3.1.2弱电解质的电离平衡 课时作业(含解析)

3.1.2弱电解质的电离平衡 课时作业
1．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(25℃)， 若已知下列反应可以发生：NaCN+HNO2= HCN+ NaNO2 NaCN+ HF=HCN + NaF NaNO2+HF=HNO2+NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是
A．Ka(HF)= 7.2 ×10-4
B．Ka(HNO2)= 4.9×10-10
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序： HF>HNO2>HCN
D．氢氟酸的酸性弱于盐酸
2．下列说法错误的是
A．将0.1mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释，变大
B．向0.1mol·L-1的氨水中通氨气，则NH3·H2O的电离程度增大
C．已知[Cu(H2O)4]2+(蓝色)+4Cl-[CuCl4]2-(黄色)+4H2O，加水，溶液颜色变蓝
D．分别向甲容器(恒温恒容)中充入lmolPCl5，乙容器(绝热恒容)充入PCl3和Cl2各lmol，发生反应PCl5PCl3(g)+Cl2(g)△H>0，平衡时K(甲)3．常温下，向100mL0.1mol·L-1H2S溶液中缓慢通入SO2气体，可发生反应2H2S+SO2=3S↓+2H2O。下列关于该过程的说法错误的是
A．pH先增大后减小，最终保持不变
B．恰好完全反应时，反应消耗112mLSO2(标准状况)
C．的值减小
D．0.1mol·L-1H2S溶液中：c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)
4．下列物质的电离方程式书写正确的是
A．碳酸氢钠：
B．过氧化钠：
C．氯酸钠：
D．次氯酸：
5．下列说法正确的是
A．常温下pH＝2的CH3COOH溶液和pH＝2的H2SO4溶液，c(CH3COO－)＝2c(SO)
B．在相同温度下，pH相等的氨水和NaOH溶液，n(OH－)相等
C．稀释1 mol·L－1的HCl溶液，溶液中的所有离子浓度均下降
D．常温下pH＝2的HClO溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，充分反应后溶液pH＞7
6．已知：25℃时，HCOOH的电离平衡常数K=1.75×10-5，H2CO3的电离平衡常数K1=4.4×10-7、K2=4.7×10-11。下列说法不正确的是（ ）
A．向Na2CO3溶液中加入甲酸有气泡产生
B．25℃时，向甲酸溶液中加入NaOH溶液，HCOOH的电离程度和K均增大
C．向甲酸溶液中加入蒸馏水，c(H+)减小
D．向碳酸溶液中加入NaHCO3固体，c(H+)减小
7．已知电离平衡常数H2SO3：H2SO3 HSO+H+ K1=1.54×10-2 ，HSO SO+ H+ K2=1.02×10-7； H2CO3：H2CO3 HCO+ H+ K1=4.4×10-7，HCO CO+ H+ K2=4.7×10-11，则溶液中不可以大量共存的离子组是( )
A．HSO、CO B．HSO、HCO
C．SO、HCO D．SO、CO
8．弱电解质在水溶液中的电离过程是一个可逆过程。常温下，下列说法正确的是
A．0.1mol/L醋酸溶液加水稀释，溶液中减小
B．水是极弱的电解质，将金属Na加入水中，水的电离程度减小
C．的醋酸溶液加一定量的盐酸，醋酸的电离平衡不发生移动
D．若电离平衡向正向移动，则弱电解质的电离度一定增大
9．体积相同，pH相等的两种酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随加水体积的关系如图所示。下列说法正确的是
A．HA为强酸，HB为弱
B．a点时两种溶液的浓度
C．加水稀释到pH相同时，加水量
