?3.1弱電解質(zhì)的電離平衡同步練習-蘇教版高中化學選擇性必修1
學校:___________姓名：___________班級：___________考號：___________

一、單選題
1．常溫下，下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是
A．含有大量的溶液：、、、
B．在0.1mol·L-1NaAlO2溶液中：NH、Na+、Cl-、HCO
C．在能使甲基橙變紅色的溶液中：Mg2+、Fe2+、、Cl-
D．在的溶液中：、、、
2．下列物質(zhì)是強電解質(zhì)的是
A．HBr B．Fe(SCN)3 C．H3AsO4 D．Al(OH)3
3．在一定溫度下，有a．鹽酸 b．硫酸 c．醋酸三種酸，當三種酸中c(H+)相同時，體積相同時，下面說法錯誤的是
A．物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是c＞a＞b
B．分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是c＞a＞b
C．分別放入足量的鋅，開始時反應速率的大小關(guān)系為a=b=c
D．均加水稀釋至原來的100倍后，c(H+)由大到小的順序是c＞a=b
4．常溫下，在指定的溶液中一定能大量共存的是
A．AlCl3溶液中：Ca2+、K+、HCO、NO
B．水電離產(chǎn)生的c(OH-)=1×10-13mol/L的溶液中：Na+、Ba2+、S2O、Cl-
C．中性溶液中：Fe3+、Mg2+、SO、I-
D．能使酚酞變紅的溶液中：K+、Na+、CO、S2-
5．NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。下列說法正確的是
A．1L 0.1mol/L乙醇溶液中存在的共價鍵總數(shù)為0.8NA
B．常溫下，pH=5的鹽酸溶液中水電離出的H+數(shù)目為10-9NA
C．容器中2mol NO與1mol O2充分反應，產(chǎn)物的分子數(shù)為2NA
D．7.8g Na2S和Na2O2的混合物中，含有的離子總數(shù)為0.3NA
6．常溫下，下列各組離子一定能在指定溶液中大量共存的是
A．澄清透明的溶液中：Cu2+、Fe3+、SO、Mg2+
B．常溫下，的溶液中：Fe2+、Al3+、、SO
C．能使甲基橙試液顯紅色的溶液中：、Mg2+、ClO-、
D．水電離的c(H+)=1×10-13 mol/L的溶液中：K＋、Na＋、SO、CO
7．下列微粒中能使水的電離平衡向左移動且溶液的pH減小的是
A． B．Cl-
C．Na+ D．OH-
8．下列因素能影響水的電離平衡，且能使水的電離平衡向右移動的是
A．CH3COOH B． C．升高溫度 D．bX-
9．25℃時，在0.005mol·L-1的硫酸溶液中，水電離出的H＋濃度是
A．5×10-13mol·L-1 B．0.02mol·L-1 C．1×10-7mol·L-1 D．1×10-12mol·L-1
10．NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。下列說法錯誤的是
A．pH=1的H3PO4溶液中，含有0.1NA個H+
B．1molK2Cr2O7被還原為Cr3+轉(zhuǎn)移的電子數(shù)為6NA
C．標準狀況下，5.6LCO2氣體中含有的氧原子數(shù)為0.5NA
D．0.1molH2和0.1molI2于密閉容器中充分反應后，其分子總數(shù)為0.2NA

