2025届高三化学二轮复习 电离平衡

　电离平衡 选择题只有1个选项符合题意 1.（2024·安庆宿松一模）根据下列实验不能证明一元酸HR为弱酸的是（　　） A.室温下，NaR溶液的pH大于7 B.加热HR溶液时，溶液的pH变大 C.HR溶液中加入少量NaR固体，溶解后溶液的pH变大 D.20 ℃时，0.01 mol·L－1 HR溶液的pH＝2.8 2.H2S在水溶液中存在电离平衡：H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中分别采取下列措施，有关叙述正确的是（　　） A.加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 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 3.在0.1 mol/L CH3COOH溶液中存在如下平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋。对于该平衡体系，下列叙述正确的是（　　） A.加水时，平衡向逆反应方向移动 B.加入0.5 mol/L HCl溶液导电性减弱 C.加入NaOH固体平衡向正反应方向移动 D.加入少量CH3COONa固体溶液pH减小 4.已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数（25 ℃），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中不正确的是（　　） 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.Ka（HCN）＜Ka（HNO2）＜Ka（HF） 5.（2023·邢台一中期末）下列说法正确的是（　　） A.0.1 mol/L HF溶液中存在平衡：HFH＋＋F－，加水可使溶液中增大 B.向0.1 mol/L弱酸HA溶液中通少量HCl气体，平衡逆向移动，溶液c（H＋）减小 C.等浓度的硫酸与盐酸分别与相同的锌片反应，初始反应的速率一样快 D.将0.1 mol/L的氨水升温（不考虑氨水的挥发），氨水的pH下降 6.已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4，现将pH和体积都相同的次氯酸和氢氟酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是（　　） A.曲线Ⅱ为氢氟酸稀释时pH变化曲线 B.取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗氢氟酸的体积较小 C.b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小 D.从b点到d点，溶液中保持不变（HR代表HClO或HF） 7.已知常温下二元弱酸H2A溶液中，H2A、HA－、A2－的分布分数（δ）随pH变化如图所示[如A2－分布分数：δ（A2－）＝]，下列说法错误的是（　　） A.曲线x代表H2A，曲线z代表A2－ B.pH从3升高至4，的值一直减小 C.Ka1＝10－1.3，Ka2＝10－4.3 D.将浓度均为0.05 mol·L－1的NaHA溶液与Na2A溶液等体积混合后，所得溶液pH>4.3 8.（2023·江苏模拟组合题）室温下，下列实验探究方案不能达到探究目的的是（　　） 选项 探究方案 探究目的 A 用pH计测量浓度均为 0.1 mol·L－1 的NaCN溶液和CH3COONa溶液的pH，比较溶液pH大小 酸性：CH3COOH>HCN B 室温下，测定浓度均为 0.1 mol·L－1 的CH3COONa、NH4Cl溶液的pH 比较室温下CH3COOH和NH3·H2O的电离能力 选项 探究方案 探究目的 C 用pH计测量相同浓度CH3COONa和 Na2CO3溶液的pH 比较CH3COOH 和H2CO3的酸性 D 用0.55 mol·L－1 NaOH溶液分别与等体积等浓度CH3COOH溶液、盐酸反应，测得反应热依次为ΔH1、ΔH2，ΔH1＞ΔH2 CH3COOH（aq）CH3COO－（aq） ＋H＋（aq）ΔH>0 9.常温下，pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC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，下列叙述错误的是 （　　） A.常温下：Ka（HB）>Ka（HC） B.HC的电离度：a点<b点 C.当lg ＝4时，三种溶液同时升高温度，增大 D.当lg ＝5时，HA溶液的pH接近于7 10.（1）25 ℃时，在2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH（忽略调节时溶液体积的变化），测得平衡体系中c（F－）、c（HF）与溶液pH的关系如下图。 则25 ℃时，HF电离平衡常数为Ka（HF）＝____________________________________ （列式求值）。 （2）已知亚磷酸（H3PO3）为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。 ①写出亚磷酸电离的方程式： ____________________、_______________________。 ②表示pH与lg的变化关系的曲线是　　　　（填“Ⅰ”或“Ⅱ”）。 ③根据图像计算亚磷酸的Ka1＝_______________________。 11.