高中化學(xué)選擇性必修一 3.1 電離平衡 第二課時(shí) 電離平衡常數(shù) 基礎(chǔ)練習(xí)

1、第二節(jié) 電離平衡常數(shù)基礎(chǔ)練習(xí)題1.下列關(guān)于電離常數(shù)的說(shuō)法正確的是( ) A.電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大 B.CH3COOH的電離常數(shù)表達(dá)式為Ka=C.恒溫下，在CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數(shù)減小D.電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度無(wú)關(guān)2.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是強(qiáng)酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù)：酸HClO4H2SO4HClHNO3Ka1.610-56.310-91.610-94.210-10由以上表格中數(shù)據(jù)判斷以下說(shuō)法不正確的是( )A.在冰醋酸中這四種酸都沒(méi)有全部電離B.在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中酸性最強(qiáng)的酸

2、C.在冰醋酸中硫酸的電離方程式為H2SO4=2H+SO42-D.水對(duì)這四種酸的強(qiáng)弱沒(méi)有區(qū)分能力，但冰醋酸可以區(qū)分這四種酸的強(qiáng)弱3.已知電離常數(shù)K1(H2SO3)K1(H2CO3)K2(H2SO3)K2(H2CO3),則溶液中不可以大量共存的離子組是 ( )A.SO32-、HCO3- B.HSO3-、HCO3- C.HSO3-、CO32- D.SO32-、CO32-4.下表是幾種弱酸在常溫下的電離平衡常數(shù)：CH3COOHH2CO3H2SH3PO4Ka =1.7510-5Kal=4.510-7Ka2=4.710-11Kal=1.110-7 Ka2=1.310-13Ka1=6.910-3Ka2=6.

3、210-8Ka3=4.810-13則下列說(shuō)法不正確的是（ ）A.碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸 B.多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定 C.反應(yīng)HS-+CO32-=S2-+HCO3-可以發(fā)生 D.向弱酸溶液中加少量稀鹽酸，電離常數(shù)不變 5.0.10molL-1HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離平衡常數(shù)Ka為 ( )A.1.010-5 B.1.010-7 C.1.010-8 D.1.010-96.已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.210-4、4.610-4、4.910-10分別是下列有關(guān)三種酸的電離常數(shù)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+ HF= HCN+NaF、NaNO

4、2+HF=HNO2+NaF,由此可判斷下列敘述不正確的是（ ）A.K(HF)=7.210-4 B.K(HNO2)=4.910-10 C.根據(jù)兩個(gè)反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐FHNO2HCND. K(HCN)K(HNO2)c(B-)C.AB的電離程度：2535D.AB的電離是吸熱過(guò)程9.已知25下，醋酸溶液中存在下述關(guān)系：K= 1.7510-5,其中K的數(shù)值是該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)。有關(guān)K的下列說(shuō)法正確 ( )A.當(dāng)向該溶液中加入一定量的硫酸時(shí)，K值增大B.升高溫度，K值增大C.向醋酸溶液中加水，K值增大D.向醋酸溶液中加氫氧化鈉，K值增大10.常溫下，將冰醋酸加水稀釋成0.01mo

5、lL-1的稀醋酸溶液的過(guò)程中，以下物理量持續(xù)變小的是( )A.c(H+),B.醋酸的電離程度C.醋酸分子的濃度D.醋酸的電離平衡常數(shù) 11.已知室溫時(shí)，0.1molL-1某一元酸HA的電離平衡常數(shù)約為110-7,下列敘述錯(cuò)誤的是( )A.該溶液的c(H+)=110-4mol/LB.此溶液中，HA約有0.1%發(fā)生電離，C.加水稀釋，HA的電離平衡向右移動(dòng)，HA的電離平衡常數(shù)增大D.加水或升高溫度，HA的電離程度均增大12.常溫下，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下表所示，下列說(shuō)法正確的是 ( )化學(xué)式HCOOHH2CO3HCN電離平衡常數(shù)K=1.810-4K1=4.310-7K2=5.610-11K=4

6、.910-10A.酸性強(qiáng)弱順序是 HCOOHHCNH2CO3 B.向碳酸鈉飽和溶液中滴入HCN溶液，始終未見(jiàn)有氣產(chǎn)生C. HCOOH的電離平衡常數(shù)表達(dá)式為K= c(HCOOH) /c(HCOO-)c(H+)D.H2CO3溶液和NaCN溶液反應(yīng)的離子方程式為H2CO3+2CN-=2HCN-+CO32-13.下列關(guān)于電離平衡常數(shù)(K)的說(shuō)法中正確的是（ ）A.電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱B.電離平衡常數(shù)(K)與溫度無(wú)關(guān)C.相同溫度下，不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)(K)不同D.多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為Ka1Ka2”“K1(H2CO3)K2(H2SO3)K2(H

