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    10．工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性，人们的生活健康也与溶液的酸碱性有关，因此，测试和控制溶液的pH具有重要意义．
    （1）常温下，下列事实一定能证明HA是弱电解质的是③④⑤⑥．
    ①常温下HA溶液的pH小于7
    ②用HA溶液做导电实验，灯泡很暗
    ③常温下NaA溶液的pH大于7
    ④0.1mol/L HA溶液的pH=2.1
    ⑤将等体积的pH=2的HCl与HA分别与足量的Zn反应，放出的H2体积HA多．
    ⑥pH=1的HA溶液稀释至100倍，pH约为2.8
    （2）常温下，①将 pH=3的HA溶液与将 pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液可能
    呈ac（选填字母：a酸性、b碱性、c中性 ）．②将等物质的量浓度的HA溶液与NaOH溶液等体积混合后，溶液可能呈bc（选填字母：a酸性、b碱性、c中性 ）．用离子方程式解释混合液②呈酸性或碱性的原因A-+H2O?HA+OH-．
    （3）①甲、乙两烧杯均盛有5mL pH=3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH=4．关于甲、乙烧杯中溶液的描述正确的是AC
    A．溶液的体积10V甲≥V乙
    B．水电离出的OH-浓度：10c（OH-）甲=c（OH-）乙
    C．若分别与5mL pH=11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH：甲≤乙
    D．若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙
    （4）若HA为弱酸，一定浓度的HA和NaA的混合溶液可作为控制体系pH的缓冲溶液，向缓冲溶液中加入少量的酸或碱，溶液pH 的变化很小，下列体系可作为缓冲溶液的有AC．
    A．氨水和氯化铵混合溶液                  B．硝酸和硝酸钠溶液
    C．盐酸和氯化钠混合溶液                  D．醋酸和醋酸钠溶液
    （5）某二元酸（化学式用H2B表示 ）在水中的电离方程式是：H2B=H++HB-；HB-?H++B2-．在0.1mol•L-1的Na2B溶液中，c（B2- ）+c（HB-）=0.1mol•L-1．
    （6）在25℃下，将a mol•L-1的氨水与0.01mol•L-1的盐酸等体积混合，反应后溶液中c（NH4+）=c（Cl-），用含a的代数式表示NH3•H2O的电离常数Kb=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$．

    分析 （1）部分电离、溶液中存在电离平衡的电解质为弱电解质，利用酸不能完全电离或盐类水解的规律来分析HNO2是弱电解质；
    （2）酸碱中和后酸剩余会使溶液显示酸性，碱剩余会使溶液显示碱性，若是强酸强碱盐中和，氢离子和氢氧根离子物质的量相等，溶液显示中性；
    （3）弱酸为弱电解质，存在电离平衡，加水稀释时，促进弱酸的电离；水是弱电解质，存在电离平衡，酸电离产生的氢离子抑制水的电离平衡；
    （4）含有弱酸HA和其钠盐NaA的混合溶液，向其中加入少量酸或碱时，溶液的酸碱性变化不大，是由于加入酸时生成弱电解质，加入碱时生成正盐，溶液中氢离子或氢氧根离子浓度变化不大而起到缓冲作用；
    （5）根据二元酸的电离方程式知，B2-只发生第一步水解，结合物料守恒分析解答；
    （6）在25℃下，平衡时溶液中c（NH4+）=c（Cl-）=0.005mol/L，根据物料守恒得c（NH3．H2O）=（0.5a-0.005）mol/L，根据电荷守恒得c（H+）=c（OH-）=10-7mol/L，溶液呈中性，NH3•H2O的电离常数Kb=$\frac{c（O{H}^{-}）•c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$．

