化学检测选修四第三章水溶液中的离子平衡

水溶液中的离子平衡

1．下列说法中正确的是()

A．二氧化硫溶于水能导电，故二氧化硫属于电解质

B．硫酸钡难溶于水，故硫酸钡属于弱电解质

C．硫酸是强电解质，故纯硫酸能导电

D．氢氧根离子浓度相同的氢氧化钠溶液和氨水导电能力相同

答案 D

解析二氧化硫溶于水导电，是因为SO2与水反应生成H2SO3，H2SO3为电解质，A项错；硫酸钡溶于水的部分完全电离，BaSO4是强电解质，B项错；纯硫酸以分子形式存在，不电离，故纯硫酸不导电，C项错；两溶液中氢氧根离子浓度相同，根据电荷守恒，阳离子的总浓度也相同，二者阴、阳离子浓度相同，导电能力也相同，D项正确。

2．在下列实验方法中，不能证明醋酸是弱酸的是()

A．25 ℃时，醋酸钠溶液呈碱性

B．25 ℃时，0.1mol·L－1的醋酸的pH约为3

C．25 ℃时，等体积的盐酸和醋酸，前者比后者的导电能力强

D．25 ℃时，将pH＝3的盐酸和醋酸稀释成pH＝4的溶液，醋酸所需加入的水多

答案 C

解析25 ℃时，醋酸钠溶液呈碱性，是醋酸根水解所造成的，能说明醋酸是弱酸；25 ℃时，0.1mol·L－1的醋酸的pH约为3，得出醋酸溶液中c(H＋)<0.1mol·L－1，说明醋酸未完全电离，是弱酸；溶液的导电能力与溶液中离子浓度大小有关，25 ℃时等体积的盐酸和醋酸，前者比后者的导电能力强，只说明盐酸中自由移动的离子浓度大于醋酸溶液，不能说明盐酸、醋酸的电离程度大小，不能证明醋酸为弱酸；25 ℃时，将pH＝3的盐酸和醋酸稀释成pH＝4的溶液，醋酸所需加入的水多，说明醋酸溶液存在电离平衡是弱酸，C项符合题意。

3．将①H＋②Cl－③Al3＋④K＋⑤S2－⑥OH－⑦NO－3⑧NH＋4分别加入H2O中，基本上不影响水的电离平衡的是()

A．①③⑤⑦⑧B．②④⑦

C．①⑥D．②④⑥⑧

答案 B

解析H＋、OH－抑制水的电离，Al3＋、S2－、NH＋4能发生水解而促进水的电离，Cl－、K＋、NO－3对水的电离无影响。

4．pH相同的氨水、NaOH和Ba(OH)2溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X、Y、Z倍，稀释后三种溶液的pH仍然相同，则X、Y、Z的关系是()

A．X＝Y＝Z B．X>Y＝Z

C．X

解析氨水中存在电离平衡NH3·H2O NH＋4＋OH－，加水平衡向右移动。故pH相同的氨水、NaOH和Ba(OH)2溶液，稀释到pH相同，氨水加水最多，NaOH和Ba(OH)2是强电解质，稀释前pH相同，若使稀释后pH仍相同，应加入相同体积的水，故X>Y＝Z。

5．已知下面三个数据：①7.2×10－4②4.6×10－4③4.9×10－10，分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中，正确的是() A．HF的电离平衡常数是①

B．HNO2的电离平衡常数是①

C．HCN的电离平衡常数是②

D．HNO2的电离平衡常数是③

答案 A

解析根据题中给出的三个反应利用强酸能制弱酸的规律可判断酸性HF>HNO2>HCN，酸性越强电离常数越大，由此判断HF的电离平衡常数为7.2×10－4，HNO2的电离平衡常数为4.6×10－4，HCN的电离平衡常数为4.9×10－10。

6．下列各种情况下一定能大量共存的离子组为()

A．pH＝7的溶液中：Fe3＋、Cl－、Na＋、NO－3

B．由水电离出的c(H＋)＝1×10－13mol/L的溶液中：Na＋、CO2－3、Cl－、K＋

C．pH＝1的溶液中：NH＋4、Cl－、Cu2＋、SO2－4

D．无色溶液中：Al3＋、HCO－3、I－、K＋

答案 C

解析A项中由于Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，Fe3＋大量存在的溶液显酸性pH<7；B项中由水电离出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1，此时溶液可能显酸性，也可能显碱性，CO2－3在酸性溶液中不能大量共存；C项中pH＝1的溶液中各离子均不反应，可以大量共存；D项中Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑，Al3＋、HCO－3不能大量共存。

7．若pH＝3的酸溶液和pH＝11的碱溶液等体积混合溶液呈酸性，下列叙述正确的是()

A．生成一种强酸弱碱盐

B．弱酸溶液和强碱溶液反应

C．强酸溶液与弱碱溶液反应

D．一元强酸溶液与一元强碱溶液反应

解析pH相加等于14的酸碱溶液等体积混合后，若溶液显酸性，则该酸一定为弱酸，故选B。

8．等物质的量下列各状态的电解质，自由离子数由大到小的排列顺序是()

①熔融的NaHSO4②NaHSO4溶液③NaHCO3溶液④H2CO3溶液

A．①②③④B．④②③①

C．②③①④D．②①③④

答案 C

解析NaHSO4熔融状态时电离方程式为：

NaHSO4===Na＋＋HSO－4，NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4，NaHCO3在水溶液中的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3，H2CO3是弱电解质，其电离方程式为H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3，由以上电离方程式分析可知等物质的量的NaHSO4、NaHCO3、H2CO3在所给条件下，自由离子数大小关系为②>③>①>④，答案为C。

9．将0.1mol·L－1的下列物质的水溶液，从常温加热到90 ℃，溶液的pH不变的是() A．氯化钠B．硫酸

C．氢氧化钾D．硫酸铵

答案 B

解析常温下NaCl溶液的pH＝7，加热水的电离程度增大，pH减小；硫酸溶液显酸性，

H＋主要来自于硫酸，溶液中c(H＋)不变，pH不变；氢氧化钾溶液K w增大，c(H＋)＝K w

c(OH－)

，c(OH－)不变，c(H＋)增大，pH减小；硫酸铵溶液，升温NH＋4水解程度增大，溶液中c(H＋)增大，pH减小。

10．常温下，下列各组数据中比值为2:1的是()

A．K2SO3溶液中c(K＋)与c(SO2－3)之比

B．0.2mol·L－1的CH3COOH溶液与0.1mol·L－1的盐酸中c(H＋)之比

C．pH＝7的氨水与(NH4)2SO4的混合溶液中，c(NH＋4)与c(SO2－4)之比

D．pH＝12的Ba(OH)2溶液与pH＝12的KOH溶液中溶质的物质的量浓度之比

答案 C

解析K2SO3溶液中，由于SO2－3水解生成HSO－3，导致K2SO3溶液中c(Na＋):c(SO2－3)之比大于2:1；由于CH3COOH是弱酸，存在CH3COOH CH3COO－＋H＋，盐酸是强酸，在溶液中全部电离，二者溶液中c(H＋)之比小于2:1；pH＝7的氨水与(NH4)2SO4的混合溶液中，根据电荷守恒有：c(NH＋4)＋c(H＋)＝2c(SO2－4)＋c(OH－)，因c(H＋)＝c(OH－)，则有c(NH＋4)＝