2019届二轮复习水溶液中的离子平衡作业（全国通用）(1) 11页

水溶液中的离子平衡 一、单选题(每小题只有一个正确答案)‎ ‎1.将100 mL 0.001 mol·L－1的盐酸和50 mL pH＝3的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH为(设混合后溶液体积的变化忽略不计)(　　)‎ A． 4.5 B． 2.7 C． 3.3 D． 3‎ ‎2.25 ℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，下列关系正确的是(　　)‎ A．c()＞c()＞c(H＋)＝c(OH－) B．c()＝2c()‎ C．c()＋c(NH3·H2O)＝2c() D．c(OH－)＋c()＝c(H＋)＋c()‎ ‎3.在一定条件下，Na2CO3溶液中存在如下平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，下列说法正确的是(　　)‎ A． 稀释溶液，平衡正向移动，增大 B． 通入CO2，平衡逆向移动，溶液pH减小 C． 加入NaOH固体，平衡逆向移动，pH减小 D． 升高温度，增大 ‎4.用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，选用酚酞作指示剂，下列操作会导致测定结果偏低的是(　　)‎ A． 酸式滴定管未润洗就装标准液滴定 B． 锥形瓶未用待测液润洗 C． 读取标准液读数时，滴前仰视，滴定到终点后俯视 D． 滴定前酸式滴定管尖嘴处有气泡未排除，滴定后气泡消失 ‎5.常温下，0.1 mol·L－1Na2S溶液中存在着水解平衡：S2－＋H2OHS－＋OH－。下列说法正确的是(　　)‎ A． 加水稀释后恢复至常温，水解平衡正向移动，水解平衡常数增大 B． 通入NH3，平衡正向移动 C． 滴加少量AgNO3溶液，平衡逆向移动 D． 升高温度，c(HS－)/c(S2－)减小 ‎6.下列各组溶液混合后，溶液显碱性的是(　　)‎ A． 10 mL 0.1 mol·L－1NH3·H2O与10 mL 0.1 mol·L－1HCl B． 10 mL 0.1 mol·L－1K2S与10 mL 0.1 mol·L－1K2SO4‎ C． 10 mL 0.1 mol·L－1KOH与10 mL 0.1 mol·L－1KHCO3，再加入10 mL 0.1 mol·L－1BaCl2‎ D． 10 mL 0.1 mol·L－1NaOH与5 mL 0.1 mol·L－1H2SO4‎ ‎7.某温度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示。根据图像判断错误的是(　　)‎ A．a值一定大于9‎ B． Ⅰ为NaOH溶液稀释时溶液的pH变化曲线 C． 完全中和稀释相同倍数后的两溶液，消耗相同浓度的稀H2SO4的体积V(NaOH)7 B． 若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7‎ C． 若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7 D． 若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7‎ 二、填空题 ‎ ‎16.下列水解离子方程式正确的是________(填字母)。‎ A．Na2CO3：＋2H2OH2CO3＋2OH－‎ B．NH4Cl：＋H2ONH3·H2O＋OH－‎ C．NaF：F－＋H2O===HF＋OH－‎ D．CuSO4：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋‎ E．NaHCO3：＋H2OH3O＋＋‎ F．Na2SO3：＋H2O＋OH－‎ ‎17.同温下，等浓度的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HSO4溶液、③NH4Cl溶液，c()大小顺序为________。‎ ‎18.实验证明AgCl可以转化为溶解度更小的AgBr，学生甲认为AgBr也能转化为溶解度更大的AgCl，学生乙对此作出的结论是________(填“正确”、“错误”或“无法确定”)。‎ ‎19.向含有AgI的饱和溶液中：‎ ‎(1)加入固体AgNO3，则c(I－)________(填“变大”、“变小”或“不变”，下同)。‎ ‎(2)若改加更多的AgI，则c(Ag＋)将________。‎ ‎(3)若改加AgBr固体，则c(I－)________，而c(Ag＋)将________。‎ ‎20.某温度下，纯水的c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1。在此温度下，某溶液中由水电离出的c(H＋)＝‎ ‎4.0×10－13mol·L－1，则该溶液的pH可能是________。(lg 4≈0.6)‎ 三、实验题 ‎ ‎21.用氯化铁浸出一重铬酸钾(K2Cr2O7)滴定法测定钛精粉试样中单质铁的质量分数[ω(Fe)%]，实验步骤如下：‎ 步骤1：称取试样0.100 g于250 mL洗净的锥形瓶中。‎ 步骤2：加入FeCl3溶液100 mL，迅速塞上胶塞，用电磁搅拌器搅拌30 min。‎ 步骤3：过滤，用水洗涤锥形瓶和滤渣各3～4次，洗液全部并入滤液中。‎ 步骤4：将滤液稀释至500 mL，再移取100 mL稀释液于锥形瓶中，加入20 mL硫酸和磷酸的混合酸，加0.5%二苯胺磺酸钠指示剂4滴。‎ 步骤5：以K2Cr2O7标准溶液滴定至出现明显紫色为终点。发生的反应：‎ ‎＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O 步骤6：重复测定两次。‎ 步骤7：数据处理。‎ ‎(1)步骤2中加入FeCl3溶液后锥形瓶中发生反应的离子方程式为____________________________，‎ 迅速塞上胶塞的原因是____________________________________________________。‎ ‎(2)步骤3中判断滤纸上残渣已洗净的方法是_________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)实验中需用到100 mL浓度约为0.01 mol·L－1K2Cr2O7标准溶液，配制时用到的玻璃仪器有________________________________________________________________________。‎ 称量K2Cr2O7固体前应先将其烘干至恒重，若未烘干，对测定结果的影响是________(填“偏高”、“偏低”或“无影响”)；滴定时，K2Cr2O7溶液应置于________(填仪器名称)中。‎ ‎22.某烧碱样品含少量不与酸作用的杂质，为了测定其纯度，进行以下滴定操作：‎ A．在250 mL的容量瓶中定容配成250 mL烧碱溶液 B．用移液管移取25 mL烧碱溶液于锥形瓶中并滴几滴指示剂甲基橙 C．在天平上准确称取烧碱样品Wg，在烧杯中用蒸馏水溶解 D．将物质的量浓度为c的标准硫酸溶液装入酸式滴定管，调节液面，记下开始读数为V1‎ E．在锥形瓶下垫一张白纸，滴定至终点，记下读数V2‎ 回答下列各问题：‎ ‎(1)正确操作步骤的顺序是(用字母填写)__________→________→________→ D→________。‎ ‎(2)滴定管的读数应注意______________。