专题突破卷11 水溶液中的离子反应与平衡（一）-2025年高考化学一轮复习考点通关卷（江苏专用）

专题突破卷11 水溶液中的离子反应与平衡（一） 考点01 弱电解质的电离平衡 考点02 溶液的酸碱性 （考试时间：75分钟 试卷满分：100分） 一、选择题（本题共15小题，每小题3分，共45分。每小题只有一项是符合题目要求的） 1．在0.1 mol/L CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋。对于该平衡，下列叙述正确的是( ) A．温度升高，平衡逆向移动 B．．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 C．加入少量0.1 mol/L HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量醋酸钠固体，CH3COOH的电离度增大 2．下列物质在水中电离方程式正确的是(　　) A．NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．．NH3·H2O===NH＋OH－ C．Ca(NO3)2===Ca2＋＋2(NO3)2－ D．H2CO32H＋＋CO 3．25 ℃时，体积和pH均相等的盐酸和醋酸溶液比较，下列说法正确的是(　　) A．中和氢氧化钠的能力：盐酸＝醋酸 B．溶质的物质的量浓度：盐酸<醋酸 C．加水稀释10倍，溶液的pH：盐酸<醋酸 D．水电离出的c(H＋)：盐酸<醋酸 4．25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol/L 醋酸溶液，随着溶液的稀释，始终保持增大趋势的是( ) A． B．． C． D． 5．下列滴定中，指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是(　　) 提示：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO4===6K2SO4＋2MnSO4＋3H2O、I2＋Na2S===2NaI＋S↓ 选项 滴定管中的溶液 锥形瓶中的溶液 指示剂 滴定终点颜色变化 A NaOH溶液 CH3COOH溶液 酚酞 无色→浅红色 B． HCl溶液 氨水 酚酞 浅红色→无色 C 酸性KMnO4溶液 K2SO3溶液 无 无色→浅紫红色 D 碘水 Na2S溶液 淀粉 无色→蓝色 6．常温下，①pH＝2的CH3COOH溶液；②pH＝2的H2SO4溶液；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中错误的是(　　) A．水电离的c(H＋)：①＝②＝③＝④ B．将②④溶液混合后，pH＝7，消耗溶液的体积：②＝④ C．等体积的①②④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：①最大 D．向10 mL上述四溶液中各加入90 mL水后，溶液的pH：③>④>①>② 7．NaOH标准溶液的配制和标定，需经过NaOH溶液配制、基准物质H2C2O4·2H2O的称量以及用NaOH溶液滴定等操作。下列有关说法正确的是(　　) A．图甲：转移NaOH溶液到250 mL容量瓶中 B．．图乙：准确称得0.157 5 g H2C2O4·2H2O固体 C．用图丙所示操作排除碱式滴定管中的气泡 D．用图丁所示装置以NaOH待测液滴定H2C2O4溶液 8．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是(　　) A．该温度下，a点溶液c(OH－)＞c(H＋) B．.该温度下，0.01 mol·L－1NaOH溶液中c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1 C．该温度下，加入NaOH可能引起由d向B．的变化 D．B．点时，升高温度，可能引起由B．向c的变化 9．室温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸中滴加0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5≈0.7。下列说法不正确的是(　　) A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH＝7 B．．选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差 C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的大 D．V(NaOH)＝30.00 mL时，pH≈12.3 10．已知部分弱酸的电离平衡常数如表所示： 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3 电离平衡 常数 (25 ℃) Ka＝1.75 ×10－5 Ka＝4.0 ×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 下列离子方程式正确的是(　　) A．少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO B．.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO C．少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋2CO===SO＋2HCO D．相同浓度NaHCO3溶液与NaHSO3溶液等体积混合：H＋＋HCO===CO2↑＋H2O 11．浓度均为0.1 mol/L、体积均为V0的HX、HY溶液，分别加水稀释至体积为V，pH随lg的变化关系如图所示。