【百强校】2015-2016学年河北省冀州中学高二上第二次月考化学试

【百强校】2015-2016学年河北省冀州中学高二上第二次月考化学试

卷（带解析）

一、选择题

1.下列有关叙述中正确的是

A ．同一弱电解质溶液，温度不同时，导电能力相同

B ．强电解质的水溶液导电能力一定比弱电解质的水溶液导电能力强

C ．强电解质在水溶液中的电离过程是不可逆的

D ．易溶于水的电解质一定是强电解质

【答案】C

【解析】

试题分析：弱电解质存在电离平衡，电离过程是吸热过程，温度改变，电离平衡移动，离子浓度不同，导电能力不同，故A 错误；强电解质溶液导电能力不一定很强，导电能力由离子浓度大小和离子所带电荷数决定，如硫酸钡是强电解质，但其水溶液导电能力却很弱，故B 错误；依据强电解质概念分析，水溶液中完全电离的电解质为强电解质，不存在电离平衡，故C 正确；醋酸是弱电解质，但能溶解于水，故D 错误。

考点：考查了电解质强弱的本质区别，涉及导电能力取决于溶液中离子浓度的大小理论。

2.下列关于电解质说法正确的是

A ．在熔融状态或溶于水能导电的物质叫电解质

B ．电解质在通电时发生电离

C ．熔融的KOH 导电，所以KOH 是电解质

D ．NaCl 晶体不导电，所以NaCl 不是电解质

【答案】C

【解析】

试题分析：在熔融状态或溶于水能导电的化合物叫电解质，A 错误；电解质在水溶液或熔融状态下发生电离然后才能通电，B 错误；熔融的KOH 导电，KOH 是化合物，故KOH 是电解质，C 正确；NaCl 晶体不导电，但在熔融或水溶液里能导电，NaCl 是电解质，D 错误。 考点：有关电解质概念的认识

3.下列电离方程式正确的是

A ．NaHSO 4Na +＋H +＋SO 42-

B ．HCO 3-+H 2O=== H 3O +＋CO 32-

C ．HClO===H +＋ClO -

D．H

2

S H+＋HS-【答案】D

【解析】

试题分析：NaHSO

4在水溶液里能完全电离出Na+、H+、SO

4

2-，A错误；HCO

3

-电离是弱电离，

存在电离平衡，B错误；HClO是弱酸，不能完全电离，C错误；H

2

S是二元弱酸，分步电离，存在电离平衡，D正确。

考点：强弱电解质的电离及电离平衡。

4.将1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表明已达到电离

平衡状态的是

A．醋酸的浓度达到1 mol·L－1

B．H＋的浓度达到0．5 mol·L－1

C．醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0．5 mol·L－1

D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分子的速率相等

【答案】D

【解析】

试题分析：无论醋酸是否达到平衡状态，该溶液中醋酸浓度都是1mol/L，所以不能据此判断

醋酸是否达到电离平衡状态，A错误；氢离子浓度为0．5mol?L-1不能说明醋酸的电离和生成

速率相等，所以不能说明达到平衡状态，B错误；醋酸的浓度、醋酸根离子的浓度、H+的浓

度均为0．5mol?L-1，不能说明醋酸的电离和生成速率相等，所以不能说明达到平衡状态，C

错误；醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等，即正逆反应速率相等，则该反应达到平衡状态，D正确。

考点：弱电解质的电离及电离平衡的判断

5.在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是

A．1mol/L甲酸溶液中c（H+）约为1×10-2mol/L

B．甲酸能与水以任意比互溶

C．10mL 1mol/L甲酸恰好跟10 mL 1mol/L NaOH溶液完全反应

D．在相同条件下，甲酸的导电性比强酸溶液的导电性弱

【答案】A

【解析】

试题分析：1mol/L甲酸溶液中c（H+）约为1×10-2mol/L，甲酸中氢离子浓度小于1mol/L，说

明甲酸部分电离，则证明甲酸是弱电解质，A正确；甲酸能与水以任意比互溶，说明甲酸溶

解性较大，不能说明甲酸部分电离，则不能证明甲酸是弱电解质，B错误；10mL1mol/L甲酸

恰好与10mL1mol/LNaOH溶液完全反应，证明甲酸是一元酸，不能说明甲酸部分电离，则不

能证明甲酸是弱电解质，C 错误；相同条件下，甲酸溶液的导电性比强酸溶液的弱，如果强酸为二元强酸就不能比较，故不能说明甲酸电离不完全为弱电解质，D 错误。

考点：考查了电解质强弱判断

6.用0．01 mol·L －1NaOH 溶液完全中和pH ＝3的下列溶液各100 mL ，需NaOH 溶液体积最大的是

A ．盐酸

B ．醋酸

C ．硝酸

D ．硫酸

【答案】B

【解析】

试题分析：pH=3的各酸溶液中c （H +）=0．001mol/L ，发生反应的本质为H ++OH -=H 2O ，盐酸、

硫酸、硝酸都是强酸，完全电离，三者消耗氢氧化钠的体积相等；醋酸为弱酸，溶液中只有部分发生电离，溶液中存在大量的醋酸分子，氢离子反应后会继续提供氢离子，消耗氢氧化钠的体积最大，选项B 符合题意。