‎ ‎(3)E中在锥形瓶下垫一张白纸的作用是 ____________。‎ ‎(4)D步骤中液面应调节到______________，尖嘴部分应______________。‎ ‎(5)滴定终点时锥形瓶中颜色变化是______________。‎ ‎(6)若酸式滴定管不用标准硫酸润洗，在其他操作均正确的前提下，会对测定结果(指烧碱的纯度)有何影响？________(填“偏高”、“低”或“不变”)‎ ‎(7)该烧碱样品纯度的计算式为______________。‎ 四、计算题 ‎ ‎23.某样品是由碳酸钠与氯化钠组成的固体混合物，现欲测定样品中碳酸钠的质量分数。某同学称取10.00 g样品，配成1 000 mL溶液，量取25.00 mL放入锥形瓶中，加入甲基橙作指示剂，用0.150 0 mol·L－1标准盐酸滴定至终点，平行测定三次。有关实验数据记录如下表，则样品中碳酸钠的质量分数为________。‎ ‎24.一溶液中含有Fe3＋和Fe2＋，它们的浓度都是0.050 mol·L－1。如果要求Fe3＋沉淀完全而Fe2＋不生成沉淀Fe(OH)2，需控制pH为何范围？已知：‎ Ksp[Fe(OH)3]＝1.1×10－36(mol·L－1)4‎ Ksp[Fe(OH)2]＝1.64×10－14(mol·L－1)3‎ ‎(提示：当某离子浓度小于10－5mol·L－1时可以认为该离子沉淀完全了)‎ 答案解析 ‎1.【答案】D ‎【解析】两种酸混合后，可直接求出混合后c(H＋)，再求pH。‎ c(H＋)＝＝0.001 mol·L－1，pH＝－lg 0.001＝3，D正确。‎ ‎2.【答案】B ‎【解析】稀氨水与稀硫酸形成溶液溶质可能是(NH4)2SO4，(NH4)2SO4和H2SO4，(NH4)2SO4和NH3·H2O三种情况，前二种溶液一定呈酸性，后一种溶液可能是酸性、中性或碱性。溶液pH＝7，有c(OH－)＝c(H＋)；溶质只能是(NH4)2SO4和NH3·H2O，存在电荷守恒式c(OH－)＋2c()＝c()＋c(H＋)，则2c()＝c()，可得c()＞c()，A、D错误，B正确；在单一(NH4)2SO4溶液中，根据n(N) ＝2n()得物料守恒c()＋c(NH3·H2O)＝2c()，pH＝7时，溶质必须是(NH4)2SO4和NH3·H2O，c()＋c(NH3·H2O)>2c(), C错误。‎ ‎3.【答案】D ‎【解析】A项，稀释溶液平衡正向移动且Ka1＝，Ka1不变，不正确；B项，通入CO2，CO2＋2OH－===CO＋H2O，c(OH－)减小，平衡正向移动，不正确；C项，加入NaOH固体，平衡逆向移动，但溶液中c(OH－)增大，pH增大，不正确；D项，升高温度，平衡正向移动，增大，正确。‎ ‎4.【答案】C ‎【解析】c(待测)＝，滴定过程中任何不当操作最终都表现为标准液体积的变化，标准液体积用量增多，待测液浓度偏高；标准液体积用量减少，待测液浓度偏低。‎ 滴定管未润洗，标准液被管壁附着的水稀释，使标准液浓度变小，用量增多，待测液浓度偏高，A不符合题意；锥形瓶不用盛装溶液润洗，测定结果不受影响，B不符合题意；滴前仰视，读数偏大，滴定终点俯视，读数偏小，V标准＝V2－V1，标准液记录读数减少，待测液浓度偏低，C正确；气泡也被当作标准液而记录，标准液记录读数偏大，测定结果偏高，D不符合题意。‎ ‎5.【答案】C ‎【解析】平衡常数仅与温度有关，温度不变，平衡常数不变，A错误；通入NH3形成氨水，溶液中c(OH－)增大，抑制S2－水解，水解平衡逆移，B错误；Ag＋与S2－反应生成Ag2S沉淀，c(S2－)减小，平衡逆移，C正确；水解反应是吸热反应，升温促进水解，平衡正移，c(S2－)减小，c(HS－)增大，c(HS－)/c(S2－)增大，D错误。‎ ‎6.