专题综合检测(三)
一、选择题(本题包括15小题，每小题3分，共45分)
1．常温下在0.01 mol·L－1硫酸溶液中，水电离出的氢离子浓度是( )
A．5×10－13 mol·L－1 B．0.02 mol·L－1
C．1×10－7 mol·L－1 D．1×10－12 mol·L－1
解析：选A。H2SO4属二元强酸，0.01 mol·L－1 H2SO4溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1，由此得出c(OH－)＝＝＝5×10－13 mol·L－1，根据水电离的特点知c(H＋)水＝c(OH－)水，因此在此溶液中c(H＋)水＝c(OH－)水＝5×10－13 mol·L－1。
2．水是一种极弱的电解质，在室温下平均每n个水分子中只有一个水分子能电离，则n是( )
A．1×10－4 B．55.6×107
C．1×107 D．6.02×1021
解析：选B。本题通过计算可以看出水的电离非常微弱，水是很弱的电解质。设水的体积为1 L，则由水的密度可知水的质量为1000 g。则水的物质的量为n(H2O)＝＝55.6 mol。又已知常温下水电离产生的H＋的浓度为1×10－7 mol·L－1，即：1 L水中只有10－7 mol水分子能够电离，综上所述，可知在室温下，每55.6×107个水分子中只有一个水分子。
3．某一元弱酸HR的溶液中，H＋与HR的个数之比为m∶n，则此时HR的电离平衡常数为( )
A. B.
C. D.
解析：选A。一元弱酸HR溶液中存在电离平衡HRH＋＋R－，其电离平衡常数Ka＝，根据电离方程式知c(H＋)＝c(R－)，所以Ka＝。
4．实验室用标准盐酸溶液测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是( )
A．酸式滴定管在装酸液前未用标准盐酸溶液润洗2～3次
B．开始实验时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失
C．开始平视读数，滴定结束俯视读数
D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次
解析：选C。酸式滴定管未润洗会稀释标准液，使V(标)增大，结果偏高，A项错误；滴定前有的气泡在滴定后体积被标准液占有，使V(标)增大，结果偏高，B项错误；俯视滴定管会使读数减小，使ΔV＝V(后)－V(前)减小即V(标)减小，结果偏低，C项正确；锥形瓶用待测液润洗使n(待)增大，V(标)增大，结果偏高，故D项错误。
5．固体AgCl放在较浓的KI溶液中振荡，则部分AgCl转化为AgI，原因是( )
A．AgI比AgCl稳定
B．碘氧化性比氯弱
C．I－的还原性比Cl－强
D．溶度积Ksp(AgI)Ksp(AgI)，即AgI的溶解度比AgCl更小。
6．已知25 ℃下，醋酸溶液中各微粒存在下述关系：
K＝＝1.75×10－5
下列有关说法可能成立的是( )
A．25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5
B．25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝2×10－4
C．标准状态下，醋酸溶液中K＝1.75×10－5
D．升高到一定温度，K＝7.2×10－5
解析：选D。醋酸溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离出的离子的浓度幂之积跟溶液中未电离的分子浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数叫做电离常数。由此可知题中K为醋酸电离常数的表达式，由于电离常数不随浓度变化而变化，只随温度变化而变化，所以排除A、B项。且醋酸的电离是吸热的，所以升高温度，K增大，降低温度，K减小。标准状况下(0 ℃)，温度低于25 ℃，则K小于1.75×10－5，所以C项错误。正确答案为D项。
7．下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( )
