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1、2022年高考化學大一輪復習 第8章 物質在水溶液中的行為 11 章末綜合檢測（八）魯科版 一、選擇題(本題包括9小題，每小題5分，共45分) 1．(2019·東北三校聯(lián)考)升高溫度(其他條件不變)，下列數(shù)據(jù)不一定增大的是(　　) A．化學反應速率v　　　　 B．水的離子積常數(shù)KW C．化學平衡常數(shù)K D．弱酸的電離平衡常數(shù)Ka 解析：選C。不論是放熱反應還是吸熱反應，溫度升高，化學反應速率都加快。弱電解質電離吸熱，溫度升高，促進電離，故水的離子積常數(shù)和弱酸的電離常數(shù)均增大。對于放熱反應，溫度升高，化學平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小；對于吸熱反應，溫度升高，化學平衡正向移動，平衡

2、常數(shù)增大，故選C。 2．現(xiàn)有兩瓶溫度分別為15 ℃和35 ℃，pH均為1的H2SO4溶液，兩溶液的物理量相等的為(　　) A．[H＋]　　 B．[OH－] C．KW　 D．[H＋]水 解析：選A。根據(jù)pH的計算式pH＝－lg [H＋]，可知A項正確；在不同溫度下，水的電離程度不同，離子積常數(shù)不同，C項錯誤；由水電離的[H＋]等于溶液中的[OH－]，溫度不同，水的離子積常數(shù)不同，當[H＋]相同時，[OH－]不相同，B、D兩項錯誤。 3．(2019·長沙一模)常溫下，下列說法不正確的是(　　) A．0.2 mol·L－1的NaHCO3溶液中：[Na＋]>[HCO]>[OH－]>[H

3、＋] B．0.02 mol·L－1的NaOH溶液與0.04 mol·L－1的NaHC2O4溶液等體積混合：2[OH－]＋[C2O]＝[HC2O]＋2[H＋] C．疊氮酸(HN3)與醋酸酸性相近，0.1 mol·L－1 NaN3水溶液中離子濃度大小順序為[Na＋]>[N]>[OH－]>[H＋] D．向氨水中逐滴滴入鹽酸至溶液的pH＝7，則混合液中[NH]＝[Cl－] 解析：選B。NaHCO3溶液呈堿性，溶液中離子濃度關系為[Na＋]>[HCO]>[OH－]>[H＋]，A項正確；混合后得到等物質的量濃度的Na2C2O4、NaHC2O4的混合溶液，根據(jù)電荷守恒得：[OH－]＋2[C2O]＋[

4、HC2O]＝[Na＋]＋[H＋]，根據(jù)物料守恒得：2[Na＋]＝3{[C2O]＋[HC2O]＋[H2C2O4]}，消去[Na＋]，得：2[OH－]＋[C2O]＝[HC2O]＋3[H2C2O4]＋2[H＋]，B項錯誤；NaN3為強堿弱酸鹽，N水解使溶液呈堿性，[Na＋]>[N]>[OH－]>[H＋]，C項正確；根據(jù)電荷守恒得：[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，pH＝7，則[OH－]＝[H＋]，故[NH]＝[Cl－]，D項正確。 4.常溫下，0.2 mol/L的一元酸HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．HA為

5、強酸 B．該混合液pH＝7 C．該混合溶液中：[A－]＋[Y]＝[Na＋] D．圖中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋ 解析：選C。做圖像題首先要弄清楚橫、縱坐標軸所代表的意義，本題所給圖像的縱坐標為濃度，橫坐標為各組分，即本圖像給出的是各組分的濃度大小關系。其中，A－濃度最大，X、Y、Z濃度依次減小，由題意知，兩者反應生成0.1 mol·L－1的NaA溶液。A．由于A－濃度小于0.1 mol·L－1，說明A－水解，即HA是弱酸，A錯誤。B．由于A－水解，水解后溶液呈堿性，B錯誤。C．根據(jù)物料守恒可知，[A－]＋[HA]＝[Na＋]，即[A－]＋[Y]＝[Na＋]，C正確。D．混合液

