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弱电解质的电离平衡24
课时作业(二十四) 弱电解质的电离平衡
1.(2020四川成都石室中学期中)下列事实一定能说明HF是弱酸的是( )
①用HF溶液做导电性实验,灯泡很暗 ②HF与NaCl不能发生反应 ③常温下,0.1mol·L-1HF溶液的pH为2.3 ④HF能与Na2CO3溶液反应产生CO2
⑤HF与水能以任意比混溶 ⑥1mol·L-1的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红
A.①②B.②③⑤
C.③④⑥D.③
答案:
D 解析:
①用HF溶液做导电性实验,灯泡很暗,说明溶液中导电离子浓度较小,可能是c(HF)较小引起的,不能证明HF是弱酸,错误;②HF与NaCl不能发生反应,说明HF的酸性比HCl弱,但不能证明HF是弱酸,错误;③常温下,0.1mol·L-1HF溶液的pH为2.3,说明HF部分电离,则HF是弱酸,正确;④HF能与Na2CO3溶液反应产生CO2,说明HF的酸性强于H2CO3,但不能证明HF是弱酸,错误;⑤HF与水能以任意比混溶,与其酸性强弱无关,错误;⑥1mol·L-1的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红,说明HF溶液具有酸性,不能证明HF是弱酸,错误。
2.(2020河北承德期末)25℃时,几种弱酸的电离平衡常数如表所示,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=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
K=4.9×10-10
A.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3+CN-===HCO
+HCN
B.HCOOH的电离平衡常数表达式为K=c(HCOOH)/[c(HCOO-)·c(H+)]
C.Na2CO3溶液显碱性,NaHCO3溶液显酸性
D.酸性强弱顺序是HCOOH>HCN>H2CO3
答案:
A 解析:
K越大,酸性越强,所以酸性强弱顺序:
HCOOH>H2CO3>HCN>HCO
,D错误;根据强酸制弱酸原理,A正确;K(HCOOH)=[c(HCOO-)·c(H+)]/c(HCOOH),B错误;HCO
在溶液中存在电离平衡和水解平衡,水解程度大于电离程度,所以NaHCO3溶液显碱性,C错误。
3.(2020四川成都七中诊断)25℃时,用氢氧化钠调节浓度为2.0×10-3mol·L-1的氢氟酸的pH(忽略体积变化),溶液中c(HF)、c(F-)与pH的变化关系如图所示。
下列说法不正确的是( )
A.a~b~d曲线代表c(F-)随pH的变化
B.25℃时,HF电离平衡常数的数值Ka=10-3.6
C.从b点到c点发生的离子反应方程式是HF+OH-===H2O+F-
D.图中a点溶液粒子浓度大小是c(HF)>c(H+)>c(F-)>c(OH-)
答案:
A 解析:
本题考查弱电解质的电离平衡,侧重考查图像分析、电离平衡常数计算等。
氢氟酸中加入氢氧化钠,随着氢氧化钠的量的增加,溶液的pH升高,溶液中的氟化氢分子浓度减小,氟离子浓度增大,故a~b~d曲线代表c(HF)随pH的变化,A错误;从图中b点分析,c(HF)=c(F-)时,溶液pH=3.6,则氟化氢的电离平衡常数Ka=
=c(H+)=10-3.6,B正确;从b点到c点发生的反应为氢氧化钠和氟化氢的反应,HF为弱电解质,离子方程式为HF+OH-===H2O+F-,C正确;从图中a点分析,氟化氢的浓度为1.6×10-3mol·L-1,F-的浓度为5.0×10-4mol·L-1,H+的浓度为1.0×10-3mol·L-1,所以溶液粒子浓度大小关系为c(HF)>c(H+)>c(F-)>c(OH-),D正确。
4.(2020辽宁葫芦岛协作校二模)常温下联氨(N2H4)的水溶液中有①N2H4+H2ON2H
+OH- K1;
②N2H
+H2ON2H
+OH- K2,该溶液中微粒的物质的量分数δ(X)随-lgc(OH-)变化的关系如图所示。
下列叙述错误的是( )
A.图中曲线Ⅲ对应的微粒为N2H
B.由图可知,K2=10-15
C.若C点为N2H5Cl溶液,则存在:
c(Cl-)>(N2H
)+2c(N2H
)
