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下面是高考化學復習水溶液中的離子平衡練習題，供大家參考練習。希望大家認真復習。希望每位考生在高考中都能達到理想的成績。

1.(臨安模擬)下列有關強、弱電解質的敘述正確的是()

A.強電解質溶液的導電性一定比弱電解質溶液的導電性強

B.強電解質的水溶液中不存在溶質分子

C.強電解質都是離子化合物，而弱電解質都是共價化合物

D.不同的弱電解質只要物質的量濃度相同，電離程度也相同

解析：選B。本題考查強、弱電解質的區別，意在考查學生對電解質概念的理解。強電解質溶液的導電性不一定比弱電解質溶液的導電性強，與其濃度有關，故A錯誤;強電解質也可以是共價化合物，如HCl，故C錯誤。

2.(嘉興模擬)下列各組關于強電解質、弱電解質、非電解質的歸類，完全正確的是()

選項ABCD

強電解質FeNaClCaCO3HNO3

弱電解質CH3COOHNH3H3PO4Fe(OH)3

非電解質蔗糖BaSO4酒精H2O

解析：選C。A項，Fe既不是電解質，也不是非電解質;B項，NH3是非電解質，BaSO4是強電解質;D項，H2O是弱電解質，不是非電解質。

3.(高考海南卷)25 ℃時，a molL-1一元酸HA與b molL-1NaOH等體積混合后，pH為7，則下列關系一定正確的是()

A.a=bB.ab

C.c(A-)=c(Na+) D.c(A-)

解析：選C。如果酸是強酸，則酸和堿的量相等時兩者恰好完全反應，如果酸為弱酸，pH=7，則酸過量，由于氫離子和氫氧根離子的濃度相等，根據電荷守恒，鈉離子和醋酸根離子的濃度相等。

4.(江都檢測)將0.1 mol/L CH 3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時都會引起()

A.CH3COOH電離程度變大

B.溶液pH減小

C.溶液的導電能力減弱

D.溶液中c(H+)減小

解析：選D。CH3COOH CH3COO-+H+，加水時，c(CH3COOH)、c(CH3COO-)、c(H+)都減小，平衡右移，pH增大，導電能力減弱，電離程度增大。加入少 量CH3COONa晶體時，使c(CH3COO-)增大，平衡左移，電離程度減小，c(H+)減小，pH增大，導電能力增強。

5.(高考上海卷)水中加入下列溶液對水的電離平衡不產生影響的是()

A.NaHSO4溶液 B.KF溶液

C.KAl(SO4)2溶液 D.NaI溶液

解析：選D。硫酸氫鈉溶液相當于一元強酸，對水的電離起到抑制作用。氟離子水解，KF溶液顯堿性，鋁離子水解，KAl(SO4)2溶液顯酸性，對水的電離均有促進作用。 NaI溶液顯中性，對水的電離平衡不產生影響。

6.(德州 模擬)分別在pH=1的酸和pH=14的NaOH溶液中加入足量的鋁，放出H2的量前者多，其原因可能是()

①兩溶液的體積相同，酸是多元強酸 ②兩溶液的體積相同，酸是一元弱酸 ③酸溶液的體積大于NaOH溶液的體積 ④酸是強酸，濃度比NaOH溶液的大

A.①② B.②

C.②③ D.④

解析：選C。產生H2的量相等時，需n(H+)n(OH-)，題中酸產生H2多，則一定是n(H+)n(OH-)，而pH=1的酸中c(H+)與pH=14的NaOH溶液中c(OH-)相比要小，所以有兩種情況可產生題設結果：一是等體積時，酸 是弱酸，二是酸的體積大。

7.(溫州聯考)關于pH相同的醋酸和鹽酸，下列敘述不正確的是()

A.取等體積的醋酸和鹽酸分別稀釋至原溶液的m倍和n倍，結果兩溶液的pH仍然相同，則mn

B.取等體積的兩種酸溶液分別與完全一樣的足量鋅粒反應，開始時反應速率鹽酸大于醋酸

C.取等體積的兩種酸溶液分別中和NaOH溶液，醋酸消耗NaOH的物質的量比鹽酸多

D.兩種酸溶液中c(CH3COO-)=c(Cl-)

