2022届高考化学一轮复习-课后限时集训26-弱电解质的电离鲁科版.doc

2022届高考化学一轮复习 课后限时集训26 弱电解质的电离鲁科版

2022届高考化学一轮复习 课后限时集训26 弱电解质的电离鲁科版

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- 9 -

课后限时集训(二十六)
(建议用时：40分钟)

1．一元弱酸HA溶液中存在下列电离平衡：HAH＋＋A－。将1.0 mol HA分子加入1.0 L水中，如图，表示溶液中HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是 (　　)

A　　　　　　　　　B

C　　　　　　　　　D
C　[将1.0 mol HA分子加入1.0 L水中，先形成的是浓度接近为1.0 mol·L－1的HA溶液，H＋和A－的浓度此时为0；然后酸分子开始电离，分子的浓度逐渐减小，而电离出的各个离子浓度逐渐增大，达到电离平衡时，电离出的各个离子浓度最大，但是一定小于1.0 mol·L－1，而且H＋、A－的物质的量浓度相同，显然只有C中图像符合。]
2．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　)
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
C　[加水稀释，平衡向右移动，但[H＋]减小，A项错误；SO2过量会产生较多的H2SO3，而H2SO3的酸性比H2S强，溶液pH减小，B项错误；滴加新制氯水，Cl2＋H2S===S↓＋2HCl，使H2S的电离平衡向左移动，HCl的浓度增大，使溶液pH减小，C项正确；加入少量CuSO4固体，CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，使H2S的电离平衡向左移动，H2SO4的生成，使溶液中[H＋]增大，D项错误。]
3．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是 (　　)
化学式
HClO
H2CO3
电离常数/
(mol·L－1)
K＝3×10－8
K1＝4×10－7　K2＝6×10－11
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
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溶液中通入过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO
C　[根据表格数据可知酸性：H2CO3>HClO>HCO。A项，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋2HCO＋ClO－，错误；B项，向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，反应的离子方程式是HCO＋Cl2===Cl－＋HClO＋CO2↑，错误；C项，符合物质的酸性强弱比较，正确；D项，向NaClO溶液中通入过量CO2，化学方程式是CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO，错误。]
4．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是(　　)
酸
HX
HY
HZ
浓度/(mol·L－1)
0.12
0.2
0.9
1
1
电离度
0.25
0.2
0.1
0.3
0.5
电离常数
Ka1
Ka2
Ka3
Ka4
Ka5
A．在相同温度，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则变小，若加少量盐酸，则变大
C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：[Z－]<[Y－]<[X－]
D．在相同温度下，Ka5>Ka4>Ka3
D　[相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小，结合表中数据判断，当HX的浓度为1 mol·L－1时，HX的电离度小于0.1，故三种酸的酸性强弱顺序为：HZ>HY>HX，D项正确；电离常数只与温度有关，温度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A项错误；依据Z－＋H2OHZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常数的倒数，其只随温度的变化而变化，B项错误；依据“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，[X－]最小，C项错误。]
5．已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8 mol·L－1，HF的Ka＝3.5×10－4 mol·L－1。现将pH和体积都相同的次氯酸和氢氟酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 (　　)

A．曲线Ⅰ为次氯酸稀释时pH变化曲线
B．取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗次氯酸的体积较小
C．a点时，若都加入相同大小的锌粒，此时与氢氟酸反应的速率大
D．b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小
B　[常温下Ka(HClO)<Ka(HF)，酸性：HClO<HF，根据图像将pH和体积都相同的HClO和HF稀释同等倍数，Ⅰ的pH改变值大于Ⅱ的pH改变值，曲线Ⅰ代表稀释HF时pH变化曲线，曲线Ⅱ代表稀释HClO时pH变化曲线。根据上述分析，曲线Ⅰ为HF稀释时pH变化曲线，A项错误；a点HClO溶液和HF溶液的pH相同，a点[HClO]大于[HF]，取a点的两种酸溶液中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HClO溶液的体积较小，B项正确；a点HClO溶液和HF溶液的pH相同，即a点两溶液中[H＋]相等，此时与相同大小的锌粒反应的反应速率相等，C项错误；酸溶液中OH－全部来自水的电离，根据图像b点溶液的pH大于c点溶液的pH，b点溶液中[H＋]小于c点溶液中[H＋]，b点对水的电离的抑制小于c点，b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度大，D项错误。]
6.(2020·成都模拟)某温度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断错误的是(　　)

