2025人教版高中化学选择性必修1同步--分层作业13 电离平衡常数（含解析）
文档属性
| 名称 | 2025人教版高中化学选择性必修1同步--分层作业13 电离平衡常数（含解析） |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 421.6KB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2024-06-28 16:43:24 | ||
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文档简介
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2025人教版高中化学选择性必修1
分层作业13 电离平衡常数
A级 必备知识基础练
题组1.电离平衡常数及影响因素
1.(2024·湖南长郡中学模拟)常温下,几种弱酸的电离平衡常数如下表:
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.75× 10-5 =4.5×10-7 =4.7×10-11 =1.1×10-7 =1.3×10-13 =6.9×10-3 =6.2×10-8 =4.8×10-13
则下列说法不正确的是( )
A.碳酸的酸性强于氢硫酸
B.醋酸的电离平衡常数表达式为Ka=
C.多元弱酸的各步电离平衡之间无影响
D.向弱酸溶液中加少量NaOH溶液,电离常数不变
2.(2024·河北保定模拟)25 ℃时,0.1 mol·L-1的醋酸中电离平衡常数Ka=1.75×10-5,下列说法正确的是( )
A.向该溶液中滴加几滴浓盐酸,平衡逆向移动,c(H+)减小
B.向该溶液中加少量CH3COONa固体,减小
C.该温度下0.01 mol·L-1的醋酸中CH3COOH的Ka<1.75×10-5
D.升高温度,c(H+)增大,Ka变大
题组2.一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
3.(2024·辽宁抚顺六校联考)常温下,HNO2、CH3COOH的电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.75×10-5。等体积、等浓度的HNO2、CH3COOH溶液分别与足量铁粉发生反应,下列关于氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是( )(图中①表示CH3COOH,②表示HNO2)
4.(2024·河北邢台名校联考)25 ℃,给两种一元酸HA和HB的溶液分别加水稀释,溶液中c(H+)的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A.HA是强酸,HB是弱酸
B.在x点:c(A-)=c(B-)
C.稀释前,c(HB)=10c(HA)
D.等体积的x点两溶液分别与足量锌粉反应产生等量H2
题组3.电离平衡常数的计算与应用
5.(2024·山西吕梁模拟)相同温度下,根据三种酸的电离常数,下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
电离常数K 9×10-7 9×10-6 1×10-2
A.三种酸的强弱关系:HX>HY>HZ
B.反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生
C.相同温度下,0.1 mol·L-1的HX、HY、HZ溶液,HX溶液的c(H+)最大
D.相同温度下,1 mol·L-1HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L-1HX溶液
6.(2024·浙江温州新力量联盟检测)将浓度为0.1 mol·L-1 HF溶液加水稀释,下列各量保持增大的是( )
A.c(H+) B.c(F-)
C.Ka(HF) D.
7.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.升高温度,溶液中c(H+)增大
B.室温时,此酸的电离平衡常数约为1×10-7
C.该溶液的氢离子浓度为1×10-3 mol·L-1
D.升高温度,电离平衡常数增大
