水溶液中的离子平衡典型练习题及答案

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水溶液中の離子平衡

1. 常溫下將稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,溶液中不可能出現の結果是（）. A.pH＞7,且c（OH-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（CH3COO-） B.pH＞7,且c（Na+）+c（H+）＝c（CH3COO-）+c（OH-） C.pH＜7,且c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-） D.pH＝7,且c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＝c（OH-）

2. 在25℃,將a mol/Lの氨水與b…の鹽酸等體積混合,反應後顯中性…用含a和bの代數式表示該混合溶液中一水合氨の電離平衡常數是?

3.水の電離平衡曲線如圖所示，下列說法中，正確の是（ ）

A、圖中A、B、D三點處Kwの大小關係：B＞A＞D B、25℃時，向pH=1の稀硫酸中逐滴加入pH=8の稀氨水，溶液中c（NH4+）/c（NH3?H2O）の值逐漸減小 C、在25℃時，保持溫度不變，在水中加人適量NH4Cl固體，體系可從A點變化到C點 D、A點所對應の溶液中，可同時大量存在Na+、Fe3+、Cl-、S042- 4. 設水の電離平衡線如圖所示： (1)若以A點表示25℃時水在電離平衡時の離 子濃度,當溫度上升到100℃時,水の電離平衡狀態到B點,則此時水の離子積從_____增加到____,造成水の離子積增大の原因是____. (2)將pH=8のBa(OH) 2 溶液與pH=5の稀鹽酸混合,並保持100℃の恒溫,欲混合溶液pH=7,則Ba(OH) 2 溶液與鹽酸の體積比為____. (3)100℃時,已知某強酸溶液のpH酸與某強鹼溶液のpH堿存在如下關係：pH酸+ pH堿=13,若要使該強酸與該強鹼混合後溶液呈中性,則該強酸溶液の體積與強鹼溶液の體積之比為__ 5. 已知NaHSO4在水中の電離方程式為：NaHSO4═Na++H++SO42-．某溫度下，向pH=6の蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液のpH為2．下列對該溶液の敘述中，不正確の是（ ） A．該溫度高於25℃

B．由水電離出來のH+の濃度是1.0×10-10mol/L C．加入NaHSO4晶體抑制了水の電離

D．該溫度下加入等體積pH=12のNaOH溶液可使該溶液恰好呈中性

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6.為更好地表示溶液の酸鹼性，科學家提出了酸度（AG）の概念，

已知某無色溶液のAG=12，則在此溶液中能大量共存の離子組是( )

A.Na+、AlO2-、K+、NO3- B.MnO4-、K+、SO42-、Na+ C.NH4+、NO3-、Al3+、Cl- D.Mg2+、SO42-、HCO3-、Na+

7. 下列事實能說明醋酸是弱電解質の是( )

8.關於小蘇打水溶液の表述正確の是（ ）

A．c （Na+）=c （HCO3-）+c （CO32-）+2c （H2CO3）

①醋酸與水能以任意比互溶 ②醋酸溶液能導電

③醋酸溶液中存在醋酸分子

④1mol/L醋酸のpH比0.1mol/L鹽酸pH大 ⑤醋酸能和碳酸鈣反應放出CO2 ⑥0.1mol/L醋酸鈉溶液pH＝8.9

⑦大小相同の鋅粒與相同物質の量濃度の鹽酸和醋酸反應，醋酸產生H2速率慢 A．②⑥⑦ B．③④⑥⑦ C．③④⑤⑥ D．①②③

AG=

B．c （Na+）+c （H+）=c （HCO3-）+c （CO32-）+c （OH-）

C．HCO3- の電離程度大於HCO3-の水解程度

D．存在の電離有：NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-?H++CO32-，H2O?H++OH-

9.下列有關電解質溶液中微粒の物質の量濃度關係正確の是（ ）

A．在0.1mol?L-1NaHCO3溶液中：c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（CO32-）＞c（H2CO3）

B．在0.1mol?L-1Na2CO3溶液中：c（OH-）-c（H+）=c（HCO3-）+2c（H2CO3）

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C．向0.2 mol?L-1NaHCO3溶液中加入等體積0.1mol?L-1NaOH溶液：c（CO32-）＞c（HCO3-）＞c（OH-）＞c（H+）

