2020届高考化学二轮复习水溶液中的离子平衡作业 练习

专题限时集训(七)　水溶液中的离子平衡
(限时：45分钟)
(对应学生用书第141页)
1．下列说法不正确的是(　　)
A．25 ℃，pH＝4的HF溶液与pH＝10的氨水中水电离出的c(H＋)相同
B．25 ℃，0.01 mol·L－1的HA溶液的pH＝5，则Ka(HA)为1×10－8
C．Na2CO3溶液加水稀释，在溶液中保持不变
D．已知在相同条件下，HF的酸性强于CH3COOH，则物质的量浓度相等的NaF与CH3COOK溶液中：c(Na＋)－c(F－)>c(K＋)－c(CH3COO－)
D　[HF、CH3COOH都是弱酸，所以NaF与CH3COOK都是强碱弱酸盐，由于酸性HF>CH3COOH，水解程度F－ 2．室温下，下列说法中正确的是(　　)
A．0.1 mol·L－1的NaHA溶液pH＝1则有：c(Na＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋2c(A2－)
B．向NaAlO2溶液中逐滴加入稀盐酸至沉淀恰好消失时：c(Cl－)＝3c(Al3＋)
C．将a mol·L－1的醋酸溶液与0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液等体积混合，溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)，醋酸的电离常数Ka＝(用含a的代数式表示)
D．向NH4Cl溶液中加入少量等物质的量浓度的稀盐酸，则的值增大
D　[0.1 mol·L－1的NaHA溶液pH＝1，说明NaHA在水溶液中完全电离成Na＋、H＋和A2－，根据物料守恒有c(Na＋)＝c(A2－)，A项错误；向NaAlO2溶液中逐滴加入稀盐酸至沉淀恰好消失，溶液中依次发生的反应为NaAlO2＋HCl＋H2O===NaCl＋Al(OH)3↓和Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，则溶液中c(Cl－)＝4c(Al3＋)，B项错误；由电荷守恒可知c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，已知溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，则c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性，即c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，c(CH3COO－)＝c(Na＋)＝0.005 mol·L－1，用含a的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝＝，C项错误；向NH4Cl溶液中加入少量等浓度的稀盐酸，盐酸抑制NH水解，所以溶液中的值将增大，D项正确。]
3．(2019·青岛一模)已知pOH＝－lg c(OH－)，向20 mL 0.1 mol·L－1的氨水中滴加未知浓度的稀硫酸，测得混合溶液的温度、pOH随加入稀硫酸体积的变化如下图所示，下列说法不正确的是(　　)

A．稀硫酸的物质的量浓度为0.05 mol·L－1
B．当溶液中pH＝pOH时，水的电离程度最大
C．a点时溶液中存在(NH3·H2O)＋2(OH－)＝(NH)＋2(H＋)
D．a、b、c三点对应NH的水解平衡常数：Kh(b)>Kh(a)>Kh(c)
B　[当氨水与稀硫酸恰好反应生成(NH4)2SO4时水的电离程度最大，B错误。]
4．现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是(　　)

①
②
③
④
浓度c/(mol·L－1)
0.1
0.1
0.1
0.1
溶液
氨水
CH3COONa溶液
醋酸
盐酸

图1　　　　　　　　图2
A．向盛有20 mL ①溶液中逐渐加入③溶液，溶液导电能力变化如图1
B．②、③两溶液等体积混合，离子浓度：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
C．①、④两溶液等体积混合，离子浓度：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)
D．用④溶液滴定①溶液，滴定曲线如图2所示，可用酚酞作指示剂
D　[醋酸和氨水是弱电解质，当①、③等体积时，恰好生成强电解质醋酸铵，继续加入醋酸，离子浓度又会减小，A项正确；由物料守恒知，B项正确；①、④两溶液等体积混合，恰好生成氯化铵，由于铵根离子少量水解，C项正确；用④溶液滴定①溶液，两者恰好反应时，生成的氯化铵溶液显酸性，故应该用甲基橙作指示剂，D项不正确。]
5．室温下，浓度均为0.1 mol·L－1、体积均为V0的NaX、NaY溶液分别加水稀释至体积V，已知pOH＝－lg c(OH－)，pOH与lg 的变化关系如图所示。下列叙述正确的是(　　)

