高中化学（人教版，选修4） 第三章水溶液中的离子平衡 第二节第4课时 5页

第4课时　习题课 ‎1．某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2O NH＋OH－，若想增大NH的浓度，而不增加OH－的浓度，应采取的措施是(　　)　　　　　　　　　　　　　‎ ‎①适当升高温度 ②加入NH4Cl固体 ③通入NH3 ④加入少量盐酸 A．①② B．②③ C．③④ D．②④‎ 答案 D　‎ 解析 升温平衡向右移动，c(NH)、c(OH－)都增大；加入NH4Cl固体，相当于增大 c(NH)，平衡向左移动，c(OH－)减小，但c(NH)仍较原来增大，因平衡移动只能减小其增大的程度，而不能完全抵消其增大的部分；通入NH3平衡向右移动，c(NH)、c(OH－)都增大；加入少量盐酸，H＋与OH－反应使c(OH－)下降，平衡向右移动，使c(NH)增大。‎ ‎2．在100 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，欲使CH3COOH的电离程度和溶液的c(H＋)都增大，其方法是(　　)‎ A．加入少量的1 mol·L－1 NaOH溶液 B．加入少量的1 mol·L－1 HCl溶液 C．加入等体积水 D．进行微热 答案 D　‎ 解析 在CH3COOH的溶液中存在电离平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－。当加入NaOH 溶液时，c(H＋)减小，电离程度增大；加入盐酸，c(H＋)增大，平衡左移，电离程度减小；加入等体积水，平衡右移，n(H＋)增大，但体积增大的倍数更多，故c(H＋)减小；进行微热，由于电离一般是吸热过程，故电离程度增大，由于微热时溶液体积膨胀倍数很小，故c(H＋)增大。‎ ‎3．下列叙述正确的是(　　)‎ A．无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c(H＋)·c(OH－)＝‎ ‎1×10－14‎ B．c(H＋)等于1×10－7 mol·L－1的溶液一定是中性溶液 C．0.2 mol·L－1 CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍 D．任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸性的强弱 答案 A　‎ 解析 KW＝c(H＋)·c(OH－) ，且KW只与温度有关，所以，在常温下，纯水、酸性、碱性或中性稀溶液，其KW＝1×10－14；在温度不确定时，中性溶液里的c(H＋)不一定等于1×10－7 mol·L－1；0.2 mol·L－1 CH3COOH溶液中的CH3COOH电离程度比0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中的CH3COOH电离程度小，所以，0.2 mol·L－1 CH3COOH溶液中的c(H＋)小于0.1 mol·L－1 ‎ CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍；当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1时，用pH表示溶液的酸碱 性就不简便了，所以，当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，而是直接用c(H＋)或c(OH－)来表示。‎ ‎4．常温下，下列四种溶液：①pH＝0的盐酸，②0.1 mol·L－1的盐酸，③0.01 mol·L－1的NaOH溶液，④pH＝11的NaOH溶液中，由水电离生成的H＋的物质的量浓度之比为(　　)‎ A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11‎ C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶1‎ 答案 A　‎ 解析 在盐酸中，由水电离产生的c(H＋)等于溶液中的c(OH－)：①c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－14 mol·L－1　②c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－13 mol·L－1‎ ‎；在NaOH溶液中，由水电离产生的c(H＋)等于溶液中的c(H＋)：③c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1‎ ‎④c(H＋)＝1×10－11 mol·L－1。因此，四种溶液中由水电离出的H＋的浓度的比为 ‎10－14∶10－13∶10－12 ∶10－11 ＝1∶10∶100∶1 000。‎ ‎5．0.1 mol·L－1的醋酸与0.1 mol·L－1的盐酸，分别稀释相同的倍数，随着水的加入，溶液中c(H＋)的变化曲线(如下图)正确的是(　　)‎ 答案 C ‎6．在‎100℃‎时，NaCl溶液中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，下列说法中不正确的是(　　)‎ A．该NaCl溶液显酸性 B．该NaCl溶液显中性 C．随着温度的升高，水的离子积增大 D．该NaCl溶液中KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－12‎ 答案 A　‎ 解析 在NaCl溶液中存在H2O H＋＋OH－，且Na＋、Cl－对水的电离没有影响，c(H＋)＝‎ ‎1×10－6 mol·L－1时，c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，KW＝c(H ‎＋)·c(OH－)＝1×10－12。