3.2 第1课时 弱电解质的电离平衡及影响因素（同步练习）-【学而思·PPT课件分层练习】2025-2026学年高二化学选择性必修第一册（鲁教版2019）

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.有HX、H2Y和H2Z三种酸,各酸及其盐之间不发生氧化还原反应,常温下它们的电离常数为Ka(HX)=10-9.2 mol·L-1、Ka1(H2Y)=10-6.4 mol·L-1、Ka2(H2Y)=10-10.3 mol·L-1、Ka1(H2Z)=10-1.9 mol·L-1、Ka2(H2Z)=10-7.2 mol·L-1。下列说法正确的是　 (　　) A.三种酸的酸性:H2Z<H2Y<HX B.H2Z电离的方程式为H2Z 2H++Z2- C.Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式为HX+Y2- HY-+X- D.25 ℃时,浓度均为0.1 mol·L-1的H2Y和H2Z溶液的pH:H2Y<H2Z 2.(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. 3.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平(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平(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.(教材习题改编)在0.1 mol/L CH3COOH溶液中存在电离平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,关于该电离平衡的叙述正确的是 (　　) A.加入少量冰醋酸,平衡正向移动,CH3COOH的电离程度增大 B.一定温度下,加入少量NaOH溶液,平衡正向移动,CH3COOH的电离平衡常数增大 C.通入少量HCl,平衡逆向移动,溶液中c平(H+)减小 D.适当升温,平衡正向移动,溶液pH减小,CH3COOH的电离平衡常数增大 5.恒温条件下向冰醋酸中加水,稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示,下列说法错误的是 (　　) A.O点醋酸没有电离 B.溶液中c(H+):a>b>c C.醋酸电离程度:a<b<c D.加水使醋酸的电离平衡正向移动 能力提升练 题组一　弱电解质电离平衡的理解与分析 1.室温下,0.1 mol·L-1 H2A溶液中存在:H2A H++HA-,HA- H++A2-,下列说法不正确的是 (　　) A.该溶液中0.1 mol·L-1<c(H+)<0.2 mol·L-1 B.0.1 mol·L-1 NaHA溶液中c(HA-)小于该溶液中c(HA-) C.溶液中存在H2A、HA-和A2- D.用相同浓度的NaOH溶液中和10 mL 0.1 mol·L-1 H2A的溶液,完全中和时应消耗NaOH溶液体积为20 mL 2.常温下,向100 mL蒸馏水中滴入10 mL 5 mol·L-1 HA溶液,利用传感器测得溶液中c(H+)和温度随着加入HA溶液体积的变化曲线如图所示。下列有关说法正确的是 (　　) A.HA是强酸 B.a~b段,HA电离放热,使溶液温度升高 C.c~d段,c(H+)增大,HA电离程度增大 D.c点时,加入等体积、等浓度的NaOH溶液后溶液呈碱性 题组二　电离平衡常数的应用及相关计算 3.(教材深研拓展)室温下,向0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中不断加水稀释,其溶液的pH变化如图所示[已知:Ka(CH3COOH)=1.6×10-5 mol·L-1,lg2=0.3,电离度=×100%,pH=-lgc(H+),忽略溶液体积和温度的变化],下列说法正确的是 (　　) A.x点的pH为3.2 B.x点与y点CH3COOH的电离平衡常数:Kx>Ky C.室温下,0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中,CH3COOH的电离度为4% D.升高温度,c平(H+)增大,Ka(CH3COOH)的大小保持不变 4.(经典题)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平(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 2.C 4.D 5.B 1.C　相同温度下酸的电离常数越大,酸性越强,故酸性:H2Z>H2Y>HX,A错误;H2Z是二元弱酸,分步电离,电离方程式为H2Z H++HZ-、HZ- H++Z2-,B错误;由电离常数可知酸性:H2Y>HX>HY-,根据较强酸可以制备较弱酸,知Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式为HX+Y2- HY-+X-,C正确;酸性:H2Y<H2Z,故同温下相同浓度的H2Y和H2Z溶液的pH:H2Y>H2Z,D错误。 