电离平衡和水的电离解答题强化练习一-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

电离平衡和水的电离解答题强化练习解析 1．常温下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液导电能力的变化如图所示。 已知：常温下，醋酸的电离常数Ka=1.75×10−5。 回答下列问题： (1)a、b、c三点对应的溶液中，水的电离程度最大的是___________。 (2)升高温度，醋酸的电离常数Ka___________(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)。 (3)在c点加入固体CH3COONa，溶液的导电能力___________，再次达到平衡时，c(CH3COO−)___________。 (4)当=175时，溶液pH=___________。 【答案】(1)c (2)增大 (3) 增大 增大 (4)7 【详解】（1）醋酸电离产生的H⁺会抑制水的电离，溶液中H⁺浓度越小，对水的电离的抑制作用越弱，水的电离程度越大，c点H⁺浓度最小，故水的电离程度最大 （2）醋酸的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，电离平衡常数增大。 （3）加入固体CH3COONa，c(CH3COO-)增大，溶液中离子浓度增大，导电能力增大，平衡逆向移动，氢离子浓度减小，再次平衡时c(CH3COO-)增大； （4），，pH=7。 2．醋酸在自然界分布广泛，具有重要用途。 (1)室温下，稀释冰醋酸过程中溶液的导电能力变化如图所示。 ①A、B、C三点对应的溶液中，CH3COOH电离程度最大的是____(填字母，下同)； ②A、B、C三点对应的溶液中，c(H+)最大的是____； ③在稀释醋酸的过程中，c(CH3COO-)/c(CH3COOH)的值将____，c(CH3COO-)/[c(CH3COOH)·c(OH-)]的值将____(填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)25℃，0.1mol/L的下列三种溶液①CH3COOH、②HCl、③H2SO4，pH由大到小的排列顺序是____(填选项字母) A．①>②>③   B．③>②>①   C．③>①=② (3)浓度、体积相同的①CH3COOH、②HCl、③H2SO4这三种溶液用NaOH溶液完全中和时，消耗NaOH的物质的量的大小顺序是____(填选项字母) A．①>②>③   B．③>②>①   C．③>①=② 【答案】(1) C B 增大 不变 (2)A (3)C 【详解】（1） ① 弱电解质溶液越稀，电离程度越大。图中C点加水量最多，溶液最稀，因此的电离程度最大。 ② 溶液的导电能力与溶液中自由移动离子的浓度及其带电荷数成正比。图中B点导电能力最强，说明溶液中离子浓度最大，即最大。 ③ 在稀释醋酸的过程中，电离平衡向正反应方向移动，溶液中的物质的量增大，的物质的量减小，由于处于同一溶液中，体积相同，因此的值将增大；对于第二个式子，分子分母同乘以，可得，由于温度不变，醋酸的电离常数和水的离子积常数均不变，故该比值不变。 （2）相同浓度的三种酸，③是二元强酸，完全电离，最大；②是一元强酸，完全电离， 其次；①是一元弱酸，部分电离， 最小。溶液中 越大，pH越小，因此pH由大到小的顺序为 ① > ② > ③，故选A。 （3） 浓度、体积相同的这三种酸，其溶质的物质的量相等。①和 ②均为一元酸，完全中和时消耗的物质的量相等；③为二元酸，完全中和时消耗的物质的量是前两者的两倍。因此消耗的物质的量大小顺序为③ > ① = ②，故选C。 3．回答下列问题。 (1)现有25℃的氨水。请回答以下问题： ①氨水的电离平衡常数表达式为_______。 ②若向氨水中加入少量固体，此时溶液中_______(填“增大、减小或不变”)。 (2)根据水的电离回答下列问题： ①某温度(t℃)时，水的离子积为。则该温度_______25℃(填“>”、“＜”或“=”)，其理由是_______。 ②常温下，将1mL的溶液加水稀释至100mL，稀释后的溶液中_______。 ③常温下，的溶液中由水电离出的浓度为；的溶液中由水电离出的浓度为，两溶液中_______。 ④常温下，的溶液aL与的溶液bL混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。若所得混合溶液，则_______。 【答案】(1) 减小 (2) 水的电离是吸热过程，升高温度变大 11 【详解】（1）①在氨水中存在以下电离：，电离平衡常数表达式为：。 ②若向氨水中加入少量固体，增大，平衡向左移动，但温度不变，则不变，此时溶液中将减小。 （2）①水存在弱电离：，常温（25℃）时，水的离子积常数为：；某温度(t℃)时，水的离子积为，则该温度25℃，其理由是：因水的电离吸热，该温度下的大于常温时的水的离子积常数，说明平衡右移，则温度升高，大于25℃。 ②常温下，的溶液中，将1 mL加水稀释至100 mL，根据稀释原则可得，换算得到，最后得到稀释后的溶液中。 ③常温下，的溶液中，，根据可得，而全部由电离提供，则由水电离出的浓度为；在的溶液中的全部由电离提供，则由水电离出的浓度为，最后得到两溶液中的。 ④常温下，的溶液中，的溶液中，现将a L溶液和bL溶液混合(混合后溶液体积变化忽略不计)；若所得混合溶液，说明溶液过量，列式有：，解得。 4．电离常数是电离平衡的平衡常数，描述了一定温度下，弱电解质的电离能力。，几种弱电解质的电离常数如下表： 或 ； ； (1)的电离常数表达式___________________________。 (2)请写出的电离方程式：___________________________。 (3)溶液和溶液反应的主要离子方程式为___________________________。 (4)，氨水的浓度为，溶液中的________。将通入该氨水中，当溶液中降至时，溶液中________。 (5)已知某些电解质分子的中心原子最外层电子未达饱和结构，其电离采取结合溶液中其它离子使中心原子最外层达到饱和结构的形式，如硼酸在水中的电离可用方程式表示为： ，则硼酸为________元酸，时，的硼酸水溶液pH为5.1，则由水电离出的浓度为________。 【答案】(1) (2) (3) (4) 0.62 (5) 一 【详解】（1）的电离方程式为，根据电离平衡常数的定义，其表达式为； （2）一水合氨（）是弱碱，在水溶液中部分电离出铵根离子和氢氧根离子，存在电离平衡，其电离方程式为； （3）根据表中电离常数数据可知，酸性强弱顺序为，根据强酸制弱酸的原理，与反应只能发生第一步电离，生成和，对应的离子方程式为； （4）根据一水合氨的电离常数，代入，解得； 当溶液中时，常温下溶液呈中性，，根据亚硫酸的第二步电离常数，变形可得； （5）根据硼酸在水中的电离方程式可知，1个硼酸分子结合1个水分子电离出的，从而释放出1个，因此硼酸为一元酸； 时，的硼酸溶液中，由电离方程式可知，溶液中的实际上全部是由水电离产生的，因此由水电离出的浓度即为溶液中的浓度，为。 5．常温下，部分酸的电离常数如表所示。 化学式 HF HCN H2CO3 CH3COOH 电离常数 (1)pH相同的四种酸，物质的量浓度从大到小的顺序为________。 (2)若HCN的起始浓度为0.1 mol·L-1，平衡时c(H+)约为________mol·L-1，使此溶液中HCN的电离程度增大且c(H+)也增大的方法是________。（一种即可） (3)中和等量的NaOH，消耗等pH的HF和H2SO4的体积分别为a L、b L，则a__________b（填“大于”“小于”或“等于”）。 (4)可以证明醋酸是弱酸的事实是__________（填字母序号）。 A．等体积等浓度的CH3COOH溶液和盐酸，分别与足量镁粉反应，起始时盐酸产生氢气的速率更快 B．常温下，0.1 mol·L-1醋酸溶液中的 C． 用醋酸溶液做导电实验，灯泡很暗 D．生活中可用醋酸除水垢 E. 等体积等pH的醋酸和盐酸分别与足量氢氧化钠溶液充分反应，醋酸消耗的氢氧化钠更多 (5)时，将体积均为10 mL、pH均为2的醋酸溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1000 mL，稀释过程中pH的变化如图，则HX的电离平衡常数__________醋酸的电离平衡常数（填“大于”“小于”或“等于”，下同），稀释后，HX溶液中水电离出来的c(H+)__________醋酸溶液中水电离出来的c(H+)。 【答案】(1) (2) 适当升高温度 (3)小于 (4)ABE (5) 大于 大于 【详解】（1）相同温度下，酸的电离常数越小，其酸性越弱。根据表格数据可知，四种酸的电离常数大小顺序为：，故酸性强弱顺序为：。对于弱酸，当溶液的pH相同（即 相同）时，酸的电离常数越小，所需的物质的量浓度越大。因此，四种酸的物质的量浓度从大到小的顺序为 。 （2）根据HCN的电离常数表达式 ，解得 。 弱酸的电离过程是吸热过程，升高温度可以促进电离，使HCN的电离程度增大，同时溶液中的 也随之增大。 （3） 是弱酸， 是强酸。当两溶液的pH相同时，溶液中的 相等，但由于 只有少部分电离，其浓度大于 溶液中 的浓度（即 ）。中和等量的 需要消耗相同物质的量的可电离的 ，由于 溶液的浓度大，因此所需 溶液的体积 小于 溶液的体积 。 （4）A．