‎ ‎7．下列叙述中正确的是(　　)‎ A．盐酸的导电能力一定比醋酸强 B．因为醋酸是弱电解质，盐酸是强电解质，因而中和等体积等物质的量浓度的醋酸和盐酸时，中和盐酸消耗的氢氧化钠比中和醋酸多 C．足量铁分别和等体积、等物质的量浓度的醋酸和盐酸反应，产生H2的量相等，放出H2的速率不等 D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中，PO物质的量浓度相同 答案 C　‎ 解析 电解质溶液的导电能力取决于溶液中离子浓度和离子所带电荷的多少，如极稀的盐酸溶液其导电能力不一定比浓的醋酸溶液强，A错；等物质的量的醋酸和盐酸，可提供的H＋数目是相同的，故中和氢氧化钠的能力相同，只不过在中和的过程中，醋酸中的H＋是逐渐电离出来的，B错；同理，和铁反应时，它们消耗铁的量也相同，但由于两溶液中H＋浓度大小不同，其反应放出H2的速率必然不同，C对；磷酸钠是盐，完全电离成Na＋和PO，磷酸是弱酸，电离分步进行，且每一步都不完全，产生PO的量很少，D错。‎ ‎8．一定量的稀硫酸与足量的铝粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，应向稀硫酸中加入适量的(　　)‎ A．NaOH(固体) B．CH3COOH C．NaCl(固体) D．CH3COONa(固体)‎ 答案 D　‎ 解析 D项中，加入CH3COONa发生H＋＋CH3COO－ CH3COOH，c(H＋)减小，减缓反 应速率，但随着反应进行，c(H＋)减小，平衡向左移动，CH3COOH中H＋又会游离出来，生成H2的总量也不变；A项中，NaOH中和掉H2SO4，氢气生成量减少；B项中，CH3COOH电离出H＋，氢气生成量增多；C项几乎不影响反应。‎ ‎9．常温下，向0.1 mol·L－1的硫酸溶液中逐滴加入物质的量浓度相同的氢氧化钡溶液，生成沉淀的量与加入氢氧化钡溶液的体积关系如图所示，a、b、c、d分别表示实验时不同阶段的溶液，下列有关说法中不正确的是(　　)‎ A．溶液的pH：ab>d>c C．a、b溶液呈酸性 D．c、d溶液呈碱性 答案 D　‎ 解析 溶液pH随加入Ba(OH)2溶液的量的增加而升高，A正确；a～c段随加入Ba(OH)2的量的增加，离子浓度减小，导电能力减弱，c点恰好反应生成BaSO4沉淀和水，导电性最弱，c点以后Ba(OH)2过量，导电性又增强，B正确；C正确；D中c点为中性。‎ ‎10．已知在‎100℃‎的温度下，水的离子积KW＝1×10－12。本题涉及的溶液，其温度均为‎100℃‎。下列说法中正确的是(　　)‎ A．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝2‎ B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11‎ C．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.001 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11的NaOH溶液50 mL 答案 A　‎ 解析 本题涉及到c(H＋)、c(OH－)和pH的计算，以及c(H＋)、pH与溶液酸碱性的关系。‎ A．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝0.01 mol·L－1，pH＝－lg[c(H＋)]＝－lg0.01＝－lg(1×10－2)＝2。此计算与KW值无关，不要受KW＝1×10－12的干扰。‎ B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001 mol·L－1，c(H＋)＝＝‎ ＝1×10－9 mol·L－1。pH＝－lg(1×10－9)＝9。‎ 对碱性溶液求pH，要经过“c(OH－)―→c(H＋)―→pH”的过程，由c(OH－)求c(H＋)要经过KW＝c(H＋)·c(OH－)进行换算。在这里，KW为1×10－12，而不是1×10－14。‎ C．该项中提供的H2SO4溶液与NaOH溶液恰好完全中和。由于‎100℃‎溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10－12，故c(H＋)＝c(OH－)＝＝1×10－6 mol·L－1，pH＝6。虽然pH＝6，但溶液不显酸性。问题的关键是c(H＋)＝c(OH－)，溶液应该是显中性。‎ 溶液的酸碱性要由c(H＋)与c(OH－)的相对大小来确定，而不是由c(H＋)或c(OH－)的绝对大小确定的。在根据c(H＋)、c(OH－)、pH等判断溶液酸碱性时，要结合KW的大小作决定。‎ D．pH＝3的50 mL H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.001 mol·L－1，n(H＋)＝‎0.05 L×0.001 mol·L－1＝0.000 05 mol。pH＝11的50 mL NaOH溶液中，c(H＋)＝1×10－11 mol·L－1，c(OH－)＝0.1 ‎ mol·L－1，n(OH－)＝‎0.05 L×0.1 mol·L－1＝0.005 mol。两溶液混合反应后，NaOH过量。中和H2SO4所需要的NaOH溶液小于50 mL。‎ ‎11．等体积、等物质的量浓度的氢硫酸和硫酸溶液中，存在的离子总数的关系是(　　)‎ A．H2S中多 B．H2SO4中多 C．一样多 D．无法比较 答案 B　‎ 解析 等体积、等物质的量浓度的H2S和H2SO4中，含有的H2S和H2SO4的物质的量一样多，但H2S是弱电解质，只能部分电离，即1 mol H2S电离产生的离子小于3 mol。