3.1.3 电离平衡常数 同步巩固练 2024-2025学年化学人教版(2019) 选择性必修第一册

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3.1.3 电离平衡常数 同步巩固练
2024-2025学年化学人教版(2019) 必修第一册
一、单选题
1．下列关于电离平衡的说法，正确的是
A．大的酸溶液中一定比小的酸溶液中的大
B．的电离常数表达式为
C．向溶液中加入少量固体，电离常数减小
D．将浓度为溶液加水不断稀释，始终保持增大
2．K、分别表示化学平衡常数、电离平衡常数，下列判断正确的是
A．升高温度，则K减小，增大
B．在时，在10L密闭容器中进行合成氨的反应，使用催化剂后K增大
C．达平衡后，改变某一条件时K不变，的转化率可能增大
D．相同温度下，，说明的电离程度一定比大
3．已知部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸
电离平衡常数
下列离子方程式正确的是
A．少量的通入NaClO溶液中：
B．少量的通入溶液中：
C．相同浓度的溶液与溶液等体积混合；
D．少量的通入溶液中：
4．常温下，将浓度均为0.01mol/L的盐酸和醋酸分别加水稀释，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示(已知：电离度，)，下列说法正确的是
A．
B．Ⅰ为稀释醋酸时的pH变化曲线
C．0.01mol/L的醋酸中，醋酸的电离度约为4%
D．在0.01mol/L的盐酸中，所含阴离子的总物质的量等于0.01mol
5．在25 ℃时，0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、(H2CO3)=4.5×10-7和(H2CO3)=4.7×10-11，其中氢离子浓度最大的是
A．HNO2 B．HCOOH
C．HCN D．H2CO3
6．已知25℃时醋酸溶液中各微粒间存在下述关系：K==1.75×10-5，下列有关说法可能成立的是
A．25℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-5
B．25℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=2×10-4
C．标准状况下，醋酸溶液中K=1.75×10-5
D．升高到一定温度，K=7.2×10-5
7．25℃时，0.2mol·L-1的HX溶液中c(HX)∶c(X-)=99∶1，下列说法正确的是
A．升温至30℃时，溶液c(HX)∶c(X-)＞99∶1
B．25℃时K(HX)≈2×l0-5
C．向溶液中加入适量NaX溶液，酸的电离平衡向左移动，新平衡时c(X-)减小
D．加水稀释后，溶液中c(X-)、c(H+)、c(OH-)均减小
8．室温下，溶液，则下列有关描述不正确的是
A．该溶液 B．该温度时电离常数
C．甲酸酸性比盐酸弱 D．若加热，溶液
9．已知25 ℃下，醋酸溶液中各粒子存在下述关系：K==1.75×10-5，下列有关说法可能成立的是
A．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-5
B．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-4
C．标准状况下，醋酸溶液中K=1.75×10-5
D．升高到一定温度，K=7.2×10-5
10．常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是
A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L
B．常温下，K(HNO2)6.310-4
C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN
D．常温下，K(HCN)11．根据表中提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是
化学式 HClO H2CO3
电离常数/mol·L－1 K=3×10－8 K1=4×10－7 K2=4×10－11
A．向Na2CO3溶液中滴加少量次氯酸溶液：+H+=
B．向NaHCO3溶液中滴加过量次氯酸溶液： + HClO = ClO－+CO2↑+H2O
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO
D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClO
12．已知常温下，几种物质的电离平衡常数，下列反应的离子方程式合理的是
弱酸 甲酸(HCOOH) HClO
A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳：