下列叙述正确的是(　　) A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱 B．常温下，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)：a<B． C．相同温度下，电离常数K(HX)：a>B． D．lg＝3，若同时微热两种溶液(不考虑HX 、HY和H2O的挥发)，则减小 12.NaClO溶液具有漂白能力，已知25 ℃时，Ka(HClO)＝4.0×10－8。下列关于NaClO溶液说法正确的是(　　) A．0.01 mol/L NaClO溶液中，c(ClO－)＜0.01 mol/L B．长期露置在空气中，释放Cl2，漂白能力减弱 C．通入过量SO2，反应的离子方程式为SO2＋ClO－＋H2O===HSO＋HClO D．25 ℃，pH＝7.0的NaClO和HClO的混合溶液中，c(HClO)＜c(ClO－)＝c(Na＋) 13.已知下列数据： 弱电解质 H2CO3 NH3·H2O 电离常数 (25 ℃) Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 KB．＝1.77×10－5 现有常温下1 mol·L－1的(NH4)2CO3溶液，下列说法正确的是(　　) A．由数据可判断溶液(NH4)2CO3溶液呈碱性 B．.c(NH)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(NH3·H2O) C．c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) D．c(NH)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋c(CO) 13.某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　) A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸 B．.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸 C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝B．，B．－a＜1，则HR是弱酸 D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝B．，a＞B．，则HR是弱酸 14.常温时，用0.10 mol·L－1NaOH溶液滴定25.00 mL 0.10 mol·L－1某一元酸HX溶液，滴定过程中pH变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A．HX为强酸 B．在A点，c(X－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) C．在B．点，两者恰好完全反应 D．在C点，c(X－)＋c(HX)＝0.10 mol·L－1 15．实验室用如下方案测定和混合物的组成：称取一定质量样品溶解于锥形瓶中，加入2滴指示剂，用标准盐酸滴定至终点时消耗盐酸；向锥形瓶中再加入2滴指示剂，继续用标准盐酸滴定至终点，又消耗盐酸。下列说法正确的是 A．指示剂可依次选用甲基橙、酚酞 B．．样品溶解后溶液中： C．滴定至第一次终点时的溶液中： D．样品中和物质的量之比为 二、非选择题（本题包括4小题，共55分） 16．(11分) 常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。 温度 /℃ c(NH3·H2O) /(mol/L) 电离常数 电离度 /% c(OH－) /(mol/L) 0 16.56 1.37×10－5 9.098 1.507×10－2 10 15.16 1.57×10－5 10.18 1.543×10－2 20 13.63 1.71×10－5 11.2 1.527×10－2 (1) 温度升高，NH3·H2O的电离平衡向________(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是________(填字母)。 a．电离常数 B．．电离度 c．c(OH－) D．c(NH3·H2O) (2) 表中c(OH－)基本不变的原因是_____________________________。 (3) 常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是________(填字母，下同)。 A．溶液的pH增大 B．．氨水的电离度减小 C．c(OH－)减小 D．c(NH)减小 (4) 氨水溶液中，下列做法能使c(NH)与c(OH－)比值变大的是________。 A．加入固体氯化铵 B．．通入少量氯化氢 C．加入少量固体氢氧化钠 17．(14分)测定溶液中甘油浓度通常采用高碘酸氧化还原法，实验步骤如下： i．配制准确浓度的硫代硫酸钠(Na2S2O3)溶液 ①称取16 g Na2S2O3，溶于1 000 mL水中，冷却，备用。 ②称取0.147 g重铬酸钾(K2Cr2O7)，置于碘量瓶中，溶于25 mL水，加2 g碘化钾及20 mL 4 mol·L－1的硫酸，摇匀。于暗处放置10分钟。加75 mL水，用硫代硫酸钠溶液滴定(I2＋2S2O===2I－＋S4O)，近终点时加1 mL 0.5%指示剂，继续滴定至溶液由蓝色变为亮绿色。再重复滴定2次，平均用硫代硫酸钠溶液30 mL。 ii.甘油含量测定 ①准确量取10 mL甘油溶液，放入250 mL碘量瓶中，再加入20 mL 0.04 mol·L－1 KIO4溶液、10 mL 0.6 mol·L－1 H2SO4溶液、5 mL正己烷，盖好塞盖，摇匀，在室温下于暗处放置30 min。 ②加入1.5 g KI反应3 min后，再加水75 mL，剩余的IO和反应生成的IO被还原析出碘，析出的碘用配制好的Na2S2O3标准液滴定，滴定至颜色变亮时加入1 mL指示剂，此时溶液呈现不透明深蓝色，继续滴至蓝色恰好消失为止。 ③再重复滴定2次，平均用Na2S2O3溶液V mL。 回答下列问题： (1)步骤i①的实验操作是否正确________(填“正确”或“错误”)。 (2)步骤i②的目的是________，所用的指示剂是________，Na2S2O3溶液浓度是________。 (3)甘油(C3H8O3)溶液与KIO4溶液反应生成甲醛、甲酸、KIO3，写出步骤ii①反应的离子方程式：________________________________________________________________________。 步骤ii②中高碘酸与KI反应的离子方程式为_____________________________________。 (4)下列因素引起步骤ii中测定结果偏高的是__________(填字母)。 a．将碘量瓶换成普通锥形瓶 B．．加入的KI过量 c．KIO4溶液浓度偏小 d．指示剂一褪色就停止滴定、读数 e．滴定前正视读数，滴定后仰视读数 18．(14分)用中和滴定法测定烧碱的纯度，若烧碱中含有与酸不反应的杂质，根据实验回答问题： (1) 将准确称量好的2.0 g烧碱样品配成100 mL待测液，需要的主要玻璃仪器除量筒、烧杯、玻璃棒外，还必须用到的仪器有__________、__________。 (2) 用碱式滴定管量取10.00 mL待测液，置于锥形瓶中，同时滴加1～2滴指示剂。化学上常选用的指示剂有酚酞或________。 (3) 用0.201 0 mol/L 标准盐酸滴定待测烧碱溶液，滴定时左手旋转酸式滴定管的玻璃活塞，右手不停地摇动锥形瓶，两眼注视_______________________________________________，直到滴定到终点，若选择酚酞作指示剂，判断滴定终点的标志是____________________________________________。 (4) 根据下列数据，测得c(NaOH)＝__________。烧碱的纯度＝________。 滴定 次数 待测液体积 /mL 标准盐酸体积/mL 滴定前读数 滴定后读数 第一次 10.00 0.50 20.40 第二次 10.00 4.00 24.10 第三次 10.00 1.00 24.10 (5) 以标准的盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠溶液，下列操作引起待测液浓度偏小的是 ________(填字母)。 a．读数时，滴定前平视，滴定后俯视 B．．未用待测液润洗碱式滴定管 c．用待测液润洗锥形瓶 d．不小心将标准液滴在锥形瓶外面 e．滴定接近终点时，用少量蒸馏水冲洗锥形瓶内壁 19． (16分)工业上以铬铁矿(，含Al，Si氧化物等杂质)为主要原料制备重铬酸钾的工艺流程如图。回答下列问题： 已知：焙烧时(铁、铬分别为、价)转化为和，同时A1、Si氧化物转化为可溶性钠盐。 (1)“焙烧”过程与有关的化学反应中，氧化剂和还原剂物质的量之比为 。“浸取”过程所得滤渣的用途有 (合理即可)。 (2)矿物中相关元素可溶性组分物质的量浓度c与pH的关系如图所示。当溶液中可溶组分浓度时，可认为已除尽。 则“中和”时应控制pH的范围为 ；从平衡移动的角度解释“酸化”过程加入的原因 。 (3)“冷却结晶”时，相关化学反应方程式为 。 (4)价铬的化合物毒性较大，需将转化为毒性较低的；工业上可采用电解法处理酸性含铬废水：以铁板做阴、阳极，电解含铬(Ⅵ)废水，示意如图。 ①灵敏鉴定废水中的：向含铬(Ⅵ)废水中加入适量溶液发生反应，生成在乙醚中较稳定存在的价的含铬氧化物，1mol中含过氧键的数量是 。 ②电解开始时，A极上主要发生的电极反应式为 。 ③电解产生的将还原为同时产生，其离子方程式为 。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！1 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题突破卷11 水溶液中的离子反应与平衡（一） 考点01 弱电解质的电离平衡 考点02 溶液的酸碱性 （考试时间：75分钟 试卷满分：100分） 一、选择题（本题共15小题，每小题3分，共45分。每小题只有一项是符合题目要求的） 1．在0.1 mol/L CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋。对于该平衡，下列叙述正确的是( ) A．温度升高，平衡逆向移动 B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 C．加入少量0.1 mol/L HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量醋酸钠固体，CH3COOH的电离度增大 【答案】B 【解析】 电离吸热，温度升高，平衡正向移动，A错误；加入少量NaOH固体，c(H＋)减小，平衡正向移动，B正确；加入少量0.1 mol/L HCl溶液，c(H＋)增大，C错误；加入少量CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，抑制CH3COOH的电离，电离度减小，D错误。 2．下列物质在水中电离方程式正确的是(　　) A．NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．NH3·H2O===NH＋OH－ C．Ca(NO3)2===Ca2＋＋2(NO3)2－ D．H2CO32H＋＋CO 【答案】A 【解析】一水合氨是弱电解质，电离方程式应该用可逆符号，B错误；硝酸根离子带一个单位的负电荷，C错误；碳酸是二元弱酸，分步电离，电离方程式为H2CO3H＋＋HCO，D错误。 