2018-2019學年高中化學 主題13 溶液中粒子濃度的關系補差試題 新人教版選修4.doc
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主題13 溶液中粒子濃度的關系 1．在20mL0.1molL－1HCl溶液中加入同體積、同物質(zhì)的量濃度的NH3H2O溶液，反應后溶液中各粒子濃度的關系錯誤的是（ ） A．C（H＋）＋C（NH4＋）＝C（OH－）＋C（Cl－） B．C（H＋）= C（OH－）+ C（NH 3H2O） C．C（Cl-）＞C（NH4+）＞C（OH－）＞C（H＋） D．C（Cl-）＝C（NH4+）+ C（NH 3H2O） 【答案】C 【解析】 C.0.1mol/L氨水溶液和0.1mol/L鹽酸溶液等體積混合后反應生成氯化銨溶液，銨根離子水解，溶液呈酸性，溶液中離子濃度大小為：c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-），故C錯誤； D.0.1mol/L氨水溶液和0.1mol/L鹽酸溶液等體積混合后反應生成氯化銨溶液，根據(jù)物料守恒知，c（NH4+）+c（NH3?H2O）=c（Cl-），故D正確。 故選C。 2．下列各組中的比值等于2∶1的是 A．K2S溶液中c(K+)與c(S2－)之比 B．pH都為12的燒堿溶液與Ba(OH)2溶液的物質(zhì)的量濃度之比 C．相同溫度下0.2mol/L醋酸溶液與0.1mol/L醋酸溶液中的c(H+)之比 D．室溫時,將pH＝5的H2SO4溶液稀釋1000倍,稀釋后溶液中的c(H+)與c (SO42-)之比 【答案】B 【解析】 【詳解】 A.因為S2-會水解,導致數(shù)目減少,比值會大于2：1,故A錯誤； B.兩者都是強堿，NaOH是一元堿Ba(OH)2,是二元堿，pH相同,所以NaOH的濃度是Ba(OH)2的2倍,故B正確； C.醋酸是弱酸，濃度越大，電離越小，所以0.2mol/L醋酸溶液與0.1mol/L醋酸溶液中的c(H+)之比小于2：1，故C錯誤； D.pH為5的H2SO溶液中， c(H+)=10-5mol/L， c(SO42-)=C(H+)=510-6mol/L；溶液稀釋1000倍后，c(H+)只能近似為：110-7mol/L，而硫酸根離子濃度為：c(SO42-)=510-6mol/L1/1000=510-9mol/L，所以稀釋后溶液中C(H+)與c(SO42-)的比值近20：1；故D錯誤； 本題答案為B。 【點睛】 在常溫酸或堿的稀釋時，無論如何稀釋酸溶液中pH只能接近7,不可能大于7，無論如何稀釋堿溶液的pH只能接近7，不可能小于7。 3．下列說法正確的是( ) A．常溫下將等體積pH =3的H2SO4和pH =11的堿BOH溶液混合，所得溶液不可能為酸性 B．NaHCO3溶液中：c(HCO3-)＋c(H2CO3)＋2c(CO32-)＝c(Na＋) C．常溫下將0.1mol/L的HI溶液加水稀釋100倍，溶液中所有離子的濃度隨之減小 D．NH4＋濃度相同的下列溶液：①(NH4)2Fe(SO4)2 ②(NH4)2CO3 ③(NH4)2SO4，各溶液濃度大小順序：③＞②＞① 【答案】A 【解析】 D．(NH4)2Fe(SO4)2溶液中銨根離子與鐵離子水解相互抑制，(NH4)2CO3中銨根離子與醋酸根離子水解相互促進，(NH4)2SO4存在銨根離子的水解，據(jù)此進行分析。 【詳解】 A．pH=3硫酸，c(H+) = 0.001 mol/L，硫酸完全電離，pH=11一元堿BOH，c(OH?) = 0.001 mol/L，若為強酸、強堿混合，則混合后溶液呈中性；若為強酸、弱堿混合，氫離子和氫氧根離子正好反應生成鹽和水，而弱堿存在電離平衡，平衡右移，還可以繼續(xù)電離出氫氧根離子，所以溶液呈堿性，故A項正確； B．NaHCO3溶液各離子濃度遵循物料守恒，即c(HCO3-)＋c(H2CO3)＋c(CO32-)＝c(Na＋)，故B項錯誤； C．HI為強電解質(zhì)，將0.1 mol/L的HI溶液加水稀釋l00倍，氫離子濃度變成約為0.001mol/L，即氫離子濃度降低，又KW=c(H+)c(OH?)可知，溶液中氫氧根離子的濃度隨之變大，故C項錯誤； D．(NH4)2Fe(SO4)2溶液中銨根離子與鐵離子水解相互抑制，(NH4)2CO3中銨根離子與醋酸根離子水解相互促進，(NH4)2SO4存在銨根離子的水解，則相同濃度的這三種物質(zhì)電離出c(NH4+)由大到小的順序是①>③>②，此時c(NH4+)相同，則各溶液濃度大小順序為②>③>①，故D項錯誤； 答案選A。 4．在25℃時，某NH4Cl溶液的pH為4，下列說法中正確的是 ①溶液中c(H+) > c(OH－) 且 c(H+)c(OH－)=110－14 ； ② 由水電離出的 c(H+)約為110－10 mol/L； ③ 溶液中c(Cl－) > c(NH4+) > c(H+) > c(OH－) A．①② B．①③ C．②③ D．