2019高考化學總復習 第八章 水溶液中的離子平衡 課時作業(yè)24 水的電離和溶液的酸堿性 新人教版.doc
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課時作業(yè)24 水的電離和溶液的酸堿性 一、選擇題 1.下列溶液顯酸性的是( ) ①pH<7的溶液?、赾(H+)=c(OH-)的溶液?、踓(H+)=110-6 molL-1的溶液?、躢(H+)>c(OH-)的溶液 ⑤0.1 molL-1的NH4Cl溶液?、轓aHCO3溶液 A.①③④⑤⑥ B.②④⑤⑥ C.⑤⑥ D.④⑤ 解析:題目沒有說明溫度,所以①③對應的溶液不一定是酸性溶液;②中溶液肯定顯中性;④中c(H+)>c(OH-)的溶液肯定顯酸性;⑤中NH4Cl水解,溶液呈酸性;⑥中NaHCO3水解程度大于電離程度,溶液顯堿性。 答案:D 2.下列說法中正確的是( ) A.25 ℃時NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃時NaCl溶液的Kw B.常溫下,pH均為5的醋酸和硫酸鋁兩種溶液中,由水電離出的氫離子濃度之比為1∶104 C.根據(jù)溶液的pH與酸堿性的關(guān)系,推出pH=6.8的溶液一定顯酸性 D.100 ℃時,將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液顯中性 解析:水的離子積常數(shù)只與溫度有關(guān),溫度越高,Kw越大,A錯;醋酸中水電離出的c(H+)=溶液中的c(OH-)=10-9 molL-1,硫酸鋁溶液中水電離出的c(H+)等于溶液中的c(H+)=10-5 molL-1,B正確;C選項不知溫度,無法判斷,錯誤;100 ℃時Kw=110-12,所以將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合后,溶液顯堿性,D錯。 答案:B 3.常溫下,將0.02 molL-1的Ba(OH)2溶液100 mL和0.02 molL-1 NaHSO4溶液100 mL混合,若忽略溶液體積變化,則混合后的溶液( ) A.pH=12 B.pH=2 C.由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1.010-2 molL-1 D.溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為0.02 molL-1 解析:當Ba(OH)2與NaHSO4等物質(zhì)的量混合后溶液中發(fā)生的反應為 Ba(OH)2?。aHSO4===BaSO4↓+NaOH+H2O 1 1 1 0.002 mol 即反應后溶液中的溶質(zhì)為NaOH,c(OH-)=c(NaOH)==0.01 molL-1,c(H+)=c(H+)水==110-12 molL-1,溶液的pH=-lgc(H+)=-lg(110-12)=12。 答案:A 4.下列說法正確的是( ) A.向10 mL濃度為0.1 molL-1 CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水,在滴加過程中水的電離程度始終增大 B.0.01 molL-1醋酸溶液中水的電離程度小于0.01 molL-1鹽酸中水的電離程度 C.常溫下將0.01 molL-1鹽酸與pH=12的氨水等體積混合,所得溶液中由水電離出的c(OH-)<110-7 molL-1 D.常溫下pH=9的NaOH溶液與CH3COONa溶液,水電離產(chǎn)生的c(OH-)相等 解析:在滴加過程中,溶液的pH逐漸變大,水的電離程度在溶液顯中性之前逐漸變大,顯中性之后逐漸變小,A錯誤;等濃度的醋酸和鹽酸,醋酸的pH大,水的電離程度大,B錯誤;混合后,氨水過量,溶液顯堿性,由水電離出的c(OH-)<110-7 molL-1,C正確;CH3COONa水解促進水的電離,而NaOH抑制水的電離,pH=9的兩溶液水電離產(chǎn)生的c(OH-)不相等。 答案:C 5.25 ℃時,下列說法正確的是( ) A.pH=12的NaOH溶液中,c(H+)=10-12 molL-1,將溶液稀釋為原體積的10倍后c(H+)= molL-1=10-13 molL-1 B.pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合后,因生成的CH3COONa水解,所以由水電離出的c(H+)>10-7 molL-1 C.pH=2的鹽酸、pH=2的醋酸溶液中由水電離出的c(H+)均為10-12 molL-1 D.pH=11和pH=13的NaOH溶液等體積混合后,溶液中的c(H+)= molL-1 