3．25 ℃时，体积和pH均相等的盐酸和醋酸溶液比较，下列说法正确的是(　　) A．中和氢氧化钠的能力：盐酸＝醋酸 B．溶质的物质的量浓度：盐酸<醋酸 C．加水稀释10倍，溶液的pH：盐酸<醋酸 D．水电离出的c(H＋)：盐酸<醋酸 【答案】B 【解析】 醋酸为弱酸，pH相同时醋酸的浓度较大，则中和氢氧化钠的能力：盐酸<醋酸，A错误；稀释后醋酸溶液中氢离子浓度较大，则加水稀释10倍后溶液的pH：盐酸>醋酸，C错误；两溶液的pH相等，则两溶液中水的电离程度相同，则水电离出的c(H＋)：盐酸＝醋酸，D错误。 4．25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol/L 醋酸溶液，随着溶液的稀释，始终保持增大趋势的是( ) A． B． C． D． 【答案】A 【解析】＝，温度不变，Ka不变，随着溶液的稀释，c(CH3COO－)逐渐减小，则始终保持增大趋势，A符合题意；＝，则始终保持减小趋势，B不符合题意；＝，随着溶液的稀释，c(H＋)逐渐减小，则始终保持减小趋势，C不符合题意；＝，则始终不变，D不符合题意。 5．下列滴定中，指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是(　　) 提示：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO4===6K2SO4＋2MnSO4＋3H2O、I2＋Na2S===2NaI＋S↓ 选项 滴定管中的溶液 锥形瓶中的溶液 指示剂 滴定终点颜色变化 A NaOH溶液 CH3COOH溶液 酚酞 无色→浅红色 B HCl溶液 氨水 酚酞 浅红色→无色 C 酸性KMnO4溶液 K2SO3溶液 无 无色→浅紫红色 D 碘水 Na2S溶液 淀粉 无色→蓝色 【答案】B 【解析】　B项，锥形瓶中的溶液为弱碱，达到滴定终点，溶液显酸性，应选择指示剂甲基橙，现象是溶液由黄色变为橙色，错误。 6．常温下，①pH＝2的CH3COOH溶液；②pH＝2的H2SO4溶液；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中错误的是(　　) A．水电离的c(H＋)：①＝②＝③＝④ B．将②④溶液混合后，pH＝7，消耗溶液的体积：②＝④ C．等体积的①②④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：①最大 D．向10 mL上述四溶液中各加入90 mL水后，溶液的pH：③>④>①>② 【答案】D 【解析】 ①、②的氢离子浓度相同，③、④的氢氧根离子的浓度相同，相同条件下，水的离子积常数是定值，无论酸还是碱都抑制水的电离，所以这四种溶液中由水电离的c(H＋)：①＝②＝③＝④，故A正确；硫酸和氢氧化钠都是强电解质，由于c(H＋)＝c(OH－)，若将两个溶液混合后溶液呈中性，则消耗溶液的体积：②＝④，故B正确；醋酸是弱酸，硫酸和氢氧化钠是强电解质，①、②、④三种溶液的物质的量浓度关系为：①＞②＝④，所以等体积的①、②、④溶液分别与铝粉反应，生成H2的量：①最大，故C正确；醋酸是弱酸，加水稀释后能促进醋酸的电离，所以①、②稀释后溶液的pH值7＞②＞①；氨水是弱碱，加水稀释后能促进氨水的电离，所以③、④稀释后溶液的pH值③＞④＞7，所以加水后溶液的pH：③＞④＞②＞①，故D错误。 7．NaOH标准溶液的配制和标定，需经过NaOH溶液配制、基准物质H2C2O4·2H2O的称量以及用NaOH溶液滴定等操作。下列有关说法正确的是(　　) A．图甲：转移NaOH溶液到250 mL容量瓶中 B．图乙：准确称得0.157 5 g H2C2O4·2H2O固体 C．用图丙所示操作排除碱式滴定管中的气泡 D．用图丁所示装置以NaOH待测液滴定H2C2O4溶液 【答案】C 【解析】向容量瓶中转移溶液时需要用玻璃棒引流，故A错误；托盘天平的精度值为0.1 g，故B错误；NaOH溶液应装在碱式滴定管中，故D错误。 8．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是(　　) A．该温度下，a点溶液c(OH－)＞c(H＋) B．该温度下，0.01 mol·L－1NaOH溶液中c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1 C．该温度下，加入NaOH可能引起由d向b的变化 D．b点时，升高温度，可能引起由b向c的变化 【答案】A 【解析】根据图像，b点Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－12>1.0×10－14，说明该温度高于常温。曲线上的点的温度相同。该温度下，a点溶液中c(H＋)<c(OH－)，故A正确；该温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，则c(H＋)＝1.0×10－10mol·L－1，故B错误；该温度下，加入NaOH，溶液中的c(OH－)增大，c(H＋)减小，不能引起d向b的变化，故C错误；b点时，升高温度，水的电离程度增大，c(H＋)·c(OH－)增大，不能引起b向c的变化，故D错误。 9．室温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸中滴加0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5≈0.7。下列说法不正确的是(　　) A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH＝7 B．选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差 C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的大 D．