重庆市黔江新华中学校2019-2020学年高二10月月考化学试题

重庆市黔江新华中学校2019-2020学年高二10月月考化学试题

‎2019年秋高二10月月考 化 学 试 卷 可能用到的相对原子质量：H 1 C 12 N 14 O 16 P 31 S 32 Cl 35.5 Cu 64 Zn 65‎ 一、单选题 ‎1.下列物质溶于水，由于水解而使溶液显酸性的是(　　)‎ A. SO3 B. NaHSO4 C. CuCl2 D. NaF ‎【答案】C ‎【解析】‎ ‎【详解】A. SO3溶于水反应生成硫酸，硫酸电离使溶液显酸性，故A错误；‎ B. NaHSO4在水溶液中电离产生氢离子使溶液显酸性，故B错误；‎ C. CuCl2属于强酸弱碱盐，水解使溶液显酸性，故C正确；‎ D. NaF属于强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性，故D错误；‎ 故选C。‎ ‎【点睛】溶液显酸性是因为溶液中的氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，酸及酸式盐由于电离出氢离子而使得溶液显酸性，强酸弱碱盐由于水解作用而显酸性。‎ ‎2.水是最宝贵的资源之一，下列表述正确的是(　　)‎ A. 水的电离过程是一个放热过程 B. 温度升高，纯水中的c(H+)增大，显酸性 C. 水电离程度很小，纯水中主要存在形态是水分子 D. 向水中加入酸或碱，都可抑制水的电离，使水的离子积减小 ‎【答案】C ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 水的电离是吸热过程，故A错误；‎ B. 升高温度促进水电离，但纯水电离出的c(H+)=c(OH−)，水仍呈中性，故B错误；‎ C. 水的弱电解质，电离程度很小，水中主要以分子形式存在，故C正确；‎ D. 水的离子积常数只与温度有关，与溶液酸碱性无关，所以温度不变，水的离子积常数不变，故D错误；‎ 故选C。‎ ‎3.下列各电离方程式中，书写正确的是(　　)‎ A. CH3COOHH++CH3COO-‎ B. KHSO4K++H++ SO42-‎ C. Al(OH)3Al3++3OH-‎ D. H2CO32H++ CO32-‎ ‎【答案】A ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 醋酸为弱电解质，部分电离，电离方程式为：CH3COOHH++CH3COO-，故A正确；‎ B. KHSO4为强电解质，完全电离，用等号，电离方程式为：KHSO4=K++H++ SO42-，故B错误；‎ C. 氢氧化铝是两性氢氧化物，既有酸式电离又有碱式电离：AlO2-+H++H2OAl(OH)3Al3++3OH-，故C错误；‎ D. 碳酸为弱电解质，分部电离，主要为第一步电离，电离方程式为：H2CO3H++ HCO3-，故D错误；‎ 故选A。‎ ‎4.在RNH2·H2ORNH3+＋OH－的电离平衡中，要使RNH2·H2O的电离程度及c(OH－)都增大，可采取的措施是(　　)‎ A. 通入HCl B. 升高温度 C. 加适量水 D. 加少量NaOH固体 ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】A.通入HCl，消耗氢氧根离子，电离程度增大，但是氢氧根离子的浓度减小，故A错误；‎ B.由于电离是吸热反应，故升高温度，平衡右移，电离程度增大，氢氧根离子的浓度增大，故B正确；‎ C. 加水，溶液浓度减小，电离程度增大，但是氢氧根离子的浓度减小，故C错误；‎ D. 加NaOH，溶液中氢氧根离子浓度增大，平衡向逆反应方向移动，电离程度减小，故D错误；‎ 故选B。.‎ ‎5.下列有关实验操作的说法中错误的是(　　)‎ A. 中和滴定时盛待测液的锥形瓶中有少量水对滴定结果无影响 B. 用已知浓度的醋酸滴定未知浓度的NaOH溶液，不能用甲基橙作指示剂。‎ C. 中和滴定时，左手控制滴定管活塞，右手握持锥形瓶，边滴边振荡，眼睛注视滴定管中的液面 D. 用pH试纸测定溶液的pH时，不能先用蒸馏水润湿.