《2022屆高考化學 專題十六 弱電解質(zhì)電離平衡及電離平衡常數(shù)的應用精準培優(yōu)專練》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2022屆高考化學 專題十六 弱電解質(zhì)電離平衡及電離平衡常數(shù)的應用精準培優(yōu)專練（10頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、2022屆高考化學 專題十六 弱電解質(zhì)電離平衡及電離平衡常數(shù)的應用精準培優(yōu)專練 一．弱電解質(zhì)電離平衡及電離平衡常數(shù)的應用 1．影響電離平衡的因素 典例1．體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01mol，下列敘述錯誤的是（ ） A．與NaOH完全中和時，醋酸所消耗的NaOH多 B．分別與足量CaCO3反應時，放出的CO2一樣多 C．兩種溶液的pH相等 D．分別用水稀釋相同倍數(shù)時，n(Cl－)＜n(CH3COO－) 【解析】體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01mol，根據(jù)二者的電離方程式可知，二者電離出

2、的c(H＋)相同，故pH相等，C項正確；由于醋酸不能完全電離，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故與NaOH完全中和，醋酸消耗的NaOH多，分別與足量CaCO3反應時，醋酸放出的CO2多，A項正確，B項錯誤；分別用水稀釋相同倍數(shù)時，醋酸的電離程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不變，D項正確。 【答案】B 2．電離平衡常數(shù)的應用 典例2．已知H2SO3、H2CO3分別屬于中強酸和弱酸，H2SO3H＋HSO，HSOH＋SO；H2CO3H＋HCO，HCOH＋CO；電離平衡常數(shù)分別為K1、K、K2、K，已知K1＞K≈K2＞K則溶液中不可以大量共存的離子組是（ ） A．

3、SO、HCO B．HSO、CO C．SO、CO D．HSO、HCO 【解析】因、K＞K，故酸性HSO＞HCO，所以HSO能與CO反應生成HCO與SO。 【答案】B 3．強弱電解質(zhì)的比較 典例3．25℃時，CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka＝1.8×10－5，體積均為10mL pH＝3的醋酸溶液與一元酸HX溶液分別加水稀釋至1000 mL，稀釋過程中pH的變化如圖所示。下列有關敘述不正確的是（ ） A．HX的酸性比CH3COOH強且為弱酸 B．10mL pH＝3的醋酸溶液中c(H＋)＋c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)＋c(OH－) C．

4、10mL pH＝3的醋酸溶液中c(CH3COOH)約為0.056mol·L?1 D．中和等體積、等pH的CH3COOH和HX溶液消耗NaOH的物質(zhì)的量前者小于后者 【解析】對于強酸稀溶液，體積稀釋至100倍，pH增大2，而題述兩種酸溶液pH增大均小于2，故二者均為弱酸，且HX溶液pH增大的多，故HX的酸性比CH3COOH強，選項A正確；由電荷守恒可得：c(H)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，選項B正確；Ka＝＝1.8×10－5，c(H＋)＝c(CH3COO－)，解得c(CH3COOH)約為0.056mol·L?1，選項C正確；等體積、等pH的CH3COOH和HX溶液，前者溶質(zhì)的物質(zhì)的

5、量濃度大，物質(zhì)的量多，故消耗的NaOH前者大于后者，選項D錯誤。 【答案】D 4．實驗探究 典例4．（1）一定溫度下，向1L 0.1 mol·L?1 CH3COOH溶液中加入0.1mol CH3COONa固體，則醋酸的電離平衡向________(填“正”或“逆”)反應方向移動；溶液中的值______(填“增大”“減小”或“不變”)。 （2）氨氣的水溶液稱為氨水，其中存在的主要溶質(zhì)微粒是NH3·H2O。 已知：a.常溫下，醋酸和NH3·H2O的電離平衡常數(shù)均為1.8×10－5； b．CH3COOH＋NaHCO3===CH3COONa＋CO2↑＋H2O。 則CH3COONH4溶液呈_

