2019年高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 课时梯级作业二十六 8.1 弱电解质的电离.doc

2019年高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 课时梯级作业二十六 8.1 弱电解质的电离一、选择题(本题包括7小题,每题6分,共42分)1.向0.1 molL-1氨水中分别加入适量的下列物质后,会使平衡向左移动且溶液中c(OH-)增大的是()A.0.01 molL-1氨水B.0.1 molL-1氢氧化钠溶液C.NH4Cl固体D.0.1 molL-1食盐水【解析】选B。A、D两项中的操作相当于对原溶液进行稀释,NH3H2O的电离平衡向右移动,A、D错误;加入氢氧化钠溶液后,因氢氧化钠溶液中c(OH-)大于氨水中c(OH-),c(OH-)增大,使NH3H2O的电离平衡向左移动,B正确;加入NH4Cl固体后,c(N)增大,会使NH3H2O的电离平衡向左移动,c(OH-)减小,C错误。2.(xx淄博模拟)H2S水溶液中存在电离平衡H2SH+HS-和HS-H+S2-。若向H2S溶液中()A.加水,平衡向右移动,溶液中氢离子浓度增大B.通入过量SO2气体,平衡向左移动,溶液pH增大C.滴加新制氯水,平衡向左移动,溶液pH减小D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化),溶液中所有离子浓度都减小【解析】选C。加水稀释,平衡向右移动,但c(H+)减小,A项错误;SO2过量会产生较多的H2SO3,而H2SO3的酸性比H2S强,溶液pH减小,B项错误;滴加新制氯水,Cl2+H2SS+2HCl,使H2S的电离平衡向左移动,HCl的生成,使溶液pH减小,C项正确;加入少量CuSO4固体,CuSO4+H2SCuS+H2SO4,使H2S的电离平衡向左移动,H2SO4的生成,使溶液中c(H+)增大,D项错误。3.(xx信阳模拟)高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸,其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数:酸HClO4H2SO4HClHNO3Ka1.610-56.310-91.610-94.210-10A.在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO42H+SD.水对于这四种酸的强弱没有区分能力,但醋酸可以区别这四种酸的强弱【解析】选C。由电离常数知,在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离,高氯酸的Ka最大,是这四种酸中最强的酸,A、B正确;硫酸在冰醋酸中电离受到抑制,分步电离,并非完全电离,并且是可逆的,C错误;在水中,四种酸都是强酸,但在醋酸中电离程度不同,D正确。4.(xx淮南模拟)pH=12的X、Y两种碱溶液各10 mL,分别稀释至1 000 mL,其pH与溶液体积(V)的关系如图所示,下列说法正确的是()A.若10aVYD.稀释后,X溶液的碱性比Y溶液的碱性强【解析】选A。由图可知,开始时pH相同,若10a12,10 mL的弱碱加水稀释到1 000 mL,则pH会在原来基础上减一个小于2的值,说明X、Y中都存在电离平衡,是弱碱,故A正确;开始时pH相同,两种碱溶液稀释相同的倍数后pH不同,则碱性强弱一定不同,所以物质的量浓度一定不相等,故B错误;相同pH的两溶液稀释相同的倍数,X的pH变化比Y大,则说明在加水稀释过程中,Y的电离程度比X弱,则pH=12时的X、Y两种碱溶液,溶液浓度Y大于X,完全中和X、Y两溶液时,消耗同浓度盐酸的体积:VXc(ClO-)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)B.向NaClO溶液中通少量CO2的离子方程式为 2ClO-+CO2+H2O2HClO+CC.图象中a、c两点处的溶液中相等(HR代表CH3COOH或HClO)D.图象中a点酸的总浓度等于b点酸的总浓度【解析】选C。酸性强弱顺序为CH3COOHH2CO3HClOHC,A选项,ClO-的水解程度大,所以c(ClO-)小于c(CH3COO-),错误;B选项应该生成HC,错误;依据HRH+R-可知电离平衡常数Ka=,即=,温度不变,Ka、KW是常数,所以温度相同时,相等,C选项正确;D选项,曲线的酸性强于曲线,当pH相同时曲线的酸浓度大,稀释相同倍数时,还是b点浓度大,错误。5.常温下,有下列四种溶液:0.1 molL-1的CH3COOH溶液;0.1 molL-1的NaOH溶液;pH=3的CH3COOH溶液;pH=11的NaOH溶液,下列有关说法正确的是()A.稀释到原来的100倍后,pH与相同B.与混合,若溶液pH=7,则V(NaOH)V(CH3COOH)C.由水电离出的c(H+):D.