【新教材】高考化學備考 專題35 弱電解質的電離 含解析

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1、新教材適用高考化學 （滿分42分 時間20分鐘） 姓名： 班級： 得分： 1．下列關于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法正確的是 A．相同濃度的兩溶液中，c(H+)相同 B．100 mL 0.1 mol/L的兩溶液，可中和相同體積等物質的量濃度的氫氧化鈉溶液 C．pH=3的兩溶液稀釋100倍，pH都變?yōu)? D．兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽固體，c(H+)均明顯減小 【答案】B 考點：考查強酸弱酸的比較 2．已知鹽酸是強酸，在下列敘述中，能說明醋酸是弱酸的是 A．將pH=4的

2、鹽酸和醋酸稀釋成pH=5的溶液，醋酸所需加入水的量少 B．鹽酸和醋酸都可用相應的鈉鹽與同濃度硫酸反應制取 C．相同pH的鹽酸和醋酸溶液中分別加入相應的鈉鹽固體，醋酸的pH變大 D．相同pH的鹽酸和醋酸分別跟鋅反應時，產生氫氣的起始速率相等 【答案】C 【解析】 試題分析：A．pH=4的鹽酸和醋酸，氫離子濃度都是0.0001mol/L，稀釋成pH=5的溶液，醋酸是弱酸，醋酸所需加入的水量多，故A錯誤；B．鹽酸和醋酸都可用相應的鈉鹽與同濃度硫酸反應制取鹽酸是利用鹽酸的揮發(fā)性，與酸性強弱無關，故B錯誤；C．在醋酸的溶液中存在著CH3COOH CH3COO-+H+的電離平衡，CH3COO

3、Na溶于水后，電離出大量CH3COO-離子，使醋酸的電離平衡向生成醋酸的方向移動，抑制了CH3COOH的電離，使c（H+）減小，因此溶液的pH增大．由此證明鹽酸為強酸，醋酸為弱酸，故C正確；D．相同pH，則氫離子濃度相同，產生氫氣的起始速率相等，與鹽酸是強酸，醋酸是弱酸無關，故D錯誤；故選C。 【考點定位】考查弱電解質在水溶液中的電離平衡 【名師點晴】本題考查強電解質與弱電解質的定義和弱電解質的判斷。弱電解質的判斷不能根據(jù)物質的溶解性大小、溶液酸堿性判斷。只要能說明醋酸在水溶液里部分電離就能證明醋酸為弱電解質，可以通過測定同濃度、同體積的溶液的導電性強弱來鑒別，如測定等體積、濃度均為0.5

4、mol?L-1的鹽酸和CH3COOH溶液的導電性實驗表明，鹽酸的導電能力比CH3COOH溶液的導電能力大得多，因為溶液導電能力的強弱是由溶液里自由移動離子的濃度的大小決定的，因此同物質的量濃度的酸溶液，酸越弱，其溶液的導電能力越弱。 3．25℃，兩種酸的電離常數(shù)如下表。 Ka1 Ka2 H2A 1.310-2 6.310-6 H2B 4.210-7 5.610-7 下列敘述中正確的是 A．H2A的電離方程式：H2A=2H++A2- B．常溫下，在水中Na2B的水解平衡常數(shù)為： C．等濃度的Na2A和Na2B溶液，由水電離產生的H+濃度大小關系為：前者大于后者 D

5、．向Na2B溶液中加入少量H2A溶液，可發(fā)生反應：B2-+H2A=A2-+H2B 【答案】D 小于后者，錯誤；D． 由于酸性H2A>H2B，向Na2B溶液中加入少量H2A溶液，可發(fā)生反應：B2-+H2A=A2-+H2B，正確。 考點：考查電離平衡常數(shù)的應用的相關知識。 4．一定溫度下，向0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加少量水，下列有關說法錯誤的是( ) A．溶液中所有離子的濃度都減小 B．CH3COOH的電離程度變大 C．水的電離程度變大 D．溶液的pH增大 【答案】A 考點：本題考查弱電解質電離。 5．部分弱酸的電離平衡

6、常數(shù)如下表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 電離平衡常數(shù)（25℃） 1.7710-4 4.910-16 K1=4.310-7 K2=5.610-11 下列選項錯誤的是（ ） A．2CN-+H2O+CO2=2HCN+CO32- B．2HCOOH+CO32-=2HCOO-+H2O+CO2↑ C．中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者 D．HCOOH+CN-=HCOO-+HCN 【答案】A 【解析】 試題分析：酸的電離平衡常數(shù)HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-，則酸根離子水解程度CO32-＞CN-＞HCO3-＞HCOO-

