《高考化學一輪復習 課時規(guī)范練22 弱電解質的電離平衡（含解析）蘇教版-蘇教版高三化學試題》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《高考化學一輪復習 課時規(guī)范練22 弱電解質的電離平衡（含解析）蘇教版-蘇教版高三化學試題（10頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、課時規(guī)范練22　弱電解質的電離平衡 (時間:45分鐘　滿分:100分) 一、選擇題(本題共10小題,每小題5分,共50分,每小題只有一個選項符合題目要求) 1.下列電離方程式中正確的是(　　)。 A.NaHSO4溶于水:NaHSO4Na++H++SO42- B.次氯酸電離:HClOClO-+H+ C.HF溶于水:HF+H2OH3O++F- D.NH4Cl溶于水:NH4++H2ONH3·H2O+H+ 答案:C 解析:NaHSO4是強電解質,溶于水后能完全電離,電離方程式應使用“”,A錯誤;HClO是弱酸,電離方程式中應使用“”,B錯誤;NH4Cl溶于水的電離方程式是NH4ClN

2、H4++Cl-,D錯誤。 2.下列關于弱電解質的說法中正確的是(　　)。 A.弱電解質需要通電才能發(fā)生電離 B.醋酸達到電離平衡時,CH3COO-和H+不再生成CH3COOH C.H2SO4是共價化合物,所以它是弱電解質 D.弱電解質溶液中,既有溶質分子,又有溶質電離出來的離子 答案:D 解析:弱電解質在水分子的作用下即可發(fā)生電離,不需要通電,A錯誤;醋酸達到電離平衡時,存在CH3COOHCH3COO-+H+的動態(tài)平衡,即有CH3COO-和H+生成CH3COOH,B錯誤;共價化合物不一定是弱電解質,例如HCl、H2SO4等都是強電解質,故C錯誤。 3.(2019山東濟寧模擬)醋

3、酸溶液中存在電離平衡CH3COOHH++CH3COO-,下列敘述不正確的是(　　)。 A.升高溫度,平衡正向移動,醋酸的電離常數(shù)Ka值增大 B.0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液中加水稀釋,溶液中c(OH-)增大 C.CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體,平衡逆向移動 D.25 ℃時,欲使醋酸溶液pH、電離常數(shù)Ka和電離程度都減小,可加入少量冰醋酸 答案:D 解析:A項,醋酸電離吸熱,升高溫度促進電離,導致電離常數(shù)增大,正確;B項,加水稀釋促進電離,溶液中c(H+)減小,c(OH-)增大,正確;C項,向醋酸溶液中加入CH3COONa固體,c(CH3COO-)增

4、大,平衡逆向移動,正確;D項,溫度不變,電離常數(shù)不變,錯誤。 4.25 ℃時,下列有關電解質溶液的說法正確的是(　　)。 A.稀醋酸中加入冰醋酸,醋酸電離平衡右移,電離度增大 B.向NaF溶液中滴加硫酸至中性時,c(SO42-)K2 答案:B 解析:稀醋酸中加入冰醋酸,醋酸電離平衡右移,但電離度減小,A錯誤。向NaF溶液中滴加硫酸至中性時,根據(jù)物料守恒:c(Na+)=c(HF)+c(F-);根據(jù)電荷守恒:c(Na

5、+)+c(H+)=c(OH-)+c(F-)+2c(SO42-),消去c(Na+)可得:c(HF)+c(H+)=c(OH-)+2c(SO42-);溶液顯中性,則c(H+)=c(OH-),所以c(HF)=2c(SO42-),則c(SO42-)

6、度有關,升高溫度,K值減小 B.電離平衡常數(shù)K與溫度無關 C.電離平衡常數(shù)(K)越小,表示弱電解質的電離能力越弱 D.多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關系為K1K2>K3,

7、故D項錯誤。 6.下表所示是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)(25 ℃): 酸 電離方程式 電離平衡常數(shù)Ka CH3COOH CH3COOHCH3COO-+H+ 1.76×10-5 H2CO3 H2CO3H++HCO3- HCO3-H++CO32- Ka1=4.31×10-7 Ka2=5.61×10-11 H3PO4 H3PO4H++H2PO4- H2PO4-H++HPO42- HPO42-H++PO43- Ka1=7.52×10-3 Ka2=6.23×10-8 Ka3=4.50×10-13 下列說法中正確的是(　　)。 A.溫度升高,K值減小 B.向

