高二化學反應原理課時作業(yè)14：3.1.1水的電離　電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)

高二《化學反應原理》PAGEPAGE1第1節(jié)水溶液第1課時水的電離電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)分層訓練[基礎過關]一、水的離子積1.純水在25℃和80℃時的[H＋]前后兩個量的大小關系是()A.大于 B.等于C.小于 D.不能確定[解析]溫度升高，水的電離平衡正向移動，[H＋]增大。[答案]選C。[答案]C2.如果25℃時，Kw＝1.0×10－14mol2·L－2，T℃時，Kw＝1.0×10－12mol2·L－2。這說明()A.T℃時的電離常數(shù)較大B.前者的[H＋]較后者大C.水的電離過程是一個放熱過程D.Kw和K電離無直接關系[解析]由Kw導出過程可知，Kw和K電離是有直接關系的兩個量Kw＝K電離[H2O]。[答案]A3.水的電離過程為H2OH＋＋OH－，在25℃時，水的離子積Kw＝1.0×10－14mol2·L－2，在35℃時，水的離子積Kw(35℃)＝2.1×10－14mol2·L－2，則下列敘述正確的是()A.[H＋]隨著溫度的升高而降低B.35℃時，[H＋]<[OH－]C.35℃時的水比25℃時的水電離程度小D.水的電離是吸熱的[解析]由題中條件可以看出，溫度升高時，Kw增大。25℃時，[H＋]＝[OH－]＝1×10－7mol·L－1；35℃時，[H＋]＝[OH－]≈1.45×10－7mol·L－1。溫度升高，[H＋]和[OH－]都增大，且始終相等，水的電離程度也增大，因溫度升高平衡向正反應方向移動，故水的電離為吸熱反應。[答案]D4.在某溫度時，測得純水中的[H＋]＝2.0×10－7mol·L－1，則[OH－]為()A.2.0×10－7mol·L－1 B.0.1×10－7mol·L－1C.eq\f(1.0×10－14,2.0×10－7)mol·L－1 D.無法確定[解析]根據(jù)水的電離方程式H2OH＋＋OH－可知，無論在何種條件下，純水中水電離出的[H＋]＝[OH－]，故[答案]為A。[答案]A二、水的電離平衡移動5.能夠使H2O＋H2OH3O＋＋OH－的平衡向右移動的措施是()A.升高水溶液的溫度 B.加入少量H2SO4溶液C.加入少量NaOH溶液 D.向水中放入冰塊[解析]A項，水的電離是吸熱的，升溫平衡向右移動；B項，加入H2SO4使H＋濃度增大，平衡向左移動；C項，加入NaOH使OH－濃度增大，平衡向左移動；D項，放入冰塊，使溫度降低，平衡向左移動。[答案]A6.將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是()A.水的離子積變大、pH變小、呈酸性B.水的離子積不變、pH不變、呈中性C.水的離子積變小、pH變大、呈堿性D.水的離子積變大、pH變小、呈中性[解析]水的電離是一個吸熱過程，高溫有利于其電離，[H＋]增大，[OH－]增大，所以其離子積增大，pH減小，但[H＋]＝[OH－]，所以純水仍呈中性，選D。[答案]D7.在相同溫度下，0.01mol·L－1的NaOH溶液和0.01mol·L－1的鹽酸相比，下列說法正確的是()A.由水電離出的[H＋]相等B.由水電離出的[H＋]都是1.0×10－12mol·L－1C.由水電離出的[OH－]都是0.01mol·L－1D.兩者都促進了水的電離[解析]二者均抑制水的電離，且抑制程度相同。[答案]A三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的判斷8.下列敘述中，能證明某物質(zhì)是弱電解質(zhì)的是()A.熔融時不導電B.水溶液的導電能力很差C.不是離子化合物，而是極性共價化合物D.溶液中已電離的離子和未電離的分子共存[解析]判斷強、弱電解質(zhì)的關鍵是物質(zhì)在水溶液里能否完全電離，是否存在電離平衡。[答案]D9.醋酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是()①1mol/L的醋酸溶液中c(H＋)＝0.01mol/L②醋酸以任意比與水互溶③10mL1mol/L的醋酸溶液恰好與10mL1mol/L的NaOH溶液完全反應④在相同條件下，醋酸溶液的導電性比鹽酸弱A.④ B.①③④C.①④ D.