2022高考化學二輪復習 第二部分 考前定點殲滅戰(zhàn)專項押題1 選擇題對點押題練 殲滅高考第12題——水溶液中的離子平衡

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1、2022高考化學二輪復習 第二部分 考前定點殲滅戰(zhàn)專項押題1 選擇題對點押題練 殲滅高考第12題——水溶液中的離子平衡 1．室溫下將10 mL c(H＋)＝0.001 mol·L－1的醋酸溶液加水稀釋10倍后，下列說法正確的是(　　) A．醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大 B．溶液中不變 C．溶液中導電粒子的數(shù)目增多 D．再加入10 mL c(OH－)＝0.001 mol·L－1的NaOH溶液，混合液呈中性 解析：選C　醋酸屬于弱酸，在其水溶液中存在電離平衡，加水稀釋，促進醋酸的電離，醋酸的電離程度增大，H＋、CH3COO－物質的量增大，CH3COOH分子物質的量減小，由于溶液

2、體積也增大，H＋、CH3COO－、CH3COOH的物質的量濃度都減小。A項，醋酸的電離程度增大，c(H＋)減小，錯誤；B項，溶液中＝增大，錯誤；C項，溶液中導電的粒子是陰、陽離子，陰、陽離子數(shù)目增多，正確；D項，再加入10 mL c(OH－)＝0.001 mol·L－1的NaOH溶液，發(fā)生中和反應后醋酸過量，混合液呈酸性，錯誤。 2．常溫下，0.2 mol·L－1的一元堿BOH與等濃度的HCl溶液等體積混合后，所得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．BOH為強堿 B．該混合液pH＝7 C．圖中X表示BOH，Y表示H＋，Z表示OH－ D．該混合溶液中：c

3、(Cl－)＝c(Y)＋c(B＋) 解析：選D　0.2 mol·L－1的一元堿BOH與等濃度的鹽酸等體積混合后，HCl＋BOH===BCl＋H2O，所得溶液中B＋濃度小于0.1 mol·L－1，說明在溶液中存在B＋＋H2OH＋＋BOH，BOH為弱堿，BCl溶液呈酸性，則c(OH－)c(H＋)，所以有c(Cl－)＝0.1 mol·L－1>c(B＋)>c(H＋)>c(BOH)>c(OH－)，即X表示H＋，Y表示BOH，Z表示OH－，溶液中存在物料守恒為c(Cl－)＝c(B＋)＋c(BOH)。 3．298 K時，向20 mL 0.1

4、mol·L－1MOH溶液中滴加0.1 mol·L－1CH3COOH溶液，所得溶液的pH及導電能力變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A．MOH是強電解質 B．b點對應的鹽不水解 C．水的離子積Kw：b>c>a D．c點溶液中c(CH3COO－)>c(M＋)>c(H＋)>c(OH－) 解析：選D　由圖像可知，0.1 mol·L－1MOH溶液的pH為8而不是13，說明MOH是弱堿，故其為弱電解質，A錯誤；在b點，兩者恰好完全反應生成弱酸弱堿鹽CH3COOM，該鹽溶液的pH＝6，說明M＋的水解程度大于CH3COO－的水解程度，B錯誤；在一定溫度下，水的離子積是定值，其值不隨溶液的p

5、H變化而變化，C錯誤；在c點，醋酸過量使溶液酸性增強，依據(jù)電荷守恒可以判斷，溶液中c(CH3COO－)>c(M＋)>c(H＋)>c(OH－)，D正確。 4．利用電導法測定某濃度醋酸電離的ΔH、Ka隨溫度變化曲線如圖。已知整個電離過程包括氫鍵斷裂、醋酸分子解離、離子水合。下列有關說法不正確的是(　　) A．理論上ΔH＝0時，Ka最大 B．25 ℃時，c(CH3COOH)最大 C．電離的熱效應較小是因為分子解離吸收的能量與離子水合放出的能量相當 D．CH3COOH溶液中存在氫鍵是ΔH隨溫度升高而減小的主要原因 解析：選B　A項，理論上ΔH＝0時，電離程度最大，氫離子和醋酸根離子濃度

6、最大，Ka最大，正確；B項，25 ℃時，Ka最大，電離程度最大，平衡時 c(CH3COOH)最小，錯誤；C項，分子解離吸收的能量與離子水合放出的能量相當時，拆開化學鍵吸收的能量與水合時放出的熱量相當，電離的熱效應較小，正確；D項，拆開氫鍵需要能量，但隨溫度的升高，氫鍵越來越小，CH3COOH溶液中存在氫鍵是ΔH隨溫度升高而減小的主要原因，正確。 5．已知H2A為二元弱酸，20 ℃時，配制一組c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)＝0.100 mol·L－1的H2A和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物質的量濃度隨pH的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(　　) A．Ka2(H2A)的