D．两溶液稀释100倍，分别与足量NaOH溶液反应消耗的NaOH溶液体积
10．下列说法错误的是
A．0.1的溶液加适量水稀释后，溶液中变大
B．为了使溶液中接近，可加入适量的固体
C．40℃时，在氨水体系中不断通入随着的通入，不断增大
D．常温下，1L的溶液中水电离出的数目为
11．常温下，在20mL0.lmol/LNa2CO3溶液中逐滴加入40mL0.l mol/L 稀盐酸，溶液中含碳元素各种微粒(CO2因逸出未画出)的物质的量分数(纵轴)随溶液pH变化的部分情况如图所示。下列说法正确的是
A．曲线a表示H2CO3的变化曲线
B．H2CO3、HCO3-、CO32-可大量共存于同一溶液中
C．pH=11时，c(HCO3-)>c(Cl－）
D．碳酸钠溶液的水解平衡常数为1.0×10－11
12．下列说法不正确的是
A．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数不变
B．pH相同的氨水和氢氧化钠加水稀释相同倍数后，c(NH)>c(Na+)
C．同温下，强酸溶液的pH不一定小于弱酸溶液的pH
D．足量的锌分别与等体积等浓度的稀硫酸和醋酸完全反应，在相同条件下产生的氢气体积相同
二、填空题
13．已知在25℃时，亚硝酸、次氯酸和氢硫酸的电离常数分别为：
亚硝酸 Ki=4.6×10 4
次氯酸 Ki=3.0×10 8
氢硫酸 Ki1=9.1×10 8 Ki2=1.1×10 12
①写出氢硫酸的第一级电离平衡常数表达式：K i1=__。
②在相同条件下，试比较H2S、HS 、HClO和HNO2的酸性强弱：__＞__＞__＞__。
③保持温度不变，在氢硫酸溶液中加入少量盐酸，下列量会变小的是__（填序号）。
A．c(S2 ) B．c(H＋)
C．氢硫酸电离平衡常数 D．氢硫酸的电离度
14．甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1 mol·L-1和0.1 mol·L-1，则甲、乙两瓶氨水中c(OH-)之比___________(填“大于”、“等于”或“小于”)10。请说明理由：___________。
三、实验题
15．Ⅰ．碘化钾常用作合成有机化合物的原料。某实验小组设计实验探究KI的还原性。
(1)探究不同条件下空气中氧气氧化KI的速率。
组别 温度 KI溶液 H2SO4溶液 蒸馏水 淀粉溶液
c(KI) V c(H2SO4) V
1 298 K 0.1 mol/L 5 mL 0.1 mol/L 5 mL 10 mL 3滴
2 313 K 0.1 mol/L 5 mL 0.1 mol/L 5 mL 10 mL 3滴
3 298 K 0.1 mol/L 10 mL 0.1 mol/L 5 mL 5 mL 3滴
①酸性条件下KI能被空气中氧气氧化，发生反应的离子方程式为_______。
②设计实验组别3的目的是_______。
(2)探究反应“2Fe3++2I-=2Fe2++I2”为可逆反应。
试剂：0.01 mol/LKI溶液，0.005 mol/LFe2(SO4)3溶液，淀粉溶液，0.01 mol/LAgNO3溶液，KSCN溶液。实验如图：
①甲同学通过试管ⅰ和试管ⅱ中现象结合可证明该反应为可逆反应，则试管ⅰ中现象为：_______；乙同学认为该现象无法证明该反应为可逆反应，原因为：_______。
②请选择上述试剂重新设计实验，证明该反应为可逆反应：_______。
Ⅱ．次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL1 mol/LH3PO2与20 mL1 mol/L的NaOH溶液充分反应后生成组成为NaH2PO2的盐，则：
(3)NaH2PO2属于_______(填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
(4)设计实验方案，证明次磷酸是弱酸：_______。
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．B
