3-2 弱电解质的解离平衡 同步作业 《化学（通用类）》同步教学 高教版

主题三 溶液与水溶液中的离子反应 第二节 弱电解质的解离平衡 同步作业 一、基础题（共70分） （一）选择题（每题3分，共33分） 1. 下列物质中，属于弱电解质的是（ ） A. 盐酸 B. 氢氧化钠 C. 醋酸 D. 氯化钠 2. 下列关于强弱电解质的说法，正确的是（ ） A. 强电解质在水溶液中完全解离，弱电解质部分解离 B. 强电解质的水溶液导电能力一定比弱电解质强 C. 强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 D. 强电解质的解离方程式用“⇌”表示，弱电解质用“=”表示 3. 弱电解质解离平衡的本质特征是（ ） A. 解离速率等于结合速率且不为零 B. 溶液中各离子浓度相等 C. 解离过程停止 D. 溶液的pH保持不变 4. 下列因素中，能使醋酸（CH₃COOH）解离平衡正向移动的是（ ） A. 加入少量醋酸钠固体 B. 加入少量盐酸 C. 加水稀释 D. 降低温度 5. 关于弱电解质解离常数（Kₐ或Kᵦ）的说法，错误的是（ ） A. 解离常数只与温度有关，与浓度无关 B. Kₐ越大，表明弱酸的解离程度越大，酸性越强 C. 同一温度下，弱电解质的解离常数越大，其对应的离子浓度越大 D. 解离常数可以通过实验测定，也可以通过理论计算得到 6. 常温下，0.1mol·L⁻¹的醋酸溶液中，下列说法正确的是（ ） A. 醋酸的解离度为100% B. 溶液中c(H⁺) = 0.1mol·L⁻¹ C. 加入少量NaOH固体，醋酸的解离度增大 D. 溶液中只存在H⁺、CH₃COO⁻两种离子 7. 下列解离方程式书写正确的是（ ） A. HCl = H⁺ + Cl⁻ B. CH₃COOH = CH₃COO⁻ + H⁺ C. NH₃·H₂O = NH₄⁺ + OH⁻ D. NaOH ⇌ Na⁺ + OH⁻ 8. 常温下，相同浓度的盐酸和醋酸溶液，下列说法正确的是（ ） A. 盐酸的pH大于醋酸的pH B. 盐酸的导电能力强于醋酸 C. 盐酸的解离常数大于醋酸 D. 中和等体积的两种溶液，消耗NaOH的物质的量不同 9. 向氨水中加入少量氯化铵固体，氨水的解离平衡将（ ） A. 正向移动，碱性增强 B. 正向移动，碱性减弱 C. 逆向移动，碱性增强 D. 逆向移动，碱性减弱 10. 下列关于弱电解质解离度的说法，正确的是（ ） A. 解离度是指解离的电解质分子数与初始电解质分子数的比值 B. 浓度越大，弱电解质的解离度越大 C. 温度越高，弱电解质的解离度越小 D. 加入相同离子的电解质，解离度不变 11. 常温下，某弱酸HA的解离常数Kₐ = 1.0×10⁻⁵，则0.1mol·L⁻¹的HA溶液中，c(H⁺)约为（ ） A. 1.0×10⁻³mol·L⁻¹ B. 1.0×10⁻⁴mol·L⁻¹ C. 1.0×10⁻⁵mol·L⁻¹ D. 1.0×10⁻⁶mol·L⁻¹ （二）填空题（每空2分，共28分） 1. 电解质是指在______或______状态下能导电的化合物，根据解离程度可分为______和______。 2. 弱电解质的解离过程是______（填“可逆”或“不可逆”）的，当______速率等于______速率时，达到解离平衡状态。 3. 影响弱电解质解离平衡的因素主要有______、______、______和______。 4. 弱酸的解离常数用______表示，弱碱的解离常数用______表示，解离常数越大，弱电解质的______越强。 5. 稀释弱电解质溶液时，解离平衡向______方向移动，解离度______（填“增大”“减小”或“不变”），这一现象称为______定律。 6. 常温下，水的离子积常数K_w = ______，纯水中c(H⁺) = c(OH⁻) = ______mol·L⁻¹。 （三）判断题（每题1分，共9分，对的打“√”，错的打“×”） 1. 能导电的物质一定是电解质，不能导电的物质一定是非电解质。（ ） 2. 弱电解质的解离平衡是动态平衡，条件改变时，平衡会发生移动。（ ） 3. 相同温度下，0.1mol·L⁻¹的醋酸溶液和0.01mol·L⁻¹的醋酸溶液，解离常数相等。（ ） 4. 向醋酸溶液中加入水，溶液中c(H⁺)一定增大。（ ） 5. 