2019年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第八章 水溶液中的離子平衡 課時梯級作業(yè)二十六 8.1 弱電解質(zhì)的電離一、選擇題(本題包括7小題,每題6分,共42分)1.向0.1 molL-1氨水中分別加入適量的下列物質(zhì)后,會使平衡向左移動且溶液中c(OH-)增大的是()A.0.01 molL-1氨水B.0.1 molL-1氫氧化鈉溶液C.NH4Cl固體D.0.1 molL-1食鹽水【解析】選B。A、D兩項中的操作相當于對原溶液進行稀釋,NH3H2O的電離平衡向右移動,A、D錯誤;加入氫氧化鈉溶液后,因氫氧化鈉溶液中c(OH-)大于氨水中c(OH-),c(OH-)增大,使NH3H2O的電離平衡向左移動,B正確;加入NH4Cl固體后,c(N)增大,會使NH3H2O的電離平衡向左移動,c(OH-)減小,C錯誤。2.(xx淄博模擬)H2S水溶液中存在電離平衡H2SH+HS-和HS-H+S2-。若向H2S溶液中()A.加水,平衡向右移動,溶液中氫離子濃度增大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C。加水稀釋,平衡向右移動,但c(H+)減小,A項錯誤;SO2過量會產(chǎn)生較多的H2SO3,而H2SO3的酸性比H2S強,溶液pH減小,B項錯誤;滴加新制氯水,Cl2+H2SS+2HCl,使H2S的電離平衡向左移動,HCl的生成,使溶液pH減小,C項正確;加入少量CuSO4固體,CuSO4+H2SCuS+H2SO4,使H2S的電離平衡向左移動,H2SO4的生成,使溶液中c(H+)增大,D項錯誤。3.(xx信陽模擬)高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強酸,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):酸HClO4H2SO4HClHNO3Ka1.610-56.310-91.610-94.210-10A.在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離B.在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中最強的酸C.在冰醋酸中硫酸的電離方程式為H2SO42H+SD.水對于這四種酸的強弱沒有區(qū)分能力,但醋酸可以區(qū)別這四種酸的強弱【解析】選C。由電離常數(shù)知,在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離,高氯酸的Ka最大,是這四種酸中最強的酸,A、B正確;硫酸在冰醋酸中電離受到抑制,分步電離,并非完全電離,并且是可逆的,C錯誤;在水中,四種酸都是強酸,但在醋酸中電離程度不同,D正確。4.(xx淮南模擬)pH=12的X、Y兩種堿溶液各10 mL,分別稀釋至1 000 mL,其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示,下列說法正確的是()A.若10<a<12,則X、Y都是弱堿B.X、Y兩種堿的物質(zhì)的量濃度一定相等C.完全中和X、Y兩溶液時,消耗同濃度鹽酸的體積VX>VYD.稀釋后,X溶液的堿性比Y溶液的堿性強【解析】選A。由圖可知,開始時pH相同,若10<a<12,10 mL的弱堿加水稀釋到1 000 mL,則pH會在原來基礎(chǔ)上減一個小于2的值,說明X、Y中都存在電離平衡,是弱堿,故A正確;開始時pH相同,兩種堿溶液稀釋相同的倍數(shù)后pH不同,則堿性強弱一定不同,所以物質(zhì)的量濃度一定不相等,故B錯誤;相同pH的兩溶液稀釋相同的倍數(shù),X的pH變化比Y大,則說明在加水稀釋過程中,Y的電離程度比X弱,則pH=12時的X、Y兩種堿溶液,溶液濃度Y大于X,完全中和X、Y兩溶液時,消耗同濃度鹽酸的體積:VX<VY,故C錯誤;稀釋后X溶液pH小于Y溶液的pH,所以稀釋后Y溶液堿性強,故D錯誤。【加固訓(xùn)練】已知:25 時某些弱酸的電離平衡常數(shù)。下面圖象表示常溫下稀釋CH3COOH、HClO兩種酸的稀溶液時,溶液pH隨加水量的變化,下列說法中正確的是 ()CH3COOHHClOH2CO3Ka=1.810-5Ka=3.010-8Ka1=4.110-7Ka2=5.610-11A.