弱電解質(zhì)的電離平衡(建議用時：40分鐘)[基礎(chǔ)過關(guān)練]1．下列關(guān)于電離常數(shù)(K)的說法正確的是(　　)A．電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，升高溫度，K值減小B．電離常數(shù)K與溫度無關(guān)C．相同溫度下，電離常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱D．多元弱酸各步電離常數(shù)大小關(guān)系為K1＜K2＜K3C　[電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度、壓強(qiáng)等無關(guān)，電離屬于吸熱過程，升高溫度，促進(jìn)電離，K值增大，A、B錯誤；電離常數(shù)可衡量弱電解質(zhì)的電離能力，K值越大，電離程度越大，則同溫下電離常數(shù)越小，表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱，C正確；多元弱酸分步電離，且以第一步電離為主，每一步電離對下一步電離起抑制作用，則各步電離常數(shù)大小關(guān)系為K1＞K2＞K3，D錯誤。]2．0.1 mol·L－1HF溶液的pH＝2，則該溶液中有關(guān)濃度關(guān)系式不正確的是(　　)A．c平(H＋)＞c平(F－)　　 B．c平(H＋)＞c平(HF)C．c平(HF)＞c平(OH－) D．c平(HF)＞c平(F－)[答案]　B3．某一元弱酸溶液中存在1.9×1022個弱酸分子和1.0×1021個氫離子，則該酸的電離度為(　　)A．1.0%      B．2.0%C．5.0%    D．10.0%C　[該酸的電離度α＝×100%＝5.0%。]4．(雙選)在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在如下電離平衡：HCNH＋＋CN－，下列敘述正確的是(　　)A．加入少量NaOH固體，平衡正向移動B．加水，平衡逆向移動C．滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，溶液中c平(H＋)增大D．加入少量NaCN固體，平衡正向移動AC　[加入NaOH固體，OH－與HCN電離產(chǎn)生的H＋反應(yīng)，平衡正向移動，A項正確；加水，平衡正向移動，B項錯誤；滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，c平(H＋)增大，C項正確；加入少量NaCN固體，c平(CN－)增大，平衡逆向移動，D項錯誤。]5．在25 ℃時，NH3·H2O的電離平衡常數(shù)為Kb，用蒸餾水稀釋1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，隨著溶液的稀釋，下列各項中始終保持增大趨勢的是(　　)A．c(OH－)　　 B．C．  D．KbB　[加水稀釋促進(jìn)NH3·H2O電離，則溶液中n(OH－)增大，但n(OH－)增大的程度小于溶液體積增大的程度，所以c(OH－)減小，故A錯誤；加水稀釋促進(jìn)NH3·H2O電離，則溶液中OH－、NH的物質(zhì)的量增大，NH3·H2O的物質(zhì)的量減小，所以＝的值始終增大，故B正確；加水稀釋促進(jìn)NH3·H2O電離，則溶液中n(OH－)增大，n(NH)增大，n(NH3·H2O)減小，所以＝的值始終減小，故C錯誤；電離平衡常數(shù)只受溫度影響，溫度不變，Kb不變，故D錯誤。]6．由表格中的電離平衡常數(shù)判斷下列可以發(fā)生的反應(yīng)是(　　)化學(xué)式電離常數(shù)/(mol·L－1)HClOKa＝4.7×10－8H2CO3Ka1＝4.2×10－7Ka2＝5.6×10－11A.NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3B．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3C．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3D．2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2OB　[依據(jù)電離常數(shù)分析可知酸性：H2CO3>HClO>HCO，根據(jù)酸性較強(qiáng)的酸可以制取比它酸性弱的酸來判斷反應(yīng)是否可以發(fā)生。NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3，與酸性HClO>HCO矛盾，A項錯誤；NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3，與酸性H2CO3>HClO>HCO相吻合，B項正確；2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3，與酸性H2CO3>HClO>HCO矛盾，反應(yīng)應(yīng)生成NaHCO3，而不是Na2CO3，C項錯誤；2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2O，與酸性H2CO3>HClO矛盾，D項錯誤。]7．已知H2CO3的電離平衡常數(shù)：Ka1＝4.2×10－7mol·L－1和Ka2＝5.6×10－11mol·L－1，HClO的電離平衡常數(shù)：Ka＝4.7×10－8mol·L－1。在反應(yīng)Cl2＋H2OHCl＋HClO達(dá)到平衡后，要使HClO的濃度增大可加入(　　)A．NaOH     B．HClC．NaHCO3  D．H2OC　[要使HClO的濃度增大，必須使該反應(yīng)平衡右移，且加入的物質(zhì)與HClO不反應(yīng)。加入NaOH時，平衡雖然右移，但HClO也參與了反應(yīng)，導(dǎo)致HClO的濃度減小；加入HCl時，平衡左移，HClO濃度減小；加水稀釋時，HClO濃度也減??