2019年高考化學大一輪復習 專題8 溶液中的離子反應8試題.DOC

2019年高考化學大一輪復習 專題8 溶液中的離子反應8試題明考綱要求理主干脈絡1.了解并能表示弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。2.了解水的電離和水的離子積常數(shù)。一、弱電解質(zhì)的電離平衡1電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度等)下，當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達到平衡。平衡建立過程如圖所示：2電離平衡的特征3影響電離平衡的外界條件外界條件電離平衡移動方向電離程度變化溫度升高溫度向右移動增大濃度稀釋溶液向右移動增大相同離子加入與弱電解質(zhì)相同離子的強電解質(zhì)向左移動減小加入能與電解質(zhì)離子反應的物質(zhì)向右移動增大4電離常數(shù)(1)表達式：對于一元弱酸HA：HAHA，電離常數(shù)Ka。對于一元弱堿BOH：BOHBOH，電離常數(shù)Kb。(2)特點：電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，升溫，K值增大。多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1K2K3，故其酸性取決于第一步。(3)意義：5電離度()100%一般情況下，弱電解質(zhì)濃度越大，電離度越小，弱電解質(zhì)濃度越小，電離度越大。二、水的電離1電離方程式H2OH2OH3OOH，簡寫為H2OHOH。2室溫下純水中c(H)c(OH)1.0107_mol/L，pH7，呈中性。3水的離子積在稀溶液中水的離子積KWc(H)c(OH)，室溫下KW1.01014，KW只與溫度有關(guān)，升高溫度，KW增大。4水的電離平衡的影響因素(1)溫度：升高溫度，促進水的電離，KW增大；降低溫度，抑制水的電離，KW減小。(2)酸、堿：抑制水的電離。(3)可水解的鹽：促進水的電離。1.判斷正誤(正確的打“”，錯誤的打“”)。(1)(xx重慶高考)稀CH3COOH加水稀釋，醋酸電離程度增大，溶液的pH減小。()(2)(xx浙江高考)常溫下將pH3的CH3COOH溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH4。()(3)(xx浙江高考)為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH，若pH>7，則H2A是弱酸；若pH<7，則H2A為強酸。()(4)(xx江蘇高考)水的離子積常數(shù)KW隨著溫度的升高而增大，說明水的電離是放熱反應。()(5)(xx山東高考)HClO是弱酸，所以NaClO是弱電解質(zhì)。()(6)電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大。()(7)(2011天津高考)100時，將pH2的鹽酸與pH12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性。()(8)(xx福建高考)常溫下，由0.1 molL1一元堿BOH溶液的pH10，可推知BOH溶液電離方程式為BOH=BOH。()(9)(xx福建高考)中和等體積等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等。()解析：(1)。加水稀釋后電離程度增大，但c(H)減小，pH升高。(2)。CH3COOH為弱電解質(zhì)，不能完全電離，稀釋后繼續(xù)電離，故稀釋10倍后3<pH<4。(3)。NaHSO4溶液呈酸性H2SO4是強酸，NaHSO3溶液呈酸性H2SO3是弱酸，H2CO3是弱酸但NaHCO3溶液呈堿性。(4)。水的電離是吸熱過程。(5)。HClO是弱電解質(zhì)，而NaClO屬于鹽類，是強電解質(zhì)。(6)。如果溫度不變，電離常數(shù)不發(fā)生變化。(7)。100時pH2的鹽酸濃度為0.01 mol/L，pH12的NaOH濃度為1 mol/L。(8)常溫下0.1 mol/L的強堿溶液pH13，故題中BOH為弱堿，電離方程式為BOHBOH。(9)。鹽酸、醋酸的物質(zhì)的量相同，所以消耗的NaOH的物質(zhì)的量相同。2CH3COOH稀釋時是否所有粒子濃度都會減小？提示：不是，c(H)、c(CH3COO)減小，但c(OH)增大，因為水的離子積常數(shù)不變，c(H)減小，c(OH)必然增大。3水的離子積常數(shù)表達式KWc(H)c(OH)中，H和OH一定由水電離出來的嗎？pH2的鹽酸中由水電離出的c(H)與c(OH)之間的關(guān)系是什么？提示：不一定由水電離出來，只要有水溶液必定有H、OH，當溶液濃度不大時，總有KWc(H)c(OH)；在pH2的鹽酸中c(OH)1.01012 mol/L，由水電離出的c(H)也等于1.01012 mol/L。4在水中加入H2SO4，對水的電離平衡的影響甲、乙兩位同學給出不同說法：甲：c(H)增大，水的電離平衡左移；乙：c(H)增大，H與OH中和，水的電離平衡右移。你認為哪種說法正確？提示：甲的說法正確。水是極弱的電解質(zhì)，外加電解質(zhì)電離出的H或OH對水的電離直接產(chǎn)生影響。