8.已知氨水在298 K时的电离常数Kb=1.8×10-5,氨水中c(OH-)=2.40×10-3 mol·L-1,这种氨水的物质的量浓度(mol·L-1)是( )
A.5.60 B.0.32
C.3.20 D.1.80
9.已知三个数据:5.6×10-4、6.3×10-4、6.2×10-10分别是相同温度下下列有关的三种酸的电离常数,若已知下列反应可以发生:NaNO2+HF===HNO2+NaF,HNO2+NaCN===NaNO2+HCN。由此可判断下列叙述不正确的是( )
A.K(HF)=6.3×10-4
B.K(HNO2)=6.2×10-10
C.三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D.K(HCN)10.(2024·四川成都期中)常温下,常见弱电解质的电离平衡常数如表,下列说法正确的是( )
弱酸 H2SO3 H2S HClO
电离 常数 =1.4×10-2 =6.0×10-8 =1.1×10-7 =1.3×10-13 Ka= 4.0×10-8
A.浓度均为0.1 mol ·L-1H2SO3和H2S溶液,后者酸性强
B.0.25 mol ·L-1HClO中c(H+)约为1×10-4 mol ·L-1
C.增大浓度,上述弱酸的电离程度均增大
D.将H2S通入少量NaHSO3溶液,离子方程式为H2S+HS===HS-+H2O+SO2
B级 关键能力提升练
11.(2024·天津河东区期中)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=6.2×10-10 =4.5×10-7 =4.7×10-11
下列说法错误的是( )
A.结合H+的能力:C>CN->>HCOO-
B.NaCN溶液中通入CO2,发生反应:2CN-+H2O+CO2===2HCN+C
C.中和等体积、c(H+)相同的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D.25 ℃时,反应HCOOH+CN-HCN+HCOO-的平衡常数约为2.90×105
12.(2024·河北邯郸六校联考)浓度均为0.1 mol·L-1、体积为V0的HX、HY溶液,分别加水稀释至体积V,c(H+)随lg的变化关系如图所示。下列叙述正确的是( )
A.HX、HY都是弱酸,且HX的酸性比HY的弱
B.相同温度下,电离常数Ka(HY):a>b
C.两溶液分别加水稀释相同倍数,存在:c(X-)=c(HY)+c(Y-)
D.lg=2,若同时微热两种溶液,则增大
13.(2024·辽宁营口五校联考)25 ℃时,联氨(N2H4)在水溶液中分步发生电离:①N2H4+H2ON2+OH- ;②N2+H2ON2+OH- 。该溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随pOH[pOH=-lg c(OH-)]变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A.给N2H4的水溶液加水稀释,电离程度逐渐增大
B.电离常数:AC.根据图中A点可求:=10-6
D.图D点溶液的c(OH-)=10-10.5 mol·L-1
14.(2024·江西南昌二中期中)常温下,向100 mL 蒸馏水中滴入10 mL 5 mol·L-1HA溶液,利用传感器测得溶液中c(H+)和温度随着加入HA溶液体积的变化曲线如图所示,下列有关说法不正确的是( )
A.HA是弱酸
B.c、d两点的电离平衡常数相等
C.c~d段,c(H+)增大,HA电离程度减小
D.向c点加入0.5 mL 5 mol·L-1的NaOH溶液后,c(Na+)=c(A-)+c(HA)
15.下表中是几种弱酸在常温下的电离平衡常数:
CH3COOH H2CO3 H2S
Ka=1.8×10-5 =4.5×10-7 =4.7×10-11 =1.1×10-7 =1.3×10-13
则下列说法不正确的是( )
A.升高温度,CH3COOH的Ka增大
B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.反应HS-+C===S2-+HC不能发生
D.向足量醋酸溶液中逐滴滴入Na2CO3溶液发生反应CH3COOH+Na2CO3===CH3COONa+NaHCO3
