电离度表示电解质的相对强弱,电离度的定义:α=(已电离的电解质分子数/溶液中原有电解质的总分子数)×100%。已知25℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为
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电离度表示电解质的相对强弱,电离度的定义: α=(已电离的电解质分子数/溶液中原有电解质的总分子数)×100%。 已知25℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1 mol·L-1)如下表:
编号
| 物质(微粒)
| 电离度α
| A
| 硫酸溶液(第一步完全电离): 第二步 HSO4-H++SO42-
| 10%
| B
| 硫酸氢钠溶液: HSO4-H++SO42
| 29%
| C
| 醋酸: CH3COOHCH3COO-+H+
| 1.33%
| D
| 盐酸: HCl=H++Cl-
| 100%
| (1)25℃时,0.1 mol·L-1上述几种溶液中,c(H+)从大到小的顺序是 (填序号); (2)25℃时,0.1 mol·L-1硫酸溶液中HSO4-的电离度小于相同温度下0.1 mol·L-1硫酸氢钠 溶液中HSO4-的电离度,其原因是 。 (3)醋酸的电离平衡常数K的表达式是 ,醋酸的电离平衡常数 K与电离度α的关系式为:K= (用含α的代数式表示) |
答案
(1)ADBC (2)硫酸第一步电离的对第二步电离有抑制作用,使平衡向左移动,即电离度小于硫酸氢钠溶液中的电离度。 (3) |
解析
试题分析:(1)硫酸是二元酸;电离度越大,电离出的c(H+)越大; (2)对于一个可逆反应来讲,增大生成物的浓度,平衡是逆向移动的。 (3)公式推导。 |
举一反三
醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH++CH3COO-,下列叙述不正确的是 A.升高温度,平衡正向移动,醋酸的电离常数Ka值增大 | B.0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释,溶液中c(OH-)增大 | C.CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体,平衡逆向移动 | D.25℃时,欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离程度都减小,可加入少量冰醋酸 |
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为了说明醋酸是弱电解质,某同学设计了如下实验方案证明,其中错误的是 A.配制0.10 mol/L CH3COOH溶液,测溶液的pH,若pH大于1,则可证明醋酸为弱电解质 | B.用pH计分别测0.01 mol/L和0.10 mol/L的醋酸溶液的pH,若两者的pH相差小于1个单位,则可证明醋酸是弱电解质 | C.对盐酸和醋酸溶液进行导电性实验,若与CH3COOH溶液相串联的灯泡较暗,证明醋酸为弱电解质 | D.配制0.10 mol/L CH3COONa溶液,测其pH,若常温下pH大于7,则可证明醋酸是弱电解质 |
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已知MOH为一元弱碱,25℃时,电离常数Kb= 1×10- 6mol·L-1, (1)25℃时,将0.2 mol·L-1 HCl溶液与0.2 mol·L-1 MOH溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化),测得混合溶液的pH=6,此时混合溶液中由水电离出的c(H+)=Amol·L-1,若0.2 mol/L HCl溶液中由水电离出的c(H+)=Bmol·L-1,则: ①比较A B。(填“>”、“<”或“=”) ②根据电荷守恒,计算混合溶液中c(Cl-)-c(M+)=______ mol·L-1。 (精确计算,填具体数字) (2)25℃时,0.01 mol·L-1MOH溶液的 pH=10,将其与等体积 pH = 4的盐酸溶液混合,则混合溶液的pH 7(填“>”、“<”或“=”),试求此时溶液中M Cl的水解平衡常数Kh= mol/L |
下列说法中,正确的是A.强电解质的水溶液一定比弱电解质的水溶液的导电能力强 | B.强电解质都是离子化合物,弱电解质都是共价化合物 | C.强电解质的水溶液中不存在溶质分子 | D.不溶性盐都是弱电解质,可溶性酸和具有极性键的化合物都是强电解质 |
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已知下面三个数据:7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关的三种酸的电离平衡常数,若已知下列反应可以发生:①NaCN+HNO2=HCN+NaNO2,②NaCN+HF=HCN+NaF,③NaNO2+HF=HNO2+NaF,由此可判断下列叙述不正确的是A.K(HF)=7.2×10-4 | B.K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) | C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱,相同条件下HCN的酸性最弱 | D.相同温度下,不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同 |
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