高届高级高三化学一轮复习之专题课后练习24.docx

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高届高级高三化学一轮复习之专题课后练习24

专题课后练习（二十四）　弱电解质的电离平衡

1.（2020四川成都石室中学期中）下列事实一定能说明HF是弱酸的是（　　）

①用HF溶液做导电性实验,灯泡很暗　②HF与NaCl不能发生反应　③常温下,0.1mol·L－1HF溶液的pH为2.3　④HF能与Na2CO3溶液反应产生CO2

⑤HF与水能以任意比混溶　⑥1mol·L－1的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红

A.①②B.②③⑤

C.③④⑥D.③

【参考答案】:

D　[试题解析]:

①用HF溶液做导电性实验,灯泡很暗,说明溶液中导电离子浓度较小,可能是c（HF）较小引起的,不能证明HF是弱酸,错误；②HF与NaCl不能发生反应,说明HF的酸性比HCl弱,但不能证明HF是弱酸,错误；③常温下,0.1mol·L－1HF溶液的pH为2.3,说明HF部分电离,则HF是弱酸,正确；④HF能与Na2CO3溶液反应产生CO2,说明HF的酸性强于H2CO3,但不能证明HF是弱酸,错误；⑤HF与水能以任意比混溶,与其酸性强弱无关,错误；⑥1mol·L－1的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红,说明HF溶液具有酸性,不能证明HF是弱酸,错误。

2.（2020河北承德期末）25℃时,几种弱酸的电离平衡常数如表所示,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＝4.3×10－7

K2＝5.6×10－11

K＝4.9×10－10

A.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3＋CN－===HCO

＋HCN

B.HCOOH的电离平衡常数表达式为K＝c（HCOOH）/[c（HCOO－）·c（H＋）]

C.Na2CO3溶液显碱性,NaHCO3溶液显酸性

D.酸性强弱顺序是HCOOH>HCN>H2CO3

【参考答案】:

A　[试题解析]:

K越大,酸性越强,所以酸性强弱顺序：

HCOOH>H2CO3>HCN>HCO

D错误；根据强酸制弱酸原理,A正确；K（HCOOH）＝[c（HCOO－）·c（H＋）]/c（HCOOH）,B错误；HCO

在溶液中存在电离平衡和水解平衡,水解程度大于电离程度,所以NaHCO3溶液显碱性,C错误。

3.（2020四川成都七中诊断）25℃时,用氢氧化钠调节浓度为2.0×10－3mol·L－1的氢氟酸的pH（忽略体积变化）,溶液中c（HF）、c（F－）与pH的变化关系如图所示。

下列说法不正确的是（　　）

A.a～b～d曲线代表c（F－）随pH的变化

B.25℃时,HF电离平衡常数的数值Ka＝10－3.6

C.从b点到c点发生的离子反应方程式是HF＋OH－===H2O＋F－

D.图中a点溶液粒子浓度大小是c（HF）>c（H＋）>c（F－）>c（OH－）

【参考答案】:

A　[试题解析]:

本题考查弱电解质的电离平衡,侧重考查图像分析、电离平衡常数计算等。

氢氟酸中加入氢氧化钠,随着氢氧化钠的量的增加,溶液的pH升高,溶液中的氟化氢分子浓度减小,氟离子浓度增大,故a～b～d曲线代表c（HF）随pH的变化,A错误；从图中b点分析,c（HF）＝c（F－）时,溶液pH＝3.6,则氟化氢的电离平衡常数Ka＝

＝c（H＋）＝10－3.6,B正确；从b点到c点发生的反应为氢氧化钠和氟化氢的反应,HF为弱电解质,离子方程式为HF＋OH－===H2O＋F－,C正确；从图中a点分析,氟化氢的浓度为1.6×10－3mol·L－1,F－的浓度为5.0×10－4mol·L－1,H＋的浓度为1.0×10－3mol·L－1,所以溶液粒子浓度大小关系为c（HF）>c（H＋）>c（F－）>c（OH－）,D正确。

