（通用版）高考化學一輪復習 跟蹤檢測（四十五）點點突破 弱電解質的電離平衡（含解析）-人教版高三化學試題

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1、跟蹤檢測（四十五）點點突破——弱電解質的電離平衡 1．25 ℃時不斷將水滴入0.1 mol·L－1的氨水中，下列圖像變化合理的是(　　) 解析：選C　A項，氨水的pH不可能小于7；B項，NH3·H2O的電離程度在稀釋過程中始終增大；D項，溫度不變，Kb不變。 2．H2S水溶液中存在電離平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。下列說法正確的是(　　) A．加水，平衡向右移動，溶液中H＋濃度增大 B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小 D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小 解析：選

2、C　向H2S溶液中加水，平衡向右移動，但溶液體積增大，溶液中H＋濃度減小，A錯誤。通入SO2，可發(fā)生反應：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2過量時，SO2與水反應生成的H2SO3酸性比氫硫酸強，因此溶液pH減小，B錯誤。滴加新制氯水，發(fā)生反應：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S濃度減小，平衡向左移動，反應生成的鹽酸為強酸，溶液酸性增強，pH減小，C正確。加入少量CuSO4固體，發(fā)生反應：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中 S2－濃度減小，H＋濃度增大，D錯誤。 3．相同溫度下，根據三種酸的電離常數，下列判斷正確的是(　　) 酸 HX HY HZ

3、 電離常數K 9×10－7 9×10－6 1×10－2 A．三種酸的強弱關系：HX>HY>HZ B．反應HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發(fā)生 C．相同溫度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同溫度下，1 mol·L－1 HX溶液的電離常數大于0.1 mol·L－1 HX溶液的電離常數 解析：選B　表中電離常數大小關系：HZ>HY>HX，所以酸性強弱為HZ>HY>HX，可見A、C不正確。電離常數只與溫度有關，與溶液濃度無關，D不正確。 4．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋

4、，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是(　　) ①加少量燒堿溶液　②升高溫度?、奂由倭勘姿? ④加水 A．①②　　　　　　　 　B．①③ C．②④ D．③④ 解析：選C　本題中提供的四種措施都會使醋酸的電離平衡正向移動，但①③會使 c(H＋)/c(CH3COOH)的值減小。 5．25 ℃時，相同pH值的兩種一元弱酸HA與HB溶液分別加水稀釋，溶液pH值隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．同濃度的NaA與NaB溶液中，c(A－)小于c(B－) B．a點溶液的導電性大于b點溶液 C．a點的c(HA)大于b點的c(HB)

5、 D．HA的酸性強于HB 解析：選D　根據“越弱越水解”的規(guī)律，可知A－的水解程度小于B－的水解程度，故同濃度的NaA與NaB溶液中，c(A－)大于c(B－)，A項錯誤；在這兩種酸溶液中，c(H＋) ≈c(A－)，c(H＋)≈c(B－)，而a點的c(H＋)小于b點的c(H＋)，則a點的c(A－)小于b點的 c(B－)，即a點的離子濃度小于b點的離子濃度，故a點的導電能力小于b點的導電能力，B項錯誤；在稀釋前兩種酸的pH相同，而兩種酸的酸性：HA＞HB，故在稀釋前兩種酸溶液的濃度：c(HA)＜c(HB)，故將溶液稀釋相同倍數時，酸的濃度仍有：c(HA)＜c(HB)， C項錯誤；pH相同

6、的酸，稀釋相同倍數時，酸性強的pH變化大，酸性較弱的pH變化小，據此得出酸性：HA＞HB，D項正確。 6．對室溫下H＋濃度、體積均相同的HCl溶液和CH3COOH溶液分別采取以下措施，有關敘述正確的是(　　) A．加適量的CH3COONa晶體，兩溶液的H＋濃度均減小 B．使溫度升高20 ℃，兩溶液的H＋濃度均不變 C．加水稀釋2倍，兩溶液的H＋濃度均增大 D．加足量的Zn充分反應后，兩溶液中產生的氫氣一樣多 解析：選A　醋酸和鹽酸c(H＋)相同，CH3COOH溶液中存在著電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入少量CH3COONa晶體，平衡逆向移動，溶液中c(H＋)減

