高考化學(xué)大二輪專(zhuān)題復(fù)習(xí) 專(zhuān)題10 電解質(zhì)溶液訓(xùn)練
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1、高考化學(xué)大二輪專(zhuān)題復(fù)習(xí) 專(zhuān)題10 電解質(zhì)溶液訓(xùn)練 [考綱要求] 1.了解電解質(zhì)的概念;了解強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念。2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離,以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。4.了解水的電離及離子積常數(shù)。5.了解溶液pH的定義,認(rèn)識(shí)溶液的酸堿性、溶液中c(H+)和c(OH-)、pH三者之間的關(guān)系,并能進(jìn)行簡(jiǎn)單計(jì)算;了解測(cè)定溶液pH的方法。6.了解鹽類(lèi)水解的原理、影響鹽類(lèi)水解的主要因素以及鹽類(lèi)水解的應(yīng)用。7.了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡以及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。 考點(diǎn)一 溶液的酸堿性及pH 1.一個(gè)基本不變 相同溫度下,不論是純水還是稀溶液,水的離子積常數(shù)不變。應(yīng)
2、用這一原則時(shí)需要注意兩個(gè)條件:水溶液必須是稀溶液;溫度必須相同。
2.兩種測(cè)量方法
溶液的pH值可以用pH試紙測(cè)定(精確到整數(shù),且只能在1~14的范圍內(nèi)),也可以用pH計(jì)(精確到0.1)測(cè)定。
3.三個(gè)重要比較
水溶液可分為酸性溶液、中性溶液和堿性溶液,下表是常溫下這三種溶液的比較:
溶液的酸堿性
c(H+)與c(OH-)比較
c(H+)大小
pH
酸性溶液
c(H+)>c(OH-)
c(H+)>1×10-7 mol·L-1
<7
中性溶液
c(H+)=c(OH-)
c(H+)=1×10-7 mol·L-1
=7
堿性溶液
c(H+) 3、+)<1×10-7 mol·L-1
>7
4.pH使用中的幾個(gè)誤區(qū)
(1)pH=7的溶液不一定呈中性。只有在常溫下pH=7的溶液才呈中性;當(dāng)在100 ℃時(shí),水的離子積常數(shù)為1×10-12,此時(shí)pH=6的溶液為中性溶液,pH>6時(shí)為堿性溶液,pH<6時(shí)為酸性溶液。
(2)使用pH試紙測(cè)溶液pH時(shí),若先用蒸餾水潤(rùn)濕,測(cè)量結(jié)果不一定偏小。若先用蒸餾水潤(rùn)濕,相當(dāng)于將待測(cè)液稀釋了,若待測(cè)液為堿性溶液,則所測(cè)結(jié)果偏?。蝗舸郎y(cè)液為酸性溶液,則所測(cè)結(jié)果偏大;若待測(cè)液為中性溶液,則所測(cè)結(jié)果沒(méi)有誤差。
5.溶液中的c(H+)和水電離出來(lái)的c(H+)的區(qū)別
(1)室溫下水電離出的c(H+)=1×10-7 4、 mol·L-1,若某溶液中水電離出的c(H+)<1×10-7 mol·L-1,則可判斷該溶液呈酸性或堿性;若某溶液中水電離出的c(H+)>1×10-7 mol·L-1,則可判斷出該溶液中存在能水解的鹽,從而促進(jìn)了水的電離。
(2)室溫下,溶液中的c(H+)>1×10-7 mol·L-1,說(shuō)明該溶液是酸性溶液或水解呈酸性的鹽溶液;溶液中的c(H+)<1×10-7 mol·L-1,說(shuō)明該溶液是堿性溶液或水解呈堿性的鹽溶液。
6.pH和等于14的酸堿混合問(wèn)題的判斷
pH和等于14的意義:酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。
(1)已知酸、堿溶液的pH之和為14,則等體積混合 5、時(shí):
pH=7
pH>7
pH<7
(2)已知酸、堿溶液的pH之和為14,若混合后溶液的pH為7,溶液呈中性,則
―→V酸∶V堿=1∶1
―→V酸∶V堿>1∶1
―→V酸∶V堿<1∶1
(3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合后溶液酸、堿性的判斷:
7.溶液pH計(jì)算的一般思維模型
題組一 走出溶液稀釋與混合的誤區(qū)
1.正誤判斷,正確的劃“√”,錯(cuò)誤的劃“×”
(1)常溫下pH為2的鹽酸與等體積pH=12的氨水混合后所得溶液呈酸性(×)
(xx·廣東理綜,23B)
(2)常溫下pH為2的鹽酸由H2O電離出的c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1(√)
(xx· 6、廣東理綜,23C)
(3)同濃度、同體積的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后,溶液的pH=7(×)
(xx·天津理綜,5A)
(4)常溫下,將pH=3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后,溶液的pH=4(×)
(xx·浙江理綜,12A)
(5)100 ℃時(shí),將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液呈中性(×)
(2011·天津理綜,5D)
誤區(qū)一:不能正確理解酸、堿的無(wú)限稀釋規(guī)律
常溫下任何酸或堿溶液無(wú)限稀釋時(shí),溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。
誤區(qū)二:不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律
溶液
稀釋前溶液pH
加水稀釋到體積為原來(lái)的10n倍
稀釋后溶液 7、pH
酸
強(qiáng)酸
pH=a
pH=a+n
弱酸
a<pH<a+n
堿
強(qiáng)堿
pH=b
pH=b-n
弱堿
b-n<pH<b
誤區(qū)三:不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律
pH=n(n<7)的強(qiáng)酸和pH=14-n的強(qiáng)堿溶液等體積混合,pH=7;pH=n(n<7)的醋酸和pH=14-n的氫氧化鈉溶液等體積混合,混合溶液pH<7;pH=n(n<7)的鹽酸和pH=14-n的氨水溶液等體積混合,混合溶液pH>7。
題組二 一強(qiáng)一弱比較的圖像分析
2.相同體積、相同pH的HCl(a)和CH3COOH(b),按要求畫(huà)出圖像。
分別與足量的鋅粉發(fā)生反應(yīng)。
(1)產(chǎn)生H2的體積(V) 8、隨時(shí)間(t)的變化圖像。
(2)產(chǎn)生H2的速率v(H2)隨時(shí)間(t)的變化圖像。
(3)溶液的pH隨時(shí)間(t)的變化圖像。
答案 (1)
(2)
(3)
3.pH=2的兩種一元酸x和y,體積均為100 mL,稀釋過(guò)程中pH與溶液體積的關(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c=0.1 mol·L-1)至pH=7,消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy,則( )
A.x為弱酸,Vx 9、以x為強(qiáng)酸,而y為弱酸。pH=2時(shí)弱酸y的濃度大,滴加NaOH至pH=7時(shí)需NaOH溶液的體積則y要比x大。
圖像法理解一強(qiáng)一弱的稀釋規(guī)律
1.相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
(1)加水稀釋相同的倍數(shù),醋酸的pH大。
(2)加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多。