4.（2020辽宁葫芦岛协作校二模）常温下联氨（N2H4）的水溶液中有①N2H4＋H2ON2H

＋OH－　K1；

②N2H

＋H2ON2H

＋OH－　K2,该溶液中微粒的物质的量分数δ（X）随－lgc（OH－）变化的关系如图所示。

下列叙述错误的是（　　）

A.图中曲线Ⅲ对应的微粒为N2H

B.由图可知,K2＝10－15

C.若C点为N2H5Cl溶液,则存在：

c（Cl－）>（N2H

）＋2c（N2H

）

D.反应②为N2H

的水解方程式

【参考答案】:

D　[试题解析]:

本题考查联氨水溶液中的电离平衡和图像分析。

横坐标为OH－浓度的负对数值,从左到右OH－的浓度越来越小,越能促进N2H4电离,纵坐标为微粒的物质的量分数δ（X）,故曲线Ⅰ对应的微粒为N2H4,曲线Ⅱ对应的微粒为N2H

曲线Ⅲ对应的微粒为N2H

A项正确；从图像可得B点时,N2H

、N2H

物质的量分数相等,说明它们的浓度相等,此时根据横坐标可知c（OH－）＝10－15mol·L－1,则K2＝

＝c（OH－）＝10－15,B项正确；由电荷守恒可知：

c（OH－）＋c（Cl－）＝c（N2H

）＋2c（N2H

）＋c（H＋）,从图像可得C点时,c（OH－）c（N2H

）＋2c（N2H

）,C项正确；反应②为N2H4的二级电离方程式,D项错误。

5.（2020四川成都调研）常温下,向0.01mol·L－1的醋酸溶液中加入醋酸铵固体（其水溶液pH＝7）,溶液的pH随加入醋酸铵固体质量的变化曲线如图所示。

下列分析正确的是（　　）

A.a点：

pH＝2

B.b点：

c（CH3COO－）>c（NH

）

C.c点：

pH可能大于7

D.a点到c点,溶液pH增大是因为醋酸铵水解显碱性

【参考答案】:

B　[试题解析]:

本题考查醋酸的电离平衡及移动、溶液的pH、离子浓度的比较等。

醋酸是弱电解质,0.01mol·L－1的醋酸溶液中c（H＋）<0.01mol·L－1,则溶液的pH>2,A错误。

b、c点为CH3COOH和CH3COONH4的混合溶液,而CH3COONH4溶液显中性,CH3COOH电离使溶液显酸性,则混合溶液的pH<7,即b点溶液中c（H＋）>c（OH－）,结合电荷守恒推知,c（CH3COO－）>c（NH

）,B正确,C错误。

a点到c点,溶液的pH增大,其原因是醋酸是弱电解质,溶液中存在电离平衡：

CH3COOHCH3COO－＋H＋,向醋酸溶液中加入醋酸铵固体,c（CH3COO－）增大,醋酸的电离平衡逆向移动,则溶液中的c（H＋）减小,溶液的pH增大,室温下,醋酸铵的水溶液pH＝7,即醋酸铵溶液显中性,D错误。

6.（2020河北衡水中学调研）常温下,分别取未知浓度的MOH和HA溶液,加水稀释至原体积的n倍。

稀释过程中,两溶液pH的变化如图所示。

下列叙述正确的是（　　）

A.MOH为弱碱,HA为强酸

B.水的电离程度：

X＝Z>Y

C.若升高温度,Y、Z点对应溶液的pH均不变

D.将X点溶液与Z点溶液等体积混合,所得溶液呈碱性

【参考答案】:

B　[试题解析]:

本题考查酸和碱溶液的稀释、水的电离程度、溶液的酸碱性等。

由图可知,将X点HA溶液稀释10倍（即lgn增大1）,pH变化小于1,则HA是弱酸；将Y点MOH溶液稀释10倍,pH减小1,则MOH是强碱,A错误。

酸、碱均抑制水的电离,X点溶液中c（H＋）＝10－5mol·L－1,由水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－9mol·L－1,Y、Z点溶液中c（OH－）分别为10－4mol·L－1、10－5mol·L－1,则由水电离出的c（H＋）分别为10－10mol·L－1、10－9mol·L－1,故水的电离程度：

