高中化学鲁科版专题复习 专题十六弱电解质的电离平衡测试题

专题十六　弱电解质的电离平衡

考点1  弱电解质的电离平衡

1.室温下,能说明NH3·H2O为弱电解质的实验事实是 (　　)

A.铵盐受热都易分解

B.0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液的pH<7

C.氨水中只有少量的OH-

D.0.1 mol·L-1的氨水能使无色酚酞试液变红

2.已知25 ℃时,H2A的Ka1=4.0×10-4、Ka2=5.0×10-11,HB的Ka=2.0×10-5。下列说法正确的是              (　　)

A.常温下,相同浓度溶液的pH:H2A<HB

B.升高Na2A溶液的温度,减小

C.HB能与NaHA溶液反应生成H2A

D.常温下,相同浓度溶液的碱性:Na2A<NaB

考点2  电离常数及其应用

3.已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表所示。

下列说法正确的是 (　　)

A.常温下,相同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性,后者更强

B.向Na2CO3溶液中通入少量SO2:2C+SO2+H2O2HC+S

C.向NaClO 溶液中通入少量CO2:2ClO-+CO2+H2O2HClO+C

D.向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3溶液和NaHSO3溶液,均可提高氯水中HClO的浓度

4.常温下,将NaOH溶液滴加到某一元酸(HA)溶液中,测得混合溶液的pH与离子浓度变化关系如图所示。[已知:p=-lg ]

下列叙述正确的是 (　　)

A.Ka(HA)的数量级为10-4

B.滴加NaOH溶液过程中,保持不变

C.m点所示溶液中:c(H+)=c(HA)+c(OH-)-c(Na+)

D.n点所示溶液中:c(Na+)=c(A-)+c(HA)

5.常温下,浓度均为c0、体积均为V0的MOH和ROH两种碱液分别加水稀释至体积为V,溶液pH随lg 的变化如图甲所示;当pH=b时,两曲线出现交叉点x,如图乙所示。下列叙述正确的是              (　　)

A.c0、V0均不能确定其数值大小

B.电离常数Kb(MOH)≈1.1×10-4

C.x点处两种溶液中水的电离程度相等

D.lg 相同时,将两种溶液同时升高相同的温度,则增大

6.常温下,将一定浓度的HA和HB两种酸溶液分别与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合,实验记录如下表:

下列说法正确的是 (　　)

A.HA为强酸,HB为弱酸

B.溶液①中存在:c(A-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)

C.升高温度,溶液①中c(H+)增大,pH减小

D.溶液②中存在:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(B-)

7.[5分]酿酒和造醋是古代劳动人民的智慧结晶,白酒和醋也是日常生活中常见的有机物。

(1)下列以高粱为主要原料的酿醋工艺中,利用醋酸溶解性的是　　　　(填标号)。 

　           A.蒸拌原料B.淀粉发酵　C.用水浸淋D.放置陈酿

(2)写出乙酸在水溶液中的电离平衡常数的表达式:　　　     　　。 

(3)已知25 ℃下,CH3COOH的电离平衡常数Ka=2×10-5,则25 ℃时CH3COONa的水解平衡常数Kh=　　　　(填数值)。 

8.[3分]CO2溶于水形成H2CO3。已知常温下H2CO3的电离平衡常数Ka1=4.4×10-7、Ka2=4.7×10-11,NH3·H2O的电离平衡常数为Kb=1.75×10-5。常温下,用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液,NH4HCO3溶液显　　 　　(填“酸性”“中性”或“碱性”);请计算反应N+HC+H2ONH3·H2O+H2CO3的平衡常数K=　　　  　(保留2位有效数字)。 

一、选择题(每小题6分,共18分)

1.[一元弱酸滴定一元弱碱]已知10-3.4≈3.98×10-4,常温下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等,现向10 mL浓度为0.010 0 mol/L的氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液,在滴加过程中溶液的pH与所加CH3COOH溶液的体积关系如图所示。下列说法错误的是              (　　)

