2021届一轮复习鲁科版水溶液酸碱中和滴定作业

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水溶液 酸碱中和滴定 基础巩固 1.(2019 湖北部分重点中学高三上学期起点考试)下列有关滴定操作的说法正确的是(　　) A.用 25 mL 滴定管进行中和滴定时,用去标准液的体积为 21.7 mL B.用标准的 KOH 溶液滴定未知浓度的盐酸,洗净碱式滴定管后直接取标准 KOH 溶液进行滴定,则测 定结果偏低 C.用标准的 KOH 溶液滴定未知浓度的盐酸,配制标准溶液的固体 KOH 中含有 NaOH 杂质,则测定结 果偏高 D.用未知浓度的盐酸滴定标准的 KOH 溶液时,若读取读数时,滴定前仰视,滴定到终点后俯视,会导致 测定结果偏高 答案 D 解析滴定管精确值为 0.01 mL,读数应保留小数点后 2 位,A 项错误;用标准 KOH 溶液滴定未知浓度的 盐酸,洗净碱式滴定管后直接取标准 KOH 溶液进行滴定,由于没有润洗,标准液浓度减小,消耗标准液 体积增大,则测定结果偏高,B 项错误;所用的固体 KOH 中混有 NaOH,由于相同质量的氢氧化钠和氢氧 化钾,氢氧化钠的物质的量大于氢氧化钾的物质的量,故所配的溶液的 OH-浓度偏大,导致消耗标准液 的体积偏小,则测定结果偏低,C 项错误;用未知浓度的盐酸滴定标准的 KOH 溶液时,若滴定前仰视读 数,滴定至终点后俯视读数,导致消耗的盐酸体积偏小,依据 c(酸)=푐(碱) × 푉(碱) 푉(酸) 可知测定结果偏高,D 项 正确。 2.常温时,下列叙述正确的是(　　) A.稀释 pH=3 的醋酸溶液,溶液中所有离子的浓度均降低 B.用标准盐酸滴定未知浓度的烧碱溶液,滴定前仰视,滴定后俯视,测得的烧碱溶液浓度偏低 C.pH 均为 11 的 NaOH 和 NH3·H2O 溶液中,水的电离程度不相同 D.分别中和 pH 与体积均相同的硫酸和醋酸溶液,硫酸溶液消耗氢氧化钠的物质的量多 答案 B 解析稀释 pH=3 的醋酸溶液,醋酸的电离程度增大,n(H+)、n(CH3COO-)增大,但[H+]、[CH3COO-]减小, 根据 KW=[H+][OH-]可知,[OH-]增大,A 项错误;滴定前仰视,读数偏大,滴定后俯视,读数偏小,则读取的标 准盐酸的体积偏小,导致测得的烧碱溶液浓度偏低,B 项正确;pH 均为 11 的 NaOH 和 NH3·H2O 溶液 中,[OH-]相同,故水的电离程度相同,C 项错误;醋酸为弱酸,不完全电离,故分别中和 pH 与体积均相同 的硫酸和醋酸溶液时,醋酸溶液消耗氢氧化钠的物质的量多,D 项错误。 3.常温下,取浓度相同的 NaOH 和 HCl 溶液,以 3∶2 体积比相混合(假设混合溶液的体积为二者体积之 和),所得溶液的 pH 等于 12,则原溶液的浓度为(　　) A.0.01 mol·L-1 B.0.17 mol·L-1 C.0.05 mol·L-1 D.0.50 mol·L-1 答案 C 解析设原溶液物质的量浓度均为 c mol·L -1,NaOH 溶液体积为 3 L,HCl 溶液体积为 2 L,则二者混合后 溶液体积为 5 L。因为常温下二者混合反应后所得溶液 pH=12,即[H+]=10-12 mol·L-1,所以[OH-]= 퐾W [H+] =10-2 mol·L-1,则 c mol·L-1×3 L-c mol·L-1×2 L=10-2 mol·L-1×5 L,解得 c=0.05,则原溶液的浓度为 0.05 mol·L-1。 4.(2019 安徽合肥高三质量检测)在指定条件下,下列各组离子一定能大量共存的是(　　) A.滴加甲基橙试剂显红色的溶液中:Na+、Fe2+、Cl-、NO-3 B.滴入 KSCN 溶液显血红色的溶液中:NH+4 、Mg2+、SO2- 4 、Cl- C.