高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 熱點題型十一 溶液中的離子平衡作業(yè)試題

熱點題型十一溶液中的離子平衡1.已知常溫下0.1mol/LNaHSO3溶液的pH<7,將10mL0.1mol/LBa(OH)2溶液緩慢滴加到10mL0.1mol/LNaHSO3溶液中,下列說法不正確的是()A.常溫下0.1mol/LNaHSO3溶液中HSO3B.當(dāng)加入的Ba(OH)2溶液體積小于5mL時,溶液中的反應(yīng)為:2HSO3-+Ba2++2OH-BaSO3↓+2H2C.滴加過程中,溶液中白色沉淀不斷增加D.當(dāng)加入Ba(OH)2溶液體積為7.5mL時,溶液中離子濃度大小順序為:c(Na+)>c(SO32-)>c(OH2.25℃時,濃度均為0.1mol·L-1的溶液,其pH如下表所示。下列有關(guān)說法正確的是()序號①②③③溶液NaClCH3COONH4NaFNaHCO3pH7.07.08.18.4A.酸性強(qiáng)弱:H2CO3>HFB.①和②中溶質(zhì)均未水解C.離子的總濃度:①>③D.④中:c(HCO3-)+2c(H2CO33.常溫下,向100mL0.01mol·L-1HA溶液中逐滴加入0.02mol·L-1A.MOH為一元強(qiáng)堿,HA為一元強(qiáng)酸B.K點對應(yīng)的溶液中:c(M+)+c(MOH)=c(A-)C.K點對應(yīng)的溶液中:c(MOH)+c(OH-)-c(H+)=0.005mol·LD.N點水的電離程度小于K點水的電離程度4.已知:pKa=-lgKa。25℃時,H2SO3的pKa1=1.85,pKa2=7.19。常溫下,用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L-A.a點所得溶液中:2c(H2SO3)+c(SO32B.b點所得溶液中:c(H2SO3)+c(H+)=c(SO32-C.c點所得溶液中:c(Na+)>3c(HSO3D.d點所得溶液中:c(Na+)>c(SO32-5.常溫下,向0.1mol·L-lNa2A溶液中,不斷通入HCl,H2A、HA-、AA.H2A的二級電離平衡常數(shù)為10B.隨著HCl的通入,c(C.當(dāng)溶液呈中性時:c(Na+)=c(HA-)+2c(A2-)D.將等濃度、等體積的Na2A與H26.25℃時,用濃度為0.1000mol/L的氫氧化鈉溶液分別滴定20.00mL濃度均為0.1000mol/L的兩種酸HX、HY的溶液(忽略體積變化),實驗數(shù)據(jù)如下表,下列判斷不正確的是()編號滴入NaOH溶液的體積/mL溶液的pHHX溶液HY溶液①031②A7x③20.00>7yA.在相同溫度下,同濃度的兩種酸溶液的導(dǎo)電能力:HX<HYB.由表中數(shù)據(jù)可估算出Ka(HX)≈10-5C.HY溶液和HX溶液混合,c(H+)=c(X-)+c(Y-)+c(OH-)D.上述②反應(yīng)后的HY溶液中:c(Na+)>c(Y-)>c(OH-)>c(H+答案精解精析熱點題型十一溶液中的離子平衡1.D已知常溫下0.1mol/LNaHSO3溶液的pH<7,說明HSO3-的電離程度大于其水解程度,故A正確;當(dāng)加入的Ba(OH)2溶液體積小于5mL時,NaHSO3過量,則Ba(OH)2完全反應(yīng),所以Ba2+與OH-的化學(xué)計量數(shù)之比等于1∶2,故溶液中反應(yīng)的離子方程式為:2HSO3-+Ba2++2OH-BaSO3↓+2H2O+SO32-,故B正確;隨著Ba2+和OH-濃度的增加,滴加過程中不斷產(chǎn)生BaSO3沉淀,所以滴加過程中,溶液中白色沉淀不斷增加,故C正確;當(dāng)加入Ba(OH)2溶液體積為7.5mL時,Ba