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水的电离及溶液的酸碱性1.室温下,在pH=11的某溶液中,由水电离出的c(OH-)为( )①1.0×10-7mol/L ②1.0×10-6mol/L ③1.0×10-3mol/L④1.0×10-11mol/LA.③B.④C.①或③D.③或④1.答案 D 题给溶液中c(OH-)=10-3 mol/L,c(H+)=10-11 mol/L,若是碱溶液,则H+是H2O电离产生的,水电离的OH-与H+浓度均为10-11 mol/L;若是盐溶液(如Na2CO3溶液),则OH-是H2O电离产生的,即水电离出的c(OH-)=10-3 mol/L。
2.下列操作中,能使水的电离平衡向右移动且使液体呈酸性的是( )A.向水中加入NaHSO4B.向水中加入CuSO4C.向水中加入Na2CO3D.将水加热到100 ℃,使pH=62.答案 B 硫酸氢钠电离出氢离子,抑制水的电离,溶液显酸性,故A错误;硫酸铜电离出的铜离子能水解,促进水的电离,溶液显酸性,故B正确;碳酸钠电离出的碳酸根离子能水解,促进水的电离,溶液显碱性,故C错误;将水加热,促进水的电离,但仍为中性,故D错误。
3.用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液,恰好完全反应时,下列叙述中正确的是( )A.溶液呈中性,可选用甲基橙或酚酞作指示剂B.溶液呈中性,只能选用石蕊作指示剂C.溶液呈酸性,可选用甲基橙或酚酞指示剂D.溶液呈碱性,可选用酚酞作指示剂3.答案 D NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa,CH3COO-水解使溶液显碱性,选用酚酞作指示剂,D项正确。
4. 25 ℃时,用0.100 mol·L-1盐酸滴定25.00 mL 0.100 mol·L-1氨水的滴定曲线如下图所示:下列说法正确的是( )A.可用酚酞作指示剂B.25 ℃时,NH 3·H 2O 的lgK b =-4.8C.0.100 mol·L-1氨水用水稀释时,c (NH 4+)c (H +)·c (NH 3·H 2O)不断减小D.当滴入的盐酸为12.50 mL 时,溶液中:c(Cl -)>c(NH 3·H 2O)>c(N H 4+)4.答案 B 由题图知反应终点时溶液的pH=5.12,不在酚酞变色范围内,A 项错误;c(N H 4+)=c(NH 3·H 2O)时pH=9.2,K b =c (NH 4+)·c (OH -)c (NH 3·H 2O)=c(OH -)=109.2-14=10-4.8,lgK b =-4.8,B项正确;c (NH 4+)c (H +)·c (NH 3·H 2O)=c b c W,稀释时该比值不变,C 项错误;当滴入12.50 mL 盐酸时,溶液为等物质的量浓度的NH 4Cl 和NH 3·H 2O 的混合溶液,由题图知溶液显碱性,则NH 3·H 2O 的电离程度大于N H 4+的水解程度,故c(N H 4+)>c(Cl -)>c(NH 3·H 2O),D 项错误。
易错点08 水的电离平衡易错分析易错题【01】液酸碱性的判断方法(1)根据pH、pOH、p√K W进行判断。
pH<p√K W<pOH,溶液呈酸性;pH=pOH=p√K W,溶液呈中性;pOH<p√K W<pH,溶液呈碱性。
其中:pOH=-lg c(OH-),p√K W=-lg√K W,pH＋pOH=2p√K W。
(2)常温下,已知pH之和的酸、碱溶液等体积混合所得溶液的酸碱性分析①两强混合a.若pH之和等于14,则混合后溶液显中性,pH=7。
b.若pH之和大于14,则混合后溶液显碱性,pH>7。
c.若pH之和小于14,则混合后溶液显酸性,pH<7。
②一强一弱混合pH之和等于14时,一元强酸溶液和一元弱碱溶液等体积混合呈碱性;一元强碱溶液和一元弱酸溶液等体积混合呈酸性。
易错题【02】图解量器错误读数产生的误差(1)俯视和仰视(如图b和图c)①如图b，当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
（量筒刻度从下到上逐渐增大）②如图c，当用滴定管测量液体的体积时，由于仰视视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度顺序与量筒不同，仰视读数偏大。
（滴定管刻度从下到上逐渐减小）（2）酸碱中和滴定实验中，两次视线呈三角形，读的体积小于实际体积（如图d）；两次视线呈梯形，读的体积小于实际体积（如图e）。
易错题【03】突破酸碱中和滴定曲线中的粒子浓度关系(1)抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合；(2)抓“恰好”反应点，生成的溶质是什么？判断溶液的酸碱性。
(3)抓溶液的“中性”点，生成什么溶质，哪种物质过量或不足。
(4)抓反应的“过量”点，溶液中的溶质是什么？判断哪种物质过量。
