(最新)2019年高考化学一轮课时达标习题 第8章 水溶液中的离子平衡(5)(含解析)
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8。
2 水的电离和溶液的酸碱性高效演练·直击高考1。
(2018·聊城模拟)25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①Na2SO4②HCl③Ba（OH)2④AlCl3,其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是（）A.④〉③〉②>①B.②>③〉①〉④C。
④〉①〉②>③ D.③〉②>①〉④【解析】选C。
分析四种物质的性质可知，Na2SO4不影响水的电离平衡，HCl和Ba（OH)2能抑制水的电离,AlCl3能促进水的电离。
Ba(OH）2为二元强碱,溶液中的c(OH—)大于同浓度盐酸中的c （H+)，对水电离的抑制程度更大。
【加固训练】水的电离过程为H2O H++OH—,在不同温度下其离子积为K w(25 ℃）=1.0×10—14，K(35 ℃）=2.1×10-14，则下列叙述中正确的是（)wA。
c(H+）随温度的升高而降低B.35 ℃时,c（H+)>c(OH—)C。
溶液pH：pH(35 ℃)〉pH（25 ℃)D.35 ℃时已电离的水的浓度约为1。
2019高考化学大一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡 8-1 弱电解质的电离平衡练习 新人教版
8-1 弱电解质的电离平衡板块三限时规范特训时间：45分钟满分：100分一、选择题(每题6分，共72分)1．室温下，对于0.10 mol·L－1的氨水，下列判断正确的是( )A．与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓B．加水稀释后，溶液中c(NH＋4)·c(OH－)变大C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性D．其溶液的pH＝13答案 C解析一水合氨是弱碱，书写离子方程式时不能拆写，应为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4，A错误；加水稀释虽然能促进氨水的电离，但c(NH＋4)和c(OH－)都减小，即c(NH＋4)·c(OH－)减小，B错误；用硝酸完全中和后，生成硝酸铵，硝酸铵为强酸弱碱盐，其水溶液显酸性，C正确；因为一水合氨为弱碱，部分电离，所以0.10 mol·L－1的氨水中c(OH －)远远小于0.10 mol·L－1，D错误。
2．[2017·上海六校联考]在室温下，100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，欲使其溶液的pH减小，同时又要使醋酸的电离程度减小，可采取的措施为( )A．加入少量CH3COONa固体B．通入少量HCl气体C．升高温度D．加入少量NaOH固体答案 B解析醋酸溶液中存在电离平衡：CH33COO－＋H＋，加入少量CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动，醋酸的电离程度减小，则溶液中c(H＋)减小，酸性减弱，pH增大，A错误；通入少量HCl气体，溶液中c(H＋)增大，平衡逆向移动，醋酸的电离程度减小，但溶液的酸性增强，pH减小，B正确；升高温度，电离平衡正向移动，醋酸的电离程度增大，溶液中c(H＋)增大，pH减小，C错误；加入少量NaOH固体，OH－与H＋结合生成H2O，溶液中c(H＋)减小，溶液的pH增大，电离平衡正向移动，醋酸的电离程度增大，D 错误。
高考化学一轮复习 课时作业 第8章 水溶液中的离子平衡
回夺市安然阳光实验学校课时作业27 难溶电解质的溶解平衡基础巩固1．(2016·山西太原高三检测)已知AgCl的溶解度为1.5×10－4 g，AgBr 的溶解度为8.4×10－6g，如果将AgCl和AgBr的饱和溶液等体积混合，再加入足量浓AgNO3溶液，发生反应的结果为( )A．只有AgBr沉淀生成B．AgCl和AgBr沉淀等量生成C．AgCl沉淀多于AgBr沉淀D．AgCl沉淀少于AgBr沉淀解析由AgCl、AgBr的溶解度可知，氯化银的溶解度大于溴化银的溶解度，且氯化银的摩尔质量小于溴化银的摩尔质量，所以AgCl与AgBr的饱和溶液中氯离子的浓度大于溴离子的浓度，等体积混合后。
溶液中氯离子的物质的量大于溴离子的物质的量，再加入足量的硝酸银溶液，二者都会沉淀，但生成的氯化银沉淀多于溴化银，C项正确。
答案C2．(2016·河南实验中学高三检测)已知298 K时，Mg(OH)2的溶度积常数K sp＝5.6×10－12，取适量的MgCl2溶液，加入一定量的烧碱溶液达到沉淀溶解平衡，测得pH＝13.0，则下列说法不正确的是( )A．所得溶液中c(H＋)＝10－13mol·L－1B．所得溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－13mol·L－1C．所加的烧碱溶液的pH＝13.0D．所得溶液中的c(Mg2＋)＝5.6×10－10mol·L－1解析pH＝13.0，则所得溶液中的c(H＋)＝10－13mol·L－1，A正确；溶液呈碱性，溶液中的H＋都就由水电离出来的，故c水(OH－)＝c水(H＋)＝10－13mol·L－1，B正确；MgCl2溶液中加NaOH溶液后混合溶液的pH＝13，故所加NaOH溶液pH>13，C错误；pH＝13.0的溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，故溶液中的c(Mg2＋)＝K spc2OH－＝5.6×10－120.12mol·L－1＝5.6×10－10mol·L－1，D正确。
