高考化学二轮复习考点专练专题14电离平衡Word格式.docx

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3．向VmL0.1mol/L氨水中滴加等物质的量浓度的稀H2SO4，测得混合溶液的温度和pOH[pOH＝－lgc（OH－）]随着加入稀硫酸的体积的变化如图所示（实线为温度变化，虚线为pOH变化），下列说法不正确的是

A．V＝40

B．b点时溶液的pOH>

pH

C．a、b、c三点由水电离的c（H+）依次减小

D．a、b、d三点对应NH3·

H2O的电离常数：

K（b）>

K（d）>

K（a）

4．25℃时，将浓度均为0.1mol/L、体积分别为Va和Vb的HA溶液与BOH溶液按不同体积比混合，保持Va+Vb=100mL，Va、Vb与混合液的pH的关系如图所示。

A．由图可知BOH一定是强碱B．Ka（HA）=1×

10-6mol/L

C．b点时，c（B-）=c（A-）=c（OH-）=c（H+）D．a→b过程中水的电离程度始终增大

【解析】A.根据图知，酸溶液的pH=3，则c（H+）＜0.1mol/L，说明HA是弱酸；

碱溶液的pH=11，c（OH-）＜0.1mol/L，则BOH是弱碱，A错误；

B.Ka（HA）=

mol/L，B错误；

C.b点是两者等体积混合溶液呈中性，c（B-）=c（A-），c（OH-）=c（H+），盐电离产生离子浓度远大于水电离产生的离子浓度，故离子浓度的大小为：

c（B-）=c（A-）>

c（OH-）=c（H+），C错误；

D.HA是弱酸，酸电离产生H+对水的电离平衡起抑制作用，在a→b过程中，酸被碱中和，溶液中酸电离产生的c（H+）减小，其对水的电离的抑制作用减弱，故水的电离程度始终增大，D正确。

7．室温下，用0.1mol·

L－1的NaOH溶液分别滴定20mL0.1mol·

L－1的HA和HB溶液，溶液pH随加入NaOH溶液的体积变化曲线如图所示，下列判断错误的是

A．水的电离度：

c点溶液>

纯水>

b点溶液

B．电离常数：

Ka（HA）<

Ka（HB）

C．d点溶液：

2c（Na+）=c（A－）+（HA）

D．a点溶液：

c（B－）>

c（Na+）>

c（HB）>

c（OH－）

8．常温下，将Cl2缓慢通入100mL水中至饱和,然后向所得饱和氯水中逐滴加入0.1mol/LNaOH溶液,整个过程中pH的变化如图所示。

下列有关叙述中正确的是

A．曲线③④段有离子反应：

HClO+OH-=ClO-+H2O

B．可依据②处数据计算所溶解的n（Cl2）

C．③处表示氯水与氢氧化钠溶液恰好反应完全

D．①处c（H+）约为②处c（H+）的两倍

【答案】A

根据电荷守恒得c（Na+）+c（H+）=c（ClO-）+c（Cl-）+c（OH-），若是恰好反应，溶液为NaCl、NaClO混合物，此时溶液应该显碱性，而此时溶液为中性，显然NaOH不足量，C错误；

