2022年高考化學大一輪總復習 專題七 第一單元 弱電解的電離平衡練習（含解析）

《2022年高考化學大一輪總復習 專題七 第一單元 弱電解的電離平衡練習（含解析）》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2022年高考化學大一輪總復習 專題七 第一單元 弱電解的電離平衡練習（含解析）（6頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、2022年高考化學大一輪總復習 專題七 第一單元 弱電解的電離平衡練習（含解析） 一、選擇題 1．下列說法中不正確的是(　　) ①將BaSO4放入水中不能導電，所以BaSO4是非電解質 ②氨溶于水得到的溶液氨水能導電，所以氨水是電解質 ③固態(tài)共價化合物不導電，熔融態(tài)的共價化合物可以導電 ④固態(tài)的離子化合物不導電，熔融態(tài)的離子化合物也不導電 ⑤強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的導電能力強 A．①④　　　　　　　　　 B．①④⑤ C．①②③④ D．①②③④⑤ 解析 BaSO4屬于難溶性電解質，溶解的部分完全電離。NH3·H2O是電解質，氨水是電解質溶液

2、，熔融的共價化合物分子中沒有離子不可以導電，熔融態(tài)的離子化合物存在自由移動離子能導電。強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質溶液的導電能力強。 答案 D 2．下列物質的電離方程式不正確的是 (　　)。 A．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO C．AlCl3===Al3＋＋3Cl－ D．NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 解析　A項NaHCO3是強電解質，但HCO不能完全電離，故其電離方程式應為NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。 答案　A 3．在0.1 mol/L CH3COOH溶液中存在如下電離

3、平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，對于該平衡，下列敘述正確的是(　　) A．加入水時，平衡逆向移動 B．加入少量NaOH固體，平衡正向移動 C．加入少量0.1 mol/L HCl溶液，溶液中c(H＋)減小 D．加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動 解析 CH3COOH是弱酸，當加水稀釋時，CH3COOH的電離程度增大，平衡正向移動；加入少量NaOH固體，中和H＋，使c(H＋)減小，平衡正向移動；加入少量0.1 mol/L HCl溶液，由于HCl是強電解質，故溶液中c(H＋)增大；雖然CH3COONa水解顯堿性，但由于CH3COO－離子濃度增大，平衡將逆向移動。

4、 答案 B 4．常溫下，有甲、乙兩份體積為1 L，濃度均為0.1 mol·L－1的醋酸溶液，其pH為3，①甲用蒸餾水稀釋100倍后，溶液的pH變?yōu)閤；②乙與等體積、濃度為0.2 mol·L－1的NaOH混合，在混合液中：n(CH3COO－)＋n(OH－)－n(H＋)＝y(tǒng) mol，x、y的正確答案組合為 (　　)。 A．3；0.1 B．5；0.2 C．3＜x＜5；0.1 D．3＜x＜5；0.2 解析　因醋酸是弱酸，稀釋過程中繼續(xù)電離，故稀釋100倍時3＜pH＜5；由電荷守恒知y為Na＋的物質的量。 答案　D 5．下列說法正確的是 (　　)。 A．SO2溶于水，其水溶液

5、能導電，說明SO2是電解質 B．向純水中加入鹽酸或金屬鈉都能使水的電離平衡逆向移動，水的離子積不變 C．向氯水中加入Na2CO3可使溶液中c(HClO)增大 D．室溫下，將濃度為0.1 mol·L－1HF溶液加水稀釋，其電離平衡常數和 c(H＋)/c(HF)均不變 解析　SO2水溶液能導電是因為生成H2SO3，H2SO3是電解質，SO2是非電解質，A項錯誤；外加酸堿對水的電離是抑制。加金屬鈉與水中H＋反應生成H2，減小了c(H＋)，使水的電離平衡正向移動，c(OH－)增大，溶液呈堿性，B項錯誤；C項，加入Na2CO3消耗溶液中H＋，使Cl2＋H2OHCl＋HClO向右移動，溶

6、液中c(HClO)增大，正確；D項，溫度不變，平衡常數不變。加水稀釋，HF的電離平衡HFH＋＋F－正向移動，c(HF)減少的多，c(H＋)減少的少，c(H＋)/c(HF)增大。另外還可以從電離平衡常數的角度分析K＝，c(H＋)/c(HF)＝K/c(F－)，K不變，稀釋過程中c(F－)減小，則 c(H＋)/c(HF)增大，錯誤。 答案　C 6．關于pH相同的醋酸和鹽酸，下列敘述不正確的是 (　　)。 A．取等體積的兩種酸分別稀釋至原溶液的m倍和n倍，結果兩溶液的pH仍然相同，則m＞n B．取等體積的兩種酸分別與完全一樣的足量鋅粒反應，開始時反應速率：鹽酸大于醋酸 C．取等體積的

