弱电解质的电离平衡 突破训练（四）.doc

弱电解质的电离平衡 突破训练（四）‎ ‎1．水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合 c(H＋)×c(OH－)＝常数，下列说法错误的是(　　)‎ A．图中温度T1>T2‎ B．图中五点的Kw的关系：B>C>A＝D＝E C．曲线a、b均代表纯水的电离情况 D．若处在B点时，将pH＝2的硫酸溶液与pH＝12的KOH溶液等体积混合后，溶液呈碱性 解析　D项，B点Kw＝10－12，H2SO4中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，KOH中c(OH－)＝＝1 mol·L－1，等体积混合后，KOH过量，溶液呈碱性，正确。‎ ‎2.常温时，下列叙述正确的是(　　)‎ A．稀释pH＝3的醋酸溶液，溶液中所有离子的浓度均降低 B．用标准盐酸滴定未知浓度的烧碱溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，测得的烧碱溶液浓度偏低 C．pH均为11的NaOH和NH3·H2O溶液中，水的电离程度不相同 D．分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸溶液，硫酸溶液消耗氢氧化钠的物质的量多 解析　稀释pH＝3的醋酸溶液，醋酸的电离程度增大，n(H＋)、n(CH3COO－)增大，但c(H＋)、c(CH3COO－)减小，根据Kw＝c(H＋)·c(OH－)知，c(OH－‎ ‎)增大，A项错误；滴定前仰视，读数偏大，滴定后俯视，读数偏小，则读取的标准盐酸的体积偏小，导致测得的烧碱溶液浓度偏低，B项正确；pH均为11的NaOH和NH3·H2O溶液中，c(OH－)相同，故水的电离程度相同，C项错误；醋酸为弱酸，不完全电离，故分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸溶液时，醋酸溶液消耗氢氧化钠的物质的量多，D项错误。‎ ‎3．H2S2O3是一种弱酸，实验室欲用0.01 mol·L－1的Na2S2O3溶液滴定I2溶液，发生的反应为I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，下列说法合理的是(　　)‎ A．该滴定可用甲基橙作指示剂 B．Na2S2O3是该反应的还原剂 C．Na2S2O3溶液用酸式滴定管盛装 D．该反应中每消耗2 mol Na2S2O3，转移4 mol电子 解析　溶液中有单质碘，加入淀粉溶液呈蓝色，碘与Na2S2O3发生氧化还原反应，当反应达终点时，单质碘消失，蓝色褪去，故A错误；Na2S2O3中S元素化合价升高被氧化，作还原剂，故B正确；Na2S2O3溶液显碱性，应该用碱式滴定管盛装，故C错误；反应中每消耗2 mol Na2S2O3转移2 mol电子，故D错误。‎ ‎4．下列有关中和滴定的叙述正确的是(　　)‎ A．滴定时，标准液的浓度一定越小越好 B．用盐酸作标准液滴定NaOH溶液时，指示剂加入越多越好 C．滴定管在滴液前和滴液后均有气泡一定不会造成误差 D．滴定时眼睛应注视锥形瓶内颜色变化而不应注视滴定管内的液面变化 解析　A项，标准液的浓度越小，要求待测液的体积越小，误差越大；B项，指示剂的用量增多，也会多消耗酸液，增大误差；C项，滴定前后的气泡大小可能不同，会产生误差；只有选项D正确。‎ ‎5.已知次氯酸是比碳酸还弱的酸,氯水中存在平衡Cl2+H2OHCl+HClO,HClOH++ClO-。达平衡后,要使HClO浓度增大,可加入 (　　)‎ A.HCl B.NaHCO3 C.SO2 D.NaOH ‎[解析] 加入HCl,HCl的浓度增大,使平衡向逆反应方向移动,则次氯酸浓度降低,A错误;向溶液中加入NaHCO3,NaHCO3与稀盐酸反应导致平衡向正反应方向移动,次氯酸和NaHCO3不反应,故次氯酸浓度增大,B正确;向溶液中通入SO2,SO2和氯气发生氧化还原反应,导致平衡向逆反应方向移动,则次氯酸浓度降低,C错误;向溶液中加入NaOH,NaOH和HCl、HClO都反应,所以导致HClO浓度降低,D错误。‎ ‎6.部分弱酸的电离平衡常数如下表:‎ 弱酸 HCOOH HCN H2CO3‎ 电离平衡常数(25 ℃)‎ ‎1.77×10-4‎ ‎4.9×10-10‎ K1=4.3×10-7‎ K2=5.6×10-11‎ 下列选项错误的是 (　　)‎ A.2CN-+H2O+CO22HCN+C B.2HCOOH+C2HCOO-+H2O+CO2↑‎ C.