B．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化硫：
C．碳酸钠溶液中通入少量：
D．纯碱溶液中滴加少量甲酸：
13．下列叙述正确的是
A．两种氨水的分别为a和，物质的量浓度分别为和，则
B．中和等体积、等的盐酸和醋酸，消耗的物质的量相等
C．常温HA的电离常数为，pH=5的HA溶液中=3.2
D．用水稀释的氨水，则溶液中增大
14．已知某二元酸在溶液中存在电离：，，，设NA为阿伏加德罗常数的值。关于常温下的溶液，下列说法正确的是
A．该溶液与足量NaOH溶液反应的离子方程式是H2A + 2OH- = A2- + 2H2O
B．该溶液的c(H+)< 0.001mol/L
C．该溶液中存在的粒子有、、、、
D．
15．将浓度为0.1 mol·L﹣1的HF溶液加水稀释，下列各量保持减小的是（ ）
①c(H＋) ②c(F－) ③K(HF) ④ ⑤
A．①②④ B．①②③ C．①②⑤ D．②④⑤
二、填空题
16．Ⅰ.下列物质中：①、②、③、④、⑥、⑥、⑦盐酸、⑧、⑨、⑩
(1)属于弱电解质的是 ；（填序号）
(2)写出电离方程式： 、 。
(3)浓度、体积相同① ②HCl ③这三种溶液用NaOH溶液完全中和时，消耗NaOH的物质的量的大小顺序是 （填选项字母）。
A．①>②>③ B．③>②>① C．③>①=②
Ⅱ.图表是几种常见弱酸的电离平衡常数（25℃），回答下列各题：
酸 HCN HClO
电离平衡常数（）
(4)当温度升高时，K值 （填“增大”、“减小”或“不变”）；
(5)结合表中给出的电离常数回答下列问题：
①上述四种酸中，酸性由强到弱的顺序是 （用化学式表示）
②下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是 （填序号），
A．升高温度 B．加水稀释
C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸
③依据表中数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式
17．25℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式 HClO
电离平衡常数
回答下列问题：
(1)25℃时，等浓度的三种溶液，酸性最强的是 ，一般情况下，当温度升高时， （填“增大”、“减小”或“不变”）；
(2)室温下，某溶液中存在着，该反应的平衡常数 ．（用、或表示）
(3)25℃时，与的混合溶液，若测得混合液，则溶液中 （填准确数值）
(4)向次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式 ．
(5)现有相等的盐酸、醋酸、硫酸三种稀溶液：
①分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液体积的大小关系为 ；
②分别与等质量Zn反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为 ．
参考答案
1．D
A．酸溶液中既跟酸的电离常数有关，也跟酸溶液的浓度有关，A错误；
B．的电离常数表达式为，B错误；
C．向溶液中加入少量固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不变，C错误；
D．为弱酸，存在电离平衡：。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件时，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中增大，减小，所以增大，D正确；
答案选D。
2．C
A．电离吸热，升高温度，电离平衡正向移动，K2增大，但对于化学反应，有吸热反应和放热反应，升高温度，K有可能增大也有可能减小，A错误；
B．化学平衡常数K只与温度有关，催化剂不改变反应的始态和终态，则温度一定时，使用催化剂后K不变，B错误；
C．化学平衡常数K只与温度有关，温度一定时K不变，但增加O2的浓度、增大压强和分离SO3等措施均可增大SO2的转化率，C正确；
D．相同温度下CH3COOH、HCN的电离度还与起始浓度有关，浓度越大，弱酸的电离程度越小，则CH3COOH的电离程度不一定比HCN的大，D错误；
答案选C。
3．D
电离平衡常数越大，电离程度越大，酸性就越强，依据电离常数大小判断酸性强弱，H2SO3＞HAc＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO；
A．次氯酸的电离平衡常数小于碳酸的第一级电离，而大于碳酸的第二级电离，因此少量的CO 2通入NaClO溶液中发生的反应为CO 2+H 2O+ClO -=HCO+HClO，故A错误；