6、中粒子濃度大小關系：[Na＋]＞[A－]＞[OH－]＞[HA]＞[H＋]，因此X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋，D錯誤。 5．某溫度下，體積和pH都相同的鹽酸和氯化銨溶液加水稀釋時的pH 變化曲線如圖所示。下列判斷正確的是(　　) A．a、c兩點溶液的導電能力相同 B．a、b、c三點溶液中水的電離程度a＞b＞c C．b點溶液中[H＋]＋[NH3·H2O]＝[OH－] D．用等濃度NaOH溶液和等體積b、c處溶液反應，消耗NaOH溶液體積Vb＝Vc 解析：選B。依據(jù)HCl===H＋＋Cl－、NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，當溶液pH相同時，氯化銨的濃度遠遠大于HCl的濃

7、度，加水稀釋，鹽酸中[H＋]下降的快，所以上面的曲線為HCl，c點導電能力低，A選項錯誤；c點抑制水的電離，a、b兩點均促進水的電離，a點比b點H＋濃度大，促進水的電離程度大，B選項正確；依據(jù)電荷守恒[H＋]＋[NH]＝[OH－]＋[Cl－]、物料守恒[Cl－]＝[NH3·H2O]＋[NH]可知[H＋]＝[OH－]＋[NH3·H2O]，C選項錯誤；D選項，b、c處溶液pH相同，氯化銨濃度遠遠大于HCl濃度，Vb＞Vc，D選項錯誤。 6．(2019·淮安模擬)下表為有關化合物的pKsp，pKsp＝－lg Ksp。某同學設計實驗如下：①向AgNO3溶液中加入適量NaX溶液，得到沉淀AgX；②向①

8、中加NaY，則沉淀轉化為AgY；③向②中加入Na2Z，沉淀又轉化為Ag2Z。則表中a、b、c的大小關系為(　　) 相關化合物 AgX AgY Ag2Z pKsp a b c A．a＞b＞c B．a＜b＜c C．c＜a＜b D．a＋b＝c 解析：選B。根據(jù)沉淀的轉化原理可知，溶解度小的沉淀總是向著溶解度更小的沉淀轉化，再結合pKsp＝－lg Ksp可知Ksp越小其pKsp越大，故B正確。 7．已知Ag2CrO4是磚紅色沉淀。下列滴定反應中，指示劑使用不正確的是(　　) A．用標準FeCl3溶液滴定KI溶液，選擇KSCN溶液 B．用I2溶液滴定Na2SO3溶液，淀粉

9、做指示劑 C．用AgNO3溶液滴定NaCl溶液，Na2CrO4做指示劑 D．用H2O2溶液滴定KI溶液，淀粉做指示劑 解析：選D。鐵離子與碘離子反應，生成亞鐵離子和碘單質，KSCN溶液遇鐵離子顯紅色，當溶液顯紅色時，說明碘離子反應完全，達到滴定終點，故A正確；淀粉遇碘單質顯藍色，當溶液顯藍色時，說明亞硫酸根離子已經被碘單質充分氧化，達到滴定終點，故B正確；Ag2CrO4是磚紅色沉淀，當溶液中有磚紅色沉淀生成時，待測液中的氯離子被充分沉淀，達到滴定終點，故C正確；待測液中的碘離子被過氧化氫氧化生成碘單質，淀粉顯藍色，即開始滴定就出現(xiàn)藍色，且藍色逐漸加深，碘離子反應完全時，藍色不再加深，但是

10、不易觀察，不能判斷滴定終點，故D錯誤。 8．(2019·邯鄲模擬)若用AG表示溶液的酸度，AG的定義為AG＝lg。室溫下實驗室中用0.01 mol·L－1的氫氧化鈉溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L－1醋酸，滴定過程如圖所示，下列敘述正確的是(　　) A．室溫下，醋酸的電離平衡常數(shù)約為10－5 mol·L－1 B．A點時加入氫氧化鈉溶液的體積為20.00 mL C．若B點為40 mL，所得溶液中：[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH] D．從A到B，水的電離程度逐漸變大 解析：選A。室溫下，醋酸的AG＝lg＝7，即＝107，而水的離子積KW＝[H＋]·[

