全国通用版2022版高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡2水的电离和溶液的酸碱性课时作业含解析

这是一份全国通用版2022版高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡2水的电离和溶液的酸碱性课时作业含解析，共10页。试卷主要包含了选择题，非选择题等内容，欢迎下载使用。

一、选择题(本题包括7小题,每题6分,共42分)
1.一些食物的近似pH如下表:
人的胃液中含有盐酸,对于胃酸过多的人,空腹时最宜食用的是( )
A.苹果 B. 葡萄 C. 牛奶 D. 玉米粥
【解析】选D。一般pH小于7时,溶液呈酸性,且pH越小,酸性越强,所以苹果、葡萄、牛奶等食品均显酸性;pH大于7时,溶液呈碱性,pH等于7时,溶液呈中性,玉米粥的pH为6.8～8.0,可能显弱酸性、中性或弱碱性,所以对于胃酸过多的人,空腹时最宜食用的食物是玉米粥,故选D。
2.H2S2O3是一种弱酸,实验室欲用0.01 ml·L-1的Na2S2O3溶液滴定I2溶液,发生的反应为I2+2Na2S2O32NaI+Na2S4O6,下列说法合理的是( )
A.该滴定可用甲基橙作指示剂
B.Na2S2O3是该反应的还原剂
C.该滴定可选用如图所示装置
D.该反应中每消耗2 ml Na2S2O3,电子转移数为4NA
【解析】选B。碘水溶液显酸性,甲基橙在该溶液显红色,当用Na2S2O3滴定达到终点时溶液由红色变为橙色,颜色变化不明显,因此该滴定不可用甲基橙作指示剂,应用淀粉溶液作指示剂,错误;B.在该反应中,I2中的元素化合价降低,得到电子,作氧化剂,Na2S2O3中的硫元素的化合价升高,失去电子,是该反应的还原剂,正确;C.Na2S2O3是强碱弱酸盐,水溶液显碱性,应使用碱式滴定管,不能用酸式滴定管,错误;D.根据化合价改变的总数与电子转移数目相等可知该反应中每消耗2 ml Na2S2O3,电子转移数为2NA,错误。
3.某温度下,向c(H+)=1×10-6 ml·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的c(H+)=1×10-2 ml·L-1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A.该温度高于25 ℃
B.由水电离出来的H+的浓度为1×10-10 ml·L-1
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍,溶液中的c(OH-)减小
【解析】选D。该温度下蒸馏水中c(H+)=1×10-6 ml·L-1,大于25 ℃时纯水中c(H+),故温度高于25 ℃,A项正确;此温度下Kw=1×10-12,故该NaHSO4溶液中c(OH-)==1×10-10 ml·L-1,由水电离出的c(H+)与溶液中的c(OH-)相等,B项正确;加入NaHSO4后,NaHSO4电离出的H+抑制了水的电离,C项正确;加水稀释时,c(H+)减小,而Kw不变,故c(OH-)增大,D项错误。
4.室温时,下列关于溶液的叙述正确的是
( )
A.1.0×10-3ml·L-1盐酸的pH=3,1.0×10-8ml·L-1盐酸的pH=8
B.pH=a的醋酸溶液稀释1倍后,溶液的pH=b,则a>b
C.pH=12的氨水和pH=2的盐酸等体积混合,混合液的pH<7
D.1 mL pH=1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后,溶液的pH=7,则NaOH溶液的pH=11
【解析】选D。室温时,酸溶液的pH只能无限接近7,而不可能大于7,故A错误;弱酸稀释过程中促进弱酸的电离,但pH增大,故B错误;pH=12的氨水和pH=2的盐酸等体积混合,由于氨水过量使混合液的pH>7,故C错误;设NaOH溶液的浓度为c,1×0.1=100×c,c=0.001 ml·L-1,pH=11,故D正确。
5.某温度下,向一定体积的HF溶液中逐滴加入等浓度的KOH溶液,溶液中pOH[pOH=-lgc(OH-)]与pH的变化关系如图所示,则
( )
A.滴定过程由M向N过渡
B.M点所示溶液显酸性
C.M点和N点所示溶液中水电离出的c(H+)相同
D.Q点消耗KOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积
【解析】选C。由图象可以看出,在Q点pOH=pH,溶液呈中性,在N点pOH>pH,即c(H+)>c(OH-),溶液显酸性,同理可知在M点溶液显碱性,B错误;HF溶液中逐滴加入等浓度的KOH溶液,pH逐渐增大,A错误;在N点溶液中c(H+) 与M点溶液中c(OH-)相等,即水电离出的c(H+)相同,C正确;在Q点溶液呈中性,由于HF为弱酸,则酸应稍过量,故KOH溶液的体积少于HF溶液的体积,D错误。
