【热点题型】38 Ka、Kb、Kw、Kh关系及应用- 备战2023年高考化学一轮复习热点题型速练 通用版学案

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【热点题型】38 Ka、Kb、Kw、Kh关系及应用
一、弱酸、弱碱电离常数(Ka、Kb)
1.表达式
(1)一元弱酸HA的电离常数:根据HA??H++A-,可表示为Ka=。
(2)一元弱碱BOH的电离常数:根据BOH??B++OH-,可表示为Kb=。
2.特点
电离常数只与温度有关,与电解质的浓度、酸碱性无关,由于电离过程是热的,故温度升高,K增大。多元弱酸是分步电离的,各级电离常数的大小关系是K1 K2……,所以其酸性主要决定于第步电离。
3.意义
相同条件下,K值越大,表示该弱电解质越易电离,所对应的酸性或碱性相对越强。
4.影响因素
二、水的离子积常数(Kw)
1.水的电离
水是极弱的电解质,水的电离方程式为H2O??H++OH-。
2.水的离子积常数
水的离子积常数用Kw表示,Kw=c(H+)·c(OH-)。
(1)室温下(25 ℃):Kw=1×10-14。
(2)影响因素:只与温度有关,升高温度,Kw增大。
(3)适用范围:Kw不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。
3.影响水电离平衡的因素
(1)升高温度,水的电离程度增大,Kw增大。
(2)加入酸或碱,水的电离程度减小,Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3),水的电离程度增大,Kw不变。
三、水解常数(Kh)
(1)概念
在一定温度下,能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时,生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度次幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数,该常数就叫水解常数。
(2)水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡:
CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
Kh=

==
因而Ka(或Kb)与Kw的定量关系为Ka·Kh=Kw(或Kb·Kh=Kw)。
如Na2CO3的水解常数Kh=;
NaHCO3的水解常数Kh=。
(3)水解常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。水解平衡常数仅受温度的影响,因水解过程是吸热过程,故它随温度的升高而增大。
四、常见两类盐:
(1)强碱弱酸盐:
如:CH3COONa溶液:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
Kh=

==
(2)强酸弱碱盐:
如:NH4Cl溶液:NH+H2ONH3·H2O+H+
Kh=

==
其中:Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(或弱碱)的电离平衡常数、Kw为水的离子积常数。
【典例精析】
1.某化学研究性学习小组对电解质溶液作如下归纳总结(均在常温下),正确的是
①常温下,pH=1的强酸溶液,加水稀释后,溶液中离子浓度均降低
②pH=2的盐酸和pH=1的盐酸,c(H+)之比为1:10
③pH相等的四种溶液:a.CH3COONa;b.NaClO;c.NaHCO3;d.NaOH。其溶液物质的量浓度由大到小顺序为d、b、c、a
④NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH=7,则c(Na+)=2c(SO)
⑤已知醋酸电离平衡常数为Ka;醋酸根水解常数为Kh;水的离子积为Kw;则三者关系为Ka×Kh=Kw
⑥pH相同的醋酸和盐酸,分别用蒸馏水稀释到原来体积的m倍和n倍,稀释后两溶液的pH仍相同,则m>n
A.①②④ B.④⑤⑥ C.①②⑤ D.②⑤⑥
【答案】D
【解析】①常温下,pH=1的强酸溶液,加水稀释后,c(H+)减小,由于水的离子积不变,则溶液中的c(OH﹣)增大,故①错误;
②由pH=﹣lgc(H+)可知,pH=2的盐酸和pH=1的盐酸中c(H+)分别为10﹣2mol/L、10﹣1mol/L,c(H+)之比为10﹣2mol/L:10﹣1mol/L=1:10,故②正确;
③四种盐的水溶液均显碱性,同浓度时碱性强弱顺序为d>b>c>a,则pH相等的四种溶液物质的量浓度由小到大顺序为d、b、c、a,故③错误;
④NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH=7,则c(H+)=c(OH﹣),由电荷守恒可知:c(Na+)+c(NH4+)=2c(SO42﹣),故④错误;
⑤水解和电离为可逆过程,Ka=,Kh= ,则Ka Kh=×=c(H+) c(OH﹣)=Kw,故⑤正确;
