2023屆新教材高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)電離平衡作業(yè)

課時作業(yè)25電離平衡一、單項選擇題（本題包括6個小題，每小題只有1個選項符合題意）1．下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法不正確的是（）A．常溫下，向1L0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入0.1molCH3COONa固體，溶液中eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)不變B．向氨水溶液中加入少量NH4Cl，此時eq\f(c（NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))）,c（NH3·H2O）)的值增大C．蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出，證明白醋是弱電解質(zhì)D．相同體積、相同c（H＋）的鹽酸、醋酸與足量CaCO3反應(yīng)，產(chǎn)生CO2的量醋酸的多2．已知室溫時，0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是（）A．該溶液的pH＝4B．升高溫度，溶液的pH增大C．此酸的電離常數(shù)約為1×10－7D．HA電離出的c（H＋）約為水電離出的c（H＋）的106倍3．下列說法正確的是（）A．濃度為0.1mol·L－1CH3COOH溶液，加水稀釋，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)減小B．濃度為0.1mol·L－1CH3COOH溶液，升高溫度，Ka（CH3COOH）不變，但醋酸的電離程度增大C．濃度為0.1mol·L－1HA溶液的pH為4，則HA為弱電解質(zhì)D．CH3COOH的濃度越大，CH3COOH的電離程度越大4．下表是幾種弱酸常溫下的電離平衡常數(shù)：CH3COOHH2CO3H2SH3PO4K＝1．8×10－5K1＝4．3×10－7K2＝5．6×10－11K1＝9．1×10－8K2＝1．1×10－12K1＝7.5×10－3K2＝6.2×10－8K3＝2.2×10－13則下列說法中不正確的是（）A．碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸B．多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定C.常溫下，加水稀釋醋酸，eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）·c（OH－）)增大D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離常數(shù)不變5．常溫下，有amol·L－1HX和bmol·L－1HY兩種酸溶液，下列說法不正確的是（）A．若a＝b且c（X－）>c（Y－），則酸性：HX>HYB．若a>b且c（X－）＝c（Y－），則酸性：HX>HYC．若a<b且兩者pH相同，則HY一定是弱酸D．若向HX溶液中加入等濃度、等體積的NaOH溶液，所得溶液pH>7，則HX為弱酸6．醋酸為一元弱酸，25℃時，其電離常數(shù)Ka＝1.75×10－5。下列說法錯誤的是（）A．0.1mol·L－1CH3COOH溶液的pH在2～3范圍內(nèi)B．CH3COONa溶液中，c（CH3COOH）＋c（H＋）＝c（OH－）C．將0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，其電離常數(shù)和eq\f(c（H＋）,c（CH3COOH）)均不變D．等體積的0.1mol·L－1NaOH溶液和0.1mol·L－1CH3COOH溶液混合后，溶液pH>7，且c（Na＋）>c（CH3COO－）>c（OH－）>c（H＋）二、不定項選擇題（本題包括4個小題，每小題有1個或2個選項符合題意）7．下表是在相同溫度下三種酸的一些數(shù)據(jù)，下列判斷正確的是eq\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(提示：電離度＝\f(n電離（弱電解質(zhì)）,n總（弱電解質(zhì)）)))（）酸HXHYHZ濃度/（mol·L－1）0.120.20.911電離度0.250.20.10.30.5電離常數(shù)K1K2K3K4K5A.在相同溫度下，由HX的數(shù)據(jù)可以說明：弱電解質(zhì)溶液，濃度越低，電離度越大，且K1＞K2＞K3＝0.01B．室溫時，若在NaZ溶液中加少量鹽酸，則eq\f(c（Z－）,c（HZ）·c（OH－）)的值變大C.表格中三種濃度的HX溶液中，從左至右c（X－）濃度逐漸增大D．