【分析】在酸与盐的反应中，反应物中酸的酸性大于生成物中酸的酸性，即满足强酸制弱酸的关系；由已知反应：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF，可以得出酸性关系：HF＞HNO2＞HCN。相同温度下，酸的酸性越强，电离常数越大。
【详解】A．由分析可知，HF的酸性最强，电离常数最大，则K(HF)=7.2×10-4，A项正确；
B．因为酸性HF＞HNO2＞HCN，所以K(HNO2)= 4.6×10-4，B项错误；
C．由以上分析可知，一元弱酸HF、HNO2、HCN的酸性强弱顺序为HF＞HNO2＞HCN，C项正确；
D．盐酸的酸性大于氢氟酸，D项正确；
答案选B。
2．B
【详解】A．CH3COOH溶液加水稀释，平衡向正反应方向移动，c(CH3COO-)浓度减小，变大，A正确；
B．向氨水中通入NH3，一水合氨浓度增大，一水合氨的电离程度减小，B错误；
C．加水即增大生成物浓度，平衡逆向移动，[Cu(H2O)4]2+浓度增大，溶液颜色变蓝，C正确；
D．乙容器充入PCl3和Cl2即为PCl3(g)+Cl2(g)PCl5 △H<0，该反应是放热反应，在绝热恒容条件下进行，升温使平衡逆向移动，则平衡时乙容器中PCl3和Cl2浓度大于甲容器，K(甲)故选B。
3．C
【详解】A．随着反应的进行，硫化氢逐渐被消耗，反应中生成单质硫和水，当二氧化硫过量，并达到饱和以后，pH不再发生变化，所以pH先增大后减小，最终保持不变，A正确；
B．硫化氢的物质的量是0.01mol，恰好完全反应时消耗0.005mol二氧化硫，在标况下的体积为0.005mol×22.4L/mol＝0.112L＝112mLSO2，B正确；
C．，温度不变，平衡常数不变，其值不变，C错误；
D．0.1mol·L-1H2S溶液中依据电荷守恒可知：c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)，D正确；
答案选C。
4．D
【详解】A．碳酸氢钠是电解质，在溶液中完全电离出钠离子和碳酸氢根离子，电离方程式为，故A错误；
B．过氧化钠是电解质，在熔融状态下能电离出钠离子和过氧根离子，电离方程式为，故B错误；
C．氯酸钠是电解质，在溶液中完全电离出钠离子和氯酸根离子，电离方程式为，故C错误；
D．次氯酸是一元弱酸，在溶液中部分电离出氢离子和次氯酸根离子，电离方程式为，故D正确；
故选D。
5．A
【详解】A．醋酸溶液中，pH=2，则，pH=2的溶液，，，所以，故A正确；
B．pH相等的氨水和NaOH溶液，氢氧根浓度相同，但是两者体积不一定相等，根据n=cV，故n(OH-)不一定相等，故B错误；
C．酸浓度越大，对水的抑制能力越强，稀释1mol/L盐酸时，溶液中氢离子浓度下降，根据，增加，故C错误；
D．HClO是弱酸，在溶液中不完全电离，pH=2的HClO溶液，其中，pH=2的NaOH溶液，，故两者等体积混合后酸过量，溶液呈酸性，故D错误；
故选A。
6．B
【详解】A．电离常数越大，酸性越强，酸性强的可以制酸性弱的，甲酸的酸性大于碳酸，所以向Na2CO3溶液中加入甲酸会生成二氧化碳气体，故A不符合题意；
B．电离常数只与温度有关，25℃时，向甲酸中加入NaOH溶液，NaOH消耗了氢离子，氢离子浓度减小，HCOOH的电离程度增大，K值只受温度的影响，K不变，故B符合题意；
C．甲酸的稀溶液中加水稀释，促进甲酸的电离，氢离子的物质的量增大，溶液的体积也增大，由于体积增大的多，所以氢离子浓度减小，故C不符合题意；
D．向碳酸溶液中加入NaHCO3固体，NaHCO3电离出的碳酸氢根离子抑制碳酸的电离，溶液中氢离子浓度减小，故D不符合题意；
答案选B。
7．A
【详解】A．H2SO3的K2=1.02×10-7＞H2CO3的K2=4.7×10-11，则HSO+ CO= HCO+ SO，A不能大量共存；
B．H2SO3的K1=1.54×10-2＞H2CO3的K2=4.7×10-11，HCO和HSO不能反应生成H2SO3，H2CO3的K1=4.4×10-7＞H2SO3的K2=1.02×10-7，HCO和HSO不能反应生成H2CO3，B能大量共存；
