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2026鲁科版高中化学选择性必修1
第3章　物质在水溶液中的行为
第2节　弱电解质的电离　盐类的水解
第1课时　弱电解质的电离平衡及影响因素
基础过关练
题组一　电离平衡常数的应用
1.(教材习题改编)常温下,0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释的过程中,下列各项中始终保持减小趋势的是 (　　)
A.
C.
2.(2025辽宁沈阳五校协作体期中)常温下,常见弱电解质的电离平衡常数如下表,下列说法正确的是 (　　)
弱酸 H2CO3 H2S HClO
电离 常数 Ka1=4.3× 10-7 mol·L-1; Ka2=5.6× 10-11 mol·L-1 Ka1=1.1× 10-7 mol·L-1; Ka2=1.3× 10-13 mol·L-1 Ka=4.0× 10-8 mol·L-1
A.常温下,0.25 mol·L-1 HClO溶液pH约为1
B.由上表可知HClO和C在溶液中可以大量共存
C.常温下,等浓度的H2CO3和H2S溶液中离子浓度大小关系:c(HS-)<
c(HC)
D.常温下,向Na2S溶液中通入少量CO2,发生反应CO2+S2-+H2O C+H2S
3.(2024安徽马鞍山二中期中)常温下,已知部分酸的电离常数:Ka(HF)=3.5×10-4 mol·L-1,Ka(HCN)=3.6×10-10 mol·L-1,Ka1(H2CO3)=4.3×10-7 mol·L-1,Ka2(H2CO3)=5.6×10-11 mol·L-1。回答下列问题:
(1)c(H+)相同的以上三种酸,其酸的浓度从大到小的顺序为　　　　　　　　　　。
(2)常温下,0.1 mol·L-1 HCN溶液中c(H+)为　　　　　。
(3)中和等量的NaOH,消耗等pH的HF溶液和H2SO4溶液的体积分别为a L、b L,则a　　　(填“大于”“小于”或“等于”)b。
(4)向NaCN溶液中通入少量CO2,发生反应的离子方程式为　　　　　　　　　　。
(5)常温下,将a mol·L-1氨水与0.01 mol·L-1盐酸等体积混合后,溶液中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1,用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=　　　　　。
题组二　影响弱电解质电离平衡的因素
4.(2025山东潍坊期中)指示剂(HIn)在溶液中存在平衡:HIn(红色) H++In-(蓝色)。已知:Ka为HIn的电离平衡常数,pKa=-lgKa。下列有关HIn溶液的说法中正确的是 (　　)
A.常温下,向氨水中滴加HIn溶液,溶液变红
B.常温下,向盐酸中滴加HIn溶液,上述平衡向右移动
C.用电导仪测得其导电能力比同浓度的盐酸导电能力强
D.当溶液中c(HIn)=c(In-)时,HIn溶液中pH=-lgKa
5.(2025重庆名校联盟期中联考)电导率是衡量电解质溶液导电能力强弱的物理量。常温下,将相同体积的盐酸和氨水分别加水稀释,溶液的电导率随加入水的体积V(H2O)变化的曲线如图所示,下列说法正确的是 (　　)
A.曲线Ⅰ表示盐酸加水稀释过程中溶液电导率的变化
B.a、b、c三点溶液的pH:a>b>c
C.将a、b两点溶液混合,所得溶液中溶质为NH4Cl
D.氨水稀释过程中,不断减小
能力提升练
题组一　弱电解质电离平衡的理解与分析
1.(2025山东省实验中学期中)高氯酸、硝酸和盐酸都是强酸,其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这三种酸在冰醋酸中的电离常数:
酸 HClO4 HCl HNO3
Ka/( mol·L-1) 1.6×10-5 1.6×10-9 4.2×10-10
由以上表格中数据判断以下说法不正确的是 (　　)
A.在冰醋酸中这三种酸都没有完全电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这三种酸中电离程度最大的
C.在冰醋酸中HClO4的电离方程式为HClO4 H++Cl
D.水对这三种酸的强弱没有区分能力,但冰醋酸可以区分这三种酸的强弱