(OH)2的物質(zhì)的量為7.5×10-4mol,而NaHSO3的物質(zhì)的量為1.0×10-3mol,所以溶液中Na+的物質(zhì)的量為1.0×10-3mol,而SO32-的物質(zhì)的量為1.0×10-3mol-7.5×10-4mol=2.5×10-4mol,OH-的物質(zhì)的量為1.5×10-3mol-1.0×10-3mol=0.5×102.CA項,觀察表中數(shù)據(jù)知,NaHCO3的堿性強(qiáng)于NaF,說明NaHCO3的消解程度大于NaF,故HF的酸性比H2CO3強(qiáng)。B項,①中溶質(zhì)為NaCl,不發(fā)生水解;②中溶質(zhì)為CH3COONH4,發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)。C項,兩溶液中離子總濃度小于①。D項,由物料守恒知,c(H2CO3)+c(HCO3-)+c(CO33.C0.01mol·L-1HA溶液的pH=2,則HA是強(qiáng)酸,N點溶液呈中性,加入51mLMOH溶液混合溶液呈中性,說明MOH為弱堿,故A錯誤;K點溶液中MA和MOH的物質(zhì)的量相等,由物料守恒可知c(M+)+c(MOH)=2c(A-),故B錯誤;在K點時混合溶液體積是加入的MOH溶液體積的2倍,由物料守恒結(jié)合溶液體積變化可知c(MOH)+c(M+)=0.01mol·L-1,根據(jù)電荷守恒得c(M+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-),c(MOH)+c(OH-)-c(H+)=c(M+)-c(A-)+c(MOH)=0.01mol·L-1-0.005mol·L-1=0.005mol·L-1,故C正確;由圖像可知,N點溶液呈中性,水電離的H+為10-7mol·L-1,K點溶液呈堿性,MOH電離的OH-抑制了水的電離,水電離的H+小于10-7mol·L-14.A題述過程中發(fā)生的反應(yīng)是NaOH+H2SO3NaHSO3+H2O、NaHSO3+NaOHNa2SO3+H2O,a點溶液中的溶質(zhì)為NaHSO3和H2SO3,因為滴定過程中溶液體積增大,根據(jù)物料守恒得出c(H2SO3)+c(HSO3-)+c(SO32-)<0.1mol·L-1,根據(jù)電離平衡常數(shù)Ka1=c(HSO3-)·c(H+)c(H2SO3),此時溶液的pH=1.85,即c(H+)=10-1.85,推出c(HSO3-)=c(H2SO3),代入c(H2SO3)+c(HSO3-)+c(SO32-)<0.1mol·L-1,得出:2c(H2SO3)+c(SO32-)<0.1mol·L-1,故A錯誤;b點加入20mLNaOH溶液,NaOH和H2SO3恰好反應(yīng)生成NaHSO3,溶質(zhì)為NaHSO3,根據(jù)電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HSO3-)+2c(SO32-),根據(jù)物料守恒:c(Na+)=c(H2SO3)+c(HSO3-)+c(SO32-),因此有c(H2SO3)+c(H+)=c(SO32-)+c(OH-),故B正確;c點溶質(zhì)為Na2SO3和NaHSO3,根據(jù)電離平衡常數(shù)Ka2=c(H+)·c(SO32-)5.B當(dāng)pOH=10時,c(H+)=l0-4mol·L-1,HA-、A2-濃度相等,H2A的二級電離平衡常數(shù)為c(A2-)·c(H+)c(HA-)=10-4,故A錯誤;溫度不變,則H2A的一級電離平衡常數(shù)不變,即c(HA-)·c(H+)c(H2A6.D0.1000mol/L的HX和HY溶液的pH分別為3、1,可知HX為弱酸、HY為強(qiáng)酸,同濃度的兩種酸溶