高考化學一輪復習 課時規(guī)范練24 鹽類的水解（含解析）蘇教版-蘇教版高三化學試題

16、形成的混合溶液中:2c(Na+)=3[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] B.0.10 mol·L-1 NaHSO3溶液中通入NH3至溶液pH=7:c(Na+)>c(NH4+)>c(SO32-) C.物質(zhì)的量濃度相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HCO3溶液、③NH4Cl溶液、④(NH4)2Fe(SO4)2溶液中,c(NH4+)的大小關系:④>①>②>③ D.0.10 mol·L-1 CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH=7:c(Na+)>c(CH3COOH)=c(Cl-) 答案:D 解析:沒有給出Na2CO3和NaHCO3的量的關系,若二者的物質(zhì)的量

17、濃度相等,則離子濃度之間的關系正確,A項錯誤;根據(jù)電荷守恒有c(NH4+)+c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HSO3-)+2c(SO32-),溶液pH=7即c(H+)=c(OH-),所以c(NH4+)+c(Na+)=c(HSO3-)+2c(SO32-),根據(jù)物料守恒有c(Na+)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3),進而有c(NH4+)+c(H2SO3)=c(SO32-),故有c(Na+)>c(SO32-)>c(NH4+),B項錯誤;Fe2+的水解抑制NH4+的水解,HCO3-的水解促進NH4+的水解,則c(NH4+)的大小關系為④>①>③>②,C項錯誤;根據(jù)電荷

18、守恒有c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)+c(Cl-),溶液pH=7即c(H+)=c(OH-),即c(Na+)=c(CH3COO-)+c(Cl-),根據(jù)物料守恒有c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH),因此c(CH3COOH)=c(Cl-),綜合分析得c(Na+)>c(CH3COOH)=c(Cl-),D項正確。 10.25 ℃時,滿足c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1 mol·L-1的醋酸和醋酸鈉混合溶液中,c(CH3COO-)與pH的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)。 A.該溫度下醋酸的電離常數(shù)Ka為10-4.75 m

19、ol·L-1 B.M點所表示的溶液中:c(Na+)+c(H+)+c(CH3COOH)=0.1 mol·L-1 C.N點所表示的溶液中:c(CH3COO-)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-) D.Q點所表示的溶液中加入等體積的0.05 mol·L-1 NaOH溶液充分反應后pH>7 答案:B 解析:醋酸的電離常數(shù)等于c(CH3COO-)×c(H+)c(CH3COOH),Q點時醋酸根離子和醋酸的物質(zhì)的量濃度相等,則Ka=c(H+)=10-4.75mol·L-1,A正確;M點溶液中電荷守恒,則c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),兩邊加上c(CH3CO

20、OH),可知c(Na+)+c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)+0.1mol·L-1,B錯誤;從Q→Nc(CH3COO-)逐漸增大,溶液呈酸性,電離大于水解,所以離子濃度大小順序為c(CH3COO-)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-),C正確;Q點所表示的溶液中加入等體積的0.05mol·L-1NaOH溶液充分反應后得到醋酸鈉溶液,為強堿弱酸鹽溶液,溶液呈堿性,pH>7,D正確。 二、非選擇題(本題共3個小題,共50分) 11.(16分)已知某溶液中只存在OH-、H+、NH4+、Cl-四種離子,某同學推測其離子濃度大小順序可能有如下四種關系: ①c(Cl-)>c(

21、NH4+)>c(H+)>c(OH-) ②c(NH4+)>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+) ③c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+) ④c(Cl-)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH-) 填寫下列空白: (1)若溶液中只含有一種溶質(zhì),則該溶質(zhì)是　　　　　,上述四種離子濃度的大小順序為　　　　(填序號)。? (2)若四種離子的關系符合③,則溶質(zhì)為　　　　　　　　　　　　　　　　　;若四種離子的關系符合④,則溶質(zhì)為　　　　　　　。? (3)將pH相同的NH4Cl溶液和HCl溶液稀釋相同的倍數(shù),則下面圖像正確的是　　　　　　(填字母)。? (4)若該溶液是

