度均为1.0 mol·L－1的HX溶液、HY溶液分别加水
稀释，稀释后溶液的pH随稀释倍数的常用对数的变化如图所示。下列叙述
正确的是（　　）
A. 加热a点的溶液，溶液的pH增大（忽略挥发和溶剂
蒸发）
B. 常温下，HY的电离常数约为1.0×10－2
C. b点时HY的电离度为1％
D. a点溶液与b点溶液消耗同浓度的NaOH溶液的体积是相等的
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解析： 　由题图可知HX为强酸，HY为弱酸。HX为强酸，完全电
离，水的电离程度随温度升高而增大，若不考虑挥发，氢离子浓度增
大，故pH减小，A错误；1.0 mol·L－1 HY溶液pH＝2，c（H＋）＝10－
2 mol·L－1 ，由于酸性环境，水电离的氢离子可以忽略，故c（Y－）
≈c（H＋）＝10－2 mol·L－1，电离常数：Ka（HY）＝ ≈ ＝10－4，B错误；
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b点时溶液稀释了100倍，HY的浓度为0.01 mol·L－1，pH＝3，c（H＋）
＝10－3 mol·L－1 ，由于酸性环境，水的电离可以忽略，氢离子可以看
成完全来自HY的电离，根据电离方程式HY Y－＋H＋可得电离的HY
的浓度为 10－3mol·L－1，则电离度为 ×100％＝10％，C错
误；体积相同、浓度均为1.0 mol·L－1的HX溶液、HY溶液中酸的物质
的量不会随着溶液浓度的变化而变化，故消耗同浓度的NaOH溶液的体
积相同，D正确。
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5. 下列叙述正确的是（　　）
A. 常温下，pH＝4的硫酸溶液和pH＝10的氨水等体积混合后，所得混合液
的pH＝7
B. 取等体积、等pH的醋酸溶液和盐酸分别稀释至原体积的m倍和n倍，稀
释后两溶液的pH仍然相同，则m大于n
C. 取等体积、等pH的醋酸溶液和盐酸分别与完全一样的且足量的锌粒反
应，开始时的反应速率：醋酸溶液大于盐酸
D. 用同浓度的NaOH溶液分别与等体积、等浓度的盐酸和醋酸溶液恰好完
全反应，醋酸溶液消耗NaOH溶液的体积更大
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解析： 　硫酸是二元强酸，一水合氨为弱碱，在溶液中部分电离，则常
温下，pH＝4的硫酸溶液和pH＝10的氨水等体积混合时，氨水过量，反应
所得混合液的pH大于7，A错误；pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶
液分别加水稀释相同倍数时，稀释促进醋酸的电离，醋酸溶液的pH变化
小，所以稀释后两溶液的pH仍然相同时，醋酸稀释的倍数大，稀释倍数m
＞n，B正确；等体积、等pH的醋酸溶液和盐酸中氢离子浓度相等，则开
始时的反应速率相等，C错误；等体积、等浓度的盐酸和醋酸溶液中和碱
的能力相等，则醋酸溶液消耗氢氧化钠溶液的体积与盐酸相等，D错误。
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6. （2025·武汉高二期中）下列实验操作正确的是（　　）
A. 用图1装置进行K2Cr2O7溶液滴定未知浓度的FeSO4溶液实验
B. 如图2所示，记录滴定终点读数为18.90 mL
C. 图3操作为赶出碱式滴定管内的气泡
D. 图4，滴定时一手控制滴定管玻璃活塞，一手摇动锥形瓶，眼睛注视滴
定管液面
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解析： 　重铬酸钾溶液具有强氧化性，会腐蚀碱式滴定管的橡胶管，不
能盛装在碱式滴定管中，A错误；滴定管的0刻度在上方，则由题图可知，
记录滴定终点读数为18.10 mL，B错误；赶出碱式滴定管内的气泡时，应
将橡胶管向上弯曲，快速挤压玻璃小球赶出溶液，排出尖嘴处的气泡，C
正确；滴定时左手控制滴定管玻璃活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形
瓶内溶液颜色的变化，D错误。
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7. 用标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结果偏低，其原因可能
是（　　）
A. 配制标准溶液的固体NaOH中混有KOH杂质
B. 滴定到终点读数时，仰视滴定管的刻度，其他操作正确
C. 盛装未知浓度盐酸的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知浓度盐酸润洗
D. 滴定过程中摇动锥形瓶动作过大致使少量溶液溅出
