弱电解质的电离平衡 突破训练（一）.doc

弱电解质的电离平衡 突破训练（一）‎ ‎1．现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是(　　)‎ 序号 ‎①‎ ‎②‎ ‎③‎ ‎④‎ pH ‎11‎ ‎11‎ ‎3‎ ‎3‎ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸 A．③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－)‎ C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①＞②＞④＞③‎ D．V1 L ④与V2 L ①混合，若混合后溶液pH＝7，则V1＜ V2‎ 解析：选D　从平衡移动角度分析，CH3COONa电离出的CH3COO－：a.与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH；b.使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，所以pH均增大，A项正确；假设均是强酸强碱，则物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性，c(H＋)>c(OH－)，B项正确；分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，但稀释氨水使平衡NH3·H2ONH＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀释后pH＜4，C项正确；假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，则V1＝V2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D项错误。‎ ‎2．25 ℃时，H2SO3及其钠盐的溶液中，H2SO3、HSO、SO的物质的量分数(α)随溶液pH变化关系如图所示，下列叙述错误的是(　　)‎ A．溶液的pH＝5时，硫元素的主要存在形式为HSO B．当溶液恰好呈中性时：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)减小 解析：选C　分析题给图像可知溶液的pH＝5时，硫元素的主要存在形式为HSO，A项正确；根据电荷守恒知c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)，当溶液恰好呈中性时c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)＞c(SO)＋c(HSO)，B项正确；向pH＝8的溶液中滴加少量澄清石灰水发生反应HSO＋OH－===SO＋H2O，Ca2＋＋SO===CaSO3，参加反应的HSO比SO多，的值减小，C项错误；向pH＝3的溶液中滴加少量稀硫酸发生反应H＋＋HSOH2SO3，α(HSO)减小，D项正确。‎ ‎3．100 ℃时，NaCl稀溶液中c(H＋)为1.0×10－6 mol·L－1。下列说法中正确的是(　　)‎ ‎①该NaCl溶液显酸性；②该NaCl溶液显中性；③该NaCl溶液中KW＝1×10－14；‎ ‎④该NaCl溶液中KW＝1×10－12；⑤该NaCl溶液的pH＝7。‎ A．②④　　　　　　　　　 　B．①③‎ C．①④ D．②⑤‎ 解析：选A　100 ℃时，NaCl稀溶液中c(H＋)为1.0×10－6 mol·L－1，则水的离子积常数为KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－6×1.0×10－6＝1×10－12。该NaCl稀溶液呈中性，其pH＝6。‎ ‎4．25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是(　　)‎ A．该溶液的pH可能是5 B．此溶液不存在 C．该溶液的pH一定是9 D．该溶液的pH可能为7‎ 解析：选A　由题意可知该溶液中由水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－9 mol·L－1，该溶液中水的电离受到抑制，可能是酸溶液，也可能是碱溶液。若为酸溶液，则pH＝5；若为碱溶液，则pH＝9，故A项正确。‎ ‎5．常温下，关于pH＝2的盐酸，下列说法不正确的是(　　)‎ A．溶液中c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1‎ B．溶液中由水电离出的c(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1‎ C．加水稀释100倍后，溶液的pH＝4‎ D．加入等体积pH＝12的氨水，溶液呈中性 解析：选D　常温下pH＝2的盐酸中，c(H＋)＝10－pH mol·L－1＝1.0×10－2 mol·L－1，A正确；盐酸中OH－全部来源于水的电离，则由水电离出的c(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1，B正确；加水稀释100倍后，溶液中c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液的pH＝4，C正确；NH3·H2O是弱碱，pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)>1.0×10－2 mol·L－1，与pH＝2的盐酸等体积混合后，氨水过量较多，溶液呈碱性，D错误。‎ ‎6．25 ℃时，1 mol·L－1的醋酸加水稀释至浓度为0.01 mol·L－1，关于稀释前后下列变化正确的是(　　)‎ A．溶液中c(OH－)减小 B．pH的变化值等于2‎ C．溶液中的值增大 D．KW的值减小 解析：选C　KW只受温度的影响，温度不变，KW的值不变，故加水稀释对KW的值无影响，D项错误；醋酸加水稀释，溶液中的氢离子浓度减小，而KW不变，则c(OH－)增大，A项错误；加水稀释，促进醋酸的电离，故pH的变化小于2，B项错误；加水稀释，溶液中的c(CH3COO－)减小，但醋酸的Ka＝不变，故溶液中的值增大，C项正确。‎ ‎7．已知温度T时水的离子积常数为KW，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是(　　)‎ A．