22、由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成,且恰好呈中性,則混合前c(HCl)　　　　c(NH3·H2O)(填“大于”“小于”或“等于”,下同);混合前酸中c(H+)和堿中c(OH-)的關系為c(H+)　　　　c(OH-)。? 答案:(1)NH4Cl?、? (2)NH4Cl和NH3·H2O　NH4Cl和HCl (3)B (4)小于　大于 解析:(1)由已知的四種離子可知,當溶液中只存在一種溶質(zhì)時,為NH4Cl;NH4Cl為強酸弱堿鹽,NH4+水解使溶液呈酸性,離子濃度關系符合①。 (2)四種離子的關系符合③時,溶液呈堿性,說明堿過量,則溶液中存在的溶質(zhì)為NH4Cl和NH3·H2O;當四種離子的

23、關系符合④時,溶液呈強酸性,溶液中存在NH4Cl和HCl。 (3)加水稀釋酸性溶液,使溶液中的c(H+)減小,則pH增大,NH4Cl為強酸弱堿鹽,稀釋促進其水解,產(chǎn)生H+,鹽酸為強酸,在溶液中全部電離,稀釋過程中不會產(chǎn)生H+,pH相同的NH4Cl溶液和HCl溶液稀釋相同的倍數(shù)時,鹽酸的pH大于NH4Cl溶液的,B項符合。 (4)體積相等的稀鹽酸和氨水混合,若c(HCl)=c(NH3·H2O),則得到NH4Cl溶液,溶液呈酸性,因得到的溶液為中性,則c(NH3·H2O)應略大于c(HCl)。 12.(18分)已知25 ℃時部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)如表所示: 化學式 CH3COOH

24、 H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù) Ka=1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka=3.0×10-8 回答下列問題: (1)物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol·L-1的四種溶液: A.CH3COONa B.Na2CO3 C.NaClO D.NaHCO3 pH由小到大排列的順序是　　　　。? (2)常溫下,0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀釋過程中,下列表達式的數(shù)據(jù)變大的是　　　　。? A.c(H+) B.c(H+)c(CH3COOH) C.c(H+)·c(OH-) D.c(OH-)c(H+) E.c(H+)·c

25、(CH3COO-)c(CH3COOH) (3)體積均為100 mL pH=2的CH3COOH與一元酸HX,加水稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示,則HX的電離平衡常數(shù)　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的電離平衡常數(shù),理由是　?　 。? (4)25 ℃時,CH3COOH與CH3COONa的混合溶液,若測得pH=6,則溶液中c(CH3COO-)-c(Na+)=　　　　　　 mol·L-1(填精確值)。? (5)標準狀況下,將1.12 L CO2通入100 mL 1 mol·L-1的NaOH溶液中,用溶液中微粒的濃度符號完成下列等式: ①c(OH-)=2c(H

26、2CO3)+　 ; ②c(H+)+c(Na+)=　 。? 答案:(1)A碳酸的一級電離>次氯酸>碳酸的二級電離,所以物質(zhì)的量濃度均為0.1mol·L-1的四種溶液的pH由小到大排列的順序是A

27、

28、,CH3COOH與CH3COONa的混合溶液,若測得pH=6,根據(jù)電荷守恒可以得到c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),所以c(CH3COO-)-c(Na+)=c(H+)-c(OH-)=10-6mol·L-1-10-1410-6mol·L-1=9.9×10-7mol·L-1。(5)標準狀況下,1.12LCO2為0.05mol,100mL1mol·L-1的NaOH溶液含有NaOH的物質(zhì)的量為0.1mol,所以二者反應得到溶質(zhì)為0.05mol·L-1的碳酸鈉溶液,故根據(jù)質(zhì)子守恒可以得到:c(OH-)=2c(H2CO3)+c(HCO3-)+c(H+);根據(jù)電荷守恒可以得到:c