8、0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸,c(H+)c(CH3COOH)的值將增大 C.等物質的量濃度的三種酸溶液中,c(H+)關系為CH3COOH>H3PO4>H2CO3 D.PO43-、HPO42-和H2PO4-在溶液中不能大量共存 答案:D 解析:電解質的電離過程是一個吸熱過程,溫度升高電離程度增大,K值增大,A項錯誤;加入冰醋酸,醋酸的電離平衡正向移動,溶液中c(CH3COO-)增大,而K值不變,c(H+)c(CH3COOH)=Kc(CH3COO-),故c(H+)c(CH3COOH)的值減小,B項錯誤;根據(jù)電離平衡常數(shù),可知等物質的量濃度的各溶液中c(H+)的關

9、系為H3PO4>CH3COOH>H2CO3,C項錯誤;根據(jù)磷酸的三級電離平衡常數(shù),H2PO4-和PO43-在溶液中能發(fā)生反應生成HPO42-,即PO43-和H2PO4-在溶液中不能大量共存,D項正確。 7.已知H2S能定量完成下列反應:R-+H2S(少量)HR+HS-,2Z-+H2S(少量)2HZ+S2-。下列敘述正確的是(　　)。 A.相同溫度下電離平衡常數(shù):Ka1(H2S)>Ka(HZ)>Ka2(H2S)>Ka(HR) B.結合H+的能力:Z->S2->R->HS- C.同溫同濃度下,溶液的pH:NaHS>NaR>Na2S>NaZ D.HZ與Na2S反應的離子方程式:HZ+S2-

10、HS-+Z- 答案:B 解析:由題給兩個反應可知,酸性強弱關系為H2S>HR>HS->HZ,酸性越強,Ka越大,所以相同溫度下電離平衡常數(shù):Ka1(H2S)>Ka(HR)>Ka2(H2S)>Ka(HZ),A錯誤;酸性越弱,酸越難電離,對應酸根離子越易結合H+,所以結合H+能力:Z->S2->R->HS-,B正確;依據(jù)“越弱越水解”,同溫同濃度下,NaZ溶液的pH最大,C錯誤;HZ與Na2S不反應,D錯誤。 8.下列關于電解質溶液的說法正確的是(　　)。 A.保持溫度不變,向純水中加入少量CH3COONa,水電離出的c(H+)和c(OH-)乘積不變 B.25 ℃向某氨水中加入鹽酸使溶液

11、中c(NH4+)=c(Cl-),此時溶液pH=7 C.將0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液由20 ℃升溫至30 ℃,溶液中c(H+)c(CH3COOH)減小 D.保持溫度不變,向CH3COONa溶液中加入少量NaOH,溶液中c(CH3COOH)c(CH3COO-)增大 答案:B 解析:保持溫度不變,向純水中加入少量CH3COONa,CH3COO-的水解促進了水的電離,則水電離出的c(H+)、c(OH-)增大,二者的乘積增大,故A錯誤;25℃向某氨水中加入鹽酸,使溶液中c(NH4+)=c(Cl-),結合電荷守恒可知:c(H+)=c(OH-),則此時溶液pH=7,故B正確;升高溫度

12、后,CH3COOH的電離程度增大,H+的濃度增大、CH3COOH的濃度減小,則c(H+)c(CH3COOH)的值增大,故C錯誤;設CH3COO-的水解平衡常數(shù)為Kh,則c(CH3COOH)c(CH3COO-)=Khc(OH-),保持溫度不變,向CH3COONa溶液中加入少量NaOH,OH-濃度增大,Kh不變,則c(CH3COOH)c(CH3COO-)減小,故D錯誤。 9.已知:25 ℃時某些弱酸的電離平衡常數(shù)見下表。圖像表示常溫下稀釋CH3COOH、HClO兩種酸的稀溶液時,溶液pH隨加水量的變化,下列說法中正確的是(　　)。 CH3COOH HClO H2CO3 Ka=1.8×

13、10-5 Ka=3.0×10-8 Ka1=4.1×10-7 Ka2=4.7×10-11 A.相同濃度CH3COONa和NaClO的混合液中,各離子濃度大小關系為 c(Na+)>c(ClO-)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) B.向NaClO溶液中通少量CO2的離子方程式為2ClO-+CO2+H2O2HClO+CO32- C.圖像中A、C兩點處的溶液中c(R-)c(HR)·c(OH-)相等(HR代表CH3COOH或HClO) D.圖像中A點酸的總濃度等于B點酸的總濃度 答案:C 解析:由電離平衡常數(shù)大小知,酸性強弱順序為CH3COOH>H2CO3>HClO

14、>HCO3-。A項,ClO-的水解程度大,所以c(ClO-)

