第56练　电离平衡　电离平衡常数及电离度 课时作业（含答案）2026届高三化学一轮总复习

这是一份第56练　电离平衡　电离平衡常数及电离度 课时作业（含答案）2026届高三化学一轮总复习，共15页。试卷主要包含了 单项选择题， 非选择题等内容，欢迎下载使用。

1. 下列说法正确的是( )
A. 易溶于水的电解质一定是强电解质，难溶于水的电解质一定是弱电解质
B. 强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强
C. Na2O溶液在电流的作用下电离成Na＋和O2－
D. NaCl晶体不导电是由于NaCl晶体中不存在自由移动的离子
2. 下列物质在水中电离方程式正确的是( )
A. NaHSO4===Na＋＋H＋＋SOeq \\al(2－,4)
B. NH3·H2O===NHeq \\al(＋,4)＋OH－
C. Ca(NO3)2===Ca2＋＋2NOeq \\al(2－,3)
D. H2CO3===2H＋＋COeq \\al(2－,3)
3. 改变下列条件，能使CH3COOH溶液的电离平衡向右移动，且c(H＋)增大的是( )
A. 加入CH3COONa固体
B. 加入蒸馏水
C. 通入HCl气体
D. 升高温度
4. (2024·宁海中学高三上期初)关于0.1 ml·L－1氨水，下列说法正确的是( )
A. 加水稀释，氨水中所有的离子浓度都减小
B. 加水稀释，氨水的电离平衡正向移动，eq \f(c（OH－）,c（NH3·H2O）)减小
C. 加入浓氨水，氨水的电离平衡正向移动，NH3·H2O的电离度增大
D. 加入浓氨水，水的电离平衡逆向移动，c(H＋)·c(OH－)不变
5. 常温下0.1 ml·L－1氨水pH为11，则下列说法中不正确的是( )
A. 此溶液中NH3·H2O在常温下的电离度约为1%
B. 若向此溶液中通入少量氨气，NH3·H2O电离平衡正向移动，水的电离平衡逆向移动
C. 若向其中加入pH为11的NaOH溶液，NH3·H2O电离平衡不移动，但n(NHeq \\al(＋,4))减小
D. 若向其中加入少量水，溶液中n(H＋)增大
6.
硼酸(H3BO3)在水溶液中存在电离平衡：H3BO3＋H2O[B(OH)4]－＋H＋ K＝10－9.34。用0.01 ml·L－1 NaOH溶液分别滴定体积均为20 mL的0.01 ml·L－1硼酸溶液、0.01 ml·L－1硼酸和甘露醇混合溶液，滴定过程中硼酸溶液pH，混合溶液的eq \f(ΔpH,ΔV)随加入的NaOH溶液体积的变化如图。
已知：
下列说法错误的是( )
A. 加入甘露醇有利于硼酸的准确滴定
B. 从V1 mL滴定到V2 mL，混合溶液的ΔpH比硼酸溶液的ΔpH大
C. P点：c(Na＋)>c(H3BO3)＝c{[B(OH)4]－}
D. W点：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(H3BO3)－c(OH－)＝0.01 ml·L－1
7. 已知：室温时，0.1 ml·L－1某一元弱酸HA在水中有0.1%发生电离。下列叙述错误的是( )
A. 该溶液中c(H＋)＝10－4 ml·L－1
B. 升高温度，溶液的酸性减弱
C. 该一元酸的电离平衡常数约为1×10－7
D. 向一元酸HA的溶液中，通入HCl气体，HA的电离平衡逆向移动，但c(H＋)增大
8. 0.01 ml·L－1某一元弱酸HA溶液中的c(H＋)＝10－4 ml·L－1，则其电离度为( )
A. 1% B. 2% C. 5% D. 10%
9. 常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是( )
A. 溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
B. 溶液Ⅱ中的HA的电离度[eq \f(c（A－）,c总（HA）)]为eq \f(1,101)
C. 溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D. 溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4
10. (2024·苏州高三下三模)常温常压下，H2S气体在水中的饱和浓度约为0.10 ml·L－1，已知：Ka1(H2S)＝1.1×10－7，Ka2(H2S)＝1.3×10－13；Ksp(FeS)＝6.3×10－18。下列说法不正确的是( )
A. 饱和H2S溶液中存在c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)>c(OH－)
B. 向10 mL 0.010 ml·L－1 H2S溶液中加几滴浓盐酸，使其浓度达到0.010 ml·L－1，此时溶液中c(S2－)约为1.4×10－18 ml·L－1
C. 向0.010 ml·L－1 FeCl2溶液中通入H2S气体直至饱和，溶液中有FeS沉淀生成
