《2022年高考化學一輪復習 全程訓練計劃 課練26 水的電離和溶液的酸堿性（含解析）》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2022年高考化學一輪復習 全程訓練計劃 課練26 水的電離和溶液的酸堿性（含解析）（16頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、2022年高考化學一輪復習 全程訓練計劃 課練26 水的電離和溶液的酸堿性（含解析） 1．[2019·福建廈門質檢]下列微粒不會影響水的電離平衡的是(　　) 答案：A 解析：代表Na＋，是強堿NaOH對應的陽離子，不發(fā)生水解，故不影響水的電離，A正確；S2－易發(fā)生水解反應而促進水的電離，B錯誤；HClO屬于弱酸，部分電離產生H＋和ClO－，抑制水的電離，C錯誤；代表CH3COOH，部分電離產生H＋和CH3COO－，抑制水的電離，D錯誤。 2．[2019·廣東惠州調研]25 ℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－。下列敘述正確的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向

2、移動，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固體NaHSO4，c(H＋)增大，Kw不變 C．向水中加入少量NH4Cl固體，平衡逆向移動，c(OH－)增大 D．將水加熱至90 ℃，Kw增大，pH不變 答案：B 解析：水中加入稀氨水，溶液中c(OH－)增大，水的電離平衡逆向移動，A錯誤；水中加入少量NaHSO4固體，溶液中c(H＋)增大，水的電離平衡逆向移動，由于溫度不變，則Kw不變，B正確；水中加入少量NH4Cl固體，由于NH發(fā)生水解而促進水的電離，電離平衡正向移動，c(H＋)增大，由于Kw不變，則c(OH－)減小，C錯誤；將水加熱至90 ℃，水的電離平衡正向移動，c(H＋)及Kw均增大

3、，故其pH減小，D錯誤。 3．[2019·黑龍江大慶模擬]下列敘述正確的是(　　) A．95 ℃時純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性 B．室溫下，pH＝5的鹽酸溶液，加水稀釋至溶液的體積為原溶液體積的103倍后pH＝8 C．pH＝1的鹽酸與等體積pH＝3的鹽酸混合后pH＝2 D．25 ℃時，pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH<7 答案：D 解析：升高溫度，水的電離程度增大，水電離產生c(H＋)增大，溶液的pH減小，但水仍呈中性，A錯誤；室溫下，pH＝5的鹽酸加水稀釋至原溶液體積的103倍，溶液仍呈酸性，則pH<7，B錯誤；pH＝1的鹽酸與pH＝3的鹽

4、酸等體積混合后，所得混合液的pH<2，C錯誤；醋酸是弱電解質，pH＝3的醋酸溶液中c(CH3COOH)>1×10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(NaOH)＝1×10－3 mol·L－1，二者等體積混合后，醋酸剩余，所得混合液呈酸性，則有pH<7，D正確。 4．[2019·上海長寧區(qū)模擬]常溫下，下列溶液中水的電離程度最大的是(　　) A．pH＝0的硫酸 B．0.01 mol·L－1 NaOH溶液 C．pH＝10的純堿溶液 D．pH＝5的氯化銨溶液 答案：C 解析：pH＝0的硫酸和0.01 mol·L－1 NaOH溶液均抑制水的電離，水的電離程度較小。pH＝10

5、的純堿溶液中CO發(fā)生水解反應而促進水的電離，水電離產生的c(H＋)水＝c(OH－)水＝1×10－4 mol·L－1；pH＝5的氯化銨溶液中NH發(fā)生水解反應而促進水的電離，水電離產生的c(H＋)水＝c(OH－)水＝1×10－5 mol·L－1，故pH＝10的純堿溶液中水的電離程度最大。 5．常溫下，下列敘述正確的是(　　) A．pH＝a的氨水，稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b＋1 B．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl溶液至無色，則此時溶液的pH<7 C．向10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中，減小 D．向10 mL pH＝11

6、的氨水中加入10 mL pH＝3的H2SO4溶液，混合液pH＝7 答案：C 解析：NH3·H2O是弱電解質，pH＝a的氨水稀釋10倍后，其pH>a－1，即a

7、HA)溶液中＝1.0×10－8，則下列敘述中正確的是(　　) A．該一元酸溶液的pH＝1 B．該溶液中由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－3 mol·L－1 C．該溶液中水的離子積常數(shù)為1.0×10－22 D．用0.1 mol·L－1 NaOH溶液V1 L與V2 L 0.1 mol·L－1該一元酸(HA)溶液混合，若混合溶液的pH＝7，則V1

