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(五)(word版含解析)

专题3 水溶液中的离子反应 阶段重点突破练(五)
一、弱电解质的电离平衡及影响因素
1．下列关于强、弱电解质的叙述正确的是(　　)
A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C．强电解质熔化时都完全电离，弱电解质在水溶液中部分电离
D．强电解质不一定能导电，弱电解质溶液的导电能力不一定比强电解质弱
2．羟胺(NH2OH)在水溶液中的电离方程式为NH2OH＋H2ONH3OH＋＋OH－。常温下，向该溶液中加入NaOH固体，下列说法不正确的是(　　)
A．平衡常数K减小 B．c(OH－)增大
C．平衡向左移动 D.增大
3．将1 mol冰醋酸加入一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是(　　)
A．醋酸的浓度达到1 mol·L－1
B．H＋的浓度达到0.5 mol·L－1
C．醋酸的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5 mol·L－1
D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等
4．化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡：HIn(aq，红色)H＋(aq)＋In－(aq，黄色)，故可作酸碱指示剂。浓度为0.02 mol·L－1的下列溶液：①盐酸　②石灰水　③NaCl溶液　④NaHSO4溶液　⑤NaHCO3溶液　⑥氨水，其中能使指示剂显红色的是(　　)
A．④⑤ B．③⑤ C．①④ D．②⑥
二、电离平衡常数及其应用
5．已知三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．K(HNO2)＝4.9×10－10
C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．K(HCN)6．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
7．高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
从表格中数据判断以下说法中不正确的是(　　)
A．在冰醋酸中，这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中，高氯酸是这四种酸中最强的酸
C．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO
D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
8.已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4。现将pH和体积都相同的HF和HClO溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是(　　)
A．曲线Ⅱ为HF稀释时pH变化曲线
B．取等体积b、c两点的酸溶液，中和相同浓度的NaOH溶液，消耗NaOH的体积较小的是HClO
C．溶液中水的电离程度：a＞c＞b＞d
D．从b点到d点，溶液中保持不变(HR代表HClO或HF)
三、水的离子积及溶液的酸碱性
9．下列表述中，关于“一定”说法正确的个数是(　　)
①pH＝6的溶液一定是酸性溶液
②c(H＋)>c(OH－)一定是酸性溶液
③强电解质溶液的导电能力一定大于弱电解质溶液的导电能力
④25 ℃时，水溶液中水电离出的c(H＋)和水电离出的c(OH－)的乘积一定等于10－14
⑤使用pH试纸测定溶液时若先润湿，则测得溶液的pH一定有影响
⑥0.2 mol·L－1氢硫酸溶液加水稀释，电离程度增大，c(H＋)一定增大
⑦温度保持不变，向水中加入钠盐对水的电离一定没有影响
A．0 B．1 C．2 D．3
10．已知在T1、T2温度下水的电离平衡曲线如图所示，则下列说法中不正确的是(　　)
A．T1B．一定温度下，改变水溶液中c(H＋)或c(OH－)的浓度，Kw不会发生变化
C．T2温度下pH为2的HCl溶液中，水电离出的c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1
D．将T1温度下0.1 mol·L－1的盐酸稀释，溶液中所有离子的浓度均相应减小
四、pH的有关计算
11．已知在100 ℃下(本题涉及的溶液温度均为100 ℃)，水的离子积Kw＝1×10－12。下列说法正确的是(　　)
A．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝2
B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11
C．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性
D．完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液，需要100 mL pH＝9的NaOH溶液
12．常温下，将pH＝1的盐酸与pH＝11的NaOH 溶液按体积比为1∶9 混合，混合后溶液的pH约为(　　)
A．2 B．6 C．7 D．10