2.相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸
(1)加水稀釋相同的倍數(shù),鹽酸的pH大。
(2)加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多。
題組三 理解換算關(guān)系,突破pH的計(jì)算
4.在T ℃時(shí),Ba(OH)2的稀溶液中c(H+)=10-a mol·L-1,c(OH-)=10-b mol·L-1,已知a+b=12。向該溶 10、液中逐滴加入pH=4的鹽酸,測(cè)得混合溶液的部分pH如表所示:
序號(hào)
氫氧化鋇溶液的體積/mL
鹽酸的體積/mL
溶液的pH
①
22.00
0.00
8
②
22.00
18.00
c
③
22.00
22.00
d
假設(shè)溶液混合前后的體積變化可忽略不計(jì),則下列說(shuō)法不正確的是( )
A.a(chǎn)=8 B.b=4 C.c=9 D.d=6
答案 C
解析 本題考查了pH的綜合計(jì)算和從表中獲取關(guān)鍵信息的能力。Ba(OH)2溶液的pH=8,即a=8,再根據(jù)a+b=12,則b=4,c(OH-)=10-4 mol·L-1。Ba(OH)2溶液中氫氧根離子的濃度與鹽酸 11、的濃度相等,該溫度下Kw=10-12,當(dāng)加入22.00 mL鹽酸時(shí)恰好中和,溶液的pH=6,即d=6;當(dāng)加入18.00 mL鹽酸時(shí),氫氧化鋇過(guò)量,c(OH-)=(10-4×22.00-10-4×18.00)÷(22.00+18.00)=10-5 (mol·L-1),所以此時(shí) c(H+)=10-7 mol·L-1,pH=7,故c=7。
室溫下,Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14,則pKw=14。
考點(diǎn)二 溶液中的“三大平衡”
電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。這三種平衡都遵循勒夏特列原理——當(dāng)只改變體系的一個(gè)條件時(shí),平衡向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng) 12、。
1.對(duì)比分析電離平衡和水解平衡
電離平衡及水解平衡均屬于化學(xué)平衡,均遵循勒夏特列原理,外界條件對(duì)兩平衡的影響如表所示:
電離平衡(如CH3COOH溶液)
水解平衡(如CH3COONa溶液)
升高溫度
促進(jìn)電離,離子濃度增大,Ka增大
促進(jìn)水解,Kh增大
加水稀釋
促進(jìn)電離,離子濃度(除OH-外)減小,Ka不變
促進(jìn)水解,離子濃度(除H+外)減小,Kh不變
加入相應(yīng)離子
加入CH3COONa固體,抑制電離,Ka不變
加入NaOH固體,抑制水解,Kh不變
加入反應(yīng)離子
加入NaOH固體,促進(jìn)電離,Ka不變
加入鹽酸,促進(jìn)水解,Kh不變
Ka、Kh、Kw的關(guān) 13、系
Kw=Ka·Kh
2.強(qiáng)化記憶弱酸弱堿鹽、酸式鹽溶液的酸堿性
(1)弱酸弱堿鹽雙水解,其溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱。當(dāng)Ka=Kb時(shí),溶液顯中性,如CH3COONH4;當(dāng)Ka>Kb時(shí),溶液顯酸性,如HCOONH4;當(dāng)Ka 14、非平衡狀態(tài)下溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積——離子積Qc的相對(duì)大小,可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀生成或溶解的情況:Qc>Ksp,溶液過(guò)飽和,有沉淀析出;Qc=Ksp,溶液飽和,沉淀的生成與溶解處于平衡狀態(tài);Qc 15、(Ksp)與溶解能力關(guān)系的突破方法
溶度積(Ksp)反映了電解質(zhì)在水中的溶解能力,對(duì)于陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比相同的電解質(zhì),Ksp的數(shù)值越大,難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng);但對(duì)于陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比不同的電解質(zhì),不能直接比較Ksp數(shù)值的大小。
題組一 影響弱電解質(zhì)電離平衡因素的多角度分析
1.(xx·安徽理綜,13)已知NaHSO3溶液顯酸性,溶液中存在以下平衡:
HSO+H2OH2SO3+OH-①
HSOH++SO②
向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質(zhì),下列有關(guān)說(shuō)法正確的是( )
A.加入少量金屬Na,平衡①左移,平衡②右移,溶液中c(HSO)增大
16、B.加入少量Na2SO3固體,則c(H+)+c(Na+)=c(HSO)+c(OH-)+c(SO)
C.加入少量NaOH溶液,、的值均增大
D.加入氨水至中性,則2c(Na+)=c(SO)>c(H+)=c(OH-)
答案 C
解析 根據(jù)加入物質(zhì)的性質(zhì)判斷平衡移動(dòng)方向,進(jìn)一步判斷各選項(xiàng)結(jié)論是否正確。
A項(xiàng)加入金屬鈉后,鈉和水反應(yīng)生成氫氧化鈉,使平衡①左移,平衡②右移,移動(dòng)的結(jié)果是c(SO)增大??梢岳脴O端分析法判斷,如果金屬鈉適量,充分反應(yīng)后溶液中溶質(zhì)可以是亞硫酸鈉,此時(shí)c(HSO)很小,所以A項(xiàng)錯(cuò)誤。B項(xiàng)依據(jù)電荷守恒判斷,c(SO)前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)應(yīng)為2,即c(H+)+c(Na+)= 17、c(HSO)+c(OH-)+2c(SO),所以B項(xiàng)錯(cuò)誤。C項(xiàng)加入氫氧化鈉溶液后,溶液酸性減弱,堿性增強(qiáng),所以增大;平衡①左移,平衡②右移,最終c(SO)增大,c(HSO)減小,所以增大。D項(xiàng)加入氨水至溶液呈中性,即c(H+)=c(OH-)。由電荷守恒知,其他離子存在如下關(guān)系:c(Na+)+c(NH)=2c(SO)+c(HSO),所以D項(xiàng)錯(cuò)誤。
酸、堿、鹽對(duì)水的電離的影響:酸和堿抑制水的電離,強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽促進(jìn)水的電離。強(qiáng)酸弱堿鹽和堿溶液中由水電離的c(H+)或c(OH-)取決于溶液中的c(H+);強(qiáng)堿弱酸鹽和酸溶液中由水電離出的c(H+)或c(OH-)取決于溶液中的c(OH-)。 18、但應(yīng)關(guān)注酸式鹽的特殊性,如硫酸氫鈉完全電離,會(huì)抑制水的電離;碳酸氫鈉以水解為主,呈堿性,促進(jìn)水的電離。
題組二 多角度攻克鹽類(lèi)水解問(wèn)題
2.正誤判斷,正確的劃“√”,錯(cuò)誤的劃“×”
(1)將NH4Cl溶液蒸干制備N(xiāo)H4Cl固體(×)
(xx·福建理綜,8B)
(2)CH3COONa溶液中滴加少量濃鹽酸后c(CH3COO-)增大(×)
(xx·重慶理綜,3B)
(3)用熱的純堿溶液洗去油污,是因?yàn)镹a2CO3可直接與油污反應(yīng)(×)
(xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ,8A)
(4)施肥時(shí),草木灰(有效成分為K2CO3)不能與NH4Cl混合使用,是因?yàn)镵2CO3與NH4Cl反應(yīng)生成氨氣會(huì)降低 19、肥效(√)
(xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ,8C)
