3.1弱的電離平衡 每一練（蘇教版選修4）
夯基達(dá)標(biāo)
1.下列電離方程式中，錯誤的是（ ）
A.Al2(SO4）3====2Al3++3 B.HF H++F-
C.HI H++I- D.Ca(OH)2 Ca2++2OH-
解析：弱存在電離平衡，強電解質(zhì)全部電離。Al2(SO4)3、HI、Ca(OH)2為強電解質(zhì)。書寫電離方程式用“====”，HF為弱電解質(zhì)，書寫電離方程式用“ ”。故答案為C、D。
答案：CD
2.把0.05 ol NaOH固體，分別加入下列100 L溶液中，溶液的導(dǎo)電能力變化不大的是（ ）
A.自水 B.0.5 ol•L-1 鹽酸
C.0.5 ol•L-1醋酸 D.0.5 ol•L-1 NH4Cl溶液
解析：離子濃度變化不大，導(dǎo)電能力變化就不大。在水中、CH3COOH中加入NaOH固體，離子濃度都增大；向HCl中加入NaOH固體，自由移動離子數(shù)基本不變，則離子濃度變化不大；向NH4Cl中加入NaOH固體，離子濃度基本不變。
答案：BD
3.能影響水的電離平衡，并使溶液中c(H+ )＞c(OH-)的操作是（ ）
A.向水中投入一小塊金屬鈉 B.將水加熱煮沸
C.向水中通入CO2 D.向水中加入食鹽晶體
解析：A項中加入鈉，Na與H2O反應(yīng)生成NaOH，影響水的電離平衡，使c(OH-)＞c(H+);B項中加熱使電離平衡右移，c(H+)=c(OH-);C項中通入CO2，CO2+H2O====H2CO3，使c(H+)＞c(OH-);而D項中c(H+)=c(OH-)，故選C。
答案：C
4.水的電離過程為H2O H++OH-，在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25 ℃) =1.0×10-14,K(35 ℃)=2.1×10-14。則下列敘述正確的是（ ）
A.c(H+)隨著溫度的升高而降低 B.在35 ℃時，c(H+)＞c(OH-)
C.水的電離百分率 α(25 ℃)＞α(35 ℃) D.水的電離是吸熱的
解析：本題考查水的電離的實質(zhì)及水的電離平衡的影響因素。由題中條件可以看出，溫度升高后，K值增大。25 ℃時c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 ol•L-1。35 ℃ 時c(H+)=c(OH-)=1.45×10-7 ol•L-1。溫度升高，c(H+)、c(OH-)都增大，且仍然相等，水的電離百分率也增大 。因溫度升高平衡向正反應(yīng)方向移動，故水的電離為吸熱反應(yīng)。
答案：D
5.將1 L 0.1 ol•L-1的H2SO4溶液加入純水中制成200 L溶液，該溶液中由水自身電離產(chǎn)生的c(H+)最接近于（ ）
A.1×10-3 ol•L-1 B.1×10-13 ol•L-1
C.1×10-7 ol•L-1 D.1 ×10-11 ol•L-1
解析：在水電離達(dá)到平衡時加入硫酸，由于c(H+)增大，使水的電離平衡向逆向移動，故水電離產(chǎn)生的c(H+)小于10-7 ol•L-1，排除A、C兩選項。數(shù)值的大小由溶液中的c(H+)和c(OH-)及KW確定，因所得的溶液為酸性溶液，酸電離產(chǎn)生的H+遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于水電離產(chǎn)生的H+，所以溶液中c(H+)由酸定，溶液中的c(OH-)是由水電離所得。而水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-),即可求出水電離產(chǎn)生的c(H+)。
答案：D
6.在100 ℃時，水的離子積為1×10-12，若該溫度下某溶液中的H+濃度為1×10-7 ol•L-1，則該溶液（ ）
A.呈堿性 B.呈酸性 C.呈中性 D.c(OH-)=100c(H+)
解析：100 ℃時中性溶液的c(H+)=c(OH-)=10-6ol•L-1
而c(H+)=10-7 ol•L-1
則c(OH-)= =10-5 ol•L-1＞10-7 ol•L-1
且 =100。
答案：AD
7.甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是（ ）
A.1 ol•L-1的醋酸溶液的pH約為2
B.醋酸能與水以任意比例互溶
C.10 ol•L-1的甲酸10 L恰好與10 L 1 o l•L-1 NaOH溶液完全反應(yīng)
D.在相同條件下，甲酸溶液的導(dǎo)電性比強酸溶液的導(dǎo)電性弱
解析：弱電解質(zhì)的本質(zhì)特征就是在水溶液中部分電離：A中pH=2則c(H+)=0.01 ol•L-1，可以說明這一點。D中，在相同條件下導(dǎo)電性弱，也是由于甲酸不完全電離造成的。
答案：AD
8.當(dāng)g(OH)2固體在水中溶解達(dá)到平衡時：g(OH)2(s) g2++2OH-，為使g(OH)2固體的質(zhì)量減少，可加入（ ）
A.NH4NO3 B.Na2S C.gSO4 D.CH3COOH
解析：欲使g(OH)2固體減少則使平衡向右移動，即減少c(g2+)或c(OH-)，顯然c(g2+)不能減少，只能減少c(OH-)，即加入酸性物質(zhì)。A中 +OH- NH3•H2O，c(OH-)減小，平衡向正向移動，g(OH)2減少，正確；B水解顯堿性，c(OH-)增大，g(OH)2固體增多；C中c(g2+)增大，g(OH)2固體增多；D項CH3COOH+OH-====H2O+CH3COO-，c(OH-)減小。故答案為A、D。
答案：AD
9.在NaHSO4的稀溶液中和熔化狀態(tài)下都能存在的離子是（ ）
A.Na+ B.H+ C. D.
