专题3第一单元弱电解质的电离平衡苏教版选择性必修1（含解析）
文档属性
| 名称 | 专题3第一单元弱电解质的电离平衡苏教版选择性必修1（含解析） |  | |
| 格式 | doc | ||
| 文件大小 | 134.7KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-06-20 10:05:26 | ||
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文档简介
弱电解质的电离平衡
1．下列物质分类组合正确的是( )
选项 A B C D
强电解质 FeCl3 HBr H3PO4 Cu(OH)2
弱电解质 CH3COOH HF BaSO4 HI
非电解质 Cu CO2 H2O C2H5OH
2.在水溶液中，下列物质的电离方程式正确的是( )
A．CH3COONH4 CH3COO－＋NH
B．H2CO3 2H＋＋CO
C．KHCO3 K＋＋H＋＋CO
D．KHSO4===K＋＋H＋＋SO
3．下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8× 10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8 Ka2＝1.1×10－12 Ka1＝7.5×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝2.2×10－13
则下列说法中不正确的是( )
A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C．多元弱酸的各步电离之间无影响
D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
4．HClO4、H2SO4、HNO3和HCl都是强酸，其在水溶液中的酸性强弱差别不大。如表所示是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
由表格中数据判断下列说法不正确的是( )
A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中HClO4是这四种酸中酸性最强的酸
C．在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO
D．水对这四种酸的酸性强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的酸性强弱
5．相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是( )
6．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋。要使溶液中的值增大，可以采取的措施是( )
①加少量烧碱固体 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水
A．①② B．②③
C．③④ D．②④
7．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，应采取的措施是( )
A．适当升高温度 B．加入NH4Cl固体
C．通入NH3 D．加入少量NaOH
8．设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下c(H＋)＝0.01 mol·L－1的H3PO4溶液，下列说法正确的是( )
A．每升溶液中的H＋数目为0.03NA
B．c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)
C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小
D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
9．下列事实能说明醋酸是弱电解质的是( )
①醋酸与水能以任意比例互溶 ②CH3COOH溶液能导电 ③CH3COOH溶液中存在醋酸分子 ④常温下，0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)比0.1 mol/L盐酸中的c(H＋)小
⑤醋酸能与碳酸钙反应放出CO2 ⑥一定温度下，大小相同的铁片与相同物质的量浓度的盐酸和CH3COOH溶液反应，CH3COOH溶液产生H2的速率慢
A．②④⑥ B．③④⑥
C．③④⑤ D．①②
10．相同温度下，根据三种酸的电离平衡常数，下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
电离平衡常数K 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A.三种酸的酸性强弱关系：HX＞HY＞HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C．由电离平衡常数可以判断，HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸
D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数
11．某学生为探究Kw的影响因素，做了以下实验。
(1)查阅资料，不同温度下水的离子积常数如表所示。
t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