B．次氯酸具有强氧化性，能把+4价S氧化成+6价，转变成CaSO4，离子反应为Ca2++2ClO-+SO2+H2O═CaSO4↓+Cl-+HClO+H+，故B错误；
C．亚硫酸根属于弱酸酸式根，不能拆写，由电离常数可知酸性HSO比碳酸弱，不能生成二氧化碳气体，故C错误；
D．亚硫酸的电离平衡常数大于碳酸，根据碳酸钠和酸反应的实质，因为SO 2是少量的，因此发生的反应为SO2+H2O+2Na2CO3=Na2SO3+2NaHCO3，离子方程式为，故D正确；
答案选D。
4．C
盐酸为强酸，在溶液中完全电离，醋酸为弱酸，在溶液中部分电离，等浓度的盐酸溶液pH小于醋酸，由图可知，b点pH大于a点，则Ⅰ为稀释盐酸时的pH变化曲线、Ⅱ为稀释醋酸时的pH变化曲线。
A．0.01mol/L盐酸溶液中氢离子浓度为0.01mol/L，则a为2，0.01mol/L醋酸溶液的氢离子浓度为≈=4×10—3.5mol/L，则b为2.9，所以==1.45，故A错误；
B．由分析可知，Ⅰ为稀释盐酸时的pH变化曲线，故B错误；
C．0.01mol/L醋酸溶液的氢离子浓度为≈=4×10—3.5mol/L，则醋酸的电离度约为×100%≈4%，故C正确；
D．缺溶液的体积，无法计算0.01mol/L的盐酸中氯化氢和阴离子的物质的量，故D错误；
故选C。
5．A
电离平衡常数越大，酸性越强，相同浓度电离出氢离子浓度越大。根据题中电离平衡常数信息可知酸性：HNO2＞HCOOH＞H2CO3＞HCN，其中氢离子浓度最大的是HNO2。
故选A。
6．D
A． K=1.75×10-5是醋酸25℃的电离平衡常数，电离平衡常数只与温度与有关，与浓度无关，即25℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K应为1.75×10-5，故A错误；
B．同A选项分析，25℃条件下，温度不变，K不变，应为1.75×10-5，故B错误；
C．标准状况下，温度为0℃，温度降低，K减小，故C错误；
D．弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，促进电离，K增大，故D正确；
答案为D。
7．B
A．升温促进电离，c(HX)减小，c(X-)增大，则c(HX):c(X-)＜99:1，选项A错误；
B．平衡时溶液中c(H+)≈c(X-)=0.2×mol/L=2×10-3mol/L，c(HX)=0.2×mol/L≈0.2mol/L，由此求出K(HX)==≈2×10-5mol/L，选项B正确；
C．加入的NaX电离出X-，使HX的电离平衡逆向移动，由于加入的X-只有部分转化为HX，即最终溶液中c(X-)增大，选项C错误；
D．由c(H+)·c(OH-)=Kw知，稀释过程中c(OH-)增大，选项D错误；
答案选B。
8．A
A．该溶液中mol/L，，所以，故A错误；
B．该温度时电离常数，故B正确；
C．常温下，溶液，说明甲酸发生部分电离，甲酸是弱酸，盐酸是强酸，所以甲酸酸性比盐酸弱，故C正确；
D．电离吸热，若加热，甲酸的电离平衡正向移动，氢离子浓度增大，溶液，故D正确；
选A。
9．D
K为醋酸的电离常数，只与温度有关，与离子浓度无关，温度不变，平衡常数不变，A、B均错误；
C．由于醋酸电离过程吸热，则升高温度，K增大，降低温度，K减小，所以标准状况下(0 ℃)，K应小于1.75×10-5，C错误；
D．升高温度，平衡常数增大，故K应大于1.75×10-5，D正确；
故答案为：D。
10．B
相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，较强酸能和较弱酸的盐反应生成弱酸，根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF知，酸的强弱顺序是HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，K(HF)=6.3×10-4，K(HNO2)= 5.6×10-4，K(HCN)= 6.210-10.。
A．通过以上分析知，，溶液中，.，c(H+)10-6 mol/L，A项正确；
B．根据以上分析知，K(HNO2)= 5.6×10-4，B项错误；
C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF，即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项正确；
D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，D项正确；
答案选B。
11．C
由电离平衡常数可知，酸性顺序H2CO3＞HClO＞，据此分析回答；
A．向Na2CO3溶液中滴加少量次氯酸溶液，离子方程式为，A错误；
B．酸性H2CO3＞HClO，故向NaHCO3溶液中滴加过量次氯酸溶液不反应，B错误；
C．由酸性顺序H2CO3＞HClO＞可知，向NaClO溶液中通入少量CO2的化学方程式：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO，C正确；