A.n=7

B.水的电离程度先增大再减小

C.常温下,0.010 0 mol/L的氨水中NH3·H2O的电离度为3.98%

D.Y点对应的溶液中c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(CH3COO-)+c(H+)

2.[结合图像考查电离常数、电离度、水的离子积常数的应用]常温下,一元弱碱甲胺(CH3NH2)的电离常数Kb≈4.0×10-4,lg 5≈0.7。电解质溶液的电导率与离子浓度有关,电导率越大,溶液的导电能力越强。常温下,用0.02 mol·L-1盐酸分别滴定20.00 mL浓度均为0.02 mol·L-1的NaOH溶液和CH3NH2溶液,利用传感器测得滴定过程中溶液的电导率如图所示。

下列推断正确的是 (　　)

A.曲线Ⅰ代表NaOH的滴定曲线,H点对应的溶液中不存在电离平衡

B.G点对应的溶液中:c(Cl-)>c(H+)>c(CH3N)>c(OH-)

C.常温下,E、F点对应的溶液中水电离的c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14

D.常温下,F点对应的溶液的pH≈6.3

3.常温下,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1某酸(HA)溶液,溶液中HA、A-的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示。下列说法正确的是[已知δ(X)=]              (　　)

A.Ka(HA)的数量级为10-5

B.溶液中由水电离出的c(H+):a点>b点

C.当pH=4.7时,c(A-)+c(OH-)=c(HA)+c(H+)

D.当pH=7时,消耗NaOH溶液的体积为20.00 mL

二、非选择题(共16分)

4.[考查电离平衡常数的应用6分]已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如表所示。

 (1)25 ℃时,将20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L-1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L-1NaHCO3溶液混合,实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)的变化关系如图所示。

反应初始阶段两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是　                                               。 

(2)  若保持温度不变,在CH3COOH溶液中通入一定量的氨气,下列量会变小的是

　　　　(填字母)。 

a.c(CH3COO-) 　　b. c(H+)       c. Kw 　  d. CH3COOH的电离平衡常数

(3)某温度时,测得0.01 mol·L-1 NaOH溶液的pH=11。在此温度下,将pH=2的H2SO4溶液V1 L与pH=12的NaOH溶液V2 L混合,若所得混合液呈中性,则V1∶V2=　　　　。 

5.[10分]近年研究发现As2O3(砒霜)在治疗白血病、恶性肿瘤等方面有特效。砷有两种常见的酸:砷酸(H3AsO4)、偏亚砷酸(HAsO2)。已知H3AsO4的pKa1、pKa2、pKa3依次为2.25、6.77、11.40(pKa=-lg Ka)。

回答下列问题:

(1)写出砷酸第二步的电离方程式:　                          。 

(2)下列实验不能证明H3AsO4的酸性比HAsO2强的是　　　　　　(填标号)。 

A.常温下,测定0.01 mol·L-1 HAsO2溶液和0.01 mol·L-1 H3AsO4溶液的pH

B.常温下,测定0.1 mol·L-1 NaAsO2溶液和0.1 mol·L-1 Na3AsO4溶液的pH

C.常温下,分别用蒸馏水稀释pH=4的H3AsO4溶液、HAsO2溶液100倍,测定稀释后溶液的pH

D.常温下,比较体积均为10 mL,浓度均为0.01 mol·L-1 HAsO2溶液、H3AsO4溶液分别与质量相等且形状相同的锌粒反应

(3)常温下,加水稀释H3AsO4溶液,下列量会增大的是　　 　(填标号)。 

A.Kw            B.pH          C.       D.c(H+)·c(H2As)

(4)向10.00 mL 0.1 mol·L-1 H3AsO4溶液中滴加0.1 mol·L-1 NaOH溶液,加入NaOH溶液的体积为V时,c(H3AsO4)=c(H2As)。

①V　　　(填“>”“<”或“=”)10.00 mL。 

②此时,混合溶液的pH=　　　。