一、选择题(本题包括15小题，每小题3分，共45分) 1．(2011年莱芜高二检测)下列物质的水溶液中，除了水分子外，不存在其他分子的是(　　) A．HNO3　　　　　　　 B．NH4NO3 C．Na2S D．HClO 解析：选A。B中NH、C中S2－均发生水解，得到NH3·H2O和H2S分子，D中HClO为弱电解质，也存在分子。 2．常温下，水溶液中的H＋和OH－的浓度关系可形象地用图示跷跷板表示。下列有关说法中，不正确的是(　　)
A．图示跷跷板反映了常温下溶液中的[H＋]和[OH－]的乘积为定值 B．图示跷跷板处于水平位置时表示溶液呈中性 C．向图示溶液中加入苏打会使跷跷板左端下降，右端上升 D．图示两边数据不变，可用降低支点的跷跷板表示温度比常温高的溶液 解析：选D。温度越高，KW越大，应该升高跷跷板的支点。 3．常温时，将下列各组中两种溶液等体积混合后所得溶液的pH不可能等于7的情况共有(　　) ①pH＝2的盐酸和pH＝12的NaOH溶液　②pH＝2的醋酸溶液和pH＝12的NaOH溶液　③pH＝2的盐酸和pH＝12的氨水　④pH＝2的硫酸溶液和pH＝12的NaOH溶液 A．1种 B．2种 C．3种 D．4种 解析：选B。①得NaCl溶液pH＝7；②醋酸溶液过量，溶液显酸性pH<7；③氨水过量显碱性pH>7；④得Na2SO4溶液pH＝7。所以pH不可能等于7的是②、③共2种。 4．下列叙述正确的是(　　) A．95 ℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性 B．pH＝3的醋酸溶液，稀释10倍后pH＝4 C．0.2 mol·L－1的盐酸，与等体积水混合后pH＝1 D．pH＝3的醋酸溶液，与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝7 解析：选C。水的电离与温度有关，温度越高，电离度越大，但[H＋]＝[OH－]，水仍呈中性，A错；我们知道pH每升高一个单位，对于强酸需要稀释10倍，而对于弱酸稀释的倍数超过了10倍，B中由于醋酸为弱酸，稀释至原来的10倍后，pH<4，B错；在D中，当酸与碱的pH之和等于14时，等体积混合后，谁弱显谁性，即pH<7，D错。 5．(2010年高考天津卷)下列液体均处于25 ℃，有关叙述正确的是(　　) A．某物质的溶液pH<7，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐 B．pH＝4.5的番茄汁中c(H＋)是pH＝6.5的牛奶中c(H＋)的100倍 C．AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同 D．pH＝5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－) 解析：选B。25 ℃时，pH<7还有可能为酸式盐，如NaHSO4，故A错；＝100，故B正确；同浓度的CaCl2和NaCl溶液中CaCl2溶液中的c(Cl－)大，所以AgCl在CaCl2溶液中的溶解度较小，C错；CH3COOH与CH3COONa的混合溶液pH＝5.6，则溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，根据电荷守恒可知：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，因此 c(Na＋)7，且[OH－]>[Na＋]>[H＋]>[CH3COO－] B．pH>7，且[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－] C．pH<7，且[CH3COO－]>[H＋]>[Na＋]>[OH－] D．pH＝7，且[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]＝[OH－] 解析：选D。将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，根据电荷守恒规律，溶液中不会出现[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]＝[OH－]的情况，因为此时正负电荷不相等。 8．下列各组离子一定能大量共存的是(　　) A．在含有大量[Al(OH)4]－的溶液中： NH、Na＋、Cl－、H＋ B．在强碱溶液中：Na＋、K＋、CO、NO C．在pH＝12的溶液中：NH、Na＋、SO、Cl－ D．在c(H＋)＝0.1 mol·L－1的溶液中： K＋、I－、Cl－、NO 解析：选B。