与混合,若溶液显酸性,则所得溶液中离子浓度可能为c(CH3COO-)c(H+)c(Na+)c(OH-)【解析】选D。A项,0.1 molL-1的CH3COOH溶液稀释后浓度变为0.001 molL-1,但是电离出的H+浓度小于0.001 molL-1,所以pH不是3,错误;B项,与混合,若等体积混合酸碱恰好完全反应,产物为强碱弱酸盐,pH7,若溶液pH=7,则应该是弱酸稍过量,错误;C项,pH=3的CH3COOH溶液和pH=11的NaOH溶液中酸和碱电离出的H+或OH-浓度相等,对水的电离的抑制程度相同,错误;D项,与混合,若溶液显酸性,则酸过量,当酸的量远多于碱的量时,则溶液中的离子浓度可能为c(CH3COO-)c(H+)c(Na+)c(OH-),正确。【易错提醒】(1)忽视了弱电解质加水稀释10n倍时,pH变化小于n个单位。(2)没弄懂等浓度等体积的一元弱酸和一元强碱混合后溶液呈碱性。(3)不清楚c(H+)和c(OH-)相等的两种不同的酸碱溶液对水的电离的抑制程度相等。【加固训练】pH=2的两种一元酸x和y,体积均为100 mL,稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。分别滴加NaOH溶液(c=0.1 molL-1)至pH=7,消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy,则()A.x为弱酸,VxVyC.y为弱酸,VxVy【解析】选C。由图象可知x稀释10倍,pH变化1个单位(从pH=2变化为pH=3),故x为强酸,而y稀释10倍,pH变化小于1个单位,故y为弱酸,排除选项A、D;pH都为2的x、y,前者浓度为0.01 molL-1,而后者大于0.01 molL-1,故中和至溶液为中性时,后者消耗碱的体积大,故选项C正确。6.某二元酸(H2A)在水中的电离方程式为H2AH+HA-,HA-H+A2-(25 时Ka=1.010-2),下列有关说法中正确的是()A.H2A是弱酸B.稀释0.1 molL-1 H2A溶液,因电离平衡向右移动而导致c(H+)增大C.在0.1 molL-1的H2A溶液中,c(H+)=0.12 molL-1D.若0.1 molL-1 NaHA溶液中c(H+)=0.02 molL-1,则0.1 molL-1的H2A中c(H+)0.12 molL-1【解析】选D。因H2A的一级电离是完全的,所以它是强酸,A错误;稀释过程中溶液体积增大,虽然电离平衡向右移动,但c(H+)减小,B错误;假设溶液中c(H+)=0.12 molL-1,则二级电离生成的c(A2-)为0.02 molL-1,c(HA-)=0.08 molL-1,将这些数据代入Ka=中求出的Ka1.010-2,C错误;0.1 molL-1 H2A溶液中,第一步电离生成的c(H+)=0.1 molL-1,由于H2A第一步电离生成的H+对第二步电离有抑制作用,NaHA溶液中则不存在这样的抑制作用,故0.1 molL-1的H2A溶液中c(H+)”“HSCH3COOH。又因为H2SO4的第一步电离是完全的,第一步电离出的H+抑制了HS的电离,所以HS在NaHSO4溶液中的电离程度大于在H2SO4中的电离程度。由此可知,相同浓度时,pH:H2SO4HClNaHSO4NaHSO4HClH2SO4。(2)金属Zn与酸反应生成H2的体积取决于酸提供的n(H+)。pH相同时,由于HCl完全电离,产生的n(H2)=n(H+),而CH3COOH与HS会继续电离出H+,导致H2的量增多。且酸越弱,最终生成H2的量越多,体积越大,故产生H2的体积由大到小的顺序为CH3COOHNaHSO4H2SO4HCl。(3)NaOH+CH3COOHCH3COONa+H2O,由于CH3COONa水解呈碱性,应选用酚酞试液作指示剂更接近滴定终点的pH。滴定终点时溶液pH=a,c(H+)=10-a molL-1,c(OH-)= molL-1=10-(14-a) molL-1,由水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-(14-a) molL-1。(4)若用0.01 molL-1的KCN溶液与0.01 molL-1的盐酸等体积混合,发生化学反应:KCN+HClKCl+HCN,KCl呈中性,HCN电离使溶液呈酸性,pH(2)(3)酚酞试液10-(14-a) molL-1(4)(100b-1)10-710.(14分)已知:酸H2C2O4HFH2CO3H3BO3电离平衡常数KaKa1=5.910-2Ka2=6.410-5未知Ka1=4.210-7Ka2=5.610-115.810-10(1)为了证明HF是弱酸,甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。甲同学取一定体积的HF溶液,滴入2滴紫色石蕊试液,显红色,再加入NaF固体观察到的现象是_,则证明HF为弱酸。乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液,测其pH为a,然后用蒸馏水稀释至1 000 mL。