A．a的数值一定大于9
B．Ⅱ为氨水稀释时溶液的pH变化曲线
C．稀释后氨水中水的电离程度比NaOH溶液中水的电离程度大
D．完全中和相同体积的两溶液时，消耗相同浓度的稀硫酸的体积V(NaOH)<V(氨水)
C　[pH＝11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍，氨水稀释过程中电离程度增大，因此氨水的pH改变比NaOH溶液的pH改变小，故Ⅰ为NaOH溶液的pH变化曲线，Ⅱ为氨水的pH变化曲线，B正确；pH＝11的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH＝9，故a>9，A正确；稀释后氨水电离出的[OH－]大于NaOH电离出的[OH－]，因此氨水中水的电离程度小于NaOH溶液中水的电离程度，C错误；pH＝11的氨水和NaOH溶液，NH3·H2O的物质的量浓度大于NaOH的物质的量浓度，因此中和相同体积的两溶液时，消耗相同浓度的稀硫酸的体积V(NaOH)<V(氨水)，D正确。]
7．(2020·广州模拟)低浓度的氢氟酸是一元弱酸，存在下列两个平衡：HFH＋＋F－，HF＋F－HF(较稳定)。25 ℃时，不同酸性条件下的2.0a mol·L－1 HF溶液中，[HF]、[F－]与溶液pH(忽略体积变化)的变化关系如下图所示。下列说法正确的是(　　)

A．[HF]＋[F－]＝2.0a mol·L－1
B．[F－]>[HF]时，溶液一定呈碱性
C．随着溶液pH增大，不断增大
D．25 ℃时，HF的电离常数Ka＝10－3.45 mol·L－1
D　[溶液存在：HF＋F－HF，故[HF]＋[F－]＋2[HF]＝2.0a mol·L－1，A错误；由图像看出[F－]>[HF]时，溶液可能呈酸性，B错误；＝，当pH增大，[F－]增大，减小，C错误；pH＝3.45，[H＋]＝10－3.45 mol·L－1时，[F－]＝[HF]，故Ka＝[H＋]＝10－3.45 mol·L－1，D正确。]
8．常温下，向10 mL b mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加等体积的0.01 mol·L－1的NaOH溶液，充分反应后，溶液中[CH3COO－]＝[Na＋]，下列说法不正确的是(　　)
A．b>0.01
B．混合后溶液呈中性
C．CH3COOH的电离常数Ka＝ mol·L－1
D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度逐渐减小
D　[反应后溶液中[CH3COO－]＝[Na＋]，根据电荷守恒[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]得：[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性，说明醋酸过量，b>0.01，A、B正确；pH＝7，[H＋]＝10－7 mol·L－1，Ka＝＝＝ mol·L－1，C正确；在向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度先变大后逐渐减小，因为酸、碱抑制水的电离，D错误。]
9．室温时，1 mol·L－1的HA溶液和1 mol·L－1的HB溶液，起始时的体积均为V0，分别向两溶液中加水进行稀释，所得曲线如图所示。下列说法中错误的是 (　　)

A．M点溶液中[A－]等于N点溶液中[B－]
B．HA的电离常数约为10－4 mol·L－1
C．浓度均为0.1 mol·L－1的NaA和HA混合溶液的pH<7
D．M、P两点的溶液分别用等浓度的NaOH溶液中和，消耗的NaOH溶液体积：P>M
D　[根据题意知，HB为强酸，HA为弱酸，稀释相同倍数，HA、HB的浓度仍相同，消耗的NaOH溶液体积相同，D项错误。]
10．常温下，为了证明一水合氨是弱电解质，甲、乙、丙、丁四位同学利用下面的试剂进行实验：0.10 mol·L－1氨水、NH4Cl晶体、醋酸铵晶体、酚酞试剂、pH试纸、蒸馏水。
(1)甲用pH试纸测出0.10 mol·L－1氨水的pH为10，据此他认定一水合氨是弱电解质，你认为这一结论___________________________________________
(填“正确”“不正确”或“无法确定”)，并说明理由_______________
______________________________________________________________。
(2)乙取出10 mL 0.10 mol·L－1氨水，用pH试纸测出其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测出其pH为b，他认为只要a、b满足如下关系______(用等式或不等式表示)就可以确认一水合氨是弱电解质。
(3)丙取出10 mL 0.10 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞试剂，显粉红色，再加入CH3COONH4晶体少量，颜色变浅；你认为这一方法能否证明一水合氨是弱电解质？________(填“能”或“否”)。
(4)丁同学的方案最可能是(答出实验操作方法、现象与结论)_________________________________________________________________
______________________________________________________________。
[解析]　(1)0.10 mol·L－1的一元强碱溶液的pH＝13，而弱碱溶液的pH因其不能完全电离而小于13，故甲的判断是正确的。(2)0.10 mol·L－1的强碱溶液稀释到原来体积的100倍，其pH会减小2，弱碱溶液则因稀释会促进原来没有电离的碱又电离出一部分OH－而导致pH减小值小于2。(3)因少量晶体的加入对溶液体积的影响可以忽略不计，故溶液颜色变浅只能是由于平衡移动使溶液中OH－浓度减小导致的，故以此现象可以判断一水合氨是弱电解质。(4)由于所给试剂中还有NH4Cl晶体没有用到，故丁同学的方案最可能是测量NH4Cl溶液的pH。
[答案]　(1)正确　常温下pH＝10的溶液中[OH－]＝10－4 mol·L－1，则0.10 mol·L－1氨水中的一水合氨没有完全电离　(2)a－b<2　(3)能　(4)测量NH4Cl溶液的pH，其pH<7，证明一水合氨是弱电解质

