高中化學難溶電解質的溶解平衡的練習題(2)
高中化學難溶電解質的溶解平衡的練習題
高中化學電化學原理的練習題
1.(2010年西安八校高三模擬考試)現有常溫下100 mL 0.1 mol•L-1的某一元酸HX的溶液，下列事實能說明該酸為強電解質的是( )
A.加入足量鎂粉后，生成標準狀況下的氫氣112 mL
B.能與50 mL 0.2 mol•L-1的NaOH溶液恰好完全反應
C.用如圖裝置做導電性實驗，發(fā)現燈泡較亮
D.用pH計測得該溶液的pH=1.0
解析：選D。不論HX是強電解質還是弱電解質，A、B結果一樣;導電能力和離子濃度、離子所帶電荷數有關，而與電解質強弱無直接關系;c(H+)=c(HX)說明HX完全電離，HX是強電解質。
2.(2010年遼寧省大連市高三第一次模擬考試)要求設計實驗證明，某種鹽的水解是吸熱的，下列回答正確的是( )
A.將硝酸銨晶體溶于水，若水溫下降，說明硝酸銨水解是吸熱的
B.在鹽酸中加入相同濃度的氨水，若混合液溫度下降，說明鹽類水解是吸熱的
C.在醋酸鈉溶液中加入醋酸鈉晶體，若溶液溫度下降，說明鹽類水解是吸熱的
D.在醋酸鈉溶液中滴入酚酞試液，加熱后若紅色加深，說明鹽類水解是吸熱的
解析：選D。某些晶體溶于水溫度降低，則A、C兩項不能說明鹽類水解吸熱。B項中發(fā)生了中和反應且兩溶液進行了混合，不能說明溫度下降是什么原因引起的。若醋酸鈉溶液水解是吸熱的，則其溶液加熱后會促進水解，堿性增強，所以D項正確。
3.(2009年高考北京卷)有4種混合溶液，分別由等體積0.1 mol/L的2種溶液混合而成：①CH3COONa與HCl;②CH3COONa與NaOH;③CH3COONa與NaCl;④CH3COONa與NaHCO3。下列各項排序正確的是( )
A.pH：②>③>④>①
B.c(CH3COO-)：②>④>③>①
C.溶液中c(H+)：①>③>②>④
D.c(CH3COOH)：①>④>③>②
解析：選B。本題主要考查的知識點為電離平衡和鹽類的水解。電離平衡和水解平衡除了遵循勒夏特列原理之外，還有自身的特點。本題解題的關鍵在于對CH3COO-水解平衡移動的影響因素。由CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-可知，溶液堿性增強，平衡向逆方向移動，平衡被抑制，否則平衡被促進。顯然外界環(huán)境酸性①>③>④>②，即CH3COO-水解程度①>③>④>②。各選項正確排列如下：A選項為②>④>③>①，B選項為②>④>③>①，C選項為①>③>④>②，D選項為①>③>④>②。
4.(2009年高考上海卷)根據下表提供的數據，判斷在等濃度的NaClO、NaHCO3混合溶液中，各種粒子濃度關系正確的是( )
化學式 電離常數
HClO K=3×10-8
H2CO3 K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
A.c(HCO-3)>c(ClO-)>c(OH-)
B.c(ClO-)>c(HCO-3)>c(H+)
C.c(HClO)+c(ClO-)=c(HCO-3)+c(H2CO3)
D.c(Na+)+c(H+)=c(HCO-3)+c(ClO-)+c(OH-)
解析：選A。由題中信息可知H2CO3的電離常數大于HClO的電離常數，故在等濃度的NaClO與NaHCO3混合液中c(HCO-3)>c(ClO-)>c(OH-);利用“物料守恒”知，c(HClO)+c(ClO-)=c(H2CO3)+c(HCO-3)+c(CO2-3);由“電荷守恒”知，c(Na+)+c(H+)=c(HCO-3)+c(ClO-)+c(OH-)+2c(CO2-3)。
5.(2010年高考安徽卷)將0.01 mol下列物質分別加入100 mL蒸餾水中，恢復至室溫，所得溶液中陰離子濃度的大小順序是(溶液體積變化忽略不計)( )
?、貼a2O2?、贜a2O ③Na2CO3?、躈aCl
A.①>②>③>④ B.①>②>④>③
C.①=②>③>④ D.①=②>③=④
