高考化學 微測試系列 專題31 弱電解質(zhì)的電離(含解析)1
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專題31 弱電解質(zhì)的電離 (滿分60分 時間25分鐘) 姓名: 班級: 得分: 1.為了說明醋酸是弱電解質(zhì),某同學設計了如下實驗方案證明,其中錯誤的是( ) A.配制0.10 mol/L CH3COOH溶液,測溶液的pH,若pH大于1,則可證明醋酸為弱電解質(zhì) B.用pH計分別測0.01 mol/L和0.10 mol/L的醋酸溶液的pH,若兩者的pH相差小于1個單位,則可證明醋酸是弱電解質(zhì) C.對鹽酸和醋酸溶液進行導電性實驗,若與CH3COOH溶液相串聯(lián)的燈泡較暗,證明醋酸為弱電解質(zhì) D.配制0.10 mol/L CH3COONa溶液,測其pH,若常溫下pH大于7,則可證明醋酸是弱電解質(zhì) 【答案】C 考點:考查若電解質(zhì)正誤判斷的知識。 2.現(xiàn)有pH=2的A、B兩種酸溶液各1mL,分別加水稀釋到1L,其pH與溶液體積的關系如圖所示,下列說法正確的是 ①A是強酸或比B強的弱酸,B是弱酸 ②稀釋后,A溶液的酸性比B溶液強 ③若A、B均為弱酸,則2<a<5 ④若A、B均為強酸,則A、B的物質(zhì)的量濃度一定相等 A.①② B.①③ C.①③④ D.②③④ 【答案】B 【考點定位】考查酸的稀釋及圖象 【名師點晴】明確強酸在稀釋時pH變化程度大及酸的濃度與氫離子的濃度的關系是解答本題的關鍵,由圖可知,稀釋相同的倍數(shù),A的變化大,則A的酸性比B的酸性強,溶液中氫離子濃度越大,酸性越強,對于一元強酸來說c(酸)=c(H+),但對于一元弱酸,c(酸)>c(H+),以此來解答. 3.25 ℃時某些弱酸的電離平衡常數(shù)如下表所示: CH3COOH HClO H2CO3 K(CH3COOH) =1.810-5 K(HClO) =3.010-8 K(H2CO3)a1=4.410-7 K(H2CO3)a2=4.710-11 常溫下,稀釋CH3COOH、HClO兩種酸時,溶液的pH隨加水量變化的曲線如圖所示,下列說法正確的是 A.相同濃度的CH3COOH和HClO的混合溶液中,各離子濃度的大小關系是:c(H+)>c(ClO-)>c(CH3COO-)>c(OH-) B.圖像中a、c兩點所處的溶液中相等(HR代表CH3COOH或HClO) C.圖像中a點酸的濃度大于b點酸的濃度 D.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為:2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO32— 【答案】B 【考點定位】考查弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡 【名師點晴】本題考查電解質(zhì)的強弱與電離常數(shù)的關系,試題側重于學生的分析能力和計算能力的考查,明確酸的電離常數(shù)與酸的強弱、酸根離子水解能力的關系是解本題關鍵。 4. 下列事實一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是( ) ①常溫下NaNO2溶液pH大于7 ②用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗 ③HNO2和NaCl不能發(fā)生反應 ④0.1mol?L﹣1HNO2溶液的pH=2.1 ⑤NaNO2和H3PO4反應,生成HNO2 ⑥0.1mol?L﹣1HNO2溶液稀釋至100倍,pH約為3. 1 A.①④⑥ B.①②③④ C.①④⑤⑥ D.全部 【答案】C 【解析】 試題分析:①常溫下NaNO2溶液pH大于7,說明亞硝酸鈉是強堿弱酸鹽,則亞硝酸是弱電解質(zhì),①正確;②溶液的導電性與離子濃度成正比,用HNO2溶液做導電實驗,燈泡很暗,只能說明溶液中離子濃度很小,不能說明亞硝酸的電離程度,所以不能證明亞硝酸為弱電解質(zhì),②錯誤;③HNO2和NaCl不能發(fā)生反應,只能說明不符合復分解反應的條件,但不能說明是弱酸,③錯誤;④常溫下0.1 mol?L﹣1 HNO2溶液的pH=2.1,說明亞硝酸不完全電離,溶液中存在電離平衡,所以能說明亞硝酸為弱酸,④正確;⑤強酸可以制取弱酸,NaNO2和H3PO4反應,生成HNO2,說明HNO2的酸性弱于H3PO4,磷酸是弱酸,所以能說明亞硝酸為弱酸,⑤正確;⑥常溫下pH=1的HNO2溶液稀釋至100倍, pH約為3.1說明亞硝酸中存在電離平衡,則亞硝酸為弱電解質(zhì),⑥正確;答案選C。 考點:考查弱電解質(zhì)的判斷 5.25℃時,甲、乙兩燒杯均盛有5mLpH=3的某一元酸溶液,向乙燒杯中加水稀釋至pH=4。下列關于甲燒杯和稀釋后的乙燒杯中的溶液的描述中,不正確的是 A.溶液的體積:10V甲≤V乙 B.水電離出的OH-濃度:10c(OH-)甲=c(OH-)乙 C.