2020-2021学年高中化学每课一练：3.1.2-弱电解质的电离平衡(苏教版选修4).docx

一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是(　　)
A．电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离力量越弱
B．电离平衡常数(K)与温度无关
C．不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同
D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1＜K2＜K3
解析：电离平衡常数听从化学平衡常数的一般规律，它受温度影响，与浓度无关。多元弱酸的各级电离平衡常数渐渐减小且一般相差较大。
答案：A
2．(2022·山西师大附中质检)能够使醋酸溶液的c(H＋)减小和醋酸的电离平衡逆向移动的条件是(　　)
A．滴加少量H2SO4溶液
B．加入少许水稀释
C．滴加少量NaOH溶液
D．加入少许CH3COONa晶体
解析：本题主要考查弱电解质在水溶液中电离平衡受外界条件影响的状况，考查同学利用平衡移动原理分析解决问题的力量。醋酸中存在下列平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，A滴加H2SO4，c(H＋)增大，平衡逆向移动。B加水稀释，c(H＋)减小，平衡正向移动。C项，加入NaOH，由于H＋＋OH－===H2O，使平衡正向移动，D项，加入CH3COONa，则c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动，c(H＋)减小，故D正确。
答案：D
3．(2011·南通高二质检)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常数，若已知下列反应可以发生：
NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2
NaCN＋HF===HCN＋NaF
NaNO2＋HF===HNO2＋NaF
由此可推断下列叙述不正确的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．K(HNO2)＝4.9×10－10
C．依据其中两个反应即可得出结论
D．K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)
解析：相同温度下，弱电解质的电离常数是比较弱电解质相对强弱的条件之一；依据第一、第三个反应可知三种一元弱酸的强弱挨次为：HF>HNO2>HCN。由此可推断K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)，其对应数据依次为
K(HF)＝7.2×10－4，K(HNO2)＝4.6×10－4，
K(HCN)＝4.9×10－10。
答案：B
4．(2022·湖州高二检测)一元弱酸HA(aq)中存在下列电离平衡：HAH＋＋A－，如图将1.0 mol HA分子加入1.0 L水中，溶液中HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是(　　)