15、分別滴入物質的量濃度相等的H2SO4、NaHSO4溶液,其導電能力隨滴入溶液體積變化的曲線如圖所示。 下列分析不正確的是(　　)。 A.①代表滴加H2SO4溶液的變化曲線 B.b點,溶液中大量存在的離子是Na+、OH- C.c點,兩溶液中含有相同量的OH- D.a、d兩點對應的溶液均顯中性 答案:C 解析:兩個過程的反應方程式分別為①Ba(OH)2+H2SO4BaSO4↓+2H2O,②NaHSO4+Ba(OH)2BaSO4↓+NaOH+H2O、NaOH+NaHSO4Na2SO4+H2O。A項,Ba(OH)2與H2SO4剛好完全反應時,生成BaSO4沉淀和H2O,所以此時溶液導

16、電能力幾乎為0,①曲線符合,正確。B項,設溶液中有1molBa(OH)2,當加入1molH2SO4時,溶液導電性幾乎為0,即為a點,而若加入1molNaHSO4,Ba2+與SO42-剛好完全反應的同時,還多生成1molNaOH,所以b點溶液中Na+和OH-較多,正確。C項,曲線①中,向a點溶液繼續(xù)加入H2SO4溶液時,導電能力上升,溶液呈酸性;曲線②中,向b點溶液繼續(xù)加入NaHSO4溶液時,會繼續(xù)與NaOH反應,至d點時,OH-被完全反應,所以c點溶液呈堿性,故加入NaHSO4的c點溶液中OH-多,錯誤。D項,a點,Ba(OH)2和H2SO4恰好完全反應相當于純水;d點,NaOH與NaHSO4

17、恰好完全反應,溶質為Na2SO4,均顯中性,正確。 二、非選擇題(本題共4個小題,共50分) 11.(11分)Ⅰ.氨是重要的工業(yè)原料,在農業(yè)、醫(yī)藥、國防和化工等領域有重要應用。 (1)工業(yè)上用N2和H2在一定條件下合成氨,下列措施能使正反應速率增大,且使平衡混合物中NH3的體積分數(shù)一定增大的是　　　　。? A.降低反應溫度 B.壓縮反應混合物 C.充入N2 D.液化分離NH3 (2)常溫下向100 mL 0.2 mol·L-1的氨水中逐滴加入0.2 mol·L-1的鹽酸,所得溶液的pH、溶液中NH4+和NH3·H2O物質的量分數(shù)與加入鹽酸的體積的關系如下圖所示,根據(jù)圖像回答下列

18、問題。 ①表示NH3·H2O濃度變化的曲線是　　　(填“A”或“B”)。? ②NH3·H2O的電離常數(shù)為　　　　　　　　　(已知lg 1.8=0.26)。? ③當加入鹽酸體積為50 mL時,溶液中c(NH4+)-c(NH3·H2O)=　　　　　　　　　　 mol·L-1。? Ⅱ.若液氨中也存在類似水的電離(H2O+H2OH3O++OH-),碳酸鈉溶于液氨后也能發(fā)生完全電離和類似水解的氨解。 (1)寫出液氨的電離方程式:　 。? (2)寫出碳酸鈉溶于液氨后第一級氨解的離子方程式:　 。? (3)寫出碳酸鈉的液氨溶液中各離子濃度的大小關系:　 。? 答案:Ⅰ.(

19、1)B (2)①A　②1.8×10-5或10-4.74?、?×(10-5-10-9) Ⅱ.(1)NH3+NH3NH4++NH2- (2)CO32-+2NH3NH2-+NH4CO3- (3)c(Na+)>c(CO32-)>c(NH2-)>c(NH4CO3-)>c(NH4+) 解析:Ⅰ.(1)降低溫度,化學反應速率降低,A項錯誤;合成氨反應:N2+3H22NH3,壓縮反應混合物,增大壓強,化學反應速率加快,促使平衡向正反應方向移動,NH3的體積分數(shù)增大,B項正確;充入N2,正反應方向速率加快,總氣體的物質的量增大,氨氣的體積分數(shù)可能減小,C項錯誤;分離出NH3,此時正反應速率不變,氨氣的

20、體積分數(shù)減小,D項錯誤。 (2)①根據(jù)題意,向氨水中滴加鹽酸,發(fā)生反應:NH3·H2O+HClNH4Cl+H2O,NH3·H2O的濃度降低,根據(jù)圖像可知A曲線代表NH3·H2O濃度的變化。 ②電離常數(shù)Kb=c(NH4+)·c(OH-)c(NH3·H2O),電離常數(shù)只受溫度的影響,因此可取值pH=9.26,c(NH4+)=c(NH3·H2O),即Kb=10-4.74。 ③根據(jù)電荷守恒,c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),根據(jù)物料守恒,c(NH4+)+c(NH3·H2O)=2c(Cl-),兩者綜合可得c(NH4+)-c(NH3·H2O)=2c(OH-)-2c(H+)=2×

