高考特训化学总复习第八章 综合检测新人教0.docx

高考特训化学总复习第八章 综合检测新人教0.docx

《高考特训化学总复习第八章 综合检测新人教0.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高考特训化学总复习第八章 综合检测新人教0.docx（14页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

高考特训化学总复习第八章综合检测新人教0

第八章水溶液中的离子平衡

综合检测

一、选择题（本题包括10个小题，每小题5分，共50分，每小题只有一个选项符合题意）

1．下列叙述正确的是（　　）

A．pH＝2的硫酸溶液中c（H＋）∶c（SO

）等于2∶1，稀释100倍后二者的比值几乎不变

B．由水电离的c（H＋）＝10－12mol·L－1的溶液中，K＋、Ba2＋、Cl－、Br－、HCO

一定能大量共存

C．1.0×10－3mol·L－1盐酸的pH＝3，则1.0×10－8mol·L－1盐酸的pH＝8

D．某温度下水的离子积为1.0×10－12，若使pH＝1的H2SO4溶液与pH＝12的NaOH溶液混合后溶液呈中性，则两者的体积比为1∶10

解析：

硫酸是强酸，pH＝2的硫酸溶液稀释100倍后pH＝4，则稀释后，溶液仍为酸性，c（H＋）∶c（SO

）仍然等于2∶1，A正确；由水电离的c（H＋）＝10－12mol·L－1的溶液中水的电离被抑制，溶液可能显酸性，也可能显碱性，HCO

与氢离子或氢氧根离子均反应，不能大量共存，B错误；1.0×10－8mol·L－1盐酸中水电离出的氢离子大于盐酸电离出的氢离子，溶液的pH近似为7，C错误；某温度下水的离子积为1.0×10－12，则pH＝12的NaOH溶液中氢氧根离子的浓度是1mol·L－1，而pH＝1的H2SO4溶液中氢离子浓度是0.1mol·L－1，因此若使pH＝1的H2SO4溶液与pH＝12的NaOH溶液混合后溶液呈中性，则两者的体积比应为10∶1，D错误。

答案：

A

2．常温时，0.01mol·L－1某一元弱酸的电离常数Ka＝10－6，则下列说法正确的是（　　）

A．上述弱酸溶液的pH＝4

B．加入NaOH溶液后，弱酸的电离平衡向右移动，K值增大

C．加入等体积0.01mol·L－1NaOH溶液后，所得溶液的pH＝7

D．加入等体积0.01mol·L－1NaOH溶液后，所得溶液的pH<7

解析：

酸的电离平衡常数只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，故B错误；该酸为弱酸，等体积等浓度的该酸和氢氧化钠恰好反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，溶液的pH>7，故C、D错误。

答案：

A

3．常温下，将0.1mol·L－1的醋酸溶液加水稀释至原来体积的10倍，下列有关叙述正确的是（　　）

A．CH3COOH的电离平衡常数增大为原来的10倍

B．CH3COO－与CH3COOH的浓度之比增大为原来的10倍

C．CH3COO－与H＋的浓度之积减小为原来的

D．CH3COOH与CH3COO－的浓度之和减小为原来的

解析：

平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，A项错误；随着醋酸溶液的稀释，醋酸的电离平衡：

CH3COOHCH3COO－＋H＋正向移动，且CH3COOH、CH3COO－、H＋浓度均减小，CH3COOH浓度小于原来的1/10，CH3COO－、H＋浓度大于原来的1/10，B、C项错误；根据物料守恒CH3COOH与CH3COO－的浓度之和减小为原来的