①②③ 【答案】B 【解析】 【詳解】 ①25℃時，某NH4Cl溶液的pH為4，則溶液中c（H+）＞c（OH-），溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以c（H+）c（OH-）=110-14，故正確； ②強酸弱堿鹽溶液中氫離子為水電離出的氫離子，氯化銨為強酸弱堿鹽，所以溶液中水電離出的氫離子濃度為110-4mol/L，故錯誤； ③溶液呈酸性，所以c（H+）＞c（OH-），溶液中存在電荷守恒c（Cl-）+c（OH-）=c（NH4+）+c（H+），所以c（Cl-）＞c（NH4+），鹽類水解程度較小，所以c（NH4+）＞c（H+），則溶液中離子濃度大小順序是c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-），故正確； 故選B。 【點睛】 本題考查了鹽類水解，根據(jù)溶液酸堿性再結(jié)合電荷守恒來分析解答，難點是計算鹽溶液中水電離出的氫離子或氫氧根離子濃度。 5．將等體積、等物質(zhì)的量濃度的 NaClO 與 NaOH 溶液混合，下列離子濃度關系正確的是（ ） A．c(ClO-) = c(OH-) B．c(ClO-) + c(OH—) = c(Na+) C．c(OH-) = c(HClO) + c(H+) D．2c(ClO-) + 2c(HClO) = c(Na+) 【答案】D 6．在未知溶液中再加入CH3COONa晶體，測得c(Na＋)與c(CH3COO－)幾乎相等，則原來的溶液可能是 A．HCl溶液 B．NaOH溶液 C．KCl溶液 D．KOH溶液 【答案】D 【解析】 【分析】 在某未知溶液中再溶入CH3COONa晶體，測得c(Na＋)與c(CH3COO－)幾乎相等，說明溶液中離子抑制醋酸根離子水解，據(jù)此進行分析。 【詳解】 A、HCl溶液溶入CH3COONa晶體,反應生成醋酸和氯化鈉,醋酸分子少量發(fā)生電離，所以 c(Na＋)與c(CH3COO－)一定不相等,故A錯誤； B、NaOH溶液溶入CH3COONa晶體,氫氧根離子抑制醋酸根離子水解,但增大了鈉離子濃度, c(Na＋)與c(CH3COO－)一定不相等，故B錯誤； C、KCl溶液溶入CH3COONa晶體,醋酸根離子水解,離子濃度為c(Na＋)>c(CH3COO－)，故C錯誤； D、KOH溶液溶入CH3COONa晶體,氫氧根離子抑制醋酸根離子水解,使離子濃度為 c(Na＋)與c(CH3COO－)幾乎相等，故D正確； 綜上所述，本題選D。 7．下列關于醋酸鈉溶液的說法中正確的是 A．溶液呈酸性 B．c（H+）= c（CH3COO－）+ c（OH－） C．c（Na+）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H+） D．c（CH3COO－）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH－） 【答案】C 考點：考查鹽類的水解。 8．某溫度下，向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的pH為2，下列對于該溶液的敘述不正確的是 A．該溫度高于25℃ B．由水電離出來的H+的濃度是1.010-12 molL-1 C．加入NaHSO4晶體抑制了水的電離 D．c(H+)=c(OH-)+ c(SO42-) 【答案】B 【解析】A．蒸餾水的pH=6，說明c(H+)=c(OH-)=110-6mol?L-1，KW=110-12＞110-14，說明溫度高于25℃，故A正確；B．水電離出來的氫離子的濃度等于溶液中氫氧根離子的濃度， c(H+)水=c(OH-)==mol/L=110-10mol?L-1，故B錯誤；C．NaHSO4晶體溶于蒸餾水中能電離出氫離子，相當于一元強酸，抑制了水的電離，故C正確；D．根據(jù)電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(SO42-)，由于c(Na+)=c(SO42-)，則c(H+)=c(OH-)+c(SO42-)，故D正確；故選B。 9．常溫下，下列各溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關系正確的是 A．將pH=6的H2SO4 稀釋1000倍后，c(H+)= 2 c(SO42—) B．0.1 mol L-1 的 Na2CO3溶液中：c(OH— ) = c(HCO3— ) + c(H+) + c(H2CO3) C．濃度均為0．1 mol L-1 的 NaClO 溶液和 CH3COONa 溶液中，c(ClO—)﹤c(CH3COO—) D．濃度分別為0.1 mol L-1和0．01 mol L-1的CH3COOH溶液中：c(CH3COO—)前者是后者的10倍 【答案】C 考點：考查溶液中離子濃度的關系。 10．根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，判斷在等濃度的NaClO、NaHCO3混合溶液中，各種離子濃度關系正確的是( ) 化學式 電離常數(shù) HClO K＝310－8 H2CO3 K1＝4.310－7 K2＝5.610－11 A．