C．H2SO3的K2=1.02×10-7＞H2CO3的K2，SO和HCO不能反应生成HSO，C能大量共存；
D．SO和CO不能反应，D能大量共存。
答案选A。
8．C
【详解】A．0.1mol/L醋酸溶液加水稀释，促进醋酸的电离平衡向正向移动，则溶液中氢离子个数增多，醋酸个数减小，，其值会增大，A错误；
B．将金属Na加入水中，消耗水电离的氢离子，使水的电离程度增大，B错误；
C．的醋酸溶液加一定量的盐酸，氢离子浓度保持不变，醋酸电离平衡不发生移动，C正确；
D．若增大弱电解质的浓度，其电离平衡向正向移动，但弱电解质的电离度减小，D错误；
故选C。
9．B
【详解】A．pH相同的一元酸稀释相同的倍数，pH值变化大的酸酸性较强，根据图知，pH相同的不同一元弱酸稀释相同的倍数，HA的pH值变化较大，则酸性：HA＞HB，由于没有具体数据，不能说明HA为强酸，故A错误；
B．酸的酸性越强，其相对应的酸根离子水解程度越小，根据A知，酸性HA＞HB，a点pH相同，则，故B正确；
C．pH相同的一元弱酸加水稀释到pH相同时，加水稀释促进弱酸电离，则较弱的酸加入水的体积较大，根据A知，酸性HA＞HB，则要使稀释后pH相等，则HA加入的酸较少，即，故C错误；
D．由于起点，则与NaOH溶液反应消耗的NaOH溶液体积，故D错误；
故选：B。
10．C
【详解】A．溶液加水稀释，结合越稀越水解，加水稀释后，水解程度增大，增大、减小，溶液中，数值增大，选项A正确；
B．溶液中由于发生水解：，使得大于2，加入，增大，抑制的水解，可使比值接近，选项B正确；
C．，温度不变，不变，但通入的会消耗溶液中的，使氨水的电离平衡正向移动，不断增大，则比值不断减小，选项C错误；
D.常温下的溶液中，且全部来自水的电离，所以1L的溶液中水电离出的数目为，选项D正确。
答案选C。
11．C
【分析】随着酸液的加入，含碳组分a逐渐减少，含碳组分b逐渐增多，此时发生反应，则a代表碳酸根离子，b代表碳酸氢根离子，c为碳酸分子。
【详解】A. 根据分析，a代表碳酸根离子，c为碳酸分子，A错误；
B. H2CO3和CO32-会发生反应，无法大量共存，B错误；
C. 当不考虑盐类水解时，需要以2:1的比例向碳酸钠中加入盐酸，会实现，此时，但是由于存在盐类水解，且碳酸根离子的水解能力特别强，故不需要加入那么多盐酸即可实现，此时，C正确；
D. 碳酸钠溶液的水解平衡常数的计算公式为，可选取图象中pH=11的点，此时，故，故D错误；
故答案选C。
12．D
【详解】A．电离常数只受温度的影响，温度不变，则电离常数不变，向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数不变，故A正确；
B．pH相同的氨水和氢氧化钠加水稀释相同倍数后，强碱溶液的pH变化大，稀释时促进一水合氨的电离，则c(NH)>c(Na+)，故B正确；
C．溶液的pH和酸性强弱无必然关系，还和溶液的浓度和酸是几元酸有关，故强酸溶液的pH不一定小于弱酸溶液的pH，故C正确；
D．等体积等浓度的稀硫酸和醋酸，酸的物质的量相同，溶液中氢离子物质的量不同，Zn足量时生成氢气不同，故D错误。
故选：D。
13． Ki1= HNO2 H2S HClO HS AD
【分析】注意③，温度不变，说明氢硫酸的电离常数不变，根据氢硫酸的电离平衡：H2S H++HS 、HS H++S2 ，进行分析。
【详解】①氢硫酸的第一步电离方程式为：H2S H++HS ，其第一级电离平衡常数表达式为：Ki1=。答案为：Ki1=；
②根据弱酸的电离平衡常数越大，弱酸的电离程度就越大，溶液浓度相同时c(H+)越大，弱酸的酸性越强，可知，H2S、HS 、HClO和HNO2的酸性强弱为：HNO2＞H2S＞HClO＞HS ；答案为：HNO2；H2S；HClO；HS ；
③A．在氢硫酸溶液中加入少量盐酸，c(H+)增大，电离平衡：HS H++S2 向逆反应方向移动。c(S2 )减小，A项正确；