二、填空題
11．鹽溶液受鹽的水解影響，導致性質(zhì)具有一定的復雜性．在0.1mol?L﹣1的重鉻酸鉀（K2Cr2O7）溶液中存在如下平衡：Cr2O+H2O?2HCrO?2CrO+2H+
（1）重鉻酸鉀溶液呈 性，在強堿溶液中，鉻元素的主要存在形式為 （填離子符號），向重鉻酸鉀溶液中加入適量稀硫酸，溶液中c（Cr2O）/c（CrO）將 （填“增大”、“減小”或“不變”）．
（2）向（K2Cr2O7）溶液中加入AgNO3溶液，發(fā)生離子互換反應，生成磚紅色沉淀且溶液PH減小，則生成的磚紅色沉淀的化學式為 ．
12．硫化氫有臭雞蛋氣味，能溶于水。研究發(fā)現(xiàn)，具有參與調(diào)節(jié)神經(jīng)信號傳遞、舒張血管減輕高血壓的功能。回答下列問題：
(1)與在高溫條件下發(fā)生反應：。在610K時，將與充入2.5L的空鋼瓶中，反應平衡后測得水的物質(zhì)的量分數(shù)為2%。
①的平衡轉(zhuǎn)化率 %，反應平衡常數(shù) (保留兩位有效數(shù)字)。
②在620K下重復試驗，平衡后水的物質(zhì)的量分數(shù)為3%，的轉(zhuǎn)化率 ，該反應的 0(填“>”“ > B
(2)H2S+=HS—+
(3)

【詳解】（1）①首先列出三段式，設H2S的變化量為xmol，三段式為，因為平衡后測得水的物質(zhì)的量分數(shù)為2%，所以，解得x=0.01mol，所以H2S的轉(zhuǎn)化率為；由于該反應是反應前后氣體體積相等的反應，所以在該條件下反應達到平衡時化學平衡常數(shù)；②根據(jù)題目提供的數(shù)據(jù)可知，溫度由610K升高到620K時，化學反應達到平衡，水的物質(zhì)的量分數(shù)由2%變?yōu)?%，所以H2S的轉(zhuǎn)化率增大，；升高溫度，化學平衡向正反應方向移動，根據(jù)平衡移動原理，升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動，所以該反應的正反應為吸熱反應，所以；
③
A．增大H2S的濃度，平衡正向移動，但加入量遠遠大于平衡移動轉(zhuǎn)化消耗量，所以H2S轉(zhuǎn)化率降低，故A錯誤；
B．增大CO2的濃度，平衡正向移動，使更多的H2S反應，所以H2S轉(zhuǎn)化率增大，故B正確；
C．COS是生成物，增大生成物的濃度，平衡逆向移動，H2S轉(zhuǎn)化率降低，故C錯誤；
D．N2是與反應體系無關(guān)的氣體，充入N2，不能使化學平衡發(fā)生移動，所以對H2S轉(zhuǎn)化率無影響，故D錯誤；
故本題答案為B。
（2）由電離常數(shù)可知酸性順序H2CO3>H2S>>HS—，所以H2S和Na2CO3溶液反應生成NaHS和NaHCO3，其離子反應方程式為H2S+=HS—+；
（3）H2S存在電離平衡，H2SH++HS—，平衡時c(H2S)=0.10mol/L，c(H+)=0.30mol/L，則，解得c(HS—)=，HS—存在電離平衡，HS—H++S2—，此時c(HS—)=，c(H+)=0.30mol/L，則，解得。
13． 大 強
【詳解】一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性就越強，故答案為：大；強。
14．兩種溶液等體積混合，發(fā)生中和反應生成醋酸銨是強電解質(zhì)，離子濃度明顯增大，燈泡亮度卻顯著增加
【詳解】醋酸、氨水都是弱電解質(zhì)，因此溶液中離子濃度較小，所以進行導電性實驗，發(fā)現(xiàn)燈泡亮度都很低，但若將兩種溶液等體積混合，發(fā)生中和反應生成醋酸銨是強電解質(zhì)，所以離子濃度明顯增大，則進行導電性實驗，燈泡亮度卻顯著增加，故答案為：兩種溶液等體積混合，發(fā)生中和反應生成醋酸銨是強電解質(zhì)，離子濃度明顯增大，燈泡亮度卻顯著增加。
15． 2×10-7mol·L-1 4×10-14 8×10-11mol·L-1 8×10-11mol·L-1 高于
【詳解】
在純水中，c(H＋)= c(OH-)=2×10-7 mol·L-1；Kw= c(H＋) ·c(OH-)=2×10-7mol·L-1×2×10-7mol·L-1=4×10-14；溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以滴入稀鹽酸后，溶液中c(OH－)==mol/L=8×10-11 mol·L-1；酸性溶液中水電離出的氫離子濃度等于溶液中氫氧根離子濃度，所以水電離出的氫離子濃度是8×10-11 mol·L-1；水的電離是吸熱過程，升高溫度促進水的電離，所以溫度越高，水的離子積常數(shù)越大，該溫度下水的離子積常數(shù)是4×10-14，大于25℃時水的離子積常數(shù)1×10-14，所以該溫度高于25°C。
16．(1) c(H＋)·c(OH-) 離子積常數(shù)
(2)c(H＋)·c(OH-)
(3)吸熱

