高考化学一轮复习 第八章 大题冲关滚动练之四电解质溶液的图表类综合题（含解析）

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大题冲关滚动练之四——电解质溶液的图表类综合题
1．下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积Ksp(25 ℃)。

电解质
平衡方程式
平衡常数K
Ksp
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
1.76×10－5

H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
HCOH＋＋CO
K1＝4.31×10－7
K2＝5.61×10－11

C6H5OH
C6H5OH
C6H5O－＋H＋
1.1×10－10

H3PO4
H3PO4H＋＋H2PO
H2POH＋＋HPO
HPOH＋＋PO
K1＝7.52×10－3
K2＝6.23×10－8
K3＝2.20×10－13

NH3·H2O
NH3·H2O
NH＋OH－
1.76×10－5

BaSO4
BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋
SO(aq)

1.07×10－10
BaCO3
BaCO3(s)Ba2＋(aq)
＋CO(aq)

2.58×10－9

回答下列问题：
(1)由上表分析，若①CH3COOH，②HCO，③C6H5OH，④H2PO均可看做酸，则它们酸性由强到弱的顺序为______________(填编号)。
(2)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)25 ℃时，将等体积等浓度的醋酸和氨水混合，混合液中：c(CH3COO－)______c(NH)(填“>”、“＝”或“<”)。
(4)25 ℃时，向10 mL 0.01 mol·L－1苯酚溶液中滴加V mL 0.01 mol·L－1氨水，混合液中粒子浓度关系正确的是________(填字母序号)。
A．若混合液pH>7，则V≥10
B．若混合液pH<7，则c(NH)>c(C6H5O－)>c(H＋)>c(OH－)
C．V＝10时，混合液中水的电离程度小于10 mL 0.01 mol·L－1苯酚溶液中水的电离程度
D．V＝5时，2c(NH3·H2O)＋2c(NH)＝c(C6H5O－)＋c(C6H5OH)
(5)水解反应是典型的可逆反应，水解反应的化学平衡常数称为水解常数(用Kb表示)，类比化学平衡常数的定义，请写出Na2CO3第一步水解反应的水解常数的表达式：________________________________________________________________________。
(6)Ⅰ.如图所示，有T1、T2两种温度下两条BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线，回答下列问题：

①T1________T2(填“>”、“＝”或“<”)，T2温度时Ksp(BaSO4)＝__________；
②讨论T1温度时BaSO4的沉淀溶解平衡曲线，下列说法正确的是________(填字母序号)。
A．加入Na2SO4可使溶液由a点变为b点
B．在T1曲线上方区域(不含曲线)任意一点时，均有BaSO4沉淀生成
C．蒸发溶剂可能使溶液由d点变为曲线上a，b之间的某一点(不含a，b)
D．升温可使溶液由b点变为d点
Ⅱ.现有0.2 mol的BaSO4沉淀，每次用1 L饱和Na2CO3溶液(浓度为1.7 mol·L－1)处理。若使BaSO4中的SO全部转化到溶液中，需要反复处理________次。[提示：BaSO4(s)＋CO(aq)BaCO3(s)＋SO(aq)]
答案　(1)①④③②
(2)C6H5OH＋PO===C6H5O－＋HPO
(3)＝　(4)D
(5)Kb＝
(6)Ⅰ.①<　5.0×10－9　②ABC
Ⅱ.3
解析　(1)酸性强弱，可以通过比较弱电解质的电离平衡常数大小来判断。
(2)苯酚是弱电解质，Na3PO4是强电解质，根据由强制弱原则，结合电离平衡常数，反应只能生成HPO。
(3)醋酸与氨水的电离平衡常数相等，恰好反应后的盐中阴阳离子水解程度相等，溶液呈中性，醋酸根离子浓度等于铵根离子浓度。
(4)苯酚电离程度更小，恰好反应时溶液为碱性，此时体积相等，若略小于10 mL溶液也可能是碱性，故A选项错误；B选项错误，不符合电中性关系；C选项恰好生成苯酚铵，盐的水解促进水的电离，苯酚溶液是酸性溶液，抑制水的电离，故C选项错误；D选项正确，该关系可由物料守恒推出。
(5)直接将有关离子代入平衡常数的关系式即可。
(6)Ⅰ.①T1温度下的离子积较小，所以T1 Ⅱ.由BaSO4和BaCO3的溶度积可求该沉淀转化平衡的平衡常数K，设每次溶解的SO的物质的量为x mol，则＝，可求得x≈0.07，即每次溶解0.07 mol BaSO4，所以至少需洗涤3次。
2．工业上把Cl2通入NaOH溶液中制得漂白液(主要成分NaClO)。一化学小组模拟实验得到ClO－、ClO等离子其物质的量(mol)与反应时间t(min)的关系曲线：

