备考2018年高考化学一轮基础复习：专题23 弱电解质的电离平衡

1. 下列化学用语正确的是（　　）

A . 氟化氢的电子式： B . 氯原子的结构示意图： C . 氯化钠的电离方程式：NaCl=Na⁺+Cl^﹣ D . 乙醇的结构式：C₂H₆O

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2. 用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（　　）

A . $\text{[math]}$ B . $\text{[math]}$ C . c（H⁺）和c（OH^﹣）的乘积 D . OH^﹣的物质的量

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3. 下列各选项所描述的两个量中，前者一定大于后者的是（　　）

A . CH₃COONa溶液中CH₃COO^﹣和Na⁺的数目 B . 纯水在80℃和25℃时的pH C . 相同温度下，100mL0.01mol•L^﹣1醋酸与10mL0.1mol•L^﹣1醋酸中H⁺的物质的量 D . 相同温度下，pH=12的NaOH溶液和Na₂CO₃溶液中由水电离出的c（OH^﹣）

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4. 下列图示与对应的叙述相符的是（　　）

A . 可表示将SO₂气体通入溴水时pH的变化 B . 表示KNO₃的溶解度曲线，a点是80℃的KNO₃的不饱和溶液 C . 表示乙酸溶液中通入氨气至过量过程中溶液导电性的变化 D . 表示室温下，0.100mol/L NaOH溶液分别滴定0.100mol/L的盐酸和醋酸的滴定曲线，由图知I为盐酸的滴定曲线

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5. 常温下，HNO₂的电离平衡常数为K=4.6×10^﹣4（已知 $\text{[math]}$ =2.14），向20mL0.01mol•L^﹣1的HNO₂溶液中逐滴加入相同浓度的NaOH溶液，测得混合液的pH随NaOH溶液体积的变化如图所示，下列判断正确的是（　　）

A . HNO₂的电离方程式为HNO₂=NO₂^﹣+H⁺ B . a点H₂O电离出的c（H⁺）=2.14×10^﹣3mol•L^﹣1 C . b点溶液中离子浓度大小关系为c（NO₂^﹣）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^﹣） D . X值等于20

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6. 下列说法正确的是（）

A . 在100℃、101kPa条件下，液态水的气化热为40.69kJ•mol^﹣¹ ，则H₂O（g）⇌H₂O（l）的△H=40.69kJ•mol^﹣¹ B . 常温下，在0.10mol•L^﹣¹的NH₃•H₂O溶液中加入少量NH₄Cl晶体，能使NH₃•H₂O的电离度降低，溶液的pH减小 C . 已知：
共价键 C﹣C C=C C﹣H H﹣H
键能/kJ•mol^﹣¹ 348 610 413 436
则反应的焓变为△H=[（4×348+3×610+8×413）+3×436﹣（7×348+14×413）]kJ•mol^﹣¹=﹣384kJ•mol^﹣¹ D . 已知MgCO₃的K_sp=6.82×10^﹣⁶ ，则所有含有固体MgCO₃的溶液中，都有c（Mg²⁺）=c（CO₃²^﹣），且c（Mg²⁺）•c（CO₃²^﹣）=6.82×10^﹣⁶

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7. 归纳法是高中化学学习常用的方法之一，某化学研究性学习小组在学习了《化学反应原理》后作出了如下的归纳总结：归纳正确的是（）
①常温下，pH=3的醋酸溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合，则有c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^﹣）+c（CH₃COO^﹣）
②对已建立化学平衡的某可逆反应，当改变条件使化学平衡向正反应方向移动时，生成物的百分含量一定增加
③常温下，AgCl在同物质的量浓度的CaCl₂和NaCl溶液中的溶解度相同
④常温下，已知醋酸电离平衡常数为K_a；醋酸根水解平衡常数为K_h；水的离子积为K_w；K_a•K_h=K_w
⑤电解精炼铜时，电解质溶液中铜离子浓度不变．

A . ①④ B . ①②④ C . ①②④⑤ D . ①②③④

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8. 根据问题填空：

（1）现有下列物质 A．氯化钠 B．醋酸 C．硫酸钡 D．醋酸钠，请用以上物质回答下列问题．
①属于弱电解质的是，写出其水溶液的电离方程式：；
②D物质的水溶液显（填酸性、碱性或中性），用离子方程式表示其原因，其水溶液中离子浓度大小关系为．

（2）某温度水的离子积K_W=1×10^﹣12 ，则该温度（填“＞”、“＜”或“=”）25℃．

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9. 已知醋酸和盐酸是日常生活中极为常见的酸．
常温常压，在 pH=5的稀醋酸溶液中，c（CH₃COO‾）=；下列方法中，可以使0.10mol/LCH₃COOH的电离程度增大的是．
a．加入少量0.10mol/L的稀盐酸b．加热CH₃COOH溶液c．加入少量冰醋酸
d．加水稀释至0.010mol/L e．加入少量氯化钠固体 f．加入少量0.10mol/L的NaOH溶液．