‎ ‎【答案】C ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 中和滴定时盛待测液的锥形瓶中有少量水，不影响待测液的溶质的物质的量，所以不影响消耗标准液的体积，对中和滴定结果无影响，故A正确；‎ B. 甲基橙的变色范围在3.1~4.4，用醋酸滴定NaOH溶液到终点时生成醋酸钠，溶液呈碱性，所以不能用甲基橙作指示剂，故B正确；‎ C. 滴定时，眼睛应观察锥形瓶内颜色的变化，以判断终点，故C错误；‎ D. 用pH试纸测定溶液的pH时，用水润湿会降低溶液浓度，影响测定结果，所以不能先用蒸馏水润湿，故D正确；‎ 故选C。‎ ‎6.下列微粒对CH3COO-+ H2OCH3COOH + OH-水解平衡有影响的是( )‎ A. H3O+ B. C. NO3- D. Ba2+‎ ‎【答案】A ‎【解析】‎ 试题分析：H3O+ 与CH3COO-反应，CH3COO-浓度减小，平衡左移。‎ 考点：水解平衡的影响因素 ‎7.室温时，0.1 mol/L某酸HA溶液的pH=3。关于该溶液叙述正确的是 A. 溶质的电离方程式为HA→H+ + A- B. 升高温度，溶液的pH增大 C. 若加入少量NaA固体，则c(A-)降低 D. 该溶液稀释10倍后，pH < 4‎ ‎【答案】D ‎【解析】‎ 室温时，0.1mol•L-1某一元酸 HA的水溶液 pH=3，则溶液中c（H+）=10-3mol/L，该酸为弱酸；溶质的电离方程式为HAH+ + A-，A错误；电离过程为吸热过程，升高温度，平衡右移，氢离子浓度增大，溶液的pH减小，B错误；若加入少量NaA固体，虽然平衡左移，但是移动过程微弱，增加了溶液中c(A-)，C错误；弱酸稀释10n倍时，溶液的pH变化小于n个单位，所以将该溶液稀释10倍后，pH 介于3 至4之间， D正确；正确选项D。‎ ‎8.将一定量的硫酸钡放入水中，有关的叙述正确的是(　　)‎ A. 硫酸钡不溶于水，硫酸钡固体质量不会改变 B. 最终会得到BaSO4的极稀的饱和溶液 C. 因为很容易发生，所以不存在BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)的过程 D. 因为BaSO4难溶于水，所以改变外界条件也不会改变BaSO4的溶解性 ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】A.硫酸钡不是绝对不溶，溶解的全部电离，硫酸钡固体质量略微减小，故A错误；‎ B.硫酸钡难溶，存在沉淀溶解平衡，放入水中形成极稀的硫酸钡饱和溶液，故B正确；‎ C.硫酸钡在溶液中存在沉淀溶解平衡，存在BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)，故C错误；‎ D.沉淀溶解平衡中，硫酸钡溶解是吸热过程，升温溶解度增大，改变外界条件会改变BaSO4的溶解度，故D错误；‎ 故选B。‎ ‎9. 下表是五种银盐的溶度积常数(25 ℃)，下列有关说法错误的是 化学式 ‎ AgCl ‎ Ag2SO4 ‎ Ag2S ‎ AgBr ‎ AgI ‎ 溶度积 ‎ ‎1.8×10－10 ‎ ‎1.4×10－5 ‎ ‎6.3×10－50 ‎ ‎7.7×10－13 ‎ ‎8.5×10－16 ‎ A.五种物质在常温下溶解度最大的是Ag2SO4‎ B．将AgCl溶解于水后，向其中加入Na2S，则可以生成黑色的Ag2S沉淀 C．沉淀溶解平衡的建立是有条件的，外界条件改变时，平衡也会发生移动 D．常温下，AgCl、AgBr和AgI三种物质的溶解度逐渐增大 ‎【答案】D ‎【解析】‎ 试题分析：A．由溶度积常数可以看出，卤化银中AgCl的溶解度最大，Ag2SO4和Ag2S相比，Ag2SO4的溶解度较大，AgCl达到沉淀溶解平衡时，c（Ag＋）=1.34×10-5mol/L，Ag2SO4‎ 达到沉淀溶解平衡时，c（Ag＋）=3.36×10-2mol/L，所以溶解度最大的是Ag2SO4，A正确；B．AgCl比Ag2S的溶度积常数大很多，也就是说，后者更难溶，所以将AgCl溶解于水后，向其中加入Na2S则可以生成黑色沉淀，B正确；C．沉淀溶解平衡的建立是有条件的，外界条件改变时，平衡也会发生移动，C正确；D．