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高二期末专题复习3 水溶液中的离子平衡


水溶液中的离子平衡
考纲再读
1.了解水的电离、离子积常数及溶液 pH 的定义,了解测定溶液 PH 的方法,能 进行 PH 的简单计算。 2. 了解强弱电解质的概念, 了解电解质在水溶液中的电离及电解质溶液的导电性, 了解电解质在水溶液中的电离平衡。 3.了解盐类水解的原理及影响盐类水解程度的主要因素,了解盐类水解的应用。 4.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉

淀转化的本质。

主干知识整合

1、理解电解质和非电解质时要注意: ①电解质、非电解质都是化合物; ②电解质必须是本身电离, 而不是与水反应后的产物易电离, 如: SO2、 NH3、 CO2 等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物

-1-

电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强,在水中就越完全电离, 反之就越难电离。只有在相同条件下,强电解质溶液的导电性比弱电解质的强(即 导电性对比实验) 。 2、 “酸、碱恰好完全反应”与“自由 H+与 OH-恰好中和”酸碱性判断方法: (1) 、酸、碱恰好反应(现金+存款相等) :恰好生成盐和水,看盐的水解判断溶 液酸碱性。 (无水解,呈中性) (2) 、自由 H+与 OH-恰好中和,生成盐和水,结果是弱者大量剩余,溶液显示 弱者的性质。 3、酸式盐溶液的酸碱性: ①只电离不水解:如 HSO4- ②电离程度>水解程度,显酸性 (如: HSO3- 、H2PO4-) ③水解程度>电离程度,显碱性(如:HCO3- 、HS- 、HPO42-) 4、Kw=c H+ c OH 。由于水中 c H =c OH ,纯水总是中性的。 不

能认为 c H 或 c OH

等于 10 7 mol/L 或 pH=7 的溶液就一定是中性溶液,

不能把 pH=7 作为判断一切溶液酸、碱性的分界线,应比较 c H+ 和 c OH 的大小。 (1) 酸、碱可以打破水的电离平衡,促使水的电离平衡逆向移动,造成 c H+)≠ c OH) ,α w 下降。 (2) 水解盐可以打破水的电离平衡,促使水的电离平衡正向移动,α W 增大。 (3) 温度可以影响水的电离平衡。水的电离是吸热反应,温度升高,水的电离平衡 向右移动,α W 增大,KW 增大,pH 值降低,但 c H+) w=c OH)w。常温时 水的离子积 KW=10 14,100℃时,KW=10 12。 5、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律: ①中学化学常见的有三对 等浓度的 HAc 与 NaAc 的混合溶液:弱酸的电离>其对应弱酸盐的水解,溶液呈 酸性 等浓度的 NH3·H2O 与 NH4Cl 的混合液:弱碱的电离>其对应弱碱盐的水解,溶 液呈碱性

-2-

等浓度的 HCN 与 NaCN 的混合溶液:弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解,溶液呈 碱性 ②掌握其处理方法(即抓主要矛盾) 例:0.1mol/LCH3COOH 和 0.1mol/LCH3COONa 溶液等体积混合后溶液呈酸性, 则∵溶液呈酸性,∴CH3COOH 的电离>CH3COONa 的水解,∴[HAc] < 0.05mol/L, [Ac-] >0.05mol/L. (因为 NaAc 的水解呈碱性被 HAc 的电离呈酸性所掩盖, 故可当作 “只 HAc 电离, 而 NaAc 不水解”考虑,即只考虑酸的电离。 ) 6、沉淀溶解平衡: 沉淀溶解平衡属于化学平衡,具有化学平衡的一切特征。 溶解平衡的表达式: MmAn mMn+(aq)+ nAm-(aq) ,

溶度积 Ksp=[c(Mn+)]m· [c(Am-)]n,它反映了难溶电解质在水中的溶解 能力,它的大小与温度有关,而与浓度无关。 沉淀溶解平衡移动方向的判断: 溶度积规则:离子积 Qc=c(Mn+) m ·c(Am-) n Qc>Ksp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉淀。 Qc=Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和溶液。 Qc<Ksp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解。 7、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性 ①加水均能促进三大平衡; ②加热均能促进三大平衡(溶解平衡个别例外) ③三大平衡均为水溶液中的平衡,故都不受压强的影响. ④均遵循勒夏特列原理。

例题讲解
例 1.下列浓度关系正确的是. A. 氯水中:c(Cl2)=2[c( ClO )+c( Cl )+C(HClO)]
? ?