(1)工业制取漂白液的化学反应方程式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)图中a点混合物所含的三种溶质是NaCl和________(填溶质的化学式)，离子浓度从大至小的排列顺序是________________。
(3)t3～t4之间，随着ClO－浓度减少，混合物碱性减弱，主要原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)t2～t4，ClO－离子的物质的量下降，最后消失，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________(请用离子反应方程式表示)。
答案　(1)Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
(2)NaClO、NaClO3　c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(ClO)＝c(ClO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
(3)次氯酸根离子发生水解，显碱性，ClO－＋H2OOH－＋HClO；ClO－浓度越小，OH－浓度越小，碱性减弱
(4)3ClO－2Cl－＋ClO
解析　(1)Cl2和NaOH反应生成NaCl、NaClO和H2O；(2)a点含有溶质NaCl、NaClO、NaClO3，其中c(ClO－)＝c(ClO)，溶液呈碱性。Cl－浓度大于ClO－、ClO的浓度；(3)ClO－浓度越小，水解程度越大，但c(OH－)越小，碱性越弱；(4)根据图示，ClO浓度增大，ClO－浓度减小，是因为3ClO－2Cl－＋ClO。
3．一般较强酸可制取较弱酸，这是复分解反应的规律之一。已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L－1的下列6种溶液的pH：
溶质
CH3COONa
NaHCO3
Na2CO3
NaClO
NaCN
C6H5ONa
pH
8.1
8.8
11.6
10.3
11.1
11.3
(1)①请根据上述信息判断下列反应不能发生的是________(填编号)。
A．CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
B．CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
C．2HCN＋Na2CO3===2NaCN＋CO2＋H2O
D．Na2CO3＋C6H5OH―→NaHCO3＋C6H5ONa
E．CO2＋H2O＋C6H5ONa―→NaHCO3＋C6H5OH
②已知HA、H2B是两种弱酸，存在以下关系：H2B(少量)＋2A－===B2－＋2HA，则A－、B2－、HB－三种阴离子结合H＋的难易顺序为____________________________。
(2)一些复分解反应的发生还遵循其他规律。下列变化都属于复分解反应：
①将石灰乳与纯碱溶液混合可制得苛性钠溶液　②向饱和碳酸氢铵溶液中加入饱和食盐水可获得小苏打固体　③蒸发KCl和NaNO3的混合溶液，首先析出NaCl晶体。
根据上述反应，总结出复分解反应发生的另一规律为____________________________________________。
(3)常温下某电解质溶解在水中后，溶液中的c(H＋)＝10－9 mol·L－1，则该电解质可能是________(填序号)。
A．CuSO4 B．HCl C．Na2S D．NaOH
E．K2SO4
(4)常温下，将pH＝3的盐酸a L分别与下列三种溶液混合，结果溶液均呈中性。
①浓度为1.0×10－3 mol·L－1的氨水b L；
②c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1的氨水c L；
③c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1的氢氧化钡溶液d L。
则a、b、c、d之间由大到小的顺序是：
________________________________________________________________________。
(5)一定温度下，向等体积等物质的量浓度的下列三份溶液：①NaOH、②CH3COOH、③CH3COONa分别加等量水，pH变化最小的是________(填编号)。一定温度下，向等体积纯水中分别加入等物质的量的CH3COONa和NaCN，两溶液中阴离子的总物质的量分别为n1和n2，则n1和n2的关系为n1______n2(填“＞”、“＜”或“＝”)。