等体积等浓度的 溶液和盐酸，盐酸反应速率更快，说明盐酸中 更大，即醋酸只能部分电离，为弱酸，正确； B． 醋酸溶液中 ，说明醋酸未完全电离，为弱酸，正确； C．溶液的导电能力与溶液中自由移动离子的浓度有关，未指明浓度无法比较强弱电解质，错误； D．除水垢只能证明醋酸酸性比碳酸强，不能证明其为弱酸，错误； E．等体积等pH的醋酸和盐酸，醋酸消耗的 更多，说明醋酸的物质的量浓度远大于盐酸，即醋酸部分电离，为弱酸，正确。 故选ABE。 （5）将pH均为2的醋酸和 溶液稀释相同倍数（100倍），若为强酸，pH应变为4；若为弱酸，由于稀释促进电离，pH的变化量小于2。图中 的pH变化量大于醋酸的pH变化量，说明 的酸性强于醋酸，因此 的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数。稀释后， 溶液的pH大于醋酸溶液的pH，即 溶液中的 小于醋酸溶液中的 。酸溶液中水电离出的 ，由于 溶液中的 较小，对水电离的抑制程度较弱，因此 溶液中水电离出来的 大于醋酸溶液中水电离出来的 。 6．已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数数据如表所示。常温条件下，回答下列问题： 化学式 HClO 电离平衡常数 (1)写出HClO的电离常数表达式______________，当温度升高时，HClO的Ka_______(填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，导电能力随加水量的变化情况如图所示： A、B、C三点对应的溶液中氢离子浓度由大到小的顺序为_________________________。 (3)向NaClO溶液通入少量的离子方程式为__________________________________。 (4)向溶液中加入过量溶液的离子方程式为____________________________。 (5)若初始时HClO溶液中HClO的浓度为，则_________。 (6)向溶液中逐滴加入溶液至10-5，此时溶液中_________。 【答案】(1) 增大 (2)B>A>C (3) (4) (5) (6) 【详解】（1）是一元弱酸，在水溶液中部分电离，其电离方程式为，根据电离平衡常数的定义，其表达式为；弱电解质的电离过程是吸热过程，当温度升高时，电离平衡向正反应方向（即电离方向）移动，因此电离平衡常数增大； （2）溶液的导电能力主要取决于溶液中自由移动离子的浓度，离子浓度越大，导电能力越强，在冰醋酸加水稀释的过程中，导电能力先增大后减小，说明溶液中的离子浓度先增大后减小，对于一元弱酸醋酸而言，溶液中的离子主要由醋酸电离产生，氢离子浓度与溶液中总离子浓度的变化趋势一致，由图可知，导电能力大小顺序为B > A > C，因此对应的氢离子浓度由大到小的顺序也为B > A > C； （3）由表格中的电离平衡常数数据可知，酸性强弱顺序为：，根据“强酸制弱酸”的原理，碳酸的第一步电离能制取次氯酸，但次氯酸的酸性强于碳酸氢根离子，故反应只能生成碳酸氢根离子而不能生成碳酸根离子，因此，向溶液中通入少量的离子方程式为 ； （4）由表格数据可知，各酸的电离常数大小关系为：，这说明醋酸的酸性弱于磷酸，但强于 和，因此，向溶液中加入过量的溶液时，醋酸只能将质子化为，而不能进一步生成，该反应的离子方程式为； （5）在溶液中存在电离平衡：，设电离产生的，则，由于是弱酸，电离程度很小，平衡时，代入电离常数表达式，解得，即 ，所以溶液中； （6）混合溶液中存在碳酸的第二步电离平衡：，其电离平衡常数表达式为，当逐滴加入溶液至 时，将氢离子浓度代入上述表达式进行变形，可得 。 7．水是化学反应的良好介质，探索水溶液中的酸碱平衡具有重要意义。 (1)天然水中可以分离出重水（）。溶液中存在电离平衡：，和的关系如图所示，已知：、。 ①图中__________（填“>”“<”或“=”）。 ②温度下重水的离子积常数为__________。 ③图中A、B、C三点在温度下溶液呈中性的点是__________。 ④温度下，当由重水电离出的为时，溶液的pD等于__________。 (2)利用弛豫法可研究快速反应的速率常数（k，只与温度有关）。其原理是通过微扰（如瞬时升温）使化学平衡发生偏离，观测体系微扰后从不平衡态趋向新平衡态所需的弛豫时间（），从而获得k的信息。对于，若将纯水瞬时升温到25℃，测得。已知：25℃时，，，，（为的平衡浓度）。 ①25℃时，的平衡常数__________（保留2位有效数字）。 ②下列能正确表示瞬时升温后反应建立新平衡的过程示意图为__________。 ③用含有、的代数式表示的平衡常数__________，25℃时，计算得为__________。 