高中化学苏教版（2019）选择性必修1 专题3 水溶液中的离子反应 阶段重点突破练(六)（41张PPT）
文档属性
| 名称 | 高中化学苏教版（2019）选择性必修1 专题3 水溶液中的离子反应 阶段重点突破练(六)（41张PPT） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 1.3MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2021-09-05 20:35:47 | ||
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文档简介
(共41张PPT)
阶段重点突破练(六)
一、盐类水解的影响因素及应用
1.相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则同温同体积同浓度的HCN和HClO说法正确的是
A.电离程度：HCN＞HClO
B.pH：HClO＞HCN
C.与NaOH溶液恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO＞HCN
D.酸根离子浓度：c(CN－)＜c(ClO－)
√
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解析 NaCN和NaClO都为强碱弱酸盐，相同物质的量浓度时NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解的程度大，因此HCN比HClO的酸性更弱，电离程度：HCN＜HClO，A项错误；
pH：HClO＜HCN，B项错误；
由于都是一元酸，与NaOH完全反应时，消耗NaOH的物质的量相同，C项错误；
同浓度的HCN和HClO，酸性HCN＜HClO，c(CN－)＜c(ClO－)，D项正确。
15
2.某兴趣小组为研究碳酸钠水解平衡与温度的关系，用数字实验系统测定一定浓度碳酸钠溶液的pH与温度的关系，得到曲线如图，下列分析不合理的是
A.碳酸钠水解是吸热反应
B.ab段说明水解平衡向右移动
C.bc段说明水解平衡向左移动
D.水的电离平衡也对pH产生影响
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解析 根据图像，碳酸钠溶液中碳酸根离子水解，升温pH增大，说明水解是吸热反应，故A正确；
ab段说明升温促进水解，氢氧根离子浓度增大，碱性增强，溶液pH增大，图像符合，故B正确；
温度升高促进水解平衡正向移动，故C错误。
15
3.下列事实：①Na2HPO4水溶液呈碱性；②NaHSO4水溶液呈酸性；③NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂；④铵态氮肥不能与草木灰一起施用；⑤FeCl3的止血作用；⑥配制SnCl2溶液时加入盐酸；⑦NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放；⑧MgCl2溶液中的FeCl3杂质可以加入过量的MgCO3除去。其中与盐类的水解有关的是
A.全部
B.除②⑤以外
C.除②⑦以外
D.除③⑧以外
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4.测定0.1
mol·L－1
Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
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时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生的白色沉淀多。
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下列说法不正确的是
A.Na2SO3溶液中存在水解平衡：
B.④的pH与①不同，是由
浓度减小造成的
C.①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D.①与④的Kw值相等
时刻
①
②
③
④
温度/℃
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9.52
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Kw只与温度有关，D对。
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5.(2020·杭州高二质检)已知NH3·H2O为弱碱，下列实验事实能证明HA为弱酸的是
A.浓度为0.1
mol·L－1
HA的导电性比浓度为0.1
mol·L－1硫酸的导电性弱
B.0.1
mol·L－1
NH4A溶液的pH等于7
C.0.1
mol·L－1
HA溶液能使甲基橙变红色
D.等物质的量浓度的NaA和HA混合溶液pH小于7
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二、离子浓度大小比较
6.常温下，将等体积、等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH<7。下列关于滤液中的离子浓度关系不正确的是
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因两物质是等体积、等物质的量浓度混合，钠与碳应是恒等关系，而发生反应时，钠与碳以1∶1的比例析出，故滤液中的钠与碳仍应恒等，B正确；
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7.(八省联考·河北，9)醋酸为一元弱酸，25
℃时，其电离常数Ka＝1.75×10－5。下列说法错误的是
A.0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液的pH在2～3范围内
B.CH3COONa溶液中，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(OH－)
C.将0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液加水稀释，其电离常数和
均不变
D.等体积的0.1
mol·L－1
NaOH溶液和0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液混合后，