A．相同浓度的两溶液能中c(H＋)相同
B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液的中和等物质的量的氢氧化钠
C．pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5
D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小
解析：选B。本题主要考查的是弱电解质的电离平衡。相同浓度的两溶液，醋酸部分电离，故醋酸的c(H＋)比盐酸的小；由反应方程式可知B正确；醋酸稀释过程中平衡向电离方向移动，故稀释后醋酸的pH在3～5之间，C错；醋酸中加入醋酸钠，由于增大了溶液中酸酸根的浓度，抑制了醋酸电离，使c(H＋)明显减小，而盐酸中加入氯化钠对溶液中c(H＋)无影响，故D错。
8．(2011年板浦模拟)已知下表数据：
物质
Fe(OH)2
Cu(OH)2
Fe(OH)3
Ksp/25 ℃
8.0×10－16
2.2×10－20
4.0×10－38
完全沉淀时的pH范围
≥9.6
≥6.4
3～4
对含等物质的量的CuSO4、FeSO4、Fe2(SO4)3的混合溶液的说法，不正确的是(双选)( )
A．向该混合溶液中逐滴加入NaOH溶液，最先看到红褐色沉淀
B．向该混合溶液中逐滴加入NaOH溶液，最先看到白色沉淀
C．向该溶液中加入适量氯水，并调节pH到3～4后过滤，可获得纯净的CuSO4溶液
D．在pH＝5的溶液中Fe3＋不能大量存在
解析：选BC。根据溶度积常数可判断A项正确，B项不正确；由选项C的操作可知，溶液中还有氯离子，即溶液中还存在CuCl2，C错误；由表中数据知Fe3＋在pH＝4的环境中已沉淀完全，因此选项D正确。
9．在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是(双选)( )
A．1 mol·L－1甲酸溶液中c(H＋)约为1×10－2 mol·L－1
B．甲酸能与水以任意比例互溶
C．10 mL 1 mol·L－1的甲酸恰好跟10 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液完全反应
D．在相同条件下，甲酸的导电性比强酸溶液的导电性弱
解析：选AD。A.强电解质在水溶液中完全电离，则c(H＋)应为1 mol·L－1，但根据题意其c(H＋)为1×10－2 mol·L－1，远远小于1 mol·L－1，可知甲酸只有部分电离，所以可证明甲酸是弱电解质。
B．只表明甲酸在水中的溶解性(互溶)，但溶解性和电解质的强弱是无关的，所以不能证明甲酸是弱电解质。
C．在酸、碱反应中，无论是强酸或弱酸跟碱反应都是依照反应方程式中的化学计量数定量进行，因此不能表明酸的强弱。
D．因为在相同条件下电解质的导电能力取决于离子的浓度。如果离子浓度大，则其导电的能力就强，反之则弱，根据题意，甲酸的导电性比强酸溶液弱，故可证明甲酸是弱电解质。
10．下列叙述正确的是( )
A．将pH＝2 H2SO4与pH＝12 NH3·H2O溶液等体积混合后，混合液pH<7
B．将pH＝12 Ba(OH)2与pH＝14 NaOH溶液等体积混合后，混合液137
D．某温度下水的离子积为1×10－12，若使pH＝1 H2SO4与pH＝12 NaOH溶液混合后溶液呈中性，则两者的体积比为1∶10
解析：选B。NH3·H2O为弱碱，当等体积混合时NH3·H2O过量，呈碱性，故A项错误；B项正确；C项恰好中和，呈中性，错误；D项体积比应为10∶1，错误。
11．已知下面三个数据：①7.2×10－4，②4.6×10－4，③4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中，正确的是( )
A．HF的电离平衡常数是①
B．HNO2的电离平衡常数是①
C．HCN的电离平衡常数是②
D．HNO2的电离平衡常数是③
解析：选A。根据三个化学反应可知，酸性：HF>HNO2>HCN。所以HF酸性最强，电离平衡常数最大，为①；HNO2的电离平衡常数为②；HCN的电离平衡常数为③。
12.