中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量前者小于后者 D.HCOOH+CN-HCOO-+HCN ‎[解析] 由酸的电离平衡常数知酸性由强至弱的顺序为HCOOH>H2CO3>HCN>HC,由较强酸能够制取较弱酸可知,CN-与CO2、H2O反应的离子方程式为CN-+H2O+CO2HCN+HC,A错误;HCOOH与C反应的离子方程式为2HCOOH+C2HCOO-+H2O+CO2↑,B正确;等pH、等体积的HCOOH溶液和HCN溶液,n(HCOOH)K(HB)>K(HD)‎ B.滴定至P点时,溶液中:c(B-)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-)‎ C.pH=7时,三种溶液中:c(A-)=c(B-)=c(D-)‎ D.当中和百分数达100%时,将三种溶液混合后:c(HA)+c(HB)+c(HD)=c(OH-)-c(H+)‎ ‎[解析] 根据图像可知0.1 mol·L-1的三种酸(HA、HB和HD)溶液的起始pH,HA最小,酸性最强,HD的pH最大,酸性最弱,酸性越强,电离平衡常数越大,三种酸的电离常数关系:K(HA)>K(HB)>K(HD),A正确;滴定至P点时溶质为等物质的量浓度的HB和NaB,溶液显酸性,HB的电离为主,但电离程度较小,因此c(B-)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-) ,B正确;pH=7时,加入的氢氧化钠的体积不同,三种离子浓度分别和钠离子浓度相等,但三种溶液中钠离子浓度不等,C错误;此为混合溶液的质子守恒关系式,c(HA)+c(HB)+c(HD)=c(OH-)-c(H+),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c(CH3COO-)=c(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=‎ 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 ‎[解析] 反应后溶液中c(CH3COO-)=c(Na+),根据电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)得c(H+)=c(OH-),溶液呈中性,说明醋酸过量,b>0.01,A、‎ B正确;pH=7,c(H+)=10-7mol·L-1,Ka===,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.硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是强酸,下表是某温度下这三种酸在冰醋酸中的电离常数。下列说法正确的是(　　)‎ 酸 H2SO4‎ HNO3‎ HClO4‎ K1‎ ‎6.3×10-9‎ ‎4.2×10-10‎ ‎1.6×10-5‎ A.在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO42H++S B.在冰醋酸中,HNO3的酸性最强 C.在冰醋酸中,0.01 mol/L的HClO4,其离子总浓度约为4×10-4mol/L D.高氯酸水溶液与氨水反应的离子方程式为H++NH3·H2OH2O+N 图K28-2‎ ‎[解析] 在冰醋酸中,H2SO4分步电离,其第一步电离方程式为H2SO4H++HS,A项错误;根据在冰醋酸中的电离常数,三种酸的酸性强弱顺序为HClO4>H2SO4>HNO3,B项错误;设在冰醋酸中0.01 mol/L的HClO4的H+物质的量浓度为x。‎ ‎　　　　　　　　HClO4 H++Cl c(起始)/mol/L 0.01 0 0‎ c(变化)/mol/L x x x ‎ c(平衡)/mol/L 0.01-x x x 则电离常数K=≈=1.6×10-5,x=4×10-4 mol/L,离子总浓度约为8×10-4 mol/L,C项错误;在水溶液中,HClO4是一元强酸,NH3·H2O是一元弱碱,D项正确。‎ ‎10.在25 ℃下,稀释HA、HB两种酸溶液,溶液pH变化的曲线如图K28-2所示,其中V1表示稀释前酸的体积,V2‎ 表示稀释后溶液的体积,下列说法不正确的是 (　　)‎ A.a、b两点水的电离程度a小于b B.HA、HB两种酸溶液pH相同时,c(HA)c(H+)‎ D.