3.1.2 电离平衡常数及其应用-（Word同步练习）【学而思】2026-2027学年高二上学期化学选择性必修一（人教版）

**基本信息** 高中化学第三章第一节第2课时“电离平衡常数及其应用”同步练，以“基础巩固-能力提升-情境创新”分层设计，构建从概念理解到综合应用的知识巩固路径，培养化学观念与科学思维。 **分层设计** |层次|知识覆盖|设计特色| |----|----------|----------| |基础过关练|电离平衡常数概念、影响因素及简单应用|选择题为主，如判断电离常数表达式及影响因素，强化化学平衡观念| |能力提升练|电离度计算、多元弱酸电离平衡分析|结合数据表格（如弱酸电离常数比较），提升科学推理能力| |创新题型|药物吸收情境中的电离平衡应用|以乙酰水杨酸吸收为情境，体现科学探究与实践素养|

第三章　水溶液中的离子反应与平衡 第一节　电离平衡 第2课时　电离平衡常数及其应用 基础过关练 题组一　电离平衡常数的理解及影响因素 1.[2025广东惠州月考]下列关于电离常数的说法正确的是 (　　) A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B.CH3COOH的电离常数表达式为Ka= C.电离常数只受温度影响,与浓度无关 D.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大 2.[2026河南新乡联考]0.1 mol·L-1 HClO溶液中存在电离平衡:HClO ClO-+H+,并测得t ℃时HClO的Ka=b。下列说法中正确的是 (　　) A.增大c(HClO),b增大 B.加水稀释,b减小 C.b的大小只与温度有关 D.升高温度,Ka=b 3.[2026贵州遵义四中月考]苯胺(C6H5NH2)含有—NH2(氨基),具有碱性,25 ℃时,其Kb=4×10-10。下列说法错误的是 (　　) A.苯胺的电离方程式为C6H5NH2+H2O C6H5N+OH- B.0.01 mol·L-1的苯胺溶液中c(OH-)约为2×10-6 mol·L-1 C.升高温度,苯胺的电离平衡向右移动,Kb增大 D.向0.01 mol·L-1苯胺溶液中加入少量NaOH(s),苯胺的电离平衡向左移动,Kb减小 题组二　电离平衡常数的应用 4.[2025河北衡水二中月考]已知下面三个数据:6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10分别是下列有关的三种酸的电离常数,若已知下列反应可以发生:NaCN+HNO2 HCN+NaNO2;NaNO2+HF HNO2+NaF。由此可判断下列叙述不正确的是 (　　) A.Ka(HF)=6.3×10-4 B.Ka(HNO2)=6.2×10-10 C.三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN D.Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 5.[2026河北承德期中]如表是几种常见弱酸的电离平衡常数: 酸 电离常数(25 ℃) CH3COOH Ka=1.75×10-5 H2CO3 Ka1=4.5×10-7、Ka2=4.7×10-11 H3PO4 Ka1=6.9×10-3、Ka2=6.2×10-8、Ka3=4.8×10-13 下列说法正确的是 (　　) A.升高温度,Ka不变 B.向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸,将增大 C.酸性强弱:H2CO3>H3PO4>CH3COOH D.P、HP和H2P在溶液中不能大量共存 6.[2026山西太原常青藤中学月考]二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程,某温度下,其电离常数Ka1=2.5×10-4、Ka2=2×10-8。下列说法错误的是　 (　　) A.升高温度后,Ka1、Ka2均增大 B.向H2X溶液中加入少量K2X固体,c(H+)减小 C.该温度下0.1 mol·L-1的H2X溶液中c(H+)≈5×10-3 mol·L-1 D.H2X溶液加水稀释过程中,减小 7.[2026河北衡水月考]已知25 ℃时,几种弱酸的电离常数如下: HCOOH:Ka=1.8×10-4;HCN:Ka=6.2×10-10;H2CO3:Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11。 