高考化學二輪復習 作業(yè)卷 弱電解質的電離（含解析）

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弱電解質的電離 可能用到的相對原子質量：H~1 O~16 S~32 N~14 Cl~35.5 C~12 Na~23 Al~27 K~39 He~4 P~31 Cu~64 Ba~137 Ca~40 Cu~64 Mg~24 一 、選擇題（本大題共15小題。在每小題給出的四個選項中，只有一個選項是符合題目要求的） 若用分別表示分子、陰離子、陽離子（不包括水分子和由水電離出的離子），則下列示意圖可表示弱電解質電離情況的是（ ） ①pH=2的CH3COOH溶液；②pH=2的HCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液。相同條件下，有關上述溶液的比較中，不正確的是（ ） A．水電離的c(H＋)：①=②=③=④ B．若將②、③溶液混合后，pH=7，則消耗溶液的體積：②＞③ C．等體積的①、②、④溶液分別與足量鋁粉反應，生成H2的量：②最大 D．向溶液中加入100mL水后，溶液的pH：③>④>②>① 常溫下a molL－1稀氨水和b molL－1稀鹽酸等體積混合，對混合后溶液判斷一定正確的是 ( ) A、若a＝b，則c(NH)＝c(Cl－) B、若a＞b，則c(NH)＞c(Cl－) C、若a＞b，則c(OH－)＞c(H＋) D、若a＜b，則c(OH－)＜c(H＋） 常溫下，向含有H2SO4的CuSO4溶液中逐滴加入含a mol溶質的NaOH溶液，恰好使溶液的pH＝7，下列敘述錯誤的是 A．反應后溶液中c(Na＋)＝2c(SO42－) B. mol＞沉淀的物質的量＞0 C．沉淀的質量為49a g D．溶液中n(SO42－)＝ mol 常溫下，下列溶液中的粒子濃度關系正確的是( ) A．NH4Cl溶液中：c(Cl－)=c(NH4＋) ＞c(OH－)=c(H＋) B．Na2SO4溶液中：c(Na＋)+ c(H+)=c(SO42－) + c(OH－) C．NaHCO3溶液中：c(Na＋)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-) D．濃度均為0.1molL－1CH3COOH與CH3COONa溶液等體積混合： 2c(H＋)－2c(OH－)=c (CH3COO－)－c(CH3COOH) 下列說法正確的是（ ） A．強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的強 B．氨氣是弱電解質，銅是強電解質 C．體積和氫離子濃度都相同的鹽酸和醋酸溶液中和同種NaOH溶液，消耗氫氧化鈉一樣多 D．等濃度等體積的鹽酸和醋酸溶液中和同種NaOH溶液，消耗氫氧化鈉一樣多 常溫下，下列事實能說明HClO是弱電解質的是 ( ) A. NaClO、HClO都易溶于水 B. HClO與Na2SO3溶液反應，可以得到Na2SO4 C. NaClO的電離方程式：NaClO = Na+ + ClO- D. 0.01 molL-1 的HClO溶液pH＞2 （2015?中山市校級模擬）常溫下，0.1mol?L﹣1的一元酸HA與0.1mol?L﹣1的NaOH溶液等體積混合后，所得溶液pH＞7，下列說法正確的是（　　） 　 A． 混合前一元酸HA的c（H+）=0.1 mol?L﹣1 　 B． 該混合溶液中：c（Na+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+） 　 C． HA在水溶液中的電離方程式：HA=H++A﹣ 　 D． 