C级 学科素养拔高练
16.(2024·河南TOP20名校联考)常温下,几种酸或碱的电离常数如表所示。
酸或碱 HCN H2CO3 H3PO2 (次磷酸) HF CH3NH2 (甲胺)
Ka或Kb 6.2×10-10 4.5×10-7 4.7×10-11 5.9×10-2 6.3×10-4 4.2×10-4
回答下列问题:
(1)下列酸的酸性最强的是 (填字母)。
A.HCN B.H2CO3 C.H3PO2 D.HF
(2)甲胺是一元弱碱,在水中电离方程式为CH3NH2+H2OCH3N+OH-,乙胺(H2NCH2CH2NH2)的第二步电离方程式为 。
(3)已知:HF(aq)H+(aq)+F-(aq) ΔH<0。对0.1 mol·L-1的HF溶液适当加热,HF的电离程度 (填“增大”“减小”或“不变”)。向HF溶液中滴加烧碱溶液,当c(HF)=10c(F-)时,溶液中c(H+)= mol·L-1。
(4)在KCN溶液中通入少量CO2气体,离子方程式为 。
(5)次磷酸是一元酸,30 mL 0.1 mol·L-1NaOH溶液和 mL 0.1 mol·L-1H3PO2溶液恰好完全反应。
(6)H2CO3的大于,其原因是 (从平衡移动角度分析)。
分层作业13 电离平衡常数
1.C 解析 碳酸的大于氢硫酸的,故碳酸的酸性强于氢硫酸,A正确;多元弱酸分步电离,第一步电离产生的H+抑制第二步电离,并非各步电离之间无影响,C错误。
2.D 解析 滴加几滴浓盐酸,平衡CH3COOHCH3COO-+H+逆向移动,c(H+)增大,A错误;加少量CH3COONa固体,c(CH3COO-)增大,CH3COOH的电离平衡逆向移动,c(H+)减小,由于温度不变,平衡常数不变,即不变,由于c(H+)减小,则增大,B错误;电离平衡常数只与温度有关,该温度下0.01 mol·L-1 的醋酸中CH3COOH的Ka=1.75×10-5,C错误;醋酸电离时吸热,升高温度,电离平衡正向移动,c(H+)增大,Ka变大,D正确。
3.A 解析 根据电离平衡常数可知,酸性:HNO2>CH3COOH,等浓度时,HNO2溶液中c(H+)大,与铁粉反应产生H2的速率快。由于两种酸等体积、等浓度,则其物质的量相等,与足量铁粉反应最终产生H2的体积相同,故A项符合题意。
4.B 解析 由图可知,两溶液分别稀释到体积为原来的100倍,HB溶液中c(H+)变为原来的,HA溶液中c(H+)则变为原来的,据此推测HA是弱酸,HB是强酸,A错误。x点两溶液的c(H+)相等,酸性相同,根据电荷守恒推知x点时c(A-)=c(B-),B正确。HB是强酸,则c(HB)=0.1 mol·L-1;HA是弱酸,起始c(H+)=10-2 mol·L-1,则c(HA)>10-2 mol·L-1,故稀释前,c(HB)<10c(HA),C错误。x点两溶液总酸度:c(HA)>c(HB),故等体积的x点两溶液分别与足量锌粉反应,HA溶液产生的H2多,D错误。
5.B 解析 相同温度下,酸的电离常数越大,对应酸的酸性越强,则酸性:HZ>HY>HX,A错误;根据较强酸制取较弱酸的规律,反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生,B正确;等物质的量浓度时,酸性越强,电离产生c(H+)越大,则HZ溶液中c(H+)最大,C错误;电离常数与HX溶液的浓度无关,只与温度有关,D错误。
6.D 解析 HF溶液存在电离平衡:HFH++F-,加水稀释,电离平衡正向移动,由于溶液体积变化较大,c(H+)、c(F-)均减小,A、B错误;由于温度不变,电离常数Ka(HF)不变,,加水稀释后,c(F-)减小,故增大,C错误,D正确。
7.C 解析 弱电解质的电离过程是吸热的,升高温度,电离平衡正向移动,H+的浓度增大,故A项正确;室温时,此酸的电离平衡常数Ka==1×10-7,故B项正确;该溶液中H+的浓度为0.1 mol·L-1×0.1%=1×10-4 mol·L-1,故C项错误;升高温度,电离平衡正向移动,电离平衡常数增大,故D项正确。
8.B 解析 根据NH3·H2ON+OH-,假设原氨水的浓度为x mol·L-1,则平衡时,c(OH-)=c(N)=2.40×10-3 mol·L-1,c(NH3·H2O)=(x-2.40×10-3) mol·L-1,代入电离常数表达式得:Kb==1.8×10-5,解得x≈0.32。
