2015高考化学第八章（水溶液中离子平衡）（第2课时）一轮随堂练习 11页

‎"【走向高考】2015届高考化学一轮复习 第八章 水溶液中离子平衡 第2课时配套课后强化作业 "‎ 一、选择题 ‎1．(2013·四川卷·5)室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化)，实验数据如下表：‎ 实验编号 起始浓度/(mol·L－1)‎ 反应后溶液的pH c(HA)‎ c(KOH)‎ ‎①‎ ‎0.1‎ ‎0.1‎ ‎9‎ ‎②‎ x ‎0.2‎ ‎7‎ 下列判断不正确的是(　　)‎ A．实验①反应后的溶液中：c(K＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)‎ B．实验①反应后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝mol/L C．实验②反应后的溶液中：c(A－)＋c(HA)＞0.1 mol/L D．实验②反应后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)＞c(OH－)＝c(H＋)‎ 解析：根据酸碱反应情况判断出所得溶液中的溶质，根据溶液pH判断酸的强弱。‎ 实验①中酸碱恰好完全反应生成盐KA，KA溶液的pH为9，说明该盐发生水解反应，应为强碱弱酸盐，HA为弱酸，实验②中溶液pH＝7时，溶液呈中性，则酸稍过量。A.实验①反应后的溶液为KA溶液，由于A－的水解使得溶液显碱性，则有c(OH－)>c(H＋)，据电荷守恒推知，c(K＋)>c(A－)。B.根据电荷守恒可知，实验①反应后的溶液中c(OH－)＝c(K＋)＋c(H＋)－c(A－)。C.实验②中，弱酸HA与KOH溶液等体积混合，所得溶液的pH＝7，HA应稍过量，则有x>0.2 mol/L，那么等体积混合后c(A－)＋c(HA)>0.1 mol/L。D.根据实验②反应后溶液的pH＝7可知溶液呈中性，根据电荷守恒可知该项正确。‎ 答案：B 点拨：知识：酸碱中和、盐类水解、溶液中离子浓度大小比较。能力：利用所学基本理论分析解决问题能力，特别考查溶液中离子的电荷守恒式。试题难度：中等。‎ ‎2．室温下，已知某溶液中由水电离生成的H＋和OH－的物质的量浓度乘积为1×10－24，则在该溶液中，一定不能大量存在的离子是(　　)‎ A．SO B．NH C．NO D．HCO 答案：D ‎3．将pH＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为(　　)‎ A．9 B．10‎ C．11 D．12‎ 答案：C ‎4．已知NaHSO4在水中的电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2。对于该溶液，下列叙述中不正确的是(　　)‎ A．该温度下加入等体积pH＝12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好是中性 B．水电离出来的c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1‎ C．c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)‎ D．该温度高于‎25℃‎ 答案：A ‎5．(2013·株洲模拟)常温下，向等物质的量浓度的两种一元酸的盐溶液中，分别通入少量的CO2，发生如下反应：NaA＋CO2＋H2O===HA＋NaHCO3；2NaB＋CO2＋H2O===2HB＋Na2CO3，则等物质的量浓度的HA和HB在水中电离出H＋的能力大小关系是(　　)‎ A．HA较强 B．HB较强 C．两者一样 D．无法比较 答案：A ‎6．(2013·毫州模拟)常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，实验信息如下：‎ 实验编号 c(HA) /mol·L－1‎ c(NaOH)/mol·L－1‎ 反应后溶液pH 甲 ‎0.1‎ ‎0.1‎ pH＝9‎ 乙 c1‎ ‎0.2‎ pH＝7‎ 下列判断不正确的是(　　)‎ A．c1一定大于0.2‎ B．HA的电离方程式是HAH＋＋A－‎ C．乙反应后溶液中：c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)‎ D．甲反应后溶液中：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)‎ 答案：C ‎7．某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行的如下操作，正确的是(　　)‎ A．