溶液②中离子浓度的关系:c(Na+)+c(H+)+c(B-)=0.12 mol·L-1‎ ‎[解析] 根据第①组,将0.10 mol·L-1 HA与0.10 mol·L-1 的NaOH溶液等体积混合生成正盐,溶液显碱性,说明HA是弱酸,A项错误;溶液② 0.12 mol·L-1HB与0.10 mol·L-1 的NaOH溶液等体积混合后pH为2,说明HB是强酸,与氢氧化钠反应后剩余氢离子的物质的量为0.02V,溶液总体积为2V,氢离子浓度为 0.01 mol·L-1,温度改变不能改变c(B-)、c(Na+),B项错误;溶液①中离子浓度的关系c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+),C项错误;溶液②中离子浓度的关系:c(Na+)+c(H+)+c(B-)=0.12 mol·L-1,D项正确。‎ ‎12.关于室温下下列溶液的说法不正确的是 (　　)‎ 编号 ‎①‎ ‎②‎ ‎③‎ ‎④‎ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 盐酸 醋酸溶液 pH ‎11‎ ‎11‎ ‎3‎ ‎3‎ A.水的电离程度:①=②=③=④‎ B.分别加水稀释10倍,溶液的pH:①>②>③>④‎ C.①、③两溶液等体积混合:c(Cl-)>c(N)>c(H+)>c(OH-)‎ D.V1 L溶液②与V2 L溶液③混合,若V1∶V2=9∶11,则混合溶液pH=4(忽略溶液体积变化)‎ ‎【解析】选C。酸或碱抑制水电离,酸中氢离子浓度和碱中氢氧根离子浓度相等,所以它们抑制水电离程度相等,则水的电离程度①=②=③=④,A正确;加水稀释促进弱电解质电离,导致稀释后醋酸pH小于盐酸,氨水pH大于氢氧化钠,所以它们分别稀释10倍后,溶液的pH:①>②>③>④,B正确;①和③等体积混合,氨水过量导致溶液呈碱性,则c(H+)HClO>HCO，因此对应钠盐溶液的碱性：CH3COONa⑥。‎ ‎(4)由电荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，仅知道c(CH3COO－)>c(H＋)，无法比较c(H＋)与c(OH－)的相对大小，也就无法判断混合液的酸碱性，故选A、B、C。‎ 答案　(1)⑥　②③④　(2)>‎ ‎(3)>　>　>　(4)ABC ‎15.在分析化学中常用Na2C2O4晶体作为基准物质测定KMnO4溶液的浓度。‎ ‎(1)若将W g Na2C2O4配成100 mL标准溶液，移取20.00 mL置于锥形瓶中，则KMnO4溶液应装在________(填“酸式”或“碱式”)滴定管中，判断滴定达到终点的现象是___________________。‎ ‎(2)写出热的经硫酸酸化的KMnO4与Na2C2O4反应生成Mn2＋和CO2的化学方程式：__________________________________。‎ ‎(3)25 ℃时，用pH计测得0.10 mol·L－1草酸钠溶液的pH＝a，则H2C2O4的第二级电离平衡常数Ka2＝________。‎ 解析　(1)高锰酸钾具有强氧化性，能腐蚀碱式滴定管的橡皮管，故KMnO4溶液应装在酸式滴定管中；KMnO4溶液呈紫色，达到滴定终点时，滴入最后一滴KMnO4溶液，溶液由无色变为浅紫红色，且半分钟内不褪色。(2)根据得失电子守恒、原子守恒配平化学方程式：2KMnO4＋5Na2C2O4＋8H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋5Na2SO4＋10CO2↑＋8H2O。(3)0.10 mol·L－1草酸钠溶液的pH＝a，则溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，草酸钠溶液以C2O的一级水解为主，根据C2O＋H2OHC2O＋OH－，知c(HC2O)＝c(OH－)＝10a－14 ‎ mol·L－1，c(C2O)＝(0.10－10a－14) mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则H2C2O4的第二级电离平衡常数Ka2＝＝＝1013－2a。‎ 答案　(1)酸式　滴入最后一滴KMnO4溶液，溶液由无色变为浅紫红色，且半分钟内不褪色 ‎(2)2KMnO4＋5Na2C2O4＋8H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋5Na2SO4＋10CO2↑＋8H2O ‎(3)1013－2a ‎15．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数K1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)‎ 解析：H2CO3H＋＋HCO K1＝＝≈4.2×10－7。‎ 答案：4.2×10－7‎ ‎16．常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。