(5)加熱0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液,CO的水解程度和溶液的pH均增大(√)
(xx·江蘇,11C)
(6)用蒸餾水潤(rùn)濕的試紙測(cè)溶液的pH,一定會(huì)使結(jié)果偏低(×)
(xx·大綱全國(guó)卷,6D)
(7)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性,兩溶液中水的電離程度相同(×)
(xx·天津理綜,5D)
(8)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液,有沉淀和氣體生成(×)
(xx·重慶理綜,2C)
(9)25 ℃時(shí),用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH=7,V醋酸<VNaOH(×)
(xx·重慶理綜,2B)
(1 20、0)為確定某酸H2A是強(qiáng)酸還是弱酸,可測(cè)NaHA溶液的pH。若pH>7,則H2A是弱酸;若pH<7,則H2A是強(qiáng)酸(×)
(xx·浙江理綜,12B)
(11)25 ℃時(shí),a mol·L-1一元酸HA與b mol·L-1 NaOH等體積混合后,pH為7,則c(A-)≤c(Na+)(×)
(xx·海南,11改編)
(12)NaHSO4溶液、KF溶液、KAl(SO4)2溶液、NaI溶液中,前三個(gè)都對(duì)水的電離平衡產(chǎn)生影響,且都促進(jìn)水的電離(×)
(xx·上海,7改編)
(13)鹽酸中滴加氨水至中性,溶液中的溶質(zhì)為NH4Cl(×)
(xx·重慶理綜,10A)
1.鹽類(lèi)水解易受溫度、濃 21、度、溶液的酸堿性等因素的影響,以氯化鐵水解為例,當(dāng)改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時(shí),學(xué)生應(yīng)從移動(dòng)方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面去歸納總結(jié),加以分析掌握。
2.多元弱酸的酸式鹽問(wèn)題。酸式鹽一般既存在水解,又存在電離。如果酸式鹽的電離程度大于其水解程度,溶液顯酸性,如NaHSO3溶液;如果酸式鹽的水解程度大于其電離程度,則溶液顯堿性,如NaHCO3溶液。
題組三 正確理解外界因素對(duì)難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響
3.正誤判斷,正確的劃“√”,錯(cuò)誤的劃“×”
(1)驗(yàn)證Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2,可以將FeCl3溶液加入Mg(OH)2懸濁液中, 22、振蕩,可觀察到沉淀由白色變?yōu)榧t褐色(√)
(xx·四川理綜,4D)
(2)溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀轉(zhuǎn)化,所以ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀(√)
(xx·安徽理綜,12D)
(3)AgCl沉淀易轉(zhuǎn)化為AgI沉淀且K(AgX)=c(Ag+)·c(X-),故K(AgI)<K(AgCl)(√)
(xx·重慶理綜,2D)
(4)相同溫度下,將足量氯化銀固體分別放入相同體積的①蒸餾水?、?.1 mol·L-1鹽酸?、?.1 mol·L-1氯化鎂溶液 ④0.1 mol·L-1硝酸銀溶液中,Ag+濃度:①>④=②>③(×)
(xx·浙江理綜,12D)
4.(xx· 23、北京理綜,10)實(shí)驗(yàn):①0.1 mol·L-1AgNO3溶液和0.1 mol·L-1NaCl溶液等體積混合得到濁液a,過(guò)濾得到濾液b和白色沉淀c;
②向?yàn)V液b中滴加0.1 mol·L-1KI溶液,出現(xiàn)渾濁;
③向沉淀c中滴加0.1 mol·L-1KI溶液,沉淀變?yōu)辄S色。
下列分析不正確的是( )
A.濁液a中存在沉淀溶解平衡:AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)
B.濾液b中不含有Ag+
C.③中顏色變化說(shuō)明AgCl轉(zhuǎn)化為AgI
D.實(shí)驗(yàn)可以證明AgI比AgCl更難溶
答案 B
解析 A項(xiàng),在濁液a中,存在AgCl的沉淀溶解平衡,正確;B項(xiàng),在濾液b中,仍含有少 24、量Ag+,故在b中生成了AgI沉淀,錯(cuò)誤;由于AgI比AgCl更難溶解,向c中加入0.1 mol·L-1KI溶液,能發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng),生成黃色的AgI,C項(xiàng)和D項(xiàng)都正確。
1.沉淀溶解平衡與化學(xué)平衡、電離平衡一樣,具有動(dòng)態(tài)平衡的特征,平衡時(shí)溶液中各離子濃度保持恒定,平衡只受溫度的影響,與濃度無(wú)關(guān)。
2.溶度積(Ksp)的大小只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溶液的溫度有關(guān),相同類(lèi)型的難溶電解質(zhì)的Ksp越小,溶解度越小,越難溶。
考點(diǎn)三 溶液中的“三大常數(shù)”
電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、溶度積常數(shù)是溶液中的三大常數(shù),它們均只與溫度有關(guān)。電離平衡常數(shù)和水的離子積常數(shù)隨著溫度的升高而增大,因?yàn)?/p>
25、弱電解質(zhì)的電離和水的電離均為吸熱反應(yīng)。有關(guān)常數(shù)的計(jì)算,要緊緊圍繞它們只與溫度有關(guān),而不隨其離子濃度的變化而變化來(lái)進(jìn)行。
(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中,Ka、Kh、Kw的關(guān)系是Kw=Ka·Kh。
(2)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間關(guān)系
M(OH)n(s)Mn+(aq)+nOH-(aq)
Ksp=c(Mn+)·cn(OH-)=·cn(OH-)==()n+1。
題組一 水的離子積常數(shù)及應(yīng)用
1.不同溫度下,水溶液中c(H+)與c(OH-)的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)說(shuō)法中正確的是( )
A.若從a點(diǎn)到c點(diǎn),可采用在水中加入酸的方法
B.b點(diǎn)對(duì)應(yīng)的 26、醋酸中由水電離的c(H+)=10-6 mol·L-1
C.c點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的Kw大于d點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的Kw
D.T ℃時(shí),0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液的pH=11
答案 D
解析 本題重點(diǎn)考查不同溫度下水的電離平衡和水的離子積常數(shù)的計(jì)算。a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(H+)和c(OH-)相等,同理c點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(H+)和c(OH-)也相等,溶液一定呈中性,從a點(diǎn)到c點(diǎn),可以采用升溫的方法,A項(xiàng)錯(cuò)誤;Kw只與溫度有關(guān),同溫度下不同酸堿性溶液的Kw相同,a點(diǎn)和b點(diǎn)的Kw都是10-14,c點(diǎn)和d點(diǎn)的Kw都是10-12,酸和堿溶液都會(huì)抑制水的電離,酸溶液中由水電離的c(H+)與溶液中的c(OH-)相等, 27、即c(H+)水電離=c(OH-)=10-8 mol·L-1,B、C項(xiàng)均錯(cuò)誤;T ℃時(shí),Kw=10-12,0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液的c(H+)=10-11 mol·L-1,pH=11,D項(xiàng)正確。