用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中 B．称取‎4.0 g NaOH放到1 000 mL容量瓶中，加水至刻度，配成1.00 mol·L－1 NaOH标准溶液 C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时，为滴定终点 D．滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量 答案：C ‎8．在T ℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸(T ℃)，测得混合溶液的部分pH如下表所示：‎ 序号 NaOH溶液体积 盐酸体积 溶液pH ‎①‎ ‎20.00‎ ‎0.00‎ ‎8‎ ‎②‎ ‎20.00‎ ‎20.00‎ ‎6‎ 假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为(　　)‎ A．1 B．4‎ C．5 D．6‎ 解析：据题意可知在该温度下水的离子积常数是1×10－12，而不是1×10－14。通过①可知，此NaOH溶液中，c(OH－)＝10－4 mol·L－1。由②可知，加入20.00 mL盐酸后溶液的pH＝6，此时恰好完全中和。则c(H＋)＝＝1×10－4 mol·L－1，则c＝4。‎ 答案：B ‎9．‎25℃‎时，体积为Va、pH＝a的某一元强酸溶液与体积为Vb、pH＝b的某一元强碱溶液均匀混合后，溶液的pH＝7，已知b＝‎6a，Va＜Vb，下列有关a的说法中正确的是(　　)‎ A．a可能等于1 B．a一定大于2‎ C．a一定小于2 D．a一定等于2‎ 解析：由b＝‎6a＞7，得：a＞；由混合后溶液的pH＝7得：n(H＋)＝n(OH－)，即Va×10－a＝Vb×10b－14，得：＝‎10a＋b－14；由于Va＜Vb，即‎10a＋b－14＜1，得a＋b－14＜0，结合b＝‎6a得：a＜2，综合知：＜a＜2，故选C项。‎ 答案：C ‎10．(2013·天津卷·4)下列实验误差分析错误的是(　　)‎ A．用润湿的pH试纸测稀碱溶液的pH，测定值偏小 B．用容量瓶配制溶液，定容时俯视刻度线，所配溶液浓度偏小 C．滴定前滴定管内无气泡，终点读数时有气泡，所测体积偏小 D．测定中和反应的反应热时，将碱缓慢倒入酸中，所测温度值偏小 解析：用润湿的pH试纸测稀碱溶液的pH，会稀释碱溶液，降低c(OH－‎ ‎)，使pH偏小，A正确。用容量瓶配制溶液，定容时俯视刻度线，使溶液体积偏小，所配溶液浓度偏大，B错。滴定前滴定管内无气泡，终点读数时有气泡，则放出液体的实际体积大于读数，C正确。中和热测定时要将酸碱快速混合，防止热量的散失，若缓慢倒入，散失热量较多，使所测温度值偏小。‎ 答案：B 点拨：知识：实验基本操作，误差分析。能力：考查学生对基本操作的正确理解。试题难度：中等。‎ ‎11．(2013·上海模拟)水的电离平衡曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．图中对应点的温度关系为a＞b＞c B．纯水仅升高温度，可从a点变到c点 C．水的电离常数KW数值大小关系为b＞c＞d D．在b点对应温度下，将pH＝4的H2SO4与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液显中性 解析：水的电离为吸热过程，升高温度，促进电离，由图中曲线看出，水的电离程度b＞c＞a，温度关系为b＞c＞a，A项错误；而电离常数即反应电离的程度，故C项正确；升温时，水的电离平衡右移，c(H＋)和c(OH－)均增大，故B项错误；b点时，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝4的H2SO4中c(H＋)＝1×10－4，而pH＝10的NaOH溶液c(OH－)＝1×10－2，二者等体积混合后溶液呈碱性，D项错误。‎ 答案：C ‎12．(2012·山东济南一模)有关下列两种溶液的说法中，正确的是(　　)‎ 溶液①：0.2 mol·L－1CH3COONa溶液；溶液②：0.1 mol·L－1H2SO4溶液 A．相同温度下，溶液中水的电离程度：溶液①<溶液②‎ B．加水稀释溶液①，溶液中变大 C．等体积混合溶液①和溶液②，所得溶液中c(CH3COO－)＋‎2c(SO)＝c(Na＋)‎ D．