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解析： 　由于KOH的摩尔质量大于NaOH，将会使配制的标准碱液的c
（OH－）偏小，滴定时耗用的V（OH－）偏大，导致结果偏高，A错误；
滴定终点时仰视读数，将使读取碱液的体积偏大，测定结果偏高，B错
误；用未知浓度盐酸润洗锥形瓶将消耗更多的标准液，使测定结果偏高，
C错误；滴定过程中摇动锥形瓶动作过大致使少量待测溶液溅出，消耗标
准液将减少，测定结果偏低，D正确。
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8. 下列无色溶液中各组离子因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的
是（　　）
A. 加入铝粉产生氢气的溶液中：Cu2＋、N 、HC 、Br－
B. pH＝1 的溶液中：Fe3＋ 、Al3＋、N 、Cl－
C. 常温下，水电离出的c（H＋）＝1×10－12mol·L－1的溶液中：Al3＋ 、
Ca2＋、N 、Cl－
D. NH4Al（SO4）2 溶液中：Na＋ 、Mg2＋ 、HC 、N
解析： 　NH4Al（SO4）2溶液中Al3＋与HC 的水解相互促进， 生成氢
氧化铝沉淀和二氧化碳， Al3＋、HC 不能大量共存， D符合题意。
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9. 下表中实验操作、实验现象与结论对应关系均正确的是（　　）
选项 实验操作 实验现象 结论
A 等体积pH＝2的两种酸HX和
HY的溶液分别与足量的锌
反应 HX溶液中放
出的H2多 HX的酸性比HY强
B 用广泛pH试纸测定1 mol·L－
1NaHSO3溶液的酸碱性 测得pH＝3.2 NaHSO3溶液呈酸
性，证明 在水
中的电离程度大于其
水解程度
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选项 实验操作 实验现象 结论
C 常温下，用pH计分别测定1
mol·L－1的CH3COONH4溶液
和0.1 mol·L－1的
CH3COONH4溶液的pH 其pH均为7 同温下，不同浓度的
CH3COONH4
溶液中水的电离程度
相同
D 向10 mL 0.1 mol·L－1 NaCl
溶液中滴入2滴0.1 mol·L－1
AgNO3溶液，有白色沉淀生
成，再滴入4滴0.1 mol·L－1
KBr溶液 先产生白色沉
淀，后转变为
淡黄色沉淀 Ksp ＞Ksp
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解析： 　等体积pH＝2的两种酸HX和HY的溶液分别与足量的锌反应，
HX放出的氢气多，所以HX的浓度大，说明HX的酸性比HY的酸性弱，A
错误；广泛pH试纸测定值只能为正整数，无法测得溶液pH＝3.2，B错
误；CH3COONH4溶液为中性，说明醋酸根离子和铵根离子水解程度相
同，水解促进水的电离，浓度不同，对水的电离促进作用不同，则水的电
离程度不同，C错误；NaCl过量，AgNO3被完全沉淀，通过观察白色沉淀
转变为淡黄色沉淀，可以判断AgCl沉淀转变为AgBr沉淀，从而说明Ksp
（AgCl）＞Ksp（AgBr），D正确。
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10. 常温下Ag（Ⅰ）-CH3COOH水溶液体系中存在反应：Ag＋＋CH3COO－
CH3COOAg（aq）。已知初始浓度c0 ＝c0 ＝a mol·L－
1，溶液中所有含碳微粒的物质的量分数（δ）与pH变化关系如图所示（忽
略溶液体积变化）。下列说法错误的是（　　）
A. P点：c ＝c
B. CH3COOH的电离平衡常数：Ka＝10－m
C. Q点： ＝10n－m
D. pH＝10时：c ＋c ＋c ＝a mol·L－1
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解析： 　由图像可知，P点c（CH3COO－）＝c（CH3COOH），A正确；
由CH3COOH H＋＋CH3COO－及P点c（CH3COO－）＝c（CH3COOH）
可知，CH3COOH的电离常数Ka＝ ＝c（H＋）＝10
－m，B正确；由图像可知Q点c（CH3COOH）＝c（CH3COOAg）、c（H
＋）＝10－n，由Ka＝ ，则 ＝10m－n，
C错误；根据原子守恒可知，pH＝10时c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）
＋c（CH3COOAg）＝a mol·L－1，D正确。
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11. （2025·黔东南高二期中）常温下，向20 mL、0.1 mol·L－1 HA（一元
