2019高考化学一轮复习 主题21 水的电离和溶液的酸碱性（含解析）（打包7套）.zip

1主题 21:水的电离和溶液的酸碱性李仕才命题 溶液的 pH及计算 酸碱中和滴定1.(2016年全国Ⅰ卷,12)298 K 时,在 20.0 mL 0.10 mol·L-1氨水中滴入 0.10 mol·L-1的盐酸,溶液的 pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知 0.10 mol·L-1氨水的电离度为1.32%,下列有关叙述正确的是( )。A.该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂B.M点对应的盐酸体积为 20.0 mLC.M点处的溶液中 c(N)=c(Cl-)=c(H+)=c(OH-)D.N点处的溶液中 pH②③2【解析】H 2S中存在两步可逆电离, c(H+)=1×10-5 mol·L-1c(HS-),A项错误;一水合氨是弱电解质,加水稀释时促进其电离平衡正向移动, c(OH-)减小程度小于 10倍,即 ab+1,B项错误;混合溶液中存在电荷守恒: c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2 )+2c(C2),C项错误;组成𝑂‒4盐的酸根对应的酸越弱,该盐的水解程度越大,pH 相等时,其浓度越小,HC 对应的弱酸是𝑂‒3H2CO3,D项正确。【答案】D命题角度重点考查 pH的计算、酸碱中和滴定曲线、曲线上的点对应溶液的组成与 pH的关系以及中和滴定误差分析等备考启示在复习中,应以水的电离和水的离子积、溶液的酸碱性和溶液 pH的计算、酸碱中和滴定操作与曲线、误差分析为基础,重点掌握溶液酸、碱性与溶液中氢离子、氢氧根离子浓度的关系,重点训练有关 pH的计算、酸碱中和滴定以及滴定曲线的应用等方面的试题1主题 21:水的电离和溶液的酸碱性李仕才考点一 水的电离一、水的电离(1)水是极弱的电解质,水的电离方程式为 H2O+H2O H3O++OH-,或简写为 H2O H++OH-。(2)25 ℃时,纯水中 c(H+)=c(OH-)=① ;任何水溶液中,由水电离出的 c(H+)与 c(OH-)都相等。 二、水的离子积常数三、外界条件对水的电离平衡的影响体系变化条件 平衡移动方向Kw水的电离程度c(OH-) c(H+)酸 逆 不变 减小 减小 增大碱 逆 不变 减小 增大 减小Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小可水解NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大2的盐升温 正 增大 增大 增大 增大温度降温 逆 减小 减小 减小 减小其他(如加入Na) 正 不变 增大 增大 减小【答案】①1×10 -7 mol·L-1 ②1×10 -14 ③温度④增大 ⑤电解质1.一定温度下,水中存在 H2O H++OH- Δ H=Q(Q0)的平衡,下列叙述一定正确的是( )。A.向水中滴入少量稀盐酸,平衡逆向移动, Kw减小B.将水加热, Kw增大,pH 不变C.向水中加入少量金属 Na,平衡逆向移动, c(H+)减小D.向水中加入少量硫酸钠固体, c(H+)和 Kw均不变【解析】A 项,向水中滴入少量稀盐酸,平衡逆向移动,温度不变, Kw不变,错误;B 项,升高温度,促进水的电离, Kw增大, c(H+)增大,pH 减小,错误;C 项,向水中加入少量金属钠,反应消耗 H+,使水的电离平衡正向移动, c(H+)减小,错误;D 项,向水中加入硫酸钠固体后,不影响水的电离平衡, c(H+)和 Kw均不变,正确。【答案】D2.(2015年广东理综,11)一定温度下,水溶液中 H+和 OH-的浓度变化曲线如图所示,下列说法正确的是( )。A.升高温度,可能引起由 c向 b的变化B.该温度下,水的离子积常数为 1.0×10-13C.该温度下,加入 FeCl3可能引起由 b向 a的变化D.该温度下,稀释溶液可能引起由 c向 d的变化 3【解析】A 项,图中曲线上的点代表某温度下的水的电离平衡,升高温度,水的离子积常数发生改变,所以升温不可能引起由 c向 b的变化,错误;B 项,b 点对应的 c(H+)=c(OH-),Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14,错误;C 项,Fe 3+水解显酸性,而图中 a点: c(OH-)c(H+),正确;D项,c 点和 d点对应的温度不同,所以稀释溶液不会引起由 c向 d的变化,错误。【答案】C3.在 25 ℃时,某稀溶液中由水电离产生的 c(H+)为 1×10-13 mol·L-1,下列有关该溶液的叙述,正确的是( )。A.该溶液可能呈酸性B.该溶液一定呈碱性C.该溶液的 pH一定是 1D.该溶液的 pH不可能为 13【解析】在 25 ℃时,某稀溶液中由水电离产生的 c(H+)为 1×10-13 mol·L-11×10-7 mol·L-1,说明溶液中的溶质抑制了水的电离,溶质为酸或碱,溶液可能呈酸性或碱性,A 项正确,B 项错误;如果该溶液呈酸性,则溶液的 pH=1,如果该溶液呈碱性,则溶液的 pH=13,C、D两项均错误。【答案】A4.已知 NaHSO4在水中的电离方程式为 NaHSO4 Na++H++S。某温度下,向 c(H+)=1×10-6 mol·L-1的蒸馏水中加入 NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的 c(H+)=1×10-2 mol·L-1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )。A.该温度高于 25 ℃B.由水电离出来的 H+的浓度为 1×10-10 mol·L-1C.加入 NaHSO4晶体会抑制水的电离D.取该溶液加水稀释 100倍,溶液中的 c(OH-)减小【解析】该温度下,蒸馏水中 c(H+)=1×10-6 mol·L-1,大于 25 ℃时纯水中的 c(H+),该温度高于 25 ℃,A 项正确;此温度下 Kw=1×10-12,该 NaHSO4溶液中 c(OH-)= mol·L-1=1×10-10 mol·L-1,由水电离出的 c(H+)与溶液中的 c(OH-)相等,为 1×10-10 mol·L-1,B项正确;加入 NaHSO4后,NaHSO 4电离出的 H+抑制了水的电离,C 项正确;加水稀释时,该溶液中 c(H+)减小,而 Kw不变, c(OH-)增大,D 项错误。【答案】D溶液中 H+或 OH-的来源1.溶质为酸的溶液4溶液中的 OH-全部来自水的电离,水电离产生的 c(H+)=c(OH-)。如常温下 pH=2的盐酸中,溶液中的 c(OH-)= mol·L-1=10-12 mol·L-1,即由水电离出的 c(H+)=c(OH-)=10-12 mol·L-𝐾𝑤10‒21。2.溶质为碱的溶液溶液中的 H+全部来自水的电离,水电离产生的 c(OH-)=c(H+)。