11．(2020·河南名校联考)25 ℃时，改变0.1 mol·L－1 H2SO3溶液的pH，各粒子的物质的量分数(α)变化如图所示，下列说法中错误的是(　　)

A．lgK1(H2SO3)＝－1.9
B．pH＝3时，[HSO]＞[H2SO3]＞[SO]
C．反应H2SO3＋SO2HSO的lgK＝5.3
D．pH＝7.2时，[HSO]＝[SO]＝[H＋]
D　[pH＝1.9时，[H2SO3]＝[HSO]，K1(H2SO3)＝＝[H＋]＝10－1.9 mol·L－1，则lgK1(H2SO3)＝－1.9，同理可得lg K2(H2SO3)＝－7.2，A正确；pH＝3时，由图可知，[HSO]＞[H2SO3]＞[SO]，B正确；反应H2SO3＋SO2HSO的K＝＝＝105.3，则lgK＝5.3，C正确；pH＝7.2时，[HSO]＝[SO]＞[H＋]，D错误。]
12.常温下，将浓度均为0.1 mol·L－1、体积均为V0 L的HX溶液和HY溶液分别加水稀释至体积为V L，其AG[AG＝lg]随lg 的变化关系如图所示，下列叙述错误的是(　　)

A．HX的酸性强于HY的酸性
B．a点的[Y－]与b点的[X－]相等
C．若两溶液同时升高温度，则[Y－]和[X－]均增大
D．水的电离程度：a点小于c点
C　[根据AG的意义可知，相同浓度时，AG的值越大，溶液中[H＋]越大。由图像可知，稀释前HX溶液中的AG值较大，即HX溶液中[H＋]更大，故HX的酸性比HY的强，A项正确；a、b两点的AG值相同，则两溶液中[H＋]相同、[OH－]相同，由电荷守恒知[X－]和[Y－]均等于[H＋]－[OH－]，故a点的[Y－]与b点的[X－]相等，B项正确；稀释前，HX溶液中AG＝12，结合[H＋][OH－]＝10－14 mol2·L－2计算可得[H＋]＝0.1 mol·L－1，而酸的浓度为0.1 mol·L－1，故HX为强酸，在溶液中完全电离，升高温度，溶液中[X－]不变，C项错误；AG的值越大，溶液中[H＋]越大，对水的电离的抑制程度越大，故a点水的电离程度小于c点，D项正确。]
13．(1)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5 mol·L－1，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2 mol·L－1，Ka2＝6.2×10－8 mol·L－1。
①若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的[OH－]＝________ mol·L－1。
②将SO2通入该氨水中，当[OH－]降至1.0×10－7 mol·L－1，时，溶液中的[SO]/[HSO]＝________。
③将稀盐酸加入氨水中，当lg ＝0时，溶液中的[OH－]＝________ mol·L－1。
(2)2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中[F－]、[HF]与溶液pH的关系如图。

则25 ℃时，HF电离常数Ka(HF)＝_________________________________
______________________________________________________(列式求值)。
[解析]　(1)①设氨水中[OH－]＝x mol·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝，则＝1.8×10－5 mol·L－1，解得x＝6.0×10－3。
②根据H2SO3的Ka2＝，则＝，当[OH－]降至1.0×10－7 mol·L－1时，[H＋]为1.0×10－7 mol·L－1，则＝＝0.62。
③lg ＝0时，[NH]＝[NH3·H2O]
根据Kb表达式，[OH－]＝Kb＝1.8×10－5 mol·L－1。
(2)Ka(HF)＝＝
＝4×10－4 mol·L－1。
[答案]　(1)①6.0×10－3　②0.62　③1.8×10－5
(2)＝＝4×10－4 mol·L－1