強弱電解質(zhì)的判斷方法一、強酸和弱酸的比較1pH2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c0.1 mol/L)至pH7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則()Ax為弱酸，Vx<VyBx為強酸，Vx>VyCy為弱酸，Vx<Vy Dy為強酸，Vx>Vy解析：選C由圖像可知x稀釋10倍，pH變化1個單位(從pH2變?yōu)閜H3)，故x為強酸；而y稀釋10倍，pH變化小于1個單位，故y為弱酸，A、D錯誤；pH都為2的x和y，前者物質(zhì)的量濃度為0.01 mol/L，而后者大于0.01 mol/L，故滴加NaOH溶液中和至溶液為中性時，后者消耗堿溶液的體積大，C正確，D錯誤。2(xx高淳高級中學模擬)在體積均為1 L，pH均等于2的鹽酸和醋酸溶液，分別投入0.23 g Na，則下圖中比較符合反應事實的曲線是()解析：選BpH均等于2的鹽酸和醋酸溶液，起始氫離子濃度相同，但醋酸為弱酸，醋酸的濃度遠大于鹽酸的濃度，與等量的Na反應時，醋酸的電離平衡正向移動，醋酸中氫離子濃度大于鹽酸中氫離子濃度，醋酸反應速率快；由題給數(shù)據(jù)結(jié)合反應方程式判斷，醋酸遠過量，鹽酸恰好反應。醋酸與Na反應生成醋酸鈉溶液，醋酸根離子水解顯堿性，但醋酸遠過量，反應后溶液顯酸性，溶液的pH7，鹽酸與Na恰好完全反應生成氯化鈉，則反應后溶液的pH7，A錯誤，B正確；因Na的質(zhì)量相同，則與鹽酸恰好完全反應，醋酸過量，生成氫氣相同，且醋酸中氫離子濃度大于鹽酸中氫離子濃度，則醋酸中反應速率快，C、D錯誤。二、強弱電解質(zhì)的判斷3醋酸是電解質(zhì)，下列事實能說明醋酸是弱電解質(zhì)的組合是()醋酸與水能以任意比互溶醋酸溶液能導電醋酸溶液中存在醋酸分子0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L鹽酸的pH大醋酸能和碳酸鈣反應放出CO20.1 mol/L 醋酸鈉溶液pH8.9大小相同的鋅粒與相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液反應，開始醋酸產(chǎn)生H2速率慢ABC D解析：選C醋酸溶液中存在CH3COOH分子，說明醋酸部分電離，存在電離平衡，是弱電解質(zhì)，正確。0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L鹽酸大，說明醋酸溶液中c(H)小于鹽酸，是弱電解質(zhì)，正確。0.1 mol/L CH3COONa溶液pH8.9，說明CH3COO發(fā)生了水解，CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確。相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液與Zn反應，醋酸反應慢，說明其中c(H)小，是弱電解質(zhì)，正確。4(xx梁豐中學模擬)MOH和ROH兩種一元堿的溶液分別加水稀釋時，pH變化如下圖所示。下列敘述中正確的是() A在x點時，ROH完全電離B在x點時，c(M)>c(R) CMOH是一種強堿D稀釋前，c(ROH)10c(MOH)解析：選A從圖中可以看出，ROH稀釋100倍，pH降低2，說明是強電解質(zhì)，完全電離，A項正確；在x點時，pH值相等，則氫離子、氫氧根離子濃度相等，M離子和R離子濃度相等，B項錯誤；MOH不能完全電離，C項錯誤；因為MOH是弱電解質(zhì)，大量的MOH沒有電離，物質(zhì)的量濃度大于0.01 mol/L，不能確定c(ROH)與10c(MOH)的關(guān)系。1同濃度、同pH強酸與弱酸的比較濃度均為0.01 molL1的強酸HA與弱酸HBpH均為2的強酸HA與弱酸HBpH或物質(zhì)的量濃度2pHHA<pHHB濃度：0.01 molL1c(HA)<c(HB)開始與金屬反應的速率HA>HBHAHB體積相同時與過量的堿反應時消耗堿的量HAHBHA<HB體積相同時與過量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量HAHBHA<HBc(A)與c(B)大小c(A)>c(B)c(A)c(B)分別加入固體NaA、NaB后pH變化HA：不變HB：變大HA：不變HB：變大加水稀釋10倍后3pHHA<pHHB3pHHA>pHHB>2溶液的導電性HA>HBHAHB水的電離程度HA<HBHAHB2.判斷強、弱電解質(zhì)的三個角度(1)從是否完全電離的角度判斷在溶液中強電解質(zhì)完全電離，弱電解質(zhì)部分電離。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸的方法有：方法結(jié)論測定一定濃度的HA溶液的pH若測得0.1 mol/L的HA溶液的pH1，則HA為強酸；若pH1，則HA為弱酸跟同濃度的鹽酸比較導電性導電性和鹽酸相同時為強酸，比鹽酸弱時為弱酸跟同濃度的鹽酸比較和鋅反應的快慢反應快慢相同時為強酸，比鹽酸慢時為弱酸(2)從是否存在電離平衡的角度判斷在水溶液中，強電解質(zhì)不存在電離平衡，弱電解質(zhì)存在電離平衡，在一定條件下電離平衡會發(fā)生移動。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸的方法有：從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷。如將pH3的HA溶液稀釋100倍后，再測其pH，若pH5，則為強酸，若pH5，則為弱酸。從升高溫度后pH的變化判斷。若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸。因為弱酸存在電離平衡，升高溫度時，電離程度增大，c(H)增大。