水溶液中的离子平衡阶段质量检测答案Word格式.docx
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=
,因加水稀释过程中温度不变,故
不变。
5.下列四种溶液中,水的电离程度最大的是( )
A.pH=5的NH4Cl溶液
B.pH=5的NaHSO4溶液
C.pH=8的CH3COONa溶液
D.pH=8的NaOH溶液
B、D选项抑制水的电离,A、C选项促进水的电离,A中水电离出的c(H+)=10-5mol·
L-1,C中水电离出的c(OH-)=10-6mol·
L-1,A中数值大,水的电离程度大。
6.[双选题]证明氟化氢是弱电解质的事实是( )
A.氟化氢在所有卤化氢中热稳定性最强
B.浓H2SO4加入氟化钙固体中,加热,有氟化氢气体产生
C.100mL0.1mol/L氢氟酸中c(H+)小于0.1mol/L
D.测得常温下0.1mol/LNaF溶液的pH>
7
0.1mol/L氢氟酸中c(H+)<
0.1mol/L,说明HF在水溶液中不能完全电离;
NaF溶液呈碱性,说明NaF为强碱弱酸盐,即HF为弱电解质。
CD
7.在恒温条件下,欲使CH3COONa的稀溶液中c(CH3COO-)/c(Na+)比值增大,可在溶液中加入少量下列物质中的( )
①固体NaOH ②固体KOH ③固体NaHS
④固体CH3COONa ⑤冰醋酸
A.只有①②B.只有③⑤
C.只有②④⑤D.只有①⑤
CH3COONa溶液中存在:
CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-,加入固体KOH、冰醋酸均可使平衡左移,c(CH3COO-)增大,加固体CH3COONa,平衡虽右移,但水解程度降低,②④⑤均正确。
C
8.(2011·
宿州模拟)下列水溶液一定呈中性的是( )
A.c(NH
)=c(Cl-)的NH4Cl溶液
B.c(H+)=1.0×
10-7mol·
L-1的溶液
C.pH=7的溶液
D.室温下将pH=3的酸与pH=11的碱等体积混合后的溶液
水溶液的温度不一定是室温,故pH=7或c(H+)=10-7mol/L时,溶液不一定呈中性;
选项D中由于不知酸、碱的相对强弱,故无法判断溶液的酸碱性,NH4Cl溶液中存在电荷守恒:
c(NH
)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(NH
)=c(Cl-),则c(OH-)=c(H+),溶液一定呈中性。
9.(2011·
武昌高二检测)将pH=6的CH3COOH溶液加水稀释1000倍后,溶液中的
( )
A.pH=9B.c(OH-)≈10-5mol·
L-1
C.pH≈7D.c(OH-)<
将pH=6的CH3COOH溶液加水稀释1000倍后,溶液pH不等于9,此时溶液接近中性,pH≈7。
10.(2012·
南通高二检测)对于某酸的酸式盐NaHY的水溶液的下列叙述中,正确的是
A.该酸式盐的水溶液一定显酸性
B.在该盐溶液中,离子浓度为
c(Na+)>
c(Y2-)>
c(HY-)>
c(OH-)>
c(H+)
C.若HY-能水解,水解方程式为
HY-+H2O
Y2-+H3O+
D.若HY-能电离,电离方程式为
HY-+H2O
Y2-+H3O+
NaHY溶液由于Y2-没有指定,常见的有三种情况:
①NaHSO4,只电离,不水解;
②NaHSO3,其水溶液中HSO
电离程度大于水解程度,溶液显酸性;
③NaHCO3、NaHS,其水溶液中HCO
、HS-水解程度大于电离程度,溶液显碱性。
因Y2-不确定,故A、B错误。
C式为电离方程式而非水解方程式。
11.在25℃时,AgCl的白色悬浊液中,依次加入等浓度的KI溶液和Na2S溶液。
观察到的现象是先出现黄色沉淀。
最终出现黑色沉淀。
已知有关物质的溶度积Ksp(25℃)如下:
AgCl
AgI
Ag2S
Ksp
1.8×
10-10
8.51×
10-16
6.3×
10-50
下列叙述错误的是( )
A.沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动
B.溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀
C.AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中的溶解程度相同
D.25℃时,在饱和AgCl、AgI、Ag2S溶液中,所含Ag+的浓度不同
由于AgCl、AgI、Ag2S的Ksp依次减小,当向AgCl溶液中加入同浓度的KI和Na2S溶液时,沉淀溶解平衡AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl(aq)右移,依次转化为溶解度小的AgI和Ag2S,A、B正确,由于在NaCl、CaCl2溶液中c(Cl-)不同,而Ksp(AgCl)=c(Ag+)·
