2019-2020年高中化學(xué) 專題3 專題綜合檢測 蘇教版選修4.DOC

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2019-2020年高中化學(xué) 專題3 專題綜合檢測 蘇教版選修4 　　　　　　　　　　　　　第1卷 選擇題（共48分） 一、選擇題(本題包括16小題，每小題3分，共48分，每小題只有一個選項符合題意) 1．下列說法正確的是(　　) A．強電解質(zhì)溶液一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性強 B．強電解質(zhì)的稀溶液中不存在溶質(zhì)分子 C．強電解質(zhì)都是離子化合物，而弱電解質(zhì)都是共價化合物 D．不同的弱電解質(zhì)只要物質(zhì)的量的濃度相同，電離程度也相同 答案　B 解析　強電解質(zhì)不一定都是離子化合物如HCl，其導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液強。而弱電解質(zhì)不一定都是共價化合物，如Mg(OH)2。不同弱電解質(zhì)，電離程度不同。 2．等體積等物質(zhì)的量濃度的MOH強堿溶液和HA弱酸溶液混合后，混合溶液中有關(guān)離子濃度關(guān)系正確的是(　　) A．c(M＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋) B．c(M＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－) C．c(M＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(M＋)＋c(H＋)＞c(A－)＋c(OH－) 答案　C 3．已知當(dāng)NH4Cl溶液的濃度小于0.1 molL－1時，其pH＞5.1?，F(xiàn)用0.1 molL－1的鹽酸滴定10 mL 0.05 molL－1的氨水，用甲基橙作指示劑達(dá)到終點時所用鹽酸的量應(yīng)是(　　) A．10 mL B．5 mL C．大于5 mL D．小于5 mL 答案　C 解析　鹽酸與氨水完全中和時生成NH4Cl，為強酸弱堿鹽，水解后溶液的pH＞5.1，當(dāng)用甲基橙作指示劑時，甲基橙的變色范圍是3.1～4.4，小于5.1，因此，鹽酸的用量要偏大。 4．已知HF、CH3COOH均為弱酸，酸性強弱順序為HF>CH3COOH，下列說法正確的是(　　) A．濃度均為0.1 molL－1的NaF、CH3COONa溶液相比較，CH3COONa溶液堿性較強 B．0.1 molL－1 CH3COOH溶液，加水稀釋過程中，所有離子濃度均減小 C．NaF溶液中只含有Na＋、F－、H＋、OH－、H2O五種微粒 D．NaF溶液中加入少量NaOH固體，溶液中c(F－)變小 答案　A 5．25 ℃時，pH＝3的鹽酸a L分別與下列三種溶液充分混合后，溶液均呈中性：①c(NH3H2O)＝10－3 molL－1的氨水b L，②c(OH－)＝10－3 molL－1的氨水c L，③c(OH－)＝10－3 molL－1的Ba(OH)2溶液d L。試判斷a、b、c、d的數(shù)量大小關(guān)系為(　　) A．a(chǎn)＝b>c>d B．b>a＝d>c C．b>a>d>c D．c>a＝d>b 答案　B 解析　Ba(OH)2是強堿，則a＝d。由于HCl與NH3H2O的中和產(chǎn)物NH4Cl可水解呈酸性，則要使混合溶液呈中性，NH3H2O必需過量，則b>a。由于NH3H2O是一種很弱的堿，只有少部分電離，則②中的c一定小于a，即d>c。 6．類似于水的離子積，難溶鹽AmBn也有離子積Ksp且Ksp＝[c(An＋)]m[c(Bm－)]n，已知常溫下BaSO4的溶解度為2.3310－4 g，則其Ksp為(　　) A．2.3310－4 B．110－5 C．110－10 D．110－12 答案　C 7．下列各組離子一定能大量共存的是(　　) A．在含有大量(AlO)的溶液中：NH、Na＋、Cl＋、H＋ B．在強堿溶液中：Na＋、K＋、CO、NO C．在pH＝12的溶液 中：NH、Na＋、SO、Cl－ D．在c(H＋)＝0.1 molL－1的溶液中：K＋、I－、Cl－、NO 答案　B 解析　選項A中，AlO與H＋、NH都不能大量共存；選項C中pH＝12，則c(OH－)＝0.01 molL－1，NH與OH－不能大量共存；選項D中溶液呈酸性，NO在酸性溶液中具有強氧化性，與具有還原性的I－不能共存。 8．