2019版高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第八章 水溶液中的離子平衡章末綜合檢測.doc

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第八章 水溶液中的離子平衡 章末綜合檢測(八) (時間：60分鐘，滿分：100分) 一、選擇題(本題包括8小題，每小題6分，共48分) 1．現(xiàn)有兩瓶溫度分別為15 ℃和35 ℃，pH均為1的H2SO4溶液，兩溶液的物理量相等的為(　　) A．c(H＋)　　　　　　　　 B．c(OH－) C．Kw D．c水(H＋) 解析：選A。根據(jù)pH的計(jì)算式pH＝－lg c(H＋)，可知A項(xiàng)正確；在不同溫度下，水的電離程度不同，離子積常數(shù)不同，C項(xiàng)錯誤；由水電離的c(H＋)等于溶液中的c(OH－)，溫度不同，水的離子積常數(shù)不同，當(dāng)c(H＋)相同時，c(OH－)不相同，B、D兩項(xiàng)錯誤。 2．下列說法正確的是(　　) A．將FeCl3溶液和Fe2(SO4)3溶液分別加熱、蒸干、灼燒，所得固體成分相同 B．配制FeSO4溶液時，將FeSO4固體溶于稀鹽酸中，然后稀釋至所需濃度 C．用加熱的方法可以除去K2SO4溶液中的Fe3＋ D．洗滌油污常用熱的碳酸鈉溶液 解析：選D。A項(xiàng)，氯化鐵溶液加熱、蒸干、灼燒后得到氧化鐵，而硫酸鐵溶液加熱、蒸干、灼燒后得到的仍是硫酸鐵，不正確；B項(xiàng)，所加酸應(yīng)是稀硫酸，不能引入新雜質(zhì)，不正確；C項(xiàng)，加熱法不能除去K2SO4溶液中的Fe3＋，不正確。 3．化學(xué)平衡常數(shù)(K)、弱酸的電離平衡常數(shù)(Ka)、難溶物的溶度積常數(shù)(Ksp)是判斷物質(zhì)性質(zhì)或變化的重要平衡常數(shù)。下列關(guān)于這些常數(shù)的說法中，正確的是(　　) A．平衡常數(shù)的大小與溫度、濃度、壓強(qiáng)、催化劑等有關(guān) B．當(dāng)溫度升高時，弱酸的電離平衡常數(shù)Ka變小 C．Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)，由此可以判斷AgCl(s) ＋ I－(aq)===AgI(s)＋ Cl－(aq)能夠發(fā)生 D．Ka(HCN)b點(diǎn) B．b點(diǎn)混合溶液顯酸性：c(Na＋)>c(NO)>c(H＋)>c(OH－) C．c點(diǎn)混合溶液中：c(OH－)>c(HNO2) D．d點(diǎn)混合溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(NO)>c(H＋) 解析：選B。當(dāng)加入20 mL NaOH溶液時，溶液的溫度最高，此時NaOH和HNO2恰好完全反應(yīng)，故c(NaOH)＝0.02 molL－1。HNO2的電離是吸熱過程，溫度越高電離常數(shù)越大，而c點(diǎn)的溫度高于b點(diǎn)，所以電離常數(shù)：c點(diǎn)>b點(diǎn)，A項(xiàng)正確。b點(diǎn)溶液中溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的HNO2和NaNO2，溶液中存在電荷守恒式：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(NO)＋c(OH－)，溶液顯酸性，即c(H＋)>c(OH－)，所以c(Na＋)c(HNO2)，C項(xiàng)正確。在d點(diǎn)溶液中，溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的NaOH和NaNO2，所以溶液中離子濃度大小關(guān)系為c(Na＋)>c(OH－)>c(NO)>c(H＋)，D項(xiàng)正確。 5．(2018沈陽高三模擬)下列說法中錯誤的是(　　) A．室溫下，向NH4HSO4溶液中加入NaOH至中性，則c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH) B．Mg(OH)2沉淀轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3沉淀較容易實(shí)現(xiàn)，說明Fe(OH)3的Ksp更小 C．向醋酸溶液中加入水，不變(稀釋過程中溫度變化忽略不計(jì)) D．