該混合溶液中：c（A﹣）+c（HA）=0.1 mol?L﹣1 電導率可用于衡量電解質溶液導電能力大小，且電導率越大溶液的導電能力越強．室溫下，用0.100mol?L﹣1的NH3?H2O 滴定10.00mL 濃度均為0.100mol?L﹣1HCl和CH3COOH的混合液，電導率曲線如圖所示．下列說法正確的是（　　） 　 A． ①溶液中（H+）為0.200 mol?L﹣1 　 B． 溶液溫度高低為①＞③＞② 　 C． ③點后因離子數目減少使電導率略降低 　 D． ③點時溶液中有c （ Cl﹣）＞（CH3COO﹣） 實驗室用0.10mol的NaOH溶液滴定某一元弱酸HA的滴定曲線如圖所示。圖中橫軸為滴入的NaOH溶液的體積V(mL)，縱軸為溶液的pH。下列敘述不正確的是( ) A．此一元弱酸HA的電離平衡常數Ka≈110-6mol B．此弱酸的起始濃度約為110-2mol C．此實驗最好選用酚酞試液(變色范圍8.0~10.0)做指示劑 D．當混合液pH=7時，溶液中 下列有關電解質溶液的說法正確的是（ ） A．將Ca（ClO）2、Na2SO3、FeCl3溶液蒸干均得不到原溶質 B．保存氯化亞鐵溶液時，在溶液中放少量鐵粉，以防止Fe2+水解 C．室溫下，向0.1mol/L的CH3COOH溶液中加入少量水溶液顯堿性的物質，CH3COOH的電離程度一定增大 D．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同 由硫酸鉀、硫酸鋁和硫酸組成的混合溶液， 其pH=1，c（Al3+）=0.4mol?L﹣1，c（SO42﹣）=0.8mol?L﹣1，則c（K+）為（　?。? 　 A． 0.15mol?L﹣1 B． 0.2mol?L﹣1 C． 0.3mol?L﹣1 D． 0.4mol?L﹣1 已知酸式鹽NaHB在水溶液中存在下列反應：①NaHB=Na++HB﹣，②HB﹣≒H++B2﹣，③HB﹣+H2O≒H2B+OH﹣且溶液中 c（H+）＞c（OH﹣），則下列說法錯誤的是（　?。? 　 A． NaHB為強電解質 B． NaHB溶液中：c（Na+）＞c（HB﹣）+2c（B2﹣） 　 C． H2B為弱電解質 D． HB﹣的電離程度小于HB﹣的水解程度 下列化學原理表述正確的是（　?。? 　 A． 氫硫酸溶液加水稀釋，電離程度增大，H+濃度增大 　 B． 同體積同pH的鹽酸和醋酸與足量的鋅反應，醋酸的反應速率快，生成H2的物質的量多 　 C． NaHCO3溶液不顯中性的原因：HCO3﹣+H2O≒CO32﹣+H3O+ 　 D． Na2CO3溶液中滿足：2c（Na+）=c（CO32﹣）+c（HCO3﹣）+c（H2CO3） 已知室溫時，0.1mol?L﹣1某一元酸HA的電離平衡常數約為110﹣7，下列敘述錯誤的是（　?。? 　 A． 該溶液的pH=4 　 B． 此溶液中，HA約有0.1%發(fā)生電離 　 C． 加水稀釋，HA的電離平衡向右移動，HA的電離平衡常數增大 　 D． 由HA電離出的c（H+）約為水電離出的c（H+）的106倍 二 、填空（本大題共3小題） 某小組以醋酸為例探究弱酸的性質。 (1)實驗一：探究酸的強弱對酸與鎂條反應速率的影響。 ①設計實驗方案如表，表中c= molL-1。 編號 酸的種類 酸的濃度/molL-1 酸的體積/mL 鎂條質量/g 1 醋酸 1.0 10 2.0 2 鹽酸 c 10 2.0 ②實驗步驟：a)檢查裝置(如圖)的氣密性后，添加藥品； b)反應開始后， ； c)將所記錄的數據轉化為曲線圖(如圖)。 ③寫出0～5min醋酸、鹽酸與鎂條反應的反應速率變化規(guī)律： 。 (2)實驗二：現有一瓶醋酸溶液，常溫下測定其中醋酸的電離程度(已電離的電解質分子數占原來總分子數的百分比)。 