2025版新教材高考化學全程一輪總復習課時作業(yè)25電離平衡

課時作業(yè)25電離平衡一、選擇題(每小題只有1個選項符合題意)1．已知室溫時，0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是()A．該溶液的pH＝4B．上升溫度，溶液的pH增大C．此酸的電離常數約為1×10－7D．HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍2．下列說法正確的是()A．濃度為0.1mol·L－1CH3COOH溶液，加水稀釋，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)減小B．濃度為0.1mol·L－1CH3COOH溶液，上升溫度，Ka(CH3COOH)不變，但醋酸的電離程度增大C．濃度為0.1mol·L－1HA溶液的pH為4，則HA為弱電解質D．CH3COOH的濃度越大，CH3COOH的電離程度越大3．下表是幾種弱酸常溫下的電離平衡常數：CH3COOHH2CO3H2SH3PO4K＝1.8×10－5K1＝4.3×10－7K2＝5.6×10－11K1＝9.1×10－8K2＝1.1×10－12K1＝7.5×10－3K2＝6.2×10－8K3＝2.2×10－13則下列說法中不正確的是()A．碳酸的酸性強于氫硫酸B．多元弱酸的酸性主要由第一步電離確定C．常溫下，加水稀釋醋酸，eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）·c（OH－）)增大D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離常數不變4．醋酸為一元弱酸，25℃時，其電離常數Ka＝1.75×10－5。下列說法錯誤的是()A．0.1mol·L－1CH3COOH溶液的pH在2～3范圍內B．CH3COONa溶液中，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(OH－)C．將0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，其電離常數和eq\f(c（H＋）,c（CH3COOH）)均不變D．等體積的0.1mol·L－1NaOH溶液和0.1mol·L－1CH3COOH溶液混合后，溶液pH>7，且c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)5．下表是在相同溫度下三種酸的一些數據，下列推斷正確的是eq\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(提示：電離度＝\f(n電離（弱電解質）,n總（弱電解質）)))()酸HXHYHZ濃度/(mol·L－1)0.120.20.911電離度0.250.20.10.30.5電離常數K1K2K3K4K5A.在相同溫度下，由HX的數據可以說明：弱電解質溶液，濃度越低，電離度越大，且K1＞K2＞K3＝0.01B．室溫時，若在NaZ溶液中加少量鹽酸，則eq\f(c（Z－）,c（HZ）·c（OH－）)的值變大C．表格中三種濃度的HX溶液中，從左至右c(X－)濃度漸漸增大D．在相同溫度下，電離常數：K5<K4<K36．NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電實力改變曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是()A．混合溶液的導電實力與離子濃度和種類有關B．Na＋與A2－的導電實力之和大于HA－的C．b點的混合溶液pH＝7D．c點的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)7．部分弱電解質的電離常數如下表：弱電解質HCOOHHCNH2CO3電離常數(25℃)Ka＝1.8×10－4Ka＝4.9×10－10Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11下列說法錯誤的是()A．結合H＋的實力：COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))>CN－>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>HCOO－B．2CN－＋H2O＋CO2=2HCN＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))C．中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．25℃時，反應HCOOH＋CN－?HCN＋HCOO－的化學平衡常數為3.67×1058．室溫下，向100mL飽和H2S溶液中通入SO2氣體(氣體體積換算成標準狀況)，發(fā)生反應：2H2S＋SO2=3S↓＋2H2O，測得溶液pH與通入SO2的關系如圖所示。下列有關說法正確的是()A．整個過程中，水的電離程度先增大后減小B．該溫度下H2S的Ka1數量級為10－7C．曲線x代表接著通入SO2氣體后溶液pH的改變D．a點之后，隨SO2氣體的通入，eq\f(c（HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2SO3）)的值始終減小9．