《2020版高考化學(xué)大一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液中的行為 4 第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離檢測 魯科版.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2020版高考化學(xué)大一輪復(fù)習(xí) 第8章 物質(zhì)在水溶液中的行為 4 第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離檢測 魯科版.doc（8頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。
第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離
[課后達標檢測]
一、選擇題
1．(2019西安八校聯(lián)考)下列事實一定能說明HA是弱酸的是( )
A．常溫下NaA溶液的pH大于7
B．HA能與Na2CO3溶液反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體
C．1 molL－1的HA水溶液能使紫色石蕊試液變紅
D．用HA溶液做導(dǎo)電性實驗，燈泡很暗
解析：選A。NaA溶液的pH大于7，說明NaA為強堿弱酸鹽，則HA為弱酸，A項正確；HCl也能與Na2CO3溶液反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體，但HCl是強酸，B項錯誤；1 molL－1的HCl溶液也能使紫色石蕊試液變紅，C項錯誤；溶液的導(dǎo)電性與溶液中的離子濃度有關(guān)，如果是強電解質(zhì)，但溶液中的離子濃度很小，燈泡也會很暗，D項錯誤。
2．0.1 molL－1某堿AOH溶液的pH＝11，將該溶液稀釋10倍后，溶液的pH不可能為( )
①10.1 ②10.8?、?2 ④11.5
A．③④ B．①②
C．①③ D．②④
解析：選A。在堿溶液稀釋過程中，溶液的pH減小而不是增大，若AOH是強堿，稀釋10倍后溶液的pH＝10，若AOH是弱堿，由于稀釋過程中AOH會繼續(xù)電離出OH－，故稀釋10倍后10
碳酸Ka2＝5.610－11 molL－1，能發(fā)生；次溴酸Ka＝2.410－9 molL－1<碳酸Ka1＝4.310－7 molL－1，可知④能發(fā)生，②和③都不能發(fā)生。
6．(2019鄭州一模)將濃度為0.1 molL－1的HF溶液加水稀釋，下列各量保持增大的是( )
①[H＋] ②[F－]?、踇OH－]?、躃a(HF) ⑤KW?、蕖、?
A．①⑥ B．②④
C．③⑦ D．④⑤
解析：選C。HF是弱電解質(zhì)，加水稀釋促進HF的電離，但[H＋]、[F－]、[HF]都減小；溫度不變，KW不變，[H＋]減小，則[OH－]增大；溫度不變，Ka(HF)不變，＝，[F－]減小，則增大；根據(jù)電荷守恒知，[H＋]＝[OH－]＋[F－]，則＝＝1－，增大，故減小。綜上所述，[OH－]、保持增大。
7．(2019?？谡{(diào)研)已知下面三個數(shù)據(jù)：7.210－4 molL－1、4.610－4 molL－1、4.910－10 molL－1分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應(yīng)：
①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判斷下列敘述中不正確的是( )
A．HF的電離平衡常數(shù)為7.210－4 molL－1
B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.910－10 molL－1
C．根據(jù)①③兩個反應(yīng)即可知三種酸的相對強弱
D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小
解析：選B。相同溫度下的弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是比較弱電解質(zhì)相對強弱的依據(jù)之一。該題中涉及三個反應(yīng)，由題中三個化學(xué)反應(yīng)方程式(強酸制弱酸)可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱。酸性越強，電離平衡常數(shù)越大，據(jù)此將三個Ka值與酸對應(yīng)起來，故A正確，B錯誤；反應(yīng)①說明酸性：HNO2>HCN，反應(yīng)③說明酸性：HF>HNO2，故C、D正確。