D.①处至②处是氯气的溶解平衡：

Cl2+H2O

H++Cl-+HClO向右进行的过程，溶液的酸性逐渐增强，氢离子浓度逐渐增大，但不是2倍的关系，D错误。

9．室温下，H2R及其钠盐的混合溶液中，H2R、HR－、R2－分别在三者中所占的物质的量分数（α）随溶液pH的变化关系如图所示。

下列叙述错误的是

A．由图可知：

H2R的pKa1＝1.3（已知：

pKa=-lgKa）

B．在pH＝4.3的溶液中：

3c（R2－）＞c（Na＋）

C．0.2mol/LH2R溶液与0.3mol/LNaOH溶液等体积混合后的溶液中pH＝4.3

D．在pH＝3的溶液中存在＝10－3

10．常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法正确的是

化学式

HCOOH

H2CO3

HCN

电离平衡常数

K=1.8×

10－4

K1=4.3×

10－7K2=5.6×

10－11

K=4.9×

10－10

A．酸性强弱顺序是：

HCOOH>

HCN>

H2CO3

B．物质的量浓度均为0.1mol·

L－1的HCOONa溶液和NaCN溶液，pH大小顺序：

HCOONa<

NaCN

C．HCOOH的电离平衡常数表达式为K＝

D．H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3+2CN－＝2HCN+CO32－

【答案】B

【解析】A.根据酸的电离平衡常数HCOOH＞H2CO3＞HCN可知，酸性强弱顺序为：

HCOOH＞H2CO3＞HCN，故A错误；

B.HCOOH的酸性大于HCN，所以HCOO-的水解能力小于CN-，则0.1mol·

L－1的HCOONa溶液和NaCN溶液中，pH（HCOONa）<

pH（NaCN），故B正确；

C.HCOOH的电离平衡常数表达式为K＝，故C错误；

D.根据酸的电离平衡常数HCOOH＞H2CO3＞HCN>

HCO3-可知，酸性强弱顺序为：

HCOOH＞H2CO3＞HCN>

HCO3-，所以H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为：

H2CO3+CN－＝HCN+HCO3－，故D错误。

14．浓度均为0.10mol·

L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随

的变化如图所示。

A．MOH的碱性强于ROH的碱性

B．ROH的电离程度：

b点大于a点

C．若两溶液无限稀释，则它们的c（OH－）相等

D．当lg

＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大

15．常温下，向10mL1mol·

L－1元酸HA溶液中，不断滴加1mol·

L－1的NaOH溶液所加碱的体积与－lgc水（H+）的关系如图所示。

c水（H+）为溶液中水电离的c（H+）。

下列说法不正确的是

A．常温下，Kα（HA）的数量级为10－4

B．a、b两点pH均为7

C．从a点到b点，水的电离程度先增大后减小

D．溶液的导电性逐渐增强

16．pH＝2的A、B两种一元酸溶液各1mL,分别加水稀释到1000mL,其溶液的pH与溶液体积（V）的关系如图所示,则下列说法正确的是

A．A、B两种酸溶液物质的量浓度一定相等

B．稀释后A酸溶液的酸性比B酸溶液强

C．a＝5时,A是弱酸,B是强酸

D．若A、B都是弱酸,则5>

a>

2

【解析】A．因A、B酸的强弱不同，一元强酸来说c（酸）=c（H+），对于一元弱酸，c（酸）＞c（H+），从稀释的结果来看，两种酸的强度肯定不同，则A、B两种一元酸的物质的量浓度一定不相等，故A错误；

B．由图可知，稀释后B的pH小，c（H+）大，则B酸的酸性强，故B错误；

C．由图可知，若a=5，A完全电离，则A是强酸，B的pH变化小，则B为弱酸，故C错误；

D．若A和B都是弱酸，加水稀释时促进弱酸电离，所以溶液中pH为5＞a＞2，故D正确。

19．H3PO4与NaOH溶液反应的体系中，含磷的各种粒子的分布分数（平衡时某粒子的浓度占各粒子浓度之和的分数）与pH的关系如下图所示。

下列有关说法不正确的是

A．在pH=13时，溶液中主要含磷粒子浓度大小关系为c（HPO42-）＞c（PO43－）

B．为获得尽可能纯的NaH2PO4，pH应控制在4～5.5左右

C．在pH=7.2时，HPO42-、H2PO4-的分布分数各为0.5，则H3PO4的Ka2=10-7.2

D．由图中数据分析可知Na2HPO4溶液显碱性

20．盐酸、醋酸和碳酸是化学实验和研究中常用的几种酸。

已知室温下：

Ka（CH3COOH）＝1.7×

10－5；

H2CO3的电离常数Ka1＝4.2×

10－7、Ka2＝5.6×

（1）①用离子方程式解释碳酸氢钠水溶液显碱性的原因_____________________________。

②常温下，物质的量浓度相同的下列四种溶液：

a.碳酸钠溶液 

b.醋酸钠溶液 

c.氢氧化钠溶液 

d.氢氧化钡溶液，其pH由大到小的顺序是_______________________________（填序号）。

（2）某温度下，将pH均为4的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，其pH随溶液体积变化的曲线图中a、b、c三点对应溶液中水的电离程度由大到小的顺序为________________________；

该醋酸溶液稀释过程中，下列各量一定变小的是_____________。

a.c（H＋） 

b.c（OH－） 

c. 

d.

