2019年高考化學 備考百強校大題狂練系列 專題37 離子濃度大小比較.doc

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專題37 離子濃度大小比較 （滿分60分 時間30分鐘） 姓名：_______________ 班級：_______________ 得分：_______________ 1．常溫下，用0.1000 molL-1NaOH溶液分別滴定20.00mL 0.1000 molL-1 HCl溶液和20.00mL0.1000molL-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 molL-1NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，在滴定過程中，下列4種離子的物質的量濃度排序不正確的是__________。 a．c(CH3COO-)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-) b．c(H+)>c(OH-)>c(Na+)>c(CH3COO-) c．c(Na+)>c(CH3COO-)=c(OH-)>c(H+) d．c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-) （6）設CH3COOH的Ka=2.010-5，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）。 【答案】圖1 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)的關系及計算。 【詳解】 （1）鹽酸為強酸，故0.1000 molL-1 HCl溶液初始pH應為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，故此時氫氧化鈉體積為20mL； 2．運用相關原理，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，則反應后溶液的PH_____7（填“>”、”=”或“<”） II.25℃時，電離平衡常數(shù)： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù) 1.810-5 K1 4.310-7 K2 5.610-11 3.010-8 （1）物質的量濃度為0.1mol/L的下列四種物質：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+）=_____________。（填準確數(shù)值） 【答案】NaHSO4＝Na++H++SO42－＝NH4+ + H2O NH3.H2O + H+＝>a b d c（10-6-10-8）mol/L或9.910-7mol/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：NaHSO4＝Na++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）等體積等物質的量濃度的NaHSO4與氨水混合后，溶液中的溶質為硫酸鈉和硫酸銨，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，當溶液中SO42-完全沉淀，溶液中的溶質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： CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3-，則其鹽溶液的pH由大到小的順序是：Na2CO3＞NaClO＞NaHCO3＞CH3COONa，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 molL－1的下列4種溶液： ①H2SO4溶液②NaHCO3溶液③NH4Cl溶液④NaOH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）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＝__________molL－1。（已知碳酸的電離常數(shù)K1＝410－7，K2＝5.610－11） （3）向③中通入少量氨氣，此時的值__________（填“增大”、“減小”或“不變”）。 （4）若將③和④混合后溶液恰好呈中性，則混合前③的體積________④的體積（填“大于”、“小于”或“等于”之一）。 【答案】① c（Na+）＞c（HCO3—）＞c（OH—）＞c（H+）＞c（CO32—） 2.510—8 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，③和④若等體積混合恰好完全反應生成NaCl和NH3H2O，溶液呈堿性；③和④混合后溶液呈中性，則混合前③的體積大于④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+與弱酸陰離子結合成弱酸，c（H+）水=c（OH-）水=c（OH-）溶液。 4．25℃時，三種酸的電離平衡常數(shù)如下： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù) 1.810－5 K1＝4.310－7 K2＝5.610－11 3.010－8 回答下列問題： （1）一般情況下，當溫度升高時，Ka________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 （2）下列四種離子結合質子能力由大到小的順序是______________________(填字母)。 a.CO32－ b.ClO－ c.CH3COO－ d.HCO3－ （3）下列反應不能發(fā)生的是________(填字母)。 a. CO32－＋2CH3COOH＝2CH3COO－＋CO2↑＋H2O b. ClO－＋CH3COOH＝CH3COO－＋HClO c. CO32－＋2HClO＝CO2↑＋H2O＋2ClO－ d. 2ClO－＋CO2＋H2O＝CO32－＋2HClO （4）用蒸餾水稀釋0.10molL-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pH＝6，則溶液中c(CH3COO－)-c(Na＋)＝________molL-1(填精確數(shù)值)。 【答案】增大a＞b＞d＞ccdb>>>9.910－7 moLL－1 【解析】 【分析】 【詳解】 （1）升高溫度促進弱電解質的電離，所以當溫度升高時，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-，酸根離子對應的酸的酸性越強，酸根離子結合氫離子的能力越弱，則四種離子結合質子的能力由大到小的順序是：CO32－>ClO－　>HCO3－ >CH3COO－　，即a＞b＞d＞c， 因此，本題正確答案是：a＞b＞d＞c； （3） a. CO32－＋2CH3COOH＝2CH3COO－＋CO2↑＋H2O：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；