-3-

B. 氯水中:c( Cl )>c( H )>c( OH )>c( ClO ) C. 等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合:c( Na )=c( CH 3 COO )
?

?

?

?

?

?

D. Na 2 CO 3 溶液中:c 【答案】D

( Na ? )?c(CO 2? )?c(OH ? )?c( HCO 3 )?c( H ? )
3

?

【解析】根据氯水中所含粒子的种类可知氯水中也含有氯气分子 A 设置了一个貌 似物料守恒的式子而忽视了氯气分子的存在,故 A 错;根据 Cl2+H2O HClO+H

++Cl-, HCl 完全电离 而 HClO 部分电离, 可知正确的顺序 c(H+)>c(Cl—)>c(ClO —)>c(OH—), B 错;C 项等物资的量的强碱与弱酸混合生成强碱弱酸盐溶液显碱 性 c( OH )>c( H ),再根据溶液中电荷守恒可以判断 c( Na )>c( CH 3 COO ) ;
?

?

?

?

D 项比较简单 【考点分析】考查 溶液中离子浓度大小比较 ,要抓住三个守恒。 例 2.向 V mL BaCl2 溶液中加入一定体积的 0.05 mol / L 的硫酸溶液,两者可恰好 完全反应,且反应后溶液的 pH 为 3.0。则原 BaCl2 溶液的物质的量浓度为 ( A. 5.05× 10-3 mol / L C. 5.00× 10-3 mol / L B. 5.05× 10-4 mol / L D. 5.00× 10-4 mol / L )

【解析】 :设硫酸溶液的体积为 x mL,pH=1,稀释 100 倍,混合溶液的 pH=3, 故体积 V 为 99x,则算出浓度为 5.05× 10-4 mol / L;故应选 B。 例 3. 用水稀释 0.1 摩/升氨水时,溶液中随着水量的增加而减小的是( A. c(OH-)/c(NH3· H2O) C. c(H+)和 c( OH )的乘积
?



B. c(NH3· H2O)/c( OH ) D. OH- 的物质的量

?

【解析】加水稀释,一方面溶液中所有的微粒的浓度都会同等程度地降低;另一 方面氨水的电离平衡将向电离的方向移动,即产物降低的幅度小一点,反应物降 低的幅度大一点;随着电离平衡向电离的方向移动, OH 的数目或物质的量还是 比稀释前要多。 例 4.Fe(OH)3 难溶于水,存在平衡:Fe(OH)3 Fe3++3 OH ,在 Fe(OH)3
? ?

悬浊物中加入少量下列物质后,可使溶液中的 Fe3+浓度增大的是

-4-

A.NaOH 溶液

B.稀 HCl
?

C .稀 HI

D.水
?

【解析】A 项增大了 OH 浓度,使平衡向逆反应方向移动;B 项消耗 OH ,使平 衡向正向移动;C 项既消耗 OH , I 又能与 Fe3+发生氧化还原反应;D 项的平衡 尽管向正向移动,但溶液中所有的微粒浓度都会降低。所以选 B
?

?

五大平衡常数的应用及其相互关系
一、化学平衡常数 在一定温度下,可逆反应达到平衡状态时,生成物浓度的幂次方乘积与反 应物浓度的幂次方乘积之比叫化学平衡常数,用 K 表示。 1.考查化学平衡常数表达式的书写 在一定温度下,写出某可逆反应达到化学平衡状态时的化学平衡常数表达式。 (1)固体或纯液体的浓度是常数。如果有固体或纯液体参加反应或生成时,化 学平衡常数表达式中不能出现固体或纯液体;水溶液中进行的反应,如有水参加 反应,由于水的浓度是常数,不出现在表达式中;非水溶液中进行的反应,若有 水参加反应或生成,则应出现在表达式中。例如: ①CaCO3 (s) ②3Fe(s)+4H2 O(g) c4 (H2 ) K= 4 c (H2 O )
- ③Cr2 O2 7 (aq)+H2 O(l) - c2 (CrO2 c2 (H+) 4 )· - c(Cr2 O2 7 ) - + 2CrO 2 4 (aq)+2H (aq)