解析：此題考查了NaHSO4在水溶液中及熔融態(tài)時電離的情況。溶液中NaHSO4====Na++H++ ,熔融態(tài)時NaHSO4====Na++ ,故在兩種情況下都存在的離子是Na+。
答案：A
10.某溫度時水的離子積常數(shù)為1.0×10-14,由此可知在該溫度時水電離的百分率為（ ）
A.1.8×10-7% B.1.0×10-8% C.1.8×10-9% D.1.8×10-14%
解析：已知常溫時KW=c(H+)•c( OH-)=1.0×10-14
而由水電離出的c(H+)=c(OH-)，故c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 ol•L-1。因此α= ×100%=1.8×10-7%。
答案：A
11.25 ℃時，在0.5 L 0.2 ol•L-1的HA溶液中，有0.01 ol的HA電離成離子。求該溫度下HA的電離常數(shù)。 w .x k b 1
解析：該溶液中A-、H+平衡濃度為0.01 ol/0.5 L=0.02 ol•L-1,據(jù)電離方程式HA H++A-推知HA分子的平衡濃度為0.2 ol•L-1-0.02 ol•L-1=0.18 ol•L-1。HA的電離常數(shù)k= =2.22×10-3。
答案：k=2.22×10-3
12.某二元弱酸（簡寫為H2A）溶液，按下式發(fā)生一級或二級電離：
H2A H++HA-，HA- H++A2-
已知相同濃度時的電離度α(H2A)＞α(HA-)，設(shè)有下列四種溶 液：
A.0.01 ol•L-1的H2A溶液
B.0.01 ol•L-1的NaHA溶液
C.0.02 ol•L-1的HCl與0.04 ol•L-1的NaHA溶液等體積混合液
D.0.02 ol•L-1的NaOH與0.02 ol•L-1的NaHA溶液等體積混合液
據(jù)此，填寫下列空白（填代號）：
（1）c(H+)最大的是_______________，最小的是_______________。
（2）c(H2A)最大的是_______________，最小的是_______________。
（3）c(A2-)最大的是_______________，最小的是_______________。
解 析：（1）C中兩種溶液發(fā)生反應(yīng)，HCl+NaHA====NaCl+H2A,還剩余NaHA。反應(yīng)后，由于溶液體積擴大一倍，所以溶液中n(NaHA)與c(H2A)的濃度均為0.01 ol•L-1；同理D溶液經(jīng)反應(yīng)后c(Na2A)=0.01 ol•L-1。由于C中大量存在HA-，抑制H2A的電離，所以c(H+)最大的是A，c(H+)最小的一定是D（D中A2-發(fā)生水解，溶液顯堿性）。（2）由于C中H2A的電離受到HA-抑制，所以c(H2A)最大的為C，而D溶液中獲得H2A需要A2-經(jīng)過兩步水解得到，而B只需一步水解HA-+H2O H2A+OH-即可得到，所以D中c(H2A)最小。（3）c(A2-)是在強堿條件下存在，所以（3）題答案與（1）答案正好相反。
答案：（1）A D （2）C D （3）D A
13.一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中溶液的導(dǎo)電能力如圖所示。請完成下列問題：

(1)“O”點為什么不導(dǎo)電？_________________。
（2）a、b、c三點pH由大到小的順序為_______________________________________。
（3）a、b、c三點中醋酸的電離程度最大的點是_____________點。
（4）若使c點溶液中c(CH3COO-)提高，可以采取的措施有①__________,②____________, ③_____________,④_____________,⑤_____________。
