《2022年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液的行為 第25講 弱電解質(zhì)的電離平衡練習(xí) 魯科版》由會員分享,可在線閱讀,更多相關(guān)《2022年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液的行為 第25講 弱電解質(zhì)的電離平衡練習(xí) 魯科版(7頁珍藏版)》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。
1、2022年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液的行為 第25講 弱電解質(zhì)的電離平衡練習(xí) 魯科版
1.(2017·江西名校聯(lián)考)下列電離方程式正確的是( )
A.NaHSO4溶于水:NaHSO4Na++H++SO
B.次氯酸電離:HClO===ClO-+H+
C.HF溶于水:HF+H2OH3O++F-
D.NH4Cl溶于水:NH+H2ONH3·H2O+H+
解析:NaHSO4是強(qiáng)電解質(zhì),溶于水后能完全電離,電離方程式應(yīng)用“===”,A錯誤;HClO是弱酸,電離方程式中應(yīng)用“”,B錯誤;NH4Cl溶于水的電離方程式是NH4Cl===NH+Cl-,D錯誤。
答案:C
2、
2.已知次氯酸是比碳酸還弱的酸,反應(yīng)Cl2+H2OHCl+HClO達(dá)到平衡后,要使HClO濃度增大,可加入( )
A.NaCl固體 B.水
C.CaCO3固體 D.NaOH固體
解析:加入NaCl固體,[Cl-]增大,導(dǎo)致平衡逆向移動,[HClO]減小,A錯誤;加水稀釋,Cl-及HClO濃度均會減小,B錯誤;加CaCO3固體可消耗HCl,使平衡正向移動,HClO濃度增大,C正確;NaOH可與HCl和HClO反應(yīng),使HClO濃度減小,故D錯誤。
答案:C
3.下列事實不能證明NH3·H2O是弱堿的是( )
A.pH=11的氨水加水稀釋到原溶液體積100倍時,p
3、H大于9
B.氯化銨溶液呈酸性
C.常溫下,0.01 mol/L氨水的pH=10.6
D.體積相同的0.1 mol/L氨水和0.1 mol/L NaOH溶液中和鹽酸的量相同
解析:A項,若氨水為強(qiáng)堿,則完全電離,pH=11的氨水加水稀釋到原溶液體積100倍時,pH應(yīng)等于9;B項,氯化銨溶液呈酸性,說明NH發(fā)生水解反應(yīng)生成了弱電解質(zhì)NH3·H2O,“有弱才水解”;C項,常溫下,0.01 mol/L氨水的pH=10.6,說明氨水不能完全電離,若完全電離,pH應(yīng)等于12;D項,無論氨水堿性強(qiáng)弱,等體積、等濃度的氨水和NaOH溶液最終電離出n(OH-)的量相同,它們的中和能力相同。
答案:D
4、
4.將0.1 mol·L-1的氨水加水稀釋至0.01 mol·L-1,稀釋過程中溫度不變,下列敘述正確的是( )
A.稀釋后溶液中[H+]和[OH-]均減小
B.稀釋后溶液中[OH-]變?yōu)橄♂屒暗?/10
C.稀釋過程中氨水的電離平衡向左移動
D.稀釋過程中溶液中增大
解析:溫度不變,水的電離常數(shù)不變,稀釋后[OH-]減小,[H+]增大,A錯誤;NH3·H2O為弱電解質(zhì),稀釋后溶液中[OH-]大于稀釋前的,B錯誤;NH3·H2O為弱電解質(zhì),稀釋過程中電離平衡向右移動,C錯誤;同一溶液中,=,電離平衡向右移動,故n(OH-)增大,n(NH3·H2O)減小,故增大,D正確。
答案
5、:D
5.用水稀釋0.1 mol/L氨水,溶液中隨著水量的增加而增大的是( )
A.
B.
C. [H+][OH-]
D.