設計實驗方案，將待測物理量和對應的測定方法填寫在下表中。 待測物理量 測定方法 ①_________ 量取25.00mL醋酸溶液于錐形瓶中，滴加指示劑，將0.1000 molL-1 NaOH標準溶液裝入________，滴定至終點，記錄數據。重復滴定2次 ②_______ _________ H2S溶于水的電離方程式為___________________________________________。 ①向H2S溶液中加入CuSO4溶液時，電離平衡向_________（填“正向”或“逆向”，下同）移動，c（H+）_______（填“增大”“減小”或“不變”，下同），c（S2-）________； ②向H2S溶液中加入NaOH固體時電離平衡向_________移動，c（H+）_______，c（S2-）________； 在一定溫度下有：a.醋酸 b.鹽酸 c.硫酸三種溶液 （1）若三種溶液的濃度相同時，溶液中c(H+) 由大到小順序為__________。 （2）若三種溶液中c(H+)相同時，則酸的濃度由大到小順序為_ _________。 （3） 若三種溶液的體積和c(H+)相同時，則完全中和同濃度NaOH 溶液所消耗的體積由大到小順序為________ ____。 2016萬卷作業(yè)卷（弱電解質的電離）答案解析 一 、選擇題 B C D C D D D 分析： 常溫下，等物質的量的HA和NaOH混合時二者恰好反應生成NaA，混合溶液pH＞7，說明NaA為強堿弱酸鹽，則HA為弱酸， A．HA是弱酸，在溶液中部分電離； B．溶液呈堿性，則c（OH﹣）＞c（H+），根據電荷守恒確定c（Na+）、c（A﹣）相對大?。? C．HA是弱電解質，在水溶液中部分電離； D．任何電解質溶液中都存在電荷守恒，二者等體積混合時溶液體積增大一倍，物質的量濃度降為原來的一半． 解答： 解：常溫下，等物質的量的HA和NaOH混合時二者恰好反應生成NaA，混合溶液pH＞7，說明NaA為強堿弱酸鹽，則HA為弱酸， A．HA是弱酸，在溶液中部分電離，所以混合前一元酸HA的c（H+）＜0.1 mol?L﹣1，故A錯誤； B．溶液呈堿性，則c（OH﹣）＞c（H+），根據電荷守恒得c（Na+）＞c（A﹣），鹽類水解較微弱，所以離子濃度大小順序是c（Na+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+），故B正確； C．HA是弱電解質，在水溶液中部分電離，HA電離方程式為HA?H++A﹣，故C錯誤； D．任何電解質溶液中都存在電荷守恒，二者等體積混合時溶液體積增大一倍，物質的量濃度降為原來的一半，所以該混合溶液中：c（A﹣）+c（HA）=0.05 mol?L﹣1，故D錯誤； 故選B． 點評： 本題以酸堿混合溶液定性判斷為載體考查離子濃度大小比較、弱電解質的電離等知識點，正確判斷HA強弱是解本題關鍵，利用電荷守恒、物料守恒解答，易錯選項是D，注意體積增大一倍． 　 分析： 圖象中①為 HCl和CH3COOH的混合液，②氯化銨和醋酸的混合液，③恰好完全反應生成氯化銨和醋酸銨，其中NH4+和CH3COOˉ發(fā)生水解，結合醋酸為弱電解質以及酸堿中和放熱的特點解答該題． 解答： 解：A．醋酸為弱電解質，①點溶液c（H+）＜2 mol/L，故A錯誤； B．酸堿中和反應放熱，①點溶液的溫度一定比②點的低，故B錯誤； C．③點后，溶液中離子濃度減小導致電導率降低，故C錯誤； D．③恰好完全反應生成氯化銨和醋酸銨，其中NH4+和CH3COOˉ發(fā)生微弱水解，則③點溶液中 c（NH4+）＞c（Clˉ）＞c（CH3COOˉ），故D正確． 