考点：考查酸碱中和反应的本质及强弱电解质。

7.等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸比较，下列说法错误的是

A ．溶液中pH 醋酸比盐酸大

B ．与足量的锌粉反应产生的氢气体积相同

C ．与足量锌粒反应时，一开始盐酸的速率快

D ．能中和NaOH 溶液的物质的量醋酸较少

【答案】D

【解析】

试题分析：等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸，说明溶液里HCl 和CH 3COOH 的物质的量

相等，因盐酸是强酸完全电离溶液里氢离子浓度大，溶液的pH 小，A 正确；因HCl 和CH 3COOH 的物质的量相等，与足量的锌粉反应产生的氢气体积相同，B 正确；因盐酸溶液里

氢离子浓度大，与锌粒反应时，一开始盐酸的速率快，C 正确；溶液里HCl 和CH 3COOH 的物质的量相等，能中和NaOH 溶液的物质的量相等，D 错误。

考点：强弱电解质的电离，涉及溶液的pH 计算、反应速率的比较及酸碱中和反应的本质。

8.在0．1 mol·L -1 NH 3·H 2O 溶液中存在如下电离平衡：NH 3·H 2O

NH 4+ + OH - 。对于该平衡，下列叙述中正确的是

A ．加入水时，溶液中c （OH -）/ c （NH 3·H 2O ）增大

B ．加入少量NaOH 固体，平衡向逆反应方向移动，电离平衡常数减小

C ．加入少量0．1 mol·L -1 HCl 溶液，溶液中c （OH -）增大

D ．降低温度，溶液中c （NH 4+）增大

【答案】A

【解析】

试题分析：加水稀释时，促进一水合氨电离，氢氧根 离子的物质的量增大，一水合氨的物质的量减小，所以溶液中氢氧根离子浓度与一水合氨分子浓度之比增大，A 正确；向氨水中加入少量氢氧化钠，溶液中氢氧根离子浓度增大，则抑制一水合氨电离，温度不变，电离平衡常数不变，B 错误；向氨水中加入少量浓盐酸，氢离子和氢氧根离子反应生成水，所以氢氧根离子浓度减小，C 错误；一水合氨的电离是吸热反应，降低温度抑制其电离，则溶液中铵根离子浓度减小，D 错误。

考点：考查了弱电解质的电离及影响弱电解质电离的因素。

9.下列图中，能正确表示饱和H 2S 溶液中通入过量SO 2后溶液导电情况的是

【答案】D 【解析】

试题分析：溶液导电性与溶液中自由移动的带电的微粒有关，离子浓度越大，导电能力越强；

H 2S 溶液中发生电离：H 2S H ++HS -，HS -H ++S 2-，溶液中有自由移动的离子，具有导电能

力；当SO 2通入到饱和的H 2S 溶液中会发生如下反应：SO 2+2H 2S ═3S↓+2H 2O ，溶液中几乎无离子，导电能力为零；再通入SO 2气体，它与水反应SO 2+H 2O ═H 2SO 3，H 2SO 3为二元弱酸，电离出自由移动的离子，导电能力增强；选项D 符合题意。 考点：考查硫化氢和二氧化硫的性质

10.常温下，若溶液中由水电离产生的c （OH －

）＝1×10－14

mol·L －1

，满足此条件的溶液中一定

可以大量共存的离子组是 A ．Al 3

＋ Na ＋NO 3－ Cl －

B ．K ＋

Na ＋

Cl －

NO 3－ C ．K ＋

Na ＋

Cl －

AlO 2－ D ．K ＋ NH 4＋SO 42－NO 3－ 【答案】B 【解析】

试题分析：室温下，若溶液中由水电离产生c （OH -）=1×10-14

mol?L -1

，为酸或碱溶液，碱性溶

液中不能大量存在Al 3+

，故A 错误；酸、碱性溶液这该组离子之间均不反应，可大量共存，故B 正确；酸性溶液这不能大量存在AlO 2-，故C 错误；碱性溶液这不能大量存在NH 4+，故D 错误。

考点：考查离子的共存与离子反应

11.高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：

从以上表格中判断以下说法中不正确的是

A ．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离

B ．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸

C ．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H 2SO 4===2H ＋＋SO 42－

D ．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区别这四种酸的强弱

【答案】C

【解析】

试题分析：根据电离平衡常数知，在醋酸中这几种酸都不完全电离，但在水中，这几种酸完全电离，故A 错误；在醋酸中，高氯酸的电离平衡常数最大，所以高氯酸的酸性最强，故B