而強酸不存在電離平衡，升高溫度時，只有水的電離程度增大，pH變化幅度小。從等體積等pH的HA溶液與鹽酸溶液分別與過量的鋅反應生成H2的量判斷：用排水法收集H2，若兩種溶液生成H2的量相等，則HA為強酸；若HA溶液與鋅反應生成H2的量多，則HA為弱酸。(3)從酸根離子是否能發(fā)生水解的角度判斷強酸根離子不水解，弱酸根離子易發(fā)生水解。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸。如可直接測定NaA溶液的pH：若pH7，則HA是強酸；若pH7則HA是弱酸。外界條件對弱電解質(zhì)(含水)電離平衡的影響一、外界條件對電離平衡移動措施或結(jié)果的判斷5(xx錫山高級中學模擬)在0.1 molL1 CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COOH對于該平衡，下列敘述正確的是()A加入水時，平衡向逆反應方向移動B加入少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動C加入少量0.1 molL1 HCl溶液，溶液中c(H)減小D加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動解析：選BA項，加水促進弱電解質(zhì)的電離，則電離平衡正向移動，錯誤；B項，加入少量NaOH固體，與CH3COOH電離生成的H結(jié)合，使電離平衡正向移動，正確；C項，加入少量0.1 molL1HCl溶液，c(H)增大，則電離平衡逆向移動，錯誤；D項，加入少量CH3COONa固體，由電離平衡可知，c(CH3COO)增大，則電離平衡逆向移動，錯誤。6(xx揚中高級中學模擬)有甲、乙兩醋酸稀溶液，測得甲的pH2，乙的pH3。下列推斷中正確的是()A物質(zhì)的量濃度c(甲)10c(乙)B甲中H物質(zhì)的量濃度是乙的0.1倍C中和等物質(zhì)的量濃度等體積的NaOH溶液需甲、乙兩酸的體積V(乙)>10V(甲)D甲中的c(OH)為乙中c(OH)的10倍解析：選C醋酸時弱酸，存在電離平衡，醋酸濃度越小，電離程度越大。所以c(甲)10c(乙)，A不正確，C正確。B不正確，應該是10倍。D不正確，應該是0.1倍。7已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COOH，要使溶液中c(H)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是()(1)加少量燒堿(2)升高溫度(3)加少量冰醋酸 (4)加水A(1)(2) B(2)(4)C(2)(3)(4) D(1)(4)解析：選B由Kac(CH3COO)，溫度不變時，若使增大，必使c(CH3COO)減小，其中(1)(3)使c(CH3COO)增大，(4)使c(CH3COO)減小；升溫時，CH3COOHCH3COOH，平衡正移，c(H)增大，c(CH3COOH)減小，一定增大。8(xx奔牛高級中學模擬)在一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中溶液的導電能力如下圖所示，請回答： (1)“O”點導電能力為0的理由是：_。(2)a、b、c三點溶液中，c(H)由小到大的順序是：_。(3)a、b、c三點溶液中，醋酸的電離程度最大的是：_。(4)若使c點溶液中c(CH3COO)增大，而c(H)減小，可采取的措施主要有：_；_；_；_。答案：(1)冰醋酸未電離，其中沒有自由移動的離子(2)acb(3)c(4)加CH3COONa加NaOH加Na2CO3加Mg解析：(1)冰醋酸未電離，其中沒有自由移動的離子；(2)導電能力越強，自由移動的離子濃度越大，故c(H)由小到大的順序是acb；(3)隨著加水的量的增加，將促進醋酸的電離，故c點醋酸的電離程度最大；(4)使醋酸溶液中的c(CH3COO)增大，可加入物質(zhì)與H反應使醋酸電離平衡向電離的方向移動，如氫氧化鈉、碳酸鈉及金屬鎂；而加入醋酸鈉，雖使醋酸電離平衡向左移動，但剩余的CH3COO的濃度仍是增加的，所以加入醋酸鈉也符合題意。二、利用平衡常數(shù)(或離子積常數(shù))進行推理判斷9(xx如東中學模擬)一定溫度下，用水稀釋c molL1的稀醋酸，若用KW表示水的離子積，則下列數(shù)值隨水量的增加而增大的是()A.B.C. D.解析：選CA項，稀釋后溶液中c(H)減小，c(OH)增大，所以c(H)和c(OH)比值減小，錯誤；B項，稀釋能促進醋酸電離，n(H)增加，n(CH3COOH)減小，所以n(CH3COOH)n(H)減小，因在同一溶液中，c(CH3COOH)c(H)也必然減小，錯誤；C項，稀釋過程中電離平衡常數(shù)Ka不變，即Ka不變，而c(H)減小，所以增大，正確；D項，溶液中溫度不變，水的離子積KW不變，稀釋后c(H)減小，所以c(H)和KW的比值減小，錯誤。1025 時，水中存在電離平衡：H2OHOH；H>0。下列敘述正確的是()A將水加熱，KW增大，pH不變B向水中加入少量NaHSO4固體，c(H)增大，KW不變C向水中加入少量NaOH固體，平衡逆向移動，c(OH)降低D向水中加入少量NH4Cl固體，平衡正向移動，c(OH)增大解析：選BA項促進水的電離，KW增大，pH減小但水仍呈中性；C項加入NaOH固體，c(OH)增大，D項加入NH4Cl促進水的電離，c(OH)減小。