水的电离平衡
高考化学考点水的电离平衡、PH计算的核心知识(基础)
高考总复习《水的电离平衡、PH计算》的核心知识【考纲要求】（1）理解水的电离平衡及其影响；（2）了解水的电离及离子积常数；（3）了解溶液pH的定义。
初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
【考点梳理】考点一、水的电离和水的离子积【高清课堂：363382 水的电离和水的离子积】1．水的电离方程式：在纯水或水溶液中：H2O H++OH—；△H>0或：2H2O H3O++OH—；△H>02．水的离子积：25℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-14=Kw100℃c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-12=Kw要点诠释：(1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。
因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大。
(2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
3．影响水的电离平衡的因素：H2O H++OH—（1）、定性分析，完成下表：（注：“—”表示不变）条件移动方向电离程度c(H+) c(OH-) Kw温度不变加入HCl 逆减小增大减小—NaOH 逆减小减小增大—H2O —————CH3COONa 正增大减小增大—NH4Cl 正增大增大减小—NaCl —————Na 正增大减小增大—升温加热正增大增大增大增大要点诠释：①温度：水的电离过程是吸热过程，所以升高温度能促进电离，据此，降温时K W减小，升温时K W增大。
但不论温度升高或降低，纯液态水中c (H+)和c (OH―)都相等。
实验测得25℃时K W约为10―14，100℃时K W约为10―12。
②外加酸、碱：向纯水中加入酸或碱，可以增大水中的H+或OH―浓度，均可使水的电离平衡向逆反应方向移动（抑制水的电离）。
③加入能水解的盐：水的电离程度增大，若盐水解呈酸性，c (H+)＞c (OH―)；若盐水解呈碱性，c (H+)＜c (OH―)，但溶液中K W不变。
专题38 水的电离及影响因素
专题38 水的电离及影响因素【基础回顾】一、水的电离及离子积常数1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：简写为（正反应为吸热反应)其电离平衡常数：2、水的离子积常数：Kw=c（H+）c(OH-)25℃时 Kw =1.0×10-14mol2?L—2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如100℃时Kw=1.0×10-12mol2?L—2。
3、无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
二、影响水的电离平衡的因素1、酸和碱：酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离.2、温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离, ［H+]与［OH—］同时同等程度的增加，pH变小,但[H+］与［OH-]始终相等，故仍呈中性。
3、能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
4、其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用,使［H+］减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。
【特别提醒】溶液中的c(H+)和水电离出来的c（H+）是不同的:①常温下水电离出的c(H+)=1×10—7mol/L，若某溶液中水电离出的c（H+）＜1×10—7mol/L，则可判断出该溶液中加入酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H+）＞1×10-7mol/L，则可判断出该溶液中加入可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离.②常温下溶液中的c(H+)＞1×10-7mol/L，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；c（H+）＜1×10-7mol/L，说明是碱溶液或水解显碱性的盐溶液.【技能方法】水电离的影响因素以及产生c(H+)和c(OH-）的计算1、注意区分溶液组成和性质的关系：酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。
2、温度相同、pH相同的溶液对水的电离程度影响并不一定相同。
水的电离高中化学课程 平衡曲线及溶液中水电离出c平(H+)的计算
一、水的电离平衡曲线(图像) 水的电离的影响因素、水的离子积(Kw)、溶液酸碱性判断是高考及平时 考查中的热点，常结合图像综合考查。 在分析图像时，要注意以下四点： (1)曲线上的任意点Kw均相同，即c平(H＋)·c平(OH－)相同。 (2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同。 (3)实现曲线上点之间转化时，温度不变，改变的是溶液的酸碱性。 (4)要实现曲线上点到曲线外另一点的转化，改变的是温度。