易错题【04】滴定方式及应用:滴定方式实例 直接滴定法 许多还原性物质Fe 2＋、N O 2-、H 2O 2、C 2O 42−等。
质对市爱慕阳光实验学校高三化学第一轮复习：<化学4>第3章第2节鲁教【本讲信息】一. 教学内容：高考第一轮复习<化学4>第3章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离盐类的水解1、电离平衡常数及其计算，影响电离平衡常数的因素。
2、弱电解质在水溶液中存在的电离平衡及影响电离平衡的因素。
3、盐类水解。
二. 教学目的：1、了解电离平衡常数及其计算，知道影响平衡常数的因数及电离度的概念2、掌握弱电解质在溶液中存在的电离平衡及影响电离平衡的因素。
3、理解盐类水解的实质及规律，能正确地书写盐类水解的离子方程式4、掌握影响盐类水解的因素，能熟练判断与盐类水解有关的离子浓度大小5、掌握盐类水解的用，并能用盐类水解理论进行解释。
三. 和难点：1、电离平衡常数的计算及其影响因素。
2、弱电解质的电离平衡。
3、盐类水解的原理及盐类水解离子方程式的书写。
四. 考点分析：本节内容在高考中的主要考查点是：1、弱电解质的电离平衡及影响因素。
2、电离平衡常数的含义及简单计算。
3、盐类水解的原理及其用。
4、盐类水解的影响因素以及盐类水解对水电离平衡的影响。
五. 知识要点：1、在一条件〔如温度、浓度〕下，当电解质分子___________和___________相时，电离过程就到达了___________状态，叫做电离平衡。
其特征是〔1〕___________〔2〕___________〔3〕___________。
2、弱电解质电离程度的大小主要是由___________决的，同时还受___________、___________、___________外界因素的影响，而影响电离平衡常数大小的因素是___________，___________越高，电离常数___________。
一般弱酸的电离常数用___________表示，弱碱用___________表示。
3、多元弱酸溶液的酸性主要是由___________决的，而多元弱酸盐的水解程度主要是由___________决的。
第51讲弱电解质的电离平衡[复习目标] 1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2.理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。
考点一弱电解质的电离平衡及影响因素1．电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
平衡建立过程如图所示：2．电离平衡的特征3．外因对电离平衡的影响(1)以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)ΔH＞0的影响。
改变条件平衡移动方向n(H＋) c(H＋) 导电能力加水稀释向右增大减小减弱加入少量冰醋酸向右增大增大增强通入HCl(g) 向左增大增大增强加NaOH(s) 向右减小减小增强加CH3COONa(s) 向左减小减小增强升高温度向右增大增大增强(2)分别画出冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。
答案1．弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子()2．氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH＋4)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态()3．一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B＋＋OH－()答案 1.√ 2.× 3.×1．能证明蚁酸(HCOOH)是弱酸的实验事实是()A．HCOOH溶液与Zn反应放出H2B．0.1 mol·L－1 HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红C．HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2D．常温时0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3答案 D解析A、B项，只能证明蚁酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；C项，只能证明蚁酸的酸性比碳酸强，错误；D项，溶液的pH＝2.3，说明HCOOH未完全电离，正确。
2．H2S水溶液中存在电离平衡：H2S H＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。