解析：選C。根據化學反應方程式或者原子守恒可知，0.01 mol的Na2O2和Na2O分別與H2O反應都生成0.02 mol NaOH，因此①、②中陰離子濃度相等，又由于Na2CO3溶液中CO2-3發(fā)生水解：CO2-3+H2O HCO-3+OH-，故陰離子的物質的量增大，大于0.01 mol，而④中Cl-的物質的量不變，為0.01 mol，因此四種溶液中陰離子濃度的大小順序是：①=②>③>④。
6.(2010年高考大綱全國卷Ⅰ)下列敘述正確的是( )
A.某醋酸溶液的pH=a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b，則a>b
B.在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH<7
C. 1.0×10-3mol/L鹽酸的pH=3.0,1.0×10-8mol/L鹽酸的pH=8.0
D.若1 mL pH=1的鹽酸與100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH=7，則NaOH溶液的pH=11
解析：選D。A項，對酸溶液進行稀釋，氫離子濃度降低，pH增大;B項，酚酞的變色范圍為8.2～10.0，當溶液恰好無色時，溶液pH剛剛小于8.2即可顯示無色;C項，當溶液中酸的氫離子濃度較大時，計算時忽略水電離出的氫離子，當加入的酸的氫離子濃度較小時，計算溶液pH時則不能忽略水電離出的氫離子，當鹽酸的濃度為1.0×10-8mol/L時，通常情況下，此時水電離出的氫離子為1.0×10-6mol/L，此時溶液的pH<7;D項，鹽酸和氫氧化鈉溶液混合后溶液顯中性，則需要n(H+)=n(OH-)，即c(H+)•V(H+)=c(OH-)•V(OH-)，代入數據得c(OH-)=1.0×10-3 mol/L，故氫氧化鈉溶液的pH為11。
7.(2010年高考大綱全國卷Ⅱ)相同體積、相同pH的某一元強酸溶液①和某一元中強酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應，下列關于氫氣體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是( )
解析：選C。強酸完全電離，中強酸部分電離，隨著反應的進行，中強酸要繼續(xù)電離出H+，所以溶液②產生氫氣的體積多，在相同時間內，②的反應速率比①快。
8.(2010年高考四川卷)有關①100 mL 0.1 mol/L NaHCO3、②100 mL 0.1 mol/L Na2CO3兩種溶液的敘述不正確的是( )
A.溶液中水電離出的H+個數：②>①
B.溶液中陰離子的物質的量濃度之和：②>①
C.①溶液中：c(CO2-3)>c(H2CO3)
D.②溶液中：c(HCO-3)>c(H2CO3)
解析：選C。根據題意可知，②中水解程度大于①，②中陰離子的物質的量濃度之和大于①，B正確。而水解時所需H+由水電離產生，溶液中水電離出的H+個數：②>①，A正確。
在0.1 mol/L的NaHCO3溶液中存在以下幾個關系式：
c(Na+)=c(HCO-3)+c(H2CO3)+c(CO2-3)=0.1 mol/L(物料守恒)
c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(HCO-3)+2c(CO2-3)(電荷守恒)
H2O+HCO-3 H2CO3+OH-(同時存在HCO-3 H++CO2-3)，其中水解大于電離，因此在①中c(CO2-3)
在0.1 mol/L的Na2CO3溶液中存在以下幾個關系式：
c(Na+)=2c(HCO-3)+2c(H2CO3)+2c(CO2-3)=0.2 mol/L(物料守恒)
c(Na+)+c(H+)=2c(CO2-3)+c(OH-)+c(HCO-3)(電荷守恒)
H2O+CO2-3 HCO-3+OH-(主要)
HCO-3+H2O H2CO3+OH-(次要)
因此c(HCO-3)>c(H2CO3)，D正確。
