人教版高中化學(xué)選擇性必修1第3章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡分層作業(yè)13電離平衡常數(shù)含答案

分層作業(yè)13電離平衡常數(shù)A級(jí)必備知識(shí)基礎(chǔ)練題組1.電離平衡常數(shù)及影響因素1.(2024·湖南長(zhǎng)郡中學(xué)模擬)常溫下,幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下表:CH3COOHH2CO3H2SH3PO41.75×10-5Ka1=4.5×Ka2=4.7×Ka1=1.1×Ka2=1.3×Ka1=6.9×Ka2=6.2×Ka3=4.8×則下列說(shuō)法不正確的是()A.碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸B.醋酸的電離平衡常數(shù)表達(dá)式為Ka=cC.多元弱酸的各步電離平衡之間無(wú)影響D.向弱酸溶液中加少量NaOH溶液,電離常數(shù)不變2.(2024·河北保定模擬)25℃時(shí),0.1mol·L-1的醋酸中電離平衡常數(shù)Ka=1.75×10-5,下列說(shuō)法正確的是()A.向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸,平衡逆向移動(dòng),c(H+)減小B.向該溶液中加少量CH3COONa固體,c(C.該溫度下0.01mol·L-1的醋酸中CH3COOH的Ka<1.75×10-5D.升高溫度,c(H+)增大,Ka變大題組2.一元強(qiáng)酸(堿)和一元弱酸(堿)的比較3.(2024·遼寧撫順六校聯(lián)考)常溫下,HNO2、CH3COOH的電離平衡常數(shù)分別為5.6×10-4、1.75×10-5。等體積、等濃度的HNO2、CH3COOH溶液分別與足量鐵粉發(fā)生反應(yīng),下列關(guān)于氫氣的體積(V)隨時(shí)間(t)變化的示意圖正確的是()(圖中①表示CH3COOH,②表示HNO2)4.(2024·河北邢臺(tái)名校聯(lián)考)25℃,給兩種一元酸HA和HB的溶液分別加水稀釋,溶液中c(H+)的變化如圖所示。下列敘述正確的是()A.HA是強(qiáng)酸,HB是弱酸B.在x點(diǎn):c(A-)=c(B-)C.稀釋前,c(HB)=10c(HA)D.等體積的x點(diǎn)兩溶液分別與足量鋅粉反應(yīng)產(chǎn)生等量H2題組3.電離平衡常數(shù)的計(jì)算與應(yīng)用5.(2024·山西呂梁模擬)相同溫度下,根據(jù)三種酸的電離常數(shù),下列判斷正確的是()酸HXHYHZ電離常數(shù)K9×10-79×10-61×10-2A.三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系:HX>HY>HZB.反應(yīng)HZ+Y-HY+Z-能夠發(fā)生C.相同溫度下,0.1mol·L-1的HX、HY、HZ溶液,HX溶液的c(H+)最大D.相同溫度下,1mol·L-1HX溶液的電離常數(shù)大于0.1mol·L-1HX溶液6.(2024·浙江溫州新力量聯(lián)盟檢測(cè))將濃度為0.1mol·L-1HF溶液加水稀釋,下列各量保持增大的是()A.c(H+) B.c(F-)C.Ka(HF) D.c7.已知室溫時(shí),0.1mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離,下列敘述錯(cuò)誤的是()A.升高溫度,溶液中c(H+)增大B.室溫時(shí),此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7C.該溶液的氫離子濃度為1×10-3mol·L-1D.升高溫度,電離平衡常數(shù)增大8.已知氨水在298K時(shí)的電離常數(shù)Kb=1.8×10-5,氨水中c(OH-)=2.40×10-3mol·L-1,這種氨水的物質(zhì)的量濃度(mol·L-1)是()A.5.60 B.0.32C.3.20 D.1.809.已知三個(gè)數(shù)據(jù):5.6×10-4、6.3×10-4、6.2×10-10分別是相同溫度下下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù),若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生:NaNO2+HFHNO2+NaF,HNO2+NaCNNaNO2+HCN。