廣西2019年高考化學一輪復習 考點規(guī)范練22 弱電解質的電離 新人教版.docx

考點規(guī)范練22弱電解質的電離(時間: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。每小題只有一個選項符合題目要求)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.下列關于弱電解質的說法中正確的是()A.弱電解質需要通電才能發(fā)生電離B.醋酸達到電離平衡時,CH3COO-和H+不再生成CH3COOHC.H2SO4是共價化合物,所以它是弱電解質D.弱電解質溶液中,既有溶質分子,又有溶質電離出來的離子3.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。據圖判斷錯誤的是()A.M的數值一定大于9B.為氨水稀釋時溶液的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,消耗相同濃度的稀硫酸的體積V(NaOH)<V(氨水)5.(2018河北張家口期末)已知:25 時,0.100 0 molL-1 CH3COOH溶液中CH3COOH的電離度(已電離的CH3COOH分子數原CH3COOH分子總數100%)約為1%。該溫度下,用0.100 0 molL-1氨水滴定10.00 mL 0.100 0 molL-1 CH3COOH溶液,溶液的pH與溶液的導電能力(I)的關系如圖所示。下列說法中正確的是()A.M點N點,水的電離程度逐漸增大B.25 時,CH3COOH的電離常數約為1.010-2C.N點溶液中,c(CH3COO-)>c(NH4+)D.當滴入20 mL氨水時,溶液中c(CH3COO-)>c(NH4+)6.25 時,下列有關電解質溶液的說法正確的是()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,c(SO42-)<c(HF)C.向氨水中加入NH4Cl固體,溶液中c(NH3H2O)c(H+)c(NH4+)增大D.AgCl在水和NaCl溶液中的溶度積分別為K1、K2,則K1>K27.已知H2S能定量完成下列反應: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:Ka1(H2S)>Ka(HZ)>Ka2(H2S)>Ka(HR)B.結合H+的能力:Z->S2->R->HS-C.同溫同濃度下,溶液的pH:NaHS>NaR>Na2S>NaZD.HZ與Na2S反應的離子方程式:HZ+S2-HS-+Z-8.根據下表提供的數據可知,在溶液中能大量共存的粒子組是()化學式電離常數CH3COOHK=1.810-5HCNK=4.910-10H2CO3K1=4.410-7,K2=4.710-11A.H2CO3、HCO3-、CH3COO-、CN-B.HCO3-、CH3COOH、CN-、CO32-C.HCN、HCO3-、CN-、CO32-D.HCN、HCO3-、CH3COO-、CN-9.已知:25 時某些弱酸的電離平衡常數見下表。圖像表示常溫下稀釋CH3COOH、HClO兩種酸的稀溶液時,溶液pH隨加水量的變化,下列說法中正確的是()CH3COOHHClOH2CO3Ka=1.810-5Ka=3.010-8Ka1=4.410-7Ka2=4.710-11A.相同濃度CH3COONa和NaClO的混合液中,各離子濃度大小關系為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點酸的總濃度等于B點酸的總濃度10.在兩份相同的Ba(OH)2溶液中,分別滴入物質的量濃度相等的H2SO4、NaHSO4溶液,其導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.代表滴加H2SO4溶液的變化曲線B.B點,溶液中大量存在的離子是Na+、OH-C.C點,兩溶液中含有相同量的OH-D.A、D兩點對應的溶液均顯中性二、非選擇題(本題共4個小題,共50分)11.(11分)與化學平衡類似,電離平衡的平衡常數,叫電離常數(用K表示)。