4、.7×10－7
1.3×10－12
(1)某酸性CuCl2溶液中含有少量的FeCl3，為得到純凈的CuCl2·2H2O晶體，加入__CuO、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3等難溶于水的堿性物質__，調至pH＝4，使溶液中的Fe3＋轉化為Fe(OH)3沉淀，此時溶液中的c(Fe3＋)＝__2.6×10－9 mol/L__；過濾后，將所得濾液低溫蒸發(fā)、濃縮結晶，可得到CuCl2·2H2O晶體。
(2)在空氣中直接加熱CuCl2·2H2O晶體得不到純的無水CuCl2，原因是__CuCl2＋2H2OCu(OH)2＋2HCl↑__(用化學方程式表示)。由CuCl2·2H2O晶體得到純
5、的無水CuCl2的合理方法是__在干燥氯化氫氣流中加熱脫水__。
(3)某學習小組用“間接碘量法”測定含有CuCl2·2H2O晶體的試樣(不含能與I－發(fā)生反應的氧化性雜質)的純度，過程如下：取0.36 g試樣溶于水，加入過量KI固體，充分反應，生成白色沉淀。用0.100 0 mol/L Na2S2O3標準溶液滴定，到達滴定終點時，消耗Na2S2O3標準溶液20.00 mL。
①可選用__淀粉__作滴定指示劑，滴定終點的現象是__終點時待測液由藍色變?yōu)闊o色且半分鐘內不恢復為藍色__。
②CuCl2溶液與KI反應的離子方程式為__2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2__。
③該試樣中C
6、uCl2·2H2O的質量百分數為__95%__。
解析 (1)因為要得到純凈的CuCl2·2H2O晶體，所以不能加入含Cu2＋以外的陽離子的物質來調節(jié)溶液的pH，所以可加入CuO、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3等難溶于水的堿性物質；pH＝4時，c(OH－)＝10－10 mol·L－1，c(Fe3＋)＝Ksp[Fe(OH)3]/c3(OH－)＝2.6×10－9 mol/L。(2)CuCl2＋2H2OCu(OH)2＋2HCl↑，制取無水CuCl2純物質，應在干燥氯化氫氣流中加熱脫水。(3)2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，所以選擇淀粉作指示劑，終點時待測液由藍色變?yōu)闊o色且半分
7、鐘內不恢復為藍色，根據反應方程式可以得到如下關系式：2CuCl2·2H2O～I2～2Na2S2O3，所以試樣中CuCl2·2H2O的質量百分數＝0.100 0 mol/L×0.020 00 L×171 g/mol÷0.36 g×100%＝95%。
3．軟錳礦的主要成分為MnO2，還含有Fe2O3、MgO、Al2O3、CaO、SiO2等雜質，工業(yè)上用軟錳礦制取MnSO4·H2O的流程如下：
已知：①部分金屬陽離子完全沉淀時的pH如下表：
金屬陽離子
Fe3＋
Al3＋
Mn2＋
Mg2＋
完全沉淀時的pH
3.2
5.2
10.4
12.4
②溫度高于27 ℃時
8、，MnSO4晶體的溶解度隨溫度的升高而逐漸降低。
(1)“浸出”過程中MnO2轉化為Mn2＋的離子方程式為__MnO2＋SO2===SO＋Mn2＋__。
(2)第1步除雜中加入H2O2的目的是__將Fe2＋氧化為Fe3＋__。
(3)第1步除雜中形成濾渣1的主要成分為__Al(OH)3、Fe(OH)3__(填化學式)，調pH至5～6所加的試劑，可選擇__ab__(填字母)。
a．CaO b．MgO
c．Al2O3 d．氨水