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10. 一定条件下甲醇与一氧化碳反应可以合成乙酸．通常状况下，将a mol/L的醋酸与b mol/LBa（OH）₂溶液等体积混合，反应平衡时，2c（Ba²⁺）=c（CH₃COO^﹣），用含a和b．的代数式表示该混合溶液中醋酸的电离常数为：．

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11. 为研究CH₃COOH、HA和MOH的酸碱性的相对强弱，某兴趣小组设计了以下实验：室温下，将pH=2的两种酸溶液CH₃COOH、HA和pH=12的碱MOH溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH的变化与溶液体积的关系如图1所示，根据所给数据，请回答下列问题：

（1） HA为酸（填“强”或“弱”）．稀释后 HA溶液中水电离出来的
c（H⁺）醋酸溶液中水电离出来c（H⁺）（填“大于”、“等于”或“小于”）．

若b+c=14，则MOH为碱（填“强”或“弱”）．

（2）常温下0.10mol/L的CH₃COOH溶液加水稀释过程，下列表达式的数据一定变大的是．

A . c（H⁺） B . c（H⁺）/c（CH₃COOH） C . c（H⁺）•c（OH^﹣） D . c（OH^﹣）/（H⁺）

（3）常温下，用0.10mol•L^﹣¹ NaOH溶液分别滴定20mL 0.10mol•L^﹣¹ HCl溶液和20mL 0.10 mol•L^﹣¹ CH₃COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示．如图中滴定醋酸溶液的曲线是（填“图2”或“图3”）；曲线上E点pH＞8的原因是（用离子方程式表示）．

（4） 25℃时，CH₃COOH与CH₃COONa的混合溶液，若测得混合液pH=6，则溶液中离子浓度由大到小顺序为

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12. 常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表，请回答：
实验编号
HA物质的量浓度
（mol•L^﹣1）
NaOH物质的量浓度
（mol•L^﹣1）
混合溶液的pH
甲
0.2
0.2
pH=a
乙
c
0.2
pH=7
丙
0.2
0.1
pH＞7
丁
0.1
0.1
pH=9

（1）不考虑其它组的实验结果，单从甲组情况分析，如何用a （混合溶液的pH）来说明HA是强酸还是弱酸．

（2）不考虑其它组的实验结果，单从乙组情况分析，C是否一定等于0.2（选填“是”或“否”）．混合液中离子浓度c（A^﹣）与 c（Na⁺）的大小关系是．

（3）丙组实验结果分析，HA是酸（选填“强”或“弱”）．该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是．

（4）丁组实验所得混合溶液中由水电离出的c（OH^﹣）=mol•L^﹣1 ．写出该混合溶液中下列算式的精确结果（不需做近似计算）．c（Na⁺）﹣c（A^﹣）=mol•L^﹣1 c（OH^﹣）﹣c（HA）=mol•L^﹣1 ．

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13. 已知K、K_a、K_W、K_sp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水的离子积常数、难溶电解质的溶度积常数．

（1）有关上述常数的说法正确的是．
a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b．它们的大小都随温度的升高而增大
c．常温下，CH₃COOH在水中的K_a大于在饱和CH₃COONa溶液中的K_a

（2） 25℃时将a mol•L^﹣1的氨水与0.01mol•L^﹣1的盐酸等体积混合所得溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^﹣），则溶液显（填“酸”、“碱”或“中”）性；用含a的代数式表示NH₃•H₂O的电离平衡常数K_b=　

（3）已知25℃时CH₃COOH和NH₃ ． H₂O电离常数相等，则该温度下CH₃COONH₄溶液中水电离的H⁺浓度为，溶液中离子浓度大小关系为

（4） 25℃时，H₂SO₃═HSO₃^﹣+H⁺的电离常数K_a=1×10^﹣2mol•L^﹣1 ，则该温度下pH=3、c（HSO₃^﹣）=0.1mol•L^﹣1的NaHSO₃溶液中c（H₂SO₃）=．

（5）已知常温下Fe（OH）₃和Mg（OH）₂的K_sp分别为8.0×10^﹣38、1.0×10^﹣11 ，向浓度均为0.1mol/L的FeCl₃、MgCl₂的混合溶液中加入碱液，要使Fe³⁺完全沉淀而Mg²⁺不沉淀，应该调节溶液pH的范围是．（已知lg 2=0.3）

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备考2018年高考化学一轮基础复习：专题23 弱电解质的电离平衡

一、单选题

二、填空题

三、实验探究题

四、综合题

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共价键	C﹣C	C=C	C﹣H	H﹣H
键能/kJ•mol^﹣¹	348	610	413	436

实验编号	HA物质的量浓度（mol•L^﹣1）	NaOH物质的量浓度（mol•L^﹣1）	混合溶液的pH
甲	0.2	0.2	pH=a
乙	c	0.2	pH=7
丙	0.2	0.1	pH＞7
丁	0.1	0.1	pH=9

备考2018年高考化学一轮基础复习：专题23 弱电解质的电离平衡

一、单选题

二、填空题

三、实验探究题

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