⑥因为醋酸是弱酸,加水后电离平衡正向移动,醋酸电离度增加,盐酸是强酸在水中完全电离,若稀释相同倍数,盐酸的pH>醋酸,所以要使稀释后两溶液pH相同,就必须使m>n,故⑥正确;
故选:D。
2.常温下,将0.01mol L-1盐酸逐滴加入10mL0.01mol L-1NaA溶液中。滴加过程中,A-、HA的物质的量分数(δ)随pH变化的关系如图1所示,pH随加入盐酸体积的变化如图2所示。下列说法正确的是
A.当pH=7时,溶液中c(Cl-)=c(HA)
B.水解平衡常数Kh(NaA)=10-9.5
C.b点对应溶液中:c(A-)>c(Cl-)>c(OH-)
D.c点对应溶液中:c(A-)+c(HA)= 0.01mol L-1
【答案】A
【解析】A.依据电荷守恒得c(Na+)+c(H+)= c(A-)+c(Cl-)+c(OH-),依据物料守恒得c(Na+)=c(A-)+c(HA),从而得出c(HA) +c(H+)= c(Cl-)+c(OH-),当pH=7时,c(H+)=c(OH-),溶液中c(Cl-)=c(HA),A正确;
B.a点时,c(A-)=c(HA ),pH=9.5,c(OH-)=4.5,水解平衡常数Kh(NaA)== c(OH-)=4.5,B不正确;
C.b点对应溶液中:反应刚结束时,c(NaCl)=c(HA)=c(NaA),此时溶液的pH=10,则表明反应后溶液中主要发生A-水解,所以c(Cl-)>c(A-)>c(OH-),C不正确;
D.c点对应溶液中:NaA与HCl刚好完全反应,生成HA和NaCl,反应后的溶液中,HA发生电离,依据物料守恒,c(A-)+c(HA)= c(Na+)= 0.005mol L-1,D不正确;
故选A。
【专题训练】
1.赖氨酸[H3N+(CH2)4CH(NH2)COO-,用HR表示]是人体必需氨基酸。常温下,赖氨酸与足量盐酸反应可得盐酸盐(H3RCl2),H3RCl2呈酸性,在水溶液中存在电离平衡:H3R2+H2R+HRR-。下列叙述正确的是
A.0.01mol·L-1H3RCl2的水溶液稀释10倍后,pH=3
B.H3RCl2的水溶液中c水(H+)<10-7mol·L-1
C.H3RCl2水溶液中c(Cl-)+c(OH-)+c(R-)=2c(H3R2+)+c(H+)
D.NaR水溶液中R-的水解平衡常数Kh与K3的关系为Kh K3=1014
【答案】B
【解析】A.根据题意,不能完全电离,的水溶液稀释10倍后浓度为,,A错误;
B.是赖氨酸的盐酸盐,通过电离呈酸性,抑制水的电离,水的电离程度减小,B正确;
C.水溶液中还存在,电荷守恒关系应为,C错误;
D.根据与的表达式可得,常温下,D错误;
故答案选B。
2.常温下,向一定浓度的NaA溶液中加适量强酸或强碱(忽略溶液体积变化),溶液中c(HA)、c(A-)、c(H+)、c(OH-)的负对数(-lgc)随溶液pH的变化关系如图所示。下列叙述不正确的是
A.曲线①表示-lgc(H+)随溶液pH的变化情况
B.曲线①和曲线②的交点对应的溶液中存在c(A-)=c(Na+)
C.常温下,NaA溶液的水解平衡常数Kh数量级为10-10
D.等物质的量浓度、等体积的NaA溶液与HA溶液混合后:c(A-)>c(Na+)>c(HA)
【答案】B
【解析】曲线①与pH成正比例关系,代表了氢离子浓度的负对数,②表示的纵坐标的数值与对应的pH之和始终等于14,曲线②和曲线①恰好相反,曲线②表示氢氧根离子浓度的负对数;pH值变大,A-浓度变大、HA浓度变小,故③④分别表示、。
A.根据分析,曲线①表示随溶液pH的变化情况,A正确;
B.根据分析,曲线②表示氢氧根离子浓度的负对数;曲线①和曲线②的交点对应的溶液为中性,由电荷守恒可知,存在,题中不断加入强碱,强碱可以是氢氧化钠也可以是氢氧化钾,故钠离子浓度不一定等于A-浓度,B错误;
C.曲线③④交点处、相等,故,,故Kh的数量级为10-10,C正确;
D.pH值变大,A-浓度变大、HA浓度变小,故③④分别表示、,③④交点代表、相等,此时pH=4.35显酸性,说明此时HA电离大于A-水解,则,D正确;
故选B。
3.常温下,用0.1mol/L盐酸滴定25.00mL 0.1mol/L弱碱MOH溶液,溶液中pH、分布系数δ随滴加盐酸体积[V(盐酸)]的变化关系如图所示。[如δ(M+)= ]。 下列叙述错误的是
下列叙述错误的是
A.曲线①代表δ(M+),曲线③代表δ(MOH)
B.= 1.0 ×10-5.1
C.点a溶液中c(M+)+c(MOH)> 2c(Cl-)
D.图中V1> 12.5mL
【答案】D
【解析】A.在滴定过程中M+浓度增大,MOH的浓度减小,且曲线①和曲线③的交点纵坐标是0.5,故可推断曲线①代表δ(M+),曲线③代表δ(MOH),②代表pH的变化曲线,故A项正确;
B.如图所示a点存在c(M+)=c(MOH),且pH=9.55,设该点c(M+)=c(MOH)=x,则有,,则,故B项正确;
C.如图所示a点存在c(M+)=c(MOH),因为M+的水解平衡常数小于MOH的电离平衡常数,故在a点时电离大于水解,若不发生水解和电离,则有c(MOH)>c(M+),则加入的HCl的体积小于,故c(M+)+c(MOH)>2c(Cl-),故C项正确;
