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課練26　水的電離和溶液的酸堿性 小題狂練 1．[2019福建廈門質(zhì)檢]下列微粒不會影響水的電離平衡的是(　　) 答案：A 解析：代表Na＋，是強堿NaOH對應的陽離子，不發(fā)生水解，故不影響水的電離，A正確；S2－易發(fā)生水解反應而促進水的電離，B錯誤；HClO屬于弱酸，部分電離產(chǎn)生H＋和ClO－，抑制水的電離，C錯誤；代表CH3COOH，部分電離產(chǎn)生H＋和CH3COO－，抑制水的電離，D錯誤。 2．[2019廣東惠州調(diào)研]25 ℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－。下列敘述正確的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固體NaHSO4，c(H＋)增大，Kw不變 C．向水中加入少量NH4Cl固體，平衡逆向移動，c(OH－)增大 D．將水加熱至90 ℃，Kw增大，pH不變 答案：B 解析：水中加入稀氨水，溶液中c(OH－)增大，水的電離平衡逆向移動，A錯誤；水中加入少量NaHSO4固體，溶液中c(H＋)增大，水的電離平衡逆向移動，由于溫度不變，則Kw不變，B正確；水中加入少量NH4Cl固體，由于NH發(fā)生水解而促進水的電離，電離平衡正向移動，c(H＋)增大，由于Kw不變，則c(OH－)減小，C錯誤；將水加熱至90 ℃，水的電離平衡正向移動，c(H＋)及Kw均增大，故其pH減小，D錯誤。 3．[2019黑龍江大慶模擬]下列敘述正確的是(　　) A．95 ℃時純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性 B．室溫下，pH＝5的鹽酸溶液，加水稀釋至溶液的體積為原溶液體積的103倍后pH＝8 C．pH＝1的鹽酸與等體積pH＝3的鹽酸混合后pH＝2 D．25 ℃時，pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH<7 答案：D 解析：升高溫度，水的電離程度增大，水電離產(chǎn)生c(H＋)增大，溶液的pH減小，但水仍呈中性，A錯誤；室溫下，pH＝5的鹽酸加水稀釋至原溶液體積的103倍，溶液仍呈酸性，則pH<7，B錯誤；pH＝1的鹽酸與pH＝3的鹽酸等體積混合后，所得混合液的pH<2，C錯誤；醋酸是弱電解質(zhì)，pH＝3的醋酸溶液中c(CH3COOH)>110－3 molL－1，pH＝11的NaOH溶液中c(NaOH)＝110－3 molL－1，二者等體積混合后，醋酸剩余，所得混合液呈酸性，則有pH<7，D正確。 4．[2019上海長寧區(qū)模擬]常溫下，下列溶液中水的電離程度最大的是(　　) A．pH＝0的硫酸 B．0.01 molL－1 NaOH溶液 C．pH＝10的純堿溶液 D．pH＝5的氯化銨溶液 答案：C 解析：pH＝0的硫酸和0.01 molL－1 NaOH溶液均抑制水的電離，水的電離程度較小。pH＝10的純堿溶液中CO發(fā)生水解反應而促進水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H＋)水＝c(OH－)水＝110－4 molL－1；pH＝5的氯化銨溶液中NH發(fā)生水解反應而促進水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H＋)水＝c(OH－)水＝110－5 molL－1，故pH＝10的純堿溶液中水的電離程度最大。 5．常溫下，下列敘述正確的是(　　) A．pH＝a的氨水，稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b＋1 B．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl溶液至無色，則此時溶液的pH<7 C．