第3章 第1节 素养提升练-【金版教程】2025-2026学年高中化学选择性必修1作业与测评全书Word（人教版2019）

化学　选择性必修1[人教版]作业与测评 素养提升练 (建议用时：40分钟) 一、选择题 1．下列说法正确的是(　　) A．氯化钾溶液在电流作用下电离成钾离子和氯离子 B．二氧化硫溶于水能部分转化成离子，故二氧化硫属于弱电解质 C．硫酸钡难溶于水，所以硫酸钡属于弱电解质 D．纯净的强电解质在液态时，有的导电有的不导电 答案：D 解析：A项，KCl溶液不需在电流作用下就能电离成K＋和Cl－；B项，SO2本身不能电离出离子，故SO2不是电解质，SO2与H2O反应生成的H2SO3才是电解质；C项，BaSO4属于强电解质；D项，纯净的强电解质在液态时有的导电(如熔融NaCl)，有的不导电(如HCl、HClO4等)。 2．下列说法正确的一组是(　　) ①不溶于水的盐都是弱电解质　②可溶于水的盐都是强电解质　③0.5 mol·L－1一元酸溶液中H＋浓度一定为0.5 mol·L－1　④强酸溶液中的H＋浓度一定大于弱酸溶液中的H＋浓度 ⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的离子　⑥熔融的电解质都能导电 A．①③⑤⑥ B．②④⑤⑥ C．只有⑤ D．只有⑥ 答案：C 解析：电解质的强弱与溶解性无关，不溶于水的盐也可能是强电解质，如硫酸钡；可溶于水的盐也可能是弱电解质，如醋酸铅，①②错误；0.5 mol·L－1一元酸溶液未说明是强酸溶液还是弱酸溶液，当为弱酸溶液时，H＋浓度小于0.5 mol·L－1，如醋酸，③错误；H＋浓度与酸的浓度、分子中可电离出H＋的个数以及电离程度有关，与酸的强弱无必然联系，④错误；酸在熔融状态时均不导电，只有溶于水时才导电，⑥错误。 3．下列说法正确的是(　　) A．溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 B．CH3COOH电离出的CH3COO－和H＋的物质的量相等时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：溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明达到平衡状态，A错误；CH3COO－和H＋浓度不变时，CH3COOH达到平衡状态，B错误；NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，但不一定相等，C错误。 4．在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　) A. B. C. D．c(OH－) 答案：A 5．在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在电离平衡：HCNH＋＋CN－，下列叙述正确的是(　　) A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 B．加水，平衡逆向移动 C．通入少量的HCN气体，平衡正向移动，HCN的电离程度增大 D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动 答案：A 解析：加入NaOH固体，OH－与HCN电离产生的H＋反应，平衡正向移动，A正确；加水，平衡正向移动，B错误；通入HCN气体，溶液浓度增大，平衡正向移动，但HCN的电离程度减小，C错误；加入少量NaCN固体，c(CN－)增大，平衡逆向移动，D错误。 [重难点拨]　影响电离平衡的因素 影响因素 电离程度(α) 原因 内因 电解质本身性质决定电解质的电离程度 结构决定性质 外因 温度(T) T升高，α增大 电离过程是吸热的 浓度(c) c减小，α增大 c减小，离子结合生成弱电解质分子的几率小 外加电解质 同离子效应 α减小 离子(产物)浓度增大，平衡左移 消耗弱电解质电离出的离子 α增大 离子(产物)浓度减小，平衡右移 6．下列事实能证明MOH是弱碱的有(　　) ①0.1 mol·L－1 MOH溶液可以使酚酞溶液变红　②常温下，0.1 mol·L－1 MOH溶液中c(OH－)<0.1 mol·L－1　③相同温度下，0.1 mol·L－1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L－1 NaOH溶液的弱　④等体积的0.1 mol·L－1 MOH溶液与0.1 mol·L－1盐酸恰好完全反应 A．①② B．②③ C．②④ D．③④ 答案：B 解析：①0.1 mol·L－1 MOH溶液可以使酚酞溶液变红，说明MOH是碱，不能说明MOH部分电离，则不能证明MOH是弱碱；②常温下，0.1 mol·L－1 MOH溶液中c(OH－)<0.1 mol·L－1，说明MOH部分电离，为弱碱；③相同温度下，0.1 mol·L－1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L－1NaOH溶液的弱，NaOH是强碱，则MOH部分电离，为弱碱；④等体积的0.1 mol·L－1 MOH溶液与0.1 mol·L－1盐酸恰好完全反应，说明MOH是一元碱，不能说明MOH部分电离，则不能证明MOH是弱碱。 