D.由C可知a点时,加入盐酸的体积小于,即V1< 12.5mL,故D项错误;
故答案选D。
4.已知:常温下的,;;现有常温下0.100mol/L的溶液,。
(1)计算常温下水解常数_______。
(2)计算常温下该的水解度_______。(,忽略的水解,要求写此小题的计算过程,保留小数点1位,)
【答案】(1)1
(2)90.0%
【解析】(1)
由S2-水解平衡方程式得其水解常数Kb=,故此处填1;
(2)
设水解了x mol/L,c(S2-,起始)=0.100 mol/L,由题意列三段式如下:,根据S2-水解平衡常数列式得:Kb=,解得,故S2-水解度=。
5.25℃时,H2SO3+H+的电离常数 Ka=1×10-2mol/L,则该温度下 NaHSO3的水解平衡常数Kh= _______mol/L。
【答案】10-12
NaHSO3属于弱酸的酸式盐,存在水解平衡,水解的离子方程式为:HSO+H2O H2SO3+OH-,水解平衡常数Kh= ===10-12 mol/L。
6.H2SO3属于二元弱酸,已知25℃时,H2SO3+H+的电离常数Ka=1×10-2 mol·L-1,NaHSO3溶液显酸性,溶液中存在以下平衡:H++ ①+H2OH2SO3+OH- ②
(1)NaHSO3的水解平衡常数表达式Kh=________,25 ℃时Kh=________。
(2)向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中加入少量金属Na,平衡①向________(填“左”或“右”,下同)移动,平衡②向____________移动,溶液中c()________。
(3)若NaHSO3溶液中加入少量的I2,则溶液中将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
【答案】(1) 1×10-12
(2) 右 左 减小
(3)增大
【解析】(1)亚硫酸氢根发生水解:+H2OH2SO3+OH-,其水解平衡常数表达式为Kh=;25℃时Kh==1×10-12;故答案为;1×10-12;
(2)加入少量金属钠,金属钠与水反应:2Na+2H2O=2NaOH+H2↑,NaOH与H+反应,使①向右进行,促进亚硫酸根离子电离,NaOH与HSO反应,c(HSO)减小,根据勒夏特列原理,②向左移动;故答案为右;左;减小;
(3)向亚硫酸氢钠溶液加入碘单质,利用碘单质的氧化性强,二者发生HSO+I2+H2O=2 I-+SO+3H+,溶液中H+浓度增大,,因此该比值将增大;故答案为增大。
7.已知常温时,Na2CO3溶液的水解常数Kh=2×10-4mol·L-1,,则当溶液中c(HCO3-)∶c(CO32-)=2∶1时,试求该溶液的pH=
【答案】10
【解析】碳酸钠属于弱酸强碱盐,水解以第一步为主,水解离子方程式:CO+H2OHCO+OH-,水解常数Kh==2×10-4mol·L-1,当溶液中c(HCO3-)∶c(CO32-)=2∶1时,c(OH-)=10-4mol/L,根据KW=c(OH-)×c(H+)=10-14,所以c(H+)=10-10 mol/L,该溶液的pH=10。
8.已知K、Ka、Kw、Kh分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数。
(1)有关上述常数的说法正确的是______。
a.它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b.它们的大小都随温度的升高而增大
c.常温下,CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
d.一定温度下,在CH3COONa溶液中,Kw=Ka·Kh
(2)25 ℃时,将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合所得溶液中c(NH)=c(Cl-),则溶液显______(填“酸”“碱”或“中”)性;用含a的代数式表示NH3·H2O的电离平衡常数Kb=______。
(3)25 ℃时,H2SO3 HSO+H+的电离常数Ka=1×10-2 mol·L-1,则该温度下pH=3、c(HSO)=0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)=______。
【答案】 (1) ad (2) 中 (3) 0.01 mol/L
【解析】(1)a.平衡常数等于生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比,所以它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度,故a正确;
b.升高温度平衡向吸热方向移动,如果化学平衡正反应是放热反应,则升高温度化学平衡常数减小,故b错误;
c.电离平衡常数只与温度有关,温度相同电离平衡常数相同,故c错误;