2.C　确定物质的电离常数只与温度有关,,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。 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HCN<H2CO3<HF,c平(H+)相同的酸,酸性越弱,酸的浓度越大,则c(HCN)>c(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,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<HCN<H2CO3,向NaCN溶液中通入少量CO2,发生反应的离子方程式为CN-+CO2+H2O HCN+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)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),c(N)=c(Cl-)= mol·L-1,NH3·H2O的电离常数Kb= mol·L-1。 4.D　A项,加入少量冰醋酸,CH3COOH浓度增大,平衡正向移动,但CH3COOH的电离程度减小,错误;B项,温度不变,CH3COOH的电离平衡常数不变,错误;C项,通入少量HCl,溶液中c平(H+)增大,错误;D项,CH3COOH的电离为吸热过程,升高温度电离平衡正向移动,c平(H+)增大,pH减小,CH3COOH的电离平衡常数增大,正确。 5.B　O点冰醋酸没有电离出自由移动的离子,不能导电,A正确;溶液中离子浓度越大,溶液的导电能力越强,由题图可知,溶液导电能力:b>a>c,则溶液中c(H+):b>a>c,B错误;加水稀释,醋酸的电离平衡正向移动,醋酸的电离程度:a<b<c,C、D正确。 能力提升练 1.C 2.D 3.C 1.C　H2A分两步电离,第一步完全电离,第二步:HA-部分电离,因此0.1 mol·L-1 H2A溶液中0.1 mol·L-1<c(H+)<0.2 mol·L-1,A正确;0.1 mol·L-1 NaHA溶液和0.1 mol·L-1 H2A溶液中均存在HA- H++A2-,H2A溶液中第一步电离产生的H+抑制HA-的电离,故0.1 mol·L-1 NaHA溶液中HA-浓度小于0.1 mol·L-1 H2A溶液中HA-浓度,B正确;H2A第一步电离完全,溶液中不存在H2A,C错误;用相同浓度的NaOH溶液中和10 mL 0.1 mol·L-1 H2A的溶液,完全中和满足:n(NaOH)=2n(H2A),则消耗NaOH溶液体积为20 mL,D正确。 2.D　向100 mL蒸馏水中滴入10 mL 5 mol·L-1 HA溶液时,c(HA)≈×5 mol·L-1≈0.45 mol·L-1,而此时c(H+)约为6×10-3 mol·L-1,证明HA在溶液中部分电离,属于弱酸,A错误;a~b段,HA电离吸热,但离子与水结合形成水合离子放热,使溶液温度升高,B错误;c~d段,c(H+)增大是HA浓度增大引起的,HA浓度增大,HA的电离程度减小,C错误;c点时,加入等体积、等浓度的NaOH溶液,反应后溶质为NaA,属于强碱弱酸盐,溶液呈碱性,D正确。 3.C　CH3COOH在水中的电离方程式为CH3COOH CH3COO-+H+,已知Ka(CH3COOH)=1.6×10-5 mol·L-1,设0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中c平(CH3COO-)≈c平(H+)=a mol·L-1, mol·L-1=Ka(CH3COOH)=1.6×10-5 mol·L-1,解得a≈4×10-4,所以pH=-lgc(H+)=3.40,A错误;确定物质的电离平衡常数只与温度有关,其随温度的变化而变化,x点与y点所处温度相同,所以CH3COOH的电离平衡常数:Kx=Ky,B、D错误;室温下,0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中H+浓度为4×10-4 mol·L-1,电离度=×100%=4%,C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 反应/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,得V=73.92。 (2)根据电荷守恒得2c(Ba2+)+c平(H+)=c平(OH-)+c平(CH3COO-),由于c(CH3COO-)=2c(Ba2+)=b mol·L-1,所以c平(H+)=c平(OH-),溶液呈中性。常温下,c平(H+)=10-7 mol·L-1,c平(CH3COOH)=(-b) mol·L-1,c平(CH3COO-)=b mol·L-1,Ka(CH3COOH)= mol·L-1。 (3)由题图知,在M点时,溶液中c平(OH-)=10-10 mol·L-1,则常温下0.010 mol·L-1 HA溶液中c平(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平(H+)≈c平(A-)=10-4 mol·L-1,常温下,Ka(HA)≈ mol·L-1=1.0×10-6 mol·L-1。 9 学科网（北京）股份有限公司 $$