2019版高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡本章笔答题答题语言再规范课件
答案
4.为了除去CuSO4溶液中的FeSO4，其操作是滴加H2O2溶液，稍加热；当 Fe2＋完全转化后，慢慢加入Cu2(OH)2CO3粉末，搅拌，以控制pH＝3.5； 加热煮沸一段时间，过滤，用稀硫酸酸化滤液至 pH＝1 。控制溶液pH＝
2－ 2－ ＋ 有刺激性气味的气体生成； SiO 与 NH 发生双水解反应， SiO 3 4 3 ＋ _______________________________________________________________
2NH＋ __________________________ 4 ===2NH3↑＋H2SiO3↓ 。
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9.铈 (Ce)是地壳中含量最高的稀土元素。在加热条件下 CeCl3 易发生水解， 无水 CeCl3可用加热CeCl3· 6H2O和NH4Cl固体混合物的方法来制备。其中 NH Cl的作用是 分解出HCl气体，抑制CeCl3水解 。
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第八章 水溶液中的离子平衡
本章笔答题答题语言再规范
1.在80 ℃时，纯水的pH值小于7，为什么？ 答案 (H2O 室温时，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol· L－1，又因水的电离 H＋＋OH－)是吸热过程，故温度升高到80 ℃，电离程度增大，
致使c(H＋)＝c(OH－)>10－7 mol· L－1，即pH＜7。
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2019年新高考化学一轮复习 单元综合检测(八)水溶液中的离子平衡.doc
2019年新高考化学一轮复习单元综合检测（八）水溶液中的离子平衡一、选择题(每小题6分,共42分)(D)A.浓氨水中滴加FeCl3饱和溶液可制得Fe(OH)3胶体B.CH3COONa溶液中滴加少量浓盐酸后c(CH3COO-)增大C.Ca(HCO3)2溶液与过量NaOH溶液反应可得到Ca(OH)2D.25 ℃时Cu(OH)2在水中的溶解度大于其在Cu(NO3)2溶液中的溶解度【解析】本题综合考查电解质溶液的基础知识。
浓氨水与FeCl3溶液反应生成Fe(OH)3沉淀,不是Fe(OH)3胶体,A项错误;CH3COONa溶液中滴加少量浓盐酸时,CH3COO-与H+结合生成弱电解质CH3COOH,导致c(CH3COO―)降低,B项错误;Ca(HCO3)2溶液与过量NaOH溶液反应生成CaCO3沉淀,C项错误;根据沉淀溶解平衡:Cu(OH)2(s) Cu2+(aq) + 2OH-(aq),加入Cu(NO3)2溶液后,平衡逆向移动,Cu(OH)2溶解度降低,D项正确。
HNO2是弱电解质的是(B)①滴入酚酞,NaNO2溶液显红色②用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时,HNO2的中和碱能力强④0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体⑥c(H+)=0.1 mol·L-1的HNO2溶液稀释至1000倍,pH<4A.①⑤B.②⑤C.③⑥D.③④【解析】NaNO2溶液使酚酞溶液显红色,表明N水解,即HNO2是弱电解质,①能证明;HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗,只能说明溶液中离子的浓度小,并不能说明HNO2部分电离,②不能证明;等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中,HNO2中和碱能力强及0.1 mol·L-1HNO2溶液的pH=2都能说明HNO2部分电离,③④能证明;HNO2与CaCO3反应放出CO2气体,说明HNO2的酸性比碳酸强,但并不一定是弱酸,⑤不能证明;若HNO2是强酸,则c(H+)=0.1 mol·L-1的HNO2溶液稀释1000倍后pH应等于4,⑥能证明。
高考化学一轮课时达标习题第8章水溶液中的离子平衡(5)(含解析)
—————————— 教育资源共享 步入知识海洋 ————————第8章水溶液中的离子平衡（5）1．已知：①25 ℃时弱电解质的电离平衡常数：K a (CH 3COOH)＝1.8×10－5，K a (HSCN)＝0.13；②25 ℃时，2.0×10－3mol·L －1氢氟酸水溶液中，调节溶液的pH(忽略体积变化)，得到c (HF)、c (F －)与溶液pH 的变化关系如图所示(两条线交点处的pH ＝3.45)。
请根据以上信息回答下列问题：(1)25 ℃时，将20 mL 0.10 mol·L －1CH 3COOH 溶液和20 mL 0.10 mol·L －1HSCN 溶液分别与20 mL 0.10 mol·L －1NaHCO 3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V )随时间(t )变化的示意图如图所示：反应初始阶段，两种溶液产生CO 2气体的速率存在明显差异的原因是__HSCN 的酸性比CH 3COOH 强，其溶液中c (H ＋)较大，故HSCN 溶液较NaHCO 3溶液的反应速率快__，反应结束后所得两溶液中，c (CH 3COO －)__<__c (SCN －)(填“>”“<”或“＝”)。