7．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　) A．加水，平衡向右移动，溶液中c(H＋)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，平衡向右移动，但溶液中c(H＋)减小，A错误；通入过量SO2气体，发生反应：SO2＋2H2S===3S＋2H2O，使平衡向左移动，由于通入过量SO2气体，最后得到亚硫酸，亚硫酸的酸性强于氢硫酸，所以溶液pH可能减小，B错误；滴加新制氯水，发生反应：Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，使平衡向左移动，但c(H＋)增大，溶液pH减小，C正确；加入少量硫酸铜固体，会生成CuS沉淀和H2SO4，溶液中c(H＋)增大，D错误。 8．已知氨水在298 K时的电离常数Kb＝1.8×10－5，该温度下某氨水中c(OH－)＝2.40×10－3 mol·L－1，这种氨水的物质的量浓度(mol·L－1)是(　　) A．5.60 B．0.32 C．3.20 D．1.80 答案：B 解析：根据NH3·H2ONH＋OH－，假设该氨水的浓度为x mol·L－1，则平衡时，c(OH－)＝c(NH)＝2.40×10－3 mol·L－1，c(NH3·H2O)＝(x－2.40×10－3) mol·L－1，代入平衡常数表达式得Kb＝＝＝1.8×10－5，解得x≈0.32。 9．常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.75×10－5、1.8×10－4，以下关于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的说法正确的是(　　) A．c(H＋)：CH3COOH>HCOOH B．等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH>CH3COOH C．HCOOH可能与NaOH发生反应：H＋＋OH－===H2O D．将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变 答案：D 解析：等浓度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性强、电离程度大，所以溶液中的c(H＋)：CH3COOH<HCOOH，故A错误；等浓度、等体积的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物质的量相等，分别加入过量的镁，产生氢气的体积相等，故B错误；HCOOH是弱酸，与NaOH发生反应：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C错误；＝，温度不变，Ka不变，故D正确。 10．现有HX、H2Y和H2Z三种酸，各酸及其盐之间不发生氧化还原反应，它们的电离常数如下表所示。 酸 电离常数(25 ℃) HX Ka＝10－9.2 H2Y Ka1＝10－6.4　K a2＝10－10.3 H2Z K a1＝10－1.9　K a2＝10－7.2 下列说法正确的是(　　) A．在水溶液中结合H＋的能力：Y2－<Z2－ B．NaHY与NaHZ两溶液混合反应的离子方程式为HY－＋HZ－===Y2－＋H2Z C．Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX＋Y2－===X－＋HY－ D．25 ℃时，浓度均为0.1 mol/L的H2Y和H2Z溶液的pH：H2Y<H2Z 答案：C 解析：H2Z的二级电离常数大于H2Y的二级电离常数，故在水溶液中结合H＋的能力：Y2－>Z2－，A错误；H2Z的一级电离常数大于H2Y的二级电离常数，故HY－＋HZ－===Y2－＋H2Z不能发生，B错误；根据电离平衡常数越大，酸性越强，判断酸性：H2Y<H2Z，故pH：H2Y>H2Z，D错误。 [重难点拨]　电离平衡常数的特点和意义 (1)特点 ①电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。 ②多元弱酸各级电离常数的大小关系是，K1K2K3故其酸性通常取决于第一步电离。 (2)意义 ―→―→ 如相同条件下常见弱酸的酸性强弱： H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。 11．