6、_______(填“酸”“堿”或“中”，下同)性，NH4HCO3溶液呈________性，NH4HCO3溶液中物質(zhì)的量濃度最大的離子是________。 （3）99℃時，Kw＝1.0×10－12，該溫度下測得0.1mol·L?1Na2A溶液的pH＝6。 ①H2A在水溶液中的電離方程式為_______________________________________。 ②該溫度下，將0.01mol·L?1H2A溶液稀釋到20倍后，溶液的pH＝________。 ③將體積相等、pH＝1的鹽酸和H2A溶液分別與足量的Zn反應，產(chǎn)生的氫氣____。(填字母) A．鹽酸多 B．H2

7、A多 C．一樣多 D．無法確定 ④將0.1mol·L?1H2A溶液與0.2mol·L?1氨水等體積混合，完全反應后溶液中各離子濃度從大到小的順序為_________________。 【解析】（3）99℃時，Kw＝1.0×10－12，該溫度下測得0.1mol·L?1 Na2A溶液的pH＝6，說明溶液呈中性，即A2－不水解，故H2A為強酸，在水溶液中完全電離。 【答案】（1）逆　不變　 （2）中　堿　NH （3）①H2A===2H＋＋A2－?、??、跜?、躢(NH)>c(A2－)>c(H＋)>c(OH－) 二．對點增分集訓 1．已知氫氟酸水溶液中存在如下

8、電離平衡：HFH＋F－。只改變一個條件一定可以使減小的是（ ） A．通入少量氯化氫氣體 B．加入少量氟化鉀固體 C．加入少量氫氧化鈉固體 D．通入少量氟化氫氣體 【解析】通入少量HCl氣體，溶液中c(H)增大，電離平衡逆向移動，c(HF)增大，但c(HF)增大的程度沒有c(H)增大的程度大，減小，A項正確；加入少量KF固體，溶液中c(F)增大，平衡逆向移動，c(H)減小，c(HF)增大，增大，B項錯；加入少量NaOH固體，溶液中c(H)減小，電離平衡正向移動，c(HF)減小，但c(HF)減小的程度沒有c(H)減小的程度大，增大，C項錯；通入少量HF氣體，c(HF)增大，平衡正向移

9、動，導致c(H)增大，但最終結果是c(HF)增大的程度比c(H)增大的程度大，增大，D錯。 【答案】A 2．25℃時加水稀釋10mL pH＝11的氨水，下列判斷正確的是（ ） A．原氨水的濃度為10?3 mol·L?1 B．溶液中減小 C．氨水的電離程度增大，溶液中所有離子的濃度均減小 D．再加入10 mL pH＝3的鹽酸充分反應后混合液的pH值肯定大于7 【解析】 A項，原氨水的濃度應大于10?3 mol·L?1，錯誤；B項，由于n(NH)增多，而n(NH3·H2O)減小，因處于同一溶液中，所以增大，錯誤；C項，由于c(OH－)減小，所以c(H)應增大，錯誤；D項，氨水過量

10、，所以pH＞7，正確。 【答案】D 3．現(xiàn)有體積相等且等pH或等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液，分別加入足量鎂粉，產(chǎn)生H2的體積(同溫同壓下測定)隨時間的變化示意圖如下： 其中正確的是（ ） A．①③ B．②④ C．①②③④ D．都不對 【解析】①隨著反應的進行，氫氣的體積應逐漸增大，故①錯誤；②等pH時，醋酸濃度較大，加入足量鎂，不僅產(chǎn)生的氫氣的體積更大，反應更快，而且反應時間更長，不可能比鹽酸更早結束，故②錯誤；③隨著反應的進行，氫氣的體積應逐漸增大，不可能逐漸減小，故③錯誤；④等物質(zhì)的量濃度時，醋酸溶液中氫離子濃度較小，反應速率較小