相同濃度CH3COONa和NaClO的混合液中,各離子濃度大小關(guān)系為c(Na+)>c(ClO-)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)B.向NaClO溶液中通少量CO2的離子方程式為 2ClO-+CO2+H2O2HClO+CC.圖象中a、c兩點處的溶液中相等(HR代表CH3COOH或HClO)D.圖象中a點酸的總濃度等于b點酸的總濃度【解析】選C。酸性強弱順序為CH3COOH>H2CO3>HClO>HC,A選項,ClO-的水解程度大,所以c(ClO-)小于c(CH3COO-),錯誤;B選項應(yīng)該生成HC,錯誤;依據(jù)HRH+R-可知電離平衡常數(shù)Ka=,即=,溫度不變,Ka、KW是常數(shù),所以溫度相同時,相等,C選項正確;D選項,曲線的酸性強于曲線,當pH相同時曲線的酸濃度大,稀釋相同倍數(shù)時,還是b點濃度大,錯誤。5.常溫下,有下列四種溶液:0.1 molL-1的CH3COOH溶液;0.1 molL-1的NaOH溶液;pH=3的CH3COOH溶液;pH=11的NaOH溶液,下列有關(guān)說法正確的是()A.稀釋到原來的100倍后,pH與相同B.與混合,若溶液pH=7,則V(NaOH)>V(CH3COOH)C.由水電離出的c(H+):>D.與混合,若溶液顯酸性,則所得溶液中離子濃度可能為c(CH3COO-)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-)【解析】選D。A項,0.1 molL-1的CH3COOH溶液稀釋后濃度變?yōu)?.001 molL-1,但是電離出的H+濃度小于0.001 molL-1,所以pH不是3,錯誤;B項,與混合,若等體積混合酸堿恰好完全反應(yīng),產(chǎn)物為強堿弱酸鹽,pH>7,若溶液pH=7,則應(yīng)該是弱酸稍過量,錯誤;C項,pH=3的CH3COOH溶液和pH=11的NaOH溶液中酸和堿電離出的H+或OH-濃度相等,對水的電離的抑制程度相同,錯誤;D項,與混合,若溶液顯酸性,則酸過量,當酸的量遠多于堿的量時,則溶液中的離子濃度可能為c(CH3COO-)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-),正確。【易錯提醒】(1)忽視了弱電解質(zhì)加水稀釋10n倍時,pH變化小于n個單位。(2)沒弄懂等濃度等體積的一元弱酸和一元強堿混合后溶液呈堿性。(3)不清楚c(H+)和c(OH-)相等的兩種不同的酸堿溶液對水的電離的抑制程度相等?！炯庸逃?xùn)練】pH=2的兩種一元酸x和y,體積均為100 mL,稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c=0.1 molL-1)至pH=7,消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy,則()A.x為弱酸,Vx<VyB.x為強酸,Vx>VyC.y為弱酸,Vx<VyD.y為強酸,Vx>Vy【解析】選C。由圖象可知x稀釋10倍,pH變化1個單位(從pH=2變化為pH=3),故x為強酸,而y稀釋10倍,pH變化小于1個單位,故y為弱酸,排除選項A、D;pH都為2的x、y,前者濃度為0.01 molL-1,而后者大于0.01 molL-1,故中和至溶液為中性時,后者消耗堿的體積大,故選項C正確。6.某二元酸(H2A)在水中的電離方程式為H2AH+HA-,HA-H+A2-(25 時Ka=1.010-2),下列有關(guān)說法中正確的是()A.H2A是弱酸B.稀釋0.1 molL-1 H2A溶液,因電離平衡向右移動而導(dǎo)致c(H+)增大C.在0.1 molL-1的H2A溶液中,c(H+)=0.12 molL-1D.若0.1 molL-1 NaHA溶液中c(H+)=0.02 molL-1,則0.1 molL-1的H2A中c(H+)<0.12 molL-1【解析】選D。