- 弱电解质的电离度
- 共1280题
(14分)下列物质中，①NaCl；②NaOH；③NH3·H2O；④CH3COOH溶液；⑤BaSO4；⑥H2O；⑦HCl;⑧H2SO4 ⑨CO2；⑩酒精溶液（均填写编号回答）
⑴是弱电解质的有 ，是非电解质的有 。
⑵pH相等的②的溶液和③的溶液等体积加水稀释相同倍数后，pH大的是 。
⑶有pH均为2的④、⑦、⑧三种物质的溶液，物质的量浓度大到小的顺序为 ，若分别用这三种酸中和含等物质的量NaOH的溶液，所需酸溶液的体积分别为a、b、c，则a、b、c的大小关系是 。
(4)某温度时，0.01 mol•L-1的醋酸溶液电离平衡常数为1. 0×10 -8，醋酸的电离平衡常数表达式为 ，达平衡时，溶液中氢离子浓度是 ，当向该溶液中加入一定量的盐酸时，电离常数 发生变化（填是、否）。
（5）将pH=1的盐酸平均分成2份，1份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH都升高了1，则加入了水与NaOH溶液的体积比为 。
正确答案
⑴③⑥，⑨；⑵③；⑶ ④⑦⑧，a﹤b=c。
(4) K= 
（1）弱电解质包括：弱酸、弱碱、水、极个别的盐；④CH3COOH溶液是混合物，故不属于弱电解质；
（2）NaOH是强碱，完全电离，NH3·H2O是弱碱，部分电离，且存在NH3·H2O的电离平衡；加水稀释相同倍数后，NH3·H2O的电离平衡正向移动，故[OH-]：NH3·H2O＞NaOH，所以，pH大的是③NH3·H2O；
（3）④CH3COOH是弱酸 ⑦HCl是一元强酸 ⑧H2SO4是二元强酸，三者PH相等，即自由移动的H+浓度相等，则物质的量浓度大到小的顺序为：CH3COOH(c＞0.01mol.L-1)＞HCl（c=0.01mol.L-1）＞H2SO4(c=0.005mol.L-1)；
对HCl、H2SO4，均是：H+ + OH- = H2O
1 1
则中和含等物质的量NaOH的溶液时，[H+]HClb=[H+]H2SO4c,因为[H+]HCl=[H+]H2SO4，所以b=c,
CH3COOH +NaOH= CH3COONa+H2O ,则c(CH3COOH)a =等物质的量NaOH，而c(CH3COOH) ＞[H+]HCl=[H+]H2SO4，所以a＜b=c；
（4） CH3COOH
C0 0.01 0 0
△C x x x
C(平衡) 0.01-x x x
则：x2/( 0.01-x)= 1.0×10 -8，得：[H+]=" x" =4.18×10 -4 mol•L-1
平衡常数仅受温度影响，故加入一定量的盐酸时，电离常数不发生变化；
（5）PH由1变到2，即H+浓度由0.1mol•L-1变到0.01mol•L-1，
第一份加水：0.01mol•L-1=[0.1×V(HCl)]/[ V(HCl)+V(H2O)]，得：V(H2O)=9V(HCl)，
第二份加碱：0.01mol•L-1=[0.1×V(HCl)- 0.1×V(NaOH)]/[ V(HCl)+V(NaOH)]，得：V(NaOH)=9/(11V),
所以：V(H2O)：V(NaOH)= 11:1
电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据。
（1）25℃时，pH=11的NaCN溶液中水电离出的c（OH-）____________mol/L。
（2）25℃时，有等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为________。
（3）NH4Cl溶液呈______性（填“酸”、“碱”或“中”，下同），NH4HCO3溶液呈_______性，0.1mol/LNH4HCO3溶液中物质的量浓度最大的离子是_________（填化学式）。
（4）25℃时，等浓度的CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积混合，混合溶液中各种离子浓度大小_________。
（5）向NaCN溶液中通入少量CO2，所发生反应的化学方程式______________。
正确答案
（1） 10－3 （2） Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa （3） 酸 碱 NH4+
（4）c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) （5） NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3