8、)水＝c(OH－)水＝1.0×10－11 mol·L－1，B錯誤；常溫下水的離子積常數(shù)為Kw＝1×10－14，與溶液的酸堿性無關，C錯誤；等濃度的NaOH溶液和HA溶液恰好完全反應生成NaA，此時溶液呈堿性，若使溶液的pH＝7，應使n(HA)稍大于n(NaOH)，則有0.1 mol·L－1×V1 L<0.1 mol·L－1×V2 L，從而推知V1

9、ol·L－1 答案：C 解析：由題意，可設原溶液物質的量濃度為c mol·L－1，NaOH溶液體積為3 L，HCl溶液體積為2 L，則二者混合后溶液體積為5 L，因為常溫下二者混合反應后，所得溶液pH＝12，即c(H＋)＝10－12 mol·L－1，所以c(OH－)＝Kw÷c(H＋)＝10－2 mol·L－1，則c mol·L－1×3 L－c mol·L－1×2 L＝10－2 mol·L－1×5 L，解得c＝0.05，則原溶液的濃度為0.05 mol·L－1，故選C。 8．[2019·浙江金麗衢十二校聯(lián)考]常溫下，下列關于電解質溶液的說法正確的是(　　) A．pH＝a的Na2A溶液中，

10、由水電離產生的c(OH－)＝10－a mol·L－1 B．pH均為3的醋酸溶液和鹽酸等體積混合后，pH<3 C．某酸HA溶液的pH＝3，則加入等體積pH＝11的NaOH溶液，所得溶液的pH>7 D．常溫下，測定0.01 mol·L－1 NH4Cl溶液的pH小于7，可證明NH3·H2O為弱電解質 答案：D 解析：pH＝a的Na2A溶液中OH－全部來源于水的電離，則由水電離產生的c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，A錯誤。pH均為3的醋酸和鹽酸等體積混合，醋酸的電離程度不變，則混合液的pH仍為3，B錯誤。若HA為強酸，與pH＝11的NaOH溶液等體積混合，二者恰好完全反應生成Na

11、A，溶液的pH＝7；若HA為弱酸，pH＝3的HA溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合，反應后HA溶液剩余，溶液顯酸性，綜述可知，所得溶液的pH≤7，C錯誤。常溫下，0.01 mol·L－1 NH4Cl溶液的pH<7，說明NH發(fā)生了水解反應，從而推知NH3·H2O為弱電解質，D正確。 9．[2019·湖南雙峰一中模擬]某溫度下，向pH＝6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的pH為2。下列對該溶液的敘述中不正確的是(　　) A．該溫度高于25 ℃ B．由水電離出來的c(H＋)為1.0×10－10 mol·L－1 C．加入NaHSO4晶體，抑制了水的電離 D．該溫度

12、下加入等體積pH＝12的NaOH溶液，可使該溶液恰好呈中性 答案：D 解析：該溫度下蒸餾水呈中性，其pH＝6，則有Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－12，溫度越高，Kw越大，故該溫度高于25 ℃，A正確；加入NaHSO4晶體后，溶液的pH＝2，則水電離出的c(H＋)水＝c(OH－)水＝1.0×10－10 mol·L－1，B正確；加入NaHSO4晶體后，電離產生H＋，使溶液呈酸性，抑制水的電離，C正確；該溫度下，pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝1 mol·L－1，若加入等體積pH＝12的NaOH溶液，充分反應后NaOH剩余，所得溶液呈堿性，D錯誤。 10．常溫下，下列說法正

13、確的是(　　) A．pH＝5的H2S溶液中：c(H＋)＝c(HS－)＝1×10－5 mol·L－1 B．pH＝12的氨水加水稀釋后溶液中所有離子濃度都減小 C．pH＝2的HCl溶液與pH＝13的NaOH溶液按體積比110混合后溶液呈中性 D．c(Na＋)相同的①CH3COONa、②NaHCO3、③NaClO三種溶液的pH大?。孩?②>① 答案：D 解析：H2S是二元弱酸，應該發(fā)生分步電離，兩步電離都生成H＋，但是只有第一步電離生成HS－，隨后在第二步電離中HS－又有一部分發(fā)生了電離，所以pH＝5的H2S溶液中，c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1>c(HS－)，A錯誤；溶液中