从溶度积常数可以看出，AgCl 、AgBr、AgI溶度积常数逐渐增大，所以AgCl 、AgBr、AgI三种物质在常温下的溶解度按氯、溴、碘的顺序减小，D错误；答案选D。‎ 考点：考查沉淀溶解平衡的应用。‎ ‎10.下列关于电解质溶液的叙述正确的是(　　)‎ A. 25 ℃时，0.1mol·L-1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱 B. CH3COOH溶液与Na2CO3溶液反应生成CO2，可以证明CH3COOH是比H2CO3强的弱酸 C. 0.1mol AgCl和0.1mol AgI混合后加入1L水中，所得溶液中c(Cl－)= c(I－)‎ D. 室温下，pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，所得溶液中：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)‎ ‎【答案】A ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 硫化氢为弱电解质，少部分电离，硫化钠为强电解质，完全电离，少部分硫离子水解，所以0.1mol·L-1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱，故A正确；‎ B. CH3COOH溶液与Na2CO3溶液反应生成CO2，可以证明CH3COOH酸性比H2CO3强，但无法证明醋酸是弱酸，故B错误；‎ C.AgCl和AgI的Ksp不同，混合溶液中阳离子都为银离子，则c(Cl-)≠c(I-)，故C错误；‎ D. pH=12的氨水与pH=2的盐酸中，氨水浓度大于盐酸，等体积混合，氨水过量，溶液呈碱性，所以c(OH-)＞c(H+)，溶液中存在电荷守恒c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，所以得c(NH4+)＞c(Cl-)，溶液中一水合氨电离程度较小，所以c(Cl-)＞c(OH-)，则溶液中离子浓度大小顺序是c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)，故D错误；‎ 故选A。‎ ‎【点睛】比较溶液中离子浓度大小，通常可以从电荷守恒、物料守恒和质子守恒三个方面分析，同时考虑溶液的酸碱性及水解程度、电离程度的相对大小。‎ ‎11.常温下，下列各组比值为1∶2的是(　　)‎ A. 0.1mol·L-1与0.2mol·L-1 CH3COOH溶液，c(H+)之比 B. 0.1mol·L-1 Na2CO3溶液，c(Na+)之比 C. pH=10Ba(OH)2溶液与氨水，溶质的物质的量浓度之比 D. pH=3的H2SO4与CH3COOH溶液，c(CH3COO-)之比 ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A.醋酸是弱电解质，溶液中存在电离平衡，醋酸浓度越大其电离程度越小，所以0.1mol/L与0.2mol/L醋酸溶液，c(H+)之比大于1:2，故A错误；‎ B. 0.1mol∙L−1Na2CO3溶液，CO32-离子水解浓度减小，与c(Na+)之比小于1:2，故B错误；‎ C.Ba(OH)2为强电解质，完全电离，氨水为弱电解质溶液，部分电离，所以pH=10的Ba(OH)2溶液与氨水，c[Ba(OH)2]=×c(OH−)=0.00005mol/L，c(氨水)>0.0001mol/L，溶质的物质的量浓度之比小于1:2，故C错误；‎ D.pH=3的硫酸与醋酸溶液中氢离子浓度相等，根据电荷守恒得c(H+)=2c(SO42−)=c(CH3COO−)，所以c(SO42−)与c(CH3COO−)之比等于1:2，故D正确；‎ 故选D。‎ ‎12.下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)‎ A. 向K2S溶液中加水稀释会减小 B. 