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1、（北京專用）2022年高考化學一輪復習 熱點題型十一 溶液中的離子平衡作業(yè) 1.已知常溫下0.1 mol/L NaHSO3溶液的pH<7,將10 mL 0.1 mol/L Ba(OH)2溶液緩慢滴加到10 mL 0.1 mol/L NaHSO3溶液中,下列說法不正確的是(　　) A.常溫下0.1 mol/L NaHSO3溶液中HS電離程度大于其水解程度 B.當加入的Ba(OH)2溶液體積小于5 mL時,溶液中的反應為:2HS+Ba2++2OH-BaSO3↓+2H2O+S C.滴加過程中,溶液中白色沉淀不斷增加 D.當加入Ba(OH)2溶液體積為7.5 mL時,溶液中離子濃度大小順序為

2、:c(Na+)>c(S)>c(OH-)>c(H+) 2.25 ℃時,濃度均為0.1 mol·L-1的溶液,其pH如下表所示。下列有關說法正確的是(　　) 序號 ① ② ③ ③ 溶液 NaCl CH3COONH4 NaF NaHCO3 pH 7.0 7.0 8.1 8.4 A.酸性強弱:H2CO3>HF B.①和②中溶質均未水解 C.離子的總濃度:①>③ D.④中:c(HC)+2c(H2CO3)=0.1 mol·L-1 3.常溫下,向100 mL 0.01 mol·L-1HA溶液中逐滴加入0.02 mol·L-1MOH溶液,圖中所示曲線表示混合溶液的pH

3、變化情況(溶液體積變化忽略不計)。下列說法中正確的是(　　) A.MOH為一元強堿,HA為一元強酸 B.K 點對應的溶液中:c(M+)+c(MOH)=c(A-) C.K點對應的溶液中:c(MOH)+c(OH-)-c(H+)=0.005 mol·L-1 D.N點水的電離程度小于K點水的電離程度 4.已知:pKa=-lg Ka。25 ℃時,H2SO3的p=1.85,p=7.19。常溫下,用0.1 mol·L-1NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·H2SO3溶液的滴定曲線如下圖所示。下列說法不正確的是(　　) A.a點所得溶液中:2c(H2SO3)+c(S)=0.1 mo

4、l·L-1 B.b點所得溶液中:c(H2SO3)+c(H+)=c(S)+c(OH-) C.c點所得溶液中:c(Na+)>3c(HS) D.d點所得溶液中:c(Na+)>c(S)>c(HS) 5.常溫下,向0.1 mol·L-l Na2A溶液中,不斷通入HCl,H2A、HA-、A2-在溶液中所占物質的量分數(shù)(δ)與pOH的關系如圖所示,下列說法正確的是(　　) A.H2A的二級電離平衡常數(shù)為10-10 B.隨著HCl的通入,先減小后增大 C.當溶液呈中性時:c(Na+)=c(HA-)+2c(A2-) D.將等濃度、等體積的Na2A與H2A溶液混合后,溶液顯堿性 6.25 ℃

5、時,用濃度為0.100 0 mol/L的氫氧化鈉溶液分別滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 mol/L的兩種酸HX、HY的溶液(忽略體積變化),實驗數(shù)據(jù)如下表,下列判斷不正確的是(　　) 編號 滴入NaOH溶液的體積/mL 溶液的pH HX溶液 HY溶液 ① 0 3 1 ② A 7 x ③ 20.00 >7 y A.在相同溫度下,同濃度的兩種酸溶液的導電能力:HXc(Y-

6、)>c(OH-)>c(H+) 答案精解精析 熱點題型十一　溶液中的離子平衡 1.D　已知常溫下0.1 mol/L NaHSO3溶液的pH<7,說明HS的電離程度大于其水解程度,故A正確;當加入的Ba(OH)2溶液體積小于5 mL時,NaHSO3過量,則Ba(OH)2完全反應,所以Ba2+與OH-的化學計量數(shù)之比等于1∶2,故溶液中反應的離子方程式為:2HS+Ba2++2OH-BaSO3↓+2H2O+S,故B正確;隨著Ba2+和OH-濃度的增加,滴加過程中不斷產生BaSO3沉淀,所以滴加過程中,溶液中白色沉淀不斷增加,