9.(2010年高考上海卷)下列溶液中微粒濃度關系一定正確的是( )
A.氨水與氯化銨的pH=7的混合溶液中：[Cl-]>[NH+4]
B. pH=2的一元酸和pH=12的一元強堿等體積混合：[OH-]=[H+]
C.0.1 mol•L-1的硫酸銨溶液中：[NH+4]>[SO2-4]>[H+]
D.0.1 mol•L-1的硫化鈉溶液中：[OH-]=[H+]+[HS-]+[H2S]
解析：選C。據電荷守恒：[NH+4]+[H+]=[OH-]+[Cl-]，因pH=7，[H+]=[OH-]，故[Cl-]=[NH+4]，A錯;B選項只有酸堿都是強酸、強堿才符合;Na2S溶液中的質子守恒關系為：[OH-]=[H+]+[HS-]+2[H2S]，故D錯。
10.(2009年高考全國卷Ⅱ)現有等濃度的下列溶液：①醋酸
?、诒椒印、郾椒逾c ④碳酸?、萏妓徕c?、尢妓釟溻c。按溶液pH由小到大排列正確的是( )
A.④①②⑤⑥③ B.④①②⑥⑤③
C.①④②⑥③⑤ D.①④②③⑥⑤
解析：選C。①②④均屬于酸，其中醋酸酸性最強，碳酸次之，苯酚最弱。③⑤⑥均屬于強堿弱酸鹽，根據越弱越水解的原理知，因酸性：H2CO3>苯酚>HCO-3，所以對應的鹽的堿性：碳酸鈉>苯酚鈉>碳酸氫鈉，pH順序相反，故C項正確。
11.(2009年高考天津卷)下列敘述正確的是( )
A.0.1 mol•L-1C6H5ONa溶液中：c(Na+)>c(C6H5O-)>c(H+)>c(OH-)
B.Na2CO3溶液加水稀釋后，恢復至原溫度，pH和KW均減小
C.pH=5的CH3COOH溶液和pH=5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等
D.在Na2S溶液中加入AgCl固體，溶液中c(S2-)下降
解析：選D。本題考查溶液中離子的水解平衡、電離平衡、沉淀溶解平衡及離子濃度大小比較的問題。0.1 mol•L-1C6H5ONa溶液中，因為C6H5O-水解，溶液顯堿性，所以離子濃度大小為c(Na+)>c(C6H5O-)>c(OH-)>c(H+)，故A項錯誤;Na2CO3溶液加水稀釋后，恢復至原溫度，pH減小，KW只受溫度的影響，所以不變，故B項錯誤;pH=5的CH3COOH溶液和pH=5的NH4Cl溶液中，c(H+)都等于1.0×10-5mol•L-1，故C項錯誤;因為Ag2S的溶解度小于AgCl的溶解度，在Na2S溶液中加入AgCl固體，會生成黑色的Ag2S沉淀，使溶液中c(S2-)下降，故D項正確。
12.(2009年高考浙江卷)已知：25 ℃時，Ksp[Mg(OH)2]=5.61×10-12，Ksp[MgF2]=7.42×10-11。下列說法正確的是( )
A.25 ℃時，飽和Mg(OH)2溶液與飽和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2+)大
B.25 ℃時，在Mg(OH)2的懸濁液中加入少量的NH4Cl固體，c(Mg2+)增大
C.25 ℃時，Mg(OH)2固體在20 mL 0.01 mol•L-1氨水中的Ksp比在20 mL 0.01 mol•L-1NH4Cl溶液中的Ksp小
D.25 ℃時，在Mg(OH)2的懸濁液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能轉化成為MgF2
解析：選B。A項中，Mg(OH)2的溶度積小，故其電離出的Mg2+濃度要小一些，A項錯誤;B項中，NH+4可以結合Mg(OH)2溶解電離出的OH-，從而促使Mg(OH)2的溶解平衡向正方向移動，c(Mg2+)增大，B項正確;C項中，Ksp僅與溫度有關，故C項錯誤;D項中，向Mg(OH)2懸濁液中加入NaF，若溶液中c(Mg2+)•c2(F-)>7.42×10-11，也可能轉化為MgF2沉淀，D項錯誤。
13.某二元酸(化學式用H2B表示)在水中的電離方程式：H2B===H++HB-，
HB- H++B2-。回答下列問題：