7、2CO3),則溶液中不可以大量共存的離子組是 ( )A.SO32-、HCO3- B.HSO3-、HCO3- C.HSO3-、CO32- D.SO32-、CO32-解析：由K1(H2SO3)K1(H2CO3)K2(H2SO3)K2(H2CO3)可知，酸性：H2SO3H2CO3HSO3-HCO3-。由強(qiáng)酸制弱酸的原理可知，A項(xiàng)，SO32-與HCO3-不反應(yīng)，能大量共存；B項(xiàng)，HSO3-與HCO3-不反應(yīng)，能大量共存；C項(xiàng)，由于酸性HSO3-HCO3-,則HSO3-與CO32-能反應(yīng)生成HCO3-,不能大量共存；D項(xiàng)，SO32-與CO32-不反應(yīng)，能大量共存。答案：C4.下表是幾種弱酸在常溫下的電離

8、平衡常數(shù)：CH3COOHH2CO3H2SH3PO4Ka =1.7510-5Kal=4.510-7Ka2=4.710-11Kal=1.110-7 Ka2=1.310-13Ka1=6.910-3Ka2=6.210-8Ka3=4.810-13則下列說(shuō)法不正確的是（ ）A.碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸 B.多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定 C.反應(yīng)HS-+CO32-=S2-+HCO3-可以發(fā)生 D.向弱酸溶液中加少量稀鹽酸，電離常數(shù)不變 解析：因?yàn)樘妓岬腒a1大于氫硫酸的Ka1,所以碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸，A項(xiàng)正確；多元弱酸的Ka1遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于Ka2,所以其酸性主要由第一步電離決定，B項(xiàng)正確；因HS-的電離常數(shù)小

9、于HCO3-的電離常數(shù)，故不能發(fā)生該反應(yīng)，C項(xiàng)錯(cuò)誤；電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，向弱酸溶液中加少量稀鹽酸，電離常數(shù)不變，D項(xiàng)正確。答案：C5.0.10molL-1HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離平衡常數(shù)Ka為 ( )A.1.010-5 B.1.010-7 C.1.010-8 D.1.010-9解析：發(fā)生電離的HA的物質(zhì)的量濃度為(HA)=0.10molL-11%=1.010-3molL-1,根據(jù)HAH+A-,則平衡時(shí)c(H+)=c(A-)=1.010-3molL-1,c(HA)=0.10molL-1-1.010-3molL-11.010-1molL-1,將有關(guān)數(shù)據(jù)代入電離平衡常數(shù)表達(dá)式得K=

10、c(H+)c(A-)c平(HA)=1.010-5。 答案：A6.已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.210-4、4.610-4、4.910-10分別是下列有關(guān)三種酸的電離常數(shù)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+ HF= HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF,由此可判斷下列敘述不正確的是（ ）A.K(HF)=7.210-4 B.K(HNO2)=4.910-10 C.根據(jù)兩個(gè)反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐FHNO2HCND. K(HCN)K(HNO2)HNO2HCN。酸性越強(qiáng)電離常數(shù)越大，因此亞硝酸的電離常數(shù)應(yīng)是4.610-4,B項(xiàng)不正確。答案：B7、

11、H2CO3和H2S在25時(shí)的電離常數(shù)如下：電離常數(shù)Ka1Ka2H2CO34.510-74.710-11H2S1.110-71.310-13 則下列反應(yīng)可能發(fā)生的是 ( )A. NaHCO3+ NaHS=Na2CO3+H2SB.Na2S+H2O+CO2=NaHS+NaHCO3 C. H2S+2Na2CO3= Na2S+2NaHCO3D. H2S+NaHCO3= NaHS+H2CO3解析： Ka2(H2CO3)Ka2(H2S),即B項(xiàng)反應(yīng)可能發(fā)生；C項(xiàng)可能發(fā)生：H2S+Na2CO3=NaHS+NaHCO3;D項(xiàng)H2S不可能生成H2CO3。答案：B8.液態(tài)化合物AB會(huì)發(fā)生微弱的自身電離，電離方程式為

12、ABA+B-,在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25)=1.010-14,K(35)=2.110-14。則下列敘述正確的是 ( )A.c(A+)隨著溫度升高而降低B.在35時(shí)，c(A+)c(B-)C.AB的電離程度：2535D.AB的電離是吸熱過(guò)程解析：根據(jù)25和35的電離平衡常數(shù)可知，AB的電離是吸熱過(guò)程，即隨溫度升高，c(A+)逐漸增大，A項(xiàng)錯(cuò)誤，D項(xiàng)正確；由電離方程式可知，35時(shí)溶液中c(A+)=c(B-),B項(xiàng)錯(cuò)誤；電離程度：25HCNH2CO3 B.向碳酸鈉飽和溶液中滴入HCN溶液，始終未見(jiàn)有氣產(chǎn)生C. HCOOH的電離平衡常數(shù)表達(dá)式為K= c(HCOOH) /c(HCOO-)c(H+)D