向10 mL 0.1 molL－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中，減小 D．向10 mL pH＝11的氨水中加入10 mL pH＝3的H2SO4溶液，混合液pH＝7 答案：C 解析：NH3H2O是弱電解質(zhì)，pH＝a的氨水稀釋10倍后，其pH>a－1，即a7 D．常溫下，測定0.01 molL－1 NH4Cl溶液的pH小于7，可證明NH3H2O為弱電解質(zhì) 答案：D 解析：pH＝a的Na2A溶液中OH－全部來源于水的電離，則由水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝10a－14 molL－1，A錯誤。pH均為3的醋酸和鹽酸等體積混合，醋酸的電離程度不變，則混合液的pH仍為3，B錯誤。若HA為強酸，與pH＝11的NaOH溶液等體積混合，二者恰好完全反應生成NaA，溶液的pH＝7；若HA為弱酸，pH＝3的HA溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合，反應后HA溶液剩余，溶液顯酸性，綜述可知，所得溶液的pH≤7，C錯誤。常溫下，0.01 molL－1 NH4Cl溶液的pH<7，說明NH發(fā)生了水解反應，從而推知NH3H2O為弱電解質(zhì)，D正確。 9．[2019湖南雙峰一中模擬]某溫度下，向pH＝6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的pH為2。下列對該溶液的敘述中不正確的是(　　) A．該溫度高于25 ℃ B．由水電離出來的c(H＋)為1.010－10 molL－1 C．加入NaHSO4晶體，抑制了水的電離 D．該溫度下加入等體積pH＝12的NaOH溶液，可使該溶液恰好呈中性 答案：D 解析：該溫度下蒸餾水呈中性，其pH＝6，則有Kw＝c(H＋)c(OH－)＝110－12，溫度越高，Kw越大，故該溫度高于25 ℃，A正確；加入NaHSO4晶體后，溶液的pH＝2，則水電離出的c(H＋)水＝c(OH－)水＝1.010－10 molL－1，B正確；加入NaHSO4晶體后，電離產(chǎn)生H＋，使溶液呈酸性，抑制水的電離，C正確；該溫度下，pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝1 molL－1，若加入等體積pH＝12的NaOH溶液，充分反應后NaOH剩余，所得溶液呈堿性，D錯誤。 10．常溫下，下列說法正確的是(　　) A．pH＝5的H2S溶液中：c(H＋)＝c(HS－)＝110－5 molL－1 B．pH＝12的氨水加水稀釋后溶液中所有離子濃度都減小 C．pH＝2的HCl溶液與pH＝13的NaOH溶液按體積比110混合后溶液呈中性 D．c(Na＋)相同的①CH3COONa、②NaHCO3、③NaClO三種溶液的pH大小：③>②>① 答案：D 解析：H2S是二元弱酸，應該發(fā)生分步電離，兩步電離都生成H＋，但是只有第一步電離生成HS－，隨后在第二步電離中HS－又有一部分發(fā)生了電離，所以pH＝5的H2S溶液中，c(H＋)＝110－5 molL－1>c(HS－)，A錯誤；溶液中的Kw＝c(H＋)c(OH－)，Kw是只與溫度有關的常數(shù)，氨水加水稀釋后，溶液的堿性減弱，c(OH－)減小，而Kw的值不變，故c(H＋)一定增大，并非所有離子濃度都減小，B錯誤；pH＝2的HCl溶液中c(H＋)為0.01 molL－1，pH＝13的NaOH溶液中c(OH－)為0.1 molL－1，兩種溶液按體積比110混合，明顯是氫氧化鈉過量，所以溶液應該呈堿性，C錯誤；酸性強弱順序為CH3COOH>H2CO3>HClO，根據(jù)越弱越水解的原理，離子的水解能力強弱順序為：ClO－>HCO>CH3COO－，所以c(Na＋)相等的三種溶液的pH大小關系為：NaClO>NaHCO3>CH3COONa，D正確。 