则以下反应不能自发进行的是 (　　) A.HCOOH+NaCN HCOONa+HCN B.NaHCO3+NaCN Na2CO3+HCN C.NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3 D.2HCOOH+C 2HCOO-+H2O+CO2↑ 能力提升练 题组一　弱电解质电离平衡的理解与分析 1.[2026湖南常德一中检测]25 ℃时,0.1 mol·L-1不同弱电解质电离度α(α=×100%)如表: 弱电解质 HNO2 HF NH3·H2O α/% 7.0 7.8 1.3 下列叙述错误的是 (　　) A.能发生反应HNO2+F- HF+N B.HNO2溶液加水稀释,电离度可能变为7.8% C.Kb(NH3·H2O)≈1.7×10-5 D.等体积、等c(H+)的HNO2溶液和HF溶液消耗NH3·H2O的物质的量:前者>后者 创新题型 创新点　以药物为情境考查弱电解质电离平衡 2.[2026广东东莞一中段考]常温下,一种解释乙酰水杨酸(用HA表示,Ka=1.0×10-3)药物在人体内的吸收模式如图(只有未电离的HA可自由穿过组织薄膜且达到平衡),不考虑血液、胃液体积的变化[已知血液中c(H+)=1×10-7.4 mol/L,胃液中c(H+)=0.1 mol/L],下列说法错误的是 (　　) A.血液中c(HA)与胃液中c(HA)相等 B.血液中c(A-)小于胃液中c(A-) C.在血液中,=1×104.4 D.在胃液中,= 题组二　电离平衡常数的理解与应用 3.[2026北京师范大学附中月考]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,它们的电离常数如表所示。 酸 电离常数(25 ℃) HX Ka=10-9.2 H2Y Ka1=10-6.4、Ka2=10-10.3 H2Z Ka1=10-1.9、Ka2=10-7.2 下列说法正确的是 (　　) A.结合H+的能力:X->Y2->Z2- B.0.1 mol·L-1 H2Z溶液中存在:c(H+)>c(Z2-)>c(HZ-) C.Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式:HX+Y2- HY-+X- D.用NaOH溶液中和相同c(H+)、相同体积的H2Y、H2Z溶液,后者消耗的NaOH多 4.[2026重庆育才中学月考]焦亚硫酸钠(Na2S2O5)在医药、橡胶、印染、食品等方面应用广泛。利用烟道气中的SO2生产Na2S2O5的工艺流程如图。 弱电解质 电离常数(常温下) H2CO3 Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11 H2SO3 Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8 (1)Na2S2O5属于　　　　(填“强”或“弱”)电解质;写出其在水溶液中的电离方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)写出第一次通入SO2时发生反应的离子方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)pH=4.1的NaHSO3溶液中除存在水的电离平衡外,还存在的电离平衡为　　　　　　　　　　　　　　　(用电离方程式表示),该电离平衡的平衡常数表达式为　　　　　　　;若将该溶液的体积稀释至10倍,稀释过程中(不考虑其他因素的影响),电离平衡　　　　(填“正”或“逆”)向移动,H+的浓度将　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。  (4)pH=4.1即c(H+)=10-4.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中=　　　　　　。  答案与分层梯度式解析 第三章　水溶液中的离子反应与平衡 第一节　电离平衡 第2课时　电离平衡常数及其应用 基础过关练 1.C　弱电解质的电离平衡常数只与温度有关,A错误、C正确;CH3COOH的电离常数表达式为Ka=,B错误;由于没有给出两种酸的浓度大小情况,所以电离常数大的酸溶液中c(H+)和电离常数小的酸溶液中c(H+)的大小无法比较,D错误。 2.C　电离平衡常数仅与温度有关,温度不变HClO的Ka不变,升温促进HClO电离,Ka大于b,A、B、D错误,C正确。 3.D　苯胺中含有—NH2,具有碱性,电离方程式为C6H5NH2+H2O C6H5N+OH-,A正确;c(OH-)=≈ mol·L-1=2×10-6 mol·L-1(解题技法),B正确;电离过程为吸热过程,升高温度促进苯胺电离,电离平衡向右移动,Kb增大,C正确;温度不变Kb不变,D错误。  