【答案】B ‎【解析】NH3·H2O与HCl恰好完全反应，生成的NH4Cl水解显酸性，A错误；K2S水解显碱性，K2SO4中性，二者混合后溶液显示碱性，B正确；KOH＋ KHCO3===K2CO3＋H2O，K2CO3＋BaCl2===BaCO3＋KCl，溶液显中性，C错误；2NaOH＋H2SO4===Na2SO4＋H2O，二者恰好完全反应，溶液显中性，D错误。‎ ‎7.【答案】D ‎【解析】氨水稀释过程中，NH3·H2ONH＋OH－平衡向右移动，n(OH－)增大，所以pH＝11的NaOH溶液和氨水稀释至100倍后，NaOH溶液的pH＝9，氨水溶液的pH>9。因此，Ⅰ、Ⅱ曲线分别表示NaOH溶液和氨水稀释时溶液的pH变化曲线，a>9，A和B项都正确；稀释前pH＝11的氨水和NaOH溶液比较，氨水的物质的量浓度大于NaOH溶液的物质的量浓度，完全中和稀释相同倍数后的两溶液，消耗相同浓度的稀H2SO4的体积V(NaOH)c(H2SO3)，错误；C项，25 ℃时，pH=3的硫酸溶液提供的c（H+）=0.001 mol·L-1，与pH=11的氨水c(OH-)=0.001 mol·L-1等体积混合，恰好完全反应后，氯水还有很多剩余，所得溶液呈碱性，错误；D项，室温下，10 mL 0.1 mol·L-1CH3COOH溶液与5 mL 0.1 mol·L-1NaOH溶液混合，CH3COOH+NaOH===CH3COONa+H2O，反应完成后，生成CH3COONa为5×10-4mol，CH3COOH剩余5×10-4mol，CH3COONa与CH3COOH 1∶1混合，根据电荷守恒和物料守恒两个规律可知最后得得到的等量关系即为2c(H+)+c(CH3COOH) =c(CH3COO-)+2c(OH-),D正确。‎ ‎10.【答案】C ‎【解析】滴定管刻度值从上到下逐渐增大，22～23中间每一刻度代表0.1 mL，估读到小数点后两位，读数为22.35 mL，C正确。‎ ‎11.【答案】C ‎【解析】根据盐的组成可以判断盐溶液的酸碱性，一般强酸强碱盐溶液呈中性，强碱弱酸盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性，可概括为谁强跟谁“性”，同强显中性。NaHSO4是强酸强碱盐，不发生水解，但在溶液中NaHSO4===Na＋＋H＋＋，仍呈酸性，A不符合题意。KCl是强酸强碱盐，不发生水解，溶液呈中性，B不符合题意。NH4Cl是强酸弱碱盐，＋H2ONH3·H2O＋H＋，溶液呈酸性，C符合题意。H2SO4是酸，电离显酸性，不是盐，不水解，D不符合题意。‎ ‎12.【答案】C ‎【解析】氯化氢是强电解质，醋酸是弱电解质，电离程度不同，A错误；因醋酸不完全电离，pH相等的盐酸和醋酸，盐酸的浓度小；等体积时，盐酸的量小于醋酸的量，盐酸与足量的Zn反应产生H2量少，B 、D错误；pH相等，则溶液中c(H＋)相等，与锌反应开始时的速率相等，C正确。‎ ‎13.【答案】A ‎【解析】Ca3(PO4)2Ca2＋＋2，根据溶度积的定义可得Ca3(PO4)2的Ksp＝‎ ‎[c(Ca2＋)]3·[c()]2≈2.0×10－29。‎ ‎14.【答案】B ‎【解析】①中NaHSO4为强酸强碱的酸式盐，不发生水解，显酸性是因为电离出H＋所致；②中是NH水解显酸性所致；③中HCl会抑制Cu2＋水解；④中是因HS－水解程度大于其电离程度所致；⑤中NH水解产生H＋与锈斑中的Fe2O3反应；⑥加热时部分FeCl3会发生水解。故除①外都与盐类的水解有关。‎ ‎15.【答案】D ‎【解析】强酸与强碱混合后，如果酸过量可直接求出混合后c(H＋)，再求pH；如果碱过量，一般先求出混合后的c(OH－)，后由水的离子积常数转换成c(H＋)，再求pH；如果n(OH－)和n(H＋)相等，溶液呈中性。