下表是某溫度下幾種常見弱酸的電離平衡常數:酸電離方程式電離平衡常數KCH3COOHCH3COOHCH3COO-+H+1.9610-5HClOHClOClO-+H+3.010-8H2CO3H2CO3H+HCO3-HCO3-H+CO32-K1=4.410-7K2=4.710-11H3PO4H3PO4H+H2PO4-H2PO4-H+HPO42-HPO42-H+PO43-K1=7.110-3K2=6.310-8K3=4.210-13回答下列問題:(1)若把CH3COOH、HClO、H2CO3、HCO3-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸,則它們酸性最強的是(填化學式,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)是一種精細化工產品,已知10 mL、1 molL-1 H3PO2與20 mL 1 molL-1 NaOH溶液充分反應后生成組成為NaH2PO2的鹽,回答下列問題:NaH2PO2屬于(填“正鹽”“酸式鹽”或“無法確定”)。若25 時,K(H3PO2)=110-2,則0.02 molL-1 H3PO2溶液的pH=。設計兩種實驗方案,證明次磷酸是弱酸、。(2)亞磷酸是二元中強酸,25 時亞磷酸(H3PO3)的電離常數為K1=110-2、K2=2.610-7。試從電離平衡移動的角度解釋K1為什么比K2大。寫出亞磷酸與NaOH反應時可能生成的鹽的化學式。亞磷酸的結構式為(式中PO表示成鍵電子對全部由磷原子提供),由此類推次磷酸分子中含有個“OH”鍵。13.(16分)現有常溫下pH=2的鹽酸甲和pH=2的醋酸溶液乙,請根據下列操作回答問題:(1)常溫下0.1 molL-1的CH3COOH溶液加水稀釋過程中,下列表達式的數據一定增大的是。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;另取10 mL的乙溶液,加入少量無水醋酸鈉固體(假設加入固體前后,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溶液的體積大小關系為V(甲)(填“>”“<”或“=”)V(乙)。(4)已知25 時,三種酸的電離平衡常數如下:化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數K11.810-54.410-73.010-8電離平衡常數K24.710-11下列四種離子結合H+能力最強的是。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),恢復至常溫時其pH=。14.(15分).已知常溫下,在NaHSO3溶液中c(H2SO3)<c(SO32-),且H2SO3的電離平衡常數為K1=1.510-2,K2=1.110-7;氨水中NH3H2O的電離平衡常數為K=1.810-5;回答下列問題。(1)等物質的量濃度的下列五種溶液:氨水;(NH4)2SO3溶液;KHSO3溶液;K2SO3溶液;H2SO3溶液。水的電離程度由大到小排列順序為(填序號)。(2)NaHSO3可以將碘鹽中的KIO3還原為碘單質,試寫出此反應的離子方程式:。.在25 下,將a molL-1的氨水與0.01 molL-1的鹽酸等體積混合,反應平衡時溶液中c(NH4+)=c(Cl-),則溶液顯(填“酸”“堿”或“中”)性;用含a的代數式表示NH3H2O的電離常數Kb=?？键c規(guī)范練22弱電解質的電離1.CNaHSO4是強電解質,溶于水后能完全電離,電離方程式應使用“”,A項錯誤;HClO是弱酸,電離方程式中應使用“”,B項錯誤;NH4Cl溶于水的電離方程式是NH4ClNH4+Cl-,D項錯誤。2.D弱電解質在水分子的作用下即可發(fā)生電離,不需要通電,A項錯誤;醋酸達到電離平衡時,存在CH3COOHCH3COO-+H+的動態(tài)平衡,即有CH3COO-和H+生成CH3COOH,B項錯誤;共價化合物不一定是弱電解質,例如HCl、H2SO4等都是強電解質,故C項錯誤。3.C加入NaCl固體,c(Cl-)增大,導致平衡逆向移動,c(HClO)減小,A項錯誤;加水稀釋,Cl-及HClO濃度均會減小,B項錯誤;加CaCO3固體可消耗HCl,使平衡正向移動,HClO濃度增大,C項正確;NaOH可與HCl和HClO反應,使HClO濃度減小,故D項錯誤。