下列有關(guān)敘述正確的是(　　) A．在中和滴定中，既可用標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定待測溶液，也可用待測溶液滴定標(biāo)準(zhǔn)溶液 B．進行中和滴定操作時，眼睛要始終注視滴定管內(nèi)溶液液面的變化 C．滴定中和熱時，兩燒杯間填滿碎紙的作用是固定小燒杯 D．若用50 mL 0.55 molL－1的氫氧化鈉溶液，分別與50 mL 0.50 molL－1的鹽酸和50 mL 0.50 molL－1硫酸充分反應(yīng)，兩反應(yīng)的中和熱不相等 答案　A 9．常溫下，pH＝12的一元弱堿和pH＝1的一元強酸等體積混合后(不考慮混合后溶液體積的變化)，恰好完全反應(yīng)，則下列說法正確的是(　　) A．反應(yīng)后的溶液呈酸性 B．弱堿的濃度小于強酸的濃度 C．弱堿中OH－的濃度為0.1 molL－1 D．弱堿的濃度大于強酸的濃度 答案　A 解析　兩溶液恰好完全反應(yīng)，說明恰好生成強酸弱堿鹽，溶液呈酸性；同時也說明n(堿)＝n(酸)，又因它們等體積反應(yīng)，所以c(堿)＝c(酸)；堿溶液的pH常溫下為12，所以c(OH－)＝0.01 molL－1。 10．下列敘述正確的是(　　) A．95℃純水的pH<7，說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性 B．pH＝3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH＝4 C．0.2 molL－1的鹽酸與等體積水混合后pH＝1 D．pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH＝7 答案　C 解析　95℃的水盡管pH<7，但因其電離出的c(H＋)＝c(OH－)，故呈中性，A錯；醋酸為弱酸，pH＝3的醋酸稀釋10倍時，促進其電離，故3c(SO)，錯誤；B項中因為醋酸是弱電解質(zhì)，pH相差1時濃度相差值大于10倍，錯誤；C項中醋酸是弱酸，pH相當(dāng)?shù)润w積相混，誰弱誰剩余，顯酸性，故滴入石蕊溶液呈紅色，正確；D項中氨水中加入(NH4)2SO4固體抑制NH3H2O的電離，故減小。 12．下列關(guān)于電解質(zhì)溶液中離子關(guān)系的說法正確的是(　　) A．0.1 molL－1NaHCO3溶液中離子濃度關(guān)系：c(Na＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) B．0.1 molL－1 NH4Cl和0.1 molL－1 NH3H2O等體積混合后離子濃度關(guān)系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) C．常溫下，向醋酸鈉溶液中滴加少量醋酸使溶液的pH＝7，則混合溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－) D．常溫下，在pH＝1的溶液中，F(xiàn)e2＋、NO、ClO－、Na＋能大量共存 答案　C 解析　A項中應(yīng)為 c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)；B項中：NH3H2O電離程度大于NH4Cl水解程度，c(OH－)＞c(H＋)；C項中電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，因c(H＋)＝c(OH－)，故C正確；D項：H＋、NO、Fe2＋發(fā)生氧化還原反應(yīng)，不共存。 13．在一定體積pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液，當(dāng)溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀時，溶液的pH＝11。若反應(yīng)后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是(　　) A．1∶9 B．1∶1 C．1∶2 D．1∶4 答案　D 解析　本題通過氫氧化鋇與硫酸氫鈉的反應(yīng)綜合考查了pH的計算和有關(guān)物質(zhì)的量濃度的計算，側(cè)重考查我們的計算能力。