CaO(s)+CO 2 (g) K=c(CO 2 ) Fe3 O4 (s)+4H2 (g)

K=

④CH3 COOH(l)+CH3 CH2 OH(l) K= c(CH3 COOCH2 CH3 )· c(H2O ) c(CH3 COOH)· c(CH3 CH2 OH)

CH3 COOCH2 CH3 (l)+ H2 O(l)

(2)化学平衡常数表达式与化学计量数一一对应,方程式中化学计量数不同, 表达式就不同;可逆反应中,正反应的化学平衡常数与逆反应的化学平衡常数互 为倒数。例如:同一温度下,下列反应的平衡常数分别为 K1 、K2 、K3 。
-5-

①I2 (g)+ H2 (g) 1 I2 (g)+ H2 (g)。 2

2HI(g) ;②2HI(g)

I2 (g)+H2 (g) ;③HI(g)

c2 (HI) c(H2 )· c(I2 ) c(H2 )· c(I2 ) 则:K1 = 、K 2 = 、K 3 = , 2 c(H2 )· c(I2 ) c (HI) c(HI) 可得 K1 ·K2 =1,K2 =K2 3。 2.判断平衡状态时的含量 根据在某种情况下可逆反应达到平衡时确定各组分的浓度, 从而计算出 K, 或 者根据 K 计算可逆反应达到平衡时某种组分的浓度(可以换算成其他物理量)。 将 1 mol H2 O(g)和 1 mol CO(g)充入反应容器中, 发生反应 CO(g) +H2 O(g) CO2 (g)+H2 (g),达到平衡时,有 2/3 的 CO 转化为 CO2 。在

相同条件下,将 1 mol CO(g)和 2 mol H2 O(g)充入同一反应容器中,当反应达到平 衡后,混合气体中 CO2 的体积分数可能为( A.22.2% C.33.3% 【解析】 D.37.8% 首先计算出反应的化学平衡常数: CO(g)+H2 O(g) 起始/mol: 变化/mol: 平衡/mol: 1 2/3 1/3 1 2/3 1/3 CO2 (g)+ H2 (g) 0 2/3 2/3 0 2/3 2/3 B.28.2% )

K=c(CO 2 )· c(H2 )/[c(CO)· c(H2 O)]=(2/3)2 /(1/3)2 =4 在相同条件下,充入 1 mol CO(g)和 2 mol H2 O(g),则有: CO(g)+H2 O(g) 起始/mol: 变化/mol: 平衡/mol: 1 x 1-x 2 x 2-x CO2 (g)+ H2 (g) 0 x x 0 x x

K = c(CO 2 )· c(H2 )/[c(CO)· c(H2 O)] = x 2 /[(1 - x )· (2 - x )] = 4 ,解得 x ≈ 0.846 ,即 x φ(CO 2 )= ×100%=28.2%。 3
-6-

【答案】

B

本题也可以用极值法进行求解,第一次充入 1 mol H2 O(g)和 1 mol CO(g),达 到平衡时 CO 的转化率为 2/3。第二次充入物质的量相当于第一次充入后再次充入 1 mol H2 O(g),平衡正向移动,所以 CO 的转化率大于 2/3,CO2 的体积分数一定大 于 22.2%。 CO 一定不可能完全转化为 CO 2 , 所以其体积分数一定小于 1/3, 即 33.3%, 故只有选项 B 满足条件。

3.判断反应进行的方向 对于可逆反应 mA(g)+n B(g) pC(g)+qD(g),在一定温度下的任意

时刻,生成物浓度系数幂次方乘积除以反应物浓度系数幂次方乘积所得的比,即 cp (C)· cq (D) Qc= m ,称为该反应的浓度商。若同一温度下该可逆反应达到平衡 c (A)· cn (B) 时的平衡常数为 K。 则: ①Qc<K, 反应向正反应方向进行; ②Qc=K, 反应处于平衡状态; ③Qc>K, 反应向逆反应方向进行。 在 某温 度下 ,在 一容 积 可变 的容 器中 ,反 应 2A(g) + B(g) 2C(g)达到平衡时,A、B 和 C 的物质的量分别为 4 mol、 2 mol 和 4 mol。 保持温度和压强不变,对平衡混合物中三者的物质的量进行如下调整,可使平衡 右移的是( ) B.均加倍 D.均减少 1 mol