五、酸碱中和滴定
13．下列实验中，由于错误操作导致实验结果一定偏高的是(　　)
A．用容量瓶配制一定物质的量浓度的溶液，定容时仰视刻度线，所配溶液的浓度
B．滴定时盛放待测液的锥形瓶没有干燥，所测得待测液的浓度
C．用标准氢氧化钠溶液滴定未知浓度的醋酸溶液，选甲基橙作指示剂，所测得醋酸溶液的浓度
D．滴定管(装标准溶液)滴定前尖嘴处有气泡，滴定后无气泡，所测得待测液的浓度
14．如图是用一定物质的量浓度的NaOH溶液滴定10.00 mL 一定物质的量浓度的盐酸的图像，依据图像推出盐酸和NaOH溶液中溶质的物质的量浓度是下表内的(　　)
选项 A B C D
c(HCl)/mol·L－1 0.120 0 0.040 00 0.030 00 0.090 00
c(NaOH)/mol·L－1 0.040 00 0.120 0 0.090 00 0.030 00
15．(1)葡萄酒中SO2最大使用量为0.25 g·L－1，取300.00 mL葡萄酒，通过适当的方法使所含SO2全部逸出并用H2O2将其全部氧化为H2SO4，然后用0.090 0 mol·L－1NaOH标准溶液进行滴定。
①滴定前排气泡时，应选择下图中的________(填字母)。
②若用50 mL滴定管进行实验，当滴定管中的液面在刻度“10”处，则管内液体的体积________(填字母)。
a．＝10 mL　b．＝40 mL　c．<10 mL　d．>40 mL
③上述滴定实验中，可选择________为指示剂，选择该指示剂时如何判断反应到达滴定终点：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
④滴定终点读数时俯视刻度线，则测量结果比实际值________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。
(2)某学生用0.100 mol·L－1的KOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作所得数据为
实验 编号 KOH溶液的浓度/(mol·L－1) 滴定完成时，KOH溶液滴入的体积/mL 待测盐酸的体积/mL
1 0.10 22.62 20.00
2 0.10 22.72 20.00
3 0.10 22.80 20.00
根据上述数据，可计算出该盐酸的浓度约为________(保留两位有效数字)。
答案与解析
专题3 水溶液中的离子反应 阶段重点突破练(五)
一、弱电解质的电离平衡及影响因素
1．下列关于强、弱电解质的叙述正确的是(　　)
A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C．强电解质熔化时都完全电离，弱电解质在水溶液中部分电离
D．强电解质不一定能导电，弱电解质溶液的导电能力不一定比强电解质弱
答案　D
解析　判断强、弱电解质的根本依据是看电解质在水溶液中是否完全电离，与其溶解度、浓度大小及水溶液导电能力的强弱无必然联系。共价化合物如HCl是强电解质，A错误；强、弱电解质与溶解性无关，B错误；有些强电解质熔化时不能电离，如H2SO4等，C错误；电解质导电是有条件的，溶液的导电性与溶液中离子浓度和所带的电荷数有关，D正确。
2．羟胺(NH2OH)在水溶液中的电离方程式为NH2OH＋H2ONH3OH＋＋OH－。常温下，向该溶液中加入NaOH固体，下列说法不正确的是(　　)
A．平衡常数K减小 B．c(OH－)增大
C．平衡向左移动 D.增大
答案　A
解析　平衡常数只与温度有关，温度不变，则K不变，A项错误；向羟胺(NH2OH)溶液中加入NaOH固体，溶液中c(OH－)增大，平衡向左移动，B、C项正确；＝＝K·，当加入NaOH固体时，平衡向左移动，K不变，c(NH3OH＋)减小，即增大，D项正确。
3．将1 mol冰醋酸加入一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是(　　)
A．醋酸的浓度达到1 mol·L－1
B．H＋的浓度达到0.5 mol·L－1
C．醋酸的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5 mol·L－1
D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等
答案　D
4．化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡：HIn(aq，红色)H＋(aq)＋In－(aq，黄色)，故可作酸碱指示剂。浓度为0.02 mol·L－1的下列溶液：①盐酸　②石灰水　③NaCl溶液　④NaHSO4溶液　⑤NaHCO3溶液　⑥氨水，其中能使指示剂显红色的是(　　)
A．④⑤ B．③⑤ C．①④ D．②⑥
答案　C
解析　能使指示剂显红色，应使电离平衡HIn(aq，红色)H＋(aq)＋In－(aq，黄色)逆向移动，所以加入的溶液应呈酸性，①④为酸性溶液，可使平衡向逆反应方向移动，而②⑤⑥溶液呈碱性，可使平衡向正反应方向移动，③为中性溶液，平衡不移动，故选C。
二、电离平衡常数及其应用
5．已知三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．K(HNO2)＝4.9×10－10
C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．K(HCN)答案　B
