2020版高考化學大一輪復習 課時規(guī)范練26 水溶液 酸堿中和滴定 魯科版.doc

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課時規(guī)范練26　水溶液　酸堿中和滴定 一、選擇題(本題共9小題,每小題6分,共54分。每小題只有一個選項符合題目要求) 1.(2019湖北部分重點中學高三上學期起點考試)下列有關(guān)滴定操作的說法正確的是(　　) A.用25 mL滴定管進行中和滴定時,用去標準液的體積為21.7 mL B.用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,洗凈堿式滴定管后直接取標準KOH溶液進行滴定,則測定結(jié)果偏低 C.用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,配制標準溶液的固體KOH中含有NaOH雜質(zhì),則測定結(jié)果偏高 D.用未知濃度的鹽酸滴定標準的KOH溶液時,若讀取讀數(shù)時,滴定前仰視,滴定到終點后俯視,會導致測定結(jié)果偏高 2.(2018貴州七校聯(lián)考)下列說法不正確的是(　　) A.將pH均為a的氫氧化鈉溶液和氨水分別加水稀釋100倍,pH變?yōu)閎和c,則a、b、c的大小關(guān)系是a>c>b B.常溫下,濃度均為0.1 molL-1的①醋酸溶液、②鹽酸、③醋酸鈉溶液,水的電離程度的順序為③>①>② C.常溫下,將相同體積的pH=3的硫酸和pH=11的一元堿BOH溶液混合,所得溶液可能為中性,也可能為酸性 D.物質(zhì)的量濃度相同的①氯化銨溶液、②硫酸銨溶液、③碳酸氫銨溶液,pH的順序為③>①>② 3.已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4Na++H++SO42-。某溫度下,向[H+]=110-6molL-1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體,保持溫度不變,測得溶液的[H+]=110-2molL-1。下列對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+的濃度為110-10molL-1 C.加入NaHSO4晶體抑制水的電離 D.取該溶液加水稀釋100倍,溶液中的[OH-]減小 4.(2018河北唐山統(tǒng)考)不同溫度下,水溶液中[H+]與[OH-]的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)說法不正確的是 (　　) A.d點對應(yīng)的食鹽水pH=6,呈中性 B.向a點對應(yīng)的CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至b點,此時[Na+]=[CH3COO-] C.溫度為T ℃時,0.05 molL-1Ba(OH)2溶液的pH=11 D.a點對應(yīng)的稀硫酸與c點對應(yīng)的CH3COONa溶液中水的電離程度相同 5.(2019深圳市高級中學高三月考)室溫下,下列說法正確的是(　　) A.將pH=2的鹽酸和pH=4的硫酸等體積混合,所得溶液pH=3 B.HF比HCN易電離,則NaF溶液的pH比同濃度NaCN溶液的pH大 C.將10 mL pH=3的HA溶液稀釋到100 mL,若溶液的pH<4,則HA為弱酸 D.向0.1 molL-1氨水中加入少量硫酸銨固體,溶液中[OH-]/[NH3H2O]增大 6.(2018河南鄭州一中測試)常溫下,用0.10 molL-1NaOH溶液滴定20.00 mL稀醋酸(CH3COOH),下列說法中正確的是(　　) A.當混合溶液的pH>7時,其中不可能存在CH3COOH分子 B.當混合溶液的pH<7時,混合液中[Na+]>[CH3COO-] C.判斷該滴定過程的終點,最好選擇甲基橙作為指示劑 D.達到滴定終點時,混合液中[Na+]和[CH3COO-]一定不相等 7.(2018浙江寧波十校聯(lián)考)常溫下,向20 mL 0.1 molL-1的鹽酸中逐滴加入0.1 molL-1的氨水,溶液pH的變化與加入氨水的體積關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A.V=20 mL B.在點①所示溶液中:[Cl-]=[H+] C.在點②所示溶液中:[H+]=[NH3H2O]+[OH-] D.在點②、③之間可能存在:[NH4+]>[Cl-]=[OH-]>[H+] 8.