A.均减半 C.均增加 1 mol 【解析】

温度和压强不变,根据阿伏加德罗定律,得到气体的体积与气体

的物质的量成正比。假设 1 mol 气体的体积为 V L,平衡时 10 mol 混合气体的体积 为 10V L,则 K= c (C ) = c (A)· c(B)
2 2



4 )2 10V

4 2 ( )2 〃 10V 10V

=5V。

A 项和 B 项中各物质的量均减半或加倍,根据阿伏加德罗定律,总气体的体 积同比变化,各物质的浓度不变,平衡不移动。C 项中各物质的物质的量均增加 1 mol,气体的总的物质的量是 13 mol,体积是 13V L:Qc=
-7-

c2 (C) = c2 (A)· c(B)

( (

5 )2 13V

5 3 )2 〃 13V 13V

≈4.33V<K,平衡向右移动。D 项中各物质

的量均减少 1 mol, 气体的总的物质的量是 7 mol, 体积是 7V L: Qc= = ( 3 2 ) 7V

c2 (C) c2 (A)· c(B)

3 1 ( )2 〃 7V 7V 【答案】

=7V>K,平衡向左移动。

C

二、弱电解质的电离常数 1.表达式:(1)对于一元弱酸 HA:HA c(H+)· c(A-) 。 c(HA) (2) 对 于 一 元 弱 碱 BOH : BOH c(OH-)· c(B+) 。 c(BOH) 2.特点:(1)电离常数只与温度有关,升温,Ka 增大。 (2)相同条件下,Ka 越大,表示该弱电解质越易电离,所对应的酸性或碱性相 对越强。 (3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 Ka1 ?Ka2 ?Ka3 ,故多元弱酸的酸性 取决于其第一步电离常数。 考点:以弱酸或弱碱的电离常数为载体,考查多种酸或碱性质的比较,或稀 释时的变化情况,还有可能考查弱酸或弱碱对应的同类型盐的水解能力的强弱。 已知三个数据:7.2×10 4 、4.6×10 4 、4.9×10
- - -10

H++ A- ,电离常数 Ka=

B + + OH - , 电 离 常 数 Ka =

,分别是三

种酸的电离常数,若已知可以发生反应 NaCN +HNO 2 ===HCN +NaNO 2、NaCN + HF===HCN +NaF、NaNO2 +HF===HNO2 +NaF。 由此可判断下列叙述不正确的是( )

-8-

A.Ka(HF)=7.2×10-4 B.Ka(HNO 2 )=4.9×10-10 C.同浓度的钠盐溶液的碱性是 NaF<NaNO2 <NaCN D.根据两个反应即可得出一元弱酸的稀释情况如图所示 【解析】 相同温度下弱电解质的电离常数是比较弱电解质相对强弱的依据

之一。根据第一、第三个反应可知三种一元弱酸的强弱顺序为 HF>HNO 2 >HCN 。 由此可判断 Ka(HF)>Ka(HNO 2 )>Ka(HCN), 其对应的数据依次为 Ka(HF)=7.2×10-4 、 Ka(HNO 2 )=4.6×10-4 、Ka(HCN)=4.9×10-10 。同浓度的钠盐溶液的碱性是对应的 酸越强,碱性越弱,即 NaF<NaNO2 <NaCN 。酸性越强,稀释时变化曲线的斜率越 大。 【答案】 B

三、水的离子积常数 在一定温度下,c(H+)· c(OH-)是个常数,通常用 Kw 表示,称为水的离子积 常数,简称离子积常数。其表达式为 Kw=c(H+)· c(OH-),25 ℃时该常数为 1×10
-14

。 ①Kw 是一定温度的常数,温度不变,水的离子积常数不变。 ②在任何情况下,无论是把酸还是把碱加到水中,纯水电离出的 c(H+ )=c(OH



)。 考点:考查 Kw 与温度的变化、溶液 pH 之间的联系。利用 Kw 与温度的变化来

考查溶液 pH 的计算,是高考的考查方向。 T ℃下的溶液中,c(H+)=10-x mol·L-1 ,c(OH-)=10-y mol·L
-1

,x 与 y 的关系如图所示。下列说法不正确的是(

)

