高考化学二轮复习考点专练专题14电离平衡Word格式.docx
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3.向VmL0.1mol/L氨水中滴加等物质的量浓度的稀H2SO4,测得混合溶液的温度和pOH[pOH=-lgc(OH-)]随着加入稀硫酸的体积的变化如图所示(实线为温度变化,虚线为pOH变化),下列说法不正确的是
A.V=40
B.b点时溶液的pOH>
pH
C.a、b、c三点由水电离的c(H+)依次减小
D.a、b、d三点对应NH3·
H2O的电离常数:
K(b)>
K(d)>
K(a)
4.25℃时,将浓度均为0.1mol/L、体积分别为Va和Vb的HA溶液与BOH溶液按不同体积比混合,保持Va+Vb=100mL,Va、Vb与混合液的pH的关系如图所示。
A.由图可知BOH一定是强碱B.Ka(HA)=1×
10-6mol/L
C.b点时,c(B-)=c(A-)=c(OH-)=c(H+)D.a→b过程中水的电离程度始终增大
【解析】A.根据图知,酸溶液的pH=3,则c(H+)<0.1mol/L,说明HA是弱酸;
碱溶液的pH=11,c(OH-)<0.1mol/L,则BOH是弱碱,A错误;
B.Ka(HA)=
mol/L,B错误;
C.b点是两者等体积混合溶液呈中性,c(B-)=c(A-),c(OH-)=c(H+),盐电离产生离子浓度远大于水电离产生的离子浓度,故离子浓度的大小为:
c(B-)=c(A-)>
c(OH-)=c(H+),C错误;
D.HA是弱酸,酸电离产生H+对水的电离平衡起抑制作用,在a→b过程中,酸被碱中和,溶液中酸电离产生的c(H+)减小,其对水的电离的抑制作用减弱,故水的电离程度始终增大,D正确。
7.室温下,用0.1mol·
L-1的NaOH溶液分别滴定20mL0.1mol·
L-1的HA和HB溶液,溶液pH随加入NaOH溶液的体积变化曲线如图所示,下列判断错误的是
A.水的电离度:
c点溶液>
纯水>
b点溶液
B.电离常数:
Ka(HA)<
Ka(HB)
C.d点溶液:
2c(Na+)=c(A-)+(HA)
D.a点溶液:
c(B-)>
c(Na+)>
c(HB)>
c(OH-)
8.常温下,将Cl2缓慢通入100mL水中至饱和,然后向所得饱和氯水中逐滴加入0.1mol/LNaOH溶液,整个过程中pH的变化如图所示。
下列有关叙述中正确的是
A.曲线③④段有离子反应:
HClO+OH-=ClO-+H2O
B.可依据②处数据计算所溶解的n(Cl2)
C.③处表示氯水与氢氧化钠溶液恰好反应完全
D.①处c(H+)约为②处c(H+)的两倍
【答案】A
根据电荷守恒得c(Na+)+c(H+)=c(ClO-)+c(Cl-)+c(OH-),若是恰好反应,溶液为NaCl、NaClO混合物,此时溶液应该显碱性,而此时溶液为中性,显然NaOH不足量,C错误;
D.①处至②处是氯气的溶解平衡:
Cl2+H2O
H++Cl-+HClO向右进行的过程,溶液的酸性逐渐增强,氢离子浓度逐渐增大,但不是2倍的关系,D错误。
9.室温下,H2R及其钠盐的混合溶液中,H2R、HR-、R2-分别在三者中所占的物质的量分数(α)随溶液pH的变化关系如图所示。
下列叙述错误的是
A.由图可知:
H2R的pKa1=1.3(已知:
pKa=-lgKa)
B.在pH=4.3的溶液中:
3c(R2-)>c(Na+)
C.0.2mol/LH2R溶液与0.3mol/LNaOH溶液等体积混合后的溶液中pH=4.3
D.在pH=3的溶液中存在=10-3
10.常温下,几种弱酸的电离平衡常数如下表所示,下列说法正确的是
化学式
HCOOH
H2CO3
HCN
电离平衡常数
K=1.8×
10-4
K1=4.3×
10-7K2=5.6×
10-11
K=4.9×
10-10
A.酸性强弱顺序是:
HCOOH>
HCN>
H2CO3
B.物质的量浓度均为0.1mol·
L-1的HCOONa溶液和NaCN溶液,pH大小顺序:
HCOONa<
NaCN
C.HCOOH的电离平衡常数表达式为K=