D.反应②为N2H
的水解方程式
答案:
D 解析:
本题考查联氨水溶液中的电离平衡和图像分析。
横坐标为OH-浓度的负对数值,从左到右OH-的浓度越来越小,越能促进N2H4电离,纵坐标为微粒的物质的量分数δ(X),故曲线Ⅰ对应的微粒为N2H4,曲线Ⅱ对应的微粒为N2H
,曲线Ⅲ对应的微粒为N2H
,A项正确;从图像可得B点时,N2H
、N2H
物质的量分数相等,说明它们的浓度相等,此时根据横坐标可知c(OH-)=10-15mol·L-1,则K2=
=c(OH-)=10-15,B项正确;由电荷守恒可知:
c(OH-)+c(Cl-)=c(N2H
)+2c(N2H
)+c(H+),从图像可得C点时,c(OH-)
)+2c(N2H
),C项正确;反应②为N2H4的二级电离方程式,D项错误。
5.(2020四川成都调研)常温下,向0.01mol·L-1的醋酸溶液中加入醋酸铵固体(其水溶液pH=7),溶液的pH随加入醋酸铵固体质量的变化曲线如图所示。
下列分析正确的是( )
A.a点:
pH=2
B.b点:
c(CH3COO-)>c(NH
)
C.c点:
pH可能大于7
D.a点到c点,溶液pH增大是因为醋酸铵水解显碱性
答案:
B 解析:
本题考查醋酸的电离平衡及移动、溶液的pH、离子浓度的比较等。
醋酸是弱电解质,0.01mol·L-1的醋酸溶液中c(H+)<0.01mol·L-1,则溶液的pH>2,A错误。
b、c点为CH3COOH和CH3COONH4的混合溶液,而CH3COONH4溶液显中性,CH3COOH电离使溶液显酸性,则混合溶液的pH<7,即b点溶液中c(H+)>c(OH-),结合电荷守恒推知,c(CH3COO-)>c(NH
),B正确,C错误。
a点到c点,溶液的pH增大,其原因是醋酸是弱电解质,溶液中存在电离平衡:
CH3COOHCH3COO-+H+,向醋酸溶液中加入醋酸铵固体,c(CH3COO-)增大,醋酸的电离平衡逆向移动,则溶液中的c(H+)减小,溶液的pH增大,室温下,醋酸铵的水溶液pH=7,即醋酸铵溶液显中性,D错误。
6.(2020河北衡水中学调研)常温下,分别取未知浓度的MOH和HA溶液,加水稀释至原体积的n倍。
稀释过程中,两溶液pH的变化如图所示。
下列叙述正确的是( )
A.MOH为弱碱,HA为强酸
B.水的电离程度:
X=Z>Y
C.若升高温度,Y、Z点对应溶液的pH均不变
D.将X点溶液与Z点溶液等体积混合,所得溶液呈碱性
答案:
B 解析:
本题考查酸和碱溶液的稀释、水的电离程度、溶液的酸碱性等。
由图可知,将X点HA溶液稀释10倍(即lgn增大1),pH变化小于1,则HA是弱酸;将Y点MOH溶液稀释10倍,pH减小1,则MOH是强碱,A错误。
酸、碱均抑制水的电离,X点溶液中c(H+)=10-5mol·L-1,由水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-9mol·L-1,Y、Z点溶液中c(OH-)分别为10-4mol·L-1、10-5mol·L-1,则由水电离出的c(H+)分别为10-10mol·L-1、10-9mol·L-1,故水的电离程度:
X=Z>Y,B正确。
MOH是强碱,升高温度,溶液中c(OH-)几乎不变,但Kw增大,c(H+)变大,溶液的pH减小,C错误。
将X点溶液与Z点溶液等体积混合,发生中和反应后,HA有剩余,所得混合液呈酸性,D错误。
7.(2020河南南阳一中调研)亚砷酸(H3AsO3)是三元弱酸,可以用于治疗白血病。
常温下,H3AsO3水溶液中含砷微粒的分布分数(平衡时某微粒的浓度占各含砷微粒浓度之和的比值)与pH的关系如图所示。
下列说法正确的是( )
A.H3AsO3的电离方程式为H3AsO33H++AsO
B.H3AsO3的第一步的电离常数为Ka1,则有Ka1=10-9.2
C.H3AsO3溶液的pH约为9.2
D.pH=12时,溶液中c(H2AsO
)+2c(HAsO
)+3c(AsO
)+c(OH-)=c(H+)
答案:
B 解析:
本题考查电离方程式、电离平衡常数、溶液的pH、离子浓度的比较等。
由图可知,溶液中同时存在H3AsO3、H2AsO
、HAsO
,则H3AsO3是三元弱酸,分步发生电离,以第一步电离为主,电离方程式为H3AsO3H++H2AsO
,A错误。
H3AsO3的第一步电离平衡常数Ka1=
,由图可知,H3AsO3和H2AsO
的分布分数相等时,溶液的pH=9.2,即c(H3AsO3)=c(H2AsO