D. FeS(s)＋2H＋(aq)Fe2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数为4.4×102
11. 常温下，用0.100 0 ml·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 ml·L－1 H3PO4溶液时，V(NaOH)、各含磷元素微粒的lg[c/(ml·L－1)]和pH的关系如图。下列说法正确的是( )
A. 曲线①代表lg c(POeq \\al(3－,4))与pH的关系
B. b点时，溶液中c(HPOeq \\al(2－,4))＜10c(H3PO4)
C. 常温下，H3PO4的eq \f(Ka1,Ka2)＝102.88
D. d点时，溶液中存在2c(H3PO4)＋c(H2POeq \\al(－,4))＜c(POeq \\al(3－,4))
12. (2024·全国新课标卷)常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中，分布系数δ与pH的变化关系如图所示。[比如：δ(CH2ClCOO－)＝eq \f(c（CH2ClCOO－）,c（CH2ClCOOH）＋c（CH2ClCOO－）)]
下列叙述正确的是( )
A. 曲线M表示δ(CHCl2COO－)～pH的变化关系
B. 若酸的初始浓度为0.10 ml·L－1，则a点对应的溶液中有c(H＋)＝c(CHCl2COO－)＋c(OH－)
C. CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10－1.3
D. pH＝2.08时，eq \f(电离度α（CH2ClCOOH）,电离度α（CHCl2COOH）)＝eq \f(0.15,0.85)
二、 非选择题
13. (2024·泰州中学高三上月考)食醋是烹饪美食的调味品，有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时，HAc的Ka＝1.75×10－5＝10－4.76。
某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
提出假设：稀释HAc溶液或改变Ac－浓度，HAc电离平衡会发生移动。设计方案并完成实验用浓度均为0.1 ml·L－1的HAc和NaAc溶液，按下表配制总体积相同的系列溶液；测定pH，记录数据。
(1)根据表中信息，数据：a＝__________，b＝__________。
(2)由实验Ⅰ和Ⅱ可知，稀释HAc溶液，电离平衡正向移动；结合表中数据，给出判断理由：____________________________________________________________________________。
(3)由实验Ⅱ～Ⅷ可知，增大Ac－浓度，HAc电离平衡__________(填“正”或“逆”)向移动。实验结论：假设成立。
第56练 电离平衡 电离平衡常数及电离度
1. D 解析：易溶于水的电解质不一定是强电解质，如醋酸是弱电解质，难溶于水的电解质不一定是弱电解质，如氯化银、硫酸钡都是强电解质，故A错误；电解质溶液导电能力与离子浓度成正比，与电解质强弱无关，故B错误；Na2O和水反应生成氢氧化钠，氢氧化钠溶液中电离出钠离子和氢氧根离子，不需要通电，故C错误；含有自由移动离子或电子的物质能导电，氯化钠晶体不导电是由于氯化钠晶体中不存在自由移动的离子，故D正确。故选D。
2. A 解析：NH3·H2O是弱电解质，电离方程式应该用可逆符号，B错误；NOeq \\al(－,3)带一个单位的负电荷，C错误；H2CO3是二元弱酸，分步电离，电离方程式为H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3)，D错误。
3. D 解析：加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋逆向移动，c(H＋)减小，A不选；加入蒸馏水，电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋向右移动，但溶液酸性减弱，c(H＋)减小，B不选；通入HCl气体，溶液中c(H＋)增大，电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋逆向移动，C不选；CH3COOH的电离平衡吸热，升高温度CH3COOHCH3COO－＋H＋向右移动，c(H＋)增大，D选。故选D。
4. D 解析：加水稀释，氨水中氢氧根离子浓度减小，则氢离子浓度增大，故A错误；加水稀释，氨水的电离平衡正向移动，氢氧根物质的量增大，氨水物质的量减小，则eq \f(n（OH－）,n（NH3·H2O）)增大，两种粒子体积相等，则eq \f(c（OH－）,c（NH3·H2O）)增大，故B错误；加入浓氨水，氨水的电离平衡正向移动，氨水浓度增大，则NH3·H2O的电离度减小，故C错误；加入浓氨水，溶液中氢氧根的浓度增大，水的电离平衡逆向移动，c(H＋)·c(OH－)＝Kw，温度不变，Kw不变，故D正确。故选D。