而H2SO4是强电解质，完全电离，即1 mol H2SO4可电离出2 mol H＋和1 mol SO，共3 mol离子，因此H2SO4电离出的离子多。‎ ‎12.用中和滴定的方法测定NaOH和Na2CO3的混合液中NaOH含量时，‎ 可先在混合液中加入过量的BaCl2溶液，使Na2CO3完全变成BaCO3沉淀，然后用标准盐酸滴定(用酚酞做指示剂)，试回答：‎ ‎(1)滴定时BaCO3能否溶解？理由是________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)如用甲基橙作指示剂，则测定的结果________(填“偏高”、“偏低”或“无影响”)。‎ 答案 (1)滴定时BaCO3不会溶解，因为酚酞的变色范围为8～10，该pH范围呈碱性 ‎(2)偏高 解析　(1)BaCO3在酸性溶液中才会溶解。(2)甲基橙的变色范围为3.1～4.4，pH大于4.4时溶液显黄色，在3.1～4.4为橙色，小于3.1为红色。当用盐酸滴定到甲基橙从黄色变为橙色时，此时pH已降至4.4以下，已有部分BaCO3与盐酸反应，则消耗盐酸的量偏大，测定结果偏高。‎ ‎13．(1)某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH为11，则该温度下水的离子积常数KW＝________。‎ ‎(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的硫酸Vb L混合。‎ ‎①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝__________。‎ ‎②若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝__________。‎ 答案 (1)1.0×10－13　(2)①1∶10　②1∶9‎ 解析　(1)0.01 mol·L－1NaOH溶液的pH＝11，则KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－11×0.01＝1.0×10－13。‎ ‎(2)pH＝a的NaOH溶液中，c(OH－)＝KW/c(H＋)＝10－13＋amol·L－1，pH＝b的H2SO4中，c(H＋)＝10－b mol·L－1。两者混合后：①若呈中性，则10－13＋a·Va＝10－b·Vb，将a＝12，b＝2代入，得Va∶Vb＝1∶10。②若pH＝10，则呈碱性，‎ c混(OH－)＝＝10－3 mol·L－1，而c混(OH－)＝，‎ 将a＝12，b＝2代入，得Va∶Vb＝1∶9。‎ ‎14．‎25℃‎时，若体积为Va，pH＝a的某一元强酸与体积为Vb，pH＝b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知Va ＜Vb和a＝0.5b，请填写下列空白：‎ ‎(1)a值可否等于3(填“可”或“否”)______，其理由是 ‎__________________________________________________________________________。‎ ‎(2)a值可否等于5(填“可”或“否”)______，其理由是 ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)a的取值范围是______________。‎ 答案 (1)否　设a＝3，则b＝6，溶液显酸性，不符合题意，因pH＝b的溶液为强碱，所以a≠3‎ ‎(2)否　设a＝5，酸溶液中c(H＋)a＝10－5mol·L－1，‎ 则b＝10，‎ 碱溶液中c(OH－)b＝10－4mol·L－1。依题意：‎ Va·10－5＝Vb·10－4，则＝＝10＞1，不符合题意Va＜Vb，所以a≠5‎ ‎(3)＜a＜ 解析　本题以一元强酸与一元强碱恰好中和为依据，并限定消耗强酸的体积小于消耗强碱的体积且碱的pH为酸的2倍时讨论强酸pH的取值范围。‎ ＝＝＝10－(14－‎2a)＋a＝‎103a－14＜1，‎ 则‎3a－14＜0，即a＜，又pH＝b＝‎2a＞7(因为是强碱溶液)，a＞，故＜a＜。‎ ‎15．实验表明，液体时纯硫酸的电离能力强于纯硝酸，纯硫酸的导电性强于纯水；‎ 又知液态电解质都能像水一样自身电离而建立电离平衡(即像2H2O H3O＋＋OH－)，且在一定温度下都有各自的离子积常数。‎ 据此回答下列问题：‎ ‎(1)纯硫酸在液态时，自身电离的电离反应方程式是________________________，‎ 它在‎25℃‎时的离子积常数K(H2SO4)比水的离子积常数K(H2O)[K(H2O)＝c(H＋)·c(OH－)]________(填“大”、“小”或“相等”)。‎ ‎(2)在纯硫酸与纯硝酸的液态混合物中，存在的阴离子主要是________；这是因为混合液中不但存在两种电离平衡(即H2SO4和HNO3各自的电离平衡，且硫酸的酸性强于硝酸)，又在无水的条件下，混合酸中必发生________________________________________(写离子反应方程式)反应而造成的。‎ 答案 (1)2H2SO4 H3SO＋HSO　大 ‎(2)HSO　H＋＋HNO3 H2NO 解析　(1)根据H2O自身电离：2H2O H3O＋＋OH－，可写出H2SO4自身电离的方程式：‎ ‎2H2SO4 H3SO＋HSO，因为纯H2SO4的导电能力大于纯水的导电能力，所以纯H2SO4比纯水更易电离，故K(H2SO4)＝c(H3SO)·c(HSO)比K(H2O)＝c(H＋)·c(OH－)要大。‎ ‎(2)因为纯H2SO4的电离能力强于纯HNO3，说明H2SO4比HNO3更易电离，H2SO4中电离出的自由移动的离子的浓度更大，主要存在的阴离子应来源于H2SO4电离出的HSO；而且因为H2SO4的酸性强于HNO3，发生的反应就类似于强酸制弱酸，即H＋＋HNO3 H2NO。‎