4.B　由“强酸制弱酸”可知,酸性:HF>HNO2>HCN,弱酸的电离常数越大其酸性越强,HF、HNO2、HCN的电离常数分别为6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10,A、C、D正确,B错误。 5.D　升温促进弱酸电离,Ka增大,A错误;加入冰醋酸,Ka不变,c(H+)增大, = ,则减小(解题技法),B错误;题述三种弱酸中H3PO4的Ka1最大,酸性最强,H2CO3的Ka1最小,酸性最弱,则酸性:H2CO3<CH3COOH<H3PO4,C错误;根据H3PO4的三级电离常数可知,H2P与P反应生成HP,则P、HP与H2P不能大量共存,D正确。  6.D　二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程,升高温度,电离平衡正向移动,Ka1、Ka2均增大,A正确;H2X HX-+H+、HX- H++X-,加入K2X固体,c(X2-)增大,平衡向左移动,c(H+)减小,B正确;Ka1==2.5×10-4,忽略HX-的电离,c(HX-)≈c(H+),c(H2X)≈0.1 mol·L-1,则c(H+)≈ mol·L-1=5×10-3 mol·L-1(解题技法),C正确;加水稀释过程中,c(HX-)减小,Ka1不变,=增大,D错误。  方法技巧　应用电离常数计算c(H+)时,由于弱电解质的电离程度比较小,一般认为弱电解质的平衡浓度≈起始浓度,即忽略弱电解质电离的部分。 7.B　相同温度下,对于弱酸而言,电离常数越大,酸性越强,则酸性强弱顺序为HCOOH>H2CO3>HCN>HC。根据“强酸制弱酸”,酸性:HCOOH>HCN,所以反应HCOOH+NaCN HCOONa+HCN能发生,A不符合题意;酸性:HCN>HC,所以反应NaHCO3+NaCN Na2CO3+HCN不能发生,B符合题意;酸性:H2CO3>HCN,所以反应NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3能发生,C不符合题意;酸性:HCOOH>H2CO3>HC,在碳酸钠溶液中加入足量HCOOH溶液,可以发生反应2HCOOH+C 2HCOO-+H2O+CO2↑,D不符合题意。 方法技巧　根据电离常数的相对大小判断酸性强弱,电离常数越大,酸性越强;根据“强酸制弱酸”判断化学反应能否发生。 能力提升练 1.A　电离度:HNO2<HF,酸性:HNO2<HF,根据“强酸制弱酸”,反应HNO2+F- HF+N不能发生,A错误;温度一定时,弱电解质溶液加水稀释,电离度增大,则稀释HNO2溶液可使电离度达到7.8%,B正确;NH3·H2O的Kb=≈≈1.7×10-5(解题技法),C正确;等体积、等c(H+)的两种溶液中HNO2浓度更高,消耗的NH3·H2O的物质的量更多,D正确。 2.B　只有未电离的HA可自由穿过组织薄膜且达到平衡(破题关键),则达到平衡时,血液中c(HA)与胃液中c(HA)相等,A正确;Ka=×c(H+)=1.0×10-3,血液中c(H+)=1.0×10-7.4 mol/L,则血液中=1×104.4,同理,胃液中c(H+)=0.1 mol/L,=1×10-2,则血液中c(A-)大于胃液中c(A-),B错误,C正确;由胃液中=1×10-2可推出=,D正确。 3.C　根据题给物质的电离常数可知,酸性:H2Z>H2Y>HZ->HX>HY-,结合H+的能力:Y2->X->Z2-(易错点),A错误;H2Z的Ka1≫Ka2,0.1 mol·L-1 H2Z溶液中:c(H+)>c(HZ-)>c(Z2-),B错误;由“强酸制弱酸”知,Na2Y溶液能与过量HX反应生成NaHY和NaX,离子方程式为HX+Y2- HY-+X-,C正确;用NaOH溶液中和c(H+)相同、相同体积的H2Y、H2Z溶液,H2Y酸性弱于H2Z,两种酸溶液中H2Y浓度更高,消耗的NaOH更多,D错误。 易错分析　H2Z、H2Y对应的酸根离子分别是HZ-、HY-,而HZ-、HY-对应的酸根离子分别是Z2-、Y2-,酸的酸性越弱,对应的酸根离子越容易结合H+。 4.答案　(1)强　Na2S2O5 2Na++S2 (2)C+2SO2+H2O CO2+2HS (3)HS H++S　　正　减小 (4)8.4×10-1.8 解析　(1)Na2S2O5属于盐,为强电解质,在水溶液中完全电离。 (2)第一次通入SO2时反应的离子方程式为C+2SO2+H2O CO2+2HS。 (3)pH=4.1的NaHSO3溶液中除存在水的电离平衡外,还存在HS的电离平衡:HS H++S,平衡常数表达式为;加水稀释,电离平衡正向移动,H+浓度减小。 (4)Ka1=,Ka2=,Ka1×Ka2=×==1.4×10-2×6.0×10-8=8.4×10-10,c(H+)=10-4.1 mol·L-1,代入得=8.4×10-1.8。 7 学科网（北京）股份有限公司 $