如常温下 pH=12的 NaOH溶液中,溶液中的 c(H+)=10-12 mol·L-1,即由水电离出的 c(OH-)=c(H+)=10-12 mol·L-1。3.水解呈酸性或碱性的盐溶液(1)常温下,pH=5 的 NH4Cl溶液中,H +全部来自水的电离,由水电离出的 c(H+)=10-5 mol·L-1,因为部分 OH-与部分 N结合,溶液中 c(OH-)=10-9 mol·L-1。(2)常温下,pH=12 的 Na2CO3溶液中,OH -全部来自水的电离,由水电离出的 c(OH-)=10-2 mol·L-1。1主题 21:水的电离和溶液的酸碱性李仕才考点二 溶液的酸碱性与 pH一、溶液酸碱性与 c(H+)、 c(OH-)的关系溶液的酸碱性c(H+)与 c(OH-) 比较 c(H+)大小 pH酸性溶液c(H+)① c(OH-)c(H+)② 1×10-7 mol·L-1③ 7 中性溶液c(H+)④ c(OH-)c(H+)⑤ 1×10-7 mol·L-1⑥ 7 碱性溶液c(H+)⑦ c(OH-)c(H+)⑧ 1×10-7 mol·L-1⑨ 7 二、溶液的 pH及其测定方法1.溶液的 pH(1)定义式:pH=⑩ 。 (2)溶液的酸碱性与 pH的关系(室温下):2.pH的测定方法2(1)pH试纸测定a.适用范围:0~14b.使用方法把小片试纸放在 上,用 蘸取待测液点在干燥的 pH试纸上,试纸变色后,与 对比即可确定溶液的 pH。 c.注意事项:pH 试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液被稀释可能会产生误差。广范 pH试纸只能测出整数值。(2)pH计测定:可精确测定溶液的 pH。三、溶液 pH的计算方法1.总体原则(1)若溶液为酸性,先求 c(H+)⇨再求 pH=-lgc(H+)。(2)若溶液为碱性,先求 c(OH-)⇨再求 c(H+)= ⇨最后求 pH。𝐾𝑤𝑐(𝑂𝐻‒)2.单一溶液的计算方法(1)浓度为 c的强酸(H nA):c(H+)=nc,pH=-lg nc。(2)浓度为 c的强碱[B(OH) n]:由 c(OH-)=nc可推 c(H+)= ⇨再求 pH=-lgc(H+)10‒14𝑛𝑐=14+lgnc。3.混合溶液的计算方法(1)同性混合若为酸的溶液混合,则先求 c(H+)混 = ⇨再求 pH。𝑐(𝐻+)1𝑉1+𝑐(𝐻+)2𝑉2𝑉1+𝑉2若为碱的溶液混合,则先求 c(OH-)混 =⇨再求 c(H+)= ⇨最后求 pH。𝑐(𝑂𝐻‒)1𝑉1+𝑐(𝑂𝐻‒)2𝑉2𝑉1+𝑉2(2)异性混合若酸过量,则先求 c(H+)过 =⇨再求 pH。若碱过量,则先求 c(OH-)过 =⇨再求 c(H+)= ⇨最后求 pH。3【答案】① ② ③ ⑩-lg c(H+) 酸 碱 表面皿 玻璃棒 标准比色卡1.室温时,下列混合溶液的 pH一定小于 7的是( )。A.pH=3的醋酸溶液和 pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合B.pH=3的盐酸和 pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合C.pH=3的盐酸和 pH=11的氨水等体积混合D.pH=3的硫酸和 pH=11的氨水等体积混合【解析】A 项,pH=3 的醋酸溶液中 c(H+)=1×10-3 mol·L-1,pH=11的 Ba(OH)2溶液中c(OH-)=1×10-3 mol·L-1,由于醋酸为弱酸,则醋酸过量,在室温下等体积混合后,pH7,错误;D 项,pH=3 的硫酸中 c(H+)=1×10-3 mol·L-1,pH=11的氨水中 c(OH-)=1×10-3 mol·L-1,由于 NH3·H2O为弱碱,则碱过量,在室温下等体积混合后,pH7,错误。【答案】A2.已知温度为 T时水的离子积常数为 Kw,该温度下,将浓度为 a mol·L-1的一元酸 HA与 b mol·L-1的一元碱 BOH等体积混合。可判定该溶液呈中性的依据是( )。A.a=bB.混合溶液的 pH=7C.混合溶液中, c(H+)= mol·L-1𝐾𝑤D.混合溶液中, c(H+)+c(B-)=c(OH-)+c(A-)【解析】A 项,因酸碱的强弱未知, a=b只能说明酸与碱恰好完全反应,但若为强酸弱碱盐或强碱弱酸盐,则溶液不呈中性,错误;B 项,因温度未知,则 pH=7时溶液不一定为中性,错误;C 项,混合溶液中, c(H+)= mol·L-1,根据 c(H+)·c(OH-)=Kw可知,溶液中 c(H+)=c(OH-)𝐾𝑤= mol·L-1,溶液呈中性,正确;D 项,任何溶液都存在电荷守恒, c(H+)+c(B-)=c(OH-)+c(A-),𝐾𝑤但不能由此确定溶液的酸碱性,错误。【答案】C43.常温下,若使 pH=3的盐酸与 pH=9的 Ba(OH)2溶液混合使其成为 pH=7的溶液,混合时盐酸和 Ba(OH)2溶液的体积之比为( )。A.1∶60 B.3∶1C.1∶100 D.100∶1【解析】常温下,pH=3 的盐酸中 c(H+)=1×10-3 mol·L-1,pH=9的 Ba(OH)2溶液中 c(OH-)=1×10-5 mol·L-1,两溶液混合后溶液的 pH=7,则 n(H+)=n(OH-),设盐酸体积为 x L,Ba(OH)2溶液体积为 y L,1×10-3 mol·L-1×x L=1×10-5 mol·L-1×y L,解得 x∶y =1∶100,即盐酸与 Ba(OH)2溶液的体积之比为 1∶100。【答案】C4.将 pH=1的盐酸平均分成两份,一份加入适量水,另一份加入适量与该盐酸物质的量浓度相同的 NaOH溶液,pH 都升高了 1,则加入的水与 NaOH溶液的体积之比为( )。A.9 B.10 C.11 D.12【解析】将 pH=1的盐酸平均分成两份,一份加入适量水,pH 升高了 1,说明所加的水是原溶液的 9倍;另一份加入适量与该盐酸物质的量浓度相同的 NaOH溶液后,pH 升高了 1,则10-1×1-10-1·x=10-2·(1+x),解得 x= ,则加入的水与 NaOH溶液的体积之比为9119∶ =11∶1 。911【答案】C5.25 ℃时,将体积为 Va、pH= a的某一元强碱与体积为 Vb、pH= b的某二元强酸混合。(1)若所得溶液的 pH=11,且 a=13,b=2,则 Va∶V b= 。 (2)若所得溶液的 pH=7,且已知 VaVb,b=0.5a,b是否可以等于 4? (填“是”或“否”)。 【解析】(1)混合后溶液的 pH为 11,说明碱过量,则 10-3= ,可得10‒1𝑉𝑎‒10‒2𝑉𝑏𝑉𝑎+𝑉𝑏=1∶9 。𝑉𝑎𝑉𝑏(2)由 pH=a,得 c(H+)=10-a,c(OH-)=10-14+a,再由 pH=b,得 c(H+)=10-b,强酸强碱恰好中和时,10 -14+a×Va=10-b×Vb, =1014-(a+b),由于 VaVb,故 a+b7。③若 pH之和小于 14,则混合后溶液显酸性,pH7。