7、，A．酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強，強酸能夠制取弱酸，所以二者反應生成HCN和HCO3-，離子方程式為CN-+H2O+CO2=2HCN+ HCO3-，錯誤；B．酸性強弱順序是HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-，強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸，所以反應方程式為2HCOOH+CO32-=2HCOO-+H2O+CO2↑，正確；C．等pH、等體積的HCOOH和HCN，n(HCN)＞n(HCOOH），中和酸需要堿的物質的量與酸的物質的量、酸的元數(shù)成正比，所以中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，正確；D．等體積、等濃度的HCOOH、HCN的HCOOH、HCN溶液，

8、根據(jù)物料守恒可得HCOOH+ HCOO- = CN- +HCN，正確。 考點：考查電離平衡常數(shù)的應用的知識。 6．常溫下0.1molL－1 亞硫酸溶液中H2SO3、HSO3—、SO32— 三者中所占物質的量分數(shù)（α）隨pH 變化的關系如圖所示。下列表述 正確的是 A．H2SO3 2H+ + SO32— K=10—5.2 B．在0.1molL H2SO3 溶液中，存在：c2(H+)= c(H+)c(HSO3—) + 2c(H+)c(SO32—) + Kw. C．在pH=2.5 溶液中： c(H2SO3)＞c(HSO3—)＞c(H+) ＞c(OH—) D．向pH 為 8.5 的

9、上述體系中通入極少量 Cl2 的過程中，溶液中c(HSO3—)和c(SO32—)均減小 【答案】B c(H+)c(OH-)，Kw= c(H+)c(OH-)，所以c2(H+)= c(H+)c(HSO3-) + 2c(H+)c(SO32-) + Kw，故B正確；根據(jù)圖象可知，在pH=2.5 溶液中：c(HSO3-)＞c(H2SO3)，故C錯誤；溶液的pH=8.5時，顯堿性，所以c(OH-)﹥c(H+)，根據(jù)圖象知，溶液中含有的是SO32－，SO32－在溶液中存在水解平衡：SO32－+ H2O HSO3— + OH－，向上述體系中通入極少量 Cl2，HSO3- + Cl2 +H2O==SO42-

10、+3H++2Cl-，H+ + OH－= H2O，促進SO32－水解，c(SO32—) 減小，而c(HSO3-)增大，故D錯誤。 考點：本題考查離子濃度關系。 7．在相同溫度時100 mL 0.01 molL-1的醋酸溶液與10 mL 0.1 molL-1的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是( ) A．中和時所需NaOH的量 B．電離度 C．H+的物質的量濃度 D．CH3COOH的物質的量 【答案】B 考點：考查了弱電解質在水溶液中的電離平衡的相關知識。 8．下列說法正確的是( ) A．強電解質溶液一定比弱電解質溶液的導電性強 B．強電解

11、質的水溶液中不存在電解質分子 C．強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物 D．不同的弱電解質只要物質的量濃度相同，電離程度也就相同 【答案】B 【解析】 試題分析：A．溶液的導電能力與離子的濃度有關，濃度越大導電能力越強，濃度越小導電能力越弱．強電解質是指：在水溶液中或熔融狀態(tài)下，能夠完全電離的化合物，溶液的導電能力與電解質的強弱無關，如硫酸鋇是強電解質，難溶于水，離子濃度小，導電能力弱，CH3COOH為弱電解質，易溶于水，當乙酸濃度比較大時，離子的濃度大，導電能力強，故A錯誤；B．強電解質是指：在水溶液中或熔融狀態(tài)下，能夠完全電離的化合物．即溶于水的部分或者熔融狀態(tài)時，可以

12、完全變成陰陽離子的化合物，電解質的水溶液中不存在溶質分子，故B正確；C．氯化氫為強電解質，但氯化氫為共價化合物，氫氧化鋁為弱電解質，但它是離子化合物，故C錯誤；D．不同弱電解質電離程度由本性決定，濃度相同的弱電解質溶液中電離程度不一定相同，故D錯誤；故選B。 【考點定位】考查強電解質和弱電解質 【名師點晴】本題考查電解質、非電解質概念的辨析。注意：①電解質的強弱與化學鍵有關，但不由化學鍵類型決定．強電解質含有離子鍵或強極性鍵，但含有強極性鍵的不一定都是強電解質，如H2O、HF等都是弱電解質；②電解質的強弱與溶解度無關．如BaSO4、CaCO3等；③電解質的強弱與溶液的導電能力沒有必然聯(lián)系。