（2023·长春八中期中）25 ℃时，部分物质的电离常数如下表所示： 化学式 电离常数 CH3COOH Ka＝1.75×10－5 H2CO3 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 HClO Ka＝3.0×10－8 NH3·H2O Kb＝1.8×10－5 （1）NH3·H2O的电离方程式是______________________________________________， 25 ℃时，物质的量浓度为0.10 mol/L的氨水中，c（OH－）为____________________（列出算式即可）。 （2）下列方法中可以使0.10 mol/L醋酸溶液中CH3COOH电离程度增大的是_______________（填字母序号）。 A.加水稀释 B.微热溶液 C.滴加少量浓氢氧化钠 D.加入少量醋酸钠晶体 （3）25 ℃时，pH与体积均相同的醋酸溶液A与盐酸B分别与足量镁条充分反应，下列说法不正确的是　　　　（填字母序号）。 a.开始反应时的速率：A<B b.放出等量氢气所需要的时间A＝B c.生成氢气的总体积：A>B 12.弱电解质在水溶液中的电离状况可以进行定量计算和推测。 （1）25 ℃时两种酸的电离平衡常数如表所示。 Ka1 Ka2 HA 1×10－4 H2B 1×10－2 5×10－6 ①25 ℃时，0.100 mol·L－1 的NaA溶液中H＋、OH－、Na＋、A－、HA的物质的量浓度由大到小的顺序是： _______________________________。 pH＝8的 NaA溶液中由水电离出的c（OH－）＝　　　　 mol·L－1。 ②25 ℃时，0.100 mol·L－1 的NaHB溶液pH　　　　7，理由是________________________________________________________________________。 ③25 ℃时，向0.100 mol·L－1 的Na2B溶液中滴加足量0.100 mol·L－1 的HA溶液，反应的离子方程式为________________________________________________。 （2）已知25 ℃时，向0.100 mol·L－1 的H3PO4溶液中滴加NaOH溶液，各含磷微粒的物质的量分数随pH变化的关系如图所示。 ①25 ℃，pH＝3时溶液中c（H3PO4）∶c（H2PO）＝　　　　。 ②当溶液pH由11到14时，所发生反应的离子方程式为________________________________________________________________________。 电离平衡 1.B　[A.室温下，NaR溶液的pH大于7，说明NaR为强碱弱酸盐，所以能证明HR为弱酸，故A不选；B.加热HR溶液时，若HR为强酸，则c(H＋)几乎不变，溶液pH不变，若为弱酸，则电离平衡正移，且水的电离程度也会变大，溶液中H＋浓度增大，溶液的pH变小，则溶液pH变大不能说明HR为弱酸，故B选；C.HR溶液中加入少量NaR固体，溶解后溶液的pH变大，说明HR溶液中存在电离平衡，则HR为弱酸，故C不选；D.20 ℃时，0.01 mol·L-1的HR溶液pH＝2.8，说明HR没有完全电离，可证明HR为弱酸，故D不选。] 2.C　[加水促进电离，但氢离子浓度减小，A项错误；通入过量SO2气体发生反应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，HCl酸性大于H2S，所以溶液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。] 3.C　[加水可以促进醋酸的电离，A错误；加入0.5 mol/L HCl使溶液中离子浓度增大，导电性增强，B错误；加入氢氧化钠消耗H＋平衡向正反应方向移动，C正确；加入醋酸钠使醋酸根的浓度增大，抑制醋酸的电离，H＋浓度减小pH增大，D错误。] 4.B　[根据强酸制弱酸的原理，由反应NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　NaCN＋HF===HCN＋NaF　NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。可知酸性：HF>HNO2>HCN。相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，则Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)，从而得出对应的酸的Ka值。所以HNO2的电离平衡常数为4.6×10-4，B错误。] 5.A　[A.Ka(HF)＝，当HF溶液加水不断稀释，促进电离，但c(H＋)减小，Ka(HF)不变，则增大，故A正确；B.弱酸HA溶液中存在平衡：HAH＋＋A-，向溶液中通少量HCl气体，c(H＋)增大，平衡逆向移动，最终溶液中c(H＋)比原来大，故B错误；C.硫酸为二元酸，盐酸为一元酸，等浓度的稀硫酸与盐酸中氢离子浓度前者大，分别与相同的锌片反应，初始反应的速率前者快，故C错误；D.NH3·H2O电离吸热，升温c(OH-)增大，pH增大，故D错误。] 6.D　[A项，酸性越强，加水稀释时溶液pH变化越大，HF酸性强于HClO，加水稀释时pH变化大，所以曲线Ⅰ代表HF稀释时pH变化曲线，错误；B项，pH相同的两种酸，越弱的酸其浓度越大，消耗的NaOH溶液体积更多，HClO酸性弱于HF，所以中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HClO的体积较小，错误；C项，酸越弱，电离出H＋趋势越小，对水的电离抑制程度越低，所以b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度大，错误；D项，溶液中＝＝，Ka和Kw只随温度的改变而改变，所以从b点到d点，溶液中保持不变，正确。] 