弱酸）溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1的NaOH溶液[忽略溶液体积和温度的变
化，Ka（HA）＝1×10－a（a＞0）]。下列有关说法错误的是（　　）
A. 常温下，A－的水解常数Kh（A－）＝1×10a－14
B. 当滴入NaOH溶液的体积为5 mL时，c（HA）＋c（A－）＝4c（Na＋）
C. 当混合溶液的pH＝7时，溶液中各离子浓度之间的大小关系为c（A－）
＝c（Na＋）＞c（OH－）＝c（H＋）
D. 当滴入NaOH溶液的体积为20 mL时，c（OH－）＋c（HA）＝c（H＋）
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解析： 　常温下，A－的水解常数Kh（A－）＝ ＝1×10a－14，A
正确；当滴入NaOH溶液的体积为5 mL时，初始酸的物质的量是NaOH的4
倍，根据元素守恒有c（HA）＋c（A－）＝4c（Na＋），B正确；电荷守
恒：c（OH－）＋c（A－）＝c（H＋）＋c（Na＋），pH＝7，c（OH－）
＝c（H＋），则c（A－）＝c（Na＋），故c（A－）＝c（Na＋）＞c
（OH－）＝c（H＋），C正确；当滴入NaOH溶液的体积为20 mL时，二者
恰好完全反应生成醋酸钠，有质子守恒：c（OH－）＝c（H＋）＋c
（HA），D错误。
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12. 常温下，Ksp（ZnS）＝1.6×10－24，Ksp（FeS）＝6.4×10－18，其中
FeS为黑色晶体，ZnS是一种白色颜料的组成成分。下列说法错误的是
（　　）
A. 向FeS悬浊液中通入少量HCl，Ksp（FeS）不变
B. 向物质的量浓度相等的FeCl2和ZnCl2混合液中滴加Na2S溶液，先产生白
色沉淀
C. 在ZnS的饱和溶液中，加入FeCl2溶液，可能产生FeS沉淀
D. 常温下，反应FeS（s）＋Zn2＋（aq） ZnS（s）＋Fe2＋（aq）的平衡
常数K＝4.0×10－6
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解析： 　Ksp（FeS）只与温度有关，温度不变，Ksp（FeS）不变，A正
确；Ksp（ZnS）＜Ksp（FeS），根据相同类型的难溶电解质，Ksp小的先沉
淀可知，先产生ZnS白色沉淀，B正确；在ZnS的饱和溶液中，加入FeCl2溶
液，由于FeCl2浓度未知，则Q（FeS）可能大于Ksp（FeS），故可能产生
FeS沉淀，C正确；反应FeS（s）＋Zn2＋（aq） ZnS（s）＋Fe2＋（aq）的
平衡常数K＝ ＝ ＝ ＝4.0×106，D错误。
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13. 已知相同温度下，Ksp ＜
Ksp 。某温度下，饱和溶液中
－lg 、－lg 与－
lg 的关系如图所示。下列说
法正确的是（　　）
A. 曲线②中c点：c ＝c ＋c ＋c
B. c ＝10－5.1 mol·L－1 时，两溶液中， ＝
C. 加适量BaCl2固体可使溶液由a点变到b点
D. Ksp 的数量级为10－8
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解析： 　相同温度下，Ksp（BaSO4）＜Ksp（BaCO3），则钡离子浓度相
等时，饱和溶液中硫酸根离子浓度更小，故曲线①表示饱和溶液中－lg[c
（S ）]与－lg[c（Ba2＋）]的关系，曲线②表示－lg[c（C ）]与－
lg[c（Ba2＋）]的关系。曲线②表示－lg[c（C ）]与－lg[c（Ba2＋）]的
关系，由题图可知，曲线②中c点：c（Ba2＋）＜c（C ），A错误；c
（Ba2＋）＝10－5.1 mol·L－1时，Ksp（BaSO4）＝10－5.1×1 、Ksp
（BaCO3）＝10－5.1×1 ，两溶液中 ＝ ＝
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＝1 ，B正确；加适量BaCl2固体，c（Ba2＋）增大，Ksp
（BaCO3）不变，所以可使溶液a点沿曲线②向左移动，C错误；
曲线②中－lg [c（Ba2＋）]＝1.0时，－lg[c（C ）]≈7.5，即c（Ba2＋）
＝0.1 mol·L－1时c（C ）＝10－7.5 mol·L－1 ，Ksp（BaCO3）＝ 10－8.5，
其数量级为10－9，D错误。
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14. 用NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾[邻苯二甲
酸（H2A）的Ka1＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6]
溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所
示，其中b点为反应终点。下列叙述错误的是（　）
A. a点离子浓度：c ＞c ＞c ＞c ＞c
B. b点溶液中存在：c ＋c ＜2c ＋c
C. b点的混合溶液pH不可能等于7
D. 从a到c的变化过程中，水的电离程度先增大后减小
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解析： 　a点为邻苯二甲酸氢钾溶液，邻苯二甲酸氢根离子水解常数为Kh
＝ ＝ ≈9.1×10－12＜Ka2，其电离能力大于其水解能力，即邻苯
二甲酸氢钾溶液显酸性，则a点离子浓度：c（K＋）＞c（HA－）＞c（H
＋）＞c（A2－）＞c（OH－），A项正确；b点溶质为Na2A、K2A，溶液显
碱性，根据电荷守恒可得c（Na＋）＋c（K＋）＋c（H＋）＝2c（A2－）
＋c（HA－）＋c（OH－），由于c（H＋）＜c（OH－），则c（Na＋）＋
c（K＋）＞2c（A2－）＋c（HA－），B项错误；b点溶质为Na2A、K2A，
溶液显碱性，pH不可能等于7，C项正确；从a到c的变化过程中，先生成能
水解的盐，促进水的电离，后氢氧化钠过量，抑制水的电离，则水的电离
程度先增大后减小，D项正确。
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15. （2025·郑州高二期中）常温下，一元酸（HA）电离平衡体系中各成
分的组成分数δ[δ ＝ ，X为HA或A－]与pH的关系如图所
示。下列有关说法正确的是（　　）
A. 该酸的电离方程式为HA H＋＋A－
B. 曲线a、b依次表示δ 、δ 的变化
C. 0.1 mol·L－1 HA溶液的pH约为4.25
D. 体系中满足c ＝c ＋c
√
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解析： 　由题干图像信息可知，随着pH的增大，HA的物质的量分数越来
越小，即曲线a代表HA随pH的变化曲线，曲线b代表A－随pH的变化曲线，
溶液中HA和A－共存，说明HA为一元弱酸，A错误；曲线a、b依次表示δ
（HA）、δ（A－）的变化，B错误；曲线a、b依次表示δ（HA）、δ（A
－）的变化，且由题图中信息可知，当δ（HA）＝δ（A－）时溶液pH为
7.5，即Ka＝ ＝10－7.5，0.1 mol·L－1 HA溶液中c（A－）
≈c（H＋），则有c（H＋）≈ ＝ mol·L－1＝10
－4.25mol·L－1，即pH约为4.25，C正确；随着pH的变化，溶液中应该加入
了其他物质，阳离子除了H＋外，还应该有别的阳离子，根据电荷守恒可
知，体系中满足c（H＋）＜c（A－）＋c（OH－），D错误。
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二、非选择题（本题共4小题，共55分）
16. （13分）（2025·随州高二检测）食醋（主要成分为CH3COOH）、纯
碱（Na2CO3）和小苏打（NaHCO3）均为家庭厨房中常用的物质。已知：
弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN
电离 常数 Ka＝1.8× 10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0 ×10－4 Ka＝6.2
×10－10
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（1）CH3COO－、 、 、 、CN－结合质子（H＋）的能力由
小到大的顺序为 。
解析： CH3COO－、HC 、C 、N 、CN－对应的酸分别为
CH3COOH、H2CO3、HC 、HNO2、HCN，根据酸的电离常数的大小可
知，结合质子的能力由小到大的顺序为N ＜CH3COO－＜HC ＜CN－
＜C 。
N ＜CH3COO－＜HC ＜CN－＜C
请回答下列问题：
1
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（2）CO2通入NaNO2溶液中能否生成HNO2 （填“能”或
“否”），理由是
。
解析： 根据电离常数可知，酸性强弱为HNO2＞H2CO3，由较强酸制
较弱酸原理，CO2通入NaNO2溶液中不能生成HNO2。
否　
H2CO3的Ka1小于HNO2的Ka，H2CO3比HNO2的酸性
弱
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（3）少量CO2通入足量NaCN溶液中，反应的离子方程式为
。
解析： 根据酸性强弱顺序为H2CO3＞HCN＞HC ，结合较强酸制较
弱酸原理，少量CO2通入足量NaCN溶液中，发生离子反应为CO2＋H2O＋
CN－ HCN＋HC 。
CO2＋H2O＋
CN－ HCN＋HC