(1)Na2B溶液顯________(填“酸性”、“中性”或“堿性”)。理由是________________________________________________________________________
(用離子方程式表示)。
(2)在0.1 mol•L-1的Na2B溶液中，下列粒子濃度關系式正確的是________。
A.c(B2-)+c(HB-)+c(H2B)=0.1 mol•L-1
B.c(Na+)+c(OH-)=c(H+)+c(HB-)
C.c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HB-)+2c(B2-)
D.c(Na+)=2c(B2-)+2c(HB-)
(3)已知0.1 mol•L-1NaHB溶液的pH=2，則0.1 mol•L-1H2B溶液中氫離子的物質的量濃度可能__________0.11 mol•L-1(填“<”、“>”或“=”)，理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)0.1 mol•L-1NaHB溶液中各種離子濃度由大到小的順序是________________________________________________________________________。
解析：第一級完全電離，第二級部分電離，則溶液中不存在H2B分子。Na2B溶液因水解而顯堿性，該溶液中的物料守恒可表示成：c(Na+)=2c(B2-)+2c(HB-)，電荷守恒表達式為c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HB-)+2c(B2-)。由NaHB溶液的pH=2可知溶液中c(H+)>c(OH-)。
答案：(1)堿性 B2-+H2O HB-+OH- (2)CD
(3)< H2B第一步電離產生的H+抑制了HB-的電離
(4)c(Na+)>c(HB-)>c(H+)>c(B2-)>c(OH-)
14.(2010年河南開封市高中畢業(yè)班第一次聯(lián)考)有A、B、C、D四種強電解質，它們在水中電離時可產生下列離子：(每種物質只含一種陽離子和一種陰離子且互不重復)
陽離子 K+、Na+、Ba2+、NH+4
陰離子 CH3COO-、Cl-、OH-、SO2-4
已知：①A、C溶液的pH均大于7，B溶液的pH小于7，A、B溶液中水的電離程度相同;D溶液焰色反應顯黃色。
②C溶液和D溶液相遇時只生成白色沉淀，B溶液和C溶液相遇時只生成刺激性氣味的氣體，A溶液和D溶液混合時無明顯現象。
(1)A的名稱是________。
(2)寫出C溶液和D溶液反應的化學方程式：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)25 ℃時pH=9的A溶液和pH=9的C溶液中水的電離程度小的是________(填寫A或C的化學式)。
(4)25 ℃時用惰性電極電解D的水溶液，一段時間后溶液的pH________7(填“>”、“<”或“=”)。
(5)將等體積、等物質的量濃度的B溶液和C溶液混合，反應后溶液中各種離子濃度由大到小的順序為________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(6)室溫時在一定體積0.2 mol•L-1的C溶液中，加入一定體積的0.1 mol•L-1的鹽酸時，混合溶液的pH=13，若反應后溶液的體積等于C溶液與鹽酸的體積之和，則C溶液與鹽酸的體積比是________。
解析：(1)根據題中信息推斷出各物質分別為：
A.CH3COOK，B.NH4Cl，C.Ba(OH)2，D.Na2SO4。
(3)CH3COOK水解促進水的電離，Ba(OH)2抑制水的電離，二者c(H+)=10-9mol•L-1，CH3COOK由水電離產生c(OH-)=10-5 mol•L-1，Ba(OH)2溶液中水電離產生c(OH-)=c(H+)=10-9mol•L-1，故Ba(OH)2中水電離程度小。
(4)用惰性電極電解Na2SO4溶液，實質是電解水。
