2019年高考化學 備考百強校大題狂練系列 專題36 鹽類水解.doc

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專題36 鹽類水解 （滿分60分 時間30分鐘） 姓名：_______________ 班級：_______________ 得分：_______________ 1．已知在25℃時，醋酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數(shù)如下表所示： 電解質 醋酸 碳酸 亞硫酸 電離常數(shù) K=1.7510-5 K1=4.3010-7 K2=5.6110-11 K1=1.0010-2 K2=1.0210-7 （1）寫出亞硫酸的第一級電離平衡常數(shù)表達式：K1=_____________________。 （2）已知NaHSO3溶液顯酸性，寫出溶液中離子濃度大小_____________________。 （3）Na2CO3溶液去油污的原因： _____________________。（用化學用語表示） （4）在相同條件下，試比較①CH3COONa ②NaHCO3 ③Na2SO3水溶液的堿性強弱：（填序號）_____________________。 （5）若保持溫度不變，在醋酸溶液中加入少量醋酸鈉，下列量會變小的是_________。（填序號） A．c(CH3COO-) B．c(H+) C．醋酸電離平衡常數(shù) D．醋酸的電離程度 （6）NaHSO3水解反應的平衡常數(shù)Kb=_______________ mol?L-1。 （7）H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為_________________________________。 【答案】Ka＝c(H+)?c(HSO3-)/c(H2SO3) c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)＞c(SO32-)>c(OH-) CO32-+H2OHCO3-+OH- ③②① BD 110-12 H2SO3+HCO3-＝HSO3-+CO2↑+H2O 【解析】 入少量醋酸鈉，c(CH3COO-)增大，抑制醋酸電離，所以c(H+)減小，B正確；C.溫度不變，醋酸電離平衡常數(shù)不變，C錯誤；D.在醋酸溶液中加入少量醋酸鈉，c(CH3COO-)增大，抑制醋酸電離， 2．“8.12”天津港爆炸中有一定量的氰化物泄露．氰化物多數(shù)易溶于水，有劇毒，易造成水污染．為了增加對氰化物的了解，同學們查找資料進行學習和探究。探究氰化物的性質：已知部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 25℃電離平衡常數(shù) Ki=1.7710﹣4 Ki=5.010﹣10 Ki1=4.310﹣7 Ki2=5.610﹣11 （1）NaCN溶液呈堿性的原因是________________________?。ㄓ秒x子方程式表示） （2）如圖表示常溫下，稀釋HCOOH、HCN兩種酸的稀溶液時，溶液pH隨加水量的變化．下列說法正確的是_________ A．相同濃度的HCOONa和NaCN的混合溶液中，各離子濃度的大小關系是：c（Na+）＞c（CN﹣）＞c（HCOO﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+） B．向NaCN溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為：CN﹣+CO2+H2O=HCN+CO32﹣ C．圖像中a點酸的總濃度小于b點酸的總濃度 D．c點溶液的導電性比a點溶液的導電性弱 （3）H2O2有“綠色氧化劑”的美稱；也可消除水中的氰化物（如KCN），經以下反應實現(xiàn)：KCN+H2O2+H2O═A+NH3↑，則生成物A的化學式為_____。 （4）下列四種離子結合H+能力由弱到強的是______________________________________。 A． HCOO- B． CN- C． CO32- D．HCO3- 【答案】CN﹣+H2O?HCN+OH﹣ CD KHCO3 Ac(H＋)，使溶液顯堿性； 3．（1）25 ℃時，濃度為0.1 molL－1的6種溶液：①HCl，②CH3COOH，③Ba(OH)2，④Na2CO3，⑤KCl，⑥NH4Cl。溶液pH由小到大的順序為________(填寫編號)。 （2）25 ℃時，醋酸的電離常數(shù)Ka＝1.710－5 molL－1，則該溫度下CH3COONa的水解平衡常數(shù)K＝_______molL－1(保留到小數(shù)點后一位)。 （3）25 ℃時，pH＝3的醋酸和pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后，溶液呈________(填“酸性”“中性”或“堿性”)。 （4）25 ℃時，將等體積、等物質的量濃度的醋酸與氨水混合后，溶液的pH＝7，則NH3H2O的電離常數(shù)Ka＝________。 【答案】①②⑥⑤④③ 5.910－10 酸性 1.710－5 molL－1 【解析】 【詳解】（1） 鹽酸和醋酸都為酸，氫氧化鋇為堿，碳酸鈉和氯化鉀和氯化銨為鹽，碳酸鈉為強堿弱酸鹽，其溶液顯堿性，氯化鉀為強酸強堿鹽，為中性，氯化銨為強酸弱堿鹽，其溶液為酸性，相同濃度的鹽酸和醋酸，醋酸中氫離子濃度小于鹽酸，所以pH鹽酸小于醋酸，則這幾種溶液的pH由小到大的順序為：①②⑥⑤④③。 （2）醋酸鈉溶液的水解平衡常數(shù)Kn====5.910－10 。 （3） 25 ℃ 4．電解質水溶液中存在電離平衡、水解平衡、溶解平衡，請回答下列問題。 （1）已知部分弱酸的電離常數(shù)如下表： 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3 電離常數(shù)(25℃) Ka = 1.810－5 Ka=4.3l0-10 Ka1=5.0l0-7 Ka2=5.6l0-11 ①0.1 moI/L NaCN溶液和0.1mol/L NaHCO3溶液中，c（CN-）______c（HCO3 -）（填“>”、“<”或“=”）。②常溫下，pH相同的三種溶液A．CH3COONa B．NaCN C．Na2CO3，其物質的量濃度由大到小的順序是________（填編號）。 ③已知25℃時，CH3COOH(aq)+OH -( aq)=CH3COO-(aq) +H2O（1） △H=-akJ/mol，H+(aq) +OH-(aq) =H2O（1） △H=-b kJ/mol，醋酸電離的熱化學方程式為________________________________________。 ④將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式是______________________________。 ⑤室溫下，—定濃度的CH3COONa溶液pH=9，用離子方程式表示溶液呈堿性的原因是________________，溶液中c(CH3COO—)/c(CH3COOH)___________。 （2）室溫下，用0.100 mol/L鹽酸溶液滴定20.00mL0.l00mol/L 的某氨水溶液，滴定曲線如圖所示。 ①d點所示的溶液中離子濃度由大到小的順序依次為_______________。 ②b點所示的溶液中c(NH3H2O)-c(NH4+)=__________（用溶液中的其它離子濃度表示）。 ③pH =10的氨水與pH =4的NH4C1溶液中，由水電離出的c(H+)之比為____。 【答案】< abc CH3COOH(aq)CH3COO-(aq)+H+(aq) △H=(-a+b)kJ/mol CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3- CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- l.8104 c（C1-）>c（NH4+）>c(H+)>c（OH-） 2 c(H+)-2c(OH-) 10-6 【解析】 【詳解】 （1）①由于Ka(HCN)Ka1(H2CO3)，根據(jù)“越弱越水解”的規(guī)律可知，0.1mol/LNaCN溶液中CN-的水解能力大于0.1mol/LNaHCO3溶液中HCO3-的水解能力，則c(CN-)c(HCO3-)，故答案為：＜； 答案為：l.8104； （2）①d點時加入20mL鹽酸，兩溶液恰好反應生成氯化銨，銨根離子水解溶液顯示酸性，則c(H+)＞c(OH-)，根據(jù)電荷守恒可知c(Cl- )＞c(NH4+)，則溶液中離子濃度大小為：c(Cl- )＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)，故答案為：c(C1-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)； ②b點加入的鹽酸體積為氨水體積的，等濃度的兩溶液反應后，混合液中含有等濃度的氨水和氯化銨，由于一水合氨的電離程度大于銨根離子的水解程度，則溶液顯示堿性，由溶液中電荷守恒和物料守恒計算分析可知，電荷守恒為：c(NH4+)+c(H+)=c(C1-)+c(OH-)，由物料守恒可得：c(NH4+)+c(NH3?H2O)=2c(C1-)，溶液中c(NH3?H2O)-c(NH4+)=2 c(H+)-2c(OH-)，故答案為：c(NH3H2O)-c(NH4+)=2c(H+)-2c(OH-)； 【點睛】 在溶液中，水電離的氫離子濃度與溶液中的氫離子濃度的關系是學生易錯點，一般性況下，在酸的溶液中，由水電離出的氫離子濃度＝溶液中氫氧根離子濃度；在堿的溶液中，由水電離出的氫離子濃度＝溶液中的氫離子濃度；在水解顯堿性的鹽的溶液中，由水電離出的氫離子濃度=溶液中的氫氧根離子濃度；在水解顯酸性的鹽的溶液中，氫離子和氫氧根離子全部是由水電離出的，由水電離出的氫離子濃度=溶液中的氫離子濃度。