Kw/10－14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
由此推出：随着温度的升高，Kw的值________；水的电离程度________；水的电离平衡向________移动，水的电离过程是________过程。
(2)取三只烧杯A、B、C，分别加入适量水，再向B、C烧杯中分别加入少量盐酸和NaOH溶液，分析并填写下表。
A(纯水) B(加少量盐酸) C(加少量NaOH溶液)
c(H＋) 1.0×10－7 mol·L－1 增大 ______
c(OH－) 1.0×10－7 mol·L－1 ______ 增大
c(H＋)和c(OH－)大小比较 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)____ c(OH－) c(H＋)______ c(OH－)
水的电离平衡移动方向 ________ ________
Kw 1.0×10－14 ________ ________
综上所述，可得出如下结论：
①温度、________、________均能影响水的电离平衡。
②Kw只受________的影响，而与其他因素无关。
12．一定温度下有：a.盐酸 b．硫酸 c．醋酸三种酸。
(1)当其物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________________。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH能力的顺序是________________。
(3)当其c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序为________________。
(4)当其c(H＋)相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序为________________。
(5)当c(H＋)相同、体积相同时，同时加入锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时的反应速率________，反应所需时间________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均稀释10倍后，c(H＋)由大到小的顺序是____________________。
13．根据电离平衡常数的大小可以判断电解质的相对强弱。25 ℃时，有关物质的电离平衡常数如下表所示。
化学式 电离平衡常数(Ka)
HF 7.2×10－4
CH3COOH 1.8×10－5
H2SO3 K1＝1.54×10－2 K2＝1.02×10－7
H2CO3 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11
H2S K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15
根据表中数据，回答下列问题：
(1)等浓度的F－、CO、CH3COO－、HS－结合H＋的能力最强的为________。
(2)溶液中不可能大量共存的离子组是________(填序号)。
a．HS－、SO b．HF、CH3COO－
c．HS－、HCO d．HSO、HCO
(3)Na2CO3溶液通入过量H2S，反应的离子方程式是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)已知pH＝－lg c(H＋)，体积为10 mL、pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数________(填“＞”“＜”或“＝”)醋酸的电离平衡常数。任意写一种方法证明醋酸是弱电解质：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
14．(1)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝________ mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。
(2)砷(As)是一些工厂和矿山废水中的污染元素，使用吸附剂是去除水中砷的有效措施之一。
H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系分别如图1和图2所示。
H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4 H2AsO＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝________(pKa1＝－lgKa1)
15．Ⅰ.已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.6×10－5。
(1)向0.1 mol·L－1醋酸溶液中加入一定量1 mol·L－1盐酸时，醋酸的电离平衡常数数值是否发生变化？________(填“是”或“否”)。解释原因：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)若醋酸的起始浓度为0.010 mol·L－1，平衡时c(H＋)＝________(忽略水的电离)。