d.一定温度下,在CH3COONa溶液中满足:KW=Ka Kh,故d正确;故答案为:ad;
(2)根据电荷守恒得c(H+)+c(NH)=c(Cl-)+c(OH-),因为c(NH)=c(Cl-),所以c(H+)=c(OH-),故溶液显中性;;故答案为:中;;
(3)25 ℃时,pH=3时,c(H+)=10-3mol·L-1,c(HSO)=0.1 mol·L-1,由,代入数据得c(H2SO3)=0.01 mol/L,故答案为:0.01 mol/L。
9.已知Ka、Kb、Kw、Kh、Ksp分别表示弱酸的电离平衡常数、弱碱的电离平衡常数,水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。通过查阅资料获得温度为25℃时以下数据:Kw=1.0×10-14,Ka(CH3COOH)=1.8×10-5,Ka(HSCN)=0.13,Ka(HF)=4.0×10-4,Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11
(1)有关上述常数的说法正确的是__________。
A 它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
B 所有弱电解质的电离常数和难溶电解质的Ksp都随温度的升高而增大
C 常温下,CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
D 一定温度下,在CH3COONa溶液中,Kw=Ka·Kh
(2)25℃时,1.0 mol·L-1 HF溶液的pH约等于__________(已知lg2≈0.3)。将浓度相等的HF与NaF溶液等体积混合,判断溶液呈_______(填“酸”、“碱”或“中”)性,并结合有关数据解释原因:_____________。
(3)已知CH3COONH4溶液为中性,又知CH3COOH溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出,现有25℃时等浓度的四种溶液:A.NH4Cl,B.NH4SCN,C.CH3COONH4,D.NH4HCO3。回答下列问题:
①试推断NH4HCO3溶液的pH__________7(填“>”、“<”或“=”);
②将四种溶液按NH4+浓度由大到小的顺序排列是:__________(填序号)。
③NH4SCN溶液中所有离子浓度由大到小的顺序为_________。
【答案】 (1) AD
(2) 1.7 酸 HF和NaF的浓度相等,Ka(HF)=4.0×10-4,NaF溶液中Kh=Kw/Ka=2.5×10-9,所以HF电离程度大于NaF的水解程度,溶液显酸性
(3) > A>B>C>D c(SCN-)> c(NH4+)> c(H+)> c(OH-)
【解析】(1)A.平衡常数等于生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比,所以它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度,A正确;
B.难溶电解质Ca(OH)2的Ksp随温度的升高而减小,B错误;
C.电离平衡常数只与温度有关,温度相同电离平衡常数相同,C错误;
D.一定温度下,在CH3COONa溶液中,Kh==,所以Kw=Ka Kh,D正确;
故选AD;
(2)25℃时,1.0 mol·L-1 HF溶液中,Ka(HF)= =4.0×10-4,c(H+)=2.0×10-2,pH≈7;HF和NaF的浓度相等,Ka(HF)=4.0×10-4,NaF溶液中Kh==2.5×10-9,所以HF电离程度大于NaF的水解程度,溶液呈酸性;
(3)①已知CH3COONH4溶液为中性,说明CH3COO-和NH4+水解程度相同,又知CH3COOH溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出,说明酸性:CH3COOH>H2CO3,说明碳酸的电离程度弱与醋酸,可知HCO3-水解程度大于CH3COO-和NH4+水解程度,所以NH4HCO3溶液显碱性,pH>7;
②根据电离平衡常数可知,酸性:HSCN> CH3COOH>H2CO3,越弱越水解,所以四种溶液按NH4+浓度由大到小的顺序:A>B>C>D;
③酸性:HSCN> CH3COOH ,CH3COO-和NH4+水解程度相同,所以NH4+水解程度大于SCN-水解程度,NH4SCN溶液显酸性,其所有离子浓度由大到小的顺序为:c(SCN-)> c(NH4+)> c(H+)> c(OH-)。
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【热点题型】38 Ka、Kb、Kw、Kh关系及应用
一、弱酸、弱碱电离常数(Ka、Kb)
1.表达式
(1)一元弱酸HA的电离常数:根据HA??H++A-,可表示为Ka=。
(2)一元弱碱BOH的电离常数:根据BOH??B++OH-,可表示为Kb=。
2.特点
电离常数只与温度有关,与电解质的浓度、酸碱性无关,由于电离过程是热的,故温度升高,K增大。多元弱酸是分步电离的,各级电离常数的大小关系是K1 K2……,所以其酸性主要决定于第步电离。
