版高考化学一轮总复习限时训练第八章第25讲限Word文件下载.docx
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C.溶液的pH一定减小
D.发生电离的分子总数增多
当增大醋酸的浓度时,平衡向正反应方向移动,但电离程度减小,c(H+)变大,溶液导电能力增强,A错误;
若稀释醋酸,平衡右移,但c(H+)、c(CH3COO-)均变小,导电能力减弱,B错误;
当向溶液中加碱时,c(H+)变小,pH增大,平衡右移,C错误;
无论什么条件使平衡向右移动,一定会使发生电离的分子总数增多,D正确。
D
3.下列叙述正确的是( )
A.稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度
B.25℃时,等体积等浓度的硝酸与氨水混合后,溶液pH=7
C.25℃时,0.1mol·
L-1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱
D.0.1molAgCl和0.1molAgI混合后加入1L水中,所得溶液中c(Cl-)=c(I-)
醋酸是弱电解质,存在电离平衡CH3COOH
CH3COO-+H+,加入醋酸钠,使溶液中的c(CH3COO-)增大,电离平衡逆向移动,抑制醋酸的电离,故不正确。
25℃时,等体积等浓度的硝酸与氨水完全反应生成NH4NO3,NH4NO3是强酸弱碱盐,NH
发生水解,溶液呈酸性,pH<
7,故不正确。
H2S是弱电解质,部分电离,而Na2S是强电解质,完全电离,在等浓度的两种溶液中,Na2S溶液中离子浓度较大,溶液的导电能力强,故正确。
0.1molAgCl和0.1molAgI混合后加入1L水中,达到沉淀溶解平衡,因为AgCl的溶解度大于AgI,溶液中c(Cl-)>
c(I-),故不正确。
C
4.(2016·
海口调研)已知下面三个数据:
7.2×
10-4、4.6×
10-4、4.9×
10-10分别是三种酸的电离平衡常数,若已知这些酸可发生如下反应:
①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2
②NaCN+HF===HCN+NaF
③NaNO2+HF===HNO2+NaF
由此可判断下列叙述中,不正确的是( )
A.HF的电离平衡常数为7.2×
10-4
B.HNO2的电离平衡常数为4.9×
10-10
C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D.HNO2的电离平衡常数比HCN大,比HF小
该题中涉及三个反应,由题中三个化学反应方程式(强酸制弱酸)可以得出:
HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。
酸性越强,电离平衡常数越大,据此将三个K值与酸对应起来,故A正确,B错误;
反应①说明酸性HNO2>HCN,反应③说明酸性HF>HNO2,C、D正确。
5.25℃时,0.1mol·
L-1的CH3COOH溶液pH=3,0.1mol·
L-1的HCN溶液pH=4。
下列说法正确的是( )
A.CH3COOH与HCN均为弱酸,酸性:
HCN>
CH3COOH
B.25℃时,水电离出来的c(H+)均为10-11mol·
L-1的两种酸,酸的浓度:
C.25℃时,浓度均为0.1mol·
L-1的CH3COONa和NaCN溶液中,pH大小:
CH3COONa>
NaCN
D.25℃时,pH均为3的CH3COOH与HCN溶液各100mL与等浓度的NaOH溶液完全反应,消耗NaOH溶液的体积:
CH3COOH>
HCN
同浓度时CH3COOH溶液pH小,酸性较强,A错误;
水电离出来的c(H+)均为10-11mol·
L-1,因此两种酸的溶液中c(H+)=10-3mol·
L-1,由于酸性CH3COOH>
HCN,故酸的浓度:
CH3COOH,B正确;
CH3COONa和NaCN浓度相同且NaCN易水解,故pH大小:
NaCN>
CH3COONa,C错误;
pH均为3的CH3COOH与HCN相比,HCN浓度大,故消耗NaOH溶液的体积:
CH3COOH,D错误。
6.今有室温下四种溶液,有关叙述不正确的是( )
序号
①
②
③
④
pH
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pH①>②>④>③
D.V1L④与V2L①溶液混合后,若混合后溶液pH=7,则V1<V2
