高考化学专题练习水溶液中的离子平衡Word文档格式.docx

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c（Na＋）>

c（

）>

c（OH－）>

c（H＋）

5．下列有关电解质溶液的说法正确的是（）

A．向0.1mol•L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中c（H+）/c（CH3COOH）减小

B．将CH3COONa溶液从20℃升温至60℃，溶液中c（CH3COO-）/[c（CH3COOH）·

c（OH-）]增大

C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中c（NH4+）/c（Cl-）>

1

D．pH=4.5的番茄汁中c（H+）是pH=6.5的牛奶中c（H+）的100倍

6．下列说法正确的是

A．除去FeSO4溶液中的Fe3+，可向溶液中加入铜粉，通过反应Cu+2Fe3+=Cu2++2Fe2+除去Fe3+

B．常温下，pH为5的NH4Cl溶液和pH为5的稀盐酸中，水的电离程度相同

C．由于存在水的电离，0.1mol•L-1的H2C2O4溶液中，c（H+）/c（C2O

）略大于2

D．向氨水中滴加等浓度的盐酸溶液，滴加过程中，c（NH

）先增大后减小

7．已知某二元酸H2A在溶液中存在如下电离：

H2A=H++HAˉ，HAˉ

H++A2ˉ，K=1.2×

10-2。

设NA为阿伏加德罗常数值。

关于常温下0.01mol·

L-1的H2A溶液，下列说法正确的是

A．

B．pH＜2

C．c（H+）=2c（H2A）+c（HAˉ）+c（OHˉ）D．1L溶液中的H+数目为0.02NA

8．常温下，向10mL0.2mol•L-1的MOH中逐滴加入0.2mol•L-1的CH3COOH溶液，溶液的导电能力如图1所示，溶液的pH变化如图2所示（已知：

常温时，NH3∙H2O和CH3COOH的电离常数均为1.8×

10-5），下列说法正确的是

A．图l中N点时，加入CH3COOH溶液的体积为l0mL

B．MOH是一种弱碱，相同条件下其碱性弱于NH3•H2O的碱性

C．图2中b点时，加入CH3COOH溶液的体积为l0mL

D．若c点对应醋酸的体积是15mL，则此时溶液中：

c（CH3COOH）+c（CH3COO-）＜0.1mol•L-1

9．常温下，0.1mol·

L-1的H2A溶液中各种微粒浓度的对数值（lgc）与pH的关系如图所示。

下列说法不正确的是

A．H2A是二元弱酸

B．HA-

H++A2-的电离平衡常数Ka=10-12

C．0.1mol·

L-1的H2A溶液中：

c（H+）=c（HA-）+2c（A2-）+c（OH-）

D．pH=4.2时：

c（HA-）=c（A2-）>

c（H+）>

c（H2A）>

c（OH-）

10．常温下，浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的HA和HB溶液，分别加水稀释至体积V，pH随