7、兩種酸分別中和NaOH溶液，醋酸消耗NaOH的物質的量比鹽酸消耗的多 D．兩種酸中c(CH3COO－)＝c(Cl－) 解析　本題考查有關弱電解質的電離問題。A項，若稀釋相同倍數，由于醋酸是弱酸，稀釋促進其電離，電離度增大，H＋濃度的減小程度要小于鹽酸中H＋濃度的減小程度，所以醋酸的pH會小于鹽酸的pH，現稀釋后溶液的pH仍相同，說明醋酸被稀釋的倍數要大于鹽酸被稀釋的倍數，對；B項，在pH相同時，雖然醋酸的濃度要大于鹽酸的濃度，但起始時H＋濃度相同，所以開始時反應速率相等，錯；C項，pH相同的醋酸與鹽酸，醋酸物質的量濃度大于鹽酸，相同體積時，醋酸中所含CH3COOH的物質的量大，需要消耗的N

8、aOH多，對；D項，在醋酸中，c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)，在鹽酸中，c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)，pH相同的兩種溶液，其H＋濃度相等，OH－濃度也相等，故c(CH3COO－)＝c(Cl－)，對。 答案　B 7．已知室溫時，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是 (　　)。 A．該溶液的pH＝4 B．升高溫度，溶液的pH增大 C．此酸的電離平衡常數約為1×10－7 D．由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍 解析　A項，根據HA在水中的電離度可算出c(H＋)＝0.1 mol·L－1×0.1%＝

9、10－4 mol·L－1，所以pH＝4；B項，升高溫度，促使HA在水中的電離平衡向電離的方向移動，所以c(H＋)增大，pH會減小，B項錯；C項，平衡常數為：K＝＝1×10－7 ，所以C項正確；D項，c(H＋)酸電離＝10－4 mol·L－1，所以c(H＋)水電離＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍，D項正確。 答案　B 二、非選擇題 8．某一元弱酸(用HA表示)在水中的電離方程式是HAH＋＋A－，回答下列問題： (1)向溶液中加入適量NaA固體，以上平衡將向________(填“正”、“逆”)反應方向移動，理由是_____________________

10、__________________。 (2)若向溶液中加入適量NaCl溶液，以上平衡將向________(填“正”、“逆”)反應方向移動，溶液中c(A－)將________(填“增大”、“減小”或“不變”)，溶液中c(OH－)將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 (3)在25 ℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯________性(填“酸”、“堿”或“中”)；用含a的代數式表示此時溶液中NH3·H2O的電離常數Kb＝________。 解析　(3)由溶液的電荷守恒可得：c(H＋)

11、＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，已知c(NH)＝c(Cl－)，則有c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液顯中性；電離常數只與溫度有關，則此時NH3·H2O的電離常數Kb＝[c(NH)·c(OH－)]/c(NH3·H2O)＝(0.005×10－7)/(a/2－0.005)＝10－9/(a－0.01)。 答案　(1)逆　c(A－)增大，平衡向減小c(A－)的方向即逆反應方向移動　(2)正　減小　增大　(3)中　10－9/(a－0.01) 9．老師給某學生提供了下列藥品和必要的實驗儀器：pH＝2的醋酸溶液、蒸餾水和pH試紙，要求該學生設計實驗證明醋酸是弱酸。此同學思考后認為： (1)設計

12、的理論依據是_____________________________________________________。 (2)實驗的簡要步驟是__________________________________________________。 (3)需記錄的現象和數據是___________________________________________________。 (4)推斷與分析：由于________，說明________，所以醋酸是弱酸。 解析 根據限用的藥品可知，只能根據弱酸在稀釋過程中電離程度增大，因而稀釋到10a倍后，溶液的pH比pH＋a小來判斷。 答案 (

13、1)弱電解質溶液稀釋到10a倍體積，pH的增大值小于a (2)將pH＝2的醋酸稀釋到一定倍數(如100倍)的體積后，測量稀釋后溶液的pH (3)稀釋的倍數、稀釋后溶液的pH (4)pH＝2的CH3COOH溶液稀釋到100倍后，溶液pH的增大值小于2(即pH＜4)　稀釋過程中醋酸的電離程度增大 10． A、B、C、D、E五種溶液分別是NaOH、NH3·H2O、CH3COOH、HCl、NH4HSO4中的一種。常溫下進行下列實驗： ①將1 L pH＝3的A溶液分別與0.001 mol·L－1 x L B溶液、0.001 mol·L－1 y L D溶液充分反應至中性，x、y大小關系為：y＜x