由题意得：n(NaOH)＝x×10a－14×10－3mol，n(HCl)＝y×10－b×‎ ‎10－3mol，则＝×10a＋b－14。‎ 当x＝y，且a＋b＝14时，＝1，pH＝7，A错误；当10x＝y，a＋b＝13时，＝，pH<7，B错误；当ax＝by，a＋b＝13时，＝， pH<7，C错误；当x＝10y，且a＋b＝14时，＝10，pH>7，D正确。‎ ‎16.【答案】DF ‎【解析】盐类水解本质是盐类电离产生的弱酸根或弱碱阳离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质的过程，用表示水解反应程度微弱，多元弱酸根只能逐个结合H＋，分步水解。A中水解应分两步。B中水解是结合水电离出的OH－生成NH3·H2O和H＋。C中用了等号，应用“”。E是的电离方程式。其余正确。‎ ‎17.【答案】①＞②＞③‎ ‎【解析】(NH4)2SO4===2＋，NH4HSO4===＋H＋＋，NH4Cl====＋Cl－，所以①中c()最大；铵盐溶液存在铵根水解平衡，其它溶质离子对平衡的影响，是导致浓度大小不同的原因之一，＋ H2ONH3·H2O＋ H＋，②中H＋抑制的水解，而③中Cl－对水解无影响；综上c()大小顺序为①＞②＞③。‎ ‎18.【答案】无法确定 ‎【解析】当溶液中c(Ag＋)·c(Br－)之积小于Ksp(AgBr)而c(Cl－)·c(Ag＋)之积大于Ksp(AgCl)时，就会使AgBr转化为AgCl沉淀。即：向AgBr溶解的平衡体系中加入浓度足够大的Cl－，就会使AgBr转化为AgCl沉淀。沉淀既可以由溶解度大的转化为溶解度小的，也可由溶解度小的转化为溶解度大的，只要通过沉淀剂离子浓度控制这种转变。‎ ‎19.【答案】(1)变小　(2)不变　(3)变小　变大 ‎【解析】AgI饱和溶液存在如下平衡：AgI(s)Ag＋(aq)＋I－(aq)，加入固体AgNO3，c(Ag＋)增大，溶解平衡向左移动，c(I－)减小；加AgI，还是饱和溶液，c(Ag＋)不变；加AgBr时，c(Ag＋)增大，平衡向左移动，c(I－)减小，而c(Ag＋)增大。‎ ‎20.【答案】1或12.4‎ ‎【解析】该温度下水的离子积为：Kw＝c(H＋)×c(OH－)＝2.0×10－7×2.0×10－7＝4×10－14。由水电离的c(H＋)水＝1.0×10－13mol·L－1＜2.0×10－7mol·L－1，溶质抑制了水的电离，也就要是能产生H＋或OH－，可能是酸溶液，也可能是碱溶液。若是酸溶液，溶液中OH－是水电离的，则溶液中c(H＋)＝mol·L－1＝0.1 mol·L－1，溶液的pH＝1；若是碱溶液，则溶液中 c(H＋)为水电离的，该碱溶液的pH＝－lg 4.0×10－13＝13－lg 4≈13－0.6＝12.4。‎ ‎21.【答案】(1)2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋　防止Fe2＋被空气中的O2氧化 ‎(2)取最后一次洗涤滤出液，滴加AgNO3溶液，若无白色沉淀，证明已洗净(检验Fe3＋、H＋或Fe2＋亦可，但方法现象描述应合理)‎ ‎(3)100 mL容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管　偏高　酸式滴定管 ‎【解析】(1)本实验的测定原理：2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋，利用＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O，通过K2Cr2O7标准液的用量计算出铁的含量，过程中要防止Fe2＋被空气中的O2氧化。‎ ‎(2)判断固体洗涤干净的方法是“检验最后一次洗涤滤出液中是否存在杂质离子”。钛精粉溶解在FeCl3溶液中生成FeCl2，滤液中含有Cl－、Fe2＋，还可能含有Fe3＋、H＋，检验其中之一即可。