現(xiàn)有室溫下四種溶液,有關(guān)敘述不正確的是(　　) 序號 ① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸溶液 鹽酸 A.③④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后,兩溶液的pH均增大 B.②③兩溶液等體積混合,所得溶液中[H+]>[OH-] C.分別加水稀釋10倍,四種溶液的pH①>②>④>③ D.V1 L④與V2 L①混合,若混合后溶液pH=7,則V1b>a B.a點對應(yīng)的混合溶液中,[CH3COOH]>[Na+]>[OH-] C.當混合溶液呈中性時,[Na+]=[CH3COO-]>[H+]=[OH-] D.該溫度下,醋酸的電離平衡常數(shù)Ka=10-8c molL-1 二、非選擇題(本題共3小題,共46分) 10.(15分)已知水在25 ℃和95 ℃時,其電離平衡曲線如圖所示: (1)25 ℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為　　　　(填“A”或“B”),請說明理由:　　。 (2)95 ℃時,若100體積pH1=a的某強酸溶液與1體積pH2=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性,則混合前,該強酸的pH1與強堿的pH2之間應(yīng)滿足的關(guān)系是　　　　　　　　　　　　　　。 (3)95 ℃時,向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH=a的鹽酸,測得混合溶液的部分pH如表所示。 實驗序號 Ba(OH)2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 7 ③ 22.00 22.00 6 假設(shè)溶液混合前后的體積不變,則a=　　　　　,實驗②所得溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH-)=　　　　　　　molL-1。 11.(2018陜西高三質(zhì)量檢測)(15分)2014年德美科學家因開發(fā)超分辨熒光顯微鏡獲諾貝爾化學獎,他們開創(chuàng)性的成就使光學顯微鏡分辨率步入了納米時代。 納米TiO2在涂料、光催化、化妝品等領(lǐng)域有著極其廣泛的應(yīng)用。 (1)制備納米TiO2:可將TiCl4水解產(chǎn)物經(jīng)加熱脫水制得納米級TiO2。已知25 ℃時,Ksp[Ti(OH)4]=7.9410-54(molL-1)5,該溫度下測得TiCl4溶液的pH=3,則此時溶液中c(Ti4+)=　　　　　　　。 (2)用氧化還原滴定法測定TiO2的質(zhì)量分數(shù):一定條件下,將TiO2溶解并還原為Ti3+,再以KSCN溶液作指示劑,用NH4Fe(SO4)2標準溶液滴定Ti3+至全部生成Ti4+。配制NH4Fe(SO4)2標準溶液時,使用的儀器除天平、藥匙、玻璃棒、燒杯、量筒外,還需要下圖中的　　　　　　　(填字母代號)。 (3)滴定終點的現(xiàn)象是　　　　　　　　　　　　　　　。 (4)滴定分析時,稱取TiO2試樣1.80 g,消耗0.400 molL-1NH4Fe(SO4)2標準溶液45.00 mL,則試樣中TiO2的質(zhì)量分數(shù)為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 12.(2018河南洛陽期中)(16分)常溫下,向濃度為0.1 molL-1、體積為V L的氨水中逐滴加入一定濃度的鹽酸,用pH計測溶液的pH隨鹽酸的加入量而降低的滴定曲線,d點兩種溶液恰好完全反應(yīng)。根據(jù)圖中信息回答下列問題: (1)該溫度時NH3H2O的電離常數(shù)K=　　　　　。 (2)比較b、c、d三點時的溶液中,由水電離出的c(OH-)大小順序為　　　　　　　。 (3)滴定時,由b點到c點的過程中,下列各選項中數(shù)值保持不變的是　　　　(填字母,下同)。 A.[H+][OH-] B.[H+][OH-] C.[NH4+][OH-][NH3H2O] D.[NH3H2O][H+][NH4+] (4)根據(jù)以上滴定曲線判斷下列說法正確的是　　　　　　　(溶液中N元素只存在NH4+和NH3H2O兩種形式)。 A.點b所示溶液中:[NH4+]+[H+]=[OH-]+[NH3H2O] B.點c所示溶液中:[Cl-]=[NH3H2O]+[NH4+] C.點d所示溶液中:[Cl-]>[H+]>[NH4+]>[OH-] D.