(6)已知常温时Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，向50 mL 0.018 mol·L－1的AgNO3溶液中加入相同体积0.020 mol·L－1的盐酸，则c(Ag＋)＝________，此时所得混合溶液的pH＝________。
答案　(1)①BC　②A－＞B2－＞HB－
(2)由溶解度相对较大的物质向生成溶解度相对较小的物质的方向进行
(3)CD　(4)b＞a＝d＞c
(5)③　＞
(6)1.8×10－7 mol·L－1　2
解析　(1)根据“越弱越水解”并结合表格数据知，酸性的强弱顺序为CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞C6H5OH＞HCO。①A项，醋酸比氢氰酸的酸性强，醋酸与氢氰酸钠反应生成醋酸钠和氢氰酸，能发生；B项，因为次氯酸的酸性比碳酸氢根离子强，故碳酸钠与次氯酸不能共存，正确的反应方程式为NaClO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HClO，B项错误；C项，氢氰酸的酸性比碳酸弱，不能用氢氰酸制备碳酸，错误；D项，苯酚的酸性比碳酸氢根离子的强，比碳酸的弱，苯酚与碳酸钠反应生成苯酚钠和碳酸氢钠，正确；E项，碳酸的酸性比苯酚的酸性强，碳酸能制苯酚，正确。②由反应知电离出H＋能力的顺序：H2B＞HB－＞HA，阴离子结合H＋能力的难易顺序为A－＞B2－＞HB－。(2)①Ca(OH)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaOH，氢氧化钙微溶于水，碳酸钙难溶于水。即由微溶物生成难溶物；②NH4HCO3＋NaCl===NaHCO3↓＋NH4Cl，碳酸氢铵、氯化钠的溶解度大于碳酸氢钠；③KCl＋NaNO3===KNO3＋NaCl↓，在一定的温度范围内，氯化钾、硝酸钠的溶解度大于氯化钠。由此得出的规律是，化学反应一般是由溶解度较大的物质向生成溶解度较小的物质的方向进行。(3)溶液中c(H＋)＝10－9 mol·L－1，pH＝9，溶液呈碱性，题述五种物质溶于水，只有硫化钠和氢氧化钠的水溶液呈碱性。(4)pH＝3的盐酸中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，与①溶液混合后，由于氯化铵溶液呈酸性，故要使氨水和氯化铵的混合溶液呈中性，则需b＞a；②溶液中，一水合氨是弱碱，氨水中有大量的一水合氨分子，故氨水的浓度大于1.0×10－3 mol·L－1，要使混合溶液呈中性，则需c＜a；③溶液中，强酸与强碱反应，H＋与OH－的物质的量相等，溶液呈中性，则d＝a。综上所述，b＞a＝d＞c。(5)CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，水解程度越小，稀释时pH的变化越小，故醋酸钠溶液pH的变化最小。HCN的酸性比CH3COOH的酸性弱，由越弱越水解知，醋酸钠的水解程度小于氢氰酸钠的水解程度，CN－＋H2OHCN＋OH－，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，CH3COONa溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，NaCN溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－)，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，钠离子的浓度不变且相等，CN－的水解程度较大，溶液中OH－的浓度较大，H＋的浓度较小，故阳离子的浓度之和较小，任何电解质溶液中存在电荷守恒式，故n1＞n2。(6)硝酸银的量不足，AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3，混合溶液中c(Cl－)＝ mol·L－1＝0.001 0 mol·L－1，c(Ag＋)＝＝ mol·L－1＝1.8×10－7 mol·L－1。硝酸银与盐酸反应前后，H＋的物质的量没有变化，反应后溶液的体积加倍，混合溶液中c(H＋)＝＝0.010 mol·L－1，pH＝－1g 0.010＝2。
4．Ⅰ.(1)三种弱酸HA、H2B、HC，电离平衡常数的数值为1.8×10－5、5.6×10－11、4.9×10－10、4.3×10－7(数据顺序已打乱)，已知三种酸和它们的盐之间能发生以下反应：①HA＋HB－(少量)===A－＋H2B，②H2B(少量)＋C－===HB－＋HC，③HA(少量)＋C－===A－＋HC。则三种酸对应的电离平衡常数分别为(请填空)