【詳解】（1）水的濃度可以看作常數(shù)，則水電離的平衡常數(shù)K=，因為水的濃度為常數(shù)，K在一定溫度下也是常數(shù)，則c(H＋)·c(OH-)可看作常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，用KW表示。
（2）KW= c(H＋)·c(OH-)，室溫下KW=1.0×10-14。
（3）KW的大小只受溫度的影響，由于水的電離是吸熱的過程，溫度升高，水的電離平衡正向移動，KW增大。
17．(1) H2SO3H++HSO HSOH++SO Fe（OH）2=Fe2++2OH— KHSO4=K++H++SO NaHSO3=Na++HSO
(2) CO2+Ba2++2OH—=BaCO3↓+H2O HCO+OH—=CO+H2O CaCO3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO—+CO2↑+H2O HCO+ OH—+Ca2+═CaCO3↓+H2O
(3) BaCO3 BaCO3+2H+=Ba2++CO2↑+H2O 飽和NaHCO3溶液 HCO+H+=CO2↑+H2O

【分析】(1)
①亞硫酸是二元中強酸，在溶液中分步電離，電離方程式為H2SO3H++HSO、HSOH++SO，故答案為：H2SO3H++HSO；HSOH++SO；
②溶于水的氫氧化亞鐵完全電離出亞鐵離子和氫氧根離子，電離方程式為Fe（OH）2=Fe2++2OH—，故答案為：Fe（OH）2=Fe2++2OH—；
③硫酸氫鉀是強酸的酸式鹽，在溶液中完全電離出鉀離子、氫離子和硫酸根離子，電離方程式為KHSO4=K++H++SO，故答案為：KHSO4=K++H++SO；
④亞硫酸氫鈉是二元中強酸的酸式鹽，在溶液中完全電離出鈉離子和亞硫酸氫根離子，電離方程式為NaHSO3=Na++HSO，故答案為：NaHSO3=Na++HSO；
(2)
①少量二氧化碳與氫氧化鋇溶液反應生成碳酸鋇沉淀和水，反應的離子方程式為CO2+Ba2++2OH—=BaCO3↓+H2O，故答案為：CO2+Ba2++2OH—=BaCO3↓+H2O；
②碳酸氫銨溶液與少量二氧化碳反應時，碳酸氫根離子優(yōu)先與氫氧根離子反應生成碳酸根離子和水，反應的離子方程式為HCO+OH—=CO+H2O，故答案為：HCO+OH—=CO+H2O；
③醋酸溶液與碳酸鈣反應生成醋酸鈣、二氧化碳和水，反應的離子方程式為CaCO3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO—+CO2↑+H2O，故答案為：CaCO3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO—+CO2↑+H2O；
④碳酸氫鈉溶液與少量氫氧化鈣溶液反應生成碳酸鈣沉淀、氫氧化鈉和水，反應的離子方程式為HCO+ OH—+Ca2+═CaCO3↓+H2O，故答案為：HCO+ OH—+Ca2+═CaCO3↓+H2O；
(3)
①碳酸鋇與鹽酸反應生成氯化鋇、二氧化碳和水，則用碳酸鋇可以除去氯化鋇溶液中混有的鹽酸雜質(zhì)，反應的離子方程式為BaCO3+2H+=Ba2++CO2↑+H2O，故答案為：BaCO3；BaCO3+2H+=Ba2++CO2↑+H2O；
②鹽酸與碳酸氫鈉溶液反應生成氯化鈉、二氧化碳和水，則用飽和碳酸氫鈉溶液可以除去二氧化碳中混有的氯化氫雜質(zhì)，反應的離子方程式為HCO+H+=CO2↑+H2O，故答案為：飽和NaHCO3溶液；HCO+H+=CO2↑+H2O。
18．(1)10﹣12(mol·L﹣1)2
(2)C＞B＞A＝D
(3)b

