《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》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《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（10頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

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，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．溶質的物質的量濃度為0.02 molL－1 解析：當Ba(OH)2與NaHSO4等物質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，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，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，改變溫度或加入某些電解質會影響水的電離。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＋)，故兩種物質電離出的c(H＋)之比為＝9108。 答案：(1)11　(2)CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋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種離子物質的量濃度大小關系是：__________________________ _________________________________________________________； 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)的關系是：________________。 解析：(1)容量瓶中含有少量蒸餾水，不會影響溶質和溶劑的質量，所以不影響實驗結果，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，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