错误；在冰醋酸中硫酸存在电离平衡，所以其电离方程式为H 2SO 4?H ++HSO 4-，故C 错误；这

四种酸在水中都完全电离，在冰醋酸中电离程度不同，所以水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱，故D 正确。

考点：考查电解质在特殊溶剂里的电离

12.把0．05 mol NaOH 固体分别加入到100 mL 下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是

A ．自来水

B ．0．5 mol·L -1的盐酸

C ．0．5 mol·L -1的CH 3COOH 溶液

D ．0．5 mol·L -1的KCl 溶液

【答案】B

【解析】

试题分析：导电能力的大小，要比较单位体积内离子浓度的多少。因水是极弱的电解质，导电性极弱，加入氢氧化钠后，氢氧化钠是强电解质，溶液中主要的是钠离子和氢氧根，导电性增强，故A 错误；未加氢氧化钠固体，导电的有氯离子和氢离子，加入氢氧化钠后主要是钠离子，氯离子，未反应的氢离子，而参加反应的氢离子正好与钠离子的量相当，所以导电性变化不大，故B 正确；原来是弱电解质，离子较少，加入强碱以后，变为强电解质，导电能力增强，故C 错误；氯化钾为强电解质，加入NaOH 后是两种强电解质，离子的浓度变化大，故导电性变化较大，故D 错误。

考点：考查溶液中离子浓度大小比较，以此判断溶液的导电性，溶液混合后导电能力变化的大小。

13.常温下，pH=13的强碱溶液和pH=2的强酸溶液混合，所得溶液的pH=11，则强碱溶液和强酸溶 液的体积之比为

A ．11:1

B ．9:1

C ．1:11

D ．1:9

【答案】D

【解析】

试题分析：pH=13的强碱溶液中c （OH -）=0．1mol/L ，pH=2的强酸溶液中c （H +

）

=0．01mol/L ，混合液的pH=11，则混合溶液中c （OH -）=10-3mol/L=

，解得：V 碱/V 酸=1/9，选项D 符合题意。

考点：考查了pH 的简单计算，根据混合溶液中氢氧根离子浓度计算公式进行计算即可，注意溶液酸碱性与溶液pH 的关系。

14.在不同温度下，水达到电离平衡时c （H ＋）与c （OH －）的关系如图所示，下列说法中正确的是

A ．100 ℃时，pH ＝12的NaOH 溶液和pH ＝2的H 2SO 4溶液等体积混合时恰好中和，所得溶

液的pH 等于7

B ．25 ℃时，0．2 mol/L Ba （OH ）2溶液和0．2 mol/L HCl 溶液等体积混合，所得溶液的pH

等于7

C ．25 ℃时，0．2 mol/L NaOH 溶液与0．2 mol/L 醋酸等体积混合后恰好中和，所得溶液pH 等于7

D ．25 ℃时，pH ＝12的氨水和pH ＝2的H 2SO 4溶液等体积混合，所得溶液的pH 大于7

【答案】D

【解析】

试题分析：100℃时水的离子积为10-12，溶液为中性是溶液的pH=6，故A 错误；25℃时，0．2 mol/L Ba （OH ）2溶液和0．2 mol/L HCl 溶液等体积混合，所得溶液中氢氧根离子浓度为

0．1mol/L ，溶液的pH 等于13，故B 错误；25℃时，0．2 mol/L NaOH 溶液与0．2 mol/L 乙酸溶液恰好中和，反应生成了乙酸钠，醋酸根离子水解，溶液显示碱性，溶液的pH ＞7，故C 错误；25℃时，pH=12的氨水和pH=2的H 2SO 4溶液等体积混合，一水合氨为弱电解质，溶

液中部分电离出氢氧根离子，所以混合后氨水过量，溶液显示碱性，溶液的pH ＞7，故D 正确。

考点：考查了pH 的简单计算、水的电离及及其影响。

15.常温时，纯水中由水电离的c （H ＋）＝a ，pH ＝1的盐酸中由水电离的c （H ＋）＝b,0．2

mol/L 的盐酸与0．1 mol/L 的氢氧化钠溶液等体积混合后，由水电离的c （H ＋）＝c ，则a 、b 、

c 的关系正确的是

A ．a ＞b ＝c

B ．a ＞c ＞b

C ．c ＞b ＞a

D ．b ＞c ＞a

【答案】B

【解析】

试题分析：0．2mol?L -1的盐酸与0．1mol?L -1的氢氧化钠溶液等体积混合，反应后的溶液中含

有氯化钠和盐酸，溶液中氢离子浓度0．05mol?L -1，盐酸中的氢离子抑制了水的电离，氢离

子浓度越大，水的电离程度越小，pH=1的盐酸中，氢离子浓度为0．1mo/lL ，所以a 、b 、c 的关系是a ＞c ＞b ，选项B 符合题意。

考点：考查影响水电离的因素

16.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的①NaOH 固体②H 2O ③NH 4Cl 固体④CH 3COONa 固体⑤NaNO 3固体⑥KCl