9.B 解析 根据题中反应可知,三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN,K(HF)>K(HNO2)>K(HCN),则K(HF)=6.3×10-4、K(HNO2)=5.6×10-4、K(HCN)=6.2×10-10。
10.B 解析 根据电离常数大小关系,Ka越大酸性越强,故H2SO3酸性更强,A错误;Ka(HClO)==4.0×10-8,则有c2(H+)=0.25×4.0×10-8=10-8,c(H+)≈1×10-4 mol·L-1,B正确;增大浓度,弱酸的电离平衡均正向移动,但酸的电离程度均减小,C错误;由于(H2SO3)>(H2S),则酸性:H2SO3>H2S,将H2S通入少量NaHSO3溶液,不能生成SO2,D错误。
11.B 解析 相同条件下,电离常数越小,对应酸的酸性越弱,酸根结合H+的能力越强,则结合H+的能力:C>CN->>HCOO-,A正确;HCN的Ka大于H2CO3的,而小于H2CO3的,故发生反应:CN-+H2O+CO2===HCN+HC,B错误;酸性:HCOOH>HCN,c(H+)相同时c(HCN)大于c(HCOOH),故消耗NaOH的量前者小于后者,C正确;25 ℃时,反应HCOOH+CN-HCN+HCOO-的平衡常数为K=≈2.90×105,D正确。
12.C 解析 由图可知,浓度均为0.1 mol·L-1的HX、HY溶液,起始时HX溶液中c(H+)=0.1 mol·L-1,HY溶液中c(H+)<10-2 mol·L-1,说明HX完全电离,HY部分电离,则HX是强酸,HY是弱酸,A错误。电离常数Ka(HX)只与温度有关,故相同温度下,电离常数Ka(HY):a=b,B错误。起始时两种酸溶液的体积、浓度均相同,分别加水稀释相同倍数,据原子守恒可得:c(X-)=c(HY)+c(Y-),C正确。lg=2,同时微热两种溶液,HY的电离平衡正向移动,c(Y-)增大,而c(X-)不变,故溶液中减小,D错误。
13.B 解析 N2H4的水溶液中加水稀释,电离平衡正向移动,故电离程度逐渐增大,A正确;电离常数只与温度有关,与溶液的酸碱性无关,故电离常数K1:A=B=D=C,B错误;图中A点δ(N2H4)=δ(N2),pOH=6,此时c(N2H4)=c(N2)、c(OH-)=10-6 mol·L-1,则N2H4的电离常数=c(OH-)=10-6,C正确;同理,根据图中C点计算电离常数=c(OH-)=10-15,图中D点溶液中δ(N2H4)=δ(N2),则有=10-6×10-15=c2(OH-),解得c(OH-)=10-10.5 mol·L-1,D正确。
14.B 解析 根据图像可知,随着加入HA的量不断增大,溶液中c(H+)增长速率不断减缓,说明HA是弱酸,A正确;电离平衡常数与温度有关,c、d两点的温度不同,电离平衡常数Ka(HA)不相等,B错误;c~d段,c(H+)增大,HA电离平衡逆向移动,HA电离程度减小,C正确;向c点加入0.5 mL 5 mol·L-1的NaOH溶液,HA与NaOH恰好反应生成NaA,根据元素守恒,含钠元素微粒和含A元素微粒的浓度相等,则有c(Na+)=c(A-)+c(HA),D正确。
15.D 解析 弱电解质的电离过程吸热,升高温度,促进CH3COOH的电离,电离常数Ka增大,A正确;多元弱酸分步电离,第一步电离产生的氢离子抑制后面几步的电离,因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定,B正确;由表格可知HS-的电离常数小于HC的电离常数,因此HS-+C===S2-+HC不能发生,C正确;向醋酸溶液中逐滴滴入Na2CO3溶液,醋酸足量,可产生二氧化碳,反应的化学方程式为2CH3COOH+Na2CO3===2CH3COONa+H2O+CO2↑,D错误。
16.答案 (1)C (2)+H2O[H3NCH2CH2NH3]2++OH- (3)减小 6.3×10-3
(4)CN-+CO2+H2O===HCN+HC (5)30 (6)第一步电离出的H+使溶液中c(H+)增大,则第二步电离平衡逆向移动,抑制第二步电离
解析 (1)相同温度下,电离常数越大,酸性越强。H3PO2的Ka最大,故H3PO2的酸性最强。
(2)仿照例子书写,结合水电离的H+,电离出OH-。
(3)HF的电离是放热过程,升高温度,平衡向左移动,电离程度减小。用电离常数表达式计算。