X＝Z>Y,B正确。

MOH是强碱,升高温度,溶液中c（OH－）几乎不变,但Kw增大,c（H＋）变大,溶液的pH减小,C错误。

将X点溶液与Z点溶液等体积混合,发生中和反应后,HA有剩余,所得混合液呈酸性,D错误。

7.（2020河南南阳一中调研）亚砷酸（H3AsO3）是三元弱酸,可以用于治疗白血病。

常温下,H3AsO3水溶液中含砷微粒的分布分数（平衡时某微粒的浓度占各含砷微粒浓度之和的比值）与pH的关系如图所示。

下列说法正确的是（　　）

A.H3AsO3的电离方程式为H3AsO33H＋＋AsO

B.H3AsO3的第一步的电离常数为Ka1,则有Ka1＝10－9.2

C.H3AsO3溶液的pH约为9.2

D.pH＝12时,溶液中c（H2AsO

）＋2c（HAsO

）＋3c（AsO

）＋c（OH－）＝c（H＋）

【参考答案】:

B　[试题解析]:

本题考查电离方程式、电离平衡常数、溶液的pH、离子浓度的比较等。

由图可知,溶液中同时存在H3AsO3、H2AsO

、HAsO

则H3AsO3是三元弱酸,分步发生电离,以第一步电离为主,电离方程式为H3AsO3H＋＋H2AsO

A错误。

H3AsO3的第一步电离平衡常数Ka1＝

由图可知,H3AsO3和H2AsO

的分布分数相等时,溶液的pH＝9.2,即c（H3AsO3）＝c（H2AsO

）时,c（H＋）＝10－9.2mol·L－1,则有Ka1＝c（H＋）＝10－9.2,B正确。

H3AsO3是三元弱酸,其溶液呈酸性,则其溶液的pH<7,C错误。

pH＝12时,c（OH－）>c（H＋）,溶液中c（H2AsO

）＋2c（HAsO

）＋3c（AsO

）＋c（OH－）>c（H＋）,D错误。

8.（2020山东德州期末）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。

下列说法正确的是（　　）

A.由图可知BOH一定是强碱

B.Ka（HA）＝1×10－6

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

【参考答案】:

D　[试题解析]:

根据图知,0.1mol/LHA溶液的pH＝3,则c（H＋）<0.1mol/L,说明HA是弱酸；0.1mol/LBOH溶液的pH＝11,c（OH－）<0.1mol/L,则BOH是弱碱,A项错误。

Ka（HA）＝

＝

≈1×10－5,B项错误。

b点是两者等体积混合,溶液呈中性,c（B＋）＝c（A－）,c（OH－）＝c（H＋）,盐电离产生离子的浓度远大于水电离产生的离子浓度,故c（B＋）＝c（A－）>c（OH－）＝c（H＋）,C项错误。

HA是弱酸,酸电离产生的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,同时生成的弱酸弱碱盐（BA）对水的电离起促进作用,故a→b过程中水的电离程度始终增大,D项正确。

9.（2020辽宁重点协作学校统考）水溶液是中学化学的重点研究对象。

（1）水是极弱的电解质,也是最重要的溶剂。

常温下某电解质溶解在水中后,溶液中的c（H＋）＝10－9mol·L－1,则该电解质可能是________（填序号）。

A.CuSO4　　B.HCl　　C.Na2S　　D.NaOH　

E.K2SO4

（2）已知次氯酸是比碳酸还弱的酸,要使新制稀氯水中的c（HClO）增大,可以采取的措施为____________________________（至少回答两种）。

（3）常温下,将pH＝3的盐酸aL分别与下列三种溶液混合,结果溶液均呈中性。

①浓度为1.0×10－3mol·L－1的氨水bL；

②c（OH－）＝1.0×10－3mol·L－1的氨水cL；

③c（OH－）＝1.0×10－3mol·L－1的氢氧化钡溶液dL。

则a、b、c、d之间的关系是________。

（4）强酸制弱酸是水溶液中的重要经验规律。

已知HA、H2B是两种弱酸,存在以下关系：

H2B（少量）＋2A－===B2－＋2HA,则A－、B2－、