(4)第2步除雜，主要是將Ca2＋、Mg2＋轉化為相應的氟化物沉淀除去，寫出MnF2除去Mg2＋的離子反應方程式：__MnF2＋Mg2＋Mn2＋＋M
9、gF2__，該反應的平衡常數數值為__7.2×107__。(已知：MnF2的Ksp＝5.3×10－3；CaF2的Ksp＝1.5×10－10；MgF2的Ksp＝7.4×10－11)
(5)采用“趁熱過濾”操作的原因是__減少MnSO4·H2O在水中的溶解，得到更多的產品__。
(6)取少量MnSO4·H2O溶于水，配成溶液，測其pH發(fā)現該溶液顯酸性，原因是__Mn2＋＋2H2OMn(OH)2＋2H＋__(用離子方程式表示)，該溶液中所有離子的濃度由大到小的順序為__c(SO)>c(Mn2＋)>c(H＋)>c(OH－)__。
解析 (1)“浸出”過程中MnO2與SO2發(fā)生氧化還原反應，離
10、子方程式為MnO2＋SO2===SO＋Mn2＋。(2)第1步除雜中加入H2O2的目的是將溶液中的Fe2＋氧化為Fe3＋，以便于形成Fe(OH)3沉淀，過濾將沉淀除去。(3)第1步除雜時調整溶液的pH在5～6，可以使溶液中的Al3＋、Fe3＋分別形成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以形成濾渣1的主要成分為Al(OH)3、Fe(OH)3；在調pH至5～6時，為了不引入新的雜質離子，所加的試劑應該可以與酸發(fā)生反應，可選擇含有Ca2＋、Mg2＋的化合物CaO、MgO，a、b項正確。(4)第2步除雜，主要是將Ca2＋、Mg2＋轉化為相應的氟化物沉淀除去，MnF2除去Mg2＋的離子反應方程式是MnF
11、2＋Mg2＋Mn2＋＋MgF2；該反應的平衡常數K＝＝＝＝7.2×107。(5)由已知②溫度高于27 ℃時，MnSO4晶體的溶解度隨溫度的升高而逐漸降低，故采用“趁熱過濾”操作可以減少MnSO4·H2O在水中的溶解，得到更多的產品。(6)MnSO4是強酸弱堿鹽，Mn2＋發(fā)生水解反應：Mn2＋＋2H2OMn(OH)2＋2H＋，消耗水電離產生的OH－，破壞了水的電離平衡，最終達到平衡時，c(H＋)>c(OH－)。根據物料守恒可得c(SO)＝c(Mn2＋)＋c[Mn(OH)2]，所以c(SO)>c(Mn2＋)，Mn2＋水解使溶液顯酸性，所以c(H＋)>c(OH－)。鹽水解的程度是微弱的，溶液
12、中主要以鹽電離產生的離子形式存在，所以c(Mn2＋)>c(H＋)，故該溶液中所有離子的濃度由大到小的順序為c(SO)>c(Mn2＋)>c(H＋)>c(OH－)。
4．水是最常用的溶劑，許多化學反應都需要在水溶液中進行。請仔細分析并回答下列各題。
(1)用0.1 mol/L NaOH溶液滴定體積均為20.00 mL、濃度均為0.1 mol/L的鹽酸和醋酸溶液，得到如圖所示的滴定曲線圖如下：
①用NaOH溶液滴定醋酸溶液通常所選擇的指示劑為__酚酞__，符合其滴定曲線的是__Ⅰ__(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
②滴定前的上述三種溶液中，由水電離出的c(H＋)最大的是__CH3COOH__溶液
13、(填化學式)。
③圖中V1和V2大小的比較：V1__<__V2(填“>”“<”或“＝”)。
④曲線Ⅰ中M點對應的溶液中，各離子的濃度由大到小的順序是__c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)__。
(2)某同學為了研究難溶電解質的溶解平衡，設計了如下實驗(相關數據測定溫度及實驗環(huán)境溫度均為25 ℃)：
操作步驟
現象
步驟1：向20 mL 0.05 mol/L AgNO3溶液中加入20 mL 0.05 mol/L KSCN溶液，充分反應后過濾