离子反应及其应用一、选择题（共8题）1.查找资料得知：溴水(Br 2)显橙黄色，碘水(I 2)显棕黄色；还原性：Br -＜Fe 2+＜I -＜23SO -，23SO -在溶液中被氧化时一般生成24SO -。
有一无色未知溶液可能含有K +、Fe 2+、24SO -、I -、23SO -中的一种或者几种，现做以下实验：①取部分溶液加入少量溴水，振荡，溶液呈无色； ②向①的溶液中加入过量氯化钡溶液，产生白色沉淀，再加过量稀硝酸沉淀不溶解； ③取少量②的溶液滴入足量AgNO 3溶液，有沉淀生成。
下列关于无色溶液组成的判断正确的是：A ．肯定含有23SO -，肯定不含Fe 2+、I -，可能含有K +、24SO -B ．肯定含有24SO -，肯定不含Fe 2+、I -，可能含有K +、23SO -C ．肯定含有K +、23SO -，肯定不含Fe 2+，可能含有24SO -、I -D ．肯定含有24SO -、23SO -，肯定不含Fe 2+、I -，可能含有K +2.下列离子方程式书写正确的是A ．石灰乳与Na 2CO 3溶液混合：Ca 2++2-3CO =CaCO 3↓B ．向稀盐酸中加入适量铁粉：2Fe+6H +=2Fe 3++3H 2↑C ．少量二氧化碳通入澄清石灰水：CO 2+Ca 2++2OH -= CaCO 3↓+H 2OD ．氢氧化镁和盐酸反应：OH -+H +=H 2O3.某同学在实验室中进行如下实验： 编号 I II III 实验装置现象没有明显变化，溶液仍为无色有白色沉淀生成，溶液为蓝色 有无色气体放出以下结论正确的是A．I中无明显变化，说明两溶液不反应B．II 中的白色沉淀为CuCl2C．III中的离子方程式为2H++Zn=Zn2++H2↑D．I中发生的反应不是离子反应4.如图为NaCl在水中溶解和电离的示意图，关于该图的说法中。
错误的是（）A．在NaCl晶体中，Na+和Cl-的排列整齐有序B．Na+、Cl-在水中是以水合离子的形式存在的C．水合离子中，水分子取向都应该是氧原子朝内D．上述过程通常可表示为NaCl=Na++Cl-5.一定温度下，向氨水中加入过量醋酸溶液，溶液导电性(A)随时间(T)的大致变化图象正确的是( )A．B．C．D．6.向一定体积的稀硫酸中逐滴加入氢氧化钡溶液，反应混合液的导电能力随时间变化的曲线如图所示。
化学平衡图像【原卷】一、选择题（共26题）1．一定温度下，将1molA(g)和1molB(g)充入2L密闭容器中发生反应：A(g)+B(g) xC(g)+D(s)△H<0，在t1时达平衡。
在t2 、t3时刻分别改变反应的一个条件，测得容器中C(g)的浓度随时间变化如图所示。
下列有关说法正确的是( )A．t2 时刻改变的条件是使用催化剂B．t3时刻v(逆)可能小于t2时刻v(逆)C．t3时刻改变的条件一定是增大反应物的浓度D．t1～t2、t2～t3平衡常数均为0.252．在恒压、NO和O2的起始浓度一定的条件下，催化反应相同时间，测得不同温度下NO转化为NO2的转化率如图中实线所示(图中虚线表示相同条件下NO的平衡转化率随温度的变化)。
下列说法不正确的是A．图中Y点所示条件下，增加O2的浓度能提高NO转化率B．图中X点所示条件下，延长反应时间能提高NO转化率C．反应2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)的ΔH＞0D．380△下，c起始(O2)=5.0×10−4 mol·L−1，NO平衡转化率为50%，则平衡常数K＞20003．相同温度下溶液的酸碱性对TiO2光催化燃料R降解反应的影响如图所示。
下列判断不正确的是()A．对比pH＝7和pH＝10的曲线，在同一时刻，能说明R的起始浓度越大，降解速率越大B．对比pH＝2和pH＝7的曲线，说明溶液酸性越强，R的降解速率越大C．在0～20 min之间，pH＝2时R的平均降解速率为0.087 5×10－4 mol·L－1·min－1D．50 min时，pH＝2和pH＝7时R的降解百分率相等4．(NH4)2SO3氧化是氨法脱硫的重要过程。
某小组在其他条件不变时，分别研究了一段时间内温度和(NH4)2SO3初始浓度对空气氧化(NH4)2SO3速率的影响，结果如图。
下列说法不正确的是()A．60△之前，氧化速率增大与温度升高化学反应速率加快有关B．60△之后，氧化速率降低可能与O2的溶解度下降及(NH4)2SO3受热易分解有关C．(NH4)2SO3初始浓度增大到一定程度，氧化速率变化不大，与SO32-水解程度增大有关D．(NH4)2SO3初始浓度增大到一定程度，氧化速率变化不大，可能与O2的溶解速率有关5．一定温度下，向容积为2 L的恒容密闭容器中充入6 mol CO2和8 mol H2，发生反应CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)ΔH=-49.0 kJ·mol-1，测得n(H2)随时间的变化如曲线△所示。
