高考化学一轮复习 第8章 物质在水溶液中的行为 第2节 弱电解质的电离课后达标检测 鲁科版 12页

‎【2019最新】精选高考化学一轮复习 第8章 物质在水溶液中的行为 第2节 弱电解质的电离课后达标检测 鲁科版 ‎[课后达标检测]‎ 一、选择题 ‎1．(2018·西安八校联考)下列事实一定能说明HA是弱酸的是(　　)‎ A．常温下NaA溶液的pH大于7‎ B．HA能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体 C．1 mol·L－1的HA水溶液能使紫色石蕊试液变红 D．用HA溶液做导电性实验，灯泡很暗 解析：选A。NaA溶液的pH大于7，说明NaA为强碱弱酸盐，则HA为弱酸，A项正确；HCl也能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体，但HCl是强酸，B项错误；1 mol·L－1的HCl溶液也能使紫色石蕊试液变红，C项错误；溶液的导电性与溶液中的离子浓度有关，如果是强电解质，但溶液中的离子浓度很小，灯泡也会很暗，D项错误。‎ ‎2．0.1 mol·L－1某碱AOH溶液的pH＝11，将该溶液稀释10倍后，溶液的pH不可能为(　　)‎ ‎①10.1　②10.8　③12　④11.5‎ A．③④ B．①②‎ C．①③ D．②④‎ 12 / 12‎ 解析：选A。在碱溶液稀释过程中，溶液的pH减小而不是增大，若AOH是强碱，稀释10倍后溶液的pH＝10，若AOH是弱碱，由于稀释过程中AOH会继续电离出OH－，故稀释10倍后10碳酸Ka2＝5.6×10－11 mol·L－1，能发生；次溴酸Ka＝2.4×10－9 mol·L－1<碳酸Ka1＝4.3×10－7 mol·L－1，可知④能发生，②和③都不能发生。‎ ‎6．(2018·郑州一模)将浓度为0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀释，下列各量保持增大的是(　　)‎ ‎①[H＋]　②[F－]　③[OH－]　④Ka(HF)　⑤KW ‎⑥　⑦ A．①⑥ B．②④‎ C．③⑦ D．④⑤‎ 12 / 12‎ 解析：选C。HF是弱电解质，加水稀释促进HF的电离，但[H＋]、[F－]、[HF]都减小；温度不变，KW不变，[H＋]减小，则[OH－]增大；温度不变，Ka(HF)不变，＝，[F－]减小，则增大；根据电荷守恒知，[H＋]＝[OH－]＋[F－]，则＝＝1－，增大，故减小。综上所述，[OH－]、保持增大。‎ ‎7．(2018·海口调研)已知下面三个数据：7.2×10－4 mol·L－1、4.6×10－4 mol·L－1、4.9×10－10 mol·L－1分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：‎ ‎①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。‎ 由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)‎ A．HF的电离平衡常数为7.2×10－4 mol·L－1‎ B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10 mol·L－1‎ C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱 D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小 解析：选B。相同温度下的弱电解质的电离平衡常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一。该题中涉及三个反应，由题中三个化学反应方程式(强酸制弱酸)可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离平衡常数越大，据此将三个Ka值与酸对应起来，故A正确，B错误；反应①说明酸性：HNO2>HCN，反应③说明酸性：HF>HNO2，故C、D正确。‎ ‎8．(2018·湖南六校联考)高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。某温度下，四种物质在冰醋酸中的电离常数如下：‎ 12 / 12‎ HClO4‎ H2SO4‎ HCl HNO3‎ Ka (mol·L－1)‎ ‎1.6×10－5‎ ‎6.3×10－9‎ ‎1.6×10－9‎ ‎4.2×10－10‎ 根据表格中数据判断以下说法不正确的是(　　)‎ A．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸 B．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO C．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离 D．酸的强弱与其本身的结构和溶剂的性质有关 解析：选B。在冰醋酸中高氯酸的电离常数最大，则酸性最强，A项正确；在冰醋酸中硫酸的电离常数较小，不能完全电离，电离方程式应为H2SO4H＋＋HSO，B项错误；在冰醋酸中这四种酸的电离常数较小，均不能完全电离，C项正确；酸的强弱与其本身的结构和溶剂的性质有关，D项正确。‎ ‎9．(2017·高考全国卷Ⅱ)改变 0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示{已知δ(X)＝}。