-9-

A.T ℃时,水的离子积 Kw 为 1×10-13 B.T>25 C.T ℃时,pH=7 的溶液显碱性 D.T ℃时,pH=12 的苛性钠溶液与 pH=1 的稀硫酸等体积混合,溶液的 pH =7 【解析】 从图不难看出,A 正确;T ℃时 Kw 大于 1×10-14 ,则 T ℃一定高 于常温,B 正确;T ℃时,pH=6.5 的溶液呈中性,显然 pH=7 的溶液显碱性,C 正确;pH=12 的苛性钠溶液与 pH=1 的稀硫酸等体积混合,二者恰好完全中和, 但注意该温度下,pH=7 的溶液不是中性溶液,D 错误。 【答案】 D

四、溶度积常数 对于沉淀溶解平衡 Mm An (s)


mMn (aq) +nAm (aq) Ksp =cm (Mn
+ -

)· cn (Am -) 溶度积(Ksp )反映了物质在水中的溶解能力。 溶度积常数只与难溶性电解质的性

质和温度有关,而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。 考点:溶度积(Ksp )的计算与除去废水中的离子。 以溶度积(Ksp )为桥梁计算难溶物之间是否可以转化、 哪种离子优先沉淀或选用 什么样的试剂来沉降废水中的离子等。 (2014· 潍坊模拟)已知 298 K 时下列物质的溶度积(单位略)。 CH3 COOAg Ksp 2.3×10-3 ) AgCl Ag2 CrO 4 Ag2 S 1.77×10-10 1.12×10-12 6.7×10-15

下列说法正确的是(

A.等体积、浓度均为 0.02 mol· L-1 的 CH3 COONa 和 AgNO 3 溶液混合能产生 沉淀

- 10 -

- - B.向含有浓度均为 0.01 mol· L-1 的 CrO 2 4 和 Cl 的溶液中慢慢滴入 AgNO 3 溶 - 液时,CrO 2 4 先沉淀

C.在 CH3 COOAg 悬浊液中加入盐酸时发生反应的离子方程式为 CH3 COOAg +H +Cl ===CH3 COOH+AgCl D.298 K 时,上述四种饱和溶液的物质的量浓度: c(CH3 COOAg)>c(AgCl)>c (Ag2 CrO 4 )>c(Ag2 S) 【解析】 Ksp (CH3 COOAg)>Ksp (AgCl),向 CH3 COOAg 悬浊液中加入盐酸时
+ -

CH3 COOAg 转化为 AgCl,离子方程式为 CH3 COOAg+H++Cl-===CH3 COOH+ AgCl,C 正确。 【答案】 C

五、盐类水解平衡常数 如醋酸钠: CH3 COO (aq)+H2 O(l)


CH3 COOH(aq)+OH (aq)



c(CH3 COOH)×c(OH-) Kh = =Kw/Ka c(CH3 COO -) ①Kh 是一定温度下的常数,温度不变,Kh 不变,升温 Kh 增大。 ②相同条件下,Kh 增大,表示该盐越易水解,所对应的酸或碱相对越弱。 考点:以弱酸盐或弱碱盐的水解常数为载体,考查盐溶液的性质,或稀释时 的变化情况,还可能考查对应弱酸的相对强弱。 六、平衡常数之间联系的应用 归纳:Kw、Ka、Kb、Ksp 、Kh 之间的关系: (1)一元弱酸一元强碱盐:Kh =Kw/Ka; (2)一元强酸一元弱碱盐:Kh =Kw/Kb; (3)一元弱酸一元弱碱盐,如醋酸铵:Kh =Kw/(Ka×Kb); (4)多元弱碱一元强酸盐,如氯化铁: Fe3 (aq)+3H2 O(l)


Fe(OH)3 (s)+3H (aq)



水是纯液体,Fe(OH)3 是固体物质不列入平衡常数。 Kh =c3 (H+)/c (Fe3 +)。 将(Kw)3 =c3 (H+)×c3 (OH-)与 Ksp =c(Fe3 +)×c3 (OH-)两式相消去 c3 (OH-)
- 11 -

所以,Kh =(Kw)3 /Ksp 特别注意:以上各种平衡常数都只与温度有关。 1.已知某反应的平衡常数求另一反应的平衡常数 (2011· 福建高考节选)已知 25 ℃时, Ksp [Fe(OH)3 ]=2.79×10-39 , 该温度下反应 Fe(OH)3 +3H+ 【解析 】