(2)一强一弱混合pH之和等于 14时,一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性;一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。简记为谁弱显谁性。3.溶液 pH计算的一般思维模型1主题 21:水的电离和溶液的酸碱性李仕才考点三 酸碱中和滴定一、酸碱中和滴定1.实验原理利用酸碱中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸滴定待测的 NaOH 溶液,待测的 NaOH 溶液的物质的量浓度 c(NaOH)= 。𝑐(𝐻𝐶𝑙)·𝑉(𝐻𝐶𝑙)𝑉(𝑁𝑎𝑂𝐻)酸碱中和滴定的关键:(1)准确测定① 。 (2)准确判断② 。 2.实验用品(1)仪器:③ 滴定管(如图 A)、④ 滴定管(如图 B)、滴定管夹、铁架台、⑤ 。 (2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。(3)滴定管的使用试剂性质 滴定管 原因酸性、氧化性 ⑥ 氧化性物质易腐蚀橡胶管2滴定管碱性⑦ 滴定管碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开3.常用酸碱指示剂的变色范围指示剂 pH 的变色范围石蕊 8 蓝色甲基橙 4.4 黄色酚酞 10 红色4.实验操作(以标准盐酸滴定待测 NaOH 溶液为例)(1)滴定前的准备检漏 —检查⑧ 是否漏水 洗涤 —先用⑨ “洗”,再用⑩ “润洗”滴定管 装、排 —滴定管中“装”液至 以上,并“排”气泡 调、读 —调整液面至 以下,并读数 注、加 —将 20 mL 碱液注入锥形瓶,并加 (2)滴定(3)终点判断等到滴入最后一滴标准液,溶液由红色变为无色,且在半分钟内 原来的颜色,视为滴定终点,记录标准液的体积。 3(4)数据处理按上述操作重复 2~3 次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据 c(NaOH)=计算。𝑐(𝐻𝐶𝑙)·𝑉(𝐻𝐶𝑙)𝑉(𝑁𝑎𝑂𝐻)二、酸碱中和滴定中常见误差分析1.误差分析的方法依据原理 c(标准)· V(标准)= c(待测)· V(待测),得 c(待测)= ,因为𝑐(标 准 )·𝑉(标 准 )𝑉(待 测 )c(标准)与 V(待测)已确定,所以只要分析出不正确操作引起 V(标准)的变化,即分析出结果。2.常见误差分析以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差如下:步骤 操作 V(标准) c(待测)酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高洗涤锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响取液 碱式滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失 变小 偏低酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失 变大 偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高滴定溶液颜色较浅时滴入酸液过快,停止滴定后反加一滴NaOH 溶液无变化变大 偏高4酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视读数 变小 偏低读数酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视读数 变大 偏高【答案】①标准液的体积 ②滴定终点 ③酸式 ④碱式⑤锥形瓶 ⑥酸式 ⑦碱式 ⑧滴定管活塞 ⑨蒸馏水 ⑩待装液 “0”或“0”刻度线 “0”或“0”刻度线 2~3 滴指示剂 控制滴定管活塞 摇动锥形瓶 锥形瓶内溶液颜色的变化 不恢复1.实验室现有 3 种酸碱指示剂,其 pH 变色范围如下:甲基橙:3.1~4.4 石蕊:5.0~8.0 酚酞:8.2~10.0用 0.1000 mol·L-1的 NaOH 溶液滴定未知浓度的 CH3COOH 溶液,反应恰好完全时,下列叙述中正确的是( )。A.溶液呈中性,可选用甲基橙或酚酞作指示剂B.溶液呈中性,只能选用石蕊作指示剂C.溶液呈碱性,可选用甲基橙或酚酞作指示剂D.溶液呈碱性,只能选用酚酞作指示剂【解析】NaOH 溶液和 CH3COOH 溶液恰好反应生成 CH3COONa 溶液时,CH 3COO-水解使溶液显碱性,而酚酞的变色范围为 8.2~10.0,故选用酚酞作指示剂。【答案】D2.用已知浓度的 NaOH 溶液测定某 H2SO4溶液的浓度,下表中实验选用的试剂及装置均正确的是( )。选项 锥形瓶中溶 液 滴定管中溶 液 选用指示 剂 选用滴定管5A 碱 酸 石蕊 乙B 酸 碱 酚酞 甲C 碱 酸 甲基橙 乙D 酸 碱 酚酞 乙【解析】解答本题的关键:①明确酸式、碱式滴定管在使用时的注意事项;②指示剂的变色范围。酸式滴定管不能盛放碱液,碱式滴定管不能盛放酸液,指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙,不能选用石蕊。【答案】D3.下列实验操作中,对实验结果不会产生影响的是( )。A.用酸碱中和滴定法测待测液浓度时,装标准液的滴定管用水洗后未用标准液润洗B.用酸碱中和滴定法测待测液浓度时,装待测液的锥形瓶用水洗后再用待测液润洗 2~3次C.测定中和反应的反应热时,将碱溶液缓慢倒入酸溶液中D.用蒸馏水湿润的 pH 试纸测定硫酸钠溶液的 pH【解析】用酸碱中和滴定法测待测液浓度时,装标准液的滴定管用水洗后未用标准液润洗,会导致测定结果偏高,A 项不正确;用酸碱中和滴定法测待测液浓度时,装待测液的锥形瓶用水洗后再用待测液润洗 2~3 次,会导致测定结果偏高,B 项不正确;测定中和反应的反应热时,将碱溶液缓慢倒入酸溶液中,导致测定结果偏低,C 项不正确;用蒸馏水湿润的 pH 试纸测定硫酸钠溶液的 pH,对实验结果无影响,原因是硫酸钠溶液显中性,D 项正确。【答案】D4.室温下,向 pH=a,体积、浓度分别为 20.00 mL 1.00 mol·L-1的氨水中滴入 1.00 mol·L-1的盐酸,溶液 pH 和温度随加入盐酸体积的变化曲线如图所示。下列有关说法错误的是( )。A.将此氨水稀释,溶液的导电能力减弱B.b 点溶液中离子浓度大小可能存在: c(N)c(Cl-)c(OH-)c(H+)C.c 点时消耗盐酸体积 V(HCl)Kw(d)6【解析】A 项,稀释氨水,虽然促进了一水合氨的电离,但溶液中离子浓度减小,导电能力降低,正确;B 项,b 点 pH7,c(OH-)c(H+),溶液中电荷守恒为 c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),则 c(N)c(Cl-),可能存在 c(N)c(Cl-)c(OH-)c(H+),正确;C 项,溶液显中性时,HCl 的物质的量小于一水合氨的,所以 c 点消耗盐酸体积 V(HCl)甲=乙(5)①图 2②20.001.