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水溶液中的離子平衡 www.ks5u.com 1．下列說法中正確的是(　　) A．二氧化硫溶于水能導電，故二氧化硫?qū)儆陔娊赓|(zhì) B．硫酸鋇難溶于水，故硫酸鋇屬于弱電解質(zhì) C．硫酸是強電解質(zhì)，故純硫酸能導電 D．氫氧根離子濃度相同的氫氧化鈉溶液和氨水導電能力相同 答案　D 解析　二氧化硫溶于水導電，是因為SO2與水反應生成H2SO3，H2SO3為電解質(zhì)，A項錯；硫酸鋇溶于水的部分完全電離，BaSO4是強電解質(zhì)，B項錯；純硫酸以分子形式存在，不電離，故純硫酸不導電，C項錯；兩溶液中氫氧根離子濃度相同，根據(jù)電荷守恒，陽離子的總濃度也相同，二者陰、陽離子濃度相同，導電能力也相同，D項正確。 2．在下列實驗方法中，不能證明醋酸是弱酸的是(　　) A．25 ℃時，醋酸鈉溶液呈堿性 B．25 ℃時，0.1mol·L－1的醋酸的pH約為3 C．25 ℃時，等體積的鹽酸和醋酸，前者比后者的導電能力強 D．25 ℃時，將pH＝3的鹽酸和醋酸稀釋成pH＝4的溶液，醋酸所需加入的水多 答案　C 解析　25 ℃時，醋酸鈉溶液呈堿性，是醋酸根水解所造成的，能說明醋酸是弱酸；25 ℃時，0.1mol·L－1的醋酸的pH約為3，得出醋酸溶液中c(H＋)<0.1mol·L－1，說明醋酸未完全電離，是弱酸；溶液的導電能力與溶液中離子濃度大小有關，25 ℃時等體積的鹽酸和醋酸，前者比后者的導電能力強，只說明鹽酸中自由移動的離子濃度大于醋酸溶液，不能說明鹽酸、醋酸的電離程度大小，不能證明醋酸為弱酸；25 ℃時，將pH＝3的鹽酸和醋酸稀釋成pH＝4的溶液，醋酸所需加入的水多，說明醋酸溶液存在電離平衡是弱酸，C項符合題意。 3．將①H＋?、贑l－　③Al3＋?、躃＋?、軸2－　⑥OH－?、逳O?、郚H分別加入H2O中，基本上不影響水的電離平衡的是(　　) A．①③⑤⑦⑧ B．②④⑦ C．①⑥ D．②④⑥⑧ 答案　B 解析　H＋、OH－抑制水的電離，Al3＋、S2－、NH能發(fā)生水解而促進水的電離，Cl－、K＋、NO對水的電離無影響。 4．pH相同的氨水、NaOH和Ba(OH)2溶液，分別用蒸餾水稀釋到原來的X、Y、Z倍，稀釋后三種溶液的pH仍然相同，則X、Y、Z的關系是(　　) A．X＝Y＝Z B．X>Y＝Z C．XY＝Z。 5．已知下面三個數(shù)據(jù)：①7.2×10－4　②4.6×10－4?、?.9×10－10，分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述中，正確的是(　　) A．HF的電離平衡常數(shù)是① B．HNO2的電離平衡常數(shù)是① C．HCN的電離平衡常數(shù)是② D．HNO2的電離平衡常數(shù)是③ 答案　A 解析　根據(jù)題中給出的三個反應利用強酸能制弱酸的規(guī)律可判斷酸性HF>HNO2>HCN，酸性越強電離常數(shù)越大，由此判斷HF的電離平衡常數(shù)為7.2×10－4，HNO2的電離平衡常數(shù)為4.6×10－4，HCN的電離平衡常數(shù)為4.9×10－10。 6．下列各種情況下一定能大量共存的離子組為(　　) A．pH＝7的溶液中：Fe3＋、Cl－、Na＋、NO B．由水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol/L的溶液中：Na＋、CO、Cl－、K＋ C．pH＝1的溶液中：NH、Cl－、Cu2＋、SO D．無色溶液中：Al3＋、HCO、I－、K＋ 答案　C 解析　A項中由于Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，F(xiàn)e3＋大量存在的溶液顯酸性pH<7；B項中由水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1，此時溶液可能顯酸性，也可能顯堿性，CO在酸性溶液中不能大量共存；C項中pH＝1的溶液中各離子均不反應，可以大量共存；D項中Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，Al3＋、HCO不能大量共存。 7．若pH＝3的酸溶液和pH＝11的堿溶液等體積混合溶液呈酸性，下列敘述正確的是(　　) A．生成一種強酸弱堿鹽 B．弱酸溶液和強堿溶液反應 C．強酸溶液與弱堿溶液反應 D．一元強酸溶液與一元強堿溶液反應 答案　B 解析　pH相加等于14的酸堿溶液等體積混合后，若溶液顯酸性，則該酸一定為弱酸，故選B。 