因H2A的一級電離是完全的,所以它是強酸,A錯誤;稀釋過程中溶液體積增大,雖然電離平衡向右移動,但c(H+)減小,B錯誤;假設(shè)溶液中c(H+)=0.12 molL-1,則二級電離生成的c(A2-)為0.02 molL-1,c(HA-)=0.08 molL-1,將這些數(shù)據(jù)代入Ka=中求出的Ka1.010-2,C錯誤;0.1 molL-1 H2A溶液中,第一步電離生成的c(H+)=0.1 molL-1,由于H2A第一步電離生成的H+對第二步電離有抑制作用,NaHA溶液中則不存在這樣的抑制作用,故0.1 molL-1的H2A溶液中c(H+)<0.12 molL-1,D正確。7.(能力挑戰(zhàn)題)常溫下,用0.1 molL-1的CH3COOH 溶液滴定20 mL 0.1 molL-1的NaOH溶液,當?shù)渭覸 mL CH3COOH溶液時,混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的電離平衡常數(shù)為Ka,忽略混合時溶液體積的變化,下列關(guān)系式正確是()A.Ka=B.V=C.Ka=D.Ka=【解析】選A。當?shù)渭覸 mL CH3COOH溶液時,混合溶液的pH=7,此時氫離子和氫氧根離子濃度相等,都是10-7molL-1,根據(jù)電荷守恒,鈉離子濃度等于醋酸根離子濃度,c(Na+)= molL-1,CH3COOH的電離平衡常數(shù)為Ka=。二、非選擇題(本題包括4小題,共58分)8.(10分)(xx廣州模擬)現(xiàn)有pH=2的醋酸甲和pH=2的鹽酸乙:(1)取10 mL甲溶液,加入等體積的水,醋酸的電離平衡_(填“向左”“向右”或“不”,下同)移動;若加入少量的冰醋酸,醋酸的電離平衡_移動,若加入少量無水醋酸鈉固體,待固體溶解后,溶液中c(H+)/c(CH3COOH)的值將_(填“增大”“減小”或“無法確定”)。(2)相同條件下,取等體積的甲、乙兩溶液,各稀釋100倍。稀釋后的溶液,其pH大小關(guān)系為pH(甲)_(填“大于”“小于”或“等于”)pH(乙)。若將甲、乙兩溶液等體積混合,溶液的pH=_。(3)各取25 mL的甲、乙兩溶液,分別用等濃度的NaOH稀溶液中和至pH=7,則消耗的NaOH溶液的體積大小關(guān)系為V(甲)_(填“大于”“小于”或“等于”)V(乙)。(4)取25 mL的甲溶液,加入等體積pH=12的NaOH溶液,反應(yīng)后溶液中c(Na+)、c(CH3COO-) 的大小關(guān)系為c(Na+)_(填“大于”“小于”或“等于”)c(CH3COO-)?！窘馕觥?1)根據(jù)勒夏特列原理可知,加水稀釋后電離平衡正向移動;若加入冰醋酸,相當于增大了反應(yīng)物濃度,因此電離平衡也正向移動;加入醋酸鈉固體后,溶液中醋酸根離子濃度增大,抑制了醋酸的電離,故的值減小。(2)由于在稀釋過程中醋酸繼續(xù)電離,故稀釋相同的倍數(shù)后pH(甲)小于pH(乙)。鹽酸和醋酸溶液的pH都是2,溶液中的H+濃度都是0.01 molL-1,設(shè)醋酸的原濃度為c molL-1,混合后平衡沒有移動,則有: CH3COOH H+CH3COO-原平衡濃度(molL-1) c-0.01 0.01 0.01混合后濃度(molL-1) 0.01 由于溫度不變醋酸的電離常數(shù)不變,結(jié)合數(shù)據(jù)可知醋酸的電離平衡確實未發(fā)生移動,因此混合后溶液的pH仍等于2。(3)取體積相等的兩溶液,醋酸的物質(zhì)的量較多,經(jīng)NaOH稀溶液中和至相同pH時,消耗NaOH溶液的體積V(甲)大于V(乙)。(4)兩者反應(yīng)后醋酸過量,溶液顯酸性,根據(jù)電荷守恒可得c(Na+)小于c(CH3COO-)。答案:(1)向右向右減小(2)小于2(3)大于(4)小于9.(16分)常溫下,有0.1 molL-1的以下幾種溶液:H2SO4溶液,NaHSO4溶液,CH3COOH溶液,HCl溶液,HCN溶液,NH3H2O,其中幾種溶液的電離度(即已經(jīng)電離的占原來總的百分數(shù))如表所示(已知H2SO4的第一步電離是完全的),回答下列問題:H2SO4溶液HSNaHSO4溶液HSCH3COOH溶液HCl溶液10%29%1.33%100%(1)常溫下,pH相同的表格中的幾種溶液,其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是(填序號,下同)_。(2)常溫下,將足量的鋅粉投入等體積pH=1的表格中的幾種溶液中,產(chǎn)生H2的體積(同溫同壓下)由大到小的順序是_。