向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH=5的混合溶液中:c(Na+)Ksp(CaSO4)是，也可能产生CaSO4沉淀，故D正确；‎ 故选D。‎ ‎【点睛】根据沉淀溶解平衡规律，溶液中，溶度积常数大的沉淀容易向溶度积常数小的沉淀转化，在一定条件下溶度积常数小的沉淀也可以向溶度积常数大的沉淀转化。‎ ‎14.已知醋酸、醋酸根离子在溶液中存在下列平衡及其对应的平衡常数:‎ CH3COOHCH3COO-+H+　K1=1.75×10-5　‎ ‎ CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-　K2=5.71×10-10　‎ 常温下，将等体积、等物质的量浓度的醋酸和醋酸钠溶液混合，下列叙述正确的是(　　)‎ A. 对混合溶液进行加热，K1增大、K2减小 B. 混合溶液的pH>7‎ C. 混合溶液中c(CH3COO-)>c(Na+)‎ D. 温度不变，若在混合溶液中加入少量NaOH固体，c(CH3COO-)减小 ‎【答案】C ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 电离、水解均为吸热反应，所以对混合溶液进行微热，K1增大、K2增大，故A错误；‎ B. 由K的关系可知，醋酸和醋酸钠的混合溶液中，电离程度大于水解水解程度，溶液显酸性pH<7，故B错误；‎ C. 根据醋酸和醋酸钠的混合溶液中，电离程度大于水解程度，所以混合溶液中c(CH3COO−)>c(Na+)，故C正确；‎ D. 温度不变，若在混合溶液中加入少量NaOH固体，促电离抑水解c(CH3COO−)增大，故D错误；‎ 故选C。‎ ‎15.室温下，下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是( )‎ A. 0.1mol·L-1 Na2S溶液中，c(OH-)=c(H2S)+ c(HS-)‎ B. 0.1mol·L-1 Na2CO3溶液与0.1mol·L-1 NaHCO3溶液等体积混合所得溶液中c(HCO3-)>c( CO32-)>cOH-)> c(H2CO3)‎ C. 0.1mol·L-1 pH=6的NaHSO3溶液中：c(Na+)>c（HCO3-)>c(H2SO3)>c(SO32-)‎ D. 0.1mol·L-1 K2C2O4溶液与0.2mol·L-1 KHC2O4溶液等体积混合：4c(K+)=3[c(C2O42-)＋c(HC2O4-)＋c(H2C2O4) ]‎ ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】A.根据Na2S溶液中的质子守恒可得：c(OH−)=2c(H2S)+c(HS−)+c(H+)，故A错误；‎ B. 0.1mol·L-1 Na2CO3溶液与0.1mol·L-1 NaHCO3溶液等体积混合所得溶液中，由于CO32−的水解程度较大，则c(HCO3−)>c(CO32−)，正确的离子浓度大小为：c(HCO3-)>c( CO32-)>cOH-)>c(H2CO3‎ ‎)，故B正确； ‎ C. NaHSO3溶液中呈酸性，则HSO3−的电离程度大于其水解程度：c(SO32−)>c(H2SO3)，由于HSO3−部分水解，则c(Na+)>c(HSO3−)，溶液中离子浓度大小为：c(Na+)>c(HCO3-)>c(SO32-)>c(H2SO3)，故C错误；‎ D.由于是两种溶液的等体积混合，则假设都去1L，则混合后n(K+)=0.4mol，n(C2O42-)+n(HC2O4-)+n(H2C2O4)=0.3mol，则3c(K+)=4[c(C2O42-)+c(HC2O4-)+c(H2C2O4) ]，故D错误；‎ 故选B。‎ ‎16.常温下，浓度均为0.1mol·L-1、体积为V0的HX、HY溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg 的变化关系如图所示。下列叙述正确的是( )‎ A. HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱 B. 