B．在氢硫酸溶液中加入少量盐酸，c(H+)增大，B项错误；
C．电离常数只随温度变化而变化，温度不变，电离常数也不变，C项错误；
D．在氢硫酸溶液中加入少量盐酸，c(H+)增大，抑制了H2S的电离，氢硫酸的电离度减小，D项正确；
答案选AD。
14． 小于 NH3·H2O是弱碱，溶液越稀，NH3·H2O的电离程度越大
【详解】NH3·H2O是弱碱，1 mol·L-1的NH3·H2O加水稀释10倍，浓度变为0.1 mol·L-1；若不考虑NH3·H2ONH＋OH-平衡移动，c(OH-)浓度变为原来的；加水稀释，电离平衡NH3·H2ONH＋OH-右移，所以甲、乙两瓶氨水中c(OH-)之比小于10。
15．(1) 4I-+4H++O2=2I2+2H2O 对照实验
(2) 产生黄色沉淀 含有I2的溶液中加入AgNO3溶液也能产生黄色沉淀 向5 mL(过量)0.01 mol/LKI溶液中加入3 mL(少量) Fe2(SO4)3溶液，再向其中加入KSCN溶液，溶液变红色，说明含有过量I-的溶液中存在Fe3+，即可证明反应为可逆反应。
(3)正盐
(4)测定NaH2PO2溶液的pH，若溶液pH＞7，则证明H3PO2是弱酸。
【分析】有离子参加的氧化还原反应中要同时符合电子守恒、电荷守恒及原子守恒，据此书写反应的离子方程式。要探究外界条件对化学反应的影响应该采用控制变量方法研究。只有可逆反应才能建立化学平衡，故要想证明化学平衡“2Fe3++2I-2Fe2++I2”的存在，即需证明此反应为可逆反应，不能进行彻底。可以通过检验不足量的物质微粒在反应后的溶液中存在即可。弱酸在溶液中存在电离平衡，其电离产生的离子浓度小于酸的浓度；或根据生成的钠盐溶液的酸碱性判断酸为弱酸。
【详解】（1）①在酸性条件下KI能被空气中氧气氧化产生I2，O2得到电子被还原产生H2O，发生反应的离子方程式为：4I-+4H++O2=2I2+2H2O；
②采用对照方法进行实验时应该只改变一个外界条件。实验1、2是探究温度对化学反应速率的影响；实验1、3是探究浓度对化学反应速率的影响，故设计实验组别3的目的是作对照实验，便于比较；
（2）若反应“2Fe3++2I-=2Fe2++I2”为可逆反应，由于溶液混合时加入3 mL0.01 mol/LKI溶液和5 mL0.005 mol/LFe2(SO4)3溶液，二者发生反应：2Fe3++2I-=2Fe2++I2的物质的量的比是1：1。可知Fe3+过量，反应后溶液中含有I2及过量Fe3+。向试管i中加入AgNO3溶液时，I2与水反应产生HI、HIO，HI电离产生H+、I-，使溶液中含有少量I-，Ag+与I-反应产生AgI沉淀，故看到试管i中现象是：产生黄色沉淀；试管ii中I2与淀粉溶液反应使溶液变为蓝色，由于I2与水反应会产生I-，Ag+与I-反应产生AgI沉淀因此乙同学认为不能通过上述实验证明通过2Fe3++2I-=2Fe2++I2”为可逆反应；
②利用上述试剂要证明反应为可逆反应，可以是使溶液中KI过量，通过滴加KSCN溶液溶液变为红色，通过检验Fe3+来确定，实验操作可以是：向5 mL(过量)0.01 mol/LKI溶液中加入3 mL(少量) 0.005 mol/L Fe2(SO4)3溶液，再向其中加入KSCN溶液，溶液变红色，说明含有过量I-的溶液中存在Fe3+，即可证明反应为可逆反应。
（3）10 mL1 mol/LH3PO2与20 mL1 mol/L的NaOH溶液充分反应生成盐NaH2PO2，由于酸、碱混合物质的量的比是1：2，碱过量，若反应后生成组成为NaH2PO2的盐属于酸式盐，在碱性环境中不能存在，因此反应生成的NaH2PO2属于正盐；
（4）要证明次磷酸是弱酸，进行的实验方案可以是：通过测定NaH2PO2溶液的pH，若溶液pH＞7，则证明NaH2PO2是强碱弱酸盐，水解消耗水电离产生的H+，最终达到平衡时，溶液中c(OH-)＞c(H+)，使溶液显碱性，因此可证明H3PO2是弱酸。
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