V(NaOH)＝30.00 mL时，pH≈12.3 【答案】C 【解析】NaOH与盐酸恰好完全反应时溶液中溶质为NaCl，呈中性，室温下pH＝7，故A正确；甲基橙的变色范围在pH突变范围外，误差更大，故C错误；V(NaOH)＝30.00 mL时，溶液中的溶质为氯化钠和氢氧化钠，且c(NaOH)＝ ＝0.02 mol·L－1，即溶液中c(OH－)＝ 0.02 mol·L－1，则c(H＋)＝5×10－13 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)≈12.3，故D正确。 10．已知部分弱酸的电离平衡常数如表所示： 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3 电离平衡 常数 (25 ℃) Ka＝1.75 ×10－5 Ka＝4.0 ×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 下列离子方程式正确的是(　　) A．少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO B．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO C．少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋2CO===SO＋2HCO D．相同浓度NaHCO3溶液与NaHSO3溶液等体积混合：H＋＋HCO===CO2↑＋H2O 【答案】C 【解析】由表格中电离平衡常数数据可知，Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，故CO2通入NaClO溶液中生成HCO，A错误；向次氯酸钙溶液中通入少量SO2的离子方程式为Ca2＋＋ClO－＋SO2＋H2O===CaSO4↓＋Cl－＋2H＋，B错误；Ka2(H2SO3)>Ka2(H2CO3)，故少量SO2通入Na2CO3溶液中生成HCO，C正确；H2SO3为弱酸，故NaHSO3在水溶液中主要电离出HSO，而不是SO和H＋，D错误。 11．浓度均为0.1 mol/L、体积均为V0的HX、HY溶液，分别加水稀释至体积为V，pH随lg的变化关系如图所示。下列叙述正确的是(　　) A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱 B．常温下，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)：a<b C．相同温度下，电离常数K(HX)：a>b D．lg＝3，若同时微热两种溶液(不考虑HX 、HY和H2O的挥发)，则减小 【答案】B 【解析】 根据图知，lg＝0时，HX的pH＞1，说明HX部分电离为弱电解质，HY的pH＝1，说明HY完全电离，为强电解质，HY的酸性大于HX，A错误；酸或碱抑制水电离，酸中氢离子浓度越小，其抑制水电离程度越小，根据图知，b溶液中氢离子浓度小于a，则水电离程度a＜b，所以由水电离出的c(H＋)·c(OH－)：a＜b，B正确；酸的电离常数只与温度有关，所以相同温度下，电离常数K(HX)：a＝b，C错误；lg＝3，若同时微热两种溶液，则n(X－)增大，n(Y－)不变，二者溶液体积相等，＝变大，D错误。 12．NaClO溶液具有漂白能力，已知25 ℃时，Ka(HClO)＝4.0×10－8。下列关于NaClO溶液说法正确的是(　　) A．0.01 mol/L NaClO溶液中，c(ClO－)＜0.01 mol/L B．长期露置在空气中，释放Cl2，漂白能力减弱 C．通入过量SO2，反应的离子方程式为SO2＋ClO－＋H2O===HSO＋HClO D．25 ℃，pH＝7.0的NaClO和HClO的混合溶液中，c(HClO)＜c(ClO－)＝c(Na＋) 【答案】A 【解析】A．由题意可知，次氯酸是弱酸，次氯酸根离子会在溶液中发生水解反应使溶液呈碱性，则0.01 mol/L次氯酸钠溶液中次氯酸根离子浓度小于0.01 mol/L，故A正确；B．次氯酸钠是强碱弱酸盐，次氯酸钠在溶液中发生水解反应生成次氯酸和氢氧化钠，溶液中次氯酸长期露置在空气中遇光会发生分解反应生成盐酸和氧气，不可能释放出氯气，故B错误；C．过量的二氧化硫与次氯酸钠溶液发生氧化还原反应生成硫酸和氯化钠，反应的离子方程式为SO2＋ClO－＋H2O===Cl－＋SO＋2H＋，故C错误；D．25 ℃，pH＝7.0的次氯酸钠和次氯酸的混合溶液呈中性，溶液中存在电荷守恒关系c(ClO－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)，则溶液中c(ClO－)＝c(Na＋)，由次氯酸的电离常数可知，次氯酸根离子在溶液中水解常数为Kh＝＝＝＞Ka，则等浓度的次氯酸钠和次氯酸的混合溶液中，次氯酸根离子的水解程度大于次氯酸的电离程度，溶液呈碱性，所以中性溶液中次氯酸的浓度大于次氯酸根离子，溶液中微粒浓度的大小关系为c(HClO)＞c(ClO－)＝c(Na＋)，故D错误。 13．已知下列数据： 弱电解质 H2CO3 NH3·H2O 电离常数 (25 ℃) Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Kb＝1.77×10－5 现有常温下1 mol·L－1的(NH4)2CO3溶液，下列说法正确的是(　　) A．由数据可判断溶液(NH4)2CO3溶液呈碱性 B．c(NH)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(NH3·H2O) C．c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) D．