（浙江選考）2020版高考化學一輪復(fù)習 專題八 第二單元 水的電離平衡和溶液的酸堿性夯基提能作業(yè).docx

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第二單元　水的電離平衡和溶液的酸堿性 1.(2018浙江4月選考,23,2分)在常溫下,向10 mL濃度均為0.1 molL-1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1 molL-1的鹽酸,溶液pH隨鹽酸加入體積的變化如圖所示。下列說法正確的是(　　) A.在a點的溶液中:c(Na+)>c(CO32-)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+) B.在b點的溶液中:2n(CO32-)+n(HCO3-)<0.001 mol C.在c點的溶液pH<7,是因為此時HCO3-的電離能力大于其水解能力 D.若將0.1 molL-1的鹽酸換成同濃度的醋酸,當?shù)沃寥芤旱膒H=7時:c(Na+)=c(CH3COO-) 答案　B　向NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加鹽酸,發(fā)生的反應(yīng)依次為:OH-+H+ H2O,CO32-+H+ HCO3-,HCO3-+H+ H2CO3。a點加入5 mL鹽酸時,溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量之比為:n(NaCl)∶n(NaOH)∶n(Na2CO3)=1∶1∶2,由于CO32-水解,溶液中離子濃度大小為:c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+),故A錯誤;b點溶液中,根據(jù)電荷守恒可得:c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)+c(Cl-),由于pH=7,c(H+)=c(OH-),可得2c(CO32-)+c(HCO3-)=c(Na+)-c(Cl-),即2n(CO32-)+n(HCO3-)=n(Na+)-n(Cl-)=0.003 mol-n(Cl-),pH=7時鹽酸的體積大于20 mL,則n(Cl-)>0.002 mol,所以2n(CO32-)+n(HCO3-)<0.001 mol,故B正確;在c點的溶液pH<7,是因為H2CO3的電離大于HCO3-的水解導致,故C錯誤;把鹽酸換成同濃度的醋酸,當?shù)沃寥芤旱膒H=7時,根據(jù)電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)+c(CH3COO-),可得c(Na+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(CH3COO-),故D錯誤。 2.某溶液中c(H+)>c(OH-),該溶液呈(　　) A.中性 B.酸性 C.堿性 D.無法判斷 答案　B　c(H+)>c(OH-)的溶液呈酸性。 3.在兩份相同的Ba(OH)2溶液中,分別滴入物質(zhì)的量濃度相等的H2SO4、NaHSO4溶液,其導電能力隨滴入溶液體積變化的曲線如圖所示。 下列分析不正確的是(　　) A.①代表滴加H2SO4溶液的變化曲線 B.b點,溶液中大量存在的離子是Na+、OH- C.c點,兩溶液中含有相同量的OH- D.a、d兩點對應(yīng)的溶液均顯中性 答案　C?、僦械腶點處Ba(OH)2和H2SO4恰好完全反應(yīng),Ba2+和SO42-完全轉(zhuǎn)化為BaSO4沉淀,溶液的導電能力達到最低;在溶液中繼續(xù)滴加H2SO4溶液到c點,此時H2SO4過量,溶液呈酸性。②中b點處Ba(OH)2和NaHSO4按物質(zhì)的量之比1∶1反應(yīng),此時除了生成BaSO4沉淀外,還生成NaOH;b→d是繼續(xù)加入的NaHSO4與NaOH反應(yīng)的過程,因此②中c點溶液呈堿性。故C項錯誤。 4.(2018浙江11月選考,23,2分)常溫下,分別取濃度不同、體積均為20.00 mL的3種HCl溶液,分別滴入濃度為1.000 molL-1、0.100 0 molL-1和0.010 00 molL-1的NaOH溶液,測得3個反應(yīng)體系的pH隨V(NaOH)變化的曲線如圖所示,在V(NaOH)=20.00 mL前后出現(xiàn)突躍。 下列說法不正確的是(　　) A.3種HCl溶液的c(HCl):最大的是最小的100倍 B.