8．等物質(zhì)的量下列各狀態(tài)的電解質(zhì)，自由離子數(shù)由大到小的排列順序是(　　) ①熔融的NaHSO4?、贜aHSO4溶液?、跱aHCO3溶液　④H2CO3溶液 A．①②③④ B．④②③① C．②③①④ D．②①③④ 答案　C 解析　NaHSO4熔融狀態(tài)時電離方程式為： NaHSO4===Na＋＋HSO，NaHSO4在水溶液中的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，NaHCO3在水溶液中的電離方程式為NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO，H2CO3是弱電解質(zhì)，其電離方程式為H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，由以上電離方程式分析可知等物質(zhì)的量的NaHSO4、NaHCO3、H2CO3在所給條件下，自由離子數(shù)大小關系為②>③>①>④，答案為C。 9．將0.1mol·L－1的下列物質(zhì)的水溶液，從常溫加熱到90 ℃，溶液的pH不變的是(　　) A．氯化鈉 B．硫酸 C．氫氧化鉀 D．硫酸銨 答案　B 解析　常溫下NaCl溶液的pH＝7，加熱水的電離程度增大，pH減??；硫酸溶液顯酸性，H＋主要來自于硫酸，溶液中c(H＋)不變，pH不變；氫氧化鉀溶液Kw增大，c(H＋)＝，c(OH－)不變，c(H＋)增大，pH減??；硫酸銨溶液，升溫NH水解程度增大，溶液中c(H＋)增大，pH減小。 10．常溫下，下列各組數(shù)據(jù)中比值為2:1的是(　　) A．K2SO3溶液中c(K＋)與c(SO)之比 B．0.2mol·L－1的CH3COOH溶液與0.1mol·L－1的鹽酸中c(H＋)之比 C．pH＝7的氨水與(NH4)2SO4的混合溶液中，c(NH)與c(SO)之比 D．pH＝12的Ba(OH)2溶液與pH＝12的KOH溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度之比 答案　C 解析　K2SO3溶液中，由于SO水解生成HSO，導致K2SO3溶液中c(Na＋):c(SO)之比大于2:1；由于CH3COOH是弱酸，存在CH3COOHCH3COO－＋H＋，鹽酸是強酸，在溶液中全部電離，二者溶液中c(H＋)之比小于2:1；pH＝7的氨水與(NH4)2SO4的混合溶液中，根據(jù)電荷守恒有：c(NH)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)，因c(H＋)＝c(OH－)，則有c(NH)＝2c(SO)，即c(NH):c(SO)＝2:1；pH＝12的Ba(OH)2溶液中，溶質(zhì)Ba(OH)2的物質(zhì)的量濃度為×0.01mol·L－1，pH＝12的KOH溶液中溶質(zhì)KOH的物質(zhì)的量濃度為0.01mol·L－1，Ba(OH)2與KOH溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度之比為1:2。 11．下列濃度關系正確的是(　　) A．氯水中：c(Cl2)＝2 B．氯水中：c(Cl－)>c(H＋)>c(OH－)>c(ClO－) C．等體積等濃度的氫氧化鈉溶液與醋酸混合：c(Na＋)＝c(CH3COO－) D．Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋) 答案　D 解析　氯水中反應了的c(Cl2)＝，且c(H＋)>c(Cl－)，A、B項錯；等體積等濃度NaOH溶液與CH3COOH混合，得到CH3COONa溶液，由于CH3COO－水解，c(Na＋)>c(CH3COO－)，C項錯。 12．欲使0.1mol·L－1的NaHCO3溶液中c(H＋)、c(CO)、c(HCO)都減少，其方法是(　　) A．通入二氧化碳氣體 B．加入氫氧化鈉固體 C．通入氯化氫氣體 D．加入飽和石灰水溶液 答案　D 解析　本題主要考查碳酸氫鹽的性質(zhì)及有關離子間的反應。CO2與NaHCO3不反應，三種離子皆不會減?。患尤隢aOH固體后，發(fā)生反應HCO＋OH－===CO＋H2O，c(H＋)、c(HCO)減小，而c(CO)增大；通入HCl氣體時，因發(fā)生反應HCO＋H＋===CO2↑＋H2O而使溶液呈弱酸性，與原NaHCO3溶液相比c(H＋)增大；加入石灰水時，發(fā)生反應：HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O而使溶液中三種離子濃度均減小。 