14、的Kw＝c(H＋)·c(OH－)，Kw是只與溫度有關的常數(shù)，氨水加水稀釋后，溶液的堿性減弱，c(OH－)減小，而Kw的值不變，故c(H＋)一定增大，并非所有離子濃度都減小，B錯誤；pH＝2的HCl溶液中c(H＋)為0.01 mol·L－1，pH＝13的NaOH溶液中c(OH－)為0.1 mol·L－1，兩種溶液按體積比110混合，明顯是氫氧化鈉過量，所以溶液應該呈堿性，C錯誤；酸性強弱順序為CH3COOH>H2CO3>HClO，根據(jù)越弱越水解的原理，離子的水解能力強弱順序為：ClO－>HCO>CH3COO－，所以c(Na＋)相等的三種溶液的pH大小關系為：NaClO>NaHCO3>CH3CO

15、ONa，D正確。 11．[2019·安徽淮北實驗高中模擬]100 ℃時，NaCl稀溶液中c(H＋)為1.0×10－6 mol·L－1。下列說法中正確的是(　　) ①該NaCl溶液顯酸性； ②該NaCl溶液顯中性； ③該NaCl溶液中Kw＝1×10－14； ④該NaCl溶液中Kw＝1×10－12； ⑤該NaCl溶液的pH＝7。 A．②④ B．①③ C．①④ D．②⑤ 答案：A 解析：100 ℃時，NaCl稀溶液中c(H＋)為1.0×10－6 mol·L－1，則水的離子積常數(shù)為Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－6 mol·L－1×1.0×10－6 mol·L－1

16、＝1×10－12。該NaCl稀溶液呈中性，其pH＝6。 12．一定溫度下水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是(　　) A．升高溫度，可能引起c向b的變化 B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－13 C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化 答案：C 解析：由圖可知，a、b、c三點對應的平衡常數(shù)不變，故曲線為等溫線，故升高溫度，不能由c到b，A錯誤；b點c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，故Kw＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，B錯誤；加入FeCl3

17、，氯化鐵為強酸弱堿鹽，鐵離子結合水電離出的氫氧根離子，促進水的電離平衡向右移動，即氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小，在曲線上的變化表現(xiàn)為由b點到a點移動，符合圖像變化趨勢，C正確；由c點到d點，是因為水的離子積常數(shù)減小，而溫度不變，Kw不變，故不能利用稀釋使其出現(xiàn)此變化，D錯誤。 13．[2019·四川成都模擬]已知H2A為二元弱酸，室溫下向100.0 mL 0.1 mol·L－1 H2A溶液中加入不同質量的NaOH固體，pH變化如下表(不考慮溶液體積變化)。下列分析正確的是(　　) m(NaOH)/g 0 0.4 0.8 1.2 pH 3.8 8.3 12.0 13.

18、2 A.H2A第一步電離K1的數(shù)量級為10－8 B．上述過程中水的電離程度一直增大 C．m(NaOH)＝0.6 g時，c(Na＋)>c(A2－)>c(HA－)>c(OH－)>c(H＋) D．若溶液中加NaOH至＝100時，c(OH－)>100c(H＋) 答案：D 解析：初始時，0.1 mol·L－1 H2A溶液的pH＝3.8，根據(jù)氫離子濃度的近似計算公式c(H＋)＝＝＝10－3.8 mol·L－1，所以Ka1＝10－6.6，其數(shù)量級為10－7，A錯誤。初始時，0.1 mol·L－1 H2A溶液對于水的電離一定是抑制，隨著H2A逐漸被中和，轉化為鹽，則變成對水的電離產生促進，最后氫氧

19、化鈉過量，再對水的電離產生抑制，B錯誤。加入的氫氧化鈉為0.6 g(0.015 mol)時，溶液為濃度相等的Na2A和NaHA混合溶液，由表中數(shù)據(jù)得到此時溶液一定顯堿性，因為A2－的水解能力強于HA－，且A2－水解得到HA－，所以c(A2－)

20、pH>8時，一定有c(OH－)>100c(H＋)，D正確。 14．如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉溶液的相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是(　　) A．鹽酸的物質的量濃度為1 mol·L－1 B．P點時反應恰好完全，溶液呈中性 C．曲線a是用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的滴定曲線 D．酚酞不能用作本實驗的指示劑 答案：B 解析：a曲線起點pH＝1，代表用氫氧化鈉溶液滴定鹽酸，且鹽酸的物質的量濃度為0.1 mol·L－1，可用酚酞作本實驗的指示劑，A、C、D錯誤；P點表示鹽酸與氫氧化鈉恰好完全中和，溶液呈中性，B正確。 15．[2019·河南中原名校聯(lián)考]已知100 ℃時，水的離子積