7、小，而鹽酸則和CH3COONa反應生成弱電解質CH3COOH，c(H＋)減?。簧郎?，促進CH3COOH電離，c(H＋)增大，鹽酸揮發(fā)，溶質減少，c(H＋)減小；加水稀釋，CH3COOH的電離平衡正向移動，稀釋相同倍數后兩溶液的c(H＋)不相同，醋酸中的c(H＋)大于鹽酸中的c(H＋)，但c(H＋)均減小；由于醋酸和鹽酸的c(H＋)相同，而醋酸為弱酸，所以c(CH3COOH)大于c(HCl)，加入足量的鋅，由于CH3COOH濃度大，隨著反應的進行，CH3COOH繼續(xù)電離產生H＋，因此產生的氫氣多。 7．醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列敘述正確的是(　　

8、) A．圖甲表示向CH3COOH溶液中逐步加入CH3COONa固體后，溶液pH的變化 B．圖乙表示向CH3COOH溶液中加水時溶液的導電性變化，則CH3COOH溶液的pH：a>b C．醋酸溶液中離子濃度的關系滿足： c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－) D．向0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c(OH－)減小 解析：選C　向CH3COOH溶液中逐步加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，抑制醋酸的電離，溶液的pH增大，A項錯誤；溶液的導電性與溶液中自由移動的離子的濃度和離子所帶的電荷量有關，若醋酸溶液的導電性越強，則溶液中氫離子

9、的濃度越大，pH越小，故CH3COOH溶液的pH：a

10、 B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水： 2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O C．向NaClO溶液中通入少量CO2： CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO D．向NaClO溶液中通入過量CO2： CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO 解析：選C　 HClO的電離常數小于H2CO3的第一步電離常數，大于H2CO3的第二步電離常數，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，應該生成HCO，A項錯誤；向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，不能生成ClO－和CO2，應生成HClO和CO2，B項錯誤；向NaClO溶液中通入

11、過量CO2應生成NaHCO3，D項錯誤。 9．25 ℃ 時，向盛有50 mL pH＝2的HA溶液的絕熱容器中加入pH＝13的NaOH溶液，加入NaOH溶液的體積(V)與所得混合溶液的溫度(T)的關系如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A．HA溶液的物質的量濃度為0.01 mol·L－1 B．b→c的過程中，溫度降低的主要原因是溶液中發(fā)生了吸熱反應 C．a→b的過程中，混合溶液中可能存在：c(A－)＝c(Na＋) D．25 ℃ 時，HA的電離常數K約為1.43×10－2 解析：選C　恰好中和時混合溶液溫度最高，即b點，此時消耗NaOH 0.004 mol，得出HA的濃度為0.08 m

12、ol·L－1，故A錯誤；b→c的過程中，溫度降低的主要原因是溶液中反應已完全，繼續(xù)滴加溫度較低的NaOH溶液，使混合液溫度降低，故B錯誤；NaA呈堿性，HA呈酸性，a→b的過程中，混合溶液中可能呈中性，存在：c(A－)＝c(Na＋)，故C正確；電離常數K＝＝≈1.43×10－3，故D錯誤。 10．現有室溫下四種溶液，有關敘述不正確的是(　　) 序號 ① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸 鹽酸 A．③④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大 B．②③兩溶液等體積混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－) C．分別加

13、水稀釋10倍，四種溶液的pH：①＞②＞④＞③ D．V1 L ④與V2 L ①混合，若混合后溶液pH＝7，則V1＜ V2 解析：選D　從平衡移動角度分析，CH3COONa電離出的CH3COO－：a.與鹽酸中的H＋結合生成CH3COOH；b.使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，兩溶液中H＋濃度均減小，所以pH均增大，A項正確；假設均是強酸強堿，則物質的量濃度相同，等體積混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其濃度遠遠大于②，即混合后醋酸過量，溶液顯酸性，c(H＋)> c(OH－)，B項正確；分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①②溶液的pH均為10，但稀釋氨水使平衡NH3

