2026人教版高中化学选择性必修1--第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数及其应用
文档属性
| 名称 | 2026人教版高中化学选择性必修1--第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数及其应用 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 334.5KB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-09-25 12:27:26 | ||
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文档简介
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2026人教版高中化学选择性必修1
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
第2课时 电离平衡常数及其应用
基础过关练
题组一 电离平衡常数的理解及影响因素
1.(2025广东惠州月考)下列关于电离常数的说法正确的是 ( )
A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大
B.CH3COOH的电离常数表达式为Ka=
C.电离常数只受温度影响,与浓度无关
D.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大
2.(2025辽宁名校联盟期中)室温下,已知SO2气体易溶于水,溶液中存在H2SO3 H++HS Ka1;HS Ka2(已知:SO2能被KMnO4溶液氧化)。下列说法正确的是 ( )
A.向溶液中加水,平衡向右移动,Ka1增大
B.升高温度,H2SO3电离程度增大,Ka1增大
C.向溶液中加入少量Na2SO3固体,Ka1、Ka2均减小
D.向溶液中加入几滴KMnO4溶液,溶液酸性减弱
题组二 电离平衡常数的应用
3.(2025河北衡水二中月考)已知下面三个数据:6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10分别是下列有关的三种酸的电离常数,若已知下列反应可以发生:NaCN+HNO2 HCN+NaNO2;NaNO2+HF HNO2+NaF。由此可判断下列叙述不正确的是 ( )
A.Ka(HF)=6.3×10-4
B.Ka(HNO2)=6.2×10-10
C.三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D.Ka(HCN)4.(2025天津南开中学期中)已知室温下H2CO3的电离平衡常数:Ka1=4.5×10-7、Ka2=4.7×10-11,HClO的电离平衡常数:Ka=4.0×10-8。在反应Cl2+H2O HCl+HClO达到平衡后,要使HClO的浓度增大可加入 ( )
A.NaOH B.HCl C.H2O D.NaHCO3
5.(2025河南商丘一中月考)二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程,某温度下,其电离常数Ka1=2.5×10-4、Ka2=2×10-8。下列说法错误的是 ( )
A.升高温度后,Ka1、Ka2均增大
B.向H2X溶液中加入少量KHX固体,c(H+)减小
C.该温度下0.1 mol·L-1的H2X溶液中c(H+)≈5×10-3 mol·L-1
D.H2X溶液加水稀释过程中,减小
6.(2025陕西咸阳期中)已知25 ℃时,几种弱酸的电离平衡常数如下:
HCOOH:Ka=1.8×10-4;HCN:Ka=6.2×10-10;H2CO3:Ka1=4.5×10-7,Ka2=
4.7×10-11。
则以下反应不能自发进行的是 ( )
A.HCOOH+NaCN HCOONa+HCN
B.NaHCO3+NaCN Na2CO3+HCN
C.NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3
D.2HCOOH+C 2HCOO-+H2O+CO2↑
能力提升练
题组一 弱电解质电离平衡的理解与分析
1.(2025甘肃兰州西北师范大学附中期中)某二元酸(H2A)在水中的电离方程式为H2A H++HA-,HA- H++A2-(25 ℃时Ka=1.0×10-2),下列有关说法中正确的是 ( )
A.H2A是弱酸
B.稀释0.1 mol·L-1 H2A溶液,因电离平衡向右移动而导致c(H+)增大
C.在0.1 mol·L-1的H2A溶液中,c(H+)=0.10 mol·L-1
D.若0.1 mol·L-1 NaHA溶液中c(H+)=0.02 mol·L-1,则0.1 mol·L-1的H2A溶液中c(H+)<0.12 mol·L-1
