《2019高考化學總復習 第八章 水溶液中的離子平衡 課時作業(yè)23 弱電解質(zhì)的電離平衡 新人教版.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019高考化學總復習 第八章 水溶液中的離子平衡 課時作業(yè)23 弱電解質(zhì)的電離平衡 新人教版.doc（10頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

課時作業(yè)23　弱電解質(zhì)的電離平衡 一、選擇題 1．下列說法正確的是(　　) A．強電解質(zhì)溶液的導電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導電能力強 B．因為CH3COOH是弱電解質(zhì)，HCl是強電解質(zhì)，所以中和等體積等物質(zhì)的量濃度的醋酸和鹽酸時，中和醋酸消耗的NaOH比鹽酸消耗的NaOH用量少 C．物質(zhì)的量濃度相同的磷酸鈉溶液和磷酸溶液中PO的物質(zhì)的量濃度相同 D．足量Zn分別與等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸反應時，產(chǎn)生H2的量相同，放出H2的速率不等 解析：溶液的導電性與溶液中離子濃度大小和所帶電荷有關(guān)，與電解質(zhì)的種類無關(guān)，A項錯誤；中和反應與酸所含氫離子物質(zhì)的量有關(guān)，與電解質(zhì)的強弱無關(guān)，B項錯誤；磷酸鈉是強電解質(zhì)，可以完全電離出PO，而磷酸是弱電解質(zhì)，電離出極少量PO，C項錯誤；HCl是強電解質(zhì)，醋酸是弱電解質(zhì)，等體積等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸電離出的c(H＋)大于醋酸電離出的c(H＋)，所以與足量Zn反應放出的H2的量相同，放出H2的速率鹽酸大于醋酸，D項正確。 答案：D 2．在0.1 molL－1 NH3H2O溶液中存在平衡：NH3＋H2ONH3H2ONH＋OH－。下列敘述中正確的是(　　) A．加入少量濃鹽酸，鹽酸與NH3反應生成NH4Cl，使NH3濃度減小，NH濃度增大，平衡逆向移動 B．加入少量NaOH固體，OH－與NH結(jié)合生成NH3H2O，使NH濃度減小，平衡正向移動 C．加入少量0.1 molL－1 NH4Cl溶液，電離平衡常數(shù)不變，溶液中c(OH－)減小 D．加入少量MgSO4固體，溶液pH增大 解析：加入少量濃鹽酸，首先發(fā)生H＋＋OH－===H2O，使OH－濃度降低，平衡正向移動；加入少量NaOH固體，使OH－濃度升高，平衡逆向移動；加入少量NH4Cl溶液，使NH濃度升高，平衡逆向移動，溶液中c(OH－)減??；Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，溶液pH減小。 答案：C 3．下列說法中正確的是(　　) A．向0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 B．室溫下，濃度均為0.1 molL－1的三種酸(HA、HB和HD)溶液的pH分別為2、3、4，則三種酸的電離常數(shù)關(guān)系：KHA>KHD>KHB C．室溫下，稀釋0.1 molL－1 CH3COOH溶液，溶液的導電能力增強 D．已知25 ℃時，HA的Ka＝6.2510－5，當pH為5.0時，HA溶液中＝0.16 解析：加水稀釋，CH3COOH的電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋正向移動，n(H＋)增多，n(CH3COOH)減小，則＝＝增大，A項錯誤；濃度相同的三種酸，HA的pH最小，HD的pH最大，酸性越強電離常數(shù)越大，三種酸的電離常數(shù)HA的最大，HD的最小，B項錯誤；稀釋CH3COOH溶液時，CH3COO－和H＋的濃度均減小，導電能力減弱，C項錯誤；根據(jù)HAH＋＋A－，Ka＝＝6.2510－5，故當溶液的pH為5.0時，c(H＋)＝10－5，HA溶液中＝＝0.16，故D項正確。 答案：D 4．室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH＝4。關(guān)于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是(　　) A．