通用版化学2019-2020学年高三化学一轮复习 电离平衡及其图像问题 考点突破训练（2份打包）

电离平衡及其图像问题 考点突破训练

1．常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法正确的是

A．酸性强弱顺序是：HCOOH > HCN > H2CO3

B．物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的HCOONa溶液和NaCN溶液，pH大小顺序：HCOONa < NaCN

C．HCOOH的电离平衡常数表达式为K＝

D．H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3 + 2CN－ ＝ 2HCN + CO32－

【答案】B

【解析】A. 根据酸的电离平衡常数HCOOH＞H2CO3＞HCN可知，酸性强弱顺序为：HCOOH＞H2CO3＞HCN，故A错误；B.HCOOH的酸性大于HCN，所以HCOO-的水解能力小于CN-，则0.1 mol·L－1的HCOONa溶液和NaCN溶液中，pH(HCOONa)<pH(NaCN)，故B正确；C. HCOOH的电离平衡常数表达式为K＝，故C错误；D. 根据酸的电离平衡常数HCOOH＞H2CO3＞HCN>HCO3-可知，酸性强弱顺序为：HCOOH＞H2CO3＞HCN> HCO3-，所以H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为：H2CO3 + CN－ ＝ HCN + HCO3－，故D错误。

2．浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随的变化如图所示。下列叙述错误的是

A．MOH的碱性强于ROH的碱性

B．ROH的电离程度：b点大于a点

C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等

D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大

【答案】D

3．常温下，向10mL1mol·L－1元酸HA溶液中，不断滴加1mol·L－1的NaOH溶液所加碱的体积与－lgc水(H+)的关系如图所示。c水(H+)为溶液中水电离的c(H+)。下列说法不正确的是

A．常温下，Kα(HA)的数量级为10－4

B．a、b两点pH均为7

C．从a点到b点，水的电离程度先增大后减小

D．溶液的导电性逐渐增强

【答案】B

4．常温下，用0.100mol·L－1的NaOH溶液分别滴定同浓度、体积均为20.00mL的盐酸和醋酸溶液(用HA表示酸)，得到2条滴定曲线，如图所示。

下列说法正确的是

A．滴定醋酸的曲线是图1

B．由图分析可得b>a=20

C．D点对应的溶液中：c(Na+)=c(A－)

D．根据E点可计算得K(HA)=[0.05+(10－6－10－8)]×10－8/(10－6－10－8)

【答案】C

5．常温下0.1mol·L-1的H2A溶液中H2A 、HA-、A2-三者所占物质的量分数(分布系数)随溶液pH变化关系如图所示。下列表述不正确的是

A．H2AH++HA- K=10-1.2

B．在0.1mol/LNaHA溶液中，各离子浓度大小关系为c(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-)

C．已知25℃时HF的K=10-3.45，将少量H2A的溶液加入足量NaF溶液中发生反应：H2A+F- =HF+HA-

D．在pH=1.2时，向H2A溶液中加入一定体积的0.l mol·L-1的NaOH溶液使pH=4.2，则c(A2−)、c(HA−)、c(H2A)之和不变

【答案】D

6．向V mL 0.1 mol/L氨水中滴加等物质的量浓度的稀H2SO4，测得混合溶液的温度和pOH [pOH＝－lgc(OH－)]随着加入稀硫酸的体积的变化如图所示(实线为温度变化，虚线为pOH变化)，下列说法不正确的是

A．V ＝40

B．b点时溶液的pOH > pH

C．a、b、c三点由水电离的c(H+)依次减小

D．a、b、d三点对应NH3·H2O的电离常数：K(b)>K(d)>K(a)

【答案】C

7．25℃时，将浓度均为0.1mol/L、体积分别为Va和Vb的HA溶液与BOH 溶液按不同体积比混合，保持Va+Vb=100mL，Va、Vb与混合液的pH 的关系如图所示。下列说法正确的是

A．由图可知BOH 一定是强碱    B．Ka(HA)=1×10-6mol/L

C．b点时，c(B-)=c(A-)=c(OH-)=c(H+)    D．a→b过程中水的电离程度始终增大

【答案】D

【解析】A.根据图知，酸溶液的pH=3，则c(H+)＜0.1mol/L，说明HA是弱酸；碱溶液的pH=11，c(OH-)＜0.1mol/L，则BOH是弱碱，A错误；B.Ka(HA)= mol/L，B错误；