c(Cl-)导致AgCl在两溶液中的溶解程度不同,C错误,由于Ksp(AgI)=c(Ag+)·
c(I-),Ksp(Ag2S)=c2(Ag+)·
c(S2-)且三种沉淀的Ksp不相同,故在三种溶液中,c(Ag+)不同。
12.[双选题]室温下,下列溶液等体积混合后,所得溶液的pH一定大于7的是( )
A.0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液
B.0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液
C.pH=4的醋酸溶液和pH=10的氢氧化钠溶液
D.pH=4的盐酸和pH=10的氨水
本题考查了酸碱反应后溶液pH的计算及判断。
HCl为一元强酸,NaOH为一元强碱,Ba(OH)2为二元强碱,故等体积等物质的量浓度的HCl与NaOH恰好中和,pH=7,而与Ba(OH)2反应时,Ba(OH)2过量,pH>7,故A错误,B正确;
pH=4的醋酸溶液中电离出的c(H+)=1×
10-4mol/L,pH=10的NaOH溶液电离出的c(OH-)=1×
10-4mol/L,因此仅CH3COOH电离出的H+恰好与NaOH中和,还有大量的CH3COOH分子过量,故pH<7,同理,D项中氨水过量较多,溶液显碱性,pH>7,故C错误,D正确。
BD
13.(2012·
衡阳联考)已知25℃时一些难溶物质的溶度积常数如下:
化学式
Zn(OH)2
ZnS
MgCO3
Mg(OH)2
溶度积
5×
10-17
2.5×
10-22
6.8×
10-6
10-11
根据上表数据,判断下列化学方程式不正确的是( )
A.2AgCl+Na2S===2NaCl+Ag2S
B.MgCO3+H2O
Mg(OH)2+CO2↑
C.ZnS+2H2O===Zn(OH)2+H2S↑
D.Mg(HCO3)2+2Ca(OH)2===Mg(OH)2↓+2CaCO3↓+2H2O
根据溶度积常数可知,溶解度:
ZnS<
Zn(OH)2,由于发生复分解反应时生成溶解度更小的物质,故C不正确。
14.[双选题]已知常温下:
Ksp(AgCl)=1.8×
10-10,Ksp(Ag2CrO4)=1.9×
10-12,下列叙述正确的是( )
A.AgCl在饱和NaCl溶液中的Ksp比在纯水中的Ksp小
B.向AgCl的悬浊液中加入NaBr溶液,白色沉淀转化为淡黄色,说明Ksp(AgCl)>
Ksp(AgBr)
C.将0.001mol·
L-1的AgNO3溶液滴入0.001mol·
L-1的KCl和0.001mol·
L-1的K2CrO4溶液中先产生Ag2CrO4沉淀
D.向AgCl的悬浊液中滴加浓氨水,沉淀溶解,说明AgCl的溶解平衡向右移动
本题考查难溶电解质的溶度积相关的知识。
AgCl的溶度积常数只与温度有关,A错;
由题信息可知,AgBr比AgCl更难溶,故AgCl的溶度积常数较大,B正确,由溶度积常数来看,形成AgCl、Ag2CrO4沉淀的Ag+浓度分别为1.8×
L-1、
mol·
L-1,故先形成AgCl沉淀,C错。
15.(2012·
合肥质检)下列关于电解质溶液的叙述正确的是( )
A.常温下,在pH=7的醋酸钠和醋酸混合溶液中:
c(CH3COO-)>
c(Na+)
B.稀释醋酸溶液,溶液中所有离子的浓度均降低
C.在pH=5的氯化钠和稀硝酸的混合溶液中,c(Na+)=c(Cl-)
D.0.1mol·
L-1的硫化钠溶液中,
c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2S)
由CH2COONa和CH3COOH混合液中的电荷守恒可知c(CH3COO-)=c(Na+),A错误;
稀释醋酸时,c(H+)减小,但c(OH-)增大,B错误;
Na2S溶液中存在质子守恒:
c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S),D错误;
NaCl溶液中c(Na+)和c(Cl-)一定相等。
16.(2011·
金丽衢十二校联考)以水为溶剂进行中和滴定的原理是:
H3O++OH-===2H2O。
已知液态SO2和纯水的导电性相近,因为液态SO2也会发生自离解:
SO2(l)+SO2(l)
SO
+SO2+。
若以液态SO2为溶剂,用SOCl2滴定Cs2SO3,则以下叙述错误的是( )
A.该滴定反应可以表示为:
SO
+SO2+===2SO2
B.在一定温度下,液态SO2中c(SO
)与c(SO2+)的乘积是一个常数
C.自离解的存在,说明SO2是离子化合物
D.可通过导电能力变化来判断是否到达滴定终点
以液态SO2为溶剂,用SOCl2滴定Cs2SO3,发生反应的离子方程式为SO2++SO
===2SO2,A项正确;