C.10－1 mol·L－1 13
D.10－7 mol·L－1 13
4.常温下，某酸溶液中由水电离出的离子浓度关系为c平(H＋)·c平(OH－)＝
1×10－20 mol2·L－2，该溶液的pH等于
A.1
B.2
C.3
√D.4
5.在水的电离平衡中，c平(H＋)和c平(OH－) 的关系如图所示： (1)A点水的离子积为1×10－14 mol2·L－2， B点水的离子积为_1_0_－_1_2_m__o_l2_·_L_－_2_。造成 水的离子积变化的原因是_水__的__电__离__是__吸__热_ _过__程__，__升__高__温__度__，__K_w_增__大___。
A.两条曲线间任意点均有c平(H＋)·c平(OH－)＝Kw B.M区域内任意点均有c平(H＋)＜c平(OH－) C.图中T1＜T2
√D.XZ线上任意点均有pH＝7
3.室温下0.1 mol·L－1的 NaOH 溶液中由水电离出的OH－浓度和溶液的pH
分别是 A.10－1 mol·L－1 1
√B.10－13 mol·L－1 13
(2)100 ℃时，若向溶液中滴加盐酸，能否使体系处于B点位置？为什么？ _否__。__盐__酸__中__氢__离__子__浓__度__不__等__于__氢__氧__根__浓__度__。
水的电离平衡常数
水的电离平衡常数
水的电离平衡常数为：Kc=[H+][OH-]、[H2O]。
电离常数计算公式是
K(电离)=C[A+]^·C[B-]^y、C[ABy]，式中C[A+]、C[B-]、C[AB]分别表
示A+、B-和ABy在电离平衡时的物质的量浓度。
影响电离平衡常数的因素是温度，对于吸热反应，温度越高，k越大，对于放热反应则相反。
只有温度变化才变，压强变化引越平衡移动时，其
值不变。
电离平衡常数的应用
电离平衡常数表示弱酸的相对强弱，由弱酸生成的盐就会发生水解，
由越弱越水解的原理，可以判断盐溶液中离子离子浓度大小关系。
总之涉及电离平衡常数的题目必须先根据电离常数判断出酸的相对强弱，把酸的相对强弱由强到弱的顺序排好，然后按照题目要求进行回答，
遇到图像要看清楚图像代表的含义，关键的点表达的意义要清晰。
水的电离平衡和影响平衡的因素
【温馨提示】(1)混合后溶液呈酸性时，一定用 c(H＋)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH－)计算pH。 (2)若强酸(pH＝a，体积为V酸)强碱(pH＝b，体积 为V碱)混合后呈中性，则有：V酸/V碱＝10(a＋b－ pKW)
1.(2010· 广东茂名4月调研)已知在100 ℃的温度下(本 题涉及的溶液其温度均为100 ℃)，水的离子积KW＝ 1×10－12。下列说法正确的是( A ) A．0.05 mol· L－1的H2SO4溶液pH＝1 B．0.001 mol· L－1的NaOH溶液pH＝11 C．0.005 mol· L－1的H2SO4溶液与0.01 mol· L－1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11 的NaOH溶液50 mL
2．碱性溶液 步骤：先求出溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)， 然后根据KW求出溶液中氢离子浓度即c(H＋)，最 后求出溶液的pH。 c(OH－)的求算式与酸性溶液中c(H＋)的求算式 相似，只需把公式中的H＋改为OH－，酸改为碱即 可。 说明：若忽略混合前后溶液体积的变化，则混合 后溶液体积近似等于混合前各溶液体积之和，即 V混＝V1＋V2。
【考点释例2】将pH＝3的H2SO4溶液和pH＝12的 NaOH溶液混合，当混合溶液的pH＝10时，强酸和 强碱的体积之比为( B ) A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10 【解析】pH＝10时，c(H＋)＝1×10－10 mol· L－1， c(OH－)＝1×10－4 mol· L－1。
【解析】0.05 mol· L－1的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.10 mol· L－1，pH＝1。 2.(1)pH＝a的CH3COOH溶液稀释100倍后所得溶 液pH < a＋2(填“>”或“<”)。 (2)0.01 mol/L CH3COOH溶液的pH > 2(填“>”或 “<”)。 (3)0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH > 7(填“>”或 “<”)。
水的电离平衡
Kw决定于温度
分析表中的数据，有何规律，并解释之
温 度
Kw
0℃ 1.34× 10-15
20℃ 6.81× 10-15
25℃ 1.01× 10-14
50℃ 5.47× 10-14
100℃ 5.50× 10-13
结论： 1、温度越高，Kw越大。 2、水的电离是吸热过程。
3、影响水的电离平衡移动的因素
水的电离:
1、水是一种极弱的电解质，能微 弱的电离:
H2O+H2O
( H2O
H3O++OH－
H＋+OH－)
C(H+)×C(OH-）
电离平衡常数：K ＝
C(H2O）
2、水的离子积:
在一定温度下，纯水和稀溶液中：
C(H+)×C(OH-)=Kw， Kw叫水的离
子积常数,简称水的离子积.