D.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3+2CN-=2HCN+CO32-
【答案】B
【解析】A.根据酸的电离平衡常数HCOOH>H2CO3>HCN可知,酸性强弱顺序为:
HCOOH>H2CO3>HCN,故A错误;
B.HCOOH的酸性大于HCN,所以HCOO-的水解能力小于CN-,则0.1mol·
L-1的HCOONa溶液和NaCN溶液中,pH(HCOONa)<
pH(NaCN),故B正确;
C.HCOOH的电离平衡常数表达式为K=,故C错误;
D.根据酸的电离平衡常数HCOOH>H2CO3>HCN>
HCO3-可知,酸性强弱顺序为:
HCOOH>H2CO3>HCN>
HCO3-,所以H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为:
H2CO3+CN-=HCN+HCO3-,故D错误。
14.浓度均为0.10mol·
L-1、体积均为V0的MOH和ROH溶液,分别加水稀释至体积V,pH随
的变化如图所示。
A.MOH的碱性强于ROH的碱性
B.ROH的电离程度:
b点大于a点
C.若两溶液无限稀释,则它们的c(OH-)相等
D.当lg
=2时,若两溶液同时升高温度,则增大
15.常温下,向10mL1mol·
L-1元酸HA溶液中,不断滴加1mol·
L-1的NaOH溶液所加碱的体积与-lgc水(H+)的关系如图所示。
c水(H+)为溶液中水电离的c(H+)。
下列说法不正确的是
A.常温下,Kα(HA)的数量级为10-4
B.a、b两点pH均为7
C.从a点到b点,水的电离程度先增大后减小
D.溶液的导电性逐渐增强
16.pH=2的A、B两种一元酸溶液各1mL,分别加水稀释到1000mL,其溶液的pH与溶液体积(V)的关系如图所示,则下列说法正确的是
A.A、B两种酸溶液物质的量浓度一定相等
B.稀释后A酸溶液的酸性比B酸溶液强
C.a=5时,A是弱酸,B是强酸
D.若A、B都是弱酸,则5>
a>
2
【解析】A.因A、B酸的强弱不同,一元强酸来说c(酸)=c(H+),对于一元弱酸,c(酸)>c(H+),从稀释的结果来看,两种酸的强度肯定不同,则A、B两种一元酸的物质的量浓度一定不相等,故A错误;
B.由图可知,稀释后B的pH小,c(H+)大,则B酸的酸性强,故B错误;
C.由图可知,若a=5,A完全电离,则A是强酸,B的pH变化小,则B为弱酸,故C错误;
D.若A和B都是弱酸,加水稀释时促进弱酸电离,所以溶液中pH为5>a>2,故D正确。
19.H3PO4与NaOH溶液反应的体系中,含磷的各种粒子的分布分数(平衡时某粒子的浓度占各粒子浓度之和的分数)与pH的关系如下图所示。
下列有关说法不正确的是
A.在pH=13时,溶液中主要含磷粒子浓度大小关系为c(HPO42-)>c(PO43-)
B.为获得尽可能纯的NaH2PO4,pH应控制在4~5.5左右
C.在pH=7.2时,HPO42-、H2PO4-的分布分数各为0.5,则H3PO4的Ka2=10-7.2
D.由图中数据分析可知Na2HPO4溶液显碱性
20.盐酸、醋酸和碳酸是化学实验和研究中常用的几种酸。
已知室温下:
Ka(CH3COOH)=1.7×
10-5;
H2CO3的电离常数Ka1=4.2×
10-7、Ka2=5.6×
(1)①用离子方程式解释碳酸氢钠水溶液显碱性的原因_____________________________。
②常温下,物质的量浓度相同的下列四种溶液:
a.碳酸钠溶液
b.醋酸钠溶液
c.氢氧化钠溶液
d.氢氧化钡溶液,其pH由大到小的顺序是_______________________________(填序号)。
(2)某温度下,将pH均为4的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释,其pH随溶液体积变化的曲线图中a、b、c三点对应溶液中水的电离程度由大到小的顺序为________________________;
该醋酸溶液稀释过程中,下列各量一定变小的是_____________。
a.c(H+)
b.c(OH-)
c.
d.
