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考點(diǎn)規(guī)范練22 弱電解質(zhì)的電離
(時(shí)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(gè)選項(xiàng)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++H2ONH3H2O+H+
2.下列關(guān)于弱電解質(zhì)的說(shuō)法中正確的是( )
A.弱電解質(zhì)需要通電才能發(fā)生電離
B.醋酸達(dá)到電離平衡時(shí),CH3COO-和H+不再生成CH3COOH
C.H2SO4是共價(jià)化合物,所以它是弱電解質(zhì)
D.弱電解質(zhì)溶液中,既有溶質(zhì)分子,又有溶質(zhì)電離出來(lái)的離子
3.已知次氯酸是比碳酸還弱的酸,反應(yīng)Cl2+H2OHCl+HClO達(dá)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
4.某溫度下,pH=11的氨水和NaOH溶液分別加水稀釋至原體積的100倍,溶液的pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷錯(cuò)誤的是( )
A.M的數(shù)值一定大于9
B.Ⅱ?yàn)榘彼♂寱r(shí)溶液的pH變化曲線
C.稀釋后氨水中水的電離程度比NaOH溶液中水的電離程度大
D.完全中和相同體積的兩溶液時(shí),消耗相同濃度的稀硫酸的體積V(NaOH)
c(NH4+)
D.當(dāng)?shù)稳?0 mL氨水時(shí),溶液中c(CH3COO-)>c(NH4+)
6.25 ℃時(shí),下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說(shuō)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(shí),c(SO42-)K2
7.已知H2S能定量完成下列反應(yīng):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(jié)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(yīng)的離子方程式:HZ+S2-HS-+Z-
8.根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)可知,在溶液中能大量共存的粒子組是( )
化學(xué)式
電離常數(shù)
CH3COOH
K=1.810-5
HCN
K=4.910-10
H2CO3
K1=4.410-7,K2=4.710-11
A.H2CO3、HCO3-、CH3COO-、CN-
B.HCO3-、CH3COOH、CN-、CO32-
C.HCN、HCO3-、CN-、CO32-
D.HCN、HCO3-、CH3COO-、CN-
9.已知:25 ℃時(shí)某些弱酸的電離平衡常數(shù)見(jiàn)下表。圖像表示常溫下稀釋CH3COOH、HClO兩種酸的稀溶液時(shí),溶液pH隨加水量的變化,下列說(shuō)法中正確的是( )
CH3COOH
HClO
H2CO3
Ka=1.810-5
Ka=3.010-8
Ka1=4.410-7
Ka2=4.710-11
A.相同濃度CH3COONa和NaClO的混合液中,各離子濃度大小關(guān)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(diǎn)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(diǎn)酸的總濃度等于B點(diǎn)酸的總濃度
10.在兩份相同的Ba(OH)2溶液中,分別滴入物質(zhì)的量濃度相等的H2SO4、NaHSO4溶液,其導(dǎo)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(diǎn),溶液中大量存在的離子是Na+、OH-
C.C點(diǎn),兩溶液中含有相同量的OH-
D.A、D兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液均顯中性
二、非選擇題(本題共4個(gè)小題,共50分)
11.(11分)與化學(xué)平衡類似,電離平衡的平衡常數(shù),叫電離常數(shù)(用K表示)。下表是某溫度下幾種常見(jiàn)弱酸的電離平衡常數(shù):
酸
電離方程式
電離平衡常數(shù)K
CH3COOH
CH3COOHCH3COO-+H+
1.9610-5
HClO
HClOClO-+H+
3.010-8
H2CO3
H2CO3H++HCO3-
HCO3-H++CO32-
K1=4.410-7
K2=4.710-11
H3PO4
H3PO4H++H2PO4-
H2PO4-H++HPO42-
HPO42-H++PO43-
K1=7.110-3
K2=6.310-8
K3=4.210-13
回答下列問(wèn)題:
(1)若把CH3COOH、HClO、H2CO3、HCO3-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸,則它們酸性最強(qiáng)的是 (填化學(xué)式,下同),最弱的是 。
(2)向NaClO溶液中通入少量的二氧化碳,發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為 ,1.2 molL-1的NaClO溶液的pH= (已知:lg 2=0.3)。
(3)該溫度下0.10 molL-1的CH3COOH溶液中的c(H+)= molL-1。