强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强，与溶液浓度无关。（ ） 6. 解离常数越大，弱电解质的解离程度越大，溶液的导电能力越强。（ ） 7. 常温下，pH = 7的溶液一定是中性溶液，因为c(H⁺) = c(OH⁻) = 1.0×10⁻⁷mol·L⁻¹。（ ） 8. 向氨水中通入HCl气体，氨水的解离平衡正向移动，碱性增强。（ ） 9. 弱电解质的解离度随浓度的减小而增大，因此无限稀释时，解离度可达到100%。（ ） 二、提升题（共30分） 简答题与探究题（每题10分，共30分） 1. ① 简述强弱电解质的区别（至少3点），结合具体物质说明；② 分析下列条件改变对醋酸（CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺）解离平衡的影响：a. 升高温度；b. 加入少量NaOH固体；c. 加入少量CH₃COONa固体；d. 加水稀释；分别说明平衡移动方向、解离度变化及c(H⁺)变化；③ 常温下，0.1mol·L⁻¹的醋酸溶液解离度为1.32%，计算该溶液中c(H⁺)、c(CH₃COO⁻)及醋酸的解离常数Kₐ（写出计算过程）。 2. ① 设计实验证明“醋酸是弱电解质，盐酸是强电解质”（至少2种实验方案），写出实验原理、仪器、步骤、预期现象及结论；② 简述解离平衡原理在生活中的应用（至少2例），结合具体场景说明；③ 常温下，某弱碱BOH的解离常数Kᵦ = 1.0×10⁻⁵，计算0.01mol·L⁻¹的BOH溶液中c(OH⁻)、pH及解离度α（写出计算过程）。 3. ① 分析温度、浓度、同离子效应、外加酸碱对弱电解质解离平衡影响的本质，结合勒夏特列原理说明；② 为什么相同浓度的强酸和弱酸，pH不同？相同pH的强酸和弱酸，浓度为什么不同？结合具体例子（如盐酸和醋酸）说明；③ 常温下，将0.1mol·L⁻¹的醋酸溶液和0.1mol·L⁻¹的醋酸钠溶液等体积混合，混合后溶液中存在CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺，已知醋酸的Kₐ = 1.8×10⁻⁵，忽略混合后体积变化，计算混合溶液中c(H⁺)及pH（写出计算过程）。 参考答案 一、基础题 （一）选择题 1. C 2. A 3. A 4. C 5. C 6. C 7. A 8. B 9. D 10. A 11. A （二）填空题 1. 水溶液中；熔融；强电解质；弱电解质 2. 可逆；解离；结合 3. 温度；浓度；同离子效应；外加酸碱 4. Kₐ；Kᵦ；解离能力（或酸性/碱性） 5. 解离；增大；稀释 6. 1.0×10⁻¹⁴；1.0×10⁻⁷ （三）判断题 1. × 2. √ 3. √ 4. × 5. × 6. × 7. √ 8. × 9. √ 二、提升题 1.① 强弱电解质的区别 区别：1. 解离程度不同，强电解质完全解离，弱电解质部分解离（如HCl完全解离，CH₃COOH部分解离）；2. 解离方程式符号不同，强电解质用“=”，弱电解质用“⇌”；3. 溶液中粒子种类不同，强电解质溶液中主要是离子，弱电解质溶液中是分子和离子共存；4. 解离常数不同，强电解质无解离常数，弱电解质有确定的解离常数。 ② 条件改变对醋酸解离平衡的影响 a. 升高温度：平衡正向移动（解离吸热），解离度增大，c(H⁺)增大； b. 加入少量NaOH固体：OH⁻与H⁺结合，平衡正向移动，解离度增大，c(H⁺)减小； c. 加入少量CH₃COONa固体：CH₃COO⁻浓度增大，平衡逆向移动，解离度减小，c(H⁺)减小； d. 加水稀释：平衡正向移动，解离度增大，c(H⁺)减小（浓度降低的影响大于解离度增大的影响）。 ③ 计算过程 c(H⁺) = c(CH₃COO⁻) = 0.1mol·L⁻¹×1.32% = 1.32×10⁻³mol·L⁻¹ 平衡时c(CH₃COOH) ≈ 0.1mol·L⁻¹（解离度小，初始浓度近似等于平衡浓度） Kₐ = [c(CH₃COO⁻)×c(H⁺)] / c(CH₃COOH) = (1.32×10⁻³×1.32×10⁻³) / 0.1 ≈ 1.74×10⁻⁵ 2.① 证明醋酸是弱电解质、盐酸是强电解质的实验方案 方案一：测相同浓度溶液的pH 实验原理：强电解质完全解离，相同浓度下c(H⁺)大，pH小；弱电解质部分解离，c(H⁺)小，pH大。 