2022年高考化學(xué) 備考百強校大題狂練系列 專題37 離子濃度大小比較

2022年高考化學(xué) 備考百強校大題狂練系列 專題37 離子濃度大小比較1常溫下，用0.1000 mol·L-1NaOH溶液分別滴定20.00mL 0.1000 mol·L-1 HCl溶液和20.00mL0.1000mol·L-1 CH3COOH溶液，得到2條滴定曲線，如圖所示。 （1）滴定HCl溶液的曲線是_（填“圖1”或“圖2”）。（2）a=_mL。（3）E點對應(yīng)離子濃度由大到小的順序為_。（4）A、B、C、D、E點中c(Na+)=c(CH3COO-)的點是_。（5）如果用0.1000 mol·L-1NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，在滴定過程中，下列4種離子的物質(zhì)的量濃度排序不正確的是_。ac(CH3COO-)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-) bc(H+)>c(OH-)>c(Na+)>c(CH3COO-)cc(Na+)>c(CH3COO-)=c(OH-)>c(H+) dc(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)（6）設(shè)CH3COOH的Ka=2.0×10-5，E點時溶液中CH3COO-的水解程度為0.1%，計算E點時溶液的pH為_（可用對數(shù)值表示）?！敬鸢浮繄D1 a=20.00mL c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) D bd 8-lg2 【解析】【分析】本題主要考查了水溶液中的離子平衡，溶液三大守恒定律，電離常數(shù)與水解常數(shù)的關(guān)系及計算?！驹斀狻浚?）鹽酸為強酸，故0.1000 mol·L-1 HCl溶液初始pH應(yīng)為1，圖1符合條件；（2）鹽酸為圖1，加入amL氫氧化鈉溶液溶液的pH=7，鹽酸和氫氧化鈉1:1恰好完全反應(yīng)，故此時氫氧化鈉體積為20mL；2運用相關(guān)原理，回答下列各小題：I.已知：硫酸氫鈉在水中的電離方程式為_（1）常溫下，pH=5的硫酸氫鈉溶液中水的電離程度_pH=9的一水合氨中水的電離程度。（填“>”、”=”或“<”） （2）等體積等物質(zhì)的量濃度的硫酸氫鈉與氨水混合后，溶液呈酸性的原因為_。（用離子方程式表示）；若一定量的硫酸氫鈉溶液與氨水混合后，溶液pH=7，則c(Na+)+c(NH4+)_2c(SO42)（填“>”、“=”或“<”不同）；用硫酸氫鈉與氫氧化鋇溶液制取硫酸鋇，若溶液中SO42完全沉淀，則反應(yīng)后溶液的PH_7（填“>”、”=”或“<”）II.25時，電離平衡常數(shù)：化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.8×10-5K1 4.3×10-7 K2 5.6×10-113.0×10-8（1）物質(zhì)的量濃度為0.1mol/L的下列四種物質(zhì)：a.Na2CO3，bNaClO，c.CH3COONa d.NaHCO3；pH由大到小的順序是：_；（填編號）（2）25時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得混合液pH=6，則溶液中，c（CH3COO-）-c（Na+）=_。（填準(zhǔn)確數(shù)值）【答案】NaHSO4Na+H+SO42NH4+ + H2O NH3.H2O + H+>a b d c（10-6-10-8）mol/L或9.9×10-7mol/L【解析】【分析】【詳解】I.硫酸氫鈉在水中完全電離，電離方程式為：NaHSO4Na+H+SO42（1）硫酸氫鈉和氨水一樣都是抑制水的電離，兩溶液中水的電離程度相等； （2）等體積等物質(zhì)的量濃度的NaHSO 4與氨水混合后，溶液中的溶質(zhì)為硫酸鈉和硫酸銨，后者為強酸弱堿，溶液呈酸性是由于銨根離子水解：NH4+ + H2O NH3.H2O + H+；若混合后溶液pH=7，則c(Na+)+c(NH4+)=2c(SO42-)；用硫酸氫鈉與氫氧化鈉溶液制取硫酸鋇，當(dāng)溶液中SO42- 完全沉淀，溶液中的溶質(zhì)為硫酸鈉和氫氧化鈉，故pH>7 ， II.（1）酸的電離常數(shù)越大，酸性越強，其鹽的水解程度越小，鹽溶液的pH越大，酸性： CH3COOHH2CO3HClOHCO3-，則其鹽溶液的pH由大到小的順序是：Na2CO3NaClONaHCO3CH3COONa，即pH由大到小的順序是abdc；故答案為：abdc；（2）CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，遵循電荷守恒c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+（OH-）可知，c（CH3COO-）-c（Na+）=c（H+）-（OH-）。