2020版高考化學一輪復習 全程訓練計劃 課練25 弱電解質(zhì)的電離平衡（含解析）.doc

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課練25　弱電解質(zhì)的電離平衡 小題狂練 1．[2019四川成都石室中學模擬]下列事實一定能說明HF是弱酸的是(　　) ①用HF溶液做導電性實驗，燈泡很暗　②HF與NaCl不能發(fā)生反應　③常溫下，0.1 molL－1 HF溶液的pH為2.3　④HF能與Na2CO3溶液反應，產(chǎn)生CO2　⑤HF與水能以任意比混溶?、? molL－1的HF水溶液能使紫色石蕊試液變紅 A．①②　　B．②③⑤ C．③④⑥ D．③ 答案：D 解析：①用HF溶液做導電性實驗，燈泡很暗，說明溶液中導電離子濃度較小，可能是c(HF)較小引起的，不能證明HF是弱酸，錯誤；②HF與NaCl不能發(fā)生反應，說明HF的酸性比HCl弱，但不能證明HF是弱酸，錯誤；③常溫下，0.1 molL－1 HF溶液的pH為2.3，說明HF部分電離，則HF是弱酸，正確；④HF能與Na2CO3溶液反應，產(chǎn)生CO2，說明HF的酸性強于H2CO3，但不能證明HF是弱酸，錯誤；⑤HF與水能以任意比混溶，與其酸性強弱無關，錯誤；⑥1 molL－1的HF水溶液能使紫色石蕊試液變紅，說明HF溶液具有酸性，不能證明HF是弱酸，錯誤。 2．[2019廣州模擬]下列事實中，能說明MOH是弱堿的有(　　) ①0.1 molL－1 MOH溶液可以使酚酞試液變紅?、?.1 molL－1 MCl溶液呈酸性　③0.1 molL－1 MOH溶液的導電能力比0.1 molL－1 NaOH溶液弱?、艿润w積的0.1 molL－1 MOH溶液與0.1 molL－1 HCl溶液恰好完全反應 A．①②③ B．②③ C．②④ D．③④ 答案：B 解析：①0.1 molL－1 MOH溶液可以使酚酞試液變紅，說明MOH能電離出氫氧根離子，而不能說明MOH的電離程度，所以不能證明MOH是弱堿；②0.1 molL－1 MCl溶液呈酸性，說明MCl為強酸弱堿鹽，則MOH為弱堿；③溶液的導電能力與離子濃度和離子所帶的電荷總數(shù)有關，0.1 molL－1 MOH溶液的導電能力比0.1 molL－1 NaOH溶液的弱，說明MOH溶液中離子濃度比NaOH溶液中離子濃度小，MOH部分電離，為弱堿；④等體積的0.1 molL－1 MOH溶液與0.1 molL－1 HCl溶液恰好完全反應，無論是強堿還是弱堿，都可恰好完全反應。 3．常溫下0.1 molL－1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列數(shù)值一定變小的是(　　) A．c(H＋) B．c(H＋)/c(CH3COOH) C．c(H＋)c(OH－) D．c(OH－)/c(H＋) 答案：A 解析：CH3COOH溶液加水稀釋過程中，酸性減弱，則c(H＋)減小，A正確；＝，稀釋促進電離，稀釋過程中氫離子的物質(zhì)的量增大、醋酸的物質(zhì)的量減小，所以＝的值增大，B錯誤；溶液中c(H＋)c(OH－)＝Kw，溶液溫度不變，則稀釋過程中水的離子積不變，C錯誤；稀釋過程中氫離子濃度減小，c(H＋)c(OH－)＝Kw不變，所以氫氧根離子濃度增大，則c(OH－)/c(H＋)的值增大，D錯誤。 4．[2019黑龍江孫吳一中模擬]在RNH2H2ORNH＋OH－的電離平衡中，要使RNH2H2O的電離程度及c(OH－)都增大，可采取的措施是(　　) A．通入HCl B．加少量NaOH固體 C．加適量水 D．升高溫度 答案：D 解析：通入HCl氣體，H＋與OH－反應生成H2O，平衡正向移動，RNH2H2O的電離程度增大，但c(OH－)減小，A錯誤；加少量NaOH固體，溶液中c(OH－)增大，但平衡逆向移動，RNH2H2O的電離程度減小，B錯誤；加水稀釋，電離平衡正向移動，RNH2H2O的電離程度增大，但c(OH－)減小，C錯誤；升高溫度，平衡正向移動，RNH2H2O的電離程度增大，溶液中c(OH－)增大，D正確。 5．[2019山西大同一中月考]常溫下，有鹽酸和醋酸兩種溶液，c(Cl－)＝c(CH3COO－)，下列敘述正確的是(　　) A．用該醋酸和鹽酸做導電性實驗，插入鹽酸中燈泡更亮 B．