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    高中化学选择性必修一 3.1 电离平衡 第二课时 电离平衡常数 基础练习

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    化学选择性必修1第一节 电离平衡第二课时课时练习

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    这是一份化学选择性必修1第一节 电离平衡第二课时课时练习,共8页。试卷主要包含了下列关于电离常数的说法正确的是,已知下面三个数据,2×10-4,常温下,将冰醋酸加水稀释成0等内容,欢迎下载使用。
    A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大
    B.CH3COOH的电离常数表达式为Ka=
    C.恒温下,在CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体,电离常数减小
    D.电离常数只受温度影响,与浓度无关
    2.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸,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:
    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全部电离
    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++SO42-
    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
    3.已知电离常数K1(H2SO3)>K1(H2CO3)≈K2(H2SO3)>K2(H2CO3),则溶液中不可以大量共存的离子组是 ( )
    A.SO32-、HCO3- B.HSO3-、HCO3- C.HSO3-、CO32- D.SO32-、CO32-
    4.下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数:
    则下列说法不正确的是( )
    A.碳酸的酸性强于氢硫酸
    B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
    C.反应HS-+CO32-=S2-+HCO3-可以发生
    D.向弱酸溶液中加少量稀盐酸,电离常数不变
    ·L-1HA溶液中有1%的HA电离,则HA的电离平衡常数Ka为 ( )
    A.1.0×10-5 B.1.0×10-7 C.1.0×10-8 D.1.0×10-9
    6.已知下面三个数据:7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离常数,若已知下列反应可以发生: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
    B.K(HNO2)=4.9×10-10
    C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为:HF>HNO2>HCN
    D. K(HCN)35℃
    D.AB的电离是吸热过程
    9.已知25℃下,醋酸溶液中存在下述关系:K== 1.75×10-5,其中K的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关K的下列说法正确 ( )
    A.当向该溶液中加入一定量的硫酸时,K值增大
    B.升高温度,K值增大
    C.向醋酸溶液中加水,K值增大
    D.向醋酸溶液中加氢氧化钠,K值增大
    10.常温下,将冰醋酸加水稀释成0.01ml·L-1的稀醋酸溶液的过程中,以下物理量持续变小的是( )
    A.c(H+),
    B.醋酸的电离程度
    C.醋酸分子的浓度
    D.醋酸的电离平衡常数
    11.已知室温时,0.1ml·L-1某一元酸HA的电离平衡常数约为1×10-7,下列叙述错误的是( )
    A.该溶液的c(H+)=1×10-4ml/L
    B.此溶液中,HA约有0.1%发生电离,
    C.加水稀释,HA的电离平衡向右移动,HA的电离平衡常数增大
    D.加水或升高温度,HA的电离程度均增大
    12.常温下,几种弱酸的电离平衡常数如下表所示,下列说法
    正确的是 ( )
    A.酸性强弱顺序是 HCOOH>HCN>H2CO3
    B.向碳酸钠饱和溶液中滴入HCN溶液,始终未见有气产生
    C. HCOOH的电离平衡常数表达式为K= c(HCOOH) /c(HCOO-)•c(H+)
    D.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3+2CN-=2HCN-+CO32-
    13.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是( )