已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數如下表：弱酸化學式HXHYH2CO3電離平衡常數7.8×10－93.7×10－15Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11下列推斷正確的是()A．HX、HY兩種弱酸的酸性：HX<HYB．相同條件下溶液的堿性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3C．向Na2CO3溶液中加入足量HX，反應的離子方程式：HX＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))=HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋X－D．HX溶液中c(H＋)肯定比HY溶液的大10．常溫下，次氯酸電離平衡體系中各成分的組成分數δ[δ(X)＝eq\f(c（X）,c（HClO）＋c（ClO－）)，X為HClO或ClO－]與pH的關系如圖所示。下列有關說法正確的是()A．次氯酸的電離方程式為HClO=H＋＋ClO－B．曲線a、b依次表示δ(ClO－)、δ(HClO)的改變C．次氯酸電離常數Ka的數量級為10－7D．向次氯酸溶液中加NaOH溶液，eq\f(δ（HClO）,δ（ClO－）)將減小二、非選擇題11．依據下列條件計算弱電解質的電離常數。H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分數(平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數)與pH的關系如圖所示。H3AsO4第一步電離方程式為H3AsO4?H2AsOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))＋H＋的電離常數為Ka1，則pKa1＝________(pKa1＝－lgKa1)。12．(1)已知常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽視水的電離及H2CO3的其次級電離，則H2CO3?HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋H＋的電離平衡常數Ka＝______。(已知10－5.60＝2.5×10－6)(2)已知常溫下H2C2O4的電離平衡常數Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，反應NH3·H2O＋HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))?NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋C2Oeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))＋H2O的平衡常數K＝9.45×104，則NH3·H2O的電離平衡常數Kb＝________。(3)25℃時，在2.0×10－3mol·L－1的氫氟酸水溶液中，調整溶液pH(忽視調整時溶液體積的改變)，測得平衡體系中c(F－)、c(HF)與溶液pH的關系如圖所示。則25℃時，HF的電離平衡常數Ka(HF)＝_________________________(列式求值)。課時作業(yè)25電離平衡1．解析：c（H＋）＝0.1%×0.1mol·L－1＝10－4mol·L－1，pH＝4；因HA在水中存在電離平衡，上升溫度促進平衡向電離方向移動，c（H＋）將增大，pH會減??；電離常數表達式Ka＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)≈eq\f(（10－4）2,0.1)＝1×10－7；c（H＋）＝10－4mol·L－1，所以由水電離出的c（H＋）＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍，故選B。答案：B2．解析：A項，加水稀釋，n（CH3COO－）增大，n（CH3COOH）減小，故eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)增大；B項，升溫，Ka增大；D項，濃度越大，電離程度越小。答案：C3．解析：由表中H2CO3和H2S的電離平衡常數可知，H2CO3的Ka1大于H2S的Ka1，則碳酸的酸性強于氫硫酸，A正確；多元弱酸分步發(fā)生電離，第一步電離產生的H＋抑制其次步、第三步的電離，故多元弱酸的酸性主要由第一步電離確定，B正確；醋酸的電離平衡常數Ka＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)＝eq\f(c（CH3COO－）·Kw,c（CH3COOH）·c（OH－）)，則有eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）·c（OH－）)＝eq\f(Ka,Kw)，加水稀釋醋酸，由于溫度不變，則Kw、Ka不變，故eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）·c（OH－）)的值不變，C錯誤；電離平衡常數只與溫度有關，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，溶液溫度不變，則電離平衡常數不變，D正確。答案：C4．