指示剂选择的基本原则变色要灵敏,变色范围要小,使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。(1)不能用石蕊作指示剂。(2)滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂。例如,用 NaOH 溶液滴定醋酸。(3)滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂。例如,用盐酸滴定氨水。(4)强酸滴定强碱时,既可以用甲基橙也可以用酚酞作指示剂。(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂,如用标准的 Na2SO3溶液滴定 KMnO4溶液时,KMnO4颜色恰好褪去时即为滴定终点。2.滴定曲线分析的方法(1)分析步骤:首先看纵坐标,搞清楚是酸加入碱中,还是碱加入酸中;其次看起点,起点可以看出酸性或碱性的强弱,这在判断滴定终点时至关重要;再次找滴定终点和 pH=7 的中性点,判断滴定终点的酸碱性,然后确定中性点(pH=7)的位置;最后分析其他的特殊点(如滴定一半点,过量一半点等),分析酸、碱过量情况。(2)滴定过程中的定量关系:①电荷守恒关系在任何时候都存在;②物料守恒可以根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定,但不一定为等量关系。1主题 21:水的电离和溶液的酸碱性李仕才考点四 中和滴定原理在定量实验中的拓展应用酸碱中和滴定的原理及操作,不仅适用于酸碱中和反应,也可迁移应用于氧化还原反应、沉淀反应等。近几年全国卷和各地方高考中,频繁出现涉及氧化还原滴定、沉淀滴定的综合性试题,侧重考查滴定原理的分析与应用,指示剂的选择,终点判断,数据处理及误差分析等,成为定量实验中考查的热点。1.氧化还原滴定(1)原理:以氧化剂或还原剂为滴定剂,直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质,或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性,但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。(2)试剂:常见的用于滴定的氧化剂有 KMnO4、K 2Cr2O7等;常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素 C 等。(3)指示剂:氧化还原滴定的指示剂有三类①氧化还原指示剂;②专用指示剂,如在碘量法滴定中,可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝;③自身指示剂,如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时,滴定终点时溶液由无色变为浅紫色。(4)实例①酸性 KMnO4溶液滴定 H2C2O4溶液原理:2Mn +6H++5H2C2O4 10CO2↑+2Mn 2++8H2O。𝑂‒4指示剂:酸性 KMnO4溶液本身呈紫色,不用另外选择指示剂,当滴入最后一滴酸性 KMnO4溶液后,溶液由无色变浅紫色,且半分钟内不褪色,说明达到滴定终点。②Na 2S2O3溶液滴定碘液原理:2Na 2S2O3+I2 Na2S4O6+2NaI。指示剂:用淀粉作指示剂,当滴入最后一滴 Na2S2O3溶液后,溶液的蓝色褪去,且半分钟内不恢复原色,说明达到滴定终点。2.沉淀滴定2(1)概念:沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多,但符合条件的却很少,实际上应用最多的是银量法,即利用 Ag+与卤素离子的反应来测定 Cl-、Br -、I -的浓度。(2)原理:沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂,滴定剂与被滴定物反应所得的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应所得的生成物的溶解度小,否则就不能用这种指示剂。如用 AgNO3溶液测定溶液中 Cl-的含量时常以 Cr 为指示剂,这是因为 AgCl 比 Ag2CrO4更难溶。1.用 ClO2处理过的饮用水(pH 为 5.5~6.5)常含有一定量的对人体不利的亚氯酸根离子(Cl)。饮用水中的 ClO2、Cl 含量可用连续碘量法进行测定。ClO 2被 I-还原为 Cl 、Cl -𝑂‒2 𝑂‒2 𝑂‒2的转化率与溶液 pH 的关系如图所示。当 pH≤2.0 时,Cl 也能被 I-完全还原为 Cl-。反应𝑂‒2生成的 I2用标准 Na2S2O3溶液滴定:2Na 2S2O3+I2 Na2S4O6+2NaI。(1)请写出 pH≤2.0 时 Cl 与 I-反应的离子方程式: 𝑂‒2。 (2)请完成相应的实验步骤:步骤 1:准确量取 V mL 水样加入锥形瓶中;步骤 2:调节水样的 pH 为 7.0~8.0;步骤 3:加入足量的 KI 晶体;步骤 4:加入少量淀粉溶液,用 c mol·L-1Na2S2O3溶液滴定至终点,消耗 Na2S2O3溶液 V1 mL;步骤 5: ; 步骤 6:再用 c mol·L-1Na2S2O3溶液滴定至终点,又消耗 Na2S2O3溶液 V2 mL。(3)根据上述数据分析,测得该饮用水中 Cl 的浓度为 (用含字母的代数𝑂‒2式表示)mol·L -1。 【解析】(3)根据电子守恒可得 pH 为 7.0~8.0 时反应的关系式:ClO2 ~ I2~ Na 2S2O3123cV1×10-3 mol cV1×10-3 molpH≤2.0 时,反应的关系式:Cl ~2I 2~ 4Na 2S2O3𝑂‒2×10-3 mol cV2×10-3 mol𝑐𝑉24故原水样中含有 n(Cl )=( -cV1)×10-3 mol𝑂‒2𝑐𝑉24c(Cl )= mol·L-1。𝑂‒2𝑐(𝑉2‒4𝑉1)4𝑉【答案】(1)Cl +4H++4I- Cl-+2I2+2H2O𝑂‒2(2)调节溶液的 pH≤2.0(3)𝑐(𝑉2‒4𝑉1)4𝑉2.乙二酸(HOOC—COOH)俗名草酸,是一种具有还原性的有机弱酸,在化学上有广泛应用。(1)小刚在做“研究温度对化学反应速率的影响”实验时,他往 A、B 两支试管中均加入 4 mL 0.01 mol·L-1酸性 KMnO4溶液和 2 mL 0.1 mol·L-1 H2C2O4(乙二酸)溶液,振荡,A 试管置于热水中,B 试管置于冷水中,记录溶液褪色所需的时间。褪色所需时间 tA (填“ ”“=”或“ ”)tB。写出该反应的离子方程式: 。 (2)实验室有一瓶混有泥沙的乙二酸样品,小刚利用上述反应的原理来测定其含量,具体操作为①配制 250 mL 溶液:准确称量 5.000 g 乙二酸样品,配成 250 mL 溶液。配制溶液需要的计量仪器有 。 ②滴定:准确量取 25.00 mL 所配溶液于锥形瓶中,加少量酸酸化,将 0.1000 mol·L-1 KMnO4标准溶液装入 (填“酸式”或“碱式”)滴定管,进行滴定操作。在滴定过程中发现,刚滴下少量 KMnO4标准溶液时,溶液紫红色并没有马上褪去,将锥形瓶摇动一段时间后,紫红色才慢慢消失;再继续滴加时,紫红色就很快褪去,可能的原因是 ;判断滴定达到终点的现象是 。 ③计算:重复上述操作 2 次,记录实验数据如下表。则消耗 KMnO4标准溶液的平均体积为 mL,此样品的纯度为 。 序号 滴定前读数 滴定后读数41 0.00 20.012 1.00 20.993 0.00 21.10④误差分析:下列操作会导致测定结果偏高的是 (填字母)。 A.未用 KMnO4标准溶液润洗滴定管B.滴定前锥形瓶内有少量水C.滴定前滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后气泡消失D.观察读数时,滴定前仰视,滴定后俯视【解析】(1)其他条件相同,温度高时,反应速率快,则溶液褪色所需的时间短。酸性KMnO4溶液能将草酸氧化为 CO2,Mn 被还原为 Mn2+。(2)① 准确称量 5.000 g 样品需要电子𝑂‒4天平,配制 250 mL 的溶液需要 250 mL 容量瓶。②酸性高锰酸钾溶液有强氧化性,应置于酸式滴定管中。反应一段时间后反应速率加快,可能是反应生成的 Mn2+对反应有催化作用。③第三次的实验数据误差太大,应舍去。前两次实验消耗 KMnO4标准溶液的平均体积为 20.00 mL。25.00 mL 所配草酸溶液中, n(H2C2O4)= n(Mn )=2.5×0.1000 mol·L-1×20.00×10-3 52 𝑂‒4L=0.005000 mol,则 250 mL 溶液中含 0.05000 mol 草酸,其质量为 0.05000 mol×90 g·mol-1=4.500 g,此样品的纯度为 ×100%=90.00%。④未用 KMnO4标准溶液润洗滴定4.500𝑔5.000𝑔管,会使标准溶液浓度偏低,耗用标准溶液体积偏大,结果偏高。滴定前锥形瓶内有少量水,对实验结果无影响。滴定前滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后气泡消失,气泡体积计入了标准溶液的体积,使标准溶液体积偏大,结果偏高。观察读数时,滴定前仰视,滴定后俯视,使标准溶液体积偏小,结果偏低。【答案】(1) 2Mn +5H2C2O4+6H+ 10CO2↑+2Mn 2++8H2O𝑂‒4(2)①电子天平、250 mL 容量瓶 ②酸式 反应生成的 Mn2+对反应有催化作用 滴入最后一滴溶液后,溶液由无色变成浅紫色,且半分钟内不褪色 ③20.00 90.00% ④AC3.莫尔法是一种沉淀滴定法,以 K2CrO4为指示剂,用标准硝酸银溶液滴定待测液,进而测定溶液中 Cl-的浓度。已知:银盐性质 AgCl AgBr AgCN Ag2CrO4 AgSCN颜色 白 浅黄 白 砖红 白溶解度 1.34× 7.1× 1.1× 6.5× 1.0×5(mol·L-1)10-6 10-7 10-8 10-5 10-6(1)滴定终点的现象是 。 (2)若用 AgNO3溶液滴定 NaSCN 溶液,可选为滴定指示剂的是 (填字母)。 A.NaCl B.BaBr 2 C.Na 2CrO4刚好达到滴定终点时,发生反应的离子方程式为 。 【解析】(1)根据沉淀滴定法原理可知,溶液中 Ag+和 Cl-先反应,Cl -消耗完后再和指示剂反应生成 Ag2CrO4砖红色沉淀,因此滴定终点的现象为当滴入最后一滴标准溶液后,生成砖红色沉淀。(2)当用 AgNO3溶液滴定 NaSCN 溶液时,所选择的指示剂和 Ag+反应所生成的沉淀的溶解度应大于 AgSCN 的溶解度,由题给数据可以得出,溶解度比 AgSCN 大的有 AgCl 和 Ag2CrO4,由于 AgCl 和 AgSCN 均是白色沉淀,所以应选择 Na2CrO4作指示剂,这样在滴定终点时沉淀的颜色发生明显的变化(白色→砖红色),以指示刚好达到滴定终点,此时发生反应的离子方程式为 2Ag++Cr Ag2CrO4↓。【答案】(1)滴入最后一滴标准溶液后,生成砖红色沉淀(2)C 2Ag ++Cr Ag2CrO4↓1主题 21:水的电离和溶液的酸碱性李仕才A 卷 最新模拟·基础训练1.已知 NaHSO4在水中的电离方程式为 NaHSO4 Na++H++S。某温度下,向 pH=6 的蒸馏水中加入 NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的 pH 为 2。对于该溶液,下列叙述中不正确的是( )。A.该温度下加入等体积 pH=12 的 NaOH 溶液,可使反应后的溶液恰好呈中性B.水电离出的 c(H+)=1×10-10 mol·L-1C.c(H+)=c(OH-)+c(S)D.该温度高于 25 ℃【解析】某温度下,pH=6 的蒸馏水, Kw=1×10-12,NaHSO4溶液的 pH 为 2,c(H+)=1×10-2mol·L-1,pH=12 的 NaOH 溶液, c(OH-)=1 mol·L-1,反应后的溶液呈碱性,则 A 项不正确。【答案】A2.下列说法正确的是( )。A.向 10 mL 浓度为 0.1 mol·L-1 CH3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中水的电离程度始终增大B.0.01 mol·L-1醋酸溶液中水的电离程度小于 0.01 mol·L-1盐酸中水的电离程度C.常温下将 0.01 mol·L-1盐酸与 pH=12 的氨水等体积混合,所得溶液中由水电离出的c(OH-)1×10-7 mol·L-1【解析】在滴加过程中,溶液的 pH 逐渐变大,水的电离程度在溶液显中性之前逐渐变大,显中性之后逐渐变小,A 项错误;等浓度的醋酸和盐酸,醋酸的 pH 大,水的电离程度大,B 项错误;混合后,氨水过量,溶液显碱性,由水电离出的 c(OH-)c(C)C.25 ℃时,AgCl 固体在等物质的量浓度的 NaCl、MgCl 2溶液中的溶度积相同D.向冰醋酸中逐滴加水,溶液的导电性、醋酸的电离程度、溶液的 pH 均先增大后减小【解析】在 0.1 mol·L-1的 H2SO4溶液中,由水电离出的 c(H+)为 5.0×10-14 mol·L-1c(C),B 项正确;温度不变,AgCl 固体的溶度积不变,C 项正确;向冰醋酸中逐滴加水,醋酸的电离程度一直增大,D 项错误。【答案】D4.室温下,用 0.10 mol·L-1的盐酸滴定 20.00 mL 0.10 mol·L-1的某碱 BOH 溶液,得到的滴定曲线如图所示:下列判断不正确的是( )。A.滴定时可以使用甲基橙作指示剂B.b 点时溶液的 pH=7C.当 c(Cl-)=c(B+)时, V(HCl)c(Y-)c(OH-)c(H+)D.