11(xx長沙模擬)室溫下向10 mL pH3的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是()A溶液中導電粒子的數(shù)目減少B溶液中不變C醋酸的電離程度增大，c(H)亦增大D再加入10 mL pH11的NaOH溶液，混合液pH7解析：選B在醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COOH，加水稀釋，平衡右移，n(CH3COO)、n(H)增大，但c(CH3COO)、c(H)均減小，A、C錯誤；醋酸的電離常數(shù)K，水的離子積KWc(OH)c(H)，溫度不變，上述兩常數(shù)均不變，由KKW可知B正確；醋酸為弱酸，pH3的醋酸的濃度遠遠大于pH11的NaOH溶液的濃度，二者等體積混合，溶液呈酸性。外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡影響的分析電離平衡屬于化學平衡，受外界條件如溫度和濃度等因素的影響，其移動的規(guī)律遵循勒夏特列原理。(1)以NH3H2O的電離為例。改變條件平衡移動方向c(OH)c(NH)電離程度微熱(設溶質(zhì)不揮發(fā))向右增大增大增大通少量HCl氣體向右減小增大增大加少量NaOH固體向左增大減小減小加少量NH4Cl固體向左減小增大減小加水稀釋向右減小減小增大(2)以CH3COOH(可表示為HAc)CH3COOHH0為例。改變條件平衡移動方向n(H)c(H)c(Ac)c(HAc)電離程度()導電能力Ka加水稀釋向右增大減小減小減小增大減弱不變加少量冰醋酸向右增大增大增大增大減小增強不變通HCl(g)向左增大增大減小增大減小增強不變加NaOH(s)向右減小減小增大減小增大增強不變加CH3COONa(s)向左減小減小增大增大減小增強不變加鎂粉向右減小減小增大減小增大增強不變升高溫度向右增大增大增大減小增大增強增大(3)以H2OHOHH>0為例(“”表示平衡右移，“”表示平衡左移，“”表示增大，“”表示降低，“”表示不變)。條件變化升高溫度加酸加堿加強酸弱堿鹽加強堿弱酸鹽移動方向c(H)c(OH)KW水電離產(chǎn)生的c(H)或c(OH)的計算12(2011四川高考)25 時，在等體積的pH0的 H2SO4溶液、0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液、pH10的Na2S溶液、pH5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()A1101010109B1551095108C1201010109D110104109解析：選ApH0的 H2SO4溶液中c(H)1 mol/L，c(OH)1014 mol/L，H2SO4溶液抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H)1014 mol/L；0.05mol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH)0.1 mol/L，c(H)1013 mol/L，Ba(OH)2溶液抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H)1013 mol/L；pH10的Na2S溶液促進H2O的電離，由H2O電離出的c(H)104 mol/L；pH5的NH4NO3溶液促進H2O的電離，由H2O電離出的c(H)105mol/L。4種溶液中電離的H2O的物質(zhì)的量等于H2O電離產(chǎn)生的H的物質(zhì)的量，其比為101410131041051101010109。13常溫下，求算下列溶液中H2O電離的c(H)和c(OH)。(1)pH2的H2SO4溶液c(H)_，c(OH)_。(2)pH10的NaOH溶液c(H)_，c(OH)_。(3)pH2的NH4Cl溶液c(H)_。(4)pH10的Na2CO3溶液c(OH)_。答案：(1)1.01012 mol/L1.01012 mol/L(2)1.01010 mol/L1.01010 mol/L(3)1.0102 mol/L(4)1.0104 mol/L14常溫下，有下列水溶液：pH0的鹽酸0.5 molL1的鹽酸0.1 molL1的NH4Cl溶液0.1 molL1的NaOH溶液0.5 molL1的NH4Cl溶液，以上溶液中，水電離的c(H)由大到小的順序是_。解析：屬于酸溶液的有、，其中c(H)較大；屬于鹽溶液的有、，其中酸性較強；屬于堿溶液的有，因鹽的水解促進水的電離，酸、堿的電離抑制水的電離，故水電離出的c(H)由大到小的順序為>>>>。答案：>>>>計算水電離產(chǎn)生的c(H)或c(OH)，要注意溶質(zhì)對水電離的促進或抑制，并明確c(H)或c(OH)的來源。1中性溶液c(OH)c(H)107 mol/L。2溶質(zhì)為酸的溶液(1)來源：OH全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H)c(OH)。(2)實例：如計算pH2的鹽酸溶液中水電離出的c(H)，方法是先求出溶液的c(OH)KW/1021012(mol/L)，即水電離出的c(H)c(OH)1012 mol/L。3溶質(zhì)為堿的溶液(1)來源：H全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(OH)c(H)。(2)實例：如計算pH12的NaOH溶液中水電離出的c(OH)，方法是先求出溶液的c(H)1012 (mol/L)，即水電離出的c(OH)c(H)1012 mol/L。4水解呈酸性或堿性的鹽溶液(1)pH5的NH4Cl溶液中H全部來自水的電離，則水電離的c(H)105 mol/L，c(OH)109 mol/L，是因為部分OH與部分NH結(jié)合；(2)pH12的Na2CO3溶液中OH全部來自水的電離，由水電離出的c(OH)102 mol/L。