【答案】(1) > B 4.8、10 (2) D    【详解】（1）①水的电离平衡为吸热过程，温度升高，电离程度增大，，均增大，离子积越大，由图可知，T1时离子浓度更高，更大，所以＞。 ②温度下，重水的电离曲线上任意点的横纵坐标分别对应和，取曲线上的点计算：，，因此离子积。 ③溶液呈中性的判定依据是，温度下B点的横纵坐标数值相等，满足，因此B点为中性点。 ④​温度下重水的离子积。当由重水电离出的时，说明水的电离被抑制，溶液可能为酸性也可能为碱性： 若溶液为酸性：溶液中全部来自重水电离，因此溶液总，则，； 若溶液为碱性：溶液中全部来自重水电离，因此溶液总，。 （2）①25℃时水的电离平衡常数表达式为，已知25℃时，，代入得。 ②瞬时升温后，正逆反应速率均会瞬间增大，且水的电离为吸热过程，升温后平衡正向移动，但水的浓度是恒定的，正反应速率不变，所以建立新平衡的过程示意图为D。 ③平衡时正逆反应速率相等：，即，整理得平衡常数。 ③驰豫时间公式为，其中，，代入得：，在平衡时，，可推出，代入已知值：，即，将k1代入驰豫时间公式为：，整理可得，，计算括号内：，，由于，可忽略不计，所以，得出。 二、解答题 8．脱除沼气中的具有重要意义，脱除有多种方法。 (1)受热分解法。将和混合气导入热解器，反应分两步进行。 反应Ⅰ：   反应Ⅱ：   现将硫化氢和甲烷按照体积比投料，并用稀释。在常压和不同温度下，反应相同时间后，、和的体积分数随温度的变化关系如图所示。 ①  _______。 ②1050℃时，的体积分数为_______。 ③在950℃-1100℃，1100℃-1150℃范围内，其他条件不变，随着温度的升高，的体积分数先增大后减小，其原因可能是_______。 (2)热钾碱法。石化工业中常采用较高浓度的溶液作为脱硫吸收剂。已知25℃，的电离平衡常数分别为，；的电离平衡常数分别为，。用溶液吸收足量的离子方程式为_______。 (3)可以用作脱除的催化剂，脱除过程如图所示。 ①脱除时需先进行吸附。利用如图乙进行吸附，比用图甲吸附能力强的原因是_______。 ②脱除一段时间后，催化剂的活性降低，原因是_______。 【答案】(1) 233.5 3.6% 两个反应均为吸热反应；950℃~1100℃，温度升高，反应Ⅰ速率加快，平衡正向移动，生成的速率大于反应Ⅱ消耗的速率，体积分数增大；温度高于1100℃后，反应Ⅱ速率明显加快，平衡正向移动，消耗的速率大于反应Ⅰ生成的速率，因此体积分数减小 (2) (3) 乙表面暴露的更多，可吸附的活性位点更多，因此吸附能力更强 反应生成的硫单质沉积在催化剂表面，覆盖了催化活性位点，因此催化剂活性降低 【详解】（1）①根据盖斯定律，总反应=反应Ⅰ+反应Ⅱ，因此； ②反应II生成H2，消耗S2的体积分数分别为0.1%×2=0.2%，0.1%，反应I生成S2的体积分数为0.1%+1.6%=1.7%，则反应I生成H2的体积分数为1.7%×2=3.4%，故H2的体积分数为； ③两个反应均为吸热反应；950℃~1100℃，温度升高，反应Ⅰ速率加快，平衡正向移动，生成的速率大于反应Ⅱ消耗的速率，体积分数增大；温度高于1100℃后，反应Ⅱ速率明显加快，平衡正向移动，消耗的速率大于反应Ⅰ生成的速率，因此体积分数减小。 （2）根据电离常数可知酸性顺序：，根据强酸制弱酸，足量时，只能生成和： 。 （3）①乙表面暴露的更多，可吸附的活性位点更多，因此吸附能力更强； ②反应生成的硫单质沉积在催化剂表面，覆盖了催化活性位点，因此催化剂活性降低。 9．分类是研究物质性质与反应规律的重要方法。 Ⅰ．现有①Ba(OH)2溶液、②CuSO4晶体、③液氨、④液态CH3COOH、⑤石墨、⑥无水乙醇。 (1)其中，属于电解质的是___________(填序号)。 Ⅱ．常温下，将10mL、c(H+)相等的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H+)随溶液体积变化的曲线如图所示。 (2)曲线Ⅱ表示的是___________(填“盐酸”“醋酸”)的变化曲线。 (3)取等体积的a点、b点、c点对应的溶液，分别与0.01mol/LNaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积最大的是：___________(填“a”、“b”或“c”)。 Ⅲ．已知：pH=-lgc(H+)。25℃时，K(HCN)=1×10-9.2、K(HClO)=1×10-7.5、K(H2CO3)1=1×10-6.4、K(H2CO3)2=1×10-10.2。 (4)在25℃、相同浓度时，CN-、ClO-、中，结合氢离子能力最强的是___________。 (5)在25℃的碳酸溶液中，当pH=5.6时，c()___________(填“>”“=”或“<”)c(H2CO3)。 (6)在25℃时，反应CN(aq)+(aq)HCN(aq)+(aq)的平衡常数K=___________。 