13．有關①100mL 0.1mol/L NaHCO3　②100mL 0.1mol/L Na2CO3兩種溶液的敘述不正確的是(　　) A．溶液中水電離出的H＋個數(shù)：②>① B．溶液中陰離子的物質(zhì)的量濃度之和：②>① C．①溶液中：c(CO)>c(H2CO3) D．②溶液中：c(HCO)>c(H2CO3) 答案　C 解析　鹽類水解可以促進水的電離，而且水解程度越大，這種促進程度越大，A項正確；CO＋H2OHCO＋OH－，CO水解使溶液中陰離子數(shù)目增多，B項正確；NaHCO3溶液中HCO的水解程度大于電離程度，故c(H2CO3)>c(CO)，C項錯誤；CO的第一步水解程度遠大于第二步水解，D項正確。 14．若室溫下0.1mol·L－1NaX溶液中pH＝9，則該溶液中發(fā)生水解反應的X－占全部X－的(　　) A．0.01% B. 0.09% C．1.0% D．無法確定 答案　A 解析　H2OH＋＋OH－，NaX溶液中pH＝9，即c(H＋)＝1×10－9mol·L－1，c(OH－)＝1×10－5mol·L－1，溶液顯堿性的原因是因為X－的水解，X－＋H2OHX＋OH－，每結合一個H＋就有一個X－水解，溶液中OH－比H＋多一個，則水解的X－的量就等于溶液中比H＋多的OH－的量，則： ×100%＝0.01%。 15．用1.0mol·L－1NaOH溶液中和某濃度硫酸溶液時，其pH和所加NaOH溶液的體積關系如圖所示，原硫酸溶液的物質(zhì)的量濃度和完全反應后溶液的總體積是(　　) A．1mol·L－1,60mL B．0.5mol·L－1,80mL C．0.5mol·L－1,40mL D．1mol·L－1,80mL 答案　B 解析　由圖可以看出未加NaOH溶液時，硫酸溶液的pH＝0，則c(H2SO4)＝0.5mol·L－1，中和硫酸所用NaOH溶液體積為V(NaOH)＝40mL。 可得V(H2SO4)＝ ＝＝40mL 混合后總體積：40mL＋40mL＝80mL。 16．一定溫度下的難溶電解質(zhì)AmBn在水溶液中達到沉淀溶解平衡時，其Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，稱為難溶電解質(zhì)的溶度積。25 ℃時，向AgCl的白色懸濁液中依次加入等濃度的KI溶液和Na2S溶液，觀察到的現(xiàn)象是先出現(xiàn)黃色沉淀，最后生成黑色沉淀。已知所有的物質(zhì)的顏色和溶度積如下表： 物質(zhì) AgCl AgI Ag2S 顏色 白 黃 黑 Ksp(25 ℃) 1.8×10－10 1.5×10－16 1.8×10－50 下列敘述中不正確的是(　　) A．溶度積小的沉淀可以轉(zhuǎn)化為溶度積更小的沉淀 B．若先加入Na2S溶液，再加入KI溶液，則無黃色沉淀產(chǎn)生 C．25 ℃時，飽和AgCl、AgI、Ag2S溶液中Ag＋的濃度相同 D．25 ℃時，AgCl固體在等物質(zhì)的量濃度的NaCl、CaCl2溶液中的溶度積相同 答案　C 解析　沉淀總是向著溶度積更小的物質(zhì)轉(zhuǎn)化，A、B項均正確；由于AgCl、AgI、Ag2S的溶解度不同，所以飽和AgCl、AgI、Ag2S溶液中Ag＋的濃度不同，C項錯誤；溶度積常數(shù)只與溫度有關，與離子的濃度大小無關，故25 ℃時AgCl固體在等物質(zhì)的量濃度的NaCl、CaCl2溶液中的溶度積相同，D項正確。 17．(8分)已知某溶液中只存在OH－、H＋、NH、Cl－四種離子，某同學推測其離子濃度大小順序有如下四種關系： ①c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－) ②c(Cl－)>c(NH)>c(OH－)>c(H＋) ③c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) ④c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－) 填寫下列空白： (1)若溶液中只溶解了一種溶質(zhì)，則該溶質(zhì)是__________，上述四種離子濃度的大小順序為________(填序號)。 (2)若上述關系中③是正確的，則溶液中的溶質(zhì)為__________； 若上述關系中④是正確的，則溶液中的溶質(zhì)為____________。 (3)若該溶液是由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，則混合前c(HCl)________c(NH3·H2O)(填“大于”或“小于”或“等于”，下同)，混合前酸中c(H＋)和堿中c(OH－)的關系c(H＋)________c(OH－)。 答案　(1)NH4Cl?、? (2)NH3·H2O、NH4Cl　NH4Cl、HCl (3)小于　大于 解析　(1)NH4Cl水解溶液顯酸性。 (2)NH多于Cl－，說明有NH3·H2O；H＋多于NH，說明溶液含有酸。 (3)若鹽酸與氨水濃度相同，則最終為NH4Cl溶液，顯酸性，因題中混合溶液顯中性故鹽酸濃度小。 18．(12分)水的離子積常數(shù)Kw與溫度t(℃)的關系如圖所示： (1)若t1＝25 ℃，則Kw1＝________；若t2＝100 ℃時，Kw2＝10－12，則此時0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝________。 (2)已知25 ℃時，0.1 L 0.1mol·L－1的NaA溶液的pH＝10，則NaA溶液中所存在的平衡有：_______________________。 溶液中各離子的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序為：________。 (3)25 ℃時，將pH＝11的NaOH溶液與pH＝4的硫酸溶液混合，若所得混合溶液pH＝9，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為___。 答案　(1)1×10－14　11 (2)H2OH＋＋OH－　A－＋H2OHA＋OH－ c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋) (3)19 解析　(1)常溫下，水的離子積常數(shù)為1×10－14。在100 ℃時，Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.05mol·L－1×2＝0.1mol·L－1，c(H＋)＝＝＝1×10－11mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝11。 (2)因NaA溶液的pH＝10說明A－能水解，溶液中存在H2OH＋＋OH－和A－＋H2OHA＋OH－平衡體系，溶液中各離子濃度大小關系為：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)。 (3)由題意得c(OH－)＝＝ ＝10－5mol·L－1，混合后NaOH有剩余，則10－5mol·L－1＝ ， 解得V(NaOH):V(H2SO4)＝1:9。 19．(12分)某課外興趣小組欲測定某NaOH溶液的濃度，其操作步驟如下： ①將堿式滴定管用蒸餾水洗凈后，用待測溶液潤洗后，再注入待測溶液，調(diào)節(jié)滴定管的尖嘴部分充滿溶液，并使液面處于“0”刻度以下的位置，記下讀數(shù)；將錐形瓶用蒸餾水洗凈后，用待測溶液潤洗錐形瓶2～3次；從堿式滴定管中放出25.00mL待測溶液到錐形瓶中。 ②將酸式滴定管用蒸餾水洗凈后，立即向其中注入0.1000mol·L－1標準鹽酸，調(diào)節(jié)滴定管的尖嘴部分充滿溶液，并使液面處于“0”刻度以下的位置，記下讀數(shù)。 ③向錐形瓶中滴入酚酞作指示劑，進行滴定。滴定至終點，測得所耗鹽酸的體積為V1mL。 ④重復以上過程，但在滴定過程中向錐形瓶中加入5mL的蒸餾水，測得所耗鹽酸的體積為V2mL。 試回答下列問題： (1)滴定終點時的現(xiàn)象為錐形瓶中的溶液 由_____________________________________________； (2)滴定時邊滴邊搖動錐形瓶，眼睛應觀察 ________________________________________________； (3)該小組在步驟①中的錯誤是________________________，由此造成的測定結果________(填“偏高”或“偏低”或“無影響”)； (4)步驟②缺少的操作是____________________________； (5)如上圖是某次滴定時的滴定管中的液面，其讀數(shù)為___mL； (6)根據(jù)下列數(shù)據(jù)： 測定次數(shù) 待測液體積/mL 標準鹽酸體積/mL 滴定前讀數(shù)/mL 滴定后讀數(shù)/mL 第一次 25.00 0.40 20.38 第二次 25.00 4.00 24.02 請計算待測燒堿溶液的物質(zhì)的量濃度。