解析:NaOH溶液中的H+是由水電離產(chǎn)生的,當稀釋時,由于NaOH溶液的濃度發(fā)生變化,對H2O電離的抑制程度會改變,水的電離平衡會發(fā)生移動,因而將n(H+)當成不變的值進行計算是錯誤的,A錯誤;CH3COOH已電離出的H+可將NaOH完全中和,而絕大多數(shù)的CH3COOH是沒電離的,即CH3COOH過量,混合溶液呈酸性,對水的電離起抑制作用,B錯誤;pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=10-3 molL-1,pH=13的NaOH溶液中c(OH-)=10-1 molL-1,等體積混合后c(OH-)= molL-1≈510-2 molL-1,再結(jié)合離子積常數(shù)求得c(H+)=210-13 molL-1,D錯誤。 答案:C 6.已知25 ℃下,Ka(HCOOH)=1.7810-4,Kb(NH3H2O)=1.7910-5。保持25 ℃不變,向一定體積0.1 molL-1的氨水中滴加0.1 molL-1的甲酸溶液。在滴加過程中下列說法正確的是( ) A.水的電離常數(shù)先增大后減小 B.當氨水和甲酸溶液體積相等時,c(HCOO-)=c(NH) C.c(NH3H2O)與c(NH)之和始終保持不變 D.始終保持不變 解析:溫度不變,則水的電離常數(shù)不變,A項錯誤;當氨水和甲酸溶液體積相等時,二者恰好完全反應生成甲酸銨,但HCOOH與NH3H2O的電離常數(shù)不同,所以甲酸銨溶液不是中性,則c(HCOO-)與c(NH)不相等,B項錯誤;隨著甲酸的滴入,溶液的體積逐漸增大,則c(NH3H2O)與c(NH)之和逐漸減小,n(NH3H2O)與n(NH)之和保持不變,C項錯誤;NH3H2O電離產(chǎn)生NH和OH-,電離常數(shù)是K1=[c(NH)c(OH-)]/c(NH3H2O),甲酸的電離常數(shù)為K2=[c(HCOO-)c(H+)]/c(HCOOH),水的離子積常數(shù)為Kw=c(H+)c(OH-),所以[c(NH)c(HCOO-)]/[c(NH3H2O)c(HCOOH)]=K1K2/Kw,三者均是溫度常數(shù),溫度不變,則該比值不變,D項正確。 答案:D 7.常溫下,將pH=3的鹽酸a L分別與下列三種溶液混合后,混合溶液均呈中性: ①110-3 molL-1的氨水b L ②c(OH-)=110-3 molL-1的氨水c L ③c(OH-)=110-3 molL-1的Ba(OH)2溶液d L 其中a、b、c、d的關(guān)系正確的是( ) A.b>a=d>c B.a(chǎn)=b>c>d C.a(chǎn)=b>d>c D.c>a=d>b 解析:pH=3的鹽酸中c(H+)=110-3 molL-1,與c(OH-)=110-3 molL-1的Ba(OH)2溶液混合,混合溶液呈中性時二者的體積相等,即d=a;NH3H2O為弱電解質(zhì),110-3 molL-1的氨水中c(OH-)<110-3 molL-1,因此110-3 molL-1的氨水和c(OH-)=110-3 molL-1的氨水分別與鹽酸混合,混合溶液呈中性時,b>a,c10-13 molL-1,錯誤;B項,pH相差1,溶液中的c(H+)相差10倍,正確;C項,等體積pH=12的NaOH溶液和pH=2的CH3COOH溶液混合,CH3COOH過量,溶液顯酸性,即pH<7,正確;D項,1個醋酸分子中含有8個共價鍵,即1 mol醋酸分子中含有共價鍵的個數(shù)為8NA,正確。 答案:A 9.水的電離平衡曲線如圖所示,下列說法中,正確的是( ) A.圖中A、B、D三點處Kw的大小關(guān)系:B>A>D B.25 ℃時,向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水,溶液中的值逐漸減小 C.在25 ℃時,保持溫度不變,在水中加入適量NH4Cl固體,體系可從A點變化到C點 D.A點所對應的溶液中,可同時大量存在Na+、Fe3+、Cl-、SO 解析:A、D都處于25 ℃時,Kw相等,c(H+)和c(OH-)越大,Kw越大,故B>C>A=D,故A錯誤;25 ℃時,向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水,會發(fā)生反應得到硫酸銨溶液,隨著氨水的逐漸滴入,氨水的電離程度大于銨根離子的水解程度,所以銨根離子濃度減小,氨水濃度增大,即溶液中的值逐漸減小,故B正確;溫度不變,Kw不變,向水中加入氯化銨固體,溶液中c(OH-)變大,c(H+)變大,溶液顯示酸性,H+濃度大于OH-濃度,故C錯誤;A點所對應的溶液中,pH=7,但是,F(xiàn)e3+的水解導致不能大量共存,故D錯誤。 答案:B 10.室溫下,用0.1 mol/L氨水分別滴定20.0 mL 0.1 mol/L的鹽酸和醋酸,曲線如圖所示,下列說法正確的是( ) A.