(3)在t℃时,某NaOH稀溶液中c(H+)=10-amol·
L-1,c(OH-)=10-bmol·
L-1,已知a+b=12,则在该温度下,将100mL0.1mol·
L-1的稀H2SO4与100mL0.4mol·
L-1的NaOH溶液混合后,溶液pH=________。
【答案】HCO3-+H2O
H2CO3+OH-dcabb=c>aad11
酸的酸性越强,水的电离程度越小,所以溶液体积越大,水的电离程度越大,则水的电离程度由a、b、c三点溶液中水的电离程度由大到小的顺序是b=c>a;
加水稀释醋酸,促进醋酸电离,溶液中除了氢氧根离子、水分子外,所有微粒浓度都减小;
a.溶液中c(H+)减小,故a正确;
b.温度不变,水的离子积常数不变,氢离子浓度减小,则c(OH-)增大,pH增大,故b错误;
c.=
,温度不变,水的离子积常数不变、醋酸的电离平衡常数不变,所以不变,故c错误;
d.加水稀释促进醋酸电离,则氢离子个数增大,醋酸分子个数减小,所以减小,故d正确;
故答案为a、d。
故答案为:
<
;
(4)因为HCN的电离常数小于碳酸的电离常数,而大于HCO3-电离常数,说明碳酸的酸性强于HCN,HCN酸性强于HCO3-,则通入过量二氧化碳时,生成HCO3-,则离子方程式为:
CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-,
CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-。
22.下表是常温下几种常见弱酸的电离平衡常数:
弱酸
电离方程式
电离平衡常数K
CH3COOH
CH3COO-+H+
K=1.6×
10-5
H2C2O4
H++HC2O4-
HC2O4-
H++C2O42-
K1=5.9×
10-2K2=6.4×
H++HCO3-HCO3-
H++CO32-
K1=4.4×
10-7K2=5.6×
10-11
H2S
H++HS-HS-
H++S2-
K1=9.1×
10-8K2=1.1×
10-15
回答下列问题:
(1)某温度下,纯水中的c(H+)=2.0×
10-7mol/L,则此时溶液中c(OH-)为_______mol/L;
此时温度__________25℃(填“大于”,“小于”或“等于”),若温度不变,滴入稀硫酸使c(H+)=5.0×
10-6mol/L,则由水电离出的c(H+)为______mol/L。
(2)下列四种离子结合H+能力最强的是______。
A.HCO3-B.C2O42-C.S2-D.CH3COO-
(3)该温度下1.0mol·
L-1的CH3COOH溶液中的c(H+)=_____mol·
L-1
(4)常温下,加水稀释0.1mol·
L-1的H2C2O4溶液,下列说法正确的是(______)
A.溶液中n(H+)×
n(OH-)保持不变
B.溶液中水电离的c(H+)×
c(OH-)保持不变
C.溶液中c(HC2O4-)/c(H2C2O4)保持不变
D.溶液中c(OH-)增大
(5)将CH3COOH溶液加入少量Na2CO3溶液中,反应的离子方程式为__________________________。
【答案】2.0×
10-7大于8×
10-9C4.0×
10-3D2CH3COOH+CO32-===2CH3COO-+CO2↑+H2O
是由水电离产生的,因此溶液中由水电离出的c(H+)=c(OH-)=8.0×
10-9mol·
L-1,
2.0×
10-7,大于,8.0×
10-9。
(2)对应酸的酸性越弱,结合H+能力越强,由表中数据可知,酸性:
H2C2O4>CH3COOH>H2CO3>H2S,所以结合H+的能力由强到弱的顺序为:
S2->HCO3—>CH3COO->C2O42-,故答案为:
C。
(3)在1.0mol•L-1的CH3COOH溶液中存在电离平衡:
CH3COO-+H+,电离平衡常数K=c(H+)c(CH3COO-)/c(CH3COOH)=1.6×
10-5,又因为c(H+)=c(CH3COO-),所以c(H+)=4.0×
10-3mol·
L-1,故答案为:
4.0×
10-3。
(4)A.稀释过程中,溶液的体积增大,水的离子积不变,故溶液中n(H+)×
n(OH-)增大,故A错误;
B.稀释过程中,溶液中c(OH-)增大,故水电离的c(H+)×
c(OH-)增大,故B错误;
C.H2C2O4分两步电离,且以第一步电离为主,稀释时平衡向右移动,c(H2C2O4)减小快,c(H2C2O4-)减小慢,c(H2C2O4-)/c(H2C2O4)不断增大,故C错误;
D.草酸是弱酸,存在电离平衡,加水稀释促进电离,氢离子的数目增加,但氢离子的浓度是降低的。
由于温度是不变的,所以水的离子积常数是不变的,所以溶液中c(OH-)增大,故D正确。
D。
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