用水稀釋相同倍數(shù)后，醋酸溶液的pH小于鹽酸 C．分別用水稀釋相同倍數(shù)后，所得溶液中c(Cl－)＝c(CH3COO－) D．該醋酸溶液的pH大于鹽酸 答案：B 解析：常溫下鹽酸和醋酸兩種溶液中c(Cl－)＝c(CH3COO－)，則兩溶液中導電離子的濃度相同，故導電性實驗中兩種酸中燈泡亮度相同，A錯誤；用水稀釋相同倍數(shù)，醋酸的電離程度增大，溶液中n(H＋)增大，故醋酸溶液的pH小于鹽酸，B正確；用水稀釋相同倍數(shù)，醋酸的電離平衡正向移動，溶液中n(CH3COO－)增大，鹽酸中n(Cl－)不變，故所得溶液中c(Cl－)0.001 molL－1，B錯誤；pH＝3的硫酸中c(H＋)＝0.001 molL－1，等體積氨水和硫酸混合，充分反應后，氨水剩余，混合溶液呈堿性，溶液的pH>7，C正確；溶液的導電能力與溶液中的離子濃度、離子所帶電荷數(shù)、溶液的溫度等有關，則該氨水的導電能力不一定比NaOH溶液弱，D錯誤。 9．[2019武昌調(diào)研]25 ℃時，將pH均為2的HCl與HX的溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法不正確的是(　　) A．a(chǎn)、b兩點：c(X－)0.01 molL－1 D．溶液體積稀釋到106倍時，HX溶液的pH<7 答案：A 解析：根據(jù)電荷守恒，a點時有c(Cl－)＝c(H＋)－c(OH－)，b點時有c(X－)＝c(H＋)－c(OH－)，根據(jù)題圖知，pH：ba，c(OH－)：bc(Cl－)，A項錯誤；a點的電荷守恒式為c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)，b點的電荷守恒式為c(X－)＋c(OH－)＝c(H＋)，a點和b點的離子總濃度均等于2c(H＋)，故a點的離子總濃度小于b點的離子總濃度，溶液的導電性：a0.01 molL－1，C項正確；溶液體積稀釋到106倍時，HX溶液接近中性，但仍呈酸性，pH<7，D項正確。 10．[2019天津靜海一中等六校聯(lián)考]下表是在相同溫度下三種酸的一些數(shù)據(jù)，下列判斷正確的是[提示：電離度＝](　　) 酸 HX HY HZ 濃度/(molL－1) 0.12 0.2 0.9 1 1 電離度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 電離常數(shù) K1 K2 K3 K4 K5 A．在相同溫度下，從HX的數(shù)據(jù)可以說明：弱電解質(zhì)溶液，濃度越低，電離度越大，且K1>K2>K3＝0.01 B．室溫時，若在NaZ溶液中加少量鹽酸，則的值變大 C．表格中三種濃度的HX溶液中，從左至右c(X－)濃度逐漸減小 D．在相同溫度下，電離平衡常數(shù)：K5>K4>K3 答案：D 解析：由表中HX的數(shù)據(jù)可知，弱電解質(zhì)溶液的濃度越小，HX的電離度越大；電離平衡常數(shù)只與溫度有關，則有K1＝K2＝K3，A錯誤。在NaZ溶液中存在Z－的水解平衡：Z－＋H2OHZ＋OH－，水解平衡常數(shù)為Kh＝，加入少量鹽酸，平衡正向移動，由于溫度不變，則Kh不變，故的值不變，B錯誤。由表中HX的數(shù)據(jù)可知，HX的濃度越大，其電離度越小，但電離產(chǎn)生的c(X－)越大，故表格中三種濃度的HX溶液中，從左至右c(X－)濃度逐漸增大，C錯誤。相同條件下，弱電解質(zhì)的電離度越大，則酸性越強，其電離常數(shù)越大，故相同溫度下，電離平衡常數(shù)為K5>K4>K3，D正確。 11．[2019北京石景山區(qū)模擬]亞砷酸(H3AsO3)是三元弱酸，可以用于治療白血病，H3AsO3水溶液中含砷物質(zhì)的分布分數(shù)(平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數(shù))與pH的關系如圖，下列說法正確的是(　　) A．H3AsO3的電離方程式為H3AsO33H＋＋AsO B．H3AsO3第一步的電離常數(shù)為Ka1，則Ka1＝110－9.2 C．H3AsO3溶液的pH約為9.2 D．