4.CpH=11的氨水和NaOH溶液分別加水稀釋至原體積的100倍,氨水稀釋過程中電離程度增大,因此氨水的pH改變比NaOH溶液的pH改變小,故為NaOH溶液的pH變化曲線,為氨水的pH變化曲線,B項正確;pH=11的NaOH溶液稀釋100倍后溶液的pH=9,故M點的數值大于9,A項正確;稀釋后氨水電離出的c(OH-)大于NaOH電離出的c(OH-),因此氨水中水的電離程度小于NaOH溶液中水的電離程度,C項錯誤;pH=11的氨水和NaOH溶液,NH3H2O的物質的量濃度大于NaOH的物質的量濃度,因此中和相同體積的兩溶液時,消耗相同濃度的稀硫酸的體積V(NaOH)<V(氨水),D項正確。5.AM點溶液中的溶質是醋酸,抑制水的電離,N點溶液中的溶質是醋酸銨,促進水的電離,M點N點,水的電離程度逐漸增大,A項正確;25時,CH3COOH的電離常數K=c(CH3COO-)c(H+)c(CH3COOH)0.10001%0.10001%0.1000=1.010-5,B項錯誤;N點溶液pH為7,c(CH3COO-)=c(NH4+),C項錯誤;當滴入20mL氨水時,溶液中溶質為醋酸銨和一水合氨,溶液呈堿性,c(CH3COO-)<c(NH4+),D項錯誤。6.B稀醋酸中加入冰醋酸,醋酸電離平衡右移,但電離度減小,A錯誤。向NaF溶液中滴加硫酸至中性時,根據物料守恒:c(Na+)=c(HF)+c(F-);根據電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(F-)+2c(SO42-),消去c(Na+)可得:c(HF)+c(H+)=c(OH-)+2c(SO42-);溶液顯中性,則c(H+)=c(OH-),所以c(HF)=2c(SO42-),則c(SO42-)<c(HF),B正確。銨根離子的水解常數Kh=c(NH3H2O)c(H+)c(NH4+),溶液的溫度不變,水解常數不變,C錯誤。溶度積只與溫度有關,與溶液的濃度無關,所以AgCl在水和NaCl溶液中的溶度積分別為K1、K2,則K1=K2,D錯誤。7.B由題給兩個反應可知,酸性強弱關系為H2S>HR>HS->HZ,酸性越強,Ka越大,所以相同溫度下電離平衡常數:Ka1(H2S)>Ka(HR)>Ka2(H2S)>Ka(HZ),A項錯誤;酸性越弱,酸越難電離,對應酸根離子越易結合H+,所以結合H+能力:Z->S2->R->HS-,B項正確;依據“越弱越水解”,同溫同濃度下,NaZ溶液的pH最大,C項錯誤;HZ與Na2S不反應,D項錯誤。8.D根據表中電離常數可知,酸性:CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3-。A項,H2CO3的酸性強于HCN,H2CO3和CN-能夠反應生成HCO3-和HCN,在溶液中不能大量共存,故A錯誤;B項,CH3COOH的酸性強于H2CO3、HCN,CH3COOH能夠與HCO3-、CN-、CO32-反應,在溶液中不能大量共存,故B錯誤;C項,HCN的酸性強于HCO3-,HCN與CO32-反應生成HCO3-,在溶液中不能大量共存,故C錯誤;D項,HCN、HCO3-、CH3COO-、CN-之間不反應,在溶液中能夠大量共存,故D正確。9.C由電離平衡常數大小知,酸性強弱順序為CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-。A項,ClO-的水解程度大,所以c(ClO-)<c(CH3COO-),錯誤;B項,應該生成HCO3-,錯誤;C項,依據HRH+R-可知電離平衡常數Ka(HR)=c(R-)c(H+)c(HR)=c(R-)c(H+)c(OH-)c(HR)c(OH-)=c(R-)KWc(HR)c(OH-),溫度不變,電離平衡常數不變,KW是常數,所以A、C兩點處的溶液中c(R-)c(HR)c(OH-)相等,正確;D項,曲線的酸性強于曲線,起始pH相同,所以曲線的酸的總濃度大,稀釋相同倍數后,還是曲線的酸的總濃度大,即B點濃度大,錯誤。10.C兩個過程的反應方程式分別為Ba(OH)2+H2SO4BaSO4+2H2O,NaHSO4+Ba(OH)2BaSO4+NaOH+H2O、NaOH+NaHSO4Na2SO4+H2O。A項,Ba(OH)2與H2SO4剛好完全反應時,生成BaSO4沉淀和H2O,所以此時溶液導電能力幾乎為0,曲線符合,正確。B項,設溶液中有1molBa(OH)2,當加入1molH2SO4時,溶液導電性幾乎為0,即為A點,而若加入1molNaHSO4,Ba2+與SO42-剛好完全反應的同時,還多生成1molNaOH,所以B點溶液中Na+和OH-較多,正確。