Fe3 ++3H2 O 的平衡常数 K=________。

Ksp [Fe(OH)3 ] = c(Fe3 + )×c3 (OH - ) = 2.79×10 - 39 , 25 ℃ 时, c (H Fe3 ++3H2O 的平衡常

)×c(OH-)=K w=1×10-14 ;反应 Fe(OH)3 +3H+
3+ 3


c(Fe3 +)×c3 (OH-) 2.79×10-39 数 K=c(Fe )÷c (H )= = =2.79×103 。 - - 10 42 10 42 【答案】 2.79×103

2.利用平衡常数确定粒子浓度比值的变化 (2011· 山东高考)室温下向 10 mL pH=3 的醋酸溶液中加入水稀 释后,下列说法正确的是( )

A.溶液中导电粒子的数目减少 B.溶液中 c(CH3 COO -) 不变 - c(CH3 COOH)· c(OH )


C.醋酸的电离程度增大,c(H )亦增大 D.再加入 10 mL pH=11 的 NaOH 溶液,混合液 pH=7 【解析】 由于醋酸是弱电解质, 在溶液中存在 CH3 COOH
- -

CH3 COO

+H+平衡,加水稀释后,该平衡右移,醋酸的电离程度增大,导电粒子(CH3 COO 和 H+)数目增多,A 错误;由于溶液稀释,c(H+ )先变大后变小,C 错误;B 项中

分子、 分母分别乘以 c(H+)后, 分式为 c (CH3 COO -)· c(H+)/[c(CH3 COOH)· c(H+ )c(OH


)]=Ka(CH3 COOH)/Kw,由于温度不变,醋酸的平衡常数、水的离子积不变,所以

分式的值不变,B 正确;当加入等体积,pH=11 氢氧化钠溶液,形成醋酸钠和醋 酸的混合溶液,pH<7,D 错误。 【答案】 B

3.利用平衡常数确定溶液的 pH 或酸碱性

- 12 -

(2013· 新课标全国卷Ⅱ)室温时,M(OH)2 (s) +2OH-(aq) Ksp =a,c(M2 +)=b mol· L-1 时,溶液的 pH 等于( 1 b A. lg( ) 2 a 1 a B. lg( ) 2 b 1 a 1 b C.14+ lg( ) D.14+ lg( ) 2 b 2 a )

M2 (aq)


【解析】 Ksp [M(OH)2 ]=c(M2 +)· c2 (OH-)=a,c(M2 +)=b mol〃L-1 ,则有 c(OH


a 1 Kw - + ) = ( ) 2 mol 〃 L 1 , 结 合 水 的 离 子 积 常 数 可 知 , c (H ) = = b c(OH-)

1×10-14 mol2 〃L-2 b?1 1 a ? -14 -1 ? =10 〃? ? ?2 mol〃L ,那么 pH=14+ 2lg( b)。 1 a a ? -1 ? ? ? ?b?2 mol〃 L 【答案】 C

4.利用平衡常数判断化学反应的正误 (2013· 上海高考)部分弱酸的电离平衡常数如下表: 弱酸 HCOOH
-4

HCN K1 =4.9×10
-10

H2 CO3 Ki1 =4.3×10
-7

电离平衡常数(25 ℃) K1 =1.77×10 下列选项错误的是( )

Ki2 =5.6×10

-11

- A.2CN -+H2 O+CO2 ===2HCN +CO2 3 - - B.2HCOOH+CO2 3 ===2HCOO +H2 O +CO2 ↑

C.中和等体积、等 pH 的 HCOOH 和 HCN 消耗 NaOH 的量前者小于后者 D.等体积、等浓度的 HCOONa 和 NaCN 溶液中所含离子总数前者小于后者 【解析】 根据电离平衡常数可知:酸性 HCOOH>H2 CO3 >HCN >HCO3 ,


因此,A 错误,B 正确;等体积、等 pH 的 HCOOH 和 HCN 所含溶质 HCN 多,则 中和时消耗的 NaOH 的量多,C 正确;根据电荷守恒,n(HCOO -)+n(OH-)=n(Na