25℃时，Kw=1×10-14
若为中性：c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L
4).减少c(H+) （或减少c(OH-) ） 在H2 O H+ +OH-平衡中，加入 某些盐 ， 减小c(H+) 或c(OH-)，则平衡向 右 移动， 不变 α水____ ，促进水的电离，Kw_____ 增大 含有下列离子的盐如：CO32- 、 S2-、CH3COO-、以及HCO3- 、 NH4+、Fe3+、 Cu2+、Al3+
在H2 O
碱 ， H+ +OH-平衡中，加入____
增大c(OH-) ，则平衡向左 __移动，α水____ 减小，
+)必然 水的电离被____ ， Kw_____ ，则 c(H 不变 抑制
水的电离平衡教案教学设计
授课主题水的电离平衡教学目的1、认识水的电离存在电离平衡，掌握水的电离平衡的影响因素，知道水的离子积常数2、认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法3、能进行pH的简单计算，并能计算各类混合溶液的pH重、难点溶液pH的计算教学内容课程导入【知识点讲解一】：水的电离一、水的电离1、水的电离：水是一种极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－2、水的电离平衡常数：)()()(2OH c OHcHcK —电离•=+因为水的电离极其微弱，在室温下1L纯水(即55.6 mol)只有1×10－7mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可以视为常数，上式可表示为：c(H+)·c(OH—)＝K电离·c(H2O)。
其中常数K电离与常数c(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作K W，即K W= c(H＋)· c(OH—) 3、水的离子积常数(K W)(1)表达式：K W＝c(H＋)·c(OH－)，25℃时，K W＝1.0×10－14(2)影响因素：只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1.0×10-144、外界条件对水的电离平衡的影响(1)温度(升高温度，促进水的电离)：水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向右移动，电离程度增大，c(H＋)和c(OH―)同时增大，K W增大，但由于c(H＋)和c(OH－)始终保持相等，故仍呈中性(2)加入酸、碱或强酸的酸式盐(抑制水的电离)：向纯水中加入酸或NaHSO4、碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中c(H＋)或c(OH―)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小(3)含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐(促进水的电离)：在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大(4)加入活泼金属(促进水的电离)：向纯水中加入金属钠，由于活泼金属能与水电离的H＋直接作用，产生氢气，促进水的电离H2O H＋＋OH－ΔH>0改变条件平衡移动方向c(H＋) c(OH－) 水的电离程度K w升高温度右移增大增大增大增大加入HCl(g) 左移增大减小减小不变加入NaOH(s) 左移减小增大减小不变加入NaHSO4(s) 左移增大减小减小不变加入金属Na 右移减小增大增大不变5、水的离子积适用范围：K W不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀溶液，不管是哪种溶液，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等6、水的离子积表达式的应用：在水溶液中，均存在水的电离平衡，因此在表达式中，c(H＋)、c(OH―)表示整个溶液总物质的量浓度，K W＝c(H＋)溶液·c(OH－)溶液(1)纯水中：K W＝c(H＋)水·c(OH－)水(2)酸溶液中：K W＝[c(H＋)酸＋c(H＋)水]·c(OH－)水，由于c(H＋)酸>>c(H＋)水，故忽略水电离出的H＋即：K W＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：计算25℃，0.1mol/L的HCl中，c(H＋)酸＝，c(H＋)水＝，c(OH－)水＝，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝____________(3)碱溶液中：K W＝c(H＋)水·[c(OH－)碱＋c(OH－)水]，由于c(OH－)碱>>c(OH－)水，故忽略水电离出的OH－即：K W＝c(H＋)水·c(OH－)碱，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：计算25℃，0.1mol/L的NaOH中，c(H＋)水＝，c(OH－)碱＝，c(OH－)水＝，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝____________【微点拨】①在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等②对于酸、碱、盐的稀溶液中，c(H2O)也可认为是定值。