Ⅱ.已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝6.25×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3 HCO＋H＋的电离常数Ka1＝________。[已知10－5.60＝2.5×10－6，pH＝－lg c(H＋)]
Ⅲ.在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝______________。
课时作业13 弱电解质的电离平衡
1．答案：B
2．解析：CH3COONH4是强电解质，完全电离，电离方程式为CH3COONH4===CH3COO－＋NH，A项错误；H2CO3为二元弱酸，电离应分步进行，B项错误；多元弱酸的酸式盐为强电解质，但其电离产生的酸式酸根离子不能完全电离，所以不能拆分，C项错误；KHSO4为多元强酸的酸式盐，在水溶液中可以完全电离出K＋、H＋、SO，电离方程式为KHSO4===K＋＋H＋＋SO，D项正确。
答案：D
3．解析：由表中H2CO3和H2S的电离平衡常数可知，H2CO3的Ka1大于H2S的Ka1，则碳酸的酸性强于氢硫酸，A项正确；多元弱酸分步发生电离，第一步电离产生的H＋抑制第二步、第三步的电离，故多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B项正确，C项错误；电离平衡常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，溶液温度不变，则电离平衡常数不变，D项正确。
答案：C
4．解析：由电离常数的概念可知，这四种酸在冰醋酸中都不能完全电离，且电离常数越大，酸性越强，故在冰醋酸中酸性：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3。H2SO4在冰醋酸中存在电离平衡，其电离方程式为H2SO4 H＋＋HSO。故选C。
答案：C
5．解析：相同体积、相同c(H＋)的一元强酸和一元弱酸，刚开始与锌粉反应的速率是相同的，随着反应进行，弱酸继续电离，故其反应速率比强酸的大，排除B、D项；弱酸的物质的量浓度大于强酸的，所以弱酸与足量的锌粉反应生成氢气的量较多，排除A项。
答案：C
6．解析：①＝，加少量烧碱固体，溶液的酸性减弱，使醋酸的电离平衡正向移动，c(CH3COO－)增大，值减小，故①错误；②弱电解质的电离过程是吸热的，升高温度促进电离，溶液中c(H＋)增大，c(CH3COOH)降低，值增大，故②正确；③＝，加少量冰醋酸，使醋酸的电离平衡正向移动，c(CH3COO－)增大，值减小，故③错误；④＝，加水促进电离，溶液中n(H＋)增大，n(CH3COOH)降低，值增大，故④正确。
答案：D
7．答案：B
8．解析：H3PO4是三元弱酸，氢离子浓度为0.01 mol·L－1，每升溶液中含有H＋的数目为0.01NA，A错误；H3PO4溶液中存在电荷守恒：c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)，该式也是溶液中的质子守恒表达式，B正确；“越稀越电离”，弱酸溶液加水稀释，电离度增大，但是c(H＋)减小，pH增大，C错误；向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固体，溶液中c(H2PO)增大，使H3PO4的电离平衡左移，c(H＋)减小，因此酸性减弱，D错误。
答案：B
9．答案：B
10．解析：相同温度下，电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的酸性强弱关系：HX＜HY＜HZ，故A错误；根据较强酸制较弱酸原理，反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生，故B正确；由电离平衡常数可以判断，HX、HY、HZ都属于弱酸，故C错误；电离平衡常数只与温度有关，与酸的浓度无关，故D错误。
答案：B
11．答案：(1)增大 增大 右 吸热 (2)减小 减小 > < 向左 向左 1.0×10－14 1.0×10－14 ①酸 碱 ②温度
12．解析：盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，醋酸是一元弱酸。当其物质的量浓度相同，硫酸的c(H＋)最大，醋酸的c(H＋)最小。同体积、同物质的量浓度的三种酸，硫酸消耗的NaOH最多。当其c(H＋)相同、体积相同时，醋酸的物质的量最多，与锌反应产生的氢气最多。c(H＋)相同的三种酸均稀释10倍，强酸c(H＋)减小的多，弱酸由于促进电离，c(H＋)减小的少。
答案：(1)b>a>c
(2)b>a＝c
(3)c>a>b
(4)c>a＝b
(5)a＝b＝c a＝b>c
(6)c>a＝b
13．解析：(1)电离平衡常数越小，表明对应酸的酸性越弱，该酸越难电离出H＋，其酸根离子结合H＋能力越强。由表格数据知，各酸根离子对应酸的电离常数大小关系为HF＞CH3COOH＞H2S＞HCO，所以结合H＋的能力最强的为CO。
(2)根据电离常数大小可知酸性：HS－＜HSO，由弱酸不能制取较强酸，HS－与SO不发生反应，故在溶液中HS－和SO可以大量共存，a项不符合题意；根据电离常数大小可知酸性：HF＞CH3COOH，由较强酸能制取较弱酸，可推知反应HF＋CH3COO－===CH3COOH＋F－可发生，所以在溶液中HF和CH3COO－不能大量共存，b项符合题意；根据电离常数大小可知酸性：H2CO3＞H2S＞HCO＞HS－，由弱酸不能制取较强酸，HS－和HCO之间不发生反应，所以在溶液中可以大量共存，c项不符合题意；根据电离常数大小可知酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO，HSO和HCO之间不发生反应，所以在溶液中HSO和HCO可以大量共存，d项不符合题意。