出現白色沉淀
步驟2：向濾液中加入少量2 mol/L Fe(NO3)3溶液
溶液變紅色
步驟3：向步驟2所得
14、溶液中，加入少量3 mol/L AgNO3溶液
現象a
步驟4：取步驟1所得少量濾渣加入到適量的3 mol/L KI溶液中
出現黃色沉淀
查閱資料：AgSCN是白色沉淀；Ksp(AgSCN)＝1.0×10－12；Ksp(AgI)＝8.5×10－17。
①請結合化學用語和必要的文字解釋步驟2現象出現的原因：__由于存在沉淀溶解平衡：AgSCN(s)Ag＋(aq)＋SCN－(sq)，故溶液中仍有少量SCN－，Fe3＋與SCN－結合生成Fe(SCN)3，從而溶液顯紅色__。
②該同學根據步驟3中現象a推知，加入的AgNO3與步驟2所得溶液發(fā)生了反應，則現象a為__出現白色沉淀(
15、或溶液紅色變淺)__(任寫一點即可)。
③寫出步驟4中沉淀轉化反應平衡常數的表達式：K＝ 。
解析 (1)①用NaOH溶液滴定醋酸溶液，由于恰好完全反應時溶液顯堿性，因此通常選擇在堿性范圍變色的指示劑酚酞；醋酸是弱酸，其電離產生的氫離子的濃度小于0.1 mol/L，即pH>1，由圖中未加NaOH時的pH可知，圖Ⅰ中酸的pH大于1，圖Ⅱ中酸的pH＝1，說明曲線Ⅰ為NaOH溶液滴定醋酸溶液過程，曲線Ⅱ為NaOH溶液滴定鹽酸溶液過程。②0.1 mol/L NaOH溶液、0.1 mol/L HCl都是強電解質，電離產生的氫氧根、氫離子的濃度等于電解質的濃度，而醋酸是弱酸，0.1 mol/L醋酸溶
16、液中氫離子的濃度小于0.1 mol/L，氫離子或氫氧根離子的濃度越大，對水的電離平衡的抑制作用就越強，水的電離程度就越小，所以0.1 mol/L的醋酸對水的電離抑制程度較小，則由水電離出的c(H＋)最大。③醋酸和氫氧化鈉恰好完全反應時，得到的醋酸鈉溶液顯堿性，要使得溶液顯中性即pH＝7，需要醋酸稍過量，則需加入的NaOH的量比溶液中醋酸的量少；鹽酸和氫氧化鈉恰好完全反應時，兩者的物質的量相同，得到的氯化鈉溶液顯中性，所以V1
17、度大于醋酸根離子的水解程度，所以該混合溶液顯酸性，此時溶液中離子濃度大小：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。(2)①向20 mL 0.05 mol/L AgNO3溶液中加入20 mL 0.05mol/L KSCN溶液，充分反應，產生白色沉淀，發(fā)生反應：Ag＋(aq)＋SCN－(aq)AgSCN(s)，該物質在溶液中存在沉淀溶解平衡：AgSCN(s) Ag＋(aq)＋SCN－(aq)，溶液中仍有少量的SCN－，向該溶液中加入Fe3＋，溶液中的SCN－與Fe3＋發(fā)生顯色反應，使溶液變?yōu)榧t色。②向步驟2所得溶液中加入硝酸銀，Ag＋和SCN－發(fā)生反應得到AgSCN白
18、色沉淀，使Fe(SCN)3的溶解平衡正向移動，導致溶液紅色變淺。③步驟1所得的濾渣中含AgSCN固體，將其加入到KI溶液中，由于溶解度：AgI
19、。{已知：Ksp(AgI)＝1.5×10－14，K穩(wěn)[Ag(CN)]＝1.0×1021，K穩(wěn)與電離常數K互為倒數，K穩(wěn)越大越穩(wěn)定}
(2)NO具有強還原性，實驗室可用酸性K2Cr2O7溶液將尾氣NO氧化為NO，溶液由橙色(Cr2O)變?yōu)榫G色(Cr3＋)，發(fā)生反應的離子方程式是__2NO＋Cr2O＋6H＋===2NO＋2Cr3＋＋3H2O__。
(3)HNO2是比醋酸略強的酸，下列事實一定能證明HNO2是弱酸的是__acde__(填字母，下同)。
a．0.1 mol/L的HNO2溶液的pH＝2.1
