工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性.人们的生活健康也与溶液的酸碱性有关.因此.测试和控制溶液的pH具有重要意义．(1)常温下.下列事实一定能证明HA是弱电解质的是③④⑤⑥．①常温下HA溶液的pH小于7②用HA溶液做导电实验.灯泡很暗③常温下NaA溶液的pH大于7④0.1mol/L HA溶液的pH=2.1⑤将等体积的pH=2的HCl与HA分别与足量的Zn� 题目和参考答案——青夏教育精英家教网—

题目内容

10．工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性，人们的生活健康也与溶液的酸碱性有关，因此，测试和控制溶液的pH具有重要意义．
（1）常温下，下列事实一定能证明HA是弱电解质的是③④⑤⑥．
①常温下HA溶液的pH小于7
②用HA溶液做导电实验，灯泡很暗
③常温下NaA溶液的pH大于7
④0.1mol/L HA溶液的pH=2.1
⑤将等体积的pH=2的HCl与HA分别与足量的Zn反应，放出的H₂体积HA多．
⑥pH=1的HA溶液稀释至100倍，pH约为2.8
（2）常温下，①将 pH=3的HA溶液与将 pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液可能
呈ac（选填字母：a酸性、b碱性、c中性）．②将等物质的量浓度的HA溶液与NaOH溶液等体积混合后，溶液可能呈bc（选填字母：a酸性、b碱性、c中性）．用离子方程式解释混合液②呈酸性或碱性的原因A^-+H₂O?HA+OH^-．
（3）①甲、乙两烧杯均盛有5mL pH=3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH=4．关于甲、乙烧杯中溶液的描述正确的是AC
A．溶液的体积10V_甲≥V_乙
B．水电离出的OH^-浓度：10c（OH^-）_甲=c（OH^-）_乙
C．若分别与5mL pH=11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH：甲≤乙
D．若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙
（4）若HA为弱酸，一定浓度的HA和NaA的混合溶液可作为控制体系pH的缓冲溶液，向缓冲溶液中加入少量的酸或碱，溶液pH 的变化很小，下列体系可作为缓冲溶液的有AC．
A．氨水和氯化铵混合溶液 B．硝酸和硝酸钠溶液
C．盐酸和氯化钠混合溶液 D．醋酸和醋酸钠溶液
（5）某二元酸（化学式用H₂B表示）在水中的电离方程式是：H₂B=H⁺+HB^-；HB^-?H⁺+B^2-．在0.1mol•L^-1的Na₂B溶液中，c（B^2- ）+c（HB^-）=0.1mol•L^-1．
（6）在25℃下，将a mol•L^-1的氨水与0.01mol•L^-1的盐酸等体积混合，反应后溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），用含a的代数式表示NH₃•H₂O的电离常数K_b=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$．

分析（1）部分电离、溶液中存在电离平衡的电解质为弱电解质，利用酸不能完全电离或盐类水解的规律来分析HNO₂是弱电解质；
（2）酸碱中和后酸剩余会使溶液显示酸性，碱剩余会使溶液显示碱性，若是强酸强碱盐中和，氢离子和氢氧根离子物质的量相等，溶液显示中性；
（3）弱酸为弱电解质，存在电离平衡，加水稀释时，促进弱酸的电离；水是弱电解质，存在电离平衡，酸电离产生的氢离子抑制水的电离平衡；
（4）含有弱酸HA和其钠盐NaA的混合溶液，向其中加入少量酸或碱时，溶液的酸碱性变化不大，是由于加入酸时生成弱电解质，加入碱时生成正盐，溶液中氢离子或氢氧根离子浓度变化不大而起到缓冲作用；
（5）根据二元酸的电离方程式知，B^2-只发生第一步水解，结合物料守恒分析解答；
（6）在25℃下，平衡时溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，根据物料守恒得c（NH₃．H₂O）=（0.5a-0.005）mol/L，根据电荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液呈中性，NH₃•H₂O的电离常数K_b=$\frac{c（O{H}^{-}）•c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$．