pH＝12時，溶液中c(H2AsO)＋2c(HAsO)＋3c(AsO)＋c(OH－)＝c(H＋) 答案：B 解析：H3AsO3是三元弱酸，分步發(fā)生電離，第一步電離方程式為H3AsO3H＋＋H2AsO，A錯誤；H3AsO3第一步的電離常數(shù)為Ka1＝，由圖可知，pH＝9.2時c(H2AsO)＝c(H3AsO3)，則Ka1＝c(H＋)＝110－9.2，B正確；H3AsO3是三元弱酸，其水溶液的pH小于7，C錯誤；pH＝12時，溶液呈堿性，則有c(OH－)>c(H＋)，從而可得c(H2AsO)＋2c(HAsO)＋3c(AsO)＋c(OH－)>c(H＋)，D錯誤。 12．常溫下，將一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液(仍處于常溫)的pH如下表： 實驗編號 c(HA)/ (molL－1) c(NaOH)/ (molL－1) 混合溶液的pH 甲 0.1 0.1 pH＝a 乙 0.2 0.2 pH＝9 丙 c1 0.2 ph＝7 丁 0.2 0.1 pH<7 下列判斷正確的是(　　) A．a(chǎn)>9 B．在乙組混合液中由水電離出的c(OH－)＝10－5 molL－1 C．c1＝0.2 D．丁組混合液：3c(Na＋)＝c(A－) 答案：B 解析：由表中甲、乙兩組數(shù)據(jù)可知，一元酸HA和NaOH溶液等體積、等濃度混合，二者恰好反應，乙組pH＝9，可知NaA為強堿弱酸鹽，因為甲組所得NaA溶液濃度為乙組NaA溶液濃度的一半，乙組水解程度較甲組大，所以甲組堿性比乙組的堿性弱，即pH<9，所以a<9，A錯誤；pH＝9的NaA溶液中c(H＋)＝10－9 molL－1，氫氧根離子濃度是10－5 molL－1，氫氧根離子來源于水的電離，即在乙組混合液中由水電離出的c(OH－)＝10－5 molL－1，B正確；由表中乙組實驗知，一元酸HA和NaOH溶液等體積、等濃度(0.2 molL－1)混合，二者恰好反應，溶液pH＝9，而表中丙組實驗所得溶液呈中性，所以丙組實驗中酸HA應過量，故c1>0.2，C錯誤；根據(jù)物料守恒可知c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)，即c(A－)<2c(Na＋)，D錯誤。 13．[2019廣東省實驗中學等四校模擬]室溫下，下列敘述中正確的是(　　) A．pH＝3的醋酸、鹽酸溶液中：c(CH3COO－)>c(Cl－) B．已知電離常數(shù)：K(HF)>K(CH3COOH)，pH＝11的NaF與CH3COONa溶液中：< C．0.1 molL－1氨水的pH＝a,0.01 molL－1氨水的pH＝b，則a－b>1 D．已知某溫度下，Ksp(AgCl)＝1.5610－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.010－12，AgCl、Ag2CrO4兩者的飽和溶液相比，后者的c(Ag＋)大 答案：D 解析：pH＝3的醋酸、鹽酸溶液中，c(H＋)、c(OH－)分別相等，結(jié)合電荷守恒推知c(CH3COO－)＝c(Cl－)，A錯誤。電離常數(shù)：K(HF)>K(CH3COOH)，pH＝11的NaF與CH3COONa溶液中>，則>，B錯誤。0.01 molL－1氨水相當于將0.1 molL－1氨水稀釋10倍，而稀釋時，NH3H2O的電離平衡正向移動，則有b＋1>a，從而可得a－b<1，C錯誤。某溫度下，Ksp(AgCl)＝1.5610－10，則AgCl飽和溶液中c(Ag＋)＝ molL－1≈1.2510－5 molL－1；Ksp(Ag2CrO4)＝1.010－12，則Ag2CrO4飽和溶液中c(Ag＋)≈1.2610－4 molL－1，故Ag2CrO4飽和溶液中c(Ag＋)大，D正確。 14．濃度均為0.10 molL－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示，下列敘述錯誤的是(　　) A．