PAGEPAGE1專題14電離平衡1．常溫下，用0.100mol·L－1的NaOH溶液分別滴定同濃度、體積均為20.00mL的鹽酸和醋酸溶液(用HA表示酸)，得到2條滴定曲線，如圖所示。下列說法正確的是A．滴定醋酸的曲線是圖1B．由圖分析可得b>a=20C．D點對應的溶液中：c(Na+)=c(A－)D．依據E點可計算得K(HA)=[0.05+(10－6－10－8)]×10－8/(10－6－10－8)【答案】C2．常溫下0.1mol·L-1的H2A溶液中H2A、HA-、A2-三者所占物質的量分數(分布系數)隨溶液pH改變關系如圖所示。下列表述不正確的是A．H2AH++HA-K=10-1.2B．在0.1mol/LNaHA溶液中，各離子濃度大小關系為c(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-)C．已知25℃時HF的K=10-3.45，將少量H2A的溶液加入足量NaF溶液中發生反應：H2A+F-=HF+HA-D．在pH=1.2時，向H2A溶液中加入確定體積的0.lmol·L-1的NaOH溶液使pH=4.2，則c(A2?)、c(HA?)、c(H2A)之和不變【答案】D3．向VmL0.1mol/L氨水中滴加等物質的量濃度的稀H2SO4，測得混合溶液的溫度和pOH[pOH＝－lgc(OH－)]隨著加入稀硫酸的體積的改變如圖所示(實線為溫度改變，虛線為pOH改變)，下列說法不正確的是A．V＝40B．b點時溶液的pOH>pHC．a、b、c三點由水電離的c(H+)依次減小D．a、b、d三點對應NH3·H2O的電離常數：K(b)>K(d)>K(a)【答案】C4．25℃時，將濃度均為0.1mol/L、體積分別為Va和Vb的HA溶液與BOH溶液按不同體積比混合，保持Va+Vb=100mL，Va、Vb與混合液的pH的關系如圖所示。下列說法正確的是A．由圖可知BOH確定是強堿B．Ka(HA)=1×10-6mol/LC．b點時，c(B-)=c(A-)=c(OH-)=c(H+)D．a→b過程中水的電離程度始終增大【答案】D【解析】A.依據圖知，酸溶液的pH=3，則c(H+)＜0.1mol/L，說明HA是弱酸；堿溶液的pH=11，c(OH-)＜0.1mol/L，則BOH是弱堿，A錯誤；B.Ka(HA)=mol/L，B錯誤；C.b點是兩者等體積混合溶液呈中性，c(B-)=c(A-)，c(OH-)=c(H+)，鹽電離產生離子濃度遠大于水電離產生的離子濃度，故離子濃度的大小為：c(B-)=c(A-)>c(OH-)=c(H+)，C錯誤；D.HA是弱酸，酸電離產生H+對水的電離平衡起抑制作用，在a→b過程中，酸被堿中和，溶液中酸電離產生的c(H+)減小，其對水的電離的抑制作用減弱，故水的電離程度始終增大，D正確。7．室溫下，用0.1mol·L－1的NaOH溶液分別滴定20mL0.1mol·L－1的HA和HB溶液，溶液pH隨加入NaOH溶液的體積改變曲線如圖所示，下列推斷錯誤的是A．水的電離度：c點溶液>純水>b點溶液B．電離常數：Ka(HA)<Ka(HB)C．d點溶液：2c(Na+)=c(A－)+(HA)D．a點溶液：c(B－)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH－)【答案】C8．常溫下，將Cl2緩慢通入100mL水中至飽和,然后向所得飽和氯水中逐滴加入0.1mol/LNaOH溶液,整個過程中pH的改變如圖所示。下列有關敘述中正確的是A．曲線③④段有離子反應：HClO+OH-=ClO-+H2OB．可依據②處數據計算所溶解的n(Cl2)C．③處表示氯水與氫氧化鈉溶液恰好反應完全D．①處c(H+)約為②處c(H+)的兩倍【答案】A依據電荷守恒得c(Na+)+c(H+)=c(ClO-)+c(Cl-)+c(OH-)，若是恰好反應，溶液為NaCl、NaClO混合物，此時溶液應當顯堿性，而此時溶液為中性，明顯NaOH不足量，C錯誤；D.①處至②處是氯氣的溶解平衡：Cl2+H2OH++Cl-+HClO向右進行的過程，溶液的酸性漸漸增加，氫離子濃度漸漸增大，但不是2倍的關系，D錯誤。9．室溫下，H2R及其鈉鹽的混合溶液中，H2R、HR－、R2－分別在三者中所占的物質的量分數(α)隨溶液pH的改變關系如圖所示。下列敘述錯誤的是A．