(3)根据电离常数大小关系可知酸性强弱：H2CO3＞H2S＞HCO＞HS－，根据较强酸制较弱酸原理，Na2CO3与过量H2S在溶液中发生反应的离子方程式为H2S＋CO===HCO＋HS－。
(4)弱酸在溶液中存在电离平衡，加水稀释使电离平衡向电离方向移动，因此，当起始pH相同且稀释相同倍数时，酸越弱，pH变化程度越小。由图像可知，pH均为2的CH3COOH和HX溶液均稀释100倍后，CH3COOH溶液的pH变化小于HX溶液，表明HX的酸性比醋酸强，所以HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数。常温下，测定0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH，若pH＞1，说明醋酸是弱酸，即醋酸是弱电解质。
答案：(1)CO (2)b
(3)H2S＋CO===HCO＋HS－
(4)＞ 常温下测定0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH，若pH＞1，说明醋酸是弱酸，即醋酸是弱电解质，其他合理答案均可
14．解析：(1)氨水中，c(OH－)≈c(NH)，故Kb＝≈＝1.8×10－5，解得c(OH－)＝6.0×10－3 mol·L－1。H2SO3溶液的Ka2＝，所以＝＝＝0.62。
(2)Ka1＝，pH＝2.2时c(H＋)＝10－2.2 mol·L－1，c(H3AsO4)＝c(H2AsO)，pKa1＝－lgKa1＝－lg＝2.2。
答案：(1)6.0×10－3 0.62 (2)2.2
15．解析：Ⅰ.(1)向醋酸溶液中加入盐酸，醋酸的电离平衡常数不变，因为电离平衡常数只与温度有关，温度不变，醋酸的电离平衡常数不变。(2)若忽略水的电离，则溶液中的H＋全部来自醋酸分子的电离，醋酸溶液中存在平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－，Ka＝，其中c(H＋)＝c(CH3COO－)，由于醋酸电离程度很小，故溶液中CH3COOH浓度的近似为0.010 mol·L－1，则c(H＋)＝＝ mol·L－1＝4×10－4 mol·L－1。
Ⅱ.饱和CO2水溶液的pH＝5.60，所以c(H＋)＝10－5.6 mol·L－1＝2.5×10－6 mol·L－1，c(H2CO3)＝6.25×10－5 mol·L－1，则H2CO3 HCO＋H＋的平衡常数Ka1＝＝＝1.0×10－7。
Ⅲ.Kb＝c(NH)·c(OH－)/c(NH3·H2O)＝(0.005×10－7)/＝10－9/(a－0.01)。
答案：Ⅰ.(1)否 电离常数不随浓度变化而变化，在一定温度下电离常数为定值 (2)4×10－4 mol·L－1
Ⅱ.10－7 Ⅲ.
1．下列物质分类组合正确的是( )
选项 A B C D
强电解质 FeCl3 HBr H3PO4 Cu(OH)2
弱电解质 CH3COOH HF BaSO4 HI
非电解质 Cu CO2 H2O C2H5OH
2.在水溶液中，下列物质的电离方程式正确的是( )
A．CH3COONH4 CH3COO－＋NH
B．H2CO3 2H＋＋CO
C．KHCO3 K＋＋H＋＋CO
D．KHSO4===K＋＋H＋＋SO
3．下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8× 10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8 Ka2＝1.1×10－12 Ka1＝7.5×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝2.2×10－13
则下列说法中不正确的是( )
A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C．多元弱酸的各步电离之间无影响
D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
4．HClO4、H2SO4、HNO3和HCl都是强酸，其在水溶液中的酸性强弱差别不大。如表所示是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
由表格中数据判断下列说法不正确的是( )
A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中HClO4是这四种酸中酸性最强的酸
C．在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO
D．水对这四种酸的酸性强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的酸性强弱
5．相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是( )
6．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋。要使溶液中的值增大，可以采取的措施是( )
①加少量烧碱固体 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水