解析：Ka＝eq\f(c（H＋）c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)＝1.75×10－5，c（H＋）≈c（CH3COO－），則c（H＋）＝eq\r(Ka×c（CH3COOH）)＝eq\r(0.1×1.75×10－5)＝eq\r(1.75)×10－3，pH＝－lg（eq\r(1.75)×10－3）＝3－lgeq\r(1.75)，因2＝3－lgeq\r(100)＜3－lgeq\r(1.75)＜3－lgeq\r(1)＝3，則溶液的pH在2～3范圍內，故A正確；CH3COONa溶液中，依據質子守恒得：c（CH3COOH）＋c（H＋）＝c（OH－），故B正確；溫度不變，則電離常數Ka＝eq\f(c（H＋）c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)不變，將0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，c（CH3COO－）減小，eq\f(c（H＋）,c（CH3COOH）)增大，故C錯誤；等體積的0.1mol·L－1NaOH溶液和0.1mol·L－1CH3COOH溶液混合后，溶液溶質為CH3COONa，pH>7，則c（Na＋）>c（CH3COO－）>c（OH－）>c（H＋），故D正確。答案：C5．解析：由表中HX的數據可知，弱電解質溶液的濃度越小，HX的電離度越大；電離常數只與溫度有關，則有K1＝K2＝K3，A錯誤。在NaZ溶液中存在Z－的水解平衡：Z－＋H2O?HZ＋OH－，水解常數為Kh＝eq\f(c（HZ）·c（OH－）,c（Z－）)，加入少量鹽酸，平衡正向移動，由于溫度不變，則Kh不變，故eq\f(c（Z－）,c（HZ）·c（OH－）)的值不變，B錯誤。由表中HX的數據可知，HX的濃度越大，其電離度越小，但電離產生的c（X－）越大，故表格中三種濃度的HX溶液中，從左至右c（X－）濃度漸漸增大，C正確。相同條件下，弱電解質的電離度越大，則酸性越強，其電離常數越大，故相同溫度下，電離常數為K5＞K4＞K3，D錯誤。答案：C6．解析：滴定至終點時發(fā)生反應：2NaOH＋2KHA=K2A＋Na2A＋2H2O。溶液導電實力與溶液中離子濃度、離子種類有關，離子濃度越大、所帶電荷越多，其導電實力越強，A項正確；圖像中縱軸表示“相對導電實力”，隨著NaOH溶液的滴加，溶液中c（K＋）、c（HA－）漸漸減小，而Na＋、A2－的物質的量漸漸增大，由題圖可知，溶液的相對導電實力漸漸增加，說明Na＋與A2－的導電實力之和大于HA－的，B項正確；滴定終點時，溶液中的溶質為鄰苯二甲酸鈉和鄰苯二甲酸鉀，由于鄰苯二甲酸是弱酸，所以溶液呈堿性，pH>7，C項錯誤；滴定終點時，c（K＋）＝c（Na＋），a點到b點加入NaOH溶液的體積大于b點到c點的，故c點時c（K＋）>c（OH－），所以c（Na＋）>c（K＋）>c（OH－），D項正確。答案：C7．解析：由HCOOH、HCN的電離常數分別為Ka＝1.8×10－4、Ka＝4.9×10－10，H2CO3的電離常數Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11，可知結合H＋的實力：COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))>CN－>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>HCOO－，故A正確；依據電離平衡常數有CN－＋H2O＋CO2=HCN＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，故B錯誤；因為HCOOH的酸性比HCN強，中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故C正確；25℃時，反應HCOOH＋CN－?HCN＋HCOO－的化學平衡常數K＝eq\f(c（HCOO－）·c（HCN）,c（HCOOH）·c（CN－）)＝eq\f(Ka（HCOOH）,Ka（HCN）)＝eq\f(1.8×10－4,4.9×10－10)≈3.67×105，故D正確。答案：B8．解析：由題圖可知，a點表示SO2氣體通入112mL（標準狀況）即0.005mol時pH＝7，溶液呈中性，說明SO2氣體與H2S溶液恰好完全反應，可知飽和H2S溶液中溶質的物質的量為0.01mol,c（H2S）＝0.1mol·L－1，a點之前為H2S過量，a點之后為SO2過量，酸抑制水的電離，故a點水的電離程度最大，水的電離程度先增大后減小，A正確；由圖中起點可知0.1mol·L－1H2S溶液電離出的c（H＋）＝10－4.1mol·L－1，電離方程式為H2S?H＋＋HS－、HS－?H＋＋S2－，以第一步電離為主，依據平衡常數表達式算出該溫度下H2S的Ka1≈eq\f(10－4.1×10－4.1,0.1－10－4.1)≈10－7.2，數量級為10－8，B錯誤；當SO2氣體通入336mL（標準狀況）時，相當于溶液中的c（H2SO3）＝eq\f(0.336－0.112,22.4×0.1)mol·L－1＝0.1mol·L－1，因為H2SO3酸性強于H2S，故此時溶液中對應的pH應小于4.1，則曲線y代表接著通入SO2氣體后溶液pH的改變，C錯誤；依據平衡常數表達式可知eq\f(c（HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2SO3）)＝eq\f(c（HSOeq\o\al(\s\up1(－),\