类比水的离子积,在一定温度下,c(SO2+)×
c(SO
)是一个常数,B项正确;
类比中和滴定知D项正确。
二、非选择题(本题包括6小题,共52分)
17.(6分)
(1)某温度时,水的离子积KW=1×
10-13,则该温度________25℃(填“>
”、“<
”或“=”)。
在此温度下,某溶液中由水电离出来的H+浓度为1×
10-10mol/L,则该溶液的pH可能为________。
(2)若温度为25℃时,体积为Va、pH=a的H2SO4与体积为Vb、pH=b的NaOH混合,恰好中和。
此溶液中各种离子的浓度由大到小的排列顺序是:
___________________。
(1)KW随温度升高而增大,10-13>
10-14(25℃时),故该温度高于25℃。
当溶液显碱性时pH=10,当溶液显酸性时c(H+)=
=10-3mol/L,pH=3。
(2)Na2SO4溶液中离子浓度关系为:
c(Na+)=2c(SO
),而溶液呈中性,c(H+)=c(OH-)。
(1)>
3或10
(2)c(Na+)>
)>
c(H+)=c(OH-)
18.(10分)(2011·
厦门质检)某研究性学习小组为了探究醋酸的电离情况,进行了如下实验。
实验一:
配制并标定醋酸溶液的浓度
取冰醋酸配制250mL0.2mol·
L-1的醋酸溶液,用0.2mol·
L-1的醋酸溶液稀释成所需浓度的溶液,再用NaOH标准溶液对所配醋酸溶液的浓度进行标定。
回答下列问题:
(1)配制250mL0.2mol·
L-1醋酸溶液时需要用到的玻璃仪器有量筒、烧杯、玻璃棒、________和________。
(2)为标定某醋酸溶液的准确浓度,用0.2000mol·
L-1的NaOH溶液对20.00mL醋酸溶液进行滴定,几次滴定消耗NaOH溶液的体积如下:
实验序号
1
2
3
4
消耗NaOH溶液的体积(mL)
20.05
20.00
18.80
19.95
则该醋酸溶液的准确浓度为________(保留小数点后四位)。
实验二:
探究浓度对醋酸电离程度的影响
用pH计测定25℃时不同浓度的醋酸的pH,结果如下:
醋酸浓度(mol·
L-1)
0.0010
0.0100
0.0200
0.1000
0.2000
pH
3.88
3.38
3.23
2.88
2.73
(1)根据表中数据,可以得出醋酸是弱电解质的结论,你认为得出此结论的依据是:
________________________________________________________________________。
(2)从表中的数据,还可以得出另一结论:
随着醋酸浓度的减小,醋酸的电离程度将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
实验三:
探究温度对醋酸电离程度的影响
请你设计一个实验完成该探究,请简述你的实验方案:
________________________________________________________________________
(1)还缺少配制溶液所需的容器250mL的容量瓶和定容仪器胶头滴管。
(2)首先分析NaOH的体积,第3次数据显然误差较大,舍去。
另外三次所用NaOH平均体积为20.00mL,代入计算可知醋酸的浓度为0.2000mol·
L-1。
(1)孤立的看每次测量值,H+浓度远小于醋酸的浓度,说明醋酸不完全电离;
联系起来看,浓度为0.1000mol·
L-1、0.0100mol·
L-1及0.0010mol·
L-1的醋酸,pH变化值小于1。
(2)以0.1000mol·
L-1醋酸为例,设0.1000mol/L的醋酸溶液体积为1L,将其稀释至0.0100mol/L,体积变为10L,两溶液中H+的物质的量分别为:
10-2.88mol、10×
10-3.38mol,可见溶液变稀,电离出的H+的物质的量增加,故说明醋酸的电离程度增大。
探究温度对醋酸的电离程度的影响,应控制其他条件相同,只有温度存在差异的醋酸溶液H+浓度有差异,能够对溶液中H+浓度区分度较好的仪器是pH计。
实验一
(1)胶头滴管 250mL容量瓶
(2)0.2000mol·
实验二
(1)0.0100mol·
L-1醋酸的pH大于2或醋酸稀释10倍时,pH的变化值小于1
(2)增大
实验三
用pH计(或pH试纸)测定相同浓度的醋酸在几种不同温度时的pH
19.(6分)(2011·
江苏高考,节选)高氯酸铵样品中NH4ClO4的含量可用蒸馏法进行测定,蒸馏装置如图所示(加热和仪器固定装置已略去),实验步骤如下:
步骤1:
按如图所示组装仪器,检查装置气密性。
步骤2:
准确称取样品ag(约0.5g)于蒸馏烧瓶中,加入约150mL水溶解。
步骤3:
准确量取40.00mL约0.1mol·
L-1H2SO4溶液于锥形瓶中。
步骤4:
经滴液漏斗向蒸馏烧瓶中加入20mL3mol·
L-1NaOH溶液。
