跟踪检测（二十三） 弱电解质的电离平衡.doc

跟踪检测（二十三） 弱电解质的电离平衡 1．(2018·江西名校联考)下列电离方程式正确的是(　　) A．NaHSO4溶于水：NaHSO4Na＋＋H＋＋SO B．次氯酸电离：HClO===ClO－＋H＋ C．HF溶于水：HF＋H2OH3O＋＋F－ D．NH4Cl溶于水：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ 解析：选C　NaHSO4是强电解质，溶于水后能完全电离，电离方程式应使用“===”，A错误；HClO是弱酸，电离方程式应使用“”，B错误；NH4Cl溶于水的电离方程式是NH4Cl===NH＋Cl－，D错误。 2．下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是(　　) A．等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多 B．pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的KOH溶液等体积混合，溶液呈酸性 C．CH3COONa和稀H3PO4反应，生成CH3COOH D．10 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH恰好与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应 解析：选D　A项说明CH3COOH还可电离出H＋，可以证明；B项说明CH3COOH有剩余，即CH3COOH没有完全电离，可以证明；C项说明CH3COOH的酸性比H3PO4弱，而H3PO4为中强酸，则CH3COOH为弱酸，可以证明；D项只能说明一元酸碱恰好反应，不能说明CH3COOH是弱酸。 3．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－，若向H2S溶液中(　　) A．加水，平衡向右移动，溶液中H＋浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 解析：选C　向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A错误；通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3酸性比H2S强，因此溶液pH减小，B错误；滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S浓度减小，平衡向左移动，反应生成的HCl为强酸，溶液酸性增强，pH减小，C正确；加入少量CuSO4，发生反应：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中S2－浓度减小，H＋浓度增大，D错误。 4.(2018·武汉市高三调研)浓度均为0.1 mol·L－1、体积均为V0的HX、HY溶液，分别加水稀释至体积V，pH随 lg的变化关系如图所示。下列叙述正确的是(　　) A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱 B．常温下，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)：a＜b C．相同温度下，电离常数K(HX)：a＞b D．lg ＝3，若同时微热两种溶液(不考虑HX、HY和H2O的挥发)，则减小 解析：选B　A项，由图像可知当lg＝0，即V＝V0时，0.1 mol·L－1的HX溶液和HY溶液的pH分别为2到3之间和1，所以HX是弱酸、HY是强酸，错误；B项，酸抑制水的电离，所以酸性越弱、水的电离程度越大，即pH越大，水电离出的c(H＋)·c(OH－)越大，由已知图像可知，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)：a＜b，正确；C项，温度相同，则电离常数相同，错误；D项，微热促进HX的电离，所以增大，错误。 5．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有 0.1% 发生电离，下列叙述错误的是(　　) A．该溶液的pH＝4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7 D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍 解析：选B　根据HA在水中的电离度可算出c(H＋)＝0.1 mol·L－1×0.1%＝10－4 mol·L－1，pH＝4，A正确；升高温度，HA在水中的电离平衡向电离的方向移动，c(H＋)增大，pH减小，B错误；平衡常数K＝＝≈1×10－7 ，C正确；c(H＋)酸电离＝10－4 mol·L－1，所以c(H＋)水电离＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍，D正确。 6．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判断下列叙述不正确的是(　　) A．K(HF)＝7.2×10－4 B．K(HNO2)＝4.9×10－10 C．根据其中两个反应即可得出结论 D．K(HCN)K(HNO2)K(HF) 解析：选B　相同温度下，弱电解质的电离