本题考查了离子共存知识。A项中[Al(OH)4]－与H＋不能共存，C项中pH＝12时，OH－与NH不能共存，D项中酸性条件下，NO与H＋具有强氧化性，与I－发生氧化还原反应而不能共存。 9．25 ℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，下列关系正确的是(　　) A．[NH]＝[SO] B．[NH]>[SO] C．[NH]<[SO] D．[OH－]＋[SO]＝[H＋]＝[NH] 解析：选B。判断溶液中离子浓度相对大小一般涉及两个原理：(1)电荷守恒：溶液中阴、阳离子所带的正负总电荷数值相等，即电解质溶液呈电中性；(2)物料守恒：即电解质溶液中某一组分的原始浓度应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。此题为弱碱与强酸反应，由题意可知，稀氨水过量，反应后溶液中存在氨和硫酸铵两种溶质。由电荷守恒可得[OH－]＋2[SO]＝[H＋]＋[NH]，因为反应后溶液的pH＝7，所以有[NH]＝2[SO]，即[NH]>[SO]，应选B。 10．下列离子方程式正确的是(　　) A．向盐酸中滴加氨水：H＋＋OH－===H2O B．Fe(OH)3溶于氢碘酸：Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O C．铜溶于稀硝酸：3Cu＋8H＋＋2NO===3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O D．向Na2S2O3溶液中通入足量氯气：S2O＋2Cl2＋3H2O===2SO＋4Cl－＋6H＋ 解析：选C。NH3·H2O是弱电解质，应写化学式，A错误。B中Fe3＋能氧化I－，B错误。Cl2可将SO氧化为SO，D错误。 11．(2009年高考全国卷Ⅱ)含有a mol FeBr2的溶液中，通入x mol Cl2。下列各项为通Cl2过程中，溶液内发生反应的离子方程式，其中不正确的是(　　) A．x＝0.4a,2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ B．x＝0.6a,2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－ C．x＝a,2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2===Br2＋2Fe3＋＋4Cl－ D．x＝1.5a,2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Br2＋2Fe3＋＋6Cl－ 解析：选B。还原性：Fe2＋>Br－，x＝0.4a时，Cl2不能完全氧化Fe2＋，只发生反应 2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，A正确；当x＝0.6a时，Cl2将Fe2＋完全氧化后，又能氧化的Br－，故B错误；x＝a时 ，Cl2氧化Fe2＋后又能氧化的Br－，C正确；x＝1.5a时，Cl2将Fe2＋，Br－完全氧化，D正确。 12．在一定温度下，氯化银饱和溶液中[Ag＋][Cl－]＝Ksp。先将足量的AgCl固体分别加入到下列各种物质中，各种溶液中AgCl的溶解度由大到小排列顺序正确的是(　　) ①20 mL 0.1 mol·L－1HCl(aq)　②30 mL 0.2 mol·L－1NaCl(aq)　③40 mL H2O　④50 mL 0.05 mol·L－1NaCl(aq) A．③>④>②>① B．①>②>③>④ C．③>④>①>② D．①>③>②>④ 解析：选C。AgCl(s)
Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，由于[Ag＋][Cl－]＝Ksp，[Ag＋]或[Cl－]越大，越能抑制AgCl的溶解，AgCl的溶解度就越小，①中[Cl－]＝0.1 mol·L－1，②中[Cl－]＝0.2 mol· L－1，③中[Cl－]＝0 mol·L－1，④中[Cl－]＝0.05 mol·L－1，因此[Cl－]由小到大的顺序是③<④<①<②，则AgCl的溶解度由大到小的顺序是③>④>①>②。 13．一定温度下，难溶电解质AmBn在水中溶解平衡的溶度积为Ksp＝cm(An＋)×cn(Bm－)。25 ℃，向AgCl的白色悬浊液中，依次加入等浓度的KI溶液和Na2S溶液，先出现黄色沉淀，最终生成黑色沉淀。已知有关物质的颜色和溶度积如下： 物质 AgCl AgI Ag2S  颜色 白 黄 黑  Ksp(25 ℃) 1.8×10－10 1.5×10－16 1.8×10－50  下列叙述错误的是(　　) A．溶度积小的沉淀可以转化为溶度积更小的沉淀 B．若先加入Na2S溶液，再加入KI溶液，则无黄色沉淀产生 C．25 ℃时，饱和AgCl、AgI、Ag2S溶液中所含Ag＋的浓度相同 D．25 ℃时，AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中的溶度积相同 解析：选C。溶度积Ag2S1：CH3COOH