(4)碳酸的酸性比HCN强,又由于是少量CO2,且酸性:HCN>,则反应的离子方程式为CN-+CO2+H2O===HCN+HC。
(5)次磷酸为一元酸,等物质的量的次磷酸和氢氧化钠完全反应。
(6)根据电离方程式可知,第一步电离的氢离子会抑制第二步电离。
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2025人教版高中化学选择性必修1
分层作业13 电离平衡常数
A级 必备知识基础练
题组1.电离平衡常数及影响因素
1.(2024·湖南长郡中学模拟)常温下,几种弱酸的电离平衡常数如下表:
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.75× 10-5 =4.5×10-7 =4.7×10-11 =1.1×10-7 =1.3×10-13 =6.9×10-3 =6.2×10-8 =4.8×10-13
则下列说法不正确的是( )
A.碳酸的酸性强于氢硫酸
B.醋酸的电离平衡常数表达式为Ka=
C.多元弱酸的各步电离平衡之间无影响
D.向弱酸溶液中加少量NaOH溶液,电离常数不变
2.(2024·河北保定模拟)25 ℃时,0.1 mol·L-1的醋酸中电离平衡常数Ka=1.75×10-5,下列说法正确的是( )
A.向该溶液中滴加几滴浓盐酸,平衡逆向移动,c(H+)减小
B.向该溶液中加少量CH3COONa固体,减小
C.该温度下0.01 mol·L-1的醋酸中CH3COOH的Ka<1.75×10-5
D.升高温度,c(H+)增大,Ka变大
题组2.一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
3.(2024·辽宁抚顺六校联考)常温下,HNO2、CH3COOH的电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.75×10-5。等体积、等浓度的HNO2、CH3COOH溶液分别与足量铁粉发生反应,下列关于氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是( )(图中①表示CH3COOH,②表示HNO2)
4.(2024·河北邢台名校联考)25 ℃,给两种一元酸HA和HB的溶液分别加水稀释,溶液中c(H+)的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A.HA是强酸,HB是弱酸
B.在x点:c(A-)=c(B-)
C.稀释前,c(HB)=10c(HA)
D.等体积的x点两溶液分别与足量锌粉反应产生等量H2
题组3.电离平衡常数的计算与应用
5.(2024·山西吕梁模拟)相同温度下,根据三种酸的电离常数,下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
电离常数K 9×10-7 9×10-6 1×10-2
A.三种酸的强弱关系:HX>HY>HZ
B.反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生
C.相同温度下,0.1 mol·L-1的HX、HY、HZ溶液,HX溶液的c(H+)最大
D.相同温度下,1 mol·L-1HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L-1HX溶液
6.(2024·浙江温州新力量联盟检测)将浓度为0.1 mol·L-1 HF溶液加水稀释,下列各量保持增大的是( )
A.c(H+) B.c(F-)
C.Ka(HF) D.
7.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.升高温度,溶液中c(H+)增大
B.室温时,此酸的电离平衡常数约为1×10-7
C.该溶液的氢离子浓度为1×10-3 mol·L-1
D.升高温度,电离平衡常数增大
8.已知氨水在298 K时的电离常数Kb=1.8×10-5,氨水中c(OH-)=2.40×10-3 mol·L-1,这种氨水的物质的量浓度(mol·L-1)是( )
A.5.60 B.0.32
C.3.20 D.1.80
