选修4 化学反应原理第一节 弱电解质的电离平衡优秀课堂检测

这是一份选修4 化学反应原理第一节 弱电解质的电离平衡优秀课堂检测，共9页。试卷主要包含了稀氨水中存在平衡，下列说法正确的是，常温下有体积相同的四种溶液，部分弱酸的电离常数如下表等内容，欢迎下载使用。

3.2.1 弱电解质的电离平衡
1．下列有关“电离平衡”的叙述正确的是(　　)
A．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就会发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
【答案】C
【解析】达到电离平衡时，分子浓度和离子浓度不一定相等，离子和分子浓度保持不变，A错误；达到电离平衡时分子和离子不断转化，是动态平衡，B错误；改变外界条件，化学平衡可能发生移动，C正确；电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度不一定相等，D错误。
2．下列关于电离常数(K)的说法中正确的是(　　)
A．电离常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B．电离常数(K)与温度无关
C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数(K)不同
D．多元弱酸各步电离常数相互关系为K1＜K2＜K3
【答案】A
【解析】K的大小直接反映了该电解质的电离能力，A选项正确；B、C选项考查影响K的因素，K的大小只与温度有关，因为弱电解质电离都吸热，温度升高K增大，除温度外，K与其他因素无关，B、C选项错误；对于多元弱电解质，K1≫K2≫K3，D选项错误。
3．下列实验事实不能证明醋酸是弱酸的是(　　)
A．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等
B．常温下，测得0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝4
C．常温下，将pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍，测得pH<4
D．在相同条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸的弱
【答案】A
【解析】A项，pH相同，说明两溶液中的c(H＋)相同，与同样的锌反应时产生的H2的起始速率相同，无法证明醋酸是否已完全电离；B项，若为强酸，常温下0.1 mol·L－1的一元酸，pH＝1，而醋酸的pH＝4，证明醋酸未完全电离，是弱电解质；C项，若为强酸，常温下pH＝1的一元酸稀释1 000倍后，溶液的pH＝4，而pH＝1的醋酸稀释1 000倍后pH<4，证明醋酸在稀释过程中可以继续电离，溶液中存在着醋酸分子，醋酸未完全电离；D项，相同条件下，CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱，证明其溶液中离子浓度小，即醋酸未完全电离。
4．已知7.2×10－4mol·L－1、4.6×10－4 mol·L－1、4.9×10－10 mol·L－1分别是三种酸的电离常数，若已知这些酸可发生如下反应：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4 mol·L－1
B．K(HNO2)＝4.9×10－10 mol·L－1
C．根据其中两个反应即可得出结论
D．K(HCN) 【答案】B
【解析】根据题给第一个和第三个反应可知，三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN，由此可判断K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)，故K(HF)＝7.2×10－4 mol·L－1，K(HNO2)＝4.6×10－4 mol·L－1，K(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1。
5．稀氨水中存在平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水
⑤加热　⑥MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
【答案】C
【解析】在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡逆向移动，c(OH－)减小，①错误；加入硫酸，H＋与OH－反应，则c(OH－)减小，平衡正向移动，②错误；加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡逆向移动，③正确；加水稀释氨水，平衡正向移动，c(OH－)减小，④错误；NH3·H2O的电离过程是吸热过程，加热时平衡正向移动，c(OH－)增大，⑤错误；加入MgSO4固体，发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，c(OH－)减小，平衡正向移动，⑥错误。
6．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10－5mol·L－1
6.3×10－9mol·L－1
1.6×10－9mol·L－1
4.2×10－10mol·L－1
由以上表格中数据判断以下说法不正确的是(　　 )
A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO
D．水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
【答案】C
【解析】由H2SO4的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能完全电离，C项错误。
7．下列说法正确的是(　　)
A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等
D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱
【答案】D
【解析】醋酸电离出醋酸根离子和氢离子，无论是否平衡，三种微粒都有，A项错误；平衡状态时离子浓度不变，离子浓度不一定相等，B项错误；电离平衡时，各离子浓度不变，不一定相等，C项错误；多元弱酸分步电离，且第一步电离产生的氢离子会抑制后来的电离过程，所以电离程度依次减弱，D项正确。
8．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　)
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度反而增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
【答案】C
【解析】加水促进电离，平衡右移，但溶液体积增大更多，故氢离子浓度减小，A项错误；B项发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋， H＋浓度增大，D项错误。
9．常温下有体积相同的四种溶液：①pH＝3的CH3COOH溶液　②pH＝3的盐酸　③pH＝11的氨水　④pH＝11的NaOH溶液。下列说法正确的是(　　)
A．若将四种溶液稀释100倍，溶液pH大小顺序：③>④>①>②
B．③和④分别用等浓度的硫酸溶液中和，消耗硫酸溶液的体积：③＝④
C．①与②分别与足量镁粉反应，生成H2的量：①>②
D．②和③混合，所得混合溶液的pH小于7
【答案】C
【解析】pH＝3的CH3COOH溶液中c(CH3COOH)>10－3 mol·L－1，pH＝3的盐酸中c(HCl)＝
10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(NH3·H2O)>10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(NaOH)＝
10－3 mol·L－1。A项，稀释促进弱电解质的电离，则若将四种溶液稀释100倍，溶液pH大小顺序：③>④>②>①，错误；B项，由于氨水的浓度大于氢氧化钠，所以等体积的③和④分别用等浓度的硫酸溶液中和，消耗硫酸溶液的体积：③>④，错误；C项，由于醋酸的浓度大于盐酸，则等体积的①与②分别与足量镁粉反应，生成H2的量：①>②，正确；D项，②和③混合，碱的物质的量远远大于酸的物质的量，所以所得混合溶液的pH大于7，错误。
10．部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离常数(25 ℃)/ mol·L－1
Ka＝1.77×10－4
Ka＝4.9×10－10
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
下列选项错误的是(　　)
A．CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO
B．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN溶液消耗NaOH的量前者小于后者
D．等浓度的HCOOH和H2CO3溶液，pH：HCOOH>H2CO3
【答案】D
【解析】根据电离常数可知，酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO，利用强酸制弱酸的原理可知，A、B正确；等体积、等pH的HCOOH和HCN溶液中，所含溶质的物质的量：n(HCN)>n(HCOOH)，则中和时，HCN消耗的NaOH的量多，C正确；等浓度的HCOOH和H2CO3溶液中，c(H＋)：HCOOH>H2CO3，故pH：HCOOH 11．(1)某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2ONH＋OH－。若想增大NH的浓度而不增大OH－的浓度，应采取的措施是 (填字母)。
a．适当升高温度 b．加入NH4Cl固体
c．通入NH3 d．加入少量浓盐酸
(2)常温下，有c(H＋)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液，采取以下措施：
①加适量醋酸钠晶体后，两溶液中的c(H＋)变化是醋酸溶液中c(H＋) (填“增大”“减小”或“不变”)，盐酸中c(H＋) (填“增大”“减小”或“不变”)。
②加水稀释10倍后，醋酸溶液中的c(H＋) (填“＞”“＝”或“＜”)盐酸溶液中的c(H＋)。
③加等浓度的NaOH溶液至恰好中和，所需NaOH溶液的体积：醋酸 (填“＞”“＝”或“＜”)盐酸。
④使温度都升高20 ℃，溶液中c(H＋)：醋酸 (填“＞”“＝”或“＜”)盐酸。
⑤分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是 (填字母)。(①表示盐酸，②表示醋酸)