在相同溫度下，電離常數(shù)：K5＞K4＞K38.NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀（鄰苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6）溶液，混合溶液的相對導(dǎo)電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應(yīng)終點。下列敘述錯誤的是（）A．混合溶液的導(dǎo)電能力與離子濃度和種類有關(guān)B．Na＋與A2－的導(dǎo)電能力之和大于HA－的C．b點的混合溶液pH＝7D．c點的混合溶液中，c（Na＋）>c（K＋）>c（OH－）9．部分弱電解質(zhì)的電離常數(shù)如下表：弱電解質(zhì)HCOOHHCNH2CO3電離常數(shù)（25℃）Ka＝1．8×10－4Ka＝4．9×10－10Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11下列說法錯誤的是（）A．結(jié)合H＋的能力：COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))>CN－>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>HCOO－B．2CN－＋H2O＋CO2=2HCN＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))C．中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．25℃時，反應(yīng)HCOOH＋CN－?HCN＋HCOO－的化學(xué)平衡常數(shù)為3.67×10610.室溫下，向100mL飽和H2S溶液中通入SO2氣體（氣體體積換算成標(biāo)準(zhǔn)狀況），發(fā)生反應(yīng)：2H2S＋SO2=3S↓＋2H2O，測得溶液pH與通入SO2的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)說法正確的是（）A．整個過程中，水的電離程度先增大后減小B．該溫度下H2S的Ka1數(shù)量級為10－7C．曲線y代表繼續(xù)通入SO2氣體后溶液pH的變化D．a(chǎn)點之后，隨SO2氣體的通入，eq\f(c（HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2SO3）)的值始終減小三、非選擇題11．磷能形成次磷酸（H3PO2）、亞磷酸（H3PO3）等多種含氧酸。（1）次磷酸（H3PO2）是一種精細(xì)化工產(chǎn)品，已知10mL1mol·L－1H3PO2與20mL1mol·L－1的NaOH溶液充分反應(yīng)后生成組成為NaH2PO2的鹽：①NaH2PO2屬于（填“正鹽”“酸式鹽”或“無法確定”）。②若25℃時，K（H3PO2）＝1×10－2，則0.02mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝。③設(shè)計兩種實驗方案，證明次磷酸是弱酸：________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。（2）亞磷酸（H3PO3）是二元中強(qiáng)酸，某溫度下，0.11mol·L－1的H3PO3溶液的pH為2，該溫度下H3PO3的電離平衡常數(shù)Ka1約為（Ka2＝2×10－7，H3PO3的二級電離和水的電離忽略不計）。（3）亞磷酸的結(jié)構(gòu)式為（式中P→O表示成鍵電子對全部由磷原子提供），含有兩個“—OH”，分子中有兩個可電離的H＋，因而是二元酸，由此類推次磷酸分子中含有個“O—H”鍵。（4）向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液：①恰好中和生成Na2HPO3時，所得溶液的pH（填“＞”“＜”或“＝”，下同）7。②溶液呈中性時，所得溶液的c（Na＋）c（H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）＋2c（HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）。③若用甲基橙作指示劑，用NaOH溶液滴定，達(dá)到滴定終點時，所得溶液的c（Na＋）c（H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）＋2c（HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）。1．答案：C2．解析：c（H＋）＝0.1%×0.1mol·L－1＝10－4mol·L－1，pH＝4；因HA在水中存在電離平衡，升高溫度促進(jìn)平衡向電離方向移動，c（H＋）將增大，pH會減?。