，D项正确。

答案：

D

4．常温时，下列叙述正确的是（　　）

A．一元酸与一元碱恰好完全反应后的溶液中一定存在c（H＋）＝c（OH－）

B．0.4mol·L－1HA溶液和0.2mol·L－1NaOH溶液等体积混合，HA溶液中

与上述混合溶液中

相等

C．pH均为11的NaOH和Na2CO3溶液中，水的电离程度相同

D．因为加热后纯水的pH<7，所以升温可使水呈酸性

解析：

A选项，由盐酸与氨水恰好完全反应生成NH4Cl溶液显酸性可知错误；HAA－＋H＋，电离平衡常数＝

，结合Kw＝c（H＋）·c（OH－）可知电离平衡常数＝

，Kw是常数，所以

也只随温度改变而改变，B选项正确；C选项，NaOH抑制水的电离、Na2CO3促进水的电离，错误；D选项，水中始终存在c（H＋）＝c（OH－）。

答案：

B

5．25℃时，NH3·H2O和CH3COOH的电离常数K相等。

下列说法正确的是（　　）

A．常温下，CH3COONH4溶液的pH＝7，与纯水中H2O的电离程度相同

B．向CH3COONH4溶液中加入CH3COONa固体时，c（NH

）、c（CH3COO－）均会增大

C．常温下，等浓度的NH4Cl和CH3COONa两溶液的pH之和为14

D．等温等浓度的氨水和醋酸两溶液加水稀释到相同体积，溶液pH的变化值一定相同

解析：

CH3COONH4水解促进水的电离，CH3COONH4溶液中水的电离程度大于纯水，A错误；向CH3COONH4溶液中加入CH3COONa固体时，c（CH3COO－）增大，c（NH

）不会增大，B错误；醋酸根离子与铵根离子水解程度相同，常温下，将等浓度的NH4Cl和CH3COONa两溶液混合，溶液pH＝7，所以两溶液的pH之和为14，C正确；氨水和醋酸溶液体积不一定相同，所以等温等浓度的氨水和醋酸两溶液加水稀释到相同体积，溶液pH的变化值不一定相同，D错误。

答案：

C

6．常温下，向10mL0.1mol·L－1的HR溶液中逐滴滴入0.1mol·L－1的NH3·H2O溶液，所得溶液pH及导电性变化如图。

下列分析不正确的是（　　）

A．a～b导电能力增强，说明HR为弱酸

B．b点溶液pH＝7，说明NH4R没有水解

C．c点溶液中存在c（NH

）>c（R－）、c（OH－）>c（H＋）

D．b～c任意点溶液均有c（H＋）×c（OH－）＝Kw＝1.0×10－14

解析：

A项，a～b导电能力增强，是因为生成了盐（强电解质），可以说明HR为弱酸；B项，b点溶液的pH＝7，是因为生成的弱酸弱碱盐中两种离子的水解程度相同；C项，c点溶液是NH4R与NH3·H2O的混合溶液，溶液呈碱性，有c（OH－）>c（H＋），根据电荷守恒有c（NH

）>c（R－）；D项，温度不变，Kw为常数。

答案：

B

7．25℃时，将某一元碱MOH和盐酸溶液等体积混合（体积变化忽略不计），测得反应后溶液的pH如下表，则下列判断不正确的是（　　）

实验

序号

c（盐酸）/

（mol·L－1）

c（MOH）/

（mol·L－1）

反应后溶

液的pH

甲

0.20

0.20

5

乙

0.10

a

7

A.实验甲所得溶液：

c（Cl－）>c（M＋）>c（H＋）>c（MOH）

B．将实验甲中所得溶液加水稀释后，

变小

C．a>0.10

D．MOH的电离平衡常数可以表示为Kb＝

解析：

A.根据甲中的数据分析，碱（MOH）为弱碱，盐（MCl）为强酸弱碱盐，正确；B.盐溶液中加水，阳离子M＋水解程度增大，则溶液中氢离子的物质的量增大，M＋的物质的量减小，由于在同一溶液中，则

变大，错误；C.MOH为弱碱，当a＝0.10时，反应恰好生成了盐，溶液显酸性，若要呈中性，则加入的碱应稍过量，正确；D.对乙溶液应用电荷守恒可知c（M＋）＝c（Cl－）＝0.05mol·L－1，又根据M元素守恒可知，c（MOH）＝0.5a－c（M＋）＝（0.5a－0.05）mol·L－1，则MOH的电离平衡常数Kb＝c（M＋）c（OH－）/c（MOH）＝0.05×10－7/（0.5a－0.05）＝10－8/（a－0.10），正确。