醋酸钠溶液显碱性,所以A正确,也可以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CH3COOH
CH3COO-+H+左移,两溶液中H+浓度均减小,所以pH均增大。
B项,假设均是强酸强碱,且物质的量浓度相同,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,所以C正确。
假设均是强酸强碱,混合后溶液呈中性,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错误。
7.(2016·
成都模拟)已知:
下表为25℃时某些弱酸的电离平衡常数。
HClO
H2CO3
Ka=1.8×
10-5
Ka=3.0×
10-8
Ka1=4.4×
10-7
Ka2=4.7×
10-11
如图表示常温下,稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时,溶液pH随加水量的变化。
A.相同浓度的CH3COONa和NaClO的混合溶液中,各离子浓度的大小关系是c(Na+)>
c(ClO-)>
c(CH3COO-)>
c(OH-)>
c(H+)
B.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为ClO-+CO2+H2O===HClO+CO
C.图象中a、c两点处的溶液中
相等(HR代表CH3COOH或HClO)
D.图象中a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度
根据表中电离常数可知:
酸性由强至弱的顺序为CH3COOH>
H2CO3>
HClO>
HCO
,结合质子的能力由大到小的顺序为CO
>
ClO->
CH3COO-。
ClO-的水解程度大于CH3COO-的水解程度,同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度的大小关系应是c(Na+)>
c(H+),A错误;
CO
结合质子的能力大于ClO-结合质子的能力,离子方程式应为ClO-+CO2+H2O===HClO+HCO
,B错误;
变形为
,该式即为
,温度相同,则该式的值相等,C正确;
CH3COOH的酸性强于HClO,pH相同时,HClO的浓度大于CH3COOH的浓度,D错误。
二、非选择题(本题包括4个小题,共58分)
8.(14分)某一元弱酸(用HA表示)在水中的电离方程式是:
HA
H++A-,回答下列问题:
(1)向溶液中加入适量NaA固体,以上平衡将向__________(填“正”或“逆”)反应方向移动,理由是________________________
______________________________________________________。
(2)若向溶液中加入适量NaCl溶液,以上平衡将向________(填“正”或“逆”)反应方向移动,溶液中c(A-)将________(填“增大”“减小”或“不变”),溶液中c(OH-)将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)在25℃下,将amol·
L-1的氨水与0.01mol·
L-1的盐酸等体积混合,反应平衡时溶液中c(NH
)=c(Cl-),则溶液显________性(填“酸”“碱”或“中”);
用含a的代数式表示NH3·
H2O的电离常数Kb=__________。
(3)由溶液的电荷守恒可得:
c(H+)+c(NH
)=c(Cl-)+c(OH-),已知c(NH
)=c(Cl-),则有c(H+)=c(OH-),所以溶液显中性;
电离常数只与温度有关,则此时NH3·
H2O的电离常数Kb=
=
。
(1)逆 c(A-)增大,平衡向c(A-)减小的方向即逆反应方向移动
(2)正 减小 增大 (3)中
9.(2016·
荆州模拟)(15分)常温下,有0.1mol·
L-1的以下几种溶液:
①H2SO4溶液,②NaHSO4溶液,③CH3COOH溶液,④HCl溶液,⑤HCN溶液,⑥NH3·
H2O,其中几种溶液的电离度(即已经电离的占原来总的百分数)如下表所示(已知H2SO4的第一步电离是完全的),回答下面问题:
①H2SO4溶液HSO
②NaHSO4溶液HSO
③CH3COOH
④HCl溶液
电离度
10%
29%
1.33%
100%
(1)常温下,pH相同的表格中的几种溶液,其物质的量浓度由大到小的顺序是(填序号,下同)_________________________________。