6. T ℃时,水的离子积为Kw,该温度下将a ml·L-1一元酸HA与b ml·L-1一元碱BOH等体积混合,要使混合液显中性的条件是
( )
A.混合液的pH=7
B.混合液中Kw=c2(H+)
C.a=b
D.混合液中c(B+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)
【解析】选B。因为不明确具体温度是多少,所以根据pH=7不能说明溶液呈中性,A错;HA与BOH的强弱都不知道,所以无法确定a与b的大小关系,C错;任何溶液无论是否呈中性,都有c(B+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),D错;Kw=c(H+)·c(OH-)=c2(H+),即c(OH-)=c(H+),溶液呈中性。
【加固训练】
已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4Na++H+
+S。某温度下,向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的pH为2。对于该溶液,下列叙述中不正确的是( )
A.该温度下加入等体积pH=12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好呈中性
B.水电离出来的c(H+)=1×10-10ml·L-1
C.c(H+)=c(OH-)+c(S)
D.该温度高于25 ℃
【解析】选A。某温度下,pH=6的蒸馏水,Kw=1×10-12,NaHSO4溶液的pH为2,c(H+)=1×10-2ml·L-1,pH=12的NaOH溶液,c(OH-)=1 ml·L-1,反应后的溶液呈碱性,则A不正确。
7.(能力挑战题)室温下,用0.10 ml·L-1的盐酸滴定20.00 mL 0.10 ml·L-1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如图所示:
下列判断不正确的是( )
A.滴定时可以使用甲基橙作指示剂
B.b点时溶液的pH=7
C.当c(Cl-)=c(B+)时,V(HCl)<20.00 mL
D.c点时溶液中c(H+)约为0.03 ml·L-1
【解析】选B。由图可知0.10 ml·L-1的某碱BOH溶液的pH接近12,即小于13,则该碱为弱碱,应使用甲基橙作指示剂,A项正确;b点时,盐酸和BOH恰好完全反应,溶液中的溶质为强酸弱碱盐(BCl),pH<7,B项错误;当c(Cl-)=c(B+)时,由电荷守恒知,溶液呈中性,pH=7,此时未达滴定终点,说明V(HCl)<20.00 mL,C项正确;c点时溶液中HCl过量,可忽略B+水解生成的H+,故c(H+)=n(H+)过量/V混=
(0.10 ml·L-1×20.00 mL)/60.00 mL≈0.03 ml·L-1,D项正确。
【易错提醒】1.忽视了强酸滴定弱碱时不能选用酚酞作指示剂。
2.弄不清楚酸碱恰好反应的点不一定是中性点。
二、非选择题(本题包括4小题,共58分)
8.(12分) (1)有一学生在实验室测某溶液的pH,实验时,他先用蒸馏水润湿pH试纸,然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测:
①该学生的操作是__________(填“正确的”或“错误的”),其理由是_________
______________。
②若用此方法分别测定c(H+)相等的盐酸和醋酸溶液的pH,误差较大的是__________,原因是_____________________________。
(2)某温度时,测得0.01 ml·L-1的NaOH溶液的pH=10。在此温度下,将
0.01 ml·L-1的H2SO4溶液Va L与pH=12的NaOH溶液Vb L混合,若所得混合液pH=11,则Va∶Vb=__________。
(3)t ℃时,有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等体积混合后溶液呈中性,则该温度下水的离子积常数Kw=__________。
①该温度下(t ℃),将100 mL 0.1 ml·L-1的稀硫酸溶液与100 mL 0.4 ml·L-1的NaOH溶液混合后(溶液体积变化忽略不计),溶液的pH=__________。
②该温度下(t ℃),1体积的稀硫酸和10体积的NaOH溶液混合后溶液呈中性,则稀硫酸的pH(pHa)与NaOH溶液的pH(pHb)的关系是__________。
【解析】(1)用pH试纸测定溶液酸碱性时,不能用水润湿。若润湿,会使待测液浓度减小,结果可能出现误差。
(2)溶液中c(OH-)=10-2 ml·L-1、c(H+)=10-10 ml·L-1,所以Kw=10-12,混合后溶液呈碱性,c(OH-)==10-1 ml·L-1,Va∶Vb=15∶2。
