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專題11　弱電解質的電離平衡
題組1　弱電解質的判斷方法
1．氫氰酸(HCN)的下列性質中，可以證明它是弱電解質的是(　　)
A．1mol·L－1氫氰酸溶液的pH約為3
B．HCN易溶于水
C．10mL1mol·L－1HCN恰好與10mL1mol·L－1NaOH溶液完全反應
D．HCN溶液的導電性比強酸溶液的弱
2．下列說法正確的是(　　)
A．常溫下，0.1mol·L－1CH3COOH溶液的pH>1，原因是CH3COOH,CH3COO－＋H＋
B．常溫下，由0.1mol·L－1一元堿BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液存在BOH===B＋＋OH－【版權所有：21教育】
C．醋酸在醋酸鈉溶液中電離的程度大于在純水中電離的程度
D．某醋酸溶液的pH＝a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH＝b，則a>b
3．把0.05molNaOH固體分別加入到100mL下列液體中，溶液的導電能力變化最小的是(　　)
A．自來水
B．0.5mol·L－1鹽酸
C．0.5mol·L－1CH3COOH溶液
D．0.5mol·L－1KCl溶液
題組2　電離平衡的影響因素
4．H2S水溶液中存在電離平衡H2S,H＋＋HS－和HS－,H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　)
A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大
B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小
D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小
5．H2O2是一種二元弱酸，對于0.1mol·L－1的過氧化氫溶液，下列敘述不正確的是(　　)
A．H2O2的電離方程式可寫作H2O2,H＋＋HO，HO,H＋＋O
B．加水稀釋過程中，K1(H2O2)增大，α(H2O2)增大，[H＋]增大
C．加入少量濃鹽酸，過氧化氫的電離平衡逆向移動，水的電離平衡逆向移動
D．加入少量氯化鐵溶液，溶液中產生大量氣泡
6．將濃度為0.1mol·L－1HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　)
A．[H＋]B．Ka(HF)
C.D.
題組3　電離平衡常數的應用
7．液態化合物AB會發生微弱的自身電離，電離方程式為AB,A＋＋B－，在不同溫度下其平衡常數為K(25℃)＝1.0×10－14mol·L－1，K(35℃)＝2.1×10－14mol·L－1。則下列敘述正確的是(　　)21世紀教育網版權所有
A．[A＋]隨溫度升高而降低
B．在35℃時，[A＋]＞[B－]
C．AB的電離程度α(25℃)＞α(35℃)
D．AB的電離是吸熱過程
8．運用電離常數判斷可以發生的反應是(　　)
酸
電離常數(25℃)
碳酸
Ki1＝4.3×10－7
Ki2＝5.6×10－11
次溴酸
Ki＝2.4×10－9
①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3
②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO
A．①③B．②④C．①④D．②③
9．已知室溫時，0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，下列敘述錯誤的是(　　)
A．該溶液的pH＝4
B．升高溫度，溶液的pH增大
C．此酸的電離平衡常數約為1×10－7mol·L－1
D．由HA電離出的[H＋]約為水電離出的[H＋]的106倍
題組4　強弱電解質的比較
10．下列說法正確的是(　　)
A．CO2溶于水能導電，因此CO2是電解質
B．KHSO4只有在電流作用下才能電離成K＋、H＋和SO
C．強電解質溶液的導電能力不一定都強，弱電解質溶液的導電能力不一定弱
D．AgCl難溶于水，所以AgCl是弱電解質；醋酸鉛易溶于水，所以醋酸鉛是強電解質
11．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示。分別滴加NaOH溶液([NaOH]＝0.1mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液體積為Vx、Vy，則(　　)21教育網