9.已知三个数据:5.6×10-4、6.3×10-4、6.2×10-10分别是相同温度下下列有关的三种酸的电离常数,若已知下列反应可以发生:NaNO2+HF===HNO2+NaF,HNO2+NaCN===NaNO2+HCN。由此可判断下列叙述不正确的是( )
A.K(HF)=6.3×10-4
B.K(HNO2)=6.2×10-10
C.三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D.K(HCN)
弱酸 H2SO3 H2S HClO
电离 常数 =1.4×10-2 =6.0×10-8 =1.1×10-7 =1.3×10-13 Ka= 4.0×10-8
A.浓度均为0.1 mol ·L-1H2SO3和H2S溶液,后者酸性强
B.0.25 mol ·L-1HClO中c(H+)约为1×10-4 mol ·L-1
C.增大浓度,上述弱酸的电离程度均增大
D.将H2S通入少量NaHSO3溶液,离子方程式为H2S+HS===HS-+H2O+SO2
B级 关键能力提升练
11.(2024·天津河东区期中)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=6.2×10-10 =4.5×10-7 =4.7×10-11
下列说法错误的是( )
A.结合H+的能力:C>CN->>HCOO-
B.NaCN溶液中通入CO2,发生反应:2CN-+H2O+CO2===2HCN+C
C.中和等体积、c(H+)相同的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D.25 ℃时,反应HCOOH+CN-HCN+HCOO-的平衡常数约为2.90×105
12.(2024·河北邯郸六校联考)浓度均为0.1 mol·L-1、体积为V0的HX、HY溶液,分别加水稀释至体积V,c(H+)随lg的变化关系如图所示。下列叙述正确的是( )
A.HX、HY都是弱酸,且HX的酸性比HY的弱
B.相同温度下,电离常数Ka(HY):a>b
C.两溶液分别加水稀释相同倍数,存在:c(X-)=c(HY)+c(Y-)
D.lg=2,若同时微热两种溶液,则增大
13.(2024·辽宁营口五校联考)25 ℃时,联氨(N2H4)在水溶液中分步发生电离:①N2H4+H2ON2+OH- ;②N2+H2ON2+OH- 。该溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随pOH[pOH=-lg c(OH-)]变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A.给N2H4的水溶液加水稀释,电离程度逐渐增大
B.电离常数:A
D.图D点溶液的c(OH-)=10-10.5 mol·L-1
14.(2024·江西南昌二中期中)常温下,向100 mL 蒸馏水中滴入10 mL 5 mol·L-1HA溶液,利用传感器测得溶液中c(H+)和温度随着加入HA溶液体积的变化曲线如图所示,下列有关说法不正确的是( )
A.HA是弱酸
B.c、d两点的电离平衡常数相等
C.c~d段,c(H+)增大,HA电离程度减小
D.向c点加入0.5 mL 5 mol·L-1的NaOH溶液后,c(Na+)=c(A-)+c(HA)
15.下表中是几种弱酸在常温下的电离平衡常数:
CH3COOH H2CO3 H2S
Ka=1.8×10-5 =4.5×10-7 =4.7×10-11 =1.1×10-7 =1.3×10-13
则下列说法不正确的是( )
A.升高温度,CH3COOH的Ka增大
B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.反应HS-+C===S2-+HC不能发生
D.向足量醋酸溶液中逐滴滴入Na2CO3溶液发生反应CH3COOH+Na2CO3===CH3COONa+NaHCO3
C级 学科素养拔高练
16.(2024·河南TOP20名校联考)常温下,几种酸或碱的电离常数如表所示。
酸或碱 HCN H2CO3 H3PO2 (次磷酸) HF CH3NH2 (甲胺)
Ka或Kb 6.2×10-10 4.5×10-7 4.7×10-11 5.9×10-2 6.3×10-4 4.2×10-4
回答下列问题:
(1)下列酸的酸性最强的是 (填字母)。
A.HCN B.H2CO3 C.H3PO2 D.HF