溶液的體積10V甲乙，錯誤；D中若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應，若為強酸，則所得溶液的pH：甲＝乙，若為弱酸，所得溶液應為酸性，甲中濃度大，酸性強，pH小，所以所得溶液的pH：甲≤乙。 答案：D 5．查閱資料表明，NaOH是一種強電解質(zhì)，為證明醋酸是一種弱酸，鹽酸是一種強酸，下列實驗方案切實可行的是(　　) ①用冰醋酸和已知濃度的濃鹽酸分別配制濃度為0.01 molL－1的稀醋酸和稀鹽酸，用pH計分別測它們的pH； ②用冰醋酸和已知濃度的濃鹽酸分別配制pH為5的稀醋酸和稀鹽酸，然后加水稀釋1 000倍，再用pH計比較它們的pH變化； ③用醋酸鈉固體和氯化鈉固體配制濃度均為0.01 molL－1的醋酸鈉、氯化鈉溶液，用pH試紙測定溶液的pH； ④用冰醋酸和已知濃度的濃鹽酸分別配制濃度為0.01 molL－1的稀醋酸和稀鹽酸，然后測定溶液的導電性。 A．①②③④ B．①③④ C．②④ D．只有① 解析：方案②存在問題，無法準確配制pH＝5的醋酸溶液，且稀釋1 000倍時，醋酸的pH肯定是小于7而大于5，鹽酸pH接近7，據(jù)此難確定鹽酸是強酸，醋酸是弱酸，該方案不可行。 答案：B 6．常溫下，某酸HA的電離常數(shù)K＝110－5。下列說法中正確的是(　　) A．HA溶液中加入NaA固體后，減小 B．常溫下，0.1 mol/L HA溶液中水電離出的c(H＋)為10－13 mol/L C．NaA溶液中加入鹽酸至恰好完全反應，存在關(guān)系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－) D．常溫下，0.1 mol/L NaA溶液的水解常數(shù)為10－9 解析：HA溶液中加入NaA固體后抑制HA的電離，＝＝＝Kh＝＝10－9，故比值不變，A錯誤、D正確；常溫下，0.1 mol/L的HA溶液中氫離子濃度約為(0.110－5)1/2 mol/L＝0.001 mol/L，則水電離出的c(H＋)為10－11 mol/L，B錯誤；NaA溶液中加入鹽酸至恰好完全反應，根據(jù)物料守恒：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)＋c(Cl－)，C錯誤。 答案：D 7．25 ℃時，相同pH的兩種一元弱酸HA與HB溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．同濃度的NaA與NaB溶液中，c(A－)小于c(B－) B．a(chǎn)點溶液的導電性大于b點溶液 C．a(chǎn)點的c(HA)大于b點的c(HB) D．HA的酸性強于HB 解析：由于稀釋過程中HA的pH變化較大，故HA的酸性強于HB，D項正確；酸的酸性越強，對應的鹽的水解程度越小，故NaB的水解程度大，同濃度的NaA與NaB溶液中c(B－)小于c(A－)，A項錯誤；b點溶液的pH小于a點溶液的pH，說明b點溶液中c(H＋)較大、c(B－)較大，故溶液導電性較強，B項錯誤；HA酸性強于HB，則相同pH的溶液，c(HA)0.01 molL－1，1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)>0.01 mol。A項，相同時間內(nèi)pH變化較大的應為HCl，錯誤；B項，產(chǎn)生H2的速率大的應為CH3COOH，錯誤；D項，相同時間內(nèi)c(H＋)變化較大的為HCl，錯誤。 答案：C 9．常溫下，向10 mL b molL－1的CH3COOH溶液中滴加等體積的0.01 molL－1的NaOH溶液，充分反應后溶液中c(Na＋)＝c(CH3COO－)，下列說法不正確的是(　　) A．b>0.01 B．混合后溶液呈中性 C．CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝ D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的過程中，水的電離程度逐漸減小 解析：根據(jù)題意知，常溫下，向10 mL b molL－1的CH3COOH溶液中滴加等體積的0.01 molL－1的NaOH溶液，充分反應后溶液中c(Na＋)＝c(CH3COO－)，則反應后的溶液為醋酸和醋酸鈉的混合液。