解析　相同温度下，弱酸电离常数的大小是比较酸性相对强弱的条件之一。根据题中反应可知三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN，由此可判断：K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)，其对应数据依次为K(HF)＝7.2×10－4、K(HNO2)＝4.6×10－4、K(HCN)＝4.9×10－10。
6．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。
7．高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
从表格中数据判断以下说法中不正确的是(　　)
A．在冰醋酸中，这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中，高氯酸是这四种酸中最强的酸
C．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO
D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
答案　C
解析　由电离常数可知这四种酸在冰醋酸中均未完全电离，酸性最强的是HClO4，最弱的是HNO3。
8.已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4。现将pH和体积都相同的HF和HClO溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是(　　)
A．曲线Ⅱ为HF稀释时pH变化曲线
B．取等体积b、c两点的酸溶液，中和相同浓度的NaOH溶液，消耗NaOH的体积较小的是HClO
C．溶液中水的电离程度：a＞c＞b＞d
D．从b点到d点，溶液中保持不变(HR代表HClO或HF)
答案　D
解析　酸的电离平衡常数越大，酸性越强，根据电离平衡常数知，酸性：HClO＜HF。A项，pH相同的两种溶液，酸性越强，其初始浓度越小，稀释过程中，pH变化越大，由于HF酸性强于HClO，所以稀释过程中HF的pH变化大，则曲线Ⅰ为HF稀释时pH变化曲线，错误；B项，取等体积b、c两点的酸溶液，b点HF的浓度比c点HClO的浓度小，所以消耗NaOH的体积较小的是b点(HF)，错误；C项，酸的电离抑制水的电离，酸的pH越小，其抑制水电离程度越大，所以溶液中水的电离程度：d＞b＞c＞a，错误；D项，溶液中＝＝，平衡常数只随温度的变化而改变，所以从b点到d点，溶液中保持不变，正确。
三、水的离子积及溶液的酸碱性
9．下列表述中，关于“一定”说法正确的个数是(　　)
①pH＝6的溶液一定是酸性溶液
②c(H＋)>c(OH－)一定是酸性溶液
③强电解质溶液的导电能力一定大于弱电解质溶液的导电能力
④25 ℃时，水溶液中水电离出的c(H＋)和水电离出的c(OH－)的乘积一定等于10－14
⑤使用pH试纸测定溶液时若先润湿，则测得溶液的pH一定有影响
⑥0.2 mol·L－1氢硫酸溶液加水稀释，电离程度增大，c(H＋)一定增大
⑦温度保持不变，向水中加入钠盐对水的电离一定没有影响
A．0 B．1 C．2 D．3
答案　B
解析　100 ℃时，水的pH＝6，但水呈中性，故①错误；溶液的酸碱性取决于c(OH－)、c(H＋)的相对大小，如果c(H＋)>c(OH－)，则一定是酸性溶液，故②正确；溶液导电能力与离子浓度有关，与电解质强弱无关，浓度大的醋酸溶液导电性也可能比浓度小的盐酸强，故③错误；温度一定，Kw一定，Kw＝c(OH－)·c(H＋)式中，c(OH－)与c(H＋)是指离子总浓度，而不是单指水电离出的离子浓度，故④错误；测定溶液的pH时，pH试纸不能润湿，如果润湿会稀释待测液，所测得数据有误差，但是如果待测溶液呈中性，稀释不影响pH，故⑤错误；加水稀释，促进氢硫酸的电离，电离程度增大，氢离子物质的量增大，但氢离子浓度减小，故⑥错误；温度不变，向水中加入不水解的钠盐，不影响水的电离，如果向水中加入能水解的钠盐则会影响水的电离，比如碳酸钠，故⑦错误。
10．已知在T1、T2温度下水的电离平衡曲线如图所示，则下列说法中不正确的是(　　)
A．T1B．一定温度下，改变水溶液中c(H＋)或c(OH－)的浓度，Kw不会发生变化
C．T2温度下pH为2的HCl溶液中，水电离出的c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1
D．将T1温度下0.1 mol·L－1的盐酸稀释，溶液中所有离子的浓度均相应减小
答案　D
解析　T1温度下，Kw＝10－7×10－7＝10－14，T2温度下Kw＝10－6×10－6＝10－12，所以T1增大，D错误。
四、pH的有关计算
11．已知在100 ℃下(本题涉及的溶液温度均为100 ℃)，水的离子积Kw＝1×10－12。下列说法正确的是(　　)
A．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝2
B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11
C．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性
D．完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液，需要100 mL pH＝9的NaOH溶液
答案　A