5. C 解析：常温下0.1 ml·L－1氨水pH为11，即c(H＋)＝10－11 ml·L－1，则c(OH－)＝eq \f(Kw,c（H＋）)＝10－3 ml·L－1，据此解答。根据电离方程式建立三段式：
则此溶液中NH3·H2O在常温下的电离度约为：eq \f(0.001,0.1)×100%＝1%，A正确；若向此溶液中通入少量氨气，即NH3·H2O的浓度增大，NH3·H2O电离平衡正向移动，溶液碱性增强，对水的电离的抑制程度增大，则水的电离平衡逆向移动，B正确；向其中加入pH为11的NaOH溶液，溶液体积增大，c(NHeq \\al(＋,4))减小，NH3·H2O电离平衡正向移动，n(NHeq \\al(＋,4))增大，C错误；若向氨水中加入少量水，将促进NH3·H2O电离，但NH3·H2O电离增大程度小于溶液体积增大程度，导致溶液中c(OH－)减小，温度不变，离子积常数不变，则溶液中c(H＋)增大，溶液体积也增大，所以溶液中n(H＋)增大，D正确。故选C。
6. D 解析：随着NaOH溶液的加入，溶液的碱性逐渐增强，溶液pH逐渐增大，因此P、W两点所在曲线为溶液pH与V(NaOH)变化曲线，而M、N两点所在曲线是eq \f(ΔpH,ΔV)与V(NaOH)的变化曲线。根据已知条件可知：加入甘露醇后，能够与弱酸H3BO3电离产生的酸根阴离子[B(OH)4]－结合形成甘露醇­硼酸配离子，使[B(OH)4]－浓度减小，硼酸的电离平衡正向移动，促进硼酸电离平衡正向移动，有利于硼酸的准确滴定，A正确；加入甘露醇后，能够与弱酸H3BO3电离产生的酸根阴离子[B(OH)4]－结合形成甘露醇­硼酸配离子，使[B(OH)4]－浓度减小，硼酸的电离平衡正向移动，促进硼酸电离平衡正向移动，利于与NaOH溶液的反应，所以混合溶液的ΔpH比硼酸溶液的ΔpH大，B正确；P点的pH＝9.34，c(H＋)＝10－9.34 ml·L－1，H3BO3的电离平衡常数K＝eq \f(c{[B（OH）4]－}·c（H＋）,c[B（OH）3])＝10－9.34，此时碱性溶液中NaOH过量，即P点：c(Na＋)>c(H3BO3)＝c{[B(OH)4]－}，C正确；W点对应的V(NaOH)的eq \f(ΔpH,ΔV)最大，是pH的转折点，则该点时V(NaOH)＝V(H3BO3)＝20 mL，溶液中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)===c{[B(OH)4]－}＋c(OH－)，根据物料守恒可知c(H3BO3)＋c{[B(OH)4]－}＝0.005 ml·L－1，整理可得c(Na＋)＋c(H＋)＋c(H3BO3)－c(OH－)＝0.005 ml·L－1c(HS－)>c(OH－)>c(S2－)，故A错误；由电离常数可得：Ka1(H2S)Ka2(H2S)＝eq \f(c（S2－）·c2（H＋）,c（H2S）)，由题意可知，溶液中氢离子浓度和氢硫酸浓度都约为0.01 ml·L－1，则溶液中硫离子浓度约为eq \f(1.1×10－7×1.3×10－13,0.01 ml·L－1)≈1.4×10－18 ml·L－1，故B正确；氢硫酸饱和溶液中氢离子浓度约等于硫氢根氢离子浓度，由电离常数Ka2(H2S)＝eq \f(c（S2－）·c（H＋）,c（HS－）)可知，溶液中硫离子浓度约为1.3×10－13 ml·L－1，则溶液中浓度熵Qc＝c(Fe2＋)·c(S2－)＝0.01×1.3×10－13＝1.3×10－15＞Ksp(FeS)＝6.3×10－18，所以溶液中有氯化亚铁生成，故C正确；由方程式可知，反应的平衡常数K＝eq \f(c（H2S）·c（Fe2＋）,c2（H＋）)＝eq \f(c（H2S）·c（Fe2＋）·c（S2－）,c2（H＋）·c（S2－）)＝eq \f(Ksp,Ka1Ka2)＝eq \f(6.3×10－18,1.1×10－7×1.3×10－13)≈4.4×102 ml·L－1，故D正确。故选A。
11. B 解析：根据图中a点，V(NaOH)＝10 mL时，溶液中溶质为n(H3PO4)∶n(NaH2PO4)＝1∶1，故③④为磷酸和磷酸二氢钠的曲线，又因为随着pH变大，H3PO4浓度变小，故③为lg c(H3PO4)与pH的关系曲线，④为lg c(H2POeq \\al(－,4))与pH的关系曲线；又因为pH＝2.12时，c(POeq \\al(3－,4))最小，故曲线②为lg c(POeq \\al(3－,4))与pH的关系曲线。①为lg c(HPOeq \\al(2－,4))与pH的关系曲线，据此分析回答。