c(NH)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋c(CO) 【答案】A 【解析】分析表中数据知，CO的水解程度远大于NH的水解程度，常温下1 mol·L－1的(NH4)2CO3溶液呈碱性，A项正确；盐类的水解是微弱的，则在常温下1 mol·L－1的(NH4)2CO3溶液中：c(NH)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(NH3·H2O)，B项错误；根据物料守恒可判断C项错误；根据电荷守恒知c(NH)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，D项错误。 13．某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　) A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸 B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸 C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸 D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸 【答案】B 【解析】25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，可知溶液中c(H＋)＜0.01 mol·L－1，所以HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL测得此时溶液pH＜7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。 14．常温时，用0.10 mol·L－1NaOH溶液滴定25.00 mL 0.10 mol·L－1某一元酸HX溶液，滴定过程中pH变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A．HX为强酸 B．在A点，c(X－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) C．在B点，两者恰好完全反应 D．在C点，c(X－)＋c(HX)＝0.10 mol·L－1 【答案】B 【解析】0.10 mol·L－1某一元酸HX溶液，pH大于1，说明HX部分电离，则HX为弱酸，故A错误；A点溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－)，又有c(Na＋)＞c(H＋)，故溶液中离子浓度关系为c(X－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，故B正确；NaOH与HX恰好反应生成NaX，NaX是强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性，而B点，pH＝7，则HX应该稍微过量，HX有剩余，故C错误；在C点溶液体积增大一倍，则溶液浓度降为原来的一半，根据物料守恒得c(X－)＋c(HX)＝0.05 mol·L－1，故D错误。 15．实验室用如下方案测定和混合物的组成：称取一定质量样品溶解于锥形瓶中，加入2滴指示剂，用标准盐酸滴定至终点时消耗盐酸；向锥形瓶中再加入2滴指示剂，继续用标准盐酸滴定至终点，又消耗盐酸。下列说法正确的是 A．指示剂可依次选用甲基橙、酚酞 B．样品溶解后溶液中： C．滴定至第一次终点时的溶液中： D．样品中和物质的量之比为 【答案】D 【解析】由题意可知，第一次滴定滴入的指示剂为酚酞，发生的反应为Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl，第二次滴定滴入的指示剂为甲基橙，发生的反应为NaHCO3+HCl=NaCl +CO2↑+H2O，据此作答。 A．由分析可知，指示剂可依次选用酚酞、甲基橙，故A错误； B．样品溶解后的溶液中，并未知此时和的物质的量浓度比值关系，无法进行判断物料守恒关系，故B错误； C．第一次滴定滴入的指示剂为酚酞，发生的反应为Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl，终点时溶液中含有的溶质是NaHCO3、NaCl，根据电荷守恒可知，故C错误； D．由方程式可知，(V2—V1)mL为原溶液中碳酸氢钠消耗盐酸的体积，加入的盐酸浓度是不变的，根据方程式可知消耗盐酸的物质的量就等于和物质的量，则和物质的量之比为，故D正确。 二、非选择题（本题包括4小题，共55分） 16．(11分) 常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。 温度 /℃ c(NH3·H2O) /(mol/L) 电离常数 电离度 /% c(OH－) /(mol/L) 0 16.56 1.37×10－5 9.098 1.507×10－2 10 15.16 1.57×10－5 10.18 1.543×10－2 20 13.63 1.71×10－5 11.2 1.527×10－2 (1) 温度升高，NH3·H2O的电离平衡向________(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是________(填字母)。 a．电离常数 B．电离度 c．c(OH－) D．c(NH3·H2O) (2) 表中c(OH－)基本不变的原因是_____________________________。 (3) 常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是________(填字母，下同)。 