3.意义
相同条件下,K值越大,表示该弱电解质越易电离,所对应的酸性或碱性相对越强。
4.影响因素
二、水的离子积常数(Kw)
1.水的电离
水是极弱的电解质,水的电离方程式为H2O??H++OH-。
2.水的离子积常数
水的离子积常数用Kw表示,Kw=c(H+)·c(OH-)。
(1)室温下(25 ℃):Kw=1×10-14。
(2)影响因素:只与温度有关,升高温度,Kw增大。
(3)适用范围:Kw不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。
3.影响水电离平衡的因素
(1)升高温度,水的电离程度增大,Kw增大。
(2)加入酸或碱,水的电离程度减小,Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3),水的电离程度增大,Kw不变。
三、水解常数(Kh)
(1)概念
在一定温度下,能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时,生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度次幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数,该常数就叫水解常数。
(2)水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡:
CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
Kh=

==
因而Ka(或Kb)与Kw的定量关系为Ka·Kh=Kw(或Kb·Kh=Kw)。
如Na2CO3的水解常数Kh=;
NaHCO3的水解常数Kh=。
(3)水解常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。水解平衡常数仅受温度的影响,因水解过程是吸热过程,故它随温度的升高而增大。
四、常见两类盐:
(1)强碱弱酸盐:
如:CH3COONa溶液:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
Kh=

==
(2)强酸弱碱盐:
如:NH4Cl溶液:NH+H2ONH3·H2O+H+
Kh=

==
其中:Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(或弱碱)的电离平衡常数、Kw为水的离子积常数。
【典例精析】
1.某化学研究性学习小组对电解质溶液作如下归纳总结(均在常温下),正确的是
①常温下,pH=1的强酸溶液,加水稀释后,溶液中离子浓度均降低
②pH=2的盐酸和pH=1的盐酸,c(H+)之比为1:10
③pH相等的四种溶液:a.CH3COONa;b.NaClO;c.NaHCO3;d.NaOH。其溶液物质的量浓度由大到小顺序为d、b、c、a
④NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH=7,则c(Na+)=2c(SO)
⑤已知醋酸电离平衡常数为Ka;醋酸根水解常数为Kh;水的离子积为Kw;则三者关系为Ka×Kh=Kw
⑥pH相同的醋酸和盐酸,分别用蒸馏水稀释到原来体积的m倍和n倍,稀释后两溶液的pH仍相同,则m>n
A.①②④ B.④⑤⑥ C.①②⑤ D.②⑤⑥
2.常温下,将0.01mol L-1盐酸逐滴加入10mL0.01mol L-1NaA溶液中。滴加过程中,A-、HA的物质的量分数(δ)随pH变化的关系如图1所示,pH随加入盐酸体积的变化如图2所示。下列说法正确的是
A.当pH=7时,溶液中c(Cl-)=c(HA)
B.水解平衡常数Kh(NaA)=10-9.5
C.b点对应溶液中:c(A-)>c(Cl-)>c(OH-)
D.c点对应溶液中:c(A-)+c(HA)= 0.01mol L-1
【专题训练】
1.赖氨酸[H3N+(CH2)4CH(NH2)COO-,用HR表示]是人体必需氨基酸。常温下,赖氨酸与足量盐酸反应可得盐酸盐(H3RCl2),H3RCl2呈酸性,在水溶液中存在电离平衡:H3R2+H2R+HRR-。下列叙述正确的是
A.0.01mol·L-1H3RCl2的水溶液稀释10倍后,pH=3
B.H3RCl2的水溶液中c水(H+)<10-7mol·L-1
C.H3RCl2水溶液中c(Cl-)+c(OH-)+c(R-)=2c(H3R2+)+c(H+)
D.NaR水溶液中R-的水解平衡常数Kh与K3的关系为Kh K3=1014
2.常温下,向一定浓度的NaA溶液中加适量强酸或强碱(忽略溶液体积变化),溶液中c(HA)、c(A-)、c(H+)、c(OH-)的负对数(-lgc)随溶液pH的变化关系如图所示。下列叙述不正确的是
A.曲线①表示-lgc(H+)随溶液pH的变化情况
B.曲线①和曲线②的交点对应的溶液中存在c(A-)=c(Na+)
C.常温下,NaA溶液的水解平衡常数Kh数量级为10-10