2.(创新题·新情境)(2025重庆西南大学附属中学月考)常温下,一种解释乙酰水杨酸(用HA表示,Ka=1.0×10-3)药物在人体内的吸收模式如图(只有未电离的HA可自由穿过组织薄膜且达到平衡),不考虑溶液体积的变化,下列说法错误的是[已知溶液pH=7.4时,溶液中c(H+)=1×10-7.4 mol/L] ( )
A.血液中c(HA)与胃中c(HA)相等
B.血液中c(A-)小于胃中c(A-)
C.在血液中,=1×104.4
D.在胃中,
题组二 电离平衡常数的理解与应用
3.(2025黑龙江齐齐哈尔八中期中)25 ℃时,五种弱酸的电离平衡常数如表所示,下列说法不正确的是 ( )
化学式 电离平衡常数
CH3COOH 1.75×10-5
HClO 4.0×10-8
H3PO3 Ka1=8.3×10-3 Ka2=5.6×10-6
H2S Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13
H2CO3 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11
A.同浓度的ClO-、C、ClO-
B.亚磷酸(H3PO3)为二元酸,Na2HPO3是酸式盐
C.H3PO3的第二级电离方程式为H2P+H+
D.将Na2CO3溶液滴入足量醋酸中离子方程式为2CH3COOH+C 2CH3COO-+CO2↑+H2O
4.(2024广东湛江期中)焦亚硫酸钠(Na2S2O5)在医药、橡胶、印染、食品等方面应用广泛。利用烟道气中的SO2生产Na2S2O5的工艺流程如图。
弱电解质 电离常数(常温下)
H2CO3 Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11
H2SO3 Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8
(1)Na2S2O5属于 (填“强”或“弱”)电解质;写出其在水溶液中的电离方程式: 。
(2)写出第一次通入SO2时发生反应的离子方程式: 。
(3)pH=4.1的NaHSO3溶液中除存在水的电离平衡外,还存在的电离平衡为 (用电离方程式表示),该电离平衡的平衡常数表达式为 ;若将该溶液的浓度稀释至10倍,稀释过程中(不考虑其他因素的影响),电离平衡 (填“正”或“逆”)向移动,H+的浓度将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)pH=4.1即c(H+)=10-4.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中= 。
答案与分层梯度式解析
基础过关练
1.C 弱电解质的电离平衡常数只与温度有关,A错误、C正确;CH3COOH的电离常数表达式为Ka=,B错误;由于没有给出两种酸的浓度大小情况,所以电离常数大的酸溶液中c(H+)和电离常数小的酸溶液中c(H+)的大小无法比较,D错误。
2.B Ka1、Ka2只与温度有关,温度不变,Ka1、Ka2不变,A、C错误;升温促进电离,电离平衡常数增大,B正确;SO2能被KMnO4溶液氧化,离子方程式为5SO2+2Mn+2H2O 5S+2Mn2++4H+,溶液酸性增强,D错误。
3.B 由强酸制弱酸(解题技法)可知,酸性:HF>HNO2>HCN,弱酸的电离常数越大其酸性越强,HF、HNO2、HCN的电离常数分别为6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10,A、C、D正确,B错误。
4.D 要使HClO的浓度增大,必须使题述平衡右移,且加入的物质与HClO不反应。加入NaOH时,平衡虽然右移,但HClO与NaOH反应,导致HClO的浓度减小;加入HCl时,平衡左移,HClO的浓度减小;加水稀释时,HClO的浓度减小;由题给电离平衡常数知,酸性:H2CO3>HClO>HC,故加入NaHCO3时,NaHCO3只与HCl反应,使平衡右移,HClO的浓度增大,故选D。
5.D 二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程,升高温度,电离平衡正向移动,Ka1、Ka2均增大,A正确;H2X HX-+H+,加入KHX固体,c(HX-)增大,平衡向左移动,c(H+)减小,B正确;Ka1==2.5×10-4,忽略HX-的电离,c(HX-)≈c(H+),c(H2X)≈0.1 mol·L-1,则c(H+)≈ mol·L-1=5×10-3 mol·L-1(解题技法),C正确;加水稀释过程中,c(HX-)减小,Ka1不变,增大,D错误。
方法技巧 应用电离常数计算时,由于弱电解质的电离程度比较小,一般认为弱电解质的平衡浓度≈起始浓度,即忽略弱电解质电离的部分。
6.B 相同温度下,对于弱酸而言,电离常数越大,酸性越强,则酸性强弱顺序为HCOOH>H2CO3>HCN>HC。根据较强酸制较弱酸原理,酸性:HCOOH>HCN,所以反应HCOOH+NaCN HCOONa+HCN能发生,A不符合题意;酸性:HCN>HC,所以反应NaHCO3+NaCN Na2CO3+HCN不能发生,B符合题意;酸性:H2CO3>HCN,所以反应NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3能发生,C不符合题意;酸性:HCOOH>H2CO3>HC,在碳酸钠溶液中加入足量HCOOH溶液,可以发生反应2HCOOH+C 2HCOO-+H2O+CO2↑,D不符合题意。