a＝b B．混合溶液的pH＝7‎ C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1‎ D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)‎ 解析：选C　判断溶液呈中性的依据是c(H＋)＝c(OH－)。A项，a＝b，酸碱恰好完全反应生成正盐和水，由于酸碱强弱未知，不能确定溶液的酸碱性；B项，未说明温度为25 ℃，故混合溶液的pH＝7时不一定呈中性；C项，混合溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝KW，因为c(H＋)＝ mol·L－1，则c(OH－)＝ mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性；D项，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，只能说明溶液中电荷守恒，无法判断溶液的酸碱性。‎ ‎8．已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　)‎ A．该温度高于25 ℃‎ B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1‎ C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小 解析：选D　KW＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12＞10－14，温度高于25 ℃，A项正确；NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，cH2O(H＋)＝c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1，B、C两项正确；加H2O稀释，c(H＋)减小，而c(OH－)增大，D项错误。‎ ‎9．在T ℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸(T ℃)，测得混合溶液的部分pH如下表所示：‎ 序号 NaOH溶液体积 盐酸体积 溶液pH ‎①‎ ‎20.00‎ ‎0.00‎ ‎8‎ ‎②‎ ‎20.00‎ ‎20.00‎ ‎6‎ 假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为(　　)‎ A．1 B．4‎ C．5 D．6‎ 解析：选B　据题意可知在该温度下水的离子积常数是1×10－12，而不是1×10－14。通过①可知，此NaOH溶液中c(OH－)＝10－4 mol·L－1。由②可知，加入20 mL盐酸后溶液的pH＝6，此时恰好完全中和。则c(H＋)＝＝1×10－4 mol·L－1，则c＝4。‎ ‎10.一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是(　　)‎ A．升高温度，可能引起由c向b的变化 B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13‎ C．该温度下，加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化 D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化 解析：选C　A．c点溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH－)不可能减小，错误；B.由b点对应c(H＋)与c(OH－)可知，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，错误；C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH－)减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化，正确；D.c点溶液呈碱性，稀释时c(OH－)减小，同时c(H＋)应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化，错误。‎ ‎11.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KW间的关系：‎ 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，溶液显碱性 解析：选C　D项，B点KW＝10－12，H2SO4中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，KOH中c(OH－)＝ mol·L－1＝1 mol·L－1，等体积混合后，KOH过量，溶液呈碱性，正确。‎ ‎12．下列关于电离常数的说法正确的是(　　)‎ A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C．电离常数只受温度影响，与浓度无关 D．CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 解析：选C　电离常数是温度函数只与温度有关，故A、D错误，C正确；电离常数是弱电解质达到电离平衡时，电离产生的离子浓度的乘积与未电离的电解质分子的浓度的比，因此CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，B错误。‎ ‎13．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)‎ A．K(HF)＝7.2×10－4‎ B．K(HNO2)＝4.9×10－10‎ C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为 HF＞HNO2＞HCN D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)‎ 解析：选B　相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，结合强酸制取弱酸分析可知，亚硝酸的酸性大于氢氰酸而小于氢氟酸，所以亚硝酸的电离常数为4.6×10－4，故B错误。