解析:溶液中存在電離平衡:NH3·H2ONH+OH-,Kb=,由水的電離平衡可知KW=[H+][OH-]。A項,==,該值保持不變;B項,==K·[NH3·H2O],加水稀釋后該值減小;C項,加水稀釋時,溫度不變,則[H+][OH-]不變;D項,隨著水量的增加,[OH-]減小,由于KW不變,[H+]增大,所以增大。
答案:D
6.已知室溫時,0.1 mol·L-1某一元酸HA溶液在水中有0.1%發(fā)生電離,下列敘述錯誤的是( )
A.該溶液的pH=
6、4
B.升高溫度,溶液的pH增大
C.此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7
D.HA電離出的[H+]約為水電離出的[H+]的106倍
解析:根據(jù)HAH++A-,可知溶液中[H+]=0.1 mol·L-1×0.1%=
0.000 1 mol·L-1;
Ka==≈1×10-7,A、C正確;升高溫度,電離程度增大,溶液的酸性增強(qiáng),溶液的pH減小,B錯誤;溶液中[H+]=1×10-4 mol·L-1可知,溶液中[OH-]為水電離出的[OH-],等于1×10-10 mol·L-1,則水電離出的[H+]=1×10-10 mol·L-1,D正確。
答案:B
7.常溫下,有關(guān)下列四種溶液的說
7、法正確的是( )
①
②
③
④
0.1 mol·L-1
氨水
pH=11
氨水
0.1 mol·L-1
鹽酸
pH=3
鹽酸
A.由水電離出的c(H+):③>①
B.①稀釋到原來的100倍,pH與②相同
C.①與③混合,若溶液pH=7,則溶液中[NH]>[Cl-]
D.②與④等體積混合,混合溶液的pH>7
解析:A項,HCl是強(qiáng)酸,NH3·H2O是弱堿,因此在濃度相同的條件下,鹽酸對水的電離抑制程度大,即由水電離出的[H+]:③<①,A不正確;B項,NH3·H2O是弱堿,0.1 mol·L-1氨水稀釋到原來的100倍,濃度是0.001 mol·L-1,溶液
8、的pH小于11,B不正確;C項,①與③混合,若溶液pH=7,則根據(jù)電荷守恒可知溶液中[NH]=[Cl-],C不正確;D項②與④等體積混合后氨水過量,溶液顯堿性,因此混合溶液的pH>7,D正確。
答案:D
8.常溫下,向飽和氯水中逐滴滴入0.1 mol·L-1的氫氧化鈉溶液,pH變化如圖所示,下列有關(guān)敘述正確是( )
A.①點所示溶液中只存在HClO的電離平衡
B.①到②水的電離程度逐漸減小
C.I-能在②點所示溶液中存在
D.②點所示溶液中:[Na+]=[Cl-]+[ClO-]
解析:①點所示溶液中存在HClO和H2O的兩種電離平衡,A錯誤;①到②溶液中[H+]減小,酸對水的電
9、離的抑制程度減小,則水的電離程度逐漸增大,B錯誤;②點溶液中有ClO-,能氧化I-,故C錯誤;②點所示溶液中,根據(jù)電荷守恒可知:[Na+]+[H+]=[Cl-]+[ClO-]+[OH-],因為pH=7,[H+]=[OH-],
則[Na+]=[Cl-]+[ClO-],故D正確。
答案:D
9.pH=12的X、Y兩種堿溶液各10 mL,分別稀釋至1 000 mL,其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示,下列說法正確的是( )
A.若10VY
D.稀釋后,X溶液的
10、堿性比Y溶液的堿性強(qiáng)
解析:由圖可知,開始時pH相同,若10
11、
答案:A
10.(2017·湖北武漢調(diào)研)濃度均為0.1 mol/L、體積均為V0的HX、HY溶液,分別加水稀釋至體積V,pH隨lg的變化關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是( )
A.HX、HY都是弱酸,且HX的酸性比HY的弱
B.常溫下,由水電離出的[H+][OH-]:ab
D.lg=3,若同時微熱兩種溶液(不考慮HX、HY和H2O的揮發(fā)),則減小
解析:從圖像看,當(dāng)lg=0,即還沒開始稀釋時,HY的pH=1,而HX的pH>2,故HY為強(qiáng)酸而HX為弱酸,A錯誤;常溫下a處HX濃度比b處大,a處HX電離的c(H+)大,對水的電離的
12、抑制程度大,故由水電離出的[H+][OH-]:a
13、____________。
(3)將等體積的a、b、c三點所對應(yīng)的溶液用1 mol·L-1氫氧化鈉溶液中和,消耗氫氧化鈉溶液體積由大到小的順序為
___________________________________________________________________。
(4)要使c點溶液中[CH3COO-]增大而[H+]減小,可采取的兩種措施是___________________________________________________________________。
(5)若實驗測得c點處溶液中[CH3COOH]=0.1 mol·L-1,[CH3COO-]=
14、
0.001 mol·L-1,則該條件下CH3COOH的電離常數(shù)Ka=________。
