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高中化学知识点大全《盐类水解的原理》高频试题预测（2019年最新版）(十)
2020-07-28 04:24:03
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1、填空题 常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表，请回答：
实验编号
| HA物质的量浓度
(mol·L-1)
| NaOH物质的量浓度
(mol·L-1)
| 混合溶液的pH
| 甲
| 0.2
| 0.2
| pH＝a
| 乙
| c
| 0.2
| pH＝7
| 丙
| 0.2
| 0.1
| pH＞7
| 丁
| 0.1
| 0.1
| pH＝9
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（1）不考虑其它组的实验结果，单从甲组情况分析，如何用a （混合溶液的pH）来说明HA是强酸还是弱酸________________。
（2）不考虑其它组的实验结果，单从乙组情况分析，C是否一定等于0.2 ____（选填“是”或“否”）。混合液中离子浓度c(A－)与 c(Na+)的大小关系是_________________。
（3）丙组实验结果分析，HA是 酸（选填“强”或“弱”）。该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是 。
（4）丁组实验所得混合溶液中由水电离出的c(OH－)＝ mol·L-1。写出该混合溶液中下列算式的精确结果（不需做近似计算）。
c(Na+)－c(A－)＝ mol·L-1 c(OH－)－c(HA)＝ mol·L-1。
参考答案：（1）若a＝7，则HA是强酸；若a＞7，则HA是弱酸
（2）否 c(A－)＝c(Na+)
（3）弱 c(Na+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+)
（4）10－5 10－5－10－9 10－9
本题解析：（1）中，已知NaOH为一元强碱，而HA为一元酸，所以若a＝7，则HA是强酸；若a＞7，则HA是弱酸；（2）中，当HA是强酸时，则c为0.2，若HA是弱酸时，则c大于0.2，所以C不一定等于0.2，根据电荷守恒可知，c(A－)＝c(Na+)；（3）中，混合溶液的pH＞7，这说明HA是弱酸，其浓度大小的排列为c(Na+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+)；（4）中，根据在常温下，Kw为10-14可知，当pH＝9，即c(OH－)为10-9
所以c(H+)为10－5，根据c(H+)＝c(OH－)= 10－5，所以丁组实验所得混合溶液中由水电离出的
c(OH－)＝10－5 mol·L-1。根据电荷守恒可以知道，c(Na+)+ c(H+)＝c(A－)+c(OH－)，c(Na+)=0.005，
c(H+)=10－9，c(OH－)＝10－5 mol·L-1，所以c(Na+)－c(A－)＝（10－5－10－9）mol·L-1；c(Na+)= c(A－)+ c(HA)
即，c(A－)+ c(HA) + c(H+)＝c(A－)+c(OH－)，化简可得到c(HA) + c(H+)＝c(OH－)，
所以c(OH－)－c(HA)＝c(H+)＝10－9 mol·L-1。
考点：电荷守恒，质子守恒，物料守恒，盐类水解
点评：该题综合多个知识点，是高考的考查重点，该题的信息量较大，有一定的难度。
本题难度：困难
2、选择题 常温下,0.1 mol/L氨水溶液中 =1×10-8,下列叙述不正确的是( )
A．该溶液中氢离子的浓度:c(H+)=1×10-11 mol/L
B．0.1 mol/L氨水溶液与0.1 mol/L HCl溶液等体积混合后所得溶液中:c(N )+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)
C．0.1 mol/L的氨水溶液与0.05 mol/L H2SO4溶液等体积混合后所得溶液中:c(N)+c(NH3)+c(NH3·H2O)=2c(S )
D．浓度均为0.1 mol/L的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后,若溶液呈碱性,则c(N)＞c(NH3·H2O)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)
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参考答案：D
本题解析：根据氨水中=1×10-8,结合水的离子积,可求得c(H+)=1×10-11mol/L,A项正确;氨水和盐酸恰好反应生成氯化铵,根据电荷守恒,可得c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),B项正确;氨水和硫酸恰好反应生成硫酸铵,根据物料守恒,可得c(N)+c(NH3)+c(NH3·H2O)=2c(S),C项正确;由于混合后溶液显碱性,说明一水合氨的电离程度大于N的水解程度,故c(Cl-)大于c(NH3·H2O),D项不正确。
本题难度：一般
3、选择题 下列各选项所描述的两个量中，前者一定大于后者的是
A．NH4NO3溶液中NH4＋和NO3－的数目
B．纯水在80℃和25℃时的pH
C．pH与体积都相同的氨水和NaOH溶液分别用0.1 mol·L－1盐酸恰好中和，所需的盐酸体积
D．相同温度下，pH =12的NaOH溶液和Na2CO3溶液中由水电离出的c (OH－)
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参考答案：C
本题解析：A、NH4+发生水解反应，所以NH4NO3溶液中NH4＋的数目小于NO3－的数目，故A错误；B、温度升高，水的电离程度增大，H+浓度增大，则纯水在80℃时的pH小于25℃时的pH，故B错误；C、因为氨水是弱碱，NaOH是强碱，所以pH与体积都相同的氨水和NaOH溶液，氨水中溶质物质的量大，则分别用0.1 mol·L－1盐酸恰好中和，所需的盐酸体积氨水大，故C正确；D、Na2CO3为强碱弱酸盐，CO32?发生水解反应，H2O的电离程度增大，所以相同温度下，pH =12的NaOH溶液中由水电离出的c (OH－)小于 Na2CO3溶液中由水电离出的c (OH－)，故D错误。
考点：本题考查弱电解质的电离、盐类的水解。
本题难度：一般
4、选择题 常温下，向10mL b mol·L-1的CH3COOH溶液中滴加等体积的0.0l mol·L-1的NaOH溶液，充分反应后溶液中
，下列说法不正确的是
A．b>0.0l
B．混合后溶液呈中性
C．CH3COOH的电离常数
mol·L-1
D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度逐渐减小
参考答案：D
本题解析：因为CH3COOH为弱酸，NaOH为强碱，反应生成CH3COONa，根据电荷守恒可得c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO?)+c(OH?)，因为c(Na+)=c(CH3COO?)，可得c(H+)=c(OH?)，则混合后溶液呈中性，因为CH3COONa水解呈碱性，所以CH3COOH应过量，使溶液呈中性，所以b>0.0l，故A项、B项正确；反应后溶液呈中性，c(H+)=10-7mol?L?1，c(CH3COO?)= c(Na+)=1/2×0.01mol?L?1=0.005mol?L?1，c(CH3COOH)=1/2×(b—0.01)mol?L?1，所以CH3COOH的电离常数mol·L-1，故C正确；向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度先增大，CH3COOH完全反应后，再滴加NaOH溶液，水的电离程度减小，故D项错误。
考点：本题考查弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电离常数的计算。
本题难度：困难
5、选择题 下列叙述正确的是
A.0.1 mol·L-1氨水中，c(OH-)＜c(NH4+)＜0.1 mol
B.室温时10 mL0.02 mol·L-1HCl溶液与10mL0.02 mol·L-1Ba(OH)2溶液充分混合，若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH＝12
C.在0.1 mol·L-1CH3COONa溶液中，c(OH-)＝c(CH3COOH)+c(H+)-C(CH3COO-)
D.0.1 mol·L-1某二元弱酸碱性NaHA溶液中，c(Na+)＝2c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)
参考答案：B
本题解析：
本题难度：困难
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