MOH的堿性強于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點大于a點 C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當lg＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則c(M＋)/c(R＋)增大 答案：D 解析：0.10 molL－1的MOH和ROH溶液，前者pH＝13，后者pH小于13，說明前者是強堿，后者是弱堿，A正確；ROH是弱堿，加水稀釋，促進電離，b點電離程度大于a點，B正確；兩堿溶液無限稀釋，溶液近似呈中性，c(OH－)相等，C正確；由于MOH是強堿，在溶液中完全電離，所以升高溫度，c(M＋)不變，ROH是弱堿，升高溫度，促進電離平衡ROHR＋＋OH－向右進行，c(R＋)增大，所以減小，D錯誤。 15．[2019浙江杭州地區(qū)模擬]室溫下，甲、乙兩燒杯分別盛有5 mL pH＝3的鹽酸和醋酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH＝4。關于甲和乙燒杯中稀釋后的溶液，描述正確的是(　　) A．溶液的體積：10V甲>V乙 B．水電離出的OH－濃度：10c甲(OH－)＝c乙(OH－) C．若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲>乙 D．若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應，所得溶液的pH：甲<乙 答案：B 解析：pH＝3的醋酸溶液加水稀釋，電離程度增大，則其稀釋至原溶液體積的10倍時，pH變化小于1，為使pH＝4，還需繼續(xù)稀釋，則有10V甲乙，D錯誤。 16．[2019河北武邑中學調(diào)研]酸在溶劑中的電離實質(zhì)是酸中的H＋轉(zhuǎn)移給溶劑分子，如HCl＋H2O===H3O＋＋Cl－。已知H2SO4和HNO3在冰醋酸中的電離平衡常數(shù)分別為Ka1(H2SO4)＝6.310－9，Ka1(HNO3)＝4.210－10。下列說法正確的是(　　) A．H2SO4在冰醋酸中的電離方程式為H2SO4＋2CH3COOH===SO＋2CH3COOH B．H2SO4在冰醋酸溶液中：c(CH3COOH)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(CH3COO－) C．濃度均為0.1 molL－1的H2SO4或HNO3的冰醋酸溶液：pH(H2SO4)>pH(HNO3) D．向HNO3的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，的值減小 答案：B 解析：由于Ka1(H2SO4)＝6.310－9，則H2SO4在冰醋酸中部分電離，電離方程式為H2SO4＋CH3COOHHSO＋CH3COOH，A錯誤；H2SO4在冰醋酸溶液中存在質(zhì)子守恒關系：c(CH3COOH)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(CH3COO－)，B正確；H2SO4、HNO3在冰醋酸溶液中電離平衡常數(shù)越大，pH越小，則有pH(H2SO4)c(ClO－)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) B．向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO C．圖像中a點酸的總濃度大于b點酸的總濃度 D．圖像中a、c兩點處的溶液中相等(HR代表CH3COOH或HClO) 答案：D 解析：由于CH3COOH的Ka大于HClO的Ka，根據(jù)鹽類水解“越弱越水解”的規(guī)律可知，ClO－的水解程度大于CH3COO－，故混合液中離子濃度大小關系為c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(ClO－)>c(OH－)>c(H＋)，A錯誤。由于Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，則向NaClO溶液中通入少量二氧化碳生成HClO和NaHCO3，離子方程式為ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO，B錯誤。由于Ka(CH3COOH)>Ka(HClO)，稀釋相同倍數(shù)時，CH3COOH的pH變化大，則曲線Ⅰ代表CH3COOH，曲線Ⅱ代表HClO；起始時兩種酸溶液的pH相等，則有c(HClO)>c(CH3COOH)，故a點酸的總濃度小于b點酸的總濃度，C錯誤。