高三化学第一轮专题复习水溶液中的离子平衡——弱电解质的电离练习题1．下列物质中，其水溶液能导电，溶于水时化学键被破坏，且该物质属于非电解质的是A．SO2 B．BaSO4 C．Cl2 D．C2H5OH2.(双选)下列电离方程式中，书写正确的是（）A．Ba(OH)2＝Ba2+＋2 OH－B．H3PO4 3 H+＋PO43－C．HF＝ H+＋F－D．NH 3·H2O NH4+＋OH－3．现有H+浓度相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的H+浓度仍相等，则m和n的关系是（）A．m＞n B．m＝n C．m＜n D．无法确定4．HClO是比H 2CO3更弱的酸，反应Cl2+H2O HCl+HClO达到平衡后，要使HClO浓度增加，可以加入（）A．NaOH固体 B．浓盐酸 C．CaCO3固体 D．H2O5．室温下，c(H+)相同体积相同的醋酸和盐酸两种稀溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（）A. 加水稀释2倍后，两溶液的c(H+)均增大B. 使温度都升高20℃后，两溶液的c(H+)均不变C. 加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的c(H+)均减小D. 加足量的锌充分反应后，盐酸产生的氢气比醋酸多+OH－。
下列叙述正确6．在0.1mol/L NH 3·H2O溶液中存在如下电离平衡：NH3·H2O NH4的是（）A．加入少量浓盐酸，平衡逆向移动 B．加入少量MgSO4固体，溶液c（OH－）增大C．加入少量NaOH固体，平衡正向移动D．加入少量0.1mol/L NH4Cl溶液，溶液中c（OH－）减小7.下列关于电离平衡常数(K)的说法正确的是 ( )A电离平衡常数(K)只与弱电解质本身和温度有关 B电离平衡常数(K)随浓度的变化而变化C电离平衡常数(K)越大标志着该电解质电离程度越小D电离平衡常数(K)只与弱电解质本身有关,与其它外部因素无关8．(双选)同物质的量浓度，同体积的HCl和醋酸,分别与过量同情况的NaHCO3 固体反应时,下列叙述正确的是 ( )Ａ．反应速率HCl＞ CH3COOH Ｂ．气泡逸出速率 CH3COOH ＞ HClＣ．在相同条件下两酸产生的CO2的体积相同Ｄ．如果两酸的C(H+)相同时，两酸物质的量浓度HCl ＞ CH3COOH9．已知醋酸达到电离平衡后，改变某条件电离平衡向正反应方向移动，则下列说法正确的是A．醋酸的电离程度一定变大 B．溶液的导电能力一定变强C．溶液的pH一定减小 D．发生电离的分子总数增多10. (双选)已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是( )A．加少量烧碱溶液B．升高温度 C．加少量冰醋酸 D．加水11.把1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L，下列叙述中正确的是( )A．c(CH3COOH)变为原来的110 B．c(H＋)变为原来的110C．c(CH3COO－)/c(CH3COOH)的比值增大 D．溶液的导电性增强12．在醋酸溶液中，CH3COOH电离达到平衡的标志是( )A．溶液显电中性 B．溶液中检测不出CH3COOH分子存在C．氢离子浓度恒定不变 D．c(H＋)＝c(CH3COO－)13．高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大．以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数．A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离 B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO2－4D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区别这四种酸的强弱14．为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸，某同学设计了如下实验得出的结论：HX是弱酸．其中不．合理的是( )A．室温下，测得0.1 mol·L－1HX溶液的pH＞1B．室温下，将等浓度等体积的盐酸和NaX溶液混合，混合溶液pH＜7C．室温下，测得1 mol·L－1NaX溶液的pH＞7D．在相同条件下，对0.1 mol·L－1的盐酸和0.1 mol·L－1的HX溶液进行导电性实验，HX溶液灯泡较暗15.要证明某酸是弱酸，下列方法正确的是（）A．将串联一小灯泡的该酸溶液与串联一相同小灯泡的硫酸并联，接通电源后，若该溶液上的灯泡较暗，则说明该酸是弱酸B．测定该酸的钠盐溶液常温下的pH，若pH＞7，则说明该酸是弱酸C．用该酸与金属锌反应，产生气泡较慢，则说明该酸是弱酸D．中和等体积等浓度的NaOH溶液消耗该酸的量大于硫酸，则说明该酸是弱酸16.