水溶液中的離子平衡典型練習題及答案

水溶液中的離子平衡1.常溫下將稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，溶液中不可能出現(xiàn)的結(jié)果是().A.pH>7,且c(OH ) >c(Na+) >c (H+) > c(CHCOO)B.pH>7,且c(Na+) +c (H+)= c (CHbCOO) +c (OH)C.pHV7,且c(CHCOO)>c(H+) > c (Na+)>c (OH)D.pH=7,且c(CHCOO)>c(Na+) > c (H+)= c (OH)OH, |;mol Ll10*io壽Ji onei 相251c1口0 】。'叱 L12 .在25 C ,將a mol/L的氨水與b的鹽酸等體積混合，反應(yīng)后顯中性用含 a和b的代數(shù)式表示 該混合溶液中一水合氨的電離平衡常數(shù)是？3 .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> Dc (NH+) /c (NH3?H2O)的值逐漸減小B、25c時，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入 pH=8的稀氨水，溶液中C、在25c時，保持溫度不變，在水中加入適量NMCl固體，體系可從 A點變化到C點DK A點所對應(yīng)的溶液中，可同時大量存在N孑、Fe3+、Cl-、S042-4 .設(shè)水的電離平衡線如圖所示：(1)若以A點表示25。叫水在電離平衡時的離 子濃度，當溫度上升到100 寸，水的電離平衡狀態(tài)到 B 點，則此時水的離子積從 增加到,造成水的離子積增大的原因是 .(2)將pH=8的Ba(OH) 2溶液與pH=5的稀鹽酸混合，并保持100日勺恒溫，欲混合溶液pH=7,則Ba(OH) 2溶液與鹽酸的體積比為.100 1已知某強酸溶液的pH酸與某強堿溶液的pH堿存在如下關(guān)系：pH酸+ pH堿=13，若要 使該強酸與該強堿混合后溶液呈中性，則該強酸溶液的體積與強堿溶液的體積之比為_5 .已知NaHSO 4在水中的電離方程式為：NaHSO 4 NH+H+SO42-.某溫度下，向pH=6的蒸儲水中加入NaHSO 4晶體，保持溫度不變，測得溶液的 pH為2.下列對該溶液的敘述中，不正確的是()A.該溫度高于25 CB,由水電離出來的 H+的濃度是1.0M0-10mol/LC.加入NaHSO 4晶體抑制了水的電離D.該溫度下加入等體積 pH=12的NaOH溶液可使該溶液恰好呈中性6.為更好地表示溶液的酸堿性，科學家提出了酸度（AG）的概念,1gAG=已知某無色溶液的 AG=12 ,則在此溶液中能大量共存的離子組是A.Na+、AlO2-、K+、NO3-B.MnO 4-、K+、SO42-、Na +C.NH4+、NO3、A產(chǎn)、Cl- D.Mg2+、SO42-、HCO3-、Na7 .下列事實能說明醋酸是弱電解質(zhì)的是（）醋酸與水能以任意比互溶醋酸溶液能導(dǎo)電醋酸溶液中存在醋酸分子1mol/L醋酸的pH比0.1mol/L 鹽酸pH大醋酸能和碳酸鈣反應(yīng)放出CQ0.1mol/L 醋酸鈉溶液pH= 8.9大小相同的鋅粒與相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸反應(yīng)，醋酸產(chǎn)生H2速率慢A.B.C.D.8 .關(guān)于小蘇打水溶液的表述正確的是()A. c (Na + ) =c (HCQ3-) +c (CQ32-) +2c (H2CQ3)B. c (Na + ) +c (H+) =c (HCQ3-) +c (CQ32-) +c (QH-)C. HCQ3-的電離程度大于 HCQ3-的水解程度D,存在的電離有：NaHCQ 3=Na +HCQ 3-, HCQ 3-? H+CQ 32-, H2Q? H + +QH -9 .下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是()A.在 0.1mol?L -1 NaHCQ 3 溶液中：c (Na + ) >c (HCQ 3-) > c (CQ32-) > c (H2CQ3)B.