Ⅳ．25℃时，配制一组c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)=0.100mol/L的H2A和NaOH的混合溶液，溶液中含A元素的微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示。下列叙述正确的是 (7)25℃时，H2A的电离常数K(H2A)1的值为___________。 (8)25℃时，向该溶液中滴加NaOH溶液，使pH从3变为5，反应的离子方程式为___________。 【答案】(1)②、④ (2)醋酸 (3)a (4) (5)< (6) (7) (8) 【详解】（1）根据电解质的定义,在水溶液中或熔融状态下能自身电离出离子的化合物，对各物质逐一分析： ①Ba(OH)2溶液为混合物（含溶剂水），不符合“化合物”前提, 不属于电解质范畴； ②CuSO4晶体为纯净化合物，在水溶液或熔融态可完全电离为和，是强电解质； ③液氨(NH3)本身不电离，其水溶液导电源于与水反应生成的,是非电解质； ④液态CH3COOH虽液态不导电，但在水溶液中可部分电离为和，是弱电解质， ⑤石墨是碳单质，是非化合物，不属于电解质范畴； ⑥无水乙醇（C2H5OH）在水溶液和熔融态均不电离，是非电解质； （2）盐酸为强酸，完全电离，稀释时随体积增大按比例下降，对应曲线Ⅰ。醋酸为弱酸，存在电离平衡 ，稀释促进电离，降幅度小于盐酸，对应曲线Ⅱ； （3）初始条件相等，但，因为醋酸仅部分电离，a、b 两点横坐标相同，所以稀释倍数相同。a点为醋酸溶液，总物质的量，b点为盐酸溶液，总物质的量，因 ，故，c点为盐酸进一步稀释，酸的总浓度，因为发生中和反应，所以n(NaOH)=n(酸)，故a点消耗 NaOH 最多； （4）共轭碱结合的能力与其对应酸的酸性成反比，即越小，其共轭碱结合能力越强，其对应酸中，的电离常数Ka=1×最小，酸性最弱，所以结合的能力最强； （5）碳酸一级电离：，=，，因此c()<c()； （6）； （7）计算H2A的第一级电离常数K(H2A)1，根据图像，M点对应pH=1.2，此时，由一级电离平衡； （8）pH = 3 时，溶液中主要含A微粒为，pH = 5 时，主要含A微粒为，此过程是与加入的发生中和反应生成和水，反应离子方程式为：。 10．LiFePO4和FePO4是动力型锂离子电池的理想正极材料。 (1)实验室制备LiFePO4 在氮气的氛围中，将一定量的(NH4)2Fe(SO4)2溶液与H3PO4、LiOH(强碱)溶液中的一种混合，加入三颈烧瓶如图，控温60℃，在搅拌下通过滴液漏斗缓慢滴加剩余的另一种溶液，充分反应后，过滤，洗涤，干燥，得到粗产品。 ①通入N2的目的是___________。 ②滴液漏斗中的溶液是___________。 ③写出由LiOH制备LiFePO4的反应离子方程式___________。(已知Ka(HSO4-)=1.0×10-2) (2)实验室制备FePO4 取一定量比例铁粉、浓磷酸、水放入容器，加热充分反应，向反应后的溶液中加入一定量H2O2，同时加入适量水调节pH，静置后过滤、洗涤、干燥得到FePO4˙2H2O，高温煅烧FePO4˙2H2O得到FePO4。 已知： FePO4·2H2O 晶体的纯度及颗粒大小会影响产品性能，沉淀速率过快会形成细小颗粒状粉末；Fe3++EDTA4-[Fe(EDTA)]-。含磷各微粒的物质的量分数与pH的关系如图所示；            ① 工业上选择溶液pH为2。此时溶液中c(HPO)为1.0×10-7.3 mol·L-1，则c(PO)=___________mol·L-1。 ② 其他条件不变时，磷酸与水的混合比例对铁粉溶解速率的影响如图所示： 当时，随着水的比例增加，铁粉溶解速率迅速升高的原因是___________。 ③为使反应过程中的Fe2+完全被H2O2氧化，下列操作不能达到目的的是___________(填序号)。 a．加入适当过量的H2O2溶液 b．加热，使反应在较高温度下进行 c．缓慢滴加H2O2溶液并搅拌    d．用Ca(OH)2调节溶液pH=7 ④ 设计以1mol·L-1H3PO4溶液、1mol·L-1FeSO4溶液和3%H2O2溶液为原料，制备较大颗粒FePO4·2H2O晶体的实验方案：___________，低温干燥。 (除主要原料外，还须使用的试剂：EDTA四钠盐溶液、盐酸和BaCl2溶液) 【答案】(1) 排除装置中的空气，防止被氧化 LiOH 溶液 Fe2++Li++OH−+H3PO4+2SOLiFePO4↓+H2O+2HSO (2) 1.0×10-17.6 当时，随水的比例增加，促进了H3PO4的电离，使c(H+)增大，反应速率加快；同时反应放热，加快反应速率 bd 将一定量的1mol·L-1FeSO4溶液和适量的3%H2O2溶液混合，边搅拌边加入适量EDTA四钠盐溶液，在搅拌下向混合溶液中加入1mol·L-1H3PO4溶液，控制溶液pH为2反应一段时间，静置、过滤，所得晶体用蒸馏水洗涤2～3次，取最后一次洗涤滤液于试管中，加入盐酸酸化后加BaCl2溶液，无白色沉淀生成 【详解】（1）①Fe2+易被氧化，则通入N2的目的是排除装置中的空气，防止被氧化。 ②由分析可知，滴液漏斗中的溶液是氢氧化锂溶液； ③由分析可知，制备磷酸铁锂的反应为氢氧化锂溶液与硫酸亚铁铵、磷酸混合溶液反应生成磷酸铁锂、硫酸氢铵和水，反应的离子方程式为Fe2++Li++OH−+H3PO4+2SOLiFePO4↓+H2O+2HSO。 （2）①根据磷酸的第三步电离：，由图可知时，因此；pH为2时，，c(HPO)=1.0×10-7.3，代入公式，得； ②磷酸是三元中强酸，在溶液中分步电离出氢离子，向磷酸中加水时，磷酸在溶液中电离出氢离子，溶液中氢离子浓度增大，氢离子与铁生成亚铁离子的速率增大，且反应放出的热量，使反应温度升高，导致反应速率加快，所以当时，随着水的比例增加，铁粉溶解速率迅速升高； ③a．加入适当过量的过氧化氢溶液，有利于亚铁离子完全氧化，故a正确； b．加热，使反应在较高温度下进行时，过氧化氢受热分解，过氧化氢浓度减小不利于亚铁离子的氧化，故b错误； c．缓慢滴加过氧化氢溶液并搅拌可以使反应物的接触面积增大，有利于亚铁离子完全氧化，故c正确； d．用氢氧化钙调节溶液pH为7，会使溶液中的亚铁离子转化为氢氧化亚铁沉淀，不利于亚铁离子的氧化，故d错误； 故选bd； ④将一定量的1mol·L-1FeSO4溶液和适量的3%H2O2溶液混合，边搅拌边加入适量EDTA四钠盐溶液，在搅拌下向混合溶液中加入1mol·L-1H3PO4溶液，控制溶液pH为2反应一段时间，静置、过滤，所得晶体用蒸馏水洗涤2～3次，取最后一次洗涤滤液于试管中，加入盐酸酸化后加BaCl2溶液，无白色沉淀生成即得到较大颗粒FePO4·2H2O晶体。 试卷第1页（共3页） 试卷第1页（共3页） 学科网（北京）股份有限公司 $ 电离平衡和水的电离解答题强化练习一 1．常温下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液导电能力的变化如图所示。 已知：常温下，醋酸的电离常数Ka=1.75×10−5。 回答下列问题： (1)a、b、c三点对应的溶液中，水的电离程度最大的是___________。 (2)升高温度，醋酸的电离常数Ka___________(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)。 (3)在c点加入固体CH3COONa，溶液的导电能力___________，再次达到平衡时，c(CH3COO−)___________。 (4)当=175时，溶液pH=___________。 2．醋酸在自然界分布广泛，具有重要用途。 (1)室温下，稀释冰醋酸过程中溶液的导电能力变化如图所示。 ①A、B、C三点对应的溶液中，CH3COOH电离程度最大的是____(填字母，下同)； ②A、B、C三点对应的溶液中，c(H+)最大的是____； ③在稀释醋酸的过程中，c(CH3COO-)/c(CH3COOH)的值将____，c(CH3COO-)/[c(CH3COOH)·c(OH-)]的值将____(填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)25℃，0.1mol/L的下列三种溶液①CH3COOH、②HCl、③H2SO4，pH由大到小的排列顺序是____(填选项字母) A．①>②>③   B．③>②>①   C．③>①=② (3)浓度、体积相同的①CH3COOH、②HCl、③H2SO4这三种溶液用NaOH溶液完全中和时，消耗NaOH的物质的量的大小顺序是____(填选项字母) A．①>②>③   B．③>②>①   C．③>①=② 3．回答下列问题。 (1)现有25℃的氨水。请回答以下问题： ①氨水的电离平衡常数表达式为_______。 ②若向氨水中加入少量固体，此时溶液中_______(填“增大、减小或不变”)。 (2)根据水的电离回答下列问题： ①某温度(t℃)时，水的离子积为。则该温度_______25℃(填“>”、“＜”或“=”)，其理由是_______。 ②常温下，将1mL的溶液加水稀释至100mL，稀释后的溶液中_______。 ③常温下，的溶液中由水电离出的浓度为；的溶液中由水电离出的浓度为，两溶液中_______。 ④常温下，的溶液aL与的溶液bL混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。若所得混合溶液，则_______。 4．