題組二 電離平衡常數(shù)的計(jì)算
2.在25 ℃下,將a mol·L-1的氨水與0.01 mol·L-1的鹽酸等體積混合,反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c(NH)=c(Cl-),則溶液顯__________(填“酸”、“堿”或“中”)性;用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb=_________________________________________________。
答案 中
28、
解析 氨水與HCl等體積混合后的溶液中的電荷守恒關(guān)系式為c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(NH)=c(Cl-),故有c(H+)=c(OH-),溶液顯中性。
3.碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下,空氣中的CO2溶于水,達(dá)到平衡時(shí),溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級(jí)電離,則H2CO3HCO+H+的平衡常數(shù)K1=________。(已知:10-5.60=2.5×10-6)
答案 4.2×10-7
解析 由H2CO3H++HCO得平衡常數(shù)
K1= 其pH=5.60
則c 29、(H+)=2.5×10-6 mol·L-1=c(HCO)
因此K1=
≈4.2×10-7。
4.常溫下,將a mol·L-1 CH3COONa溶于水配成溶液,向其中滴加等體積的b mol·L-1的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā)),用含a和b的代數(shù)式表示醋酸的電離常數(shù)Ka=________。
答案
解析
所以c(CH3COOH)=c(Cl-)
CH3COOH CH3COO- + H+
- 10-7
Ka==。
題組三 Ka·Kh=Kw或Kb·Kh=Kw的應(yīng)用
5.[xx·山東理綜,29(4)]25 ℃時(shí),H2SO3HSO+H+ 30、的電離常數(shù)Ka=1×10-2 mol·L-1,則該溫度下NaHSO3水解反應(yīng)的平衡常數(shù)Kh=______mol·L-1,若向NaHSO3溶液中加入少量的I2,則溶液中將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。
答案 1×10-12 增大
解析 Ka=
Kh==
===1×10-12 mol·L-1。
HSO+H2OH2SO3+OH-,當(dāng)加少量I2時(shí),發(fā)生I2+HSO+H2O===2I-+3H++SO。
根據(jù)Kh=
由于c(OH-)減小,而Kh不變,
所以增大。
6.已知25 ℃時(shí),NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb=1.8×10-5 mol·L-1,該溫度下1 31、mol·L-1的NH4Cl溶液中c(H+)=________ mol·L-1。(已知≈2.36)
答案 2.36×10-5
解析 Kh==
c(H+)≈c(NH3·H2O),而c(NH)≈1 mol·L-1。
所以c(H+)===2.36×10-5 mol·L-1。
7.常溫下,用NaOH溶液吸收SO2得到pH=9的Na2SO3溶液,吸收過(guò)程中水的電離平衡________移動(dòng)(填“向左”、“向右”或“不”)。試計(jì)算溶液中=________(常溫下H2SO3的電離平衡常數(shù)Ka1=1.0×10-2,Ka2=6.0×10-8)
答案 向右 60
解析 NaOH電離出的OH-抑制水的電離 32、平衡,Na2SO3電離出SO水解促進(jìn)水的電離平衡。
SO+H2OHSO+OH-
Kh===
所以==60。
題組四 Ksp的應(yīng)用
8.(xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅱ,13)室溫時(shí),M(OH)2(s)M2+(aq)+2OH-(aq) Ksp=a。c(M2+)=b mol·L-1時(shí),溶液的pH等于( )
A.lg() B.lg()
C.14+lg() D.14+lg()
答案 C
解析 由Ksp=c(M2+)·c2(OH-)得c(OH-)= mol·L-1,Kw=c(H+)·c(OH-)得c(H+)= mol·L-1
pH==14+lg()。
9.已知某溫度下,Ksp 33、(AgCl)=1.56×10-10,Ksp(Ag2CrO4)=1×10-12,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 mol·L-1的K2CrO4溶液中加入等體積的0.002 mol·L-1 AgNO3溶液,則CrO完全沉淀
D.將0.001 mol·L-1的AgNO3溶液滴入0.001 mol·L-1的KCl和0.001 mol·L-1的K2CrO4溶液,則先產(chǎn)生AgCl沉淀
答案 D
10.如圖所示,有T1、T2不同溫度下BaSO4在水中的沉淀 34、溶解平衡曲線,下列說(shuō)法不正確的是( )
A.加入Na2SO4可使溶液由a點(diǎn)變?yōu)閎點(diǎn)
B.在T1曲線上方區(qū)域(不含曲線)任意一點(diǎn)時(shí),均有BaSO4沉淀生成
C.蒸發(fā)溶劑可能使溶液由d點(diǎn)變?yōu)榍€上a,b之間的某一點(diǎn)(不含a,b)
D.升溫可使溶液由b點(diǎn)變?yōu)閐點(diǎn)
答案 D
解析 A項(xiàng)正確,溫度不變Ksp不變,c(SO)增大,c(Ba2+)減??;B項(xiàng)正確,T1曲線上方區(qū)域,任意一點(diǎn)為過(guò)飽和溶液,有BaSO4沉淀生成;C項(xiàng)正確,蒸發(fā)溶劑,c(SO)、c(Ba2+)均增大,而由d點(diǎn)到a點(diǎn)c(SO)保持不變,由d點(diǎn)到b點(diǎn)c(Ba2+)保持不變;D項(xiàng)錯(cuò)誤,升溫Ksp增大,c(Ba2+)、c( 35、SO)均應(yīng)增大。
考點(diǎn)四 溶液中“粒子”濃度的變化
1.明確“四種”類(lèi)型
類(lèi)型一:?jiǎn)我蝗芤褐懈麟x子濃度的比較
(1)多元弱酸溶液:多元弱酸分步電離,電離程度逐級(jí)減弱。如H3PO4溶液中:c(H+)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。
(2)多元弱酸的正鹽溶液:多元弱酸弱酸根離子分步水解,水解程度逐級(jí)減弱。如在Na2CO3溶液中:c(Na+)>c(CO)>c(OH-)>c(HCO)。
類(lèi)型二:混合溶液中各離子濃度的比較
對(duì)混合溶液進(jìn)行離子濃度比較時(shí)要綜合分析電離、水解等因素。如在0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L-1的氨水混合溶液中,各離子濃度大 36、小的順序?yàn)閏(NH)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。
類(lèi)型三:酸堿中和型離子濃度的大小比較
類(lèi)型四:不同溶液中同一離子濃度的比較
該類(lèi)情況要看溶液中其他離子對(duì)該離子的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中:①NH4Cl?、贑H3COONH4?、跱H4HSO4,c(NH)由大到小的順序?yàn)棰郏劲伲劲凇?