(2)25 ℃时，HF 电离平衡常数的数值K a ≈__10－3.45(或3.5×10－4)__，列式并说明得出该常数的理由： K a ＝c＋c－c，当c (F －)＝c (HF)时，K a ＝c (H ＋)，查图中的交点处为c (F －)＝c (HF)，故所对应的pH 即为K a 的负对数，为3.45 。
解析 (1)两种酸的电离程度不同导致溶液中起始反应时H ＋的浓度不同，引起反应速率的不同。
反应结束后，溶质为CH 3COONa 和NaSCN ，因CH 3COOH 酸性弱于HSCN ，故CH 3COONa 的水解程度大，c (CH 3COO －)<c (SCN －)。
2019高考化学一轮练题 水溶液中的离子平衡
第8章 水溶液中的离子平衡李仕才一、选择题*1、下列说法正确的是( )A ．浓度为0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液，加水稀释，则c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )减小B ．浓度为0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液，升高温度，K a (CH 3COOH)不变，但醋酸的电离程度增大C ．浓度为0.1 mol·L －1HA 溶液pH 为4，则HA 为弱电解质 D ．CH 3COOH 的浓度越大，CH 3COOH 的电离程度越大 答案 C解析 A 项，加水稀释，n(CH 3COO －)增大，n(CH 3COOH)减小，故c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )增大；B 项，升温，K a 增大；D 项，浓度越大，电离程度越小。
2、在醋酸溶液中，CH 3COOH 的电离达到平衡的标志是( )A ．溶液显电中性B ．溶液中无CH 3COOH 分子C ．氢离子浓度恒定不变D ．c(H ＋)＝c(CH 3COO －)解析：溶液中存在的电离平衡有：CH 33COO －＋H ＋，H 2＋＋OH －，阴离子所带负电荷总数与阳离子所带正电荷总数永远相等，与是否达到电离平衡无关，A 错；CH 3COOH 是弱电解质，溶液中一定存在CH 3COOH 分子，B 错；依据电离方程式，不管是否达到平衡，都有c(H ＋)>c(CH 3COO －)，所以D 错；氢离子浓度恒定不变时，电离达到平衡，所以C 对。
答案：C3、下列关于电离常数的说法中正确的是( )A ．电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱B ．电离常数与温度无关C ．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数不同D ．多元弱酸各步电离常数相互关系为K 1<K 2<K 3解析：电离常数的大小直接反映了该弱电解质的电离能力强弱，A 正确；电离常数的大小只与温度有关，因为弱电解质电离都吸热，温度升高，电离常数增大，除温度外，电离常数与其他因素无关，B 、C 错误；对于多元弱酸，第一步电离产生的H ＋对第二步电离起抑制作用，故K 1≫K 2≫K 3，D 错误。
高考化学人教版一轮总复习练习：第8章_水溶液中的离子平衡_第1节_word版有答案
第一部分第八章第一节一、选择题1．(2019·杭州十四中)下列有关电解质的说法正确的是导学号65300984()A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强B．强电解质溶液中存在的分子只有水分子C．强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物D．Na2O与水反应生成NaOH，因此Na2O是非电解质解析：电解质溶液的导电能力强弱与溶液中离子浓度的大小及阴、阳离子所带的电荷数目有关，浓的弱电解质溶液的导电能力可能比稀的强电解质溶液的导电能力强；强电解质不一定都是离子化合物，如HCl；Na2O在熔融状态下能完全电离，是强电解质。
答案：B2．(2015·苏州中学)H＋浓度相同的两份等体积溶液A和B，A为HCl溶液，B为CH3COOH溶液，二者分别和等质量的锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，则下列说法正确的是导学号65300985()①开始时的反应速率：A>B②参加反应的锌的物质的量：A＝B③反应过程的平均速率：B>A④A 中有锌剩余⑤B中有锌剩余A．③④B．③⑤C．①③④D．①②③解析：H＋浓度相同时，CH3COOH溶液的浓度大于HCl溶液的浓度；等体积的溶液中CH3COOH的物质的量大于HCl的物质的量。
B与锌反应的平均速率较快；开始时H＋浓度相同，故开始时的反应速率：A ＝B；反应后A中有锌剩余。
答案：A3．(2015·北京东城期末)关于常温下pH＝2的醋酸，下列叙述正确的是导学号65300986()A．c(CH3COOH)＝0.01 mol·L－1B．c(H＋)＝c(CH3COO－)C．加水稀释100倍后，溶液pH＝4D．加入CH3COONa固体，可抑制CH3COOH的电离解析：本题考查弱电解质的电离，意在考查考生对弱电解质概念的理解及应用能力。