的变化如图所示，下列叙述正确的是（）

A．该温度下HB的电离平衡常数约等于1.11×

10－5

B．当

时，若两溶液同时升高温度，则

减小

C．相同条件下NaA溶液的pH大于NaB溶液的pH

D．溶液中水的电离程度：

a＝c＞b

11．已知锌及其化合物的性质与铝及其化合物相似。

如图横坐标为溶液的pH，纵坐标为Zn2+或[Zn（OH）4]2-的物质的量浓度的对数。

25℃时，下列说法中不正确的是

A．往ZnCl2溶液中加入过量氢氧化钠溶液，反应的离子方程式为Zn2++4OH-=[Zn（OH）4]2-

B．若要从某废液中完全沉淀Zn2+，通常可以调控该溶液的pH在8.0—12.0之间

C．pH=8.0与pH=12.0的两种废液中，Zn2+浓度之比为108

D．该温度时，Zn（OH）2的溶度积常数（Ksp）为1×

l0-10

12．以菱镁矿（主要成分为MgCO3，含少量SiO2，Fe2O3和A12O3）为原料制备高纯镁砂的工艺流程如下：

已知浸出时产生的废渣中有SO2，Fe（OH）3和Al（OH）3。

下列说法错误的是

A．浸出镁的反应为

B．浸出和沉镁的操作均应在较高温度下进行

C．流程中可循环使用的物质有NH3、NH4Cl

D．分离Mg2+与Al3+、Fe3+是利用了它们氢氧化物Ksp的不同

13．实验室由炼钢污泥（简称铁泥，主要成份为铁的氧化物）制备软磁性材料α-Fe2O3。

其主要实验流程如下：

（1）酸浸：

用一定浓度的H2SO4溶液浸取铁泥中的铁元素。

若其他条件不变，实验中采取下列措施能提高铁元素浸出率的有___________（填序号）。

A．适当升高酸浸温度

B．适当加快搅拌速度

C．适当缩短酸浸时间

（2）还原：

向“酸浸”后的滤液中加入过量铁粉，使Fe3+完全转化为Fe2+。

“还原”过程中除生成Fe2+外，还会生成___________（填化学式）；

检验Fe3+是否还原完全的实验操作是______________。

（3）除杂：

向“还原”后的滤液中加入NH4F溶液，使Ca2+转化为CaF2沉淀除去。

若溶液的pH偏低、将会导致CaF2沉淀不完全，其原因是___________[

，

]。

（4）沉铁：

将提纯后的FeSO4溶液与氨水-NH4HCO3混合溶液反应，生成FeCO3沉淀。

①生成FeCO3沉淀的离子方程式为____________。

②设计以FeSO4溶液、氨水-NH4HCO3混合溶液为原料，制备FeCO3的实验方案：

__。

（FeCO3沉淀需“洗涤完全”，Fe（OH）2开始沉淀的pH=6.5）。

14．某化学兴趣小组的同学利用酸碱滴定法测定某变质烧碱样品（含Na2CO3杂质）中NaOH的质量分数。

实验步骤如下：

（I）迅速地称取烧碱样品0.50g，溶解后配制成100mL溶液，备用。

（II）将0.1000mol·

L−1HCl标准溶液装入酸式滴定管，调零，记录起始读数V0；

用碱式滴定管取20.00mL样品溶液于锥形瓶中，滴加2滴酚酞；

以HCl标准溶液滴定至第一终点，记录酸式滴定管的读数V1；

然后再向锥形瓶内滴加2滴甲基橙，继续用HCl标准溶液滴定至第二终点，记录酸式滴定管的读数V2。

重复上述操作两次，记录数据如下：

实验序号

2

3

V0/mL

0.00

V1/mL

22.22

22.18

22.20

V2/mL

23.72

23.68

23.70

（1）步骤I中所需的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、胶头滴管和__。

酸式滴定管用蒸馏水洗净后、装入标准溶液并调零之前，应进行的操作是__。

（2）溶液中的H2CO3、

、

的物质的量分数随pH的变化如图所示：

酚酞和甲基橙指示剂的变色pH范围及对应颜色见表。

酚酞

无色

pH<

8.0

粉红

pH8.0~9.8

红

pH>

9.8

甲基橙

3.1

橙

pH3.1~4.4

黄

4.4

①滴定至第一终点时，溶液中含碳微粒的主要存在形式为__。

②滴定至第一终点的过程中，发生反应的离子方程式为__。

③已知：

pKa1=−lgKa1，结合图像可知，H2CO3的pKa1约为__。

a.5.0b.6.4c.8.0d.10.3

（3）下列有关滴定的说法正确的是__。

a.滴定至第一终点时，溶液中c（H+）+c（Na+）=2c（

）+c（

）+c（OH−）

b.滴定至第一终点时，溶液中n（Cl−）+n（

）+n（

）+n（H2CO3）=n（Na+）

c.判断滴定至第二终点的现象是溶液由黄色变为橙色

d.记录酸式滴定管读数V1时，俯视标准液液面，会导致测得的NaOH质量分数偏低

（4）样品中NaOH的质量分数

（NaOH）=__%（计算结果保留小数点后1位）