29、(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)。 13.(16分)(1)FeCl3在溶液中分三步水解: Fe3++H2OFe(OH)2++H+　K1 Fe(OH)2++H2OFe(OH)2++H+　K2 Fe(OH)2++H2OFe(OH)3+H+　K3 以上水解反應的平衡常數(shù)K1、K2、K3由大到小的順序是　　　　　　　　　　　。? 通過控制條件,以上水解產(chǎn)物聚合,生成聚合氯化鐵,離子方程式為xFe3++yH2OFex(OH)y(3x-y)++yH+。欲使平衡正向移動可采用的方法是　　　。? A.降溫 B.加水稀釋 C.加入NH4Cl D.加入Na

30、HCO3 室溫下,使氯化鐵溶液轉(zhuǎn)化為高濃度聚合氯化鐵的關鍵條件是　 。? (2)能證明Na2SO3溶液中存在SO32-+H2OHSO3-+OH-水解平衡的事實是　　　　。? A.滴入酚酞溶液變紅,再加入H2SO4溶液后紅色褪去 B.滴入酚酞溶液變紅,再加入氯水后紅色褪去 C.滴入酚酞溶液變紅,再加入BaCl2溶液后產(chǎn)生沉淀且紅色褪去 (3)一定條件下,CO可與粉末狀的氫氧化鈉作用生成甲酸鈉。 ①常溫時,甲酸的電離平衡常數(shù)Ka=1.70×10-4。甲酸鈉的水溶液呈堿性,請用離子反應方程式表示其原因:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　,0.1 mol·L-1

31、的甲酸鈉溶液pH約為　　　(已知:lg 17≈1.23,計算結(jié)果保留一位小數(shù))。? ②向20 mL 0.1 mol·L-1的甲酸鈉溶液中小心滴加10 mL 0.1 mol·L-1的鹽酸,混合液呈酸性,請按由大到小的順序給溶液中離子濃度排序:?　 。? 答案:(1)K1>K2>K3　BD　調(diào)節(jié)溶液的pH (2)C (3)①HCOO-+H2OHCOOH+OH-　8.4 ②c(Na+)>c(HCOO-)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-) 解析:(1)多元弱堿的陽離子水解分步進行,且逐漸減弱,故有K1>K2>K3。 依據(jù)平衡移動原理可知,加水稀釋或加NaHCO3都可使平衡右移。

32、 由于FeCl3可水解為Fe(OH)3,故將FeCl3溶液轉(zhuǎn)化為高濃度聚合氯化鐵時應調(diào)節(jié)溶液的pH。 (2)向Na2SO3溶液中加入H2SO4溶液,硫酸顯酸性,不論是否存在平衡,均可使溶液酸性增強,溶液紅色褪去;氯水具有強氧化性,能漂白一些有色的有機物;向Na2SO3溶液中加入BaCl2溶液,發(fā)生反應使溶液中的SO32-的濃度減小,平衡向逆反應方向移動,使c(OH-)減小,故C可以說明。 (3)①甲酸的電離平衡常數(shù)Ka=1.70×10-4,而Ka=c(HCOO-)·c(H+)c(HCOOH),說明HCOOH為弱酸;HCOONa為強堿弱酸鹽,HCOO-發(fā)生水解反應使溶液顯堿性。反應HCOO

33、-+H2OHCOOH+OH-的平衡常數(shù)為Kh=c(HCOOH)·c(OH-)c(HCOO-)=KWKa=1×10-141.70×10-4=117×10-9,c(HCOOH)≈c(OH-),則有c(OH-)=Kh·c(HCOO-)=117×10-9×0.1mol·L-1,c(H+)=KWc(OH-)=17×10-9mol·L-1,故HCOONa溶液的pH=-lg(17×10-9)=-12lg17+9≈8.4。 ②向20mL0.1mol·L-1HCOONa溶液中滴加10mL0.1mol·L-1的鹽酸,二者反應后得到等濃度的HCOONa、HCOOH及NaCl混合液,混合液呈酸性,說明HCOOH的電離程度大于HCOO-的水解程度,則有c(H+)>c(OH-),由于Na+、Cl-不發(fā)生水解反應,故溶液中離子濃度的大小順序為c(Na+)>c(HCOO-)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)。