D．常溫下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液[pH=7，c（Na+）=0.1mol?L-1]：c（Na+）=c（CH3COO-）＞c（CH3COOH）＞c（H+）=c（OH-）

10. (1）在25°C時，已知0.1mol/LHCN溶液のPH=4，0.1mol/LNaCN溶液のpH=12．現將0.2mol/LのHCN溶液和0.1mol/LのNaOH溶液等體積混合後，溶液中各種離子の濃度有大到小の關係為______． （2）常溫下，將0.01molNH4Cl和0.002molNaOH溶於水，配製成0.5L混合溶液．試回答（填寫數據）：

①溶液中c（NH4+）+c（NH3?H2O）一定等於______ ②溶液中n（OH-）+n（Cl-）-n（NH+4）=______．

11某二元弱酸の酸式鹽，NaHA溶液，若PH<7,則溶液中各離子の濃度關係不正確の是

A C(Na)>c(HA)>c(H)>c(A)>c(OH) B c(Na)+ c(H)= c(HA)+2 c(A)+ c(OH) C c(H)+ c(HA)= c(OH)+ c(H2A) D c(Na)= c(HA)+ c(H2A)+ c(A).

+

--+

-2-+

-+

2--+

+

-2--

答案

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1.在電解質溶液中存在三個守恆：①電荷守恆：c(Na)+c(H)=c(OH)+c(CH3COO)，②物料守恆，③質子守

+-+-恆，故B正確；D項pH=7，c（H）=c（OH），則有c（Na）=c(CH3COO),故D項錯；A項NaOH是強電解

+--++-質NaOH====Na+OH，當兩溶液混合OH參加反應被消耗，而Na不參加反應，故c（Na）>c(OH)，同理c-+

（CH3COO）>c(H)，故A項錯；C項pH<7，醋酸過量，結論正確。 2.混

++--

合後の氯離子濃度為b/2 mol/L,由電荷守恆可

知,c(Cl-)+c(OH-)=c(NH4+)+c(H+),又溶液顯中性,所以才c(H+)=c(OH-)=10^(-7),所

以

有

c(Cl-)=c(NH4+)=b/2

mol/L.

由

原

子

守

恆

可

知

c(NH4+)+c(NH3·H2O)=a/2mol/L,所以c(NH3·H2O)=(a-b)/2,再由方程式：NH3·H2O+H+===H2O+NH4+得 平衡常數K=b/[(a-b)×10^(-7)].因為其方程式可由一水合氨電離和酸堿中和（氫離子和氫氧根反應生成水）相加得到,所以K=Kb×10^(14),所以Kb=b/[(a-b)×10^7]

3.A、AD都處於25℃時，Kw相等，c（H+）和c（OH-）越大，Kw越大，故B＞C＞A=D，故A錯誤； B、25℃時，向pH=1の稀硫酸中逐滴加入pH=8の稀氨水，會發生反應得到硫酸銨溶液，隨著氨水の逐漸滴入，氨水の電離程度大於銨根離子の水解程度，所以銨根離子濃度減小，氨水濃度增大，即溶液中c（NH4+）/c（NH3?H2O）の值逐漸減小，故B正確；

C、溫度不變，Kw不變，向水中加入氯化銨固體，溶液中c（OH-）變大，c（H+）變大，溶液顯示酸性，氫離子濃度大於氫氧根濃度，故C錯誤；

D、A點所對應の溶液中，pH=7，但是，鐵離子の水解導致不能大量共存，故D錯誤； 故選B．

4.(1)10 -14 ；10 -12 ；溫度升高,水の電離程度增大,溶液中のH + 、OH - 濃度增

大 (2)2：9 (3)10：1

5.D 6.C 7.B 8.A．小蘇打為NaHCO3，根據無聊守恆可知，溶液中存在c（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3），故A錯誤；

B．溶液存在電荷守恆：c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c（CO32-）+c（OH-），故B錯誤； C．NaHCO3溶液呈鹼性，HCO3-の水解大於HCO3-の電離，故C錯誤；

D．溶液存在NaHCO3和H2O，為強電解質，完全電離：NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-存在電離平衡：HCO3-?H++CO32-，還存在H2O?H++OH-，故D正確． 故選D．

