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專題31 弱電解質的電離 （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，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 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 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 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 【答案】C 考點：考查若電解質正誤判斷的知識。 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】考查弱電解質在水溶液中的電離平衡 【名師點晴】本題考查電解質的強弱與電離常數(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，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，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，⑥正確；答案選C。 考點：考查弱電解質的判斷 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 兩種粒子的物質的量之和等于0.1mol。② 和 兩種粒子的物質的量之和比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：考查弱電解質的電離及其影響、離子濃度大小比較等。