[OH-] [H+] =1012 的溶液中:NH+4 、Al3+、NO-3、CO2- 3 D.由水电离的[H+]=1.0×10-13 mol·L-1 的溶液中:K+、NH+4 、[Al(OH)4]-、HCO-3 答案 B 解析滴加甲基橙试剂显红色的溶液呈酸性,在酸性溶液中 H+、Fe2+、NO-3不能共存,A 项错误;滴入 KSCN 溶液显血红色的溶液中含有 Fe3+,Fe3+与 NH+4 、Mg2+、SO2- 4 、Cl-不会发生反应,可大量共存,B 项正确;[OH-] [H+] =1012的溶液显强碱性,NH+4 、Al3+不能大量共存,Al3+和 CO2- 3 发生离子反应不能大量共存,C 项错误;室温下纯水电离产生的[H+]=1.0×10-7 mol·L-1,但该溶液中由水电离的[H+]=1.0×10-13 mol·L-1<1.0×10-7 mol·L-1,说明水的电离受到了抑制,则该溶液可能呈酸性也可能呈碱性。在酸性溶液 中[Al(OH)4]-、HCO-3不能大量存在;在碱性溶液中 NH+4 不能大量存在,D 项错误。 5.(2019 广东深圳高级中学高三月考)室温下,下列说法正确的是 (　　) A.将 pH=2 的盐酸和 pH=4 的硫酸等体积混合,所得溶液 pH=3 B.HF 比 HCN 易电离,则 NaF 溶液的 pH 比同浓度 NaCN 溶液的 pH 大 C.将 10 mL pH=3 的 HA 溶液稀释到 100 mL,若溶液的 pH<4,则 HA 为弱酸 D.向 0.1 mol·L-1 氨水中加入少量硫酸铵固体,溶液中 [OH-] [NH3·H2O]增大 答案 C 解析混合后[H+]=10-2 + 10-4 2 mol·L-1≈0.5×10-2mol·L-1,pH=2.3,故 A 项错误;根据越弱越水解的原则,HF 比 HCN 易电离,则 NaF 溶液的 pH 比同浓度 NaCN 溶液的 pH 小,故 B 项错误;将 10 mLpH=3 的 HA 溶液稀释到 100 mL,如 pH=4,则 HA 为强酸,如 pH<4,加水促进弱酸的电离,则 HA 为弱酸,故 C 项正确; 向 0.1 mol·L-1 氨水中加入少量硫酸铵固体,加入少量硫酸铵固体,平衡向逆方向移动,溶液中 [OH-] [NH3·H2O] 减小,故 D 项错误。 6.过氧化氢的水溶液适用于医用消毒、环境消毒和食品消毒。 Ⅰ.过氧化氢性质探究实验 (1)酸性条件下 H2O2 可将 Fe2+转化成 Fe3+,由此说明 H2O2 具有　　　　　性。 (2)已知 H2O2 是一种二元弱酸,其中 Ka1=2.20×10-12 mol·L-1、Ka2=1.05×10-25 mol·L-1,则 H2O2 的电离方 程式为　　　　　　　　　　　　　　,常温下,1 mol·L-1 的 H2O2 溶液的 pH 约为　　　　　　。 Ⅱ.过氧化氢含量的测定实验 某兴趣小组同学用 0.100 0 mol·L-1 的酸性高锰酸钾标准溶液滴定试样中过氧化氢的浓度,反应原理为 2MnO-4+5H2O2+6H+ 2Mn2++8H2O+5O2↑。 (3)滴定达到终点的现象是　。 (4)用移液管移取 25.00 mL 试样置于锥形瓶中,重复滴定四次,每次消耗酸性高锰酸钾标准溶液的体积 如下表所示: 第一 次 第二 次 第三 次 第四 次 V(KMnO4 溶 液)/mL 17.10 18.10 18.00 17.90 计算试样中过氧化氢的浓度为　　　　　 mol·L-1。 (5)若滴定前滴定管尖嘴处有气泡,滴定后消失,则测定结果　　　　　(填“偏高”“偏低”或“不变”)。 答案Ⅰ.(1)氧化　(2)H2O2 H++HO-2、HO-2 H++O2- 2 　5.8 Ⅱ.(3)当滴入最后一滴标准溶液,锥形瓶内溶液恰好由无色变为紫色,且半分钟内溶液不退色 (4)0.180 0　(5)偏高 解析Ⅰ.