溶液

A ．②④⑥

B ．①②

C ．②③⑤

D ．②④⑤⑥

【答案】A

【解析】

试题分析：Fe 与盐酸反应的实质为Fe+2H +═Fe 2++H 2↑，为了减缓反应速度，且不影响生成氢

气的总量，则可减小氢离子的浓度，但不改变氢离子的物质的量，

①加入NaOH 固体，氢离子的物质的量及浓度均减小，故①错误；

②加入H 2O ，减小氢离子的浓度，但不改变氢离子的物质的量，故②正确；

③加入NH 4Cl 固体，氢离子的浓度、氢离子的物质的量都没有变化，故③错误；

④加入CH 3COONa 固体与盐酸反应生成弱酸，减小氢离子的浓度，但不改变氢离子的物质的

量，故④正确；

⑤加入NaNO 3固体，氢离子的浓度、氢离子的物质的量都没有变化，故⑤错误；

⑥加入KCl 溶液，减小氢离子的浓度，但不改变氢离子的物质的量，故⑥正确；

显然②④⑥正确，选项A 正确。

考点：考查影响化学反应速率的因素

17.下列叙述正确的是

A ．常温下，pH 值等于14与pH 值等于12的两种NaOH 溶液等体积混和后，c （H ＋）＝（10－14＋10－10）/2

B ．常温下，浓度为1×10－10mol/L 的KOH 溶液的pH 值最接近于4

C ．氨水加水稀释，溶液中除水以外的所有粒子的浓度都减小

D ．常温下，相同温度下pH 值等于1的盐酸溶液中水的电离程度与pH 值等于13的Ba （OH ）2

溶液中水的电离程度相等 【答案】D

【解析】

试题分析：常温下，pH 值等于14与pH 值等于12的两种NaOH 溶液等体积混和后，溶液里

的H +浓度应该先计算出溶液里的OH -浓度（10-2V+1V ）/2Vmol?L -1=0．505mol?L -1，再根据K w 计算出溶液里H +的浓度为1×10-14/0．505mol?L -1，A 错误；常温下，浓度为1×10－10mol/L 的KOH 溶液的pH 值等于4，B 错误；氨水加水稀释，促进NH3H2O 的电离，但OH-浓度减小，因Kw 不变，溶液里H+浓度增大，C 错误；常温下，相同温度下pH 值等于1的盐酸溶液中H+浓度为0．1mol/L ，pH 值等于13的Ba （OH ）2溶液中OH-浓度为0．1mol/L ，盐酸与Ba

（OH ）2溶液对水的电离起抑制作用，两溶液中水的电离程度相等，D 正确。

考点：有关溶液pH 的计算及影响水的电离因素。

18.用0．1 mol/L NaOH 溶液滴定0．1 mol/L 盐酸，如达到滴定终点时不慎多加1滴NaOH 溶液（1滴溶液体积约为0．05 mL ），继续加水至50 mL ，所得溶液的pH 是

A ．4

B ．7．2

C ．10

D ．11．3

【答案】C

【解析】

试题分析：终点时不慎多加了1滴NaOH 溶液，即0．05mL ，继续加水至50mL ，反应后溶液

中c （OH -）=0．05/50×0．1mol ．L -1=10-4mol ．L -1，

根据c （H +）c （OH -）=10-14，则c （H +）=10-10mol/L ，pH=10，选项C 符合题意。

考点：考查酸碱的混合计算

19. 某探究小组在某温度下测定溶液的pH 值时发现，0．01mol/L 的 NaOH 溶液中，由水电离

出的c （H +）·c （OH －）= 10－22，则该小组在该温度下测得0．01mol/L 的 NaOH 溶液的pH 值

应为

A ．13

B ．12

C ．11

D ．10

【答案】C

【解析】

试题分析：某温度下0．01mol?L -1的NaOH 溶液中，由水电离出的c （H +）?c （OH -）=10

-22（mol?L -1）2，c （H +）=c （OH -）=10-11mol/L ，则K W =c （H +）?c （OH -）=10-11mol/L×0．01mol/L=10-13（mol?L -1）2，则0．01mol/L 氢氧化钠溶液中c （H +）=10-