11、OH－]＝10－14，兩式聯(lián)立可知：[H＋]＝10－3.5 mol·L－1，而在醋酸溶液中，[CH3COO－]≈[H＋]＝10－3.5 mol·L－1，故電離平衡常數(shù)Ka＝≈ mol·L－1＝10－5 mol·L－1，故A正確；A點的AG＝lg＝0，即＝1，即[H＋]＝[OH－]，溶液顯中性，而當加入氫氧化鈉溶液20.00 mL時，氫氧化鈉和醋酸恰好完全中和，得到醋酸鈉溶液，溶液顯堿性，故B錯誤；當B點加入NaOH溶液40 mL時，所得溶液為等濃度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根據(jù)物料守恒可知，[Na＋]＝2{[CH3COO－]＋[CH3COOH]}，故C錯誤；A點之后，當V(NaO

12、H)＞20 mL時，水的電離受到抑制，電離程度會逐漸變小，故D錯誤。 9．(2019·長春七校聯(lián)考)常溫下，醋酸和醋酸根離子在溶液中分別存在下列平衡： CH3COOHCH3COO－＋H＋　Ka＝1.75×10－5 mol·L－1 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　Kh＝5.71×10－10 mol·L－1 對于常溫下的溶液，下列敘述正確的是(　　) A．在CH3COOH和CH3COONa的混合液中，二者對對方的平衡都起了抑制作用 B．將等體積、等物質的量濃度的醋酸和醋酸鈉溶液混合，所得混合溶液的pH>7 C．用蒸餾水稀釋1 mol·L－1醋酸溶液，稀釋過程中，

13、始終保持增大趨勢 D．在醋酸和醋酸鈉的混合溶液中，微粒的濃度關系為[Na＋]＋[H＋]<[CH3COO－] 解析：選A。在CH3COOH和CH3COONa的混合液中，CH3COOH對CH3COO－的水解起抑制作用，CH3COO－對CH3COOH的電離也起抑制作用，A正確。根據(jù)Ka、Kh的相對大小，常溫下，將等體積、等物質的量濃度的CH3COOH和CH3COONa混合，溶液呈酸性，B錯誤。常溫下，CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka＝，稀醋酸稀釋時，Ka不變，C錯誤。醋酸和醋酸鈉溶液中的電荷守恒式為[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，則[Na＋]＋[H＋]>[CH3COO－]，

14、D錯誤。 二、非選擇題(本題包括4小題，共55分) 10．(14分)物質在水中可能存在電離平衡、鹽的水解平衡和沉淀溶解平衡，它們都可看作化學平衡。請根據(jù)所學的知識回答： (1)A為0.1 mol/L的(NH4)2SO4溶液，在該溶液中各種離子的濃度由大到小順序為________________________________________________________________________。 (2)B為0.1 mol/L的NaHCO3溶液，請分析NaHCO3溶液顯堿性的原因：__________。 (3)C為FeCl3溶液，實驗室中配制FeCl3溶液時常加入______

15、______以抑制其水解，若把B和C溶液混合，將產生紅褐色沉淀和無色氣體，該反應的離子方程式為______________。 (4)D為含有足量AgCl固體的飽和溶液，AgCl在水中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，在25 ℃時，氯化銀的Ksp＝1.8×10－10 mol2/L2?，F(xiàn)將足量氯化銀放入100 mL 0.2 mol/L AgNO3溶液中，則溶液中氯離子的濃度為________mol/L。 解析：(1)(NH4)2SO4溶液中NH水解使溶液呈酸性；(2)NaHCO3 溶液中HCO的電離程度小于其水解程度，故溶液顯堿性；(3)為抑制FeCl3水解常