浑婋x常數(shù)表達(dá)式Ka＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)≈eq\f(（10－4）2,0.1)＝1×10－7；c（H＋）＝10－4mol·L－1，所以由水電離出的c（H＋）＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍，故選B。答案：B3．解析：A項，加水稀釋，n（CH3COO－）增大，n（CH3COOH）減小，故eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)增大；B項，升溫，Ka增大；D項，濃度越大，電離程度越小。答案：C4．解析：由表中H2CO3和H2S的電離平衡常數(shù)可知，H2CO3的Ka1大于H2S的Ka1，則碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸，A正確；多元弱酸分步發(fā)生電離，第一步電離產(chǎn)生的H＋抑制第二步、第三步的電離，故多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定，B正確；醋酸的電離平衡常數(shù)Ka＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)＝eq\f(c（CH3COO－）·Kw,c（CH3COOH）·c（OH－）)，則有eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）·c（OH－）)＝eq\f(Ka,Kw)，加水稀釋醋酸，由于溫度不變，則Kw、Ka不變，故eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）·c（OH－）)的值不變，C錯誤；電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，溶液溫度不變，則電離平衡常數(shù)不變，D正確。答案：C5．解析：若a＝b且c（X－）>c（Y－），這說明電離程度HX＞HY，則酸性：HX>HY，A正確；若a>b且c（X－）＝c（Y－），這說明電離程度：HX＜HY，則酸性：HX＜HY，B錯誤；若a<b且兩者pH相同，這說明電離出的氫離子濃度相等，則HY一定是弱酸，C正確；若向HX溶液中加入等濃度、等體積的NaOH溶液，所得溶液pH>7，這說明X－水解，則HX為弱酸，D正確。答案：B6．解析：Ka＝eq\f(c（H＋）c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)＝1.75×10－5，c（H＋）≈c（CH3COO－），則c（H＋）＝eq\r(Ka×c（CH3COOH）)＝eq\r(0.1×1.75×10－5)＝eq\r(1.75)×10－3，pH＝－lg（eq\r(1.75)×10－3）＝3－lgeq\r(1.75)，因2＝3－lgeq\r(100)＜3－lgeq\r(1.75)＜3－lgeq\r(1)＝3，則溶液的pH在2～3范圍內(nèi)，故A正確；CH3COONa溶液中，根據(jù)質(zhì)子守恒得：c（CH3COOH）＋c（H＋）＝c（OH－），故B正確；溫度不變，則電離常數(shù)Ka＝eq\f(c（H＋）c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)不變，將0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，c（CH3COO－）減小，eq\f(c（H＋）,c（CH3COOH）)增大，故C錯誤；等體積的0.1mol·L－1NaOH溶液和0.1mol·L－1CH3COOH溶液混合后，溶液溶質(zhì)為CH3COONa，pH>7，則c（Na＋）>c（CH3COO－）>c（OH－）>c（H＋），故D正確。答案：C7．解析：由表中HX的數(shù)據(jù)可知，弱電解質(zhì)溶液的濃度越小，HX的電離度越大；電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，則有K1＝K2＝K3，A錯誤。在NaZ溶液中存在Z－的水解平衡：Z－＋H2O?HZ＋OH－，水解常數(shù)為Kh＝eq\f(c（HZ）·c（OH－）,c（Z－）)，加入少量鹽酸，平衡正向移動，由于溫度不變，則Kh不變，故eq\f(c（Z－）,c（HZ）·c（OH－）)的值不變，B錯誤。由表中HX的數(shù)據(jù)可知，HX的濃度越大，其電離度越小，但電離產(chǎn)生的c（X－）越大，故表格中三種濃度的HX溶液中，從左至右c（X－）濃度逐漸增大，C正確。相同條件下，弱電解質(zhì)的電離度越大，則酸性越強(qiáng)，其電離常數(shù)越大，故相同溫度下，電離常數(shù)為K5＞K4＞K3，D正確。答案：CD8．解析：滴定至終點時發(fā)生反應(yīng)：2NaOH＋2KHA=K2A＋Na2A＋2H2O。