13/0．01mol/L ＝10?11mol/L ，则溶液的pH=11，选项C 符合题意。

考点：考查pH 的简单计算，涉及不同温度下不的离子积常数计算。

20.在体积都为1L ，pH 都等于2的盐酸和醋酸溶液中，投入0．65 g 锌粒，则下图所示比较符合客观事实的是

【答案】C

【解析】

试题分析：体积都为1L，pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，

n（CH

COOH）＞n（HCl）=0．01mol，0．65g锌粒的物质的量=0．65g/g?mol-1=0．01mol，3

↑，盐酸酸溶液中氢离子不足，锌剩余0．005mol，醋酸溶液中存锌和酸反应Zn+2H+=Zn2++H

2

在电离平衡，平衡状态下的氢离子不足，但随着反应进行，醋酸又电离出氢离子进行反应，放出的氢气一定比盐酸多，开始时由于氢离子浓度相同，开始的反应速率相同，反应过程中醋酸溶液中的氢离子浓度始终比盐酸溶液中的氢离子浓度大，所以反应速率快；反应后，醋酸有剩余，导致醋酸溶液中pH小于盐酸溶液中；A．产生氢气的量从0开始逐渐增多，最终由于醋酸电离平衡的存在，生成氢气的量比盐酸多，反应过程中氢离子浓度大于盐酸溶液中氢离子浓度，和同量锌反应速率快，故图象不符合题意，故A错误；B．反应开始氢离子浓度相同，反应速率相同．曲线从相同速率开始反应，但醋酸溶液中存在电离平衡，反应过程中醋酸溶液中的氢离子浓度始终比盐酸溶液中的氢离子浓度大，所以醋酸溶液反应过程中反应速率快，所以图象不符合题意，故B错误；C．刚开始时，溶液的pH值为2，由于醋酸电离平衡的存在，反应过程中氢离子浓度大于盐酸溶液中氢离子浓度，所以醋酸反应速率始终大于盐酸反应速率，反应后，醋酸有剩余，所以生成的氢气的量比盐酸多，故C正确；D．反应开始氢离子浓度相同，反应过程中醋酸存在电离平衡，醋酸溶液中的氢离子浓度始终比盐酸溶液中的氢离子浓度大，故D错误。

考点：考查化学反应速率的影响条件、弱电解质的电离平衡的应用及图象分析能力。

21.常温下，向0．1 mol/L的硫酸溶液中逐滴加入物质的量浓度相同的氢氧化钡溶液，生成沉淀的量与加入氢氧化钡溶液的体积关系如图所示，a、b、c、d分别表示实验时不同阶段的溶液，下列有关说法中不正确的是

A．溶液的pH：a＜b＜c＜d

B．溶液的导电能力：a＞b＞d＞c

C．a、b溶液呈酸性

D．c、d溶液呈碱性

【答案】D

【解析】

试题分析：硫酸和氢氧化钡反应方程式为Ba 2++2OH -+SO 42-+2H +=BaSO 4↓+2H 2O ，根据方程式知，

随着反应的进行，溶液中离子浓度逐渐减小直至其完全反应，A ．硫酸溶液呈酸性，随着氢氧化钡的加入，溶液中氢离子浓度逐渐减小，pH 逐渐增大，所以溶液的pH ：a ＜b ＜c ＜d ，故A 正确；B ．溶液导电能力与离子浓度成正比，溶液中离子浓度先减小后增大，所以溶液导电能力先减小后增大，溶液导电能力为a ＞b ＞d ＞c ，故B 正确；C ．硫酸溶液呈酸性，随着氢氧化钡的加入，溶液中氢离子浓度逐渐减小，酸性减弱，a 、b 点碱不足量，所以溶液呈酸性，故C 正确；D ．c 点酸碱恰好反应生成硫酸钡和水，d 点氢氧化钡过量，所以c 溶液呈中性、d 溶液呈碱性，故D 错误。

考点：以硫酸和氢氧化钡反应为载体考查溶液pH 变化、溶液导电性变化等知识点。

22.在一定体积pH ＝12的Ba （OH ）2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO 4溶液。

当溶液中的Ba 2＋恰好完全沉淀时，溶液pH ＝11。若反应后溶液的体积等于Ba （OH ）2溶液与NaHSO 4溶液的体积之和，则Ba （OH ）2溶液与NaHSO 4溶液的体积比是

A ．1∶9

B ．1∶1

C ．1∶2

D ．1∶4

【答案】D

【解析】

试题分析：pH=12的Ba （OH ）2溶液中C （OH -）=10-2mol/L ，设溶液体积为x ，得到氢氧根离子物质的量为x×10-2mol ；反应的硫酸氢钠物质的量为0．5x×10-2mol ；设硫酸氢钠溶液体积为y ，依据反应Ba （OH ）2+NaHSO 4=BaSO 4↓+H 2O+NaOH ，混合后溶液pH=11，计算得到溶液中