A．①② B．②③
C．③④ D．②④
7．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，应采取的措施是( )
A．适当升高温度 B．加入NH4Cl固体
C．通入NH3 D．加入少量NaOH
8．设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下c(H＋)＝0.01 mol·L－1的H3PO4溶液，下列说法正确的是( )
A．每升溶液中的H＋数目为0.03NA
B．c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)
C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小
D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
9．下列事实能说明醋酸是弱电解质的是( )
①醋酸与水能以任意比例互溶 ②CH3COOH溶液能导电 ③CH3COOH溶液中存在醋酸分子 ④常温下，0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)比0.1 mol/L盐酸中的c(H＋)小
⑤醋酸能与碳酸钙反应放出CO2 ⑥一定温度下，大小相同的铁片与相同物质的量浓度的盐酸和CH3COOH溶液反应，CH3COOH溶液产生H2的速率慢
A．②④⑥ B．③④⑥
C．③④⑤ D．①②
10．相同温度下，根据三种酸的电离平衡常数，下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
电离平衡常数K 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A.三种酸的酸性强弱关系：HX＞HY＞HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C．由电离平衡常数可以判断，HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸
D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数
11．某学生为探究Kw的影响因素，做了以下实验。
(1)查阅资料，不同温度下水的离子积常数如表所示。
t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
Kw/10－14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
由此推出：随着温度的升高，Kw的值________；水的电离程度________；水的电离平衡向________移动，水的电离过程是________过程。
(2)取三只烧杯A、B、C，分别加入适量水，再向B、C烧杯中分别加入少量盐酸和NaOH溶液，分析并填写下表。
A(纯水) B(加少量盐酸) C(加少量NaOH溶液)
c(H＋) 1.0×10－7 mol·L－1 增大 ______
c(OH－) 1.0×10－7 mol·L－1 ______ 增大
c(H＋)和c(OH－)大小比较 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)____ c(OH－) c(H＋)______ c(OH－)
水的电离平衡移动方向 ________ ________
Kw 1.0×10－14 ________ ________
综上所述，可得出如下结论：
①温度、________、________均能影响水的电离平衡。
②Kw只受________的影响，而与其他因素无关。
12．一定温度下有：a.盐酸 b．硫酸 c．醋酸三种酸。
(1)当其物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________________。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH能力的顺序是________________。
(3)当其c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序为________________。
(4)当其c(H＋)相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序为________________。
(5)当c(H＋)相同、体积相同时，同时加入锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时的反应速率________，反应所需时间________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均稀释10倍后，c(H＋)由大到小的顺序是____________________。
13．根据电离平衡常数的大小可以判断电解质的相对强弱。25 ℃时，有关物质的电离平衡常数如下表所示。
化学式 电离平衡常数(Ka)
HF 7.2×10－4
CH3COOH 1.8×10－5
H2SO3 K1＝1.54×10－2 K2＝1.02×10－7
H2CO3 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11
H2S K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15
