选择性必修1 3.1 第2课时 电离平衡常数 同步练习题(含解析)

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3.1 第2课时 电离平衡常数 同步练习题
一、选择题（本题共有15小题，每小题4分，共60分，每小题只有一个正确选项）
1． 下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是( )
A．组成相似时电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
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K12．下列说法正确的是(　　)
A．电离平衡常数受溶液浓度的影响
B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．Ka大的酸溶液中c(H+)一定比Ka小的酸溶液中的c(H+)大
D．H2CO3的电离常数表达式为Ka=
3． 常温下，将浓度为0.05 mol/L的HClO溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是 ( )
A．c(H+)　　　　 B． C．Ka(HClO)　　　　　　D．
4． 下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离程度与浓度关系的是( )
A　　　 　　 　B　　　　 　C　　 　　　　D
5． 已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是( )
A．该溶液的pH＝4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离常数约为1×10－7
D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
6． 将0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是(　　)
A．的值减小
B．OH－的物质的量减小
C．的值减小
D．的值不变
7． 液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是(　　)
A．c(A＋)随温度的升高而降低
B．35 ℃时，c(A＋)>c(B－)
C．AB的电离程度：α(25 ℃)>α(35 ℃)
D．AB的电离是吸热过程
8． 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增大
B．0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液的pH变大
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pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
9． 某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)
A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B．溶液中水的电离程度：b点>c点
C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－ 分别代表相应的酸和酸根离子)
D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
10．已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下表：
弱电解质 电离平衡常数(Ka)
HClO Ka＝4.7×10－8
H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7
下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　)
A．SO、HCO B．ClO－、HCO
C．HSO、CO D．HClO、HCO
11．已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸化学式 HX HY H2CO3
电离平衡常数 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11
下列推断正确的是(　　)
A．HX、HY两种弱酸的酸性：HXB．相同条件下溶液的碱性：NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3
C．向Na2CO3溶液中加入足量HX，反应的离子方程式：HX＋CO===HCO＋X－
D．HX溶液中c(H＋)一定比HY溶液的大
12．常温下，pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC溶液，分别加水稀释至体积为V，溶液pH随lg的变化关系如图所示，下列叙述错误的是(　　)
A．常温下，Ka(HB)>Ka(HC)
B．HC的电离度：a点C．当lg＝4时，三种溶液同时升高温度，减小
D．当lg＝5时，HA溶液的pH为7
13．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是(　　)
A．该溶液的pH＝4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离常数约为1×10－7
D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
14．部分弱电解质的电离常数如下表：
弱电解质 HCOOH HCN H2CO3
电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11