由圖可知：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/LH2R溶液與0.3mol/LNaOH溶液等體積混合后的溶液中pH＝4.3D．在pH＝3的溶液中存在＝10－3【答案】C10．常溫下，幾種弱酸的電離平衡常數如下表所示，下列說法正確的是化學式HCOOHH2CO3HCN電離平衡常數K=1.8×10－4K1=4.3×10－7K2=5.6×10－11K=4.9×10－10A．酸性強弱依次是：HCOOH>HCN>H2CO3B．物質的量濃度均為0.1mol·L－1的HCOONa溶液和NaCN溶液，pH大小依次：HCOONa<NaCNC．HCOOH的電離平衡常數表達式為K＝D．H2CO3溶液和NaCN溶液反應的離子方程式為H2CO3+2CN－＝2HCN+CO32－【答案】B【解析】A.依據酸的電離平衡常數HCOOH＞H2CO3＞HCN可知，酸性強弱依次為：HCOOH＞H2CO3＞HCN，故A錯誤；B.HCOOH的酸性大于HCN，所以HCOO-的水解實力小于CN-，則0.1mol·L－1的HCOONa溶液和NaCN溶液中，pH(HCOONa)<pH(NaCN)，故B正確；C.HCOOH的電離平衡常數表達式為K＝，故C錯誤；D.依據酸的電離平衡常數HCOOH＞H2CO3＞HCN>HCO3-可知，酸性強弱依次為：HCOOH＞H2CO3＞HCN>HCO3-，所以H2CO3溶液和NaCN溶液反應的離子方程式為：H2CO3+CN－＝HCN+HCO3－，故D錯誤。14．濃度均為0.10mol·L－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨的改變如圖所示。下列敘述錯誤的是A．MOH的堿性強于ROH的堿性B．ROH的電離程度：b點大于a點C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等D．當lg＝2時，若兩溶液同時上升溫度，則增大【答案】D15．常溫下，向10mL1mol·L－1元酸HA溶液中，不斷滴加1mol·L－1的NaOH溶液所加堿的體積與－lgc水(H+)的關系如圖所示。c水(H+)為溶液中水電離的c(H+)。下列說法不正確的是A．常溫下，Kα(HA)的數量級為10－4B．a、b兩點pH均為7C．從a點到b點，水的電離程度先增大后減小D．溶液的導電性漸漸增加【答案】B16．pH＝2的A、B兩種一元酸溶液各1mL,分別加水稀釋到1000mL,其溶液的pH與溶液體積(V)的關系如圖所示,則下列說法正確的是A．A、B兩種酸溶液物質的量濃度確定相等B．稀釋后A酸溶液的酸性比B酸溶液強C．a＝5時,A是弱酸,B是強酸D．若A、B都是弱酸,則5>a>2【答案】D【解析】A．因A、B酸的強弱不同，一元強酸來說c（酸）=c（H+），對于一元弱酸，c（酸）＞c（H+），從稀釋的結果來看，兩種酸的強度確定不同，則A、B兩種一元酸的物質的量濃度確定不相等，故A錯誤；B．由圖可知，稀釋后B的pH小，c（H+）大，則B酸的酸性強，故B錯誤；C．由圖可知，若a=5，A完全電離，則A是強酸，B的pH改變小，則B為弱酸，故C錯誤；D．若A和B都是弱酸，加水稀釋時促進弱酸電離，所以溶液中pH為5＞a＞2，故D正確。19．H3PO4與NaOH溶液反應的體系中，含磷的各種粒子的分布分數(平衡時某粒子的濃度占各粒子濃度之和的分數)與pH的關系如下圖所示。下列有關說法不正確的是A．在pH=13時，溶液中主要含磷粒子濃度大小關系為c(HPO42-)＞c(PO43－)B．為獲得盡可能純的NaH2PO4，pH應限制在4～5.5左右C．在pH=7.2時，HPO42-、H2PO4-的分布分數各為0.5，則H3PO4的Ka2=10-7.2D．由圖中數據分析可知Na2HPO4溶液顯堿性【答案】A20．鹽酸、醋酸和碳酸是化學試驗和探討中常用的幾種酸。已知室溫下：Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5；H2CO3的電離常數Ka1＝4.2×10－7、Ka2＝5.6×10－11（1）①用離子方程式說明碳酸氫鈉水溶液顯堿性的緣由_____________________________。②常溫下，物質的量濃度相同的下列四種溶液：a.碳酸鈉溶液