7、數(shù)量級為10－5 B．NaHA溶液中：c(H＋)>c(OH－) C．M點由水電離出的c(H＋)>N點由水電離出的c(H＋) D．pH＝7的溶液中：c(Na＋)>2c(A2－) 解析：選C　Ka2＝，選取圖中N點，此時pH＝4.2，A2－和HA－的濃度相等，所以Ka2＝＝c(H＋)＝1×10－4.2≈6.3×10－5，所以Ka2(H2A)的數(shù)量級為10－5，選項A正確；由圖中可以看出當HA－的濃度占主導地位的時候，pH為2到3之間，所以NaHA溶液顯酸性，即c(H＋)>c(OH－)，選項B正確；M、N都顯酸性，溶質電離的氫離子對于水的電離都起到抑制作用，因為從M到N，溶液的pH升高，溶質

8、電離出來的氫離子濃度減小，所以對于水的電離的抑制減弱，N點水電離的氫離子濃度更大，選項C錯誤；溶液中一定存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(A2－)＋c(HA－)，中性溶液中H＋和OH－濃度相等，所以有c(Na＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)，則c(Na＋)>2c(A2－)，選項D正確。 6．常溫下，向1 L 0.1 mol·L－1一元酸HR溶液中逐漸通入氨氣[已知常溫下Kb(NH3·H2O)＝1.76×10－5]，使溶液溫度和體積保持不變，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A．0.1 mol·L－1HR溶液的pH約為5

9、B．HR為弱酸，常溫時Ka(HR)＝1.0×10－7 C．當通入0.1 mol NH3時，溶液中c(R－)

10、呈酸性，故D錯誤。 7.在NaCN溶液中存在水解平衡：CN－＋H2OHCN＋OH－，水解常數(shù)Kh＝≈ [c0(NaCN)是NaCN溶液的起始濃度]。25 ℃向1 mol·L－1的NaCN溶液中不斷加水稀釋，NaCN溶液濃度的對數(shù)值lg c0與2pOH[pOH＝－lg c(OH－)]的關系如圖所示，下列說法錯誤的是(　　) A．25 ℃時，Kh(CN－)的值為10－4.7 B．升高溫度，可使曲線上a點變到b點 C．25 ℃，向a點對應的溶液中加入固體NaCN，CN－的水解程度減小 D．c點對應溶液中的c(OH－)大于a點 解析：選B　A項，當lg c0＝0時，c0(NaCN)

11、＝1 mol·L－1，此時c2(OH－)＝1×10－4.7(mol·L－1)2，故由Kh＝≈得，Kh(CN－)＝10－4.7，正確；B項，隨著縱坐標的值增大，c(OH－)降低，即b點c(OH－)小于a點，而升高溫度可促進鹽類的水解，錯誤；C項，向a點加入固體NaCN，相當于減少水的添加量，會降低CN－的水解程度，正確；D項，隨著縱坐標的值增大，c(OH－)降低，故c點對應溶液中的c(OH－)大于a點，正確。 8．常溫下，將NaOH溶液滴入二元弱酸H2X溶液中，混合溶液中的粒子濃度與溶液pH的變化關系如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A．Ka1(H2X)的數(shù)量級為10－7 B．曲線N

12、表示lg 與pH的變化關系 C．NaHX溶液中：c(H＋)c(X2－)>c(HX－)>c(H＋)＝c(OH－) 解析：選D　滴加過程中發(fā)生反應的先后順序是H2X＋NaOH===NaHX＋H2O、NaHX＋NaOH===Na2X＋H2O，開始時，隨著反應的進行，HX－的物質的量增大，某一時刻當HX－的物質的量大于H2X，lg 的值大于0，根據(jù)圖像可知曲線M為lg 與pH的變化關系，曲線N為lg 與pH的變化關系，H2X的第一步電離方程式為H2XHX－＋H＋，Ka1＝，根據(jù)圖像，當pH＝5，即c(H＋)＝10－5 mol·L－1時

13、，lg ＝0.6，＝100.6，得Ka1＝10－4.4，A、B項錯誤；當lg ＝0，即c(X2－)＝c(HX－)時，pH<7，溶液顯酸性，說明HX－的電離程度大于X2－的水解程度，則HX－的電離程度大于自身的水解程度，NaHX溶液中，c(H＋)>c(OH－)，C項錯誤；NaHX溶液顯酸性，因此混合溶液顯中性時，溶質為NaHX和Na2X，HX－的電離程度大于X2－的水解程度，NaHX和Na2X濃度相等時，溶液顯酸性，因此Na2X的濃度應大于NaHX，溶液才能顯中性，即離子濃度大小關系是c(Na＋)>c(X2－)>c(HX－)>c(H＋)＝c(OH－)，D項正確。 9．25 ℃時，H2CO3的K

14、a1＝4.2×10－7，Ka2＝5.0×10－11。常溫下在20 mL 0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中逐滴加入40 mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中含碳元素的各種微粒(CO2因逸出未畫出)物質的量分數(shù)(縱軸)隨溶液pH變化的部分情況如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．在同一溶液中，H2CO3、HCO、CO能大量共存 B．a點時：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋3c(CO) C．當pH＝7時，溶液中c(Na＋)＝c(HCO)＋2c(CO) D．當溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1時，溶液的pH＝10 解析：選D　由圖像可知，在同一溶液中，