8．(2019試題調(diào)研)室溫下，濃度均為0.1 molL－1、體積均為V0的HA、HB溶液，分別加水稀釋至V，pH隨 lg 的變化如圖所示，下列說法正確的是( )
A．HA為強酸，HB為弱酸
B．水的電離程度：a>b
C．當(dāng)pH＝2時，HA溶液中＝9
D．等濃度等體積的HB溶液與NaOH溶液充分反應(yīng)后，離子濃度大小關(guān)系為[B－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]
解析：選C。室溫下HA和HB的濃度均為0.1 molL－1，如果為強酸，其pH應(yīng)為1，從圖中可知，HA溶液和HB溶液的pH均大于1，說明二者均為弱酸，A項錯誤。HA和HB的水溶液中水的電離均受到抑制，a點和b點對應(yīng)溶液的pH相等，說明水的電離程度相同，B項錯誤。0.1 molL－1 HA溶液的pH＝2，則此時[H＋]＝[A－]＝0.01 molL－1，[HA]＝0.1 molL－1－0.01 molL－1＝0.09 molL－1，＝＝9，C項正確。等濃度等體積的HB溶液與NaOH溶液充分反應(yīng)后得到NaB溶液，因B－的水解使溶液顯堿性，離子濃度大小關(guān)系為[Na＋]>[B－]>[OH－]>[H＋]，D項錯誤。
9．(2017高考全國卷Ⅱ)改變 0.1 molL－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物質(zhì)的量分數(shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示{已知δ(X)＝}。
下列敘述錯誤的是( )
A．pH＝1.2時，[H2A]＝[HA－]
B．lg [Ka2(H2A)]＝－4.2
C．pH＝2.7時，[HA－]＞[H2A]＝[A2－]
D．pH＝4.2時，[HA－]＝[A2－]＝[H＋]
解析：選D。從圖像中可以看出pH＝1.2時，δ(H2A)＝δ(HA－)，則[H2A]＝[HA－]，A項正確；根據(jù)HA－H＋＋A2－，可確定Ka2(H2A)＝，從圖像中可以看出pH＝4.2時，δ(HA－)＝δ(A2－)，則[HA－]＝[A2－]，即lg [Ka2(H2A)]＝lg [H＋]＝－4.2，B項正確；從圖像中可以看出pH＝2.7時，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，則[HA－]>[H2A]＝[A2－]，C項正確；從圖像中可以看出pH＝4.2時，δ(HA－)＝δ(A2－)，則[HA－]＝[A2－]≈0.05 molL－1，而[H＋]＝10－4.2 molL－1，D項錯誤。
二、非選擇題
10．(2019海南七校聯(lián)考)連二次硝酸(H2N2O2)是一種二元酸，可用于制N2O氣體。
(1)連二次硝酸中氮元素的化合價為________。
(2)常溫下，用0.01 molL－1的NaOH溶液滴定10 mL 0.01 molL－1的H2N2O2溶液，測得溶液pH與NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示。
①寫出H2N2O2在水溶液中的電離方程式：___________________________________。
②b點時溶液中[H2N2O2]________(填“>”“<”或“＝”，下同)[N2O]。
③a點時溶液中[Na＋]________[HN2O]＋[N2O]。
解析：(1)根據(jù)化合物中各元素化合價的代數(shù)和為0，可求出H2N2O2中氮元素的化合價為＋1。(2)①由題圖可以看出，未加入NaOH溶液時，0.01 molL－1H2N2O2溶液的pH＝4.3，這說明H2N2O2為弱酸，則其電離方程式為H2N2O2H＋＋HN2O、HN2OH＋＋N2O。②b點時溶液中的溶質(zhì)為NaHN2O2，溶液呈堿性，說明HN2O的水解程度大于其電離程度，H2N2O2為水解產(chǎn)物，N2O為電離產(chǎn)物，故[H2N2O2]>[N2O]。③a點時溶液中，根據(jù)電荷守恒可得[Na＋]＋[H＋]＝2[N2O]＋[HN2O]＋[OH－]，而a點時溶液的pH＝7，則[H＋]＝[OH－]，故[Na＋]＝2[N2O]＋[HN2O]，所以[Na＋]>[N2O]＋[HN2O]。
答案：(1)＋1 (2)①H2N2O2H＋＋HN2O、HN2OH＋＋N2O?、??、?