)时,c(H+)=10-9.2mol·L-1,则有Ka1=c(H+)=10-9.2,B正确。
H3AsO3是三元弱酸,其溶液呈酸性,则其溶液的pH<7,C错误。
pH=12时,c(OH-)>c(H+),溶液中c(H2AsO
)+2c(HAsO
)+3c(AsO
)+c(OH-)>c(H+),D错误。
8.(2020山东德州期末)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。
下列说法正确的是( )
A.由图可知BOH一定是强碱
B.Ka(HA)=1×10-6
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
答案:
D 解析:
根据图知,0.1mol/LHA溶液的pH=3,则c(H+)<0.1mol/L,说明HA是弱酸;0.1mol/LBOH溶液的pH=11,c(OH-)<0.1mol/L,则BOH是弱碱,A项错误。
Ka(HA)=
=
≈1×10-5,B项错误。
b点是两者等体积混合,溶液呈中性,c(B+)=c(A-),c(OH-)=c(H+),盐电离产生离子的浓度远大于水电离产生的离子浓度,故c(B+)=c(A-)>c(OH-)=c(H+),C项错误。
HA是弱酸,酸电离产生的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,同时生成的弱酸弱碱盐(BA)对水的电离起促进作用,故a→b过程中水的电离程度始终增大,D项正确。
9.(2020辽宁重点协作学校统考)水溶液是中学化学的重点研究对象。
(1)水是极弱的电解质,也是最重要的溶剂。
常温下某电解质溶解在水中后,溶液中的c(H+)=10-9mol·L-1,则该电解质可能是________(填序号)。
A.CuSO4 B.HCl C.Na2S D.NaOH
E.K2SO4
(2)已知次氯酸是比碳酸还弱的酸,要使新制稀氯水中的c(HClO)增大,可以采取的措施为____________________________(至少回答两种)。
(3)常温下,将pH=3的盐酸aL分别与下列三种溶液混合,结果溶液均呈中性。
①浓度为1.0×10-3mol·L-1的氨水bL;
②c(OH-)=1.0×10-3mol·L-1的氨水cL;
③c(OH-)=1.0×10-3mol·L-1的氢氧化钡溶液dL。
则a、b、c、d之间的关系是________。
(4)强酸制弱酸是水溶液中的重要经验规律。
已知HA、H2B是两种弱酸,存在以下关系:
H2B(少量)+2A-===B2-+2HA,则A-、B2-、HB-三种阴离子结合H+的难易顺序为________。
(5)已知:
H2A===H++HA-、HA-H++A2-,常温下,0.1mol·L-1的NaHA溶液pH=2,则0.1mol·L-1的H2A溶液中氢离子浓度的大小范围是____________;NaHA溶液中各种离子浓度的大小关系为____________。
(6)已知:
Ksp(AgCl)=1.8×10-10,向50mL0.018mol·L-1的AgNO3溶液中加入相同体积0.020mol·L-1的盐酸,则c(Ag+)=____________,此时所得混合溶液的pH=________。
答案:
(1)CD
(2)再通入氯气、加入碳酸钙、加入次氯酸钠等
(3)b>a=d>c (4)A->B2->HB-
(5)0.1mol·L-1
(6)1.8×10-7mol·L-1 2
解析:
(1)常温下,纯水中c(H+)=10-7mol·L-1,加入某物质后,溶液中c(H+)=10-9mol·L-1,说明溶液呈碱性,则加入的物质是碱或强碱弱酸盐,故选CD。
(2)氯水中存在的平衡是Cl2+H2OH++Cl-+HClO、HClOH++ClO-,要使c(HClO)增大,加入某些物质使Cl2+H2OH++Cl-+HClO的平衡向正反应方向移动或使HClOH++ClO-的平衡向逆反应方向移动,所以可以通入氯气或加入碳酸盐或加入次氯酸盐。
(3)一水合氨为弱电解质,不能完全电离,与盐酸反应至中性时,氨水应稍过量,则b>a;c(OH-)=1.0×10-3mol·L-1的氨水,一水合氨浓度远大于1.0×10-3mol·L-1,反应至中性时,a>c;氢氧化钡为强碱,与盐酸完全中和时,a=d,则b>a=d>c。
