高2022届高2019级高二化学选修4学案第三章阶段重点突破练(四)

阶段重点突破练(四)

一、弱电解质的电离平衡及影响因素

1.将1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是()

A.醋酸的浓度达到1 mol·L－1

B.H＋的浓度达到0.5 mol·L－1

C.醋酸的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5 mol·L－1

D.醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等

【参考答案】:D

2.在100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H＋浓度减小，可采用的方法是()

A.加热

B.加入0.1 mol·L－1的醋酸溶液100 mL

C.加入少量的0.5 mol·L－1的硫酸

D.加入少量的1 mol·L－1的NaOH溶液

【参考答案】:D

3.(2019·成都遂宁高二下学期期末)化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡：HIn(aq，红色)H＋(aq)＋In－(aq，黄色)，故可作酸碱指示剂。浓度为0.02 mol·L－1的下列溶液：①盐酸②石灰水③NaCl溶液④NaHSO4溶液⑤NaHCO3溶液⑥氨水，其中能使指示剂显红色的是()

A.④⑤

B.③⑤

C.①④

D.②⑥

【参考答案】:C

【试题解析】: 能使指示剂显红色，应使电离平衡HIn(aq，红色)H＋(aq)＋In－(aq，黄色)逆向移动，所以加入的溶液应呈酸性，①④为酸性溶液，可使平衡向逆反应方向移动，而②⑤⑥溶液呈碱性，可使平衡向正反应方向移动，③为中性溶液，平衡不移动，故选C。

4.Al(OH)3的电离方程式可表示为：H＋＋AlO－2＋H2O Al(OH)3Al3＋＋3OH－。试根据平衡移动原理，解释下列有关的问题。

(1)向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，沉淀溶解，其原因是_________________________________，有关的离子方程式为________________________________________________________。(2)向Al(OH)3沉淀中加入苛性钠溶液，沉淀溶解，其原因是___________________________，有关的离子方程式为________________________________________________________。

【参考答案】:(1)加入盐酸，与OH－发生反应，使上述平衡正向移动，生成了Al3＋Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O(2)加入NaOH，与H＋发生反应，发生反应使上述平衡逆向移动，生成了AlO－2Al(OH)3＋OH－＝AlO－2＋2H2O

二、电离平衡常数及其应用 5.下列说法正确的是( ) A.电离常数受溶液浓度的影响

B.电离常数可以表示弱电解质的相对强弱

C.K a 大的酸溶液中c (H ＋

)一定比K a 小的酸溶液中的c (H ＋

)大 D.H 2CO 3的电离常数表达式：K ＝c (H ＋

)·c (CO 2－

3)

c (H 2CO 3)

【参考答案】:B

【试题解析】: 电离常数是与温度有关的函数，与溶液浓度无关，故A 项错误；酸中c (H ＋

)既跟酸的电离常数有关，也跟酸的浓度有关，故C 项错误；碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为K 1＝c (H ＋

)·c (HCO －

3)c (H 2CO 3)，第二步电离常数为K 2＝c (H ＋

)·c (CO 2－

3)

c (HCO －

3)，故D 项错误。 6.已知部分弱酸的电离平衡常数如表所示：

下列离子方程式正确的是( )

A.少量CO 2通入NaClO 溶液中：CO 2＋H 2O ＋2ClO －

＝CO 2－

3＋2HClO

B.少量SO 2通入Ca(ClO)2溶液中：SO 2＋H 2O ＋Ca 2＋

＋2ClO －

＝CaSO 3↓＋2HClO C.少量SO 2通入Na 2CO 3溶液中：SO 2＋H 2O ＋2CO 2－

3＝SO 2－

3＋2HCO －

3

D.相同浓度NaHCO 3溶液与NaHSO 3溶液等体积混合：H ＋

＋HCO －

3＝CO 2↑＋H 2O 【参考答案】:C

【试题解析】: 由表格中电离平衡常数数据可知，K (H 2CO 3)＞K (HClO)＞K (HCO －

3)，故CO 2通入NaClO 溶液中生成HCO －

3，A 错误；向次氯酸钙溶液中通入少量SO 2的离子方程式为Ca 2＋

＋ClO －

＋SO 2＋H 2O ＝CaSO 4↓＋Cl －

＋2H ＋

，B 错误；K (H 2CO 3)＞K (HSO －

3)＞K (HCO －

3)，故少量SO 2通入Na 2CO 3溶液中生成HCO

－

3，C 正确；H 2SO 3为弱酸，故NaHSO 3在水溶液中主要电离出HSO －

3，而不是SO 2－

3和H ＋

，D 错误。

7.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：

从表格中数据判断以下说法中不正确的是( ) 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＋＋SO2－4

D.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

【参考答案】:C

【试题解析】: 由电离常数可知这四种酸在冰醋酸中均未完全电离，酸性最强的是HClO4，最弱的是HNO3，由此可知C项中的电离方程式应用“”表示。

8.下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)。

酸电离方程式电离平衡常数K CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.75×10－5

H2CO3H2CO3H＋＋HCO－3

HCO－3H＋＋CO2－3

K1＝4.4×10－7

K2＝4.7×10－11

H2S H2S H＋＋HS－

HS－H＋＋S2－

K1＝9.1×10－8

K2＝1.1×10－12

H3PO4H3PO4H＋＋H2PO－4

H2PO－4H＋＋HPO2－4

HPO2－4H＋＋PO3－4

K1＝7.1×10－3

K2＝6.3×10－8

K3＝4.2×10－13

回答下列各题：

(1)当温度升高时，K值______(填“增大”“减小”或“不变”)。

(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？________________________________________________________________________。

(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO－3、H2S、HS－、H3PO4、H2PO－4、HPO2－4都看作是酸，其中酸性最强的是____，最弱的是__________。

(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数。对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是_______，产生此规律的原因是_________。(5)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实____(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案：________________________________________________________________________。

【参考答案】:(1)增大(2)K值越大，电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强(3)H3PO4 HPO2－4(4)K1≫K2≫K3上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用(5)能向盛有少量NaHCO3溶液的试管中加入适量CH3COOH溶液，产生无色气泡，证明醋酸酸性大于碳酸【试题解析】: (1)弱电解质的电离是吸热过程，升高温度能促进电离，故升高温度，K 值增大。(3)因为K值越大，酸性越强，这几种酸中，H3PO4的K值最大，HPO2－4的K值最小，故酸性最强的是H3PO4，酸性最弱的是HPO2－4。(4)由表中K1、K2、K3，常数之间约是