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（4）常温下，将20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－
1 HNO2溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合（混合后溶液体
积变化忽略不计）。
①反应开始时，v（CH3COOH） （填“＞”“＜”或“＝”，下
同）v（HNO2）。
＜　
②充分反应后，两溶液中c（CH3COO－） c（ ）。
＜　
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解析： ①相同条件下，相同物质的量浓度的HNO2、CH3COOH，前
者电离程度较大，溶液中H＋浓度较大，则与20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3
溶液混合开始反应时，反应速率较快，故反应开始时，v（CH3COOH）＜
v（HNO2）；②20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1
HNO2溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，充分反应后，生
成相同物质的量浓度的CH3COONa、NaNO2，则CH3COO－、N 发生水
解，由于酸性：CH3COOH＜HNO2，CH3COO－水解程度＞N 水解程
度，溶液中CH3COO－浓度＜N 的浓度。
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（5）25 ℃时，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得溶液的pH
＝6，则混合液中 ＝ 。
解析： pH＝6，则c（H＋）＝10－6 mol·L－1， ＝
＝ ＝18。
18　
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（6）常温下，下列方法可以使0.1 mol·L－1 CH3COOH的电离程度增大的
是 （填字母）。
a.加入少量的稀盐酸 b.加热溶液
c.加水稀释 d.加入少量冰醋酸
bc　
解析： 加入少量的稀盐酸，溶液中H＋浓度增大，使电离平衡逆向移
动，CH3COOH电离程度减小，a错误；加热溶液，升高温度，电离平衡正
向移动，CH3COOH的电离程度增大，b正确；加水稀释，可以使电离平衡
正向移动，CH3COOH电离程度增大，c正确；加入少量冰醋酸，使电离平
衡正向移动，但CH3COOH的电离程度减小，d错误。
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17. （14分）（2025·青岛高二检测）25 ℃时，如果取0.1 mol·L－1 HA溶液
与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合（混合后溶液体积的变化不计），测
得混合溶液的pH＝8，试回答以下问题：
（1）混合溶液的pH＝8的原因 （用离子方程式
表示）；写出溶液中的电荷守恒关系式：
，元素守恒关系式：
，质子守恒关系式： 。
A－＋H2O HA＋OH－
c（A－）＋c（OH－）＝c（H
＋）＋c（Na＋）
c（Na＋）＝c（A－）＋c
（HA）　
c（OH－）＝c（H＋）＋c（HA）　
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解析： 等物质的量的一元酸和一元碱恰好反应生成盐和水，生成的
盐溶液呈碱性说明该酸是弱酸，生成的盐能水解导致溶液中c（OH－）＞
c（H＋），溶液的pH＞7，水解方程式为A－＋H2O HA＋OH－；溶液中
的电荷守恒关系式：c（A－）＋c（OH－）＝c（H＋）＋c（Na＋），二
者恰好反应生成NaA，元素守恒关系式：c（Na＋）＝c（A－）＋c
（HA），水电离的氢离子等于氢氧根离子，质子守恒关系式：c（OH－）
＝c（H＋）＋c（HA）。
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（2）混合溶液中由水电离出的c（H＋） （填“＞”“＜”或
“＝”）0.1 mol·L－1 NaOH溶液中由水电离出的c（H＋）。
解析： 该盐含有弱酸根离子，能促进水电离，氢氧化钠是强碱能抑
制水电离，所以混合溶液中由水电离出的c（H＋） ＞0.1 mol·L－1 NaOH溶
液中由水电离出的c（H＋）。
＞　
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（3）将混合溶液从25 ℃升温至30 ℃，溶液中 将 （填“增大”或“减小”）。
解析： 将混合溶液从25 ℃升温至30 ℃，溶液中A－＋H2O HA＋OH