水的电离平衡常数表达式
练一练
3.写出下列物质的电离方程式：
(1)氢氧化钙____C_a_(O_H__)2__=_C_a_2_+_+_2_O_H_-_________
(2)氢氧化铜_____C_u_(O__H_)_2 ________C_u_2_+_+_2_O_H_-__
(3)次氯酸______H__C_lO_________H_+_+_C_lO_-_________
与4个水分子结合。为了书写 方便，通常仍写成H+和OH-
水的电离平衡常数表达式：
K=
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
H OH-
H2O
K[H2O] =[H+][OH-]
K与[H2O]都是常数，其乘积也必然是常数，因此
[H+][OH-]也是常数：
KW= [H+][OH-]
KW称为水的离子积常数，简称水的离子积。
表3-1-1不同温度下水的离子积常数
A.HCl溶液中无 OHB.NaOH溶液中无H+ C.NaCl溶液中既无H+也无OHD.常温下，任何物质稀的水溶液中都有H+和
OH- ，且KW= [H+] [OH-]=1.0×10-14mol2 ·L-2
练一练
2.向纯水中加入NaHSO4 （温度不变），则溶
液的 （ B ）
A. [H+]不变 B.酸性增强 C.水中[H+]与[OH-]乘积增大 D. [OH-]不变
二、电解质在水溶液中的存在形态
P74:电解质溶液的导电能力一样吗(实验) 讨论： 1.电解质溶液导电的本质是什么？ 2.以上水溶液导电能力有所不同的原因是什么？ 3.氯化氢、醋酸等电解质在溶于水的过程中发生 了哪些变化？它们最终以何种状态存在？
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1、在常温下，下列五种溶液：①0.1mol/L NH4Cl ②0.1mol/L CH3COONH4③0.1mol/L NH4HSO4④0.1mol/L NH3·H2O 和 0.1mol/L NH4Cl混合液⑤0.1mol/L NH3·H2O请根据要求填写下列空白：（1）溶液①呈性（填“酸”、“碱”或“中”），其原因是（用离子方程式表示）（2）在上述五种溶液中，pH最小的是；c(NH4+)最小的是﹝填序号﹞（3）比较溶液②、③中c(NH4+)的大小关系是②③﹝填“＞”、“＜”或“＝”）（4）在溶液④中NH3·H2O和离子的物质的量浓度之和为0.2 mol/L。
2、现有电解质溶液：①Na2CO3②NaHCO3③NaAlO2④CH3COONa ⑤NaOH(1)当五种溶液的pH相同时，其物质的量浓度由大到小的顺序是_______________ (填编号，下同)(2)将上述物质的量浓度均为0.1 mol/L 的五种溶液，稀释相同倍数时，其pH变化最大的是____(3)在上述五种电解质溶液中，分别加入AlCl3溶液，无气体产生的是____________3、（1）向Na2CO3的浓溶液中逐滴加入稀盐酸，直到不再生成CO2气体为止，则在此过程中，溶液的c(HCO3－)变化趋势可能是：①逐渐减小；②逐渐增大；③先逐渐增大，而后减小；④先逐渐减小，而后增大。
4种趋势中可能的是________。
（2）pH相同的HCl溶液、H2SO4溶液、CH3COOH溶液各100 mL。
①分别用0.1 mol/L的NaOH溶液中和，其中消耗NaOH溶液最多的是________（填化学式）。
②与等量的锌粉反应，反应开始时，反应速率________。
A．HCl最快 B．H2SO4最快 C．CH3COOH最快 D．一样快（3）某温度下，纯水中c(H＋)＝2×10－7 mol/L，则此时0.02mol/LBa(OH)2溶液的pH =（4）有四种一元酸HA、HB、HC、HD，相同物质的量浓度的NaD和NaB溶液的pH，前者比后者大，NaA溶液呈中性，1mol/L的KC溶液遇酚酞试液呈红色；同体积、同物质的量浓度的HB、HC用样的装置分别作导电性试验，发现后者的灯泡比前者亮，则这四种酸的酸性由强到弱的顺序为________________________。
4、（I）化学是一门以实验为基础的学科，下列实验操作的描述中，正确的是________________（填序号）。