13、 9．將濃度為0.1 molL-1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是( ) A．c(H+) B．Ka(HF) C． D． 【答案】C 【考點定位】考查弱電解質在水溶液中的電離平衡 【名師點晴】本題考查弱電解質的稀釋，根據(jù)HF屬于弱電解質，則在加水不斷稀釋時，電離程度增大，電離平衡保持向正反應方向移動，并注意溫度不變時，電離平衡常數(shù)不變。明確稀釋中電離程度、離子濃度、Ka的變化即可解答，本題難點和易錯點是不斷稀釋時c(H+)不會超過10-7mol?L-1。 10．當CH3COOHH++CH3COO﹣已達平衡，若要使醋酸的電離程度和溶液的

14、pH都減小，應加入的試劑是（ ） A．CH3COONa B．NH3?H2O C．HCl D．H2O 【答案】C 【解析】 試題分析：A．向醋酸中加入醋酸鈉固體，醋酸鈉溶于水電離出醋酸根離子，抑制醋酸電離，醋酸的電離程度減小，且溶液的pH增大，故A錯誤；B．向醋酸中加入氨水，氨水和氫離子反應，促進醋酸電離，且溶液的pH增大，故B錯誤；C．向溶液中加入氯化氫，氫離子濃度增大，溶液的pH減小，抑制醋酸電離，故C正確；D．稀釋醋酸溶液，促進醋酸電離，故D錯誤；故選C。 【考點定位】考查弱電解質在水溶液中的電離平衡 【名師點晴】本題考查了影響弱電解

15、質電離的因素。向醋酸溶液中加入含有CH3COO-或H+的物質能抑制醋酸電離，溶液的PH要減小，則溶液中氫離子濃度增大。注意：如果加入含有相同離子的物質就抑制其電離，如果加入和弱電解質電離的離子發(fā)生反應的物質就促進其電離。 11．在甲酸的下列性質中，可以證明它是弱電解質的是（ ） A．1mol/L的甲酸溶液中c（H+）約為0.01mol/L B．甲酸與活潑金屬反應生成氫氣 C．10mL1mol/L的甲酸恰好與10mL1mol/L的NaOH溶液完全反應 D．在相同濃度下，甲酸的導電性比二元強酸溶液的弱 【答案】A 考點：考查弱電解質的判斷等知識。 12．常溫下，濃度均為0

16、.10 mol/L、體積均為V0的HA和HB溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨 變化如圖所示，下列敘述正確的是（ ） A．該溫度下HB的電離平衡常數(shù)約等于1.1110－5 B．當時，若兩溶液同時升高溫度，則減小 C．相同條件下NaA溶液的pH大于NaB溶液的pH D．溶液中水的電離程度：a＝c＞b 【答案】A 對c(A－)無影響；而HB溶液中存在電離平衡，升高溫度，電離正向移動，則c(B－)濃度增大，因此升高溫度時比值增大，B錯誤；C、根據(jù)圖像可知，0.1mol/LHA溶液的pH＝1，說明HA完全電離，為強電解質，而HB溶液的pH＞1，說明HB為弱電解質，則在NaB溶液中B

17、－水解溶液顯堿性，所以相同條件下NaA溶液的pH小于NaB溶液的pH，C錯誤；D、酸電離出的氫離子濃度越大，對水電離的抑制程度越大，因此根據(jù)圖像可知溶液中水的電離程度：a＝c＜b，D錯誤；答案選A。 【考點定位】本題主要是考查弱電解質在水溶液中的電離平衡 【名師點晴】本題考查弱電解質電離，為高頻考點，側重考查學生分析推斷及識圖能力，正確判斷兩種酸的強弱是解本題關鍵，注意：酸的電離平衡常數(shù)只與溫度有關，與溶液濃度無關，易錯選項是D。 13．有關0.1mol/LNH3H2O溶液中，下列說法中正確的是（ ） A．氨水電離方程式為：NH3H2O=NH4++OH- B．溶液中有：c(NH4

18、+)+c(H+)=c(OH-) C．溶液中：c(NH3H2O)=0.1mol/L D．加入少量NaOH固體，溶液中堿性增強，c(H+)c(OH-)的乘積將增大 【答案】B 【解析】 試題分析：氨水是弱電解質，氨水電離方程式為： NH3H2ONH4++OH-，故A錯誤；根據(jù)質子守恒，溶液中有：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)，故B正確；根據(jù)物料守恒，溶液中：c(NH4+)+c(NH3H2O)=0.1mol/L，故C錯誤；溫度不變c(H+)c(OH-)的乘不變，故D錯誤。 考點：本題考查弱電解質電離。 14．室溫下，pH均為2的兩種一元酸HA和HB各1mL，分別加水稀釋，pH隨溶液體積的變化曲線如下圖所示。下列說法正確的是（ ） A．HA的酸性比HB的酸性弱 B．a點溶液的導電性比c點溶液的導電性弱 C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c（H+）相等 D．對a、b兩點溶液同時升高溫度，則增大 【答案】C 考點：考查弱電解質等知識。