11．為研究HA、HB和MOH酸堿性的相對強弱，某化學(xué)學(xué)習(xí)小組設(shè)計了以下實驗：室溫下，pH＝2的兩種酸溶液HA、HB和pH＝12的堿溶液MOH各取1 mL，然后分別加水稀釋到1 000 mL，其pH的變化與溶液體積的關(guān)系如圖所示，根據(jù)所給數(shù)據(jù)，請回答下列問題：
(1)HA為________酸(填“強”或“弱”，下同)，HB為________酸。
(2)若c＝9，則稀釋后的三種溶液中，由水電離出的氫離子的濃度的大小順序為____________________(用酸、堿的化學(xué)式表示)。將稀釋后的HA溶液和MOH溶液等體積混合，所得溶液中[A－]與[M＋]的大小關(guān)系為[A－]________[M＋](填“大于”“小于”或“等于”)。
(3)若b＋c＝14，則MOH為________堿(填“強”或“弱”)。將稀釋后的HB溶液和MOH溶液等體積混合，所得混合溶液的pH________7(填“大于”“小于”或“等于”)。
解析：(1)pH＝a的強酸溶液，稀釋10n(a＋n<7)倍后，溶液的pH＝a＋n；pH＝a的弱酸溶液，稀釋10n倍后，溶液的pH介于a和a＋n之間。據(jù)此可確定HA是強酸，HB是弱酸。(2)pH＝9的MOH溶液中，[H＋]水＝110－9 mol/L；pH＝5的HA溶液中，[H＋]水＝[OH－]水＝110－9 mol/L；pH＝b的HB溶液中，[H＋]水＝[OH－]水<110－9 mol/L。將稀釋后的HA溶液和MOH溶液等體積混合，二者恰好完全反應(yīng)生成強酸強堿鹽，溶液顯中性，根據(jù)電荷守恒可知[A－]＝[M＋]。(3)若b＋c＝14，則b＝14－c，在pH＝c的MOH溶液中，[OH－]＝10c－14 mol/L＝10－b mol/L，即將[OH－]＝10－2 mol/L的MOH溶液稀釋103倍后，[OH－]>10－5 mol/L，所以MOH是弱堿。因為同溫度下，HB和MOH的電離能力相同，所以將稀釋后的HB溶液和MOH溶液等體積混合，反應(yīng)后溶液呈中性。
答案：(1)強 弱
(2)HA＝MOH>HB 等于
(3)弱 等于
12．(2019大連重點中學(xué)考試)Ⅰ.HA、H2B、H3C三種弱酸，根據(jù)“較強酸＋較弱酸鹽===較強酸鹽＋較弱酸”的反應(yīng)規(guī)律，它們之間能發(fā)生下列反應(yīng)：
A．HA＋HC2－(少量)===A－＋H2C－
B．H2B(少量)＋2A－===B2－＋2HA
C．H2B(少量)＋H2C－===HB－＋H3C
回答下列問題：
(1)相同條件下，HA、H2B、H3C三種酸中，酸性最強的是________。
(2)A－、B2－、C3－、HB－、H2C－、HC2－六種離子中，最易結(jié)合質(zhì)子(H＋)的是________，最難結(jié)合質(zhì)子的是___________________________。
(3)寫出下列反應(yīng)的離子方程式。
HA(過量)＋C3－：_______________________________________________________。
Ⅱ.在25 ℃下，將a molL－1的氨水與0.01 molL－1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時溶液中[NH]＝[Cl－]，則溶液顯________(填“酸”“堿”或“中”)性；用含a的代數(shù)式表示NH3H2O的電離常數(shù)Kb＝________。
解析：Ⅰ.(1)根據(jù)“較強酸制較弱酸”原理，由A、B、C反應(yīng)可得酸性：HA>H2C－、H2B>HA、H2B>H3C，故HA、H2B、H3C中酸性最強的為H2B。(2)HC2－酸性最弱，則C3－最易結(jié)合質(zhì)子；H2B酸性最強，則HB－最難結(jié)合質(zhì)子。(3)過量HA與C3－反應(yīng)，生成H2C－和A－。
Ⅱ.根據(jù)電荷守恒得：[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，由于[NH]＝[Cl－]，則[H＋]＝[OH－]，因此溶液顯中性；混合后溶液中[OH－]＝10－7 molL－1，而[NH]＝[Cl－]＝0.01 molL－1，[NH3H2O]＝(a－0.01) molL－1，