(3)t ℃时,有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等体积混合后溶液呈中性,则0.01=Kw/10-11,解得该温度下水的离子积常数Kw=10-13。①硫酸和氢氧化钠的物质的量是0.01 ml和0.04 ml,则氢氧化钠是过量的,所以溶液中OH-浓度是
(0.04 ml-0.02 ml)÷0.2 L=0.1 ml·L-1,则溶液中氢离子浓度是1×
10-12 ml·L-1,即pH=12。②1体积的稀硫酸和10体积的NaOH溶液混合后溶液呈中性,则10-pHa=10×10-(13-pHb),解得pHa+pHb=12。
答案:(1)①错误的 润湿后,稀释了原溶液,使其浓度减小,可能导致测量误差
②盐酸 盐酸是强电解质,醋酸是弱电解质,在溶液中存在CH3COOHCH3COO-
+H+,稀释时平衡右移,继续电离出H+,稀释时Δc(H+)较小,ΔpH较小,故误差较小
(2)15∶2
(3)10-13 ①12 ②pHa+pHb=12
9.(14分)为研究HA、HB溶液和MOH的酸碱性的相对强弱,某化学学习小组设计了以下实验:室温下,将pH=2的两种酸溶液HA、HB和pH=12的碱溶液MOH各1 mL,分别加水稀释到1 000 mL,其pH的变化与溶液体积的关系如图,根据所给数据,请回答下列问题:
(1)HA为______酸,HB为______酸(填“强”或“弱”)。
(2)若c=9,则稀释后的三种溶液中,由水电离的氢离子的浓度的大小顺序为
(用酸、碱的化学式表示)。将稀释后的HA溶液和MOH溶液取等体积混合,则所得溶液中c(A-)________c(M+)(填“大于”“小于”或“等于”)。
(3)若b+c=14,则MOH为________碱(填“强”或“弱”)。将稀释后的HB溶液和MOH溶液取等体积混合,所得混合溶液的pH________7(填“大于”“小于”或“等于”)。
【解析】(1)pH=a的强酸,稀释10n倍后,溶液的pH=a+n;pH=a的弱酸,稀释10n倍后,溶液的pH介于a和a+n之间。据此可确定HA是强酸,HB是弱酸。
(2)pH=9的MOH溶液中,c(H+)水=1×10-9ml·L-1;pH=5的HA溶液中,c(H+)水=
c(OH-)水=1×10-9ml·L-1;pH=b的HB溶液中,c(H+)水=<1×10-9ml·L-1。将稀释后的HA溶液和MOH溶液等体积混合,二者恰好完全反应生成强酸强碱盐,溶液显中性,根据电荷守恒可知c(A-)=c(M+)。
(3)若b+c=14,则b=14-c,在pH=c的MOH溶液中,c(OH-)=1ml·L-1=10-bml·L-1,即c(OH-)=10-2ml·L-1的MOH稀释103倍后,c(OH-)≠10-5ml·L-1,所以MOH是弱碱。因为同温下,HB和MOH的电离能力相同,所以将稀释后的HB溶液和MOH溶液等体积混合,反应后溶液呈中性。
答案:(1)强 弱 (2)HA=MOH>HB 等于 (3)弱 等于
10.(14分)中学化学常见的滴定法包括中和滴定法、氧化还原反应滴定法等。
(1)探究小组甲用酸性KMnO4溶液滴定某补血剂中铁元素的含量。
①下列滴定装置图中(夹持部分已略去),最合理的是________(填字母序号)。
②实验前,首先要准确配制一定物质的量浓度的酸性KMnO4溶液250 mL,配制时需要的仪器除托盘天平、玻璃棒、烧杯、胶头滴管、量筒外,还需要________(填仪器名称)。
(2)常温下,探究小组乙将0.1 ml·L-1盐酸滴入20 mL 0.1 ml·L-1氨水中,溶液的pH随加入盐酸体积的变化曲线如图所示。
①a点处假设溶液的pH=10,则该点处由水电离产生的c(OH-)=________。
②b点处溶液中c (Cl-)________c(N)(填“>”“<”或“=”)。
③d点所示溶液中离子浓度由大到小的顺序是______________。
【解析】(1)①用酸性KMnO4溶液滴定某补血剂,高锰酸钾溶液具有强氧化性,能氧化橡胶管,不能用碱式滴定管盛装,所以B符合。②准确配制一定物质的量浓度的酸性KMnO4溶液250 mL,配制时需要的仪器除托盘天平、玻璃棒、烧杯、胶头滴管、量筒外,还需要250 mL容量瓶。(2)①一水合氨是弱电解质,在水溶液里只有部分电离,电离出氢氧根离子和铵根离子,一水合氨的电离方程式为NH3·H2ON+OH-,水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-),假设溶液的pH=10,则水电离出的氢离子浓度为10-10 ml·L-1,c(OH-)=c(H+)=10-10 ml·L-1。②b点时pH=7,则溶液中c(H+)=c(OH-),溶液中存在电荷守恒,根据电荷守恒得c(Cl-)+