14、·H2ONH＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀釋后pH＜4，C項正確；假設均是強酸強堿，混合后溶液呈中性，則V1＝V2，但①氨水是弱堿，其濃度遠遠大于④鹽酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D項錯誤。 11．25 ℃時，H2SO3及其鈉鹽的溶液中，H2SO3、HSO、SO的物質的量分數(α)隨溶液pH變化關系如圖所示，下列敘述錯誤的是(　　) A．溶液的pH＝5時，硫元素的主要存在形式為HSO B．當溶液恰好呈中性時：c(Na＋)＞c(SO)＋c(HSO) C．向pH＝8的上述溶液中滴加少量澄清石灰水，的值增大 D．向pH＝3的上述溶液中滴加少量稀硫酸，α(HSO)減

15、小 解析：選C　分析題給圖像可知溶液的pH＝5時，硫元素的主要存在形式為HSO，A項正確；根據電荷守恒知c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)，當溶液恰好呈中性時c(H＋)＝c(OH－)，則c(Na＋)＞c(SO)＋c(HSO)，B項正確；向pH＝8的溶液中滴加少量澄清石灰水發(fā)生反應HSO＋OH－===SO＋H2O，Ca2＋＋SO===CaSO3，參加反應的HSO比SO多，的值減小，C項錯誤；向pH＝3的溶液中滴加少量稀硫酸發(fā)生反應H＋＋HSOH2SO3，α(HSO)減小，D項正確。 12．下表是在相同溫度下三種酸的一些數據，下列判斷正確的是[提示：電離度＝

16、](　　) 酸 HX HY HZ 濃度/(mol·L－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 K1 K2 K3 K4 K5 A．在相同溫度下，從HX的數據可以說明：弱電解質溶液，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，電離常數：K5＞K4＞K3 解析：選D　由表中HX的數據可知，弱電解質溶液的濃度越小，HX的電離度越大；電離常數只與溫度有

17、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－，水解常數為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的數據可知，HX的濃度越大，其電離度越小，但電離產生的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，弱電解質的電離度越大，則酸性越強，其電離常數越大，故相同溫度下，電離常數為K5＞K4＞K3，D正確。 13．常壓下，取不同濃度、不同溫度的氨水測定，得到下表實驗數據。 溫度/℃ c(NH3·H2O) /(mol·L－1) 電離 常

18、數 電離 度/% c(OH－) /(mol·L－1) 0 16.56 1.37×10－5 9.098 1.507×10－2 10 15.16 1.57×10－5 10.18 1.543×10－2 20 13.63 1.71×10－5 11.2 1.527×10－2 提示：電離度＝×100% (1)溫度升高，NH3·H2O的電離平衡向________(填“左”或“右”)移動，能支持該結論的表中數據是____(填字母)。 a．電離常數 b．電離度 c．c(OH－) d．c(NH3·H2O) (2)表中c(OH－)基本不變的原因是______

19、____________________________________。 (3)常溫下，在氨水中加入一定量的氯化銨晶體，下列說法錯誤的是____(填字母，下同)。 A．溶液的pH增大 B．氨水的電離度減小 C．c(OH－)減小 D．c(NH)減小 (4)將氨水與鹽酸等濃度等體積混合，下列做法能使c(NH)與c(Cl－)比值變大的是________。 A．加入固體氯化銨 B．通入少量氯化氫 C．降低溶液溫度 D．加入少量固體氫氧化鈉 解析：(1)根據表中電離常數隨溫度的變化可以判斷，NH3·H2O的電離吸收熱量，升高溫度，NH3·H2O的電離平衡向右移動。(3)對