下列说法错误的是(　　)
A．结合H＋的能力：CO>CN－>HCO>HCOO－
B．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D．25 ℃时，反应HCOOH＋CN－HCN＋HCOO－的化学平衡常数为3.67×105
15．已知HA的酸性弱于HB的酸性。25 ℃时，用NaOH固体分别改变物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的HA溶液和HB溶液的pH(溶液的体积变化忽略不计)，溶液中A－、B－的物质的量浓度的负对数与溶液的pH的变化情况如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．曲线Ⅰ表示－lg c(A－)与溶液的pH的变化关系
B．＝100
C．溶液中水的电离程度：M>N
D．N点对应的溶液中c(Na＋)>Q点对应的溶液中c(Na＋)
二、填空题（本题包括4个小题，共40分）
16．(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 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 1.76×10－5
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 K3＝4.20×10－13
回答下列问题：
(1)当温度升高时，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________，产生此规律的原因是___________。
17．(10分)现有常温下pH＝2的盐酸(甲)和pH＝2的醋酸溶液(乙)，请根据下列操作回答问题：
(1)常温下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释过程，下列表达式的数值一定变小的是
_________(填字母)。
A．c(H＋) B．
C．c(H＋)·c(OH－) D．
(2)取10 mL的乙溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动；另取10 mL的乙溶液，加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将_______(填“增大”“减小”或“无法确定”)。
(3)相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，分别加水稀释100倍，所得溶液的pH大小关系为pH(甲)______pH(乙)(填“>”“<”或“＝”)。
(4)取等体积的甲、乙两溶液，分别用等浓度的NaOH稀溶液中和，则消耗的NaOH溶液的体积大小关系为V(甲)________V(乙)(填“>”“<”或“＝”)。
(5)已知25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
Ka1 1.8×10－5 4.3×10－7 3.0×10－8
Ka2 — 5.6×10－11 —
下列四种离子结合H＋能力最强的是________(填字母)。
A．HCO B．CO
C．ClO－ D．CH3COO－
写出下列反应的离子方程式。
CH3COOH＋Na2CO3(少量)：____________________________________________；
HClO＋Na2CO3(少量)：_________________________________________________。
18． (10分)食醋(主要成分CH3COOH)、纯碱(Na2CO3)和小苏打(NaHCO3)均为家庭厨房中常用的物质。已知：
弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN
电离常数 Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0×10－4 Ka＝6.2×10－10
请回答下列问题：
(1)CH3COO－、HCO、CO、NO、CN－结合质子(H＋)的能力从小到大的顺序为______。
(2)CO2通入NaNO2溶液中能否生成HNO2__________，理由是____________________。
(3)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反应的离子方程式为________________________。
(4)常温下，将20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HNO2溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。
①反应开始时，v(CH3COOH)________v(HNO2)(填“>”“<”或“＝”)。
②充分反应后，两溶液中c(CH3COO－)________c(NO)(填“>”“<”或“＝”)。
(5)25 ℃时，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得混合液的pH＝6，则混合液中＝________。
(6)常温下，下列方法可以使0.1 mol·L－1 CH3COOH的电离程度增大的是________。
a．加入少量的稀盐酸　　　　 B．加热溶液
c．加水稀释 D．加入少量冰醋酸
19．(10分)某一元弱酸(用HA表示)在水中的电离方程式是HA??H＋＋A－，回答下列问题：
(1)向溶液中加入适量NaA固体，以上平衡将向________(填“正”或“逆”)反应方向移动，理由是_____________________________________________________________。