(2010年北京海淀区高二期中)右图曲线a和b是盐酸与氢氧化钠的相互滴定的滴定曲线，下列叙述正确的是( )
A．盐酸的物质的量浓度为1 mol·L－1
B．P点时反应恰好完全，溶液呈中性
C．曲线a是盐酸滴定氢氧化钠的滴定曲线
D．酚酞不能用作本实验的指示剂
解析：选B。盐酸为强酸，根据图象可知，盐酸的pH＝1，即c(H＋)＝0.1 mol·L－1，c(HCl)＝0.1 mol·L－1，NaOH的pH＝13，则c(NaOH)＝0.1 mol·L－1。因此曲线a为氢氧化钠滴定盐酸的过程，此实验为强酸和强碱相互滴定，因此可以用酚酞作指示剂。在pH变化很大时，为滴定终点，溶液呈中性。
13．等体积等物质的量浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸溶液混合后，混合溶液中有关离子浓度关系正确的是( )
A．c(M＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋)
B．c(M＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)
C．c(M＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)
D．c(M＋)＋c(H＋)>c(A－)＋c(OH－)
解析：选C。据题意知MOH与HA恰好完全反应生成强碱弱酸盐MA，水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，故离子浓度大小为c(M＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，A、B错误，C正确；据电荷守恒知c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，D错误。
14．(2009年大连高二检测)实验室欲配制澄清的氯化铁溶液时，可在蒸馏水中加入少量( )
A．硫酸 B．硝酸
C．氢氧化钠 D．盐酸
解析：选D。FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl，故为抑制FeCl3水解，可加入少量HCl，A、B两项会引入杂质离子，C项会与FeCl3反应生成Fe(OH)3沉淀，故选D。
15．类似于水的离子积，难溶盐AmBn也有离子积Ksp且Ksp＝[c(An＋)]m·[c(Bm－)]n，已知常温下BaSO4的溶解度为2.33×10－4 g，则其Ksp为( )
A．2.33×10－4 B．1×10－5
C．1×10－10 D．1×10－12
解析：选C。这是以水的离子积为备用知识来解决沉淀的溶度积的有关问题，已知BaSO4的溶解度为2.33×10－4 g，那么，由于BaSO4的溶解度很小，所以其溶液密度近似为1 g/mL，由于溶解的n(BaSO4)＝2.33×10－4 g/233 g/mol＝10－6 mol，所以溶解的c(Ba2＋)＝c(SO)＝＝＝10－5 mol/L。
Ksp＝c(Ba2＋)·c(SO)＝1×10－10。
二、非选择题(本题包括5小题，共55分)
16．(12分)中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。在25 ℃时，若溶液的pH＝7，试纸不变色；若pH<7，试纸变红色；若pH>7，试纸变蓝色。而要精确测定溶液的pH，需用pH计。pH计主要通过测定溶液中H＋浓度来测定溶液的pH。
(1)已知水中存在如下平衡：
H2O＋H2OH3O＋＋OH－ ΔH>0
现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是________(填字母)。
A．向水中加入NaHSO4
B．向水中加入Al2(SO4)3
C．加热水至100 ℃[其中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1]
D．在水中加入Na2CO3
(2)现欲测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显________色，溶液呈________性(填“酸”、“碱”或“中”)；若用pH计测定，则pH________7(填“>”、“<”或“＝”)，溶液呈________性(填“酸”、“碱”或“中”)。
解析：(1)A中加入NaHSO4后，c(H＋)增大，水电离平衡逆移；B中加入Al2(SO4)3，Al3＋生成Al(OH)3胶体，溶液消耗OH－，平衡正移，溶液呈酸性；C中平衡正移，但溶液依然为中性；D中加入Na2CO3，消耗H＋，平衡正移，溶液呈碱性。
(2)沸水仍呈中性，故用pH试纸测定应呈本来颜色；若用pH计测定，应小于7。
答案：(1)B (2)淡黄 中 < 中
17．(9分)甲、乙两个同学同时分别设计了一份表格，用于酸碱中和滴定实验的数据记录和处理。甲同学设计的表格和实验记录结果如下：
次数
V(NaOH)/mL
耗V(HCl)/mL
1
20.48
22.46
2
25.00
21.98
3
25.00
22.36
乙同学设计的表格和实验记录结果如下：
次数
V(NaOH)/mL
V(HCl)/mL
始读数
终读数
消耗
始读数
终读数
消耗
1
0.10
25.00
24.90
0.00
24.80
24.80
2
0.00
24.80
24.80
0.10
22.42
22.32
3
0.00
24.80
24.80
0.00
24.70
24.70
请回答下列问题：
(1)认真比较甲、乙两同学设计的表格和实验记录，你觉得哪个有不妥之处________，为什么？________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)分析乙同学的实验数据，若c(HCl)＝0.10 mol·L－1，则测得的c(NaOH)＝________ mol·L－1。
解析：(1)甲设计表格中无“始读数”和“终读数”，不符合中和滴定实验报告要求；其二，甲表中记录实验的3组数据误差过大，如果实验操作规范则可能是读数有误，而乙表设计则较规范。(2)乙表中第二组数据误差过大，应采用第一和第三组数据进行计算。V(NaOH)＝24.85 mL、V(HCl)＝24.75 mL、c(NaOH)＝0.10 mol·L－1。