A項，反應后溶液為醋酸和醋酸鈉的混合液，則醋酸過量，b>0.01，正確；B項，反應后溶液為醋酸和醋酸鈉的混合液，根據(jù)電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，又c(Na＋)＝c(CH3COO－)，則c(H＋)＝c(OH－)，混合后溶液呈中性，正確；C項，CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝0.005 molL－1，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 molL－1，c(CH3COOH)＝ molL－1，代入計算得Ka＝，正確；D項，向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的過程中生成強堿弱酸鹽醋酸鈉，醋酸根水解促進水的電離，水的電離程度逐漸增大，錯誤。 答案：D 10．某二元酸(H2A)在水中的電離方程式為H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－(25 ℃時Ka＝1.010－2)，下列有關(guān)說法中正確的是(　　) A．H2A是弱酸 B．稀釋0.1 mol/L H2A溶液，因電離平衡向右移動而導致c(H＋)增大 C．在0.1 mol/L的H2A溶液中，c(H＋)＝0.12 mol/L D．若0.1 mol/L NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol/L，則0.1 mol/L的H2A中c(H＋)<0.12 mol/L 解析：因H2A的一級電離是完全的，所以它是強酸，A錯誤；稀釋過程中溶液體積增大，雖然電離平衡向右移動，但c(H＋)減小，B錯誤；假設溶液中c(H＋)＝0.12 mol/L，則二級電離生成的c(A2－)為0.02 mol/L，c(HA－)＝0.08 mol/L，將這些數(shù)據(jù)代入Ka＝中求出的Ka≠1.010－2，C錯誤；0.1 mol/L H2A溶液中，第一步電離生成的c(H＋)＝0.1 mol/L，由于H2A第一步電離生成的H＋對第二步電離有抑制作用，而NaHA溶液中則不存在這樣的抑制作用，故0.1 mol/L的H2A溶液中c(H＋)<0.12 mol/L，D正確。 答案：D 11．分析下表，下列選項中錯誤的是(　　) 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3 電離常數(shù) (25 ℃) 1.810－5 4.910－10 Ka1＝4.310－7 Ka2＝5.610－11 A．CH3COO－、HCO、CN－在溶液中可以大量共存 B．向食醋中加入水可使CH3COOH的電離平衡向電離方向移動 C．相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaCN溶液，后者pH較大 D．pH＝a的上述3種酸溶液，加水后溶液的pH仍相同，則醋酸中加入水的體積最小 解析：根據(jù)電離常數(shù)可知HCO和CH3COO－、HCO和CN－均不發(fā)生反應，A正確；向食醋中加入水，CH3COOH的電離平衡正向移動，B正確；由于電離常數(shù)HCN>HCO，根據(jù)“越弱越易水解”可知C錯；pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3種酸溶液，加入相同體積的水，CH3COOH溶液pH變化最大，則pH變化相同的情況下，CH3COOH溶液中加入水的體積最小，D正確。 答案：C 12．下表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 CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.7610－5 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO Ka1＝4.410－7 Ka2＝4.710－11 H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO HPOH＋＋PO Ka1＝7.110－3 Ka2＝6.310－8 Ka3＝4.210－13 　下列說法中正確的是(　　) A．溫度升高，Ka值減小 B．向0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H＋)/c(CH3COOH)的值將增大 C．等物質(zhì)的量濃度的各溶液中c(H＋)關(guān)系為：CH3COOH>H3PO4>H2CO3 D．