相同温度下，有浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH溶液和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，其pH随lg 的变化如图所示，下列叙述错误的是(　　) A．MOH的碱性强于ROH的碱性 B．ROH的电离程度：b点大于a点 C．若两溶液无限稀释，则它们的OH－浓度相等 D．当lg ＝2时，若两溶液同时升高温度，增大 答案：D 解析：由图像分析可知0.10 mol·L－1的MOH溶液在稀释前pH为13，说明MOH完全电离，则MOH为强碱，而ROH的pH<13，说明ROH没有完全电离，ROH为弱碱。MOH的碱性强于ROH的碱性，A正确；曲线的横坐标lg 越大，表示加水稀释体积越大，由图可以看出b点的稀释程度大于a点，弱碱ROH存在电离平衡ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱电解质电离程度越大，故ROH的电离程度：b点大于a点，B正确；若两溶液无限稀释，则溶液的pH无限接近于7，故两溶液的c(OH－)相等，C正确；当lg ＝2时，即溶液稀释100倍，由于MOH发生完全电离，升高温度，c(M＋)不变；ROH存在电离平衡ROHR＋＋OH－，升高温度促进电离，平衡向电离方向移动，c(R＋)增大，故减小，D错误。 二、非选择题 12．25 ℃，CH3COOH的电离常数Ka＝1.75×10－5。 (1)计算0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)＝______________。 (2)0.1 mol·L－1的CH3COOH和0.1 mol·L－1的CH3COONa的混合溶液中，c(H＋)＝________。 (3)25 ℃，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据情况(填“变大”“变小”或“不变”)。 ①________； ②________； ③________。 答案：(1)1.32×10－3 mol·L－1　(2)1.75×10－5 mol·L－1　(3)①变小　②不变　③变大 13．电离度可表示电解质的相对强弱，电离度α＝(已电离的电解质的浓度÷溶液中原有电解质的浓度)×100%。已知25 ℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1 mol·L－1)如表所示： 编号 物质(微粒) 电离度α A 硫酸溶液(第一步完全电离)：第二步HSOSO＋H＋ 10% B 硫酸氢钠溶液：HSOSO＋H＋ 29% C 醋酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ 1.33% D 盐酸：HCl===H＋＋Cl－ 100% (1)25 ℃时，上述几种溶液中c(H＋)从大到小的顺序是________(填序号)。 (2)25 ℃时，0.1 mol·L－1硫酸溶液中HSO的电离度小于相同温度下0.1 mol·L－1硫酸氢钠溶液中HSO的电离度，其原因是___________________________________________________ __________________________________________________________________________________________________。 (3)醋酸的电离平衡常数Ka的表达式是________________________，则物质的量浓度为c mol·L－1的醋酸的电离平衡常数Ka与电 离度α的关系为Ka＝________________(用含c、α的代数式表示)。 答案：(1)ADBC (2)硫酸第一步电离产生的H＋抑制了硫酸氢根离子的电离 (3)Ka＝　 解析：(1)硫酸第一步完全电离，第二步部分电离，硫酸中c(H＋)＝(0.1＋0.1×10%) mol·L－1＝0.11 mol·L－1；硫酸氢钠溶液中c(H＋)＝(0.1×29%) mol·L－1＝0.029 mol·L－1；醋酸中c(H＋)＝(0.1×1.33%) mol·L－1＝0.00133 mol·L－1；盐酸中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，所以c(H＋)由大到小的顺序是ADBC。 (3)CH3COOH在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，则Ka＝；醋酸中c(H＋)≈c(CH3COO－)＝cα，则Ka＝ ＝＝。 [方法技巧]　有关电离平衡常数计算的常用方法 依照化学平衡计算中“三段式”法，通过起始浓度、消耗浓度、平衡浓度，结合电离常数Ka（Kb）、电离度α等条件便可以轻松地进行电离平衡的有关计算。由＝α、 ＝Ka可推出c（H＋）的常用计算公式：c（H＋）＝cα，c（H＋）＝ ，α与Ka的关系式为α＝。同样，对于一元弱碱来说，c（OH－）＝cα＝。 1 学科网（北京）股份有限公司 $$