(完整版)水溶液中的離子平衡典型練習題及答案

(完整版)水溶液中的離子平衡典型練習題及答案表示溶液中酸性離子（如H+）的濃度的負對數(shù)。而堿度（BG）則表示溶液中堿性離子（如OH-）的濃度的負對數(shù)。pH值則是酸度和堿度的平均值，即pH=（AG+BG）/2。在水溶液中，離子平衡是非常重要的，因為它決定了溶液的酸堿性質(zhì)。1.在常溫下混合稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液，不可能出現(xiàn)的結(jié)果是C，即pH＜7,且c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-）。這是因為NaOH是堿性物質(zhì)，會產(chǎn)生OH-離子，而CH3COOH是酸性物質(zhì)，會產(chǎn)生H+離子。當它們混合時，H+離子和OH-離子會結(jié)合，導(dǎo)致pH降低，使溶液呈酸性。2.在25℃下，將amol/L的氨水與bmol/L的鹽酸等體積混合，反應(yīng)后呈中性，表示該混合溶液中一水合氨的電離平衡常數(shù)為K=[NH4+][OH-]/[NH3·H2O]=a^2/b。3.正確的說法是B，即25℃時，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中c（NH4+）/c（NH3·H2O）的值逐漸減小。這是因為在酸性溶液中，NH4+離子會與H+離子結(jié)合生成NH3分子，使c（NH4+）/c（NH3·H2O）減小。4.(1)答案為10^-14和10^-12，造成水的離子積增大的原因是溫度升高使水的電離度增加。(2)Ba(OH)2溶液與鹽酸的體積比為1:1。(3)強酸溶液的體積與強堿溶液的體積之比為1:3。5.不正確的說法是C，加入NaHSO4晶體并不會抑制水的電離。pH=6的蒸餾水中本來就有一定濃度的H+離子，加入NaHSO4晶體后會增加SO42-離子的濃度，使溶液更加酸性，導(dǎo)致pH降低到2。6.酸度（AG）和堿度（BG）是表示溶液中酸性離子和堿性離子濃度的負對數(shù)，pH值是它們的平均值。離子平衡是決定溶液酸堿性質(zhì)的重要因素。4Cl溶于水中，再加入適量AgNO3，生成的沉淀是______．答案：1.B2.②③⑤3.D4.B5.C1.根據(jù)無色溶液的AG值為12，可以確定該溶液中能夠大量共存的離子組合是B選項中的Na+、AlO2-、K+、NO3-。2.下列事實能夠說明醋酸是弱電解質(zhì)，包括醋酸溶液能導(dǎo)電、醋酸溶液中存在醋酸分子、1mol/L醋酸的pH比0.1mol/L鹽酸pH大、醋酸能和碳酸鈣反應(yīng)放出CO2等。因此，正確選項為B，包括②、③、⑤、⑥、⑦。3.關(guān)于小蘇打水溶液的表述正確的是D選項，包括存在的電離有：NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-?H++CO32-，H2O?H++OH-。4.電解質(zhì)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是C選項，即向0.2mol/LNaHCO3溶液中加入等體積0.1mol/LNaOH溶液后，溶液中的離子濃度從大到小依次為CO32->HCO3->OH->H+。5.(1)在25°C時，已知0.1mol/LHCN溶液的pH=4，0.1mol/LNaCN溶液的pH=12。將0.2mol/L的HCN溶液和0.1mol/L的NaOH溶液等體積混合后，溶液中各種離子的濃度從大到小依次為CN->OH->H+->HCN。(2)常溫下，將0.01molNH4Cl溶于水中，再加入適量AgNO3，生成的沉淀是AgCl。題目：Cl和0.002molNaOH溶于水，配制成0.5L混合溶液。試回答以下問題：1.溶液中c(NH4+)+c(NH3·H2O)一定等于多少？2.溶液中n(OH-)+n(Cl-)-n(NH4+)等于多少？答案：1.在電解質(zhì)溶液中存在三個守恒：電荷守恒、物料守恒和質(zhì)子守恒。因此，選項B正確。D項pH=7，c(H)=c(OH)，因此c(Na)=c(CH3COO)，因此D項錯誤。NaOH是強電解質(zhì)NaOH=Na+OH，當兩種溶液混合時，OH參加反應(yīng)被消耗，而Na不參加反應(yīng)，因此c(Na)>c(OH)，同理c(CH3COO)>c(H)，因此A項錯誤。C項pH<7，醋酸過量，結(jié)論正確。2.混合后的氯離子濃度為b/2mol/L。由電荷守恒可知，c(Cl-)+c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)，又溶液顯中性，因此c(H+)=c(OH-)=10^-7，因此有c(Cl-)=c(NH4+)=b/2mol/L。由原子守恒可知，c(NH4+)+c(NH3·H2O)=a/2mol/L，因此c(NH3·H2O)=(a-b)/2，再由方程式NH3·H2O+H+→H2O+NH4+得平衡常數(shù)K=b/[(a-b)×10^-7]。