[HCO3－]>[ClO－]>[OH－] B．[ClO－]>[HCO3－]>[H＋] C．[HClO]＋[ClO－]＝[HCO]＋[H2CO3] D．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋[ClO－]＋[OH－] 【答案】A 【解析】 【詳解】 A.由HClO和H2CO3的電離常數(shù)可知ClO－的水解程度比HCO3－要大，故有[HCO3－]>[ClO－]>[OH－]，故A正確；B.溶液中HCO3－較ClO－濃度大，故B錯誤；C.選項中的表達式漏掉了碳酸根離子，應該為[HClO]＋[ClO－]＝[HCO3-]＋[H2CO3]+[CO32-]，故C錯誤；D.選項中的表達式也是漏掉了碳酸根離子，應該為[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3-]＋[ClO－]＋[OH－] +2[CO32-]，故D錯誤；答案選A。 【點睛】 本題主要考查溶液中離子濃度大小的比較，在分析溶液中離子濃度的等式關系時，通常抓住物料守恒、電荷守恒和質(zhì)子守恒來分析。 11．電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度大小的量。 化學式 電離平衡常數(shù)（25℃） HCN K=4.910-10 CH3COOH K=1.810-5 H2CO3 K1=4.310-7、K2=5.610-11 （1）25℃時，有等濃度的 NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，三種溶液的pH由大到小的順序為____________________________________________________。 （2）25℃時，pH=8的CH3COONa溶液中，c（Na+）-c（CH3COO-）=__________________________。 【答案】溶液>NaCN溶液>溶液 【解析】 【分析】 （1）形成鹽的酸越弱，鹽水解能力越強，對應的溶液的堿性越強； （2）根據(jù)電荷守恒進行分析判斷。 12．I．0.1 molL－1的Na2CO3溶液中各離子濃度的關系 （1）大小關系：______________________________________________； （2）物料守恒：______________________________________________； （3）電荷守恒：______________________________________________； （4）質(zhì)子守恒：______________________________________________。 II．比較下列幾種溶液混合后各離子濃度的大小。 （1）CH3COOH和NaOH等濃度等體積混合，離子濃度大小順序為：___________。 （2）pH＝2的CH3COOH與pH＝12的NaOH等體積混合，其離子濃度大小順序為：________________。 【答案】 c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋) c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)] c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO) c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO) c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－) （4）碳酸鈉溶液中的質(zhì)子守恒，可以用物料守恒互溶電荷守恒處理得到c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO)，故答案為：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO)； II．（1）將等體積等濃度的CH3COOH和NaOH溶液混合，反應后溶質(zhì)為醋酸鈉，醋酸根離子部分水解，溶液顯示堿性，則c(OH-)＞c(H+)，根據(jù)電荷守恒可得：c(Na+)＞c(CH3COO-)，溶液中離子濃度大小為：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)，故答案為：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)； （2）醋酸為弱電解質(zhì)，pH=2的醋酸溶液中醋酸的濃度大于0.01mol/L，pH=12的氫氧化鈉溶液的濃度為0.01mol/L，兩溶液混合后醋酸過量，溶液顯示酸性，則c(H+)＞c(OH-)，根據(jù)電荷守恒 c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)可得：c(CH3COO-)＞c(Na+)，溶液中離子濃度大小為：c(CH3COO-)＞ c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)，故答案為：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)。 