电离常数是电离平衡的平衡常数，描述了一定温度下，弱电解质的电离能力。，几种弱电解质的电离常数如下表： 或 ； ； (1)的电离常数表达式___________________________。 (2)请写出的电离方程式：___________________________。 (3)溶液和溶液反应的主要离子方程式为___________________________。 (4)，氨水的浓度为，溶液中的________。将通入该氨水中，当溶液中降至时，溶液中________。 (5)已知某些电解质分子的中心原子最外层电子未达饱和结构，其电离采取结合溶液中其它离子使中心原子最外层达到饱和结构的形式，如硼酸在水中的电离可用方程式表示为： ，则硼酸为________元酸，时，的硼酸水溶液pH为5.1，则由水电离出的浓度为________。 5．常温下，部分酸的电离常数如表所示。 化学式 HF HCN H2CO3 CH3COOH 电离常数 (1)pH相同的四种酸，物质的量浓度从大到小的顺序为________。 (2)若HCN的起始浓度为0.1 mol·L-1，平衡时c(H+)约为________mol·L-1，使此溶液中HCN的电离程度增大且c(H+)也增大的方法是________。（一种即可） (3)中和等量的NaOH，消耗等pH的HF和H2SO4的体积分别为a L、b L，则a__________b（填“大于”“小于”或“等于”）。 (4)可以证明醋酸是弱酸的事实是__________（填字母序号）。 A．等体积等浓度的CH3COOH溶液和盐酸，分别与足量镁粉反应，起始时盐酸产生氢气的速率更快 B．常温下，0.1 mol·L-1醋酸溶液中的 C． 用醋酸溶液做导电实验，灯泡很暗 D．生活中可用醋酸除水垢 E. 等体积等pH的醋酸和盐酸分别与足量氢氧化钠溶液充分反应，醋酸消耗的氢氧化钠更多 (5)时，将体积均为10 mL、pH均为2的醋酸溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1000 mL，稀释过程中pH的变化如图，则HX的电离平衡常数__________醋酸的电离平衡常数（填“大于”“小于”或“等于”，下同），稀释后，HX溶液中水电离出来的c(H+)__________醋酸溶液中水电离出来的c(H+)。 6．已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数数据如表所示。常温条件下，回答下列问题： 化学式 HClO 电离平衡常数 (1)写出HClO的电离常数表达式______________，当温度升高时，HClO的Ka_______(填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，导电能力随加水量的变化情况如图所示： A、B、C三点对应的溶液中氢离子浓度由大到小的顺序为_________________________。 (3)向NaClO溶液通入少量的离子方程式为__________________________________。 (4)向溶液中加入过量溶液的离子方程式为____________________________。 (5)若初始时HClO溶液中HClO的浓度为，则_________。 (6)向溶液中逐滴加入溶液至10-5，此时溶液中_________。 7．水是化学反应的良好介质，探索水溶液中的酸碱平衡具有重要意义。 (1)天然水中可以分离出重水（）。溶液中存在电离平衡：，和的关系如图所示，已知：、。 ①图中__________（填“>”“<”或“=”）。 ②温度下重水的离子积常数为__________。 ③图中A、B、C三点在温度下溶液呈中性的点是__________。 ④温度下，当由重水电离出的为时，溶液的pD等于__________。 (2)利用弛豫法可研究快速反应的速率常数（k，只与温度有关）。其原理是通过微扰（如瞬时升温）使化学平衡发生偏离，观测体系微扰后从不平衡态趋向新平衡态所需的弛豫时间（），从而获得k的信息。对于，若将纯水瞬时升温到25℃，测得。已知：25℃时，，，，（为的平衡浓度）。 ①25℃时，的平衡常数__________（保留2位有效数字）。 ②下列能正确表示瞬时升温后反应建立新平衡的过程示意图为__________。 ③用含有、的代数式表示的平衡常数__________，25℃时，计算得为__________。 8．脱除沼气中的具有重要意义，脱除有多种方法。 (1)受热分解法。将和混合气导入热解器，反应分两步进行。 反应Ⅰ：   反应Ⅱ：   现将硫化氢和甲烷按照体积比投料，并用稀释。在常压和不同温度下，反应相同时间后，、和的体积分数随温度的变化关系如图所示。 ①  _______。 ②1050℃时，的体积分数为_______。 ③在950℃-1100℃，1100℃-1150℃范围内，其他条件不变，随着温度的升高，的体积分数先增大后减小，其原因可能是_______。 (2)热钾碱法。石化工业中常采用较高浓度的溶液作为脱硫吸收剂。已知25℃，的电离平衡常数分别为，；的电离平衡常数分别为，。用溶液吸收足量的离子方程式为_______。 (3)可以用作脱除的催化剂，脱除过程如图所示。 ①脱除时需先进行吸附。利用如图乙进行吸附，比用图甲吸附能力强的原因是_______。 ②脱除一段时间后，催化剂的活性降低，原因是_______。 9．分类是研究物质性质与反应规律的重要方法。 Ⅰ．现有①Ba(OH)2溶液、②CuSO4晶体、③液氨、④液态CH3COOH、⑤石墨、⑥无水乙醇。 (1)其中，属于电解质的是___________(填序号)。 Ⅱ．常温下，将10mL、c(H+)相等的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H+)随溶液体积变化的曲线如图所示。 (2)曲线Ⅱ表示的是___________(填“盐酸”“醋酸”)的变化曲线。 (3)取等体积的a点、b点、c点对应的溶液，分别与0.01mol/LNaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积最大的是：___________(填“a”、“b”或“c”)。 Ⅲ．已知：pH=-lgc(H+)。25℃时，K(HCN)=1×10-9.2、K(HClO)=1×10-7.5、K(H2CO3)1=1×10-6.4、K(H2CO3)2=1×10-10.2。 (4)在25℃、相同浓度时，CN-、ClO-、中，结合氢离子能力最强的是___________。 (5)在25℃的碳酸溶液中，当pH=5.6时，c()___________(填“>”“=”或“<”)c(H2CO3)。 (6)在25℃时，反应CN(aq)+(aq)HCN(aq)+(aq)的平衡常数K=___________。 Ⅳ．25℃时，配制一组c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)=0.100mol/L的H2A和NaOH的混合溶液，溶液中含A元素的微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示。下列叙述正确的是 (7)25℃时，H2A的电离常数K(H2A)1的值为___________。 (8)25℃时，向该溶液中滴加NaOH溶液，使pH从3变为5，反应的离子方程式为___________。 10．LiFePO4和FePO4是动力型锂离子电池的理想正极材料。 (1)实验室制备LiFePO4 在氮气的氛围中，将一定量的(NH4)2Fe(SO4)2溶液与H3PO4、LiOH(强碱)溶液中的一种混合，加入三颈烧瓶如图，控温60℃，在搅拌下通过滴液漏斗缓慢滴加剩余的另一种溶液，充分反应后，过滤，洗涤，干燥，得到粗产品。 ①通入N2的目的是___________。 ②滴液漏斗中的溶液是___________。 ③写出由LiOH制备LiFePO4的反应离子方程式___________。(已知Ka(HSO4-)=1.0×10-2) (2)实验室制备FePO4 取一定量比例铁粉、浓磷酸、水放入容器，加热充分反应，向反应后的溶液中加入一定量H2O2，同时加入适量水调节pH，静置后过滤、洗涤、干燥得到FePO4˙2H2O，高温煅烧FePO4˙2H2O得到FePO4。 已知： FePO4·2H2O 晶体的纯度及颗粒大小会影响产品性能，沉淀速率过快会形成细小颗粒状粉末；Fe3++EDTA4-[Fe(EDTA)]-。含磷各微粒的物质的量分数与pH的关系如图所示；            ① 工业上选择溶液pH为2。此时溶液中c(HPO)为1.0×10-7.3 mol·L-1，则c(PO)=___________mol·L-1。 ② 其他条件不变时，磷酸与水的混合比例对铁粉溶解速率的影响如图所示： 当时，随着水的比例增加，铁粉溶解速率迅速升高的原因是___________。 ③为使反应过程中的Fe2+完全被H2O2氧化，下列操作不能达到目的的是___________(填序号)。 a．加入适当过量的H2O2溶液 b．加热，使反应在较高温度下进行 c．缓慢滴加H2O2溶液并搅拌    d．用Ca(OH)2调节溶液pH=7 ④ 设计以1mol·L-1H3PO4溶液、1mol·L-1FeSO4溶液和3%H2O2溶液为原料，制备较大颗粒FePO4·2H2O晶体的实验方案：___________，低温干燥。 (除主要原料外，还须使用的试剂：EDTA四钠盐溶液、盐酸和BaCl2溶液) 试卷第1页（共3页） 试卷第1页（共3页） 学科网（北京）股份有限公司 $