2019年高考化學(xué) 備考百強校微測試系列 專題34 鹽類水解.doc

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專題34 鹽類水解 （滿分60分 時間25分鐘） 姓名：_______________ 班級：_______________ 得分：_______________ 1．常溫下，分別取濃度不同、體積均為20.00mL的3種HCl溶液，分別滴入濃度為1.000molL-1，0.1000molL-1和0.01000molL-1的NaOH溶液，測得3個反應(yīng)體系的pH隨V(NaOH)的變化的曲線如圖，在V(NaOH)=20.00mL前后出現(xiàn)突躍。下列說法不正確的是 A． 3種HCl溶液的c(HCl)：最大的是最小的100倍 B． 曲線a、b、c對應(yīng)的c(NaOH)：a>b>c C． 當(dāng)V(NaOH)=20.00mL時，3個體系中均滿足：c(Na+)=c(Cl-) D． 當(dāng)V(NaOH)相同時，pH突躍最大的體系中的c(H+)最大 【答案】D 【解析】 【詳解】 2．25℃時，向盛有50 mL pH＝2的HA溶液的絕熱容器中加入pH＝13的NaOH溶液，實驗測得加入NaOH溶液的體積(V)與所得混合溶液的溫度(T)的關(guān)系如下圖所示。下列敘述正確的是 A． HA溶液的物質(zhì)的量濃度為0.01 molL－1 B． b→c的過程中，溫度降低的原因是溶液中發(fā)生了吸熱反應(yīng) C． a→b的過程中，混合溶液中可能存在：c(A－)＝c(Na＋) D． 25℃時，HA的電離常數(shù)K約為1.2510－2 【答案】C 【解析】 【詳解】 【點睛】弱酸溶液中加入強堿，溶液的酸性逐漸減弱，因為恰好完全反應(yīng)時溶液為堿性，所以在加入堿的過程中某一刻溶液為中性。 3．10℃時加熱NaHCO3溶液，測得溶液pH發(fā)生如下變化： 溫度（℃） 10 20 30 加熱煮沸后冷卻到50℃ pH 8.3 8.4 8.5 8.8 下列判斷正確的是 A． 50℃時，c(OH—)＝110—5.2mol/L B． 30℃時，c(Na+)＝c(HCO3—) +2c(CO32—) C． 升高溫度，c(Na+)/c(HCO3—)增大 D． 將NaHCO3溶液蒸干，得到NaOH固體 【答案】C 【解析】 【詳解】 【點睛】 掌握常見的弱酸的酸式鹽中的電離和水解程度的大小和影響因素。碳酸氫鈉溶液中碳酸氫根離子的水解程度大于電離程度，溶液顯堿性，亞硫酸氫鈉溶液中亞硫酸氫根離子的電離程度大于水解程度，溶液顯酸性，不管是電離還是水解，加熱都會促進。 4．在常溫下，向10mL濃度均為0.lmol/L的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1mol/L鹽酸，溶液pH隨鹽酸加入體積的變化如圖所示。下列說法正確的是 A． 在a點的溶液中c(Na+ )>c(CO32-)>c(C1-)>c(OH-)>c(H+ ) B． 在b點的溶液中2 n(CO32-)+n( HCO3-)<0. 001 mol C． 在c點的溶液pH<7，是因為此時HCO3-的電離能力大于其水解能力 D． 若將0.1 mol/L的鹽酸換成同濃度的醋酸，當(dāng)?shù)沃寥芤旱膒H=7時：c(Na+ ) =c(CH3COO-) 【答案】B 【解析】 【分析】 A.在a點是滴入5mL鹽酸和氫氧化鈉反應(yīng)，溶液中剩余氫氧化鈉5mL，碳酸鈉溶液顯堿性，據(jù)此分析判斷離子濃度大?。? B.b點是加入鹽酸，溶液pH=7呈中性，結(jié)合溶液中電荷守恒計算分析； C.在c點的溶液pH<7，為碳酸氫鈉、碳酸和氯化鈉溶液，碳酸電離程度大于碳酸氫根離子水解； D.溶液中存在電荷守恒分析判斷。 【詳解】 5．常溫下，在新制氯水中滴加NaOH溶液，溶液中水電離出的c(H+)與NaOH溶液的體積之間的關(guān)系如圖所示，下列推斷正確的是 A． 用pH試紙測定E點對應(yīng)溶液，其pH = 3 B． H、F點對應(yīng)溶液中都存在：c(Na+) = c(Cl-) + c(ClO-) C． G 點對應(yīng)溶液中：c(Na+) >c(Cl-) >c(ClO-)>c(OH-) >c(H+) D． 常溫下加水稀釋H點對應(yīng)溶液，溶液的pH增大 【答案】C 【解析】 6．