pH＝12的氫氧化鋇溶液中c(H＋)＝110－12 molL－1，c(OH－)＝110－14/110－12 molL－1＝110－2 molL－1，c[Ba(OH)2]＝0.510－2 molL－1；反應(yīng)后溶液pH＝11，c(H＋)＝110－11 molL－1，c(OH－)＝110－14/110－11 molL－1＝110－3 molL－1。設(shè)氫氧化鋇溶液體積為V1，硫酸氫鈉溶液的體積為V2。依題意知，n(Ba2＋)＝n(SO)。由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氫氧化鈉的物質(zhì)的量為n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝0.510－2 V1 mol,0.510－2V1 mol/(V1＋V2) L＝110－3 molL－1，V1∶V2＝1∶4。 14．對于重水D2O，在25℃時，KW＝10－12，定義pD＝－lgc(D＋)，則下列關(guān)于pD說法正確的是(　　) A．25 ℃時，純重水pD＝7 B．25 ℃時，0.1 molL－1NaCl的重水溶液pD＝pOD C．25 ℃時，1 molL－1DCl的重水溶液pD＝0，pOD＝14 D．25 ℃時，0.1 molL－1NaOD的溶液中pD＝10 答案　B 解析　依題意，類似于水的電離，D2OOD－＋D＋，c(D＋)＝c(OD－)，KW＝c(D＋)c(OD－)＝10－12(molL－1)2，c(D＋)＝10－6 molL－1，pD＝6，A項錯誤；氯化鈉是強酸強堿鹽，不與水反應(yīng)，所以pD＝pOD，B項正確；c(D＋)＝1 molL－1，pD＝0，pOD＝12，C項不正確；c(OD－)＝0.1 molL－1，c(D＋)＝KW/c(OD－)＝10－11 molL－1，pOD＝11，D項錯誤。 15．向1.0 L 0.30 molL－1的NaOH溶液中緩慢通入8.8 g CO2氣體，使其完全反應(yīng)，對反應(yīng)后的溶液，下列判斷正確的是(　　) A．溶質(zhì)為Na2CO3 B．溶質(zhì)為NaHCO3 C.c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3) D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－) 答案　D 解析　n(NaOH)＝1.0 L0.30 mol/L＝0.30 mol，n(CO2)＝＝0.2 mol，則1＜＝＝1.5＜2，所以溶質(zhì)為Na2CO3和NaHCO3，A、B錯誤；因為＝1.5，則c(Na＋)＝1.5[c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)]，C錯誤；根據(jù)電荷守恒知c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)，D正確。 16．室溫時，將x mL pH＝a的稀NaOH溶液與y mL pH＝b的稀鹽酸充分反應(yīng)。下列關(guān)于反應(yīng)后溶液pH的判斷，正確的是(　　) A．若x＝y(tǒng)，且a＋b＝14，則pH>7 B．若10x＝y(tǒng)，且a＋b＝13，則pH＝7 C．若ax＝by，且a＋b＝13，則pH＝7 D．若x＝10y，且a＋b＝14，則pH>7 答案　D 解析　本題主要考查有關(guān)pH的簡單計算。 由題意知：n(NaOH)＝x10a－1410－3 mol，n(HCl)＝y(tǒng)10－b10－3 mol，所以n(NaOH)∶n(HCl)＝＝10(a＋b－14)。若x＝y(tǒng)，且a＋b＝14，則n(NaOH)＝n(HCl)二者恰好完全反應(yīng)，pH＝7；若10x＝y(tǒng)且a＋b＝13，則堿不足，pH<7；若ax＝by且a＋b＝13，則n(NaOH)∶n(HCl)＝<1(a>b)，故pH<7；若x＝10y且a＋b＝14，則n(NaOH)∶n(HCl)＝10>1，NaOH過量，pH>7。 第II卷 非選擇題（共52分） 二、非選擇題(本題包括6小題，共52分) 17．(8分)將0.2 molL－1 HA溶液與0.2 molL－1 NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液中c(Na＋)>c(A－)，則(用“>”、“<”或“＝”填寫下列空白)： (1)混合溶液中c(HA)________c(A－)； (2)混合溶液中c(HA)＋c(A－)________0.1 molL－1； (3)混合溶液中由水電離出的c(OH－)______0.2 molL－1 HA溶液中由水電離出的c(H＋)； (4)25℃時，如果取0.2 molL－1 HA溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液的pH<7，則HA的電離程度________NaA的水解程度。 