12.(8分)磷能形成次磷酸(H3PO2)、亞磷酸(H3PO3)等多種含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一種精細(xì)化工產(chǎn)品,已知10 mL、1 molL-1 H3PO2與20 mL 1 molL-1 NaOH溶液充分反應(yīng)后生成組成為NaH2PO2的鹽,回答下列問(wèn)題:
①NaH2PO2屬于 (填“正鹽”“酸式鹽”或“無(wú)法確定”)。
②若25 ℃時(shí),K(H3PO2)=110-2,則0.02 molL-1 H3PO2溶液的pH= 。
③設(shè)計(jì)兩種實(shí)驗(yàn)方案,證明次磷酸是弱酸 、 。
(2)亞磷酸是二元中強(qiáng)酸,25 ℃時(shí)亞磷酸(H3PO3)的電離常數(shù)為K1=110-2、K2=2.610-7。
①試從電離平衡移動(dòng)的角度解釋K1為什么比K2大 。
②寫出亞磷酸與NaOH反應(yīng)時(shí)可能生成的鹽的化學(xué)式 。
③亞磷酸的結(jié)構(gòu)式為(式中P→O表示成鍵電子對(duì)全部由磷原子提供),由此類推次磷酸分子中含有 個(gè)“O—H”鍵。
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(qǐng)根據(jù)下列操作回答問(wèn)題:
(1)常溫下0.1 molL-1的CH3COOH溶液加水稀釋過(guò)程中,下列表達(dá)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(dòng);另取10 mL的乙溶液,加入少量無(wú)水醋酸鈉固體(假設(shè)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+)c(CH3COOH)的比值將 (填“增大”“減小”或“無(wú)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(guān)系為V(甲) (填“>”“<”或“=”)V(乙)。
(4)已知25 ℃時(shí),三種酸的電離平衡常數(shù)如下:
化學(xué)式
CH3COOH
H2CO3
HClO
電離平衡常數(shù)K1
1.810-5
4.410-7
3.010-8
電離平衡常數(shù)K2
—
4.710-11
—
下列四種離子結(jié)合H+能力最強(qiáng)的是 。
A.HCO3-
B.CO32-
C.ClO-
D.CH3COO-
(5)常溫下,取甲溶液稀釋到體積為原來(lái)的100倍,其pH= ;取99 mL甲溶液與1 mL 1 molL-1的NaOH溶液混合(忽略溶液體積變化),恢復(fù)至常溫時(shí)其pH= 。
14.(15分)Ⅰ.已知常溫下,在NaHSO3溶液中c(H2SO3)HR>HS->HZ,酸性越強(qiáng),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項(xiàng)錯(cuò)誤;酸性越弱,酸越難電離,對(duì)應(yīng)酸根離子越易結(jié)合H+,所以結(jié)合H+能力:Z->S2->R->HS-,B項(xiàng)正確;依據(jù)“越弱越水解”,同溫同濃度下,NaZ溶液的pH最大,C項(xiàng)錯(cuò)誤;HZ與Na2S不反應(yīng),D項(xiàng)錯(cuò)誤。
8.D 根據(jù)表中電離常數(shù)可知,酸性:CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3-。A項(xiàng),H2CO3的酸性強(qiáng)于HCN,H2CO3和CN-能夠反應(yīng)生成HCO3-和HCN,在溶液中不能大量共存,故A錯(cuò)誤;B項(xiàng),CH3COOH的酸性強(qiáng)于H2CO3、HCN,CH3COOH能夠與HCO3-、CN-、CO32-反應(yīng),在溶液中不能大量共存,故B錯(cuò)誤;C項(xiàng),HCN的酸性強(qiáng)于HCO3-,HCN與CO32-反應(yīng)生成HCO3-,在溶液中不能大量共存,故C錯(cuò)誤;D項(xiàng),HCN、HCO3-、CH3COO-、CN-之間不反應(yīng),在溶液中能夠大量共存,故D正確。
9.C 由電離平衡常數(shù)大小知,酸性強(qiáng)弱順序?yàn)镃H3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-。A項(xiàng),ClO-的水解程度大,所以c(ClO-)K(HClO)>K2(H2CO3),發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為CO2+ClO-+H2OHClO+HCO3-。在NaClO溶液中ClO-+H2OHClO+OH-,若ClO-水解的濃度為
xmolL-1,水解后c(HClO)=c(OH-)=xmolL-1,由
K(HClO)=c(ClO-)c(H+)c(HClO)=c(ClO-)KWc(HClO)c(OH-),即(1.2-x)10-14x2=3.010-8,解得:x=2.010-3.5,故pOH=-lg(210-3.5)=3.2,pH=10.8。
(3)設(shè)該溫度下,0.10molL-1的CH3COOH溶液中CH3COO-的濃度為ymolL-1,K(CH3COOH)=c(CH3COO-)c(H+)c(CH3COOH)=y20.10-y=1.9610-5,解得y=1.410-3。
12.答案(1)①正鹽?、? ③測(cè)NaH2PO2溶液的pH,若pH>7則證明次磷酸為弱酸 將pH=2的次磷酸溶液加水稀釋至原體積的10倍,測(cè)其pH,若pH<3,則證明次磷酸為弱酸
(2)①第一步電離出的H+抑制了第二步的電離?、贜aH2PO3、Na2HPO3?、?