PO、HPO和H2PO在溶液中不能大量共存 解析：電解質(zhì)的電離是一個吸熱過程，溫度升高，K值增大，A錯誤；醋酸的電離平衡正向移動，溶液中c(CH3COO－)增大，而Ka值不變，＝，故的值減小，B錯誤；根據(jù)電離平衡常數(shù)，可知等物質(zhì)的量濃度的各溶液中c(H＋)的關(guān)系為：H3PO4>CH3COOH>H2CO3，C錯誤；根據(jù)磷酸的三級電離平衡常數(shù)，酸性H2PO>HPO，故H2PO與PO可能反應生成HPO，即PO和H2PO在溶液中不能大量共存，D正確。 答案：D 二、非選擇題 13．(1)一定溫度下，向1 L 0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固體，則醋酸的電離平衡向________(填“正”或“逆”)反應方向移動；溶液中 的值________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)氨氣的水溶液稱為氨水，其中存在的主要溶質(zhì)微粒是NH3H2O。 已知：a.常溫下，醋酸和NH3H2O的電離平衡常數(shù)均為1.7410－5； b．CH3COOH＋NaHCO3===CH3COONa＋CO2↑＋H2O。 則CH3COONH4溶液呈________性(填“酸”“堿”或“中”，下同)，NH4HCO3溶液呈________性，NH4HCO3溶液中物質(zhì)的量濃度最大的離子是________(填化學式)。 (3)99 ℃時，Kw＝1.010－12，該溫度下測得0.1 molL－1 Na2A溶液的pH＝6。 ①H2A在水溶液中的電離方程式為______________________。 ②該溫度下，將0.01 molL－1 H2A溶液稀釋到20倍后，溶液的pH＝________。 ③體積相等、pH均為1的鹽酸與H2A溶液分別與足量的Zn反應，產(chǎn)生的氫氣________(填字母序號)。 A．鹽酸多 　B．H2A多 　C．一樣多 　D．無法確定 ④將0.1 molL－1 H2A溶液與0.2 molL－1氨水等體積混合，完全反應后溶液中各離子濃度從大到小的順序為 _____________________________________________________。 解析：(1)CH3COOH溶液中存在電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，平衡左移；CH3COOH的電離平衡常數(shù)K＝ ，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，故的值不變。(2)弱酸弱堿鹽溶液酸堿性的判斷要注意對應的弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)的大小，電離平衡常數(shù)越大，其對應離子水解的程度越小。(3)由題給信息知H2A為強酸，在水溶液中完全電離。 答案：(1)逆　不變　(2)中　堿　NH (3)①H2A===2H＋＋A2－?、??、跜 ④c(NH)>c(A2－)>c(H＋)>c(OH－) 14．甲、乙兩位同學設計用實驗確定某酸HA是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，且改變條件平衡發(fā)生移動。實驗方案如下： 甲：①準確配制0.1 molL－1的HA溶液、HCl溶液各100 mL； ②取純度相同，質(zhì)量、大小相等的鋅粒于兩支試管中，同時加入0.1 molL－1的HA溶液、HCl溶液各10 mL，按圖1裝好，觀察現(xiàn)象。 乙：①用pH計測定物質(zhì)的量濃度均為0.1 molL－1 HA溶液和HCl溶液的pH； ②再取0.1 molL－1的HA溶液和HCl溶液各2滴(1滴均為1/20 mL)分別稀釋至100 mL，再用pH計測其pH變化。 (1)甲、乙兩方案中都要用到________mL的容量瓶。乙方案中說明HA是弱電解質(zhì)的理由是，測得0.1 molL－1的HA溶液的pH________1(填“>”“<”或“＝”)；甲方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的實驗現(xiàn)象是________。 A．加入HCl溶液后，試管上方的氣球鼓起慢 B．加入HA溶液后，試管上方的氣球鼓起慢 C．