将上述 HY 与 HZ 溶液等体积混合达到平衡时: c(H+)=c(OH-)+c(Z-)+c(Y-)【解析】0.1000 mol·L -1的 HX、HY、HZ 中,HZ 的 pH=1,为强酸,其他两种酸溶液的 pH大于 1,说明不完全电离,为弱酸,A 项正确;当 NaOH 溶液滴到 10 mL 时,溶液中 c(HY)≈ c(Y-),即 Ka(HY)≈ c(H+)=10-5,B 项正确;HX 恰好完全反应时,HY 早已完全反应,所得溶液为 NaX 和NaY 混合液,酸性:HXHB 等于(3)弱 等于710.已知:I 2+2S2 S4+2I-。某学习小组用“间接碘量法”测定 CuCl2·2H2O 晶体试样(不含能与 I-发生反应的氧化性杂质)的纯度,过程如下:取 0.36 g 试样溶于水,加入过量 KI 固体,充分反应,生成白色沉淀。用 0.1000 mol·L-1Na2S2O3标准溶液滴定,到达滴定终点时,消耗Na2S2O3标准溶液 20.00 mL。(1)Na2S2O3标准溶液应用 (填“酸式”或“碱式”)滴定管量取。可选用 作滴定指示剂,滴定终点的现象是 。 (2)CuCl2溶液与 KI 反应的离子方程式为 。 (3)该试样中 CuCl2·2H2O 的质量分数为 。 【解析】(1)“间接碘量法”测定 CuCl2·2H2O 晶体试样纯度的基本原理是 CuCl2氧化I-生成 I2,用 Na2S2O3标准溶液滴定生成的 I2,而淀粉溶液遇 I2显蓝色,故可用淀粉溶液作指示剂,达到滴定终点时,溶液由蓝色变成无色,且半分钟内溶液不恢复原来的颜色。Na 2S2O3是强碱弱酸盐,溶液水解呈碱性,应用碱式滴定管盛装。(2)CuCl 2与 KI 发生氧化还原反应,离子方程式为 2Cu2++4I- 2CuI↓+I 2。(3)由题给信息可得关系式 2Cu2+~I2~2S2,则有n(CuCl2·2H2O)=n(Cu2+)=n(S2)=0.1000 mol·L-1×20.00×10-3L=2.000×10-3mol,m(CuCl2·2H2O)=2.000×10-3mol×171 g·mol-1=0.342 g。试样中 CuCl2·2H2O 的质量分数为 ×100%=95%。0.342𝑔0.36𝑔【答案】(1)碱式 淀粉溶液 溶液蓝色恰好褪去,且半分钟内不恢复原色(2)2Cu2++4I- 2CuI↓+I 2(3)95%1主题 21:水的电离和溶液的酸碱性李仕才B卷 最新模拟·滚动训练1.在下列给定条件的溶液中,一定能大量共存的离子组是( )。A.无色溶液:Ca 2+、H +、Cl -、HS 𝑂‒3B.能使 pH试纸呈红色的溶液:Na +、N、I -、N 𝑂‒3C.FeCl2溶液:K +、Na +、S、Al 𝑂‒2D.加水稀释时 明显增大的溶液中 :Ba2+、Cl -、N 、Na +𝑐(𝐻+)𝑐(𝑂𝐻‒) 𝑂‒3【解析】H +和 HS 不能大量共存,发生反应 H++HS H2O+SO2↑,故 A项错误;能使𝑂‒3 𝑂‒3pH试纸显红色,说明此溶液显酸性,N 在酸性条件下具有强氧化性 ,能与 I-发生氧化还原反𝑂‒3应,因此不能大量共存,故 B项错误; Fe 2+和 Al 发生双水解反应 ,因此不能大量共存,故 C𝑂‒2项错误;加水稀释时, 增大,说明此溶液显碱性,这些离子在碱液中能够大量共存,故𝑐(𝐻+)𝑐(𝑂𝐻‒)D项正确。【答案】D2.短周期主族元素 X、Y、Z、W、Q 的原子序数依次增大,X 的气态氢化物极易溶于 Y的氢化物中,常温下,Z 的单质能溶于 W的最高价氧化物对应水化物的稀溶液,却不溶于其浓溶液。下列说法不正确的是( )。A.原子半径的大小顺序为 WQZXYB.元素 X的气态氢化物与 Q的单质可发生置换反应C.元素 X与 Y可以形成 5种以上的化合物D.元素 Q的最高价氧化物对应水化物的酸性比 W的强【解析】短周期主族元素 X、Y、Z、W、Q 的原子序数依次增大,X 的气态氢化物极易溶于 Y的氢化物中,联想 NH3极易溶于水,可知 X为氮元素,Y 为氧元素;常温下,Z 的单质能溶2于 W的最高价氧化物对应水化物的稀溶液,却不溶于其浓溶液,说明 Z为铝元素,W 为硫元素,因为铝在常温下能溶于稀硫酸,在浓硫酸中发生钝化;Q 只能为氯元素。同周期元素自左而右原子半径逐渐减小,电子层数越多原子半径越大,故原子半径 Z(Al)W(S)Q(Cl)X(N)Y(O),故A项错误;氯气能与氨气反应得到氮气和 HCl,属于置换反应,故 B项正确;N 元素与 O元素可以形成 N2O、NO、N 2O3、NO 2、N 2O4、N 2O5,故 C项正确;非金属性 ClS,故 Cl元素最高价氧化物对应水化物的酸性更强,故 D项正确。【答案】A3.一种熔融碳酸盐燃料电池的原理示意如图。下列有关该电池的说法正确的是( )。A.反应 CH4+H2O 3H2+CO,每消耗 1 mol CH4转移 12 mol电子B.电极 A上 H2参与的电极反应为 H2+2OH--2e- 2H2OC.电池工作时,C 向电极 B移动D.电极 B上发生的电极反应为 O2+2CO2+4e- 2C【解析】A 项,每消耗 1 mol CH4,转移 6 mol e-,错误;B 项,电解质为熔融的碳酸盐,不含氢氧根离子,错误;C 项,B 极通入氧气,为正极,碳酸根离子向负极移动,错误;D 项,电极 B上氧气得到电子生成碳酸根离子,正确。【答案】D4.化学上常用 AG表示溶液中的 lg 。25 ℃时,用 0.100 mol·L-1的 NaOH溶液滴定𝑐(𝐻+)𝑐(𝑂𝐻‒)20.00 mL 0.100 mol·L-1HNO2溶液,AG 与所加 NaOH溶液的体积( V)的关系如图所示,下列说法正确的是( )。A.D点溶液的 pH=11.25B.B点溶液中存在 c(H+)-c(OH-)=c(N )-c(HNO2)𝑂‒2C.C点时,加入 NaOH溶液的体积为 20 mL3D.25℃时,HNO 2的电离常数 Ka=1.0×10-5.5【解析】D 点时 lg =-8.5,则 =1.0×10-8.5,因为 Kw=1.0×10-14,所以 c(H+)𝑐(𝐻+)𝑐(𝑂𝐻‒) 𝑐(𝐻+)𝑐(𝑂𝐻‒)=1.0×10-11.25,pH=11.25,A项正确;B 点溶液为等浓度的 HNO2和 NaNO2的混合溶液,电荷守恒式为 c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(N ),物料守恒式为 2c(Na+)=c(N )+c(HNO2),则 2c(H+)-𝑂‒2 𝑂‒22c(OH-)=c(N )-c(HNO2),B项错误;C 点溶液的 lg =0,则 =1,HNO2的电离程𝑂‒2𝑐(𝐻+)𝑐(𝑂𝐻‒) 𝑐(𝐻+)𝑐(𝑂𝐻‒)度与 NaNO2的水解程度相同,加入 NaOH溶液的体积小于 20 mL,C项错误;A 点溶液 lg =8.5,则 =1.0×108.5,Kw=1.0×10-14,c2(H+)=1.0×10-5.5,则 HNO2的电离常数𝑐(𝐻+)𝑐(𝑂𝐻‒) 𝑐(𝐻+)𝑐(𝑂𝐻‒)Ka= = = ,D项错误。