故選D． 點評： 本題綜合考查酸堿混合的計算和判斷，側重于弱電解質電離考查，題目難度中等，注意弱電解質的電離特點和鹽類水解的問題． 【答案】D 解析：由圖象分析可知弱酸HA中的c（H+）=1mol?L-1，但HA是弱酸，不完全電離，所以HA的濃度為大于1mol?L-1，由圖象可知，當V=10mL，酸堿恰好中和，一元弱酸電離程度近似為1%，所以弱酸起始濃度為mol/L，平衡常數約為，故A錯誤；B、由圖象可知，當V=10mL，酸堿恰好中和，一元弱酸電離程度近似為1%，所以弱酸起始濃度為mol/L，故B正確；C、氫氧化鈉和弱酸反應恰好反應生成的鹽是強堿弱酸鹽，鹽水解顯堿性，應選擇堿性條件下變色的指示劑，不能選擇甲基橙，應選擇酚酞指示劑，故C正確；D、pH=7時，c（H+）=c（OH-），c（Na+）=c（A-），混合溶液為NaA和HA的混合溶液，HA和A-的電離程度和水解程度大小不能確定，溶液中c（HA）和c（A-）濃度不能確定，故D錯誤。 故答案選D 【思路點撥】本題考查了酸堿中和滴定、弱電解質的電離、鹽類的水解，綜合性強，難點是弱酸的電離平衡常數的計算。 【解析】A 解析：A、Ca（ClO）2溶液易和二氧化碳、水反應生成碳酸鈣，蒸干溶液時得到碳酸鈣，分解又生成氧化鈣，FeCl3加熱促進水解生成Fe（OH）3和HCl，Fe（OH）3易分解生成Fe2O3，HCl易揮發(fā)，最后得到Fe2O3固體，亞硫酸鈉不穩(wěn)定，在加熱過程中被氧氣氧化生成硫酸鈉，所以最后得到硫酸鈉，故A正確；B．保存氯化亞鐵溶液時，在溶液中放少量鐵粉，以防止Fe2+被氧化而不是水解，故B錯誤；C、室溫下，向0.1mol/L的CH3COOH溶液中加入少量水溶液顯堿性的物質比如醋酸鈉，CH3COOH的電離程度減小，故C錯誤；D、CH3COONH4溶液陰陽離子水解均促進水的電離，電離程度增大，故D錯誤； 故答案選A 【思路點撥】本題考查了鹽類水解、弱電解質的電離平衡，明確影響平衡移動的因素即可解答，注意利用加水促進電離及同離子效應來分析解答．難度中等。 分析： 溶液中存在3c（Al3+）+c（K+）+c（H+）=2c（SO42﹣）+c（OH﹣），根據溶液電荷守恒計算． 解答： 根據溶液電荷守恒，溶液中存在3c（Al3+）+c（K+）+c（H+）=2c（SO42﹣）+c（OH﹣），而溶液中c（OH﹣）很小，可以忽略不計， 則有3c（Al3+）+c（K+）+c（H+）=2c（SO42﹣），所以：c（K+）=2c（SO42﹣）﹣3c（Al3+）﹣c（H+） =20.8mol/L﹣30.4mol/L﹣0.1mol/L=0.3mol/L． 故選C． 點評： 本題考查溶液物質的量濃度的計算，題目難度不大，可利用電荷守恒計算． 分析： NaHB是鹽，完全電離為強電解質，HB﹣即電離又水解，c（H+）＞c（OH﹣），說明電離程度大于水解程度，電離和水解程度都很小，所以溶液中c（Na+）和c（HB﹣）離子濃度大，c（B2﹣）很小，H2B是弱酸，據此解答． 解答： 解：A、NaHB是鹽，完全電離為強電解質，故A正確； B、HB﹣即電離又水解，電離和水解程度都很小，所以溶液中c（Na+）和c（HB﹣）離子濃度大，c（B2﹣）很小，故B正確； C、H2B是弱酸為弱電解質，故C正確； D、HB﹣即電離又水解，c（H+）＞c（OH﹣），說明電離程度大于水解程度，故D錯誤； 故選D． 點評： 本題考查了弱酸的酸式鹽的電離和水解，注意根據溶液的酸堿性判斷電離和水解程度的大小，題目難度中等． 分析： A、氫硫酸是弱酸存在電離平衡，加水稀釋促進電離； B、醋酸是弱電解質存在電離平衡分析； C、碳酸氫根離子水解呈堿性； D、依據溶液中的物料守恒分析判斷． 