CH3COOH的電離平衡常數(shù)為Ka(CH3COOH)＝＝，則有＝，a、c兩點處的溶液溫度相同，則Ka(CH3COOH)、Kw相同，故兩點溶液中相等，D正確。 18．[2019福建泉州質(zhì)檢]常溫下，用某濃度的NaOH溶液滴定20.00 mL等濃度的CH3COOH溶液，所得滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．a(chǎn)點醋酸的濃度為1.010－3 molL－1 B．a(chǎn)、b兩點對應的醋酸電離平衡常數(shù)：a1.010－3 molL－1，A錯誤；醋酸電離平衡常數(shù)只與溫度有關，該反應在常溫下進行，a、b兩點溫度相同，則醋酸的電離常數(shù)相等，B錯誤；圖中c點溶液呈中性，則有c(H＋)＝c(OH－)，據(jù)電荷守恒可得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，則有c(Na＋)＝c(CH3COO－)，C正確；d點V(NaOH)＝20.00 mL，二者恰好完全反應生成CH3COONa，該溶液中存在CH3COO－的水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，升高溫度，水解平衡正向移動，溶液的pH增大，D錯誤。 課時測評 1.[2019黑龍江大慶模擬]稀氨水中存在下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應方向移動，同時使c(OH－)增大，應加入適量的物質(zhì)或進行的操作是(　　) ①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體　④水?、菁訜帷、藜尤肷倭縈gSO4固體 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤ 答案：C 解析：加入NH4Cl固體，溶液中c(NH)增大，NH3H2O的電離平衡逆向移動，溶液中c(OH－)減小，①錯誤；加入硫酸，H＋與OH－反應生成H2O，NH3H2O的電離平衡正向移動，溶液中c(OH－)減小，②錯誤；加入NaOH固體，溶液中c(OH－)增大，NH3H2O的電離平衡逆向移動，③正確；加入適量水，NH3H2O的電離平衡正向移動，溶液中c(OH－)減小，④錯誤；加熱，NH3H2O的電離平衡正向移動，溶液中c(OH－)增大，⑤錯誤；加入少量MgSO4固體，Mg2＋與OH－反應生成Mg(OH)2沉淀，NH3H2O的電離平衡正向移動，溶液中c(OH－)減小，⑥錯誤。 2．能證明乙酸是弱酸的實驗事實是(　　) A．CH3COOH溶液與Zn反應放出H2 B．0.1 molL－1 CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液與Na2CO3反應生成CO2 D．0.1 molL－1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅 答案：B 解析：強酸也能與Zn反應放出氫氣，A項錯誤。0.1 molL－1 CH3COONa溶液的pH大于7，說明CH3COO－發(fā)生了水解，從而說明乙酸是弱酸，B項正確。強酸也能與Na2CO3反應生成CO2，C項錯誤。強酸(如鹽酸、硫酸等)也可使紫色石蕊變紅，故D項錯誤。 3．[2019湖北荊州質(zhì)檢]關于相同體積、pH均為3的醋酸和鹽酸，下列說法正確的是(　　) A．稀釋10倍后，二者的pH變化：醋酸>鹽酸 B．中和相同濃度的NaOH溶液，消耗NaOH的物質(zhì)的量：鹽酸>醋酸 C．加入一定量的鋅粉，相同條件下產(chǎn)生氣體的體積相同，則醋酸一定過量 D．加入足量的鋅粉，產(chǎn)生氫氣的速率隨時間的變化如圖所示 答案：C 解析：醋酸是弱電解質(zhì)，pH均為3的醋酸和鹽酸相比，c(CH3COOH)>c(HCl)，稀釋過程中，醋酸的電離平衡正向移動，n(H＋)增大，故鹽酸的pH變化大，A錯誤；等體積的兩種溶液中n(CH3COOH)>n(HCl)，故中和相同濃度的NaOH溶液時醋酸消耗NaOH的物質(zhì)的量大于鹽酸，B錯誤；兩種溶液中n(CH3COOH)>n(HCl)，加入一定量的鋅粉，若產(chǎn)生氫氣的體積相同，則醋酸一定過量，C正確；加入足量鋅粉，由于CH3COOH不斷電離出H＋，故同一時刻，醋酸與鋅粉反應產(chǎn)生氫氣的速率大于鹽酸與鋅粉反應產(chǎn)生氫氣的速率，D錯誤。 