解析(1)①由次磷酸與過(guò)量的NaOH溶液反應(yīng)時(shí)只能得到NaH2PO2,說(shuō)明次磷酸分子中只有一個(gè)氫原子可以與OH-反應(yīng),由此可知它是一元酸,NaH2PO2是正鹽。②設(shè)達(dá)到電離平衡時(shí),c(H+)=x,由H3PO2H++H2PO2-得,x20.02-x=110-2,解得x≈0.01molL-1,故pH=2。③可通過(guò)測(cè)NaH2PO2溶液的pH來(lái)證明次磷酸是弱酸;也可將pH=2的次磷酸溶液加水稀釋至原體積的10倍,測(cè)其pH,若pH<3,則證明次磷酸為弱酸。
(2)①多元弱酸分步電離,第一步電離出的H+抑制了第二步的電離,所以K1>K2。②亞磷酸為二元酸,與NaOH反應(yīng)時(shí)可能生成NaH2PO3、Na2HPO3。③由亞磷酸的結(jié)構(gòu)式及它是二元酸知,只有“O—H”上的氫原子可以電離出H+,由此知次磷酸分子中只有1個(gè)“O—H”鍵。
13.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(guò)程中促進(jìn)電離,但c(H+)減小,A錯(cuò)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(guò)程中比值變大,B正確;溫度不變,KW不變,C錯(cuò)誤;稀釋過(guò)程促進(jìn)電離,c(H+)減小,c(OH-)增大,則c(OH-)c(H+)的值變大,D正確。
(2)醋酸是弱電解質(zhì),加水稀釋促進(jìn)醋酸電離,所以醋酸電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng);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(zhì)的量大于HCl,酸的物質(zhì)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(guān)系為V(甲)H2CO3>HClO>HCO3-,酸性越弱,對(duì)應(yīng)的酸根離子結(jié)合氫離子的能力越強(qiáng),則結(jié)合氫離子能力最強(qiáng)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;99mL0.01molL-1的鹽酸與1mL1molL-1的NaOH溶液混合,溶液顯堿性,c(OH-)=11-990.01100molL-1=10-4molL-1,溶液的pH=10。
14.答案Ⅰ.(1)②④③①⑤
(2)5HSO3-+2IO3-I2+5SO42-+3H++H2O
Ⅱ.中 10-9a-0.01
解析Ⅰ.NaHSO3溶液中既存在HSO3-的電離:HSO3-H++SO32-,又存在HSO3-的水解:HSO3-+H2OH2SO3+OH-,現(xiàn)有c(H2SO3)①>③;④中SO32-水解,②中SO32-與NH4+水解,相互促進(jìn),水的電離程度增大。(2)反應(yīng)物為HSO3-、KIO3,生成物有I2、SO42-,根據(jù)電荷守恒配平。
Ⅱ.氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中的電荷守恒關(guān)系式為c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(NH4+)=c(Cl-),故有c(H+)=c(OH-),溶液顯中性。Kb=c(NH4+)c(OH-)c(NH3H2O)=0.00510-7a2-0.005=10-9a-0.01。
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