b．用HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗
c．常溫下，NaNO2溶液的pH大于7
d．常
20、溫下，NaNO2和H3PO4反應，生成HNO2
e．pH＝3的HNO2溶液稀釋至100倍后，pH小于5
(4)硫酸肼(N2H6SO4)是一種重要的化工原料，屬于離子化合物，易溶于水，溶液呈酸性，水解原理與(NH4)2SO4類似。
①寫出硫酸肼第一步水解反應的離子方程式：__N2H＋H2O[N2H5·H2O]＋＋H＋__。
②硫酸肼水溶液中離子濃度的排列順序正確的是__A__。
A．c(SO)>c(N2H)>c(H＋)>c(OH－)
B．c(SO)>c([N2H5·H2O]＋)>c(H＋)>c(OH－)
C．2c(N2H)＋c([N2H5·H2O]＋)＝c(H＋)＋c(OH－)
21、
D．c(N2H)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－)
解析 (1)依題意，碘化銀難溶，結合CN－可生成更穩(wěn)定的Ag(CN)，故離子方程式為AgI(s)＋2CN－(aq)Ag(CN)(aq)＋I－(aq)；根據平衡常數定義：K＝＝Ksp(AgI)·K穩(wěn)[Ag(CN)]＝1.5×107。(4)②硫酸肼溶液中，N2H水解使溶液呈酸性，而水解的程度很小，故c(SO)＞c(N2H)＞c(H＋)＞c([N2H5·H2O]＋)＞c(OH－)，根據電荷守恒可知：c(H＋)＋2c(N2H)＋c([N2H5·H2O]＋)＝2c(SO)＋c(OH－)。
6．工業(yè)碳酸鈉(純度約為98%)中含有Ca2＋、
22、Mg2＋、Fe3＋、Cl－和SO等雜質，提純工藝線路如圖所示：
Ⅰ.碳酸鈉的飽和溶液在不同溫度下析出的溶質如圖所示：
Ⅱ.有關物質的溶度積如表所示：
物質
CaCO3
MgCO3
Ca(OH)2
Mg(OH)2
Fe(OH)3
Ksp
4.96×10－9
6.82×10－6
4.68×10－6
5.61×10－12
2.64×10－39
回答下列問題：
(1)寫出加入NaOH溶液時反應的離子方程式：__MgCO3＋2OH－===Mg(OH)2＋CO__。
向含有Mg2＋、Fe3＋的溶液中滴加NaOH溶液，當兩種沉淀共存且溶液的pH＝8時，c(Mg2
23、＋)∶(Fe3＋)＝__2.125×1021__。
(2)“母液”中除了含有Na＋、CO外，還含有__Cl－、SO__等離子。
(3)有人從“綠色化學”角度設想將“母液”沿流程中虛線進行循環(huán)使用。請你分析在實際工業(yè)生產中是否可行？__不可行__(填“可行”或“不可行”)，并說明理由：__若將“母液”循環(huán)使用，則溶液中c(Cl－)和c(SO)增大，最后所得產物Na2CO3混有雜質__。
解析 由溶度積表知，MgCO3的Ksp最大，在溶液中溶解的最多，其他物質與MgCO3相差的數量級較大，在溶液里可以忽略。(1)主要是MgCO3與NaOH反應生成Ksp更小的沉淀Mg(OH)2；pH＝8，c(OH－)＝10－6 mol·L－1，則Ksp＝c(Mg2＋)·c2(OH－)＝c(Mg2＋)×10－12＝5.61×10－12，得c(Mg2＋)＝5.61 mol·L－1；Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)＝c(Fe3＋)×10－18＝2.64×10－39，得c(Fe3＋)＝2.64×10－21 mol·L－1，所以c(Mg2＋)∶c(Fe3＋)＝5.61∶2.64×10－21＝2.125×1021。
2022年高考化學一輪課時達標習題 第8章 水溶液中的離子平衡（5）（含解析）