试题分析：（1）PH=11，c(H+)=10-11mol/L,因为c(H+)·c(OH-)=10-14,所以c(OH-)=10-14/10-11=10-3mol/L.（2）由于电离平衡常数CH3COOH＞ HCN＞ HCO3-。电离平衡常数越大，溶液的酸性越强，盐的水解程度越大，盐水解的程度越小，溶液的PH越小。所以有等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa。（3）NH4Cl是强酸弱碱盐，弱碱根离子水解消耗氢氧根离子使溶液呈酸性。由于电离平衡常数NH3·H2O ＞ H2CO3，所以HCO3-的水解程度大于NH4+的水解程度。所以NH4HCO3溶液呈碱性。在0.1mol/LNH4HCO3溶液中物质的量浓度最大的离子是NH4HCO3=NH4++HCO3-。在溶液中盐电离产生的离子比水电离产生的离子的浓度大的多。由于NH4+的水解程度小于HCO3-的水解程度，所以在该溶液中离子浓度最大的为NH4+。（4）等浓度的CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积混合由于醋酸的电离作用大于醋酸根离子的水解作用，所以c(CH3COO－)＞c(Na＋)， c(H＋)＞c(OH－) ，盐电离产生的离子比水电离产生的离子的浓度要大的多，所以各离子的浓度大小关系是c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。（5）由于酸性H2CO3＞ HCN ＞HCO3-，所以向NaCN溶液中通入少量CO2，发生反应的化学方程式为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3。
某研究性学习小组为了探究醋酸的电离情况，进行了如下实验。
实验一：配制并标定醋酸溶液的浓度
取冰醋酸配制250 mL 0.2 mol·L－1的醋酸溶液，用0.2 mol·L－1的醋酸溶液稀释成所需浓度的溶液，再用NaOH标准溶液对所配醋酸溶液的浓度进行标定。回答下列问题：
(1)配制250 mL 0.2 mol·L－1醋酸溶液时需要用到的玻璃仪器有量筒、烧杯、玻璃棒、 和 。
(2)为标定某醋酸溶液的准确浓度，用0.200 0 mol·L－1的NaOH溶液对20.00 mL醋酸溶液进行滴定，几次滴定消耗NaOH溶液的体积如下：
则该醋酸溶液的准确浓度为 (保留小数点后四位)。
实验二：探究浓度对醋酸电离程度的影响
用pH计测定25℃时不同浓度的醋酸的pH，结果如下：
回答下列问题：
(1)根据表中数据，可以得出醋酸是弱电解质的结论，你认为得出此结论的依据是： 。
(2)从表中的数据，还可以得出另一结论：随着醋酸浓度的减小，醋酸的电离程度将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
实验三：探究温度对醋酸电离程度的影响
请你设计一个实验完成该探究，请简述你的实验方案：
。
正确答案
实验一
(1)胶头滴管 250 mL容量瓶
(2)0.200 0 mol·L－1
实验二
(1)0.010 0 mol·L－1醋酸的pH大于2或醋酸稀释10倍时，pH的变化值小于1
(2)增大
实验三
用pH计(或pH试纸)测定相同浓度的醋酸在几种不同温度时的pH
实验一：(1)还缺少配制溶液所需的容器250 mL的容量瓶和定容仪器胶头滴管。
(2)首先分析NaOH的体积，第3次数据显然误差较大，舍去。另外三次所用NaOH平均体积为20.00 mL，代入计算可知醋酸的浓度为0.200 0 mol·L－1。
实验二：(1)孤立的看每次测量值，H＋浓度远小于醋酸的浓度，说明醋酸不完全电离；联系起来看，浓度为0.100 0 mol·L－1、0.010 0 mol·L－1及0.001 0 mol·L－1的醋酸，pH变化值小于1。
(2)以0.100 0 mol·L－1、0.010 0 mol·L－1醋酸为例，设0.100 0 mol/L的醋酸溶液体积为1 L，将其稀释至0.010 0 mol/L，体积变为10 L，两溶液中H＋的物质的量分别为：10－2.88 mol、10×10－3.38 mol，可见溶液变稀，电离出的H＋的物质的量增加，故说明醋酸的电离程度增大。
实验三：探究温度对醋酸的电离程度的影响，应控制其他条件相同，只有温度存在差异的醋酸溶液H＋浓度有差异，能够对溶液中H＋浓度区分度较好的仪器是pH计。
在一定温度下，有盐酸、硫酸、醋酸三种溶液，请按要求回答下列问题：
（1）当三种酸的物质的量浓度相同时，电离出来的c(H+)最大的是__________。
（2）若三者电离出来的c(H+)相同时，三种酸的物质的量浓度最小的是________。