答案：

B

8．下列说法中错误的是（　　）

A．室温下，向NH4HSO4溶液中加入NaOH至中性，则c（Na＋）>c（SO

）>c（NH

）

B．Mg（OH）2沉淀转化为Fe（OH）3沉淀较容易实现，说明Fe（OH）3的Ksp更小

C．向醋酸溶液中加入水，

不变（稀释过程中温度变化忽略不计）

D．25℃，amol·L－1氨水与0.01mol·L－1盐酸等体积混合液中c（NH

）＝c（Cl－），则K（NH3·H2O）＝

解析：

NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液，若二者物质的量相同，则溶质为等物质的量的（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－），则滴加的NaOH溶液过量，根据电荷守恒可以得到c（Na＋）＋c（NH

）＝2c（SO

），故混合溶液中离子浓度大小关系为c（Na＋）>c（SO

）>c（NH

）>c（OH－）＝c（H＋），A项正确；根据难溶物质容易转化为更难溶物质可知B项正确；将

分子、分母同时乘以c（H＋）得

＝

，由于Ka（CH3COOH）和Kw在相同温度下均为定值，故C项正确；在25℃下，混合后溶液中c（NH

）＝c（Cl－）＝0.005mol·L－1，根据物料守恒得c（NH3·H2O）＝（0.5a－0.005）mol·L－1，又c（H＋）＝c（OH－）＝10－7mol·L－1，故K（NH3·H2O）＝

＝

＝

，D项错误。

答案：

D

9．下列说法正确的是（　　）

①常温下，强酸溶液的pH＝a，将溶液的体积稀释到原来10n，则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将0.1mol·L－1的NaHS和0.1mol·L－1的Na2S溶液等体积混合，所得溶液中有c（S2－）＋2c（OH－）＝2c（H＋）＋c（HS－）＋3c（H2S）

④在0.1mol·L－1氨水中滴加0.1mol·L－1盐酸，刚好完全中和时pH＝a，由水电离产生的c（OH－）＝10－amol·L－1

A．①④B．②③

C．③④D．①②

解析：

①常温下，强酸溶液的pH＝a，将溶液的体积稀释到原来10n倍，若a＋n<7时，则pH＝a＋n；但若a＋n≥7时，溶液稀释后其pH不可能大于7，溶液的pH只能无限接近7，①错误；②已知BaSO4的Ksp＝c（Ba2＋）·c（SO

），对于饱和BaSO4溶液中，则有c（Ba2＋）＝c（SO

）＝

，但若溶液不是饱和溶液，该关系不会成立，②错误；③将0.1mol·L－1的NaHS溶液和0.1mol·L－1的Na2S溶液等体积混合，根据物料守恒可得：

2c（Na＋）＝3[c（HS－）＋c（H2S）＋c（S2－）]，根据电荷守恒可知：

c（H＋）＋c（Na＋）＝2c（S2－）＋c（OH－）＋c（HS－），由电荷守恒和物料守恒联立可得：

c（S2－）＋2c（OH－）＝2c（H＋）＋c（HS－）＋3c（H2S），③正确；④在0.1mol·L－1氨水中滴加0.1mol·L－1盐酸，刚好完全中和时pH＝a，则溶液中由水电离的OH－浓度等于H＋浓度，即c（OH－）＝c（H＋）＝10－amol·L－1，④正确。