解析：選B。A項，由于弱酸溶液中存在電離平衡，故稀釋相同倍數時，弱酸的pH變化小，現pH變化相等，則弱酸稀釋的倍數大，故正確;B項，由于兩者的pH相同，故開始時反應速率相等，不正確;C項，pH相同的情況下，醋酸的濃度遠大于鹽酸，故等體積時醋酸消耗的氫氧化鈉多，正確;D項，根據電離關系可知，正確。

8.(煙臺一模)將一定體積的NaOH溶液分成兩等份，一份用pH=2的一元酸HA溶液中和，消耗酸溶液的體積為V1;另一份用pH=2的一元酸HB溶液中和，消耗酸溶液的體積為V2;則下列敘述正確的是()

A.若V1V2，則說明HA的酸性比HB的酸性強

B.若V1V2，則說明HA的酸性比HB的酸性弱

C.因為兩種酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2

D.HA、HB分別和NaOH中和后，所得的溶液都一定呈中性

解析：選A。因為這兩種酸溶液的pH相等，若HB為弱酸，則其濃度較HA的濃度大，所以消耗的體積較小，即V1V2，故選A;選項C沒有考慮弱酸是部分電離;選項D中反應生成的鹽會影響溶液的酸堿性。

9.(烏魯木齊質檢)下面是有關弱酸的電離平衡常數。

弱酸化學式CH3COOHHCNH2CO3

電離平衡常數(25 ℃ )1.810-54.910-10K1=4.310-7 K2=5.610-11

結合數據，分析下列有關說法，其中錯誤的是()

A.1 molL-1的溶液中，pH(NaCN)pH(Na2CO3)pH(CH3COONa)

B.升高溫度，HCN溶液中H+濃度增大，平衡正向移動，電離平衡常數增大

C.向稀醋酸中逐滴加水，或加入少量冰醋酸，CH3COOH的電離平衡都正向移動

D.向CH3COOH溶液中加入少量氫氧化鈉固體，平衡正向移動

解析：選A。A選項錯誤，弱酸的電離程度越小，其對應離子的水解程度越大，溶液的pH也越大，故pH(Na2CO3)pH(NaCN)pH(CH3COONa);B選項正確，電離是吸熱過程，溫度升高，促進弱酸電離;C選項正確，溶液越稀，CH3COOH的電離程度越大，平衡正向移動，加冰醋酸，平衡向CH3COOH分子濃度減小的方向即正反應方向移動;D選項正確，OH-結合H+，H+濃度減小，所以平衡正向移動。

10.(杭州檢測)已知：25 C時某些弱酸的電離平衡常數(如表)。下面 圖像表示常溫下，稀釋CH3COOH、H ClO兩種酸的稀溶液時，溶液pH隨加水量的變化。下列說法正確的是()

CH3COOHHClOH2CO3

Ka=1.810-5Ka=3.010-8Ka1=4.110-7 Ka2=5.610-11

A.相同濃度CH3COONa和NaClO的混合液中，各離子濃度的大小關系是c(Na+)c(ClO-)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)

B.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為：2ClO-+CO2+ H2O===2HClO+CO2-3

C.圖像中a、c兩點處的溶液中c(R-)c(HR)c(OH-)相等(HR代表CH3COOH或HClO)

D.圖像中a點酸的總濃度大于b點酸的總濃度

解析：選C。根據表中電離常數可知：酸性由強至弱的順序為CH3COOH H2CO3HCO-3，結合質子的能力由大到小的順序為CO2-3ClO HCO-3CH3COO。A項，ClO- 的水解程度大于CH3COO-的水解程度，同濃度CH3COONa和NaClO的混合液中，各離子濃度的大小關系應是c(Na+)c(CH3COO-)c(ClO-)c(OH-)c(H+)，錯誤;B項，CO2-3結合質子的能力大于ClO結合質子的能力，離子方程式應為ClO-+CO2+ H2O===HClO+HCO-3，錯誤;c(R-)c(HR)c(OH-)變形為c(R-)c(H+)c(HR)c(OH-)c(H+)，該式即為K電離/Kw，溫度相同，則該式的值相等，正確;D項，CH3COOH的酸性強于HClO，pH值相同時，HClO的濃度大于CH3COOH的濃度，錯誤。