D．向NaClO溶液中通入过量CO2，化学方程式为：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO，D错误；
故选C。
12．C
电离常数大，弱酸酸性强，由表中数据可知，酸性：>HCOOH>>>HClO>；
A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳，，故A不合理；
B．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化硫，发生氧化还原反应，，故B不合理；
C．碳酸钠溶液中通入少量，，故C合理；
D．纯碱溶液中滴加少量甲酸，生成碳酸氢根，，故D不合理；
故选C。
13．C
A． 两种氨水的pH分别为a和a+1，物质的量浓度分别为和，假设这两者电离程度相同，则，根据越稀越电离，物质的量浓度为的氨水电离程度大，则浓度应适当小，所以，故A错误；
B． 醋酸为弱酸，则等的盐酸和醋酸，醋酸的浓度更大，则中和等体积、等的盐酸和醋酸，醋酸消耗的物质的量更多，故B错误；
C． 常温HA的电离常数为，pH=5的HA溶液中，故C正确；
D． 用水稀释的氨水，溶液的碱性减弱，水的离子积不变，则增大，减小，则溶液中减小，故D错误；
故选C。
14．D
A．H2A第一步完全电离，第二步部分电离，所以离子反应式应为，A错误；
B．H2A第一步完全电离，第二步部分电离，所以0.001mol/L的H2A溶液中c(H+)>0.001molL，B错误；
C．由于第一步完全离，所以溶液中并不存在H2A，C错误；
D．根据题意可知H2A第一步完全电离，第二步部分电离，所以0.001mol/L的H2A溶液中c(H+)>0.001mol/L，K=1.2×10-2=，则，D正确；
故选D。
15．A
HF溶液中存在电离平衡：HF(aq)H+(aq)+F-(aq)，加水稀释过程中，促进HF电离，根据勒夏特列原理可知，溶液中c(HF)、c(H＋)、c(F－)都会减小，稀释过程中温度不变，相关常数不变，即KW、K(HF)都不会改变；稀释过程中，水的电离程度逐渐增大，因此n(H＋)增加的量大于n(F-)，因此稀释过程中逐渐减小；==，因此该比值逐渐增大，综上所述，稀释过程中始终保持减小的是①②④，故答案为A。
16．(1)⑨⑩
(2)
(3)C
(4)增大
(5) B
（1）弱酸、弱碱和水属于弱电解质，则属于弱电解质的有：和；
（2）电离方程式：；为弱电解质，部分电离，电离方程式：；
（3）等浓度、等体积的、HCl和用NaOH溶液完全中和时，消耗NaOH的物质的量的大小顺序：③＞①=②；
（4）温度升高，促进弱酸的电离，电离程度增大，K值增大；
（5）①酸的电离平衡常数越大，表示酸的电离程度越大，表明酸的酸性越强，则酸性由强到弱的顺序：；
②
A．升高温度，的电离平衡正向移动，电离程度增大，电离平衡常数增大，A错误；
B．“越稀越电离”，加水稀释，醋酸浓度减小，电离程度增大，温度不变，电离平衡常数不变，B正确；
C．加少量的固体，增大，平衡逆向移动，C错误；
D．加少量冰醋酸，醋酸浓度增大，电离程度减小，D错误；
答案选B；
③电离平衡常数大于HClO，说明酸性强于HClO，根据强酸制弱酸原理，；
17．(1) （或醋酸） 增大
(2)
(3)
(4)
(5) 醋酸＞盐酸＝硫酸 盐酸＝硫酸＞醋酸
（1）浓度相同时，K值越大说明其电离程度越大，酸性越强，则酸性最强的是CH3COOH。一般情况下温度升高，弱电解质的电离程度增大，Ka增大。
（2）该反应的平衡常数K===。
（3）醋酸钠和醋酸的混合溶液的pH=6，该混合溶液中存在电荷守恒即c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，则有c(CH3COO-)- c(Na+)=c(H+)-c(OH-)=10-6mol/L-10-8mol/L=9.9×10-7mol/L。
（4）HClO的电离平衡常数大于H2CO3的K2小于其K1，故次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳反应生成次氯酸和碳酸氢根离子，离子方程式为。
（5）①氢离子浓度相同的盐酸、醋酸和硫酸，盐酸和硫酸都是强酸，氢离子浓度相同时，消耗的NaOH溶液体积相同，醋酸为弱酸，氢离子浓度与盐酸和硫酸相同时，醋酸浓度要大于盐酸和硫酸，则完全中和时消耗的NaOH溶液的体积更大，因此所需NaOH溶液体积的大小关系为醋酸>盐酸=硫酸。
②分别与等质量的Zn反应，使Zn恰好完全反应，盐酸和硫酸均为强酸，氢离子浓度相同则消耗的体积也相同，醋酸浓度大于盐酸和硫酸，与等质量的Zn反应，消耗的醋酸体积最小，因此消耗三种酸的体积大小关系为盐酸=硫酸>醋酸。
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