A．x為弱酸，Vx＜Vy B．x為強酸，Vx＞Vy
C．y為弱酸，Vx＜Vy D．y為強酸，Vx＞Vy
12．在體積均為1L、pH均等于2的鹽酸和醋酸中，分別投入0.12g鎂粉充分反應后，下圖中比較符合反應事實的曲線是(　　)21·cn·jy·com
題組5　弱電解質電離平衡的綜合應用
13．如圖是一定溫度下向不同電解質溶液中加入新物質時溶液的導電性發生變化，其電流(I)隨新物質加入量(m)的變化曲線。以下四個導電性實驗，其中與A圖變化趨勢一致的是________(填字母序號，下同)，與B圖變化趨勢一致的是________，與C圖變化趨勢一致的是________。21·世紀*教育網
A．氫氧化鋇溶液中滴入硫酸溶液至過量
B．醋酸溶液中滴入濃氨水至過量
C．澄清石灰水中通入CO2至過量
D．在氯化銨溶液中逐漸加入適量氫氧化鈉固體
E．向飽和的氫硫酸溶液中通入過量的二氧化硫
14．在一定溫度下有a.鹽酸，b.硫酸，c.醋酸三種酸：
(1)當三種酸物質的量濃度相同時，[H＋]由大到小的順序是________________(用序號表示，下同)。21cnjy.com
(2)同體積、同物質的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是________________。2·1·c·n·j·y
(3)若三者[H＋]相同時，物質的量濃度由大到小的順序是________________。
(4)當三者c(H＋)相同、體積相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下生成氣體的體積由大到小的順序是________________________________。【來源：21·世紀·教育·網】
(5)當c(H＋)相同、體積相同時，同時加入形狀、密度、質量完全相同的鋅粒，若產生相同體積的氫氣(相同狀況)，則開始時反應速率的大小關系為________________。反應所需時間的長短關系是________________。www-2-1-cnjy-com
(6)將c(H＋)相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后，[H＋]由大到小的順序是____________。21*cnjy*com
15．對于弱酸在一定溫度下達到電離平衡時，各粒子的濃度存在一種定量的關系。若在25℃時有HA,H＋＋A－，則K＝式中：K為電離平衡常數，只與溫度有關，各粒子濃度為達到平衡時的濃度。下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(25℃)。
酸
電離方程式
電離平衡常數
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
K＝1.76×10－5
mol·L－1
H2CO3
H2CO3
H＋＋HCO、HCO
H＋＋CO
K1＝4.31×10－7
mol·L－1
K2＝5.61×10－11
mol·L－1
H2S
H2S
H＋＋HS－、
HS－
H＋＋S2－
K1＝9.1×10－8
mol·L－1
K2＝1.1×10－12
mol·L－1
H3PO4
H3PO4
H＋＋
H2PO、
H2PO
H＋＋HPO、
HPO
H＋＋PO
K1＝7.52×10－3
mol·L－1
K2＝6.23×10－8
mol·L－1
K3＝2.20×10－13
mol·L－1
回答下列問題：
(1)K只與溫度有關，當溫度升高時，K值________(填“增大”、“減小”或“不變”)。
(2) 在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性相對強弱的關系是________。
(3) 若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最強的是____________________，最弱的是________________________。
(4) 多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應的電離平衡常數，對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數量上的規律，此規律是________________，產生此規律的原因是________________________________________________________________________。