11.(高考海南卷)氯氣在298 K、100 kPa時，在1 L水中可溶解0.09 mol，實驗測得溶于水的Cl2約有三分之一與水反應。請回答下列問題：

(1)該反應的離子方程式為________________;

(2)估算該反應的平衡常數___________________________________________

________________________________________________________________________(列式汁算);

(3)在上述平衡體系中加入少量NaOH固體，平衡將向________移動;

(4)如果增大氯氣的壓強，氯氣在水中的溶解度將______(填增大減小或不變)，平衡 將向______________移動。

解析：(1)Cl2溶于水時與水反應，生成HClO和HCl，反應的離子方程式Cl2+H2O H++Cl-+HClO。

(2)按1 L水中溶解0.09 mol Cl2進行計算，有0.09 mol13=0.03 mol Cl2參加反應：

Cl2+H2O H++Cl-+HClO

開始(mol)0.0900

轉化(mol)0.030.030.03

平衡(mol) 0.060.030.03

則平衡常數K=c(H+)c(HClO)c(Cl2)=0.030.030.06=0.015

(3)加入少量NaOH固體，OH-與H+反應生成H2O，OH-與HClO反應生成ClO-和H2O，生成物的濃度減小，平衡向正反應方向移動。

(4)增大Cl2的壓強，Cl2在水中的溶解度增大，溶液中c(Cl2)增大，平衡向正反應方向移動。

答案：(1)CI2+H2O H++Cl-+HClO

(2)K=c(H+)c(HClO)c(Cl2)=0.030.030.06=0.015

(3)正反應方向

(4)增大 正反應方向

12.(湖北八校聯考)(1)一定溫度下，向1 L 0.1 molL-1 CH3COOH溶液中加入0. 1 mol CH3COONa固體，

則醋酸的電離平衡向________(填正或逆)反應方向移動;溶液中c(CH3COO-)c(H+)c(CH3COOH)的值________(填增大、減小或不變)。

(2)氨氣的水溶液稱為氨水，其中存在的主要溶質微粒是NH3H2O。

已知：a.常溫下，醋酸和NH3H2O的電離平衡常數均為1.74

b.CH3COOH+NaHCO3===CH3COONa+CO2+H2O。

則CH3COONH4溶液呈________性(填酸、堿或中，下同)，NH4HCO3溶液呈________性，NH4HCO3溶液中物質的量濃度最大的離子是________(填化學式)。

(3)99 ℃時，Kw=1.010-12，該溫度下測得0.1 molL-1 Na2A溶液的pH=6。

①H2A在水溶液中的電離方程式為___________________。

②該溫度下，將0.01 molL-1 H2A溶液稀釋到20倍后，溶液的pH=________。

③體積相等、pH=1的鹽酸與H2A溶液分別與足量的Zn反應，產生的氫氣________。

A.鹽酸多B.H2A多

C.一樣多 D.無法確定

④將0.1 molL-1 H2A溶液與0.2 molL-1氨水等體積混合，完全反應后溶液中各離子濃度從大到小的順序為_____________________。

解析：(1)CH3COOH溶液中存在電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+，加入CH3COONa固體，c(CH3COO-)增大，平衡左移;CH3COOH的電離平衡常數K=c(CH3COO-)c(H+)c(CH3COOH)，溫度不變，電離平衡常數不變，故c(CH3COO-)c(H+)c(CH3COOH)的值不變。

(2)弱酸弱堿鹽溶液酸堿性的判斷要注意對應的弱酸和弱堿的電離平衡常數的大小，電離平衡常數越大，其對應離子水解的程度越小。

(3)99 ℃時，Kw=1.010-12，該溫度下測得0.1 molL-1 Na2A溶液的pH=6，故H2A為強酸，在水溶液中完全電離。

答案：(1)逆 不變

(2)中 堿 NH+4

(3)①H2A===2H++A2- ②3 ③C

④c(NH+4)c(A2-)c(H+)c(OH-)

13.(煙臺調研)為了證明一水合氨(NH3H2O)是弱電解質，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進行實驗：0.010 molL-1氨水、0.1 molL-1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞試液、pH試紙、蒸餾水。