氢氧根离子浓度为10-3mol/L ；所以得到：

=10-3

；得到x ：y=1：4，选项D 符合题意。

考点：考查酸碱反应的综合计算及溶液pH 的计算应用。

23.电离度是描述弱电解质电离程度的物理量，电离度＝（已电离的物质的量/原来的总物质

的量）×100%。现取20 mL pH ＝3的CH 3COOH 溶液，加入0．2 mol·L －1的氨水，测得溶液导

电性变化如图，则加入氨水前CH 3COOH 的电离度为

A ．0．5%

B ．1．5%

C ．0．1%

D ．1%

【答案】D

【解析】

试题分析：根据图象分析，当氨水的体积为10ml 时导电性最强，说明刚好与醋酸完全反应，

所以醋酸的浓度为：0．2×10/20=0．1mol?L -1，再根据pH=3的 CH 3COOH 溶液，则氢离子浓度为：10-3mol?L -1，所以CH 3COOH 的电离度为10-3/0．1×100%=1%，选项D 符合题意。

考点：考查醋酸的电离度的计算

24.常温下，0．1 mol·L－1某一元酸（HA）溶液中＝1×10－10，下列叙述正确的是

A．溶液中水电离出的c（H＋）＝10－10 mol·L－1

B．溶液中c（H＋）＋c（A－）＝0．1 mol·L－1

C．与0．05 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，水的电离平衡向正向移动

D．上述溶液中加入一定量NaA晶体或加水稀释，溶液的c（OH－）均增大

【答案】CD

【解析】

=c（H+）?c（OH-）=1×10-14，两式中的氢离

试题分析：溶液中c（OH-）/c（H+）=1×10-10，K

w

子浓度是溶液中酸电离出的，氢氧根离子浓度是水电离出的，联立解得c（H+）=0．01mol/L，确定为弱酸溶液，所以溶液中c（OH-）=10-12mol/L，即水电离出的氢离子浓度为10-12mol/L,故A错误；0．1mol?L-1某一元酸（HA）溶液中存在电离平衡，所以根据物料守恒可知c（A-）+c （HA）=0．1mol?L-1，所以c（H+）+c（A-）=0．1mol?L-1是错误的，故B错误；0．1mol?L-1

某一元酸（HA）溶液与0．05mol?L-1NaOH溶液等体积混合后反应，反应后的溶液为等浓度

的酸HA和盐NaA的混合液，溶液里A-的水解将促进水的电离，故C正确；通过计算可知酸

为弱酸存在电离平衡HA H++A-，加水稀释促进电离，氢离子浓度减小，加入一定量NaA

晶体，溶解生成的A-离子抑制了酸的电离，氢离子浓度减小，根据温度一定时溶液中氢离子

浓度与氢氧根离子浓度乘积为常数，加入水和加入一定量NaA晶体，使氢离子浓度减小，氢

氧根离子浓度增大，故D正确；

考点：考查酸碱混合后溶液pH的判断

25.常温下，某一元酸HA溶液的pH为b，且有n（A－）∶n（HA）＝1∶99。某一元强碱溶

液的pH为a。若将1体积的此强碱溶液与100体积的HA溶液混合，恰好完全反应。则a与

b之和为

A．18 B．17 C．16 D．15

【答案】A

【解析】

试题分析：一元酸碱恰好完全反应时，n （酸）= n（碱）, 10a-14 ×1V=10-b/1．0%×10 ,可知

a+b=18，选项A符合题意。

考点：酸碱中和的计算及溶液pH计算，涉及电离度的知识。

二、填空题

1.（每空2分，共6分）

=1×10-13，若将此温度下pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的稀硫

某温度下水的离子积为K

W

酸b L混合（设混合后溶液体积的微小变化忽略不计），试通过填写以下不同情况时两种溶

液的体积比：

（1）若所得混合液为中性，则a∶b＝；

（2）若所得混合液的pH ＝2，则a ∶b ＝ ；

（3）若所得混合液的pH ＝10，则a ∶b ＝ 。

【答案】（1）10：1 （2）9：2 （3）101：9

【解析】

试题分析：若将此温度（t ℃）下，pH=11的苛性钠溶液a L 与pH=1的稀硫酸b L 混合，此时

NaOH 溶液中c （OH -）=10-13/10-11mol/L=0．01mol/L ，稀硫酸溶液中c （H +）=0．1mol/L ，则

（1）若所得混合液为中性，则有0．01a=0．1b ，a ：b=10：1；

（2）若所得混合液的pH=2，则有（0．1b-0．01a ）/（a+b ）=0．01，a ：b=9：2；

（3）若所得混合液的pH ＝10，此时溶液里OH-为10-13/10-10mol/L=0．001mol/L ，则有（0．01a-0．1b ）/（a+b ）=0．001，a ：b=101：9。