解答： 解：A、氫硫酸是弱酸存在電離平衡加水稀釋，電離程度增大，H+濃度減小，故A錯誤； B、同體積同pH的鹽酸和醋酸，與足量的鋅反應，醋酸存在電離平衡，反應過程中醋酸溶液中的氫離子濃度大反應速率快，生成H2的物質的量多，故B正確； C、NaHCO3溶液不顯中性的原因是因為碳酸氫根離子水解：HCO3﹣+H2OH2CO3+OH﹣，故C錯誤； D、Na2CO3溶液中滿足碳元素的物料守恒：c（Na+）=2c（CO32﹣）+2 c（HCO3﹣）+2c（H2CO3），故D錯誤； 故選B． 點評： 本題考查了弱電解質的電離平衡應用，鹽類水解的應用，溶液中的物料守恒． 分析： 室溫時，0.1mol/l某一元酸HA的電離平衡常數K===110﹣7，溶液中C（H+）=10﹣4mol/L，據此分析解答． 解答： 解：A、室溫時，0.1mol/l某一元酸HA的電離平衡常數K===110﹣7， 溶液中C（H+）=10﹣4mol/L，pH=4，故A正確； B、0.1mol?L﹣1某一元酸HA中C（H+）=10﹣4mol/L，所以HA約有0.1%發(fā)生電離，故B正確； C、電離平衡常數只受溫度影響，加水稀釋時電離平衡常數不變，故C錯誤； D、該溫度時，由HA電離出的C（H+）=10﹣4mol/L，水電離出的C（H+）=mol/l=10﹣10mol/L，所以由HA電離出的C（H+）約為水電離出的C（H+）的106倍，故D正確； 故選C． 點評： 本題考查了弱電解質的電離，根據電離平衡常數公式、pH公式、弱電解質電離影響因素等知識點解答即可，注意C中水電離出氫離子濃度的計算方法，注意B中各微粒濃度的處理方法，這些都是易錯點． 二 、填空 【答案】(1)①1.0 ②每隔1min記錄一次生成H2的體積 ③醋酸與鎂條反應的速率隨時間變化不明顯 鹽酸與鎂條反應開始階段反應速率很快，一段時間后反應速率明顯減小 (2) 待測物理量 測定方法 醋酸溶液的物質的量濃度 堿式滴定管 H+的物質的量濃度 取適量醋酸溶液于燒杯中，用pH計測定溶液pH 【解析】本題考查了影響反應速率的因素、實驗方案的設計以及圖象問題，綜合性較強，是高考的高頻考點。(1)①要探究酸的強弱對酸與鎂條反應速率的影響，則必須保持其他影響反應速率的因素保持一致，故醋酸和鹽酸的濃度應相同，故C也應為1.0mol/L；②據圖可知，是要通過測量在相同的時間段內收集到的氫氣體積的大小來測量反應速率，故在反應開始后，應每隔1min記錄一次生成H2的體積；③通過圖象分析可知，單位時間內醋酸與鎂條反應生成氫氣的體積變化很小，即醋酸與鎂條的反應速率變化不大；而鹽酸與鎂條的反應一開始很快，一段時間后，單位時間內生成的氫氣的體積明顯變小，即反應速率明顯減??；(2)醋酸的電離程度是已電離的電解質分子數占原來總分子數的百分比，故要求醋酸的電離程度，故應測出醋酸溶液的濃度和溶液H+的濃度；①根據測定方法可知，此為酸堿中和滴定，所給的NaOH溶液是標準液，即醋酸是待測液，通過滴定，可測出醋酸溶液的濃度；堿液應盛放在堿式滴定管中；醋酸溶液的物質的量濃度；②由于①能測出醋酸溶液的濃度，故此步實驗的目的是測量溶液中H+的濃度，而若較精確的測量溶液的pH，應該用pH計，方法是取適量醋酸溶液于燒杯中，用pH計測定溶液pH，即 待測物理量 測定方法 醋酸溶液的物質的量濃度 堿式滴定管 H+的物質的量濃度 取適量醋酸溶液于燒杯中，用pH計測定溶液pH （1）（共2分，寫不全得1分，寫錯不得分） 離子方程式：H2S H+ + HS- HS- H+ + S2- （2）（共6分，每空1分） ①正向；增大；減小；②正向；減??；增大 （1）c>b>a （2）a>b>c（3）a>b=c