常温下，由水电离出的c(H+)·c(OH-)：ab D. lg ＝3，若同时微热两种溶液，则减小 ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 根据图知，lg=0时，HX的pH>1，说明HX部分电离为弱电解质，HY的pH=1，说明HY完全电离，为强酸，HY的酸性大于HX，故A错误；‎ B. 酸或碱抑制水电离，酸中氢离子浓度越小其抑制水电离程度越小，根据图知，b溶液中氢离子浓度小于a，则水电离程度apH(HNO3)‎ D. 向HNO3的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，的值减小 ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 根据电离平衡常数知，冰醋酸中H2SO4发生部分电离，分步电离以第一步电离为主，则冰醋酸中H2SO4的电离方程式：H2SO4+CH3COOH⇌HSO4−+CH3COOH2+，故A错误；‎ B. H2SO4在冰醋酸中，根据电荷守恒得：＝c(HSO4-)＋2c(SO42-)＋c(CH3COO－)，故B正确；‎ C.在冰醋酸中的酸的电离平衡常数越大，电离出的氢离子浓度越大，pH越小，硫酸的电离常数大，所以H2SO4中氢离子浓度大，则pH(H2SO4)c(CO32-)，所以C错误；D. 因为Ksp (CaCO3) < Ksp(CaSO4)，所以当CaSO4沉淀中加入1mol·L-1的Na2CO3溶液后，Qc> Ksp (CaCO3)，则CaSO4沉淀逐渐溶解，CaCO3沉淀逐渐生成，所以D正确，故选择C。‎ 点睛：因为图中坐标轴取的是负对数，所以物质溶度积越大，在坐标轴上的截距越小，所以a为Ksp(CaSO4)曲线，b Ksp (CaCO3)为曲线，c Ksp(PbCO3)为曲线。沉淀是否会产生，主要计算Qc与Ksp的关系，Qc> Ksp则会生成沉淀，Qc则无沉淀生成。‎ 二、填空题 ‎19.Ⅰ.某温度下，纯水中的c(H+)=2.0×10-7mol·L-1，则此时溶液的c(OH-)=____ mol·L-1，这种水显____(填“酸”“碱”或“中”)性；若温度不变，滴入稀盐酸使c(H+)=5.0×10-6 mol·L-1，则c(OH-)=__ mol·L-1。 ‎ Ⅱ. (1)在2mL 0.1mol·L-1的NaCl溶液中，加入2mL 0.1mol·L-1的AgNO3溶液，可观察到____，此反应的离子方程式为______________。 将此混合液过滤，滤渣加入2mL 0.1mol·L-1的KI溶液，搅拌，可观察到_______________， 反应的离子方程式为____________。 ‎ ‎(2)下列说法不正确的是___。‎ A.用稀盐酸洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小 B.所有物质的溶解都是吸热的 C. 沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀完全 D.除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀Mg2+比用效果好，说明 Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大 Ⅲ. 25 ℃，两种常见酸的电离常数如下表所示。‎ Ka1‎ Ka2‎ H2SO3‎ ‎1.3×10-2‎ ‎6.3×10-8‎ H2CO3‎ ‎4.2×10-7‎ ‎5.6×10-11‎ ‎(1) 的电离常数表达式 K =_____________。 ‎ ‎(2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为______________。‎ ‎【答案】 (1). 2.0×10-7 (2). 中 (3). 8×10-9 (4). 白色沉淀 (5). Ag++Cl-=AgCl↓ (6). 白色沉淀变为黄色沉淀 (7). AgCl(s)+I-(aq)AgI(s)+Cl-(aq) (8). BD (9). (10). ‎ ‎【解析】‎ ‎【分析】‎ 根据弱电解质的电离平衡原理及平衡常数表达式进行相关计算；根据沉淀溶解平衡及沉淀转化规律判断反应现象及书写相关离子方程式；根据溶度积常数与溶解度的关系分析解答。