    A.电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱
    B.电离平衡常数(K)与温度无关
    C.相同温度下,不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同
    D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1K2(H2CO3),则溶液中不可以大量共存的离子组是 ( )
    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:H2SO3>H2CO3≈HSO3->HCO3-。由强酸制弱酸的原理可知,A项,SO32-与HCO3-不反应,能大量共存;B项,HSO3-与HCO3-不反应,能大量共存;C项,由于酸性HSO3->HCO3-,则HSO3-与CO32-能反应生成HCO3-,不能大量共存;D项,SO32-与CO32-不反应,能大量共存。答案:C
    4.下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数:
    则下列说法不正确的是( )
    A.碳酸的酸性强于氢硫酸
    B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
    C.反应HS-+CO32-=S2-+HCO3-可以发生
    D.向弱酸溶液中加少量稀盐酸,电离常数不变
    解析:因为碳酸的Ka1大于氢硫酸的Ka1,所以碳酸的酸性强于氢硫酸,A项正确;多元弱酸的Ka1远远大于Ka2,所以其酸性主要由第一步电离决定,B项正确;因HS-的电离常数小于HCO3-的电离常数,故不能发生该反应,C项错误;电离常数只与温度有关,向弱酸溶液中加少量稀盐酸,电离常数不变,D项正确。答案:C
    ·L-1HA溶液中有1%的HA电离,则HA的电离平衡常数Ka为 ( )
    A.1.0×10-5 B.1.0×10-7 C.1.0×10-8 D.1.0×10-9
    解析:发生电离的HA的物质的量浓度为(HA)=0.10ml·L-1×1%=1.0×10-3ml·L-1,根据HAH++A-,则平衡时c(H+)=c(A-)=1.0×10-3ml·L-1,c(HA)=0.10ml·L-1-1.0×10-3ml·L-1≈1.0×10-1ml·L-1,将有关数据代入电离平衡常数表达式得K=[c(H+)·c(A-)]÷c平(HA)=1.0×10-5。 答案:A
    6.已知下面三个数据:7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离常数,若已知下列反应可以发生: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
    B.K(HNO2)=4.9×10-10
    C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为:HF>HNO2>HCN
    D. K(HCN)HCN。酸性越强电离常数越大,因此亚硝酸的电离常数应是4.6×10-4,B项不正确。答案:B
    7、H2CO3和H2S在25℃时的电离常数如下:
    则下列反应可能发生的是 ( )
    A. NaHCO3+ NaHS=Na2CO3+H2S
    B.Na2S+H2O+CO2=NaHS+NaHCO3
    C. H2S+2Na2CO3= Na2S+2NaHCO3
    D. H2S+NaHCO3= NaHS+H2CO3
    解析: Ka2(H2CO3)Ka2(H2S),即B项反应可能发生;C项可能发生:H2S+Na2CO3=NaHS+NaHCO3;D项H2S不可能生成H2CO3。答案:B
    8.液态化合物AB会发生微弱的自身电离,电离方程式为ABA++B-,在不同温度下其平衡常数为K(25℃)=1.0×10-14,K(35℃)=2.1×10-14。则下列叙述正确的是 ( )
    A.c(A+)随着温度升高而降低
    B.在35℃时,c(A+)>c(B-)
    C.AB的电离程度:25℃>35℃
    D.AB的电离是吸热过程
    解析:根据25℃和35℃的电离平衡常数可知,AB的电离是吸热过程,即随温度升高,c(A+)逐渐增大,A项错误,D项正确;由电离方程式可知,35℃时溶液中c(A+)=c(B-),B项错误;电离程度:25℃HCN>H2CO3
    B.向碳酸钠饱和溶液中滴入HCN溶液,始终未见有气产生
    C. HCOOH的电离平衡常数表达式为K= c(HCOOH) /c(HCOO-)•c(H+)
    D.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3+2CN-=2HCN-+CO32-