故NH3H2O的電離常數(shù)Kb＝＝
＝ molL－1。
答案：Ⅰ.(1)H2B
(2)C3－ HB－
(3)2HA(過量)＋C3－===H2C－＋2A－
Ⅱ.中 molL－1
13．(2019呼和浩特高三考試)(1)電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強弱的量。已知下表數(shù)據(jù)：
化學(xué)式
電離平衡常數(shù)(25 ℃)/molL－1
HCN
Ka＝5.010－10
CH3COOH
Ka＝1.810－5
H2CO3
Ka1＝4.410－7，Ka2＝4.710－11
①25 ℃時，等濃度的四種溶液：a.NaCN溶液 b．Na2CO3溶液 c．CH3COONa溶液 d．NaHCO3溶液，pH由大到小的順序為________________(填序號)。
②將0.2 molL－1 HCN溶液和0.1 molL－1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，則[HCN]、[H＋]、[OH－]、[CN－]、[Na＋]大小排序為______________________________________，[HCN]＋[CN－]________(填“>”“<”或“＝”)0.1 molL－1。
③相同條件下，取等體積等pH的a.HCN溶液 b．CH3COOH 溶液 c．H2CO3溶液，各稀釋100倍，稀釋后的溶液，其pH大小關(guān)系為____________(填序號)。
④25 ℃時，將體積為Va，pH＝13的某一元強堿與體積為Vb，pH＝2的某二元強酸混合，若所得溶液的pH＝11，則Va∶Vb＝________。
(2)溫度為T ℃時水的離子積常數(shù)為KW，該溫度下，將濃度為a molL－1的H2SO4與b molL－1的一元堿AOH等體積混合。則可判斷溶液呈中性的是________(填序號)。
①混合溶液的pH＝7
②[SO]＝[A＋]
③混合溶液中[H＋][OH－]＝KW
④混合溶液中[OH－]＝
解析：(1)①由表中電離平衡常數(shù)可知酸性大?。篊H3COOH>H2CO3>HCN>HCO(相應(yīng)的酸根離子分別為CH3COO－、HCO、CN－、CO)，酸性越弱，其鹽溶液中酸根離子水解程度越大，故等濃度的四種溶液：a.NaCN溶液、b.Na2CO3溶液、c.CH3COONa溶液、d.NaHCO3溶液，pH由大到小的順序為b>a>d>c。②反應(yīng)后得到等濃度的HCN與NaCN的混合溶液，由溶液顯堿性可推知CN－水解程度大于HCN的電離程度，故溶液中有關(guān)微粒的濃度大小為[HCN]>[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]；等體積混合后有關(guān)粒子的濃度變?yōu)樵瓉淼囊话?，根?jù)原子守恒可知[HCN]＋[CN－]＝0.1 molL－1。③酸越弱，稀釋同樣的倍數(shù)，其pH改變越小，因此相同條件下，取等體積等pH的a.HCN溶液，b.CH3COOH溶液，c.H2CO3溶液，各稀釋100倍，稀釋后的溶液pH大小關(guān)系為b>c>a。④混合后溶液pH＝11，說明混合后溶液中[OH－]＝10－3 molL－1，故由題意得＝10－3，解得Va∶Vb＝1∶9。(2)因溫度不一定是25 ℃，故pH＝7時溶液不一定呈中性；由[SO]＝[A＋]及電荷守恒可知溶液中[H＋]＝[OH－]，則溶液一定呈中性；無論溶液呈酸性、中性還是堿性，混合溶液中總存在[H＋][OH－]＝KW；混合溶液中[OH－]＝，可說明混合溶液中[H＋]＝[OH－]，則溶液一定呈中性。
答案：(1)①b>a>d>c?、赱HCN]>[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋] ＝?、踒>c>a ④1∶9
(2)②④
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