以“弱酸的電離平衡常數(shù)”為載體串聯(lián)弱電解質(zhì)的相關(guān)知識高考載體(xx上海卷T18改編)部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離平衡常數(shù)(25)K1.77104K4.91010K14.3107K25.61011知識串聯(lián)設計(1)依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強弱的順序為_。(2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？若能寫出反應的化學方程式？(3)同濃度的HCOO、HCO、CO、CN結(jié)合H的能力由強到弱的順序是_。(4)0.1 mol/L HCOOH溶液升高溫度，HCOOH的電離程度如何變化？加水稀釋，如何變化？(5)pH4的HCOOH和NH4Cl溶液中，水的電離程度相同嗎？(6)試用兩種最常用的方法判斷常溫下HCOOH是一種弱酸？答案：(1)HCOOHH2CO3HCN(2)能；NaCNH2OCO2=HCNNaHCO3(3)COCNHCOHCOO(4)升高溫度，能促進HCOOH的電離。加水稀釋，增大，加水稀釋，Ka不變，c(HCOO)減小，故增大(5)不相同(6)方法、配制0.01 mol/L的HCOOH溶液，測其pH，若pH>2，則證明HCOOH為弱酸；方法、配制少量HCOONa溶液，則其pH，若pH>7，則證明HCOOH為弱酸。1(xx海安中學模擬)對H2O的電離平衡不產(chǎn)生影響的粒子是()解析：選C影響水的電離的因素有溫度、酸、堿、鹽等，加熱促進電離；加酸、加堿抑制水的電離；加能水解的鹽促進水的電離；A項，電子式表示HCl，酸抑制水的電離，錯誤；B項，離子符號表示三價鐵離子，水溶液中能水解，促進水的電離，錯誤；C項，離子結(jié)構(gòu)示意圖表示氯離子，對水的電離無影響，正確；D項，結(jié)構(gòu)式表示醋酸根離子，水溶液中能水解，促進水的電離，錯誤。2(xx寶應中學模擬)下列事實一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是()常溫下NaNO2溶液的pH大于7用HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗HNO2和NaCl不能發(fā)生反應常溫下0.1 molL1 HNO2溶液的pH2.1常溫下pH3的 HNO2溶液和pH11的NaOH溶液等體積混合，pH小于7常溫下pH2的 HNO2溶液稀釋至100倍，pH約為3.1A BC D全部解析：選C常溫下NaNO2溶液的pH大于7表明是強堿弱酸鹽，正確；用HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗，也可能是溶液的濃度太小，不能說明亞硝酸是弱電解質(zhì)，錯誤；HNO2和NaCl不能發(fā)生反應，硝酸與氯化鈉也不反應，但硝酸是強酸，錯誤；常溫下0.1 molL1 HNO2溶液的pH2.1，若是強酸，其pH應該等于1，因此，表明亞硝酸是弱酸，正確；常溫下pH3的 HNO2溶液和pH11的NaOH溶液等體積混合，pH小于7，若亞硝酸是強酸，pH7，因此是弱酸，正確。3(xx黃橋中學模擬)在常溫下，pH9的NaOH溶液和CH3COONa兩種溶液中，假設由水電離產(chǎn)生的OH離子濃度分別為a和b，則a與b的關(guān)系為()Aa>b Ba104bCb104a Dab解析：選B氫氧化鈉是強堿，抑制水的電離，則由水電離產(chǎn)生的OH離子濃度為109 mol/L；醋酸鈉是強堿弱酸鹽，水解促進水的電離，則由水電離產(chǎn)生的OH離子濃度為105 mol/L，所以a與b的關(guān)系是a104b，答案選B。4雙選題(xx大豐中學模擬)在醋酸中存在電離平衡：CH3COOHCH3COOH，要使電離平衡右移且c(CH3COO)增大，應采取的措施是()A加入鹽酸 B加入NaOH(s)C加蒸餾水 D升高溫度解析：選BD根據(jù)題意要使電離平衡右移且c(CH3COO)增大，需加入的試劑能消耗H，或升高溫度。所以B、D正確。A項，會抑制電離；C項，加入蒸餾水會稀釋溶液，c(CH3COO)將減小。5(xx清江中學模擬)25 時，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H)和c(OH)的乘積為11020，下列說法正確的是()A該溶液的pH一定是10 B該溶液不可能pH4C該溶液的pH不可能是7 D不會有這樣的溶液解析：選C25時，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H)和c(OH)的乘積為1102011014，說明該溶液中的溶質(zhì)抑制了水的電離。由于酸或堿都能抑制水的電離，所以該溶液可能呈酸性也可能堿性，因此溶液的pH可能等于4，也可能等于10，但不可能等于7，C項正確。6對室溫下100 mL pH2的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是()A加水稀釋至溶液體積為200 mL，醋酸溶液的pH變?yōu)?B溫度都升高20 后，兩溶液的pH不再相等C加水稀釋至溶液體積為200 mL后，兩種溶液中c(OH)都減小D加足量的鋅充分反應后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣體積可用右圖表示解析：選BA選項中醋酸是弱酸，存在電離平衡，加水稀釋至200 mL時，pH<4；C選項中加水稀釋時，兩種溶液中c(OH)都增大；D選項中pH相等的醋酸和鹽酸，醋酸的濃度大于鹽酸，二者和足量的鋅反應得到的氫氣體積不相等。