答案：

C

10．CO2溶于水生成碳酸。

已知下列数据：

弱电解质

H2CO3

NH3·H2O

电离平衡

常数（25℃）

Ka1＝4.30×10－7

Ka2＝5.61×10－11

Kb＝1.77×10－5

现有常温下1mol·L－1的（NH4）2CO3溶液，已知NH

的水解平衡常数Kh＝

，CO

第一步水解的平衡常数Kh＝

。

下列说法正确的是（　　）

A．由数据可判断该溶液呈酸性

B．c（NH

）>c（HCO

）>c（CO

）>c（NH3·H2O）

C．c（NH

）＋c（NH3·H2O）＝2c（CO

）＋2c（HCO

）＋2c（H2CO3）

D．c（NH

）＋c（H＋）＝c（HCO

）＋c（OH－）＋c（CO

）

解析：

分析表中数据结合题给信息知碳酸根的水解程度远大于铵根离子的水解程度，常温下1mol·L－1的（NH4）2CO3溶液呈碱性，A错误；盐类的水解是微弱的，则常温下1mol·L－1的（NH4）2CO3溶液中：

c（NH

）>c（CO

）>c（HCO

）>c（NH3·H2O），B错误；根据物料守恒判断，C正确；根据电荷守恒知c（NH

）＋c（H＋）＝2c（CO

）＋c（HCO

）＋c（OH－），D错误。

答案：

C

二、非选择题（共50分）

11．（18分）水的电离平衡曲线如图所示。

（1）若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度，当温度升到100℃时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子积从__________增加到________。

（2）常温下，将pH＝10的Ba（OH）2溶液与pH＝5的稀盐酸混合，然后保持100℃的恒温，欲使混合溶液pH＝7，则Ba（OH）2与盐酸的体积比为________。

（3）在某温度下，Ca（OH）2的溶解度为0.74g，其饱和溶液密度设为1g·mL－1，Ca（OH）2的离子积为________。

（4）25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液，②0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液，③pH＝10的Na2S溶液，④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是________。

（5）等体积的下列溶液中，阴离子的总物质的量最大的是________（填序号）。

①0.1mol·L－1的CuSO4溶液

②0.1mol·L－1的Na2CO3

③0.1mol·L－1的KCl

④0.1mol·L－1的NaHCO3

（6）某二元酸（化学式用H2A表示）在水中的电离方程式是：

H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－。

①则Na2A溶液显________（填“酸性”“中性”或“碱性”）；NaHA溶液显________（填“酸性”“中性”或“碱性”）。

②若有0.1mol·L－1Na2A的溶液，其中各种离子浓度由大到小的顺序是________（填字母）。

A．c（Na＋）>c（A2－）>c（OH－）>c（HA－）>c（H＋）

B．c（Na＋）>c（OH－）>c（HA－）>c（A2－）>c（H＋）

C．c（Na＋）>c（H＋）>c（A2－）>c（OH－）>c（HA－）

D．c（A2－）>c（Na＋）>c（OH－）>c（H＋）>c（HA－）

解析：

（1）A点氢离子和氢氧根离子的浓度均是10－7mol·L－1，则此时水的离子积为10－14；B点氢离子和氢氧根离子的浓度均是10－6mol·L－1，则此时水的离子积为10－12，这说明此时水的离子积从10－14增加到10－12。

（2）常温下，pH＝10的Ba（OH）2溶液中氢氧根的浓度是10－4mol·L－1，pH＝5的稀盐酸溶液中氢离子浓度是10－5mol·L－1，二者混合，然后保持100℃的恒温，欲使混合溶液pH＝7，则

＝10－5，解得x∶y＝2∶9，即Ba（OH）2与盐酸的体积比为2∶9。

（3）在某温度下，Ca（OH）2的溶解度为0.74g，即100g水中溶解了0.74g氢氧化钙，物质的量是0.01mol。

其饱和溶液密度设为1g·mL－1，则溶液的体积为0.1L，所以溶液中钙离子和氢氧根的浓度分别是0.1mol·L－1和0.2mol·L－1，所以Ca（OH）2的离子积为0.1×0.22＝0.004。

（4）25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液中水电离出的氢离子浓度是10－14mol·L－1；②0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液中水电离出的氢离子浓度是10－13mol·L－1；③pH＝10的Na2S溶液中水电离出的氢离子浓度是10－4mol·L－1；④pH＝5的NH4NO3溶液中水电离出的氢离子浓度是10－5mol·L－1，所以发生电离的水的物质的量之比是1∶10∶1010∶109。