‎ ‎【详解】Ⅰ.纯水中水电离的氢离子浓度等于氢氧根浓度，所以c(H+)=2.0×10-7mol·L-1时，溶液的c(OH-)=c(H+)=2.0×10-7mol·L-1，此时溶液呈中性；电离平衡常数K=c(OH-)∙c(H+)=2.0×10-7 ×2.0×10-7=4.0×10-14，滴入稀盐酸使c(H+)=5.0×10-6mol·L-1‎ ‎，则；‎ Ⅱ. (1)反应生成氯化银和硝酸钠，观察到白色沉淀，离子反应为Ag++Cl-=AgCl↓，AgCl中加入2mL 0.1mol/L的KI溶液发生沉淀的转化，生成AgI，观察到白色沉淀转化为黄色沉淀，离子反应为AgCl(s)+I-(aq) ⇌AgI(s)+Cl-(aq)；‎ ‎(2)A.氯化银沉淀溶解平衡中存在溶度积常数，Ksp=c(Ag+)∙c(Cl−)，银离子浓度增大，平衡向沉淀方向进行；用稀盐酸洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小，故A正确；‎ B.物质的溶解度大部分随温度的升高而增加，大部分物质的溶解是吸热的，有些物质溶解度随温度升高减小，有些物质溶解时放热的，故B错误；‎ C. 为使离子完全沉淀，加入过量的沉淀剂，能使离子沉淀完全，故C正确；‎ D. Mg(OH)2的溶解度比MgCO3小，故D错误；‎ 故答案为BD；‎ Ⅲ. (1)HSO3−的电离方程式为：HSO3−⇌H++SO32-，平衡常数表达式为K=；‎ ‎(2)由表可知H2SO3的二级电离小于H2CO3的一级电离，所以酸性强弱H2SO3>H2CO3>HSO3-，所以反应的主要离子方程式为H2SO3+HCO3−=HSO3−+CO2↑+H2O。‎ ‎20.弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的溶解平衡均属于化学平衡。‎ ‎(1)已知H2A在水中存在以下平衡：H2A=H++HA-，HA-H++A2-。‎ ‎①等物质的量浓度的两种溶液：NaHA溶液的pH________(填“大于”“小于”或“等于”)Na2A溶液的pH。NaHA溶液中存在_______个平衡。‎ ‎②某温度下，若向0.1mol·L-1的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol·L-1 KOH溶液至溶液呈中性。此时该混合溶液中，下列关系中一定正确的是________。‎ A．c(H+)·c(OH-)=1×10-14‎ B．c(Na+)+c(K+)=c(HA-)+2c(A2-)‎ C．c(Na+)0。若要使该溶液中Ca2+浓度变小，可采取的措施有________。‎ A．升高温度 B．降低温度 C．加入NH4Cl晶体 D．加入Na2A固体 ‎(2)已知：常温时CH3COOHCH3COO-+H+，Ka=2×10-5则反应CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-‎ 的平衡常数Kh=________。‎ ‎(3)常温下，若在0.10mol·L-1 CuSO4溶液中加入NaOH稀溶液充分搅拌，有浅蓝色氢氧化铜沉淀生成，当溶液的pH=8时，c(Cu2+)＝________mol·L-1{Ksp[Cu(OH)2]=2.2×10-20}。‎ ‎【答案】 (1). 小于 (2). 1 (3). B (4). B D (5). 5×10－10 (6). 2.2×10－8‎ ‎【解析】‎ ‎【分析】‎ 根据电离程度与水解程度相对大小比较溶液的酸碱性；根据电荷守恒比较溶液中相关离子的浓度大小；根据平衡常数的表达式进行相关计算。‎ ‎【详解】(1)①H2A在水中存在以下平衡：H2A=H++HA−，HA−H++A2−，第一步完全电离，HA−离子只存在电离不发生水解，溶液显酸性，Na2A溶液中A2−离子水解显碱性，所以NaHA溶液的pH小于Na2A溶液的pH；HA−离子只存在电离不发生水解，所以NaHA溶液中存在1个平衡；‎ ‎②A.