常温下pH＝2则c(H＋)＝0.01 mol·L－1，因CH3COOH是弱酸，所以c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1，A错误；醋酸中的电荷守恒表达式为c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，B错误；pH＝2的溶液，加水稀释100倍，若不存在电离平衡的移动，则溶液的pH＝4，因CH3COOH是弱电解质，稀释促进其电离，故2<pH<4，C错误；加入CH3COONa 固体，c(CH3COO－)增大，电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋逆向移动，CH3COOH的电离受到抑制，D正确。
高三化学一轮复习章末综合测试：第八章水溶液中的离子平衡
高三化学一轮复习章末综合测试：第八章水溶液中的离子平衡1．常温下(Ⅰ)100 mL 0.1 mol·L－1的NaA溶液中的离子总物质的量为X，(Ⅱ)100 mL 0.1 mol·L－1的NaB溶液中的离子总物质的量为Y。
以下推断正确的选项是() A．假定X＞Y，那么酸性：HA＞HBB．假定X＝Y，那么HB一定是强酸C．假定酸性：HA＜HB，那么X和Y关系不确定D．假定由水电离出的H＋的浓度：(Ⅰ)＞(Ⅱ)，那么X＞Y2．常温下，有体积相反的四种溶液：①pH＝3的CH3COOH溶液；②pH＝3的盐酸；③pH＝11的氨水；④pH＝11的NaOH溶液。
以下说法正确的选项是()A．①和②混合溶液中：c(H＋)＝3.0 mol·L－1B．①和④混合溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)C．②和③混合溶液中：c(Cl－)＋c(H＋)＞c(NH＋4)＋c(OH－)D．四种溶液稀释100倍，溶液的pH：③＞④＞②＞①3．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释进程中pH与溶液体积的关系如以下图所示。
区分滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7。
消耗NaOH溶液的体积为V x、V y，那么()A．x为弱酸，V x<V y B．x为强酸，V x>V yC．y为弱酸，V x<V y D．y为强酸，V x>V y4.室温下向10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液中参与0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH 的变化曲线如下图。
以下说法正确的选项是()A．a点所示溶液中c(Na＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(HA)B．a、b两点所示溶液中水的电离水平相反C．pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)D．b点所示溶液中c(A－)＞c(HA)5.室温时，往20 mL 0.1 mol·L－1的HM酸溶液中逐滴滴入0.1 mol·L－1的ROH碱溶液，溶液的pH与所加ROH溶液的体积关系如下图。
2019届高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 题组层级快练25 溶液的酸碱性 酸碱中和滴定
2019届高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡题组层级快练25 溶液的酸碱性酸碱中和滴定1．一定温度下，水存在H2O H＋＋OH－ΔH＝Q(Q>0)的平衡，下列叙述一定正确的是( )A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，K W减小B．将水加热，K W增大，pH减小C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低D．向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，K W不变答案 B解析A项，K W只与温度有关；B项正确；C项，加入CH3COONa，促进水的电离，溶液呈碱性；D项，该题没有指明是常温下，所以c(H＋)不一定等于10－7 mol·L－1。
2．下列叙述正确的是( )A．pH＝2的硫酸溶液中c(H＋)∶c(SO42－)等于2∶1，稀释100倍后二者的比值几乎不变B．由水电离的c(H＋)＝10－12mol·L－1的溶液中，K＋、Ba2＋、Cl－、Br－、HCO3－一定能大量共存C．1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3，则1.0×10－8 mol·L－1盐酸的pH＝8D．某温度下水的离子积为1.0×10－12，若使pH＝1的H2SO4溶液与pH＝12的NaOH溶液混合后溶液呈中性，则两者的体积比为1∶10答案 A解析硫酸是强酸，pH＝2的硫酸溶液稀释100倍后pH＝4，则稀释后，溶液仍为酸性，c(H 2－)仍然等于2∶1，A项正确；由水电离的c(H＋)＝10－12mol·L－1的溶液中水的电＋)∶c(SO4离被抑制，溶液可能显酸性，也可能显碱性，HCO3－与氢离子或氢氧根离子均反应，不能大量共存，B项错误；1.0×10－8mol·L－1盐酸中水电离出的氢离子大于盐酸电离出的氢离子，溶液的pH近似为7，C项错误；某温度下水的离子积为1.0×10－12，则pH＝12的NaOH溶液中氢氧根离子的浓度是1 mol·L－1，而pH＝1的H2SO4溶液中氢离子浓度是0.1 mol·L－1，因此若使pH＝1的H2SO4溶液与pH＝12的NaOH溶液混合后溶液呈中性，则两者的体积比应为10∶1，D项错误。
高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡试题
