《2019版高考化學一輪復習 專題8 第23講 弱電解質(zhì)的電離平衡練習 蘇教版.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2019版高考化學一輪復習 專題8 第23講 弱電解質(zhì)的電離平衡練習 蘇教版.doc（7頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

第23講 弱電解質(zhì)的電離平衡 課時作業(yè)　 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＋H2ONH3H2O＋H＋ 答案：C 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 答案：C 3．下列事實不能證明NH3H2O是弱堿的是(　　) A．pH＝11的氨水加水稀釋到原溶液體積100倍時，pH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 答案：D 4．將0.1 molL－1的氨水加水稀釋至0.01 molL－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c(H＋)和c(OH－)均減小 B．稀釋后溶液中c(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c(OH－)減小，c(H＋)增大，A錯誤；NH3H2O為弱電解質(zhì)，稀釋后溶液中c(OH－)大于稀釋前的，B錯誤；NH3H2O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(NH3H2O)減小，故增大，D正確。 答案：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．c(H＋)c(OH－) D. 答案：D 6．已知室溫時，0.1 molL－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＝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110－7 D．HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍 答案：B 7．常溫下，有關下列四種溶液的說法正確的是(　　) ① ② ③ ④ 0.1 molL－1氨水 pH＝11氨水 0.1 molL－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c(NH)>c(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，NH3H2O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c(H＋)：③<①，A不正確；B項，NH3H2O是弱堿，0.1 molL－1氨水稀釋到原來的100倍，濃度是0.001 molL－1，溶液的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c(NH)＝c(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 molL－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：c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(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c(H＋)減小，酸對水的電離的抑制程度減小，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：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，因為pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，則c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(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溶液的堿性比Y溶液的堿性強 解析：由圖可知，開始時pH相同，若10b 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，對水的電離的抑制程度大，故由水電離出的c(H＋)c(OH－)：ab>a　b　(3)a>b>c　(4)加入鋅、NaOH或CH3COONa(其他合理答案也可)　(5)1.0110－5 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/℃ c(NH3H2O) /(molL－1) 電離常數(shù) 電離度/% c(OH－) /(molL－1) 0 16.56 1.3710－5 9.098 1.50710－2 10 15.16 1.5710－5 10.18 1.54310－2 20 13.63 1.7110－5 11.2 1.52710－2 提示：電離度＝100% (1)溫度升高，NH3H2O的電離平衡向________(填“左”或“右”)移動，能支持該結(jié)論的表中數(shù)據(jù)是________(填字母)。 a．電離常數(shù)　　　　　 b．電離度 c．c(OH－) d．c(NH3H2O) (2)表中c(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．c(OH－)減小 D．c(NH)減小 (4)將氨水與鹽酸等濃度等體積混合，下列做法能使c(NH)與c(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c(OH－)減小，而溫度升高，使c(OH－)增大，雙重作用使c(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＝1.810－5 碳酸 K1＝4.110－7　K2＝5.610－11 亞硫酸 K1＝1.510－2　K2＝1.010－7 (1)碳酸第一步電離的電離常數(shù)表達式為_______________________________________________________________。 (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　HSO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) 1.710－5 K1＝4.410－7 K2＝4.710－11 3.010－8 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(jié)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