2.(2025山东师范大学附属中学期中)常温下,pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC三种酸溶液,分别加水稀释至体积为V,溶液pH随lg的变化关系如图所示。下列说法错误的是 (　　)
A.酸的浓度:a>c
B.HC的电离程度:aC.水的电离程度:aD.当lg=4时,三种溶液同时升高温度,增大
题组二　电离平衡常数的应用及相关计算
3.(2025山东名校考试联盟期中)已知酸性:CHCl2COOH>CH2ClCOOH。常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中,分布系数δ与pH的变化关系如图所示。[比如:δ(CH2ClCOO-)=
]
下列叙述正确的是 (　　)
A.曲线M表示δ(CHCl2COO-)~pH的变化关系
B.若酸的初始浓度为0.10 mol·L-1,则a点对应的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-)
C.CH2ClCOOH的电离常数Ka=10-1.3
D.pH=2.08时,
4.(2024河北保定期中)回答下列问题:
(1)已知标准状况下,1 L水能溶解V L SO2气体,且饱和溶液中的SO2有与水反应生成H2SO3,测得c(H+)=0.2 mol·L-1,计算该条件下的V=
　　　(已知H2SO3的Ka1=0.02 mol·L-1,忽略第二步电离和溶液体积的变化)。
(2)常温下,将a mol·L-1醋酸与b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合(忽略溶液体积变化),充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka(CH3COOH)=　　　　(用含a和b的代数式表示)。
(3)常温下,向20 mL 0.010 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L-1 NaOH溶液,溶液中lgc(OH-)与所加NaOH溶液的体积的关系如图所示。
P点时HA的电离常数Ka(HA)=　　　。
答案与分层梯度式解析
基础过关练
1.C　确定物质的电离常数只与温度有关,(破题关键),稀释过程中,c平(H+)减小,Ka不变,增大,A、B错误;,稀释过程中,c平(CH3COO-)减小,Ka不变,减小,c平(CH3COOH)减小,增大,C正确、D错误。
方法点津
分析溶液中微粒浓度比值变化时,可采用“凑常数”的方法,将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度,转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
2.C　0.25 mol·L-1 HClO溶液中,c(H+)= mol·L-1=1.0×10-4 mol·L-1,pH=4,故A错误;根据表格数据可知,Ka(HClO)>Ka2(H2CO3),说明HClO和C在溶液中可以反应,不能大量共存,故B错误;由Ka1(H2CO3)>Ka1(H2S)可知,H2CO3电离程度相对较大,所以等浓度的H2CO3和H2S溶液中离子浓度大小关系:c(HS-)Ka1(H2S)>Ka2(H2CO3)>Ka2(H2S),故常温下向Na2S溶液中通入少量CO2,应生成C和HS-,不能生成H2S,故D错误。
3.答案　(1)c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF)
(2)6×10-6 mol·L-1
(3)小于
(4)CN-+CO2+H2O HCN+HC
(5) mol·L-1
解析　(1)相同温度下,酸的电离常数越大酸性越强,故酸性HCNc(H2CO3)>c(HF)。
(2)若HCN的浓度为0.1 mol·L-1,根据Ka==3.6×10-10 mol·L-1,解得c(H+)=6×10-6 mol·L-1。
(3)HF部分电离,溶液中存在HF分子,等pH的HF溶液和H2SO4溶液中HF的浓度大于H2SO4的浓度的2倍,则和等量的NaOH反应时,消耗HF溶液的体积小于H2SO4溶液的体积。