在 0.1mol?L -1Na2CQ3溶液中：c (QH-) -c (H + ) =c (HCQ 3-) +2c (H2CQ3)C.向 0.2 mol?L -1 NaHCQ 3 溶液中加入等體積 0.1mol?L -1 NaQH 溶液：c (CQ32-) > c (HCQ 3-) >c(OH -) > c (H + )D.常溫下，CH3COONa 和 CH3COOH 混合溶液pH=7 ,c ( Na + ) =0.1mol?L -1：c (Na + )=c (CH3COO-)>c (CH3COOH ) > c (H+) =c (OH -)10.(1 )在 25 ° C時，已知 0.1mol/LHCN 溶液的 PH=4 , 0.1mol/LNaCN 溶液的 pH=12 ,現(xiàn)將 0.2mol/L的HCN溶液和0.1mol/L的NaOH溶液等體積混合后，溶液中各種離子的濃度有大到小的關(guān)系為 :(2)常溫下，將 0.01molNH 4Cl和0.002molNaOH溶于水，配制成 0.5L混合溶液.試回答(填寫數(shù)據(jù)):溶液中c (NH4+) +c (NH3?H2O) 一定等于 溶液中 n (OH-) +n (Cl-) -n (NH+4)=.11某二元弱酸的酸式鹽，NaHA容液，若PH<7,則溶液中各離子的濃度關(guān)系不正確的是A C(Na+)>c(HA-)>c(H +)>c(A 2-)>c(OH-)B c(Na +)+ c(H +)= c(HA -)+2 c(A 2-)+ c(OH -)C c(H+)+ c(HA -)= c(OH -)+ c(H 2A)D c(Na +)= c(HA -)+ c(H 必)+ c(A 2-).答案1 .在電解質(zhì)溶液中存在三個守恒：電荷守恒：c(Na+)+c(H +尸c(OH-)+c(CH3COQ ,物料守恒，質(zhì)子守恒，故B正確；D項pH=7, c (H+) =c (OH),則有 c (Na+) =c(CH3COO),故D項錯；A項NaO幅強電解 質(zhì)NaOH=N+OH,當兩溶液混合 0加反應(yīng)被消耗，而Na+不參加反應(yīng)，故 c ( Na+) >c(OH ),同理c(CHCOQ >c(H+),故A項錯；C項pH<7,醋酸過量，結(jié)論正確。2 .混合后的氯離子濃度為 b/2mol/L, 由電荷守恒可知,c(Cl-)+c(OH-尸c(NH4+)+c(H+),又溶液顯中性，所以才 c(H+尸c(OH-)=10A(-7),所 以有 c(Cl-)=c(NH4+)=b/2mol/L,由原子守恒可知c(NH4+)+c(NH3- H2O)=a/2mol/L, 所以 c(NH3 - H2O)=(a-b)/2, 再由方程式：NH3 - H2O+H+=H2O+NH4+得平衡常數(shù) K=b/(a-b) Xl0A(-7),因為其方程式可由一水合氨電離和酸堿中和(氫離子和氫氧根反應(yīng)生成水)相加得到，所以K=KbX 10A(14),所以 Kb=b/(a-b) x 10A73. A、AD都處于25c時，Kw相等，c (H+)和c (OH)越大，Kw越大，故B>C>A=D,故A錯誤; B、25c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(yīng)得到硫酸鏤溶液，隨著氨水的 逐漸滴入，氨水的電離程度大于鏤根離子的水解程度，所以鏤根離子濃度減小，氨水濃度增大，即溶 液中c (NH+) /c (NH3?H2O)的值逐漸減小，故 B正確；C、溫度不變，Kw不變，向水中加入氯化鏤固體，溶液中 c (OH)變大，c (H+)變大，溶液顯示酸 性，氫離子濃度大于氫氧根濃度，故C錯誤； A點所對應(yīng)的溶液中，pH=7,但是，鐵離子的水解導(dǎo)致不能大量共存，故 D錯誤； 故選B.4. (1)10-14 ; 10 -12 ;溫度升高，水的電離程度增大，溶液中的H +、OH -濃度增大 (2)2: 9(3)10: 15. D 6.C 7.B 8.A .小蘇打為NaHCO 3,根據(jù)無聊守恒可知，溶液中存在c (Na + ) =c (HCO3-)+c (CO32-) +c (H2CO3),故 A 錯誤；B.