25 ℃，a molL－1氨水與0.01 molL－1鹽酸等體積混合液中c(NH)＝c(Cl－)，則Kb(NH3H2O)＝ 解析：選D。向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液，若二者物質(zhì)的量相同，則溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的(NH4)2SO4和Na2SO4，混合溶液呈酸性，若使混合溶液呈中性，即混合溶液中c(H＋)＝c(OH－)，則滴加的NaOH溶液過量，根據(jù)電荷守恒可以得到c(Na＋)＋c(NH)＝2c(SO)，故混合溶液中離子濃度大小關(guān)系為c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH)＞c(OH－)＝c(H＋)，A項(xiàng)正確；根據(jù)難溶物質(zhì)容易轉(zhuǎn)化為更難溶物質(zhì)可知B項(xiàng)正確；將的分子、分母同時乘以c(H＋)：＝＝，Ka(CH3COOH)和Kw在一定溫度下均為定值，C項(xiàng)正確；在25 ℃下，混合后溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝0.005 molL－1，根據(jù)物料守恒得c(NH3H2O)＝(0.5a－0.005) molL－1，又c(H＋)＝c(OH－)＝10－7molL－1，故Kb(NH3H2O)＝＝＝，D項(xiàng)錯誤。 6．(2018三明模擬)Hg是水體污染的重金屬元素之一。水溶液中二價汞的主要存在形態(tài)與Cl－、OH－的濃度關(guān)系如圖所示[圖中的物質(zhì)或粒子只有Hg(OH)2為難溶物；pCl＝－lg c(Cl－)]。 下列說法不正確的是(　　) A．可用如下方法除去污水中的Hg2＋：FeS(s)＋Hg2＋(aq)===HgS(s)＋Fe2＋(aq) B．當(dāng)溶液pCl保持在1，pH在6～8時，汞元素主要以HgCl形式存在 C．HgCl2是一種強(qiáng)電解質(zhì)，其電離方程式是HgCl2===HgCl＋＋Cl－ D．當(dāng)溶液pH保持在5，pCl由2改變至6時，可使HgCl2轉(zhuǎn)化為Hg(OH)2 解析：選C。從題圖中可看出B項(xiàng)正確，A項(xiàng)為常識，HgS的Ksp比FeS小，可用來除去污水中的Hg2＋；HgCl2是一種弱電解質(zhì)，電離方程式為2HgCl2HgCl＋＋HgCl，C項(xiàng)錯誤；由題圖知，當(dāng)溶液pH保持在5，pCl由2改變至6時，可使HgCl2轉(zhuǎn)化為Hg(OH)2，D項(xiàng)正確。 7．(2018衡水中學(xué)模擬)已知某溫度下，Ksp(AgCl)＝1.810－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.910－12，當(dāng)溶液中離子濃度小于110－5molL－1時，可認(rèn)為該離子沉淀完全。下列敘述正確的是(　　) A．飽和AgCl溶液與飽和Ag2CrO4溶液相比，前者的c(Ag＋)大 B．向氯化銀的濁液中加入氯化鈉溶液，氯化銀的Ksp減小 C．向0.000 8 molL－1的K2CrO4溶液中加入等體積的0.002 molL－1AgNO3溶液，則CrO完全沉淀 D．將0.001 molL－1的AgNO3溶液滴入0.001 molL－1的KCl和0.001 molL－1的K2CrO4溶液，則先產(chǎn)生AgCl沉淀 解析：選D。A選項(xiàng)，飽和AgCl溶液中c(Ag＋)＝c(Cl－)，依據(jù)Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)c(Cl－)＝c2(Ag＋)＝1.810－10可知c(Ag＋)＝10－5molL－1，同理飽和Ag2CrO4溶液中c(Ag＋)＝2c(CrO)，依據(jù) Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)c(CrO)＝c3(Ag＋)＝1.910－12可知 c(Ag＋)＝10－4 molL－1，錯誤；B選項(xiàng)，Ksp只與溫度有關(guān)，錯誤；C選項(xiàng)，依據(jù)CrO＋2Ag＋===Ag2CrO4↓，溶液中c(Ag＋)＝＝210－4molL－1，依據(jù)Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)c(CrO)＝1.910－12，可知溶液中c(CrO)＝4.7510－5molL－1>110－5molL－1，故CrO未完全沉淀，錯誤；D選項(xiàng)，AgCl開始沉淀時c(Ag＋)＝ molL－1＝1.810－7molL－1，Ag2CrO4開始沉淀時c(Ag＋)＝ molL－1＝10－5 molL－1，生成AgCl沉淀時所需 c(Ag＋)小，故先產(chǎn)生AgCl沉淀，正確。 