②④[解析]①中若醋酸完全電離，則c(H＋)＝1mol/L，而現(xiàn)在c(H＋)＝0.01mol/L，說明醋酸部分電離，為弱電解質(zhì)；③是與強堿能進行到底的反應，不能說明其電離程度的大小；④是在相同條件下，即在同溫、同濃度下的比較，導電性弱，說明醋酸溶液中離子濃度小，即電離程度小，鹽酸中的HCl是完全電離的，故說明醋酸是部分電離，為弱電解質(zhì)。[答案]C四、電離方程式的書寫10.下列電離方程式中正確的是()A.NaHCO3的水溶液：NaHCO3=Na＋＋H＋＋COeq\o\al(2－,3)B.熔融狀態(tài)的NaHSO4：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)C.NaHSO4的水溶液：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)D.H2S的水溶液：H2S2H＋＋S2－[解析]A項，H2CO3是弱酸，故NaHCO3在水溶液中的電離方程式為NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)；B項，熔融狀態(tài)下NaHSO4的電離方程式應為NaHSO4=Na＋＋HSOeq\o\al(－,4)；C項，HSOeq\o\al(－,4)在水中完全電離產(chǎn)生H＋和SOeq\o\al(2－,4)，C項正確；D項，H2S是二元弱酸，應分步電離。[答案]C[能力提升]11.(1)在下列空格中填“>”、“＝”或“<”。①25℃時，0.5mol·L－1CH3COOH溶液中由水電離出的[H＋]________0.5mol·L－1鹽酸中由水電離出的[H＋]。②25℃時，0.5mol·L－1鹽酸中由水電離出的[H＋]________0.5mol·L－1硫酸中由水電離出的[H＋]。③25℃時，0.5mol·L－1鹽酸中由水電離出的[H＋]________0.5mol·L－1NaOH溶液中由水電離出的[H＋]。(2)現(xiàn)有四種溶液：①NaOH，②H2SO4，③CH3COOH，④HCl，當由水電離出的[H＋]相同時，以上四種溶液物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是_____________________________________________________________________________________________________________________________________。[解析](1)0.5mol·L－1NaOH溶液電離出的[OH－]＝0.5mol·L－1，CH3COOH電離出的[H＋]<0.5mol·L－1，鹽酸電離出的[H＋]＝0.5mol·L－1，硫酸電離出的[H＋]＝1mol·L－1，所以CH3COOH溶液中由水電離出的[H＋]大于鹽酸中由水電離的[H＋]；鹽酸中由水電離的[H＋]大于硫酸中由水電離的[H＋]；鹽酸中由水電離的[H＋]等于NaOH溶液中由水電離的[H＋]。(2)由于由水電離出來的[H＋]相等，則以上溶液由自身電離出的[H＋]或[OH－]應相等。由于CH3COOH是弱酸，所以其物質(zhì)的量濃度最大。而H2SO4是二元強酸，其物質(zhì)的量濃度最小。HCl和NaOH為一元強酸和一元強堿，若[H＋]＝[OH－]，則二者物質(zhì)的量濃度相等。[答案](1)①>②>③＝(2)③>①＝④>②12.硫酸是中學階段常見的強酸之一。對于常溫下0.05mol·L－1H2SO4溶液。(1)若將溶液升高溫度到100℃，溶液中的[OH－]＝1×10－11mol·L－1，則100℃時水的離子積是________。(2)該溶液中硫酸電離出的[H＋]與H2O電離出的[H＋]之比為________。(3)將該溶液放入燒杯中滴入幾滴酚酞，插入兩個電極與直流電源連接形成閉合回路。①向燒杯中逐滴加入同濃度的氫氧化鋇，燈泡逐漸變暗，后熄滅。該過程中反應的離子方程式為_______________________________________________________________________________________________________________________。②向熄滅后的燒杯中再逐滴加入氫氧化鋇溶液，觀察到燈泡逐漸變亮，還觀察到溶液________，此過程中水的電離程度________(選填“增大”“減小”或“不確定”)。(4)將該硫酸溶液加水稀釋，水的電離平衡________(填“向左”或“向右”或“不”)移動。