15．为探究Na2SO3溶液和铬（VI）盐溶液的反应规律，某小组同学进行实验如下：

已知：

（橙色）+H2O⇌

（黄色）+2H+

（1）配制溶液

序号

操作

现象

i

配制饱和Na2SO3溶液，测溶液的pH

pH约为9

ii

配制0.05mol·

L−1的K2Cr2O7溶液，把溶液平均分成两份，向两份溶液中分别滴加浓硫酸和浓KOH溶液，得到pH=2的溶液A和pH=8的溶液B

pH=2的溶液A呈橙色；

pH=8的溶液B呈黄色

①用化学用语表示饱和Na2SO3溶液pH约为9的原因：

（2）进行实验iii和iv：

iii

向2mL溶液A中滴加3滴饱和Na2SO3溶液

溶液变绿色（含Cr3+）

iv

向2mL溶液B中滴加3滴饱和Na2SO3溶液

溶液没有明显变化

②用离子方程式解释iii中现象：

（3）继续进行实验v：

v

向2mL饱和Na2SO3溶液中滴加3滴溶液A

溶液变黄色

vi

向2mL蒸馏水中滴加3滴溶液A

溶液变浅橙色

③实验vi的目的是__。

④用化学平衡移动原理解释v中现象：

⑤根据实验iii～v，可推测：

Na2SO3溶液和铬（VI）盐溶液的反应与溶液酸碱性有关，__。

⑥向实验v所得黄色溶液中滴加__，产生的现象证实了上述推测。

（4）继续探究溶液酸性增强对铬（VI）盐溶液氧化性的影响，该同学利用如图装置继续实验（已知电压大小反映了物质氧化还原性强弱的差异；

物质氧化性与还原性强弱差异越大，电压越大）。

a.K闭合时，电压为a。

b.向U型管左侧溶液中滴加3滴浓硫酸后，电压增大了b。

⑦上述实验说明：

⑧有同学认为：

随溶液酸性增强，溶液中O2的氧化性增强也会使电压增大。

利用如图装置选择合适试剂进行实验，结果表明O2的存在不影响上述结论。

该实验方案是__，测得电压增大了d（d<

b）。

16．某实验小组同学对影响CuSO4溶液和浓氨水反应产物的因素进行了如下探究。

（查阅资料）

①Cu（OH）2（s）⇌Cu2++2OH-Ksp=2.2×

10-20；

⇌Cu2++4NH3K=4.8×

10-14

②Cu（NH3）4SO4·

H2O是一种易溶于水、难溶于乙醇的深蓝色固体，加热分解有氨气放出。

Cu（NH3）4SO4·

H2O在乙醇-水混合溶剂中的溶解度如下图所示。

（实验1）CuSO4溶液和浓氨水的反应。

实验内容

实验现象

1-1

向2mL0.1mol/LCuSO4（pH=3.2）中逐滴加入2mL1mol/L氨水

立即出现浅蓝色沉淀，溶液变无色；

随后沉淀逐渐溶解，溶液变为蓝色；

最终得到澄清透明的深蓝色溶液A

1-2

向2mL1mol/L氨水中逐滴加入2mL0.1mol/LCuSO4（pH=3.2）

始终为澄清透明的深蓝色溶液B

（1）进一步实验证明，深蓝色溶液A、B中均含有

，相应的实验方案____（写出实验操作及现象）。

（实验2）探究影响CuSO4溶液和浓氨水反应产物的因素。

2-1

向实验1-2所得深蓝色溶液B中继续加入2mL0.1mol/LCuSO4（pH=3.2）

有浅蓝色沉淀生成，溶液颜色变浅

2-2

向实验1-2所得深蓝色溶液B中继续加入1mol/LNaOH

有浅蓝色沉淀生成，上层清液接近无色

2-3

向2mL0.1mol/L氨水中逐滴加入2mL0.1mol/LCuSO4（pH=3.2）

（2）依据实验2-1，甲同学认为Cu2+浓度是影响CuSO4溶液和浓氨水反应产物的因素之一。

乙同学认为实验2-1没有排除硫酸铜溶液呈酸性的干扰，并设计了如下对比实验：

2-4

向实验1-2所得深蓝色溶液B中继续加入2mL试剂a

无明显现象

①用化学用语表示硫酸铜溶液呈酸性的原因：

___________________________。

②试剂a为___________________________。

（3）利用平衡移动原理对实验2-2的现象进行解释：

____________________________。

（4）实验2-3的目的是__________________________。

（5）综合上述实验可以推测，影响CuSO4溶液和浓氨水反应产物的因素有____________。

参考答案

1．C【解析】A．根据分析，曲线Ⅱ表示混合溶液中c（CH3COO-）随pH变化关系，故A错误；

B．a、b点均在曲线Ⅱ上，从a到b溶液的c（CH3COO-）浓度增大，c（CH3COOH）逐渐减小，溶液中离子的含量最多，导电能力增强，则a点溶液的导电能力比b点的若，故B错误；

C．25℃时，CH3COOH的电离平衡常数表达式为：

Ka=

，c点时，c（CH3COO-）=c（CH3COOH），溶液pH=4.75，即溶液中c（H+）=10-4.75mol/L，则Ka=c（H+）=10-4.75mol/L，故C正确；