(5) 電離平衡常數是用實驗的方法測定出來的，現已經測得25℃時，cmol·L－1的CH3COOH的電離度為α(當弱電解質在溶液里達到電離平衡時，溶液中已電離的電解質分子數占原來總分子數的百分數叫作該電解質的電離度)。試表示該溫度下醋酸的電離平衡常數K＝______________。www.21-cn-jy.com
答案精析
1．A　[若HCN為強酸，則1 mol·L－1的溶液中[H＋]＝1 mol·L－1，pH＝0＜3，故HCN為弱酸，不完全電離，A正確；不能根據其水溶性等物理性質判斷電解質的強弱，B錯誤；物質的量一定時，中和堿的能力與電解質的強弱無關，C錯誤；無條件限定時，溶液導電性與電解質的強弱無關，D錯誤。]【來源：21cnj*y.co*m】
2．A　[A項，因CH3COOH是弱酸，不能完全電離；B項，0.1 mol·L－1 BOH溶液的pH＝10，說明BOH為弱堿，弱堿不能完全電離，存在電離平衡；C項，醋酸可發生電離：CH3COOH,CH3COO－＋H＋，而醋酸鈉提供大量的CH3COO－，從而導致上述可逆反應向逆反應方向移動，醋酸電離程度減弱；D項，對酸溶液進行稀釋，氫離子濃度降低，pH增大。]
3．B　[溶液混合后導電能力變化的大小，關鍵看混合后溶液中自由移動離子的濃度及所帶電荷總數的變化。由于自來水幾乎不導電，加入0.05 molNaOH后，導電性突然增大；醋酸是弱電解質，加入NaOH后，生成強電解質CH3COONa，導電性明顯增強；0.5 mol·L－1的KCl中加入0.05 molNaOH固體后，溶液中不存在化學反應，但離子濃度增大一倍，導電能力增強；但鹽酸中加入NaOH固體后，二者恰好中和：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O，溶液中離子濃度不變，導電能力幾乎不變。]【出處：21教育名師】
4．C　[向H2S溶液中加水，平衡向右移動，但溶液體積增大，溶液中H＋濃度減小，A錯誤；通入SO2，可發生反應：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2過量時，SO2與水反應生成的H2SO3酸性比氫硫酸強，因此溶液pH減小，B錯誤；滴加新制氯水，發生反應：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S濃度減小，平衡向左移動，反應生成的鹽酸為強酸，溶液酸性增強，pH減小，C正確；加入少量CuSO4，發生反應：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中S2－濃度減小，H＋濃度增大，D錯誤。]21教育名師原創作品
5．B　[多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，A正確；加水稀釋過程，促進H2O2的電離，電離度增大，但平衡的移動只是“減弱”，所以[H＋]減小，電離平衡常數是溫度的函數，溫度不變，電離平衡常數不變，B錯誤；加入濃鹽酸，c(H＋)增大，平衡逆向移動，但[H＋]比原平衡大，所以水的電離平衡也逆向移動，C正確；在FeCl3的催化作用下，H2O2分解生成O2和H2O，D正確。]21*cnjy*com
6．D　[HF為弱酸，存在電離平衡：HF??H＋＋F－。根據勒夏特列原理：當改變影響平衡的一個條件，平衡會向著能夠減弱這種改變的方向移動，但平衡的移動不能完全消除這種改變，故加水稀釋，平衡正向移動，但[H＋]減小，A錯誤；電離平衡常數只受溫度的影響，溫度不變，電離平衡常數Ka不變，B錯誤；當溶液無限稀釋時，[F－]不斷減小，但[H＋]接近10－7mol·L－1，所以減小，C錯誤；＝，由于加水稀釋，平衡正向移動，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)減小，所以增大，D正確。]
7．D　[K(25 ℃)＜K(35 ℃)，故[A＋]隨溫度的升高而增大，A錯；由電離方程式可知，任何溫度下，都有[A＋]＝[B－]，B錯；由25 ℃和35 ℃時的平衡常數可知，溫度越高，電離程度越大，C錯；K(25 ℃)＜K(35 ℃)，因此AB的電離是吸熱過程，D正確。]
8．C　[根據復分解反應中較強酸制較弱酸的原理，①中次溴酸Ki＝2.4×10－9>碳酸Ki2＝5.6×10－11，能發生；次溴酸Ki＝2.4×10－99．B　[A項，根據HA在水中的電離度可算出[H＋]＝0.1 mol·L－1×0.1%＝10－4mol·L－1，所以pH＝4；B項，升高溫度，促使HA在水中的電離平衡向電離的方向移動，所以[H＋]增大，pH值會減小，B項錯；C項，平衡常數為K＝＝1×10－7mol·L－1，所以C項正確；D項，[H＋]＝10－4 mol·L－1，所以[H＋]水電離＝[OH－]＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍，D項正確。]