11、，不可能比鹽酸反應的快，故④錯誤。故選D 【答案】D 4．硼酸(H3BO3)溶液中存在：H3BO3(aq)＋H2O(l)[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下列說法正確的是（ ） 化學式 電離常數(shù)(298 K) 硼酸 K＝5.7×10－10 碳酸 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 醋酸 K＝1.75×10－5 A．等物質(zhì)的量濃度的碳酸鈉溶液和醋酸鈉溶液比較，pH：前者>后者 B．等物質(zhì)的量濃度的碳酸溶液和硼酸溶液比較，pH：前者>后者 C．將一滴碳酸鈉溶液滴入硼酸溶液中一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生 D．將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中一定能觀察到

12、有氣泡產(chǎn)生 【解析】酸的電離常數(shù)越大，其酸性越強，根據(jù)電離常數(shù)知，酸性強弱順序是：醋酸＞碳酸＞硼酸＞碳酸氫根離子。醋酸的酸性強于碳酸，碳酸根離子的水解程度大于醋酸根離子，所以等物質(zhì)的量濃度的碳酸鈉溶液的pH大于醋酸鈉溶液的pH，A正確；碳酸的酸性強于硼酸，則等物質(zhì)的量濃度的碳酸溶液和硼酸溶液比較，pH：前者＜后者，B錯誤；碳酸鈉和硼酸反應生成碳酸氫鈉而不是二氧化碳，所以觀察不到有氣泡產(chǎn)生，C錯誤；醋酸和碳酸鈉反應先生成碳酸氫鈉，碳酸氫鈉再和醋酸反應生成二氧化碳，由于只有一滴醋 酸溶液，所以不一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生，D錯誤。 【答案】A 5．由已知電離平衡常數(shù)判斷，下列關于SO2與N

13、a2CO3(aq)反應的離子方程式的書寫中，不合理的是（ ） 酸 電離平衡常數(shù) H2CO3 K1＝4×10－7　K2＝5.6×10－11 H2SO3 K1＝1.54×10－2　K2＝1.02×10－7 A．SO2＋H2O＋2CO===2HCO＋SO B．SO2＋2HCO===2CO2＋SO＋H2O C．2SO2＋H2O＋CO===CO2＋2HSO D．SO2＋H2O＋CO===HCO＋HSO 【解析】分析表中的電離平衡常數(shù)判斷電離程度大小，碳酸存在電離平衡：H2CO3HCO＋H＋　K1＝4×10－7，HCOH＋＋CO　K2＝5.6×10－11；亞硫酸存在電離平衡：H2

14、SO3HSO＋H＋　K1＝1.54×10－2，HSOH＋＋SO　K2＝1.02×10－7，碳酸與亞硫酸都是弱酸，電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，則酸性強弱順序為H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HCO，發(fā)生化學反應應遵循強酸制弱酸的原理，以此分析B項不合理。 【答案】B 6．25℃時，向盛有50mL pH＝2的HA溶液的絕熱容器中加入pH＝13的NaOH溶液，加入NaOH溶液體積(V)與所得混合溶液的溫度(T)的關系如下圖所示。下列敘述正確的是（ ） A．HA溶液的物質(zhì)的量濃度為0.01mol·L?1 B．b→c的過程中，溫度降低的原因是溶液中發(fā)生了吸熱反應 C．a(chǎn)→b的過程中，混

15、合溶液中可能存在：c(A－)＝c(Na＋)　 D．25℃時，HA的電離平衡常數(shù)K約為1.43×10－2 【解析】恰好中和時混合溶液溫度最高，即b點，此時消耗氫氧化鈉為0.04L×0.1mol·L?1＝0.004mol ，得出50 mL HA的濃度為＝0.08 mol·L－1，A錯誤；b→c的過程中，HA已完全反應，繼續(xù)滴加氫氧化鈉溶液不再發(fā)生反應，溶液溫度降低，B錯誤；NaA水解呈堿性，HA電離呈酸性，a→b的過程中， 混合溶液可能呈中性，存在： c(A－)＝c(Na＋)，C正確；電離平衡常數(shù)K＝＝＝1.43×10－3，D錯誤。 【答案】C 7．pH＝1的HA、HB兩溶液各