4．[2019濰坊統(tǒng)考]標準狀況下，向100 mL H2S飽和溶液中通入SO2氣體，所得溶液pH變化如圖所示。下列分析正確的是(　　) A．H2S飽和溶液的物質(zhì)的量濃度為0.05 molL－1 B．氫硫酸的酸性比亞硫酸的酸性強 C．向d點對應的溶液中加入Ba(NO3)2溶液，產(chǎn)生BaSO4白色沉淀 D．a(chǎn)點對應溶液的導電性比d點強 答案：C 解析：b點時，H2S和SO2恰好完全反應，消耗n(SO2)＝＝0.005 mol，根據(jù)反應2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O知，溶液中n(H2S)＝0.005 mol2＝0.01 mol，則原H2S飽和溶液的物質(zhì)的量濃度為0.1 molL－1，A項錯誤；根據(jù)上述分析知，a點對應溶液為0.1 molL－1 H2S溶液，d點對應溶液為0.1 molL－1 H2SO3溶液，H2S和H2SO3均為二元弱酸，又d點pH比a點pH小，則亞硫酸的酸性比氫硫酸的酸性強，B項錯誤；d點對應溶液為H2SO3溶液，加入Ba(NO3)2溶液，酸性條件下NO將H2SO3氧化為SO：3H2SO3＋2NO===3SO＋2NO↑＋4H＋＋H2O，SO與Ba2＋結(jié)合形成BaSO4白色沉淀，C項正確；d點pH比a點pH小，則d點對應溶液中離子濃度大，溶液導電性強，D項錯誤。 5．[2019安徽合肥一中月考]HClO4、H2SO4、HCl和HNO3都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù)，下列說法不正確的是(　　) 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.610－5 Ka1：6.310－9 1.610－9 4.210－10 A.溫度會影響這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù) B．在冰醋酸中HClO4是這四種酸中最強的酸 C．在冰醋酸中H2SO4的電離方程式為H2SO42H＋＋SO D．這四種酸在冰醋酸中都沒有完全電離，但仍屬于強電解質(zhì) 答案：C 解析：平衡常數(shù)均與溫度有關系，A正確；根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知在冰醋酸中HClO4的電離常數(shù)最大，因此是這四種酸中最強的酸，B正確；在冰醋酸中硫酸是二元弱酸，電離分步進行，即在冰醋酸中H2SO4的電離方程式為H2SO4H＋＋HSO、HSOH＋＋SO，C錯誤；這四種酸在冰醋酸中都沒有完全電離，但在水溶液中完全電離，因此仍屬于強電解質(zhì)，D正確。 6．常溫下，向10 mL 0.1 molL－1的某酸(HA)溶液中逐滴加入0.1 molL－1的氨水，所得溶液的pH及導電能力與加入氨水的體積關系如圖所示。下列說法中不正確的是(　　) A．HA為弱酸 B．b點對應溶液pH＝7，此時HA溶液與氨水恰好完全反應 C．c點對應的溶液存在c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA) D．a(chǎn)、b、c三點中，b點對應的溶液中水的電離程度最大 答案：C 解析：a～b導電能力增強，說明反應后溶液中離子濃度增大，也證明HA在溶液中部分電離，為弱酸，A正確；由圖知b點加入0.1 molL－1氨水10 mL，HA溶液與氨水恰好完全反應，NH4A為弱酸弱堿鹽，b點對應溶液pH＝7，說明NH和A－的水解程度相等，B正確；c點為等量的NH4A和NH3H2O的混合物，由電荷守恒知：c(OH－)＋c(A－)＝c(NH)＋c(H＋)，由物料守恒知：c(NH)＋c(NH3H2O)＝2c(A－)＋2c(HA)，兩式相加得：c(OH－)＋c(NH3H2O)＝c(A－)＋2c(HA)＋c(H＋)，C錯誤；b點加入0.1 molL－1氨水10 mL，HA溶液與氨水恰好完全反應，NH4A為弱酸弱堿鹽，促進水的電離，a點HA未反應完全，抑制水的電離，c點氨水過量，也抑制水的電離，D正確。 