‎ 下列叙述错误的是(　　)‎ A．pH＝1.2时，[H2A]＝[HA－]‎ B．lg [Ka2(H2A)]＝－4.2‎ C．pH＝2.7时，[HA－]＞[H2A]＝[A2－]‎ D．pH＝4.2时，[HA－]＝[A2－]＝[H＋]‎ 12 / 12‎ 解析：选D。从图像中可以看出pH＝1.2时，δ(H2A)＝δ(HA－)，则[H2A]＝[HA－]，A项正确；根据HA－H＋＋A2－，可确定Ka2(H2A)＝，从图像中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则[HA－]＝[A2－]，即lg [Ka2(H2A)]＝lg [H＋]＝－4.2，B项正确；从图像中可以看出pH＝2.7时，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，则[HA－]>[H2A]＝[A2－]，C项正确；从图像中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则[HA－]＝[A2－]≈0.05 mol·L－1，而[H＋]＝10－4.2 mol·L－1，D项错误。‎ 二、非选择题 ‎10．(2018·海南七校联考)连二次硝酸(H2N2O2)是一种二元酸，可用于制N2O气体。‎ ‎(1)连二次硝酸中氮元素的化合价为________。‎ ‎(2)常温下，用0.01 mol·L－1的NaOH溶液滴定10 mL 0.01 mol·L－1的H2N2O2溶液，测得溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示。‎ ‎①写出H2N2O2在水溶液中的电离方程式：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎②b点时溶液中[H2N2O2]________(填“>”“<”或“＝”，下同)[N2O]。‎ ‎③a点时溶液中[Na＋]________[HN2O]＋[N2O]。‎ 解析：(1)根据化合物中各元素化合价的代数和为0，可求出H2N2O2中氮元素的化合价为＋1。(2)①由题图可以看出，未加入NaOH溶液时，0.01‎ 12 / 12‎ ‎ mol·L－1H2N2O2溶液的pH＝4.3，这说明H2N2O2为弱酸，则其电离方程式为H2N2O2H＋＋HN2O、HN2OH＋＋N2O。②b点时溶液中的溶质为NaHN2O2，溶液呈碱性，说明HN2O的水解程度大于其电离程度，H2N2O2为水解产物，N2O为电离产物，故[H2N2O2]>[N2O]。③a点时溶液中，根据电荷守恒可得[Na＋]＋[H＋]＝2[N2O]＋[HN2O]＋[OH－]，而a点时溶液的pH＝7，则[H＋]＝[OH－]，故[Na＋]＝2[N2O]＋[HN2O]，所以[Na＋]>[N2O]＋[HN2O]。‎ 答案：(1)＋1　(2)①H2N2O2H＋＋HN2O、HN2OH＋＋N2O　②>　③>‎ ‎11．为研究HA、HB和MOH酸碱性的相对强弱，某化学学习小组设计了以下实验：室温下，pH＝2的两种酸溶液HA、HB和pH＝12的碱溶液MOH各取1 mL，然后分别加水稀释到1 000 mL，其pH的变化与溶液体积的关系如图所示，根据所给数据，请回答下列问题：‎ ‎(1)HA为________酸(填“强”或“弱”，下同)，HB为________酸。‎ ‎(2)若c＝9，则稀释后的三种溶液中，由水电离出的氢离子的浓度的大小顺序为____________________(用酸、碱的化学式表示)。将稀释后的HA溶液和MOH溶液等体积混合，所得溶液中[A－]与[M＋]的大小关系为[A－]________[M＋](填“大于”“小于”或“等于”)。‎ ‎(3)若b＋c＝14，则MOH为________碱(填“强”或“弱”)。将稀释后的HB溶液和MOH溶液等体积混合，所得混合溶液的pH________7(填“大于”“小于”或“等于”)。‎ 12 / 12‎ 解析：(1)pH＝a的强酸溶液，稀释10n(a＋n<7)倍后，溶液的pH＝a＋n；pH＝a的弱酸溶液，稀释10n倍后，溶液的pH介于a和a＋n之间。据此可确定HA是强酸，HB是弱酸。(2)pH＝9的MOH溶液中，[H＋]水＝1×10－9 mol/L；pH＝5的HA溶液中，[H＋]水＝[OH－]水＝1×10－9 mol/L；pH＝b的HB溶液中，[H＋]水＝[OH－]水<1×10－9 mol/L。将稀释后的HA溶液和MOH溶液等体积混合，二者恰好完全反应生成强酸强碱盐，溶液显中性，根据电荷守恒可知[A－]＝[M＋]。(3)若b＋c＝14，则b＝14－c，在pH＝c的MOH溶液中，[OH－]＝10c－14 mol/L＝10－b mol/L，即将[OH－]＝10－2 mol/L的MOH溶液稀释103倍后，[OH－]>10－5 mol/L，所以MOH是弱碱。因为同温度下，HB和MOH的电离能力相同，所以将稀释后的HB溶液和MOH溶液等体积混合，反应后溶液呈中性。‎ 答案：(1)强　弱 ‎(2)HA＝MOH>HB　等于 ‎(3)弱　等于 ‎12．(2018·大连重点中学考试)Ⅰ.HA、H2B、H3C三种弱酸，根据“较强酸＋较弱酸盐===较强酸盐＋较弱酸”的反应规律，它们之间能发生下列反应：‎ A．HA＋HC2－(少量)===A－＋H2C－‎ B．H2B(少量)＋2A－===B2－＋2HA C．H2B(少量)＋H2C－===HB－＋H3C 回答下列问题：‎ 12 / 12‎ ‎(1)相同条件下，HA、H2B、H3C三种酸中，酸性最强的是________。