Ⅰ曲線表示的是滴定鹽酸的曲線 B.x=20 C.滴定過程中的值逐漸減小 D.當Ⅰ曲線和Ⅱ曲線pH均為7時,一溶液中的c(Cl-)等于另一溶液中的c(CH3COO-) 解析:滴定開始時0.1 mol/L鹽酸pH=1,0.1 mol/L醋酸pH>1,所以滴定鹽酸的曲線是Ⅱ,滴定醋酸的曲線是Ⅰ,A錯誤;用0.1 mol/L氨水滴定20.0 mL 0.1 mol/L的鹽酸,兩者恰好反應,消耗20.0 mL 0.1 mol/L氨水,但反應生成氯化銨,氯化銨水解溶液呈酸性,所以溶液呈中性時,堿應過量,B錯誤;NH3H2O的電離常數(shù)Kb=只與溫度有關(guān),隨著氨水的加入,c(OH-)在增大,所以滴定過程中的值逐漸減小,C正確;當Ⅰ曲線和Ⅱ曲線pH均為7時,分別存在電荷守恒:c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),c(NH)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),都存在:c(H+)=c(OH-),所以c(NH)=c(Cl-),c(NH)=c(CH3COO-),在鹽酸中,氨水過量,在醋酸中,氨水恰好反應,所以鹽酸中c(NH)大,則c(Cl-)>c(CH3COO-),D錯誤。 答案:C 二、非選擇題 11.水是極弱的電解質(zhì),改變溫度或加入某些電解質(zhì)會影響水的電離。請回答下列問題: (1)純水在100 ℃時pH=6,該溫度下0.1 molL-1的NaOH溶液中,溶液的pH=________。 (2)25 ℃時,向水中加入少量碳酸鈉固體,得到pH為11的溶液,其水解的離子方程式為______________________________________ ________________________________________________________, 由水電離出的c(OH-)=________molL-1。 (3)體積均為100 mL、pH均為2的鹽酸與一元酸HX,加水稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示,則HX是________(填“強酸”或“弱酸”),理由是___________________________________ ________________________________________________________。 (4)電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離能力強弱的物理量。已知: 化學式 電離常數(shù)(25 ℃) HCN K=4.910-10 CH3COOH K=1.810-5 H2CO3 K1=4.410-7、K2=4.710-11 ①25 ℃時,等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液,溶液的pH由大到小的順序為__________________(填化學式)。 ②25 ℃時,在0.5 molL-1的醋酸溶液中由醋酸電離出的c(H+)約是由水電離出的c(H+)的________倍。 解析:(1)純水在100 ℃時,pH=6,該溫度下Kw=10-12,0.1 molL-1的NaOH溶液中,溶液的c(H+)==10-11 mol/L,pH=11。(2)碳酸鈉分步水解,由水電離出的c(OH-)= molL-1=10-3 molL-1。(3)pH相等的強酸和弱酸等倍數(shù)稀釋,強酸pH變化大,則HX是弱酸。(4)①酸性越弱,其鹽水解程度越大,pH越大,根據(jù)電離常數(shù)知酸性:CH3COOH>HCN>HCO,則水解程度:Na2CO3>NaCN>CH3COONa。②Ka=c2(H+)/0.5=1.810-5,c(H+)=310-3 molL-1,則c(OH-)=,溶液中c(OH-)等于水電離出的c(H+),故兩種物質(zhì)電離出的c(H+)之比為=9108。 答案:(1)11 (2)CO+H2OHCO+OH-、HCO+H2OH2CO3+OH- 10-3 (3)弱酸 稀釋相同倍數(shù),一元酸HX的pH變化量比HCl的小,說明HX存在電離平衡,故HX為弱酸 (4)①Na2CO3>NaCN>CH3COONa ②9108 12.(1)某研究性學習小組在實驗室中配制1 molL-1的稀硫酸標準溶液,然后用其滴定某未知濃度的NaOH溶液。下列有關(guān)說法中正確的是________(填字母序號)。 A.實驗中所用到的滴定管、容量瓶,在使用前均需要檢漏 B.如果實驗中需用60 mL的稀硫酸標準溶液,配制時應選用100 mL容量瓶 C.容量瓶中含有少量蒸餾水,會導致所配標準溶液的濃度偏小 D.