21、(10-5-10-9)mol·L-1。 Ⅱ.(1)液氨電離與水的電離類似,因此液氨的電離方程式為NH3+NH3NH4++NH2-。 (2)根據(jù)鹽類水解的定義,碳酸鈉溶于液氨后第一級氨解的離子方程式為CO32-+2NH3NH2-+NH4CO3-。 (3)氨解中存在CO32-+2NH3NH2-+NH4CO3-,NH3+NH3NH4++NH2-,氨解的程度微弱,因此離子濃度大小順序是c(Na+)>c(CO32-)>c(NH2-)>c(NH4CO3-)>c(NH4+)。 12.(8分)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: 醋酸 碳酸 亞硫酸 Ka=1.75×1

22、0-5 Ka1=4.30×10-7 Ka2=5.61×10-11 Ka1=1.54×10-2 Ka2=1.02×10-7 (1)寫出碳酸的第二步電離平衡常數(shù)表達式Ka2=　　　　　　　　　　。? (2)在相同條件下,試比較H2CO3、HCO3-、和HSO3-的酸性強弱:　 。? (3)如圖表示常溫時稀釋醋酸、碳酸兩種酸的稀溶液時,溶液pH隨水量的變化: ①圖像中,曲線Ⅰ表示的酸是　　　　　　　(填化學式)。? ②A、B、C三點中,水的電離程度最大的是　　　　(填字母)。? 答案:(1)c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-) (2)H2CO3>HSO3->

23、HCO3- (3)①CH3COOH?、贑 解析:(1)碳酸的第二步電離方程式為HCO3-H++CO32-,第二步電離平衡常數(shù)表達式為Ka2=c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-)。 (2)從表中數(shù)據(jù)可以看出,25℃時,碳酸的第一步電離平衡常數(shù)>亞硫酸的第二步電離平衡常數(shù)>碳酸的第二步電離平衡常數(shù),電離平衡常數(shù)越大,酸性越強,所以酸性由強到弱的順序為H2CO3>HSO3->HCO3-。 (3)酸的酸性越強,加水稀釋時pH變化越大,因醋酸的酸性大于碳酸,所以曲線Ⅰ表示的酸是CH3COOH;酸對水的電離有抑制作用,所以溶液pH越小,溶液中氫離子濃度越大,對水的電離的抑制作用越大,A、B

24、、C三點中,水的電離程度最大的是pH最大的C點。 13.(16分)現(xiàn)有常溫下pH=2的鹽酸甲和pH=2的醋酸溶液乙,請根據(jù)下列操作回答問題: (1)常溫下0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀釋過程中,下列表達式的數(shù)據(jù)一定增大的是　　　　　。? A.c(H+) B.c(H+)c(CH3COOH) C.c(H+)·c(OH-) D.c(OH-)c(H+) (2)取10 mL的乙溶液,加入等體積的水,醋酸的電離平衡　　　　　　(填“向左”“向右”或“不”)移動;另取10 mL的乙溶液,加入少量無水醋酸鈉固體(假設加入固體前后,溶液體積保持不變),待固體溶解后,溶液中c(H+)

25、c(CH3COOH)的比值將　　　　　　(填“增大”“減小”或“無法確定”)。? (3)取等體積的甲、乙兩溶液,分別用等濃度的NaOH稀溶液中和,則消耗的NaOH溶液的體積大小關系為V(甲)　　　(填“>”“<”或“=”)V(乙)。? (4)已知25 ℃時,三種酸的電離平衡常數(shù)如下: 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù)K1 1.8×10-5 4.3×10-7 3.0×10-8 電離平衡常數(shù)K2 — 5.6×10-11 — 下列四種離子結合H+能力最強的是　　　　　　。? A.HCO3-　B.CO32-　C.ClO-　D.CH3COO-