‎ ‎14．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，K＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，K＝1.4×10‎ ‎－3)在水中的电离度与浓度关系的是(　　)‎ 解析：选B　这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度：CH3COOHH2CO3>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.(1)常温下,①溶液的浓度为a mol·L-1与③溶液等体积混合,当溶液中c(N)=‎ c(Cl-)时,用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=________mol·L-1。‎ 提示:。根据溶液的电中性原则,有关系式:c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因为c(N)=c(Cl-),所以c(H+)=c(OH-),则溶液显中性。③溶液的浓度为 ‎0.001 mol·L-1,等体积混合溶液中c(N)=c(Cl-)=×0.001 mol·L-1=‎ ‎0.000 5 mol·L-1,c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1(因为是25 ℃下且为中性),‎ 故混合后溶液中c(NH3·H2O)=×a mol·L-1-0.000 5 mol·L-1=(0.5a-‎ ‎0.000 5) mol·L-1,NH3·H2O的电离常数Kb= mol·L-1= mol·L-1。‎ ‎(2)将③、④分别用蒸馏水稀释至原来体积的m倍和n倍(m,n均不为0),稀释后两溶液的c(H+)仍相同,则m________n。‎ 提示:c(OH-)>‎ c(H+)>c(C)。‎ ‎(3)依据N+H2ONH3·H2O+H+,通入氨气使c(NH3·H2O)增大平衡左移,使c(N)‎ 增大,但c(NH3·H2O)增大的多。‎ ‎(4)如果等体积混合,恰好完全反应生成NaCl、NH3·H2O,溶液显碱性,所以NH4Cl过量。‎ 答案:(1)④②③①　①‎ ‎(2)c(Na+)>c(HC)>c(OH-)>c(H+)>c(C)‎ ‎(3)减小 ‎(4)大于 ‎21.用沉淀滴定法快速测定NaI等碘化物溶液中c(I-),实验过程包括准备标准溶液和滴定待测溶液。‎ Ⅰ.准备标准溶液 a.准确称取AgNO3基准物4.246 8 g(0.025 mol)后,配制成250 mL标准溶液,放在棕色试剂瓶中避光保存,备用。‎ b.配制并标定100 mL 0.100 0 mol·L-1NH4SCN标准溶液,备用。‎ Ⅱ.滴定的主要步骤 a.取待测NaI溶液25.00 mL于锥形瓶中。‎ b.加入25.00 mL 0.100 0 mol·L-1AgNO3溶液(过量),使I-完全转化为AgI沉淀。‎ c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示剂。‎ d.用0.100 0 mol·L-1NH4SCN溶液滴定过量的Ag+,使其恰好完全转化为AgSCN沉淀后,溶液出现淡红色,停止滴定。‎ e.重复上述操作两次,三次测定数据如下表:‎ 实验序号 ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ 消耗NH4SCN标准溶液体积/mL ‎10.24‎ ‎10.02‎ ‎9.98‎ f.数据处理。‎ 回答下列问题:‎ ‎(1)将称取的AgNO3配制成标准溶液,所使用的仪器除烧杯和玻璃棒外还有___‎ ‎_____________________。 ‎ ‎(2)AgNO3标准溶液放在棕色试剂瓶中避光保存的原因是__________。 ‎ ‎(3)滴定应在pHn ‎15．已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示：‎ ‎(1)95 ℃时，水的电离平衡曲线应为B，请说明理由：______________________________。25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为_________。‎ ‎(2)95 ℃时，若100体积pH＝a的某强酸溶液与1体积pH＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是________。‎ ‎(3)曲线A所对应的温度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1________α2(填“大于”“小于”“等于”或“无法确定”)。‎ ‎(4)曲线B对应温度下，将0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝________。‎ 解析：(1)水的电离是吸热过程，温度高时，电离程度大，c(H＋)、c(OH－)均增大，95 ℃时，水的电离平衡曲线应为B；25 ℃时，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－5 mol·L－1；pH＝4的H2SO4溶液，c(H＋)＝10－4 mol·L－1‎ ‎；若所得混合溶液的pH＝7，n(OH－)＝n(H＋)。则c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)。故NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。(2)95 ℃时，水的离子积常数是KW＝10－12。设强酸溶液为100 L，强碱溶液为1 L，强酸溶液中n(H＋)＝100×10－a mol＝102－a mol，强碱溶液n(OH－)＝10b－12 mol。混合后溶液呈中性，102－a mol＝10b－12 mol,2－a＝b－12，所以a＋b＝14。(3)曲线A所对应的温度是室温。在室温下，pH＝2的HCl溶液，c水(H＋)＝10－12 mol·L－1；pH＝11的某BOH溶液中，c水(H＋)＝10－11 mol·L－1；水电离产生的H＋的浓度越大，水的电离程度就越大。若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1