‎ ‎(2)A－、B2－、C3－、HB－、H2C－、HC2－六种离子中，最易结合质子(H＋)的是________，最难结合质子的是___________________________________。‎ ‎(3)写出下列反应的离子方程式。‎ HA(过量)＋C3－：‎ ‎_______________________________。‎ Ⅱ.在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中[NH]＝[Cl－]，则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________。‎ 解析：Ⅰ.(1)根据“较强酸制较弱酸”原理，由A、B、C反应可得酸性：HA>H2C－、H2B>HA、H2B>H3C，故HA、H2B、H3C中酸性最强的为H2B。(2)HC2－酸性最弱，则C3－最易结合质子；H2B酸性最强，则HB－最难结合质子。(3)过量HA与C3－反应，生成H2C－和A－。‎ Ⅱ.根据电荷守恒得：[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，由于[NH]＝[Cl－]，则[H＋]＝[OH－]，因此溶液显中性；混合后溶液中[OH－]＝10－7 mol·L－1，而[NH]＝[Cl－]＝×0.01 mol·L－1，[NH3·H2O]＝×(a－0.01) mol·L－1，故 NH3·H2O的电离常数Kb＝][OH－],[NH3·H2O])＝＝ mol·L－1。‎ 12 / 12‎ 答案：Ⅰ.(1)H2B ‎(2)C3－　HB－‎ ‎(3)2HA(过量)＋C3－===H2C－＋2A－‎ Ⅱ.中　 mol·L－1‎ ‎13．(2018·呼和浩特高三考试)(1)电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知下表数据：‎ 化学式 电离平衡常数(25 ℃)/mol·L－1‎ HCN Ka＝5.0×10－10‎ CH3COOH Ka＝1.8×10－5‎ H2CO3‎ Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11‎ ‎①25 ℃时，等浓度的四种溶液：a.NaCN溶液　b．Na2CO3溶液　c．CH3COONa溶液　d．NaHCO3溶液，pH由大到小的顺序为________________(填序号)。‎ ‎②将0.2 mol·L－1 HCN溶液和0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，则[HCN]、[H＋]、[OH－]、[CN－]、[Na＋]大小排序为______________________________________，[HCN]＋[CN－]________(填“>”“<”或“＝”)0.1 mol·L－1。‎ ‎③相同条件下，取等体积等pH的a.HCN溶液　b．CH3COOH 溶液　c．H2CO3溶液，各稀释100倍，稀释后的溶液，其pH大小关系为____________(填序号)。‎ ‎④25 ℃时，将体积为Va，pH＝13的某一元强碱与体积为Vb，pH＝2的某二元强酸混合，若所得溶液的pH＝11，则Va∶Vb＝________。‎ ‎(2)温度为T ℃时水的离子积常数为KW，该温度下，将浓度为a mol·L－1的H2SO4与b 12 / 12‎ ‎ mol·L－1的一元碱AOH等体积混合。则可判断溶液呈中性的是________(填序号)。‎ ‎①混合溶液的pH＝7‎ ‎②[SO]＝[A＋]‎ ‎③混合溶液中[H＋][OH－]＝KW ‎④混合溶液中[OH－]＝ mol·L－1‎ 解析：(1)①由表中电离平衡常数可知酸性大小：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO(相应的酸根离子分别为CH3COO－、HCO、CN－、CO)，酸性越弱，其盐溶液中酸根离子水解程度越大，故等浓度的四种溶液：a.NaCN溶液、b.Na2CO3溶液、c.CH3COONa溶液、d.NaHCO3溶液，pH由大到小的顺序为b>a>d>c。②反应后得到等浓度的HCN与NaCN的混合溶液，由溶液显碱性可推知CN－水解程度大于HCN的电离程度，故溶液中有关微粒的浓度大小为[HCN]>[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]；等体积混合后有关粒子的浓度变为原来的一半，根据原子守恒可知[HCN]＋[CN－]＝0.1 mol·L－1。③酸越弱，稀释同样的倍数，其pH改变越小，因此相同条件下，取等体积等pH的a.HCN溶液，b.CH3COOH溶液，c.H2CO3溶液，各稀释100倍，稀释后的溶液pH大小关系为b>c>a。④混合后溶液pH＝11，说明混合后溶液中[OH－]＝10－3 mol·L－1，故由题意得＝10－3，解得Va∶Vb＝1∶9。(2)因温度不一定是25 ℃，故pH＝7时溶 液不一定呈中性；由[SO]＝[A＋]及电荷守恒可知溶液中[H＋]＝[OH－]，则溶液一定呈中性；无论溶液呈酸性、中性还是碱性，混合溶液中总存在[H＋][OH－]＝KW；混合溶液中[OH－]＝‎ 12 / 12‎ ‎ mol·L－1，可说明混合溶液中[H＋]＝[OH－]，则溶液一定呈中性。‎ 答案：(1)①b>a>d>c　②[HCN]>[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]　＝　③b>c>a　④1∶9‎ ‎(2)②④‎ 12 / 12‎