16、10mL，分別加水稀釋至1000mL，其pH變化關系如圖所示，下列說法正確的是（ ） A．HA一定是強酸，HB一定是弱酸 B．稀釋后，HA溶液的酸性比HB溶液的酸性弱 C．向上述10mL HA溶液中加入10 mL pH＝13的NaOH溶液，溶液中有c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) D．當a＝3時，HA、HB兩溶液起始濃度相等 【解析】當a＝3，HA一定是強酸，HB一定是弱酸，若a＜3，HA、HB都是弱酸，A錯誤；由圖像可知，稀釋后HA溶液的pH比HB溶液的大，故稀釋后HA溶液的酸性比HB溶液的酸性弱，B正確；若a＝3，HA是強酸，與NaOH溶液反應后，溶液中

17、生成的溶質(zhì)NaA不水解，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，C錯誤；當a＝3時，HA是強酸，HA、HB兩溶液起始pH相等，但溶液濃度不相等，D錯誤。 【答案】B 8．為比較鹽酸與醋酸的酸性強弱，下列方案不可行的是(均在常溫下測定)（ ） A．比較等體積、等pH的兩種溶液的導電性 B．比較等物質(zhì)的量濃度的氯化鈉與醋酸鈉溶液的pH C．比較等體積、等pH的兩種溶液與過量鋅粉反應產(chǎn)生氫氣的量 D．比較等體積、等物質(zhì)的量濃度的兩種溶液稀釋相同倍數(shù)后的pH變化 【解析】A項，由于鹽酸、醋酸的pH相同，c(H＋)相同，所以導電性也相同，故不可行。 【答案】A 9．向0.1mol·L

18、－1的CH3COOH溶液中加水或加入少量CH3COONa晶體時，下列有關敘述不正確的是（ ） A．都能使溶液的pH增大 B．都能使溶液中c(H＋)·c(CH3COO－)減小 C．都能使溶液中比值增大 D．溶液中不變 【解析】醋酸中存在CH3COOHCH3COO－＋H+，溫度不變，醋酸的Ka不變，即不變，D正確；加水稀釋，雖促進醋酸的電離，但溶液中c(H＋)、c(CH3COO)減小，pH增大；加入少量CH3COONa晶體時引入c(CH3COO－)，c(CH3COO－)增大，醋酸的電離平衡向逆反應方向移動，c(H＋)減小，pH增大，A正確；加入少量CH3COONa晶體后Ka＝不變

19、，而c(CH3COOH)變大，則c(H+)·c(CH3COO－)變大，B錯誤；＝＝，c(H+)變小，則比值增大，C正確。 【答案】A 10．常壓下，取不同濃度、不同溫度的氨水測定，得到下表實驗數(shù)據(jù)。 溫度/℃ c(NH3·H2O)/(mol·L?1) 電離常數(shù) 電離度/% c(OH－)/(mol·L?1) 0 16.56 1.37×10－5 9.098 1.507×10－2 10 15.16 1.57×10－5 10.18 1.543×10－2 20 13.63 1.71×10－5 11.2 1.527×10－2 提示：電離度＝×100% （1）

20、溫度升高，NH3·H2O的電離平衡向________(填“左”或“右”)移動，能支持該結論的表中數(shù)據(jù)是________(填字母)。 A．電離常數(shù) B．電離度 C．c(OH－) D．c(NH3·H2O) （2）表中c(OH－)基本不變的原因是________________________________________。 （3）常溫下，在氨水中加入一定量的氯化銨晶體，下列說法錯誤的是________(填字母，下同)。 A．溶液的pH增大 B．氨水的電離度減小 C．c(OH－)減小

