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3.1.2常见的弱电解质课时练习(苏教版选修4).doc
3.1.2 常见的弱电解质
1.已知某温度下,Ka(HCN)=6.2×10-10、Ka(HF)=3.5×10-4、Ka(CH3COOH)=1.8×10-5、Ka(HNO2)=6.4×10-6。物质的量浓度都为0.1 mol·L-1的下列溶液中,c(H+)浓度由大到小的顺序是( )
A.HCNHNO2CH3COOHHF
B.HFCH3COOHHNO2HCN
C.CH3COOHHFHCNHNO2
D.HCNCH3COOHHFHNO2
答案:B
解析:四种酸都是一元酸,酸性越强,则电离常数越大,c(H+)越大。
2.(2011·绍兴高二检测)下列各组物质中,都是弱电解质的是( )
A.Cl2、CH3CH2OH、BaSO4
B.Mg(OH) 2、H2O、HF
C.CH3COOH、HI、NH3·H2O
D.NH4Cl、H2S、CO2
答案:B
解析:A中Cl2既不是电解质也不是非电解质,CH3CH2OH是非电解质,BaSO4是强电解质,C中HI为强电解质,D中H2S为弱电解质,而NH4Cl为强电解质,CO2为非电解质。
3.下列说法正确的是( )
A.根据溶液中有CH3COOH、CH3COO-和H+即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
B.根据溶液中CH3COO-和H+的物质的量浓度相等可证明CH3COOH达到电离平衡状态
C.当NH3·H2O达到电离平衡时,溶液中NH3·H2O、NH+4和OH-的浓度相等
D.H2CO3是分步电离的,电离程度依次减弱
答案:D
解析:A在任何状态下都同时存在三种粒子, B未达电离平衡状态时,也有n(CH3COO-)==n(H+),C中三种粒子浓度不一定相等,只有c(NH+4)==c(OH-)可成立。
4.下列电离方程式错误的是( )
A.NaHSO4溶于水:NaHSO4==Na++H++SO2-4
B.CH3COOH溶于水:CH3COOHCH3COO-+H+
C.H3PO4溶于水:H3PO43H++PO3-4
D.NaHCO3溶于水:NaHCO3==Na++HCO-3
答案:C
解析:C为多元弱酸的电离方程式书写,应分步写:H3PO4H++H2PO-4
H2PO4H++HPO2-4
HPO2-4H++PO3-4。
5.已知室温下0.01 mol/L CH3COOH溶液中c(H+)=4.32×10-4 mol/L,则该CH3COOH溶液中水的离子积常数( )
A.1×10-14 B.1×10-14
C.=1×10-14 D.无法确定
答案:C
解析:只要在室温下,酸、碱、盐等水溶液中均有c(H+)·c(OH-)=KW=1×10-14。
6.某温度下纯水中c(H+)=2×10-7 mol/L,则此时c(OH-)= ;该温度下向纯水中滴加盐酸使c(H+)=5×10-6 mol/L,则此时c(OH-)= 。
答案:2×10-7 mol/L 8×10-9mol/L
解析:纯水中c(H+)=c(OH-),则c(OH-)=2×10-7mol/L;由于c(H+)=c(OH-)=2×10-7 mol/L,则KW=4×10-14,那么滴加盐酸后,c(OH)=mol/L=8×10-9mol/L。
7.水的电离平衡曲线如图所示。
若以A点表示25℃时水电离平衡时的离子浓度,当温度升高到100℃时,水的电离平衡状态到B点。则此时水的离子积从 增加到 ,c(H+) ,此时水呈 性。
答案:1×10-14 mol2·L-2,1×10-12 mol2·L-2,1×10-6 mol·L-1,中。
8.甲、乙两瓶氨水分别为1 mol·L-1和0.1 mol·L-1,则甲、乙两瓶中c(OH-)之比 10(填“”“=”或“”)。理由: 。
答案:
物质的量浓度甲是乙的10倍,浓度小的电离度大,所以甲、乙中c(OH-)之比小于10
解析:设浓度用c表示,电离度用α表示,c甲=10c乙,α甲α乙,c(OH-)=c·α,所以
==1010。
9.25℃时,在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中,有0.01 mol的HA电离成离子。求该温度下HA的电离平衡常数。
答案:K=2.22×10-3 mol·L-1
解析:该溶液中A-和H+的平衡浓度为0.01 mol/0.5 L=0.02 mol·L-1。据电离方
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