高中化学暑假作业：弱电解质的电离平衡检测题

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1.下列电离方程式中，错误的是( )

A.Al2(SO4)3====2Al3++3 B.HF H++F-

C.HI H++I- D.Ca(OH)2 Ca2++2OH-

解析：弱电解质存在电离平衡，强电解质全部电离。Al2(SO4)3、HI、Ca(OH)2为强电解质。书写电离方程式用“====”，HF为弱电解质，书写电离方程式用“ ”。故答案为C、D。

答案：CD

2.把0.05 mol NaOH固体，分别加入下列100 mL溶液中，溶液的导电能力变化不大的是( )

A.自来水 B.0.5 mol•L-1 盐酸

C.0.5 mol•L-1醋酸 D.0.5 mol•L-1 NH4Cl溶液

解析：离子浓度变化不大，导电能力变化就不大。在水中、CH3COOH中加入NaOH固体，离子浓度都增大;向HCl中加入NaOH固体，自由移动离子数基本不变，则离子浓度变化不大;向NH4Cl中加入NaOH固体，离子浓度基本不变。

答案：BD

3.能影响水的电离平衡，并使溶液中c(H+ )>c(OH-)的操作是( )

A.向水中投入一小块金属钠 B.将水加热煮沸

C.向水中通入CO2 D.向水中加入食盐晶体

解析：A项中加入钠，Na与H2O反应生成NaOH，影响水的电离平衡，使c(OH-)>c(H+);B项中加热使电离平衡右移，c(H+)=c(OH-);C项中通入CO2，CO2+H2O====H2CO3，使c(H+)>c(OH-);而D项中c(H+)=c(OH-)，故选C。

答案：C

4.水的电离过程为H2O H++OH-，在不同温度下其平衡常数为K(25 ℃) =1.0×10-14,K(35 ℃)=2.1×10-14。则下列叙述正确的是( )

A.c(H+)随着温度的升高而降低 B.在35 ℃时，c(H+)>c(OH-)

C.水的电离百分率 α(25 ℃)>α(35 ℃) D.水的电离是吸热的

解析：本题考查水的电离的实质及水的电离平衡的影响因素。由题中条件可以看出，温度升高后，K值增大。25 ℃时c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol•L-1。35 ℃ 时c(H+)=c(OH-)=1.45×10-7 mol•L-1。温度升高，c(H+)、c(OH-)都增大，且仍然相等，水的电离百分率也增大 。因温度升高平衡向正反应方向移动，故水的电离为吸热反应。

答案：D

5.将1 mL 0.1 mol•L-1的H2SO4溶液加入纯水中制成200 mL溶液，该溶液中由水自身电离产生的c(H+)最接近于( )

A.1×10-3 mol•L-1 B.1×10-13 mol•L-1

C.1×10-7 mol•L-1 D.1 ×10-11 mol•L-1

解析：在水电离达到平衡时加入硫酸，由于c(H+)增大，使水的电离平衡向逆向移动，故水电离产生的c(H+)小于10-7 mol•L-1，排除A、C两选项。数值的大小由溶液中的c(H+)和c(OH-)及KW来确定，因所得的溶液为酸性溶液，酸电离产生的H+远远大于水电离产生的H+，所以溶液中c(H+)由酸定，溶液中的c(OH-)是由水电离所得。而水电离产生的c(H+)=c(OH-),即可求出水电离产生的c(H+)。

答案：D