曲線a、b、c對應(yīng)的c(NaOH):a>b>c C.當V(NaOH)=20.00 mL 時,3個體系中均滿足:c(Na+)=c(Cl-) D.當V(NaOH)相同時,pH突躍最大的體系中的c(H+)最大 答案　D　A項中,只要觀察起始時三種HCl溶液的pH可發(fā)現(xiàn)HCl溶液濃度分別為1.000 molL-1,0.100 0 molL-1和0.010 00 molL-1,最大的是最小的100倍,故A正確;B項中,根據(jù)反應(yīng)后溶液的pH可知,pH越大,氫氧化鈉濃度越高,故B正確;C項中,當V(NaOH)=20.00 mL時,恰好達到反應(yīng)終點,這時溶液顯中性,所以3個體系中均滿足:c(Na+)=c(Cl-),故C正確;D項中,當V(NaOH)相同時,pH突躍最大的體系中的c(H+)最小,D錯誤。 5.25 ℃時,水的電離被抑制,且溶液pH>7的是(　　) A.0.1 molL-1的NH4Cl溶液 B.0.1 molL-1的NaCl溶液 C.0.1 molL-1的氨水 D.0.1 molL-1的NaHCO3溶液 答案　C　NH4Cl溶液中NH4+水解促進水的電離,溶液顯酸性,pH<7,A錯誤;NaCl是強酸強堿鹽,對水的電離無影響,pH=7,B錯誤;NH3H2O是弱堿,抑制水的電離,溶液顯堿性,pH>7,故C正確;HCO3-水解促進水的電離,故D錯誤。 6.常溫下向20 mL 0.1 mol/L HA溶液中逐滴加入0.1 mol/L NaOH溶液,其pH變化情況如圖所示(忽略溫度變化)。下列說法中不正確的是(　　) A.HA為弱酸 B.滴定終點位于c點和d點之間 C.滴定到b點時:n(Na+)+n(H+)-n(OH-)+n(HA)=0.002 mol D.滴定到d點時:c(OH-)>c(Na+)>c(A-)>c(H+) 答案　D　由圖中曲線起點知0.1 mol/L HA溶液的pH>1,所以HA是弱酸,故A正確;向20 mL 0.1 mol/L HA溶液中逐滴加入0.1 mol/L NaOH溶液,恰好中和時溶液呈堿性,pH>7,滴定終點位于c點和d點之間,故B正確;滴定到b點時,根據(jù)電荷守恒知n(Na+)+n(H+)-n(OH-)=n(A-),n(A-)+n(HA)=0.002 mol,即n(Na+)+n(H+)-n(OH-)+n(HA)=0.002 mol,故C正確;d點溶液是氫氧化鈉溶液和NaA溶液的混合液,c(Na+)>c(OH-),故D錯誤。 7.已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4 Na++H++SO42-,某溫度下,向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體,保持溫度不變,測得溶液的pH=2,對于該溶液,下列敘述中不正確的是(　　) A.該溫度高于25 ℃ B.水電離出的c(H+)=110-10 molL-1 C.c(H+)=c(OH-)+c(SO42-) D.該溫度下加入等體積pH=12的NaOH溶液可使反應(yīng)后的溶液恰好呈中性 答案　D　25 ℃時蒸餾水的pH=7,現(xiàn)在蒸餾水的pH=6,說明溫度高于25 ℃,A正確;NaHSO4溶液的pH=2,c(H+)=10-2molL-1,該溫度下KW=110-12,故水電離出的c(H+)水=c(OH-)=110-1210-2 mol/L=110-10 molL-1,B正確;NaHSO4溶液中的電荷守恒式為c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c (SO42-),由NaHSO4 Na++H++SO42-知溶液中c(Na+)=c(SO42-),故有c(H+)=c(OH-)+c(SO42-),C正確;該溫度下pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=1 molL-1,與等體積的pH=2的NaHSO4溶液混合,由于n(OH-)>n(H+),故NaOH過量,反應(yīng)后溶液呈堿性,D錯誤。 8.亞氯酸鈉(NaClO2)是一種高效氧化型漂白劑,主要用于棉紡、亞麻、紙漿等的漂白。亞氯酸鈉在溶液中可生成ClO2、HClO2、ClO2-、Cl-,其中HClO2和ClO2都具有漂白作用,但ClO2是毒性很大的氣體,經(jīng)測定,25 ℃時各組分含量隨pH變化情況如圖所示(Cl-沒有畫出)。在25 ℃時,下列分析正確的是(　　) A.