C項,曲線中,向A點溶液繼續(xù)加入H2SO4溶液時,導電能力上升,溶液呈酸性;曲線中,向B點溶液繼續(xù)加入NaHSO4溶液時,會繼續(xù)與NaOH反應,至D點時,OH-被完全反應,所以C點溶液呈堿性,故加入NaHSO4的C點溶液中OH-多,錯誤。D項,A點,Ba(OH)2和H2SO4恰好完全反應相當于純水;D點,NaOH與NaHSO4恰好完全反應,溶質為Na2SO4,均顯中性,正確。11.答案(1)H3PO4HPO42-(2)CO2+ClO-+H2OHClO+HCO3-10.8(3)1.410-3解析(1)酸性最強的電離平衡常數最大;酸性最弱的電離平衡常數最小。(2)向NaClO溶液中通入少量的二氧化碳,根據平衡常數K1(H2CO3)>K(HClO)>K2(H2CO3),發(fā)生反應的離子方程式為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)正鹽2測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,測其pH,若pH<3,則證明次磷酸為弱酸(2)第一步電離出的H+抑制了第二步的電離NaH2PO3、Na2HPO31解析(1)由次磷酸與過量的NaOH溶液反應時只能得到NaH2PO2,說明次磷酸分子中只有一個氫原子可以與OH-反應,由此可知它是一元酸,NaH2PO2是正鹽。設達到電離平衡時,c(H+)=x,由H3PO2H+H2PO2-得,x20.02-x=110-2,解得x0.01molL-1,故pH=2?？赏ㄟ^測NaH2PO2溶液的pH來證明次磷酸是弱酸;也可將pH=2的次磷酸溶液加水稀釋至原體積的10倍,測其pH,若pH<3,則證明次磷酸為弱酸。(2)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。亞磷酸為二元酸,與NaOH反應時可能生成NaH2PO3、Na2HPO3。由亞磷酸的結構式及它是二元酸知,只有“OH”上的氫原子可以電離出H+,由此知次磷酸分子中只有1個“OH”鍵。13.答案(1)BD(2)向右減小(3)<(4)B(5)410解析(1)CH3COOH溶液加水稀釋過程中促進電離,但c(H+)減小,A錯誤;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,則稀釋過程中比值變大,B正確;溫度不變,KW不變,C錯誤;稀釋過程促進電離,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,加水稀釋促進醋酸電離,所以醋酸電離平衡向正反應方向移動;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,醋酸的物質的量大于HCl,酸的物質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溶液的體積大小關系為V(甲)<V(乙)。(4)電離平衡常數越大,酸的電離程度越大,溶液酸性越強,根據表中數據可知,酸性由強到弱的順序為:CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-,酸性越弱,對應的酸根離子結合氫離子的能力越強,則結合氫離子能力最強的為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.(1)(2)5HSO3-+2IO3-I2+5SO42-+3H+H2O.中10-9a-0.01解析.NaHSO3溶液中既存在HSO3-的電離:HSO3-H+SO32-,又存在HSO3-的水解:HSO3-+H2OH2SO3+OH-,現有c(H2SO3)<c(SO32-),說明以電離為主,溶液呈酸性。(1)中NH3H2O、KHSO3、H2SO3均抑制水的電離,電離平衡常數:>>中SO32-水解,中SO32-與NH4+水解,相互促進,水的電離程度增大。(2)反應物為HSO3-、KIO3,生成物有I2、SO42-,根據電荷守恒配平。.氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中的電荷守恒關系式為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。