D．由图像可知，pH=5.5的溶液中，c（CH3COO-）＞c（CH3COOH），溶液中存在电荷守恒：

c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+c（OH-），溶液显酸性，则c（H+）＞c（OH-），因此c（Na+）＜c（CH3COO-），故D错误；

答案选C。

2．C【解析】A．据图可知溶液pH为7时溶液中同时存在HA和Aˉ，说明NaA溶液显碱性，存在Aˉ的水解，所以HA为弱酸；

根据a点可知当lg

=2时pH=5.8，即

=102时c（H+）=10-5.8，Ka=

=10-3.8≈1.58×

10-4，所以数量级为10-4，故A错误；

B．当NaOH溶液为20mL时，溶液中的溶质为NaA，由于HA为弱酸，所以溶液显碱性，所以当溶液pH=7时加入的NaOH溶液体积小于20mL，故B错误；

C．a点和b点溶液中均存在电荷守恒c（Na+）+c（H+）=c（Aˉ）+c（OHˉ），所以溶液中总离子浓度均为2[c（Aˉ）+c（OHˉ）]，b点c（Aˉ）和c（OHˉ）均更大，所以b点溶液中总离子浓度更大，离子所带电荷数相同，所以b点溶液导电能力更强，故C正确；

D．b点溶液中溶质为NaA和HA，存在电荷守恒：

c（Na+）+c（H+）=c（Aˉ）+c（OHˉ），溶液显中性，所以c（H+）=c（OHˉ），所以c（Na+）=c（Aˉ），弱电解质的电离和弱酸根的水解都是微弱的，所以c（Na+）=c（Aˉ）＞（H+）=c（OHˉ），故D错误；