回夺市安然阳光实验学校第八章水溶液中的离子平衡第1节弱电解质的电离平衡[高考导航]1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2．了解电解质在水溶液中的电离。
3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
1．弱电解质的电离(1)弱电解质主要为弱酸、弱碱及极少数的盐，它们在液态时一般不发生电离，只有在水分子作用下才能发生电离，但通常都比较微弱。
(2)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①弱电解质：②酸式盐：在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不完全电离。
如NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO－3说明：在熔融状态时NaHSO4===Na＋＋HSO－4。
2．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示：(2)电离平衡的特征(3)影响电离平衡的外部条件①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
④加入与离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
问题1 三个观点判断强弱电解质(1)从物质结构的观点来看：强电解质是具有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物。
(2)从电离程度的观点来看：强电解质在水溶液中全部电离，弱电解质在水溶液中部分电离。
(3)从物质类别的观点来看：一般地说，强电解质为强酸、强碱和盐，弱电解质为弱酸、弱碱和水等。
[对点练]1．下列物质中属于非电解质的是：________，属于强电解质的是：________，属于弱电解质的是：________A．NaNO3B．蔗糖C．CO2D．CH3COOH E．HCl F．H2O答案：B、C A、E D、F2．氨气溶于水能够导电，那么氨气是电解质吗？BaSO4、CaCO3、AgCl难溶于水，所以它们属于弱电解质吗？强电解质的导电性一定比弱电解质的强吗？答案：氨气溶于水能够导电，但不是氨气本身导电，因此氨气属于非电解质；BaSO4、CaCO3、AgCl虽然难溶于水，但溶解的那部分完全电离，因此属于强电解质；强电解质的导电性不一定比弱电解质的强，因为导电性跟溶液中离子的浓度及离子所带电荷多少有关。
2019高考化学一轮强化练习 第8章 水溶液中的离子平衡(含解析)新人教版
第8章水溶液中的离子平衡李仕才一、选择题**1、室温下，用0.100 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.100 mol·L－1的盐酸和醋酸，滴定曲线如图所示。
下列说法正确的是( )A．Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲线B．pH＝7时，滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20.00 mLC．V(NaOH)＝20.00 mL时，两份溶液中c(Cl－)＝c(CH3COO－)D．V(NaOH)＝10.00 mL时，醋酸溶液中c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)答案 B2、稀氨水中存在电离平衡：NH3·H2＋4＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使c(OH －)增大，应加入的物质或采取的措施是( )①NH4Cl固体②硫酸③NaOH固体④水⑤加热⑥加入少量MgSO4固体A．①②③⑤B．③⑥C．③D．③⑤解析：若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH＋4)增大，平衡逆向移动，c(OH－)减小，①不符合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡正向移动，②不符合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡逆向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡正向移动，但c(OH－)减小，④不符合题意；电离属吸热过程，加热平衡正向移动，c(OH－)增大，⑤不符合题意；加入MgSO4固体发生反应生成Mg(OH)2，溶液中c(OH－)减小，平衡正向移动，⑥不符合题意。
答案：C3、液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为＋＋B－，在不同温度下其平衡常数为K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。
则下列叙述正确的是( ) A．c(A＋)随温度的升高而降低B．35 ℃时，c(A＋)>c(B－)C．AB的电离程度：α(25 ℃)>α(35 ℃)D．AB的电离是吸热过程解析：由于K(25 ℃)<K(35 ℃)，故c(A＋)随温度的升高而增大，A错；由电离方程式可知，在任何温度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B错；由25 ℃和35 ℃时的平衡常数可知，温度越高，电离程度越大，C错；由于K(25 ℃)<K(35 ℃)，因此AB的电离是吸热过程，D 正确。