(4)由电离常数可知酸性:HC(5)常温下,将a mol·L-1氨水与0.01 mol·L-1盐酸等体积混合后,溶液中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1,溶液呈中性,根据电荷守恒得c(N mol·L-1(破题关键),NH3·H2O的电离常数Kb= mol·L-1= mol·L-1。
4.D　常温下,向氨水中滴加HIn溶液,氨水中的氢氧根离子与HIn电离出的氢离子反应,HIn的电离平衡正向移动,溶液变为蓝色,故A错误;常温下,向盐酸中滴加HIn溶液,盐酸中的氢离子使HIn的电离平衡向左移动,故B错误;盐酸中的HCl在溶液中完全电离,HIn为弱酸,在溶液中部分电离(破题关键),所以同浓度的盐酸和HIn溶液相比,离子浓度较大的是盐酸,其导电能力强于HIn溶液,故C错误;由HIn的电离常数Ka=可知,当溶液中c(HIn)=c(In-)时,Ka=c平(H+),溶液中pH=-lgKa,故D正确。
5.B　加水稀释时,NH3·H2O电离程度增大,导电能力变化较小(破题关键),所以曲线Ⅰ为氨水加水稀释曲线,曲线Ⅱ为盐酸加水稀释曲线,故A错误;盐酸显酸性,氨水显碱性,对于这两种溶液,导电能力越强,离子浓度越大,所以a、b、c三点溶液的pH:a>b>c,故B正确;a点氨水浓度大于b点盐酸浓度,将a、b两点溶液混合,反应后氨水过量,溶液中的溶质为NH4Cl和NH3·H2O,故C错误;氨水稀释过程中,Kb=不变,而c(OH-)不断减小,所以不断增大,故D错误。
能力提升练
1.C　由这三种酸在冰醋酸中的电离常数可知,这三种酸在冰醋酸中都不能完全电离,故A正确,C不正确;在这三种酸中,高氯酸在冰醋酸中的电离常数最大,是这三种酸中电离程度最大的,故B正确;这三种酸在水中都完全电离,在冰醋酸中电离程度不同,所以水对这三种酸的强弱没有区分能力,但冰醋酸可以区分这三种酸的强弱,故D正确。
2.D　常温下,pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC三种酸溶液,分别加水稀释至原来体积的1 000倍时,lg=3,此时HA、HB、HC三种酸溶液的pH分别是5、4、3.2,由此可知HA是强酸,HB、HC是弱酸,且酸性HB大于HC,所以酸的起始浓度:HC>HB>HA,加水稀释,lg=3时,酸的浓度:a>c,故A正确;弱电解质越稀越电离,所以弱酸HC的电离程度:a3.D　
已知酸性:CH2ClCOOHc(CHCl2COO-)+c(OH-),B错误;曲线M、N的交点处,pH≈2.8,此时c(CH2ClCOOH)=c(CH2ClCOO-),可得CH2ClCOOH的电离常数Ka≈10-2.8 mol·L-1,C错误;当pH=2.08时,,D正确。
4.答案　(1)73.92
(2) mol·L-1
(3)1.0×10-6 mol·L-1
解析　(1)溶液中H2SO3的浓度为 mol·L-1,则有:
　　　　　 H2SO3(aq) H+(aq)+HS(aq)
起始/mol·L-1　　　　 0　　 0
转化/mol·L-1　　0.2　　 0.2　　0.2
平衡/mol·L-1　　-0.2　　 0.2　　0.2
Ka1(H2SO3)= mol·L-1=0.02 mol·L-1,解得V=73.92。
(2)根据电荷守恒得2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-),由于c(CH3COO-)=2c(Ba2+)=b mol·L-1,所以c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。常温下,c(H+)=10-7 mol·L-1,c(CH3COOH)=(-b) mol·L-1,c(CH3COO-)=b mol·L-1,Ka(CH3COOH)= mol·L-1= mol·L-1。
(3)由题图知,在M点时,溶液中c(OH-)=10-10 mol·L-1,则常温下0.010 mol·L-1 HA溶液中c(H+)=10-4 mol·L-1,HA部分电离,为一元弱酸。在相同温度下,M、P点HA的电离常数相同,用M点计算电离常数。HA H++A-,c(H+)=c(A-)=10-4 mol·L-1,常温下,Ka(HA)≈ mol·L-1=1.0×10-6 mol·L-1。
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