CH3COO－＋H＋ B．“NO2球”浸泡在冷水中，颜色变浅： 2NO2(g)
N2O4(g)　ΔH<0 (红棕色)　 (无色) C．铁溶于稀硝酸，溶液变黄：3Fe＋8H＋＋2NO===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O D．向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液，溶液变红：CO＋H2O
HCO＋OH－ 解析：选C。铁溶于稀硝酸，溶液变黄，是由于发生：Fe＋4H＋＋NO===Fe3＋＋NO↑＋2H2O，C项不准确；“NO2球”浸泡在冷水中，平衡2NO2(g)
N2O4(g)　ΔH<0向右移动，c(NO2)减小，颜色变浅，B项准确。 15．(2010年高考天津卷)下列各表述与示意图一致的是(　　)
A．图①表示25 ℃时，用0.1 mol·L－1盐酸滴定20 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液，溶液的pH随加入酸体积的变化 B．图②中曲线表示反应2SO2(g)＋O2(g)
2SO3(g)ΔH<0正、逆反应的平衡常数K随温度的变化 C．图③表示10 mL 0.01 mol·L－1KMnO4酸性溶液与过量的0.1 mol·L－1H2C2O4溶液混合时，n(Mn2＋)随时间的变化 D．图④中a、b曲线分别表示反应CH2CH2(g)＋H2(g)―→CH3CH3(g)　ΔH<0使用和未使用催化剂时，反应过程中的能量变化 解析：选B。酸碱中和滴定时，接近滴定终点时，pH应突变，A错；因为ΔH<0，温度升高平衡向左移动，c(SO2)、c(O2)增大，c(SO3)减小，所以K正＝减小，K逆＝增大，B正确。③KMnO4与H2C2O4发生氧化还原反应时，其生成物Mn2＋也是此反应的催化剂，随着时间的推移，反应速率开始比较缓慢，然后迅速增大，n(Mn2＋)也应由开始的缓慢增加逐渐变为迅速增加，直至反应完全，C项错误。④图中能量应左高右低。 二、非选择题(本题包括5小题，共55分) 16．(10分)限使用下列试剂：酚酞、石蕊、稀氨水、氯化铵晶体、浓盐酸、熟石灰粉末、醋酸铵晶体和蒸馏水，根据①弱碱在水中存在电离平衡；②弱碱的阳离子会破坏水的电离平衡。两平衡的移动均会引起指示剂颜色的变化。由此可分别选用上述试剂，设计两种实验证明NH3·H2O是弱碱，请简述实验方法及现象： (1)应用根据①的实验方法及现象________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________； (2)应用根据②的实验方法及现象________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：根据题目本身的要求，在①中要用到弱碱，所以必须使用题目提供的弱碱氨水，其遇到酚酞会显示红色，可以用红色变浅的现象来显示其平衡移动。能通过增加铵根离子的浓度来抑制氨水的电离，在氯化铵和醋酸铵两种铵盐中，因为氯化铵水解显酸性，加入它会引起歧义，所以只能用醋酸铵；根据②的要求，显然是通过铵根离子的水解来引起水溶液酸性的增强，通过酸碱指示剂来显示溶液的性质，从而起到证明“氨水是弱碱”的作用，这是一种间接证明方法。 答案：(1)取少量氨水，滴加酚酞试液，溶液呈红色，然后向其中加入CH3COONH4晶体，振荡，可看到红色变浅，说明氨水中存在电离平衡，说明氨水是弱碱 (2)取少量NH4Cl晶体溶于水，滴加石蕊试液，溶液呈红色，说明 NH水解，破坏了水的电离平衡，说明氨水是弱碱 17．(12分)常温下，如果取0.1 mol·L－1HA溶液与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化)，测得混合溶液的pH＝8，试回答以下问题： (1)混合溶液的pH＝8的原因(用离子方程式表示)： ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)混合溶液中由水电离出的[H＋]________(填“>”、“<”或“＝”)0.1 mol·L－1NaOH溶液中由水电离出的[H＋]。 (3)求出混合液中下列算式的精确计算结果(填具体数字)： [Na＋]－[A－]＝________mol·L－1，[OH－]－[HA]＝________mol·L－1。 (4)已知NH4A溶液为中性，又知HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，试推断(NH4)2CO3溶液的pH____7(填“>”、“<”或“＝”)；将同温度下等浓度的四种盐溶液： A．NH4HCO3 B．NH4A C．(NH4)2SO4 D．NH4Cl 按pH由大到小的顺序排列是____________(填序号)。 解析：(2)混合液由于A－水解，促进水的电离，而NaOH抑制水的电离。 (3)一开始[Na＋]＝[A－]，但Na＋不水解，A－水解，[Na＋]与[A－]之差即为水解的A－的量。pH＝8，[H＋]＝10－8 mol·L－1，[OH－]＝10－6 mol·L－1。 由H2O电离的[OH－]H2O＝[H＋]＝10－8 mol·L－1 A－＋H2OHA＋OH－ 所以[Na＋]－[A－]＝[OH－]－[OH－]H2O＝9.9×10－7(mol·L－1) [OH－]－[HA]＝10－6mol·L－1－9.9×10－7mol·L－1＝10－8(mol·L－1) (4)NH4A为中性，说明NH与A－的水解程度相当，而HA加到Na2CO3中有气体放出，说明HA酸性强于H2CO3，CO水解程度大于A－，因而(NH4)2CO3溶液pH>7，NH4HCO3溶液的pH也同样大于7，Cl－和SO不水解，所以(NH4)2SO4和NH4Cl溶液显酸性，但(NH4)2SO4中NH更多，水解程度更大，因而pH(NH4)2SO4 (3)9.9×10－7　10－8　(4)>　A>B>D>C 18．(11分)某无色透明溶液可能含有下列离子：K＋、Al3＋、Fe3＋、Ba2＋、NO、SO、HCO、Cl－，取该溶液进行如下实验： ①用蓝色石蕊试纸检测该溶液，试纸显红色； ②取溶液少许，加入铜片和稀硫酸共热，产生无色气体，该气体遇空气立即变为红棕色； ③取溶液少许，加入氨水有白色沉淀生成，继续加入过量氨水，沉淀不消失； ④取溶液少许，滴入氯化钡溶液产生白色沉淀； ⑤取实验④后的澄清溶液，滴入硝酸银溶液产生白色沉淀，再加入过量的稀硝酸，沉淀不消失。 请回答下列问题： (1)在实验①中，下图所示的操作中正确的是________(填序号)。
(2)根据上述实验判断原溶液中肯定存在的离子是______________________________________________________________________，肯定不存在的离子是________________________________________________________________________。 (3)写出与②、③两个实验有关的离子方程式： ②________________________________________________________________________。 ③________________________________________________________________________。 解析：(1)应用试纸检验溶液，应将试纸放在玻璃片上，然后用玻璃棒蘸取待测液点在试纸上，故应选B；(2)由①溶液呈酸性，可排除HCO的存在；由②可得发生反应：3Cu＋8H＋＋2NO===3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O，溶液中肯定含有NO；由③可得溶液发生反应： Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH，肯定含有Al3＋，肯定不含有Fe3＋；由④可得溶液中肯定含有SO，肯定不含有Ba2＋；由⑤，④过滤后的澄清溶液中含有Cl－，但不能确定原溶液中是否含有Cl－。 答案：(1)B　(2)Al3＋、NO、SO　Fe3＋、Ba2＋、HCO (3)②3Cu＋8H＋＋2NO===3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O ③Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH 19．(10分)某学生用0.100 mol·L－1的KOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作可分解为如下几步： A．