    解析:根据酸的电离平衡常数HCOOH>H2CO3>HCN可知,酸性强弱顺序为:HCOOH>H2CO3>HCN,A错误;H2CO3的酸性大于HCN,故不可能产生二氧化碳气体,B正确; HCOOH的电离平衡常数表达式为K=c(HCOO-)•c(H+) /c(HCOOH),C错误;根据酸的电离平衡常数HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-可知,酸性强弱顺序为: HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-,所以H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为:H2CO3+CN-=HCN+HCO3-,D错误。答案:B
    13.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是( )
    A.电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱
    B.电离平衡常数(K)与温度无关
    C.相同温度下,不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同
    D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1Ka3,D错误。答案:A
    14.下列说法正确的是( )
    A.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
    B.电离平衡常数受溶液浓度的影响
    C.H2CO3的电离常数表达式:K=c(H+)·c(CO32-)/ c(H2CO3)
    D.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的
    解析:电离平衡常数可以表示弱电解质电离程度大小,所以可以表示弱电解质的相对强弱,A正确;电离平衡 数只与温度有关,与溶液浓度无关,B错误;碳酸是二元弱酸,分步电离,其第一步电离平衡常数K=c(H+)·c(HCO3-)/ c(H2CO3),C错误;酸溶液中c(H+)与溶液浓度及电离程度有关,所以电离常数大的酸溶液中c(H+)不一定比电离常数小的酸中大,D错误。答案:A
    15.在25℃时,NH3·H2O的电离平衡常数为K,用蒸馏水稀释1ml·L-1水至0.01ml·L-1,随溶液的稀释,下列各项中始终保持增大趋势的是 ( )
    A.c(OH-) B.c(OH-)/c(NH3·H2O)
    C.c(NH3·H2O)/ c(NH4+) D.Kb
    解析:加水稀释促进NH3·H2O电离,则溶液中n(OH-)增大,但n(OH-)增大程度小于溶液体积增大程度,所以c(OH-)减小,A错误;加水稀释促进一水合氨电离,则溶液中氢氧根离子、铵根离子的物质的量增大,一水合氨分子的物质的量减小,所以c(OH-)/ c(NH3·H2O) 增大,B正确;加水稀释促进NH3·H2O电离,则溶液中n(OH-)增大,n(NH4+)增大,n(NH3·H2O)减小,所以 c(NH3·H2O)/ c(NH4+)=n(NH3·H2O) / n(NH4+)变小,C错误;电离平衡常数只受温度影响,温度不变,加水稀释,K不变,D错误。答案:B
    16.室温下,稀氨水中存在电离平衡NH3·H2ONH4++OH-,下列有关叙述正确的是 ( )
    A.加入氯化铵固体,溶液中c(OH-)增大
    B.加水不断稀释,溶液碱性一定增强
    C.加水稀释,平衡常数Kb增大
    D.加入NaOH固体,平衡逆向移动
    解析:加入的氯化铵属于易强电解质,固体解后,电离平衡中生成物浓度增大,电离平衡将逆向移动,溶液中c(OH-)将减小,A错误;加水稀释,溶液中c(OH-)将减小,溶液的碱性将减弱,B错误;平衡常数K只与温度有关,温度不变,平衡常数K不变,C错误;加入的NaOH属于易滚强电解质,固体溶解后,电离平衡中生成物浓度增大,电离平衡将逆向移动,D正确。答案:D
    17.某酸HA是一元弱酸,25℃时的电离平衡常数Ka=4.0×10-8
    (1)写出该酸的电离方程式: ,其电离平衡常数表达式Ka=
    (2)25℃时,向1ml·L-1HA溶液中加入1ml·L-1盐酸,会 (填“抑制”或“促进”)HA的电离,
    c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”),电离平衡常数Ka (填“增大”“减小”或“不变”)。
    (3)25℃时,若HA的起始浓度为0.01ml·L-1,则平衡时c(H+)=
    参考答案:(1)HAH++A-
    (2)抑制 增大 不变 (3)2.0×10-5ml·L-1
    [解析](1)HA是一元弱酸,电离时分子与离子共存,则电离方程式为HA=H++A-;K=c(H+)c(A-) c(HA) i(2)25℃时,向1ml·L-1HA溶液中加入1ml·L-1盐酸,导致溶液中的氢离子浓度增大,则平衡向氢离子浓度减小的方向移动,即抑制HA的电离,但c(H+)增大;温度未变,则K不变;(3)K=c(H+)·c(A-),c(HA)= (HA)
    0.01ml·L-1,c(H+)=c(A-),则c2(H+)=Kc(HA)=0.01×4.0×10-8=4.0×10-10,c(H+)=2.010-5ml·L-1

    18.已知:
    (1)在相同浓度的H2SO3和H2CO3的溶液中,用“>”“ CH3COOH>H2S (3)HS-+H2CO4-=H2S+C2O42-