(4)据反应H2B(少量)+2A-===B2-+2HA可知,HA酸性弱于HB-,HA酸性最弱,酸性越弱,对应的酸根离子得H+能力越强,则得电子能力顺序为A->B2->HB-。
(5)由H2A===H++HA-、HA-H++A2-可知,第一步完全电离,第二步部分电离,0.1mol·L-1的H2A溶液中H2A第一步电离出的氢离子浓度是0.1mol·L-1,0.1mol·L-1NaHA溶液pH=2,则HA-电离出的氢离子浓度为0.01mol·L-1,在0.1mol·L-1H2A溶液中HA-电离被抑制,HA-电离出的氢离子浓度小于0.01mol·L-1,则0.1mol·L-1的H2A溶液中氢离子浓度的大小范围是0.1mol·L-1
(6)盐酸和硝酸银反应的物质的量之比是1∶1,n(AgNO3)=9×10-4mol,n(HCl)=1×10-3mol,n(AgNO3) 10.(2020辽宁辽源田家炳中学调研)现有常温下pH=2的盐酸(甲)和pH=2的醋酸溶液(乙),请根据下列操作回答问题: (1)常温下0.1mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释过程,下列表达式的数值一定变小的是________(填序号)。 A.c(H+)B. C.c(H+)·c(OH-)D. (2)取10mL的乙溶液,加入等体积的水,CH3COOH的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动;另取10mL的乙溶液,加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后溶液体积保持不变),待固体溶解后,溶液中 的比值将________(填“增大”“减小”或“无法确定”)。 (3)相同条件下,取等体积的甲、乙两溶液,各稀释100倍。 稀释后的溶液,其pH大小关系为: pH(甲)________pH(乙)(填“>”“<”或“=”)。 (4)取等体积的甲、乙两溶液,分别用等浓度的NaOH稀溶液中和,则消耗NaOH溶液体积的大小关系为: V(甲)________V(乙)(填“>”“<”或“=”)。 (5)已知25℃时,下列酸的电离平衡常数如下: 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 3.0×10-8 下列四种离子结合H+能力最强的是________。 A.HCO B.CO C.ClO-D.CH3COO- 写出下列反应的离子方程式: CH3COOH+Na2CO3(少量): ____________________; HClO+Na2CO3(少量): __________________。 答案: (1)A (2)向右 减小 (3)> (4)< (5)B 2CH3COOH+CO ===H2O+2CH3COO-+CO2↑ HClO+CO ===ClO-+HCO 解析: (2)加水稀释促进弱酸的电离,故CH3COOH的电离平衡向右移动;加入少量无水醋酸钠固体,CH3COONa会电离产生CH3COO-,使CH3COOH的电离平衡向左移动,所以c(H+)减小,而c(CH3COOH)增大,故 的比值将减小。 (3)HCl是强电解质,完全电离,而CH3COOH是弱电解质,溶液中存在电离平衡,加水稀释促进CH3COOH电离,所以稀释后,CH3COOH溶液中氢离子浓度减小的程度小于HCl溶液中氢离子浓度减小的程度,故稀释后pH(甲)>pH(乙)。 (4)pH相等的CH3COOH溶液和HCl溶液中,c(CH3COOH)>c(HCl),取等体积溶液时,n(CH3COOH)>n(HCl),酸的物质的量越多,需要等浓度的氢氧化钠溶液的体积就越大,故有V(甲)<V(乙)。 (5)电离平衡常数越小,说明酸的电离能力越弱,则对应阴离子结合H+的能力越强,由表格中数据可以看出H2CO3的K2最小,所以CO 结合H+的能力最强,故选B。 酸性: CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO ,故CH3COOH与少量Na2CO3反应的离子方程式为2CH3COOH+CO ===H2O+2CH3COO-+CO2↑;HClO和少量Na2CO3反应的离子方程式为HClO+CO ===ClO-+HCO 。
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- 弱电解质的电离平衡 24 电解质 电离 平衡