8．電解質(zhì)溶液的電導(dǎo)率越大，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。用0.1 molL－1的NaOH溶液分別滴定體積均為10.00 mL、濃度均為0.1 molL－1的鹽酸和CH3COOH溶液，利用傳感器測得滴定過程中溶液的電導(dǎo)率如圖所示。下列說法不正確的是(　　) A．曲線①代表滴定CH3COOH溶液的曲線 B．A點(diǎn)溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)－c(H＋)＝0.05 molL－1 C．在相同溫度下，A、B、C三點(diǎn)溶液中水電離的c(H＋)：B7 丁 0.1 0.1 pH＝10 (1)從甲組情況分析，如何判斷HA是強(qiáng)酸還是弱酸？ ________________________________________________________________________。 (2)乙組混合溶液中c(A－)和c(Na＋)的大小關(guān)系是________(填編號)。 A．前者大　　　　　　　　 B．后者大 C．二者相等 D．無法判斷 (3)從丙組實(shí)驗(yàn)結(jié)果分析，該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是________________。 (4)分析丁組實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)，寫出該混合溶液中下列算式的精確結(jié)果(列式)：c(Na＋)－c(A－)＝________mol/L。 (Ⅱ)某二元酸(化學(xué)式用H2B表示)在水中的電離方程式是H2B===H＋＋HB－、HB－H＋＋B2－。 (5)在0.1 mol/L的Na2B溶液中，下列粒子濃度關(guān)系式正確的是________。 A．c(B2－)＋c(HB－)＝0.1 mol/L B．c(B2－)＋c(HB－)＋c(H2B)＝0.1 mol/L C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－) D．c(Na＋)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－) 解析：(1)一元酸HA與NaOH等物質(zhì)的量反應(yīng)，HA的酸性強(qiáng)弱決定完全中和后鹽溶液的pH，a＝7時為強(qiáng)酸，a>7時為弱酸。(2)據(jù)電荷守恒，有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，因c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(A－)。(3)丙為等濃度的HA與NaA的混合溶液，由pH>7知A－水解程度大于HA的電離程度，離子濃度大小關(guān)系為c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)。(4)據(jù)電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，推導(dǎo) c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)＝(10－4－10－10) mol/L。(5)注意題干中的電離方程式，一級電離為完全電離，判斷A項(xiàng)為B元素的物料守恒，C項(xiàng)為溶液中的質(zhì)子守恒。 答案：(1)a＝7時，HA是強(qiáng)酸；a>7時，HA是弱酸　(2)C (3)c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋) (4)(10－4－10－10)　(5)AC 11．(14分)T1、T2兩種溫度下BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示，請回答下列問題： (1)T1________T2(填“>”“<”或“＝”)，T2時Ksp(BaSO4)＝________。 (2)根據(jù)T1溫度時BaSO4的沉淀溶解平衡曲線，判斷下列說法正確的是________(填序號)。 A．加入Na2SO4可由a點(diǎn)變?yōu)閎點(diǎn) B．在T1曲線上方區(qū)域(不含曲線)的任意一點(diǎn)時，均有BaSO4沉淀生成 C．蒸發(fā)溶劑可能由d點(diǎn)變?yōu)門1曲線上a、b之間的某一點(diǎn)(不含a、b) D．升溫可由b點(diǎn)變?yōu)閐點(diǎn) (3)沉淀的生成、溶解和轉(zhuǎn)化在無機(jī)物制備和提純及科研等領(lǐng)域有著廣泛應(yīng)用。已知25 ℃時，Ksp(BaSO4)＝110－10。醫(yī)學(xué)上進(jìn)行消化系統(tǒng)的X射線透視時，常使用BaSO4作內(nèi)服造影劑。胃酸酸性很強(qiáng)(pH約為1)，但服用大量BaSO4仍然是安全的，BaSO4不溶于酸的原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ (用沉淀溶解平衡原理解釋)。萬一誤服了少量BaCl2，應(yīng)盡快用大量0.5 molL－1 Na2SO4溶液洗胃，如果忽略洗胃過程中Na2SO4溶液濃度的變化，殘留在胃液中的Ba2＋濃度僅為________molL－1。 解析：(1)溫度越高BaSO4的溶解度越大，T1溫度下的離子積較小，所以T1”“<”或“＝”)。 (4)常溫時，F(xiàn)e(OH)3的Ksp＝110－38，要使溶液中的Fe3＋沉淀完全[殘留在溶液中的c(Fe3＋)<10－5 molL－1]，則溶液的pH應(yīng)大于__________。 (5)用可溶性碳酸鹽，可以浸取CaSO4固體，則溶液浸取過程中會發(fā)生反應(yīng)： CaSO4(s)＋CO(aq)CaCO3(s)＋SO(aq)。 已知298 K時，Ksp(CaCO3)＝2.8010－9，Ksp(CaSO4)＝4.9010－5，則此溫度下該反應(yīng)的平衡常數(shù)K為________(計(jì)算結(jié)果保留三位有效數(shù)字)。 解析：(1)根據(jù)圖像知，當(dāng)c(H＋)＝10－6 molL－1時，c(OH－)＝10－6 molL－1，則Kw＝c(H＋)c(OH－)＝10－610－6＝10－12；pH＝2的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.01 molL－1，pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－12/10－12＝1 (molL－1)，等體積混合時堿過量，溶液呈堿性。 (2)一水合氨為弱電解質(zhì)，溶液中存在電離平衡NH3H2ONH＋OH－，向氨水中加入氯化銨時，溶液中銨根離子濃度增大，抑制一水合氨電離，溶液中氫氧根離子濃度減小，則pH減小。 (3)溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，若c(Na＋)＝c(CH3COO－)，則c(OH－)＝c(H＋)，故溶液呈中性；醋酸鈉溶液呈堿性，要使醋酸和氫氧化鈉的混合溶液呈中性，則醋酸應(yīng)該稍微過量，因?yàn)槎叩捏w積相等，所以醋酸的濃度大于氫氧化鈉。 (4)常溫時，F(xiàn)e(OH)3的Ksp＝110－38，要使溶液中的Fe3＋沉淀完全，則殘留在溶液中的c(Fe3＋)<10－5 molL－1，Ksp＝c(Fe3＋)c3(OH－)＝10－5c3(OH－)＝110－38，解得c(OH－)＝10－11 molL－1，c(H＋)＝10－14/10－11＝10－3 (molL－1)，溶液pH＝3。 (5)溶液浸取過程中會發(fā)生：CaSO4(s)＋CO(aq)CaCO3(s)＋SO(aq)；CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋CO(aq)，CaSO4(s)Ca2＋(aq)＋SO(aq)；依據(jù)硫酸鈣、碳酸鈣溶度積常數(shù)的計(jì)算表達(dá)式，轉(zhuǎn)化關(guān)系中鈣離子濃度相同計(jì)算，反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝＝＝＝1.75104。 答案：(1)1.010－12　堿 (2)減小　增大　(3)中性　< (4)3　(5)1.75104