7．[2019西安摸底]已知NaHSO3溶液顯酸性，溶液中存在以下平衡：HSO＋H2OH2SO3＋OH－①；HSOH＋＋SO②。向0.1 molL－1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質(zhì)，下列有關說法正確的是(　　) A．加入少量金屬Na，平衡①向左移動，平衡②向右移動，溶液中c(HSO)增大 B．加入少量Na2SO3固體，則c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋c(SO) C．加入少量NaOH溶液，、均增大 D．加入氨水至中性，則2c(Na＋)＝c(SO)>c(H＋)＝c(OH－) 答案：C 解析：加入金屬鈉后，鈉和HSO電離出的H＋反應，使平衡②右移，平衡①左移，移動的結(jié)果是c(SO)增大，可以利用極端分析法判斷，如果金屬鈉適量，充分反應后溶液中溶質(zhì)可以是亞硫酸鈉，此時c(HSO)很小，A錯誤；依據(jù)電荷守恒判斷，c(SO)前面的化學計量數(shù)應為2，即c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋2c(SO)，B錯誤；加入氫氧化鈉溶液后，溶液酸性減弱，所以增大，平衡①左移，平衡②右移，最終c(SO)增大，c(HSO)減小，所以增大，C正確；加入氨水至溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)，由電荷守恒知，其他離子存在如下關系：c(Na＋)＋c(NH)＝2c(SO)＋c(HSO)，D錯誤。 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”或“逆”)反應方向移動，理由是____________________________。 (2)若向溶液中加入適量NaCl溶液，以上平衡將向________(填“正”或“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的氨水與0.01 mol/L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(shù)式表示NH3H2O 的電離常數(shù)Kb＝________。 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　 解析：(3)由溶液的電荷守恒可得：c(H＋)＋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(shù)只與溫度有關，則此時NH3H2O的電離常數(shù)Kb＝[c(NH)c(OH－)]/c(NH3H2O)＝0.00510－7/(a/2－0.005)＝10－9/(a－0.01)。 9．[2019棗莊模擬](1)已知：25 ℃時NH3H2O的Kb＝2.010－5。 ①求0.10 molL－1的NH3H2O溶液中c(OH－)＝________molL－1。 ②若向0.10 molL－1的NH3H2O中加入固體NH4Cl，使c(NH)達到0.20 molL－1，則c(OH－)＝________molL－1。 ③25 ℃時，將a molL－1氨水與0.01 molL－1的鹽酸等體積混合，若混合后所得溶液的pH＝7，用含a的代數(shù)式表示的電離常數(shù)Kb＝________。 (2)25 ℃時，0.10 molL－1的HA溶液中＝1010。 ①該HA溶液的pH＝________。 ②25 ℃時，將等濃度、等體積的氨水與HA溶液相混合，所得混合溶液的pH________7(填“>”“＝”或“<”)。 答案：(1)①1.410－3　②110－5?、? (2)①2?、? 解析：(1)①NH3H2O溶液中存在電離平衡：NH3H2ONH＋OH－，則有Kb＝＝2.010－5；0.10 molL－1 NH3H2O的電離程度較小，此時c(NH3H2O)≈0.10 molL－1，c(NH)≈c(OH－)，則有Kb＝＝2.010－5，解得c(OH－)≈1.410－3 molL－1。