A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小 C．c(OH－)减小 D．c(NH)减小 (4) 氨水溶液中，下列做法能使c(NH)与c(OH－)比值变大的是________。 A．加入固体氯化铵 B．通入少量氯化氢 C．加入少量固体氢氧化钠 【答案】(1) 右　（2分）a　　（2分）(2) 氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变 　（3分） (3) AD　　（2分）(4) AB　（2分） 【解析】 (1) 升高温度，电离平衡向右移动，而电离常数只与温度有关，表格中只有电离常数随温度升高而增大，支持“升高温度电离平衡向右移动”的结论，a正确。(2) 由表格数据可以看出，c(OH－)受到氨水的浓度和溶液的温度影响，氨水越稀，c(OH－)越小，升高温度，氨水的电离平衡右移，c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变。(3) 加入NH4Cl晶体(溶液体积变化可忽略)，增大了溶液中NH浓度，电离平衡左移，c(OH－)将减小，pH减小，氨水的电离度将减小，A、D错误。(4) 加入固体氯化铵时c(NH)增大，电离平衡左移，c(OH－)减小，故值增大，A正确；通入少量氯化氢气体时c(OH－)减小，电离平衡右移，c(NH)增大，故值增大，B正确；加入少量固体氢氧化钠，溶液中c(OH－)增大，电离平衡左移，c(NH)减小，故值减小，C错误。 17．(14分)测定溶液中甘油浓度通常采用高碘酸氧化还原法，实验步骤如下： i．配制准确浓度的硫代硫酸钠(Na2S2O3)溶液 ①称取16 g Na2S2O3，溶于1 000 mL水中，冷却，备用。 ②称取0.147 g重铬酸钾(K2Cr2O7)，置于碘量瓶中，溶于25 mL水，加2 g碘化钾及20 mL 4 mol·L－1的硫酸，摇匀。于暗处放置10分钟。加75 mL水，用硫代硫酸钠溶液滴定(I2＋2S2O===2I－＋S4O)，近终点时加1 mL 0.5%指示剂，继续滴定至溶液由蓝色变为亮绿色。再重复滴定2次，平均用硫代硫酸钠溶液30 mL。 ii.甘油含量测定 ①准确量取10 mL甘油溶液，放入250 mL碘量瓶中，再加入20 mL 0.04 mol·L－1 KIO4溶液、10 mL 0.6 mol·L－1 H2SO4溶液、5 mL正己烷，盖好塞盖，摇匀，在室温下于暗处放置30 min。 ②加入1.5 g KI反应3 min后，再加水75 mL，剩余的IO和反应生成的IO被还原析出碘，析出的碘用配制好的Na2S2O3标准液滴定，滴定至颜色变亮时加入1 mL指示剂，此时溶液呈现不透明深蓝色，继续滴至蓝色恰好消失为止。 ③再重复滴定2次，平均用Na2S2O3溶液V mL。 回答下列问题： (1)步骤i①的实验操作是否正确________(填“正确”或“错误”)。 (2)步骤i②的目的是________，所用的指示剂是________，Na2S2O3溶液浓度是________。 (3)甘油(C3H8O3)溶液与KIO4溶液反应生成甲醛、甲酸、KIO3，写出步骤ii①反应的离子方程式：________________________________________________________________________。 步骤ii②中高碘酸与KI反应的离子方程式为_____________________________________。 (4)下列因素引起步骤ii中测定结果偏高的是__________(填字母)。 a．将碘量瓶换成普通锥形瓶 b．加入的KI过量 c．KIO4溶液浓度偏小 d．指示剂一褪色就停止滴定、读数 e．滴定前正视读数，滴定后仰视读数 【答案】(1)正确　　（2分）(2)标定Na2S2O3溶液的浓度　　（2分）淀粉溶液　（2分）　0.1 mol·L－1　　（2分）(3)C3H8O3＋2IO===2HCHO＋HCOOH＋2IO＋H2O　　（2分）IO＋7I－＋8H＋===4I2＋4H2O　（2分）　(4)acd　（2分） 【解析】(1)此操作不是配制一定物质的量浓度的溶液，而是配成Na2S2O3溶液，然后用标准液K2Cr2O7进行标定其浓度，故步骤i①的实验操作正确。(2)由实验步骤可知，步骤i②的目的是用标准液K2Cr2O7进行标定Na2S2O3溶液的浓度，利用I2能使淀粉溶液变蓝的特性，故所用的指示剂是淀粉溶液，根据得失电子总数相等可得关系式：K2Cr2O7～3I2～6Na2S2O3，故n(Na2S2O3)＝6n(K2Cr2O7)，即c(Na2S2O3)×30×10－3 L＝6×，解得Na2S2O3溶液浓度是0.1 mol·L－1。(4)根据滴定原理可知，整个过程中1 mol甘油失去4 mol电子，1 mol I－失去1 mol电子，1 mol IO得到7 mol电子，故根据得失电子守恒可知：4n(甘油)＋n(I－)＝7n(IO)，根据I原子守恒有n(I2)＝[n(IO)＋n(I－)]，滴定时又有n(I2)＝n(S2O)，据此分析解题。将碘量瓶换成普通锥形瓶，将导致I2升华，从而使得消耗Na2S2O3的量偏小，即 n(I－)偏小，则甘油的量偏大，a符合题意；由于实验中本身KI就是过量的，故KI过量对实验结果无影响，b不符合题意；KIO4溶液浓度偏小，将导致生成的I2的量偏小，导致消耗Na2S2O3的量偏小，即n(I－)偏小，则甘油的量偏大，c符合题意；指示剂一褪色就停止滴定、读数，将导致消耗Na2S2O3的量偏小，即n(I－)偏小，则甘油的量偏大，d符合题意；滴定前正视读数，滴定后仰视读数，将导致消耗Na2S2O3的量偏大，即n(I－)偏大，则甘油的量偏小，e不符合题意。 18．(14分)用中和滴定法测定烧碱的纯度，若烧碱中含有与酸不反应的杂质，根据实验回答问题： (1) 将准确称量好的2.0 g烧碱样品配成100 mL待测液，需要的主要玻璃仪器除量筒、烧杯、玻璃棒外，还必须用到的仪器有__________、__________。 (2) 用碱式滴定管量取10.00 mL待测液，置于锥形瓶中，同时滴加1～2滴指示剂。化学上常选用的指示剂有酚酞或________。 (3) 用0.201 0 mol/L 标准盐酸滴定待测烧碱溶液，滴定时左手旋转酸式滴定管的玻璃活塞，右手不停地摇动锥形瓶，两眼注视_______________________________________________，直到滴定到终点，若选择酚酞作指示剂，判断滴定终点的标志是____________________________________________。 (4) 根据下列数据，测得c(NaOH)＝__________。烧碱的纯度＝________。 滴定 次数 待测液体积 /mL 标准盐酸体积/mL 滴定前读数 滴定后读数 第一次 10.00 0.50 20.40 第二次 10.00 4.00 24.10 第三次 10.00 1.00 24.10 (5) 以标准的盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠溶液，下列操作引起待测液浓度偏小的是 ________(填字母)。 a．读数时，滴定前平视，滴定后俯视 b．未用待测液润洗碱式滴定管 c．用待测液润洗锥形瓶 d．不小心将标准液滴在锥形瓶外面 e．滴定接近终点时，用少量蒸馏水冲洗锥形瓶内壁 【答案】(1) 100 mL容量瓶　　（1分）胶头滴管　　（1分）(2) 甲基橙　（2分）　(3) 锥形瓶中溶液颜色的变化　（2分）　当滴入最后半滴盐酸时，溶液恰好由红色变为无色，且半分钟内不复原　（2分） (4) 0.402 0 mol/L　　（2分）80.4%　　（2分）(5) ab　（2分） 【解析】 (2) 石蕊的变色范围为5～8，变色范围较大，不适宜作指示剂，因此化学上常选用的指示剂有酚酞或甲基橙。(3) 在酸碱中和滴定实验中，滴定时左手旋转酸式滴定管的玻璃活塞，右手不停地摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶中溶液颜色的变化，直到滴定达到终点。(4) 三次滴定分别消耗盐酸标准液的体积为19.90 mL、20.10 mL、23.10 mL，由于第三次滴定的数据偏差较大，故应舍去，则消耗盐酸标准液的平均体积为＝20.00 mL，c(NaOH)＝＝0.402 0 mol/L，n(NaOH)＝0.402 0 mol/L×0.100 L＝4.020 mol，则烧碱的纯度＝×100%＝80.4%。 19． (16分)工业上以铬铁矿(，含Al，Si氧化物等杂质)为主要原料制备重铬酸钾的工艺流程如图。回答下列问题： 已知：焙烧时(铁、铬分别为、价)转化为和，同时A1、Si氧化物转化为可溶性钠盐。 (1)“焙烧”过程与有关的化学反应中，氧化剂和还原剂物质的量之比为 。“浸取”过程所得滤渣的用途有 (合理即可)。 (2)矿物中相关元素可溶性组分物质的量浓度c与pH的关系如图所示。当溶液中可溶组分浓度时，可认为已除尽。 则“中和”时应控制pH的范围为 ；从平衡移动的角度解释“酸化”过程加入的原因 。 (3)“冷却结晶”时，相关化学反应方程式为 。 (4)价铬的化合物毒性较大，需将转化为毒性较低的；工业上可采用电解法处理酸性含铬废水：以铁板做阴、阳极，电解含铬(Ⅵ)废水，示意如图。 ①灵敏鉴定废水中的：向含铬(Ⅵ)废水中加入适量溶液发生反应，生成在乙醚中较稳定存在的价的含铬氧化物，1mol中含过氧键的数量是 。 ②电解开始时，A极上主要发生的电极反应式为 。 ③电解产生的将还原为同时产生，其离子方程式为 。 【答案】(1) 　（2分） 制作颜料，用于工业炼铁等　（2分） (2) 　（2分） 体系存在平衡，加入溶液，使溶液中浓度升高，平衡逆向移动，得到高浓度的　（2分） (3)或　（2分） (4) (或2mol) 　（2分） 　（2分） 　（2分） 【解析】铬铁矿加入纯碱和O2进行焙烧，生成Na2CrO4、Fe2O3、Na[Al(OH)4]、Na2SiO3，加入水进行“浸取”，过滤，滤渣为不溶于水的Fe2O3，向过滤后向溶液中加入H2SO4调节溶液pH使Na[Al(OH)4]、Na2SiO3转化为氢氧化铝和硅酸沉淀过滤除去，再向滤液中加入H2SO4，将Na2CrO4转化为Na2Cr2O7，将溶液蒸发结晶将Na2SO4除去，所得溶液加入氯化钾固体冷却结晶得到K2Cr2O7•2H2O晶体； （1）“焙烧”的目的是将FeCr2O4转化为Na2CrO4和铁红，则生成Na2CrO4的化学方程式为：4FeCr2O4+7O2+8Na2CO38Na2CrO4+8CO2+2Fe2O3，氧元素化合价降低，O2是氧化剂，Cr元素化合价升高，FeCr2O4是还原剂，氧化剂和还原剂物质的量之比为7:4；“浸取”过程所得滤渣Fe2O3是红棕色固体，用途有制作颜料，用于工业炼铁等； （2）“调pH”的目的是将Na[Al(OH)4]、Na2SiO3转化为氢氧化铝和硅酸沉淀过滤除去，由图可知，当溶液pH≥4.5时，Al3+除尽，当溶液pH＞9.3时，H2SiO3会再溶解生成，因此“调pH”时pH的理论范围为4.5≤pH≤9.3；“酸化”过程加入的原因是：体系存在平衡，加入溶液，使溶液中浓度升高，平衡逆向移动，得到高浓度的； （3）“冷却结晶”时，氯化钾固体将Na2Cr2O7转化为K2Cr2O7，化学反应方程式为； （4）①价的含铬氧化物，氧元素化合价由1个-2价和4个-1价组成，即1mol中含过氧键的数量是； ②电解开始时，A极上主要发生的电极反应式为：Fe-2e-=Fe2+； ③二价铁离子有还原性，有强氧化性，二者能发生氧化还原反应，二价铁离子被氧化成三价铁离子，被还原为Cr3+，反应方程式为：。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！1 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$