溶液pH＞7，且c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
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由CH3COONa溶液中质子守恒得：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(OH－)，B项正确；
溶液混合后溶质为CH3COONa，pH＞7，则c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，D项正确。
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8.(2020·浙江7月选考，23)常温下，用0.1
mol·L－1的氨水滴定10
mL浓度均为0.1
mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，下列说法不正确的是
A.在氨水滴定前，HCl和CH3COOH的混合液中c(Cl－)＞c(CH3COO－)
B.当滴入氨水10
mL时，c(
)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋
c(CH3COOH)
C.当滴入氨水20
mL时，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
D.当溶液呈中性时，氨水滴入量大于20
mL，c(
)＜c(Cl－)
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解析 HCl是强酸，CH3COOH是弱酸，浓度均为0.1
mol·L－1时，c(Cl－)＞c(CH3COO－)，A正确；
滴入10
mL氨水时，NH3·H2O和CH3COOH的物质的量相等，据物料守恒可得c(
)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，B正确；
滴入20
mL氨水时，恰好完全反应，所得溶液为等浓度的NH4Cl和CH3COONH4的混合溶液，据电荷守恒可知c(
)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(CH3COO－)＋c(OH－)，据物料守恒可得c(
)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＋c(Cl－)，联立两式可得c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)，C正确；
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三、根据图像分析粒子浓度关系
9.(2020·无锡高二月考)常温下，向浓度均为0.1
mol·L－1、体积均为100
mL
的两种一元酸HX、HY的溶液中，分别加入NaOH
固体，lg?
随
加入NaOH的物质的量的变化如图所示(忽略加入NaOH固体导致溶液温度的变化)。下列叙述正确的是
A.HX的酸性弱于HY
B.c点溶液中：c(Y－)C.a点由水电离出的c(H＋)＝10－12
mol·L－1
D.b点溶液中粒子浓度大小关系为c(Y－)＋c(HY)＝c(Na＋)＋0.02
mol·L－1
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b点lg?
＝0，则溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7
mol·L－1，此时消耗
的NaOH为0.008
mol，c(Na＋)＝0.08
mol·L－1，根据物料守恒，c(Y－)＋c(HY)＝0.1
mol·L－1，因此c(Y－)＋c(HY)＝c(Na＋)＋0.02
mol·L－1，故D正确。
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10.(2020·南昌二中高二期末)常温下，向10
mL
0.1
mol·L－1的某一元酸HR溶液中逐滴加入0.1
mol·L－1氨水，所得溶液pH及导电能力变化如图。下列分析不正确的是
A.a→b导电能力增强说明HR为弱酸
B.a、b点所示溶液中水的电离程度不相同
C.b点恰好完全中和，pH＝7说明NH4R没有
水解
D.c点溶液存在c(
)＞c(R－)、c(OH－)＞c(H＋)
√
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解析 a→b导电能力增强，说明反应后溶液中离子浓度增大，也证明HR在溶液中部分电离，为弱酸，故A正确；
a、b点所示溶液中一元酸HR电离的氢离子浓度不同，对水的电离的抑制程度不同，因此水的电离程度不同，故B正确；
NH4R为弱酸弱碱盐，NH4R溶液的pH＝7，说明铵根离子和R－的水解程度相等，故C错误；
根据图像可知，c点时溶液的pH＞7，混合液呈碱性，则c(OH－)＞c(H＋)，结合电荷守恒可知：c(
)＞c(R－)，故D正确。
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11.常温时，向25
mL
0.1
mol·L－1
NaOH溶液中逐滴加入0.2
mol·L－1醋酸溶液，曲线如图所示。有关粒子浓度大小关系的比较正确的是
A.在A、B间任一点(不包含A、B两点)，溶液中
一定有：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B.在B点，a＞12.5，且有：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝
c(OH－)＝c(H＋)
C.在C点：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
D.在D点：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)
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解析 A点附近，加入少量醋酸时，可以出现c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)；由题可知当醋酸溶液体积为12.5
mL时恰好完全反应生成CH3COONa，溶液显碱性，B点为中性点，所以a＞12.5，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(OH－)＝c(H＋)，D点可理解为CH3COOH和CH3COONa两种溶质物质的量相同，所以c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)。