‎25℃‎时，向溶液②中滴加溶液①至pH＝7，溶液中c(Na＋)>c(SO)‎ 解析：CH3COONa对水的电离有促进作用，H2SO4对水的电离有抑制作用，故A错；是CH3COO－的水解平衡常数，其大小只与温度有关，故B错；等体积混合时恰好完全反应，生成的CH3COOH和Na2SO4的物质的量之比为21，根据电荷守恒有：c(OH－)＋c(CH3COO－)＋‎2c(SO)＝c(Na＋)＋c(H＋)，只有溶液显中性时，才有c(CH3COO－)＋c(SO2－4)＝c(Na＋)，故C错；pH＝7时，溶液显中性，则c(CH3COO－)＋‎2c(SO)＝c(Na＋)，可知c(Na＋)>c(SO)，D正确。‎ 答案：D ‎13．(2013·浙江卷·12)‎25℃‎时，用浓度为0.1000 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.1000 mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如下图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZ＜HY＜HX B．根据滴定曲线，可得Ka(HY)≈10－5‎ C．将上述HX、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时：c(X－)＞c(Y－)＞c(OH－)＞c(H＋)‎ D．HY与HZ混合，达到平衡时：c(H＋)＝＋c(Z－)＋c(OH－)‎ 解析：根据中和滴定曲线先判断HX、HY和HZ的酸性强弱，再运用电离平衡、水解平衡知识分析、解决相关问题。‎ 由图像可知，当V(NaOH)＝0(即未滴加NaOH)时，等浓度的三种酸溶液的pH大小顺序为HX＞HY＞HZ，则酸性强弱顺序为HX＜HY＜HZ，相同条件下三种酸溶液的导电能力顺序为HX＜HY＜HZ，A项错。当V(NaOH)＝10 mL时，HY溶液中c(H＋)＝10－5mol·L－1，c(OH－)＝10－9mol·L－1，c(Na＋)＝×0.1000 mol·L－1，据电荷守恒得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(Y－)，即10－5mol·L－1＋×0.1000 mol·L－1＝10－9mol·L－1＋c(Y－)，则有c(Y－)≈×0.1000 mol·L－1，c(HY)＝×0.1000 mol·L－1－×0.1000 mol·L－1＝×0.1000 mol·L－1，那么Ka(HY)＝[c(Y－)·c(H＋)]/c(HY)＝(×0.1000 mol·L－1×10－5mol·L－1)/(×0.1000 mol·L－1)＝10－5，B项正确。HX的酸性比HY的弱，滴定至HX恰好完全反应时，HY也完全反应，此时溶液中的溶质为NaX和NaY，X－的水解程度比Y－的水解程度大，则有c(Y－)＞c(X－)，C项错。HY和HZ混合，达到平衡时，据电荷守恒有c(H＋)＝c(Y－)＋c(Z－)＋c(OH－)；对于弱酸HY来说，Ka(HY)＝[c(H＋)·c(Y－)]/c(HY)，则有c(Y－)＝[Ka(HY)·c(HY)]/c(H＋)，故c(H＋)＝[Ka ‎(HY)·c(HY)]/c(H＋)＋c(Z－)＋c(OH－)，D项错。‎ 答案：B 点拨：知识：酸碱中和滴定，酸性强弱与溶液导电能力的关系，弱酸电离平衡常数计算，溶液中离子浓度的比较。能力：考查考生的综合分析能力、逻辑推理能力和计算能力。试题难度：较大。‎ ‎14．(2012·河北石家庄第二次质检)常温下，向20 mL 0.1 mol/L CH3COOH溶液中逐滴加入0.1 mol/L NaOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。下列说法不正确的是(　　)‎ A．a点表示的溶液中c(OH－)＝10－11mol/L B．a、b点表示的溶液中相等 C．c点表示CH3COOH和NaOH恰好完全反应 D．d点表示的溶液中c(Na＋)>c(CH3COO－)‎ 解析：溶液中＝＝KCH3COOH·，温度不变，KCH3COOH、KW均为常数；d点时溶液中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，此时溶液中c(OH－)>c(H＋)，故c(Na＋)>c(CH3COO－)，c点时溶液呈中性，而CH3COOH与NaOH恰好反应得到CH3COONa溶液，溶液应显碱性，故C不正确。‎ 答案：C ‎15．(2012·山东日照一模)下列说法正确的是(　　)‎ A．向氨水中加水稀释后，溶液中减小 B．‎25℃‎时，将10 mL pH＝a的盐酸与100 mL pH＝b的Ba(OH)2溶液混合后恰好中和，则a＋b＝13‎ C．等物质的量浓度的NaCl溶液和CH3COONa溶液等体积混合，则混合溶液中离子浓度大小关系为：c(Cl－)>c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)‎ D．