加入兩種稀酸后，兩個試管上方的氣球同時鼓起，且一樣大 (2)乙同學設計的實驗第________步，能證明改變條件弱電解質(zhì)平衡發(fā)生移動。甲同學為了進一步證明弱電解質(zhì)電離平衡移動的情況，設計如下實驗： a．使HA的電離程度和c(H＋)都減小，c(A－)增大，可在0.1 molL－1的HA溶液中，選擇加入________。 A．NaA固體(可完全溶于水) B．1 molL－1 NaOH溶液 C．1 molL－1 H2SO4溶液 D．2 molL－1 HA溶液 b．使HA的電離程度減小，c(H＋)和c(A－)都增大，可在0.1 molL－1的HA溶液中，選擇加入________。 A．NaA固體(可完全溶于水) B．1 molL－1 NaOH溶液 C．1 molL－1 H2SO4溶液 D．2 molL－1 HA溶液 解析：(1)配制100 mL溶液，需要選用規(guī)格為100 mL的容量瓶；在水溶液中弱電解質(zhì)部分電離，則0.1 molL－1的HA溶液中氫離子濃度小于0.1 molL－1，所以溶液的pH>1，反應速率與氫離子濃度成正比，等濃度的HA溶液和HCl溶液中，HA溶液中c(H＋)小，所以開始時反應速率慢，則試管上方的氣球鼓起慢。 (2)只有改變條件時，才能證明改變條件弱電解質(zhì)平衡發(fā)生移動，所以②能證明改變條件弱電解質(zhì)平衡發(fā)生移動；a.使HA的電離程度和c(H＋)都減小，c(A－)增大，則應該加入含有A－的物質(zhì)，選A；b.使HA的電離程度減小，c(H＋)和c(A－)都增大，則應加入濃的HA溶液，選D。 答案：(1)100　>　B　(2)②　a．A　b．D 15．常溫下有0.1 molL－1的以下幾種溶液：①H2SO4溶液 ②NaHSO4溶液?、跜H3COOH溶液　④HCl溶液?、軭CN溶液　⑥氨水，其中如下幾種溶液的電離度(即已經(jīng)電離的占原來總的百分數(shù))如下表(已知H2SO4的第一步電離是完全的)。 ①H2SO4溶 液中HSO ②NaHSO4溶 液中HSO ③CH3COOH 溶液 ④HCl 溶液 10% 29% 1.33% 100% 回答下列問題： (1)常溫下，pH相同的表格中的幾種溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是____________(填序號，下同)。 (2)常溫下，將足量的鋅粉投入等體積pH＝1的表格中的幾種溶液中，產(chǎn)生H2的體積(同溫同壓下)由大到小的順序是____________。 (3)在25 ℃時，若用已知濃度的NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液應選用________作指示劑，若終點時溶液pH＝a，則由水電離的c(H＋)為________。 (4)在25 ℃時，將b molL－1的KCN溶液與0.01 molL－1的鹽酸等體積混合，測得溶液pH＝7，則b________0.01(填“>”“<”或“＝”)；用含b的代數(shù)式表示HCN的電離常數(shù)Ka＝______________。 解析：(1)硫酸溶液中電離出H＋能力相當于110%，pH相同的四種溶液電離能力越強，物質(zhì)的量濃度越小，③>②>④>①。 (2)pH相等時，溶液的濃度③>②>④>①，放出氫氣的體積與溶液能夠提供的H＋的總物質(zhì)的量有關(guān)，因H2SO4中HSO隨著反應的進行，能夠繼續(xù)電離出H＋，故①放出氫氣的體積大于④：③>②>①>④。 (3)CH3COOH與氫氧化鈉恰好反應生成CH3COONa，其溶液呈堿性，故選酚酞作指示劑。當pH為a時溶液中c(H＋)＝10－a molL－1，溶液中由水電離的c(H＋)＝c(OH－)＝10－(14－a) molL－1。 (4)b＝0.01時兩者恰好反應，溶液呈酸性，要使溶液呈中性，b>0.01。根據(jù)電荷守恒有：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CN－)＋c(Cl－)，溶液呈中性：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 molL－1，c(CN－)＝c(K＋)－c(Cl－)＝(0.5b－0.005) molL－1，c(HCN)＝0.005 molL－1，代入平衡常數(shù)表達式，即可求得平衡常數(shù)為：。 答案：(1)③>②>④>①　(2)③>②>①>④ (3)酚酞　10－(14－a) molL－1 (4)>