21、常數(shù)為Kw＝1×10－12，對于該溫度下pH＝11的氨水，下列敘述正確的是(　　) A．向該溶液中加入同溫同體積pH＝1的鹽酸，反應后溶液呈中性 B．溫度降低至25 ℃，該氨水溶液中H2O電離出的c(H＋)小于10－11 mol·L－1 C．該氨水溶液中加入少量NH4Cl固體，NH3·H2O的電離程度增大 D．滴加等濃度、等體積的硫酸，所得溶液中存在電離平衡：NH4HSO4(aq)NH(aq)＋H＋(aq)＋SO(aq) 答案：B 解析：100 ℃時，Kw＝1×10－12，pH＝11的氨水中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，則c(NH3·H2O)>0.1 mol·L－1，與

22、同溫同體積pH＝1的鹽酸混合，反應后氨水剩余，所得溶液呈堿性，A錯誤。100 ℃時，該氨水中水電離出的c(H＋)水＝c(OH－)水＝1×10－11 mol·L－1；溫度降低至25 ℃，水的離子積Kw減小，水的電離程度減小，則H2O電離出的c(H＋)小于10－11 mol·L－1，B正確。氨水中存在電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－，加入少量NH4Cl固體，c(NH)增大，NH3·H2O的電離平衡逆向移動，電離程度減小，C錯誤。NH4HSO4是強電解質，在水溶液中完全電離，不存在電離平衡，D錯誤。 16．[2019·遼寧鞍山一中模擬]常溫條件下，向20 mL 0.01 mol·L－1 C

23、H3COOH溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中水電離的c(H＋)隨加入NaOH溶液的體積變化如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．b、d兩點溶液的pH相同 B．從a到c，對醋酸的電離既有促進作用也有抑制作用 C．e點所示溶液中，c(Na＋)＝2c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)＝0.01 mol·L－1 D．從a→c的過程中，存在pH＝7的點 答案：D 解析：b點醋酸過量，其電離使溶液顯酸性，pH<7，d點，NaOH過量，pH>7，故A錯誤；醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋，加NaOH溶液消耗氫離子，醋酸的電離平衡正向移

24、動，所以從a到c，醋酸的電離始終受到促進，故B錯誤；e點所示溶液中，加入的NaOH的物質的量是醋酸的物質的量的2倍，反應后溶液中醋酸鈉和NaOH物質的量相等，根據(jù)物料守恒得c(Na＋)＝2c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)＝0.01 mol·L－1×，故C錯誤；c點，醋酸與氫氧化鈉恰好反應生成醋酸鈉，溶液顯堿性，氫氧化鈉溶液體積小于20 mL時的某一個值恰好使溶液顯中性，所以從a→c的過程中，存在著pH＝7的點，故D正確。 17．電解質的水溶液中存在電離平衡。 (1)醋酸是常見的弱酸。 ①醋酸在水溶液中的電離方程式為 _____________________________

25、___________________________________________。 ②下列方法中，可以使醋酸稀溶液中CH3COOH電離程度增大的是________(填序號)。 a．滴加少量濃鹽酸 b．微熱溶液 c．加水稀釋 d．加入少量醋酸鈉晶體 (2)用0.1 mol·L－1 NaOH溶液分別滴定體積均為20.00 mL、濃度均為0.1 mol·L－1的鹽酸和醋酸溶液，得到滴定過程中溶液pH隨加入NaOH溶液體積而變化的兩條滴定曲線。 ①滴定醋酸的曲線是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。 ②滴定開始前，三種溶液中由水電離出的c(H＋)最大的是________。

26、 ③V1和V2的關系：V1________V2(填“>”“＝”或“<”)。 答案： (1)①CH3COOHCH3COO－＋H＋ ②bc (2)①Ⅰ?、?.1 mol·L－1醋酸溶液?、? 解析：(1)①醋酸是常見的弱酸，在水溶液中部分電離，電離方程式為CH3COOHCH3COO－＋H＋。 ②滴加少量濃鹽酸，溶液中c(H＋)增大，醋酸的電離平衡逆向移動，CH3COOH的電離程度減小，a錯誤；微熱溶液，電離平衡正向移動，CH3COOH的電離程度增大，b正確；加水稀釋，電離平衡正向移動，CH3COOH的電離程度增大，c正確；加入少量醋酸鈉晶體，溶液中c(CH3COO－)增