b.醋酸鈉溶液

c.氫氧化鈉溶液

d.氫氧化鋇溶液，其pH由大到小的依次是_______________________________(填序號)。（2）某溫度下，將pH均為4的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，其pH隨溶液體積改變的曲線圖中a、b、c三點對應溶液中水的電離程度由大到小的依次為________________________；該醋酸溶液稀釋過程中，下列各量確定變小的是_____________。a.c(H＋)

b.c(OH－)

c.

d.（3）在t℃時，某NaOH稀溶液中c(H+)=10－amol·L－1，c(OH－)=10－bmol·L－1，已知a+b=12，則在該溫度下，將100mL0.1mol·L－1的稀H2SO4與100mL0.4mol·L－1的NaOH溶液混合后，溶液pH=________。【答案】HCO3-+H2OH2CO3+OH-dcabb＝c＞aad11酸的酸性越強，水的電離程度越小，所以溶液體積越大，水的電離程度越大，則水的電離程度由a、b、c三點溶液中水的電離程度由大到小的依次是b=c＞a；加水稀釋醋酸，促進醋酸電離，溶液中除了氫氧根離子、水分子外，全部微粒濃度都減小；a．溶液中c(H+)減小，故a正確；b．溫度不變，水的離子積常數不變，氫離子濃度減小，則c(OH-)增大，pH增大，故b錯誤；c.=，溫度不變，水的離子積常數不變、醋酸的電離平衡常數不變，所以不變，故c錯誤；d．加水稀釋促進醋酸電離，則氫離子個數增大，醋酸分子個數減小，所以減小，故d正確；故答案為a、d。故答案為：<；(4)因為HCN的電離常數小于碳酸的電離常數，而大于HCO3-電離常數，說明碳酸的酸性強于HCN，HCN酸性強于HCO3-，則通入過量二氧化碳時，生成HCO3-，則離子方程式為：CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－，故答案為：CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－。22．下表是常溫下幾種常見弱酸的電離平衡常數:弱酸電離方程式電離平衡常數KCH3COOHCH3COOHCH3COO-+H+K=1.6×10-5H2C2O4H2C2O4H++HC2O4-HC2O4-H++C2O42-K1=5.9×10-2K2=6.4×10-5H2CO3H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-K1=4.4×10-7K2=5.6×10-11H2SH2SH＋＋HS－HS－H＋＋S2－K1＝9.1×10－8K2＝1.1×10－15回答下列問題:(1)某溫度下，純水中的c（H+）=2．0×10-7mol/L，則此時溶液中c（OH-）為_______mol/L；此時溫度__________25℃（填“大于”，“小于”或“等于”），若溫度不變，滴入稀硫酸使c（H+）=5．0×10-6mol/L，則由水電離出的c（H+）為______mol/L。(2)下列四種離子結合H+實力最強的是______。A．HCO3-B．C2O42-C．S2－D．CH3COO-(3)該溫度下1.0mol·L-1的CH3COOH溶液中的c(H+)=_____mol·L-1(4)常溫下，加水稀釋0.1mol·L-1的H2C2O4溶液，下列說法正確的是（______）A．溶液中n(H＋)×n(OH－)保持不變B．溶液中水電離的c(H＋)×c(OH－)保持不變C．溶液中c(HC2O4-)/c(H2C2O4)保持不變D．溶液中c(OH－)增大(5)將CH3COOH溶液加入少量Na2CO3溶液中，反應的離子方程式為__________________________。【答案】2.0×10-7大于8×10-9C4.0×10-3D2CH3COOH＋CO32-===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O是由水電離產生的，因此溶液中由水電離出的c（H+）=c（OH-）=8.0×10-9mol·L-1，故答案為：2.0×10-7，大于，8.0×10-9。（2）對應酸的酸性越弱，結合H+實力越強，由表中數據可知，酸性：H2C2O4＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S，所以結合H＋的實力由強到弱的依次為：S2－＞HCO3—＞CH3COO－＞C2O42-，故答案為：C。（3）在1.0mol?L-1的CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，電離平衡常數K=c（H+）c（CH3COO-）/c（CH3COOH）=1.6×10-5，又因為c（H+）=c（CH3COO-），所以c（H+）=4.0×10-3mol·L-