(2)甲胺是一元弱碱,在水中电离方程式为CH3NH2+H2OCH3N+OH-,乙胺(H2NCH2CH2NH2)的第二步电离方程式为 。
(3)已知:HF(aq)H+(aq)+F-(aq) ΔH<0。对0.1 mol·L-1的HF溶液适当加热,HF的电离程度 (填“增大”“减小”或“不变”)。向HF溶液中滴加烧碱溶液,当c(HF)=10c(F-)时,溶液中c(H+)= mol·L-1。
(4)在KCN溶液中通入少量CO2气体,离子方程式为 。
(5)次磷酸是一元酸,30 mL 0.1 mol·L-1NaOH溶液和 mL 0.1 mol·L-1H3PO2溶液恰好完全反应。
(6)H2CO3的大于,其原因是 (从平衡移动角度分析)。
分层作业13 电离平衡常数
1.C 解析 碳酸的大于氢硫酸的,故碳酸的酸性强于氢硫酸,A正确;多元弱酸分步电离,第一步电离产生的H+抑制第二步电离,并非各步电离之间无影响,C错误。
2.D 解析 滴加几滴浓盐酸,平衡CH3COOHCH3COO-+H+逆向移动,c(H+)增大,A错误;加少量CH3COONa固体,c(CH3COO-)增大,CH3COOH的电离平衡逆向移动,c(H+)减小,由于温度不变,平衡常数不变,即不变,由于c(H+)减小,则增大,B错误;电离平衡常数只与温度有关,该温度下0.01 mol·L-1 的醋酸中CH3COOH的Ka=1.75×10-5,C错误;醋酸电离时吸热,升高温度,电离平衡正向移动,c(H+)增大,Ka变大,D正确。
3.A 解析 根据电离平衡常数可知,酸性:HNO2>CH3COOH,等浓度时,HNO2溶液中c(H+)大,与铁粉反应产生H2的速率快。由于两种酸等体积、等浓度,则其物质的量相等,与足量铁粉反应最终产生H2的体积相同,故A项符合题意。
4.B 解析 由图可知,两溶液分别稀释到体积为原来的100倍,HB溶液中c(H+)变为原来的,HA溶液中c(H+)则变为原来的,据此推测HA是弱酸,HB是强酸,A错误。x点两溶液的c(H+)相等,酸性相同,根据电荷守恒推知x点时c(A-)=c(B-),B正确。HB是强酸,则c(HB)=0.1 mol·L-1;HA是弱酸,起始c(H+)=10-2 mol·L-1,则c(HA)>10-2 mol·L-1,故稀释前,c(HB)<10c(HA),C错误。x点两溶液总酸度:c(HA)>c(HB),故等体积的x点两溶液分别与足量锌粉反应,HA溶液产生的H2多,D错误。
5.B 解析 相同温度下,酸的电离常数越大,对应酸的酸性越强,则酸性:HZ>HY>HX,A错误;根据较强酸制取较弱酸的规律,反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生,B正确;等物质的量浓度时,酸性越强,电离产生c(H+)越大,则HZ溶液中c(H+)最大,C错误;电离常数与HX溶液的浓度无关,只与温度有关,D错误。
6.D 解析 HF溶液存在电离平衡:HFH++F-,加水稀释,电离平衡正向移动,由于溶液体积变化较大,c(H+)、c(F-)均减小,A、B错误;由于温度不变,电离常数Ka(HF)不变,,加水稀释后,c(F-)减小,故增大,C错误,D正确。
7.C 解析 弱电解质的电离过程是吸热的,升高温度,电离平衡正向移动,H+的浓度增大,故A项正确;室温时,此酸的电离平衡常数Ka==1×10-7,故B项正确;该溶液中H+的浓度为0.1 mol·L-1×0.1%=1×10-4 mol·L-1,故C项错误;升高温度,电离平衡正向移动,电离平衡常数增大,故D项正确。
8.B 解析 根据NH3·H2ON+OH-,假设原氨水的浓度为x mol·L-1,则平衡时,c(OH-)=c(N)=2.40×10-3 mol·L-1,c(NH3·H2O)=(x-2.40×10-3) mol·L-1,代入电离常数表达式得:Kb==1.8×10-5,解得x≈0.32。
9.B 解析 根据题中反应可知,三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN,K(HF)>K(HNO2)>K(HCN),则K(HF)=6.3×10-4、K(HNO2)=5.6×10-4、K(HCN)=6.2×10-10。