27、大，電離平衡逆向移動，CH3COOH的電離程度減小，d錯誤。 (2)①醋酸是弱電解質，0.1 mol·L－1醋酸溶液中c(H＋)<0.1 mol·L－1，則溶液的pH>1，故曲線Ⅰ表示滴定醋酸溶液，曲線Ⅱ表示滴定鹽酸。 ②酸或堿均抑制水的電離，且溶液中c(H＋)或c(OH－)越大，水的電離程度越小，濃度均為0.1 mol·L－1的鹽酸、醋酸和NaOH溶液相比，醋酸溶液中c(H＋)小于鹽酸中c(H＋)及NaOH溶液中c(OH－)，故醋酸溶液中由水電離出的c(H＋)最大。 ③鹽酸與NaOH溶液恰好完全反應生成NaCl，溶液呈中性，則有V2＝20 mL；醋酸與NaOH溶液恰好完全反應時生成CH

28、3COONa，由于CH3COO－發(fā)生水解而使溶液呈堿性，故當溶液pH＝7時，則有V1<20 mL，從而可得：V1c(OH－)的溶液 答案：D 解析：任何水溶液中都含有氫離子，所以含氫離子的溶液不一定顯酸性，A錯誤；酚酞的變色范圍是8～10，能使酚酞顯無色的溶液pH小于8，常溫下，7≤pH<8時溶液不顯酸性，B錯誤；pH<7的溶液中，c(H＋)不一定大于c(OH－)，例如100 ℃時，水的離子積約為10－12，此時pH＝6，顯中性，C錯誤

29、；根據(jù)溶液酸堿性的判斷方法，c(H＋)>c(OH－)的溶液，一定顯酸性，D正確。 2．[2019·陜西渭南質檢]水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法中正確的是(　　) A．圖中A、B、D三點處Kw間的關系：B>A>D B．100 ℃，將pH＝2的稀硫酸逐滴加入等體積pH＝10的稀氨水中，溶液中減小，充分反應后，溶液達到B點 C．溫度不變，在水中加入適量NH4Cl固體，可從A點變化到C點 D．加熱濃縮A點所示溶液，可從A點變化到B點 答案：D 解析：水的離子積Kw只與溫度有關，溫度升高，Kw增大，溫度：B>A＝D，則三點處Kw間的關系：B>A＝D，A錯誤。100 ℃時Kw＝10－

30、6×10－6＝10－12，將pH＝2的稀硫酸逐滴加入等體積pH＝10的稀氨水中，＝，c(OH－)減小、Kb(NH3·H2O)不變，則增大；充分反應后，氨水剩余，所得溶液呈堿性，故溶液不能達到B點，B錯誤。溫度不變，在水中加入適量NH4Cl固體，NH發(fā)生水解而使溶液呈酸性，而A、C點溶液均呈中性，故不能從A點變化到C點，C錯誤。圖中AB直線上各點溶液均呈中性，加熱濃縮A點所示溶液，溫度升高，水的電離程度增大，c(H＋)、c(OH－)均增大，故可實現(xiàn)A點到B點變化，D正確。 3．[2019·天津河西區(qū)模擬]已知40 ℃時水的離子積常數(shù)為Kw。該溫度下，將濃度為a mol·L－1的一元酸HA與b

31、mol·L－1的一元堿BOH等體積混合，該溶液呈中性時，下列敘述不正確的是(　　) A．a＝b，pH＝7 B．混合溶液的c(H＋)＝c(OH－) C．混合溶液中c(B＋)＝c(A－) D．混合溶液中c(OH－)＝ mol·L－1 答案：A 解析：40 ℃時水的離子積常數(shù)Kw>1.0×10－14，溶液呈中性時，pH<7，故pH＝7的溶液呈堿性，A錯誤；混合溶液的c(H＋)＝c(OH－)，則該溶液呈中性，B正確；混合溶液呈電中性，據(jù)電荷守恒可得c(B＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，若溶液中c(B＋)＝c(A－)，故c(H＋)＝c(OH－)，則該溶液呈中性，C正確；在水溶液中