（5）0.1mol·L－1的CuSO4溶液中硫酸根不水解；0.1mol·L－1的Na2CO3溶液中碳酸根水解转化为碳酸氢根和氢氧根；0.1mol·L－1的KCl溶液中氯离子不水解；0.1mol·L－1的NaHCO3溶液中碳酸氢根水解转化为氢氧根和碳酸，所以等体积的溶液中，阴离子的总物质的量最大的是碳酸钠，答案选②。

（6）①根据电离方程式可知H2A的第一步电离是完全的，第二步电离是不完全的，则Na2A溶液中A2－水解，溶液显碱性；NaHA溶液中只有HA－的电离平衡，溶液显酸性。

②0.1mol·L－1Na2A的溶液阴离子水解溶液显碱性，则各种离子浓度由大到小的顺序是c（Na＋）>c（A2－）>c（OH－）>c（HA－）>c（H＋），答案选A。

答案：

（1）10－14　10－12　

（2）2∶9

（3）0.004　（4）1∶10∶1010∶109

（5）②　（6）①碱性　酸性　②A

12．（16分）电解质水溶液中存在电离平衡、水解平衡、溶解平衡，请回答下列问题：

（1）已知部分弱酸的电离常数如下表：

弱酸

HCOOH

HCN

H2CO3

电离常数

（25℃）

Ka＝1.77×10－4

Ka＝5.0×10－10

Ka1＝4.3×10－7

Ka2＝5.6×10－11

　①HCOONa、NaCN、NaHCO3、Na2CO3这4种溶液中阴离子结合质子能力最强的是________。

②体积相同、c（H＋）相同的三种酸溶液a.HCOOH；b.HCN；c.H2SO4分别与同浓度的NaOH溶液完全中和，消耗NaOH溶液的体积由大到小的排列顺序是（填字母）____________。

③向NaCN溶液通入少量CO2反应的化学方程式是____________________________________________________________

__________________________________________________________。

（2）①一定浓度的NaCN溶液pH＝9，用离子方程式表示呈碱性的原因是__________________________________________________；

此时c（HCN）/c（CN－）＝________。

②常温下，NaCN与过氧化氢溶液反应，生成NaHCO3和能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体，大大降低其毒性。

该反应的化学方程式是___________________________________________________。

（3）已知CaCO3的Ksp＝2.8×10－9，现将浓度为2×10－4mol·L－1Na2CO3溶液与CaCl2溶液等体积混合，则生成CaCO3沉淀所需CaCl2溶液的最小浓度为________mol·L－1。

解析：

（1）①相同条件下电离常数越大对应酸的酸性越强，根据表中数据可知酸性由强到弱的顺序为HCOOH>H2CO3>HCN>HCO

，所以HCOONa、NaCN、NaHCO3、Na2CO3这4种溶液中阴离子结合质子能力最强的是Na2CO3。

②由于酸性c>a>b，所以体积相同、c（H＋）相同的三种酸，酸越弱，n（酸）越大，消耗碱越多，三种酸溶液，消耗NaOH溶液的体积由大到小的排列顺序是b>a>c。

③由于酸性H2CO3>HCN>HCO

，所以向NaCN溶液通入少量CO2反应的化学方程式是NaCN＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HCN。

（2）①NaCN属于强碱弱酸盐，由于CN－＋H2OHCN＋OH－而使溶液呈碱性，pH＝9，c（OH－）＝10－5。

由CN－＋H2OHCN＋OH－得，Kh＝

＝

＝

，

＝

＝

＝2。

②依据常温下，NaCN与过氧化氢溶液反应，生成NaHCO3和能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体（即为氨气），可知该反应的化学方程式是NaCN＋H2O2＋H2O===NaHCO3＋NH3↑。