    解答 解：（1）①常温下HA溶液的pH小于7，只能证明其为酸，不能证明其为弱酸，故错误；
    ②溶液的导电性与离子浓度成正比，用HNA溶液做导电实验，灯泡很暗，只能说明溶液中离子浓度很小，不能说明亚硝酸的电离程度，所以不能证明亚硝酸为弱电解质，故错误；
    ③常温下NaA溶液的pH大于7，说明NaA为强碱弱酸盐，所以能说明HA酸为弱酸，故正确；
    ④0.1mol/L HA溶液的pH=2.1，说明酸不完全电离，溶液中存在电离平衡，所以能说明酸为弱酸，故正确；
    ⑤将等体积的pH=2的HCl与HA分别与足量的Zn反应，放出的H2体积HA多．说明HA的浓度大于盐酸的，所以HA是弱酸，故正确；．
    ⑥pH=1的HA溶液稀释至100倍，pH约为2.8说明酸中存在电离平衡，则酸为弱电解质，故正确；
    （2）①将 pH=3的HA溶液与将 pH=11的NaOH溶液等体积混合，假设酸是弱酸，此时酸剩余，溶液显示酸性，假设酸是强酸，此时溶液显示中性，故答案为：ac；
    ②）将等物质的量浓度的HA溶液与NaOH溶液等体积混合后，假设酸是弱酸，此时恰好反应，得到强碱弱酸盐，弱酸的阴离子水解显示碱性，即A-+H2O?HA+OH-，溶液显示碱性，假设酸是强酸，此时溶液显示中性，
    故答案为：bc；A-+H2O?HA+OH-；
    （3）A．若酸强酸，则依据溶液吸稀释过程中氢离子物质的量不变5ml×10-3=V×10-4，解得V=5Oml，则10V甲=V乙，若酸为弱酸，加水稀释时，促进弱酸的电离，电离产生的氢离子增多，要使pH仍然为4，加入的水应该多一些，所以10V甲＜V乙，故A正确；
    B．pH=3的酸中，氢氧根离子全部有水电离产生，C（OH-）甲=$\frac{Kw}{c（{H}^{+}）}$=10-11mol/L，pH=4的酸中，氢氧根离子全部有水电离产生，C（OH-）乙=$\frac{Kw}{c（{H}^{+}）}$=10-10mol/L，则10c（OH-）甲=c（OH-）乙，故B错误；
    C．若酸是强酸，分别与5mL pH=11的NaOH溶液反应，恰好发生酸碱中和，生成强酸强碱盐，pH值相等，若为弱酸，则反应后酸有剩余，甲中剩余酸浓度大，酸性强，pH小，所得溶液的pH：甲≤乙，故C正确；
    D．稀释前后甲乙两个烧杯中所含的一元酸的物质的量相等，依据酸碱中和反应可知，消耗氢氧化钠的物质的量相等，生成的酸盐的浓度甲大于乙，若酸为强酸则二者pH相等，若酸为弱酸，则甲的pH大于乙，故D错误；
    故选：AC．
    （4）含有氨水和氯化铵的混合溶液，向其中加入少量酸或碱时，溶液的酸碱性变化不大，是由于加入碱时生成弱电解质，加入酸时生成正盐，是由于加入酸时发生：NH3•H2O+H+?NH4++H2O，加入碱时发生：NH4++OH-?NH3•H2O，溶液中氢离子或氢氧根离子浓度变化不大而起到缓冲作用，与此类似的还有醋酸和醋酸钠溶液，故答案为：AC；
    （5）在Na2B中存在水解平衡：B2-+H2O=HB-+OH-，HB-不会进一步水解，所以溶液中没有H2B分子，根据物料守恒得c（B2-）+c（HB-）=0.1mol•L-1，
    故答案为：c（HB-）；
    （6）在25℃下，平衡时溶液中c（NH4+）=c（Cl-）=0.005mol/L，根据物料守恒得c（NH3．H2O）=（0.5a-0.005）mol/L，根据电荷守恒得c（H+）=c（OH-）=10-7mol/L，溶液呈中性，NH3•H2O的电离常数Kb=$\frac{c（O{H}^{-}）•c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-7}×5×1{0}^{-3}}{0.5a-5×1{0}^{-3}}$=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$，
    故答案为：$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$．

    点评 本题考查了弱电解质的电离、离子浓度大小的比较，明确弱电解质电离特点结合物料守恒、电荷守恒和质子守恒来分析解答，同时注意缓冲溶液的原理．

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    C．0.1mol/LNaHS溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中：c（Na+）＞c（ S2-）＞c（HS-）＞c（OH-）
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    1．下列有关说法正确的是（　　）
    A．加入反应物，使活化分子的百分数增加，反应速率加快
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    D．活化分子间发生的碰撞为有效碰撞

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    （1）铁与水蒸气反应时生成的氧化产物质量是多少？
    （2）最初所用铁粉的质量是多少？

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    A．pH相同的①CH3COONa②NaHCO3③NaAlO2三份溶液中的c（Na+）：②＞③＞①
    B．将0.5 mol/L的Na2CO3溶液与amol/L的NaHCO3溶液等体积混合，c（Na+）＜c（CO32-）+c（HCO3-）+c（H2CO3）
    C．10mL0.1mol/LCH3COOH溶液与20mL0.1mol/LNaOH溶液混合后，溶液中离子浓度关系：c（OH-）=c（H+）+c（CH3COO-）+2c（CH3COOH）
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    （4）上述工艺中，步骤⑥不能省略，理由是醇洗有利于加快去除CuCl表面水分防止其水解氧化．
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