2019-2020年高考化學專題復習導練測 第八章 第一講 弱電解質的電離.doc
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2019-2020年高考化學專題復習導練測 第八章 第一講 弱電解質的電離 一、選擇題 1．下列說法正確的是 ( )。 A．電離常數受溶液濃度的影響 B．電離常數可以表示弱電解質的相對強弱 C．電離常數大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數小的酸溶液中的c(H＋)大 D．H2CO3的電離常數表達式：Ka＝ 解析 電離常數是溫度的函數，與溶液濃度無關，所以A項錯誤；電離常數可以表示弱電解質的相對強弱，故B項正確；酸中c(H＋)既跟酸的電離常數有關，還跟酸的濃度有關，所以C項錯誤；碳酸是分步電離的，第一步電離常數表達式為Ka1＝，第二步電離常數表達式為Ka2＝，故D項錯誤。 答案 B 2．在以下各種情形下，下列電離方程式的書寫正確的是 ( )。 A．熔融狀態(tài)下的NaHSO4電離：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的電離：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的電離：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4電離：NaHSO4===Na＋＋HSO 解析 本題對多元弱酸、多元弱堿的電離以及NaHSO4在熔融狀態(tài)和水溶液中兩種情況下的電離進行考查。因為H2SO4是強酸，所以NaHSO4在水溶液中完全電離，其電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；但HSO中各原子間靠共價鍵結合，因此熔融狀態(tài)下HSO不能電離為H＋和SO，故熔融狀態(tài)下NaHSO4的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋HSO，所以A、D選項均錯誤；H2CO3作為二元弱酸，不能完全電離，必須使用“”，且多元弱酸的電離分步進行，以第一步為主，其電離方程式為H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，因此B選項錯誤；Fe(OH)3是多元弱堿，通常以一步電離表示，故C選項正確。 答案 C 3．液態(tài)化合物AB會發(fā)生微弱的自身電離，電離方程式為ABA＋＋B－，在不同溫度下其平衡常數為K(25 ℃)＝1.010－14，K(35 ℃)＝2.110－14。則下列敘述正確的是 ( )。 A．c(A＋)隨溫度升高而降低 B．在35 ℃時，c(A＋)＞c(B－) C．AB的電離程度(25 ℃)＞(35 ℃) D．AB的電離是吸熱過程 解析 K(25 ℃)＜K(35 ℃)，故c(A＋)隨溫度的升高而增大，A錯；由電離方程式可知，任何溫度下，都有c(A＋)＝c(B－)，B錯；由25 ℃和35 ℃時的平衡常數可知，溫度越高，電離程度越大，C錯；K(25 ℃)＜K(35 ℃)，因此AB的電離是吸熱過程，D正確。 答案 D 4．“酸堿質子理論”認為凡是能夠給出質子(H＋)的分子或離子都是酸，凡是能夠接受質子的分子或離子都是堿，物質酸性(堿性)的強弱取決于分子或離子給出(接受)質子能力的大小。按照“酸堿質子理論”，下列說法正確的是 ( )。 A．2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑是酸堿反應 B．ClO－＋H2OHClO＋OH－是酸堿反應 C．堿性強弱順序：ClO－＞OH－＞CH3COO－ D．HCO既是酸又是堿，NH3既不是酸又不是堿 解析 根據“酸堿質子理論”可確定A項中H2O能給出H＋即質子，屬于酸，而Na結合的不是H＋，即Na不屬于堿；B項H2O和ClO－分別為該理論中的酸和堿，即該反應為酸堿反應；C項三種離子結合H＋的能力為OH－＞ClO－＞CH3COO－，故堿性強弱順序也是OH－＞ClO－＞CH3COO－；D項HCO既能給出H＋又能結合H＋，既是該理論中的酸又是堿，而NH3能結合H＋，屬于堿。 答案 B 5．相同體積、相同pH的某一元強酸溶液①和某一元弱酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應，下列關于氫氣體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是( ) 解析 解答本題時注意以下兩點： (1)反應速率快慢，即曲線的斜率； (2)產生氫氣的量的大小，即曲線的縱坐標。 答案 C 6．一定溫度下，向0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加少量水，下列有關說法錯誤的是( ) A．溶液中所有離子的濃度都減小 B．CH3COOH的電離程度變大 C．水的電離程度變大 D．溶液的pH增大 解析 A選項錯誤，H＋濃度減小，OH－濃度增大；B選項正確，溶液越稀，弱電解質的電離程度越大；C選項正確，酸溶液中OH－主要是由水電離產生的，OH－濃度變大，說明水的電離程度變大；D選項正確，由于H＋濃度減小，故溶液的pH增大。 答案 A 7．在體積都為1 L，pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中，投入0.65 g 鋅粒，則下圖所示比較符合客觀事實的是( ) 解析 明確圖像的點、線等的含義以及曲線走勢表明的化學意義等。結合題中數據知：鹽酸的量不足，恰好消耗0.325 g Zn，醋酸足量，所以反應產生H2的量醋酸為鹽酸的2倍，又因起始時溶液中c(H＋)相等，且開始時反應速率相同，隨反應進行，醋酸中c(H＋)下降小，反應速率快，C項正確，選項A中起始時溶液pH為2而不是0。 答案 C 二、非選擇題 8．一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中溶液的導電能力變化曲線如圖所示，請回答： (1)O點為什么不導電______________________ _________________________________________。 (2)a、b、c三點的pH由小到大的順序是 。 (3)H+的物質的量最大的是(填“a”、“b”或“c”)。 (4)若使c點溶液中的c(CH3COO-)增大，可以采取下列措施中的(填序號)。 A．加熱 B．加很稀的NaOH溶液 C．加NaOH固體 D．加水 E．加固體CH3COONa F．加入鋅粒 解析 (1)冰醋酸中無自由移動的離子，所以在O點時不導電。(2)pH的大小與c(H＋)有關，pH大則c(H＋)小。導電能力與離子濃度有關，在醋酸溶液中離子主要來源于醋酸的電離，醋酸溶液的導電能力越強，說明c(H＋)越大。(3)溶液稀釋過程中，電離平衡向電離方向移動，氫離子的物質的量增大。(4)若使c(CH3COO－)增大，即促進CH3COOH的電離平衡向電離方向移動，A、B、C、D、F選項均可以達到使電離平衡向電離方向移動的目的。B、D項雖然能使CH3COOH的電離平衡向電離方向移動，但是稀釋占據了主導作用，導致c(CH3COO－)減小。E項中雖然CH3COOH的電離受到抑制，但加入的CH3COO－能使c(CH3COO－)增大。 答案 (1)無自由移動的離子 (2)b
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