解析：（1）CH3COOH是一種共價化合物，是弱電解質(zhì)，共價化合物只有在水溶液里才能電離導(dǎo)電。“O”點不導(dǎo)電說明此時CH3COOH未電離，說明此時無水，不電離，不存在自由移動離子。（2）pH大小取決于c(H+)，pH越大，c(H+)越小，導(dǎo)電能力越弱；pH越小，c(H+)越大，導(dǎo)電能力越強。故pH大小順序為a＞c＞b。（3）電離度與溶液濃度有關(guān)，濃度越大，電離度越小，濃度越小，電離度越大，故c點電離度最大。（4）欲使c(CH3COO-)增大，可以使平衡右移，即消耗c(H+)的辦法，此時可考慮醋的五大通性中適合的有加金屬、金屬氧化物、堿、某些鹽，也可以使平衡逆向移動，此時只能加醋酸鹽。
答案：（1）無水不電離，無自由移動的離子
（2）a＞c＞b
(3)c (4)g Na2O NaOH Na2CO3 CH3COONa
走近高考
14.(2006全國高考理綜Ⅰ，11)在0.1 ol•L-1 CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：
CH3COOH CH3COO-+H+
對于該平衡，下列敘述正確的是（ ）
A.加入水時，平衡向逆反應(yīng)方向移動
B.加入少量NaOH固體，平衡向正反應(yīng)方向移動
C.加入少量0.1 ol•L-1 HCl溶液，溶液中c(H+)減小
D.加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應(yīng)方向移動
解析：根據(jù)勒夏特列原理：當(dāng)改變影響平衡的一個條件，平衡會向著能夠減弱這種改變的方向移動，但平衡的移動不能完全消除這種改變。A中加入水時，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)+c(H+)減小，平衡向其增大的方向（也就是正方向）移動；B中加入NaOH與H+反應(yīng)，c(H+)變小，平衡向正方向移動；C加入HCl時c(H+)變大，平衡向其減小的方向（也就是逆方向）移動，但最終c(H+)比未加HCl前還是要大；D加入CH3COONa,c(CH3COO-)增大，平衡向逆方向移動。
答案：B
15.(2004廣東、廣西高考，3)pH相同的鹽酸和醋酸兩種溶液中，它們的（ ）
A.H+的物質(zhì)的量相同 B.物質(zhì)的量濃度相同
C.H+的物質(zhì)的量濃度不同 D.H+的物質(zhì)的量濃度相同
解析：pH相同的鹽酸和醋酸，其c(H+)相同，且都等于10-pH ol•L-1；由于HCl為強酸，可完全電離，而CH3COOH為弱酸，只能部分電離，故在c(H+）相同時c(HCl)＜c(CH3COOH)，由于n(H+)=c(H+）•V(aq)，所以在體積沒有給出時不能確定兩種溶液的n(H+)是否相同，故答案為選項D。
答案：D
16.(2005全國高考理綜Ⅱ，10)相同體積的pH=3的強酸溶液和弱酸溶液分別跟足量的鎂完全反應(yīng)，下列說法正確的是（ ）
A.弱酸溶液產(chǎn)生較多的H2 B.強酸溶液產(chǎn)生較多的H2
C.兩者產(chǎn)生等量的H2 D.無法比較產(chǎn)生H2的量
解析：pH都為3的強酸和弱酸溶液，前者的濃度較小，等體積的兩種溶液與足量鎂反應(yīng)，后者放出的H2多。
答案：A
17.(2004廣東、廣西高考，14)甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10 ol•L-1時，甲酸中c(H+)約為乙酸中c(H+)的3倍�，F(xiàn)有兩種濃度不 等的甲酸溶液a和b，以及0.10 ol•L-1的乙酸，經(jīng)測定它們的pH從大到小依次為a、乙酸、b。由此可知（ ）
A.a的濃度必小于乙酸的濃度 B.a的濃度必大于乙酸的濃度
C.b的濃度必小于乙酸的濃度 D.b的濃度必大于乙酸的濃度
解析：本題主要考查弱電解質(zhì)的電離平衡知識和酸的相對強弱等問 題。由于c(HCOOH)=c(CH3COOH)=0.1 ol•L-1時，甲酸中的c(H+)約為乙酸中c(H+)的3倍，故甲酸的酸性強于乙酸的酸性。又因pH(a)＞pH(CH3COOH)＞pH(b),即溶液a的c(H+)＜0.1 ol•L-1，CH3COOH的c(H+)＜溶液b的c(H+)，所以a的濃度小于乙酸的濃度，但無法確定乙酸與b的濃度的相對大�。ㄒ騂COOH酸性＞CH3COOH酸性）。
答案：A

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