醋酸是电解质，下列事实能说明醋酸是弱电解质的组合是 ( ) ①醋酸与水能以任意比互溶 ②醋酸溶液能导电③醋酸溶液中存在醋酸分子 ④0.1 mol ·L -1醋酸的pH 比0.1 mol ·L -1盐酸pH 大 ⑤醋酸能和碳酸钙反应放出CO 2 ⑥0.1 mol ·L -1醋酸钠溶液pH=8.9⑦表面积、纯度相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生H 2速率慢 A ．②⑥⑦ B ．③④⑤⑥ C ．③④⑥⑦ D ．①②实验方案：在两试管中分别加入过量镁条，同时将两注射器中的溶液注入相应试管中，观察产生氢气的速率和体积．(1)盐酸与镁反应的离子方程式为______ ______．(2)在上述实验方案中有一明显欠缺，该欠缺是__ _． (3)在欠缺已经得到改正的方案下，反应起始时，产生氢气的速率关系应是________________；最终产生氢气体积的关系应是__________________ (4)通过比较起始反应的速率可以得出的结论是_____ ___． (5)除上述方法外，还可以通过其他方向比较盐酸和醋酸的酸性，请写出其中的一种方法 。
易错点07 弱电解质的电离平衡易错题【01】弱电解质的判断（1）弱电解质不能完全电离：一定浓度的HA溶液的pH不同；与同浓度盐酸比较导电性不同；与同浓度的盐酸比较和锌反应的速率不同；（2）溶液中存在电离平衡：弱酸HA溶液稀释前后pH的变化不同于强酸；同离子效应会改变溶液的pH；改变温度，HA溶液的pH变化，等体积、等pH的HA溶液与盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量不同；（3）盐类能水解：配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液，溶液变为浅红色；用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，溶液pH >7。
易错题【02】电离平衡的判断（1）应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动,移动的结果不能“抵消”或“超越”这种改变从定量角度分析电离平衡。
（2）当改变影响电离平衡的条件后,分析两种微粒浓度之比的变化时,若通过平衡移动的方向不能作出判断,可采用化学平衡常数进行定量分析。
易错题【03】电离常数的四大应用①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱。
③判断反应能否发生或者判断产物是否正确通过强酸制弱酸来判断。
如H2CO3：K a1＝4.2×10－7，K a2＝5.6×10－11，苯酚(C6H5OH)：K a＝1.3×10－10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式均为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3。
④判断溶液微粒浓度比值的变化利用温度不变，电离常数不变来判断。
如把0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释，，稀释时，c(H＋)减小，K a不变，则变。
易错题【04】酸性强弱的比的方法七种判断方法（1）根据化学方程式判断：较强酸制较弱酸是复分解反应发生的条件之一，它体现了酸性的相对强弱.如CaCO3＋2CH3COOH=(CH3COO)2Ca ＋CO2↑＋H2O，说明酸性：CH3COOH ＞H2CO3。
2022届高三化学一轮化学反应原理题型必练—33弱电解质电离平衡的影响因素一、单选题（共17题）1．1mLpH 值相同的醋酸和盐酸，分别用蒸馏水稀释到l00mL ，稀释后两溶液的pH 分别为m 和n A ．m>nB ．m=nC ．m ＜nD ．不能确定2．氢氟酸是一弱酸，同其它弱酸一样， 浓度越大，电离度越小，酸度越大：但浓度大于5mol·L -1时，则变成强酸。
这点不同于一般弱酸，原因是 A ．浓度越大，F -与HF 的缔合作用越大B ．HF 的浓度变化对HF 的K a 有影响，而一般弱酸无此性质C ．HF -2的稳定性比F -离子强D ．以上三者都是3．室温下，往0.1 mol·L -1的氨水中滴入酚酞溶液时，溶液将呈现粉红色。