𝑐(𝐻+)·𝑐(𝑁𝑂‒2)𝑐(𝐻𝑁𝑂2)𝑐2(𝐻+)0.100𝑚𝑜𝑙·𝐿‒1‒𝑐(𝐻+) 1.0×10‒5.50.100𝑚𝑜𝑙·𝐿‒1‒𝑐(𝐻+)【答案】A5.常温下,向 20 mL 0.1 mol·L-1氨水中滴加盐酸,溶液中由水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是( )。A.b、d 两点为恰好完全反应点B.c点溶液中 c(N)=c(Cl-)C.a、b 之间的任意一点: c(Cl-)c(N),c(H+)c(OH-)D.常温下,0.1 mol·L -1氨水的电离常数 Ka约为 1×10-5【解析】如果氨水和盐酸恰好完全反应生成氯化铵,氯化铵为强酸弱碱盐,其溶液呈酸性,此时水的电离程度最大,为图中 c点,故 A项错误;根据图像可知,c 点 c(H+)10-7 mol·L-1,溶液呈酸性,结合电荷守恒得 c(N)c(OH-)=c(H+),B项错误; = ,水解平衡常数只与温度有关,升高温度促𝑐(𝐴‒)𝑐(𝑂𝐻‒)·𝑐(𝐻𝐴) 1𝐾ℎ进水解,水解平衡常数增大,因此该比值随温度升高而减小,C 项正确;酸或碱抑制水的电离,盐类水解促进水的电离,所以 b点水电离出的 c(H+)10-7 mol·L-1,而 a、c 两点水电离出的c(H+)c(H+)=c(OH-)C.N点水的电离程度大于 K点水的电离程度5D.N→K 之间曲线上任意一点都有 c(M+)c(OH-)c(A-)c(H+)【解析】0.01 mol·L -1 HA溶液中 pH=2,则 HA 是强酸,N 点时溶液呈中性,MOH 的物质的量大于 HA 的物质的量,说明 MOH 是弱碱,A 项正确;N 点 pH=7,则 c(H+)=c(OH-),由电荷守恒可知,B 项正确;N 点溶液呈中性,K 点溶液呈碱性,碱性溶液抑制水的电离,所以 N点水的电离程度大于 K点水的电离程度,C 项正确; N→K 之间曲线上任意一点溶液为 MA和 MOH 的混合溶液,在 N点起始阶段 c(A-)c(OH-),即 c(A-)和 c(OH-)的大小与 MOH 的量有关,D 项错误。【答案】D8.水中溶氧量(DO)是衡量水体自净能力的一个指标,通常用每升水中溶解氧分子的质量表示,单位 mg·L-1,我国《地表水环境质量标准》规定,生活饮用水源的 DO不能低于 5 mg·L-1。某化学小组同学用锰盐—碘量法测定某河水的 DO。Ⅰ.测定原理:①用如图所示装置(夹持装置略),使溶解在水中的 O2在碱性条件下将 Mn2+氧化为 MnO(OH)2:Mn2++O2+OH- MnO(OH)2↓(未配平);②酸性条件下,MnO(OH) 2将 I-氧化生成 I2:MnO(OH)2+2I-+4H+ Mn2++I2+3H2O;③用 Na2S2O3标准溶液滴定生成的 I2:2S2+I2 S4+2I-。Ⅱ.测定步骤a.安装装置,检验气密性。充 N2排尽空气后,停止充 N2。b.向烧瓶中加入 200 mL水样。c.向烧瓶中依次迅速加入 1 mL MnSO4无氧溶液(过量)、2 mL 碱性 KI无氧溶液(过量),开启搅拌器,至测定原理①反应完全。d.搅拌并向烧瓶中加入 2 mL硫酸无氧溶液至反应②完全,溶液为中性或弱酸性。e.从烧瓶中取出 40.00 mL溶液,用 0.01000 mol·L-1Na2S2O3溶液进行滴定,记录数据。f.重复步骤 e的操作 2~3次。g.处理数据(忽略氧气从水样中的溢出量和加入试剂后水样体积的变化)。回答下列问题:6(1)配平测定原理①反应的离子方程式,其化学计量数依次为 。 (2)配制以上无氧溶液时,除去所用溶剂水中溶解氧的简单操作为 。 (3)在橡胶塞处加入水样及有关试剂应选择的仪器为 。 A.滴定管 B.量筒 C.注射器(4)步骤 e需滴加 2~3滴 溶液作指示剂。 (5)如图,可记录到某次滴定消耗 Na2S2O3溶液 mL。水样的 DO= mg·L -1(保留一位小数)。作为饮用水源,此次测得的 DO是否达标? (填“是”或“否”)。 (6)步骤 d中加入适量的硫酸使溶液接近中性,其原因为若碱过量,则 MnO(OH)2不能全部转化变为 Mn2+;若酸过量,滴定过程中将发生的反应为 (用离子方程式表示),从而造成误差。 (7)误差分析:下列操作会导致测定结果偏高的是 (填字母)。 A.水洗后未用 Na2S2O3标准溶液润洗滴定管B.盛待测液的锥形瓶中原有少量蒸馏水C.滴定前滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后气泡消失D.初读数时仰视,末读数时俯视(8)用锰盐-碘量法测定水样中的 DO时,若水样中存在微量的某些离子,就可能对测定结果有影响。下列离子对测定易造成干扰的是 (填字母)。 A.Cl- B.Na + C.S 2- D.Fe 3+【解析】(1)根据化合价升降守恒,反应中氧元素的化合价由 0价变为-2 价,锰元素的化合价由+2 价变为+4 价,电子转移总数为 4,结合观察法,配平得 2Mn2++O2+4OH- 2MnO(OH)2↑。(2)溶液中氧气的溶解度不大,且随温度升高溶解度减小,所以配制以上无氧溶液时需要通过煮沸溶剂后再冷却的方法,把溶剂水中溶解的氧气赶出。(3)加入水样需要避免空气进入三颈烧瓶,橡皮塞处用注射器把水样注入,在橡胶塞处加入水样及有关试剂应选择的仪器是注射器,滴定管和量筒无法达到加入水样的目的。7(4)根据滴定原理,MnO(OH) 2将 I-氧化成 I2,再用 Na2S2O3标准溶液滴定生成的 I2,因此可以选用淀粉作指示剂。(5)根据图示,某次滴定消耗 Na2S2O3溶液 4.20 mL。用 Na2S2O3标准溶液滴定生成的 I2发生反应 2S2+I2 S4+2I-,以淀粉作指示剂,随硫代硫酸钠溶液的滴入,当滴入最后一滴时溶液由蓝色变为无色且半分钟内不恢复,说明反应达到终点,若某次滴定消耗 Na2S2O3溶液4.20 mL,2Mn2++O2+4OH- 2MnO(OH)2↓,MnO(OH) 2+2I-+4H+ Mn2++I2+3H2O,2S2+I2 S4+2I-,得到定量关系为O2~2MnO(OH)2~2I2~4S21 4n 0.0042 L×0.01000 mol·L-1n=1.05×10-5 mol,200 mL水样中含氧气 1.05×10-5 mol× =5.25×10-5 mol,氧气20040浓度= =2.625×10-4 mol·L-1,水中溶氧量(DO)=2.625×10 -4 mol·L-1×32 5.25×10‒5𝑚𝑜𝑙0.2𝐿g·mol-1=8.4×10-3 g·L-1=8.4 mg·L-15 mg·L-1。生活饮用水源的 DO不能低于 5 mg·L-1,则此水样符合标准。(6)硫代硫酸钠在酸性条件下发生歧化反应,生成的二氧化硫也能够被生成的碘氧化,同时空气中的氧气也能够将碘离子氧化,反应的离子方程式分别为2H++S2 S↓+SO 2↑+H 2O;SO2+I2+2H2O 4H++S+2I-;4H++4I-+O2 2I2+2H2O。