7(xx沭陽高級中學模擬)常溫下向10 mL 0.1 molL1氨水中緩緩加蒸餾水稀釋到1 L后，下列變化中正確的是()電離程度增大；c(H)增大；導電性增強；不變；OH數(shù)目增大，H數(shù)目減??；pH增大；c(H)與c(OH)的乘積減小A BC除外都正確 D解析：選A因加水促進弱電解質(zhì)的電離，則氨水的電離程度增大，正確；加水時氨水堿性減弱，即c(OH)減小，但水的離子積KWc(H)c(OH)不變，c(H)增大，正確；加水稀釋時，溶液中離子總濃度減小，則導電性減弱，錯誤；加水稀釋時溶液溫度不變，電離平衡常數(shù)也不變，即不變，正確；水可電離出H和OH，水的量增加，H和OH的數(shù)目都增大，錯誤；c(H)增大，則pH減小，錯誤；溫度不變，則水的離子積不變，即c(H)與c(OH)的乘積不變，錯誤。8(xx鹽城一中模擬)水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是() A圖中五點KW間的關(guān)系：BCADEB若從A點到D點，可采用：溫度不變在水中加入少量的酸C若處在B點時，將pH2的硫酸與pH10的KOH等體積混合后，溶液顯中性D若從A點到C點，可采用：溫度不變在水中加入適量的NH4Cl固體解析：選D圖中可知：從A點到C點，c(H)c(OH)，也就是說，是一個水的電離程度增大的過程，可以采用升溫的方法來完成，溫度不變在水中加入適量的NH4Cl固體，會使得溶液顯酸性，而偏離C點，因此選D。9(xx邗江中學模擬)有濃度為0.1 molL1的鹽酸、硫酸、醋酸三種溶液，試回答：(1)三種溶液中c(H) 依次為a molL1，b molL1，c molL1，其大小順序為_。(2)等體積的以上三種酸分別與過量的NaOH 溶液反應，生成的鹽的物質(zhì)的量依次為n1 mol，n2 mol，n3 mol，它們的大小關(guān)系為_。(3)中和一定量NaOH溶液生成正鹽時，需上述三種酸的體積依次是V1 L、V2 L、V3 L，其大小關(guān)系為_。(4)與鋅反應開始時產(chǎn)生氫(氣)的速率分別為v1、v2、v3，其大小關(guān)系為_。答案：(1)b>a>c(2)n1n2n3(3)V1V32V2(4)v2>v1>v3解析：(1)氯化氫和硫酸是強電解質(zhì)，鹽酸是一元酸，硫酸是二元酸，醋酸是弱電解質(zhì)且是一元酸，所以鹽酸中氫離子濃度與酸的濃度相等，硫酸中氫離子濃度是硫酸濃度的2倍，醋酸中氫離子濃度小于醋酸的濃度，所以氫離子濃度其大小順序為bac；(2)根據(jù)陰離子守恒知，鹽的物質(zhì)的量與酸的物質(zhì)的量相等，所以生成的鹽的物質(zhì)的量大小關(guān)系為n1n2n3；(3)中和一定量NaOH溶液生成正鹽時，酸的濃度相等，如果是一元酸，所用酸的體積相等，如果是二元酸，酸的體積是一元酸的一半，所以三種酸的體積大小關(guān)系是V12V2V3；(4)與鋅反應時產(chǎn)生氫(氣)的速率與氫離子濃度成正比，氫離子濃度越大，反應速率越大，三種酸中硫酸中氫離子濃度為0.2 mol/L，鹽酸中氫離子濃度為0.1 mol/L，醋酸中氫離子濃度小于0.1 mol/L，所以反應速率大小關(guān)系為v2v1v3。10(xx鎮(zhèn)江一中模擬)A、B、C、D、E五種溶液分別是NaOH、NH3H2O、CH3COOH、HCl、NH4HSO4中的一種。常溫下進行下列實驗：將1 L pH3的A溶液分別與0.001 molL1 x L B溶液、0.001 molL1 y L D溶液充分反應至中性，x、y大小關(guān)系為：yx；濃度均為0.1 molL1A和E溶液，pH：AE；濃度均為0.1 molL1C與D溶液等體積混合，溶液呈酸性?；卮鹣铝袉栴}：(1)D是_溶液，判斷理由是_。(2)用水稀釋0.1 molL1B時，溶液中隨著水量的增加而減小的是_(填寫序號)。c(H)和c(OH)的乘積OH的物質(zhì)的量(3)OH濃度相同的等體積的兩份溶液A和E，分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅粉，且放出氫氣的質(zhì)量相同，則下列說法正確的是_(填寫序號)。 反應所需要的時間E>A開始反應時的速率A>E參加反應的鋅粉物質(zhì)的量AE反應過程的平均速率E>AA溶液里有鋅粉剩余E溶液里有鋅粉剩余(4)將等體積、等物質(zhì)的量濃度B和C混合后溶液，升高溫度(溶質(zhì)不會分解)溶液pH隨溫度變化如圖中的_曲線(填寫序號) 。解析：中和酸性物質(zhì)A只有NaOH、NH3H2O，一定物質(zhì)的量的A與等物質(zhì)的量濃度B和D混合呈中性，D的用量少，說明D堿性比B的堿性強，B是NH3H2O，D是NaOH。濃度相同的C與NaOH溶液等體積混合，溶液呈酸性，說明C是NH4HSO4。濃度相同A和E溶液，pH：AE，說明A是HCl，E是CH3COOH。(2)NH3H2O在水溶液中存在電離平衡NH3H2ONHOH，加水稀釋弱電解的電離平衡向正向進行，故正確。(3)有上知，A為鹽酸，E為醋酸，OH濃度相同的等體積的兩份溶液A和E，說明A和E的pH相同，二者c(H)相同，故開始時的反應速率相同，隨反應的進行c(H)減小，而醋酸中c(H)減小的慢。pH相同的醋酸和鹽酸，醋酸的物質(zhì)的量多，故鹽酸完全反應，A中鋅粉有剩余；由于產(chǎn)生的氫氣一樣多，故參加反應的鋅粉相同。(4)等體積、等物質(zhì)的量濃度B和C混合后的溶液為(NH4)2SO4溶液其水解顯酸性，升溫水解平衡正向移動，c(H)增大，pH減小，故選。