考点：酸碱中和计算及水的离子积常数的应用。

2.（每空2分，共10分）

在一定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：CO 2（g ）＋H 2（g ）

CO （g ）＋H 2O （g ） 其化学平衡常数K 和温度t 的关系如下表：

回答下列问题：

（1）该反应的化学平衡常数表达式为K ＝ 。

（2）该反应为 反应（填“吸热”或“放热”）。

（3）能判断该反应是否达到化学平衡状态的依据是 （多选扣分）。

A ．容器中压强不变

B ．混合气体中 c （CO ）不变

C ．υ正（H 2）＝υ逆（H 2O ）

D ．c （CO 2）＝c （CO ）

（4）某温度下，平衡浓度符合下式：c （CO 2）·c （H 2）＝c （CO ）·c （H 2O ），试判断此时的

温度为 ℃。

（5）某温度下，将CO 和水蒸气各1mol 置于体积为1L 的密闭容器中反应，达到平衡后测得CO 2为0．5mol ，再通入4mol 水蒸气，达到新的平衡后CO 2的物质的量等于

______________mol 。

【答案】（1）c （CO ）·c （H 2O ）/c （CO 2）·c （H 2）（2）吸热

（3）BC （4）830 （5）5/6 mol

【解析】

试题分析：（1）因平衡常数等于生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积，CO 2（g ）+H 2（g ）?CO （g ）+H 2O （g ）反应的平衡常数K=；

（2）化学平衡常数的大小只与温度有关，升高温度，平衡向吸热的方向移动，由表可知：升高温度，化学平衡常数增大，说明化学平衡正向移动，因此正反应方向吸热；

（3）反应前后体积不变，恒容条件下压强始终不变，不一定是平衡状态，A 错误；化学平衡时，各组分的浓度不随时间的改变而改变，B 正确；化学平衡状态的标志是v 正=v 逆，所以v 正（H 2）=v 逆（H 2O ）表明反应达到平衡状态，C 正确；c （CO 2）=c （CO ）时，不能表明正逆反

应速率相等，不一定达到了平衡状态，D 错误；选项BC 符合题意；

（4）平衡浓度符合下式：c （CO 2）·c （H 2）＝c （CO ）·c （H 2O ），则K=

=1，此时

对应的温度为830℃；

（5）某温度下，将CO 和水蒸气各1mol 置于体积为1L 的密闭容器中反应，达到平衡后测得CO 2为0．5mol ，

CO 2（g ）＋H 2（g ）CO （g ）＋H 2O （g ） 起始物质的量（mol ）：0 0 1 1

变化物质的量（mol ）：0．5 0．5 0．5 0．5

平衡物质的量（mol ）：0．5 0．5 0．5 0．5

同一容器中气体的浓度之比等于物质的量之比，此时K=1；

CO 2（g ）＋H 2（g ）CO （g ）＋H 2O （g ）

起始物质的量（mol ）：0．5 0．5 0．5 4+0．5

变化物质的量（mol ）：x x x x

平衡物质的量（mol ）：0．5+x 0．5+x 0．5-x 4．5-x

K=1=（0．5-x ）×（4．5-x ）/[（0．5+x ）×（0．5+x ）] 解得x=1/3，0．5+x=5/6。

考点：有关化学平衡的计算及影响平衡的因素，涉及化学平衡常数与平衡状态的标志。

3.（每空2分，共8分）

已知氢氟酸、醋酸、氢氰酸（HCN ）、碳酸在室温下的电离常数分别为：

根据上述数据，回答下列问题：

（1）四种酸中酸性最弱的是_____________________。

（2）写出H 2CO 3电离方程式是 。

（3）写出反应的方程式：足量的氢氟酸与碳酸钠溶液混合：___________ ______， 少量的CO 2通入NaCN 溶液中：_________ _____。

【答案】（1）HCN

（2）H 2CO 3HCO 3—+H +，HCO 3—CO 32—+H +

（3）2HF+Na 2CO 3=2NaF+H 2O+CO 2↑，

NaCN+H 2O+CO 2= HCN+NaHCO 3

【解析】

试题分析：（1）四种酸中HF 电离平衡常数最大，则HF 酸最强，HCN 的电离平衡常数最小，则HCN 酸性最弱；

（2）碳酸为二元弱酸，分步电离，以第一步电离为主，电离方程式为H 2CO 3HCO 3-+H +；HCO 3-CO 32-+H +；

（3）HF 酸性比H 2CO 3强，可发生反应生成NaF 和CO 2，反应的方程式为

2HF+Na 2CO 3=2NaF+H 2O+CO 2↑；

少量的CO 2通入NaCN 溶液中，反应的化学方程式为NaCN+H 2O+CO 2= HCN+NaHCO 3。

考点：弱酸的电离与电离平衡常数

三、实验题

1.（每空2分，共10分）某同学用中和滴定法测定某烧碱的纯度，实验过程如下：

（1）配制待测液：称取4．1 g 固体烧碱样品（杂质不与酸反应）配制成250 mL 溶液。

（2）滴定

①用______________量取10．00 mL 待测液。

②向锥形瓶中加入几滴酚酞，用0．201 0 mol·L －1的标准盐酸滴定待测烧碱溶液，边滴边摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化，直到_______________________时停止滴定。