H2C2O4為二元弱酸。20℃時，配制一組c(H2C2O4)+ c(HC2O4–)+ c(C2O42–)=0.100 molL–1的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物質(zhì)的量濃度隨pH的變化曲線如圖所示。下列指定溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系一定正確的是 A． pH=2.5的溶液中：c(H2C2O4)+c(C2O42–)＞c(HC2O4–) B． c(Na+)=0.100 molL–1的溶液中：c(H+)+c(H2C2O4)=c(OH–)+c(C2O42–) C． c(HC2O4–)=c(C2O42–)的溶液中：c(Na+)＞0.100 molL–1+c(HC2O4–) D． pH=7的溶液中：c(Na+)<2c(C2O42–) 【答案】B 【解析】 【分析】A．依據(jù)圖象可知pH=2.5的溶液中：c（H2C2O4）+c（C2O42﹣）＜c（HC2O4﹣）；B．依據(jù)溶液中電荷守恒和物料守恒分析，c（Na+）=0.100mol/L的溶液中c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH﹣）+c（C2O42﹣）；C．c（HC2O4﹣）=c（C2O42﹣）的溶液中c（Na+）＜0.100 mol?L﹣1+c（HC2O4﹣）；D．pH=7的溶液中，（H+）=c（OH﹣），根據(jù)電荷守恒判斷。 【詳解】A．由圖象可知，pH=2.5的溶液中c（H2C2O4）和c（C2O42﹣）濃度之和小于c（HC2O4﹣），則c（H2C2O4）+c（C2O42﹣）＜c（HC2O4﹣），選項A錯誤；B．依據(jù)溶液中電荷守恒和物料守恒分析，c（Na+） 7．常溫下，將NaOH溶液滴加到某一元酸（HA）溶液中，測得混合溶液的pH與離子濃度變化關(guān)系如下圖所示（已知：p = –lg）。下列敘述不正確的是 A． Ka(HA)為10-4.76 B． 滴加NaOH溶液過程中，不變 C． m點所示溶液中：c(H+)=c(HA)+c(OH-)?c(Na+) D． n點所示溶液中：c(Na+)=c(A-)+c(HA) 【答案】D 【解析】 【詳解】 A項，HAH++A-，Ka(HA)=，p = –lg）=0時，c(A-)=c(HA)，此時溶液的pH=4.76，所以c(H+)=10-4.76，故Ka(HA)==c(H+)=10-4.76，故A項正確； 8．25℃時，取0.lmol?L-1 HA溶液與0.1 mol?L-1 NaOH溶液等體積混合（混合后溶液體積的變化不計），測得混合溶液的pH＝8，試回答以下問題： (1)混合溶液的pH＝8的原因____________________________（用離子方程式表示）。 (2)混合溶液中由水電離出的c(OH－)與0.1 mol?L-1NaOH 溶液中由水電離出的c(OH－)的比值為_______。 (3)混合液中： c(Na+)－c(A－)＝_______mol?L-1（填精確值） (4)25℃時，已知NH4A溶液為中性，將HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，試推斷(NH4)2CO3溶液的 pH________7(填“＞”、“＜”或“＝”)。 (5)相同溫度下相同物質(zhì)的量濃度的下列四種鹽溶液，pH由大到小的順序____（填字母）。 A．NH4HCO3 B．NH4A C．NH4HSO4 D．NH4Cl 【答案】A- + H2O HA + OH- 10-6：10-13（或107：1） 9.910-7 > A>B>D>C 【解析】 【分析】等濃度等體積的一元酸與一元堿混合時，酸堿恰好中和，溶液的酸堿性是由生成的鹽決定的。 【詳解】 (1)根據(jù)“0.lmol?L-1 HA溶液與0.1 mol?L-1 NaOH溶液等體積混合”，可知HA+NaOH=NaA+H2O恰好反應(yīng)，因所得混合溶液顯堿性，推知鹽NaA水解顯堿性，NaA屬于強堿弱酸鹽，水解離子方程式為：A—+H2OHA+OH—； (2)所得混合溶液顯堿性是因為NaA水解產(chǎn)生了OH—，該溶液中的OH—全部由水電離產(chǎn)生，故混合溶 【點睛】鹽溶液水解規(guī)律：“有弱才水解、無弱不水解、越弱越水解、誰強顯誰性、同強顯中性”。