；由題給電離平衡常數(shù)知，酸性：H2CO3＞HClO＞HCO，故加入NaHCO3時，NaHCO3只與HCl反應(yīng)，使平衡右移，HClO濃度增大。]8．用pH均為2的鹽酸和醋酸溶液，分別中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的氫氧化鈉溶液，當(dāng)氫氧化鈉恰好被完全中和時，消耗鹽酸和醋酸溶液的體積分別為V1和V2，則V1和V2的關(guān)系正確的是(　　)A．V1＝V2     B．V1<V2C．V1>V2  D．V1≤V2C　[NaOH的物質(zhì)的量相同，因pH＝2的醋酸溶液的濃度要大于pH＝2的鹽酸的濃度，因此消耗醋酸溶液的體積要少。]9．(雙選)已知室溫時，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是(　　)A．該溶液的pH＝3B．升高溫度，溶液的pH增大C．此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10－7 mol·L－1D．由HA電離出的c酸(H＋)約為水電離出的c水(H＋)的106倍AB　[0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，說明溶液中c平(H＋)＝0.1×0.1% mol·L－1＝10－4 mol·L－1，pH＝4，故A項錯誤；升溫促進(jìn)電離，溶液的pH減小，故B項錯誤；此酸的電離平衡常數(shù)約為K＝＝ mol·L－1＝1×10－7 mol·L－1，故C項正確；由HA電離出的c酸(H＋)約為10－4 mol·L－1，所以c水(H＋)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍，所以由HA電離出的c酸(H＋)約為水電離出的c水(H＋)的106倍，故D項正確。]10．在氨水中存在電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－。(1)下列情況能引起電離平衡正向移動的有________(填字母，下同)。①加NH4Cl固體?、诩覰aOH溶液?、弁ㄈ際Cl④加CH3COOH溶液?、菁铀、藜訅?/span>a．①③⑤　　 b．①④⑥c．③④⑤     d．①②④(2)在含有酚酞的0.1 mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶體，則溶液顏色________。a.變藍(lán)色     b．變深c．變淺      d．不變(3)在一定溫度下，用水緩慢稀釋1 mol·L－1氨水的過程中，溶液中隨著水量的增加，①n(OH－)________(填“增大”“減小”或“不變”，下同)；②________；③________。[解析]　(1)①加入NH4Cl固體相當(dāng)于加入NH，平衡左移；②加入OH－，平衡左移；③通入HCl，相當(dāng)于加入H＋，可中和OH－，平衡右移；④加CH3COOH溶液，相當(dāng)于加H＋，可中和OH－，平衡右移；⑤加水稀釋，越稀越電離，平衡右移；⑥無氣體參加和生成，加壓對電離平衡無影響。(2)向氨水中加入NH4Cl晶體，c平(NH)增大，則NH3·H2O電離平衡逆向移動，c平(OH－)減小，顏色變淺。(3)加水稀釋，NH3·H2O電離平衡向電離方向移動，n(OH－)逐漸增大，n(NH3·H2O)逐漸減小，所以逐漸增大；電離平衡常數(shù)K＝只與溫度有關(guān)，所以加水稀釋時不變。[答案]　(1)c　(2)c　(3)①增大?、谠龃蟆、鄄蛔?/span>11．(1)將6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，經(jīng)測定溶液中CH3COO－的物質(zhì)的量濃度為1.4×10－3 mol·L－1，則此溫度下醋酸的電離常數(shù)Ka＝____________；溫度升高，Ka將______(填“變大”“不變”或“變小”)。(2)1.0 mol·L－1醋酸溶液的c平(H＋)＝4.0×10－3 mol·L－1，將此溶液稀釋到0.10 mol·L－1，則稀釋后溶液的pH約為________。(結(jié)果精確到0.1，可能用到的數(shù)據(jù)：lg 1.2＝0.079　lg 1.3＝0.11　lg 1.4＝0.15)[解析]　(1)初始時，c始(CH3COOH)＝＝0.1 mol·L－1；CH3COOH是弱電解質(zhì)，則　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋　H＋　　 0.1　　　　　0 　　　　0　0.1－1.4×10－3　1.4×10－3　1.4×10－3所以Ka＝＝≈1.99×10－5 mol·L－1。(2)　　　　CH3COOH　　CH3COO－＋H＋　1.0　　　　　　　0　　　　　04.0×10－3　　　　4.0×10－3　4.0×10－31.0－4.0×10－3　4.0×10－3　4.0×10－3Ka＝＝≈1.6×10－5 mol·L－1；稀釋后，溶液的溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，Ka＝＝1.6×10－5 mol·L－1，解得c平(H＋)≈1.3×10－3 mol·L－1，則pH＝－lgc平(H＋)≈3－lg 1.3≈2.9。[答案]　(1)1.99×10－5 mol·L－1　變大　(2)2.912．在一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中溶液的導(dǎo)電能力如下圖所示。請回答：(1)“O”點(diǎn)導(dǎo)電能力為0的理由是_____________________。(2)A、B、C三點(diǎn)溶液中c平(H＋)由小到大的順序是________________。(3)A、B、C三點(diǎn)溶液中醋酸的電離程度最大的是______。