使用該漂白劑的最佳pH為3 B.pH=5時,溶液中c(ClO2-)c(HClO2)=110 C.pH=6時,NaClO2溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(ClO2-)+4c(OH-) D.NaClO2溶液加水稀釋所有離子濃度均減小 答案　B　HClO2是漂白織物的有效成分,ClO2是有毒氣體,要使漂白劑的漂白性強,即HClO2的含量高,又要使ClO2濃度較小,根據(jù)圖像知,pH過小時ClO2含量較高,pH過大時HClO2的含量較低,當溶液的pH為4~5時漂白效果最好,故A錯誤;在25 ℃、pH=6時c(ClO2-)=c(HClO2),HClO2的電離平衡常數(shù)K=c(H+)c(ClO2-)c(HClO2)=10-6,pH=5時c(H+)=10-5mol/L,則c(ClO2-)c(HClO2)=Kc(H+)=10-610-5=110,故B正確;pH=6時NaClO2溶液中的電荷守恒式為c(Na+)+c(H+)=c(ClO2-)+c(OH-)+c(Cl-),故C錯誤;NaClO2溶液加水稀釋,堿性減弱,c(H+)增大,故D錯誤。 9.常溫下,向20 mL濃度為0.100 0 mol/L的鹽酸中逐滴加入0.100 0 mol/L的氨水,溶液pH隨氨水體積的變化曲線如圖所示。下列說法不正確的是(　　) A.在B點時:c(H+)=c(OH-)+c(NH3H2O) B.在C點時:c(Cl-)n(NH4+)B D.從C點到D點的過程中,可能出現(xiàn):c(Cl-)>c(NH4+) 答案　D　B點是等濃度、等體積的鹽酸和氨水恰好反應(yīng)生成氯化銨,根據(jù)質(zhì)子守恒,c(H+)=c(OH-)+c(NH3H2O),A項正確;C點溶液呈中性,根據(jù)電荷守恒:c(H+)+c(NH4+)=c(OH-)+c(Cl-),且c(H+)=c(OH-),則c(Cl-)=c(NH4+),故c(Cl-)n(NH4+)B,C項正確;從C點到D點,溶液呈堿性,c(H+)n C.mn。 13.25 ℃時,下列溶液中水的電離程度最小的是(　　) A.pH=2 的CH3COOH溶液 B.0.01 mol/L Na2CO3溶液 C.0.001 mol/L鹽酸 D.pH=10的氨水 答案　A　A項,pH=2的CH3COOH溶液,c(H+)=10-2mol/L,對水的電離起抑制作用,水的電離程度減小,根據(jù)水的離子積常數(shù)KW=10-14可知,水電離產(chǎn)生的氫離子的濃度是10-12mol/L;B項,Na2CO3是強堿弱酸鹽,CO32-水解消耗水電離產(chǎn)生的氫離子,因此會使水的電離平衡正向移動,水的電離程度增大;C項,0.001 mol/L鹽酸中c(H+)=10-3mol/L,對水的電離起抑制作用,水的電離程度減小,根據(jù)水的離子積常數(shù)KW=10-14可知水電離產(chǎn)生的氫離子的濃度是10-11mol/L;D項,pH=10的氨水中c(H+)=10-10mol/L,溶液中的氫離子就是水電離產(chǎn)生的,所以上述溶液中水電離程度最小的是A。 14.常溫下,向20.00 mL 0.1 molL-1 HA溶液中滴入0.1 molL-1 NaOH溶液,溶液中由水電離出的氫離子濃度的負對數(shù)[-lgc水(H+)]與所加NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示,下列說法中不正確的是(　　) A.常溫下,Ka(HA)約為10-5 B.M、P兩點溶液對應(yīng)的pH=7 C.b=20.00 D.M點后溶液中均存在c(Na+)>c(A-) 答案　B　HA溶液中-lgc水(H+)=11,c水(H+)=c水(OH-)=10-11 molL-1,根據(jù)水的離子積求出溶液中c(H+)=KW/c水(OH-)=10-3 molL-1,HA H++A-,c(H+)=c(A-)=10-3 molL-1,Ka(HA)=c(H+)c(A-)c(HA)=10-60.1=10-5,A項正確;N點水電離出H+濃度最大,說明HA與NaOH恰好完全反應(yīng)生成NaA,P點溶質(zhì)為NaOH和NaA,溶液顯堿性,即P點pH不等于7,B項錯誤;0~b段水的電離程度逐漸增大,當達到b點時水的電離程度達到最大,即溶質(zhì)為NaA,說明HA和NaOH恰好完全反應(yīng),b=20.00,C項正確;M點pH=7,根據(jù)溶液呈電中性,存在c(Na+)=c(A-),M點后,c(Na+)>c(A-),D項正確。 