(2)若向溶液中加入适量NaCl溶液，以上平衡将向________(填“正”或“逆”)反应方向移动，溶液中c(A－)将________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，溶液中c(OH－)将________。
(3)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(NH)＝c(Cl－)，则溶液显________性(填“酸”“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________。
1．答案：A
解析：电离平衡常数K是温度的函数，所以B错。只要温度一定，不同浓度的同一弱电解质电离平衡常数K相同，所以C错。多元弱酸各步电离平衡常数相互关系应为K1>K2>K3，所以D错。
2．答案：B
解析：对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离平衡常数是温度的函数，与溶液浓度无关，A项错误；电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，B项正确；酸溶液中c(H+)既跟酸的电离常数有关，也跟酸溶液的浓度有关，C项错误；碳酸是分步电离的，第一步电离常数的表达式为=第二步电离常数的表达式为=D项错误。
3．答案：B
解析：加水稀释促进HClO电离,溶液中c(H+)减小,A错误;稀释过程中溶液中c(H+)、c(ClO-)、c(HClO)都减小,但是温度不变,电离平衡常数不变,=×=,故增大,B正确,C错误;稀释过程中,c(H+)、c(ClO-)均减小,但水中还电离出H+,故减小,D错误。
4．答案：B
解析：这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOH5．答案：B
解析：c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，pH＝4；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，c(H＋)将增大，pH会减小；C选项可由电离常数表达式算出Ka＝＝1×10－7；c(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍。
6．答案：D
解析：在NH3·H2O溶液中，存在电离平衡；NH3·H2ONH＋OH－，当加水稀释时，电离平衡正向移动，使电离出的n(NH)增大，溶液中的n(NH3·H2O)减小，则＝的值增大，A错误；加水稀释，电离平衡正向移动，OH－的物质的量增大，B错误；加水稀释时，温度不变，Kb＝的值不变，C错误；＝＝，不变，D正确。
7．答案：D
解析：升高温度，K增大，说明AB的电离程度增大，所以c(A＋)随着温度的升高而增大，A项错误；根据题给信息，无法推出35 ℃时，c(A＋)>c(B－)，B项错误；升高温度，K增大，AB的电离程度增大，所以AB的电离程度：α(25 ℃)<α(35 ℃)，C项错误；升高温度，平衡向吸热反应方向移动，则AB的电离是吸热过程，D项正确。
8．答案：D
解析：A项，醋酸的电离吸热，升高温度促进电离，导致电离常数增大，正确；B项，加水稀释促进电离，溶液中c(H＋)减小，c(OH－)增大，pH变大，正确；C项，向醋酸溶液中加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动，正确；D项，温度不变，电离常数不变，错误。
9．答案：C
解析：由Ka(HNO2)>Ka(CH3COOH)可知，酸性HNO2>CH3COOH。A错：pH相同的两种酸稀释相同倍数时，酸性强的酸pH变化大，所以曲线Ⅱ为HNO2。B错：b、c两点处，b点酸性强，对水的电离抑制程度大，所以水的电离程度：c点>b点。C对：从c点到d点，＝＝，KW和Ka是两个常数，只要温度不变，比值也不变。D错：a点pH相同，则CH3COOH的浓度大，恰好中和时消耗的NaOH多，所以溶液中n(Na＋)多。
10．答案：C
解析：根据表中电离平衡常数可知，酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HClO>HCO；根据“较强酸制取较弱酸”的复分解反应规律，判断溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HSO>HCO，则SO、HCO不能反应，可以大量共存，A不符合题意；酸性：HClO>HCO，则ClO－、HCO不能反应，可以大量共存，B不符合题意；由于酸性：HSO>HCO，则HSO、CO反应生成SO和HCO，不能大量共存，C符合题意；由于酸性：H2CO3>HClO，HClO、HCO不能反应，可以大量共存，D不符合题意。
11．答案：C
解析：B项，Ka越小，酸越弱，水解程度越大，碱性越强，即NaY>Na2CO3>NaX>NaHCO3，错误；D项，没有指明溶液浓度，无法比较c(H＋)，错误。
12．答案：D
解析：A项，由图可知，HA稀释10倍pH增大1，则HA为强酸，HB、HC稀释10倍，pH增大值小于1，则HB、HC为弱酸，HB、HC稀释同等倍数，pH的改变值：HB>HC，酸性：HB>HC，常温下，Ka(HB)>Ka(HC)，正确；B项，对于HC，b点稀释的倍数大于a点，加水稀释促进弱酸的电离，HC的电离度：a点13．答案：B
解析：A项，c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，pH＝4；B项，因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，c(H＋)增大，pH减小；C选项，
　　 HA　　??　　H＋　　＋　　A－
　 起始/(mol·L－1) 0.1　　　　　　0　　　　　　 0
　 平衡/(mol·L－1) 0.1(1－0.1%)　0.1×0.1%　 0.1×0.1%