(1)酸性条件下,H2O2 可将 Fe2+氧化为 Fe3+,体现了过氧化氢的氧化性。(2)过氧化氢属于二元弱 酸,应分步电离,其电离的方程式为 H2O2 H++HO-2、HO-2 H++O2- 2 ;又 Ka1=2.20×10-12 mol·L-1,Ka2=1.05×10-25 mol·L-1,Ka1≫Ka2,以第一步电离为主,则 Ka1= [H+][HO- 2] [H2O2] = [H+]2 1mol·L-1=2.20×10-12 mol·L-1,所以[H+]≈1.48×10-6 mol·L-1,即 pH≈5.8。Ⅱ.(3)滴定达到终点的现象是当滴入最后一滴标准液, 锥形瓶内溶液恰好由无色变为紫色,且半分钟内溶液不退色。(4)由于第一次数据误差过大,故应舍去; 其他三组数据的平均值为 18.00 mL,根据反应 2MnO-4+5H2O2+6H+ 2Mn2++8H2O+5O2↑,n(H2O2)=2.5×n(MnO-4)=2.5×0.100 0 mol·L-1×0.018 L,[H2O2]=2.5 × 0.100 0 × 0.018 0.025 mol·L-1=0.180 0 mol·L-1。(5)滴定前滴定管尖嘴处有气泡,滴定后消失,导致读取的标准液体积偏大,则 测定结果偏高。 能力提升 7.常温下,已知电离常数:Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5 mol·L-1;Ka1(H2C2O4)=5.9×10-2 mol·L-1,Ka2(H2C2O4)=6.4×10-5 mol·L-1。下列说法正确的是(　　) A.(NH4)2C2O4 溶液中,[NH+4 ]=2[C2O2- 4 ] B.等物质的量浓度的氨水和 H2C2O4 溶液等体积混合,所得溶液呈碱性 C.pH=11 的氨水和 pH=3 的 H2C2O4 溶液等体积混合,所得溶液呈酸性 D.用 H2C2O4 溶液中和氨水至中性时,溶液中[NH+4 ]=2[C2O2- 4 ]+[HC2O-4] 答案 D 解析 Kb(NH3·H2O)与 Ka2(H2C2O4)不相等,因此 NH+4 、C2O2- 4 的水解程度不同,故(NH4)2C2O4 溶液中 [NH+4 ]≠2[C2O2- 4 ],A 项错误;等物质的量浓度的氨水和 H2C2O4 溶液等体积混合,反应后得到 NH4HC2O4 溶液,由于 Kb(NH3·H2O)[Cl-]=[OH-]>[H+] 答案 D 解析 NH3·H2O 属于弱碱,HCl 属于强酸,②点 pH=7 溶液显中性,氨水稍过量,即 V 略大于 20 mL,故 A 项错误;根据电荷守恒,有[H+]=[Cl-]+[OH-],故 B 项错误;②点 pH=7,因此[H+]=[OH-],故 C 项错误;②和③ 之间溶质为 NH3 和 NH4Cl,因此可能存在[NH+4 ]>[Cl-]=[OH-]>[H+],故 D 项正确。 10.(2019 广东肇庆教学质量评估)在 25 ℃时,将 1.0 L c mol·L-1CH3COOH 溶液与 0.1 mol NaOH 固体 混合,使之充分反应。然后向该混合溶液中加入少量 CH3COOH 或 CH3COONa 固体(忽略体积和温度 变化),引起溶液 pH 的变化如图所示。下列叙述错误的是(　　) A.水的电离程度:c>b>a B.a 点对应的混合溶液中,[CH3COOH]>[Na+]>[OH-] C.当混合溶液呈中性时,[Na+]=[CH3COO-]>[H+]=[OH-] D.