【詳解】（1）圖中C點水的離子積常數(shù)為KW= c(H+)×c(OH?)=10-6×10-6(mol·L﹣1)2=10﹣12(mol·L﹣1)2，故答案為：10﹣12(mol·L﹣1)2；
（2）水的離子積常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度越高，離子積常數(shù)越大，同一曲線是相同溫度，根據(jù)圖知，溫度高低點順序是C＞B＞A＝D，所以離子積常數(shù)大小順序是C＞B＞A＝D，故答案為：C＞B＞A＝D；
（3）在A點時，c(H+)=c(OH?)，溶液顯中性，而到D點c(H+)變大，c(OH?)變小，溶液顯酸性，即由A點到D點，溶液由中性變?yōu)樗嵝裕獽w不變，
a. 升高溫度，Kw變大，選項a不符合；
b. 加入少量鹽酸，則溶液顯酸性，Kw不變，選項b符合；
c. 降溫，Kw變小，選項c不符合；
d. 加入少量NaOH，則溶液呈堿性，選項d不符合；
答案選b。
19． 2H2SO4HSO+H3SO c(H2NO)·c(NO)
【詳解】類比水找出純硫酸的電離平衡是解此題的關(guān)鍵。類比于水，純硫酸的電離平衡可寫成：H2SO4+H2SO4H3SO4++HSO4-，其離子積常數(shù)K(H2SO4)=c(H3SO4+)·c(HSO4-)。同樣道理，純硝酸的電離平衡可寫成：HNO3+HNO3H2NO3++NO3-，其離子積常數(shù)K(HNO3)=c(H2NO3+)·c(NO3-)。
20． A 常溫下，氫離子濃度等于氫氧根離子濃度等于10－7mol/L，溫度升高，促進水的電離，氫離子濃度和氫氧根離子濃度增大 10：1
【詳解】（1）當溫度升高時，促進水電離，水的離子積也增大，水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大，水的pH減小，但溶液仍然呈中性；因此結(jié)合圖象中A、B曲線變化情況及氫離子濃度、氫氧根離子濃度可以判斷25℃時水的電離平衡曲線應為A。
（2）25℃時所得混合溶液的pH=7，溶液呈中性即酸堿恰好中和，即n（OH-）=n（H+），則V（NaOH）×10-5 mol?L-1=V（H2SO4）×10-4 mol?L-1，得V（NaOH）：V（H2SO4）=10：1；
21．(1) 4I-+4H++O2=2I2+2H2O 對照實驗
(2) 產(chǎn)生黃色沉淀 含有I2的溶液中加入AgNO3溶液也能產(chǎn)生黃色沉淀 向5 mL(過量)0.01 mol/LKI溶液中加入3 mL(少量) Fe2(SO4)3溶液，再向其中加入KSCN溶液，溶液變紅色，說明含有過量I-的溶液中存在Fe3+，即可證明反應為可逆反應。
(3)正鹽
(4)測定NaH2PO2溶液的pH，若溶液pH＞7，則證明H3PO2是弱酸。