－，根据水解平衡常数Kh＝ ，升高温度促进盐类的水
解，Kh增大， 将减小。
减小　
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（4）求出混合液中下列算式的计算结果（填具体数字）：c（HA）＋c
（A－）＝ mol·L－1。
解析： 根据元素守恒，等体积混合所得溶液中c（HA）＋c（A－）
＝0.05 mol·L－1。
0.05　
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（5）若向0.1 mol·L－1HA溶液中加入少量水，溶液中 将
（填“增大”或“减小”）。
解析： 0.1 mol·L－1HA溶液，Ka＝ ，加入少量
水，促进电离，n（A－）增大，c（A－）减小，Ka不变，那么
将增大。
增大　
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（6）向稀的FeCl3溶液中加入适量FeCl3固体，其水解平衡Fe3＋＋3H2O
Fe ＋3H＋向 （填“左”或“右”）移动，溶液酸性
（填“增强”或“减弱”），FeCl3的水解率 （填“增大”或“减
小”）。
解析： 向氯化铁溶液中加入氯化铁固体，溶液中铁离子浓度增大，
平衡向右移动，溶液中的氢离子浓度增大，酸性增强，但氯化铁的水解率
减小。
右　
增强　
减小　
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18. （14分）某小组设计实验探究盐对PbSO4（s） Pb2＋（aq）＋
（aq）平衡体系的影响。回答下列问题：
（1）取一定量PbSO4溶于水，过滤，在饱和PbSO4溶液中加入少量
Pb 固体粉末，观察到 （填实验
现象），可证明饱和PbSO4溶液中存在上述平衡。
解析： 取一定量PbSO4溶于水，过滤，在饱和PbSO4溶液中加入少量
Pb（NO3）2固体粉末，即增加铅离子浓度，观察到产生白色沉淀（或溶液
变浑浊），可证明饱和PbSO4溶液中存在题述平衡。
产生白色沉淀（或溶液变浑浊）　
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（2）在饱和Na2CO3溶液中加入适量PbSO4粉末，充分搅拌，过滤、洗涤，
将白色固体溶于足量稀硝酸中，产生气泡，固体基本能完全溶解。
①Na2CO3和PbSO4反应的离子方程式为
。
②列举上述原理在生产中的应用：
。
PbSO4＋C PbCO3＋
S
用饱和Na2CO3溶液浸泡铅蓄电池电极
表面PbSO4，然后用盐酸（或硝酸）清洗
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解析： 在饱和Na2CO3溶液中加入适量PbSO4粉末，生成碳酸铅沉淀，
充分搅拌，过滤、洗涤，将白色固体溶于足量稀硝酸中，产生气泡，固体
基本能完全溶解，①Na2CO3和PbSO4反应的离子方程式为PbSO4＋
C PbCO3＋S ，②借助上述原理在生产中加以应用，用饱和
Na2CO3溶液浸泡铅蓄电池电极表面PbSO4，然后用盐酸（或硝酸）清洗。
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（3）常温下，在100 mL不同浓度的CH3COONH4溶液中加入PbSO4，
PbSO4溶解量与CH3COONH4溶液浓度的关系如图1所示，实验现象为白色
固体溶解，得到无色透明溶液。已知： Pb溶液导电率很小。
PbSO4易溶于CH3COONH4溶液的主要原因是

， Pb的电离方程式为
。
生成了难电离的
（CH3COO）2Pb，促进PbSO4（s） Pb2＋（aq）＋S （aq）平衡向右
移动
（CH3COO）2Pb 2CH3COO－
＋Pb2＋
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解析： PbSO4易溶于CH3COONH4溶液的主要原因是生成了难电离的
（CH3COO）2Pb，促进PbSO4（s） Pb2＋（aq）＋S （aq）平衡向右
移动，（CH3COO）2Pb是一种弱电解质，所以部分电离，电离方程式为
（CH3COO）2Pb 2CH3COO－＋Pb2＋。
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（4）溶液中离子会受到周围带有异性电荷离子的屏蔽（吸引），使该离
子的有效浓度降低，这种影响称为盐效应。
①常温下，PbSO4在不同浓度的Na2SO4溶液中的溶解度如图2所示。分析
c 在0～0.20 mol·L－1时，PbSO4溶解度发生变化的原因：


。
c
（Na2SO4）较小时，受同离子效应影响PbSO4（s） Pb2＋（aq）＋S
（aq）平衡向左移动；c（Na2SO4）较大时，受盐效应影响平衡向右移
动，且盐效应起主导作用