13、.H2CO3溶液和NaCN溶液反應(yīng)的離子方程式為H2CO3+2CN-=2HCN-+CO32-解析:根據(jù)酸的電離平衡常數(shù)HCOOHH2CO3HCN可知，酸性強(qiáng)弱順序?yàn)?HCOOHH2CO3HCN,A錯(cuò)誤；H2CO3的酸性大于HCN,故不可能產(chǎn)生二氧化碳?xì)怏w，B正確； HCOOH的電離平衡常數(shù)表達(dá)式為K=c(HCOO-)c(H+) /c(HCOOH),C錯(cuò)誤；根據(jù)酸的電離平衡常數(shù)HCOOHH2CO3HCNHCO3-可知，酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋?HCOOHH2CO3HCNHCO3-,所以H2CO3溶液和NaCN溶液反應(yīng)的離子方程式為：H2CO3+CN-=HCN+HCO3-,D錯(cuò)誤。答案：B13.下列關(guān)于電

14、離平衡常數(shù)(K)的說(shuō)法中正確的是（ ）A.電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱B.電離平衡常數(shù)(K)與溫度無(wú)關(guān)C.相同溫度下，不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)(K)不同D.多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為Ka1Ka2Ka2Ka3,D錯(cuò)誤。答案：A14.下列說(shuō)法正確的是（ ）A.電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱 B.電離平衡常數(shù)受溶液濃度的影響 C.H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：K=c(H+)c(CO32-)/ c(H2CO3)D.電離常數(shù)大的酸溶液中c(H+)一定比電離常數(shù)小的解析:電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)電離程度大小,所以可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，A正確；電離平

15、衡 數(shù)只與溫度有關(guān)，與溶液濃度無(wú)關(guān)，B錯(cuò)誤；碳酸是二元弱酸，分步電離，其第一步電離平衡常數(shù)K=c(H+)c(HCO3-)/ c(H2CO3),C錯(cuò)誤；酸溶液中c(H+)與溶液濃度及電離程度有關(guān)，所以電離常數(shù)大的酸溶液中c(H+)不一定比電離常數(shù)小的酸中大，D錯(cuò)誤。答案：A15.在25時(shí)，NH3H2O的電離平衡常數(shù)為K,用蒸餾水稀釋1molL-1水至0.01molL-1,隨溶液的稀釋，下列各項(xiàng)中始終保持增大趨勢(shì)的是 ( ) A.c(OH-) B.c(OH-)/c(NH3H2O)C.c(NH3H2O)/ c(NH4+) D.Kb解析：加水稀釋促進(jìn)NH3H2O電離，則溶液中n(OH-)增大，但n(O

16、H-)增大程度小于溶液體積增大程度，所以c(OH-)減小，A錯(cuò)誤；加水稀釋促進(jìn)一水合氨電離，則溶液中氫氧根離子、銨根離子的物質(zhì)的量增大，一水合氨分子的物質(zhì)的量減小，所以c(OH-)/ c(NH3H2O) 增大，B正確；加水稀釋促進(jìn)NH3H2O電離，則溶液中n(OH-)增大，n(NH4+)增大，n(NH3H2O)減小，所以 c(NH3H2O)/ c(NH4+)=n(NH3H2O) / n(NH4+)變小，C錯(cuò)誤；電離平衡常數(shù)只受溫度影響，溫度不變，加水稀釋，K不變，D錯(cuò)誤。答案：B16.室溫下，稀氨水中存在電離平衡NH3H2ONH4+OH-,下列有關(guān)敘述正確的是 ( )A.加入氯化銨固體，溶液中

17、c(OH-)增大B.加水不斷稀釋，溶液堿性一定增強(qiáng)C.加水稀釋，平衡常數(shù)Kb增大D.加入NaOH固體，平衡逆向移動(dòng)解析:加入的氯化銨屬于易強(qiáng)電解質(zhì)，固體解后，電離平衡中生成物濃度增大，電離平衡將逆向移動(dòng)，溶液中c(OH-)將減小，A錯(cuò)誤；加水稀釋，溶液中c(OH-)將減小，溶液的堿性將減弱，B錯(cuò)誤；平衡常數(shù)K只與溫度有關(guān)，溫度不變，平衡常數(shù)K不變，C錯(cuò)誤；加入的NaOH屬于易滾強(qiáng)電解質(zhì)，固體溶解后，電離平衡中生成物濃度增大，電離平衡將逆向移動(dòng)，D正確。答案：D17.某酸HA是一元弱酸，25時(shí)的電離平衡常數(shù)Ka=4.010-8(1)寫(xiě)出該酸的電離方程式： ,其電離平衡常數(shù)表達(dá)式Ka= (2)25

18、時(shí)，向1molL-1HA溶液中加入1molL-1鹽酸，會(huì) (填“抑制”或“促進(jìn)”)HA的電離，c(H+) (填“增大”“減小”或“不變”),電離平衡常數(shù)Ka (填“增大”“減小”或“不變”)。(3)25時(shí)，若HA的起始濃度為0.01molL-1,則平衡時(shí)c(H+)= 參考答案：(1)HAH+A- （2）抑制 增大 不變 （3）2.010-5molL-1解析(1)HA是一元弱酸，電離時(shí)分子與離子共存，則電離方程式為HA=H+A-;K=c(H+)c(A-) c(HA) i(2)25時(shí)，向1molL-1HA溶液中加入1molL-1鹽酸，導(dǎo)致溶液中的氫離子濃度增大，則平衡向氫離子濃度減小的方向移動(dòng)，即抑制HA的電離，但c(H+)增大；溫度未變，則K