15
12.下列有关溶液中粒子浓度的关系式中，正确的是
A.pH相同的①CH3COONa、②NaHCO3两种溶液
中的c(Na＋)：②＞①
B.0.1
mol·L－1某二元强碱弱酸盐NaHA溶液中：
c(Na＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)
C.上图表示用0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液滴定20
mL
0.1
mol·L－1
NaOH
溶液的滴定曲线，则pH＝7时：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＝c(H＋)
D.上图a点溶液中各离子浓度的关系：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COO－)＋
2c(CH3COOH)
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解析 pH相等的钠盐中，弱酸根离子水解程度越大，钠盐浓度越小，则钠离子浓度越小，弱酸根离子水解程度：
>CH3COO－，则c(Na＋)：②＜①，A错误；
根据物料守恒得c(Na＋)＝c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)，B错误；
常温下，pH＝7时溶液呈中性，则c(OH－)＝c(H＋)，根据电荷守恒得c(Na＋)＝c(CH3COO－)，C错误；
根据电荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，根据物料守恒得c(Na＋)＝2c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)，所以得c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)，D正确。
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13.(2020·苏州高三质检)常温下，将HCl气体通入1
L
浓度均为0.1
mol·L－1的NaA和NaB的混合溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示(忽略溶液体积的变化)。下列叙述不正确的是
A.Ka(HB)的数量级为10－9
B.酸性的强弱顺序为HCl>HA>HB
C.当通入0.1
mol
HCl气体时：c(B－)>c(A－)
D.当混合溶液呈中性时：c(Na＋)＝c(Cl－)＋
c(A－)＋c(B－)
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即Ka(HB)＜Ka(HA)，所以酸性：HA＞HB，向NaA和NaB的混合溶液中通入HCl后，溶液中存在HA、HB，则说明HCl酸性强于HA和HB，所以酸性强弱顺序为HCl＞HA＞HB，B正确；
原溶液中NaA和NaB均为0.1
mol，根据强酸制弱酸
原理，通入0.1
mol
HCl，H＋先与B－反应，反应后溶液中溶质为0.1
mol
NaA、0.1
mol
NaCl、0.1
mol
HB，NaA完全电离，微弱水解，而HB部分电离，所以溶液中c(B－)＜c(A－)，C错误；
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混合溶液的电荷守恒为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(A－)＋c(B－)＋c(OH－)，当溶液呈中性时，c(H＋)＝c(OH－)，所以有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(A－)＋c(B－)，D正确。
15
四、大题综合练
14.10
℃时，在烧杯中加入0.1
mol·L－1的NaHCO3溶液400
mL，加热，测得该溶液的pH发生如下变化：
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70
pH
8.3
8.4
8.5
8.9
9.4
(1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是
的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为___________________________。
15
(2)乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3的水解程度。
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pH
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8.4
8.5
8.9
9.4
大于
解析 乙同学根据NaHCO3受热易分解，认为受热时发生反应：2NaHCO3
Na2CO3＋CO2↑＋H2O，这样溶质变成Na2CO3，而pH增大，说明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。
15
(3)丙同学认为，要确定上述哪种说法合理，只要把加热后的溶液冷却到10
℃后再测定溶液pH，若pH______(填“>”“<”或“＝”，下同)8.3，说明甲正确；若pH______8.3，说明乙正确。
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pH
8.3
8.4
8.5
8.9
9.4
＝
>
解析 若甲同学的观点正确，则当温度再恢复至10
℃时，pH应为8.3，若乙同学的观点正确，则当温度降回至10
℃时，则pH应大于8.3。
15
(4)丁同学设计如下实验方案对甲、乙同学的解释进行判断，实验装置如图，加热煮沸NaHCO3溶液，发现试管A中澄清石灰水变浑浊，说明______(填“甲”或“乙”)推测正确。
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乙
解析 根据A中澄清石灰水变浑浊，说明NaHCO3在加热煮沸时发生了分解反应生成了Na2CO3、CO2和水，证明乙同学观点正确。
15
(5)将一定体积0.1