(2)常温下,将足量的锌粉投入等体积pH=1的表格中的几种溶液中,产生H2的体积(同温同压下)由大到小的顺序是____________。
(3)在25℃时,若用已知浓度的NaOH滴定未知浓度的CH3COOH,应选用__________作指示剂,若终点时溶液pH=a,则由水电离出的c(H+)为__________。
(4)在25℃时,将bmol·
L-1的KCN溶液与0.01mol·
L-1的盐酸等体积混合,反应达到平衡时,测得溶液pH=7,则KCN溶液的物质的量浓度________0.01mol·
L-1(填“>
”“<
”或“=”);
用含b的代数式表示HCN的电离常数Ka=______________________。
(1)电离度越大,酸性越强,由表中电离度数据可以得出酸性:
HCl>
HSO
CH3COOH。
又因为H2SO4的第一步电离是完全的,第一步电离出的H+抑制了HSO
的电离,故HSO
在NaHSO4溶液中的电离程度大于在H2SO4中的电离程度。
由此可知,相同浓度时,pH:
H2SO4<
HCl<
NaHSO4<
CH3COOH,则相同pH时,物质的量浓度:
NaHSO4>
H2SO4。
(2)金属Zn与酸反应生成H2的体积取决于酸提供的n(H+)。
pH相同时,由于HCl完全电离,产生的n(H2)=
n(H+),而CH3COOH与HSO
会继续电离出H+,导致H2的量增多。
且酸越弱,最终生成H2的量越多,体积越大,故产生H2的体积由大到小的顺序为CH3COOH>
H2SO4>
HCl。
(3)NaOH+CH3COOH===CH3COONa+H2O,由于CH3COONa水解呈碱性,应选用酚酞作指示剂更接近滴定终点的pH。
滴定终点时溶液pH=a,c(H+)=10-amol·
L-1,c(OH-)=
mol·
L-1=10-(14-a)mol·
L-1,由H2O电离出的c(H+)=c(OH-)=10-(14-a)mol·
L-1。
(4)若用0.01mol·
L-1的盐酸等体积混合,发生化学反应:
KCN+HCl===KCl+HCN,KCl呈中性,HCN电离使溶液呈酸性,pH<
7,若混合后溶液的pH=7,KCN应过量,故物质的量浓度大于0.01mol·
H++CN-,Ka=
,pH=7时,c(H+)=c(OH-)=10-7mol·
L-1,根据电荷守恒:
c(CN-)+c(OH-)+c(Cl-)=c(K+)+c(H+),则c(CN-)=c(K+)-c(Cl-)=
L-1,c(HCN)≈c(Cl-)=
L-1,故Ka=
(1)③>
②>
④>
①
(2)③>
①>
(3)酚酞 10-(14-a)mol·
L-1
(4)>
(0.5b-0.005)×
10-7/0.005(约简也对)
10.(14分)某研究性学习小组为了探究醋酸的电离情况,进行了如下实验:
[实验一] 配制并标定醋酸溶液的浓度。
取冰醋酸配制250mL0.2mol·
L-1的醋酸溶液,用0.2mol·
L-1的醋酸溶液稀释成所需浓度的溶液,再用NaOH标准溶液对所配醋酸溶液的浓度进行标定。
回答下列问题。
(1)配制250mL0.2mol·
L-1醋酸溶液时需要用到的玻璃仪器有量筒、烧杯、玻璃棒、________和________。
(2)为标定某醋酸溶液的准确浓度,用0.2000mol·
L-1的NaOH溶液对20.00mL醋酸溶液进行滴定,几次滴定消耗NaOH溶液的体积如下:
实验序号
2
4
消耗NaOH溶液的体积/mL
20.05
20.00
18.80
19.95
则该醋酸溶液的准确浓度为__________(保留小数点后四位)。
[实验二] 探究浓度对醋酸电离程度的影响。
用pH计测定25℃时不同浓度的醋酸的pH,结果如下:
0.0010
0.0100
0.0200
0.1000
0.2000
3.88
3.38
3.23
2.88
2.73
回答下列问题:
(1)根据表中数据,可以得出醋酸是弱电解质的结论,你认为得出此结论的依据是__________________________________________
(2)从表中的数据,还可以得出另一结论:
随着醋酸浓度的减小,醋酸的电离程度将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
[实验三] 探究温度对醋酸电离程度的影响。
请你设计一个实验完成该探究,请简述你的实验方案:
_____________________________________________________。
[实验一]
(2)首先分析NaOH溶液的体积,第3次数据显然误差较大,应舍去。