13．物質(zhì)在水中可能存在電離平衡、鹽的水解平衡和沉淀的溶解平衡，它們都可看作化學平衡。請根據(jù)所學知識回答： （1）A為0.1molL-1的（NH4）2SO4溶液，在該溶液中各離子濃度由大到小的順序為________。 （2）B為0.1molL-1NaHCO3溶液，實驗測得NaHCO3溶液的pH＞7，請分析NaHCO3溶液顯堿性的原因：_________________________________________________。 （3）C為FeCl3溶液，實驗室中配制FeCl3溶液時通常需要向其中加入_____________，目的是 __________________________；若把B溶液與C溶液混合，將產(chǎn)生紅褐色沉淀和無色氣體，該反應的離子方程式為_______________________________________。 （4）相同溫度下，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液（①CH3COONa、②NH4Cl、③Na2SO4、④NaHSO4、⑤NH3H2O）按pH由大到小的排列順序是_________________________填序號）。 （5）在25℃時，NH4+濃度相等的NH4Cl、CH3COONH4、NH4HSO4三種溶液，其對應溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度分別為a、b、c（單位為molL-1），三者由大到小的順序是_______________。 【答案】c（NH4+）> c（SO42-）> c（H+）> c（OH-） HCO3-發(fā)生水解的程度大于其電離的程度，使溶液中的c(OH-)>c(H+) 鹽酸 抑制 Fe3++3HCO3-=Fe(OH)3↓+3CO2↑ ⑤①③②④ b>a>c 【解析】 【分析】 （1）（NH4）2SO4屬于強酸弱堿鹽，水解顯酸性，根據(jù)水解規(guī)律進行判斷離子濃度大?。? （2）NaHCO3屬于酸式鹽，既能電離顯酸性，又能水解顯堿性，根據(jù)pH＞7,分析二過程的相對強弱； （3）鐵鹽水解顯酸性，加酸抑制水解，加入相互促進水解的鹽，反應可以進行到底； （4）同濃度的堿比水解顯堿性的鹽的堿性要強；同濃度的酸比水解顯酸性的鹽的酸性要強； （5）NH4Cl溶液中NH4+正常水解；CH3COONH4溶液中CH3COO- 和NH4+相互促進水解；NH4HSO4溶液中氫離子抑制NH4+水解，據(jù)此進行分析。 （3）Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，為抑制Fe3+水解，應加入少量鹽酸；Fe3+與HCO3-因互相促進水解而產(chǎn)生Fe(OH)3沉淀和CO2氣體，反應的離子方程式為Fe3++3HCO3-=Fe(OH)3↓+3CO2↑。綜上所述，本題答案是：鹽酸；抑制；Fe3++3HCO3-=Fe(OH)3↓+3CO2↑。 （4）①醋酸鈉是強堿弱酸鹽,醋酸根離子水解而使其溶液呈堿性； ②氯化銨是強酸弱堿鹽，銨根離子水解其溶液呈酸性； ③硫酸鈉是強酸強堿鹽, 鈉離子和硫酸根離子都不水解, 則其水溶液呈中性； ④硫酸氫鈉是強酸酸式鹽,在水溶液里完全電離而使其溶液呈強酸性； ⑤NH3H2O屬于弱堿，部分電離溶液顯堿性； 由于硫酸氫鈉完全電離顯酸性，而氯化銨水解溶液顯酸性，且水解過程微弱，所以酸性：④>②；NH3H2O屬于弱堿，電離顯堿性，而醋酸鈉是水解溶液顯堿性，且水解過程微弱，所以堿性：⑤>①；按pH由大到小的排列順序是：⑤①③②④；綜上所述，本題答案是：⑤①③②④。 （5）NH4Cl溶液中NH4+正常水解；CH3COONH4溶液中CH3COO- 和NH4+相互促進水解；NH4HSO4溶液中氫離子抑制NH4+水解，所以當NH4+濃度相等時，所需溶液濃度順序為：b>a>c；綜上所述，本題答案是：b>a>c。 【點睛】 NH4Cl溶液中NH4+正常水解；CH3COONH4溶液中CH3COO- 和NH4+相互促進水解；NH4HSO4溶液中氫離子抑制NH4+水解，所以當NH4+濃度相等時，所需溶液濃度順序為：CH3COONH4>NH4Cl> NH4HSO4；若三種鹽的濃度相等，溶液中c(NH4+)大小順序為：NH4HSO4> NH4Cl> CH3COONH4。 14．在含有弱電解質(zhì)的溶液中，往往有多個化學平衡共存。 （1）常溫下，將0.2 molL－1的某一元酸HA溶液和0.1 molL－1NaOH溶液等體積混合后溶液pH大于7，若混合液體積等于兩溶液體積之和，則混合液中下列關系正確的是________。 A．c(HA)
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