滴定過程中可能有:[NH3H2O]>[NH4+]>[OH-]>[Cl-]>[H+] (5)滴定過程中所用鹽酸的pH=　　　　　　　,d點之后若繼續(xù)加入鹽酸至圖像中的e點(此時不考慮NH4+水解的影響),則e點對應(yīng)的橫坐標為　　　　　　。  課時規(guī)范練26　水溶液　酸堿中和滴定 1.D　滴定管精確值為0.01 mL,讀數(shù)應(yīng)保留小數(shù)點后2位,A項錯誤;用標準KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,洗凈堿式滴定管后直接取標準KOH溶液進行滴定,由于沒有潤洗,標準液濃度減小,消耗標準液體積增大,則測定結(jié)果偏高,B項錯誤;所用的固體KOH中混有NaOH,由于相同質(zhì)量的氫氧化鈉和氫氧化鉀,氫氧化鈉的物質(zhì)的量大于氫氧化鉀的物質(zhì)的量,故所配的溶液的OH-濃度偏大,導致消耗標準液的體積偏小,則測定結(jié)果偏低,C項錯誤;用未知濃度的鹽酸滴定標準的KOH溶液時,若滴定前仰視讀數(shù),滴定至終點后俯視讀數(shù),導致消耗的鹽酸體積偏小,依據(jù)c(酸)=c(堿)V(堿)V(酸)可知測定結(jié)果偏高,D項正確。 2.C　稀釋堿溶液時,pH逐漸變小,稀釋相同倍數(shù)時,氫氧化鈉溶液的pH變化幅度較大,氨水繼續(xù)發(fā)生電離,pH變化幅度較小,A項正確;醋酸鈉為強堿弱酸鹽,發(fā)生水解反應(yīng),促進水的電離,醋酸溶液和鹽酸抑制水的電離,由于鹽酸是強酸,完全電離,氫離子濃度大,對水的電離的抑制程度大,B項正確;常溫下,將相同體積的pH=3的硫酸和pH=11的一元強堿BOH溶液混合,所得溶液呈中性,常溫下,將相同體積的pH=3的硫酸和pH=11的一元弱堿BOH溶液混合,堿過量,所得溶液呈堿性,C項錯誤;(NH4)2SO4和NH4Cl水解,使溶液呈酸性,(NH4)2SO4溶液中H+較多,pH較小,D項正確。 3.D　A項,KW=110-6molL-1110-6molL-1=110-12(molL-1)2,溫度高于25 ℃;B、C項,NaHSO4電離出的H+抑制H2O電離,[H+]H2O=[OH-]=110-10molL-1;D項,加H2O稀釋,[H+]減小,而[OH-]增大。 4.D　由題給圖像可知,d點[H+]=[OH-]=110-6molL-1,溶液pH=6,呈中性,A項正確;25 ℃時,向a點對應(yīng)的CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至b點,溶液pH=7,由電荷守恒得[Na+]+[H+]=[OH-]+[CH3COO-],因為[H+]=[OH-],所以[Na+]=[CH3COO-],B項正確;溫度為T ℃時,由d點知KW=110-12(molL-1)2,0.05 molL-1的Ba(OH)2溶液中[OH-]=0.1 molL-1,[H+]=KW[OH-]=110-11molL-1,Ba(OH)2溶液的pH=11,C項正確;a點對應(yīng)的稀硫酸中[H+]=110-6molL-1,[OH-]=110-8molL-1,水電離出的[H+]=[OH-]=110-8molL-1,水的電離受到抑制,c點對應(yīng)的CH3COONa溶液中水的電離得到促進,水電離出的[H+]=[OH-]=110-6molL-1,D項錯誤。 5.C　混合后[H+]=10-2+10-42 molL-1≈0.510-2molL-1,pH=2.3,故A項錯誤;根據(jù)越弱越水解的原則,HF比HCN易電離,則NaF溶液的pH比同濃度NaCN溶液的pH小,故B項錯誤;將10 mLpH=3的HA溶液稀釋到100 mL,如pH=4,則HA為強酸,如pH<4,加水促進弱酸的電離,則HA為弱酸,故C項正確;向0.1 molL-1氨水中加入少量硫酸銨固體,加入少量硫酸銨固體,平衡向逆方向移動,溶液中[OH-][NH3H2O]減小,故D項錯誤。 6.D　當混合溶液的pH>7時,溶質(zhì)主要是CH3COONa,要發(fā)生水解,生成CH3COOH分子,故A項錯誤;當混合溶液的pH<7時,[H+]>[OH-],又溶液中存在電荷守恒:[Na+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-],故[Na+]<[CH3COO-],故B項錯誤;甲基橙的變色范圍是pH<3.1時變紅,pH>4.4時變黃,3.1~4.4時呈橙色,該反應(yīng)生成物是CH3COONa,水溶液呈堿性,應(yīng)選用酚酞作指示劑,故C項錯誤;達到滴定終點時,溶液呈堿性,由電荷守恒:[Na+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-],故[Na+]>[Ac-],D項正確。 