综上所述答案为C。

3．D【解析】A．图中A、B点溶液均为酸性，主要存在

的电离平衡，A点

值大于B点，A点

大于B点，OH-几乎由水电离出，故水的电离程度A点大于B点，故A正确；

最大时溶液为酸性，故

在水中的电离大于水解，故B正确；

的第一步水解反应为：

，C点

，pH=6.9，即

mol/L，

，故C正确；

D．

时，温度不变，水的离子积常数不变，

与

不可能同时减小，故D错误；

答案选D。

4．A【解析】A．pH=10.25时，溶质为碳酸钠和碳酸氢钠，碳酸钠溶液中满足物料守恒：

，碳酸氢钠溶液中存在物料守恒：

，则混合液中

，故A说法错误；

B．根据图示可知，pH在7∼9之间，溶液中主要存在

，该pH范围内可获得较纯的NaHCO3，故B说法正确；

C．根据图象曲线可知，pH=6.37时，H2CO3和

的浓度相等，碳酸的第一步电离的平衡常数

，故C说法正确；

D．pH=10时的溶液为碱性，则c（OH−）>

c（H+），溶质为碳酸钠和碳酸氢钠，c（Na+）离子浓度最大，结合图象曲线变化可知：

，OH-为

水解所得，水解程度微弱，因此离子浓度大小为：

，故D说法正确；

综上所述，说法错误的是A，故答案为：

A。

5．D【解析】A.向0.1mol•L－1CH3COOH溶液中加入少量水，醋酸电离平衡正向移动，溶液中

增大，故A错误；

B．将CH3COONa溶液从20℃升温至60℃，醋酸根离子水解平衡正向移动，溶液中c（CH3COO-）减小，c（CH3COOH）、c（OH-）均增大，所以

减小，故B错误；

C．向盐酸中加入氨水至中性，根据电荷守恒，溶液中c（NH4+）=c（Cl-），所以：

c（NH4+）：

c（Cl-）=1，故C错误；

D．pH=4.5的番茄汁中c（H+）=

，是pH=6.5的牛奶中c（H+）=

，pH=4.5的番茄汁中c（H+）是pH=6.5的牛奶中c（H+）的100倍，故D正确；

故选D。

6．D【解析】A．向溶液中加入铜粉，铜与Fe3+发生反应Cu+2Fe3+=Cu2++2Fe2+，会引入Cu2+杂质，不符合除杂原则，故A错误；

B．NH4Cl水解促进水的电离，稀盐酸中盐酸电离出的氢离子抑制水的电离，因此常温下，pH为5的NH4Cl溶液和pH为5的稀盐酸中，水的电离程度不相同，故B错误；

C．草酸为弱酸，以第一步电离为主，因此0.1mol•L-1的H2C2O4溶液中c（H+）/c（C2O

）远大于2，故C错误；

D．氨水中存在NH3·

H2O

NH4+＋OH－，滴加等浓度的盐酸溶液，c（OH-）减小，平衡正向移动，c（NH

）增大，当二者恰好完全反应后继续滴加等浓度的盐酸溶液，溶液的体积增大，c（NH

）又减小，故D正确；

7．B【解析】A．

，根据题意可知H2A第一步完全电离，第二步部分电离，所以0.01mol·

L-1的H2A溶液中c（H+）＞0.01mol/L，K=1.2×

10-2，所以

＜1.2，故A错误；

B．H2A第一步完全电离，第二步部分电离，所以0.01mol·

L-1的H2A溶液中c（H+）＞0.01mol/L，则溶液的pH小于2，故B正确；

C．由于第一步完全电离，所以溶液中并不存在H2A，故C错误；

D．H2A第一步完全电离，第二步部分电离，所以0.01mol·

L-1的H2A溶液中0.01mol/L＜c（H+）＜0.02mol/L，则1L该溶液中氢离子数目小于0.02NA，故D错误；

答案为B。

8．A【解析】根据图2可知，0.2mol•L-1的MOH的pH=12，说明MOH为弱碱，则MOH的电离平衡常数=

=

=5.2×

10-4；

向10mL0.2mol•L-1的MOH中逐滴加入0.2mol•L-1的CH3COOH溶液，随着醋酸的加入，溶液的导电能力逐渐增强，是因为反应生成了强电解质CH3COOM，当二者恰好完全反应时，溶液中CH3COOM浓度最大，溶液的导电能力最强，继续滴加醋酸溶液，溶液的体积增大，溶液的导电能力又逐渐减小，结合滴定曲线分析解答。

A．MOH为弱碱，向10mL0.2mol•L-1的MOH中逐滴加入0.2mol•L-1的CH3COOH溶液，随着醋酸的加入，溶液的导电能力逐渐增强，是因为反应生成了强电解质CH3COOM，当二者恰好完全反应时，溶液中CH3COOM浓度最大，溶液的导电能力最强，因此图l中N点时，加入CH3COOH溶液的体积为l0mL，故A正确；

B．根据上述计算，MOH的电离平衡常数=

10-4＞1.8×

10-5，即相同条件下其碱性比NH3•H2O的碱性强，故B错误；

C．常温时，NH3∙H2O和CH3COOH的电离常数均为1.8×

10-5，说明醋酸铵溶液显中性；

MOH的碱性比NH3•H2O的碱性强，与醋酸恰好中和时，溶液显碱性，而b点pH=7，因此b点不是滴定终点，而且b点加入CH3COOH溶液的体积大于l0mL，故C错误；

D．若c点对应醋酸的体积是15mL，此时溶液中含有醋酸和CH3COOM，根据物料守恒，c（CH3COOH）+c（CH3COO-）=

＞0.1mol•L-1，故D错误。

故选A。

9．B【解析】A.溶液中存在H2A、H+、HA-、A2-，说明H2A是二元弱酸，故A正确；

B.HA-

H++A2-的电离平衡常数Ka=

=c（H＋）=10-4.2，故B不正确；

C.0.1mol·

c（H+）=c（HA-）+2c（A2-）+c（OH-），故C正确；

D.由图可知pH=4.2时：

c（OH-），故D正确。

故选B。

10．A【解析】0.1mol/L的HA溶液的pH=1，说明HA完全电离，所以HA为强酸，0.1mol/L的HB溶液的pH＞2，说明HB在溶液中部分电离，所以HB是弱酸。

A．a点时，存在平衡：

HB⇌H++B-，稀释100倍后，HB溶液的pH=4，溶液中c（B-）≈c（H+）=10-4mol/L，则Ka=c（H+）c（B−）/c（HB）=10−4×

10−4/（0.001−10−4）=1.11×

10-5，A正确；

B．升高温度促进弱酸的电离，所以HB中B-浓度增大，强酸的酸根离子浓度不变，所以A-的浓度不变，因此c（B−）/c（A−）增大，B错误；

C．HA为强酸，NaA是强酸强碱盐不水解，溶液显中性，NaB为强碱弱酸盐，水解显碱性，所以相同条件下NaA溶液的pH小于NaB溶液的pH，C错误；

D．酸抑制水的电离，酸电离出的氢离子浓度越大，对水的抑制程度越大，氢离子浓度：

a=c＞b，所以溶液中水的电离程度：

a=c＜b，D