21、 D．c(NH)減小 （4）將氨水與鹽酸等濃度等體積混合，下列做法能使c(NH)與c(Cl－)比值變大的是________。 A．加入固體氯化銨 B．通入少量氯化氫 C．降低溶液溫度 D．加入少量固體氫氧化鈉 【解析】（1）根據(jù)表中電離常數(shù)隨溫度的變化可以判斷，NH3·H2O的電離吸收熱量，升高溫度，NH3·H2O的電離平衡向右移動。（3）對于平衡NH3·H2ONH+OH－，加入NH4Cl固體，平衡左移，pH減小，電 離

22、度減小，c(OH－)減小，c(NH)增大，A、D錯誤。（4）氨水與鹽酸等濃度等體積混合，恰好生成NH4Cl溶液，NH+H2ONH3·H2O+H，加入固體NH4Cl，c(NH)增大，增大，A正確；降溫，NH水解程度減小，增大，C正確；B項，通入HCl，c(Cl－)增大的較c(NH)多，減小；D項，加入NaOH固體，c(NH)減小，減小。 【答案】（1）右　A （2）氨水濃度降低，使c(OH－)減小，而溫度升高，使c(OH－)增大，雙重作用使c(OH)基本不變 （3）AD　 （4）AC 11．與化學平衡類似，電離平衡的平衡常數(shù)，叫做電離常數(shù)(用K表示)。下表是25℃下幾種常見弱酸的電離平

23、衡常數(shù)： 酸 電離方程式 電離平衡常數(shù)K CH3COOH CH3COOHH++CH3COO－ 1.96×10－5 HClO HClOH++ClO－ 3.0×10－8 H2CO3 H2CO3H++HCO HCOH++CO K1＝4.4×10－7 K2＝5.6×10－11 H2SO3 H2SO3H++HSO HSOH++SO K1＝1.54×10－2 K2＝1.02×10－7 回答下列問題： （1）CH3COOH、HClO、H2CO3、HCO、H2SO3、HSO都可看作是酸，其中酸性最強的是________，最弱的是________。 （2）向Na2CO

24、3溶液中通入足量的氯氣，發(fā)生的離子方程式為______________________，向NaClO溶液中通入少量的二氧化硫，發(fā)生的離子方程式為_________________________。 （3）求25℃時，1.2mol·L?1的NaClO溶液pH＝________(已知：lg2＝0.3)，0.10mol·L?1的CH3COOH溶液中的c(H+)＝________mol·L?1。 【解析】（1）同一溫度下，酸的電離常數(shù)越大其酸性越強，根據(jù)酸的電離常數(shù)知，酸性強弱順序是H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO，所以酸性最強的是H2SO3，最弱的是HCO。(2)

25、因為酸性：HCl＞H2CO3＞HClO＞HCO，所以反應的離子方程式為2Cl2+H2O+CO===CO2+2Cl－+2HClO；因為酸性： H2SO3＞HSO＞HClO，次氯酸具有強氧化性，能夠?qū)喠蛩岣x子氧化為硫酸根離子，所以反應的離子方程式為SO2+H2O+3ClO－===Cl－+SO+2HClO。（3）1.2mol·L?1的NaClO溶液中水解離子方程式為ClO +H2OHClO+OH－，Kh＝＝×＝＝，c2(OH－)＝×c(ClO－)＝×1.2mol·L?1，c(OH－)＝2×10－3.5mol·L?1，c(H+)＝＝5×10－11.5，pH＝－lg(5×10－11.5)＝10.8；該溫度下，0.10mol·L?1的CH3COOH溶液中存在電離平衡，CH3COOH?CH3COO－+H+，平衡常數(shù)K＝＝1.76×10?5，c2(H+)＝0.10×1.76×10?5，c(H+)≈1.4×10?3mol·L?1。 【答案】（1）H2SO3　HCO （2）2Cl2+H2O+CO===CO2+2Cl－+2HClO SO2+H2O+3ClO－===Cl－+SO+2HClO （3）10.8　1.4×10－3