2.抓住“三個(gè)”守恒
(1)電荷守恒
即電解質(zhì)溶液中陰離子所帶電荷總數(shù)等于陽(yáng)離子所帶電荷總數(shù)。根據(jù)電荷守恒,可準(zhǔn)確快速解決電解質(zhì)溶液中許多復(fù)雜的離子濃度問(wèn)題,如NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+2c(CO)+c(OH-)。
(2)物料守恒
是指 37、物質(zhì)發(fā)生變化前后,有關(guān)元素的存在形式不同,但元素的種類(lèi)和原子數(shù)目在變化前后保持不變。根據(jù)物料守恒,可準(zhǔn)確快速解決電解質(zhì)溶液中復(fù)雜離子、分子、物質(zhì)的量濃度或物質(zhì)的量的關(guān)系,如0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中:c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+(H2CO3)=0.1 mol·L-1。
(3)質(zhì)子守恒
是指在電離或水解過(guò)程中,會(huì)發(fā)生質(zhì)子(H+)轉(zhuǎn)移,但質(zhì)子轉(zhuǎn)移過(guò)程中其數(shù)量保持不變。如在Na2CO3或NaHCO3溶液中,可用以下圖幫助理解質(zhì)子守恒:
①Na2CO3溶液
所以c(OH-)=c(HCO)+2c(H2CO3)+c(H3O+),
即c(OH-)=c(HCO)+2c 38、(H2CO3)+c(H+)。
②NaHCO3溶液
所以c(OH-)+c(CO)=c(H2CO3)+c(H+)。
另外,將混合溶液中的電荷守恒式和物料守恒式相聯(lián)立,通過(guò)代數(shù)運(yùn)算消去其中某離子,即可推出該溶液中的質(zhì)子守恒。
3.應(yīng)用“三個(gè)”規(guī)律
(1)一般而言,等濃度的弱酸與弱酸鹽混合,電離程度大于水解程度,溶液呈酸性;HCN、NaCN混合液除外,它們的溶液呈堿性,水解程度大于電離程度。
(2)對(duì)于存在電離和水解過(guò)程的NaHA溶液,若溶液呈酸性,則電離程度大于水解程度,則c(A2-)>c(H2A);若溶液呈堿性,則電離程度小于水解程度,則c(H2A)>c(A2-)。
(3)僅含4 39、種離子的溶液,可以根據(jù)溶液的電中性判斷離子濃度大小。如:
①CH3COOH和NaOH等物質(zhì)的量混合時(shí)溶液顯堿性,故c(OH-)>c(H+),則c(Na+)>c(CH3COO-);
②NH3·H2O與HCl等物質(zhì)的量混合時(shí)溶液顯酸性,故c(H+)>c(OH-),則c(Cl-)>c(NH)。
題組一 不同溶液中“粒子”濃度關(guān)系判斷
1.(xx·安徽理綜,11)室溫下,下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是( )
A.Na2S溶液:c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)
B.Na2C2O4溶液:c(OH-)=c(H+)+c(HC2O)+2c(H2C2O4)
C.Na2CO 40、3溶液:c(Na+)+c(H+)=2c(CO)+c(OH-)
D.CH3COONa和CaCl2混合溶液:c(Na+)+c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+2c(Cl-)
答案 B
解析 A項(xiàng),Na2S溶液中微粒關(guān)系為c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S),錯(cuò)誤;B項(xiàng),Na2C2O4溶液中,由電荷守恒得:
c(Na+)+c(H+)=2c(C2O)+c(HC2O)+c(OH-)①
由物料守恒得:c(Na+)=2c(C2O)+2c(HC2O)+2c(H2C2O4)②
由①-②得:c(OH-)=c(H+)+c(HC2O)+2c(H2C2 41、O4),正確;
C項(xiàng),Na2CO3溶液中,由電荷守恒得:c(Na+)+c(H+)=2c(CO)+c(HCO)+c(OH-),錯(cuò)誤;
D項(xiàng),CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在:c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)①
2c(Ca2+)=c(Cl-)②
①+②得:c(Na+)+2c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-),錯(cuò)誤。
2.(xx·江蘇,14改編)25 ℃時(shí),下列有關(guān)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系不正確的是( )
A.0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液與0.1 mol·L-1 HCl溶液等體積混合:c(Na+) 42、=c(Cl-)>c(CH3COO-)>c(OH-)
B.0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液與0.1 mol·L-1氨水等體積混合(pH>7):c(NH3·H2O)>c(NH)>c(Cl-)>c(OH-)
C.0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液與0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液等體積混合:c(Na+)=c(CO)+c(HCO)+c(H2CO3)
D.0.1 mol·L-1 Na2C2O4溶液與0.1 mol·L-1 HCl溶液等體積混合(H2C2O4為二元弱酸):2c(C2O)+c(HC2O)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)+c(Cl-)
答案 B
解析 A項(xiàng) 43、,二者恰好反應(yīng)生成CH3COOH和NaCl,CH3COOH發(fā)生電離:CH3COOHCH3COO-+H+,溶液顯酸性,正確;B項(xiàng),NH4Cl與NH3·H2O等濃度等體積混合顯堿性,說(shuō)明NH3·H2O的電離程度大于NH的水解程度,故c(NH)>c(NH3·H2O),錯(cuò)誤;C項(xiàng),等濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液中,根據(jù)物料守恒,可知2c(Na+)=3c(CO)+3c(HCO)+3c(H2CO3),正確;D項(xiàng),根據(jù)電荷守恒,正確。
題組二 化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中“粒子”濃度關(guān)系判斷
3.20 ℃時(shí)向20 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液中不斷滴入0.1 mol·L-1 NaOH(aq),溶液 44、pH變化如圖所示。此過(guò)程溶液中離子濃度的關(guān)系錯(cuò)誤的是( )
A.a(chǎn)點(diǎn):c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
B.b點(diǎn):c(Na+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)