‎ 温度/℃‎ c(NH3·H2O) ‎ ‎/(mol·L－1)‎ 电离 常数 电离 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：电离度＝×100%‎ ‎(1)温度升高，NH3·H2O的电离平衡向________(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是____(填字母)。‎ a．电离常数 b．电离度 c．c(OH－) d．c(NH3·H2O)‎ ‎(2)表中c(OH－)基本不变的原因是__________________________________________。‎ ‎(3)常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是________(填字母，下同)。‎ A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小 C．c(OH－)减小 D．c(NH)减小 ‎(4)将氨水与盐酸等浓度等体积混合，下列做法能使c(NH)与c(Cl－)比值变大的是________。‎ A．加入固体氯化铵 B．通入少量氯化氢 C．降低溶液温度 D．加入少量固体氢氧化钠 解析：(1)根据表中电离常数随温度的变化可以判断，NH3·H2O的电离吸收热量，升高温度，NH3·H2O的电离平衡向右移动。(3)对于平衡NH3·H2ONH＋OH－，加入NH4Cl固体，平衡左移，pH减小，电离度减小，c(OH－)减小，c(NH)增大，A、D错误。(4)氨水与盐酸等浓度等体积混合，恰好生成NH4Cl溶液，NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入固体NH4Cl，NH水解程度减小，增大，A正确；降温，NH水解程度减小，增大，C项正确；B项，通入HCl，c(Cl－)增大的较c(NH)多，减小；D项，加入NaOH固体，c(NH)减小，减小。‎ 答案：(1)右　a　(2)氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变　(3)AD　(4)AC ‎17．25 ℃时，部分物质的电离常数如表所示：‎ 化学式 CH3COOH H2CO3‎ HClO 电离常数 ‎1.7×10－5 ‎ K1＝4.3×10－7‎ K2＝5.6×10－11‎ ‎3.0×10－8 ‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为__________________。‎ ‎(2)同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为____________________________。‎ ‎(3)物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的下列四种物质的溶液：‎ a．Na2CO3　b．NaClO　c．CH3COONa　d．NaHCO3‎ pH由大到小的顺序是________(填标号)。‎ ‎(4)常温下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是________(填标号，下同)。‎ A．c(H＋) B．c(H＋)/c(CH3COOH)‎ C．c(H＋)·c(OH－) D．c(OH－)/c(H＋)‎ E. 若该溶液升高温度，上述5种表达式的数据增大的是________。‎ 解析：(1)～(3)电离常数越大，酸性越强；电离常数越小，其对应酸根离子结合H＋能力越强，水解程度越大，碱性越强。(4)醋酸是弱电解质，稀释后电离程度增大，但CH3COOH、CH3COO－、H＋的浓度都减小，c(OH－)却是增大的，且CH3COOH的浓度减小最多。升温时，促进电离，KW、K均增大，c(H＋)增大，c(H＋)/c(CH3COOH)增大，c(OH－)/c(H＋)减小。‎ 答案：(1)CH3COOH>H2CO3>HClO ‎(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－‎ ‎(3)a>b>d>c　(4)A　ABCE ‎18．(1)已知：25 ℃时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中加入固体NH4Cl，使c(NH)达到0.20‎ ‎ mol·L－1，则c(OH－)＝________mol·L－1。‎ ‎③25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，若混合后所得溶液的pH＝7，用含a的代数式表示的电离常数Kb＝________。