20、于平衡NH3·H2ONH＋OH－，加入NH4Cl固體，平衡左移，pH減小，電離度減小，c(OH－)減小，c(NH)增大，A、D錯誤。(4)氨水與鹽酸等濃度等體積混合，恰好生成NH4Cl溶液，NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入固體NH4Cl，NH水解程度減小，增大，A正確；降溫，NH水解程度減小，增大，C項正確；B項，通入HCl，c(Cl－)增大的較c(NH)多，減??；D項，加入NaOH固體，c(NH)減小，減小。 答案：(1)右　a　(2)氨水濃度降低，使c(OH－)減小，而溫度升高，使c(OH－)增大，雙重作用使c(OH－)基本不變　(3)AD　(4)AC 14．25 ℃時，

21、部分物質的電離常數如表所示： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離常數 1.7×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 3.0×10－8 請回答下列問題： (1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為__________________。 (2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為____________________________。 (3)物質的量濃度均為0.1 mol·L－1的下列四種物質的溶液： a．Na2CO3　b．NaClO　c．CH3COONa　d．

22、NaHCO3 pH由大到小的順序是________(填標號)。 (4)常溫下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達式的數據一定變小的是________(填標號，下同)。 A．c(H＋) B．c(H＋)/c(CH3COOH) C．c(H＋)·c(OH－) D．c(OH－)/c(H＋) E. 若該溶液升高溫度，上述5種表達式的數據增大的是________。 解析：(1)～(3)電離常數越大，酸性越強；電離常數越小，其對應酸根離子結合H＋能力越強，水解程度越大，堿性越強。(4)醋酸是弱電解質，稀釋后電離程度增大，但CH3COOH、CH3COO－、H

23、＋的濃度都減小，c(OH－)卻是增大的，且CH3COOH的濃度減小最多。升溫時，促進電離，KW、K均增大，c(H＋)增大，c(H＋)/c(CH3COOH)增大，c(OH－)/c(H＋)減小。 答案：(1)CH3COOH>H2CO3>HClO (2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－ (3)a>b>d>c　(4)A　ABCE 15．(1)已知：25 ℃時NH3·H2O的Kb＝2.0×10－5。 ①求0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中c(OH－)＝________ mol·L－1。 ②若向0.10 mol·L－1的NH3·H2O中加入固體NH4Cl，使c(NH)達到0.

24、20 mol·L－1，則c(OH－)＝________mol·L－1。 ③25 ℃時，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，若混合后所得溶液的pH＝7，用含a的代數式表示的電離常數Kb＝________。 (2)25 ℃時，0.10 mol·L－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“＜”)。 解析：(1)①NH3·H2O溶液中存在電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－，則有Kb＝＝2.0×10－5；0.10 mo

25、l·L－1 NH3·H2O的電離程度較小，此時c(NH3·H2O)≈0.10 mol·L－1，c(NH)≈c(OH－)，則有Kb＝＝2.0×10－5，解得 c(OH－)≈1.4×10－3 mol·L－1。②加入固體NH4Cl，使c(NH)＝0.20 mol·L－1，則有Kb＝＝2.0×10－5，可得c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1。③25 ℃時將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，混合后溶液的pH＝7，則溶液呈中性，結合電荷守恒可得c(Cl－)＝c(NH)＝0.005 mol·L－1；據N原子守恒可得c(NH3·H2O)＝ (0.5a－0.005)

26、mol·L－1，此時c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，則有NH3·H2O的電離常數為Kb＝＝＝。 (2)①25 ℃時KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，0.10 mol·L－1的HA溶液中＝1010，則有c(H＋)＝1×10－2 mol·L－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 mol·L－1的HA溶液中c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，則Ka(HA)＝＝1×10－3，又知Kb(NH3·H2O)＝2.0×10－5，則有Ka(HA)＞Kb(NH3·H2O)，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。 答案：(1)①1.4×10－3　②1×10－5?、? (2)①2?、冢?