答案　(1)<　(2)＝　(3)>　(4)> 解析　(1)混合后恰生成NaA，由于c(Na＋)>c(A－)，根據(jù)電荷守恒得c(H＋)n (3)mn 解析　(1)等濃度的鹽酸和醋酸稀釋過程的圖象如右圖所示： 分別加水稀釋10倍后，兩者的濃度仍相同，由于鹽酸是強電解質(zhì)，醋酸是弱電解質(zhì)，鹽酸的電離程度大于醋酸的電離程度，因此鹽酸中的氫離子濃度大于醋酸中的氫離子濃度，因此有mn。 (3) 由于醋酸中存在電離平衡，在稀釋過程中會繼續(xù)電離出氫離子，其稀釋過程中的圖象如右圖所示： 若稀釋后溶液的pH都變成3(畫一條平行于x軸的水平線)易得mn。 20．(8分)水的電離平衡曲線如圖所示： (1)若以A點表示25℃時水電離平衡時的離子濃度，當(dāng)溫度上升到100℃時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子積從______增加到________。 (2)將pH＝8的氫氧化鋇溶液與pH＝5的鹽酸溶液混合并保持100℃恒溫，欲使混合溶液的pH＝7，則氫氧化鋇溶液與鹽酸的體積比為________。 (3)已知AnBm的離子積K＝[c(Am＋)]n[c(Bn－)]m，式中c(Am＋)和c(Bn－)表示離子的物質(zhì)的量濃度。在某溫度下，氫氧化鈣溶解度為0.74 g，其飽和溶液密度設(shè)為1 g/cm3，其離子積為K＝________。 答案　(1)110－14　110－12　(2)2∶9 (3)0.004 mol3L－3 解析　(2)設(shè)氫氧化鋇溶液和鹽酸的體積分別為Vb、Va，(10－12/10－8Vb－10－5Va)/(Va＋Vb)＝10－12/10－7，Vb/Va＝2∶9。(3)因為氫氧化鈣的溶解度為0.74 g，所以該溫度下1 000 g飽和氫氧化鈣溶液含氫氧化鈣質(zhì)量為7.4 g，氫氧化鈣物質(zhì)的量為0.1 mol，即c(Ca2＋)＝0.1 molL－1，c(OH－)＝0.2 molL－1，所以K＝c(Ca2＋)c2(OH－)＝0.004 mol3L－3。 21．(10分)現(xiàn)有常溫下0.1 molL－1純堿溶液。 (1)你認(rèn)為該溶液呈堿性的原因是(用離子方程式表示)_____________________ ___________________________________________________； 為證明你的上述觀點，請設(shè)計一個簡單的實驗，簡述實驗過程： ________________________________________________________________________。 (2)同學(xué)甲認(rèn)為該溶液中Na2CO3的水解是微弱的，發(fā)生水解的CO不超過其總量的10%。請你設(shè)計實驗證明該同學(xué)的觀點是否正確： ________________________________________________________________________。 (3)同學(xué)乙就該溶液中粒子之間的關(guān)系寫出了下列四個關(guān)系式，你認(rèn)為其中正確的是(　　) A．c(Na＋)＝2c(CO) B．c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H2CO3) C．c(CO)＋c(HCO)＝0.1 molL－1 D．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) (4)水解反應(yīng)是典型的可逆反應(yīng)。水解反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)稱為水解常數(shù)(用Kh表示)，請寫出Na2CO3第一步水解反應(yīng)的水解常數(shù)的表示式：__________________________________。 答案　(1)CO＋H2OHCO＋OH－ 向純堿溶液中滴加數(shù)滴酚酞試液后，溶液顯紅色；然后逐滴加入氯化鈣溶液直至過量，若溶液紅色逐漸變淺直至消失，則說明上述觀點正確 (2)用pH試紙(或pH計)測常溫下0.1 molL－1純堿溶液的pH，若pH<12，則該同學(xué)的觀點正確；若pH>12，則該同學(xué)的觀點不正確　(3)BD (4)Kh＝ 解析　(1)純堿是鹽不是堿，其溶液呈堿性的原因只能是鹽的水解。