解析　A项，0.005 mol·L－1的H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝1×10－2 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1×10－2)＝2，正确；B项，0.001 mol·L－1的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001 mol·L－1，pH＝－lg ＝9，错误；C项，pH＝6时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，错误；D项，pH＝3的溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝9的溶液中c(OH－)＝1×
10－3 mol·L－1，二者等体积混合恰好完全中和，错误。
12．常温下，将pH＝1的盐酸与pH＝11的NaOH 溶液按体积比为1∶9 混合，混合后溶液的pH约为(　　)
A．2 B．6 C．7 D．10
答案　A
解析　pH＝1的盐酸中氢离子的物质的量为0.1V mol，pH＝11的NaOH溶液中氢氧根离子的物质的量为0.009V mol，故盐酸过量，则反应后溶液中c(H＋)＝≈
0.01 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝2。
五、酸碱中和滴定
13．下列实验中，由于错误操作导致实验结果一定偏高的是(　　)
A．用容量瓶配制一定物质的量浓度的溶液，定容时仰视刻度线，所配溶液的浓度
B．滴定时盛放待测液的锥形瓶没有干燥，所测得待测液的浓度
C．用标准氢氧化钠溶液滴定未知浓度的醋酸溶液，选甲基橙作指示剂，所测得醋酸溶液的浓度
D．滴定管(装标准溶液)滴定前尖嘴处有气泡，滴定后无气泡，所测得待测液的浓度
答案　D
解析　配制溶液时，在定容时仰视液面会导致所配溶液体积偏大，导致溶液浓度偏小；滴定时盛放待测液的锥形瓶没有干燥，不影响溶质的量，对测量结果无影响；甲基橙的变色范围是3.1～4.4，所以用甲基橙作指示剂，当达到滴定终点时溶液呈酸性，消耗的氢氧化钠溶液偏少，所测得的醋酸溶液浓度偏低；滴定管(装标准溶液)滴定前尖嘴处有气泡，滴定后无气泡，会导致量取液体的体积偏大，导致测得待测液的浓度偏高。
14．如图是用一定物质的量浓度的NaOH溶液滴定10.00 mL 一定物质的量浓度的盐酸的图像，依据图像推出盐酸和NaOH溶液中溶质的物质的量浓度是下表内的(　　)
选项 A B C D
c(HCl)/mol·L－1 0.120 0 0.040 00 0.030 00 0.090 00
c(NaOH)/mol·L－1 0.040 00 0.120 0 0.090 00 0.030 00
答案　D
解析　由图像可知，30.00 mL NaOH溶液恰好中和10.00 mL盐酸，则3c(NaOH)＝c(HCl)，排除B、C两项；A中c(HCl)＝0.120 0 mol·L－1，c(H＋)＝0.120 0 mol·L－1，pH＜1，与图像不符。
15．(1)葡萄酒中SO2最大使用量为0.25 g·L－1，取300.00 mL葡萄酒，通过适当的方法使所含SO2全部逸出并用H2O2将其全部氧化为H2SO4，然后用0.090 0 mol·L－1NaOH标准溶液进行滴定。
①滴定前排气泡时，应选择下图中的________(填字母)。
②若用50 mL滴定管进行实验，当滴定管中的液面在刻度“10”处，则管内液体的体积________(填字母)。
a．＝10 mL　b．＝40 mL　c．<10 mL　d．>40 mL
③上述滴定实验中，可选择________为指示剂，选择该指示剂时如何判断反应到达滴定终点：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
④滴定终点读数时俯视刻度线，则测量结果比实际值________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。
(2)某学生用0.100 mol·L－1的KOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作所得数据为
实验 编号 KOH溶液的浓度/(mol·L－1) 滴定完成时，KOH溶液滴入的体积/mL 待测盐酸的体积/mL
1 0.10 22.62 20.00
2 0.10 22.72 20.00
3 0.10 22.80 20.00
根据上述数据，可计算出该盐酸的浓度约为________(保留两位有效数字)。
答案　(1)①c　②d　③酚酞　当加入最后半滴标准溶液后，溶液恰好由无色变为浅红色，且在半分钟内无变化，说明到达滴定终点　④偏低　(2)0.11 mol·L－1
解析　(1)①在碱式滴定管中盛装NaOH标准溶液，用图c排气泡；②滴定管的零刻度在上部，50 mL刻度以下仍旧有液体，则滴定管中盛有的液体体积大于40 mL；③标准液为NaOH时，可用酚酞作指示剂，现象为当加入最后半滴标准溶液后，溶液恰好由无色变为浅红色，且在半分钟内无变化，说明到达滴定终点；④滴定终点读数时俯视刻度线，读数小于实际体积数值，计算的NaOH溶液的体积偏小，则待测液的浓度偏低。
(2)三次数据均有效，则
c1(HCl)＝＝0.113 1 mol·L－1，
同理得c2(HCl)＝0.113 6 mol·L－1，
c3(HCl)＝0.114 0 mol·L－1，
则c(HCl)＝≈0.11 mol·L－1。