C.b点是两者等体积混合溶液呈中性，c(B-)=c(A-)，c(OH-)=c(H+)，盐电离产生离子浓度远大于水电离产生的离子浓度，故离子浓度的大小为：c(B-)=c(A-)>c(OH-)=c(H+)，C错误；D.HA是弱酸，酸电离产生H+对水的电离平衡起抑制作用，在a→b过程中，酸被碱中和，溶液中酸电离产生的c(H+)减小，其对水的电离的抑制作用减弱，故水的电离程度始终增大，D正确。

8．室温下，用0.1mol·L－1的NaOH溶液分别滴定20mL0.1mol·L－1的HA和HB溶液，溶液pH随加入NaOH溶液的体积变化曲线如图所示，下列判断错误的是

A．水的电离度：c点溶液>纯水>b点溶液

B．电离常数：Ka(HA)<Ka(HB)

C．d点溶液：2c(Na+)=c(A－)+(HA)

D．a点溶液：c(B－)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH－)

【答案】C

9．常温下，将Cl2缓慢通入100mL水中至饱和,然后向所得饱和氯水中逐滴加入0.1mol/L NaOH溶液,整个过程中pH的变化如图所示。下列有关叙述中正确的是

A．曲线③④段有离子反应：HClO+OH-=ClO-+H2O

B．可依据②处数据计算所溶解的n(Cl2)

C．③处表示氯水与氢氧化钠溶液恰好反应完全

D．①处c(H+)约为②处c(H+)的两倍

【答案】A

根据电荷守恒得c(Na+)+c(H+)=c(ClO-)+c(Cl-)+c(OH-)，若是恰好反应，溶液为NaCl、NaClO混合物，此时溶液应该显碱性，而此时溶液为中性，显然NaOH不足量，C错误；D.①处至②处是氯气的溶解平衡：Cl2+H2OH++Cl-+HClO向右进行的过程，溶液的酸性逐渐增强，氢离子浓度逐渐增大，但不是2倍的关系，D错误。

10．室温下，H2R及其钠盐的混合溶液中，H2R、HR－、R2－分别在三者中所占的物质的量分数(α)随溶液pH的变化关系如图所示。下列叙述错误的是

A．由图可知：H2R的pKa1＝1.3（已知：pKa= -lgKa）

B．在pH＝4.3的溶液中：3c(R2－) ＞ c(Na＋)

C．0.2mol/L H2R溶液与0.3mol/L NaOH溶液等体积混合后的溶液中pH＝4.3

D．在pH＝3的溶液中存在 ＝10－3

【答案】C

11．pH＝2的A、B两种一元酸溶液各1mL, 分别加水稀释到1000mL,其溶液的pH与溶液体积(V)的关系如图所示, 则下列说法正确的是 

A．A、B两种酸溶液物质的量浓度一定相等

B．稀释后A酸溶液的酸性比B酸溶液强

C．a ＝ 5时, A是弱酸, B是强酸

D．若A、B都是弱酸, 则5 > a > 2

【答案】D

【解析】A．因A、B酸的强弱不同，一元强酸来说c（酸）=c（H+），对于一元弱酸，c（酸）＞c（H+），从稀释的结果来看，两种酸的强度肯定不同，则A、B两种一元酸的物质的量浓度一定不相等，故A错误；

B．由图可知，稀释后B的pH小，c（H+）大，则B酸的酸性强，故B错误；C．由图可知，若a=5，A完全电离，则A是强酸，B的pH变化小，则B为弱酸，故C错误；D．若A和B都是弱酸，加水稀释时促进弱酸电离，所以溶液中pH为5＞a＞2，故D正确。

12．H3PO4与NaOH溶液反应的体系中，含磷的各种粒子的分布分数(平衡时某粒子的浓度占各粒子浓度之和的分数)与pH 的关系如下图所示。下列有关说法不正确的是

A．在pH=13时，溶液中主要含磷粒子浓度大小关系为c(HPO42-)＞c(PO43－)

B．为获得尽可能纯的NaH2PO4，pH应控制在4～5.5 左右

C．在pH=7.2时，HPO42-、H2PO4-的分布分数各为0.5，则H3PO4的Ka2=10-7.2

D．由图中数据分析可知Na2HPO4 溶液显碱性

【答案】A

13．盐酸、醋酸和碳酸是化学实验和研究中常用的几种酸。

已知室温下：Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5；H2CO3的电离常数Ka1＝4.2×10－7、Ka2＝5.6×10－11

（1）①用离子方程式解释碳酸氢钠水溶液显碱性的原因_____________________________。

②常温下，物质的量浓度相同的下列四种溶液：a.碳酸钠溶液   b.醋酸钠溶液   c.氢氧化钠溶液    d.氢氧化钡溶液，其pH由大到小的顺序是_______________________________(填序号)。

（2）某温度下，将pH均为4的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，其pH随溶液体积变化的曲线图中a、b、c三点对应溶液中水的电离程度由大到小的顺序为________________________；该醋酸溶液稀释过程中，下列各量一定变小的是_____________。

a.c(H＋)      b.c(OH－)       c.      d.