10.B 解析 根据电离常数大小关系,Ka越大酸性越强,故H2SO3酸性更强,A错误;Ka(HClO)==4.0×10-8,则有c2(H+)=0.25×4.0×10-8=10-8,c(H+)≈1×10-4 mol·L-1,B正确;增大浓度,弱酸的电离平衡均正向移动,但酸的电离程度均减小,C错误;由于(H2SO3)>(H2S),则酸性:H2SO3>H2S,将H2S通入少量NaHSO3溶液,不能生成SO2,D错误。
11.B 解析 相同条件下,电离常数越小,对应酸的酸性越弱,酸根结合H+的能力越强,则结合H+的能力:C>CN->>HCOO-,A正确;HCN的Ka大于H2CO3的,而小于H2CO3的,故发生反应:CN-+H2O+CO2===HCN+HC,B错误;酸性:HCOOH>HCN,c(H+)相同时c(HCN)大于c(HCOOH),故消耗NaOH的量前者小于后者,C正确;25 ℃时,反应HCOOH+CN-HCN+HCOO-的平衡常数为K=≈2.90×105,D正确。
12.C 解析 由图可知,浓度均为0.1 mol·L-1的HX、HY溶液,起始时HX溶液中c(H+)=0.1 mol·L-1,HY溶液中c(H+)<10-2 mol·L-1,说明HX完全电离,HY部分电离,则HX是强酸,HY是弱酸,A错误。电离常数Ka(HX)只与温度有关,故相同温度下,电离常数Ka(HY):a=b,B错误。起始时两种酸溶液的体积、浓度均相同,分别加水稀释相同倍数,据原子守恒可得:c(X-)=c(HY)+c(Y-),C正确。lg=2,同时微热两种溶液,HY的电离平衡正向移动,c(Y-)增大,而c(X-)不变,故溶液中减小,D错误。
13.B 解析 N2H4的水溶液中加水稀释,电离平衡正向移动,故电离程度逐渐增大,A正确;电离常数只与温度有关,与溶液的酸碱性无关,故电离常数K1:A=B=D=C,B错误;图中A点δ(N2H4)=δ(N2),pOH=6,此时c(N2H4)=c(N2)、c(OH-)=10-6 mol·L-1,则N2H4的电离常数=c(OH-)=10-6,C正确;同理,根据图中C点计算电离常数=c(OH-)=10-15,图中D点溶液中δ(N2H4)=δ(N2),则有=10-6×10-15=c2(OH-),解得c(OH-)=10-10.5 mol·L-1,D正确。
14.B 解析 根据图像可知,随着加入HA的量不断增大,溶液中c(H+)增长速率不断减缓,说明HA是弱酸,A正确;电离平衡常数与温度有关,c、d两点的温度不同,电离平衡常数Ka(HA)不相等,B错误;c~d段,c(H+)增大,HA电离平衡逆向移动,HA电离程度减小,C正确;向c点加入0.5 mL 5 mol·L-1的NaOH溶液,HA与NaOH恰好反应生成NaA,根据元素守恒,含钠元素微粒和含A元素微粒的浓度相等,则有c(Na+)=c(A-)+c(HA),D正确。
15.D 解析 弱电解质的电离过程吸热,升高温度,促进CH3COOH的电离,电离常数Ka增大,A正确;多元弱酸分步电离,第一步电离产生的氢离子抑制后面几步的电离,因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定,B正确;由表格可知HS-的电离常数小于HC的电离常数,因此HS-+C===S2-+HC不能发生,C正确;向醋酸溶液中逐滴滴入Na2CO3溶液,醋酸足量,可产生二氧化碳,反应的化学方程式为2CH3COOH+Na2CO3===2CH3COONa+H2O+CO2↑,D错误。
16.答案 (1)C (2)+H2O[H3NCH2CH2NH3]2++OH- (3)减小 6.3×10-3
(4)CN-+CO2+H2O===HCN+HC (5)30 (6)第一步电离出的H+使溶液中c(H+)增大,则第二步电离平衡逆向移动,抑制第二步电离
解析 (1)相同温度下,电离常数越大,酸性越强。H3PO2的Ka最大,故H3PO2的酸性最强。
(2)仿照例子书写,结合水电离的H+,电离出OH-。
(3)HF的电离是放热过程,升高温度,平衡向左移动,电离程度减小。用电离常数表达式计算。
(4)碳酸的酸性比HCN强,又由于是少量CO2,且酸性:HCN>,则反应的离子方程式为CN-+CO2+H2O===HCN+HC。
(5)次磷酸为一元酸,等物质的量的次磷酸和氢氧化钠完全反应。
(6)根据电离方程式可知,第一步电离的氢离子会抑制第二步电离。
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