高考化學電離平衡基礎練習題

　　C.HI H++I- D.Ca(OH)2 Ca2++2OH-

　　解析：弱電解質存在電離平衡，強電解質全部電離。Al2(SO4)3、HI、Ca(OH)2為強電解質。書寫電離方程式用“====”，HF為弱電解質，書寫電離方程式用“ ”。故答案為C、D。

　　答案：CD

　　2.把0.05 mol NaOH固體，分別加入下列100 mL溶液中，溶液的導電能力變化不大的是( )

　　A.自來水 B.0.5 mol•L-1 鹽酸

　　C.0.5 mol•L-1醋酸 D.0.5 mol•L-1 NH4Cl溶液

　　解析：離子濃度變化不大，導電能力變化就不大。在水中、CH3COOH中加入NaOH固體，離子濃度都增大;向HCl中加入NaOH固體，自由移動離子數基本不變，則離子濃度變化不大;向NH4Cl中加入NaOH固體，離子濃度基本不變。

　　答案：BD

　　3.能影響水的電離平衡，并使溶液中c(H+ )>c(OH-)的操作是( )

　　A.向水中投入一小塊金屬鈉 B.將水加熱煮沸

　　C.向水中通入CO2 D.向水中加入食鹽晶體

　　解析：A項中加入鈉，Na與H2O反應生成NaOH，影響水的電離平衡，使c(OH-)>c(H+);B項中加熱使電離平衡右移，c(H+)=c(OH-);C項中通入CO2，CO2+H2O====H2CO3，使c(H+)>c(OH-);而D項中c(H+)=c(OH-)，故選C。

　　答案：C

　　4.水的電離過程為H2O H++OH-，在不同溫度下其平衡常數為K(25 ℃) =1.0×10-14,K(35 ℃)=2.1×10-14。則下列敘述正確的是( )

　　A.c(H+)隨著溫度的升高而降低 B.在35 ℃時，c(H+)>c(OH-)

　　C.水的電離百分率 α(25 ℃)>α(35 ℃) D.水的電離是吸熱的

　　解析：本題考查水的電離的實質及水的電離平衡的影響因素。由題中條件可以看出，溫度升高后，K值增大。25 ℃時c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol•L-1。35 ℃ 時c(H+)=c(OH-)=1.45×10-7 mol•L-1。溫度升高，c(H+)、c(OH-)都增大，且仍然相等，水的電離百分率也增大 。因溫度升高平衡向正反應方向移動，故水的電離為吸熱反應。

　　答案：D

　　5.將1 mL 0.1 mol•L-1的H2SO4溶液加入純水中制成200 mL溶液，該溶液中由水自身電離產生的c(H+)最接近于( )

　　A.1×10-3 mol•L-1 B.1×10-13 mol•L-1

　　C.1×10-7 mol•L-1 D.1 ×10-11 mol•L-1

　　解析：在水電離達到平衡時加入硫酸，由于c(H+)增大，使水的電離平衡向逆向移動，故水電離產生的c(H+)小于10-7 mol•L-1，排除A、C兩選項。數值的大小由溶液中的c(H+)和c(OH-)及KW來確定，因所得的溶液為酸性溶液，酸電離產生的H+遠遠大于水電離產生的H+，所以溶液中c(H+)由酸定，溶液中的c(OH-)是由水電離所得。而水電離產生的c(H+)=c(OH-),即可求出水電離產生的c(H+)。

　　答案：D

　　6.在100 ℃時，水的離子積為1×10-12，若該溫度下某溶液中的H+濃度為1×10-7 mol•L-1，則該溶液( )

　　A.呈堿性 B.呈酸性 C.呈中性 D.c(OH-)=100c(H+)

　　解析：100 ℃時中性溶液的c(H+)=c(OH-)=10-6mol•L-1

　　而c(H+)=10-7 mol•L-1

　　則c(OH-)= =10-5 mol•L-1>10-7 mol•L-1

　　且 =100。

　　答案：AD

　　7.甲酸的下列性質中，可以證明它是弱電解質的是( )

　　A.1 mol•L-1的醋酸溶液的pH約為2

　　B.醋酸能與水以任意比例互溶

　　C.10 mol•L-1的甲酸10 mL恰好與10 mL 1 mo l•L-1 NaOH溶液完全反應

　　D.在相同條件下，甲酸溶液的導電性比強酸溶液的導電性弱

　　解析：弱電解質的本質特征就是在水溶液中部分電離：A中pH=2則c(H+)=0.01 mol•L-1，可以說明這一點。D中，在相同條件下導電性弱，也是由于甲酸不完全電離造成的。