mol·L－1的NaHCO3溶液置于烧杯中加热至微沸(溶液体积不变)；将烧杯冷却至室温，过一段时间(溶液体积不变)测得pH为10.1。据此资料可以判断_____(填“甲”或“乙”)推测正确，原因是________________________________________________________。
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乙
溶液冷却至室温后pH大于8.4，说明此实验过程中有新物质生成
15
15.已知25
℃时部分弱电解质的电离平衡常数如表所示，回答下列问题：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
Ka＝1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
Ka＝3.0×10－8
(1)物质的量浓度均为0.1
mol·L－1的四种溶液：pH由小到大排列的顺序是____________(填字母)。
a.CH3COONa
b.Na2CO3
c.NaClO
d.NaHCO3
a＜d＜c＜b
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(2)常温下，0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液加水稀释过程中，下列表达式的数据变大的是_____(填字母)。
BD
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10
11
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15
(3)写出向次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：__________
__________________________。
(4)25
℃时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合液pH＝6，则溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝__________________(填准确数值)。
(5)25
℃时，将a
mol·L－1的醋酸与b
mol·L－1氢氧化钠等体积混合，反应
后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离平衡常数为________。
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
Ka＝1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
Ka＝3.0×10－8
ClO－＋
9.9×10－7
mol·L－1
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15
(6)标准状况下，将1.12
L
CO2通入100
mL
1
mol·L－1的NaOH溶液中，用溶液中微粒的浓度符号完成下列等式：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋________________。
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
Ka＝1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
Ka＝3.0×10－8
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本课结束
阶段重点突破练(六)
一、盐类水解的影响因素及应用
1.相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则同温同体积同浓度的HCN和HClO说法正确的是
A.电离程度：HCN＞HClO
B.pH：HClO＞HCN
C.与NaOH溶液恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO＞HCN
D.酸根离子浓度：c(CN－)＜c(ClO－)
√
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解析 NaCN和NaClO都为强碱弱酸盐，相同物质的量浓度时NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解的程度大，因此HCN比HClO的酸性更弱，电离程度：HCN＜HClO，A项错误；
pH：HClO＜HCN，B项错误；
由于都是一元酸，与NaOH完全反应时，消耗NaOH的物质的量相同，C项错误；
同浓度的HCN和HClO，酸性HCN＜HClO，c(CN－)＜c(ClO－)，D项正确。
15
2.某兴趣小组为研究碳酸钠水解平衡与温度的关系，用数字实验系统测定一定浓度碳酸钠溶液的pH与温度的关系，得到曲线如图，下列分析不合理的是
A.碳酸钠水解是吸热反应
B.ab段说明水解平衡向右移动
C.bc段说明水解平衡向左移动
D.水的电离平衡也对pH产生影响
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解析 根据图像，碳酸钠溶液中碳酸根离子水解，升温pH增大，说明水解是吸热反应，故A正确；
ab段说明升温促进水解，氢氧根离子浓度增大，碱性增强，溶液pH增大，图像符合，故B正确；
温度升高促进水解平衡正向移动，故C错误。
15
3.下列事实：①Na2HPO4水溶液呈碱性；②NaHSO4水溶液呈酸性；③NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂；④铵态氮肥不能与草木灰一起施用；⑤FeCl3的止血作用；⑥配制SnCl2溶液时加入盐酸；⑦NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放；⑧MgCl2溶液中的FeCl3杂质可以加入过量的MgCO3除去。其中与盐类的水解有关的是
A.全部
B.除②⑤以外
C.除②⑦以外
D.除③⑧以外
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√
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4.测定0.1
mol·L－1
Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
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时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生的白色沉淀多。
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下列说法不正确的是
A.Na2SO3溶液中存在水解平衡：
B.④的pH与①不同，是由
浓度减小造成的
C.①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D.①与④的Kw值相等
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
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Kw只与温度有关，D对。
15
5.(2020·杭州高二质检)已知NH3·H2O为弱碱，下列实验事实能证明HA为弱酸的是
A.浓度为0.1
mol·L－1
HA的导电性比浓度为0.1
mol·L－1硫酸的导电性弱
B.0.1
mol·L－1
NH4A溶液的pH等于7
C.0.1
mol·L－1
HA溶液能使甲基橙变红色
D.等物质的量浓度的NaA和HA混合溶液pH小于7
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√
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二、离子浓度大小比较
6.常温下，将等体积、等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH<7。下列关于滤液中的离子浓度关系不正确的是
√
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因两物质是等体积、等物质的量浓度混合，钠与碳应是恒等关系，而发生反应时，钠与碳以1∶1的比例析出，故滤液中的钠与碳仍应恒等，B正确；
15
7.(八省联考·河北，9)醋酸为一元弱酸，25
℃时，其电离常数Ka＝1.75×10－5。下列说法错误的是
A.0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液的pH在2～3范围内
B.CH3COONa溶液中，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(OH－)
C.将0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液加水稀释，其电离常数和
均不变
D.等体积的0.1
mol·L－1
NaOH溶液和0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液混合后，
溶液pH＞7，且c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
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√
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由CH3COONa溶液中质子守恒得：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(OH－)，B项正确；
溶液混合后溶质为CH3COONa，pH＞7，则c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，D项正确。
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8.(2020·浙江7月选考，23)常温下，用0.1
mol·L－1的氨水滴定10
mL浓度均为0.1
mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，下列说法不正确的是
A.在氨水滴定前，HCl和CH3COOH的混合液中c(Cl－)＞c(CH3COO－)
B.当滴入氨水10
mL时，c(
)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋
c(CH3COOH)
C.当滴入氨水20
mL时，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
D.当溶液呈中性时，氨水滴入量大于20
mL，c(
)＜c(Cl－)
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解析 HCl是强酸，CH3COOH是弱酸，浓度均为0.1
mol·L－1时，c(Cl－)＞c(CH3COO－)，A正确；
滴入10
mL氨水时，NH3·H2O和CH3COOH的物质的量相等，据物料守恒可得c(
)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，B正确；
滴入20
mL氨水时，恰好完全反应，所得溶液为等浓度的NH4Cl和CH3COONH4的混合溶液，据电荷守恒可知c(
)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(CH3COO－)＋c(OH－)，据物料守恒可得c(
)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＋c(Cl－)，联立两式可得c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)，C正确；
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三、根据图像分析粒子浓度关系
9.(2020·无锡高二月考)常温下，向浓度均为0.1
mol·L－1、体积均为100
mL
的两种一元酸HX、HY的溶液中，分别加入NaOH
固体，lg?
随
加入NaOH的物质的量的变化如图所示(忽略加入NaOH固体导致溶液温度的变化)。下列叙述正确的是
A.HX的酸性弱于HY
B.c点溶液中：c(Y－)
mol·L－1
D.b点溶液中粒子浓度大小关系为c(Y－)＋c(HY)＝c(Na＋)＋0.02
mol·L－1
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b点lg?