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②拓展探究。已知：Ag＋＋2Cl－ 。实验测得：AgCl（s）在稀食盐
水中的溶解度随着c（NaCl）的增大而呈先减小后增大的变化趋势。分析
AgCl溶解度“增大”的原因：
。
Ag＋和Cl－形成AgC ，促进AgCl（s）
Ag＋（aq）＋Cl－（aq）平衡向右移动，AgCl溶解度增大
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解析： ①常温下，PbSO4在不同浓度的Na2SO4溶液中的溶解度先减小
后增大，PbSO4溶解度发生变化的原因是c（Na2SO4）较小时，受同离子
效应影响PbSO4（s） Pb2＋（aq）＋S （aq）平衡向左移动，溶解度
减小，c（Na2SO4）较大时，受盐效应影响平衡向右移动，且盐效应起主
导作用，溶解度增大；②AgCl（s）在稀食盐水中的溶解度随着c（NaCl）
的增大而呈先减小后增大的趋势，Ag＋和Cl－形成AgC ，促进AgCl（s）
Ag＋（aq）＋Cl－（aq）平衡向右移动，AgCl溶解度增大。
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19. （14分）我国科学家利用多相催化剂MnxOy，以O2为氧化剂，NH3为
氮源，在温和条件下制备酰胺、腈类。某小组以菱锰矿（主要成分为
MnCO3，含Fe3O4、CoO和SiO2等）为原料制备MnxOy。
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已知：常温下，Ksp ＝3.0×10－26，Ksp ＝5.0×10－14。H2S的
电离常数：Ka1＝9.0×10－8，Ka2＝1.0×10－12。
回答下列问题：
（1）“酸浸”过程中，Fe3O4溶解的离子方程式为
。
解析： “酸浸”过程中，稀硫酸将Fe3O4溶解生成硫酸铁、硫酸亚铁
和水，反应的离子方程式为Fe3O4＋8H＋ 2Fe3＋＋Fe2＋＋4H2O。
Fe3O4＋8H＋ 2Fe3
＋＋Fe2＋＋4H2O
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（2）“沉铁”中加入MnO2的目的是
（用离子方程式表示）。
已知常温下，Ksp ＝8×10－38，Fe3＋恰好完全沉淀时（此时Fe3＋
浓度为1.0×10－5 mol·L－1）溶液的pH＝ （已知lg 2＝0.3）。
解析： “沉铁”中加入MnO2将Fe2＋氧化为Fe3＋，反应的离子方程式
为MnO2＋4H＋＋2Fe2＋ 2Fe3＋＋Mn2＋＋2H2O；已知常温下，Ksp[Fe
（OH）3]＝8×10－38，Fe3＋恰好完全沉淀时（此时浓度为1.0×10－5mol·L
－1），根据Ksp＝c（Fe3＋）·c3（OH－）＝8×10－38，解得c（OH－）＝
2×10－11 mol·L－1，故c（H＋）＝5×10－4 mol·L－1，则溶液的pH＝3.3。
MnO2＋4H＋＋2Fe2＋ 2Fe3＋＋
Mn2＋＋2H2O
3.3　
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（3）“沉钴”中发生的反应为H2S ＋Co2＋ CoS ＋2H＋
，平衡常数K＝ 。在化学上，平衡常数K大于105时认为
反应不可逆。由此推知，“沉钴”反应是 （填“可逆”或“不
可逆”）反应。
解析： 常温下H2S（aq）＋Co2＋（aq） CoS（s）＋2H＋（aq）的平
衡常数K＝ ＝ ＝
＝ ＝3.0×106；该反应的平衡常数K大于105，由此推
之，该反应不可逆。
3.0×106　
不可逆　
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（4）“沉锰”过程中，生成Mn2 CO3沉淀的离子方程式为
，常温下加入的
NH4HCO3溶液呈 （填“酸性”“中性”或“碱性”）（已知：
NH3·H2O的Kb＝1.75×10－5，H2CO3的Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－
11）。
4HC
＋2Mn2＋ Mn2（OH）2CO3↓＋3CO2↑＋H2O
碱性　
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解析： “沉锰”过程中，硫酸锰与碳酸氢铵反应生成Mn2（OH）
2CO3沉淀，同时产生二氧化碳，反应的离子方程式为4HC ＋2Mn2＋
Mn2（OH）2CO3↓＋3CO2↑＋H2O；NH4HCO3溶液中存在着的N 水解以
及HC 的水解和电离，由于HC 的水解程度大于其电离程度，所以只
需考虑水解即可。根据已知，一水合氨的电离常数大于碳酸的电离常数，
可知HC 的水解程度强于N 的水解程度，故溶液呈弱碱性。
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