解答解：（1）①常温下HA溶液的pH小于7，只能证明其为酸，不能证明其为弱酸，故错误；
②溶液的导电性与离子浓度成正比，用HNA溶液做导电实验，灯泡很暗，只能说明溶液中离子浓度很小，不能说明亚硝酸的电离程度，所以不能证明亚硝酸为弱电解质，故错误；
③常温下NaA溶液的pH大于7，说明NaA为强碱弱酸盐，所以能说明HA酸为弱酸，故正确；
④0.1mol/L HA溶液的pH=2.1，说明酸不完全电离，溶液中存在电离平衡，所以能说明酸为弱酸，故正确；
⑤将等体积的pH=2的HCl与HA分别与足量的Zn反应，放出的H₂体积HA多．说明HA的浓度大于盐酸的，所以HA是弱酸，故正确；．
⑥pH=1的HA溶液稀释至100倍，pH约为2.8说明酸中存在电离平衡，则酸为弱电解质，故正确；
（2）①将 pH=3的HA溶液与将 pH=11的NaOH溶液等体积混合，假设酸是弱酸，此时酸剩余，溶液显示酸性，假设酸是强酸，此时溶液显示中性，故答案为：ac；
②）将等物质的量浓度的HA溶液与NaOH溶液等体积混合后，假设酸是弱酸，此时恰好反应，得到强碱弱酸盐，弱酸的阴离子水解显示碱性，即A^-+H₂O?HA+OH^-，溶液显示碱性，假设酸是强酸，此时溶液显示中性，
故答案为：bc；A^-+H₂O?HA+OH^-；
（3）A．若酸强酸，则依据溶液吸稀释过程中氢离子物质的量不变5ml×10^-3=V×10^-4，解得V=5Oml，则10V_甲=V_乙，若酸为弱酸，加水稀释时，促进弱酸的电离，电离产生的氢离子增多，要使pH仍然为4，加入的水应该多一些，所以10V_甲＜V_乙，故A正确；
B．pH=3的酸中，氢氧根离子全部有水电离产生，C（OH-）_甲=$\frac{Kw}{c（{H}^{+}）}$=10^-11mol/L，pH=4的酸中，氢氧根离子全部有水电离产生，C（OH-）_乙=$\frac{Kw}{c（{H}^{+}）}$=10^-10mol/L，则10c（OH^-）_甲=c（OH^-）_乙，故B错误；
C．若酸是强酸，分别与5mL pH=11的NaOH溶液反应，恰好发生酸碱中和，生成强酸强碱盐，pH值相等，若为弱酸，则反应后酸有剩余，甲中剩余酸浓度大，酸性强，pH小，所得溶液的pH：甲≤乙，故C正确；
D．稀释前后甲乙两个烧杯中所含的一元酸的物质的量相等，依据酸碱中和反应可知，消耗氢氧化钠的物质的量相等，生成的酸盐的浓度甲大于乙，若酸为强酸则二者pH相等，若酸为弱酸，则甲的pH大于乙，故D错误；
故选：AC．
（4）含有氨水和氯化铵的混合溶液，向其中加入少量酸或碱时，溶液的酸碱性变化不大，是由于加入碱时生成弱电解质，加入酸时生成正盐，是由于加入酸时发生：NH₃•H₂O+H⁺?NH₄⁺+H₂O，加入碱时发生：NH₄⁺+OH^-?NH₃•H₂O，溶液中氢离子或氢氧根离子浓度变化不大而起到缓冲作用，与此类似的还有醋酸和醋酸钠溶液，故答案为：AC；
（5）在Na₂B中存在水解平衡：B^2-+H₂O=HB^-+OH^-，HB^-不会进一步水解，所以溶液中没有H₂B分子，根据物料守恒得c（B^2-）+c（HB^-）=0.1mol•L^-1，
故答案为：c（HB^-）；
（6）在25℃下，平衡时溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，根据物料守恒得c（NH₃．H₂O）=（0.5a-0.005）mol/L，根据电荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液呈中性，NH₃•H₂O的电离常数K_b=$\frac{c（O{H}^{-}）•c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-7}×5×1{0}^{-3}}{0.5a-5×1{0}^{-3}}$=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$，
故答案为：$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$．