由此可判斷下列敘述不正確的是()A.K(HF)=6.3×10-4B.K(HNO2)=6.2×10-10C.三種酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCND.K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)10.(2024·四川成都期中)常溫下,常見弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表,下列說(shuō)法正確的是()弱酸H2SO3H2SHClO電離常數(shù)Ka1=1.4×Ka2=6.0×Ka1=1.1×Ka2=1.3×Ka=4.0×10-8A.濃度均為0.1mol·L-1H2SO3和H2S溶液,后者酸性強(qiáng)B.0.25mol·L-1HClO中c(H+)約為1×10-4mol·L-1C.增大濃度,上述弱酸的電離程度均增大D.將H2S通入少量NaHSO3溶液,離子方程式為H2S+HSO3-HS-+H2B級(jí)關(guān)鍵能力提升練11.(2024·天津河?xùn)|區(qū)期中)部分弱電解質(zhì)的電離常數(shù)如下表:弱電解質(zhì)HCOOHHCNH2CO3電離常數(shù)(25℃)Ka=1.8×10-4Ka=6.2×10-10Ka1=4.5×Ka2=4.7×下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是()A.結(jié)合H+的能力:CO32->CN->B.NaCN溶液中通入CO2,發(fā)生反應(yīng):2CN-+H2O+CO22HCN+COC.中和等體積、c(H+)相同的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D.25℃時(shí),反應(yīng)HCOOH+CN-HCN+HCOO-的平衡常數(shù)約為2.90×10512.(2024·河北邯鄲六校聯(lián)考)濃度均為0.1mol·L-1、體積為V0的HX、HY溶液,分別加水稀釋至體積V,c(H+)隨lgVVA.HX、HY都是弱酸,且HX的酸性比HY的弱B.相同溫度下,電離常數(shù)Ka(HY):a>bC.兩溶液分別加水稀釋相同倍數(shù),存在:c(X-)=c(HY)+c(Y-)D.lgVV0=2,若同時(shí)微熱兩種溶液,則13.(2024·遼寧營(yíng)口五校聯(lián)考)25℃時(shí),聯(lián)氨(N2H4)在水溶液中分步發(fā)生電離:①N2H4+H2ON2H5++OH-Kb1;②N2H5++H2ON2H62++OH-KbA.給N2H4的水溶液加水稀釋,電離程度逐漸增大B.電離常數(shù)KbC.根據(jù)圖中A點(diǎn)可求:Kb1D.圖D點(diǎn)溶液的c(OH-)=10-10.5mol·L-114.(2024·江西南昌二中期中)常溫下,向100mL蒸餾水中滴入10mL5mol·L-1HA溶液,利用傳感器測(cè)得溶液中c(H+)和溫度隨著加入HA溶液體積的變化曲線如圖所示,下列有關(guān)說(shuō)法不正確的是()A.HA是弱酸B.c、d兩點(diǎn)的電離平衡常數(shù)相等C.c~d段,c(H+)增大,HA電離程度減小D.向c點(diǎn)加入0.5mL5mol·L-1的NaOH溶液后,c(Na+)=c(A-)+c(HA)15.下表中是幾種弱酸在常溫下的電離平衡常數(shù):CH3COOHH2CO3H2SKa=1.8×10-5Ka1=4.5×Ka2=4.7×Ka1=1.1×Ka2=1.3×則下列說(shuō)法不正確的是()A.升高溫度,CH3COOH的Ka增大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-D.向足量醋酸溶液中逐滴滴入Na2CO3溶液發(fā)生反應(yīng)CH3COOH+Na2CO3CH3COONa+NaHCO3C級(jí)學(xué)科素養(yǎng)拔高練16.(2024·河南TOP20名校聯(lián)考)常溫下,幾種酸或堿的電離常數(shù)如表所示。酸或堿HCNH2CO3H3PO2(次磷酸)HFCH3NH2(甲胺)Ka或Kb6.2×10-104.5×10-74.7×10-115.9×10-26.3×10-44.2×10-4回答下列問(wèn)題:(1)下列酸的酸性最強(qiáng)的是(填字母)。