)+n(H+ ),n(CN -)+n(OH-)=n(Na+) +n(H+ ),即离子总数是 n (Na+)+n(H+)的 2

倍,而 NaCN 的水解程度大,即 NaCN 溶液中的 n(OH-)大,n(H+)小, D 错误。 【答案】 AD C(g)+

1.有一兴趣小组为探究外界条件对可逆反应 A(g)+ B(g)
- 13 -

D(s)的影响,进行了如下实验。恒温条件下,向一个容积为 10 L 的密闭容器中充 入 1 mol A 和 1 mol B,反应达平衡时测得容器中各物质的浓度如Ⅰ中所示,然后 改变条件做了另外三组实验,重新达到平衡时容器中各成分的浓度分别如Ⅱ、Ⅲ、 Ⅳ中所示。 A B C

Ⅰ 0.050 mol· L-1 0.050 mol· L-1 0.050 mol· L-1 Ⅱ 0.070 mol· L-1 0.070 mol· L-1 0.098 mol· L-1 Ⅲ 0.060 mol· L-1 0.060 mol· L-1 Ⅳ 0.080 mol· L-1 0.080 mol· L-1 针对上述系列实验,下列结论中错误的是( ) 0.040 mol· L-1 0.12 mol· L-1

A.由Ⅰ中数据可计算出该温度下反应的化学平衡常数 K=20 B.Ⅱ中的数据可能是通过增大 C 的浓度来实现的 C.若Ⅲ中只是升高温度,则与Ⅰ比较,可以判断出正反应一定是放热反应 D.由Ⅳ中的数据得出,通过压缩容器的体积就可以实现 【解析】 选项 A 结论正确,由Ⅰ中数据可计算出该反应的化学平衡常数。

选项 B 结论正确,增大 C 物质的浓度,平衡左移, A、 B 的浓度也会增大,但是 达到新的平衡时 C 的浓度一定比开始时的大。选项 C 结论正确,分析Ⅲ和Ⅰ中的 数据可知:升高温度,平衡左移,说明逆反应是吸热反应,则正反应为放热反应。 选项 D 结论错误,将Ⅳ中 A、 B、C 的浓度代入平衡常数表达式,计算出 K≠20, 单纯地通过压缩容器的体积无法实现。 【答案】 D

2. 化学平衡常数 K、 弱电解质的电离平衡常数 Ka 或 Kb 及溶度积常数 Ksp 是高 中化学中常见的几种常数。它们都能反映相应的可逆变化进行的程度,下列关于 以上常数的说法正确的是( )

A.对于可逆反应,若改变条件使平衡右移,则到达新的平衡时的平衡常数 K 一定增大 B.一定温度下,在 a mol· L-1 的饱和石灰水中加入适量的 b mol· L-1 CaCl2 溶液(b>a),则一定有 Ca(OH)2 析出 C.相同温度时,CH3 COOH 的电离平衡常数 Ka 与 NH3 ·H2 O 的电离平衡常数

- 14 -

Kb 相等,所以 NH4 HCO3 的水溶液显碱性 D.升高温度,以上常数均增大 【解析】 只有改变温度,化学平衡常数才改变,A 选项错误;B 选项,依据 Ksp [Ca(OH)2 ]=c(Ca2 )· c2 (OH ),加入 CaCl2 后溶液中的 c(Ca2 )增大,但溶液体积
+ - +

也增大,c(OH-)降低,最终 c (Ca2 +)· c2 (OH-)的值可能小于 Ksp [Ca(OH)2 ],错误;C 选项,由电离平衡常数相等,可知 CH3 COONH4 显中性,但醋酸的酸性大于碳酸 的酸性,所以 NH4 HCO3 的水溶液显碱性,正确。 【答案】 C

3.已知:25 ℃时醋酸的电离平衡常数: Ka(CH3 COOH)=1.8×10 5 ,水的离子积常数:Kw=c(H )· c (OH )=1×10
- + - -14

。 )

则 25 ℃时, 0.1 mol· L A.1×10
-7

-1

CH3 COONa 水溶液中, c(OH )约为(已知: 1.8 =1.34)( B.1.8×10
-6



mol/L

mol/L

C.7.5×10-6 mol/L 【解析】

D.7.5×10-5 mol/L

本题设计的意图是利用数学关系巧妙代换求出水解平衡常数,灵

活地考查了水解平衡常数与电离平衡常数、水的离子积常数之间的关系。分析如 下: CH3 COO -+H2 O 起始: 改变: 平衡: 0.1 x (0.1-x ) CH3 COOH+OH- 0 x x 0 x x