15、H2CO3、HCO、CO不能大量共存，故A錯誤；a點c(HCO)＝c(CO)，根據(jù)電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋3c(CO)＋c(Cl－)，故B錯誤；根據(jù)電荷守恒，當pH＝7時，溶液中c(Na＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)，故C錯誤；根據(jù)＝5×10－11，當溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1時，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，所以溶液的pH＝10，故D正確。 10．一定溫度時，Cu2＋、Mn2＋、Fe2＋、Zn2＋等四種金屬離子(M2＋)形成硫化物沉淀所需S2－最低濃度的對數(shù)值lg c(S2－)與lg c(M2＋)的關系如圖所示。下列有關判斷

16、不正確的是(　　) A．該溫度下，Ksp(MnS)大于1.0×10－35 B．向含Mn2＋、Zn2＋的稀溶液中滴加Na2S溶液，Mn2＋最有可能先沉淀 C．向c(Fe2＋)＝0.1 mol·L－1的溶液中加入CuS粉末，有FeS沉淀析出 D．該溫度下，溶解度：CuS>MnS>FeS>ZnS 解析：選D　A項，MnS飽和溶液中存在沉淀溶解平衡：MnS(s)Mn2＋(aq)＋S2－(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)×c(S2－)＝10－15×10－10＝10－25>1.0×10－35，正確；B項，依據(jù)題圖可知，Ksp(ZnS)>Ksp(MnS)，所以向含Mn2＋、Zn2＋

17、的稀溶液中滴加Na2S溶液，Mn2＋最有可能先沉淀，正確；C項，由于CuS溶液中c(S2－)約為 mol·L－1，向c(Fe2＋)＝0.1 mol·L－1的溶液中加入CuS粉末后，c(Fe2＋)×c(S2－)>Ksp(FeS)＝10－20，所以有FeS沉淀析出，正確；D項，依據(jù)題圖可知，CuS的Ksp最小，其次是MnS、FeS和ZnS，所以該溫度下，溶解度：CuS

18、2飽和溶液中加入少量硝酸鉛濃溶液，PbI2的溶解度不變，Pb2＋濃度不變 C．T時刻改變的條件是升高溫度，因而PbI2的Ksp 增大 D．常溫下Ksp(PbS)＝8×10－28，向PbI2的懸濁液中加入Na2S溶液，PbI2(s)＋S2－(aq)PbS(s)＋2I－(aq)反應的化學平衡常數(shù)為5×1018 解析：選D　A項，根據(jù)圖像知，常溫下PbI2的Ksp＝c(Pb2＋)·c2(I－)＝4×10－9，錯誤；B項，PbI2飽和溶液中存在平衡：PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)，溫度不變，向PbI2飽和溶液中加入少量硝酸鉛濃溶液，Pb2＋濃度增大，平衡逆向移動，PbI2

19、的溶解度減小，錯誤；C項，根據(jù)圖像知T時刻改變的條件是增大I－濃度，溫度不變，PbI2的Ksp不變，錯誤；D項，反應：PbI2(s)＋S2－(aq)PbS(s)＋2I－(aq)反應的化學平衡常數(shù)K＝＝＝5×1018，正確。 12．常溫下氫氧化鋅在堿性溶液中的變化如圖所示，橫坐標為溶液的pH，縱坐標為Zn2＋或ZnO的物質的量濃度的對數(shù)。下列說法正確的是(　　) A．依圖中數(shù)據(jù)計算可得該溫度下Ksp[Zn(OH)2]＝1×10－17 B．溶液中加入足量氨水，發(fā)生反應的離子方程式為Zn2＋＋4OH－===ZnO＋2H2O C．為提取工業(yè)廢液中的Zn2＋，可以控制溶液的pH在13左右

20、 D．Zn2＋在溶液中的存在形式與Al3＋相似，堿性溶液中只以Zn(OH)2形式存在 解析：選A　A項，根據(jù)圖中數(shù)據(jù)，當pH為7.0時 ，溶液中c(Zn2＋)＝10－3 mol·L－1，c(OH－)＝10－7 mol·L－1，所以Ksp[Zn(OH)2]＝c(Zn2＋)·c2(OH－)＝1.0×10－17，正確；B項，溶液中加入足量氨水，發(fā)生反應的離子方程式為Zn2＋＋2NH3·H2O===Zn(OH)2↓＋2NH，錯誤；C項，為提取工業(yè)廢液中的Zn2＋，根據(jù)圖像，則可以控制pH的范圍在8.0～12.0的范圍內，錯誤；D項，如果向ZnCl2溶液中加入足量NaOH溶液，反應先生成Zn(OH)2沉淀，Zn(OH)2再溶解生成ZnO，錯誤。