（3）在t℃时，某NaOH稀溶液中c(H+)=10－amol·L－1，c(OH－)=10－bmol·L－1，已知a+b=12，则在该温度下，将100mL 0.1 mol·L－1的稀H2SO4与100mL 0.4 mol·L－1的NaOH溶液混合后，溶液pH=________。

【答案】HCO3- + H2O H2CO3 + OH-    d c a b    b＝c＞a    ad    11   

酸的酸性越强，水的电离程度越小，所以溶液体积越大，水的电离程度越大，则水的电离程度由a、b、c三点溶液中水的电离程度由大到小的顺序是b=c＞a；加水稀释醋酸，促进醋酸电离，溶液中除了氢氧根离子、水分子外，所有微粒浓度都减小；a．溶液中c(H+)减小，故a正确；b．温度不变，水的离子积常数不变，氢离子浓度减小，则c(OH-)增大，pH增大，故b错误；c.=，温度不变，水的离子积常数不变、醋酸的电离平衡常数不变，所以不变，故c错误；d．加水稀释促进醋酸电离，则氢离子个数增大，醋酸分子个数减小，所以减小，故d正确；故答案为a、d。

故答案为：<；

(4)因为HCN的电离常数小于碳酸的电离常数，而大于HCO3-电离常数，说明碳酸的酸性强于HCN，HCN酸性强于HCO3-，则通入过量二氧化碳时，生成HCO3-，则离子方程式为：CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－，

故答案为：CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－。

14．下表是常温下几种常见弱酸的电离平衡常数:

回答下列问题:

(1)某温度下，纯水中的c（H+）=2．0×10-7mol/L，则此时溶液中c（OH-）为_______mol/L；此时温度__________25 ℃（填“大于”，“小于”或“等于”），若温度不变，滴入稀硫酸使c（H+）=5．0×10-6mol/L，则由水电离出的c（H+）为______mol/L。

(2)下列四种离子结合H+能力最强的是______。     

A．HCO3-    B． C2O42-        C． S2－       D．CH3COO-        

(3)该温度下1.0 mol·L-1的CH3COOH溶液中的c(H+)=_____ mol·L-1 　   

(4)常温下，加水稀释0.1 mol·L-1的H2C2O4溶液，下列说法正确的是（______）      

A．溶液中n(H＋)×n(OH－)保持不变  

B．溶液中水电离的c(H＋)×c(OH－)保持不变

C．溶液中c(HC2O4-)/c(H2C2O4)保持不变      

D．溶液中c(OH－)增大

(5)将CH3COOH溶液加入少量Na2CO3溶液中，反应的离子方程式为__________________________。

【答案】2.0×10-7    大于    8×10-9     C       4.0×10-3    D    2CH3COOH＋CO32-===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O   

是由水电离产生的，因此溶液中由水电离出的c（H+）=c（OH-）=8.0×10-9mol·L-1，

故答案为：2.0×10-7，大于，8.0×10-9。

（2）对应酸的酸性越弱，结合H+能力越强，由表中数据可知，酸性：H2C2O4＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S，所以结合H＋的能力由强到弱的顺序为：S2－＞HCO3—＞CH3COO－＞C2O42-，故答案为：C。

（3）在1.0mol•L-1的CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，电离平衡常数K=c（H+）c（CH3COO-）/c（CH3COOH）=1.6×10-5，又因为c（H+）=c（CH3COO-），所以c（H+）=4.0×10-3mol·L-1，故答案为：4.0×10-3。

（4）A.稀释过程中，溶液的体积增大，水的离子积不变，故溶液中n(H＋)×n(OH－)增大，故A错误；

B.稀释过程中，溶液中c(OH－)增大，故水电离的c(H＋)×c(OH－)增大，故B错误；

C.H2C2O4分两步电离，且以第一步电离为主，稀释时平衡向右移动，c(H2C2O4)减小快，c(H2C2O4-)减小慢，c(H2C2O4-)/c(H2C2O4)不断增大，故C错误；

D.草酸是弱酸，存在电离平衡，加水稀释促进电离，氢离子的数目增加，但氢离子的浓度是降低的。由于温度是不变的，所以水的离子积常数是不变的，所以溶液中c(OH－)增大，故D正确。

故答案为：D。