11．[2019安徽淮北實驗高中模擬]100 ℃時，NaCl稀溶液中c(H＋)為1.010－6 molL－1。下列說法中正確的是(　　) ①該NaCl溶液顯酸性； ②該NaCl溶液顯中性； ③該NaCl溶液中Kw＝110－14； ④該NaCl溶液中Kw＝110－12； ⑤該NaCl溶液的pH＝7。 A．②④ B．①③ C．①④ D．②⑤ 答案：A 解析：100 ℃時，NaCl稀溶液中c(H＋)為1.010－6 molL－1，則水的離子積常數(shù)為Kw＝c(H＋)c(OH－)＝1.010－6 molL－11.010－6 molL－1＝110－12。該NaCl稀溶液呈中性，其pH＝6。 12．一定溫度下水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是(　　) A．升高溫度，可能引起c向b的變化 B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.010－13 C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化 答案：C 解析：由圖可知，a、b、c三點對應的平衡常數(shù)不變，故曲線為等溫線，故升高溫度，不能由c到b，A錯誤；b點c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7 molL－1，故Kw＝1.010－71.010－7＝1.010－14，B錯誤；加入FeCl3，氯化鐵為強酸弱堿鹽，鐵離子結合水電離出的氫氧根離子，促進水的電離平衡向右移動，即氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小，在曲線上的變化表現(xiàn)為由b點到a點移動，符合圖像變化趨勢，C正確；由c點到d點，是因為水的離子積常數(shù)減小，而溫度不變，Kw不變，故不能利用稀釋使其出現(xiàn)此變化，D錯誤。 13．[2019四川成都模擬]已知H2A為二元弱酸，室溫下向100.0 mL 0.1 molL－1 H2A溶液中加入不同質(zhì)量的NaOH固體，pH變化如下表(不考慮溶液體積變化)。下列分析正確的是(　　) m(NaOH)/g 0 0.4 0.8 1.2 pH 3.8 8.3 12.0 13.2 A.H2A第一步電離K1的數(shù)量級為10－8 B．上述過程中水的電離程度一直增大 C．m(NaOH)＝0.6 g時，c(Na＋)>c(A2－)>c(HA－)>c(OH－)>c(H＋) D．若溶液中加NaOH至＝100時，c(OH－)>100c(H＋) 答案：D 解析：初始時，0.1 molL－1 H2A溶液的pH＝3.8，根據(jù)氫離子濃度的近似計算公式c(H＋)＝＝＝10－3.8 molL－1，所以Ka1＝10－6.6，其數(shù)量級為10－7，A錯誤。初始時，0.1 molL－1 H2A溶液對于水的電離一定是抑制，隨著H2A逐漸被中和，轉(zhuǎn)化為鹽，則變成對水的電離產(chǎn)生促進，最后氫氧化鈉過量，再對水的電離產(chǎn)生抑制，B錯誤。加入的氫氧化鈉為0.6 g(0.015 mol)時，溶液為濃度相等的Na2A和NaHA混合溶液，由表中數(shù)據(jù)得到此時溶液一定顯堿性，因為A2－的水解能力強于HA－，且A2－水解得到HA－，所以c(A2－)8時，一定有c(OH－)>100c(H＋)，D正確。 14．如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉溶液的相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是(　　) A．鹽酸的物質(zhì)的量濃度為1 molL－1 B．P點時反應恰好完全，溶液呈中性 C．