A．HX、HY都是弱酸，且Ka(HX)>Ka(HY)
B．图中pOH随lg 变化始终满足直线关系
C．lg ＝3时，NaX溶液中所含离子总数小于NaY溶液
D．分别向稀释前的两种溶液加盐酸至pH＝7时，c(X－)＝c(Y－)
A　[当lg 很大时，pOH变化很小，pOH与lg 的关系就不能满足直线关系，B错误；NaX溶液中与NaY溶液中的c(H＋)前者大，故NaX溶液中含的离子总数较大，C错误；根据电荷守恒和pH＝7可推导c(X－)>c(Y－)，D错误。]
6．类比pH的定义，对于稀溶液可以定义pc＝－lg c，pKa＝－lg Ka。常温下，某浓度H2A溶液在不同pH下，测得pc(H2A)、pc(HA－)、pc(A2－)变化如图所示。下列说法正确的是(　　)

A．pH＝3.05时，c(H2A)>c(HA－)>c(A2－)
B．常温下，pKa1(H2A)＝5.30，pKa2(H2A)＝0.80
C．b点时，＝104.50
D．pH＝3.00～5.30时，n(H2A)＋n(HA－)＋n(A2－)先增大后减小
C　[根据图可知ab线代表H2A，ac线代表HA－，bc线代表A2－。pH＝3.05时，c(H2A)＝c(A2－)，A错误；根据a、c点可知pKa1＝0.8，pKa2＝5.30，B错误；根据物料守恒，三者物质的量和不变，D错误。]
7．(2018·全国卷Ⅲ，变式)某温度下，向10 mL 0.1 mol·L－1 CuCl2溶液中滴加0.1 mol·L－1的Na2S溶液，滴加过程中溶液中－lg c(Cu2＋)与加入Na2S溶液体积(V)的关系如图所示。已知：lg 2＝0.3，Ksp(ZnS)＝3×10－25。下列有关说法正确的是 (　　)

A．a、b、c三点中，水的电离程度最大的为b点
B．Na2S溶液中：c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＝2c(Na＋)
C．该温度下Ksp(CuS)＝4×10－36
D．相同实验条件下，若改为0.1 mol·L－1的ZnCl2溶液，反应终点b向d方向移动
C　[b点为NaCl溶液，水的电离程度最小，A错误；Na2S溶液中，根据物料守恒知，c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＝c(Na＋)，B错误；Ksp(CuS)＝10－17.7×10－17.7＝10－35.4＝100.6×10－36＝4×10－36，C正确；ZnS比CuS的Ksp大，终点－lg c(Cu2＋)小，D错误。]
8.已知对于电离常数为Ka的某一元弱酸滴定过程中，pH突变随其浓度的增大而增大，且浓度主要影响滴定终点和滴定终点之后的曲线部分。常温下，用不同浓度的NaOH溶液分别滴定20 mL与其同浓度的某弱酸HA溶液，滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是(　　)

A．由图可知：c1＞c2＞c3
B．M点溶液中存在：c(H＋)＋c(HA)＝c(OH－)＋c(A－)
C．恰好中和时，溶液中离子浓度的大小关系：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．由pH＝7的溶液计算得：Ka＝(V0是消耗的NaOH溶液的体积)
B　[M点溶液的溶质为等物质的量的NaA和HA，根据电荷守恒得c(A－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)，根据物料守恒得c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)，联立两式消去c(Na＋)得2c(H＋)＋c(HA)＝c(A－)＋2c(OH－)，B项错误。]
9．常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中滴入0.1 mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示。下列说法不正确的是(　　)

A．常温下，Ka(HA)约为10－5
B．M、P两点溶液对应的pH＝7
C．b＝20.00
D．M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)
B　[根据题图知，0.1 mol·L－1HA溶液中－lg c水(H＋)＝11，则c水(H＋)＝10－11mol·L－1，故溶液中c(H＋)＝10－3mol·L－1，Ka(HA)＝＝≈10－5，A项正确；M点时－lg c水(H＋)＝7，M点溶液为HA和NaA的混合溶液，HA的电离程度等于A－的水解程度，溶液呈中性，而P点时－lg c水(H＋)＝7，P点溶液为NaA和NaOH的混合溶液，溶液呈碱性，B项错误；N点时水的电离程度最大，此时HA和NaOH恰好完全反应，故b＝20.00，C项正确；M点溶液呈中性，M点后继续加入NaOH溶液，则所得溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，根据电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，则c(Na＋)＞c(A－)，D项正确。]
10．(2019·衡水信息卷)25 ℃时，用0.100 0 mol·L－1盐酸滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 NaA溶液，溶液的pH与水电离出的－lgc(OH－)的关系如图所示。已知：A点溶液体积为20.00 mL。下列说法正确的是(　　)