再测其pH为b,若要认为HF为弱酸,则a、b应满足的关系是b_(用含a的代数式表示)。丙同学用pH试纸测得室温下0.10 molL-1的HF溶液的pH为2,则测定HF为弱酸,由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离平衡常数约为_。(2)25 时,调节2.010-3 molL-1氢氟酸水溶液的pH(忽略体积变化),得到c(HF)、c(F-)与溶液pH的变化关系如图所示。请结合图中信息回答下列问题:HF电离平衡常数的表达式:Ka=_。室温下,向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH=3.4时,c(F-)c(HF) =_。HF的电离常数值为_。【解析】(1)HF在溶液中电离出氢离子和氟离子,溶液显酸性,滴入2滴紫色石蕊试液,显红色,再加入NaF固体,HF的电离平衡向逆方向移动,氢离子浓度减小,溶液的红色变浅,证明HF存在电离平衡,即HF为弱酸;乙同学取10 mL未知浓度的HF 溶液,测其pH为a,然后用蒸馏水稀释至1 000 mL,体积增大102倍,弱酸加水稀释会促进弱酸的电离,稀释102倍,pH变化小于2个单位,所以稀释后pH=ba+2;用pH 试纸测得室温下0.10 molL-1的HF 溶液的pH为2,则c(H+)=0.01 molL-1,则Ka=1.010-3;(2)HF电离方程式为HFF-+H+,因此平衡常数的表达式:Ka=。由图象可知,当pH=4时,c(H+)=1.010-4molL-1,c(HF)=4.010-3molL-1,c(F-)=1.610-3molL-1,则Ka(HF)=4.010-4。室温下,向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH=3.4时,氢离子浓度是10-3.4molL-1,则根据电离常数可知c(F-)c(HF) =11。答案:(1)红色变浅a+21.010-3(2)114.010-4(取pH=4时,查图中数据计算得到)11.(18分)(能力挑战题)描述弱电解质电离情况可以用电离度和电离平衡常数表示,下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数(Ka)和弱碱的电离平衡常数(Kb)。酸或碱电离常数(Ka或Kb)CH3COOH1.810-5HNO24.610-4HCN510-10HClO310-8NH3H2O1.810-5请回答下列问题:(1)上述四种酸中,酸性最弱的是_(用化学式表示)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大,而电离平衡常数不变的操作是_(填序号)。A.升高温度B.加水稀释C.加少量的CH3COONa固体D.加少量冰醋酸(2)CH3COONH4的水溶液显_(填“酸性”“中性”或“碱性”),理由是_。(3)pC类似pH,是指极稀溶液中的溶质浓度的常用负对数值。若某溶液中溶质的浓度为110-3molL-1,则该溶液中溶质的pC=-lg(110-3)=3。如图为25 时H2CO3溶液的pC-pH图。请回答下列问题 (若离子浓度小于10-5molL-1,可认为该离子不存在):在同一溶液中,H2CO3、HC、C_(填“能”或“不能”)大量共存。求H2CO3一级电离平衡常数的数值Ka1=_。人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系c(H2CO3)/c(HC)可以抵消少量酸或碱,维持pH=7.4。当过量的酸进入血液中时,血液缓冲体系中的最终将_。A.变大B.变小C.基本不变D.无法判断【解析】(1)电离平衡常数最小的酸的酸性最弱,即HCN酸性最弱,醋酸的电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+, A.升高温度,电离程度增大,电离平衡常数增大,故A错误;B.加水稀释,电离程度增大,电离平衡常数不变,故B正确;C.加少量的CH3COONa固体,电离出的醋酸根对醋酸的电离平衡起抑制作用,电离程度减小,电离平衡常数不变,故C错误;D.加少量冰醋酸,则醋酸浓度增大,根据越稀越电离的事实,则电离程度减小,平衡常数不变,故D错误。(2)醋酸铵溶液中,醋酸水解显碱性,铵根离子水解显酸性,CH3COOH与NH3H2O的电离平衡常数相等,CH3COO-和N在相等浓度时的水解程度相同,酸性和碱性程度相当,溶液显中性。(3)碳酸存在的溶液中酸性较强、碳酸根离子存在的溶液中碱性较强,所以碳酸根离子和碳酸不能大量共存。由图象可知当pH=6时,pC(H2CO3)=pC(HC),即c(HC)=c(H2CO3),结合Ka1(H2CO3)=110-6。氢离子浓度增大,平衡向左移动放出CO2,碳酸浓度基本不变,则最终将变大。答案:(1)HCNB(2)中性CH3COOH与NH3H2O的电离平衡常数相等,CH3COO-和N在相等浓度时的水解程度相同,酸性和碱性程度相当,溶液显中性(3)不能110-6A