證明的出發(fā)點是：把產(chǎn)生水解的離子消耗掉，看在無水解離子的情況下溶液的酸堿性是否發(fā)生變化。(2)離子是微觀的，發(fā)生水解的量是看不到的，但水解后的結(jié)果——溶液酸堿性和酸堿度是可以測量的，所以可用測溶液pH的方法來測定“水解度”。(3)A項中CO部分水解，所以c(Na＋)>2c(CO)，A錯誤；B項是離子濃度大小排序：c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H2CO3)，要從水解程度大小來考慮，正確。要說明的是：HCO水解的程度大于其電離的程度。C項c(CO)＋c(HCO)＝0.1 molL－1右邊是溶液濃度，因此考慮原子守恒，但由于疏漏碳酸，錯誤。D項c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)，一邊是水解產(chǎn)物之一OH－，一邊是水解的另一產(chǎn)物，所以考慮物料守恒，考慮它們之間量的比例關(guān)系，D正確。(4)CO第一步水解的離子方程式CO＋H2O HCO＋OH－，先按照化學(xué)平衡常數(shù)的書寫方式得：K＝，再根據(jù)平衡常數(shù)的書寫規(guī)則：在稀溶液中水的濃度視為1，參考水的離子積的表達(dá)方式，得水解常數(shù)表達(dá)式：Kh＝。 22．(10分)物質(zhì)在水溶液中可能存在電離平衡、鹽的水解平衡或沉淀溶解平衡，它們都可看作化學(xué)平衡的一種。請根據(jù)所學(xué)化學(xué)知識回答下列問題： (1)A為0.1 molL－1的(NH4)2SO4溶液，在該溶液中離子濃度由大到小的順序為 ________________________________________________________________________。 (2)B為0.1 molL－1的NaHCO3溶液，NaHCO3在該溶液中存在的平衡有(用離子方程式表 示)________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)C為0.1 molL－1的(NH4)2Fe(SO4)2溶液，與同濃度的(NH4)2SO4溶液中相比較______(填溶質(zhì)的化學(xué)式)溶液中NH的濃度更大，其原因是 ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)D為含有足量AgCl固體的飽和溶液，AgCl在溶液中存在如下平衡：AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq) 在25 ℃時，AgCl的Ksp＝1.810－10mol2L－2?，F(xiàn)將足量AgCl分別放入下列液體中：①100 mL蒸餾水?、?00 mL 0.3 molL－1 AgNO3溶液　③100 mL 0.1 molL－1 MgCl2溶液充分?jǐn)嚢韬罄鋮s到相同溫度，Ag＋濃度由大到小的順序為______(填序號)，此時溶液②中Cl－物質(zhì)的量濃度為________。 答案　(1)c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－) (2)HCO H＋＋CO；HCO＋H2O H2CO3＋OH－；H2O H＋OH－ (3)(NH4)2Fe(SO4)2　Fe2＋消解顯酸性，對NH的消解有抑制作用 (4)②①③　610－10 molL－1 解析　(1)NH消解顯酸性且水解程度小，所以有： c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－)。 (2)NaHCO3溶液中存在三個平衡體系： ①HCO的電離平衡：HCO H＋＋CO；②HCO的消解平衡：HCO＋H2O H2CO3＋OH－；③H2O的電離平衡：H2O H＋＋OH－； (3)(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，F(xiàn)e2＋消解產(chǎn)生的H＋對NH水解起抑制作用，NH水解程度小，與同濃度的(NH4)2SO4溶液相比，前者NH的濃度更大。 (4)①與③相比，③溶液中的Cl－使AgCl的溶解平衡逆向移動，c(Ag＋)最小，②中溶液中的Ag＋雖然使AgCl的溶解平衡逆向移動，但溶液中Ag＋的濃度要比①、③中Ag＋的濃度大的多。所以②中Ag＋濃度最大。②中c(Cl－)＝＝ molL－1＝610－10 molL－1。