32、，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，將c(H＋)＝ mol·L－1代入可得c(OH－)＝mol·L－1，此時c(H＋)＝c(OH－)，則該溶液呈中性，D正確。 4．[2019·四川成都龍泉中學模擬]常溫下，若使pH＝3的鹽酸與pH＝9的Ba(OH)2溶液混合使其成為pH＝7的溶液，混合時鹽酸和Ba(OH)2溶液的體積比為(　　) A．1:60 B．3:1 C．1:100 D．100:1 答案：C 解析：常溫下，pH＝3的鹽酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝9的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1。若兩種溶液混合使所得溶液成為pH＝7的溶液

33、，則有n(H＋)＝n(OH－)，即1×10－3 mol·L－1·V(HCl)＝1×10－5 mol·L－1·V(NaOH)，故有＝＝1100。 5．用0.1 mol·L－1的標準鹽酸溶液測量未知濃度的NaOH溶液濃度，下列說法中正確的是(　　) A．滴定中NaOH溶液必須盛放在錐形瓶中 B．用鹽酸滴定NaOH溶液時，若用甲基橙作指示劑，顏色由黃色變?yōu)槌壬珪r達到終點 C．用鹽酸滴定NaOH溶液過程中，滴定終點的pH＝7 D．用鹽酸滴定NaOH溶液時，第二次讀數(shù)時俯視刻度，則測得的NaOH濃度偏大 答案：B 解析：滴定實驗中也可用待測溶液滴定標準溶液，A項錯誤；滴定終點時，選擇不同

34、的指示劑會因為指示劑不同變色范圍而使滴定終點溶液的pH不一定為7，C項錯誤；第二次讀數(shù)，俯視會導致數(shù)字讀小，就會導致代入計算的標準溶液體積變小，故測得的NaOH溶液濃度偏小，D項錯誤。 6．[2019·陜西模擬]25 ℃時，將濃度均為0.1 mol·L－1、體積分別為V(HA)和V(BOH)的HA溶液與BOH溶液按不同體積比混合，保持V(HA)＋V(BOH)＝100 mL，V(HA)、V(BOH)與混合液pH的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．Ka(HA)＝10－6 mol·L－1 B．b點時，c(B＋)＝c(A－)＋c(HA) C．c點時，隨溫度升高而減小 D．a→c

35、過程中水的電離程度始終增大 答案：C 解析：由題圖可知，a點時，100 mL 0.1 mol·L－1的HA溶液pH＝3，故HA為弱酸，其電離平衡常數(shù)Ka(HA)＝≈10－5，A項錯誤；b點時，溶液的pH＝7，根據(jù)電荷守恒，則有c(B＋)＝c(A－)，B項錯誤；由A－＋H2OHA＋OH－可知，Kh＝，升高溫度，促進A－水解，故c點時，隨溫度的升高而減小，C項正確；由題圖知，100 mL 0.1 mol·L－1的BOH溶液pH＝11，故BOH為弱堿，其電離平衡常數(shù)Kb(BOH)＝≈10－5＝Ka(HA)，故b點時，V(HA)＝V(BOH)＝50 mL，HA溶液與BOH溶液恰好完全反應，a→

36、b過程中，BOH溶液的體積逐漸增大，HA溶液被中和，水的電離程度逐漸增大，b→c的過程中，HA溶液被中和完全，BOH溶液過量，故水的電離程度逐漸減小，D項錯誤。 7．[2019·天津河西區(qū)模擬]常溫下，Ka(CH3COOH)＝2×10－5，Ka(HCOOH)＝2×10－4，Kb(NH3·H2O)＝2×10－5，下列說法不正確的是(　　) A．向0.1 mol·L－1 HCOOH溶液中加入少量水，溶液中增大 B．濃度均為0.1 mol·L－1的HCOONa和NH4Cl溶液，由水電離出的c(OH－)前者小于后者 C．用0.1 mol·L－1的NaOH溶液分別中和等體積等pH的HCOOH和C

37、H3COOH溶液，消耗NaOH溶液的體積相等 D．0.05 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＝3 答案：C 解析：HCOOH溶液中存在電離平衡：HCOOHHCOO－＋H＋，加入少量水，平衡正向移動，n(H＋)增大、n(HCOOH)減小，故的值增大，A正確；由于Ka(HCOOH)>Kb(NH3·H2O)，則等濃度的HCOONa和NH4Cl溶液相比，NH的水解程度大于HCOO－的水解程度，故NH4Cl溶液中由水電離出的c(OH－)大于HCOONa溶液中由水電離出的c(OH－)，B正確；由于Ka(CH3COOH)