【分析】有離子參加的氧化還原反應中要同時符合電子守恒、電荷守恒及原子守恒，據(jù)此書寫反應的離子方程式。要探究外界條件對化學反應的影響應該采用控制變量方法研究。只有可逆反應才能建立化學平衡，故要想證明化學平衡“2Fe3++2I-2Fe2++I2”的存在，即需證明此反應為可逆反應，不能進行徹底?？梢酝ㄟ^檢驗不足量的物質(zhì)微粒在反應后的溶液中存在即可。弱酸在溶液中存在電離平衡，其電離產(chǎn)生的離子濃度小于酸的濃度；或根據(jù)生成的鈉鹽溶液的酸堿性判斷酸為弱酸。
【詳解】（1）①在酸性條件下KI能被空氣中氧氣氧化產(chǎn)生I2，O2得到電子被還原產(chǎn)生H2O，發(fā)生反應的離子方程式為：4I-+4H++O2=2I2+2H2O；
②采用對照方法進行實驗時應該只改變一個外界條件。實驗1、2是探究溫度對化學反應速率的影響；實驗1、3是探究濃度對化學反應速率的影響，故設計實驗組別3的目的是作對照實驗，便于比較；
（2）若反應“2Fe3++2I-=2Fe2++I2”為可逆反應，由于溶液混合時加入3 mL0.01 mol/LKI溶液和5 mL0.005 mol/LFe2(SO4)3溶液，二者發(fā)生反應：2Fe3++2I-=2Fe2++I2的物質(zhì)的量的比是1：1?？芍狥e3+過量，反應后溶液中含有I2及過量Fe3+。向試管i中加入AgNO3溶液時，I2與水反應產(chǎn)生HI、HIO，HI電離產(chǎn)生H+、I-，使溶液中含有少量I-，Ag+與I-反應產(chǎn)生AgI沉淀，故看到試管i中現(xiàn)象是：產(chǎn)生黃色沉淀；試管ii中I2與淀粉溶液反應使溶液變?yōu)樗{色，由于I2與水反應會產(chǎn)生I-，Ag+與I-反應產(chǎn)生AgI沉淀因此乙同學認為不能通過上述實驗證明通過2Fe3++2I-=2Fe2++I2”為可逆反應；
②利用上述試劑要證明反應為可逆反應，可以是使溶液中KI過量，通過滴加KSCN溶液溶液變?yōu)榧t色，通過檢驗Fe3+來確定，實驗操作可以是：向5 mL(過量)0.01 mol/LKI溶液中加入3 mL(少量) 0.005 mol/L Fe2(SO4)3溶液，再向其中加入KSCN溶液，溶液變紅色，說明含有過量I-的溶液中存在Fe3+，即可證明反應為可逆反應。
（3）10 mL1 mol/LH3PO2與20 mL1 mol/L的NaOH溶液充分反應生成鹽NaH2PO2，由于酸、堿混合物質(zhì)的量的比是1：2，堿過量，若反應后生成組成為NaH2PO2的鹽屬于酸式鹽，在堿性環(huán)境中不能存在，因此反應生成的NaH2PO2屬于正鹽；
（4）要證明次磷酸是弱酸，進行的實驗方案可以是：通過測定NaH2PO2溶液的pH，若溶液pH＞7，則證明NaH2PO2是強堿弱酸鹽，水解消耗水電離產(chǎn)生的H+，最終達到平衡時，溶液中c(OH-)＞c(H+)，使溶液顯堿性，因此可證明H3PO2是弱酸。
22．(1)平衡裝置中壓強，使得液體能順利滴下
(2)
(3)10.5
(4)