等体积等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合后的溶液显碱性，则混合溶液中微粒浓度大小关系为：c(X－)>c(Na＋)>c(HX)>c(OH－)>c(H＋)‎ 解析：向氨水中加水稀释时平衡正向移动，n(NH)增加，n(NH3·H2O)减少，增大，故A错；两溶液混合后恰好中和，则10－amol·L－1×‎0.01 L＝10－14＋bmol·L－1×‎0.1 L，得－a－2＝－14＋b－1，a＋b＝13，故B正确；“等物质的量浓度的NaCl溶液和CH3COONa溶液等体积混合”，则c(Na＋)＝‎2c(Cl－)，故C错；“等体积等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合后的溶液显碱性”，说明NaX的水解程度大于HX的电离程度，则c(HX)>c(X－)，故D错。‎ 答案：B 二、非选择题 ‎16．(1)常温下，将1 mL pH＝1的H2SO4溶液加水稀释到100 mL，稀释后的溶液中＝__________。‎ ‎(2)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＝______。该温度__________‎25℃‎。‎ ‎(3)常温下，设pH＝5的H2SO4溶液中由水电离出的H＋浓度为c1；pH＝5的Al2(SO4)3溶液中由水电离出的H＋浓度为c2，则＝__________。‎ ‎(4)常温下，pH＝13的Ba(OH)2溶液a L与pH＝3的H2SO4溶液b L混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。‎ 若所得混合溶液呈中性，则a：b＝__________。‎ 若所得混合溶液pH＝12，则a：b＝__________。‎ ‎(5)在温度t℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝1.0×10－amol/L，c(OH－)＝1.0×10－bmol/L，已知a＋b＝12，则：‎ ‎①该温度下水的离子积常数KW＝________。‎ ‎②在该温度(t℃)下，将100 mL 0.1 mol/L的稀硫酸与100 mL 0.4 mol/L的氢氧化钠溶液混合后，溶液的pH＝________。‎ 解析：(3)c1＝c(OH－)＝10－9mol/L，c2＝c(H＋)＝10－5mol/L。‎ ‎(4)若呈中性，则‎0.1 a＝10－3b，a：b＝1：100，若pH＝12，则c(OH－)＝＝0.01 mol/L，a：b＝11：90。‎ ‎(5)①KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－12。‎ ‎②由于稀硫酸与氢氧化钠溶液混合后，碱过量，所以，‎ c(OH－)＝mol/L＝0.1 mol/L，‎ 则c(H＋)＝＝mol/L＝1×10－11mol/L，‎ 故pH＝11。‎ 答案：(1)108　(2)1×10－13　高于　(3)10－4‎ ‎(4)1：100　11：90　(5)①1.0×10－12　②11‎ ‎17．(2012·浙江省温州市高三八校联考(一))‎ ‎(1)常温下，已知0.1 mol·L－1一元酸HA溶液中＝1×10－8。‎ ‎①常温下，0.1 mol·L－‎1HA溶液的pH＝________；写出该酸(HA)与NaOH溶液反应的离子方程式：‎ ‎____________________________________________。‎ ‎②pH＝3的HA与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中4种离子的物质的量浓度的大小关系是_________________。‎ ‎③0.2 mol·L－‎1HA溶液与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合后所得溶液中：c(H＋)＋c(HA)－c(OH－)＝________mol·L－1。(溶液体积变化忽略不计)‎ ‎(2)T℃时，有pH＝2的稀硫酸和pH＝11的NaOH溶液等体积混合后溶液呈中性，则该温度下水的离子积常数KW＝________。‎ ‎①该温度下(T℃)，将100 mL 0.1 mol·L－1稀H2SO4溶液与100 mL 0.4 mol·L－1NaOH溶液混合后(溶液体积变化忽略不计)，溶液的pH＝________。‎ ‎②该温度下(T℃)，1体积的稀硫酸和10体积的NaOH溶液混合后溶液呈中性，则稀硫酸的pH(pHa)与NaOH溶液的pH(pHb)的关系是：________________________________________________。