38、3COOH)，故等體積等pH兩種溶液分別與0.1 mol·L－1 NaOH溶液中和，CH3COOH溶液消耗NaOH溶液的體積大，C錯誤；CH3COOH的電離平衡常數(shù)為Ka(CH3COOH)＝＝2×10－5，此時c(H＋)≈c(CH3COO－)，c(CH3COOH)≈0.05 mol·L－1，則有＝2×10－5，c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，故該CH3COOH溶液的pH＝3，D正確。 8．25 ℃時，若體積為Va、pH＝a的某一元強酸與體積為Vb、pH＝b的某一元強堿混合，恰好中和，且已知Va

39、___，其理由是__________________________________________________________。 (2)a可否等于5(填“可”或“否”)________，其理由是____________________________________________________________。 (3)a的取值范圍是__________________。 答案： (1)否　若a＝3，則b＝6，溶液均顯酸性，與題意不符，故a≠3 (2)否　若a＝5，ca(H＋)＝10－5 mol·L－1，則b＝10，cb(OH－)＝10－4 mol·L－1，＝>1，不符合題意

40、，故a≠5 (3)7，a>，所以

41、.00 mL于錐形瓶中，向其中滴加2滴酚酞作指示劑。 (3)讀取盛裝0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液的堿式滴定管的初始讀數(shù)。 (4)滴定。判斷滴定終點的現(xiàn)象是________，達到滴定終點，停止滴定，并記錄NaOH溶液的最終讀數(shù)，重復滴定3次。 (5)如圖是某次滴定時的滴定管中的液面，其讀數(shù)為________mL。 Ⅱ.實驗記錄 滴定次數(shù) 實驗數(shù)據(jù)(mL) 1 2 3 4 V(樣品) 20.00 20.00 20.00 20.00 V(NaOH)(消耗) 15.95 15.00 15.05 14.95 Ⅲ.數(shù)據(jù)處理與討論 (6)甲同

42、學在處理數(shù)據(jù)時計算得：平均消耗NaOH溶液的體積V＝＝15.24 mL。 ①指出他計算的不合理之處：________________。 ②按正確數(shù)據(jù)處理，得出c(市售白醋)＝________mol·L－1，市售白醋總酸量＝________g·100 mL－1。 答案：(1)酸式滴定管　燒杯　容量瓶 (4)溶液由無色變成淺紅色，且半分鐘內不褪色 (5)22.60 (6)①第1組實驗數(shù)據(jù)誤差明顯大，屬異常值，應舍去 ②0.075　4.5 解析： (1)配制待測白醋溶液，用酸式滴定管準確量取10.00 mL食用白醋，在燒杯中加蒸餾水稀釋，再轉移到100 mL容量瓶中進行定容。 (

43、4)待測白醋中滴加酚酞作指示劑，開始時溶液無色，達到滴定終點時，溶液由無色變成淺紅色，且半分鐘內不褪色。 (5)滴定管的0刻度在上方，圖中滴定管1 mL分成10個小格，每個小格代表0.10 mL，故圖中滴定管中液面讀數(shù)為22.60 mL。 (6)①分析表中實驗數(shù)據(jù)，第1組實驗消耗NaOH溶液的體積與其他三組相差較大，應舍去第1組數(shù)據(jù)，取其他三組數(shù)據(jù)進行計算。 ②第2～4組實驗中消耗NaOH溶液的平均體積為V(NaOH)＝＝15.00 mL，則有n(CH3COOH)＝n(NaOH)＝15.00×10－3 L×0.100 0 mol·L－1＝1.5×10－3 mol，c(CH3COOH)＝＝

44、0.075 mol·L－1。100 mL該醋酸中含有醋酸的量為0.075 mol·L－1×0.1 L＝7.5×10－3 mol，因量取10.00 mL食用白醋配制成100 mL待測白醋溶液，故10.00 mL食用白醋中m(CH3COOH)＝7.5×10－3 mol×60 g·mol－1＝0.45 g，故該市售白醋的總酸量為4.5 g·100 mL－1。 10．[2019·遼寧重點高中協(xié)作校模擬]水溶液是中學化學的重點研究對象。 (1)水是極弱的電解質，也是最重要的溶劑。常溫下，某電解質溶解在水中后，溶液中c(H＋)＝1×10－9 mol·L－1，則該電解質可能是________。 A．C