A．Ka(HA)的数量级为10－4
B．B点时所加盐酸的体积小于10.00 mL
C．m<9
D．加入V(盐酸)＝20.00 mL时，溶液中c(Na＋)>c(HA)
D　[由A点数据信息知，A－的水解常数Kh(A－)≈＝10－4，则Ka(HA)＝≈10－10，A项错误；B点溶液的pH＝7，为NaCl、NaA和HA的混合溶液，又因为Kh(A－)>Ka(HA)，故B点时所加盐酸的体积大于10.00 mL，B项错误；溶液中的OH－均由水电离产生，pH＝5时，溶液中的c(OH－)＝10－9 mol·L－1，m＝9，C项错误；加入V(盐酸)＝20.00 mL时，所得溶液为等浓度的NaCl和HA的混合溶液，HA部分电离，故c(Na＋)>c(HA)，D项正确。]
11．(2019·福建质检)常温下，用0.1 mol·L－1 MgSO4和0.05 mol·L－1 Al2(SO4)3溶液进行实验：①各取25 mL，分别滴加0.5 mol·L－1 NaOH溶液，测得溶液的pH与V(NaOH)的关系如图1所示；②将两种溶液等体积混合后，取出25 mL，逐滴加入足量上述NaOH溶液，观察现象。下列判断正确的是(　　)

图1　　　　　　　　　　　图2
A．图1中的曲线Ⅱ表示MgSO4与NaOH反应的关系
B．根据图1可得Ksp[Al(OH)3]的值大于1.0×10－32
C．实验②中Al(OH)3完全溶解前，溶液中c(Mg2＋)/c(Al3＋)逐渐变大
D．图2可以表示实验②中n(沉淀)与V(NaOH)的关系
C　[A项，从图1中可以获得以下信息：溶液pH变化呈现的第一个平台就是Mg2＋或Al3＋的沉淀过程，当pH发生突跃时，表明沉淀反应基本完成；又因为Mg2＋、Al3＋物质的量相等，完全沉淀时所需碱溶液体积比为2∶3，据此可判断曲线Ⅰ、Ⅱ分别为Mg2＋、Al3＋与碱的反应关系曲线。或从反应起点时溶液pH相对大小也可进行判断：Mg2＋水解程度小于Al3＋，所以等浓度的两种离子溶液的pH，前者大于后者，也可判断得出A项错误；B项，曲线Ⅱ中坐标点(53.5)处于平台上，表明铝离子已经开始沉淀，存在沉淀溶解平衡。此时溶液中c(OH－)＝10－10.5 mol·L－1，c(Al3＋)<0.1 mol·L－1，故Ksp[Al(OH)3]＝c3(OH－)·c(Al3＋) ①当Mg2＋尚未开始沉淀时：c(Al3＋)＝
＝＝·c(OH－)<·c(OH－)
随着NaOH溶液加入，c(OH－)增大，两种离子浓度比值增大。
②当Mg2＋开始沉淀时，Al(OH)3沉淀尚未溶解完全时，存在两种沉淀溶解平衡，故存在关系：
＝＝·c(OH－)

随着NaOH溶液加入，c(OH－)增大，两种离子浓度比值增大。故C项正确；D项，依据图1可知，Al3＋完全沉淀时溶液的pH约为8.9，Mg2＋开始沉淀时溶液pH约为9，说明两种离子共存且浓度相等时，只有当Al3＋几乎沉淀完全后，Mg2＋才开始沉淀，又因为两种离子沉淀时所需要的OH－物质的量是不相同的，故产生沉淀时不应是一条直线，而是折线，如图所示，故D项错误。]
12．常温下，向浓度为0.1 mol·L－1、体积为V L的氨水中逐滴加入浓度为0.1 mol·L－1的盐酸，用pH计测得的溶液pH随盐酸的加入量而降低的滴定曲线如图所示，d点时两种溶液恰好完全反应。根据图中信息回答下列问题：