10．C　[CO2溶于水能導電是因為生成H2CO3，H2CO3是電解質；KHSO4溶于水后電離成K＋、H＋和SO；AgCl難溶于水，但溶解的那一部分是全部電離的，所以AgCl是強電解質。]
11．C　[從圖像看，稀釋10倍，x的pH值變化1，y的pH值變化小于1，說明x為強酸，y為弱酸。pH相等的強酸和弱酸與堿反應，弱酸的原濃度大，故消耗堿的量大，C項正確。]
12．B　[鎂粉失去電子的物質的量為×2＝0.01 mol，鹽酸正好完全反應，醋酸過量，單位時間內，醋酸的pH變化小，A錯，B對；產生H2的體積一樣大，但單位時間內，醋酸產生的H2多，C、D均錯。]
13．B　AC　D
解析　溶液導電能力主要由離子濃度和離子電荷數決定。A項，氫氧化鋇是強電解質，溶液導電能力強，加入硫酸恰好完全反應時生成硫酸鋇和水，當硫酸過量時導電性增強；B項，醋酸是弱酸，加入氨水生成強電解質醋酸銨；C項，氫氧化鈣是強電解質，與二氧化碳反應生成碳酸鈣和水，碳酸鈣又溶解在過量二氧化碳水溶液中，生成強電解質碳酸氫鈣；D項，NH4Cl＋NaOH===NaCl＋NH3·H2O，離子數沒有變；E項，亞硫酸的酸性強于氫硫酸，即亞硫酸溶液中離子濃度大于氫硫酸溶液的，而B圖表示始態導電性強于最終態。
14．(1)b＞a＞c　(2)b＞a＝c　(3)c＞a＞b
(4)c＞a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b＞c　(6)c＞a＝b
解析　鹽酸、硫酸和醋酸三種溶液的電離情況如下：鹽酸是一元強酸，硫酸是二元強酸，二者在水溶液中均完全電離，HCl===H＋＋Cl－，H2SO4===2H＋＋SO；醋酸是一元弱酸，在水溶液中部分電離，存在電離平衡：CH3COOH,H＋＋CH3COO－。
(1)設三種酸的物質的量濃度均為m，則鹽酸中[H＋]＝m，硫酸中[H＋]＝2m，醋酸中[H＋]?m。故b＞a＞c。2-1-c-n-j-y
(2)“中和NaOH的能力”是指一定物質的量的酸中和NaOH的物質的量，由于三種酸溶液的體積相同，物質的量濃度相同，所以三種酸的物質的量相同。1 mol H2SO4中和2 mol NaOH,1 molHCl和1 mol CH3COOH各中和1 molNaOH，故b＞a＝c。
(3)由(1)分析可知：[H＋]相同時，醋酸濃度最大，其次是鹽酸，濃度最小的是硫酸。故c＞a＞b。
(4)當鋅足量時，生成氫氣體積的大小決定于被還原的H＋的物質的量。由于三種酸的c(H＋)相同，體積相同，鹽酸、硫酸均為強酸，提供的H＋一樣多，而醋酸中c(H＋)?c(CH3COOH)，當c(H＋)減小時，CH3COOH,
CH3COO－＋H＋的電離平衡右移，不斷產生H＋，反應生成H2的體積變大。故c＞a＝b。
(5)開始時，c(H＋)相同，且鋅的形狀、質量、密度也相同，則開始反應時，反應速率相同。隨著反應的不斷進行，鹽酸、硫酸中的H＋不斷減少，故反應逐漸減慢，而醋酸隨著反應的進行，又不斷電離出H＋，c(H＋)相對較大，反應速率較快，生成相同體積的H2時，所用時間最短。故開始時反應速率都相同，所需時間a＝b＞c。
(6)由于HCl、H2SO4完全電離，加水稀釋100倍，n(H＋)不變，c(H＋)變為原來的1/100，CH3COOH部分電離，隨著水的加入，使CH3COOH的電離程度增大，c(H＋)減小的程度較小，故[H＋]由大到小的順序為c＞a＝b。
15．(1) 增大　(2) K值越大酸性越強　(3)H3PO4　HPO
(4)K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10　上一級電離產生的H＋對下一級電離有抑制作用　(5)mol·L－1
解析　(1)電離是個吸熱過程，溫度升高，促進了弱酸的電離，K值增大。(2)K值越大，電離生成的[H＋]越大，則酸性越強。(3)由(2)中的K分析，K越大，酸性越強；(4)由題目所給信息，對比K值，可以發現數量上的關系，上一級電離產生的H＋對第二級電離產生的H＋有抑制作用。
(5)CH3COOH,CH3COO－＋H＋
平衡時濃度[1－α][α][α]
K＝mol·L－1＝mol·L－1。

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