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高考化學電離平衡練習題附答案

時間: 焯杰2 化學備考

  高考化學電離平衡基礎練習題

  C.HI H++I- D.Ca(OH)2 Ca2++2OH-

  解析:弱電解質存在電離平衡,強電解質全部電離。Al2(SO4)3、HI、Ca(OH)2為強電解質。書寫電離方程式用“====”,HF為弱電解質,書寫電離方程式用“ ”。故答案為C、D。

  答案:CD

  2.把0.05 mol NaOH固體,分別加入下列100 mL溶液中,溶液的導電能力變化不大的是( )

  A.自來水 B.0.5 mol•L-1 鹽酸

  C.0.5 mol•L-1醋酸 D.0.5 mol•L-1 NH4Cl溶液

  解析:離子濃度變化不大,導電能力變化就不大。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 mol•L-1。35 ℃ 時c(H+)=c(OH-)=1.45×10-7 mol•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方向移動,故水的電離為吸熱反應。

  答案:D

  5.將1 mL 0.1 mol•L-1的H2SO4溶液加入純水中制成200 mL溶液,該溶液中由水自身電離產生的c(H+)最接近于( )

  A.1×10-3 mol•L-1 B.1×10-13 mol•L-1

  C.1×10-7 mol•L-1 D.1 ×10-11 mol•L-1

  解析:在水電離達到平衡時加入硫酸,由于c(H+)增大,使水的電離平衡向逆向移動,故水電離產生的c(H+)小于10-7 mol•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來確定,因所得的溶液為酸性溶液,酸電離產生的H+遠遠大于水電離產生的H+,所以溶液中c(H+)由酸定,溶液中的c(OH-)是由水電離所得。而水電離產生的c(H+)=c(OH-),即可求出水電離產生的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 mol•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-)=10-6mol•L-1

  而c(H+)=10-7 mol•L-1

  則c(OH-)= =10-5 mol•L-1>10-7 mol•L-1

  且 =100。

  答案:AD

  7.甲酸的下列性質中,可以證明它是弱電解質的是( )

  A.1 mol•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 mol•L-1的甲酸10 mL恰好與10 mL 1 mo l•L-1 NaOH溶液完全反應

  D.在相同條件下,甲酸溶液的導電性比強酸溶液的導電性弱

  解析:弱電解質的本質特征就是在水溶液中部分電離:A中pH=2則c(H+)=0.01 mol•L-1,可以說明這一點。D中,在相同條件下導電性弱,也是由于甲酸不完全電離造成的。

  答案:AD

  8.當Mg(OH)2固體在水中溶解達到平衡時:Mg(OH)2(s) Mg2++2OH-,為使Mg(OH)2固體的質量減少,可加入( )

  A.NH4NO3 B.Na2S C.MgSO4 D.CH3COOH

  解析:欲使Mg(OH)2固體減少則使平衡向右移動,即減少c(Mg2+)或c(OH-),顯然c(Mg2+)不能減少,只能減少c(OH-),即加入酸性物質。A中 +OH- NH3•H2O,c(OH-)減小,平衡向正向移動,Mg(OH)2減少,正確;B水解顯堿性,c(OH-)增大,Mg(OH)2固體增多;C中c(Mg2+)增大,Mg(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

  而由水電離出來的c(H+)=c(OH-),故c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol•L-1。因此α= ×100%=1.8×10-7%。

  答案:A

  11.25 ℃時,在0.5 L 0.2 mol•L-1的HA溶液中,有0.01 mol的HA電離成離子。求該溫度下HA的電離常數(shù)。w w w .x k b 1.c o m

  解析:該溶液中A-、H+平衡濃度為0.01 mol/0.5 L=0.02 mol•L-1,據電離方程式HA H++A-推知HA分子的平衡濃度為0.2 mol•L-1-0.02 mol•L-1=0.18 mol•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-),設有下列四種溶 液:

  A.0.01 mol•L-1的H2A溶液

  B.0.01 mol•L-1的NaHA溶液

  C.0.02 mol•L-1的HCl與0.04 mol•L-1的NaHA溶液等體積混合液

  D.0.02 mol•L-1的NaOH與0.02 mol•L-1的NaHA溶液等體積混合液

  據此,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,HCl+NaHA====NaCl+H2A,還剩余NaHA。反應后,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 mol•L-1;同理D溶液經反應后c(Na2A)=0.01 mol•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電能力如圖所示。請完成下列問題:

  (1)“O”點為什么不導電?_________________。

  (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,共價化合物只有在水溶液里才能電離導電。“O”點不導電說明此時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,導電能力越弱;pH越小,c(H+)越大,導電能力越強。故pH大小順序為a>c>b。(3)電離度與溶液濃度有關,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)Mg Na2O NaOH Na2CO3 CH3COONa

  高考化學電離平衡真題練習

  14.(2006全國高考理綜Ⅰ,11)在0.1 mol•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,平衡向逆反應方向移動

  B.加入少量NaOH固體,平衡向正反應方向移動

  C.加入少量0.1 mol•L-1 HCl溶液,溶液中c(H+)減小

  D.加入少量CH3COONa固體,平衡向正反應方向移動

  解析:根據勒夏特列原理:當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,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+的物質的量相同 B.物質的量濃度相同

  C.H+的物質的量濃度不同 D.H+的物質的量濃度相同

  解析:pH相同的鹽酸和醋酸,其c(H+)相同,且都等于10-pH m 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)

  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,下列說法正確的是( )

  A.弱酸溶液產生較多的H2 B.強酸溶液產生較多的H2

  C.兩者產生等量的H2 D.無法比較產生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,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,當它們的濃度均為0.10 mol•L-1時,甲酸中c(H+)約為乙酸中c(H+)的3倍。現(xiàn)有兩種濃度不 等的甲酸溶液a和b,以及0.10 mol•L-1的乙酸,經測定它們的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 mol•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 mol•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的濃度的相對大小(因HCOOH酸性>CH3COOH酸性)。

  答案:A

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