现采取下列措施，滴有酚酞的氨水溶液颜色不会变浅的是 A ．往溶液中滴入稀硫酸 B ．往溶液中加入NH 4Cl 晶体 C ．把溶液加热至沸腾 D ．往溶液中加入NaOH 固体4．下列说法正确的是A ．向浓度均为10.05 mol L -⋅的NaI 、NaCl 混合溶液中滴加少量3AgNO 溶液，有黄色沉淀生成，说明sp sp (AgI)>(AgCl)K KB ．常温下，加水稀释pH=2的34H PO 溶液，34H PO 电离度增大，溶液pH 增大C ．滴定实验中量取15.00mL 待测的NaOH 溶液可使用碱式滴定管或量程为20mL 的量筒D ．向蛋白质溶液中分别加入2BaCl 溶液和饱和44(NH)SO 溶液，均有固体析出，蛋白质均发生了变性5．根据下列操作及现象，所得结论正确的是A ．AB ．BC ．CD ．D6．醋酸溶液中存在电离平衡 CH 3COOH H ++ CH 3COO -，下列叙述不正确的是（ ）A ．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数 K a 值增大B ．0.10 mol·L －1 的 CH 3 COOH 溶液中加水稀释，溶液中 c(H +)减小C ．CH 3COOH 溶液中加少量的 CH 3COONa 固体，平衡逆向移动D ．25℃时，欲使醋酸的电离常数 K a 和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸 7．已知0.1mol/L 的氨水溶液中存在电离平衡：NH 3·H 2O+4NH +OH —，要使溶液中-32c(OH )c(NH H O)⋅值增大，可以采取的措施是A ．加少量盐酸溶液B ．加入少量NH 4Cl 晶体C ．加少量NH 3D ．加水8．下列事实可用勒夏特列原理解释的是 ①微热滴有酚酞的氨水，溶液颜色加深②向AgNO 3和NaCl 的混合液的上层清液中滴加NaI 溶液，充分振荡，沉淀由白色逐渐变成黄色③将充有NO 2气体的密闭烧瓶放入热水中，气体颜色加深 ④溴水中加入NaOH 溶液，溴水颜色变浅 ⑤向FeCl 3溶液中加入Fe 粉，溶液颜色逐渐变浅 ⑥实验室用排饱和食盐水的方法收集氯气 A ．②③B ．①②③C ．①②③④⑥D ．全部都是9．下面是有关弱酸的电离平衡常数。
电离平衡【原卷】一、选择题（共10题）1.某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。
据图判断正确的是A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH值变化曲线B．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度C．a点K w的数值比c点K w的数值大D．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强2.HClO4、H2SO4、HNO3和HCl都是强酸，它们的酸性在水溶液中差别不大。
以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：酸HClO4H2SO4HCl HNO3K a 1.6×10－56.3×10－91.6×10－9 4.2×10－10下列说法中不正确的是()A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离B．在冰醋酸中HClO4是这四种酸中最强的酸C．在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO24-D．水不能区分这四种酸的强弱，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱3.相同温度下，关于盐酸和醋酸两种溶液的比较，下列说法正确的是A．等体积等pH的盐酸和醋酸溶液加水稀释10倍后，c（Clˉ）＜c（CH3COOˉ）B．分别中和pH相等、体积相等的两溶液，所需NaOH的物质的量相同C．常温下，pH＜7的溶液一定是酸溶液D．相同浓度的盐酸和醋酸两溶液，中和等体积等浓度的NaOH溶液，醋酸消耗的体积多4.醋酸的电离方程式为CH3COOH（aq ）H＋（aq）＋CH3COO－（aq）ΔΗ>0。
25 ℃时，0.1 mol·L－1醋酸溶液的K a＝＝1.75×10－5。
下列说法正确的是（）A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，平衡时溶液中c（H＋）减小B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡逆向移动C．该温度下，0.01 mol·L－1醋酸溶液的K a<1.75×10－5D．升高温度，c（H＋）增大，K a增大5.25℃，加水稀释10 mL pH＝11的氨水，下列判断正确的是A．原氨水的浓度＝10－3 mol·L－1B．NH3·H2O的电离程度增大C．溶液中+432c(NH)c(NH H O)⋅的增大D．再加入10 mL pH＝3的盐酸，混合液pH＝76.25℃时，下列有关0.1 mol·L−1醋酸溶液的说法中，正确的是A．pH =1B．c（H+）= c（CH3COO－）C．加入少量CH3COONa 固体后，醋酸的电离程度减小D．加入少量0.1 mol·L−1稀盐酸后，醋酸的电离程度增大，溶液pH 减小7.用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是A．()()-32OHNH?H OccB．()()32-NH?H OOHccC．()()+432NHNH?H OccD．OH-的物质的量8.常温下，在pH＝5的HA溶液中存在电离平衡：HA A－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是A．加入水时，平衡向右移动，HA电离常数增大.B．加入少量NaA固体，平衡向右移动C．稍微升高溶液温度，溶液中的c(OH－)增大D．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减少9.已知：H2R＝H＋＋HR－，HR －H＋＋R2－，N A是阿伏加德罗常数的值。