K＝＝≈≈1×10－7；D项，c(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以水电离出的c(H＋)水＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍。
14．答案：B
解析：由HCOOH、HCN的电离常数Ka＝1.8×10－4、Ka＝4.9×10－10，H2CO3的电离常数Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11，可知结合H＋的能力：CO>CN－>HCO>HCOO－，故A正确；根据电离平衡常数有CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO，故B错误；因为HCOOH的酸性比HCN强，中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故C正确；25 ℃时，反应HCOOH＋CN－HCN＋HCOO－的化学平衡常数K＝＝＝≈3.67×105，故D正确。
15．答案：B
解析：由“HA的酸性弱于HB的酸性”可知，Ka(HB)>Ka(HA)，由图可知，曲线Ⅰ表示－lg c(B－)与溶液的pH的变化关系，A项错误；根据题图可知，M点、N点对应溶液中c(B－)＝c(A－)，c(HB)＝c(HA)，故＝＝100，B项正确；M点、N点对应溶液中存在c(A－)＝c(B－)，M点溶液是HB和NaB的混合溶液，溶液显酸性，以HB的电离为主，N点是HA和NaA的混合溶液，溶液显碱性，以A－的水解为主，故水的电离程度：M16．答案：(1)增大 (2)K值越大，电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强
(3)H3PO4　HS－
(4)K1﹥K2﹥K3　上一级电离产生的H＋对下一级电离起抑制作用
解析：(1)弱电解质的电离过程为吸热过程，所以升高温度，电离平衡向右移动，c(H＋)、c(A－)增大，c(HA)减小，所以K值增大；(2)K值越大，电离出的氢离子浓度越大，酸性越强；(3)比较这几种粒子的电离常数可知，H3PO4酸性最强，HS－酸性最弱；(4)由于上一级电离对下一级电离有抑制作用，使得上一级电离常数远大于下一级的电离常数。
17．答案：　(1)A　(2)向右　减小 (3)>　(4)<
(5)B　2CH3COOH＋CO32-===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O　HClO＋CO32-===ClO－＋HCO3-
解析：(1)CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOH??H＋＋CH3COO－，加水稀释过程中，平衡正向移动，但溶液中c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，A符合题意。CH3COOH的电离平衡常数Ka＝，则有＝，加水稀释时，c(CH3COO－)减小，但Ka不变，则增大，B不符合题意。由于温度不变，则c(H＋)·c(OH－)＝Kw不变，C不符合题意。加水稀释时，溶液中c(H＋)减小，由于c(H＋)·c(OH－)＝Kw不变，则c(OH－)增大，故增大，D不符合题意。(2)醋酸溶液中加入等体积的水，醋酸的电离平衡向右移动，电离程度增大；醋酸溶液中加入少量无水醋酸钠固体，c(CH3COO－)增大，电离平衡逆向移动，据CH3COOH的电离平衡常数Ka＝推知，＝，由于温度不变，Ka不变，c(CH3COO－)增大，则溶液中的值减小。
(3)常温下，pH＝2的盐酸(甲)和pH＝2的醋酸溶液(乙)，取等体积的甲、乙两溶液，分别加水稀释100倍，醋酸的电离平衡正向移动，pH变化小，则所得溶液的pH：pH(甲)>pH(乙)。(4)pH均为2的盐酸和醋酸溶液相比，其浓度：c(HCl)n(HCl)，分别用等浓度的NaOH稀溶液中和，醋酸溶液消耗NaOH溶液的体积大于盐酸。(5)由表中电离平衡常数可知，各种酸的酸性强弱：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-，则酸的电离程度由易到难的顺序：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-，而酸越易电离，则电离产生的酸根离子结合质子(H＋)的能力越弱，因此四种离子结合H＋的能力：CH3COO－H2CO3>HClO>HCO3-，则CH3COOH与Na2CO3(少量)反应生成CH3COONa、CO2和H2O，离子方程式为2CH3COOH＋CO32-===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O；HClO与Na2CO3(少量)反应生成NaClO和NaHCO3，离子方程式为HClO＋CO32-===ClO－＋HCO3-。
18．答案：(1)NO(2)否　H2CO3的Ka1(3)CO2＋H2O＋CN－===HCN＋HCO
(4)①<　②<　(5)18　(6)bc
解析：(5)＝＝＝18。(6)a.加入盐酸，增加c(H＋)，平衡向逆反应方向移动，抑制CH3COOH的电离，故错误；b.弱电解质的电离是吸热过程，因此升高温度，促进电离，故正确；c.加水稀释，促进电离，故正确；d.加入冰醋酸，电离程度减小，故错误。
19．答案：(1)逆　c(A－)增大，平衡向c(A－)减小的方向即逆反应方向移动　
(2)正　减小　增大　(3)中　
解析：(3)由溶液的电荷守恒可得：c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，已知c(NH)＝c(Cl－)，则有c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液显中性；电离常数只与温度有关，则此时NH3·H2O的电离常数Kb＝＝＝。
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