2019年高考化学一轮复习单元测试题 第8章水溶液中的离子平衡
第八章水溶液中的离子平衡一、选择题：本题共7小题，每小题6分，共42分。
每小题只有一个选项符合题意。
1．常温时，向一定量的硫酸铜溶液中滴加pH＝11的氨水，当Cu2＋完全沉淀时，消耗氨水的体积为V，下列说法正确的是(已知K sp[Cu(OH)2]＝2.2×10－20 (A) A．若将氨水加水稀释，则稀释过程中，c(NH＋4)/c(NH3·H2O)始终保持增大B．滴加过程中，当溶液中c(Cu2＋)＝2.2×10－2moL/L时，溶液的pH＝9C．滴加过程中，当溶液的pH＝7时，溶液中2c(NH＋4)＝c(SO2－4)D．若滴加pH＝11的NaOH溶液，Cu2＋完全沉淀时消耗溶液的体积小于V2．一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是(D)A．pH＝5的H2S溶液中：c(H＋)＝c(HS－)＝1x10－5 mol/LB．稀释氨水10倍后，其c(OH－)为原来的110 C．pH之和为14的H2C2O4与NaOH溶液混合：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O－4)D．将等物质的量的Na2CO3，和NaHCO3混合溶于水中：c(CO2－3)c(HCO－3)<13．下列混合溶液中，各离子浓度的大小顺序正确的是(D)A．10 mL 0.1 mol·L－1氨水与10 mL 0.1 mol·L－1盐酸混合：c(Cl－)>c(NH＋4)>c(OH－)>c(H ＋)B．10 mL 0.1 mol·L－1NH4Cl溶液与5 mL 0.2 mol·L－1NaOH溶液混合：c(NH＋4)>c(Cl －)>c(OH－)>c(H＋)C．10 mL 0.1mol·L－1CH3COOH溶液与5 mol 0.2mol·L－1NaOH溶液混合：c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(OH－)＝c(H＋)D．10 mL 0.5mol·L－1CH3COONa溶液与5 mL 1 mol·L－1盐酸混合：c(Cl－)＝c(Na＋)>c(H ＋)>c(OH－)4．在t℃时，AgCl在水中的沉淀溶解平衡曲线如下图所示(假设AgCl饱和溶液的密度与水的密度相等)。
近年高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第5课时难溶电解质的溶解平衡练习(2021年整理)
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课时5 难溶电解质的溶解平衡一、选择题1．下列有关沉淀溶解平衡的说法正确的是( )A．在AgCl的沉淀溶解平衡体系中，加入蒸馏水，K sp(AgCl）增大B．在CaCO3的沉淀溶解平衡体系中，加入稀盐酸，平衡不移动C．可直接根据K sp的数值大小比较难溶物在水中的溶解度大小D．25 ℃时,K sp(AgCl)〉K sp（AgI），向AgCl悬浊液中加入KI固体，有黄色沉淀生成解析K sp只与温度有关，A项错误；加入稀盐酸，H＋能与CO错误!反应,使碳酸钙的溶解平衡正向移动，最终使CaCO3溶解，B项错误；只有物质的化学式相似的难溶物，可根据K sp的数值大小比较它们在水中的溶解度大小,C项错误;由于K sp(AgCl)>K sp(AgI)，向AgCl悬浊液中加入KI固体，有黄色AgI生成，D正确.答案D2．已知AgCl的溶解平衡：AgCl(s)Ag＋（aq）＋Cl－（aq）,下列说法不正确的是（）A．除去溶液中Ag＋加盐酸盐比硫酸盐好B．加入H2O，溶解平衡不移动C．用NaCl溶液代替蒸馏水洗涤AgCl，可以减少沉淀损失D．反应2AgCl＋Na2S Ag2S＋2NaCl说明溶解度：AgCl>Ag2S解析AgCl难溶于水、Ag2SO4微溶于水，因此除去溶液中的Ag＋加盐酸盐比加硫酸盐好，A项正确；加水稀释，Ag＋和Cl－浓度均减小，平衡正向移动，B项错误；NaCl溶液中Cl－的浓度较大，洗涤沉淀时可以减少氯化银的溶解损失，C项正确.AgCl能够生成硫化银沉淀，说明硫化银更难溶,D 项正确。
人教版高考化学一轮复习课时规范练 第八章 水溶液中的离子反应与平衡 沉淀溶解平衡
课时规范练29 沉淀溶解平衡一、选择题:本题共10小题,每小题只有一个选项符合题目要求。
1.(山东济南模拟)下列说法不正确的是( )A.向盛有1 mL 0.1 mol·L-1 AgNO3溶液中加入2滴0.1 mol·L-1的NaCl 溶液,产生白色沉淀,然后向其中再滴加2滴0.1 mol·L-1KI溶液,可见有黄色沉淀,由此可得出K sp(AgCl)>K sp(AgI)B.相同温度条件下,AgCl在不同浓度的盐酸中,溶解度不同,但K sp是相同的C.难溶电解质的溶度积K sp越小,则难溶电解质的溶解度不一定越小D.已知:20 ℃的溶解度:AgBr>AgI,将AgBr与AgI的饱和溶液等体积混合,再加入足量浓AgNO3溶液,反应生成的AgBr沉淀多于AgI沉淀2.工业上向锅炉里注入Na2CO3溶液浸泡,将水垢中的CaSO4转化为CaCO3,而后用盐酸去除。
下列叙述不正确的是( )A.温度升高,Na2CO3溶液的K W和c(OH-)均会增大B.沉淀转化的离子方程式为C O32-(aq)+CaSO4(s)CaCO3(s)+S O42-(aq)C.盐酸中,CaCO3的溶解度大于CaSO4D.Na2CO3溶液遇CO2后,阴离子浓度均减小3.(北京通州模拟)实验:①0.1 mol·L-1 AgNO3溶液和0.1 mol·L-1 NaCl 溶液等体积混合得到浊液a,过滤得到滤液b和沉淀c;②向滤液b中滴加0.1 mol·L-1KI溶液,出现浑浊;③向沉淀c中滴加0.1 mol·L-1KI溶液,沉淀变为黄色。