（3）数据处理

根据上述表格，选取合适的数据，计算待测烧碱溶液的浓度为_____________，烧碱的纯度为___________（保留两位小数）。

（4）一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中和滴定是中学化学中两个典型的定量实验。某

研究性学习小组在实验室中配制盐酸标准溶液，然后用其滴定某未知浓度的NaOH溶液。下

列有关说法中正确的是（多选）

A．实验中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要检漏

B．如果实验中需用80 mL的稀盐酸标准溶液，配制时应选用100 mL容量瓶

C．容量瓶中含有少量蒸馏水，会导致所配标准溶液的浓度偏小

D．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，即装入标准浓度的稀盐酸，则测得的NaOH溶液的浓度将

偏大

E．配制溶液时，定容时俯视读数，则导致实验结果偏大

F．中和滴定时，若在最后一次读数时俯视读数，则导致实验结果偏大

G．锥形瓶用蒸馏水洗浄后，有少量蒸馏水残留，则导致实验结果偏小

H．滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定后气泡消失，则导致实验结果偏大

【答案】（2）①碱式滴定管

②溶液中红色褪去（或红色变为无色）并且半分钟内不复原

（3）0．4000 mol·L－1 97．56%

（4）ABDH

【解析】

试题分析：（2）①烧碱显碱性，故需要用碱式滴定管量取烧碱溶液；

②滴定时，左手控制滴定管的活塞，右手不停地向同一方向摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶中溶液颜色的变化；锥形瓶中为碱性溶液加酚酞为红色，当达到滴定终点时，溶液红色会褪去，并且半分钟内不复原；

（3）第三次实验消耗的盐酸的体积偏大，舍去，则V（标准）═（19．90+20．10+20．00）/3═20．00mL，C（待测）══0．4000mol?L-1，

m═CVM═0．4000mol?L-1×0．25L×40g/mol═4．000g

ω（NaOH）═4．000g/4．100g×100%═97．56%；

（4）A．滴定管、容量瓶都有活塞，在使用前均需要检漏，A正确；

B．因无80ml容量瓶，配制时应选用100 mL容量瓶，B正确；

C．定容时需要添加水，容量瓶中含有少量蒸馏水，对配制溶液浓度无影响，C错误；

D ．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，即装入标准浓度的稀盐酸，标准液的浓度降低，消耗标准液的体积增大，则测得的NaOH 溶液的浓度将偏大，D 正确；

E ．配制溶液时，定容时俯视读数，容量瓶内液面在刻度线的下方，标准液浓度增大，滴定时测定的氢氧化钠浓度偏小，E 错误；

F ．中和滴定时，若在最后一次读数时俯视读数，读数在液面上方，标准液的体积读数偏小，导致实验结果偏小，F 错误；

G ．锥形瓶用蒸馏水洗浄后，有少量蒸馏水残留，对实验结果无影响，G 错误；

H ．滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定后气泡消失，标准液的读数偏大，则导致实验结果偏大，H 正确；

考点：酸碱中和滴定实验

四、计算题

1.有稀硫酸和稀盐酸的混合液10mL ，在此溶液中滴入0．25氢氧化钡溶液时（忽略溶液体积的变化），生成沉淀的量和溶液的pH 变化与加入氢氧化钡溶液液体积的关系如图所示。求：

（1）滴定前盐酸和硫酸的物质的量浓度各为多少？

（2）在B 点时的pH 是多少？（已知lg2=0．3）（无计算过程不得分）

【答案】（1）2mol/L, 0．5 mol/L （2）0．7

【解析】

试题分析：

考点：（1）20ml 时沉淀最大,n （Ba （OH ）2）="C×V=" 0．25mol/L×0．02L= 0．005mol

Ba （OH ）2+H 2SO 4=BaSO 4↓+2H 2O 硫酸与氢氧化钡的物质的量之比为1 :1

所以n （H 2SO 4）= n （Ba （OH ）2）= 0．005mol

H 2SO 4的物质的量浓度 = 0．005mol/0．01L = 0．5mol/L

60ml 时PH=7,恰好与盐酸、硫酸都反应完全,与盐酸反应消耗40ml

n （Ba （OH ）2）="C×V=" 0．25mol/L×0．04L= 0．01mol

Ba （OH ）2+2HCl=BaCl 2+2H 2O

1mol 2mol

所以n （HCl ）= 2n （Ba （OH ）2）= 0．02mol

HCl 的物质的量浓度 = 0．02/0．01 = 2mol/L

（2）在B 点时,可以认为盐酸有剩余一半未反应,混合液体积=10ml+40ml=50ml=0．05L 所以n （H +）剩余= n （HCl ）/2 = 0．01mol

H+的物质的量浓度 = 0．01/0．05 = 0．2mol/L

pH=-lgc （H +）=-lg0．2=-（-1+lg2）=1-0．3=0．7

考点：考查酸碱中和的计算及图像分析

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