根据上述分析可知，曲线①代表lg c(HPOeq \\al(2－,4))与pH的关系，A错误；根据图中a点c(H3PO4)＝c(H2POeq \\al(－,4))，Ka1＝eq \f(c（H＋）·c（H2POeq \\al(－,4)）,c（H3PO4）)＝c(H＋)＝10－2.12；根据图中c点c(H2POeq \\al(－,4))＝c(HPOeq \\al(2－,4))，Ka2＝eq \f(c（H＋）·c（HPOeq \\al(2－,4)）,c（H2POeq \\al(－,4)）)＝c(H＋)＝10－7.20，则b点时，V(NaOH)＝20 mL，溶质为NaH2PO4，此时溶液pH＝5，c(H＋)＝10－5 ml·L－1，Ka1·Ka2＝eq \f(c（H＋）·c（H2POeq \\al(－,4)）,c（H3PO4）)×eq \f(c（H＋）·c（HPOeq \\al(2－,4)）,c（H2POeq \\al(－,4)）)，eq \f(c（HPOeq \\al(2－,4)）,c（H3PO4）)＝eq \f(Ka1·Ka2,c2（H＋）)＝eq \f(10－2.12×10－7.20,（10－5）2)＝100.68＜10，故b点时溶液中c(HPOeq \\al(2－,4))＜10c(H3PO4)，B正确；a点，V(NaOH)＝10 mL，溶液中溶质为c(H3PO4)∶c(NaH2PO4)＝1∶1，即c(H3PO4)＝c(H2POeq \\al(－,4))，Ka1＝eq \f(c（H＋）·c（H2POeq \\al(－,4)）,c（H3PO4）)＝c(H＋)＝10－2.12；c点时，V(NaOH)＝30 mL，c(H2POeq \\al(－,4))∶c(HPOeq \\al(2－,4))＝1∶1，即c(H2POeq \\al(－,4))＝c(HPOeq \\al(2－,4))，Ka2＝eq \f(c（H＋）·c（HPOeq \\al(2－,4)）,c（H2POeq \\al(－,4)）)＝c(H＋)＝10－7.20，则eq \f(Ka1,Ka2)＝eq \f(10－2.12,10－7.20)＝105.08，C错误；d点时，V(NaOH)＝40 mL，n(NaOH)＝2n(H3PO4)，溶液中溶质为Na2HPO4，溶液中存在质子守恒c(H＋)＋2c(H3PO4)＋c(H2POeq \\al(－,4))＝c(POeq \\al(3－,4))＋c(OH－)，此时溶液pH为10.00，溶液显碱性，则c(OH－)＞c(H＋)，则2c(H3PO4)＋c(H2POeq \\al(－,4))＞c(POeq \\al(3－,4))，D错误。故选B。
12. D 解析：随着pH的增大，CH2ClCOOH、CHCl2COOH浓度减小，CH2ClCOO－、CHCl2COO－浓度增大，—Cl为吸电子基团，CHCl2COOH的酸性强于CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)>Ka(CH2ClCOOH))，δ(酸分子)＝δ(酸根离子)＝0.5时的pH分别约为1.3、2.8，则两种酸的电离常数分别为Ka(CHCl2COOH)≈10－1.3，Ka(CH2ClCOOH)≈10－2.8，由此分析解题。根据分析，曲线M表示δ(CH2ClCOO－)～pH的变化关系，A错误；根据Ka(CHCl2COOH)＝eq \f(c（CHCl2COO－）×c（H＋）,c（CHCl2COOH）)，初始c0(CHCl2COOH)＝0.1 ml·L－1，若溶液中溶质只有CHCl2COOH，则c(CHCl2COO－)＝c(H＋)≈eq \r(Ka（CHCl2COOH）c0（CHCl2COOH）)＝10－1.15 ml·L－1，但a点对应的c(H＋)＝0.1 ml·L－1，说明此时溶液中加入了酸性更强的酸，根据电荷守恒，c(H＋)>c(CHCl2COO－)＋c(OH－)，B错误；根据分析，CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10－2.8，C错误；电离度α＝eq \f(n电离,n始)，n始＝n电离＋n未电离，则α(CH2ClCOOH)＝δ(CH2ClCOO－)，α(CHCl2COOH)＝δ(CHCl2COO－)，pH＝2.08时，δ(CH2ClCOO－)＝0.15，δ(CHCl2COO－)＝0.85，D正确。故选D。
13. (1)3.00 33.00 (2)实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10倍，而实验Ⅱ的pH增大值小于1 (3)逆
解析：(1)NaAc溶液和HAc溶液的浓度相同，实验Ⅶ的溶液中n(NaAc)∶n(HAc)＝3∶4，V(HAc溶液)＝4.00 mL，因此V(NaAc溶液)＝3.00 mL；由实验Ⅰ可知，溶液最终的体积为40.00 mL，则V(H2O)＝33.00 mL；
(2)实验Ⅰ所得溶液的pH＝2.86，实验Ⅱ的溶液中c(HAc)为实验Ⅰ的eq \f(1,10)，稀释过程中，若电离平衡不移动，则实验Ⅱ所得溶液的pH＝2.86＋1＝3.86，但实际溶液的pH＝3.36