A.HCN B.H2CO3 C.H3PO2 D.HF(2)甲胺是一元弱堿,在水中電離方程式為CH3NH2+H2OCH3NH3++OH-,乙胺(H2NCH2CH2NH2)的第二步電離方程式為

(3)已知:HF(aq)H+(aq)+F-(aq)ΔH<0。對(duì)0.1mol·L-1的HF溶液適當(dāng)加熱,HF的電離程度(填“增大”“減小”或“不變”)。向HF溶液中滴加燒堿溶液,當(dāng)c(HF)=10c(F-)時(shí),溶液中c(H+)=mol·L-1。

(4)在KCN溶液中通入少量CO2氣體,離子方程式為。

(5)次磷酸是一元酸,30mL0.1mol·L-1NaOH溶液和mL0.1mol·L-1H3PO2溶液恰好完全反應(yīng)。

(6)H2CO3的Ka1大于Ka

分層作業(yè)13電離平衡常數(shù)1.C解析碳酸的Ka1大于氫硫酸的Ka1,故碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸,A正確;多元弱酸分步電離,第一步電離產(chǎn)生的H+抑制第二步電離2.D解析滴加幾滴濃鹽酸,平衡CH3COOHCH3COO-+H+逆向移動(dòng),c(H+)增大,A錯(cuò)誤;加少量CH3COONa固體,c(CH3COO-)增大,CH3COOH的電離平衡逆向移動(dòng),c(H+)減小,由于溫度不變,平衡常數(shù)不變,即c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)不變,由于c(H+)減小,則c(CH3COO-)c(CH3COOH)增大,B錯(cuò)誤;電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),該溫度下0.01mol·3.A解析根據(jù)電離平衡常數(shù)可知,酸性:HNO2>CH3COOH,等濃度時(shí),HNO2溶液中c(H+)大,與鐵粉反應(yīng)產(chǎn)生H2的速率快。由于兩種酸等體積、等濃度,則其物質(zhì)的量相等,與足量鐵粉反應(yīng)最終產(chǎn)生H2的體積相同,故A項(xiàng)符合題意。4.B解析由圖可知,兩溶液分別稀釋到體積為原來(lái)的100倍,HB溶液中c(H+)變?yōu)樵瓉?lái)的1100,HA溶液中c(H+)則變?yōu)樵瓉?lái)的110,據(jù)此推測(cè)HA是弱酸,HB是強(qiáng)酸,A錯(cuò)誤。x點(diǎn)兩溶液的c(H+)相等,酸性相同,根據(jù)電荷守恒推知x點(diǎn)時(shí)c(A-)=c(B-),B正確。HB是強(qiáng)酸,則c(HB)=0.1mol·L-1;HA是弱酸,起始c(H+)=10-2mol·L-1,則c(HA)>10-2mol·L-1,故稀釋前,c(HB)<10c(HA),C錯(cuò)誤。x點(diǎn)兩溶液總酸度:c(HA)>c(HB),故等體積的x點(diǎn)兩溶液分別與足量鋅粉反應(yīng),HA溶液產(chǎn)生的H2多5.B解析相同溫度下,酸的電離常數(shù)越大,對(duì)應(yīng)酸的酸性越強(qiáng),則酸性:HZ>HY>HX,A錯(cuò)誤;根據(jù)較強(qiáng)酸制取較弱酸的規(guī)律,反應(yīng)HZ+Y-HY+Z-能夠發(fā)生,B正確;等物質(zhì)的量濃度時(shí),酸性越強(qiáng),電離產(chǎn)生c(H+)越大,則HZ溶液中c(H+)最大,C錯(cuò)誤;電離常數(shù)與HX溶液的濃度無(wú)關(guān),只與溫度有關(guān),D錯(cuò)誤。