水的离子积常数与温度有关，温度越高，水的离子积常数越大，温度未知，所以水的离子积常数未知，故A错误；‎ B.溶液呈电中性，溶液中阴阳离子所带电荷相等，溶液呈中性，氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，所以c(Na+)+c(K+)=c(HA-)＋2c(A2-)，故B正确；‎ C.NaHA溶液呈酸性，NaKA溶液呈碱性，向0.1mol·L-1的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol·L-1 KOH溶液至溶液呈中性时，NaHA的物质的量应大于氢氧化钾的物质的量，所以同一混合溶液中c(Na+)>c(K+)，故C错误；‎ D.NaHA溶液呈酸性，向0.1mol·L-1的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol·L-1 KOH溶液至溶液呈中性时，NaHA的体积应大于氢氧化钾的体积，所以c(Na+)+c(K+)>0.1mol·L-1，故D错误；‎ 故答案为：B；‎ ‎③CaA(s)Ca2+(aq)+A2−(aq)△H>0，降温平衡逆向移动，c(Ca2+)减小，加入NH4Cl晶体，铵根离子与A离子水解相互促进，钙离子浓度增大，加入Na2A固体，A−离子浓度增大，平衡逆向移动，c(Ca2+)减小，故答案为：BD；‎ ‎(2)根据平衡常数表达式得：，；‎ ‎(3)根据题给Cu(OH)2的溶度积即可确定pH=8时，c(OH−)=10-6mol·L-1‎ ‎，Ksp[Cu(OH)2]=c(Cu2+)×c2(OH−)=2.2×10-20，则：c(Cu2+)=。‎ ‎21.Ⅰ.氧化还原滴定实验同中和滴定类似(用已知浓度的氧化剂（或还原剂）溶液滴定未知浓度的还原剂（或氧化剂）溶液)。现有0.001moL·L-1酸性KMnO4溶液和未知浓度的无色NaHSO3溶液。反应的离子方程式是2MnO4-+5HSO3-+H+=2Mn2++5SO42-+3H2O。‎ 请完成下列问题:‎ ‎(1)该滴定实验所需仪器有下列中的________。 ‎ A.酸式滴定管(50mL)　B.碱式滴定管(50mL)　C.量筒(10mL)　D.锥形瓶　E.铁架台　F.滴定管夹　G.烧杯　　H.胶头滴管　I.漏斗 ‎(2)不用________(填“酸”或“碱”)式滴定管盛放酸性KMnO4溶液，试分析原因______________________。 ‎ ‎(3)本实验________(填“需要”或“不需要”)使用指示剂，滴定终点时现象为：__________________________________ ‎ ‎(4)滴定前平视KMnO4溶液液面，刻度为a mL，滴定后俯视液面刻度为b mL，则(b-a)mL比实际消耗KMnO4溶液体积________(填“多”或“少”)，根据(b-a)mL计算得到的待测浓度比实际浓度________(填“大”或“小”)。 ‎ Ⅱ.某研究性学习小组在实验室中配制1.00mol·L-1稀硫酸标准溶液。然后用其滴定某未知浓度的NaOH溶液。下列有关说法中正确的是________(填序号)。 ‎ A.实验中所用到的滴定管、容量瓶在使用前均需要查漏 B.若选用100mL容量瓶配制标准酸溶液，需用量筒量取密度为1.84g·mL-1、98%的浓硫酸5.43mL C.容量瓶中有少量的蒸馏水，会导致所配标准溶液的浓度偏小 D.酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，即装入标准浓度的稀硫酸，则测得的NaOH溶液的浓度将偏大 ‎【答案】 (1). ADEF (2). 碱 (3). 酸性KMnO4溶液具有强氧化性，能腐蚀橡胶管 (4). 不需要 (5). 入最后一滴KMnO4，溶液由无色变为浅紫红色，且半分钟内不褪色 (6). 少 (7). 小 (8). AD ‎【解析】‎ ‎【分析】‎ 根据滴定原理分析滴定过程需要的实验仪器，分析滴定终点的现象及进行误差分析。‎ ‎【详解】Ⅰ.