方法技巧 根据电离常数的相对大小判断酸性强弱,电离常数越大,酸性越强;根据“强酸制弱酸”判断化学反应能否发生。
能力提升练
1.D H2A的第一步完全电离,H2A不是弱酸,A错误;加水稀释电离平衡正向移动,但c(H+)减小,B错误;0.1 mol·L-1 H2A溶液中,H2A第一步电离产生的c(H+)=0.10 mol·L-1,第二步继续电离出H+,故c(H+)>0.10 mol·L-1,C错误;若0.1 mol·L-1的NaHA溶液中c(H+)=0.02 mol·L-1,0.1 mol·L-1的H2A溶液中存在H2A H++HA-,电离出的H+,抑制了HA-的电离,所以c(H+)<0.12 mol·L-1,D正确。
2.B 只有未电离的HA可自由穿过组织薄膜且达到平衡(破题关键),则达到平衡时,血液中c(HA)与胃中c(HA)相等,A正确;Ka=×c(H+)=1.0×10-3,血液中pH=7.4,c(H+)=1.0×10-7.4 mol/L,则血液中=1×104.4,同理胃中pH=1.0,=1×10-2,则血液中c(A-)大于胃中c(A-),B错误,C正确;由胃中=1×10-2可推出,D正确。
3.B Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)>Ka2(H2S),说明电离出H+的能力:HClO>HC>HS-(破题关键),则同浓度的ClO-、C、S2-结合H+的能力由强到弱的顺序为S2->C>ClO-,A正确;H3PO3为二元弱酸,电离方程式为H3PO3 H++H2P、H2P H++HP,Na2HPO3是正盐,NaH2PO3是酸式盐,B错误、C正确;Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2CO3),将Na2CO3溶液滴入足量醋酸中离子方程式为C+2CH3COOH 2CH3COO-+H2O+CO2↑,D正确。
4.答案 (1)强 Na2S2O5 2Na++S2
(2)C+2SO2+H2O CO2+2HS
(3)HS H++S 正 减小
(4)8.4×10-1.8
解析 (1)Na2S2O5属于盐,为强电解质,在水溶液中完全电离。
(2)第一次通入SO2时反应的离子方程式为C+2SO2+H2O CO2+2HS。
(3)pH=4.1的NaHSO3溶液中除存在水的电离平衡外,还存在HS的电离平衡:HS H++S,平衡常数表达式为;加水稀释,电离平衡正向移动,H+浓度减小。
(4)Ka1=,Ka2=,Ka1×Ka2==1.4×10-2×6.0×10-8=8.4×10-10,pH=4.1即c(H+)=10-4.1 mol·L-1,代入得出=8.4×10-1.8。
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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
第2课时 电离平衡常数及其应用
基础过关练
题组一 电离平衡常数的理解及影响因素
1.(2025广东惠州月考)下列关于电离常数的说法正确的是 ( )
A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大
B.CH3COOH的电离常数表达式为Ka=
C.电离常数只受温度影响,与浓度无关
D.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大
2.(2025辽宁名校联盟期中)室温下,已知SO2气体易溶于水,溶液中存在H2SO3 H++HS Ka1;HS Ka2(已知:SO2能被KMnO4溶液氧化)。下列说法正确的是 ( )
A.向溶液中加水,平衡向右移动,Ka1增大
B.升高温度,H2SO3电离程度增大,Ka1增大
C.向溶液中加入少量Na2SO3固体,Ka1、Ka2均减小
D.向溶液中加入几滴KMnO4溶液,溶液酸性减弱
题组二 电离平衡常数的应用
3.(2025河北衡水二中月考)已知下面三个数据:6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10分别是下列有关的三种酸的电离常数,若已知下列反应可以发生:NaCN+HNO2 HCN+NaNO2;NaNO2+HF HNO2+NaF。由此可判断下列叙述不正确的是 ( )
A.Ka(HF)=6.3×10-4
B.Ka(HNO2)=6.2×10-10
C.三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D.Ka(HCN)
A.NaOH B.HCl C.H2O D.NaHCO3