3常溫下，有濃度均為1 mol·L1的下列4種溶液：H2SO4溶液   NaHCO3溶液 NH4Cl溶液   NaOH溶液（1）這4種溶液中由水電離的H濃度最小的是_。（填序號）（2）中各離子濃度由大到小的順序是_，NaHCO3的水解平衡常數(shù)Kh_mol·L1。（已知碳酸的電離常數(shù)K14×107，K25.6×1011）（3）向中通入少量氨氣，此時的值_（填“增大”、“減小”或“不變”）。（4）若將和混合后溶液恰好呈中性，則混合前的體積_的體積（填“大于”、“小于”或“等于”之一）?！敬鸢浮?c（Na+）c（HCO3）c（OH）c（H+）c（CO32） 2.5×108 減小 大于 【解析】試題分析：本題考查水電離的H+濃度的比較，溶液中離子濃度大小比較，水解平衡常數(shù)的計算，外界條件（4）NH4Cl溶液呈酸性，NaOH溶液呈堿性，和若等體積混合恰好完全反應(yīng)生成NaCl和NH3·H2O，溶液呈堿性；和混合后溶液呈中性，則混合前的體積大于的體積。點睛：本題的難點是溶液中水電離的c（H+）濃度的計算。溶液中水電離出的c（H+）或c（OH-）的計算：（1）酸溶液中OH-全部來自水電離，c（H+）水=c（OH-）水=c（OH-）溶液；（2）堿溶液中H+全部來自水電離，c（H+）水=c（OH-）水=c（H+）溶液；（3）強酸弱堿鹽（如NH4Cl等）溶液中H+、OH-全部來自水電離，OH-與弱堿陽離子結(jié)合成弱堿，c（H+）水=c（OH-）水=c（H+）溶液；（4）強堿弱酸鹽（如CH3COONa等）溶液中H+、OH-全部來自水電離，H+與弱酸陰離子結(jié)合成弱酸，c（H+）水=c（OH-）水=c（OH-）溶液。425時，三種酸的電離平衡常數(shù)如下：化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.8×105K14.3×107K25.6×10113.0×108回答下列問題：（1）一般情況下，當(dāng)溫度升高時，Ka_(填“增大”、“減小”或“不變”)。（2）下列四種離子結(jié)合質(zhì)子能力由大到小的順序是_(填字母)。a.CO32 b.ClO c.CH3COO d.HCO3（3）下列反應(yīng)不能發(fā)生的是_(填字母)。a. CO322CH3COOH2CH3COOCO2H2O b. ClOCH3COOHCH3COOHClOc. CO322HClOCO2H2O2ClO d. 2ClOCO2H2OCO322HClO（4）用蒸餾水稀釋0.10mol·L-1的醋酸，下列各式表示的數(shù)值隨水量的增加而增大的是_(填字母)。a. b. c. d.（5）體積均為10 mL、pH均為2的醋酸溶液與HX溶液分別加水稀釋至1000 mL，稀釋過程中pH變化如下圖所示。則HX的電離平衡常數(shù)_(填“>”、“=”或“<”，下同)醋酸的電離平衡常數(shù)；稀釋后，HX溶液中水電離出來的c(H)_醋酸溶液中水電離出來的c(H)；用同濃度的NaOH溶液分別中和上述兩種酸溶液，恰好中和時消耗NaOH溶液的體積：醋酸_HX。（6）25時，若測得CH3COOH與CH3COONa的混合溶液的pH6，則溶液中c(CH3COO)-c(Na)_mol·L-1(填精確數(shù)值)。 【答案】增大abdccdb>>>9.9×107 moL·L1【解析】【分析】【詳解】（1）升高溫度促進弱電解質(zhì)的電離，所以當(dāng)溫度升高時，Ka增大；因此，本題正確答案是：增大；（2）電離平衡常數(shù)越大，越易電離，溶液中離子濃度越大，則酸性強弱為：CH3COOH > H2CO3> HClO > HCO3-，酸根離子對應(yīng)的酸的酸性越強，酸根離子結(jié)合氫離子的能力越弱，則四種離子結(jié)合質(zhì)子的能力由大到小的順序是：CO32>ClO>HCO3 >CH3COO，即abdc， 因此，本題正確答案是：abdc； （3） a. CO322CH3COOH2CH3COOCO2H2O：碳酸的酸性小于CH3COOH，所以濃度增大，的比值減小，故d錯誤；因此，本題正確答案是：b；（5）加水稀釋促進弱酸電離，pH相同的不同酸稀釋相同的倍數(shù)，pH變化大的酸酸性強，變化小的酸酸性弱；酸或堿抑制水電離，酸中氫離子或堿中氫氧根離子濃度越大其抑制水電離程度越大，根據(jù)圖知，pH相同的醋酸和HX稀釋相同的倍數(shù)，HX的pH變化大，則HX的酸性大于醋酸，所以HX的電離平衡常數(shù)大于常數(shù)，稀釋后醋酸中氫離子濃度大于HX，所以醋酸抑制水電離程度大于HX，則HX溶液中水電離出來的c(H+)大于醋酸溶液水電離出來c(H+)；酸性不同的兩種一元弱酸，體積相同，pH相同，酸越弱，濃度越大，中和時消耗的氫氧化鈉越多，因酸性HX大于醋酸，所以恰好中和時消耗NaOH溶液的體積：醋酸大于HX；