曲線a是用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的滴定曲線 D．酚酞不能用作本實驗的指示劑 答案：B 解析：a曲線起點pH＝1，代表用氫氧化鈉溶液滴定鹽酸，且鹽酸的物質(zhì)的量濃度為0.1 molL－1，可用酚酞作本實驗的指示劑，A、C、D錯誤；P點表示鹽酸與氫氧化鈉恰好完全中和，溶液呈中性，B正確。 15．[2019河南中原名校聯(lián)考]已知100 ℃時，水的離子積常數(shù)為Kw＝110－12，對于該溫度下pH＝11的氨水，下列敘述正確的是(　　) A．向該溶液中加入同溫同體積pH＝1的鹽酸，反應后溶液呈中性 B．溫度降低至25 ℃，該氨水溶液中H2O電離出的c(H＋)小于10－11 molL－1 C．該氨水溶液中加入少量NH4Cl固體，NH3H2O的電離程度增大 D．滴加等濃度、等體積的硫酸，所得溶液中存在電離平衡：NH4HSO4(aq)NH(aq)＋H＋(aq)＋SO(aq) 答案：B 解析：100 ℃時，Kw＝110－12，pH＝11的氨水中c(OH－)＝0.1 molL－1，則c(NH3H2O)>0.1 molL－1，與同溫同體積pH＝1的鹽酸混合，反應后氨水剩余，所得溶液呈堿性，A錯誤。100 ℃時，該氨水中水電離出的c(H＋)水＝c(OH－)水＝110－11 molL－1；溫度降低至25 ℃，水的離子積Kw減小，水的電離程度減小，則H2O電離出的c(H＋)小于10－11 molL－1，B正確。氨水中存在電離平衡：NH3H2ONH＋OH－，加入少量NH4Cl固體，c(NH)增大，NH3H2O的電離平衡逆向移動，電離程度減小，C錯誤。NH4HSO4是強電解質(zhì)，在水溶液中完全電離，不存在電離平衡，D錯誤。 16．[2019遼寧鞍山一中模擬]常溫條件下，向20 mL 0.01 molL－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 molL－1的NaOH溶液，溶液中水電離的c(H＋)隨加入NaOH溶液的體積變化如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．b、d兩點溶液的pH相同 B．從a到c，對醋酸的電離既有促進作用也有抑制作用 C．e點所示溶液中，c(Na＋)＝2c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)＝0.01 molL－1 D．從a→c的過程中，存在pH＝7的點 答案：D 解析：b點醋酸過量，其電離使溶液顯酸性，pH<7，d點，NaOH過量，pH>7，故A錯誤；醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋，加NaOH溶液消耗氫離子，醋酸的電離平衡正向移動，所以從a到c，醋酸的電離始終受到促進，故B錯誤；e點所示溶液中，加入的NaOH的物質(zhì)的量是醋酸的物質(zhì)的量的2倍，反應后溶液中醋酸鈉和NaOH物質(zhì)的量相等，根據(jù)物料守恒得c(Na＋)＝2c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)＝0.01 molL－1，故C錯誤；c點，醋酸與氫氧化鈉恰好反應生成醋酸鈉，溶液顯堿性，氫氧化鈉溶液體積小于20 mL時的某一個值恰好使溶液顯中性，所以從a→c的過程中，存在著pH＝7的點，故D正確。 17．電解質(zhì)的水溶液中存在電離平衡。 (1)醋酸是常見的弱酸。 ①醋酸在水溶液中的電離方程式為 ________________________________________________________________________。 ②下列方法中，可以使醋酸稀溶液中CH3COOH電離程度增大的是________(填序號)。 a．滴加少量濃鹽酸 b．微熱溶液 c．加水稀釋 d．