7.D　NH3H2O屬于弱堿,HCl屬于強酸,②點pH=7溶液顯中性,氨水稍過量,即V略大于20 mL,故A項錯誤;根據(jù)電荷守恒,有[H+]=[Cl-]+[OH-],故B項錯誤;②點pH=7,因此[H+]=[OH-],故C項錯誤;②和③之間溶質(zhì)為NH3H2O和NH4Cl,因此可能存在[NH4+]>[Cl-]=[OH-]>[H+],故D項正確。 8.D　從平衡移動角度分析,CH3COONa電離出的CH3COO-:a.與鹽酸中的H+結(jié)合生成CH3COOH;b.使醋酸溶液中電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+左移,兩溶液中H+濃度均減小,所以pH均增大,A項正確;假設(shè)均是強酸強堿,且物質(zhì)的量濃度相同,等體積混合后溶液呈中性,但③醋酸是弱酸,其濃度遠遠大于②,即混合后醋酸過量,溶液顯酸性,[H+]>[OH-],B項正確;分別加水稀釋10倍,假設(shè)平衡不移動,那么①②溶液的pH均為10,但稀釋氨水使電離平衡NH3H2ONH4++OH-右移,使①pH>10,同理稀釋醋酸溶液后pH<4,C項正確;假設(shè)均是強酸強堿,混合后溶液呈中性,V1=V2,但①氨水是弱堿,其濃度遠遠大于④鹽酸,所以需要的①氨水少,即V1>V2,D項錯誤。 9.D　由圖可得,25 ℃時c點pH=7,所以c點水電離出的[H+]水=[OH-]水=10-7molL-1,b點pH=4.3,所以b點溶液中[H+]=10-4.3molL-1,則由水電離出的[H+]水=[OH-]水=10-(14-4.3)molL-1=10-9.7molL-1,a點pH=3.1,所以a點溶液中[H+]=10-3.1molL-1,則由水電離出的[H+]水=[OH-]水=10-(14-3.1)molL-1=10-10.9molL-1,因此水的電離程度:c>b>a,A項敘述正確;b點時溶液呈酸性,說明加入0.1 mol NaOH固體后CH3COOH有剩余,[Na+]=0.1 molL-1,混合前CH3COOH溶液濃度c應(yīng)比0.1 molL-1大,a點時又加入0.1 mol CH3COOH,因為CH3COOH電離程度很小,所以此時溶液中的[CH3COOH]一定大于[Na+],又根據(jù)前面的分析a點[OH-]=10-10.9molL-1,所以a點對應(yīng)的混合溶液中,[CH3COOH]>[Na+]>[OH-],故B項敘述正確;由題意混合溶液中陽離子有Na+和H+,陰離子有CH3COO-和OH-,根據(jù)電荷守恒[Na+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-],25 ℃當混合溶液呈中性時,[H+]=[OH-]=10-7molL-1,則[Na+]=[CH3COO-],結(jié)合圖像可得[Na+]=0.2 molL-1,所以[Na+]=[CH3COO-]>[H+]=[OH-],故C項敘述正確;由前面的分析并結(jié)合圖像可得,25 ℃當混合溶液呈中性時,[H+]=10-7molL-1,[CH3COO-]=0.2 molL-1,[CH3COOH]=(c+0.1-0.2)molL-1=(c-0.1)molL-1,所以該溫度下,醋酸的電離平衡常數(shù)Ka=[CH3COO-][H+][CH3COOH] molL-1=0.210-7c-0.1 molL-1,故D項敘述錯誤。 10.答案 (1)A　水的電離是吸熱過程,溫度較低時,電離程度較小,[H+]、[OH-]均較小 (2)a+b=14(或pH1+pH2=14)　(3)4　1.010-7 解析 (1)溫度升高,促進水的電離,水的離子積增大,水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大,水的pH減小,但溶液仍然呈中性。因此結(jié)合圖像中A、B曲線變化情況及氫離子濃度、氫氧根離子濃度可以判斷,25 ℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為A。 (2)要注意95 ℃時,水的離子積為110-12,即[H+][OH-]=110-12,則等體積強酸、強堿反應(yīng)至中性時,有pH(酸)+pH(堿)=12。根據(jù)95 ℃時混合后溶液呈中性,pH2=b的某強堿溶液中[OH-]=10b-12molL-1;由100V10-amolL-1=V10b-12molL-1,可得10-a+2=10b-12,得a+b=14或pH1+pH2=14。 (3)95 ℃,pH=6時溶液呈中性,根據(jù)表中實驗①數(shù)據(jù)可得[OH-]=1.010-4molL-1,根據(jù)表中實驗③的數(shù)據(jù)可以判斷,鹽酸中的[H+]與Ba(OH)2溶液中[OH-]相等,所以a=4,即pH=4;實驗②溶液呈堿性,其[OH-]=22.0010-4-18.0010-422.00+18.00 molL-1=1.010-5molL-1,由水電離出的[OH-]=1.010-7molL-1。 11.答案 (1)7.9410-10molL-1　(2)ac　(3)溶液變?yōu)榧t色,且半分鐘內(nèi)不變色　(4)80% 解析 (1)TiCl4溶液的pH=3,[OH-]=10-11molL-1,Ksp[Ti(OH)4]=7.9410-54(molL-1)5,則[Ti4+][OH-]4=[Ti4+](10-11)4=7.9410-54(molL-1)5,[Ti4+]=7.9410-10 molL-1;(2)配制NH4Fe(SO4)2標準溶液時,使用的儀器有天平、藥匙、玻璃棒、燒杯、量筒、容量瓶、膠頭滴管等,故選ac;(3)達到滴定終點時,Fe3+不再被還原為Fe2+,所以滴定終點的現(xiàn)象是溶液變?yōu)榧t色,且半分鐘內(nèi)不變色; (4)設(shè)TiO2的質(zhì)量分數(shù)為a, TiO2　 ~ 　NH4Fe(SO4)2; 80 g 1 mol 1.80 ga 0.400 molL-10.045 L 80 g1.80 ga=1mol0.400molL-10.045 L,a=0.8=80%。 12.答案 (1)10-5molL-1　(2)d>c>b　(3)ACD　(4)D　(5)1　11V9 解析 (1)未加入鹽酸前,0.1 molL-1氨水的pH=11,則溶液中[OH-]=110-1410-11 molL-1=0.001 molL-1;由于水的電離程度較小,可忽略水的電離,則溶液中[NH4+]≈[OH-]=0.001 molL-1;NH3H2O的電離程度較小,則[NH3H2O]≈0.1 molL-1,故該溫度時NH3H2O的電離常數(shù)K=[NH4+][OH-][NH3H2O]=0.0010.0010.1molL-1=10-5molL-1。(2)b、c兩點溶液中都含有NH3H2O,抑制水的電離,且[NH3H2O]越大,對水的電離的抑制程度越大,d點氨水與鹽酸恰好完全反應(yīng)生成NH4Cl,NH4+發(fā)生水解而促進水的電離,故三點水電離出的[OH-]大小順序為d>c>b。(3)滴定時,由b點到c點的過程中,[H+][OH-]=KW,由于溫度不變,則KW不變,A項正確;隨著反應(yīng)的進行,溶液的堿性減弱,溶液中[OH-]減小而[H+]增大,故[H+][OH-]的值增大,B項錯誤;NH3H2O的電離常數(shù)Kb=[NH4+][OH-][NH3H2O],溫度不變,則Kb不變,即[NH4+][OH-][NH3H2O]保持不變,C項正確;[NH3H2O][H+][NH4+]=KWKb,溫度不變,則KW、Kb均不變,即[NH3H2O][H+][NH4+]不變,D項正確。(4)b點溶液為等濃度NH4Cl和NH3H2O的混合液,溶液呈堿性,說明NH3H2O的電離程度大于NH4+的水解程度,據(jù)電荷守恒可得[NH4+]+[H+]=[OH-]+[Cl-],據(jù)物料守恒可得2[Cl-]=[NH4+]+[NH3H2O],綜合上述兩式可得[NH4+]+2[H+]=[NH3H2O]+2[OH-],A項錯誤;c點溶液的pH=7,則有[H+]=[OH-],結(jié)合電荷守恒式可得[NH4+]=[Cl-]>[H+]=[OH-],B項錯誤;d點鹽酸與氨水恰好完全反應(yīng)生成NH4Cl,NH4+發(fā)生水解而使溶液呈酸性,但其水解程度較小,故離子濃度關(guān)系為[Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-],C項錯誤;當加入鹽酸的量較少時,氨水中[NH3H2O]較大,生成的NH4Cl較少,溶液中[NH3H2O]遠大于[NH4Cl],可能出現(xiàn)[NH3H2O]>[NH4+]>[OH-]>[Cl-]>[H+],D項正確。(5)由題圖可知,d點鹽酸與氨水恰好完全反應(yīng)生成NH4Cl,由NH3H2O~HCl可知,[HCl]=0.1 molL-1VLVL=0.1 molL-1,故滴定過程中所用鹽酸的pH=1。設(shè)e點加入鹽酸的體積為x L,則剩余鹽酸的量n余(HCl)=0.1 molL-1x L-0.1 molL-1V L=0.1(x-V) mol,此時溶液的pH=2,則有0.1(x-V) mol=10-2molL-1(x+V) L,解得x=11V9。