答案：(1)NaOH中和酸性物質(zhì)A只有NaOH、NH3H2O，一定物質(zhì)的量的A與等物質(zhì)的量濃度B和D混合呈中性，D的用量少，說明D堿性比B的堿性強，所以D是NaOH(2)(3)(4)11(xx啟東中學模擬)已知多元弱酸在水溶液中的電離是分步進行的，且第一步的電離程度大于第二步的電離程度，第二步的電離程度遠大于第三步的電離程度今有HA、H2B、H3C三種弱酸，根據(jù)“較強酸較弱酸鹽=較強酸鹽較弱酸”的反應規(guī)律，它們之間能發(fā)生下列反應：AHAHC2(少量)=AH2CBH2B(少量)2A=B22HACH2B(少量)H2C=HBH3C回答下列問題：(1)相同條件下，HA、H2B、H3C三種酸中，酸性最強的是_。(2)A、B2、C3、HB、H2C、HC2六種離子中，最易結(jié)合質(zhì)子(H)的是_，最難結(jié)合質(zhì)子的是_。(3)下列反應的離子方程式正確的是_。AH3C3A=3HAC3BHBA=HAB2(4)完成下列反應的離子方程式：AH3COH(過量)_；BHA(過量)C3_。解析：本題主要考查“較強酸較弱酸鹽=較強酸鹽較弱酸”的反應規(guī)律，由所給方程式可看出H2B酸性最強，相應的它的離子HB最難結(jié)合質(zhì)子，同樣可得其他結(jié)果。答案：(1)H2B(2)C3HB(3)B (4)H3C3OH=C33H2O2HA(過量)C3=2AH2C12(xx鹽城中學模擬)下列圖示與對應的敘述相符的是() A圖甲中曲線表示向等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液中，分別加入足量鎂粉，產(chǎn)生H2的物質(zhì)的量的變化B圖乙表示將0.10 mol/L NaOH溶液分別滴加到濃度相同的三種一元酸中，由圖可知的酸性最強C圖丙為水的電離平衡曲線，若從A點到C點，可采用在水中加入適量NaOH固體的方法D圖丁中曲線表示將pH相同的NH4Cl溶液和稀鹽酸稀釋相同倍數(shù)時，二者pH的變化解析：選BA項，HCl、CH3COOH都是一元酸，二者的濃度相等，體積相等，即物質(zhì)的量相等。但由于HCl是強酸，c(H)c(HCl)，CH3COOH是弱酸，c(H)<c(CH3COOH)。故向等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液中，分別加入足量鎂粉，產(chǎn)生氫氣的速率HCl快，最后得到的氫氣的物質(zhì)的量相等，錯誤。B項，溶液中的c(H)的濃度越大，pH越小，溶液的酸性越強。根據(jù)圖示可知的酸性最強，正確。C項，A點為室溫下的水的電離平衡曲線，B點為100 下的水的電離平衡曲線，C點介于二者之間，說明其溫度100>t>20，從A點到C點，可采用的方法是升高溫度，錯誤。D項，NH4Cl為強酸弱堿鹽，水解顯酸性，HCl是強酸，電離產(chǎn)生H使溶液顯酸性。若將pH相同的NH4Cl溶液和稀鹽酸稀釋相同倍數(shù)時，由于HCl只存在酸的電離，所以H的濃度變化較大，pH的變化大，而對NH4Cl來說，稀釋使水解平衡正向移動，因此水解產(chǎn)生的H的濃度在稀釋的基礎(chǔ)上又有所增加，故pH變化較小，錯誤。13(xx姜堰中學模擬)醋酸和鹽酸是中學化學中常見的酸，在一定條件下，CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COOHH0。(1)常溫下，在 pH5的稀醋酸溶液中，c(CH3COO)_(列式，不必化簡)；下列方法中，可以使0.10 molL1CH3COOH的電離程度增大的是_。a加入少量0.10 molL1的稀鹽酸b加熱CH3COOH溶液c加水稀釋至0.010 molL1d加入少量冰醋酸e加入少量氯化鈉固體f加入少量0.10 molL1的NaOH溶液(2)將等質(zhì)量的鋅投入等體積且pH均等于3的醋酸和鹽酸溶液中，經(jīng)過充分反應后，發(fā)現(xiàn)只在一種溶液中有鋅粉剩余，則生成氫氣的體積：V(鹽酸)_V(醋酸)，反應的最初速率為：v(鹽酸)_v(醋酸)(填寫“”、“”或“”)。(3)某同學用0.100 0 mol/L NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L HCl和20.00 mL 0.100 0 mol/L CH3COOH，得到如圖所示兩條滴定曲線，請完成有關(guān)問題： NaOH溶液滴定CH3COOH溶液的曲線是_(填“圖1”或“圖2”)；a_mL。(4)常溫下，將0.1 mol/L鹽酸和0.1 mol/L醋酸鈉溶液混合，所得溶液為中性，則混合溶液中各離子的濃度按由大到小排序為_。(5)已知：90 時，水的離子積常數(shù)為Kw3.801013，在此溫度下，將pH3的鹽酸和pH11的氫氧化鈉溶液等體積混合，則混合溶液中的c(H)_(保留三位有效數(shù)字)mol/L。解析：(1)pH 5的醋酸溶液中，氫離子的總的濃度為：105 mol/L，由醋酸本身電離產(chǎn)生的氫離子濃度為總濃度與水所電離的氫離子濃度之差：(105109) mol/L。(2) 等體積且pH均等于3的醋酸和鹽酸溶液，醋酸所提供的氫離子的物質(zhì)的量比鹽酸的多。則生成氫氣的體積：V(鹽酸)V(醋酸)。又因為二者的起始氫離子濃度，所以反應的最初速率為：v(鹽酸)v(醋酸)。(3)濃度相等的鹽酸和醋酸其pH不等，可知NaOH溶液滴定CH3COOH溶液的曲線是圖2。a點是剛好酸堿反應時的值，NaOH溶液的體積為20.00 mL。(4)醋酸鈉溶液顯弱堿性，所以加入鹽酸使其呈中性時的量就較小。