加入少量醋酸鈉晶體 (2)用0.1 molL－1 NaOH溶液分別滴定體積均為20.00 mL、濃度均為0.1 molL－1的鹽酸和醋酸溶液，得到滴定過程中溶液pH隨加入NaOH溶液體積而變化的兩條滴定曲線。 ①滴定醋酸的曲線是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。 ②滴定開始前，三種溶液中由水電離出的c(H＋)最大的是________。 ③V1和V2的關系：V1________V2(填“>”“＝”或“<”)。 答案： (1)①CH3COOHCH3COO－＋H＋ ②bc (2)①Ⅰ?、?.1 molL－1醋酸溶液?、? 解析：(1)①醋酸是常見的弱酸，在水溶液中部分電離，電離方程式為CH3COOHCH3COO－＋H＋。 ②滴加少量濃鹽酸，溶液中c(H＋)增大，醋酸的電離平衡逆向移動，CH3COOH的電離程度減小，a錯誤；微熱溶液，電離平衡正向移動，CH3COOH的電離程度增大，b正確；加水稀釋，電離平衡正向移動，CH3COOH的電離程度增大，c正確；加入少量醋酸鈉晶體，溶液中c(CH3COO－)增大，電離平衡逆向移動，CH3COOH的電離程度減小，d錯誤。 (2)①醋酸是弱電解質(zhì)，0.1 molL－1醋酸溶液中c(H＋)<0.1 molL－1，則溶液的pH>1，故曲線Ⅰ表示滴定醋酸溶液，曲線Ⅱ表示滴定鹽酸。 ②酸或堿均抑制水的電離，且溶液中c(H＋)或c(OH－)越大，水的電離程度越小，濃度均為0.1 molL－1的鹽酸、醋酸和NaOH溶液相比，醋酸溶液中c(H＋)小于鹽酸中c(H＋)及NaOH溶液中c(OH－)，故醋酸溶液中由水電離出的c(H＋)最大。 ③鹽酸與NaOH溶液恰好完全反應生成NaCl，溶液呈中性，則有V2＝20 mL；醋酸與NaOH溶液恰好完全反應時生成CH3COONa，由于CH3COO－發(fā)生水解而使溶液呈堿性，故當溶液pH＝7時，則有V1<20 mL，從而可得：V1c(OH－)的溶液 答案：D 解析：任何水溶液中都含有氫離子，所以含氫離子的溶液不一定顯酸性，A錯誤；酚酞的變色范圍是8～10，能使酚酞顯無色的溶液pH小于8，常溫下，7≤pH<8時溶液不顯酸性，B錯誤；pH<7的溶液中，c(H＋)不一定大于c(OH－)，例如100 ℃時，水的離子積約為10－12，此時pH＝6，顯中性，C錯誤；根據(jù)溶液酸堿性的判斷方法，c(H＋)>c(OH－)的溶液，一定顯酸性，D正確。 2．[2019陜西渭南質(zhì)檢]水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法中正確的是(　　) A．圖中A、B、D三點處Kw間的關系：B>A>D B．100 ℃，將pH＝2的稀硫酸逐滴加入等體積pH＝10的稀氨水中，溶液中減小，充分反應后，溶液達到B點 C．溫度不變，在水中加入適量NH4Cl固體，可從A點變化到C點 D．加熱濃縮A點所示溶液，可從A點變化到B點 答案：D 解析：水的離子積Kw只與溫度有關，溫度升高，Kw增大，溫度：B>A＝D，則三點處Kw間的關系：B>A＝D，A錯誤。100 ℃時Kw＝10－610－6＝10－12，將pH＝2的稀硫酸逐滴加入等體積pH＝10的稀氨水中，＝，c(OH－)減小、Kb(NH3H2O)不變，則增大；充分反應后，氨水剩余，所得溶液呈堿性，故溶液不能達到B點，B錯誤。溫度不變，在水中加入適量NH4Cl固體，NH發(fā)生水解而使溶液呈酸性，而A、C點溶液均呈中性，故不能從A點變化到C點，C錯誤。圖中AB直線上各點溶液均呈中性，加熱濃縮A點所示溶液，溫度升高，水的電離程度增大，c(H＋)、c(OH－)均增大，故可實現(xiàn)A點到B點變化，D正確。 3．[2019天津河西區(qū)模擬]已知40 ℃時水的離子積常數(shù)為Kw。該溫度下，將濃度為a molL－1的一元酸HA與b molL－1的一元堿BOH等體積混合，該溶液呈中性時，下列敘述不正確的是(　　) A．a(chǎn)＝b，pH＝7 B．混合溶液的c(H＋)＝c(OH－) C．混合溶液中c(B＋)＝c(A－) D．