7、故C正確;當加入Ba(OH)2溶液體積為7.5 mL時,Ba(OH)2的物質的量為7.5×10-4 mol,而NaHSO3的物質的量為1.0×10-3 mol,所以溶液中Na+的物質的量為1.0×10-3 mol,而S的物質的量為1.0×10-3 mol-7.5×10-4 mol=2.5×10-4 mol,OH-的物質的量為1.5×10-3 mol-1.0×10-3 mol=0.5×10-3 mol,溶液中離子濃度大小順序為:c(Na+)>c(OH-)>c(S)>c(H+),故D錯誤。 2.C　A項,觀察表中數(shù)據(jù)知,NaHCO3的堿性強于NaF,說明NaHCO3的消解程度大于NaF,故HF的

8、酸性比H2CO3強。B項,①中溶質為NaCl,不發(fā)生水解;②中溶質為CH3COONH4,發(fā)生相互促進的水解反應。C項,兩溶液中離子總濃度小于①。D項,由物料守恒知,c(H2CO3)+c(HC)+c(C)=0.1 mol·L-1。 3.C　0.01 mol·L-1 HA溶液的pH=2,則HA是強酸,N點溶液呈中性,加入51 mL MOH溶液混合溶液呈中性,說明MOH為弱堿,故A錯誤;K點溶液中MA和MOH的物質的量相等,由物料守恒可知c(M+)+c(MOH)=2c(A-),故B錯誤;在K點時混合溶液體積是加入的MOH溶液體積的2倍,由物料守恒結合溶液體積變化可知c(MOH)+c(M+)=0.0

9、1 mol·L-1,根據(jù)電荷守恒得c(M+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-),c(MOH)+c(OH-)-c(H+)=c(M+)-c(A-)+c(MOH)=0.01 mol·L-1-0.005 mol·L-1=0.005 mol·L-1,故C正確;由圖像可知,N點溶液呈中性,水電離的H+為10-7 mol·L-1,K點溶液呈堿性,MOH電離的OH-抑制了水的電離,水電離的H+小于10-7 mol·L-1,所以N點水的電離程度大于K點,故D錯誤。 4.A　題述過程中發(fā)生的反應是NaOH+H2SO3NaHSO3+H2O、NaHSO3+NaOHNa2SO3+H2O,a點溶液中的溶質為NaHS

10、O3和H2SO3,因為滴定過程中溶液體積增大,根據(jù)物料守恒得出c(H2SO3)+c(HS)+c(S)<0.1 mol·L-1,根據(jù)電離平衡常數(shù)Ka1=,此時溶液的pH=1.85,即c(H+)=10-1.85,推出c(HS)=c(H2SO3),代入c(H2SO3)+c(HS)+c(S)<0.1 mol·L-1,得出:2c(H2SO3)+c(S)<0.1 mol·L-1,故A錯誤;b點加入20 mL NaOH溶液,NaOH和H2SO3恰好反應生成NaHSO3,溶質為NaHSO3,根據(jù)電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS)+2c(S),根據(jù)物料守恒:c(Na+)=c(H2SO3

11、)+c(HS)+c(S),因此有c(H2SO3)+c(H+)=c(S)+c(OH-),故B正確;c點溶質為Na2SO3和NaHSO3,根據(jù)電離平衡常數(shù)Ka2=,此時溶液的pH=7.19,即c(H+)=10-7.19,推出c(S)=c(HS),根據(jù)電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HS)+2c(S)+c(OH-),即c(Na+)+c(H+)=3c(HS)+c(OH-),此時c(H+)3c(HS),C正確;d點溶質為Na2SO3和NaHSO3,且n(Na2SO3)>n(NaHSO3),溶液中離子濃度:c(Na+)>c(S)>c(HS),故D正確。 5.B　當

12、pOH=10時,c(H+)=l0-4 mol·L-1,HA-、A2-濃度相等,H2A的二級電離平衡常數(shù)為=10-4,故A錯誤;溫度不變,則H2A的一級電離平衡常數(shù)不變,即不變,由于HA-的濃度先增大后減小,則先減小后增大,故B正確;當溶液呈中性時:c(Na+)=c(HA-)+2c(A2-)+c(Cl-),故C錯誤;將等濃度、等體積的Na2A與H2A溶液混合后反應生成NaHA,由上述分析可知H2A的二級電離平衡常數(shù)=10-4,則HA-的水解平衡常數(shù)為=10-10,可知HA-的電離程度大于其水解程度,溶液呈酸性,故D錯誤。 6.D　0.100 0 mol/L的HX和HY溶液的pH分別為3、1,可

13、知HX為弱酸、HY為強酸,同濃度的兩種酸溶液的導電能力:HXc(OH-),結合電荷守恒可知:c(Y-)>c(Na+),溶液中離子濃度大小順序為:c(Y-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-),故D錯誤。