　　答案：AD

　　8.當Mg(OH)2固體在水中溶解達到平衡時：Mg(OH)2(s) Mg2++2OH-，為使Mg(OH)2固體的質量減少，可加入( )

　　A.NH4NO3 B.Na2S C.MgSO4 D.CH3COOH

　　解析：欲使Mg(OH)2固體減少則使平衡向右移動，即減少c(Mg2+)或c(OH-)，顯然c(Mg2+)不能減少，只能減少c(OH-)，即加入酸性物質。A中 +OH- NH3•H2O，c(OH-)減小，平衡向正向移動，Mg(OH)2減少，正確;B水解顯堿性，c(OH-)增大，Mg(OH)2固體增多;C中c(Mg2+)增大，Mg(OH)2固體增多;D項CH3COOH+OH-====H2O+CH3COO-，c(OH-)減小。故答案為A、D。

　　答案：AD

　　9.在NaHSO4的稀溶液中和熔化狀態下都能存在的離子是( )

　　A.Na+ B.H+ C. D.

　　解析：此題考查了NaHSO4在水溶液中及熔融態時電離的情況。溶液中NaHSO4====Na++H++ ,熔融態時NaHSO4====Na++ ,故在兩種情況下都存在的離子是Na+。

　　答案：A

　　10.某溫度時水的離子積常數為1.0×10-14,由此可知在該溫度時水電離的百分率為( )

　　A.1.8×10-7% B.1.0×10-8% C.1.8×10-9% D.1.8×10-14%

　　解析：已知常溫時KW=c(H+)•c( OH-)=1.0×10-14

　　而由水電離出來的c(H+)=c(OH-)，故c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol•L-1。因此α= ×100%=1.8×10-7%。

　　答案：A

　　11.25 ℃時，在0.5 L 0.2 mol•L-1的HA溶液中，有0.01 mol的HA電離成離子。求該溫度下HA的電離常數。w w w .x k b 1.c o m

　　解析：該溶液中A-、H+平衡濃度為0.01 mol/0.5 L=0.02 mol•L-1,據電離方程式HA H++A-推知HA分子的平衡濃度為0.2 mol•L-1-0.02 mol•L-1=0.18 mol•L-1。HA的電離常數k= =2.22×10-3。

　　答案：k=2.22×10-3

　　12.某二元弱酸(簡寫為H2A)溶液，按下式發生一級或二級電離：

　　H2A H++HA-，HA- H++A2-

　　已知相同濃度時的電離度α(H2A)>α(HA-)，設有下列四種溶 液：

　　A.0.01 mol•L-1的H2A溶液

　　B.0.01 mol•L-1的NaHA溶液

　　C.0.02 mol•L-1的HCl與0.04 mol•L-1的NaHA溶液等體積混合液

　　D.0.02 mol•L-1的NaOH與0.02 mol•L-1的NaHA溶液等體積混合液

　　據此，填寫下列空白(填代號)：

　　(1)c(H+)最大的是_______________，最小的是_______________。

　　(2)c(H2A)最大的是_______________，最小的是_______________。

　　(3)c(A2-)最大的是_______________，最小的是_______________。

　　解 析：(1)C中兩種溶液發生反應，HCl+NaHA====NaCl+H2A,還剩余NaHA。反應后，由于溶液體積擴大一倍，所以溶液中n(NaHA)與c(H2A)的濃度均為0.01 mol•L-1;同理D溶液經反應后c(Na2A)=0.01 mol•L-1。由于C中大量存在HA-，抑制H2A的電離，所以c(H+)最大的是A，c(H+)最小的一定是D(D中A2-發生水解，溶液顯堿性)。(2)由于C中H2A的電離受到HA-抑制，所以c(H2A)最大的為C，而D溶液中獲得H2A需要A2-經過兩步水解得到，而B只需一步水解HA-+H2O H2A+OH-即可得到，所以D中c(H2A)最小。(3)c(A2-)是在強堿條件下存在，所以(3)題答案與(1)答案正好相反。

　　答案：(1)A D (2)C D (3)D A

　　13.一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中溶液的導電能力如圖所示。請完成下列問題：

　　(1)“O”點為什么不導電?_________________。

　　(2)a、b、c三點pH由大到小的順序為_______________________________________。

　　(3)a、b、c三點中醋酸的電離程度最大的點是_____________點。

　　(4)若使c點溶液中c(CH3COO-)提高，可以采取的措施有①__________,②____________, ③_____________,④_____________,⑤_____________。