‎ ‎(3)K2Cr2O7固体未烘干，由其所配标准液浓度偏低，需用体积偏大，c(待测)＝，所测待测液浓度偏高；K2Cr2O7溶液有强氧化性，，会氧化碱式滴定管下方胶管，应置于酸式滴定管中。‎ ‎22.【答案】(1)C　A　B　E ‎(2)视线应与凹液面相切 ‎(3)便于准确判断滴定终点时溶液的颜色变化情况 ‎(4)零刻度或零刻度以下的某一刻度　充满溶液，无气泡 ‎(5)由黄色变为橙色 ‎(6)偏高 ‎(7) %‎ ‎【解析】(1)中和滴定的顺序：取样—配成溶液—移取溶液—取标准液——滴定。‎ ‎(2)为了减少读数误差，视线应与凹液面相切。‎ ‎(3)锥形瓶下方放一白纸可便于准确判断滴定终点时溶液的颜色变化。‎ ‎(5)甲基橙在碱性溶液中为黄色，酸性溶液中为橙色，所以滴定达到终点时颜色变化为由黄色变为橙色。‎ ‎(6)c(待测)＝，滴定过程中任何不当操作最终都表现为标准液体积的变化，标准液体积用量增多，待测液浓度偏高；标准液体积用量减少，待测液浓度偏低。滴定管未润洗，滴定管壁残留的水会对硫酸进行稀释，使消耗的酸体积即V(标准)增大，测定结果偏高。‎ ‎(7)n(NaOH)＝2n(H2SO4)＝2(V2－V1)c×10－3mol，m(NaOH)＝40×2(V2－V1)c×10－3＝80c(V2－V1)×10－3，ω(NaOH)＝%。‎ ‎23.【答案】95.4%‎ ‎【解析】Na2CO3与盐酸反应时，可能生成NaHCO3，溶液呈碱性；也可能生成CO2，溶液呈酸性。根据甲基橙的变色范围，推断出终点时的pH范围，进而推测反应的生成物，确定出具体的化学反应，这是解决问题的关键。甲基橙变色范围为3.1～4.4，说明反应后溶液呈酸性，即反应为Na2CO3＋‎ ‎2HCl===2NaCl＋CO2↑＋H2O。‎ 在定量实验中，往往通过平行多次实验，以减小实验误差，在处理这些实验数据时，如果同一实验值相差过大，误差过大或过小的一组数据要丢弃。实验1需盐酸30.02 mL，实验2需盐酸33.8 mL－0.2 mL＝33.6 mL，实验3需盐酸31.38 mL－1.4 mL＝29.98 mL，实验2数据偏大，应丢弃，取1、3两次盐酸的平均值为30 mL，设碳酸钠的物质的量为x，‎ ‎1 000 mL溶液n(Na2CO3)＝0.002 25 mol×＝0.09 mol，m(Na2CO3)＝0.09 mol×106 g·mol－1＝9.54 g，样品中碳酸钠的质量分数为95.4%。‎ ‎24.【答案】Fe3＋沉淀完全时，c(Fe3＋)为1×10－5mol·L－1，则Fe3＋沉淀完全时所需的c(OH－) 为：‎ c(OH－)＝{Ksp[Fe(OH)3]/c(Fe3＋)}1/3＝(1.1×10－36/ 1×10－5)1/3＝4.8×10－11mol·L－1‎ pH ＝14－pOH ＝14－10.3＝ 3.7 Fe2＋开始沉淀时所需c(OH－)为：c(OH－) ＝{Ksp[Fe(OH)2]/c(Fe2＋)}1/2＝(1.64×10－14/0.050)1/2＝5.7×10－7mol·L－1‎ pH ＝ 14－pOH ＝14－6.2＝7.8‎ 因此，溶液的pH控制在3.7～7.8之间，可使Fe3＋沉淀完全而Fe2＋不沉淀。‎ ‎【解析】Fe3＋沉淀完全时，c(Fe3＋)为1×10－5mol·L－1，则Fe3＋沉淀完全时所需的c(OH－)为c(OH－)＝mol·L－1＝mol·L－1≈4.8×10－11mol·L－1，pH＝14－pOH＝14－10.3＝3.7；Fe2＋开始沉淀时所需c(OH－)为c(OH－)＝mol·L－1≈5.7×10－7mol·L－1，‎ pH＝14－pOH＝14－6.2＝7.8，因此，溶液的pH控制在3.7～7.8之间，可使Fe3＋沉淀完全而Fe2＋不沉淀。‎