16、加入鹽酸，F(xiàn)e3＋與HCO可發(fā)生相互促進的水解反應；(4)Cl－濃度與溶液中的Ag＋濃度有關，即[Ag＋]·[Cl－]＝Ksp。 答案：(1)[NH]＞[SO]＞[H＋]＞[OH－] (2)HCO的水解程度大于其電離程度，溶液中[OH－]＞[H＋]，故溶液顯堿性 (3)鹽酸　Fe3＋＋3HCO===Fe(OH)3↓＋3CO2↑ (4)9×10－10 11. (14分)閱讀下列實驗內容，根據(jù)題目要求回答問題。 某同學為測定未知濃度的硫酸，實驗如下：用1.00 mL待測硫酸配制100 mL稀硫酸；以0.14 mol·L－1的NaOH溶液滴定上述稀硫酸25.00 mL，滴定終止時消耗Na

17、OH溶液15.00 mL。 (1)該同學用標準0.14 mol·L－1NaOH溶液滴定硫酸的實驗操作如下： A．用酸式滴定管取稀硫酸25.00 mL，注入錐形瓶中，加入指示劑 B．用待測液潤洗酸式滴定管 C．用蒸餾水洗干凈滴定管 D．取下堿式滴定管用標準的NaOH溶液潤洗后，將標準液注入堿式滴定管“0”刻度以上2～3 cm處，再把堿式滴定管固定好，調節(jié)液面至“0”刻度或“0”刻度以下 E．檢查滴定管是否漏水 F．另取錐形瓶，再重復操作一次 G．把錐形瓶放在滴定管下面，瓶下墊一張白紙，邊滴邊搖動錐形瓶直至滴定終點，記下滴定管液面所在刻度 ①滴定操作的正確順序是_______

18、_____________(用序號填寫)； ②該滴定操作中可選用的指示劑是________； ③在G操作中如何確定終點？ ___________________________________。 (2)堿式滴定管用蒸餾水潤洗后，未用標準液潤洗導致滴定結果________(填“偏小”“偏大”或“無影響”)。 (3)配制準確濃度的稀硫酸，必須使用的主要容器是________。 (4)如有1 mol·L－1和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，應用________mol·L－1的NaOH溶液，原因是_____________________________________________

19、__。 (5)用標準NaOH溶液滴定時，應將標準NaOH溶液注入________(填“甲”或“乙”)中。 (6)觀察堿式滴定管讀數(shù)時，若滴定前仰視，滴定后俯視，則結果會導致測得的稀硫酸濃度測定值________(填“偏大”“偏小”或“無影響”)。 解析：(1)中和滴定的步驟為檢漏―→洗滌―→潤洗―→加液―→滴定，故順序為ECDBAGF；指示劑可以使用酚酞；當?shù)稳胱詈笠坏蜰aOH標準溶液時，溶液由無色變?yōu)闇\紅色(或粉紅色)，且半分鐘不退去。(2)若堿式滴定管沒有用標準溶液潤洗，相當于溶液被稀釋，消耗的標準溶液體積偏大，從而使測定結果偏大。(3)配制100 mL的溶液應選用100 mL的容量

20、瓶。(4)進行滴定時，所用標準溶液濃度越小，誤差就越小，故選用0.1 mol·L－1氫氧化鈉溶液。(5)氫氧化鈉溶液應注入堿式滴定管乙中。(6)當讀數(shù)時，開始仰視，會使讀數(shù)偏大，后來俯視，會使讀數(shù)偏小，計算出的體積會偏小，從而使測定結果偏小。 答案：(1)①ECDBAGF?、诜犹、郛?shù)稳胱詈笠坏蜰aOH標準溶液時，溶液由無色變?yōu)闇\紅色(或粉紅色)，且半分鐘不退去 (2)偏大　(3)100 mL容量瓶 (4)0.1　標準溶液濃度越小，誤差就越小 (5)乙　(6)偏小 12．(12分)(2019·無錫一模)現(xiàn)有常溫條件下甲、乙、丙三種溶液，甲為0.1 mol/L的NaOH溶液，乙為0.