混合溶液中c(OH－)＝ molL－1 答案：A 解析：40 ℃時水的離子積常數(shù)Kw>1.010－14，溶液呈中性時，pH<7，故pH＝7的溶液呈堿性，A錯誤；混合溶液的c(H＋)＝c(OH－)，則該溶液呈中性，B正確；混合溶液呈電中性，據(jù)電荷守恒可得c(B＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，若溶液中c(B＋)＝c(A－)，故c(H＋)＝c(OH－)，則該溶液呈中性，C正確；在水溶液中，Kw＝c(H＋)c(OH－)，將c(H＋)＝ molL－1代入可得c(OH－)＝molL－1，此時c(H＋)＝c(OH－)，則該溶液呈中性，D正確。 4．[2019四川成都龍泉中學模擬]常溫下，若使pH＝3的鹽酸與pH＝9的Ba(OH)2溶液混合使其成為pH＝7的溶液，混合時鹽酸和Ba(OH)2溶液的體積比為(　　) A．1:60 B．3:1 C．1:100 D．100:1 答案：C 解析：常溫下，pH＝3的鹽酸中c(H＋)＝110－3 molL－1，pH＝9的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝110－5 molL－1。若兩種溶液混合使所得溶液成為pH＝7的溶液，則有n(H＋)＝n(OH－)，即110－3 molL－1V(HCl)＝110－5 molL－1V(NaOH)，故有＝＝1100。 5．用0.1 molL－1的標準鹽酸溶液測量未知濃度的NaOH溶液濃度，下列說法中正確的是(　　) A．滴定中NaOH溶液必須盛放在錐形瓶中 B．用鹽酸滴定NaOH溶液時，若用甲基橙作指示劑，顏色由黃色變?yōu)槌壬珪r達到終點 C．用鹽酸滴定NaOH溶液過程中，滴定終點的pH＝7 D．用鹽酸滴定NaOH溶液時，第二次讀數(shù)時俯視刻度，則測得的NaOH濃度偏大 答案：B 解析：滴定實驗中也可用待測溶液滴定標準溶液，A項錯誤；滴定終點時，選擇不同的指示劑會因為指示劑不同變色范圍而使滴定終點溶液的pH不一定為7，C項錯誤；第二次讀數(shù)，俯視會導致數(shù)字讀小，就會導致代入計算的標準溶液體積變小，故測得的NaOH溶液濃度偏小，D項錯誤。 6．[2019陜西模擬]25 ℃時，將濃度均為0.1 molL－1、體積分別為V(HA)和V(BOH)的HA溶液與BOH溶液按不同體積比混合，保持V(HA)＋V(BOH)＝100 mL，V(HA)、V(BOH)與混合液pH的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．Ka(HA)＝10－6 molL－1 B．b點時，c(B＋)＝c(A－)＋c(HA) C．c點時，隨溫度升高而減小 D．a(chǎn)→c過程中水的電離程度始終增大 答案：C 解析：由題圖可知，a點時，100 mL 0.1 molL－1的HA溶液pH＝3，故HA為弱酸，其電離平衡常數(shù)Ka(HA)＝≈10－5，A項錯誤；b點時，溶液的pH＝7，根據(jù)電荷守恒，則有c(B＋)＝c(A－)，B項錯誤；由A－＋H2OHA＋OH－可知，Kh＝，升高溫度，促進A－水解，故c點時，隨溫度的升高而減小，C項正確；由題圖知，100 mL 0.1 molL－1的BOH溶液pH＝11，故BOH為弱堿，其電離平衡常數(shù)Kb(BOH)＝≈10－5＝Ka(HA)，故b點時，V(HA)＝V(BOH)＝50 mL，HA溶液與BOH溶液恰好完全反應，a→b過程中，BOH溶液的體積逐漸增大，HA溶液被中和，水的電離程度逐漸增大，b→c的過程中，HA溶液被中和完全，BOH溶液過量，故水的電離程度逐漸減小，D項錯誤。 7．[2019天津河西區(qū)模擬]常溫下，Ka(CH3COOH)＝210－5，Ka(HCOOH)＝210－4，Kb(NH3H2O)＝210－5，下列說法不正確的是(　　) A．向0.1 molL－1 HCOOH溶液中加入少量水，溶液中增大 B．