    (4)1.0×10-4
    解析:(1)同一温度下,酸的电离常数越大其酸性越强,根据电离常数可知酸性强弱顺序:H2C2O4>HC2O4-> CH3COOH >H2S>HS-,即酸性最弱的是HS-。(2)根据电离常数可知酸性强弱的顺序:H2C2O4>CH3COOH>H2S。(3)由于酸性HC2O4->H2S>HS-,即NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应生成H2S和C2O42-,离子方程式为HS-+HC2O4-=H2S↑+C2O42-(4)H2S为弱酸,电离程度较小,以第一步电离为主;已知H2S HS-+H+,Ka1=1.0×10-7,设。0.1ml·L-1H2S溶液中c(H+)为xml·L-1,则根据电离平衡常数可知:Ka1=c(H+)·c(HS-) /c(H2S) ,由于c(H+)≈c(HS-),即c2(H+)/0.1=1.0×10-7,则c(H+)=10-4ml·L-1

    HClO4
    H2SO4
    HCl
    HNO3
    Ka
    1.6×10-5
    6.3×10-9
    1.6×10-9
    4.2×10-10
    CH3COOH
    H2CO3
    H2S
    H3PO4
    Ka =1.75×10-5
    Kal=4.5×10-7
    Ka2=4.7×10-11
    Kal=1.1×10-7
    Ka2=1.3×10-13
    Ka1=6.9×10-3
    Ka2=6.2×10-8
    Ka3=4.8×10-13
    电离常数
    Ka1
    Ka2
    H2CO3
    4.5×10-7
    4.7×10-11
    H2S
    1.1×10-7
    1.3×10-13
    化学式
    HCOOH
    H2CO3
    HCN
    电离平衡常数
    K=1.8×10-4
    K1=4.3×10-7
    K2=5.6×10-11
    K=4.9×10-10
    Kal
    Ka2
    H2SO3
    1.54×10-2
    1.02×10-7
    H2CO3
    4.3×10-7
    5.6×10-11
    编号
    物质(微粒)
    电离度a
    A
    硫酸溶液(第一步完全电离):第二步
    HSO4-SO42-+ H+
    10%
    B
    硫酸氢钠溶液:HSO4-SO42-+ H+
    29%
    C
    醋酸:CH3COOHCH3COO-+H+
    1.33%
    D
    盐酸;HCl=H++Cl-
    100%
    化学式
    CH3COOH
    H2C2O4
    H2S
    电离常数
    1.8×10-5
    Ka1=5.4×10-2
    Ka2=5.4×10-5
    Ka1=1.0×10-7
    Ka2=1.3×10-13

    HClO4
    H2SO4
    HCl
    HNO3
    Ka
    1.6×10-5
    6.3×10-9
    1.6×10-9
    4.2×10-10
    CH3COOH
    H2CO3
    H2S
    H3PO4
    Ka =1.75×10-5
    Kal=4.5×10-7
    Ka2=4.7×10-11
    Kal=1.1×10-7
    Ka2=1.3×10-13
    Ka1=6.9×10-3
    Ka2=6.2×10-8
    Ka3=4.8×10-13
    电离常数
    Ka1
    Ka2
    H2CO3
    4.5×10-7
    4.7×10-11
    H2S
    1.1×10-7
    1.3×10-13
    化学式
    HCOOH
    H2CO3
    HCN
    电离平衡常数
    K=1.8×10-4
    K1=4.3×10-7
    K2=5.6×10-11
    K=4.9×10-10
    Kal
    Ka2
    H2SO3
    1.54×10-2
    1.02×10-7
    H2CO3
    4.3×10-7
    5.6×10-11
    编号
    物质(微粒)
    电离度a
    A
    硫酸溶液(第一步完全电离):第二步
    HSO4-SO42-+ H+
    10%
    B
    硫酸氢钠溶液:HSO4-SO42-+ H+
    29%
    C
    醋酸:CH3COOHCH3COO-+H+
    1.33%
    D
    盐酸;HCl=H++Cl-
    100%
    化学式
    CH3COOH
    H2C2O4
    H2S
    电离常数
    1.8×10-5
    Ka1=5.4×10-2
    Ka2=5.4×10-5
    Ka1=1.0×10-7
    Ka2=1.3×10-13

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