5.(2025河南商丘一中月考)二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程,某温度下,其电离常数Ka1=2.5×10-4、Ka2=2×10-8。下列说法错误的是 ( )
A.升高温度后,Ka1、Ka2均增大
B.向H2X溶液中加入少量KHX固体,c(H+)减小
C.该温度下0.1 mol·L-1的H2X溶液中c(H+)≈5×10-3 mol·L-1
D.H2X溶液加水稀释过程中,减小
6.(2025陕西咸阳期中)已知25 ℃时,几种弱酸的电离平衡常数如下:
HCOOH:Ka=1.8×10-4;HCN:Ka=6.2×10-10;H2CO3:Ka1=4.5×10-7,Ka2=
4.7×10-11。
则以下反应不能自发进行的是 ( )
A.HCOOH+NaCN HCOONa+HCN
B.NaHCO3+NaCN Na2CO3+HCN
C.NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3
D.2HCOOH+C 2HCOO-+H2O+CO2↑
能力提升练
题组一 弱电解质电离平衡的理解与分析
1.(2025甘肃兰州西北师范大学附中期中)某二元酸(H2A)在水中的电离方程式为H2A H++HA-,HA- H++A2-(25 ℃时Ka=1.0×10-2),下列有关说法中正确的是 ( )
A.H2A是弱酸
B.稀释0.1 mol·L-1 H2A溶液,因电离平衡向右移动而导致c(H+)增大
C.在0.1 mol·L-1的H2A溶液中,c(H+)=0.10 mol·L-1
D.若0.1 mol·L-1 NaHA溶液中c(H+)=0.02 mol·L-1,则0.1 mol·L-1的H2A溶液中c(H+)<0.12 mol·L-1
2.(创新题·新情境)(2025重庆西南大学附属中学月考)常温下,一种解释乙酰水杨酸(用HA表示,Ka=1.0×10-3)药物在人体内的吸收模式如图(只有未电离的HA可自由穿过组织薄膜且达到平衡),不考虑溶液体积的变化,下列说法错误的是[已知溶液pH=7.4时,溶液中c(H+)=1×10-7.4 mol/L] ( )
A.血液中c(HA)与胃中c(HA)相等
B.血液中c(A-)小于胃中c(A-)
C.在血液中,=1×104.4
D.在胃中,
题组二 电离平衡常数的理解与应用
3.(2025黑龙江齐齐哈尔八中期中)25 ℃时,五种弱酸的电离平衡常数如表所示,下列说法不正确的是 ( )
化学式 电离平衡常数
CH3COOH 1.75×10-5
HClO 4.0×10-8
H3PO3 Ka1=8.3×10-3 Ka2=5.6×10-6
H2S Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13
H2CO3 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11
A.同浓度的ClO-、C、ClO-
B.亚磷酸(H3PO3)为二元酸,Na2HPO3是酸式盐
C.H3PO3的第二级电离方程式为H2P+H+
D.将Na2CO3溶液滴入足量醋酸中离子方程式为2CH3COOH+C 2CH3COO-+CO2↑+H2O
4.(2024广东湛江期中)焦亚硫酸钠(Na2S2O5)在医药、橡胶、印染、食品等方面应用广泛。利用烟道气中的SO2生产Na2S2O5的工艺流程如图。
弱电解质 电离常数(常温下)
H2CO3 Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11
H2SO3 Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8
(1)Na2S2O5属于 (填“强”或“弱”)电解质;写出其在水溶液中的电离方程式: 。
(2)写出第一次通入SO2时发生反应的离子方程式: 。
(3)pH=4.1的NaHSO3溶液中除存在水的电离平衡外,还存在的电离平衡为 (用电离方程式表示),该电离平衡的平衡常数表达式为 ;若将该溶液的浓度稀释至10倍,稀释过程中(不考虑其他因素的影响),电离平衡 (填“正”或“逆”)向移动,H+的浓度将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)pH=4.1即c(H+)=10-4.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中= 。
答案与分层梯度式解析
基础过关练
1.C 弱电解质的电离平衡常数只与温度有关,A错误、C正确;CH3COOH的电离常数表达式为Ka=,B错误;由于没有给出两种酸的浓度大小情况,所以电离常数大的酸溶液中c(H+)和电离常数小的酸溶液中c(H+)的大小无法比较,D错误。
2.B Ka1、Ka2只与温度有关,温度不变,Ka1、Ka2不变,A、C错误;升温促进电离,电离平衡常数增大,B正确;SO2能被KMnO4溶液氧化,离子方程式为5SO2+2Mn+2H2O 5S+2Mn2++4H+,溶液酸性增强,D错误。