26、 (5)常溫下,取甲溶液稀釋到體積為原來的100倍,其pH=　　　;取99 mL甲溶液與1 mL 1 mol·L-1的NaOH溶液混合(忽略溶液體積變化),恢復至常溫時其pH=　　　　　　。? 答案:(1)BD　(2)向右　減小　(3)<　(4)B　(5)4　10 解析:(1)CH3COOH溶液加水稀釋過程中促進電離,但c(H+)減小,A錯誤;c(H+)c(CH3COOH)=c(H+)c(CH3COOH)×c(CH3COO-)c(CH3COO-)=Kc(CH3COO-),K不變,醋酸根離子濃度減小,則稀釋過程中比值變大,B正確;溫度不變,KW不變,C錯誤;稀釋過程促進電離,c(H+)減小

27、,c(OH-)增大,則c(OH-)c(H+)的值變大,D正確。 (2)醋酸是弱電解質,加水稀釋促進醋酸電離,所以醋酸電離平衡向正反應方向移動;向醋酸中加入醋酸鈉固體,溶液中醋酸根離子濃度增大,抑制醋酸電離,則氫離子濃度減小,醋酸分子濃度增大,所以c(H+)c(CH3COOH)減小。 (3)pH相等的醋酸和鹽酸,醋酸的濃度大于鹽酸,等體積等pH的兩種酸,醋酸的物質的量大于HCl,酸的物質的量越多需要等濃度的氫氧化鈉溶液體積越大,所以消耗的NaOH溶液的體積大小關系為V(甲)

28、OH>H2CO3>HClO>HCO3-,酸性越弱,對應的酸根離子結合氫離子的能力越強,則結合氫離子能力最強的為CO32-。 (5)pH=2的鹽酸稀釋到原體積的10n倍,pH增大n,所以取甲溶液稀釋到原體積的100倍,pH為4;99mL0.01mol·L-1的鹽酸與1mL1mol·L-1的NaOH溶液混合,溶液顯堿性,c(OH-)=1×1-99×0.01100mol·L-1=10-4mol·L-1,溶液的pH=10。 14.(15分)某二元酸(化學式用H2B表示)在水中的電離方程式是H2BH++HB-,HB-H++B2-?；卮鹣铝袉栴}: (1)Na2B溶液顯　　　　　(填“酸性”“中性”或

29、“堿性”),理由是　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用離子方程式表示)。? (2)在0.1 mol·L-1的Na2B溶液中,下列粒子濃度關系式正確的是　　　　。? A.c(B2-)+c(HB-)+c(H2B)=0.1 mol·L-1 B.c(Na+)+c(OH-)=c(H+)+c(HB-) C.c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HB-)+2c(B2-) D.c(Na+)=2c(B2-)+2c(HB-) (3)已知0.1 mol·L-1NaHB溶液的pH=2,則0.1 mol·L-1 H2B溶液中的氫離子的物質的量濃度可能　　　　(填“<”“>”或“=”)0.11 mo

30、l·L-1,理由是　??　 。? (4)0.1 mol·L-1 NaHB溶液中各種離子濃度由大到小的順序是　 。? 答案:(1)堿性　B2-+H2OHB-+OH- (2)CD (3)<　0.1 mol·L-1NaHB溶液的pH=2,說明其中c(H+)=0.01 mol·L-1,主要是HB-電離產生的;在H2B溶液中,第一步電離產生的H+抑制了第二步的電離,所以0.1 mol·L-1 H2B溶液中c(H+)<0.11 mol·L-1 (4)c(Na+)>c(HB-)>c(H+)>c(B2-)>c(OH-) 解析:(1)由H2BH++HB-(完全電離)和HB-H++B2-(部

31、分電離)知,Na2B溶液中B2-將發(fā)生水解反應:B2-+H2OHB-+OH-,故Na2B溶液顯堿性。(2)在Na2B溶液中存在:Na2B2Na++B2-,B2-+H2OHB-+OH-,H2OH++OH-。由電荷守恒知c(Na+)+c(H+)=2c(B2-)+c(OH-)+c(HB-),C正確;由物料守恒知c(Na+)=2c(B2-)+2c(HB-)=0.2mol·L-1,D正確;在Na2B溶液中不存在H2B,A錯誤;由物料守恒和電荷守恒得:c(HB-)+c(H+)=c(OH-),B錯誤。(3)在NaHB溶液中,NaHBNa+HB-,HB-H++B2-,H2OH++OH-。已知0.1mol·L-1NaHB溶液的pH=2,說明其中c(H+)=0.01mol·L-1,主要是HB-電離產生的。在H2B溶液中,第一步電離產生的H+抑制了第二步的電離,所以0.1mol·L-1H2B溶液中c(H+)<0.11mol·L-1。(4)由(3)可知NaHB溶液顯酸性,則在NaHB溶液中各離子濃度大小順序為c(Na+)>c(HB-)>c(H+)>c(B2-)>c(OH-)。