(3)在25 時,若用已知濃度的NaOH滴定未知濃度的CH3COOH,應(yīng)選用_作指示劑,若終點時溶液pH=a,則由水電離出的c(H+)為_。(4)在25 時,將b molL-1的KCN溶液與0.01 molL-1的鹽酸等體積混合,反應(yīng)達到平衡時,測得溶液pH=7,則KCN溶液的物質(zhì)的量濃度_0.01 molL-1(填“>”“<”或“=”);用含b的代數(shù)式表示HCN的電離常數(shù)Ka=_?！窘馕觥?1)電離度越大,酸性越強,根據(jù)題表中電離度數(shù)據(jù)可以得出酸性:HCl>HS>CH3COOH。又因為H2SO4的第一步電離是完全的,第一步電離出的H+抑制了HS的電離,所以HS在NaHSO4溶液中的電離程度大于在H2SO4中的電離程度。由此可知,相同濃度時,pH:H2SO4<HCl<NaHSO4<CH3COOH,則相同pH時,物質(zhì)的量濃度:CH3COOH>NaHSO4>HCl>H2SO4。(2)金屬Zn與酸反應(yīng)生成H2的體積取決于酸提供的n(H+)。pH相同時,由于HCl完全電離,產(chǎn)生的n(H2)=n(H+),而CH3COOH與HS會繼續(xù)電離出H+,導(dǎo)致H2的量增多。且酸越弱,最終生成H2的量越多,體積越大,故產(chǎn)生H2的體積由大到小的順序為CH3COOH>NaHSO4>H2SO4>HCl。(3)NaOH+CH3COOHCH3COONa+H2O,由于CH3COONa水解呈堿性,應(yīng)選用酚酞試液作指示劑更接近滴定終點的pH。滴定終點時溶液pH=a,c(H+)=10-a molL-1,c(OH-)= molL-1=10-(14-a) molL-1,由水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-(14-a) molL-1。(4)若用0.01 molL-1的KCN溶液與0.01 molL-1的鹽酸等體積混合,發(fā)生化學(xué)反應(yīng):KCN+HClKCl+HCN,KCl呈中性,HCN電離使溶液呈酸性,pH<7,若混合后溶液的pH=7,KCN應(yīng)過量,故物質(zhì)的量濃度大于0.01 molL-1。HCNH+CN-,Ka=,pH=7時,c(H+)=c(OH-)=10-7 molL-1,根據(jù)電荷守恒:c(CN-)+c(OH-)+c(Cl-)=c(K+)+c(H+),則c(CN-)=c(K+)-c(Cl-)=(-0.005) molL-1,c(HCN)c(Cl-)= molL-1,故Ka=(100b-1)10-7。答案:(1)>>>(2)>>>(3)酚酞試液10-(14-a) molL-1(4)>(100b-1)10-710.(14分)已知:酸H2C2O4HFH2CO3H3BO3電離平衡常數(shù)KaKa1=5.910-2Ka2=6.410-5未知Ka1=4.210-7Ka2=5.610-115.810-10(1)為了證明HF是弱酸,甲、乙、丙三位同學(xué)分別設(shè)計以下實驗進行探究。甲同學(xué)取一定體積的HF溶液,滴入2滴紫色石蕊試液,顯紅色,再加入NaF固體觀察到的現(xiàn)象是_,則證明HF為弱酸。乙同學(xué)取10 mL未知濃度的HF溶液,測其pH為a,然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL。再測其pH為b,若要認為HF為弱酸,則a、b應(yīng)滿足的關(guān)系是b<_(用含a的代數(shù)式表示)。丙同學(xué)用pH試紙測得室溫下0.10 molL-1的HF溶液的pH為2,則測定HF為弱酸,由丙同學(xué)的實驗數(shù)據(jù)可得室溫下HF的電離平衡常數(shù)約為_。(2)25 時,調(diào)節(jié)2.010-3 molL-1氫氟酸水溶液的pH(忽略體積變化),得到c(HF)、c(F-)與溶液pH的變化關(guān)系如圖所示。請結(jié)合圖中信息回答下列問題:HF電離平衡常數(shù)的表達式:Ka=_。室溫下,向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH=3.4時,c(F-)c(HF) =_。HF的電離常數(shù)值為_?！