C.c點(diǎn):c(H+)=c(CH3COOH)+c(OH-)
D.d點(diǎn):c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
答案 C
解析 a點(diǎn)是CH3COOH和CH3COO Na的等量混合,離子濃度關(guān)系為c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-);b點(diǎn),溶液呈中性,溶質(zhì)為CH3COONa和少量CH3COOH,根據(jù)電荷守恒判斷;c點(diǎn),正好生成CH3CO 45、ONa溶液,根據(jù)質(zhì)子守恒得c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+);d點(diǎn)是CH3COONa和NaOH的混合,其中CH3COONa的物質(zhì)的量是NaOH的2倍,正確。
巧抓“四點(diǎn)”,突破“粒子”濃度關(guān)系
1.抓反應(yīng)“一半”點(diǎn),判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。
2.抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn),生成什么溶質(zhì),溶液呈什么性,是什么因素造成的。
3.抓溶液“中性”點(diǎn),生成什么溶質(zhì),哪種反應(yīng)物過(guò)量或不足。
4.抓反應(yīng)“過(guò)量”點(diǎn),溶質(zhì)是什么,判斷誰(shuí)多、誰(shuí)少還是等量。
考點(diǎn)五 酸堿中和滴定及“遷移”應(yīng)用
“中和滴定”考點(diǎn)歸納
(1)“考”實(shí)驗(yàn)儀器
酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺(tái))、錐 46、形瓶。其中??嫉氖堑味ü?,如正確選擇滴定管(包括量程),滴定管的檢漏、洗滌和潤(rùn)洗,滴定管的正確讀數(shù)方法等。
(2)“考”操作步驟
①滴定前的準(zhǔn)備;查漏、洗滌、潤(rùn)洗、充液(趕氣泡)、調(diào)液面、讀數(shù);②滴定:移液、滴加指示劑、滴定至終點(diǎn)、讀數(shù);③計(jì)算。
(3)“考”指示劑的選擇
①?gòu)?qiáng)酸強(qiáng)堿相互滴定,可選用甲基橙或酚酞;②若反應(yīng)生成的強(qiáng)酸弱堿鹽溶液呈酸性,則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙),若反應(yīng)生成強(qiáng)堿弱酸鹽,溶液呈堿性,則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞);③石蕊試液因顏色變化不明顯,且變色范圍過(guò)寬,一般不作指示劑。
(4)“考”誤差分析
寫(xiě)出計(jì)算式,分析操作對(duì)V標(biāo)的影響,由計(jì)算式得出 47、對(duì)最終測(cè)定結(jié)果的影響,切忌死記硬背結(jié)論。此外對(duì)讀數(shù)視線問(wèn)題要學(xué)會(huì)畫(huà)圖分析。
(5)“考”數(shù)據(jù)處理
正確“取舍”數(shù)據(jù),計(jì)算“平均”體積,根據(jù)反應(yīng)式確定標(biāo)準(zhǔn)液與待測(cè)液濃度和體積的關(guān)系,從而列出公式進(jìn)行計(jì)算。
題組一 中和滴定的基本操作
1.正誤判斷,正確的劃“√”,錯(cuò)誤的劃“×”
(1)酸式滴定管裝標(biāo)準(zhǔn)溶液前,必須先用該溶液潤(rùn)洗(√)
(xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ,12B)
(2)酸堿滴定實(shí)驗(yàn)中,用待滴定溶液潤(rùn)洗錐形瓶以減小實(shí)驗(yàn)誤差(×)
(xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ,12C)
(3)欲測(cè)定NaOH溶液濃度,可選用滴定管、錐形瓶、燒杯、NaOH溶液、0.100 0 mol·L-1鹽酸達(dá)到 48、實(shí)驗(yàn)?zāi)康?×)
(xx·安徽理綜,9D)
(4)滴定前滴定管內(nèi)無(wú)氣泡,終點(diǎn)讀數(shù)時(shí)有氣泡,所測(cè)體積偏小(√)
(xx·天津理綜,4C)
(5)中和滴定實(shí)驗(yàn)時(shí),用待測(cè)液潤(rùn)洗錐形瓶(×)
(xx·山東理綜,11A)
(6)“中和滴定”實(shí)驗(yàn)中,容量瓶和錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用,滴定管和移液管用蒸餾水洗凈后,須經(jīng)干燥或潤(rùn)洗后方可使用(√)
(2011·浙江理綜,8C)
(7)讀數(shù)為22.30(×)
(2011·海南,2改編)
(8)酸堿滴定時(shí),若加入待測(cè)液前用待測(cè)液潤(rùn)洗錐形瓶,將導(dǎo)致測(cè)定結(jié)果偏高(√)
(xx·山東理綜,14C)
(9)(√)
(xx·安徽理綜,8A)
( 49、10)(×)
(xx·重慶理綜,7B)
(11)可用25 mL堿式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液(×)
(12)讀取滴定管內(nèi)液體的體積,俯視讀數(shù)導(dǎo)致讀數(shù)偏小(√)
題組二 滴定終點(diǎn)的描述
2.用a mol·L-1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液,用酚酞作指示劑,達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是____________________;若用甲基橙作指示劑,滴定終點(diǎn)現(xiàn)象是____________________。
答案 滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液,溶液由紅色變?yōu)闊o(wú)色,且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)紅色 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液,溶液由黃色變?yōu)槌壬?,且半分鐘?nèi)不恢復(fù)黃色
3.用標(biāo)準(zhǔn)碘溶液滴定溶有SO2的水溶液 50、,以測(cè)定水中SO2的含量,應(yīng)選用____________作指示劑,達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是________________________________。
答案 淀粉溶液 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液,溶液由無(wú)色變?yōu)樗{(lán)色,且半分鐘內(nèi)不褪色
4.用標(biāo)準(zhǔn)酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液,以測(cè)定水中SO2的含量,是否需要選用指示劑________(填“是”或“否”),達(dá)到滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是___________________