(3)将0.1 mol·L－1的CH3COOH加水稀释，有关稀释后醋酸溶液的说法中，正确的是 (填字母)。
a．电离程度增大 b．溶液中离子总数增多
c．溶液导电性增强 d．溶液中醋酸分子增多
【答案】（1）bd （2）①减小 减小 ②＞ ③＞ ④＞ ⑤c （3）a b
【解析】 (1)a项，升高温度，平衡右移，c(NH)和c(OH－)均增大；b项，加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡左移，c(OH－)减小；c项，通入NH3，c(NH3·H2O)增大，平衡右移，c(NH)和c(OH－)均增大；d项，加入少量浓盐酸，c(OH－)减小，平衡右移，c(NH)增大。
(2)①加适量CH3COONa晶体，CH3COOH溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋平衡向左移动，c(H＋)减小，盐酸中发生反应：CH3COO－＋H＋===CH3COOH，c(H＋)减小。②加水稀释10倍，CH3COOH电离平衡向右移动，n(H＋)增多，HCl不存在电离平衡，HCl电离出的n(H＋)不变。③加NaOH溶液，CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O，HCl＋NaOH===NaCl＋H2O，由于CH3COOH是部分电离，反应过程中CH3COOH的电离平衡向电离方向移动且反应前c(CH3COOH)＞c(HCl)，故中和时CH3COOH所需NaOH的体积多。④升高温度，CH3COOH电离平衡向电离方向移动，c(H＋)增大，HCl已全部电离。⑤反应开始两溶液pH相同，即c(H＋)相同，所以开始与Zn反应速率相同，随反应的进行，CH3COOH电离平衡向电离方向移动，故反应速率：v(CH3COOH)＞v(HCl)，又因为反应开始时c(CH3COOH)＞c(HCl)，所以与足量锌反应，CH3COOH生成H2的量多。
12．一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如图所示(冰醋酸为纯醋酸)。请回答：