②加入固體NH4Cl，使c(NH)＝0.20 molL－1，則有Kb＝＝2.010－5，可得c(OH－)＝110－5 molL－1。③25 ℃時將a molL－1的氨水與0.01 molL－1的鹽酸等體積混合，混合后溶液的pH＝7，則溶液呈中性，結(jié)合電荷守恒可得c(Cl－)＝c(NH)＝0.005 molL－1；據(jù)N原子守恒可得c(NH3H2O)＝(0.5a－0.005)molL－1，此時c(H＋)＝c(OH－)＝110－7 molL－1，則有NH3H2O的電離常數(shù)為Kb＝＝＝。 (2)①25 ℃時Kw＝c(H＋)c(OH－)＝110－14,0.10 molL－1的HA溶液中＝1010，則有c(H＋)＝110－2 molL－1，故HA溶液的pH＝2。②等濃度、等體積的氨水與HA溶液混合，二者恰好完全反應生成NH4A溶液；0.10 molL－1的HA溶液中c(H＋)＝110－2 molL－1，則Ka(HA)＝＝110－3，又知Kb(NH3H2O)＝2.010－5，則有Ka(HA)>Kb(NH3H2O)，因Kh(NH)＝＝，Kh(A－)＝＝，故NH4A溶液中NH的水解程度大于A－，所得混合溶液呈酸性，溶液的pH<7。 10．與化學平衡類似，電離平衡的平衡常數(shù)叫作電離常數(shù)(用K表示)。下表是25 ℃下幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)： 酸 電離方程式 電離常數(shù)K CH3COOH CH3COOHH＋＋CH3COO－ 1.9610－5 HClO HClOH＋＋ClO－ 3.010－8 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO K1＝4.410－7 K2＝5.610－11 H2SO3 H2SO3H＋＋HSO HSOH＋＋SO K1＝1.5410－2 K2＝1.0210－7 回答下列問題： (1)CH3COOH、HClO、H2CO3、HCO、H2SO3、HSO都可看作是酸，其中酸性最強的是________，最弱的是________。 (2)向Na2CO3溶液中通入足量的氯氣，發(fā)生反應的離子方程式為________________；向NaClO溶液中通入少量的二氧化硫，發(fā)生反應的離子方程式為____________________。 (3)求25 ℃時1.2 molL－1的NaClO溶液pH＝________(已知：lg 2＝0.3)，0.10 molL－1的CH3COOH溶液中的c(H＋)＝________molL－1。 答案： (1)H2SO3　HCO (2)2Cl2＋H2O＋CO===CO2＋2Cl－＋2HClO SO2＋H2O＋3ClO－===Cl－＋SO＋2HClO (3)10.8　1.410－3 解析： (1)同一溫度下，酸的電離常數(shù)越大其酸性越強，根據(jù)酸的電離常數(shù)知，酸性強弱順序是H2SO3>CH3COOH>H2CO3>HSO>HClO>HCO，所以酸性最強的是H2SO3，最弱的是HCO。 (2)因為酸性：HCl>H2CO3>HClO>HCO，Cl2足量，說明生成的HCl足量，所以反應的離子方程式為2Cl2＋H2O＋CO===CO2＋2Cl－＋2HClO；因為酸性：H2SO3>HSO>HClO，次氯酸具有強氧化性，能夠?qū)喠蛩岣x子氧化為硫酸根離子，由于SO2少量，故溶液中ClO－過量，故會有HClO生成，所以反應的離子方程式為SO2＋H2O＋3ClO－===Cl－＋SO＋2HClO。 (3)1.2 molL－1的NaClO溶液中ClO－水解的離子方程式為ClO－＋H2OHClO＋OH－，Kh＝＝＝＝，c2(OH－)＝c(ClO－)＝1.2 molL－1，c(OH－)＝210－3.5 molL－1，POH＝－lg(210－3.5)＝3.5－0.3＝3.2，則pH＝14－3.2＝10.8。該溫度下，0.10 molL－1的CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡常數(shù)K＝＝1.9610－5，c2(H＋)＝0.101.9610－5，c(H＋)＝1.410－3 molL－1。