下列说法不正确的是( )A.浊液a中存在沉淀溶解平衡:AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)B.滤液b中不含有Ag+C.③中颜色变化说明AgCl转化为AgID.实验可以证明AgI比AgCl更难溶4.(江苏徐州模拟)化工生产中常用MnS作沉淀剂除去工业废水中的Cu2+: Cu2+(aq)+MnS(s)CuS(s)+Mn2+(aq)。
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第8章水溶液中的离子平衡（5）1．已知：①25 ℃时弱电解质的电离平衡常数：K a(CH3COOH)＝1.8×10－5，K a(HSCN)＝0.13；②25 ℃时，2.0×10－3mol·L－1氢氟酸水溶液中，调节溶液的pH(忽略体积变化)，得到c(HF)、c(F－)与溶液pH的变化关系如图所示(两条线交点处的pH＝3.45)。
请根据以上信息回答下列问题：(1)25 ℃时，将20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的示意图如图所示：反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是__HSCN的酸性比CH3COOH强，其溶液中c(H＋)较大，故HSCN溶液较NaHCO3溶液的反应速率快__，反应结束后所得两溶液中，c(CH3COO－)__<__c(SCN －)(填“>”“<”或“＝”)。
(2)25 ℃时，HF电离平衡常数的数值K a≈__10－3.45(或3.5×10－4)__，列式并说明得出该常数的理由：K a＝c＋c－c，当c(F－)＝c(HF)时，K a＝c(H＋)，查图中的交点处为c(F－)＝c(HF)，故所对应的pH即为K a的负对数，为3.45 。
解析(1)两种酸的电离程度不同导致溶液中起始反应时H＋的浓度不同，引起反应速率的不同。
反应结束后，溶质为CH3COONa和NaSCN，因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa的水解程度大，c(CH3COO－)<c(SCN－)。
(2)HF的电离平衡常数K a＝c＋c－c，其中c(H＋)、c(F－)、c(HF)都是电离达到平衡时的浓度，选择HF、F－两条线的交点求解。
2．已知：I2＋2S2O2－3===S4O2－6＋2I－。
相关物质的溶度积常数见下表：(1)某酸性CuCl2溶液中含有少量的FeCl3，为得到纯净的CuCl2·2H2O晶体，加入__CuO、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3等难溶于水的碱性物质__，调至pH＝4，使溶液中的Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀，此时溶液中的c(Fe3＋)＝__2.6×10－9 mol/L__；过滤后，将所得滤液低温蒸发、浓缩结晶，可得到CuCl2·2H2O晶体。
(2)在空气中直接加热CuCl 2·2H2O晶体得不到纯的无水CuCl2，原因是__CuCl2＋2H22＋2HCl↑__(用化学方程式表示)。
由CuCl2·2H2O晶体得到纯的无水CuCl2的合理方法是__在干燥氯化氢气流中加热脱水__。
(3)某学习小组用“间接碘量法”测定含有CuCl2·2H2O晶体的试样(不含能与I－发生反应的氧化性杂质)的纯度，过程如下：取0.36 g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，生成白色沉淀。
用0.100 0 mol/L Na2S2O3标准溶液滴定，到达滴定终点时，消耗Na2S2O3标准溶液20.00 mL。
①可选用__淀粉__作滴定指示剂，滴定终点的现象是__终点时待测液由蓝色变为无色且半分钟内不恢复为蓝色__。
②CuCl2溶液与KI反应的离子方程式为__2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2__。
③该试样中CuCl2·2H2O的质量百分数为__95%__。
解析(1)因为要得到纯净的CuCl2·2H2O晶体，所以不能加入含Cu2＋以外的阳离子的物质来调节溶液的pH，所以可加入CuO、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3等难溶于水的碱性物质；pH＝4时，c(OH－)＝10－10mol·L－1，c(Fe3＋)＝Kc3(OH－)＝2.6×10－9 mol/L。
(2)CuCl2＋2H22＋2HCl↑，制取无水CuCl2纯物质，sp[Fe(OH)3]/应在干燥氯化氢气流中加热脱水。
(3)2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，所以选择淀粉作指示剂，终点时待测液由蓝色变为无色且半分钟内不恢复为蓝色，根据反应方程式可以得到如下关系式：2CuCl2·2H2O～I2～2Na2S2O3，所以试样中CuCl2·2H2O的质量百分数＝0.100 0 mol/L×0.020 00 L×171 g/mol÷0.36 g×100%＝95%。
3．软锰矿的主要成分为MnO2，还含有Fe2O3、MgO、Al2O3、CaO、SiO2等杂质，工业上用软锰矿制取MnSO4·H2O 的流程如下：已知：①部分金属阳离子完全沉淀时的pH如下表：②温度高于27 ℃时，MnSO4晶体的溶解度随温度的升高而逐渐降低。