另外3次所用NaOH溶液的平均体积为20.00mL,代入计算可知醋酸的浓度为0.2000mol·
[实验二]
(1)孤立地看每次测量值,H+浓度远小于醋酸的浓度,说明醋酸不完全电离,联系起来看,浓度为0.1000mol·
L-1、0.0100mol·
L-1及0.0010mol·
L-1的醋酸浓度相差10倍时,pH变化值小于1。
(2)以0.1000mol·
L-1醋酸为例,设0.1000mol·
L-1的醋酸溶液体积为1L,将其稀释至0.0100mol·
L-1,体积变为10L,两溶液中H+的物质的量分别为10-2.88mol、10-2.38mol,可见溶液变稀,电离出的H+的物质的量增加,说明醋酸的电离程度增大。
[实验一]
(1)胶头滴管 250mL容量瓶
(2)0.2000mol·
[实验二]
(1)0.0100mol·
L-1醋酸的pH大于2(或醋酸稀释10倍时,pH的变化值小于1)
(2)增大
[实验三]用pH计(或pH试纸)测定相同浓度的醋酸在几种不同温度时的pH
11.(2016·
邢台模拟)(15分)25℃时,部分物质的电离平衡常数如表所示:
化学式
电离平衡常数
1.8×
K1=4.3×
K2=5.6×
3.0×
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)常温下0.1mol·
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________。
A.c(H+) B.
C.c(H+)·
c(OH-)D.
E.
若该溶液升高温度,上述5种表达式的数据增大的是_________。
(4)体积为10mLpH=2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL,稀释过程中pH变化如图所示。
则相同条件下HX的电离平衡常数________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数,理由是__________________
稀释后,HX溶液中由水电离出来的c(H+)________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸溶液中由水电离出来的c(H+),理由是
_______________________________________________________
(1)根据表中数据可知,酸的电离平衡常数大小顺序为CH3COOH>
HClO,电离平衡常数越大,酸性越强,所以酸性由强到弱的顺序为CH3COOH>
HClO。
(2)酸根离子对应酸的电离平衡常数越大,则其结合氢离子的能力越弱,所以同浓度CH3COO-、HCO
、ClO-结合H+的能力强弱顺序为CO
(3)0.1mol·
L-1的CH3COOH溶液加水稀释过程中:
溶液中氢离子浓度减小,故A正确;
溶液中各个微粒浓度减小,同时醋酸的电离平衡向右移动,c(H+)减小的程度小于c(CH3COOH)的减小程度,所以
增大,故B错误;
KW只受温度的影响,温度不变则其值是一个常数,故C错误;
醋酸稀释,酸性减弱,c(H+)减小,水的离子积不变,则c(OH-)增大,所以
增大,故D错误;
为醋酸的电离平衡常数,由于温度不变,则水的电离平衡常数不变,故E错误。
若该溶液升高温度,氢离子浓度增大,故A正确;
升高温度后氢离子、氢氧根离子浓度都增大,醋酸的浓度减小,则
增大,故B正确;
c(H+)·
c(OH-)为水的离子积,升高温度后水的电离程度增大,则水的离子积增大,故C正确;
升高温度后氢氧根离子、氢离子浓度都增大,但氢离子浓度增大的幅度大于氢氧根离子,所以
减小,故D错误;
为醋酸的电离平衡常数,升高温度后产生的电离平衡常数增大,故E正确。
(4)由图可知,稀释相同的倍数,HX的pH变化程度大,则HX酸性强,电离平衡常数大;
稀释后,HX电离生成的c(H+)小,对水的电离抑制能力小,所以HX溶液中水电离出来的c(H+)大。
(1)CH3COOH>
(2)CO
CH3COO-
(3)A A、B、C、E
(4)大于 稀释相同倍数,HX的pH变化程度比CH3COOH的大,HX酸性强,电离平衡常数大 大于 HX的酸性强于CH3COOH的酸性,稀释后HX溶液中的c(H+)小于CH3COOH溶液中的c(H+),所以其对水电离的抑制能力也较弱
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- 高考 化学 一轮 复习 限时 训练 第八 25