因為其方程式可由一水合氨電離和酸堿中和（氫離子和氫氧根反應(yīng)生成水）相加得到，所以K=Kb×10^14，因此Kb=b/[(a-b)×10^7]。2-），故C錯誤；D．碳酸氫鈉的化學式為NaHCO3，根據(jù)化學式可知，1mol的NaHCO3可以生成1mol的HCO3-和1mol的Na+，故1.5mol的NaHCO3可以生成1.5mol的HCO3-和1.5mol的Na+，故D錯誤；故選B．3.當溫度為25℃時，當c（H+）和c（OH-）越大，Kw也越大，因此B＞C＞A=D，因此A是錯誤的。當溫度為25℃時，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，會發(fā)生反應(yīng)得到硫酸銨溶液，隨著氨水的逐漸滴入，銨根離子的濃度減小，氨水濃度增大，即溶液中c（NH4+）/c（NH3?H2O）的值逐漸減小，因此B是正確的。當溫度不變時，向水中加入氯化銨固體，溶液中c（OH-）變大，c（H+）變大，溶液顯示酸性，氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，因此C是錯誤的。在A點所對應(yīng)的溶液中，pH=7，但是鐵離子的水解導(dǎo)致不能大量共存，因此D是錯誤的。因此答案為B。4.(1)Kw=10^-14，pH=2，pOH=12。隨著溫度升高，水的電離程度增大，溶液中的H+、OH-濃度增大。(2)Na2CO3和NaHCO3的摩爾比為2：9。(3)NaOH和HCl的摩爾比為10：1。5.答案為D。小蘇打為NaHCO3，根據(jù)電荷守恒可知，溶液中存在c（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3），因此A是錯誤的。溶液存在電荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c（CO32-）+c（OH-），因此B是錯誤的。NaHCO3溶液呈堿性，HCO3-的水解大于HCO3-的電離，因此C是錯誤的。溶液存在NaHCO3和H2O，為強電解質(zhì)，完全電離：NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-存在電離平衡：HCO3-?H++CO32-，還存在H2O?H++OH-，因此D是正確的。9.答案為B。碳酸氫鈉溶液呈堿性，說明碳酸氫根離子的電離程度小于水解程度，因此c（H2CO3）＞c（CO32-），因此A是錯誤的。根據(jù)溶液中質(zhì)子守恒得c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3-），因此c（OH-）-c（H+）=c（HCO3-）+2c（H2CO3-）是正確的，因此B是正確的。向0.2mol/LNaHCO3溶液中加入等體積0.1mol/LNaOH溶液后，相當于0.05mol/L的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的混合液，由于Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度，因此正確的關(guān)系是：c（HCO3-）＞c（CO32-），因此C是錯誤的。碳酸氫鈉的化學式為NaHCO3，根據(jù)化學式可知，1mol的NaHCO3可以生成1mol的HCO3-和1mol的Na+，因此1.5mol的NaHCO3可以生成1.5mol的HCO3-和1.5mol的Na+，因此D是錯誤的。因此答案為B。在HA的水解產(chǎn)生OH-，故c（OH-）＜c（A）。因此，溶液中的離子濃度大小關(guān)系為：c（H+）＞c（A）＞c（OH-）＞c（Na+）。選項為A。12.溶液中存在的離子為Na+、Cl-、OH-、H+，根據(jù)電荷守恒，n（Na+）+n（H+）=n（Cl-）+n（OH-）。已知pH=5，可得c（H+）=10^-5mol/L，根據(jù)電離常數(shù)，可得c（OH-）=10^-9mol/L。又因為NaCl是強電解質(zhì)，完全電離，所以c（Na+）=c（Cl-）=0.1mol/L。因此，溶液中離子濃度大小關(guān)系為：c（Na+）=c（Cl-）＞c（H+）＞c（OH-）。選項為B。13.首先根據(jù)題目給出的反應(yīng)方程式，可以得到反應(yīng)物的物質(zhì)的量比為1:1:1，即n（Fe3+）=n（SCN-）=n（FeSCN2+）。又因為FeSCN2+是紅色的，所以可以通過比色法來測定其濃度。比色法原理是根據(jù)物質(zhì)的吸收特性來測定其濃度。因此，選項為C。14.根據(jù)題目給出的反應(yīng)方程式，可以得到反應(yīng)物的物質(zhì)的量比為1:2:1，即n（Na2S2O3）=2n（I2）=n（NaI）。又因為I2是棕色的，所以可以通過滴定法來測定其濃度。滴定法原理是通過一定體積的標準溶液來滴定待測溶液，從而計算出待測溶液的濃度。因此，選項為A。根據(jù)化學知識，當存在OH離子時，溶液的pH值會升高，因為OH離子是堿性的。因此，在有OH離子存在的情況下，氫離子（H+）的濃度會降低，也就是說溶液的酸性程度會減弱。根據(jù)公式c（H）>c（A），可