(1)“O”点不导电的原因是________。
(2)a、b、c三点c(H＋)由大到小的顺序是________。
(3)a、b、c三点中醋酸的电离程度最大的是________点。
(4)若使c点溶液中的c(CH3COO－)提高，在如下措施中可选择________(填字母，下同)。
A．加热 B．加很稀的NaOH溶液
C．加固体KOH D．加水
E．加固体CH3COONa F．加Zn粉
【答案】(1)冰醋酸不电离，无自由移动的离子　(2)b＞a＞c　(3)c　(4)ACEF　(5)BD
【解析】略。
13．下表是几种常见弱酸的电离常数(25 ℃)。
酸
电离方程式

CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
HCOH＋＋CO
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
H2S
H2SH＋＋HS－
HS－H＋＋S2－
K1＝9.1×10－8
K2＝1.1×10－12
H3PO4
H3PO4H＋＋H2PO
H2POH＋＋HPO
HPOH＋＋PO
K1＝7.1×10－3
K2＝6.3×10－8
K3＝4.2×10－13
回答下列问题：
(1)当温度升高时，K值________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？
________________________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最强的是________，最弱的是________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离常数。对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是________，产生此规律的原因是________________。
(5)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实________(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。
方案：__________________________________________________________。
【答案】(1)增大
(2)K值越大，电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强
(3)H3PO4　HPO
(4)K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10　上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用
(5)能　向盛有少量NaHCO3溶液的试管中加入适量CH3COOH溶液，产生无色气泡，证明醋酸酸性大于碳酸
【解析】(1)弱电解质的电离过程是吸热过程，升高温度能促进电离，故升高温度，K值增大。(2)K值越大，说明电离出的离子浓度越大，该酸易电离，酸性越强。(3)因为K值越大，酸性越强，在这几种酸中，H3PO4的K值最大，HPO的K值最小，故酸性最强的是H3PO4，酸性最弱的是HPO。(4)由表中的数据可以看出，常数之间是105倍的关系，即K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10，酸的每级电离都能产生H＋，故上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用，使得上一级的电离常数远大于下一级的电离常数。(5)醋酸的酸性大于碳酸，可用CH3COOH与CaCO3(水垢的主要成分)或NaHCO3反应产生CO2来证明。
14．甲、乙两位同学设计用实验确定某酸HA是弱电解质，存在电离平衡，且改变条件平衡发生移动。实验方案如下：
甲：取纯度相同，质量、大小相等的锌粒于两支试管中，同时加入0.1 mol·L－1的HA溶液、稀盐酸各10 mL，按图装好，观察现象。