________________________________________________________________________。
答案 否 當(dāng)?shù)稳胱詈笠?/p>
51、滴酸性KMnO4溶液,溶液由無(wú)色變?yōu)樽霞t色,且半分鐘內(nèi)不褪色
5.用氧化還原滴定法測(cè)定TiO2的質(zhì)量分?jǐn)?shù):一定條件,將TiO2溶解并還原為T(mén)i3+,再用KSCN溶液作指示劑,用NH4Fe(SO4)2標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Ti3+至全部生成Ti4+,滴定Ti3+時(shí)發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為_(kāi)_________________________,達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)的現(xiàn)象是__________________________。
答案 Ti3++Fe3+===Ti4++Fe2+ 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液,溶液變成血紅色,且半分鐘內(nèi)不褪色
題組三 “滴定法”的遷移應(yīng)用
6.(xx·重慶理綜,9)中華人民共和國(guó)國(guó)家標(biāo)準(zhǔn)( 52、GB2760-2011)規(guī)定葡萄酒中SO2最大使用量為0.25 g·L-1。某興趣小組用題圖1裝置(夾持裝置略)收集某葡萄酒中SO2,并對(duì)其含量進(jìn)行測(cè)定。
(1)儀器A的名稱(chēng)是____________,水通入A的進(jìn)口為_(kāi)___________。
(2)B中加入300.00 mL葡萄酒和適量鹽酸,加熱使SO2全部逸出并與C中H2O2完全反應(yīng),其化學(xué)方程式為_(kāi)_______________________________。
(3)除去C中過(guò)量的H2O2,然后用0.090 0 mol·L-1NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定,滴定前排氣泡時(shí),應(yīng)選擇題圖2中的________;若滴定終點(diǎn)時(shí)溶液的p 53、H=8.8,則選擇的指示劑為_(kāi)_______;若用50 mL滴定管進(jìn)行實(shí)驗(yàn),當(dāng)?shù)味ü苤械囊好嬖诳潭取?0”處,則管內(nèi)液體的體積(填序號(hào))________(①=10 mL,②=40 mL,③<10 mL,④>40 mL)。
(4)滴定至終點(diǎn)時(shí),消耗NaOH溶液25.00 mL,該葡萄酒中SO2含量為_(kāi)_______g·L-1。
(5)該測(cè)定結(jié)果比實(shí)際值偏高,分析原因并利用現(xiàn)有裝置提出改進(jìn)措施___________________
__________________________________________________。
答案 (1)冷凝管(或冷凝器) b
(2)SO2+H2 54、O2===H2SO4
(3)③ 酚酞?、堋?4)0.24
(5)原因:鹽酸的揮發(fā);改進(jìn)措施:用不揮發(fā)的強(qiáng)酸如硫酸代替鹽酸,或用蒸餾水代替葡萄酒進(jìn)行對(duì)比實(shí)驗(yàn),扣除鹽酸揮發(fā)的影響
解析 (1)A儀器的名稱(chēng)為冷凝管或冷凝器;為使冷卻效果好,應(yīng)將冷卻水從處于低處的b口通入。
(2)SO2具有強(qiáng)還原性,H2O2具有強(qiáng)氧化性,二者發(fā)生氧化還原反應(yīng):SO2+H2O2===H2SO4。
(3)NaOH盛裝在堿式滴定管中,應(yīng)將橡皮管向上彎曲排出氣泡,故選③;滴定至終點(diǎn)時(shí)溶液的pH=8.8,在酚酞的變色范圍內(nèi),故可選用酚酞作指示劑;液面在10 mL時(shí)滴定管中有刻度的液體為40 mL,因滴定管的下端有一段 55、無(wú)刻度,故滴定管內(nèi)液體的體積大于40 mL。
(4)SO2與NaOH存在如下關(guān)系:
SO2 ~ H2SO4 ~ 2NaOH
64 g 2 mol
m(SO2) 0.090 0 mol·L-1×0.025 L
解得:m(SO2)==0.072 g,故葡萄酒中SO2的含量為=0.24 g·L-1。
(5)鹽酸為揮發(fā)性酸,揮發(fā)出的HCl消耗NaOH,使測(cè)量值偏大??梢杂秒y揮發(fā)的稀硫酸代替鹽酸進(jìn)行該實(shí)驗(yàn)。
專(zhuān)題突破練
1.(xx·福建理綜,10)下列關(guān)于0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的說(shuō)法正確的是( )
A.溶質(zhì)的電離方程式為N 56、aHCO3===Na++H++CO
B.25 ℃時(shí),加水稀釋后,n(H+)與n(OH-)的乘積變大
C.離子濃度關(guān)系:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO)+c(CO)
D.溫度升高,c(HCO)增大
答案 B
解析 A項(xiàng),H2CO3為弱電解質(zhì),HCO在水溶液中電離程度很小,書(shū)寫(xiě)電離方程式時(shí),不能拆開(kāi),正確寫(xiě)法為NaHCO3===Na++HCO;B項(xiàng),注意是H+和OH-的物質(zhì)的量的乘積,而不是物質(zhì)的量濃度的乘積,加水稀釋?zhuān)琻(H+)、n(OH-)均增大;C項(xiàng),根據(jù)電荷守恒的規(guī)律,應(yīng)在c(CO)前面乘以2;D項(xiàng),溫度升高,HCO的電離程度、水解程度都增大,所以c(HCO) 57、減小。
2.(xx·四川理綜,6)下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是( )
A.0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液與0.1 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合,所得溶液中:c(Na+)>c(CO)>c(HCO)>c(OH-)
B.20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 mol·L-1 HCl溶液混合后溶液呈酸性,所得溶液中:c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)
C.室溫下,pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合,所得溶液中:c(Cl-)+c(H+)>c(NH)+c(OH-)
D.0.1 mol 58、·L-1 CH3COOH溶液與0.1 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合,所得溶液中:c(OH-)>c(H+)+c(CH3COOH)
答案 B