45、uSO4 B．HCl C．Na2S D．NaOH E．K2SO4 (2)已知HClO是比H2CO3還弱的酸，要使新制稀氯水中的c(HClO)增大，可采取的措施有(至少答兩種)__________________________。 (3)常溫下，將pH＝3的鹽酸a L分別與下列三種溶液混合，所得溶液均呈中性。 ①濃度為1.0×10－3 mol·L－1的氨水b L；②c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的氨水c L；③c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的氫氧化鋇溶液d L，則a、b、c、d之間的大小關系是________。 (4)強酸制弱酸是水溶液中的重要經(jīng)驗規(guī)律。

46、 已知HA、H2B是兩種弱酸，存在以下關系：H2B(少量)＋2A－===B2－＋2HA，則A－、B2－、HB－三種陰離子結合H＋的難易順序為________。 (5)已知：H2A===H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－，常溫下，0.1 mol·L－1 NaHA溶液的pH＝2，則0.1 mol·L－1 H2A溶液中c(H＋)的大小范圍是________；NaHA溶液中各離子濃度大小關系為________。 (6)已知：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，向50 mL 0.018 mol·L－1 AgNO3溶液中加入相同體積的0.020 mol·L－1鹽酸，則c(Ag＋)＝_______

47、_mol·L－1，此時所得混合溶液的pH＝________。 答案： (1)CD (2)再通入氯氣、加入碳酸鈣、加入次氯酸鈉等 (3)b>a＝d>c (4)A－>B2－>HB－ (5)0.1 mol·L－1c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－) (6)1.8×10－7　2 解析：(1)常溫下，水的離子積為Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，溶液中c(H＋)＝1×10－9 mol·L－1，則有c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，該溶液呈堿性。HCl和CuSO4溶液都呈酸性，Na2S和NaOH

48、溶液呈堿性，K2SO4溶液呈中性。 (2)新制稀氯水中存在平衡：Cl2＋H2OHCl＋HClO、HClOH＋＋ClO－，由于酸性：HCl>H2CO3>HClO，要使新制氯水中c(HClO)增大，可采取的措施有通入Cl2或加入碳酸鈣等，使平衡Cl2＋H2OHCl＋HClO正向移動，或加入NaClO等，使平衡HClOH＋＋ClO－逆向移動。 (3)HCl是強酸，Ba(OH)2是強堿，均完全電離；NH3·H2O是弱堿，部分發(fā)生電離。①a L pH＝3的鹽酸與濃度為1.0×10－3 mol·L－1的氨水b L混合，若恰好完全反應生成NH4Cl，由于NH發(fā)生水解而使溶液呈酸性，而所得

49、溶液呈中性，則有b>a；②a L pH＝3的鹽酸與c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的氨水c L混合，所得溶液呈中性，則有a>c；③a L pH＝3的鹽酸與c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的氫氧化鋇溶液d L混合，所得溶液呈中性，則有a＝d；綜上所述，a、b、c、d之間的大小關系是b>a＝d>c。 (4)據(jù)反應H2B(少量)＋2A－===B2－＋2HA可得，A－結合H＋的能力強于HB－和B2－；H2B是弱酸，第一步電離生成HB－，第二步電離生成B2－，而第二步比第一步更難電離，故B2－結合H＋能力強于HB－，因此三種陰離子結合H＋的難易順序為A－>B2－>HB－。 (5)

50、H2A第一步完全電離生成HA－和H＋，HA－則部分電離生成H＋和A2－，故0.1 mol·L－1 H2A溶液中c(H＋)>0.1 mol·L－1；常溫下，0.1 mol·L－1 NaHA溶液的pH＝2，則HA－電離產生c(H＋)＝0.01 mol·L－1，由于第一步電離產生H＋抑制HA－的電離，故0.1 mol·L－1 H2A溶液中HA－電離產生c(H＋)<0.01 mol·L－1，故該溶液中c(H＋)的大小范圍是0.1 mol·L－1c(OH－)；由于Na＋不水解，HA－的電離程度較小，故溶液中離子濃度大小關系為c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－)。 (6)向50 mL 0.018 mol·L－1 AgNO3溶液中加入相同體積的0.020 mol·L－1鹽酸，發(fā)生反應：AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3，充分反應后鹽酸剩余，此時c(Cl－)＝0.001 mol·L－1，則c(Ag＋)＝＝＝1.8×10－7 mol·L－1。反應中不消耗H＋，此時所得混合溶液中c(H＋)＝0.010 mol·L－1，則pH＝2。