乙：①用pH计测定浓度均为0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸的pH；
②再取0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸各2滴分别稀释至100 mL，再用pH计测其pH变化。
(1)乙的方案中说明HA是弱电解质的理由是：测得0.1 mol·L－1的HA溶液的pH________1(填“>”“<”或“＝”)；甲方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是________(填字母)。
A．加入两种稀酸后，两个试管上方的气球同时鼓起，且一样大
B．加入HA溶液后，试管上方的气球鼓起慢
C．加入稀盐酸后，试管上方的气球鼓起慢
(2)乙同学设计的实验第________步，能证明改变条件弱电解质平衡发生移动。甲同学为了进一步证明弱电解质电离平衡移动的情况，设计如下实验：
①使HA的电离程度和c(H＋)都减小，c(A－)增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中，选择加入________试剂(选填“A”“B”“C”或“D”，下同)。
②使HA的电离程度减小，c(H＋)和c(A－)都增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中，选择加入________试剂。
A．NaA固体(可完全溶于水)
B．1 mol·L－1 NaOH溶液
C．1 mol·L－1 H2SO4
D．2 mol·L－1 HA
(3)体积相等、H＋浓度相同的两份溶液A(盐酸)和B(CH3COOH)分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是________(填写序号)。
①反应所需要的时间B>A
②开始反应时的速率A>B
③参加反应的锌的物质的量A＝B
④反应过程的平均速率B>A
⑤A中有锌剩余
⑥B中有锌剩余
【答案】(1)>　B　(2)②　A　D　 (3)③④⑤
【解析】 (1)弱酸不能完全电离，故0.1 mol·L－1的HA中c(H＋)必小于0.1 mol·L－1，其pH>1。因HA为弱酸，溶液中的c(H＋)低于相同浓度的一元强酸的c(H＋)，故产生氢气的速率稍慢，则试管上方的气球鼓起慢。
(2)乙方案中②，取0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸各2滴稀释相同的倍数，弱酸HA的pH变化小，强酸的pH变化大，这是因为稀释能促进弱电解质电离平衡的移动。
(3)H＋浓度相同时，CH3COOH溶液的浓度大，在反应过程中不断电离补充H＋，故CH3COOH的反应速率大，所用时间少。因放出H2相等，所以耗锌量相等。若锌足量应是CH3COOH放H2多，所以盐酸中有锌剩余。
15．(1)将6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，经测定溶液中CH3COO－的物质的量浓度为1.4×
10－3mol·L－1，则此温度下醋酸的电离常数Ka＝________；温度升高，Ka将________(填“变大”“不变”或“变小”)。
(2)1.0 mol·L－1醋酸溶液的[H＋]＝4.0×10－3mol·L－1，将此溶液稀释到0.10 mol·L－1，则稀释后溶液的pH约为________(结果精确到0.1，可能用到的数据：lg 1.2＝0.079　lg 1.3＝0.11　lg 1.4＝0.15)。
(3)已知25 ℃时弱电解质的电离平衡常数：Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5mol·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溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1的NaHCO3溶液反应，实验测得产生的CO2气体体积(V)与时间(t)的关系如图所示。

①反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是
__________________________________________________________________；
②反应结束后，所得溶液中[SCN－]________[CH3COO－](填“>”“＝”或“<”)。
(4)现有2.0×10－3mol·L－1的HF溶液，调节溶液pH，测得25 ℃时平衡体系中[F－]、[HF]与溶液pH的关系如图所示：

25 ℃时，HF的电离平衡常数Ka(HF)＝________________________________(列式求值)。
【答案】(1)1.99×10－5mol·L－1　变大　(2)2.9
(3)①Ka(HSCN)＞Ka(CH3COOH)，溶液中[H＋]：HSCN＞CH3COOH，[H＋]越大反应速率越快　②＞
(4)＝ mol·L－1＝4×10－4mol·L－1
【解析】 (1)初始时，[CH3COOH]＝＝0.1 mol·L－1；CH3COOH是弱电解质，则
　　　　　　　　CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始/(mol·L－1) 0.1 0 0
平衡/(mol·L－1) 0.1－1.4×10－3 1.4×10－3 1.4×10－3
所以Ka＝＝≈1.99×10－5mol·L－1。
(2)　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始/(mol·L－1) 1.0 0 0
转化/(mol·L－1) 4.0×10－3 4.0×10－3 4.0×10－3
平衡/(mol·L－1) 1.0－4.0×10－3 4.0×10－3 4.0×10－3
Ka＝＝≈1.6×10－5mol·L－1；稀释后，溶液的温度不变，电离平衡常数不变，Ka＝＝1.6×10－5mol·L－1，解得[H＋]≈1.3×10－3mol·L－1，则pH＝
－lg[H＋]≈3－lg 1.3≈2.9。
(3)①当浓度相同时，弱电解质的电离平衡常数越大，其溶液中电离出的离子浓度越大，故反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是Ka(HSCN)＞Ka(CH3COOH)，溶液中[H＋]：HSCN＞CH3COOH，[H＋]越大反应速率越快。②因为反应结束后，两种溶液中溶质分别为CH3COONa和NaSCN，CH3COOH的酸性弱于HSCN，则CH3COO－比SCN－更易结合H＋，故[SCN－]＞[CH3COO－]。
(4)pH＝4时，[H＋]＝1×10－4mol·L－1，[F－]＝1.6×10－3mol·L－1，[HF]＝4.0×10－4mol·L－1，由电离平衡常数的定义可知Ka(HF)＝＝mol·L－1＝4×10－4mol·L－1。