15.用沉淀滴定法快速測定NaI等碘化物溶液中c(I-),實驗過程包括準備標準溶液和滴定待測溶液。 Ⅰ.準備標準溶液 a.準確稱取AgNO3基準物4.246 8 g(0.025 0 mol)后,配制成250 mL標準溶液,放在棕色試劑瓶中避光保存,備用。 b.配制并標定100 mL 0.100 0 molL-1 NH4SCN標準溶液,備用。 Ⅱ.滴定的主要步驟 a.取待測NaI溶液25.00 mL于錐形瓶中。 b.加入25.00 mL 0.100 0 molL-1 AgNO3溶液(過量),使I-完全轉(zhuǎn)化為AgI沉淀。 c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示劑。 d.用0.100 0 molL-1 NH4SCN溶液滴定過量的Ag+,使其恰好完全轉(zhuǎn)化為AgSCN沉淀后,體系出現(xiàn)淡紅色,停止滴定。 e.重復(fù)上述操作兩次。三次測定數(shù)據(jù)如下表: 實驗序號 1 2 3 消耗NH4SCN標準溶液體積/mL 10.24 10.02 9.98 f.數(shù)據(jù)處理。 回答下列問題: (1)將稱得的AgNO3配制成標準溶液,所使用的儀器除燒杯和玻璃棒外還有　 。 (2)AgNO3標準溶液放在棕色試劑瓶中避光保存的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　。 (3)滴定應(yīng)在pH<0.5的條件下進行,其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　。 (4)b和c兩步操作是否可以顛倒　　　　　　　,說明理由　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 (5)所消耗的NH4SCN標準溶液平均體積為　　　　mL,測得c(I-)=　　　　molL-1。 (6)在滴定管中裝入NH4SCN標準溶液的前一步,應(yīng)進行的操作為　　　　　　　　　　　　。 (7)判斷下列操作對c(I-)測定結(jié)果的影響(填“偏高”“偏低”或“無影響”)。 ①若在配制AgNO3標準溶液時,燒杯中的溶液有少量濺出,則測定結(jié)果　　　　。 ②若在滴定終點讀取滴定管刻度時,俯視標準液液面,則測定結(jié)果　　　　。 答案　(1)250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管 (2)避免AgNO3見光分解 (3)防止因Fe3+的水解而影響滴定終點的判斷(或抑制Fe3+的水解) (4)否(或不能)　若顛倒,Fe3+與I-反應(yīng),指示劑耗盡,無法判斷滴定終點 (5)10.00　0.060 0 (6)用NH4SCN標準溶液進行潤洗 (7)①偏高　②偏高 解析　本題考查化學實驗基本操作、實驗數(shù)據(jù)的處理和誤差分析等。 (1)配制250 mL AgNO3標準溶液要用250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管、燒杯和玻璃棒。 (2)AgNO3見光易分解,因此AgNO3標準溶液要放在棕色試劑瓶中避光保存。 (3)本實驗用NH4Fe(SO4)2溶液作指示劑,Fe3+水解會影響滴定終點的判斷,為了抑制Fe3+的水解,滴定應(yīng)在pH<0.5的條件下進行。 (4)若操作顛倒,指示劑中含有的Fe3+會與待測液中的I-反應(yīng),使指示劑耗盡,無法指示滴定終點。 (5)觀察三次實驗數(shù)據(jù)知,第1次數(shù)據(jù)與后兩次實驗數(shù)據(jù)相差較大,應(yīng)舍去;第2次和第3次實驗數(shù)據(jù)求平均值得消耗NH4SCN標準溶液平均體積為10.00 mL;由Ag++I- AgI↓、Ag++ SCN- AgSCN↓知,c(I-)=0.025 L0.100 0molL-1-0.010 L0.100 0 molL-10.025 L=0.060 0 molL-1。 (6)滴定管裝入溶液之前必須用待裝溶液潤洗,故在滴定管中裝入NH4SCN標準溶液的前一步為用NH4SCN標準溶液潤洗滴定管。 (7)①配制AgNO3標準溶液時燒杯中的溶液濺出,則配制的AgNO3標準溶液濃度偏小,滴定時消耗NH4SCN溶液偏少,測定的c(I-)偏高; ②滴定終點時俯視讀數(shù),由于滴定管刻度“上小下大”,故讀數(shù)偏小,代入計算式的NH4SCN標準溶液體積偏小,測定的c(I-)偏高。