解析:(1)“O”點時液體不能導(dǎo)電,說明液態(tài)條件下醋酸沒有發(fā)生電離,則醋酸中沒有離子鍵。(2)溶液濃度越小,電離程度越大;離子濃度越大,導(dǎo)電能力越強(qiáng)。(3)等體積的醋酸溶液濃度越大,中和時所需要的堿越多。(4)由CH3COOHCH3COO-+H+知,加入能與H+反應(yīng)的物質(zhì)可以達(dá)到此目的,另外加入CH3COONa可使平衡左移,[H+]減小而c(CH3COO-)增大。(5)由CH3COOH的電離方程式知[H+]=[CH3COO-]=0.001 mol·L-1,結(jié)合Ka表達(dá)式可求出Ka≈1.01×10-5
15、。
答案:(1)不含 (2)c>b>a b (3)a>b>c (4)加入鋅、NaOH或CH3COONa(其他合理答案也可) (5)1.01×10-5
12.常壓下,取不同濃度、不同溫度的氨水測定,得到下表實驗數(shù)據(jù)。
溫度
/℃
[NH3·H2O]
/(mol·L-1)
電離常數(shù)
電離度
/%
[OH-]
/(mol·L-1)
0
16.56
1.37×10-5
9.098
1.507×10-2
10
15.16
1.57×10-5
10.18
1.543×10-2
20
13.63
1.71×10-5
11.2
1.527×10-2
提示
16、:電離度=×100%
(1)溫度升高,NH3·H2O的電離平衡向________(填“左”或“右”)移動,能支持該結(jié)論的表中數(shù)據(jù)是________(填字母)。
a.電離常數(shù) b.電離度
c.[OH-] d.[NH3·H2O]
(2)表中[OH-]基本不變的原因是________________________________。
(3)常溫下,在氨水中加入一定量的氯化銨晶體,下列說法錯誤的是________(填字母,后同)。
A.溶液的pH增大 B.氨水的電離度減小
C.[OH-]減小 D.[NH]減小
(4)將氨水與鹽酸等濃度等體積混合,下列做法能使[NH]與[
17、Cl-]比值變大的是________。
A.加入固體氯化銨 B.通入少量氯化氫
C.降低溶液溫度 D.加入少量固體氫氧化鈉
答案:(1)右 a (2)氨水濃度降低,使[OH-]減小,而溫度升高,使[OH-]增大,雙重作用使[OH-]基本不變 (3)AD (4)AC
13.研究醋酸的電離平衡。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。
酸
電離常數(shù)
醋酸
K=1.8×10-5
碳酸
K1=4.1×10-7 K2=5.6×10-11
亞硫酸
K1=1.5×10-2 K2=1.0×10-7
(1)碳酸第一步電離的電離常數(shù)表達(dá)式為___________
18、_________________。
(2)醋酸加入Na2SO3中是否能發(fā)生反應(yīng)?________________________________
(填“能”或“不能”);若能,其產(chǎn)物為_______________________________,
NaHSO3溶液呈酸性的原因為_____________________________________。
(3)醋酸加水稀釋100倍,圖中的縱坐標(biāo)可以是________。(填字母序號)
A.溶液的pH
B.醋酸的電離常數(shù)
C.溶液的導(dǎo)電能力
D.醋酸的電離程度
答案:(1)K1= (2)能 NaHSO3、CH3COONa HS
19、O的電離程度大于其水解程度 (3)C
14.25 ℃時,部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示:
化學(xué)式
CH3COOH
H2CO3
HClO
電離平
衡常數(shù)
1.7×10-5
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
3.0×10-8
請回答下列問題:
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序為__________________。
(2)同濃度的CH3COO-、HCO、CO、ClO-結(jié)合H+的能力由強(qiáng)到弱的順序為__________________________________________________________________。
(3)體積為10 mL pH=2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL,稀釋過程中pH變化如圖所示,則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù);理由是____________________________。
答案:(1)CH3COOH>H2CO3>HClO
(2)CO>ClO->HCO>CH3COO-
(3)大于 稀釋相同倍數(shù),HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大,酸性強(qiáng),電離平衡常數(shù)大