D.等物质的量浓度、等体积的NaA溶液与HA溶液混合后:c(A-)>c(Na+)>c(HA)
3.常温下,用0.1mol/L盐酸滴定25.00mL 0.1mol/L弱碱MOH溶液,溶液中pH、分布系数δ随滴加盐酸体积[V(盐酸)]的变化关系如图所示。[如δ(M+)= ]。 下列叙述错误的是
下列叙述错误的是
A.曲线①代表δ(M+),曲线③代表δ(MOH)
B.= 1.0 ×10-5.1
C.点a溶液中c(M+)+c(MOH)> 2c(Cl-)
D.图中V1> 12.5mL
4.已知:常温下的,; ;现有常温下0.100mol/L的溶液,。
(1)计算常温下水解常数_______。
(2)计算常温下该的水解度_______。(,忽略的水解,要求写此小题的计算过程,保留小数点1位,)
6.H2SO3属于二元弱酸,已知25℃时,H2SO3+H+的电离常数Ka=1×10-2 mol·L-1,NaHSO3溶液显酸性,溶液中存在以下平衡:H++ ①+H2OH2SO3+OH- ②
(1)NaHSO3的水解平衡常数表达式Kh=________,25 ℃时Kh=________。
(2)向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中加入少量金属Na,平衡①向________(填“左”或“右”,下同)移动,平衡②向____________移动,溶液中c()________。
(3)若NaHSO3溶液中加入少量的I2,则溶液中将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
7.已知常温时,Na2CO3溶液的水解常数Kh=2×10-4mol·L-1,,则当溶液中c(HCO3-)∶c(CO32-)=2∶1时,试求该溶液的pH=
8.已知K、Ka、Kw、Kh分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数。
(1)有关上述常数的说法正确的是______。
a.它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b.它们的大小都随温度的升高而增大
c.常温下,CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
d.一定温度下,在CH3COONa溶液中,Kw=Ka·Kh
(2)25 ℃时,将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合所得溶液中c(NH)=c(Cl-),则溶液显______(填“酸”“碱”或“中”)性;用含a的代数式表示NH3·H2O的电离平衡常数Kb=______。
(3)25 ℃时,H2SO3 HSO+H+的电离常数Ka=1×10-2 mol·L-1,则该温度下pH=3、c(HSO)=0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)=______。
9.已知Ka、Kb、Kw、Kh、Ksp分别表示弱酸的电离平衡常数、弱碱的电离平衡常数,水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。通过查阅资料获得温度为25℃时以下数据:Kw=1.0×10-14,Ka(CH3COOH)=1.8×10-5,Ka(HSCN)=0.13,Ka(HF)=4.0×10-4,Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11
(1)有关上述常数的说法正确的是__________。
A 它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
B 所有弱电解质的电离常数和难溶电解质的Ksp都随温度的升高而增大
C 常温下,CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
D 一定温度下,在CH3COONa溶液中,Kw=Ka·Kh
(2)25℃时,1.0 mol·L-1 HF溶液的pH约等于__________(已知lg2≈0.3)。将浓度相等的HF与NaF溶液等体积混合,判断溶液呈_______(填“酸”、“碱”或“中”)性,并结合有关数据解释原因:_____________。
(3)已知CH3COONH4溶液为中性,又知CH3COOH溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出,现有25℃时等浓度的四种溶液:A.NH4Cl,B.NH4SCN,C.CH3COONH4,D.NH4HCO3。回答下列问题:
①试推断NH4HCO3溶液的pH__________7(填“>”、“<”或“=”);
②将四种溶液按NH4+浓度由大到小的顺序排列是:__________(填序号)。
③NH4SCN溶液中所有离子浓度由大到小的顺序为_________。
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