14、； ②濃度均為0.1 mol·L－1 A和E溶液，pH：A＜E； ③濃度均為0.1 mol·L－1 C與D溶液等體積混合，溶液呈酸性。 回答下列問題： (1)D溶液是________溶液，判斷理由是___________________________ ________________________________________________________________。 (2)用水稀釋0.1 mol·L－1 B溶液時，溶液中隨著水量的增加而減小的是________(填寫序號)。 ① ② ③c(H＋)和c(OH－)的乘積 ④OH－的物質的量 (3)OH－

15、濃度相同的等體積的兩份溶液A和E，分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅粉，且放出氫氣的質量相同，則下列說法正確的是________(填寫序號) ①反應所需要的時間E＞A ②開始反應時的速率A＞E ③參加反應的鋅粉物質的量A＝E ④反應過程的平均速率E＞A ⑤A溶液里有鋅粉剩余 ⑥E溶液里有鋅粉剩余 (4)將等體積、等物質的量濃度的溶液B和C溶液混合后，升高溫度(溶質不會分解)溶液pH隨溫度變化如圖中的________曲線(填寫序號)。 (5)室溫下，向0.01 mol·L－1C溶液中滴加0.01 mol·L－1D溶液至中性，得到的溶液中所有離子的物質

16、的量濃度由大到小的順序為________________。 解析　中和酸性物質A的只有NaOH、NH3·H2O，等物質的量的A與等物質的量濃度的B溶液和D溶液混合呈中性，D的用量少，說明D的堿性比B的堿性強，所以D是NaOH，則B是NH3·H2O。“濃度均為0.1 mol·L－1C與D溶液等體積混合，溶液呈酸性”，若C為CH3COOH，則呈堿性，若C為HCl，則溶液顯中性，故C為NH4HSO4。又“濃度均為0.1 mol·L－1A和E溶液，pH：A＜E”，則A為HCl，E為CH3COOH。 (2)NH3·H2ONH＋OH－，加水稀釋時平衡正向移動，OH－的物質的量增加，但其濃度減小，c

17、(H＋)和c(OH－)的乘積不變(因溫度未變)，故c(H＋)增大，則減?。灰螂婋x平衡常數Kb＝，故＝，由于Kb不變，c(NH)減小，故比值減小。選①②。 (3)OH－濃度相同，即c(H＋)相等的等體積的兩份溶液A和E，E提供的H＋多，故若鋅粉有剩余，只能是A中的有剩余；與Zn反應時，開始時的反應速率相等，過程中E的快，故生成等量的H2(消耗等量的鋅)時，E消耗時間少。答案為③④⑤。 (4)將等體積、等物質的量濃度的NH3·H2O和NH4HSO4混合后，恰好反應生成(NH4)2SO4，溶液顯酸性，升高溫度，水解平衡NH＋H2ONH3·H2O＋H＋正向移動，c(H＋)增大，pH減小，選④。

18、 (5)“向0.01 mol·L－1C溶液中滴加0.01 mol·L－1D 溶液至中性”，得到的是(NH4)2SO4、Na2SO4和少量NaOH的混合溶液，則c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH)＞c(OH－)＝c(H＋)。 答案　(1)NaOH　中和酸性物質A只有NaOH、NH3·H2O，等物質的量的A與等物質的量濃度的B和D混合呈中性，D的用量少，說明D的堿性比B的堿性強，所以D是NaOH溶液　(2)①②　(3)③④⑤　(4)④ (5)c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH)＞c(OH－)＝c(H＋) 11．(1)常溫時，初始濃度分別為1 mol·L－1和0.1 mol·L－1 的氨水

19、中c(OH－)分別為c1和c2，則c1和c2的關系為c1________10c2。 (2)25 ℃時，醋酸的電離常數Ka＝1.75×10－5。 ①向該溶液中加入一定量的鹽酸，Ka是否變化？為什么？ ②若醋酸的初始濃度為0.010 mol·L－1，平衡時c(H＋)是多少？醋酸的電離度是多少？ 解析　(1)設NH3·H2O的電離度分別為α1、α2，則＝＝10·，溶液濃度越小，電離度越大，即α1<α2，所以c1<10c2。 (2)①Ka只隨溫度變化而變化。加入鹽酸Ka不變。 ②設平衡時c(H＋)＝c(CH3COO－)＝x，則c(CH3COOH)平＝0.010－x，由Ka＝＝1.75×10－5進行0.010－x≈0.010處理后，解得x＝4.18×10－4 mol·L－1，α＝×100%＝4.18%。 答案　(1)< (2)①不變，Ka僅為溫度函數不隨濃度變化而變化。 ②c(H＋)為4.18×10－4 mol·L－1，醋酸的電離度為4.18%。