HA
H2B
HC

Ka
Ka1
Ka2
Ka3
Ka4
数值





(2)常温下0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释过程中，下列表达式数据一定变小的是________(填字母序号)。
A．c(H＋) B．c(H＋)/c(CH3COOH)
C．c(H＋)·c(OH－) D．c(OH－)/c(H＋)
(3)体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程pH变化如图：则HX电离平衡常数________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸平衡常数；理由是___________________________________________________
__________________________________________________________ ______________。
Ⅱ.工业废水中常含有一定量的Cr2O和CrO，它们会对人体及生态系统产生很大的伤害， 必须进行处理。还原沉淀法是常用的一种方法。
CrOCr2OCr3＋Cr(OH)3↓
(1)转化过程中存在平衡2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O能说明反应到达平衡状态的是________(填字母序号)。
A．CrO和Cr2O的浓度相同
B．2v(Cr2O)＝v(CrO)
C．溶液的pH值保持不变
D．溶液颜色保持不变
(2)若1 L工业废水转化后所得溶液中铬元素质量为28.6 g，CrO有10/11转化为Cr2O(已知铬元素相对原子质量为52)。
①转化后所得溶液中c(Cr2O)＝______________________________。
②已知：常温下该反应的平衡常数K＝1014，上述转化后所得溶液的pH为__________。
(3)还原过程中的离子反应方程式
________________________________________________________________________。
(4)若常温下Ksp[Cr(OH)3]＝10－32，要使c(Cr3＋)降至10－5 mol·L－1，溶液的pH应调至________。
答案　Ⅰ.(1)


HA
H2B
HC

Ka
Ka1
Ka2
Ka3
Ka4
数值
1.8×10－5
4.3×10－7
5.6×10－11
4.9×10－10
(2)A
(3)大于　因为HX的酸性大于CH3COOH的酸性
Ⅱ.(1)CD
(2)①0.25 mol·L－1　②6
(3)Cr2O＋6Fe2＋＋14H＋===6Fe3＋＋2Cr3＋＋7H2O
(4)5
解析　(1)根据①②③可以推断
酸性：HA＞H2B＞HC＞HB－，所以HA：1.8×10－5，H2B：4.3×10－7、5.6×10－11，HC：4.9×10－10。
(2)加水稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，c(H＋)减小，c(H＋)/c(CH3COOH)增大，c(H＋)·c(OH－)不变，c(OH－)/c(H＋)增大；
根据图示，酸性HX＞CH3COOH，所以其电离平衡常数大于CH3COOH。
Ⅱ.(1)pH不变，颜色不变均表明浓度保持不变，能说明反应达到平衡状态。
(2)①设转化后含CrO x mol，含Cr2O y mol
则
所以
所以c(Cr2O)＝0.25 mol·L－1。
②K＝＝1014
所以c(H＋)＝ mol·L－1＝10－6 mol·L－1
pH＝6。
(3)在酸性条件下，Cr2O把Fe2＋氧化成Fe3＋，本身被还原成Cr3＋。
(4)c(OH－)＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1
所以pH＝5。
5．某研究小组对一元有机弱酸HA在溶剂苯和水的混合体系中溶解程度进行研究。在25 ℃时，弱酸HA在水中部分电离，当HA浓度为3.0×10－3 mol·L－1时的电离度为0.20；在苯中部分发生双聚，生成(HA)2。该平衡体系中，一元有机弱酸HA在溶剂苯(B)和水(W)中的分配系数为K，K＝c(HA)B/c(HA)w＝1.0，即达到平衡后，以分子形式存在的HA在苯和水两种溶剂中的比例为1∶1；其他信息如下：
25 ℃平衡体系(苯、水、HA)
平衡常数
焓变
起始总浓度
在水中，HAH＋＋A－
K1
ΔH1
3.0×10－3 mol·L－1
在苯中，2HA(HA)2
K2
ΔH2
4.0×10－3 mol·L－1
回答下列问题：
(1)计算25 ℃时水溶液中HA的电离平衡常数K1＝____________。
(2)25 ℃，该水溶液的pH为________，在苯体系中HA的转化率为______________(已知：1g2＝0.3,1g3＝0.5)。
(3)在苯中，HA发生二聚：2HA(HA)2，反应在较低温度下自发进行，则ΔH2________0(填“＞”、“＝”或“＜”)。
(4)25 ℃混合体系中，HA在苯中发生二聚，若测得某时刻溶液中微粒浓度满足＝130，则反应向________反应方向进行。
答案　(1)1.5×10－4
(2)3.2　40%　(3)＜　(4)正
解析　(1)HAH＋＋A－
c(H＋)＝c(A－)＝3.0×10－3 mol·L－1×0.20＝6.0×10－4 mol·L－1
所以K1＝＝＝1.5×10－4。
(2)pH＝－lg(6.0×10－4)＝4－lg6.0＝3.2
根据＝1.0得
c(HA)B＝1.0×c(HA)w＝1.0×(3.0×10－3－6.0×10－4) mol·L－1＝2.4×10－3 mol·L－1
所以在苯体系中，HA的转化率为×100%＝40%。
(3)ΔG＝ΔH－TΔS＜0时反应自发进行，由于ΔS＜0，T较小，所以ΔH必须小于0。
(4)K2＝＝≈139＞130，
所以反应应向正反应方向进行。
6．某硫酸工厂的酸性废水中砷(As)元素含量极高，为控制砷的排放，采用化学沉降法处理含砷废水，相关数据如下表。请回答以下问题：
表1　几种盐的Ksp