(1)酸性KMnO4‎ 溶液具有强氧化性，能腐蚀橡胶管，所以选择酸式滴定管，未知浓度溶液置于锥形瓶中，滴定过程中还需铁架台，滴定管夹，故答案为：ADEF；‎ ‎(2)碱性滴定管中有橡胶管，酸性KMnO4溶液具有强氧化性，能腐蚀橡胶管，所以不能用碱性滴定管，故答案为：酸性KMnO4溶液具有强氧化性，能腐蚀橡胶管；‎ ‎(3)高锰酸钾溶液本身有颜色，达到滴定终点时，溶液颜色褪去，所以不需要指示剂，故答案为：不需要；入最后一滴KMnO4，溶液由无色变为浅紫红色，且半分钟内不褪色；‎ ‎(4)滴定管0刻度在上面，俯视时读数比实际数值偏小，所以(b-a)mL比实际消耗KMnO4溶液体积少；所以根据(b-a)mL计算得到的待测浓度比实际浓度小，故答案为：少 ；小；‎ Ⅱ.A.实验中所用到的滴定管需要准确测量溶液体积变化，容量瓶在使用过程中需要颠倒摇匀，所以在使用前均需要查漏，故A正确；‎ B.量筒的精确度只能到0.1mL，无法准确量取5.43mL浓硫酸，故B错误；‎ C.容量瓶中有少量的蒸馏水，因为在定容时还需要加入蒸馏水，所以对所配标准溶液的浓度没有影响，故C错误；‎ D.酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，应该用待装溶液润洗，不润洗会导致装入的标准浓度的稀硫酸浓度变小，滴定时消耗的标准液体积偏大，使得测得的NaOH溶液的浓度将偏大，故D正确；‎ 故答案为：AD。‎ ‎22.在含有弱电解质的溶液中，往往有多个化学平衡共存。‎ ‎（1）一定温度下，向1L 0.1mol·L−1 CH3COOH溶液中加入0.1mol CH3COONa固体，平衡后则溶液中_______（填“增大”、“减小”或“不变”）；写出表示该混合溶液中所有离子浓度间的一个等式：_______________‎ ‎（2）常温下向20mL 0.1mol·L−1 Na2CO3溶液中逐滴加入0.1mol·L−1 HCl溶液40mL，溶液中含碳元素的各种微粒（CO2因逸出未画出）物质的量分数随溶液pH变化的情况如下：‎ 回答下列问题：‎ ‎①在同一溶液中，H2CO3、HCO3-、CO32-________（填“能”或“不能”）大量共存；‎ ‎②当pH＝7时，溶液中含碳元素的主要微粒有__________、________，溶液中含量最多的三种微粒的物质的量浓度的大小关系为_________；‎ ‎③已知在25℃时，CO32-水解反应的平衡常数Kh═2×10−4mol·L−1，当溶液中c（HCO3-）：c(CO32-)＝2∶1时，溶液的pH＝_____。‎ ‎【答案】 (1). 不变 (2). c(CH3COO−)+c(OH−)=c(Na+)+c(H+) (3). 不能 (4). HCO (5). H2CO3 (6). c(Na+)＞c(Cl−)＞c(HCO) (7). 10‎ ‎【解析】‎ 分析】‎ ‎（1）根据平衡常数表达式及溶液中电荷守恒原理分析解答；‎ ‎（2）根据碳酸钠与盐酸的分步反应及图像中离子浓度大小分析解答；根据水解平衡常数及水的离子积计算溶液的pH。‎ ‎【详解】(1)表示醋酸的电离平衡常数，只和温度有关，所以加入CH3COONa固体时保持不变，此时溶液中存在电荷守恒：c(CH3COO−）+c(OH−)＝c(Na+)+c(H+)，故答案为：不变；c(CH3COO−）+c(OH−)＝c(Na+)+c(H+)；‎ ‎(2)常温下在20mL0.1mol/LNa2CO3溶液中逐滴加入0.1mol/LHCl溶液40mL，先反应生成碳酸氢钠，再与盐酸反应生成二氧化碳、水，‎ ‎①由反应及图象可知，在同一溶液中，H2CO3、HCO3−、CO32−不能大量共存，故答案为：不能；‎ ‎②由图象可知，pH=7时，c(OH−)=c(H+)，溶液中含碳元素的主要微粒为HCO3−、H2CO3，由电荷守恒可知c(Na+)+c(H+)=c(Cl−)+c(HCO3−)+c(OH−)，则c(Na+)>c(Cl−)，因HCO3−水解，则c(Na+)>c(Cl−)>c(HCO3−)，故答案为：HCO3−、H2CO3；c(Na+)>c(Cl−)>c(HCO3−)；‎ ‎③CO32-的水解常数，当溶液中c（HCO3-）：c(CO32-)＝2∶1时，c(OH−)=10−4mol/L，由Kw可知，c(H+)=10−10mol/L，所以pH=10，故答案为：10。‎ ‎ ‎ ‎ ‎