(7)A项,水洗后未用 Na2S2O3标准溶液润洗滴定管,使得标准溶液浓度偏小,消耗的标准溶液的体积偏大,根据 c(待测)= ,结果偏大 ,正确;B 项,盛待测液的锥形瓶中𝑐(标 准 )·𝑉(标 准 )𝑉(待 测 )原有少量蒸馏水对实验结果无影响,错误;C 项,滴定前滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后气泡消失,导致标准溶液的体积偏大,结果偏大,正确;D 项,初读数时仰视,末读数时俯视,导致溶液体积偏小,结果偏小,错误。(8)根据锰盐-碘量法测定原理,测定水样中的 DO时,若水样中存在微量的 S2-,能够被溶液中的碘单质氧化,含有 Fe3+时,能够将碘离子氧化为碘单质,对实验结果均有影响。【答案】(1)2,1,4,2(2)将水煮沸后冷却(3)C(4)淀粉(5)4.20 8.4 是(6)2H++S2 S↓+SO 2↑+H 2O SO 2+I2+2H2O 4H++S+2I- 4H ++4I-+O2 2I2+2H2O(任写其中 1个) 8(7)AC(8)CD9.CO2的转换在生产、生活中具有重要的应用。请回答下列问题:(1)CO2的低碳转型对抵御气候变化具有重要意义,海洋是地球上碳元素最大的“吸收池”。①溶于海水的 CO2主要以四种无机碳形式存在,除 CO2、H 2CO3两种分子外,还有两种离子的化学式为 、 。 ②在海洋碳循环中,可通过图 1所示的途径固碳。写出钙化作用的离子方程式: 。 (2)将 CO2与金属钠组合设计成 Na-CO2电池,很容易实现可逆的充、放电反应,该电池反应为4Na+3CO2 2Na2CO3+C。放电时,在正极得电子的物质为 ;充电时,阳极的电极反应式为 。 (3)目前工业上有一种方法是用 CO2和 H2在 230 ℃并有催化剂的条件下转化生成甲醇蒸气和水蒸气。图 2表示恒压容器中 0.5 mol CO2和 1.5 mol H2转化率达 80%时的能量变化示意图。下列能判断该反应达到化学平衡状态的是 (填字母)。 A.容器中压强不变 B.H 2的体积分数不变C.c(H2)=3c(CH3OH) D.容器中密度不变E.2个 C O键断裂的同时有 6个 H—H键断裂(4)将不同量的 CO(g)和 H2O(g)分别通入体积为 2 L的恒容密闭容器中,发生反应 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g),得到如表三组数据:起始量/mol 平衡量/mol实验组温度/℃ CO H2O H2 CO达到平衡所需时间/min1 650 4 2 1.6 2.4 62 900 2 1 0.4 1.6 33 900 a b c d t① 实验 2条件下平衡常数 K= 。 9② 实验 3中,若平衡时, CO的转化率大于水蒸气,则的值 (填具体值或取值范围)。 ③ 实验 4,若 900 ℃ 时,在此容器中加入 CO、 H2O、 CO2、 H2均为 1 mol,则此时 v(正) (填“ ”或“ =”)v(逆)。 (5)已知在常温常压下:① 2CH3OH(l)+3O2(g) 2CO2(g)+4H2O(g) Δ H1=-1275.6 kJ·mol-1② 2CO(g)+O2(g) 2CO2(g) Δ H2=-566.0 kJ·mol-1③H 2O(g) H2O(l) Δ H3=-44.0 kJ·mol-1写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式: 。 【解析】(1) ① 溶于海水的 CO2主要以四种无机碳形式存在,除 CO2、 H2CO3两种分子外,还有两种离子,分别为 C和 HC 。𝑂‒3② 根据图 1的转化方式分析, HC 通过钙化作用生成 CaCO3,可知 Ca2+与 HC 在此反应𝑂‒3 𝑂‒3中生成 CaCO3,则反应的离子方程式为 Ca2++2HC CaCO3↓ +CO2↑ +H2O。𝑂‒3(2)电池反应为 4Na+3CO2 2Na2CO3+C,原电池中正极物质得电子,发生还原反应,则放电时,在正极得电子的物质为 CO2,充电时为电解池,阳极物质失去电子,发生氧化反应,根据总反应式,应为 C失去电子,变成 CO2,则充电时,阳极的电极反应式为 C-4e-+2C 3CO2↑。(3)CO2和 H2在 230 ℃ 并有催化剂的条件下转化生成甲醇蒸气和水蒸气,反应的化学方程式为 CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g),反应为气体分子数减少的反应,增大压强有利于反应正向进行,根据能量变化图,反应物的总能量高于生成物的总能量,则反应为放热反应,降低温度有利于反应正向进行。反应在恒压装置中进行,整个反应过程中体系压强一直不变,不能根据压强判断化学反应是否达到平衡, A项不符合题意;随着反应的进行,各组分的体积分数会改变,当 H2的体积分数不变时,可以判断化学反应是否达到平衡, B项符合题意;平衡时,不一定具有关系 c(H2)=3c(CH3OH),需根据具体的反应的初始的量来判断,不能判断化学反应是否达到平衡, C项不符合题意;容器中混合气体的密度 ρ= ,反应前后,根据质量守𝑚𝑉恒定律,m 不变,反应为恒压装置,随着反应的进行,气体总体积会发生改变,当气体总体积不变,也就是密度不变时,可以判断化学反应是否达到平衡, D项符合题意; 2 个 C O键断裂的同时有 6个 H—H键断裂表明反应物 CO2和 H2均在参加反应,反应向正反应方向进行,不一定是化学反应已经达到平衡,不能判断化学反应是否达到平衡, E项不符合题意。10(4)① 反应 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)的化学平衡常数 K= ,根据实验 2𝑐(𝐻2)·𝑐(𝐶𝑂2)𝑐(𝐻2𝑂)·𝑐(𝐶𝑂)的数据,平衡时,c( CO)= =0.8 mol·L-1,c(H2)= =0.2 mol·L-1,c(H2O)==0.3 1.6𝑚𝑜𝑙2𝐿 0.4𝑚𝑜𝑙2𝐿mol·L-1,c(CO2)=0.2 mol·L-1,则反应的平衡常数 K= = 。0.2𝑚𝑜𝑙·𝐿‒1×0.2𝑚𝑜𝑙·𝐿‒10.3𝑚𝑜𝑙·𝐿‒1×0.8𝑚𝑜𝑙·𝐿‒116② 实验 3中,若平衡时, CO的转化率大于水蒸气, CO和水蒸气是按 1∶ 1反应进行的,增大其中一种反应物的量可以增大另一种反应物的平衡转化率,所以可判断是增大了水蒸气的量,则 K,则反应向逆0.5𝑚𝑜𝑙·𝐿‒1×0.5𝑚𝑜𝑙·𝐿‒10.5𝑚𝑜𝑙·𝐿‒1×0.5𝑚𝑜𝑙·𝐿‒1反应方向移动,v(正) v(逆)。(5)根据盖斯定律,该反应可由 +③× 2得到,该反应的焓变Δ H= +2Δ H3=-442.8 kJ·mol-1。Δ𝐻1‒Δ𝐻22【答案】(1) ①HC 、 C𝑂‒3②Ca 2++2HC CaCO3↓ +CO2↑ +H2O𝑂‒3(2)CO2 C-4e-+2C 3CO2↑(3)BD(4)① ② 1 ③16(5)CH3OH(l)+O2(g) CO(g)+2H2O(l) Δ H=-442.8 kJ·mol-1