21、1 mol/L的HCl溶液，丙為0.1 mol/L的CH3COOH溶液，試回答下列問題： (1)甲溶液的pH＝__________； (2)丙溶液中存在電離平衡為______________________(用電離平衡方程式表示)； (3)甲、乙、丙三種溶液中由水電離出的[OH－]的大小關系為________________________； (4)某同學用甲溶液分別滴定20.00 mL乙溶液和 20.00 mL丙溶液，得到如圖所示兩條滴定曲線，請完成有關問題： ①甲溶液滴定丙溶液的曲線是________(填“圖1”或“圖2”)； ②a＝________。 解析：(1)[OH

22、－]＝0.1 mol/L，則[H＋]＝10－13 mol/L，pH＝13。 (2)CH3COOH溶液中存在CH3COOH和水的電離平衡。 (3)酸、堿對水的電離具有抑制作用，[H＋]或[OH－]越大，水的電離程度越小，反之越大。 (4)①氫氧化鈉溶液滴定鹽酸恰好中和時，pH＝7；氫氧化鈉溶液滴定醋酸恰好中和時，生成醋酸鈉溶液，pH＞7。對照題中圖示，圖2符合題意。②a的數(shù)值是通過滴定管讀數(shù)所確定的，因此讀數(shù)應在小數(shù)點后保留兩位。 答案：(1)13　(2)CH3COOHCH3COO－＋H＋、H2OOH－＋H＋　(3)丙＞甲＝乙 (4)①圖2?、?0.00 13．(15分)研究

23、硫元素及其化合物的性質具有重要意義。 (1)25 ℃，在0.10 mol·L－1 H2S溶液中，通入HCl氣體或加入NaOH固體以調節(jié)溶液pH，溶液pH與 [S2－]關系如圖(忽略溶液體積的變化、H2S的揮發(fā))。 ①pH＝13時，溶液中的[H2S]＋[HS－]＝________ mol·L－1。 ②某溶液含0.020 mol·L－1 Mn2＋、0.10 mol·L－1 H2S，當溶液pH＝________時，Mn2＋開始沉淀。[已知：Ksp(MnS)＝2.8×10－13 mol2·L－2] (2)25 ℃，兩種酸的電離平衡常數(shù)如下表。 Ka1(mol·L－1) Ka2(mo

24、l·L－1) H2SO3 1.3×10－2 6.3×10－8 H2CO3 4.2×10－7 5.6×10－11 ①HSO的電離平衡常數(shù)表達式K＝____________________________。 ②0.10 mol·L－1 Na2SO3溶液中離子濃度由大到小的順序為____________________。 ③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為________________________。 解析：(1)①pH＝13時，[S2－]＝5.7×10－2 mol·L－1，根據(jù)物料守恒：[S2－]＋[H2S]＋[HS－]＝0.10 mol·L－1，故[

25、H2S]＋[HS－]＝0.10 mol·L－1－[S2－]＝0.10 mol·L－1－5.7×10－2 mol·L－1＝0.043 mol·L－1。 ②要使Mn2＋沉淀，需要的[S2－]最小值為[S2－]＝＝ mol·L－1＝1.4×10－11 mol·L－1，再對照圖像找出此時pH＝5。 (2)①電離平衡常數(shù)等于電離出的離子平衡濃度的系數(shù)次冪的乘積與弱電解質的平衡濃度的比值。 ②SO發(fā)生水解，生成HSO和OH－，HSO再進一步水解生成H2SO3和OH－，故離子濃度大小關系為[Na＋]＞[SO]＞[OH－]＞[HSO]＞[H＋]。 ③根據(jù)電離平衡常數(shù)的大小可判斷H2SO3的酸性強于碳酸，故反應可放出CO2氣體：H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O。 答案：(1)①0.043　②5 (2)① ②[Na＋]＞[SO]＞[OH－]＞[HSO]＞[H＋] ③H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O