若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和,所得溶液的pH:甲≤乙 D.若分別與5mLpH=11的NaOH溶液反應,所得溶液的pH:甲≤乙 【答案】C 考點:考查強弱電解質(zhì)的電離和溶液的酸堿性的判斷。 6.對常溫下pH=3的 CH3COOH溶液,下列敘述不正確的是( ) A.c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) B.加入少量CH3COONa固體后,c(CH3COO-)降低 C.該溶液中由水電離出的 c(H+)是 1.010-11mol/L D.與等體積pH=11 的NaOH 溶液混合后所得溶液顯酸性 【答案】B 【解析】 試題分析:A.溶液中存在電荷守恒,c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 故A正確;B.加入少量CH3COONa固體后,c(CH3COO-)增大,故B錯誤;C.醋酸電離出的氫離子,抑制了水的電離,該溶液中c(OH-)=1.010-11mol/L=水電離出的 c(H+)=1. 010-11mol/L,故C正確;D.與等體積pH=11 的NaOH 溶液混合后醋酸過量,溶液顯酸性,故D正確;故選B。 考點:考查了弱電解質(zhì)的電離及其影響因素的相關知識。 7.(1)在25℃條件下,將pH=11的氨水稀釋100倍后溶液的pH為(填序號) 。 A.9 B.13 C.11~13之間 D.9~11之間 (2)25℃時,向0.1mol/L的氨水中加入少量氯化銨固體,當固體溶解后,測得溶液pH減小,主要原因是(填序號) 。 A.一水合氨水與氯化銨發(fā)生化學反應 B.氯化銨溶液水解顯酸性,增加了c(H+) C.氯化銨溶于水,電離出大量銨離子,抑制了一水合氨水的電離,使c(OH―)減小 (3)在25℃條件時,pH均為5的H2SO4溶液和NH4Cl溶液,H2SO4溶液中c(H+)c(OH-) = mol2L-2。NH4Cl溶液中由水電離出的c(H+): (4)室溫下,如果將0.1mol NH4Cl和0.05mol NaOH全部溶于水,形成混合溶液(假設無損失),① 和 兩種粒子的物質(zhì)的量之和等于0.1mol。② 和 兩種粒子的物質(zhì)的量之和比OH―多0.05mol。 【答案】(1)D(2)C(3)110-14 110-5molL-1(4)①NH3?H2O和NH4+ ②NH4+和H+ 考點:弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,鹽類水解的原理 8、電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度的量。已知如下表數(shù)據(jù)(25 ℃): 化學式 電離平衡常數(shù) HCN K=4.910-10 CH3COOH K=1.810-5 H2CO3 K1=4.410-7,K2=4.710-11 (1)25 ℃時,等濃度的三種溶液(A.NaCN溶液、B.Na2CO3溶液、C.CH3COONa溶液)的pH由大到小的順序為________________________________。(填寫序號) (2)25 ℃時,向NaCN溶液中通入少量CO2,所發(fā)生反應的化學方程式為______ ___。 (3)現(xiàn)有濃度為0.02 mol/L的HCN與0.01mol/L NaOH等體積混合后,測得c(Na+)>c(CN-),下列關系正確的是 。 A.c(H+)>c(OH-) B.c(H+)<c(OH-) C.c(H+)+c(HCN) = c(OH-)D.c(HCN)+ c(CN-)=0.01mol/L (4)濃的Al2(SO4)3溶液和濃的小蘇打(NaHCO3)溶液混合可用于滅火,請用離子反應方程式表示滅火的原理_____________________。 (5)已知NaHC2O4水溶液顯酸性,請寫出該溶液中各離子濃度的大小___________________;電荷守恒表達式 ___________________ 。 (6)H2C2O4溶液和KMnO4酸性溶液可發(fā)生反應:H2C2O4+MnO4-+H+→CO2+Mn2++H2O,反應中每生成標況下4.48LCO2氣體,轉移的電子的物質(zhì)的量為__________mol。 【答案】(1)b>a>c;(2)NaCN+CO2+H2O=NaHCO3+HCN;(3)B、D; (4)Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ (5)c(Na+)>c(HC2O4-)>c(H+)> c(C2O42-)> c(OH-); c(OH-)+ c(HC2O4-)+ 2c (C2O42-)= c(H+)+ c(Na+);(6)0.2。 考點:考查弱電解質(zhì)的電離及其影響、離子濃度大小比較等。- 配套講稿:
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