＝0，则溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7
mol·L－1，此时消耗
的NaOH为0.008
mol，c(Na＋)＝0.08
mol·L－1，根据物料守恒，c(Y－)＋c(HY)＝0.1
mol·L－1，因此c(Y－)＋c(HY)＝c(Na＋)＋0.02
mol·L－1，故D正确。
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10.(2020·南昌二中高二期末)常温下，向10
mL
0.1
mol·L－1的某一元酸HR溶液中逐滴加入0.1
mol·L－1氨水，所得溶液pH及导电能力变化如图。下列分析不正确的是
A.a→b导电能力增强说明HR为弱酸
B.a、b点所示溶液中水的电离程度不相同
C.b点恰好完全中和，pH＝7说明NH4R没有
水解
D.c点溶液存在c(
)＞c(R－)、c(OH－)＞c(H＋)
√
15
解析 a→b导电能力增强，说明反应后溶液中离子浓度增大，也证明HR在溶液中部分电离，为弱酸，故A正确；
a、b点所示溶液中一元酸HR电离的氢离子浓度不同，对水的电离的抑制程度不同，因此水的电离程度不同，故B正确；
NH4R为弱酸弱碱盐，NH4R溶液的pH＝7，说明铵根离子和R－的水解程度相等，故C错误；
根据图像可知，c点时溶液的pH＞7，混合液呈碱性，则c(OH－)＞c(H＋)，结合电荷守恒可知：c(
)＞c(R－)，故D正确。
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11.常温时，向25
mL
0.1
mol·L－1
NaOH溶液中逐滴加入0.2
mol·L－1醋酸溶液，曲线如图所示。有关粒子浓度大小关系的比较正确的是
A.在A、B间任一点(不包含A、B两点)，溶液中
一定有：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B.在B点，a＞12.5，且有：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝
c(OH－)＝c(H＋)
C.在C点：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
D.在D点：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)
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解析 A点附近，加入少量醋酸时，可以出现c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)；由题可知当醋酸溶液体积为12.5
mL时恰好完全反应生成CH3COONa，溶液显碱性，B点为中性点，所以a＞12.5，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(OH－)＝c(H＋)，D点可理解为CH3COOH和CH3COONa两种溶质物质的量相同，所以c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)。
15
12.下列有关溶液中粒子浓度的关系式中，正确的是
A.pH相同的①CH3COONa、②NaHCO3两种溶液
中的c(Na＋)：②＞①
B.0.1
mol·L－1某二元强碱弱酸盐NaHA溶液中：
c(Na＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)
C.上图表示用0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液滴定20
mL
0.1
mol·L－1
NaOH
溶液的滴定曲线，则pH＝7时：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＝c(H＋)
D.上图a点溶液中各离子浓度的关系：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COO－)＋
2c(CH3COOH)
√
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解析 pH相等的钠盐中，弱酸根离子水解程度越大，钠盐浓度越小，则钠离子浓度越小，弱酸根离子水解程度：
>CH3COO－，则c(Na＋)：②＜①，A错误；
根据物料守恒得c(Na＋)＝c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)，B错误；
常温下，pH＝7时溶液呈中性，则c(OH－)＝c(H＋)，根据电荷守恒得c(Na＋)＝c(CH3COO－)，C错误；
根据电荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，根据物料守恒得c(Na＋)＝2c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)，所以得c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)，D正确。
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13.(2020·苏州高三质检)常温下，将HCl气体通入1
L
浓度均为0.1
mol·L－1的NaA和NaB的混合溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示(忽略溶液体积的变化)。下列叙述不正确的是
A.Ka(HB)的数量级为10－9
B.酸性的强弱顺序为HCl>HA>HB
C.当通入0.1
mol
HCl气体时：c(B－)>c(A－)
D.当混合溶液呈中性时：c(Na＋)＝c(Cl－)＋
c(A－)＋c(B－)
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14
即Ka(HB)＜Ka(HA)，所以酸性：HA＞HB，向NaA和NaB的混合溶液中通入HCl后，溶液中存在HA、HB，则说明HCl酸性强于HA和HB，所以酸性强弱顺序为HCl＞HA＞HB，B正确；
原溶液中NaA和NaB均为0.1
mol，根据强酸制弱酸
原理，通入0.1
mol
HCl，H＋先与B－反应，反应后溶液中溶质为0.1
mol
NaA、0.1
mol
NaCl、0.1
mol
HB，NaA完全电离，微弱水解，而HB部分电离，所以溶液中c(B－)＜c(A－)，C错误；
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混合溶液的电荷守恒为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(A－)＋c(B－)＋c(OH－)，当溶液呈中性时，c(H＋)＝c(OH－)，所以有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(A－)＋c(B－)，D正确。