（3）pH相同、体积相同的醋酸溶液和盐酸分别与足量的锌反应，刚开始反应时的反应速率的大小关系为______(填“相等”或者“不等”)，相同状况下产生氢气的体积最大的酸是______。pH相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液pH仍相同，则m和n的关系是：m n(填“＞”、“＝”、“＜”)
（4）同体积、同物质的量浓度的醋酸和盐酸两种酸，分别中和同浓度的NaOH溶液，消耗NaOH的体积大小关系为 (填“相等”或者“不等”)
正确答案
（1）H2SO4(硫酸) （2） H2SO4(硫酸) （3）相等、CH3COOH(醋酸)、＞ （4）相等
试题分析：（1）当三种酸的物质的量浓度相同时，由于盐酸和硫酸是强酸，完全电离，硫酸又是二元酸，而醋酸是弱酸，不完全电离，所以c(H+)最大的是硫酸。（2）三者电离出来的c(H+)相同时，因为醋酸为弱酸，其物质的量浓度远大于溶液中c(H+)，而盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，所以三者的物质的量浓度大小顺序为：c(CH3COOH)＞c(HCl)＞c(H2SO4)，硫酸物质的量浓度最小。（3）pH相同则氢离子浓度相等，所以刚开始反应时的反应速率相等；因为醋酸是弱酸，加水稀释促进电离，稀释相同倍数时H+浓度比盐酸中H+浓度大，只有稀释倍数越大，才能使其和盐酸稀释后的H+浓度相同即pH仍相等，故m＞n。（4）醋酸和盐酸的体积、物质的量均相等时，其溶质的物质的量也相等，能中和的NaOH的物质的量也相等，而NaOH溶液的浓度相同，故消耗的NaOH溶液的体积相等。
已知25℃时弱电解质电离平衡常数：
Ka（CH3COOH）l.8 xl0－5,Ka（HSCN）0.13
（1）将20mL，0.10mol/L CH3COOH溶液和20mL，0.10mol/L的HSCN溶液分别与0.10mol/L的NaHCO3溶液反应，实验测得产生CO2气体体积（V）与时间t的关系如图。
反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是 ;
反应结束后所得溶液中c（SCN－）____ c（CH3COO－）（填“>”，“=”或“<”）。
（2）2.0×l0－3mol/L的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH（忽略调节时体积变化），测得平衡体系中c（F－），c（HF）与溶液pH的关系如下图。
则25℃时，HF电离平衡常数为：（列式求值）Ka（HF）=
（3）难溶物质CaF2溶度积常数为：Ksp= 1.5×10－10，将4．0×10－3mol/L HF溶液与4．0×l0－4 mol/L的CaCl2溶液等体积混合，调节溶液pH =4（忽略调节时溶液体积变化），试分析混合后是否有沉淀生成？____ （填“有”或“没有”），筒述理由： 。
正确答案
（10分）（1）因为Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH),溶液中c(H+):HSCN>CH3COOH， c(H+)大反应速率快（2分）；> (2分)
（2）Ka(HF)=
（3）有（2分）
因为溶液中c(Ca2+)·c2(F-)=5.12×10-10>ksp(CaF2)=1.5×10-10(2分)
试题分析：（1）电离平衡常数大的电离出的离子浓度大，故反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是因为Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH),溶液中c(H+):HSCN>CH3COOH，c(H+)大反应速率快。因为电离平衡常数不变，随着反应的进行，电离平衡正向移动，故c（SCN－）>c（CH3COO－）。
（2）电离平衡常数等于电离出的离子浓度的幂之积除以电解质的浓度，故Ka(HF)=
（3）查图可知当pH=4.0时，溶液中的c（F-）=1.6×10-3mol•L-1，因等体积混合则溶液中c（Ca2+）=2.0×10-4mol•L-1，即c（Ca2+）×c2（F-）=5.12×10-10＞Ksp（CaF2））=1.5×10-10，所以有沉淀产生，故答案为：有沉淀产生。
点评：本题考查电离平衡常数与弱电解质的电离、盐类水解的关系及利用溶度积来分析是否有沉淀生成，明确电离平衡常数的表达式和离子积的计算，并借助图来分析解答即可，较好的训练学生利用信息来分析问题、解决问题的能力。
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