（3）在t℃时，某NaOH稀溶液中c（H+）=10－amol·

L－1，c（OH－）=10－bmol·

L－1，已知a+b=12，则在该温度下，将100mL0.1mol·

L－1的稀H2SO4与100mL0.4mol·

L－1的NaOH溶液混合后，溶液pH=________。

【答案】HCO3-+H2O

H2CO3+OH-dcabb＝c＞aad11

酸的酸性越强，水的电离程度越小，所以溶液体积越大，水的电离程度越大，则水的电离程度由a、b、c三点溶液中水的电离程度由大到小的顺序是b=c＞a；

加水稀释醋酸，促进醋酸电离，溶液中除了氢氧根离子、水分子外，所有微粒浓度都减小；

a．溶液中c（H+）减小，故a正确；

b．温度不变，水的离子积常数不变，氢离子浓度减小，则c（OH-）增大，pH增大，故b错误；

c.=

，温度不变，水的离子积常数不变、醋酸的电离平衡常数不变，所以不变，故c错误；

d．加水稀释促进醋酸电离，则氢离子个数增大，醋酸分子个数减小，所以减小，故d正确；

故答案为a、d。

故答案为：

<

；

（4）因为HCN的电离常数小于碳酸的电离常数，而大于HCO3-电离常数，说明碳酸的酸性强于HCN，HCN酸性强于HCO3-，则通入过量二氧化碳时，生成HCO3-，则离子方程式为：

CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－，

CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－。

22．下表是常温下几种常见弱酸的电离平衡常数:

弱酸

电离方程式

电离平衡常数K

CH3COOH

CH3COO-+H+

K=1.6×

10-5

H2C2O4

H++HC2O4-

HC2O4-

H++C2O42-

K1=5.9×

10-2K2=6.4×

H++HCO3-HCO3-

H++CO32-

K1=4.4×

10-7K2=5.6×

10-11

H2S

H＋＋HS－HS－

H＋＋S2－

K1＝9.1×

10－8K2＝1.1×

10－15

回答下列问题:

（1）某温度下，纯水中的c（H+）=2．0×

10-7mol/L，则此时溶液中c（OH-）为_______mol/L；

此时温度__________25℃（填“大于”，“小于”或“等于”），若温度不变，滴入稀硫酸使c（H+）=5．0×

10-6mol/L，则由水电离出的c（H+）为______mol/L。

（2）下列四种离子结合H+能力最强的是______。

A．HCO3-B．C2O42-C．S2－D．CH3COO-

（3）该温度下1.0mol·

L-1的CH3COOH溶液中的c（H+）=_____mol·

L-1　

（4）常温下，加水稀释0.1mol·

L-1的H2C2O4溶液，下列说法正确的是（______）

A．溶液中n（H＋）×

n（OH－）保持不变

B．溶液中水电离的c（H＋）×

c（OH－）保持不变

C．溶液中c（HC2O4-）/c（H2C2O4）保持不变

D．溶液中c（OH－）增大

（5）将CH3COOH溶液加入少量Na2CO3溶液中，反应的离子方程式为__________________________。

【答案】2.0×

10-7大于8×

10-9C4.0×

10-3D2CH3COOH＋CO32-===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O

是由水电离产生的，因此溶液中由水电离出的c（H+）=c（OH-）=8.0×

10-9mol·

L-1，

2.0×

10-7，大于，8.0×

10-9。

（2）对应酸的酸性越弱，结合H+能力越强，由表中数据可知，酸性：

H2C2O4＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S，所以结合H＋的能力由强到弱的顺序为：

S2－＞HCO3—＞CH3COO－＞C2O42-，故答案为：

C。

（3）在1.0mol•L-1的CH3COOH溶液中存在电离平衡：

CH3COO-+H+，电离平衡常数K=c（H+）c（CH3COO-）/c（CH3COOH）=1.6×

10-5，又因为c（H+）=c（CH3COO-），所以c（H+）=4.0×

10-3mol·

L-1，故答案为：

4.0×

10-3。

（4）A.稀释过程中，溶液的体积增大，水的离子积不变，故溶液中n（H＋）×

n（OH－）增大，故A错误；

B.稀释过程中，溶液中c（OH－）增大，故水电离的c（H＋）×

c（OH－）增大，故B错误；

C.H2C2O4分两步电离，且以第一步电离为主，稀释时平衡向右移动，c（H2C2O4）减小快，c（H2C2O4-）减小慢，c（H2C2O4-）/c（H2C2O4）不断增大，故C错误；

D.草酸是弱酸，存在电离平衡，加水稀释促进电离，氢离子的数目增加，但氢离子的浓度是降低的。

由于温度是不变的，所以水的离子积常数是不变的，所以溶液中c（OH－）增大，故D正确。

D。