3.B 由强酸制弱酸(解题技法)可知,酸性:HF>HNO2>HCN,弱酸的电离常数越大其酸性越强,HF、HNO2、HCN的电离常数分别为6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10,A、C、D正确,B错误。
4.D 要使HClO的浓度增大,必须使题述平衡右移,且加入的物质与HClO不反应。加入NaOH时,平衡虽然右移,但HClO与NaOH反应,导致HClO的浓度减小;加入HCl时,平衡左移,HClO的浓度减小;加水稀释时,HClO的浓度减小;由题给电离平衡常数知,酸性:H2CO3>HClO>HC,故加入NaHCO3时,NaHCO3只与HCl反应,使平衡右移,HClO的浓度增大,故选D。
5.D 二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程,升高温度,电离平衡正向移动,Ka1、Ka2均增大,A正确;H2X HX-+H+,加入KHX固体,c(HX-)增大,平衡向左移动,c(H+)减小,B正确;Ka1==2.5×10-4,忽略HX-的电离,c(HX-)≈c(H+),c(H2X)≈0.1 mol·L-1,则c(H+)≈ mol·L-1=5×10-3 mol·L-1(解题技法),C正确;加水稀释过程中,c(HX-)减小,Ka1不变,增大,D错误。
方法技巧 应用电离常数计算时,由于弱电解质的电离程度比较小,一般认为弱电解质的平衡浓度≈起始浓度,即忽略弱电解质电离的部分。
6.B 相同温度下,对于弱酸而言,电离常数越大,酸性越强,则酸性强弱顺序为HCOOH>H2CO3>HCN>HC。根据较强酸制较弱酸原理,酸性:HCOOH>HCN,所以反应HCOOH+NaCN HCOONa+HCN能发生,A不符合题意;酸性:HCN>HC,所以反应NaHCO3+NaCN Na2CO3+HCN不能发生,B符合题意;酸性:H2CO3>HCN,所以反应NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3能发生,C不符合题意;酸性:HCOOH>H2CO3>HC,在碳酸钠溶液中加入足量HCOOH溶液,可以发生反应2HCOOH+C 2HCOO-+H2O+CO2↑,D不符合题意。
方法技巧 根据电离常数的相对大小判断酸性强弱,电离常数越大,酸性越强;根据“强酸制弱酸”判断化学反应能否发生。
能力提升练
1.D H2A的第一步完全电离,H2A不是弱酸,A错误;加水稀释电离平衡正向移动,但c(H+)减小,B错误;0.1 mol·L-1 H2A溶液中,H2A第一步电离产生的c(H+)=0.10 mol·L-1,第二步继续电离出H+,故c(H+)>0.10 mol·L-1,C错误;若0.1 mol·L-1的NaHA溶液中c(H+)=0.02 mol·L-1,0.1 mol·L-1的H2A溶液中存在H2A H++HA-,电离出的H+,抑制了HA-的电离,所以c(H+)<0.12 mol·L-1,D正确。
2.B 只有未电离的HA可自由穿过组织薄膜且达到平衡(破题关键),则达到平衡时,血液中c(HA)与胃中c(HA)相等,A正确;Ka=×c(H+)=1.0×10-3,血液中pH=7.4,c(H+)=1.0×10-7.4 mol/L,则血液中=1×104.4,同理胃中pH=1.0,=1×10-2,则血液中c(A-)大于胃中c(A-),B错误,C正确;由胃中=1×10-2可推出,D正确。
3.B Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)>Ka2(H2S),说明电离出H+的能力:HClO>HC>HS-(破题关键),则同浓度的ClO-、C、S2-结合H+的能力由强到弱的顺序为S2->C>ClO-,A正确;H3PO3为二元弱酸,电离方程式为H3PO3 H++H2P、H2P H++HP,Na2HPO3是正盐,NaH2PO3是酸式盐,B错误、C正确;Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2CO3),将Na2CO3溶液滴入足量醋酸中离子方程式为C+2CH3COOH 2CH3COO-+H2O+CO2↑,D正确。
4.答案 (1)强 Na2S2O5 2Na++S2
(2)C+2SO2+H2O CO2+2HS
(3)HS H++S 正 减小
(4)8.4×10-1.8
解析 (1)Na2S2O5属于盐,为强电解质,在水溶液中完全电离。
(2)第一次通入SO2时反应的离子方程式为C+2SO2+H2O CO2+2HS。
(3)pH=4.1的NaHSO3溶液中除存在水的电离平衡外,还存在HS的电离平衡:HS H++S,平衡常数表达式为;加水稀释,电离平衡正向移动,H+浓度减小。
(4)Ka1=,Ka2=,Ka1×Ka2==1.4×10-2×6.0×10-8=8.4×10-10,pH=4.1即c(H+)=10-4.1 mol·L-1,代入得出=8.4×10-1.8。
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