（3）由题意知CaCO3（s）Ca2＋（aq）＋CO

（aq）　Ksp＝2.8×10－9，浓度为2×10－4mol·L－1Na2CO3溶液与CaCl2溶液等体积混合后，c（CO

）＝1×10－4mol·L－1，则生成CaCO3沉淀所需CaCl2溶液的最小浓度为2×[Ksp/c（CO

）]＝2×[2.8×10－9/（1×10－4）]＝5.6×10－5（mol·L－1）。

答案：

（1）①Na2CO3　②b>a>c

③NaCN＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HCN

（2）①CN－＋H2OHCN＋OH－　2

②NaCN＋H2O2＋H2O===NaHCO3＋NH3↑

（3）5.6×10－5

13．（16分）某学生探究AgCl、Ag2S沉淀转化的原因。

步骤

现象

Ⅰ.将NaCl与AgNO3溶液混合

产生白色沉淀

Ⅱ.向所得固液混合物中加Na2S溶液

沉淀变为黑色

Ⅲ.滤出黑色沉淀，加入NaCl溶液

较长时间后，沉淀变为乳白色

（1）Ⅰ中的白色沉淀是________。

（2）Ⅱ中能说明沉淀变黑的离子方程式是_____________________

__________________________________________________________，

沉淀转化的主要原因是__________________________________

_________________________________________________________。

（3）滤出步骤Ⅲ中的乳白色沉淀，推测含有AgCl。

用浓硝酸溶解，产生红棕色气体，部分沉淀未溶解，过滤得到滤液X和白色沉淀Y。

ⅰ.向X中滴加Ba（NO3）2溶液，产生白色沉淀

ⅱ.向Y滴加KI溶液，产生黄色沉淀

①由ⅰ判断，滤液X中被检出的离子是________。

②由ⅰ、ⅱ可确认步骤Ⅲ中乳白色沉淀含有AgCl和另一种沉淀________。

（4）该学生通过如下对照实验确认了步骤Ⅲ中乳白色沉淀产生的原因：

在NaCl的存在下，氧气将Ⅲ中黑色沉淀氧化。

现象

B：

一段时间后，出现乳白色沉淀

C：

一段时间后，无明显变化

①A中产生的气体是________。

②C中盛放的物质W是____________。

③该同学认为B中产生沉淀的反应如下（请补充完整）：

2Ag2S＋________

＋________

＋2H2O4AgCl＋________

＋4NaOH

④B中NaCl的作用是__________________________________。

解析：

（1）根据硝酸银与NaCl反应生成氯化银白色沉淀和硝酸钠，所以Ⅰ中的白色沉淀是AgCl。

（2）Ag2S的溶解度比AgCl的溶解度更小，2AgCl＋S2－Ag2S＋2Cl－，S2－与Ag＋结合生成更难溶的Ag2S，导致溶液中Ag＋浓度降低，使得Q（AgCl）

（3）①ⅰ实验证实滤液X中存在SO

，ⅱ实验证实白色沉淀Y中存在Ag＋。

②由题给信息，浓硝酸溶解乳白色沉淀时产生红棕色气体（NO2），可知SO

是被硝酸氧化得到的产物。

结合乳白色沉淀特征，另一种沉淀应为S。

（4）①H2O2在MnO2催化下分解生成氧气和水，所以A中产生的气体是O2；②根据题给信息，对照实验的目的是确认步骤Ⅲ中乳白色沉淀产生的原因是在NaCl存在下，氧气将Ⅲ中黑色沉淀氧化，则C中应无NaCl，盛放的物质W是Ag2S悬浊液。

③该反应中氧化剂为氧气，氧化产物为S，所以在反应物中应补充NaCl来配平，在根据化合价升降相等，原子守恒配平，则化学方程式为2Ag2S＋4NaCl＋O2＋2H2O4AgCl＋2S＋4NaOH；④2Ag2S＋4NaCl＋O2＋2H2O4AgCl＋2S＋4NaOH，该反应是可逆反应，Cl－结合Ag2S被氧化后生成的Ag＋，促使上述平衡右移，使氧化进行得更完全。

答案：

（1）AgCl

（2）2AgCl（s）＋S2－（aq）Ag2S（s）＋2Cl－（aq）　Ag2S比AgCl的溶解度更小

（3）①SO

　②S

（4）