点评本题考查了弱电解质的电离、离子浓度大小的比较，明确弱电解质电离特点结合物料守恒、电荷守恒和质子守恒来分析解答，同时注意缓冲溶液的原理．

练习册系列答案

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20．常温下，下列关于各溶液的叙述中正确的是（　　）

	A．	三种一元弱酸HX、HY、HZ，其电离平衡常数依次减小，则同体积同pH的对应钠盐溶液中，水的电离度大小是NaX＞NaY＞NaZ
	B．	0.1mol/LCH₃COOH溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中：c（OH^-）=c（ H⁺）+c（CH₃COOH）
	C．	0.1mol/LNaHS溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中：c（Na⁺）＞c（ S^2-）＞c（HS^-）＞c（OH^-）
	D．	向0.01mol/L的NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性：c（Na⁺）=c（ SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）=c（OH^-）

1．下列有关说法正确的是（　　）

	A．	加入反应物，使活化分子的百分数增加，反应速率加快
	B．	有气体参加的化学反应，若增大压强（即缩小体积）可增加活化分子的百分数使化学反应速率增大
	C．	升高温度使化学反应速率增大的主要原因是增加了反应物分子中活化分子的百分数
	D．	活化分子间发生的碰撞为有效碰撞

18．mg铁与一定量水蒸气在高温条件下充分反应，测得生成氢气8.96L，将所得固体混合物完全溶解于足量盐酸，又放出氢气2.24L（气体体积均己折算为标况下），向所得溶液中滴加KSCN溶液，溶液颜色无明显变化．计算：
（1）铁与水蒸气反应时生成的氧化产物质量是多少？
（2）最初所用铁粉的质量是多少？

5．下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（　　）

	A．	pH相同的①CH₃COONa②NaHCO₃③NaAlO₂三份溶液中的c（Na⁺）：②＞③＞①
	B．	将0.5 mol/L的Na₂CO₃溶液与amol/L的NaHCO₃溶液等体积混合，c（Na⁺）＜c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）
	C．	10mL0.1mol/LCH₃COOH溶液与20mL0.1mol/LNaOH溶液混合后，溶液中离子浓度关系：c（OH^-）=c（H⁺）+c（CH₃COO^-）+2c（CH₃COOH）
	D．	25℃某浓度的NaCN溶液的pH=d，则其中由水电离出的c（OH^-）=10^-dmol/L

15．已知恒容条件下，反应A₂（g）+2B₂（g）?2AB₂（g）△H＜0，下列说法正确的是（　　）

	A．	升高温度，正向反应速率增加，逆向反应速率减小
	B．	达到平衡后，充入氦气，反应速率增大
	C．	达到平衡后，升高温度或增大压强都有利于该反应平衡正向移动
	D．	达到平衡后，增大A₂（g）的浓度，B₂的转化率增大

2．氯化亚铜（CuCl）广泛应用于化工、印染、电镀等行业．CuCl难溶于醇和水，可溶于氯离子浓度较大的体系，在潮湿空气中易水解氧化．以海绵铜（主要成分是Cu和少量CuO）为原料，采用硝酸铵氧化分解技术生产CuCl的工艺过程如下：

回答下列问题：
（1）步骤①溶解温度应控制在60～70度，原因是温度低溶解速度慢，温度过高铵盐分解，加入硝酸铵的作用是在酸性环境下有氧化性．
（2）写出步骤③中主要反应的离子方程式2Cu²⁺+SO₃^2-+2Cl^-+H₂O=2CuCl+SO₄^2-+2H⁺．
（3）步骤⑤包括用pH=2的酸洗、水洗两步操作，酸洗采用的酸是硫酸（写名称）．
（4）上述工艺中，步骤⑥不能省略，理由是醇洗有利于加快去除CuCl表面水分防止其水解氧化．
（5）准确称取所制备的氯化亚铜样品m g，将其置于若两的FeCl₃溶液中，待样品完全溶解后，加入适量稀硫酸，用a mol/L的K₂Cr₂O₇溶液滴定到终点，消耗K₂Cr₂O₇溶液b mL，反应中Cr₂O₇^2-被还原为Cr³⁺，样品中CuCl的质量分数为$\frac{0.597ab}{m}$×100%．

6．下列各组离子在溶液中能大量共存，且溶液为无色的是（　　）

Mg²⁺、Na⁺、SO₄^2-

K⁺、H⁺、HCO₃^-

Cu²⁺、NO₃^-、SO₄^2-

Ba²⁺、NO₃^-、CO₃^2-

7．填空：同温同压下，相同体积的CO₂和CO两种气体，它们的分子数之比1：1，所含的氧原子数之比2：1，它们的质量之比11：7，所含质子数之比11：7．

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