仪器：pH计、烧杯、玻璃棒、0.1mol·L⁻¹盐酸、0.1mol·L⁻¹醋酸溶液。 步骤：1. 分别取等体积的两种溶液于烧杯中；2. 用pH计分别测定两种溶液的pH。 预期现象及结论：盐酸的pH = 1，醋酸的pH > 1；证明盐酸完全解离（强电解质），醋酸部分解离（弱电解质）。 方案二：测稀释后溶液的pH变化 实验原理：强电解质稀释时pH变化幅度大，弱电解质稀释时解离平衡正向移动，pH变化幅度小。 仪器：pH计、烧杯、玻璃棒、量筒、0.1mol·L⁻¹盐酸、0.1mol·L⁻¹醋酸溶液。 步骤：1. 分别测定两种溶液的初始pH；2. 分别将两种溶液稀释100倍，搅拌均匀后测定稀释后的pH。 预期现象及结论：盐酸稀释后pH增大2（从1变为3），醋酸稀释后pH增大小于2（从约2.87变为小于4.87）；证明醋酸存在解离平衡（弱电解质），盐酸无解离平衡（强电解质）。 ② 解离平衡原理的生活应用 应用1：用醋除水垢。水垢主要成分为CaCO₃，醋酸与CaCO₃反应时，H⁺被消耗，醋酸的解离平衡正向移动，持续提供H⁺，使反应持续进行，从而除去水垢。 应用2：胃酸过多的治疗。胃酸主要成分为HCl，服用含Al(OH)₃的胃药，Al(OH)₃与H⁺反应，使胃液中H⁺浓度降低，同时促进胃中弱酸（如碳酸）的解离平衡正向移动，但整体酸性减弱，缓解不适。 ③ 计算过程 设平衡时c(OH⁻) = x mol·L⁻¹，BOH ⇌ B⁺ + OH⁻，则c(B⁺) = x，c(BOH) ≈ 0.01mol·L⁻¹ Kᵦ = [c(B⁺)×c(OH⁻)] / c(BOH) = x² / 0.01 = 1.0×10⁻⁵，解得x = 1.0×10⁻⁴mol·L⁻¹ c(H⁺) = K_w / c(OH⁻) = 1.0×10⁻¹⁴ / 1.0×10⁻⁴ = 1.0×10⁻¹⁰mol·L⁻¹，pH = -lg(1.0×10⁻¹⁰) = 10 解离度α = (1.0×10⁻⁴ / 0.01)×100% = 1.0% 3. ① 外界条件影响解离平衡的本质（结合勒夏特列原理） 温度：解离过程多为吸热，升高温度使解离速率增大的幅度大于结合速率，平衡向解离方向移动（减弱温度升高的影响）；降低温度则相反。 浓度：稀释时，单位体积内离子浓度减小，结合速率降低，平衡向解离方向移动（减弱浓度降低的影响），解离度增大。 同离子效应：加入含相同离子的电解质，离子浓度增大，结合速率加快，平衡向结合方向移动（减弱离子浓度增大的影响），解离度减小。 外加酸碱：外加酸（H⁺浓度增大），平衡向结合方向移动（减弱H⁺浓度增大的影响）；外加碱（OH⁻与H⁺结合，H⁺浓度减小），平衡向解离方向移动（减弱H⁺浓度减小的影响）。 ② 相同浓度/相同pH的强酸与弱酸差异分析 相同浓度的强酸和弱酸pH不同的原因：强酸完全解离，c(H⁺)等于浓度；弱酸部分解离，c(H⁺)远小于浓度。例如0.1mol·L⁻¹盐酸（强酸），c(H⁺)=0.1mol·L⁻¹，pH=1；0.1mol·L⁻¹醋酸（弱酸），c(H⁺)≈1.32×10⁻³mol·L⁻¹，pH≈2.87，故pH不同。 相同pH的强酸和弱酸浓度不同的原因：pH相同意味着c(H⁺)相同，强酸完全解离，浓度等于c(H⁺)；弱酸部分解离，需更高的初始浓度才能达到相同的c(H⁺)。例如pH=3的盐酸，浓度=1.0×10⁻³mol·L⁻¹；pH=3的醋酸，浓度远大于1.0×10⁻³mol·L⁻¹（因大部分醋酸未解离）。 ③ 混合溶液c(H⁺)及pH计算 混合后c(CH₃COOH) = 0.1mol·L⁻¹ / 2 = 0.05mol·L⁻¹，c(CH₃COONa) = 0.1mol·L⁻¹ / 2 = 0.05mol·L⁻¹ 设平衡时c(H⁺) = x mol·L⁻¹，CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺ 平衡时c(CH₃COO⁻) ≈ 0.05 + x ≈ 0.05mol·L⁻¹（x很小，可忽略） c(CH₃COOH) ≈ 0.05 x ≈ 0.05mol·L⁻¹ Kₐ = [c(CH₃COO⁻)×c(H⁺)] / c(CH₃COOH) = (0.05×x) / 0.05 = x = 1.8×10⁻⁵mol·L⁻¹ pH = -lg(1.8×10⁻⁵) ≈ 4.74 学科网（北京）股份有限公司 $