(5)等體積、等物質的量濃度的NH4Cl和Ba(OH)2混合反應后溶液中溶質是BaCl2、Ba(OH)2、NH3•H2O，則c(OH-)>c(Ba2+)=c(Cl-)>c(NH+4)>c(H+)。
(6)設Ba(OH)2溶液和鹽酸的體積分別是V1和V2，反應后pH=13，說明Ba(OH)2過量。
pH=13，則c(H+)=10-13mol•L-1，c(OH-)=0.1 mol•L-1
0.2 mol•L-1×2×V1-0.1 mol•L-1×V2V1+V2
=0.1 mol•L-1
V1∶V2=2∶3。
答案：(1)醋酸鉀
(2)Ba(OH)2+Na2SO4===BaSO4↓+2NaOH
(3)Ba(OH)2
(4)=
(5)c(OH-)>c(Ba2+)=c(Cl-)>c(NH+4)>c(H+)或c(OH-)>c(Cl-)=c(Ba2+)>c(NH+4)>c(H+)
(6)2∶3
15.(2010年高考浙江卷)已知：①25 ℃時，弱電解質的電離平衡常數：Ka(CH3COOH)=1.8×10-5，Ka(HSCN)=0.13，難溶電解質的溶度積常數：Ksp(CaF2)=1.5×10-10。
②25 ℃時，2.0×10-3mol•L-1氫氟酸水溶液中，調節(jié)溶液pH(忽略體積變化)，得到c(HF)、c(F-)與溶液pH的變化關系，如下圖所示：
請根據以上信息回答下列問題：
(1)25 ℃時，將20 mL 0.10 mol•L-1CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol•L-1HSCN溶液分別與20 mL 0.10 mol•L-1NaHCO3溶液混合，實驗測得產生的氣體體積(V)隨時間(t)變化的示意圖如右所示：
反應初始階段，兩種溶液產生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是____________________，反應結束后所得兩溶液中，c(CH3COO-)________c(SCN-)(填“>”、“<”或“=”)。
(2)25 ℃時，HF電離平衡常數的數值Ka≈________，列式并說明得出該平衡常數的理由________________________________________________________________________。
(3)4.0×10-3mol•L-1HF溶液與4.0×10-4mol•L-1CaCl2溶液等體積混合，調節(jié)混合液pH為4.0(忽略調節(jié)時混合液體積的變化)，通過列式計算說明是否有沉淀產生。
解析：(1)Ka(CH3COOH)=1.8×10-5
(2)Ka=cH+•cF-cHF，當c(F-)=c(HF)時，Ka=c(H+)，查圖中的交點處即為c(F-)=c(HF)，故所對應的pH即為Ka的負對數，由圖中數據可得Ka=10-3.45或(3.5×10-4)。
(3)混合后，HF溶液的濃度為2.0×10-3 mol•L-1。由題給信息②可知，當pH=4.0時，溶液中的c(F-)=1.6×10-3mol•L-1，溶液中c(Ca2+)=2.0×10-4mol•L-1，c(Ca2+)×c2(F-)=5.1×10-10>Ksp(CaF2)，有沉淀產生。
答案：(1)HSCN的酸性比CH3COOH強，其溶液中c(H+)較大，故其溶液與NaHCO3溶液的反應速率較快 <
(2)10-3.45(或3.5×10-4) Ka=cH+•cF-cHF，當c(F-)=c(HF)時，Ka=c(H+)，查圖中的交點處即為c(F-)=c(HF)，故所對應的pH即為Ka的負對數
(3)查圖，當pH=4.0時，溶液中的c(F-)=1.6×10-3mol•L-1，溶液中c(Ca2+)=2.0×10-4mol•L-1，c(Ca2+)×c2(F-)=5.1×10-10>Ksp(CaF2)，有沉淀產生。
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