该温度下,醋酸的电离平衡常数 Ka=10-8 푐 mol·L-1 答案 D 解析由图可得,25 ℃时 c 点 pH=7,所以 c 点水电离出的[H+]水=[OH-]水=10-7mol·L-1,b 点 pH=4.3,所以 b 点溶液中[H+]=10-4.3mol·L-1,则由水电离出的[H+]水=[OH-]水=10-(14-4.3)mol·L-1=10-9.7mol·L-1,a 点 pH=3.1, 所以 a 点溶液中[H+]=10-3.1mol·L-1,则由水电离出的[H+]水=[OH-]水=10-(14-3.1)mol·L-1=10-10.9mol·L-1,因此 水的电离程度:c>b>a,A 项叙述正确;b 点时溶液呈酸性,说明加入 0.1 mol NaOH 固体后 CH3COOH 有 剩余,[Na+]=0.1 mol·L-1,混合前 CH3COOH 溶液浓度 c 应比 0.1 mol·L-1 大,a 点时又加入 0.1 mol CH3COOH,因为 CH3COOH 电离程度很小,所以此时溶液中的[CH3COOH]一定大于[Na+],又根据前面 的分析 a 点[OH-]=10-10.9mol·L-1,所以 a 点对应的混合溶液中,[CH3COOH]>[Na+]>[OH-],故 B 项叙述正 确;由题意混合溶液中阳离子有 Na+和 H+,阴离子有 CH3COO-和 OH-,根据电荷守恒 [Na+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-],25 ℃当混合溶液呈中性时,[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1,则[Na+]=[CH3COO-], 结合图像可得[Na+]=0.2 mol·L-1,所以[Na+]=[CH3COO-]>[H+]=[OH-],故 C 项叙述正确;由前面的分析并 结合图像可得,25 ℃当混合溶液呈中性时,[H+]=10-7mol·L-1,[CH3COO-]=0.2 mol·L-1,[CH3COOH]=(c+0.1-0.2)mol·L-1=(c-0.1)mol·L-1,所以该温度下,醋酸的电离平衡常数 Ka= [CH3COO-][H+] [CH3COOH] = 0.2 × 10-7 푐 - 0.1 ,故 D 项叙述错误。 11.已知水在 25 ℃和 95 ℃时,其电离平衡曲线如图所示: (1)25 ℃时水的电离平衡曲线应为　　　　(填“A”或“B”),请说明理由:　 　。 (2)95 ℃时,若 100 体积 pH1=a 的某强酸溶液与 1 体积 pH2=b 的某强碱溶液混合后溶液呈中性,则混合 前,该强酸的 pH1 与强碱的 pH2 之间应满足的关系是　　　　　　　　　　　　　　。 (3)95 ℃时,向 Ba(OH)2 溶液中逐滴加入 pH=a 的盐酸,测得混合溶液的部分 pH 如表所示。 实 验 序 Ba(OH)2 溶 液 的体积/mL 盐酸的 体积 /mL 溶液的 pH 号 ① 22.00 0.00 8 ② 22.00 18.00 7 ③ 22.00 22.00 6 假设溶液混合前后的体积不变,则 a=　　　　　,实验②所得溶液中由水电离产生的[OH-]=　　　　　　　 mol·L-1。 答案(1)A　水的电离是吸热过程,温度较低时,电离程度较小,[H+]、[OH-]均较小 (2)a+b=14(或 pH1+pH2=14)　(3)4　1.0×10-7 解析(1)温度升高,促进水的电离,水的离子积增大,水中氢离子浓度、氢氧根离子浓度都增大,水的 pH 减小,但溶液仍然呈中性。因此结合图像中 A、B 曲线变化情况及氢离子浓度、氢氧根离子浓度可以 判断,25 ℃时水的电离平衡曲线应为 A。 (2)要注意 95 ℃时,水的离子积为 1×10-12,即[H+][OH-]=1×10-12,则等体积强酸、强碱反应至中性时, 有 pH(酸)+pH(碱)=12。根据 95 ℃时混合后溶液呈中性,pH2=b 的某强碱溶液中[OH-]=10푏-12mol·L-1; 由 100V×10-amol·L-1=V×10푏-12mol·L-1,可得 10-푎+2=10푏-12,得 a+b=14 或 pH1+pH2=14。 (3)95 ℃,pH=6 时溶液呈中性,根据表中实验①数据可得[OH-]=1.0×10-4mol·L-1,根据表中实验③的 数据可以判断,盐酸中的[H+]与 Ba(OH)2 溶液中[OH-]相等,所以 a=4,即 pH=4;实验②溶液呈碱性,其 [OH-]=22.00 × 10-4 - 18.00 × 10-4 22.00 + 18.00 mol·L-1=1.0×10-5mol·L-1,由水电离出的[OH-]=1.0×10-7mol·L-1。 12.现有常温条件下甲、乙、丙三种溶液,甲为 0.1 mol·L-1 的 NaOH 溶液,乙为 0.1 mol·L-1 的 HCl 溶液, 丙为 0.1 mol·L-1 的 CH3COOH 溶液。试回答下列问题: (1)甲溶液的 pH=　　　　　。 (2)丙溶液中存在的电离平衡为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用电离平衡方程式表示)。 (3)常温下,用水稀释 0.1 mol·L-1 的 CH3COOH 溶液时,下列各量随加水量的增加而增大的是　　　　　 (填序号)。 ①n(H+) ②[H+] ③[CH3COOH] [CH3COO-] ④[OH-] (4)甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的[OH-]的大小关系为　　　　　　　。 (5)某同学用甲溶液分别滴定 20.00 mL 乙溶液和 20.00 mL 丙溶液,得到如图所示的两条滴定曲线,请回 答有关问题: ①甲溶液滴定丙溶液的曲线是　　　　　(填“图 1”或“图 2”)曲线。 ②a=　　　　　。 答案(1)13 (2)CH3COOH CH3COO-+H+、H2O OH-+H+ (3)①④　(4)丙>甲=乙 (5)①图 2　②20.00 解析(1)甲溶液中[OH-]=0.1 mol·L-1,则[H+]=10-13 mol·L-1,pH=13。(2)CH3COOH 溶液中存在 CH3COOH 和H 2O的电离平衡。(3)CH3COOH是弱酸,当向0.1 mol·L -1的CH 3COOH溶液中加水稀释时,CH 3COOH 的电离程度增大,电离平衡向右移动,n(H+)增大,但是[H+]减小,即①增大,②减小;设 CH3COOH 在水中 的电离常数为 K,则[CH3COOH] [CH3COO-] = [H+] 퐾 ,[H+]减小,而 K 在一定温度下是常数,故[CH3COOH] [CH3COO-] 减小,即③减小;温 度一定,KW 为一定值,KW=[H+][OH-],[H+]减小,则[OH-]增大,即④增大。(4)酸、碱对水的电离具有抑制 作用,水溶液中[H+]或[OH-]越大,水的电离程度越小,反之越大。(5)①HCl 是强酸,CH3COOH 是弱酸,分 析题中图示,可知图 2 是甲溶液滴定丙溶液的曲线。②氢氧化钠溶液滴定盐酸恰好中和时,pH=7,因二 者浓度相等,则二者体积相等,所以 a=20.00。 拓展深化 13.常温下,向浓度为 0.1 mol·L-1、体积为 V L 的氨水中逐滴加入一定浓度的盐酸,用 pH 计测溶液的 pH 随盐酸的加入量而降低的滴定曲线,d 点两种溶液恰好完全反应。根据图中信息回答下列问题: (1)该温度时 NH3·H2O 的电离常数 K=　　　　　。 (2)比较 b、c、d 三点时的溶液中,由水电离出的[OH-]大小顺序为　　　　　　　。 (3)滴定时,由 b 点到 c 点的过程中,下列各选项中数值保持不变的是　　　　(填字母,下同)。 A.[H+][OH-] B. [H+] [OH-] C. [NH+ 4 ][OH-] [NH3·H2O] D. [NH3·H2O][H+] [NH+ 4 ] (4)根据以上滴定曲线判断下列说法正确的是　　　　　　　(溶液中 N 元素只存在 NH+4 和 NH3·H2O 两种形式)。 