根据表中数据，回答下列问题：
(1)等浓度的F－、CO、CH3COO－、HS－结合H＋的能力最强的为________。
(2)溶液中不可能大量共存的离子组是________(填序号)。
a．HS－、SO b．HF、CH3COO－
c．HS－、HCO d．HSO、HCO
(3)Na2CO3溶液通入过量H2S，反应的离子方程式是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)已知pH＝－lg c(H＋)，体积为10 mL、pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数________(填“＞”“＜”或“＝”)醋酸的电离平衡常数。任意写一种方法证明醋酸是弱电解质：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
14．(1)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝________ mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。
(2)砷(As)是一些工厂和矿山废水中的污染元素，使用吸附剂是去除水中砷的有效措施之一。
H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系分别如图1和图2所示。
H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4 H2AsO＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝________(pKa1＝－lgKa1)
15．Ⅰ.已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.6×10－5。
(1)向0.1 mol·L－1醋酸溶液中加入一定量1 mol·L－1盐酸时，醋酸的电离平衡常数数值是否发生变化？________(填“是”或“否”)。解释原因：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)若醋酸的起始浓度为0.010 mol·L－1，平衡时c(H＋)＝________(忽略水的电离)。
Ⅱ.已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝6.25×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3 HCO＋H＋的电离常数Ka1＝________。[已知10－5.60＝2.5×10－6，pH＝－lg c(H＋)]
Ⅲ.在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝______________。
课时作业13 弱电解质的电离平衡
1．答案：B
2．解析：CH3COONH4是强电解质，完全电离，电离方程式为CH3COONH4===CH3COO－＋NH，A项错误；H2CO3为二元弱酸，电离应分步进行，B项错误；多元弱酸的酸式盐为强电解质，但其电离产生的酸式酸根离子不能完全电离，所以不能拆分，C项错误；KHSO4为多元强酸的酸式盐，在水溶液中可以完全电离出K＋、H＋、SO，电离方程式为KHSO4===K＋＋H＋＋SO，D项正确。
答案：D
3．解析：由表中H2CO3和H2S的电离平衡常数可知，H2CO3的Ka1大于H2S的Ka1，则碳酸的酸性强于氢硫酸，A项正确；多元弱酸分步发生电离，第一步电离产生的H＋抑制第二步、第三步的电离，故多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B项正确，C项错误；电离平衡常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，溶液温度不变，则电离平衡常数不变，D项正确。
答案：C
4．解析：由电离常数的概念可知，这四种酸在冰醋酸中都不能完全电离，且电离常数越大，酸性越强，故在冰醋酸中酸性：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3。H2SO4在冰醋酸中存在电离平衡，其电离方程式为H2SO4 H＋＋HSO。故选C。
答案：C
5．解析：相同体积、相同c(H＋)的一元强酸和一元弱酸，刚开始与锌粉反应的速率是相同的，随着反应进行，弱酸继续电离，故其反应速率比强酸的大，排除B、D项；弱酸的物质的量浓度大于强酸的，所以弱酸与足量的锌粉反应生成氢气的量较多，排除A项。
答案：C
6．解析：①＝，加少量烧碱固体，溶液的酸性减弱，使醋酸的电离平衡正向移动，c(CH3COO－)增大，值减小，故①错误；②弱电解质的电离过程是吸热的，升高温度促进电离，溶液中c(H＋)增大，c(CH3COOH)降低，值增大，故②正确；③＝，加少量冰醋酸，使醋酸的电离平衡正向移动，c(CH3COO－)增大，值减小，故③错误；④＝，加水促进电离，溶液中n(H＋)增大，n(CH3COOH)降低，值增大，故④正确。
答案：D
7．答案：B