解析 A項(xiàng),等濃度等體積的NaHCO3與NaOH混合時(shí),兩者恰好反應(yīng)生成Na2CO3,在該溶液中CO能進(jìn)行兩級(jí)水解:CO+H2OHCO+OH-、HCO+H2OH2CO3+OH-,故溶液中c(OH-)>c(HCO),該項(xiàng)錯(cuò)誤;B項(xiàng),CH3COONa與HCl混合時(shí)反應(yīng)后生成的溶液中含有等量的CH3COONa、CH3COOH、NaCl,因溶液顯酸性,故溶液中CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度,該項(xiàng)正確;C項(xiàng),在混合前兩溶液的 59、pH之和為14,則氨水過(guò)量,所得溶液為少量NH4Cl和過(guò)量NH3·H2O的混合溶液,則c(Cl-) 60、得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示,下列說(shuō)法正確的是( )
A.HA為強(qiáng)酸
B.該混合液pH=7
C.該混合溶液中:c(A-)+c(Y)=c(Na+)
D.圖中X表示HA,Y表示OH-,Z表示H+
答案 C
解析 做圖像題首先要弄清橫、縱坐標(biāo)軸所代表的含義,本題所給圖像的縱坐標(biāo)為濃度,橫坐標(biāo)為各組分,即本圖像給出的是各組分的濃度大小關(guān)系。其中,A-濃度最大,X、Y、Z濃度依次減小,由題意知,兩者反應(yīng)生成0.1 mol·L-1的NaA溶液。A項(xiàng),由于A-濃度小于0.1 mol·L-1,說(shuō)明A-水解,即HA是弱酸,錯(cuò)誤;B項(xiàng),由于A-水解,水解后溶液呈堿性,錯(cuò)誤;D項(xiàng),混合液中粒 61、子濃度大小關(guān)系:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+),因此X表示OH-,Y表示HA,Z表示H+,錯(cuò)誤;C項(xiàng),根據(jù)物料守恒可知,c(A-)+c(HA)=c(Na+),即c(A-)+c(Y)=c(Na+),正確。
4.(xx·天津理綜,5)下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是( )
A.pH=1的NaHSO4溶液:c(H+)=c(SO)+c(OH-)
B.含有AgCl和AgI固體的懸濁液:c(Ag+)>c(Cl-)=c(I-)
C.CO2的水溶液:c(H+)>c(HCO)=2c(CO)
D.含等物質(zhì)的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液:3c(Na+) 62、=2[c(HC2O)+c(C2O)+c(H2C2O4)]
答案 A
解析 NaHSO4溶液中,根據(jù)電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(SO),又因?yàn)閏(Na+)=c(SO),綜合可得:c(H+)=c(OH-)+c(SO),A正確;相同條件下AgI的溶解度小于AgCl的,含有AgCl和AgI固體的懸濁液中,顯然有c(Ag+)>c(Cl-)>c(I-),B錯(cuò)誤;CO2與水反應(yīng)生成弱酸H2CO3,只有部分電離生成H+和HCO,受H+的抑制作用,HCO的電離程度更小,離子濃度關(guān)系為c(H+)>c(HCO)>2c(CO),C錯(cuò)誤;含等物質(zhì)的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液 63、中,根據(jù)物料守恒有2c(Na+)=3[c(HC2O)+c(C2O)+c(H2C2O4)],D錯(cuò)誤。
5.下列說(shuō)法正確的是( )
①常溫下,強(qiáng)酸溶液的pH=a,將溶液的體積稀釋到原來(lái)的10n倍,則pH=a+n;
②已知BaSO4的Ksp=c(Ba2+)·c(SO),所以在BaSO4溶液中有c(Ba2+)=c(SO)=
③將0.1 mol·L-1的NaHS和0.1 mol·L-1 Na2S溶液等體積混合,所得溶液中有c(S2-)+2c(OH-)=2c(H+)+c(HS-)+3c(H2S)
④在0.1 mol·L-1氨水中滴加0.1 mol·L-1鹽酸,剛好完全中和時(shí)pH=a,則由水電離 64、產(chǎn)生的c(H+)=10-a mol·L-1
A.①④ B.②③ C.③④ D.①②
答案 C
解析?、偃魺o(wú)限稀釋?zhuān)琾H≈7;②根據(jù)Ksp的意義,在BaSO4飽和溶液中,存在c(Ba2+)=c(SO)=;③c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)
2c(Na+)=3c(S2-)+3c(HS-)+3c(H2S),由以上兩式可以推出c(S2-)+2c(OH-)=2c(H+)+c(HS-)+3c(H2S);④剛好完全中和時(shí)生成NH4Cl溶液,溶液中H+來(lái)自水的電離,所以由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-a mol·L-1。
6.(xx·海南,11)室溫下,用0 65、.100 mol·L-1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.100 mol·L-1 的鹽酸和醋酸,滴定曲線如圖所示。下列說(shuō)法正確的是( )
A.Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲線
B.pH=7時(shí),滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20 mL
C.V(NaOH) =20.00 mL時(shí),兩份溶液中c(Cl-)=c(CH3COO-)
D.V(NaOH) =10.00 mL時(shí),醋酸溶液中c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
答案 B
解析 A項(xiàng),滴定開(kāi)始時(shí)0.100 0 mol·L-1鹽酸pH=1,0.100 0 mol·L-1醋酸pH>1,所以滴定鹽酸的曲線是Ⅱ 66、,滴定醋酸的曲線是Ⅰ,錯(cuò)誤;B項(xiàng),醋酸鈉水解呈堿性,氯化鈉不水解,pH=7時(shí),醋酸所用NaOH溶液的體積小,正確;C項(xiàng),V(NaOH)=20.00 mL 時(shí),二者反應(yīng)生成氯化鈉和醋酸鈉,醋酸根發(fā)生水解,濃度小于氯離子,錯(cuò)誤;D項(xiàng),加入10 mL氫氧化鈉時(shí),溶液中恰好為同濃度的醋酸和醋酸鈉,醋酸的電離程度大于醋酸根的水解程度,所以c(CH3COO- ) >c(Na+ ),錯(cuò)誤。
7.常溫下,用0.100 0 mol·L-1 HCl溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 NH3·H2O溶液,滴定曲線如下圖。下列說(shuō)法正確的是( )
A.①溶液:c(Cl-)>c(NH)>c(OH-)>c(H+)
B.②溶液:c(NH)=c(Cl-)>c(OH-)=c(H+)
C.③溶液:c(OH-)>c(H+)
D.滴定過(guò)程中不可能出現(xiàn):c(NH3·H2O)>c(NH)>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+)
答案 B
解析?、冱c(diǎn)是NH4Cl和NH3·H2O等量混合,離子濃度大小應(yīng)為c(NH)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+);B項(xiàng),根據(jù)電荷守恒判斷該項(xiàng)正確;C項(xiàng),
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