溶液存在電荷守恒：c (Na + ) +c (H + ) =c (HCO3-) +2c (CO32-) +c (OH-),故 B 錯誤；C. NaHCO 3溶液呈堿性，HCO3-的水解大于HCO3-的電離，故 C錯誤；D .溶液存在NaHCO 3和H2O,為強電解質(zhì)，完全電離：NaHCO 3=Na +HCO 3-, HCO 3-存在電離平衡：HCO 3-? H + +CO 32-,還存在 H2O? H + +OH -,故 D 正確.故選D.9 .A.碳酸氫鈉溶液呈堿性， 說明碳酸氫根離子的電離程度小于水解程度，所以c (H2CO3) >c (CO32-),故A錯誤;B.根據(jù)溶液中質(zhì)子守值得 c (OH-) =c (H + ) +c (HCO3-) +2c (H2CO3-),所以 c (OH-) -c (H+) =c (HCO3-) +2c (H2CO3-)正確，故 B 正確；C.向0.2 mol/LNaHCO 3溶液中加入等體積 0.1 mol/LNaOH溶液后，相當于 0.05 mol/L 的Na 2CO3溶液和NaHCO 3溶液的混合液，由于Na 2CO3的水解程度大于 NaHCO 3的水解程度，因此正確的關(guān)系是： c (HCO 3-) >c (CO32-) >c (OH-) >c (H+)，故 C 錯誤；D.常溫下，CH 3COONa和CH3COOH 混合溶液，包括 CH 3COO-水解和 CH3COOH 電離兩個過程， pH=7，根據(jù)電荷守恒知， 得出 c (Na+) =c (CH3COO-) =0.1 mol/L , c( H + ) =c (OH-) =1 x 107 mol/L , 但水解是微弱的，溶液中醋酸的電離程度大于水解程度，所以 c (CH3COO-) > c (CH3COOH )，故D 正確； 故選BD .10 . (1)已知，0.1mol/LHCN 溶液的PH=4 , 0.1mol/LNaCN 溶液的pH=12 說明CN-的水解程度大于 HCN的電離程度；將0.2mol?L -1 HCN溶液和0.1mol?L -1的NaOH溶液等體積混合后，溶液溶質(zhì)為HCN 和NaCN ,二者濃度相等，溶液顯堿性，說明CN-水解程度大于 HCN電離程度，溶液中離子濃度大小關(guān)系為：C (Na+) > C (CN-) >C (OH-) >C (H+);故答案為：C (Na + ) > C (CN-) > C (OH-) > C (H +(2) (1) NH 4Cl+NaOH NH3. H2O+NaCl反應(yīng)前 0.01mol 0.002mol反應(yīng) 0.002mol 0.002mol0.002mol0.002mol反應(yīng)后 0.008mol00.002mol0.002mol所以溶液中的溶質(zhì)是 NH 4CN NH 3. H2O、NaCl ;無論NH 4+水解程度和 NH3. H2O的電離的程度如何， 但遵守物料守恒，即NH4+和NH 3. H2O的物質(zhì)的量之和為0.01mol ,故答案為；0.02mol ;溶液中陰陽離子所帶電荷相同，溶液中存在的離子為Na +、Cl-、NH 4 +、OH-、H +即 n (Na + ) +n (NH4+) +n (H + ) =n (Cl-) +n (OH-),溶液中 n (OH-) +n (Cl-) -n (NH+4)=n (Na+) +n (H + ),故答案為：n (Na + ) +n (H + ).“NaHAa液中存在著下列電離與水解：NaHA=N+HA, H2O=H+OH, HA-=H+A2-, HA-+HO=HA+OT 由于 pH<7,則c (OH)<c(H+),即HA的水解程度小于其電離程度。由于HA電離產(chǎn)生的c(H+)=c(A2-)，但還存在著 H2O=H+OH (很少)，貝U c (H+) >c (A2-),所以 c (Na+) >c (HA) >c (HI) >c (A2-) > c (OH),故 I *選項A正確，選項C錯誤；根據(jù)電荷守恒判斷選項 B正確；根據(jù)物料守恒判斷選項 D正確。故答案為C