解析：随着时间的进行c(HA)渐渐变小，c(A－)渐渐变大，且c(H＋)＝c(A－)，c(HA)＋
c(A－)＝1.0 mol·L－1。
答案：C
5．(2022·济宁统考)下列关于水的离子积常数叙述正确的是(　　)
A．由于水的离子积常数的表达式是KW＝c(H＋)·c(OH－)，所以KW随溶液中H＋和OH－浓度的变化而变化
B．水的离子积常数KW和水的电离平衡常数K是同一个物理量
C．水的离子积常数仅仅是温度的函数，随着温度的变化而变化
D．水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K是两个没有任何关系的物理量
解析：水的离子积常数KW＝K·c(H2O)，肯定温度下K和c(H2O)都是不变的常数，所以KW仅仅是温度的函数，水的离子积常数的表达式是KW＝c(H＋)·c(OH－)，但是只要温度肯定，KW就是不变的常数，溶液中c(H＋)变大，c(OH－)则变小，反之亦然。
答案：C
6．[双选题]某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，如想增大NH的浓度，而不增大OH－的浓度，应实行的措施是(　　)
A．适当上升温度 B．加入NH4Cl固体
C．通入NH3 D．加入少量盐酸
解析：上升温度，平衡向右移动，c(NH)、c(OH－)都增大；加入NH4Cl固体，相当于增大c(NH)，平衡向左移动，c(OH－)减小，但c(NH)仍较原来增大，因平衡移动只能减弱其增大的程度，而不能完全消退它增大的部分；通入NH3平衡向右移动，c(NH)、
c(OH－)都增大；加入少量盐酸，H＋与OH－反应使c(OH－)下降，平衡向右移动，使c(NH)增大。
答案：BD
7．下列说法中正确的是(　　)
A．水是极弱的电解质，它能微弱电离生成H＋，所以严格地说纯水呈微酸性
B．纯水中c(H＋)·c(OH－)＝KW，KW是一常数，不随任何条件转变
C．25℃时纯水中c(H＋)·c(OH－)＝10－14 ，稀酸和稀碱溶液中KW＝c(H＋)·c(OH－)≠
10－14
D．H2OH＋＋OH－是一吸热过程，所以温度上升，平衡向电离方向移动，KW也随之增大
解析：水电离出等量的H＋和OH－，故水呈中性，A错；水的离子积常数是一个温度常数，随着温度的上升而加大，故B错；25℃时无论是纯水还是稀的酸碱溶液中都有
c(H＋)·c(OH－)＝10－14 ，C错。
答案：D
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(9分)化学平衡移动原理同样也适用于其他平衡。已知在氨水中存在下列平衡：
NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－
(1)向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向________移动，OH－离子的浓度________，NH离子的浓度________。
(2)向氨水中加入浓盐酸，平衡向________移动，此时溶液中浓度减小的微粒有______、______、______。
(3)向浓氨水中加入少量NaOH固体，平衡向________移动，此时发生的现象是____
________________________________________________________________________。
解析：由题目条件，结合平衡移动原理进行推断。
答案：(1)正反应方向　减小　增大　(2)正反应方向　OH－　NH3·H2O　NH3　(3)逆反应方向　固体溶解，溶液中有刺激性气味的气体放出
9．(10分)下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)。
酸
电离方程式
电离平衡常数K
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
H2S
H2SH＋＋HS－
HS－H＋＋S2－
K1＝1.3×10－7
K2＝7.1×10－15
H3PO4
H3PO4H＋＋H2PO
H2POH＋＋HPO
HPOH＋＋PO
K1＝7.1×10－3
K2＝6.3×10－8
K＝4.2×10－13
回答下列各题：
(1)当温度上升时，K值______(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最强的是________，最弱的是________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数。对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是__________，产生此规律的缘由是_________。
解析：(1)弱电解质的电离过程为吸热过程，所以上升温度，电离平衡向右移动，c(H＋)、c(A－)增大，c(HA)减小，K值增大。
(2)K值越大，电离出的c(H＋)越大，所以酸性越强。
(3)比较这几种微粒的电离常数可知，H3PO4酸性最强，HS－酸性最弱。
(4)由于上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用，使得上一级的电离常数远大于下一级的电离常数。
答案：(1)增大　(2)K值越大，酸性越强　(3)H3PO4　HS－　(4)K1≫K2≫K3　上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用
10．(9分) (2022·海南中学期末)在肯定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH  CH3COO－ ＋ H＋
(1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1 的醋酸溶液中的
c(H＋)的比值 ______(填“大于”、“小于”或“等于”)10。
(2)已知：25℃时，该电离平衡的平衡常数为1.75×10－5。
①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝______________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。[提示：此时a比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽视不计，下同]
②若该温度时向该溶液中加入肯定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝__________________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。
③c1(H＋)____________c2(H＋)(填“大于”、“小于”或“等于”)。
解析：(1)对于相同的弱电解质溶液，浓度越大，电离程度越小，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中电离程度比0.01 mol·L－1的醋酸溶液电离程度大，则二者c(H＋)之比小于10。
(2)醋酸的电离平衡常数K＝＝1.75×10－5，则c(H＋)＝1.75×10－5×a(mol·L－1)2，c1(H＋)＝ mol·L－1。依据平衡常数表达式，将c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝(1.75a×10－5)/b mol·L－1。在醋酸溶液中加入醋酸铵会抑制醋酸的电离，使氢离子浓度减小。
答案：(1)< 　 (2)① 　②(1.75a×10－5)/b　 ③>
11．(11分) (2022·南安一中检测)肯定温度下，
冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电力量如图
所示。请完成下列问题：
(1)“O”点为什么不导电？________________________________________________
________________________________________________________________________。
a、b、c三点中醋酸的电离程度最大的点是________点。
(2)a、b、c三点c(H＋)由大到小的挨次为________________________________________。
(3)25 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的CH3COOH溶液中，有0.01 mol的CH3COOH电离成离子。该温度下CH3COOH的电离平衡常数_____________________________________。
(4)已知25℃时几种物质的电离度(溶液浓度均为0.1mol·L－1)如下表(已知硫酸的第一步电离是完全的)，则 0.1 mol·L－1下列几种溶液中c(H＋)由大到小的挨次是 ________(填序号)。
①H2SO4溶液
HSO 
H＋＋SO
②NaHSO4溶液
HSO
H＋＋SO
③醋酸溶液CH3COOH H＋＋CH3COO－
④盐酸
HCl===
H＋＋Cl－
10%
29%
1.33%
100%

解析：(1)“O”点冰醋酸未电离，无离子。溶液越稀电离程度越大。
(2)从图像可知a、b、c三点导电力量大小挨次为b>a>c，说明溶液中H＋浓度大小挨次为b>a>c。
(3)依据平衡常数表达式求出K＝＝2.22×10－3。
(4)相同条件下，电离度越大，电解质电离程度越大。由于硫酸第一步完全电离，几种溶液中c(H＋)由大到小的挨次是①＞④＞②＞③。
答案：(1)无水不电离，无自由移动的离子 　c
(2)b＞a＞c 　(3)K＝2.22×10－3
(4)①＞④＞②＞③