　　解析：(1)CH3COOH是一種共價化合物，是弱電解質，共價化合物只有在水溶液里才能電離導電。“O”點不導電說明此時CH3COOH未電離，說明此時無水，不電離，不存在自由移動離子。(2)pH大小取決于c(H+)，pH越大，c(H+)越小，導電能力越弱;pH越小，c(H+)越大，導電能力越強。故pH大小順序為a>c>b。(3)電離度與溶液濃度有關，濃度越大，電離度越小，濃度越小，電離度越大，故c點電離度最大。(4)欲使c(CH3COO-)增大，可以使平衡右移，即消耗c(H+)的辦法，此時可考慮醋的五大通性中適合的有加金屬、金屬氧化物、堿、某些鹽，也可以使平衡逆向移動，此時只能加醋酸鹽。

　　答案：(1)無水不電離，無自由移動的離子

　　(2)a>c>b

　　(3)c (4)Mg Na2O NaOH Na2CO3 CH3COONa

　　高考化學電離平衡真題練習

　　14.(2006全國高考理綜Ⅰ，11)在0.1 mol•L-1 CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：

　　CH3COOH CH3COO-+H+

　　對于該平衡，下列敘述正確的是( )

　　A.加入水時，平衡向逆反應方向移動

　　B.加入少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動

　　C.加入少量0.1 mol•L-1 HCl溶液，溶液中c(H+)減小

　　D.加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動

　　解析：根據勒夏特列原理：當改變影響平衡的一個條件，平衡會向著能夠減弱這種改變的方向移動，但平衡的移動不能完全消除這種改變。A中加入水時，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)+c(H+)減小，平衡向其增大的方向(也就是正方向)移動;B中加入NaOH與H+反應，c(H+)變小，平衡向正方向移動;C加入HCl時c(H+)變大，平衡向其減小的方向(也就是逆方向)移動，但最終c(H+)比未加HCl前還是要大;D加入CH3COONa,c(CH3COO-)增大，平衡向逆方向移動。

　　答案：B

　　15.(2004廣東、廣西高考，3)pH相同的鹽酸和醋酸兩種溶液中，它們的( )

　　A.H+的物質的量相同 B.物質的量濃度相同

　　C.H+的物質的量濃度不同 D.H+的物質的量濃度相同

　　解析：pH相同的鹽酸和醋酸，其c(H+)相同，且都等于10-pH m ol•L-1;由于HCl為強酸，可完全電離，而CH3COOH為弱酸，只能部分電離，故在c(H+)相同時c(HCl)

　　答案：D

　　16.(2005全國高考理綜Ⅱ，10)相同體積的pH=3的強酸溶液和弱酸溶液分別跟足量的鎂完全反應，下列說法正確的是( )

　　A.弱酸溶液產生較多的H2 B.強酸溶液產生較多的H2

　　C.兩者產生等量的H2 D.無法比較產生H2的量

　　解析：pH都為3的強酸和弱酸溶液，前者的濃度較小，等體積的兩種溶液與足量鎂反應，后者放出的H2多。

　　答案：A

　　17.(2004廣東、廣西高考，14)甲酸和乙酸都是弱酸，當它們的濃度均為0.10 mol•L-1時，甲酸中c(H+)約為乙酸中c(H+)的3倍?，F有兩種濃度不 等的甲酸溶液a和b，以及0.10 mol•L-1的乙酸，經測定它們的pH從大到小依次為a、乙酸、b。由此可知( )

　　A.a的濃度必小于乙酸的濃度 B.a的濃度必大于乙酸的濃度

　　C.b的濃度必小于乙酸的濃度 D.b的濃度必大于乙酸的濃度

　　解析：本題主要考查弱電解質的電離平衡知識和酸的相對強弱等問 題。由于c(HCOOH)=c(CH3COOH)=0.1 mol•L-1時，甲酸中的c(H+)約為乙酸中c(H+)的3倍，故甲酸的酸性強于乙酸的酸性。又因pH(a)>pH(CH3COOH)>pH(b),即溶液a的c(H+)<0.1 mol•L-1，CH3COOH的c(H+)<溶液b的c(H+)，所以a的濃度小于乙酸的濃度，但無法確定乙酸與b的濃度的相對大小(因HCOOH酸性>CH3COOH酸性)。

　　答案：A