[解析](1)100℃時，溶液中的[H＋]＝0.05mol·L－1×2＝0.1mol·L－1，水電離產(chǎn)生的[OH－]＝10－11mol·L－1，所以100℃時水的離子積為KW＝0.1mol·L－1×1×10－11mol·L－1＝10－12mol2·L－2(2)0.05mol·L－1H2SO4溶液中硫酸電離出的[H＋]＝0.1mol·L－1，水電離出的[H＋]＝[OH－]＝1×10－13mol·L－1，兩者之比為(10－1mol·L－1)∶(10－13mol·L－1)＝1012∶1。(3)①向硫酸中逐滴加入同濃度的氫氧化鋇，燈泡逐漸變暗，后熄滅。是因為兩者反應生成了難溶的BaSO4和弱電解質(zhì)水，溶液中幾乎沒有自由移動的離子，該過程中反應的離子方程式為2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)＋Ba2＋＋2OH=BaSO4↓＋2H2O。②向熄滅后的燒杯中再逐滴加入氫氧化鋇溶液，此時Ba(OH)2電離出Ba2＋和OH－，自由移動的離子濃度增加，導電性增強，所以燈泡變亮，同時Ba(OH)2為強堿，硫酸與氫氧化鋇反應后顯中性，再滴加Ba(OH)2溶液，溶液顯堿性，酚酞遇堿變紅色，所以還能觀察到溶液變紅色。Ba(OH)2溶液能抑制水的電離，所以水的電離程度變小。(4)將硫酸溶液稀釋，該過程中溶液內(nèi)的由硫酸電離產(chǎn)生的[H＋]變小，對水的電離抑制程度變小，水的電離程度增大。[答案](1)10－12mol2·L－2(2)1012∶1(3)①2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)＋Ba2＋＋2OH－=BaSO4↓＋2H2O②變紅色減小(4)向右13.在水的電離平衡中，[H＋]和[OH－]的關系如圖所示：(1)A點水的離子積為1×10－14mol2·L－2，B點水的離子積為__________________________________________________________。造成水的離子積變化的原因是_______________________________________________________________________________________________________。(2)100℃時，若向溶液中滴加鹽酸，能否使體系處于B點位置？為什么？_____________________________________________________________________________________________________________________________。(3)100℃時，若鹽酸中[H＋]＝5×10－4mol·L－1，則由水電離產(chǎn)生的[H＋]是多少？______________________________________________________________。[解析](1)B點Kw＝10－6mol·L－1×10－6mol·L－1＝1×10－12mol2·L－2，水的電離是吸熱的，溫度升高，水的電離程度增大，即離子積增大。(2)水中加入鹽酸，溶液中[H＋]增大，水的電離平衡向左移動，[OH－]減小，[H＋]≠[OH－]，溶液不會處于B點。(3)100℃時，Kw＝1×10－12mol2·L－2，若鹽酸中[H＋]＝5×10－4mol·L－1，則由水電離產(chǎn)生的[H＋]為1×10－12mol2·L－2÷(5×10－4mol·L－1)＝2×10－9mol·L－1。[答案](1)1×10－12mol2·L－2水的電離是吸熱的，溫度升高，水的電離程度增大，即離子積增大(2)不能，在鹽酸中[H＋]≠[OH－]，所以不可能處于B點(3)2×10－9mol·L－1[拓展探究]14.某同學為探究Kw的影響因素，做了如下探究。(1)查閱資料，不同溫度下水的離子積常數(shù)。t/℃0102025405090100Kw/10－14(mol2·L－2)0.1340.2920.6811.012.925.4738.055.0由此推出：隨著溫度的升高，Kw的值________；水的電離程度________；水的電離平衡向________移動，水的電離過程是________過程。(2)取三只燒杯A、B、C，分別加入適量水，再向B、C燒杯中分別加入適量鹽酸和NaOH，分析并填寫下表：純水加少量鹽酸加少量NaOH[H＋]1.0