常温下，对pH＝1的H2R溶液的有关说法错误的是A．1 L该溶液中H＋数目为0.1N AB．Na2R溶液中存在R2－、HR－、H2R等粒子C．该溶液中c(H＋)＝c(OH－)＋c(HR－)＋2c(R2－)D．常温下，加水稀释该溶液，H2R的电离程度增大10.在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示。
下列叙述不正确的是（）A．在O 点时，液态醋酸不导电说明醋酸是共价化合物B．a、b、c 三点，a 点时醋酸溶液中c(H+)最小C．b 点时，醋酸电离程度最大D．向c 点溶液中加入少量的碳酸钠固体，溶液中c(CH3COO-)和c(OH-)均增大二、非选择题（共6题）11.已知氢氟酸、醋酸、氢氰酸(HCN)、碳酸在室温下的电离常数分别为：①HF K a=6.8×10-4mol•L-1②CH3COOH K a=1.7×10-5mol•L-1③HClO K a=2.9×10-8mol•L-1④H2CO3K a1=4.4×10-7mol•L-1K a2＝4.7×10-11根据上述数据，回答下列问题：（1）四种酸中酸性最强的是_____________，四种酸中酸性最弱的是_____________。
（2）写出CH3COOH电离方程式是____________________。
（3）写出反应的化学方程式：足量的氢氟酸与碳酸钠溶液混合：_____________________，少量的CO2通入NaClO溶液中：_______________________。
12.已知室温时，0.1 mol·L－1的某一元酸HA在水中有0.1% 发生电离，回答下列各问题：（1）该溶液的pH＝________。
（2）HA的电离平衡常数K＝________。
（3）升高温度时，K将______(填“增大”、“减小”或“不变”)，pH将______(填“增大”、“减小”或“不变”)。
（4）由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的________倍。
13.为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四位同学分别选用下列试剂进行实验：0.1mol•L﹣1醋酸溶液、0.1mol•L﹣1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等．（1）甲取出10mL0.1mol•L﹣1醋酸，用pH试纸测出其pH＝a，确定醋酸是弱电解质，则a 应该满足的关系是______，理由是______．（2）乙同学分别取pH ＝3醋酸和盐酸各1mL ，分别用蒸馏水稀释到100mL ，然后用pH 试纸分别测定两溶液的pH ，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是______．（3）丙同学分别取pH ＝3的盐酸和醋酸各10mL ，然后分别加入质量相同的锌粒，醋酸放出H 2的速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？______（填“是”或“否”），请说明理由______．（4）丁同学用CH 3COONa 晶体、NaCl 晶体和pH 试纸做实验，也论证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是______．（5）请你利用上述试剂，设计一个证明醋酸是弱酸的方案：______．14.25℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：请回答下列问题。
(1)CH 3COOH 、H 2CO 3、HClO 的酸性由强到弱的顺序为______________________。
(2)同浓度的CH 3COO －、3HCO －、23CO －、ClO －结合H ＋的能力由强到弱的顺序为_________________________________________________(3)将少量CO 2气体通入NaClO 溶液中，写出反应的离子方程式：_____________。