溶液導(dǎo)電能力與溶液中離子濃度、離子種類有關(guān)，離子濃度越大、所帶電荷越多，其導(dǎo)電能力越強(qiáng)，A項正確；圖像中縱軸表示“相對導(dǎo)電能力”，隨著NaOH溶液的滴加，溶液中c（K＋）、c（HA－）逐漸減小，而Na＋、A2－的物質(zhì)的量逐漸增大，由題圖可知，溶液的相對導(dǎo)電能力逐漸增強(qiáng)，說明Na＋與A2－的導(dǎo)電能力之和大于HA－的，B項正確；滴定終點時，溶液中的溶質(zhì)為鄰苯二甲酸鈉和鄰苯二甲酸鉀，由于鄰苯二甲酸是弱酸，所以溶液呈堿性，pH>7，C項錯誤；滴定終點時，c（K＋）＝c（Na＋），a點到b點加入NaOH溶液的體積大于b點到c點的，故c點時c（K＋）>c（OH－），所以c（Na＋）>c（K＋）>c（OH－），D項正確。答案：C9．解析：由HCOOH、HCN的電離常數(shù)分別為Ka＝1.8×10－4、Ka＝4.9×10－10，H2CO3的電離常數(shù)Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11，可知結(jié)合H＋的能力：COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))>CN－>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>HCOO－，故A正確；根據(jù)電離平衡常數(shù)有CN－＋H2O＋CO2=HCN＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，故B錯誤；因為HCOOH的酸性比HCN強(qiáng)，中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故C正確；25℃時，反應(yīng)HCOOH＋CN－?HCN＋HCOO－的化學(xué)平衡常數(shù)K＝eq\f(c（HCOO－）·c（HCN）,c（HCOOH）·c（CN－）)＝eq\f(Ka（HCOOH）,Ka（HCN）)＝eq\f(1.8×10－4,4.9×10－10)≈3.67×105，故D錯誤。答案：BD10．解析：由題圖可知，a點表示SO2氣體通入112mL（標(biāo)準(zhǔn)狀況）即0.005mol時pH＝7，溶液呈中性，說明SO2氣體與H2S溶液恰好完全反應(yīng)，可知飽和H2S溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量為0.01mol,c（H2S）＝0.1mol·L－1，a點之前為H2S過量，a點之后為SO2過量，酸抑制水的電離，故a點水的電離程度最大，水的電離程度先增大后減小，A正確；由圖中起點可知0.1mol·L－1H2S溶液電離出的c（H＋）＝10－4.1mol·L－1，電離方程式為H2S?H＋＋HS－、HS－?H＋＋S2－，以第一步電離為主，根據(jù)平衡常數(shù)表達(dá)式算出該溫度下H2S的Ka1≈eq\f(10－4.1×10－4.1,0.1－10－4.1)≈10－7.2，數(shù)量級為10－8，B錯誤；當(dāng)SO2氣體通入336mL（標(biāo)準(zhǔn)狀況）時，相當(dāng)于溶液中的c（H2SO3）＝eq\f(0.336－0.112,22.4×0.1)mol·L－1＝0.1mol·L－1，因為H2SO3酸性強(qiáng)于H2S，故此時溶液中對應(yīng)的pH應(yīng)小于4.1，則曲線y代表繼續(xù)通入SO2氣體后溶液pH的變化，C正確；根據(jù)平衡常數(shù)表達(dá)式可知eq\f(c（HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2SO3）)＝eq\f(c（HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）·c（H＋）,c（H2SO3）·c（H＋）)＝eq\f(Ka1,c（H＋）)，a點之后，隨SO2氣體的通入，c（H＋）增大，當(dāng)通入的SO2氣體達(dá)到飽和時，c（H＋）不再變化，Ka1是一個定值，eq\f(c（HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2SO3）)的值先減小后不變，D錯誤。答案：AC11．解析：（1）①NaOH過量，只生成NaH2PO2，說明次磷酸中只有一個可電離的氫原子，因而NaH2PO2是正鹽。②設(shè)溶液中的H＋濃度為xmol·L－1H3PO2?H＋＋H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(2))初始/mol·L－10.0200平衡/mol·L－10.02－xxxK（H3PO2）＝eq\f(x2,0.02－x)＝1×10－2[注意由于K（H3PO2）比較大，不能近似計算]得x＝0.0