酸式滴定管用蒸餾水洗滌后,即裝入標準濃度的稀硫酸,則測得的NaOH溶液的濃度將偏大 E.配制溶液時,定容時俯視讀數(shù),則導致實驗結(jié)果偏大 F.中和滴定時,若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù),則導致實驗結(jié)果偏大 (2)常溫下,已知0.1 molL-1一元酸HA溶液中c(OH-) /c(H+)=110-8。 ①常溫下,0.1 molL-1 HA溶液的pH=________;寫出該酸(HA)與NaOH溶液反應的離子方程式:____________________________ _________________________________________________________; ②pH=3的HA與pH=11的NaOH溶液等體積混合后,溶液中4種離子物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系是:__________________________ _________________________________________________________; ③0.2 molL-1 HA溶液與0.1 molL-1 NaOH溶液等體積混合后所得溶液中:c(H+)+c(HA)-c(OH-)=________molL-1。(溶液體積變化忽略不計) (3)t ℃時,有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等體積混合后溶液呈中性,則該溫度下水的離子積常數(shù)Kw=________。 ①該溫度下(t ℃),將100 mL 0.1 molL-1的稀H2SO4溶液與100 mL 0.4 molL-1的NaOH溶液混合后(溶液體積變化忽略不計),溶液的pH=________。 ②該溫度下(t ℃),1體積的稀硫酸和10體積的NaOH溶液混合后溶液呈中性,則稀硫酸的pH(pHa)與NaOH溶液的pH(pHb)的關(guān)系是:________________。 解析:(1)容量瓶中含有少量蒸餾水,不會影響溶質(zhì)和溶劑的質(zhì)量,所以不影響實驗結(jié)果,C不正確;配制溶液時,若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù),則硫酸溶液的體積偏小,濃度偏大,導致最后測得NaOH溶液的濃度偏小,E不正確;中和滴定時,若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù),則消耗硫酸的體積減小,導致最后測得NaOH溶液的濃度偏小,F(xiàn)不正確,其余選項都是正確的,答案為ABD。(2)①根據(jù)水的離子積常數(shù)可知,如果c(OH-)/c(H+)=110-8,則溶液中OH-濃度為 molL-1=110-11 molL-1。則H+濃度為0.001 molL-1,所以pH=3,這說明HA是弱酸,所以和氫氧化鈉反應的離子方程式是HA+OH-===A-+H2O。②由于HA是弱酸,所以pH=3的HA溶液的濃度大于0.001 molL-1,則在和氫氧化鈉的反應中HA是過量的,因此反應后溶液顯酸性,則離子濃度大小順序是c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。③0.2 molL-1 HA溶液與0.1 molL-1 NaOH溶液等體積混合后,酸是過量的,所以根據(jù)電荷守恒和物料守恒可知,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)、2c(Na+)=c(HA)+c(A-)=0.1 molL-1。則c(H+)+c(HA)-c(OH-)=c(Na+)=0.05 molL-1。(3)t ℃時,有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等體積混合后溶液呈中性,則0.01=Kw/10-11,解得該溫度下水的離子積常數(shù)Kw=10-13。①硫酸和氫氧化鈉的物質(zhì)的量分別是0.01 mol和0.04 mol,則氫氧化鈉是過量的,所以溶液中OH-濃度是(0.04 mol-0.02 mol)0.2 L=0.1 molL-1,則溶液中H+濃度是110-12 molL-1,即pH=12。②1體積的稀硫酸和10體積的NaOH溶液混合后溶液呈中性,則10-pHa=1010pHb-13,解得pHa+pHb=12。 答案:(1)ABD (2)①3 HA+OH-===A-+H2O ②c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)?、?.05 (3)10-13?