答案：(1)甲 不符合中和滴定实验报告要求 (2)0.10
18．(9分)将0.05 mol·L－1的盐酸和未知浓度的NaOH溶液以1∶2的体积比混合后，pH＝12。用上述NaOH溶液滴定pH＝3的一元弱酸HA的溶液20 mL，达到终点时消耗NaOH溶液12.5 mL。求：
(1)NaOH溶液的物质的量浓度为________________________________________________________________________。
(2)一元弱酸HA的物质的量浓度为________________________________________________________________________。
(3)一元弱酸HA的电离平衡常数为________________________________________________________________________。
解析：(1)设NaOH的物质的量浓度为x，盐酸与NaOH混合后发生反应：
NaOH＋HCl===NaCl＋H2O
且溶液的pH＝12，说明NaOH过量，所以有c(OH－)＝10－2 mol·L－1＝
解得x＝0.04 mol·L－1
(2)NaOH＋HA===NaA＋H2O
c(HA)＝
＝
＝0.025 mol·L－1
(3)因HAH＋＋A－，其pH＝3，则
c(H＋)＝10－3 mol·L－1，故有
Ka＝＝
＝4.17×10－5 mol·L－1
答案：(1)0.04 mol·L－1 (2)0.025 mol·L－1
(3)4.17×10－5 mol·L－1
19．(14分)现有25 ℃时0.1 mol·L－1的氨水。请回答以下问题：
(1)若向氨水中加入少量硫酸铵固体，此时溶液中c(OH－)/c(NH3·H2O)________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)若向氨水中加入稀硫酸，使其恰好中和，写出反应的离子方程式：__________________；所得溶液的pH________7(填“>”、“<”或“＝”)，用离子方程式表示其原因
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)若向氨水中加入稀硫酸至溶液的pH＝7，此时c(NH)＝a mol·L－1，则c(SO)＝________。
(4)若向氨水中加入pH＝1的硫酸，且氨水与硫酸的体积比为1∶1，则所得溶液中各离子物质的量浓度由大到小的顺序是______________。
解析：(1)加入NH会抑制NH3·H2O的电离，使c(NH3·H2O)变大，c(OH－)减小。
(2)NH水解显酸性。
(3)根据电荷守恒，c(NH)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)，由c(H＋)＝c(OH－)得：c(NH)＝2c(SO)
(4)0.1 mol·L－1的NH3·H2O与pH＝1的硫酸(H2SO4浓度为0.05 mol·L－1)恰好生成(NH4)2SO4。
答案：(1)减少 (2)NH3·H2O＋H＋===NH＋H2O < NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ (3)a/2 mol·L－1 (4)c(NH)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－)
20．(11分)常温下，如果取0.1 mol·L－1HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合(不计混合后溶液体积变化)，测得混合液的pH＝8，请回答下列问题：
(1)混合后溶液的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c(H＋)
________________________________________________________________________
0．1 mol·L－1 NaOH溶液中由水电离出的c(H＋)(填“>”、“＝”或“<”)。
(3)求出混合溶液中下列算式的精确计算结果(填具体数字)：
c(Na＋)－c(A－)＝__________ mol·L－1，c(OH－)－c(HA)＝__________ mol·L－1。
(4)已知NH4A溶液为中性，又知将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“<”)；将同温下等物质的量浓度的四种盐溶液：
A．NH4HCO3 B．NH4A
C．(NH4)2CO3 D．NH4Cl
按pH由大到小的顺序排列：__________(填序号)。
解析：(1)因NaOH是强碱，HA与NaOH恰好完全反应生成强碱弱酸盐NaA，A－水解而使溶液呈弱碱性，A－＋H2OHA＋OH－。
(2)NaA促进水的电离，而NaOH抑制水的电离，故混合液中H2O电离出的c(H＋)大。
(3)根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)则有：c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)＝10－6 mol·L－1－10－8 mol·L－1＝9.9×10－7 mol·L－1。根据质子守恒有：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA)，即c(OH－)－c(HA)＝c(H＋)＝10－8 mol·L－1。
(4)NH4A溶液为中性，说明NH3·H2O的碱性和HA的酸性强弱相当，而将HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出说明HA的酸性强于H2CO3，故(NH4)2CO3溶液呈碱性，即pH>7。根据盐类水解规律即可推出题给几种盐溶液的pH大小顺序。
答案：(1)A－＋H2OHA＋OH－ (2)>
(3)9.9×10－7 10－8 (4)> CABD
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