(請寫出解答過程) 答案　(1)紅色變?yōu)闊o色且在半分鐘內(nèi)不恢復 (2)錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化 (3)用待測液潤洗錐形瓶　偏高 (4)用標準液潤洗滴定管2～3次 (5)22.60 (6)解：兩次消耗HCl溶液體積的平均值為： ＝20.00mL c(NaOH)＝＝ 0．08000mol·L－1。 20．(10分)目前國內(nèi)外使用的融雪劑一般有兩大類：一類是以醋酸鉀為主要成分的有機融雪劑；另一類是以“氯鹽”為主要成分的無機融雪劑，如氯化鈉、氯化鈣、氯化鎂等，通稱“化冰鹽”。某研究性學習小組擬對融雪氯鹽(主要含有氯化鈉及不溶性雜質(zhì)、Mg2＋、Ca2＋等)進行回收提純研究。 化學式 CaCO3 CaSO3 CaC2O4 Mg(OH)2 Ksp 2.8×10－9 6.8×10－8 4.0×10－9 1.8×10－11 該小組設計流程如圖： (1)加入混合液A的主要成分是________________(填化學式)。 (2)為檢驗溶液B中的Mg2＋、Ca2＋，通常分別取少量溶液B于兩支試管中，進行如下實驗： 步驟一：檢驗Mg2＋，向其中一支試管中加入________溶液(填化學式)，看是否有沉淀生成。 步驟二：檢驗Ca2＋，向另一支試管中加入某溶液，看是否有沉淀生成。下列三種溶液，其沉淀效果最好的是________。 A．0.1mol·L－1 Na2CO3溶液 B．0.1mol·L－1 Na2SO3溶液 C．0.1mol·L－1 Na2C2O4溶液 (3)在除雜過程中，向粗鹽懸濁液中加混合液A時需控制溶液pH＝12以確保Mg2＋除盡，根據(jù)提供的數(shù)據(jù)計算，溶液B中Mg2＋物質(zhì)的量濃度將被控制在________________以下。 (4)對溶液B加熱并不斷滴加6mol·L－1的鹽酸，同時用pH試紙檢測溶液，直至pH＝2時停止加鹽酸，得到溶液C。該操作的目的是__________________________________________________。 (5)溶液C倒入蒸發(fā)皿中，加熱蒸發(fā)并用玻璃棒不斷攪拌，直到有大量固體析出時停止加熱。 答案　(1)NaOH、Na2CO3 (2)NaOH　A (3)1.8×10－7mol·L－1 (4)除去NaOH和Na2CO3(或除去CO、OH－) 解析　(1)加入混合液A的目的是使Ca2＋、Mg2＋沉淀，一般應選擇Na2CO3和NaOH作沉淀劑。 (2)檢驗Mg2＋一般選用NaOH溶液。由于CaCO3的溶度積最小，檢驗Ca2＋時選擇Na2CO3沉淀效果最好。 (3)由c(Mg2＋)·c2(OH－)＝Ksp＝1.8×10－11，得c(Mg2＋)＝mol·L－1＝1.8×10－7mol·L－1。 (4)向溶液B中加入鹽酸的目的是除去NaOH和Na2CO3。 21．(10分)工業(yè)上制備BaCl2的工藝流程圖如下： 某研究小組在實驗室用重晶石(主要成分BaSO4)對工業(yè)過程進行模擬實驗。查表得 BaSO4(s)＋4C(s)4CO(g)＋BaS(s) ΔH1＝＋571.2 kJ·mol－1　① BaSO4(s)＋2C(s)2CO2(g)＋BaS(s) ΔH2＝＋226.2 kJ·mol－1?、? (1)氣體用過量NaOH溶液吸收，得到硫化鈉。Na2S水解的離子方程式為________________________________________________。 (2)反應C(s)＋CO2(g)2CO(g)的ΔH＝________kJ·mol－1。 (3)實際生產(chǎn)中必須加入過量的炭，同時還要通入空氣，其目的是______________________________________________________。 答案　(1)S2－＋H2OHS－＋OH－ HS－＋H2OH2S＋OH－(可不寫) (2)＋172.5 (3)使BaSO4得到充分的還原(或提高BaS的產(chǎn)量)； ①②為吸熱反應，炭和氧氣反應放熱維持反應所需高溫 解析　(1)Na2S中S2－的水解分兩步進行，其中以第一步為主，水解方程式為S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－。 (2)由蓋斯定律得ΔH＝＝ kJ·mol－1＝＋172.5 kJ·mol－1。 (3)加入過量的炭的目的是使BaSO4充分變?yōu)锽aS，而通入空氣的目的是使炭和氧氣反應，利用其放出的熱，維持反應所需的高溫。 - 11 -