窘馕觥?1)HF在溶液中電離出氫離子和氟離子,溶液顯酸性,滴入2滴紫色石蕊試液,顯紅色,再加入NaF固體,HF的電離平衡向逆方向移動,氫離子濃度減小,溶液的紅色變淺,證明HF存在電離平衡,即HF為弱酸;乙同學(xué)取10 mL未知濃度的HF 溶液,測其pH為a,然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL,體積增大102倍,弱酸加水稀釋會促進弱酸的電離,稀釋102倍,pH變化小于2個單位,所以稀釋后pH=b<a+2;用pH 試紙測得室溫下0.10 molL-1的HF 溶液的pH為2,則c(H+)=0.01 molL-1,則Ka=1.010-3;(2)HF電離方程式為HFF-+H+,因此平衡常數(shù)的表達式:Ka=。由圖象可知,當pH=4時,c(H+)=1.010-4molL-1,c(HF)=4.010-3molL-1,c(F-)=1.610-3molL-1,則Ka(HF)=4.010-4。室溫下,向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH=3.4時,氫離子濃度是10-3.4molL-1,則根據(jù)電離常數(shù)可知c(F-)c(HF) =11。答案:(1)紅色變淺a+21.010-3(2)114.010-4(取pH=4時,查圖中數(shù)據(jù)計算得到)11.(18分)(能力挑戰(zhàn)題)描述弱電解質(zhì)電離情況可以用電離度和電離平衡常數(shù)表示,下表是常溫下幾種弱酸的電離平衡常數(shù)(Ka)和弱堿的電離平衡常數(shù)(Kb)。酸或堿電離常數(shù)(Ka或Kb)CH3COOH1.810-5HNO24.610-4HCN510-10HClO310-8NH3H2O1.810-5請回答下列問題:(1)上述四種酸中,酸性最弱的是_(用化學(xué)式表示)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的電離程度增大,而電離平衡常數(shù)不變的操作是_(填序號)。A.升高溫度B.加水稀釋C.加少量的CH3COONa固體D.加少量冰醋酸(2)CH3COONH4的水溶液顯_(填“酸性”“中性”或“堿性”),理由是_。(3)pC類似pH,是指極稀溶液中的溶質(zhì)濃度的常用負對數(shù)值。若某溶液中溶質(zhì)的濃度為110-3molL-1,則該溶液中溶質(zhì)的pC=-lg(110-3)=3。如圖為25 時H2CO3溶液的pC-pH圖。請回答下列問題 (若離子濃度小于10-5molL-1,可認為該離子不存在):在同一溶液中,H2CO3、HC、C_(填“能”或“不能”)大量共存。求H2CO3一級電離平衡常數(shù)的數(shù)值Ka1=_。人體血液里主要通過碳酸氫鹽緩沖體系c(H2CO3)/c(HC)可以抵消少量酸或堿,維持pH=7.4。當過量的酸進入血液中時,血液緩沖體系中的最終將_。A.變大B.變小C.基本不變D.無法判斷【解析】(1)電離平衡常數(shù)最小的酸的酸性最弱,即HCN酸性最弱,醋酸的電離平衡:CH3COOHCH3COO-+H+, A.升高溫度,電離程度增大,電離平衡常數(shù)增大,故A錯誤;B.加水稀釋,電離程度增大,電離平衡常數(shù)不變,故B正確;C.加少量的CH3COONa固體,電離出的醋酸根對醋酸的電離平衡起抑制作用,電離程度減小,電離平衡常數(shù)不變,故C錯誤;D.加少量冰醋酸,則醋酸濃度增大,根據(jù)越稀越電離的事實,則電離程度減小,平衡常數(shù)不變,故D錯誤。(2)醋酸銨溶液中,醋酸水解顯堿性,銨根離子水解顯酸性,CH3COOH與NH3H2O的電離平衡常數(shù)相等,CH3COO-和N在相等濃度時的水解程度相同,酸性和堿性程度相當,溶液顯中性。(3)碳酸存在的溶液中酸性較強、碳酸根離子存在的溶液中堿性較強,所以碳酸根離子和碳酸不能大量共存。由圖象可知當pH=6時,pC(H2CO3)=pC(HC),即c(HC)=c(H2CO3),結(jié)合Ka1(H2CO3)=110-6。氫離子濃度增大,平衡向左移動放出CO2,碳酸濃度基本不變,則最終將變大。答案:(1)HCNB(2)中性CH3COOH與NH3H2O的電離平衡常數(shù)相等,CH3COO-和N在相等濃度時的水解程度相同,酸性和堿性程度相當,溶液顯中性(3)不能110-6A