A.b 点所示溶液中:[NH+4 ]+[H+]=[OH-]+[NH3·H2O] B.c 点所示溶液中:[Cl-]=[NH3·H2O]+[NH+4 ] C.d 点所示溶液中:[Cl-]>[H+]>[NH+4 ]>[OH-] D.滴定过程中可能有:[NH3·H2O]>[NH+4 ]>[OH-]>[Cl-]>[H+] (5)滴定过程中所用盐酸的 pH=　　　　　　　,d 点之后若继续加入盐酸至图像中的 e 点(此时不考虑 NH+4 水解的影响),则 e 点对应的横坐标为　　　　　　　　。 答案(1)10-5　(2)d>c>b　(3)ACD　(4)D　(5)1　11푉 9 解析(1)未加入盐酸前,0.1 mol·L-1氨水的pH=11,则溶液中[OH-]=1 × 10-14 10-11 mol·L-1=0.001 mol·L-1;由于水 的电离程度较小,可忽略水的电离,则溶液中[NH+4 ]≈[OH-]=0.001 mol·L-1;NH3·H2O 的电离程度较小,则 [NH3·H2O]≈0.1 mol·L-1,故该温度时 NH3·H2O 的电离常数 K= [NH+ 4 ][OH-] [NH3·H2O] = 0.001 × 0.001 0.1 =10-5。 (2)b、c 两点溶液中都含有 NH3·H2O,抑制水的电离,且[NH3·H2O]越大,对水的电离的抑制程度越 大,d 点氨水与盐酸恰好完全反应生成 NH4Cl,NH+4 发生水解而促进水的电离,故三点水电离出的[OH-] 大小顺序为 d>c>b。 (3)滴定时,由 b 点到 c 点的过程中,[H+][OH-]=KW,由于温度不变,则 KW 不变,A 项正确;随着反应的 进行,溶液的碱性减弱,溶液中[OH-]减小而[H+]增大,故 [H+] [OH-] 的值增大,B 项错误;NH3·H2O 的电离常数 Kb= [NH+ 4 ][OH-] [NH3·H2O] ,温度不变,则 Kb 不变,即[NH+ 4 ][OH-] [NH3·H2O] 保持不变,C 项正确; [NH3·H2O][H+] [NH+ 4 ] = 퐾W 퐾b ,温度不变,则 KW、 Kb 均不变,即[NH3·H2O][H+] [NH+ 4 ] 不变,D 项正确。 (4)b 点溶液为等浓度 NH4Cl 和 NH3·H2O 的混合液,溶液呈碱性,说明 NH3·H2O 的电离程度大于 N H+4 的水解程度,据电荷守恒可得[NH+4 ]+[H+]=[OH-]+[Cl-],据物料守恒可得 2[Cl-]=[NH+4 ]+[NH3·H2O],综 合上述两式可得[NH+4 ]+2[H+]=[NH3·H2O]+2[OH-],A 项错误;c 点溶液的 pH=7,则有[H+]=[OH-],结合电 荷守恒式可得[NH+4 ]=[Cl-]>[H+]=[OH-],B 项错误;d 点盐酸与氨水恰好完全反应生成 NH4Cl,NH+4 发生 水解而使溶液呈酸性,但其水解程度较小,故离子浓度关系为[Cl-]>[NH+4 ]>[H+]>[OH-],C 项错误;当加入 盐酸的量较少时,氨水中[NH3·H2O]较大,生成的 NH4Cl 较少,溶液中[NH3·H2O]远大于[NH4Cl],可能出 现[NH3·H2O]>[NH+4 ]>[OH-]>[Cl-]>[H+],D 项正确。 (5)由题图可知,d 点盐酸与氨水恰好完全反应生成 NH4Cl,由 NH3·H2O~HCl 可知,[HCl]=0.1 mol·L-1×푉L 푉L=0.1 mol·L-1,故滴定过程中所用盐酸的 pH=1。设 e 点加入盐酸的体积为 x L,则剩余盐酸的 量 n 余(HCl)=0.1 mol·L-1×x L-0.1 mol·L-1×V L=0.1(x-V) mol,此时溶液的 pH=2,则有 0.1(x-V) mol=10-2mol·L-1×(x+V) L,解得 x=11푉 9 。