濃度均為0.1 molL－1的HCOONa和NH4Cl溶液，由水電離出的c(OH－)前者小于后者 C．用0.1 molL－1的NaOH溶液分別中和等體積等pH的HCOOH和CH3COOH溶液，消耗NaOH溶液的體積相等 D．0.05 molL－1的CH3COOH溶液的pH＝3 答案：C 解析：HCOOH溶液中存在電離平衡：HCOOHHCOO－＋H＋，加入少量水，平衡正向移動，n(H＋)增大、n(HCOOH)減小，故的值增大，A正確；由于Ka(HCOOH)>Kb(NH3H2O)，則等濃度的HCOONa和NH4Cl溶液相比，NH的水解程度大于HCOO－的水解程度，故NH4Cl溶液中由水電離出的c(OH－)大于HCOONa溶液中由水電離出的c(OH－)，B正確；由于Ka(CH3COOH)1，不符合題意，故a≠5 (3)7，a>，所以a＝d>c (4)A－>B2－>HB－ (5)0.1 molL－1c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－) (6)1.810－7　2 解析：(1)常溫下，水的離子積為Kw＝c(H＋)c(OH－)＝110－14，溶液中c(H＋)＝110－9 molL－1，則有c(OH－)＝110－5 molL－1，該溶液呈堿性。HCl和CuSO4溶液都呈酸性，Na2S和NaOH溶液呈堿性，K2SO4溶液呈中性。 (2)新制稀氯水中存在平衡：Cl2＋H2OHCl＋HClO、HClOH＋＋ClO－，由于酸性：HCl>H2CO3>HClO，要使新制氯水中c(HClO)增大，可采取的措施有通入Cl2或加入碳酸鈣等，使平衡Cl2＋H2OHCl＋HClO正向移動，或加入NaClO等，使平衡HClOH＋＋ClO－逆向移動。 (3)HCl是強酸，Ba(OH)2是強堿，均完全電離；NH3H2O是弱堿，部分發(fā)生電離。①a L pH＝3的鹽酸與濃度為1.010－3 molL－1的氨水b L混合，若恰好完全反應生成NH4Cl，由于NH發(fā)生水解而使溶液呈酸性，而所得溶液呈中性，則有b>a；②a L pH＝3的鹽酸與c(OH－)＝110－3 molL－1的氨水c L混合，所得溶液呈中性，則有a>c；③a L pH＝3的鹽酸與c(OH－)＝110－3 molL－1的氫氧化鋇溶液d L混合，所得溶液呈中性，則有a＝d；綜上所述，a、b、c、d之間的大小關系是b>a＝d>c。 (4)據(jù)反應H2B(少量)＋2A－===B2－＋2HA可得，A－結合H＋的能力強于HB－和B2－；H2B是弱酸，第一步電離生成HB－，第二步電離生成B2－，而第二步比第一步更難電離，故B2－結合H＋能力強于HB－，因此三種陰離子結合H＋的難易順序為A－>B2－>HB－。 (5)H2A第一步完全電離生成HA－和H＋，HA－則部分電離生成H＋和A2－，故0.1 molL－1 H2A溶液中c(H＋)>0.1 molL－1；常溫下，0.1 molL－1 NaHA溶液的pH＝2，則HA－電離產(chǎn)生c(H＋)＝0.01 molL－1，由于第一步電離產(chǎn)生H＋抑制HA－的電離，故0.1 molL－1 H2A溶液中HA－電離產(chǎn)生c(H＋)<0.01 molL－1，故該溶液中c(H＋)的大小范圍是0.1 molL－1c(OH－)；由于Na＋不水解，HA－的電離程度較小，故溶液中離子濃度大小關系為c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－)。 (6)向50 mL 0.018 molL－1 AgNO3溶液中加入相同體積的0.020 molL－1鹽酸，發(fā)生反應：AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3，充分反應后鹽酸剩余，此時c(Cl－)＝0.001 molL－1，則c(Ag＋)＝＝＝1.810－7 molL－1。反應中不消耗H＋，此時所得混合溶液中c(H＋)＝0.010 molL－1，則pH＝2。