因此有：c(Na)c(CH3COO)c(Cl)c(H)c(OH)(5) 將pH3的鹽酸和pH11的氫氧化鈉溶液等體積混合，溶液顯堿性，所以應該先求此時溶液中的氫氧根離子的濃度，(假設二者各自的體積為V)c(OH)1.85102 mol/L又因為在90 時，水的離子積常數(shù)為KW3.801013，所以混合溶液中：c(H)2.051011 mol/L。答案：(1)(105109) mol/Lbcf(2)(3)圖220.00 (4)c(Na)c(CH3COO)c(Cl)c(H) c(OH)(5)2.051011第二單元溶液的酸堿性_酸堿中和滴定明考綱要求理主干脈絡1.了解溶液pH的定義，能進行溶液pH的簡單計算。2.初步掌握測定溶液pH的方法。3.初步掌握中和滴定的原理和方法。一、溶液的酸堿性與pH1溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H)和c(OH)的相對大小。(將“>”“”或“<”填在下表空格中)酸性溶液中中性溶液中堿性溶液中c(H)>c(OH)c(H)c(OH)c(H)<c(OH)2.pH(1)定義式：pH_lg_c(H)。(2)溶液的酸堿性跟pH的關(guān)系：室溫下：(3)適用范圍：014(4)pH試紙的使用：把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。二、酸堿中和滴定1實驗原理(1)用已知濃度的酸(或堿)滴定未知濃度的堿(或酸)，根據(jù)中和反應的等量關(guān)系來測定酸(或)堿的濃度。(2)利用酸堿指示劑明顯的顏色變化，表示反應已完全，指示滴定終點。常見酸堿指示劑的變色范圍如下表所示：指示劑變色范圍的pH石蕊<5.0紅色5.08.0紫色>8.0藍色甲基橙<3.1紅色3.14.4橙色>4.4黃色酚酞<8.2無色8.210.0粉紅色>10.0紅色2.實驗用品(1)儀器：酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如B圖)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。3實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前準備工作：(2)滴定過程：(3)終點判斷：一滴：滴入最后一滴標準液，錐形瓶內(nèi)顏色發(fā)生突變。半分鐘：顏色突變后，半分鐘內(nèi)不恢復原色。4數(shù)據(jù)處理按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)計算。1.判斷正誤(正確的打“”，錯誤的打“”)。(1)(xx福建高考)室溫下對于0.10 mol/L的氨水，其溶液的pH13。()(2)(xx福建高考)室溫下對于0.10 mol/L的氨水，用HNO3溶液完全中和后，溶液不顯中性。()(3)(xx福建高考)25 與60 時，水的pH相等。()(4)pH6的溶液一定顯酸性。()(5)25 時，1 L pH12的Ba(OH)2溶液中，OH的物質(zhì)的量為0.02 mol。()(6)(xx重慶高考)鹽酸中滴加氨水至中性，溶液中溶質(zhì)為NH4Cl。()(7)(xx浙江高考)pH計不能用于酸堿中和滴定的判斷。()(8)酸堿中和滴定時，若加入待測液前用待測液潤洗錐形瓶，將導致測定結(jié)果偏高。()(9)(xx重慶高考)25 時用CH3COOH滴定等濃度NaOH溶液至pH7，V(醋酸)<V(NaOH)。()提示：(1)。NH3H2O為弱堿，不能完全電離，故pH<13。(2)。中和后生成NH4NO3，水解呈酸性。(3)。升高溫度，促進水的電離，水的pH減小。(4)。pH6的溶液在室溫下呈酸性，但在溫度為100時呈中性。(5)。c(OH)0.01 mol/L，所以n(OH)0.01 mol。(6)。呈中性時，溶質(zhì)為NH3H2O和NH4Cl的混合溶液。(7)。pH計能夠直接讀出溶液的pH，當?shù)味ㄟ_到終點時，pH會出現(xiàn)突躍，故可以用于滴定終點的判斷。(8)。待測液潤洗，消耗的標準液會增多，故結(jié)果偏高。(9)。pH7時溶液的組成為CH3COOH和CH3COONa的混合液，故V(醋酸)>V(NaOH)。2pH7的溶液一定呈中性嗎？常溫下pH14的溶液堿性最強嗎？答案：不一定，在室溫時pH7的溶液呈中性，不在室溫時pH7的溶液不呈中性，如在100時pH7的溶液呈堿性。常溫下pH14的溶液堿性不是最強的，因為pH的范圍僅為014，pH14的堿溶液中c(OH)1.0 mol/L,2.0 mol/L的NaOH溶液堿性比其堿性強。3室溫時，下列混合溶液的pH與7的關(guān)系是：(1)pH3的鹽酸和pH11的氨水等體積混合，pH_7(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)(2)pH3的鹽酸和pH11的氫氧化鋇溶液等體積混合，pH_7。(3)pH3的醋酸溶液和pH11的氫氧化鋇溶液等體積混合，pH_7。(4)pH3的硫酸溶液和pH11的氨水等體積混合，pH_7。答案：(1)大于(2)等于(3)小于(4)大于4使用滴定管測量KMnO4溶液、Na2CO3溶液的體積，應選用哪種滴定管？為什么？答案：KMnO4具有強氧化性，能腐蝕橡膠，故需放入酸式滴定管中，Na2CO3溶液水解呈堿性，能腐蝕玻璃活塞，故應放入堿式滴定管中。溶液pH的計算1(xx南京外國語學校模擬)有等體積、等pH的Ba(OH)2、NaOH和NH3H2O三種堿溶液，滴加等物質(zhì)的量濃度的鹽酸將它們恰好中和，用去酸的體積分別為V1、V2、V3，則三者的大小關(guān)系正確的是()AV3V2V1BV1V2V3CV3V2V1 DV1V2