(1)该硫酸工厂排放的废水中硫酸的物质的量浓度c(H2SO4)＝________ mol·L－1。
(2)若酸性废水中Fe3＋的浓度为1.0×10－4 mol·L－1，c(AsO)＝________ mol·L－1。
(3)工厂排放出的酸性废水中的三价砷(H3AsO3弱酸)不易沉降，可投入MnO2先将其氧化成五价砷(H3AsO4弱酸)，MnO2被还原为Mn2＋，反应的离子方程式为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)在处理含砷废水时采用分段式，先向废水中投入生石灰调节pH到2，再投入生石灰将pH调节到8左右使五价砷以Ca3(AsO4)2形式沉降。
①将pH调节到2时废水中有大量沉淀产生，沉淀主要成分的化学式为______________________________。
②Ca3(AsO4)2在pH调节到8左右才开始沉淀，原因为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
③砷酸(H3AsO4)分步电离的平衡常数(25 ℃)为K1＝5.6×10－3　K2＝1.7×10－7　K3＝4.0×10－12，第三步电离的平衡常数的表达式为K3＝__________________________。Na3AsO4的第一步水解的离子方程式为AsO＋H2OHAsO＋OH－，该步水解的平衡常数(25 ℃)为____________________________________(保留两位有效数字)。
答案　(1)0.3　(2)5.7×10－17
(3)2H＋＋MnO2＋H3AsO3===H3AsO4＋Mn2＋＋H2O
(4)①CaSO4　②H3AsO4是弱酸，当溶液中pH调节到8左右，c(AsO)增大，Ca3(AsO4)2开始沉淀
[或：pH增大，促进H3AsO4电离，c(AsO)增大，Qc＝c3(Ca2＋)·c2(AsO)≥Ksp[Ca3(AsO4)2]，Ca3(AsO4)2才沉淀]
③　2.5×10－3
解析　(1)c(H2SO4)＝＝0.3 mol·L－1
(2)c(AsO)＝ mol·L－1＝5.7×10－17 mol·L－1
(3)利用化合价升降法配平
2H＋＋MnO2＋H3AsO3===H3AsO4＋Mn2＋＋H2O
(4)①由于H2SO4是强酸，c(SO)较大，所以当pH＝2时，生成的沉淀为CaSO4。②H3AsO4为弱酸，当pH较小时，c(AsO)较小，不易形成Ca3(AsO4)2沉淀，当pH＝8左右时，AsO的浓度增大，形成Ca3(AsO4)2沉淀而除去。
③H3AsO4H＋＋H2AsO　K1
H2AsOH＋＋HAsO　K2
HAsOH＋＋AsO　K3
K3＝
Kh＝
＝
＝
＝＝
＝2.5×10－3。