(4)10mLpH ＝2的醋酸与一元酸HX 分别加水稀释至1000mL ，稀释过程中pH 变化如图所示，则HX的电离平衡常数________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数，理由是_________________________________。
15.在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。
回答下列问题：（1）“O”点时醋酸不能导电的原因是_________________________________________。
（2）a、b、c三点对应的溶液中，c(H+)由小到大的顺序为______________________。
（3）a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH的电离程度最大的是______________。
（4）若使c点对应的溶液中的c(CH3COO－)增大，则下列措施中，不可行的是____（填标号、下同）。
A．加热B．加入锌粒C．加入KOH固体D．加水E．加入CH3COONa固体16.近期发现，H2S是继NO、CO之后的第三个生命体系气体信号分子，它具有参与调节神经信号传递、舒张血管减轻高血压的功能。
回答下列问题：(1)下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是__________(填标号)。
A ．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以B ．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸C ．10.10mol L -⋅的氢硫酸和亚硫酸的pH 分别为4.5和2.1D ．氢硫酸的还原性强于亚硫酸(2)2H S 与2CO 在高温下发生反应：H 2S(g)+CO 2(g)⇌COS(g)+H 2O(g)。
在610K 时，将0.1mol 2CO 与0.40mol 2H S 充入2.5L 的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。
①上述反应平衡常数的表达式为K=________②2H S 的平衡转化率1α=________%，反应平衡常数K=_________。
③在620K 重复实验，平衡后水的物质的量分数为0.03，2H S 的转化率2α______1α，该反应的ΔH ______0。
(填“＞”“＜”或“=”)电离平衡一、选择题（共10题）1.某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。
据图判断正确的是A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH值变化曲线B．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度C．a点K w的数值比c点K w的数值大D．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强【答案】D【解析】A．由于弱酸存在电离平衡，相同pH、相同体积的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释时，醋酸的酸性降低的相对慢一些，从图像可知I线表示盐酸稀释，II线表示醋酸稀释，A错误；B．由于两酸的PH相同，盐酸的浓度小，稀释相同倍数，仍然是醋酸的浓度大于盐酸，B错误；C．温度相同的情况下，K W是定值，C错误；D．b点溶液稀释后可变成c点溶液，c点溶液中离子浓度小，导电性差，D正确；答案选D。
2.HClO4、H2SO4、HNO3和HCl都是强酸，它们的酸性在水溶液中差别不大。
以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：下列说法中不正确的是()A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离B．在冰醋酸中HClO4是这四种酸中最强的酸C．在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO24D．水不能区分这四种酸的强弱，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱【答案】C【解析】A.根据电离平衡常数知，在醋酸中这几种酸都不完全电离，故A正确；B.在醋酸中，高氯酸的电离平衡常数最大，所以高氯酸的酸性最强，故B正确；C.在冰醋酸中硫酸存在电离平衡，所以其电离方程式为H2SO4⇌H＋＋HSO4-，故C错误；D.这四种酸在水中都完全电离，在冰醋酸中电离程度不同，所以水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱，故D正确；故答案选C。