(1)“浸出”过程中MnO2转化为Mn2＋的离子方程式为__MnO2＋SO2===SO2－4＋Mn2＋__。
(2)第1步除杂中加入H2O2的目的是__将Fe2＋氧化为Fe3＋__。
(3)第1步除杂中形成滤渣1的主要成分为__Al(OH)3、Fe(OH)3__(填化学式)，调pH至5～6所加的试剂，可选择__ab__(填字母)。
a．CaO b．MgOc．Al2O3d．氨水(4)第2步除杂，主要是将Ca2＋、Mg2＋转化为相应的氟化物沉淀除去，写出MnF2除去Mg2＋的离子反应方程式：__MnF2＋Mg2＋2＋＋MgF2__，该反应的平衡常数数值为__7.2×107__。
(已知：MnF2的K sp＝5.3×10－3；CaFK sp＝1.5×10－10；MgF2的K sp＝7.4×10－11)2的(5)采用“趁热过滤”操作的原因是__减少MnSO 4·H 2O 在水中的溶解，得到更多的产品__。
(6)取少量MnSO 4·H 2O 溶于水，配成溶液，测其pH 发现该溶液显酸性，原因是__Mn 2＋＋2H 22＋2H ＋__(用离子方程式表示)，该溶液中所有离子的浓度由大到小的顺序为__c (SO 2－4)>c (Mn 2＋)>c (H ＋)>c (OH－)__。
解析 (1)“浸出”过程中MnO 2与SO 2发生氧化还原反应，离子方程式为MnO 2＋SO 2===SO 2－4＋Mn 2＋。
(2)第1步除杂中加入H 2O 2的目的是将溶液中的Fe 2＋氧化为Fe 3＋，以便于形成Fe(OH)3沉淀，过滤将沉淀除去。
(3)第1步除杂时调整溶液的pH 在5～6，可以使溶液中的Al 3＋、Fe 3＋分别形成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以形成滤渣1的主要成分为Al(OH)3、Fe(OH)3；在调pH 至5～6时，为了不引入新的杂质离子，所加的试剂应该可以与酸发生反应，可选择含有Ca 2＋、Mg 2＋的化合物CaO 、MgO ，a 、b 项正确。
(4)第2步除杂，主要是将Ca 2＋、Mg 2＋转化为相应的氟化物沉淀除去，MnF 2除去Mg 2＋的离子反应方程式是MnF 2＋Mg2＋2＋＋MgF 2；该反应的平衡常数K ＝c2＋c2＋＝c 2＋c 2－c2＋c 2－＝K sp 2K sp2＝7.2×107。
(5)由已知②温度高于27 ℃时，MnSO 4晶体的溶解度随温度的升高而逐渐降低，故采用“趁热过滤”操作可以减少MnSO 4·H 2O 在水中的溶解，得到更多的产品。
(6)MnSO 4是强酸弱碱盐，Mn 2＋发生水解反应：Mn 2＋＋2H 22＋2H ＋，消耗水电离产生的OH －，破坏了水的电离平衡，最终达到平衡时，c (H ＋)>c (OH －)。
根据物料守恒可得c (SO 2－4)＝c (Mn 2＋)＋c [Mn(OH)2]，所以c (SO 2－4)>c (Mn2＋)，Mn 2＋水解使溶液显酸性，所以c (H ＋)>c (OH －)。
盐水解的程度是微弱的，溶液中主要以盐电离产生的离子形式存在，所以c (Mn 2＋)>c (H ＋)，故该溶液中所有离子的浓度由大到小的顺序为c (SO 2－4)>c (Mn 2＋)>c (H ＋)>c (OH －)。
4．水是最常用的溶剂，许多化学反应都需要在水溶液中进行。
请仔细分析并回答下列各题。
(1)用0.1 mol/L NaOH 溶液滴定体积均为20.00 mL 、浓度均为0.1 mol/L 的盐酸和醋酸溶液，得到如图所示的滴定曲线图如下：①用NaOH 溶液滴定醋酸溶液通常所选择的指示剂为__酚酞__，符合其滴定曲线的是__Ⅰ__(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
②滴定前的上述三种溶液中，由水电离出的c (H ＋)最大的是__CH 3COOH__溶液(填化学式)。
③图中V 1和V 2大小的比较：V 1__<__V 2(填“>”“<”或“＝”)。
④曲线Ⅰ中M 点对应的溶液中，各离子的浓度由大到小的顺序是__c (CH 3COO －)>c (Na ＋)>c (H ＋)>c (OH －)__。
(2)某同学为了研究难溶电解质的溶解平衡，设计了如下实验(相关数据测定温度及实验环境温度均为25 ℃)：查阅资料：AgSCN 是白色沉淀；K sp (AgSCN)＝1.0×10－12；K sp (AgI)＝8.5×10－17。
①请结合化学用语和必要的文字解释步骤2现象出现的原因：__由于存在沉淀溶解平衡：＋(aq)＋SCN －(sq)，故溶液中仍有少量SCN －，Fe 3＋与SCN －结合生成Fe(SCN)3，从而溶液显红色__。
②该同学根据步骤3中现象a 推知，加入的AgNO 3与步骤2所得溶液发生了反应，则现象a 为__出现白色沉淀(或溶液红色变浅)__(任写一点即可)。
③写出步骤4中沉淀转化反应平衡常数的表达式：K ＝c －c。
解析 (1)①用NaOH 溶液滴定醋酸溶液，由于恰好完全反应时溶液显碱性，因此通常选择在碱性范围变色的指示剂酚酞；醋酸是弱酸，其电离产生的氢离子的浓度小于0.1 mol/L ，即pH>1，由图中未加NaOH 时的pH 可知，图Ⅰ中酸的pH 大于1，图Ⅱ中酸的pH ＝1，说明曲线Ⅰ为NaOH 溶液滴定醋酸溶液过程，曲线Ⅱ为NaOH 溶液滴定盐酸溶液过程。
②0.1 mol/L NaOH 溶液、0.1 mol/L HCl 都是强电解质，电离产生的氢氧根、氢离子的浓度等于电解质的浓度，而醋酸是弱酸，0.1 mol/L 醋酸溶液中氢离子的浓度小于0.1 mol/L ，氢离子或氢氧根离子的浓度越大，对水的电离平衡的抑制作用就越强，水的电离程度就越小，所以0.1 mol/L 的醋酸对水的电离抑制程度较小，则由水电离出的c (H ＋)最大。