、?2 ②pHa+pHb=12 13.Ⅰ.某學生用0.200 0 molL-1的標準NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,其操作可分為如下幾步: ①用蒸餾水洗滌堿式滴定管,并注入NaOH溶液至“0”刻度線以上 ②固定好滴定管并使滴定管尖嘴充滿液體 ③調(diào)節(jié)液面至“0”或“0”刻度線稍下,并記下讀數(shù) ④量取20.00 mL待測液注入潔凈的錐形瓶中,并加入3 mL酚酞溶液 ⑤用標準液滴定至終點,記下滴定管液面讀數(shù) 請回答: (1)以上步驟有錯誤的是________(填編號)。 (2)用標準NaOH溶液滴定時,應將標準NaOH溶液注入________(從圖中選填“甲”或“乙”)中。 (3)下列操作會引起實驗結(jié)果偏大的是________(填編號)。 A.在錐形瓶裝液前,留有少量蒸餾水 B.滴定前,滴定管尖嘴有氣泡,滴定后無氣泡 C.錐形瓶先用蒸餾水洗滌后,未用待測液潤洗 D.用酸式滴定管量取液體時,釋放液體前滴定管前端有氣泡,之后消失 (4)滴定時,左手控制滴定管,右手搖動錐形瓶,眼睛注視__________________。判斷到達滴定終點的現(xiàn)象是:錐形瓶中溶液___________________________。 (5)以下是實驗數(shù)據(jù)記錄表 通過計算可得,該鹽酸濃度為________molL-1(計算結(jié)果保留4位小數(shù))。 Ⅱ.利用間接酸堿滴定法可測定Ba2+的含量,實驗分兩步進行。 已知:2CrO+2H+===Cr2O+H2O Ba2++CrO===BaCrO4↓ 步驟1:移取x mL一定濃度的Na2CrO4溶液于錐形瓶中,加入酸堿指示劑,用b molL-1鹽酸標準液滴定至終點,測得滴加鹽酸體積為V0 mL。 步驟2:移取y mL BaCl2溶液于錐形瓶中,加入x mL與步驟1相同濃度的Na2CrO4溶液,待Ba2+完全沉淀后,再加入酸堿指示劑,用b molL-1鹽酸標準液滴定至終點,測得滴加鹽酸的體積為V1 mL。 則BaCl2溶液濃度為________________molL-1。若步驟2中滴加鹽酸時有少量待測液濺出,則Ba2+濃度的測量值將________(填“偏大”或“偏小”)。 解析:Ⅰ.(1)①堿式滴定管未用標準NaOH溶液潤洗就直接注入標準NaOH溶液,標準液的濃度偏小,造成V(標準)偏大,根據(jù)c(待測)=V(標準)c(標準)V(待測),可知c(待測)偏大;④酸堿指示劑酚酞是弱電解質(zhì),也會反應消耗酸或堿,為了減少實驗誤差,酚酞一般滴加1滴或2滴,錯誤。(2)NaOH溶液,應裝在堿式滴定管乙中。(3)A項,在錐形瓶裝液前,留有少量蒸餾水,對實驗結(jié)果無影響,錯誤;B項,滴定前,滴定管尖嘴有氣泡,滴定后無氣泡,使標準溶液體積偏大,導致待測溶液的濃度偏高,正確;C項,錐形瓶用蒸餾水洗滌后,未用待測液潤洗,不產(chǎn)生誤差,錯誤;D項,用酸式滴定管量取液體時,釋放液體前滴定管前端有氣泡,之后消失,則待測溶液體積偏少,反應消耗標準酸溶液的體積偏小,使測得濃度偏低,錯誤。(4)滴定時,左手控制滴定管,右手搖動錐形瓶,眼睛注視錐形瓶內(nèi)顏色;判斷到達滴定終點的現(xiàn)象是:錐形瓶中溶液由無色變成淺紅色,且半分鐘內(nèi)不褪色。(5)根據(jù)實驗數(shù)據(jù)可知,第一次實驗數(shù)據(jù)誤差較大,舍去,V(NaOH)=(16.30+16.32)2=16.31 mL,c(NaOH)V(NaOH)=c(HCl)V(HCl),c(HCl)=[c(NaOH)V(NaOH)]V(HCl)=(0.200 0 molL-116.31 mL)20.00 mL=0.163 1 molL-1。Ⅱ.由題意知,步驟1用于測定x mL Na2CrO4中的n(Na2CrO4),步驟2用于測定與Ba2+反應后剩余n(Na2CrO4),二者之差即為與Ba2+反應的n(Na2CrO4),由離子方程式知 H+~CrO~Ba2+, 1 1 (V0b-V1b)10-3 c(BaCl2)y10-3 所以c(BaCl2)=(V0b-V1b)/y molL-1 若步驟2中滴加鹽酸時有少量待測液濺出,V1減小,則Ba2+濃度測量值將偏大。 答案:Ⅰ.(1)①④ (2)乙 (3)B (4)錐形瓶內(nèi)顏色 由無色變成淺紅色,且半分鐘內(nèi)不褪色 (5)0.163 1 Ⅱ.(V0b-V1b)/y 偏大- 1.請仔細閱讀文檔,確保文檔完整性,對于不預覽、不比對內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
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