c(OH-)=c(N)+c(H+),所以c(Cl-)=c(N)。③d点时,酸的物质的量是氨水的2倍,二者混合时,溶液中的溶质为等物质的量浓度的氯化铵和盐酸,溶液呈酸性,氯化氢完全电离,铵根离子水解但水解程度较小,结合物料守恒知,溶液中离子浓度大小顺序是c(Cl-)>c(H+)>c(N)>c(OH-)。
答案:(1)①B ②250 mL容量瓶
(2)①10-10 ml·L-1 ②=
③c(Cl-)>c(H+)>c(N)>c(OH-)
【加固训练】
测血钙的含量时,可将2.0 mL血液用蒸馏水稀释后,向其中加入足量草酸铵(NH4)2C2O4晶体,反应生成CaC2O4沉淀。将沉淀用稀硫酸处理得H2C2O4后,再用某酸性KMnO4溶液滴定,氧化产物为CO2,还原产物为Mn2+,若终点时用去20.00 mL 1.0×10-4ml·L-1KMnO4溶液。
(1)写出用KMnO4滴定H2C2O4的离子方程式_____________。
(2)判断滴定终点的方法是__________________________。
(3)计算:血液中含钙离子的浓度为______________g·mL-1。
【解析】此题将酸碱中和滴定迁移到氧化还原滴定。
因Mn为紫色,Mn2+为无色可用这一明显的颜色变化来判断滴定终点。
该过程涉及多步化学反应,有如下关系式:
Ca2+～CaC2O4～H2C2O4～KMnO4
1 ml ml
5×10-6ml 1.0×10-4 ml·L-1×0.02 L
血液中c(Ca2+)==1.0×10-4 g·mL-1。
答案:(1)2Mn+5H2C2O4+6H+2Mn2++10CO2↑+8H2O
(2)滴入最后一滴KMnO4溶液,混合溶液呈紫色,半分钟内不褪色
(3)1.0×10-4
11.(18分)(能力挑战题)滴定分析是一种操作简便、准确度很高的定量分析方法,它可广泛应用于中和滴定、氧化还原反应等滴定中。某研究性学习小组的同学利用滴定分析法进行下面两项定量分析。
(1)测定NaOH和Na2CO3的混合液中NaOH的含量。实验操作为先向混合液中加过量的BaCl2溶液使Na2CO3完全转化成BaCO3沉淀,然后用标准盐酸滴定(用酚酞作指示剂)。
①向混有BaCO3沉淀的NaOH溶液中直接滴入盐酸,则终点颜色的变化为________,为何此种情况能测出NaOH的含量?________。
②滴定时,若滴定管中的滴定液一直下降到活塞处才达到滴定终点,则能否由此准确地计算出结果?
________________________________________________________________。
(2)测定某品牌的碘盐(含有碘酸钾)中碘元素的百分含量。准确称取5.000 0 g该碘盐,溶于蒸馏水,然后与足量的KI溶液在酸性条件下混合(发生的反应为
KIO3+3H2SO4+5KI3K2SO4+3I2+3H2O),充分反应后将混合溶液稀释至250 mL,
然后用5.0×10-4 ml·L-1的Na2S2O3标准溶液进行滴定(用淀粉作指示剂,反应为I2+2S22I-+S4)。取用Na2S2O3标准溶液应该用________式滴定管。有关实验数值如下表所示(第一次滴定终点的数据如图所示,请将读得的数据填入表中)。
该碘盐中碘元素的百分含量为________,下列操作中,会导致所测得的碘元素的百分含量偏大的是________。
a.滴定终点时,俯视刻度
b.没有用Na2S2O3标准溶液润洗相应的滴定管
c.锥形瓶中有少量的蒸馏水
【解析】(1)①由于用酚酞作指示剂,滴定终点时溶液的颜色变化为由红色变成无色,此时溶液呈弱碱性,BaCO3无法反应,此过程中只有NaOH与盐酸反应,故可求出NaOH的含量。(2)第一次滴定终点的读数是15.90 mL,所消耗Na2S2O3溶液的量比另外两次多出许多,故应舍弃;滴定25.00 mL 待测液消耗15.00 mL Na2S2O3溶液。由I～3I2～6S2知,5.000 0 g该碘盐中,n(I)=×15×10-3 L×
5.0×10-4 ml·L-1=1.25×10-6 ml,m(I)=127 g·ml-1×1.25×10-6 ml≈1.59×1 g,故碘元素的百分含量为3.18×10-5×100%。a操作会导致滴定后读数偏小,测量值偏小;b操作会导致标准溶液被稀释,测量的结果偏大;c操作对实验结果无影响。
答案:(1)①由红色变成无色 滴定终点时溶液呈弱碱性,BaCO3不参与反应
②不能,因为活塞处无刻度,无法准确地读出所用标准盐酸的体积 (2)碱
15.90 3.18×10-5×100% b食物
苹果
葡萄
牛奶
玉米粥
pH
2.9～3.3
3.5～4.5
6.3～6.6
6.8～8.0
滴定次数
待测液的
体积(mL)
滴定前的
读数(mL)
滴定后的
读数(mL)
第一次
25.00
0.00
V=______
第二次
25.00
0.00
14.99
第三次
25.00
0.00
15.01