7.B　[A.根据二元弱酸的两步电离平衡判断，当加入碱后促进第一步电离，故x线为H2A，曲线z代表A2-，故A正确；B.＝，当pH从3升高至4时，Ka1保持不变，通过图像判断HA-在减小，故增大，故B错误；C.根据图像中m点判断HA-和A2-的浓度相同时，溶液的pH＝4.3，则Ka2＝10-4.3，同理根据图像n点计算出Ka1＝10-1.3，故C正确；D.由m点计算出Ka2＝10-4.3，则Kh1＝10-9.7，故当将浓度均为0.05 mol·L-1的NaHA溶液与Na2A溶液等体积混合后，因为Ka2＝10-4.3>Kh1＝10-9.7，即HA-的电离大于A2-的水解，导致溶液中HA-的浓度小于A2-的浓度，根据图像判断pH>4.3，故D正确。] 8.C　[A.相同浓度的NaCN溶液的pH大于CH3COONa溶液说明CN-离子在溶液中的水解程度大于CH3COO-，由盐类水解规律可知，HCN的酸性弱于CH3COOH，故A正确；B.CH3COONa水解显碱性，NH4Cl水解显酸性，通过测定pH可以计算水的电离程度，从而确定二者的水解程度，进而比较室温下CH3COOH和NH3·H2O的电离能力大小，B正确；C.测定相同浓度的CH3COONa溶液和NaHCO3溶液的pH，后者大，可知，CH3COOH的酸性大于H2CO3的酸性，通过比较同浓度CH3COONa和Na2CO3溶液的pH只能比较CH3COOH和HCO的酸性，故C错误；D.CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O　ΔH1，HCl＋NaOH===NaCl＋H2O　ΔH2，等量的CH3COOH、HCl分别与NaOH反应，ΔH1>ΔH2，说明前者放出的热量少，说明弱酸的电离是吸热反应，CH3COOH(aq)CH3COO-(aq)＋H＋(aq)　ΔH>0，故D正确。] 9.C　[由题图可知，HA为强电解质，HB、HC为弱电解质；起始时三者均为pH＝2的溶液，均稀释1×103倍时，由a点HC溶液的pH小于c点HB溶液的pH可知，HB的酸性强于HC，则Ka(HB)>Ka(HC)，A正确；由a点→b点为加水稀释HC溶液的过程，HCH＋＋C-电离平衡向右移动，故电离度a点<b点，B正确；lg ＝4时，由于HA为强酸，在溶液中全部电离，升高温度时c(A-)不变，HC为弱酸，升高温度时c(C-)增大，故减小，C错误；因为HA为酸，无限稀释时，其溶液的pH接近于仍小于7，故D正确。] 10. (1)＝＝4.0×10-4 (2)①H3PO3H2PO＋H＋　H2POHPO＋H＋　②Ⅰ　③10-1.4 解析　(1)Ka(HF)＝＝＝4.0×10-4。 (2)②pKa1＝-lg＝-lgc(H＋)-lg，显然A对应的数值较小，故表示pH与lg的变化关系的曲线为Ⅰ。③pKa1＝2.4-1＝1.4，则Ka1＝10-1.4。 11.(1)NH3·H2ONH＋OH-　 mol·L-1　(2)ABC　(3)ab 解析　(1)NH3·H2O是弱电解质，部分电离，其电离方程式是NH3·H2ONH＋OH-，25 ℃时，物质的量浓度为0.10 mol/L的氨水中，Kb＝1.8×10-5＝，c(OH-)＝ mol·L-1，则c(OH-)为 mol·L-1。(2)A.加水稀释，平衡正向移动，电离程度增大，故A符合题意；B.电离平衡是吸热过程，微热溶液，平衡正向移动，电离程度增大，故B符合题意；C.滴加少量浓氢氧化钠，氢氧根消耗氢离子，氢离子浓度降低，电离平衡正向移动，电离程度增大，故C符合题意；D.加入少量醋酸钠晶体，醋酸根浓度增大，平衡逆向移动，电离程度减小，故D不符合题意。(3)a.pH相等，两者氢离子浓度相等，因此开始反应时的速率：A＝B，故a错误；b.pH相等，开始两者速率相等，后来醋酸又电离，醋酸中的氢离子浓度大于盐酸中氢离子浓度，因此生成等量氢气所需要的时间是醋酸少，即A＜B，故b错误；c.pH相等，醋酸的浓度远大于盐酸的浓度，体积相等，因此醋酸物质的量远大于盐酸物质的量，则醋酸放出的氢气比盐酸多，则生成氢气的总体积：A＞B，故c正确。 12.(1)①Na＋、A-、OH-、HA、H＋　10-6 ②<　HB-的电离程度大于其水解程度 ③HA＋B2-===A-＋HB- (2)①1∶10(或0.1)　②HPO＋OH-===PO＋H2O 解析　(1)①根据题意可知，HA是弱酸，所以A-会水解：A-＋H2OHA＋OH-，使溶液显碱性，但水解微弱；加上其他的水的电离，有c(OH-)＞c(HA)，所以各粒子物质的量浓度由大到小的顺序是Na＋、A-、OH-、HA、H＋；NaA溶液中的c(OH-)均由水电离，所以，溶液中由水电离出的c(OH-)＝＝10-6。②Ka1(H2B)×Ka2(H2B)＝10-2×10-6＝10-8＞Kw，所以，HB-的电离程度大于其水解程度，NaHB溶液显酸性，pH＜7。③根据两种酸的电离平衡常数可知，酸性强弱关系为H2B＞HA＞HB-。根据强酸制弱酸的规律，HA和Na2B溶液能反应生成HB-，但不能生成H2B，所以反应为HA＋B2-===A-＋HB-。(2)①pH＝2时，H3PO4和H2PO含量相等，则Ka1(H3PO4)＝ ＝c(H＋)＝10-2，则pH＝3时有：10-2＝，c(H3PO4)∶c(H2PO)＝1∶10；②由图可知，当溶液pH由11到14时，所发生的变化主要是HPO→PO，所以该反应的离子方程式为HPO＋OH-===PO＋H2O。 学科网（北京）股份有限公司 $$