‎ ‎(2)25 ℃时，0.10 mol·L－1的HA溶液中＝1010。‎ ‎①该HA溶液的pH＝________。‎ ‎②25 ℃时，将等浓度、等体积的氨水与HA溶液相混合，所得混合溶液的pH________7(填“＞”“＝”或“＜”)。‎ 解析：(1)①NH3·H2O溶液中存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，则有Kb＝＝2.0×10－5；0.10 mol·L－1 NH3·H2O的电离程度较小，此时c(NH3·H2O)≈0.10 mol·L－1，c(NH)≈c(OH－)，则有Kb＝＝2.0×10－5，解得c(OH－)≈1.4×10－3 mol·L－1。②加入固体NH4Cl，使c(NH)＝0.20 mol·L－1，则有Kb＝＝2.0×10－5，可得c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1。③25 ℃时将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，混合后溶液的pH＝7，则溶液呈中性，结合电荷守恒可得c(Cl－)＝c(NH)＝0.005 mol·L－1；据N原子守恒可得c(NH3·H2O)＝(0.5a－0.005)mol·L－1，此时c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，则有NH3·H2O的电离常数为Kb＝＝＝。‎ ‎(2)①25 ℃时KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，0.10 mol·L－1的HA溶液中＝1010，则有c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，故HA溶液的pH＝2。②等浓度、等体积的氨水与HA溶液混合，二者恰好完全反应生成NH4A溶液；0.10 mol·L－1的HA溶液中c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，则Ka(HA)＝＝1×10－3，又知Kb(NH3·H2O)＝2.0×10－5，则有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　③ ‎(2)①2　②＜‎ ‎19．计算常温时下列溶液的pH(忽略溶液混合时体积的变化)：‎ ‎(1)pH＝2的盐酸与等体积的水混合；‎ ‎(2)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍；‎ ‎(3)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数K＝1.8×10－5)；‎ ‎(4)0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝×100%)；‎ ‎(5)常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合。‎ 解析：(1)c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg＝2＋lg 2＝2.3。‎ ‎(2)c(H＋)＝ mol·L－1＝10－5 mol·L－1，pH＝5。‎ ‎(3)　　　　　　CH3COOHCH3COO－ ＋ H＋‎ c(初始)/mol·L－1　 0.1　　　　　　0　　 　　0‎ c(电离)/mol·L－1 c(H＋) c(H＋) c(H＋)‎ c(平衡)/mol·L－1 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)‎ 则K＝＝1.8×10－5，‎ 解得c(H＋)＝1.3×10－3 mol·L－1，‎ 所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.3×10－3)＝2.9。‎ ‎(4)　　　　　 　NH3·H2O  OH－　 ＋　NH c(初始)/mol·L－1　 0.1　　　 0　 　　　　0‎ c(电离)/mol·L－1　0.1×1%　　0.1×1%　　0.1×1%‎ 则c(OH－)＝0.1×1% mol·L－1＝10－3 mol·L－1，‎ c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。‎ ‎(5)c(H＋)＝ ‎＝0.01 mol·L－1，所以pH＝2。‎ 答案： (1)2.3　(2)5　(3)2.9　(4)11　(5)2‎