【分析】裝置A中先通入氨氣，再通入二硫化碳與氨氣反應生成H2NCSSNH4，尾氣使用堿液吸收，反應后在通風櫥中用布氏漏斗過濾，干燥稱量，得到產(chǎn)品；
【詳解】（1）導管a的作用為平衡裝置中壓強，使得液體能順利滴下；
（2）裝置A中二硫化碳與氨氣反應生成H2NCSSNH4的化學方程式為；控制溫度為260℃、壓強約7MPa、催化劑的作用下可用乙烯水化法制取乙醇，反應為；
（3）已知常溫下，H2S的電離常數(shù)Ka1=2.0×10-7、Ka2=5.0×10-15，，，溶液的pH=10.5；
（4）二硫代氨基甲酸銨含有1個銨根，則與氫氧化鈉反應關(guān)系為，與H2NCSSNH4反應氫氧化鈉的量等于H2NCSSNH4的量：，產(chǎn)品中二硫代氨基甲酸銨的純度為。
23．(1)Cl2+2OH-=ClO-+Cl-+H2O
(2)Cl2+NaHCO3=HClO+NaCl+CO2
(3) 5ClO?+I2+H2O=2+5Cl-+2H+ 向與燒杯3pH相同的NaOH溶液中加入滴有淀粉溶液的碘水，振蕩，藍色褪去
(4)不能，溶液中存在大量ClO?的干擾，ClO?也可將I?氧化為I2使溶液變藍
(5)“變藍，因為發(fā)生反應ClO?+2I-+H2O=I2+Cl-+2OH-（和I2+I-），溶液中存在I2單質(zhì)”或“變藍，溶液顯橙黃色，肯定存在有色離子I2或I3-，反應生成的I2存在平衡I2+I-，有I2會變藍”；或“不變藍，I2在堿性溶液中不存在，發(fā)生反應3I2+6OH-=+5I-+3H2O”

【分析】分析題中Ⅰ.制備消毒液過程，該反應原理為：濃鹽酸和KMnO4反應生成Cl2，然后Cl2與NaOH反應生成NaClO。實驗中注意Cl2通入C裝置前要進行除雜，則可知B裝置中應盛有飽和食鹽水，實驗后要考慮尾氣吸收問題；
分析Ⅱ中三個實驗操作，方案2中生成了碘單質(zhì)，對比三個實驗方案的區(qū)別，可知成功制備碘水應注意兩個因素：溶液的酸堿性；KI和消毒液的相對用量。
【詳解】（1）Cl2與NaOH反應生成NaClO，離子方程式為Cl2+2OH-=ClO-+Cl-+H2O；
（2）根據(jù)資料i，可知酸性：H2CO3＞HClO＞，Cl2與水發(fā)生反應生成HCl和HClO，根據(jù)酸性強弱可知，最終發(fā)生的反應為：Cl2+NaHCO3=HClO+NaCl+CO2；
（3）根據(jù)得失電子數(shù)目和原子守恒，可得出離子反應方程式為：5ClO?+I2+H2O=2+5Cl?+2H+；可在堿性溶液中加入滴有淀粉溶液的碘水進行驗證，實驗操作為：向與燒杯3pH相同的NaOH溶液中加入滴有淀粉溶液的碘水，振蕩，藍色褪去。
（4）84消毒液的主要成分為NaClO，ClO?具有氧化性，同樣可以氧化I?生成I2，進而干擾實驗，故不能證明燒杯3中存在，答案為：不能，溶液中存在大量ClO?的干擾，ClO?也可將I?氧化為I2使溶液變藍；
（5）為了保證消毒液的穩(wěn)定性，84消毒液中加入了NaOH等物質(zhì)，結(jié)合題給資料iii進行分析：變藍，因為生成了I2；不變藍，生成的I2又與OH?發(fā)生了反應。故答案為：“變藍，因為發(fā)生反應ClO?+2I-+H2O=I2+Cl-+2OH-（和I2+I-），溶液中存在I2單質(zhì)”或“變藍，溶液顯橙黃色，肯定存在有色離子I2或，反應生成的I2存在平衡I2+I-，有I2會變藍”；或“不變藍，I2在堿性溶液中不存在，發(fā)生反應3I2+6OH-=+5I-+3H2O”。

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第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡

版本： 蘇教版 (2019)

年級： 選擇性必修1

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