步骤5:
加热蒸馏至蒸馏烧瓶中剩余约100mL溶液。
步骤6:
用新煮沸过的水冲洗冷凝装置2~3次,洗涤液并入锥形瓶中。
步骤7:
向锥形瓶中加入酸碱指示剂,用cmol·
L-1NaOH标准溶液滴定至终点,消耗NaOH标准溶液V1mL。
步骤8:
将实验步骤1~7重复2次。
①步骤3中,准确量取40.00mLH2SO4溶液的玻璃仪器是________。
②步骤1~7中,确保生成的氨被稀硫酸完全吸收的实验步骤是________(填步骤序号)。
③为获得样品中NH4ClO4的含量,还需补充的实验是____________。
①准确量取40.00mLH2SO4溶液可以选用量程为50mL的酸式滴定管。
③本实验采用高氯酸铵与氢氧化钠溶液反应,生成的氨气与过量的稀硫酸反应,再用已知浓度的氢氧化钠溶液滴定剩余的硫酸,从而计算出产生的氨气的物质的量,进一步换算出样品中高氯酸铵的含量。
因步骤3中所给H2SO4的浓度值非精确值,故为了提高实验结果的准确度,还应该用氢氧化钠标准溶液标定硫酸的浓度。
①酸式滴定管 ②1,5,6 ③用NaOH标准溶液标定H2SO4溶液的浓度(或不加高氯酸铵样品,保持其他条件相同,进行蒸馏和滴定实验)
20.(10分)物质在水中可能存在电离平衡、盐的水解平衡和沉淀的溶解平衡,它们都可看作化学平衡。
请根据所学知识回答:
(1)A为0.1mol·
L-1的(NH4)2SO4溶液,在该溶液中各种离子浓度由大到小的顺序为________。
(2)B为0.1mol·
L-1NaHCO3溶液,实验测得NaHCO3溶液的pH>
7,请分析NaHCO3溶液显碱性的原因:
____________________________________________________________
(3)C为FeCl3溶液,实验室中配制FeCl3溶液时通常需要向其中加入________,目的是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________;
若把B和C溶液混合,将产生红褐色沉淀和无色气体,该反应的离子方程式为________________________________________________________________________
(1)(NH4)2SO4===2NH
+SO
,NH
微弱水解使溶液显酸性,故c(NH
c(H+)>
c(OH-)。
(2)HCO
以发生水解反应HCO
+H2O
H2CO3+OH-为主,发生电离HCO
H++CO
为次,因此溶液中c(OH-)>
c(H+),溶液呈碱性。
(3)Fe3++3H2O
Fe(OH)3+3H+,为抑制Fe3+水解,应加入少量HCl;
Fe3+与HCO
因互相促进水解而产生Fe(OH)3沉淀和CO2气体。
(1)c(NH
c(OH-)
发生水解反应使溶液中c(OH-)>
(3)盐酸 抑制Fe3+水解
Fe3++3HCO
===Fe(OH)3↓+3CO2↑
21.(10分)(2012·
洛阳模拟)环境中常见的重金属污染物有:
汞、铅、锰、铬、镉。
处理工业废水中含有的Cr2O
和CrO
,常用的方法为还原沉淀法,该法的工艺流程为CrO
Cr2O
Cr3+
Cr(OH)3↓。
其中第①步存在平衡2CrO
(黄色)+2H+
Cr2O
(橙色)+H2O。
(1)写出第①步反应的平衡常数表达式_________________________________________
(2)关于第①步反应,下列说法正确的是________。
A.通过测定溶液的pH可以判断反应是否已达到平衡状态
B.该反应为氧化还原反应
C.强酸性环境,溶液的颜色为橙色
(3)第②步中,还原0.1molCr2O
,需要________mol的FeSO4·
7H2O。
(4)第③步除生成Cr(OH)3外,还可能生成的沉淀为________。
(5)在溶液中存在以下沉淀溶解平衡:
Cr(OH)3(s)
Cr3+(aq)+3OH-(aq),常温下,Cr(OH)3的溶度积Ksp=10-32,当c(Cr3+)降至10-5mol/L,认为c(Cr3+)已经完全沉淀,现将第③步溶液的pH调至4,请通过计算说明Cr3+是否沉淀完全(请写出计算过程):
_______
(1)因H2O是纯液态物质,其浓度视为常数,故第①步反应的平衡常数表达式为K=c(Cr2O
)/[c2(CrO
)·
c2(H+)]。
(2)利用反应①可知,反应正向进行时,溶液pH增大,故pH不变时说明反应达到平衡,A项正确;
CrO
和Cr2O
中Cr均为+6价,该反应不是氧化还原反应,B项错误;
在酸性环境中,溶液中c(Cr2O
)较大,溶液呈橙色,C项正确。
(3)在第②步反应中Cr2O
被还原为Cr3+,0.1molCr2O
被还
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