15
四、大题综合练
14.10
℃时，在烧杯中加入0.1
mol·L－1的NaHCO3溶液400
mL，加热，测得该溶液的pH发生如下变化：
1
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温度/℃
10
20
30
50
70
pH
8.3
8.4
8.5
8.9
9.4
(1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是
的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为___________________________。
15
(2)乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3的水解程度。
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温度/℃
10
20
30
50
70
pH
8.3
8.4
8.5
8.9
9.4
大于
解析 乙同学根据NaHCO3受热易分解，认为受热时发生反应：2NaHCO3
Na2CO3＋CO2↑＋H2O，这样溶质变成Na2CO3，而pH增大，说明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。
15
(3)丙同学认为，要确定上述哪种说法合理，只要把加热后的溶液冷却到10
℃后再测定溶液pH，若pH______(填“>”“<”或“＝”，下同)8.3，说明甲正确；若pH______8.3，说明乙正确。
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温度/℃
10
20
30
50
70
pH
8.3
8.4
8.5
8.9
9.4
＝
>
解析 若甲同学的观点正确，则当温度再恢复至10
℃时，pH应为8.3，若乙同学的观点正确，则当温度降回至10
℃时，则pH应大于8.3。
15
(4)丁同学设计如下实验方案对甲、乙同学的解释进行判断，实验装置如图，加热煮沸NaHCO3溶液，发现试管A中澄清石灰水变浑浊，说明______(填“甲”或“乙”)推测正确。
1
2
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10
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13
14
乙
解析 根据A中澄清石灰水变浑浊，说明NaHCO3在加热煮沸时发生了分解反应生成了Na2CO3、CO2和水，证明乙同学观点正确。
15
(5)将一定体积0.1
mol·L－1的NaHCO3溶液置于烧杯中加热至微沸(溶液体积不变)；将烧杯冷却至室温，过一段时间(溶液体积不变)测得pH为10.1。据此资料可以判断_____(填“甲”或“乙”)推测正确，原因是________________________________________________________。
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2
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6
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8
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10
11
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14
乙
溶液冷却至室温后pH大于8.4，说明此实验过程中有新物质生成
15
15.已知25
℃时部分弱电解质的电离平衡常数如表所示，回答下列问题：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
Ka＝1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
Ka＝3.0×10－8
(1)物质的量浓度均为0.1
mol·L－1的四种溶液：pH由小到大排列的顺序是____________(填字母)。
a.CH3COONa
b.Na2CO3
c.NaClO
d.NaHCO3
a＜d＜c＜b
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2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
(2)常温下，0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液加水稀释过程中，下列表达式的数据变大的是_____(填字母)。
BD
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
(3)写出向次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：__________
__________________________。
(4)25
℃时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合液pH＝6，则溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝__________________(填准确数值)。
(5)25
℃时，将a
mol·L－1的醋酸与b
mol·L－1氢氧化钠等体积混合，反应
后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离平衡常数为________。
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
Ka＝1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
Ka＝3.0×10－8
ClO－＋
9.9×10－7
mol·L－1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
(6)标准状况下，将1.12
L
CO2通入100
mL
1
mol·L－1的NaOH溶液中，用溶液中微粒的浓度符号完成下列等式：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋________________。
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
Ka＝1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
Ka＝3.0×10－8
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本课结束