①为使稀硫酸和锌制取氢气的速率加快，可向稀硫酸中加入用铜丝网包裹的锌粒②酸碱滴定时，若加入待测液前用待测液润洗锥形瓶，将导致测定结果偏高③配制一定物质的量浓度的溶液时，容量瓶洗涤后未进行干燥④以酚酞作指示剂，用标准浓度的盐酸滴定NaOH溶液，待溶液变成浅红色时即停止滴定⑤测定溶液的pH时，用洁净、干燥的玻璃棒蘸取待测溶液，点在试纸中部，待变色后与标准比色卡对照读数⑥滴定终点时，若不慎滴入过量标准溶液，可用装有待测液的滴定管再滴入一定量进行调整（II）填空(1)图I表示10mL量筒中液面的位置，A与B，B与C刻度间相差1mL，如果刻度A为4，量筒中液体的体积是______。
(2)图II表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面处的读数是a，则滴定管中液体的体积(填代号) 。
A．是amL B．是(50—a)mL C．—定大于amL D．一定大于(50—a)mL5、有一包固体粉末，可能含有下列阳离子或阴离子中的若干种：Na+、NH4+、Fe3+、Cu2+、Mg2+、Cl-、SO42-。
现做以下实验：(1)取少量固体，加适量蒸馏水，搅拌后固体全部溶解，得到无色透明溶液；(2)在混合溶液中加入浓NaOH溶液并加热有刺激性气味的气体生成但没有沉淀(3)向混合溶液中滴入Ba(NO3)2溶液，无沉淀产生。
再滴入AgNO3溶液生成白色沉淀；试根据以上实验现象判断：这包白色粉末一定含有的离子是；一定不含有的离子是；可能含有的离子是:________ __.并写出参加反应的离子方程式是：6、（1）在粗制CuSO4・5H2O晶体中常含有杂质Fe2+。
在提纯时为了除去Fe2+，常加入合适氧化剂，使Fe2+氧化为Fe3+，下列物质可采用的是________。
A. KMnO4B. H2O2C. Cl2水D. HNO3然后再加入适当物质调整至溶液pH=4，使Fe3+转化为Fe(OH)3，可以达到除去Fe3+而不损失CuSO4的目的，调整溶液pH可选用下列中的________。
A. NaOHB. NH3・H2OC. CuOD. Cu(OH)2（2）甲同学怀疑调整至溶液pH=4是否能达到除去Fe3+而不损失Cu2+的目的，乙同学认为可以通过计算确定，他查阅有关资料得到如下数据，常温下Fe(OH)3的溶度积K sp=8.0×10-38,Cu(OH)2的溶度积K sp=3.0×10-20，通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5 mol・L-1时就认为沉淀完全，设溶液中CuSO4的浓度为3.0 mol・L-1，则Cu(OH)2开始沉淀时溶液的pH为________，Fe3+完全沉淀时溶液的pH为________，通过计算确定上述方案________（填“可行”或“不可行”）。
7、 pH＝2的某酸H n A（A为酸根）与pH＝12的某碱B（OH）m等体积混合，混合液的pH值变为8（1）写出生成正盐的分子式：______。
（2）该盐中存在着一定水解的离子，该离子的水解方程式为：______。
（3）简述该混合液呈碱性的原因：______。
8、（1）把FeCl3溶液蒸干灼烧最后的产物是。
（2）工业上制备纯净的氯化锌时，将含杂质的氯化锌溶于过量盐酸中，为了除去杂质需调节溶液的PH到4，应加入的试剂是。
（3）3mol/L 100mL的H2SO4溶液与足量的Zn反应，为使产生的H2速率减慢，但产生H2的总量不变，可采取的措施。
（请填下列选项的序号）①加固体CH3COONa ②BaCl2溶液③NH4Cl溶液④加氨水（4）若1体积硫酸恰好与10体积PH=11的氢氧化钠的溶液完全反应，则二者物质的量浓度之比是。
9、 Na2S溶液中存在多种微粒，下列各微粒间的关系正确的是：A．[Na+]＞[S2-]＞[OH-]＞[HS-]＞[H+] B．[Na+]+[H+]==[S2-]+[HS-]+[OH-]C．[Na+]==[HS-]+2[H2S]+2[S2-] D．[OH-]==[H+]+[HS-]+[H2S]10、下列离子反应方程式书写正确的是A．过量磷酸加入磷酸钠溶液中B．2.24L（标况下）氯气和100mL1mol·L-1溴化亚铁溶液反应:3Cl2+2Fe2++4Br-==6Cl-+2Fe3++2Br2C．碳酸氢镁的溶液中加入石灰水D．用氨水吸收过量的二氧化硫：NH3·H2O＋SO2＝NH4+＋HSO3-11、常温下，用蒸馏水逐渐稀释0.1mol·L-1的氨水，下列各数值不会逐渐增大的是12、一定温度下，在氢氧化钡的悬浊液中，存在氢氧化钡固体与向此种悬浊液中加入少量的氢氧化钡粉末，下列叙述正确的是A．溶液中钡离子数目减小 B．溶液中钡离子浓度减小C．溶液中氢氧根离子浓度增大 D．pH值减小13、欲使AlCl3溶液中的Al3+尽可能多地沉淀出来，最好选用的试剂是A．石灰水 B．氨水 C．硫酸 D．氢氧化钠溶液14、已知NaHSO3溶液呈酸性、NaHCO3溶液呈碱性。