Kh =c(CH3 COOH)c(OH-)/c(CH3 COO -) =Kw/Ka 即:x2 /(0.1-x )=1×10-14 /(1.8×10-5 ) 因 CH3 COONa 的水解程度很小,则(0.1-x )≈0.1,上式可变为: x2 /0.1=1×10-14 /(1.8×10-5 ) x =1×10-5 /( 1.8)=7.5×10-6 。 【答案】 C
- -1

4.若 25 ℃时某一元酸 HA 的电离平衡常数 Ka=1×10 8 ,将 0.1 mol· L



- 15 -

HA 溶液和 0.1 mol· L-1 的 NaA 溶液等体积混合后,则混合溶液( A.呈中性 C.呈酸性 【解析】 B.呈碱性 D.不能确定溶液的酸碱性 溶液中存在:HA H++A-

)

Ka=1×10-8 A-+H2 O 10 8 =1×10 6 。
- -

OH-+HA

Kh = c(HA)×c (OH - )/c(A - ) = c(HA)×K w/c (H+ )×c(A - ) = Kw/Ka = 1×10- 14 /1 ×

因 Kh >Ka,即水解大于电离,故 c(OH-)>c(H+ ),溶液显碱性。 【答案】 B

5.化学学科中的化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡均符合勒夏特列 原理。请回答下列问题:

(1)常温下,取 pH= 2 的盐酸和醋酸溶液各 100 mL,向其中分别加入适量的 Zn 粒,反应过程中两溶液的 pH 变化如图所示。则图中表示醋酸溶液中 pH 变化曲 线的是______,(填 “A”或 “B”)。设盐酸中参加反应的 Zn 粒质量为 m 1 ,醋酸溶液中 参加反应的 Zn 粒质量为 m2 ,则 m1 ________m2 (填“<”、“=”或 “>”)。 (2)已知常温下 Cu(OH)2 的 Ksp =2×10-20 。 又知常温下某 CuSO4 溶液里 c(Cu2 +) =0.02 mol· L-1 ,如果要生成 Cu(OH)2 沉淀,则应调整溶液 pH 大于________;要 使 0.2 mol· L
-1

的 CuSO 4 溶液中 Cu2 沉淀较为完全(使 Cu2 浓度降至原来的千分之
+ +

一),则应向溶液里加 NaOH 溶液,使溶液 pH 为________。 (3)10 ℃时加热 NaHCO 3 饱和溶液,测得该溶液的 pH 发生如下变化: 温度/℃ pH 10 20 30 加热煮沸后冷却到 50 ℃ 8.8

8.3 8.4 8.5

在分析该溶液 pH 增大的原因时,甲同学认为是升高温度 HCO - 3 的水解程度增

- 16 -

2- 大所致;乙同学认为是溶液中升高温度 NaHCO3 受热分解生成 Na2 CO3 ,CO3 水解

程度大于 HCO - 请你设计一个简单的实验方案给甲和乙两位同学的说法以评 3 所致。 判(包括操作、现象和结论)_____________________________________。 【解析】 (1)醋酸溶液中存在 CH3 COOH


CH3 COO -+H+平衡,随

着反应的进行,平衡右移,所以醋酸溶液中 c(H+)变化速率慢,所以 B 表示醋酸; pH 由 2 升高到 4 时, 醋酸提供的 H 的物质的量多, 消耗的 Zn 多; (2)依 Ksp =c(Cu2


Ksp 2×10 20 - -9 -1 - 2 )· c (OH )可知 c (OH )= ,c(OH )=10 mol〃L ;c 0(OH )= c(Cu2 +) 0.000 2


2



2



2- (mol2 〃L-2 ),c0 (OH-)=10-8 mol〃L-1 ;(3)甲与乙的区别就是是否有 CO3 生成, 2- 本题就转化为检验溶液中是否有 CO3 。

【答案】

(1)B <

(2)5

6

(3)向溶液中加入足量 BaCl2 (或 CaCl2 )溶液,如果无白色沉淀生成说明甲正确, 有白色沉淀产生说明乙正确

- 17 -


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