(4)若使C點(diǎn)溶液中c平(CH3COO－)增大，而c平(H＋)減小，可采取的措施主要有：①____________；②____________；③____________。[解析]　溶液的導(dǎo)電能力由離子濃度決定，題圖說明冰醋酸加水稀釋過程中，離子濃度隨水的加入先逐漸增大到最大值又逐漸減小，故c平(H＋)B點(diǎn)最大，C點(diǎn)最小，這是因為c平(H＋)＝，加水稀釋，醋酸電離平衡右移，n(H＋)增大使c平(H＋)有增大的趨勢，而V(aq)增大使c平(H＋)有減小趨勢，c平(H＋)是增大還是減小，決定于兩種趨勢誰占主要。[答案]　(1)在“O”點(diǎn)處醋酸未電離，無離子存在(2)C<A<B　(3)C(4)①加入NaOH固體　②加入Na2CO3固體③加入鎂、鋅等金屬[拓展培優(yōu)練]13．室溫下pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　　)A.x為弱酸，Vx＜Vy　　 B．x為強(qiáng)酸，Vx＞VyC．y為弱酸，Vx＜Vy  D．y為強(qiáng)酸，Vx＞VyC　[由圖像可知x稀釋10倍，pH變化1個單位(從pH＝2變化為pH＝3)，故x為強(qiáng)酸，而y稀釋10倍，pH變化小于1個單位，故y為弱酸；pH均為2的x、y，前者的濃度為0.01 mol·L－1，而后者大于0.01 mol·L－1，故中和至中性時，后者消耗堿液的體積大，所以C正確。]14．已知：①H2S是二元弱酸；②CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4。向H2S溶液中通入或加入少量的以下物質(zhì)：①Cl2；②SO2；③CuSO4。其中能使溶液中c平(H＋)增大的是(　　)A．①②     B．①③C．②③  D．①②③B　[H2S溶液中存在平衡：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－。向其中加入少量的CuSO4時，Cu2＋會與S2－結(jié)合生成CuS沉淀，c平(S2－)減小，平衡向右移動，溶液中c平(H＋)增大；SO2能與H2S反應(yīng)生成S和H2O，平衡向左移動，c平(H＋)減小；Cl2與H2S反應(yīng)生成S和HCl，HCl是強(qiáng)酸，溶液中c平(H＋)增大。綜上所述，B項正確。]15．一元弱酸HA溶液中存在電離平衡：HAA－＋H＋。將1.0 mol HA加入水中制得1.0 L溶液，下列圖示中，表示溶液中HA、H＋、A－的物質(zhì)的量濃度隨時間變化的曲線正確的是(　　)A　　　　　　　　　　BC　　　　　　　　　　DC　[根據(jù)弱酸HA的電離平衡知，溶液中HA的濃度由大到小，D項錯誤；溶液中A－、H＋的濃度由0逐漸增大，A、B項錯誤；平衡時，HA濃度的減少量等于A－(或H＋)濃度的增加量，C項正確。]16．(1)已知25 ℃時弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)：Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5mol·L－1，Ka(HSCN)＝0.13 mol·L－1。使20 mL 0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1的HSCN溶液分別與20 mL 0.10 mol·L－1的NaHCO3溶液反應(yīng)，實驗測得產(chǎn)生的CO2氣體體積(V)與時間(t)的關(guān)系如圖所示。①反應(yīng)開始時，兩種溶液產(chǎn)生CO2的速率明顯不同的原因是__________________________________________________________________________________________________________________________；②反應(yīng)結(jié)束后，所得溶液中c平(SCN－)________c平(CH3COO－)(填“>”“＝”或“<”)。(2)現(xiàn)有2.0×10－3mol·L－1的HF溶液，調(diào)節(jié)溶液pH，測得25 ℃時平衡體系中c平(F－)、c平(HF)與溶液pH的關(guān)系如圖所示：25 ℃時，HF的電離平衡常數(shù)Ka(HF)＝__________(列式求值)。[解析]　(1)①當(dāng)濃度相同時，弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)越大，其溶液中電離出的離子濃度越大，故反應(yīng)開始時，兩種溶液產(chǎn)生CO2的速率明顯不同的原因是Ka(HSCN)＞Ka(CH3COOH)，溶液中c平(H＋)：HSCN＞CH3COOH，c平(H＋)越大反應(yīng)速率越快。②因為反應(yīng)結(jié)束后，兩種溶液中溶質(zhì)分別為CH3COONa和NaSCN，CH3COOH的酸性弱于HSCN，則CH3COO－比SCN－更易結(jié)合H＋，故c平(SCN－)＞c平(CH3COO－)。(2)pH＝4時，c平(H＋)＝1×10－4mol·L－1，c平(F－)＝1.6×10－3mol·L－1，c平(HF)＝4.0×10－4mol·L－1，由電離平衡常數(shù)的定義可知Ka(HF)＝＝mol·L－1＝4×10－4mol·L－1。[答案]　(1)①Ka(HSCN)＞Ka(CH3COOH)，溶液中c平(H＋)：HSCN＞CH3COOH，c平(H＋)越大反應(yīng)速率越快?、冢?/span>(2)＝ mol·L－1＝4×10－4mol·L－1 

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第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 鹽類的水解

版本： 魯科版 (2019)

年級： 選擇性必修1

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