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1、2022年高考化學一輪復習 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 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是強電解質(zhì)，溶于水后能完全電離，電離方程式應用“===”，A錯誤；HClO是弱酸，電離方程式中應用“”，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Cl2＋H2OHCl＋HClO達到平衡后，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，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應等于9；B項，氯化銨溶液呈酸性，說明NH發(fā)生水解反應生成了弱電解質(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應等于12；D項，無論氨水堿性強弱，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，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
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lg＝0，即還沒開始稀釋時，HY的pH＝1，而HX的pH>2，故HY為強酸而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，導電能力越強。(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＋反應的物質(zhì)可以達到此目的，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，結合Ka表達式可求出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)表達式為___________
18、_________________。
(2)醋酸加入Na2SO3中是否能發(fā)生反應？________________________________
(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的酸性由強到弱的順序為__________________。
(2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為__________________________________________________________________。
(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，電離平衡常數(shù)大
2022年高考化學一輪復習 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 魯科版