现有浓度均为0.1 mol/L－1的NaHSO3溶液和NaHCO3溶液，溶液中各粒子的物质的量浓度存在下列关系（R表示S或C），其中一定正确的A．c(Na＋)＞c(HRO3－)＞c(H＋)＞c(RO32－)＞c(OH－) B．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HRO3－)＋c(RO32－)＋c(OH－)C．两溶液中c(Na＋)、c(HRO3－)、c(RO32－)分别相等 D． c(H＋)＋c(H2RO3)＝c(RO32－)＋c(OH－)15、下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是A．10 mL 0.5 mol/L CH3COONa溶液与6 mL 1 mol/L盐酸混合：c(Cl－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋)B．0.1 mol/L pH为4的NaHB溶液中：c(HB－)>c(H2B)>c(B2－)C．在NaHA溶液中一定有：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋c(OH－)＋c(A2－)D．c(NH4+)相等的(NH4)2SO4溶液、(NH4)2CO3溶液和NH4Cl溶液： c[(NH4)2SO4]<c[(NH4)2CO3]<c(NH4Cl)16、电解质溶液有许多奇妙之处，你只有深入的去思考，才能体会到它的乐趣。
下列关于电解质溶液的叙述中正确的A．Na2CO3、NaHCO3两种盐溶液中，离子种类相同B．常温下，1 mol·L－1的CH3COOH溶液与1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，所得混合液中：c(Na＋)>c(CH3COO －)>c(H＋)>c(OH－)C．物质的量浓度相同的NH4Cl和NH4HSO4两种溶液中，c(NH4＋)前者大于后者D．常温下，某溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，则此溶液可能是盐酸17、为了除去酸性溶液中的，可在加热、搅拌的条件下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸，这种试剂是A. B. C. D.18、在25mL 0.1mol·L－1NaOH溶液中逐滴加入0. 2mol·L－1CH3COOH溶液，溶液pH变化曲线如图所示，下列有关离子浓度的比较正确的是－)>c(OH－)>c(H+)A．在A、B间任一点(不含A、B点)，溶液中可能有c(Na+)>c(CHB．在B点，a>12.5，且有c(Na+)=c(CH3COO－)=c(OH－)=c(H+)C．在C点，c(CH3COO－)>c(Na+)>c(OH－)>c(H+)D．在D点，c(CH3COO－)+c(CH3COOH)=c(Na+)19、物质的量浓度相同的下列溶液：①Na2CO3②NaHCO3③H2CO3④(NH4)2CO3⑤NH4HCO3，按c(CO32-)由小到大排列顺序正确的是A、⑤<④<③<②<①B、③<⑤<②<④<①C、③<②<⑤<④<①D、③<⑤<④<②<①20、25℃时，弱酸的电离平衡常数如右表，下列说法正确的是（）A．等物质的量浓度溶液pH关系： pH（NaCN）> pH（Na2CO3）> pH（CH3COONa）B．amol/L HCN与bmol/L NaOH溶液等体积混合后所得溶液中c（Na+）>c（CN-），则a一定小于bC．往冰醋酸中逐滴加水，溶液导电能力先增大，后减小D．NaHCO3和Na2CO3的混合液中：c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HCO-3）+c（CO32-）21、下列叙述正确的是A．氯化铝溶液中加入过量氨水的反应实质是：Al3+ + 3NH3·H2O ＝ Al (OH)3↓ + 3NH4+B．常温常压下， 22.4L乙烯中含C—H键的数目为4N A (N A表示阿伏加德罗常数的值)C．加入KSCN溶液显红色的溶液中，Na+、Ca2+、Cl－、I－可以大量共存D．标准状况下2.24 LNH3溶于1L水中制得氨水，则c(NH3·H2O)＝0.1mol·L－122、下列混合溶液中，各离子浓度的大小顺序正确的是A．10 mL0.1 mol·L－1氨水与10 mL0.1 mol·L－1盐酸混合，c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＞c(H＋)B．10 mL0.1 mol·L－1NH4Cl溶液与5 mL0.2 mol·L－1NaOH溶液混合，c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)C．10 mL0.1 mol·L－1CH3COOH溶液与10 mL0.2 mol·L－1NaOH溶液混合，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)D．10 mL0.5 mol·L－1CH3COONa溶液与5 mL1 mol·L－1盐酸混合，c(Cl－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)23、用N A表示阿伏加德罗常数的值。