量取20 mL待测盐酸溶液注入洁净的锥形瓶，并加入 2～3 滴酚酞； B．用标准溶液润洗滴定管2～3次； C．把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好，调节滴定管尖嘴使之充满溶液； D．取标准KOH溶液注入碱式滴定管至刻度0以上2～3 cm； E．调节液面至“0”或“0”以下刻度，记下读数； F．把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准KOH溶液滴定至终点并记下滴定管液面的刻度。 就此实验完成填空： (1)正确操作步骤的顺序是(用序号字母填写)____________________________。 (2)上述B步骤操作的目的是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)上述A步骤操作之前，若先用待测溶液润洗锥形瓶，则滴定结果__________(填“偏高”、“偏低”或“不变”)。 (4)判断到达滴定终点的实验现象是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)→→→→ (2)无论是盛放标准液还是待测液的滴定管均应润洗，因为滴定管的内壁上附着的蒸馏水会将放入的溶液稀释而引起测定误差。 (3)A步骤操作之前，先用待测液洗涤锥形瓶，会使待测液的体积大于20.00 mL，消耗标准液多，则测定结果偏高。 (4)由于用酚酞做指示剂，故当溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不退色，即达到了滴定终点。 答案：(1)BDCEAF　(2)洗去附在滴定管壁上的水，防止其将标准溶液稀释而带来误差　(3)偏高　(4)溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不退色 20．(12分)常温下，在20 mL 0.1 mol·L－1Na2CO3溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1HCl溶液40 mL，溶液的pH逐渐降低，此时溶液中含碳元素的微粒物质的量浓度的百分含量(纵轴)也发生变化(CO2因逸出未画出)，如图所示。试回答下列问题：
(1)20 mL 0.1 mol·L－1Na2CO3溶液呈碱性的原因是(用离子方程式表示)________________________________________________________________________； 其溶液中所有阳离子和阴离子的浓度有何关系(用等式表示)________________________________________________________________________。 (2)当加入盐酸使溶液pH＝10时，混合液中含碳元素的离子有__________，其物质的量之比为__________。 (3)请写出OAB段的离子方程式________________________________________________________________________； 当混合液的pH＝__________时，开始放出CO2气体。 解析：(1)Na2CO3属于强碱弱酸盐，发生水解反应后溶液呈碱性，CO的水解反应分两步进行，主要取决于第一步，离子方程式为CO＋H2O
HCO＋OH－。根据电荷守恒，有：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。 (2)当加入盐酸使溶液pH为10时，根据图象可以直接看出，混合液中含碳元素的离子有CO和HCO，且各占50%，即CO和HCO的物质的量之比为1∶1。 (3)OAB段是由CO转化成HCO的过程，离子方程式为CO＋H＋===HCO。只有当溶液中生成的H2CO3达到饱和后才能放出CO2气体，由图中坐标数值可以直接看出，当加入盐酸使溶液pH由8变为6时，HCO减少，H2CO3增加，但当pH小于6时，H2CO3不再增加，可知此时释放出二氧化碳。即开始放出CO2气体时溶液的pH＝6。 答案：(1)CO＋H2O
HCO＋OH－ c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－) (2)CO和HCO　1∶1 (3)CO＋H＋===HCO　6

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