‎ 答案：(1)①3　HA＋OH－===A－＋H2O ‎②c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)　③0.05‎ ‎(2)10－13　①12　②pHa＋pHb＝12‎ ‎18．(2012·江苏省苏州市高三调研)酸碱中和滴定是利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法，其中溶液的pH变化是判断滴定终点的依据。‎ ‎(1)为了准确绘制右图，在滴定开始时和________，滴液速度可以稍快一点，测试和记录pH的间隔可大些，当接近________时，滴液速度应该慢一些，尽量每滴一滴就测试一次。‎ ‎(2)在图中A的pH范围使用的指示剂是________；C的pH范围使用的指示剂是________；点B是________；D区域为________。‎ ‎(3)用0.1032 mol·L－1的盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠溶液，重复三次的实验数据如下表所示：‎ 实验 序号 消耗0.1032 mol·L－1的盐酸溶液的体积/mL 待测氢氧化钠 溶液的体积/mL ‎1‎ ‎28.84‎ ‎25.00‎ ‎2‎ ‎27.83‎ ‎25.00‎ ‎3‎ ‎27.85‎ ‎25.00‎ 则待测氢氧化钠的物质的量浓度是________mol·L－1。在上述滴定过程中，若滴定前滴定管下端尖嘴中有气泡，滴定后气泡消失，则滴定结果将________(填“偏高”、“偏低”或“不影响”)。‎ ‎(4)下列关于上述中和滴定过程中的操作正确的是________(填字母)。‎ A．用碱式滴定管量取未知浓度的烧碱溶液 B．滴定管和锥形瓶都必须用待盛放液润洗 C．滴定中始终注视锥形瓶中溶液颜色变化 D．锥形瓶中的待测液可用量筒量取 答案：(1)滴定终点后　滴定终点 ‎(2)酚酞　甲基橙　反应终点　pH突变范围 ‎(3)0.1149　偏高 ‎(4)AC ‎19．某研究性学习小组设计并实施的测定食醋总酸含量的实验方案如下：‎ ‎①用25 mL移液管移取某品牌的市售食醋25.00 mL，置于250 mL容量瓶中，加水稀释至刻度，摇匀得待测食醋溶液。‎ ‎②把0.100 0 mol/L的标准NaOH溶液装入碱式滴定管。‎ ‎③用25 mL移液管从容量瓶移取待测食醋溶液25.00 mL，置于洗净的锥形瓶中，加入2～3滴指示剂。‎ ‎④用0.100 0 mol/L的标准NaOH溶液滴定待测食醋溶液至滴定终点。‎ ‎⑤重复上述步骤①～④4次，所得实验数据如下表：‎ 实验次数 第1次 第2次 第3次 第4次 待测食醋的体积/mL ‎25.00‎ ‎25.00‎ ‎25.00‎ ‎25.00‎ 所用NaOH溶液的体积/mL ‎19.99‎ ‎20.50‎ ‎20.00‎ ‎19.95‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)稀释食醋所用的蒸馏水要经过煮沸处理，其目的是__________________________________________。‎ ‎(2)若将碱式滴定管洗净后，直接盛装标准NaOH溶液完成后续实验，会导致测定结果________(填“偏高”、“偏低”或“无影响”)。‎ ‎(3)在滴定的过程中，要注意：‎ ‎①使滴定管内的标准NaOH溶液滴入锥形瓶中；‎ ‎②_________________________________________________；‎ ‎③眼睛注视锥形瓶中溶液颜色的变化和加入碱液的速度。‎ ‎(4)此研究性学习小组测定的该品牌的食醋总酸含量为________。‎ 解析：(1)蒸馏水中溶有CO2，影响测定结果，煮沸除去CO2。‎ ‎(2)碱式滴定管没用标准液润洗，会消耗较多的NaOH溶液，导致测定结果偏高。‎ ‎(4)把误差较大的第2次滴定数据舍去。‎ V[NaOH(aq)]×c(NaOH)＝V[CH3COOH]×c(CH3COOH)‎ c(CH3COOH)＝ ‎＝0.079 92 mol/L。‎ 由于把25 mL食醋稀释为250 mL，所以原食醋的物质的量浓度为0.799 2 mol/L。即每升食醋中含CH3COOH：0.799 2 mol/L×‎60 g/mol＝‎47.95 g/L。每100 mL食醋中含CH3COOH：‎4.795 g。‎ 答案：(1)驱赶其中溶解的CO2，防止滴定时消耗一定量的NaOH溶液，导致测定结果偏高　(2)偏高 ‎(3)②边滴加边摇动锥形瓶 ‎(4)‎4.795 g/100 mL