(1)甲用pH試紙測出0.010 molL-1氨水的pH為10，則認定一水合氨是弱電解質，你認為這一方法是否正確?________(填正確或不正確)，并說明理由________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

(2)乙取出10 mL 0.010 molL-1氨水，用pH試紙測其pH=a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL，再用pH試紙測其pH=b，若要確認NH3H2O是弱電解質，則a、b應滿足什么關系?________________。

(3)丙取出10 mL 0.010 molL-1氨水，滴入2滴酚酞試液，顯粉紅色，再加入少量NH4Cl晶體，溶液顏色變________(填深或淺)。你認為這一方法能否證明NH3H2O是弱電解質?________(填能或否)，并說明原因__________________

________________________________________________________________________。

(4)請你根據所提供的試劑，再提出一個合理又簡便的方案證明NH3H2O是弱電解質：________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

解析：(1)若NH3H2O是強電解質，則0.010 molL-1氨水中c(OH-)應為0.010 molL-1，pH=12。用pH試紙測出0.010 molL-1氨水的pH為10，說明NH3H2O沒有完全電離，應為弱電解質。

(2)若NH3H2O是強電解質，用蒸餾水稀釋至1 000 mL，其pH=a-2。因為NH3H2O是弱電解質，不能完全電離，a、b應滿足a-2

(3)向0.010 molL-1氨水中加入少量NH4Cl晶體，有兩種可能：一是氯化銨在水溶液中電離出的NH+4水解使溶液顯酸性，加入氨水中使其pH降低;二是NH+4使NH3H2O的電離 平衡NH3H2O NH+4+OH-逆向移動，從而使溶液的pH降低。這兩種可能均會使溶液顏色變淺，可證明NH3H2O是弱電解質。

(4)NH4Cl為強酸弱堿鹽，只需檢驗NH4Cl溶液的酸堿性，即可證明NH3H2O是弱電解質，還是強電解質。

答案：(1)正確 若是強電解質，則0.010 molL-1氨水中c(OH-)應為0.010 molL-1，pH=12 (2)a-2

14.(寶應檢測)已知25 ℃時部分弱電解質的電離平衡常數數據如表所示：

化學式CH3C OOHH2CO3HClO

電離平衡常數Ka=1.810-5Ka1=4.310-7Ka2=5.610-11Ka=3.010-8

回答下列問題：

(1)物質的量濃度均為0.1 molL-1的四種溶液：

a.CH3COONa b.Na2CO3

c.NaClO d.NaHCO3

pH由小到大排列順序是__________________________(用編號填寫)。

(2)常溫下，0.1 mol/L的CH3COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數據變大的是________________________________________________________________________。

A.c(H+) B.c(H+)/c(CH3COOH)

C.c(H+)c(OH-) D.c(OH-)/c(H+)

E.c(H+)c(CH3COO-)/c(CH3COOH)

(3)體積均為100 mL pH=2的CH3COOH與一元酸HX，加水 稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示，

則HX的電離平衡常數________(填大于、小于或等于)CH3COOH的電離平衡常數，理由是_____________________________________________

________________________________________________________________________。

解析：(1)根據表中的電離平衡常數，可知酸性：CH3COOHH2CO3HCO-3，因此對應鈉鹽溶液的堿性：CH3COONa

(2)CH3COOH加水稀釋，電離程度增大，n(H+)增大，但c(H+)減小，A錯;由于溫度不變，電離平衡常數不變，水的離子積不變，C錯、E錯;c(H+)/c(CH3COOH)=Ka/c(CH3COO-)，因此c(H+)/c(CH3COOH)增大，B對;c(H+)減小，而水的離子積不變，則c(OH-)增大，因此c(OH-)/c(H+)增大，D對。

(3)稀釋相同倍數時，HX的pH變化比CH3COOH大，故酸性HXCH3COOH，即K (HX)K(CH3COOH)。

答案：(1)a

(3)大于 稀釋相同倍數，一元酸HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大，故HX酸性較強， 電離平衡常數較大

高考化學復習水溶液中的離子平衡練習題就分享到這里了，更多相關信息請繼續關注高考化學試題欄目！