(1)该温度时NH3·H2O的电离平衡常数K＝________。
(2)比较b、c、d三点时的溶液中，由水电离出的c(OH－)大小顺序为________。
(3)滴定时，由b点到c点的过程中，下列各选项中数值保持不变的是________(填序号，下同)。
A．c(H＋)·c(OH－)
B.
C.
D.
(4)根据以上滴定曲线判断下列说法正确的是________(溶液中N元素只存在NH和NH3·H2O两种形式)。
A．点b所示溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
B．点c所示溶液中：c(Cl－)＝c(NH3·H2O)＋c(NH)
C．点d所示溶液中：c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－)
D．滴定过程中可能有：c(NH3·H2O)>c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)
(5)滴定至d点之后若继续加入盐酸至图像中的e点(此时不考虑NH水解的影响)，则e点对应的横坐标为________。
[解析]　(5)设e点加入盐酸的体积为x L，则剩余盐酸的量为n余(HCl)＝0.1 mol·L－1×x L－0.1 mol·L－1×V L＝0.1(x－V) mol，此时溶液的pH＝2，则有0.1(x－V) mol＝10－2 mol·L－1×(x＋V) L，解得x＝。
[答案]　(1)10－5　(2)d>c>b　(3)ACD　(4)D　(5)
[教师用书独具]
氰化钠化学式为NaCN(C元素为＋2价，N元素为－3价)，氰化钠是一种白色结晶颗粒，剧毒，易溶于水，水溶液呈碱性，易水解生成氰化氢。
(1)HCN能与水互溶，造成水污染。已知部分弱酸的电离平衡常数如下表所示：
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数(25 ℃)
Ka＝1.77×10－4
Ka＝5.0×10－10
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
①向NaCN溶液中通入少量CO2，发生反应的离子方程式为_____________________________________________________。
②等体积、等物质的量浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数：HCOONa________(填“>”“<”或“＝”)NaCN。
(2)常温下，用0.10 mol·L－1 的NaOH溶液分别滴定20.00 mL 浓度均为0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液和HCN溶液，所得滴定曲线如图所示。

①常温时醋酸的电离常数为1.96×10－50.10 mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。
②在a点所示的溶液中溶质为________。
③在a点和b点所示溶液中c(CH3COO－)－c(CN－)________(填“>”“<”或“＝”)c(HCN)－c(CH3COOH)。
[解析]　(1)根据表格知：电离常数为H2CO3>HCN>HCO，①可知NaCN通入少量CO2时生成HCO，②HCOO－水解程度小于CN－水解，两溶液中HCOONa中的n(H＋)多。
(2)①c2(H＋)＝Ka×c(CH3COOH)＝1.96×10－6 mol2·L－2，c(H＋)＝1.4×10－3 mol·L－1，③根据物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(CN－)＋c(HCN)，故c(CH3COO－)－c(CN－)＝c(HCN)－c(CH3COOH)。
[答案]　(1)①CN－＋CO2＋H2O===HCO＋HCN
②>　(2)①1.4×10－3　②NaCN、HCN　③＝
13．(1)测定产品中K2Cr2O7含量的方法如下：称取产品试样2.50 g配成250 mL溶液，用移液管取出25.00 mL于锥形瓶中，加入足量稀硫酸酸化后，再加入几滴指示剂，用0.100 0 mol·L－1硫酸亚铁铵(NH4)2Fe(SO4)2标准液进行滴定，重复进行三次实验。(已知Cr2O被还原为Cr3＋)
①氧化还原滴定过程中的离子方程式为__________________
_____________________________________________________。
②若三次实验消耗(NH4)2Fe(SO4)2标准液的平均体积为25.00 mL，则所得产品中K2Cr2O7的纯度为________%。[已知M(K2Cr2O7)＝294 g·mol－1，计算结果保留三位有效数字]。
(2)流程中K2Cr2O7发生氧化还原反应后所得溶液中除含有Cr3＋外，还含有一定浓度的Fe3＋杂质，可通过加碱调pH的方法使两者转化为沉淀。已知c(Cr3＋)＝3×10－5 mol·L－1，则当溶液中开始析出Cr(OH)3沉淀时Fe3＋是否沉淀完全？________(填“是”或“否”)。{已知：Ksp[Fe(OH)3]＝4.0×10－38，Ksp[Cr(OH)3]＝6.0×10－31}
[解析]　(1)②根据关系式：Cr2O～6Fe2＋可知n(Cr2O)＝n(Fe2＋)＝×0.100 0×25.00×10－3 mol，则所得产品中K2Cr2O7的纯度为
×100%＝49.0%。
(2)Cr(OH)3开始沉淀时c3(OH－)＝ mol3·L－3；c3(OH－)·c(Fe3＋)＝4.0×10－38，
得c(Fe3＋)＝2×10－12 mol·L－1<1×10－5 mol·L－1，Fe3＋沉淀完全。
[答案]　(1)①Cr2O＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O　②49.0　(2)是