6.D解析HF溶液存在電離平衡:HFH++F-,加水稀釋,電離平衡正向移動(dòng),由于溶液體積變化較大,c(H+)、c(F-)均減小,A、B錯(cuò)誤;由于溫度不變,電離常數(shù)Ka(HF)不變,c(H+)c(HF)=Ka(HF)c(F7.C解析弱電解質(zhì)的電離過(guò)程是吸熱的,升高溫度,電離平衡正向移動(dòng),H+的濃度增大,故A項(xiàng)正確;室溫時(shí),此酸的電離平衡常數(shù)Ka=0.1×0.1%×0.1×0.1%0.1=1×10-7,故B項(xiàng)正確;該溶液中H+的濃度為0.1mol·L-1×0.1%=1×10-48.B解析根據(jù)NH3·H2ONH4++OH-,假設(shè)原氨水的濃度為xmol·L-1,則平衡時(shí),c(OH-)=c(NH4+)=2.40×10-3mol·L-1,c(NH3·H2O)=(x-2.40×10-3)mol·L-1,代入電離常數(shù)表達(dá)式得:Kb=c(NH4+)·c(OH9.B解析根據(jù)題中反應(yīng)可知,三種一元弱酸的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCN,K(HF)>K(HNO2)>K(HCN),則K(HF)=6.3×10-4、K(HNO2)=5.6×10-4、K(HCN)=6.2×10-10。10.B解析根據(jù)電離常數(shù)大小關(guān)系,Ka越大酸性越強(qiáng),故H2SO3酸性更強(qiáng),A錯(cuò)誤;Ka(HClO)=c(H+)·c(ClO-)c(HClO)=4.0×10-8,則有c2(H+)=0.25×4.0×10-8=10-8,c(H+)≈1×10-4mol·L-1,B正確;增大濃度,弱酸的電離平衡均正向移動(dòng),但酸的電離程度均減小,C錯(cuò)誤;由于Ka1(H2SO3)>Ka1(H2S),則酸性:H2SO11.B解析相同條件下,電離常數(shù)越小,對(duì)應(yīng)酸的酸性越弱,酸根結(jié)合H+的能力越強(qiáng),則結(jié)合H+的能力:CO32->CN->HCO3->HCOO-,A正確;HCN的Ka大于H2CO3的Ka2,而小于H2CO3的Ka1,故發(fā)生反應(yīng):CN-+H2O+CO2HCN+HCO3-,B錯(cuò)誤;酸性:HCOOH>HCN,c(H+)相同時(shí)c(HCN)大于c(HCOOH),故消耗NaOH的量前者小于后者,C正確;25℃時(shí),反應(yīng)HCOOH+CN-HCN+HCOO-的平衡常數(shù)為K=12.C解析由圖可知,濃度均為0.1mol·L-1的HX、HY溶液,起始時(shí)HX溶液中c(H+)=0.1mol·L-1,HY溶液中c(H+)<10-2mol·L-1,說(shuō)明HX完全電離,HY部分電離,則HX是強(qiáng)酸,HY是弱酸,A錯(cuò)誤。電離常數(shù)Ka(HX)只與溫度有關(guān),故相同溫度下,電離常數(shù)Ka(HY):a=b,B錯(cuò)誤。起始時(shí)兩種酸溶液的體積、濃度均相同,分別加水稀釋相同倍數(shù),據(jù)原子守恒可得:c(X-)=c(HY)+c(Y-),C正確。lgVV0=2,同時(shí)微熱兩種溶液,HY的電離平衡正向移動(dòng),c(Y-)增大,而c(X-)不變,故溶液中c(13.B解析N2H4的水溶液中加水稀釋,電離平衡正向移動(dòng),故電離程度逐漸增大,A正確;電離常數(shù)只與溫度有關(guān),與溶液的酸堿性無(wú)關(guān),故電離常數(shù)K1:A=B=D=C,B錯(cuò)誤;圖中A點(diǎn)δ(N2H4)=δ(N2H5+),pOH=6,此時(shí)c(N2H4)=c(N2H5+)、c(OH-)=10-6mol·L-1,則N2H4的電離常數(shù)Kb1=c(N2H5+)·c(OH-)c(N2H4)=c(OH-)=10-6,C正確;同理,根據(jù)圖中C點(diǎn)計(jì)算電離常數(shù)Kb2=c(OH-)·c(N2H62+)c(14.B解析根據(jù)圖像可知,隨著加入HA的量不斷增大,溶液中c(H+)增長(zhǎng)速率不斷減緩,說(shuō)明HA是弱酸,A正確;電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān),c、d兩點(diǎn)的溫度不同,電離平衡常數(shù)Ka(HA)不相等,B錯(cuò)誤;c~d段,c(H+)增大,HA電離平衡逆向移動(dòng),HA電離程度減小,C正確;向c點(diǎn)加入0.5mL