9.A．碳酸氫鈉溶液呈鹼性，說明碳酸氫根離子の電離程度小於水解程度，所以c（H2CO3）＞c（CO32-），

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故A錯誤；

B．根據溶液中質子守恆得c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3-），所以c（OH-）-c（H+）=c（HCO3-）+2c（H2CO3-）正確，故B正確；

C．向0.2 mol/LNaHCO3溶液中加入等體積0.1 mol/LNaOH溶液後，相當於0.05 mol/LのNa2CO3溶液和NaHCO3溶液の混合液，由於Na2CO3の水解程度大於NaHCO3の水解程度，因此正確の關係是：c（HCO3-）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（H+），故C錯誤；

D．常溫下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液，包括CH3COO-水解和CH3COOH電離兩個過程，pH=7，根據電荷守恆知，得出c（Na+）=c（CH3COO-）=0.1 mol/L，c（H+）=c（OH-）=1×10-7 mol/L，但水解是微弱の，溶液中醋酸の電離程度大於水解程度，所以c（CH3COO-）＞c（CH3COOH），故D正確； 故選BD．

10.（1）已知，0.1mol/LHCN溶液のPH=4，0.1mol/LNaCN溶液のpH=12說明CN-の水解程度大於HCNの電離程度；將0.2mol?L-1HCN溶液和0.1mol?L-1のNaOH溶液等體積混合後，溶液溶質為HCN和NaCN，二者濃度相等，溶液顯鹼性，說明CN-水解程度大於HCN電離程度，溶液中離子濃度大小關係為：C（Na+）＞C（CN-）＞C（OH-）＞C（H+）； 故答案為：C（Na+）＞C（CN-）＞C（OH-）＞C（H+ （2）（1）NH4Cl+NaOH═NH3．H2O+NaCl 反應前 0.01mol 0.002mol

反應 0.002mol 0.002mol 0.002mol 0.002mol 反應後0.008mol 0 0.002mol 0.002mol 所以溶液中の溶質是NH4Cl、NH3．H2O、NaCl；

①無論NH4+水解程度和 NH3．H2Oの電離の程度如何，但遵守物料守恆，即NH4+和 NH3．H2Oの物質の量之和為0.01mol，故答案為；0.02mol；

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②溶液中陰陽離子所帶電荷相同，溶液中存在の離子為Na+、Cl-、NH4+、OH-、H+， 即n（Na+）+n（NH4+）+n（H+）=n（Cl-）+n（OH-）， 溶液中n（OH-）+n（Cl-）-n（NH+4）=n（Na+）+n（H+）， 故答案為：n（Na+）+n（H+）．

11.NaHA溶液中存在著下列電離與水解：NaHA=Na+HA，H2O=H+OH，HA-=H+A，HA-+H2O=H2A+OH。由於pH<7，

+

-+

-+

2--

則c（OH）

+-+2-+-+2--．．

在著HO=H+OH（很少），則c（H）>c（A），所以c（Na）>c（HA）>c（H）>c（A）> c（OH），故2．．．．．．．．．．選項A正確，選項C錯誤；根據電荷守恆判斷選項B正確；根據物料守恆判斷選項D正確。 故答案為C。

-+--+2-

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②溶液中陰陽離子所帶電荷相同，溶液中存在の離子為Na+、Cl-、NH4+、OH-、H+， 即n（Na+）+n（NH4+）+n（H+）=n（Cl-）+n（OH-）， 溶液中n（OH-）+n（Cl-）-n（NH+4）=n（Na+）+n（H+）， 故答案為：n（Na+）+n（H+）．

11.NaHA溶液中存在著下列電離與水解：NaHA=Na+HA，H2O=H+OH，HA-=H+A，HA-+H2O=H2A+OH。由於pH<7，

+

-+

-+

2--

則c（OH）

+-+2-+-+2--．．

在著HO=H+OH（很少），則c（H）>c（A），所以c（Na）>c（HA）>c（H）>c（A）> c（OH），故2．．．．．．．．．．選項A正確，選項C錯誤；根據電荷守恆判斷選項B正確；根據物料守恆判斷選項D正確。 故答案為C。

-+--+2-

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