8．解析：H3PO4是三元弱酸，氢离子浓度为0.01 mol·L－1，每升溶液中含有H＋的数目为0.01NA，A错误；H3PO4溶液中存在电荷守恒：c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)，该式也是溶液中的质子守恒表达式，B正确；“越稀越电离”，弱酸溶液加水稀释，电离度增大，但是c(H＋)减小，pH增大，C错误；向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固体，溶液中c(H2PO)增大，使H3PO4的电离平衡左移，c(H＋)减小，因此酸性减弱，D错误。
答案：B
9．答案：B
10．解析：相同温度下，电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的酸性强弱关系：HX＜HY＜HZ，故A错误；根据较强酸制较弱酸原理，反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生，故B正确；由电离平衡常数可以判断，HX、HY、HZ都属于弱酸，故C错误；电离平衡常数只与温度有关，与酸的浓度无关，故D错误。
答案：B
11．答案：(1)增大 增大 右 吸热 (2)减小 减小 > < 向左 向左 1.0×10－14 1.0×10－14 ①酸 碱 ②温度
12．解析：盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，醋酸是一元弱酸。当其物质的量浓度相同，硫酸的c(H＋)最大，醋酸的c(H＋)最小。同体积、同物质的量浓度的三种酸，硫酸消耗的NaOH最多。当其c(H＋)相同、体积相同时，醋酸的物质的量最多，与锌反应产生的氢气最多。c(H＋)相同的三种酸均稀释10倍，强酸c(H＋)减小的多，弱酸由于促进电离，c(H＋)减小的少。
答案：(1)b>a>c
(2)b>a＝c
(3)c>a>b
(4)c>a＝b
(5)a＝b＝c a＝b>c
(6)c>a＝b
13．解析：(1)电离平衡常数越小，表明对应酸的酸性越弱，该酸越难电离出H＋，其酸根离子结合H＋能力越强。由表格数据知，各酸根离子对应酸的电离常数大小关系为HF＞CH3COOH＞H2S＞HCO，所以结合H＋的能力最强的为CO。
(2)根据电离常数大小可知酸性：HS－＜HSO，由弱酸不能制取较强酸，HS－与SO不发生反应，故在溶液中HS－和SO可以大量共存，a项不符合题意；根据电离常数大小可知酸性：HF＞CH3COOH，由较强酸能制取较弱酸，可推知反应HF＋CH3COO－===CH3COOH＋F－可发生，所以在溶液中HF和CH3COO－不能大量共存，b项符合题意；根据电离常数大小可知酸性：H2CO3＞H2S＞HCO＞HS－，由弱酸不能制取较强酸，HS－和HCO之间不发生反应，所以在溶液中可以大量共存，c项不符合题意；根据电离常数大小可知酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO，HSO和HCO之间不发生反应，所以在溶液中HSO和HCO可以大量共存，d项不符合题意。
(3)根据电离常数大小关系可知酸性强弱：H2CO3＞H2S＞HCO＞HS－，根据较强酸制较弱酸原理，Na2CO3与过量H2S在溶液中发生反应的离子方程式为H2S＋CO===HCO＋HS－。
(4)弱酸在溶液中存在电离平衡，加水稀释使电离平衡向电离方向移动，因此，当起始pH相同且稀释相同倍数时，酸越弱，pH变化程度越小。由图像可知，pH均为2的CH3COOH和HX溶液均稀释100倍后，CH3COOH溶液的pH变化小于HX溶液，表明HX的酸性比醋酸强，所以HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数。常温下，测定0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH，若pH＞1，说明醋酸是弱酸，即醋酸是弱电解质。
答案：(1)CO (2)b
(3)H2S＋CO===HCO＋HS－
(4)＞ 常温下测定0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH，若pH＞1，说明醋酸是弱酸，即醋酸是弱电解质，其他合理答案均可
14．解析：(1)氨水中，c(OH－)≈c(NH)，故Kb＝≈＝1.8×10－5，解得c(OH－)＝6.0×10－3 mol·L－1。H2SO3溶液的Ka2＝，所以＝＝＝0.62。
(2)Ka1＝，pH＝2.2时c(H＋)＝10－2.2 mol·L－1，c(H3AsO4)＝c(H2AsO)，pKa1＝－lgKa1＝－lg＝2.2。
答案：(1)6.0×10－3 0.62 (2)2.2
15．解析：Ⅰ.(1)向醋酸溶液中加入盐酸，醋酸的电离平衡常数不变，因为电离平衡常数只与温度有关，温度不变，醋酸的电离平衡常数不变。(2)若忽略水的电离，则溶液中的H＋全部来自醋酸分子的电离，醋酸溶液中存在平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－，Ka＝，其中c(H＋)＝c(CH3COO－)，由于醋酸电离程度很小，故溶液中CH3COOH浓度的近似为0.010 mol·L－1，则c(H＋)＝＝ mol·L－1＝4×10－4 mol·L－1。
Ⅱ.饱和CO2水溶液的pH＝5.60，所以c(H＋)＝10－5.6 mol·L－1＝2.5×10－6 mol·L－1，c(H2CO3)＝6.25×10－5 mol·L－1，则H2CO3 HCO＋H＋的平衡常数Ka1＝＝＝1.0×10－7。
Ⅲ.Kb＝c(NH)·c(OH－)/c(NH3·H2O)＝(0.005×10－7)/＝10－9/(a－0.01)。
答案：Ⅰ.(1)否 电离常数不随浓度变化而变化，在一定温度下电离常数为定值 (2)4×10－4 mol·L－1
Ⅱ.10－7 Ⅲ.