高中化学复习知识点电离平衡常数及影响因素.docx

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高中化学复习知识点电离平衡常数及影响因素

高中化学复习知识点：

电离平衡常数及影响因素

一、单选题

1．下列有关电解质溶液的说法正确的是

A．向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中c（H+）/c（CH3COOH）减小

B．将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中c（CH3COO-）/c（CH3COOH）∙c（OH-）增大

C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中

>1

D．常温下，pH＝2的醋酸溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液pH＜7

2．室温下，1L含0.1molHA和0.1molNaA的溶液a及加入一定量强酸或强碱后溶液的pH如下表（加入前后溶液体积不变）：

溶液a

通入0.01molHCl

加入0.01molNaOH

pH

4.76

4.67

4.85

像溶液a这样，加入少量强酸或强碱后pH变化不大的溶液称为缓冲溶液。

下列说法正确的是

A．溶液a和0.1mol·L−1HA溶液中H2O的电离程度前者小于后者

B．向溶液a中通入0.1molHCl时，A−结合H+生成HA，pH变化不大

C．该温度下HA的Ka=10-4.76

D．含0.1mol·L−1Na2HPO4与0.1mol·L−1NaH2PO4的混合溶液也可做缓冲溶液

3．由已知电离常数判断，下列关于SO2与Na2CO3（aq）反应的离子方程式的书写中，不合理的是（）

酸

电离常数

碳酸

K1＝4×10－7K2＝5.6×10－11

亚硫酸

K1＝1.54×10－2K2＝1.02×10－7

A．SO2＋H2O＋2CO32－＝2HCO3－＋SO32－

B．SO2＋2HCO3－＝2CO2＋SO32－＋H2O

C．2SO2＋H2O＋CO32－＝CO2＋2HSO3－

D．SO2＋H2O＋CO32－＝HCO3－＋HSO3－

4．常温下，向20mL某浓度的硫酸溶液中滴入0.1mol·L-1氨水，溶液中水电离的氢离子浓度随加入氨水的体积变化如图。

下列分析不正确的是（）

A．V=20

B．b点所示溶液中：

c（NH4+）>2c（SO42-）>c（H+）>c（OH-）

C．d点所溶液中：

c（NH4+）+c（OH-）=2c（SO42-）+c（H+）

D．NH3·H2O的电离常数K≈2×10-5

5．下列说法正确的是（　　）

A．反应CH4（g）+H2O（g）═CO（g）+3H2（g）在一定条件下能自发进行，该反应一定为放热反应

B．可用牺牲阳极或外加电流的阴极保护法延缓钢铁水闸的腐蚀

C．Na2O2与水反应产生1molO2，理论上转移的电子数目约为4×6.02×1023

D．保持温度不变，向稀氨水中缓慢通入CO2，溶液中c（OH-）/c（NH3·H2O）的值增大

6．配离子的稳定性可用K不稳衡量，例如Ag（NH3）2]+的K不稳=

。

在一定温度下，向0.1mol/L硝酸银溶液中滴入稀氨水，发生反应Ag++2NH3⇌[Ag（NH3）2]+]。

溶液中pNH3与δ（X）的关系如图。

其中pNH3=-lg[c（NH3）]、δ（X）=

（X代表Ag+或Ag（NH3）2]+。

下列说法不正确的是

A．图中δ2代表的是δ（[Ag（NH3）2]+]）B．向溶液中滴入稀硝酸，δ（Ag+）减小

C．该溶液中c（NH4+）+c（H+）=c（OH-）D．该温度时，K不稳（[Ag（NH3）2]+）=10-7.3

7．已知亚磷酸（H3PO3）为二元弱酸，25℃时，向Na2HPO3溶液中滴入盐酸，混合溶液中的有关粒子浓度之比的对数与溶液pH的关系如图所示，下列叙述正确的是

A．M、W两点所在的直线表示pH与

的变化关系

B．当溶液呈中性时，可能存在：

c（Na＋）＞c（

）＋2c（

）

C．图中N点表示加入的HCl的物质的量与原溶液中Na2HPO3物质的量相等

D．25℃时，

＋H2O

＋OH－的平衡常数为1．0×10－12.57

8．已知某温度下，四种一元弱酸的电离平衡常数为：

Ka（HF）＝6.8×10-4mol/L、Ka（CH3COOH）＝1.8×10-5mol/L、Ka（HNO2）＝6.4×10-6mol/L、Ka（HCN）＝6.2×10-10mol/L。

物质的量浓度都为0.1mol/L的下列溶液中，pH最大的是（　　）

A．HFB．CH3COOHC．HNO2D．HCN

9．室温下，反应HCO3-+H2O

H2CO3+OH-的平衡常数为10-8。

将NH4HCO3溶液和氨水按一定比例混合，可用于浸取废渣中的ZnO。

若溶液混合引起的体积变化可忽略，室温时下列指定溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是

A．0.2mol/L氨水：

c（NH3∙H2O）>c（NH4+）>c（OH-）>c（H+）

B．0.6mol/L氨水和0.2mol/L

溶液等体积混合：

c（NH3∙H2O）+c（CO32-）+c（OH-）=0.3mol/L+2c（H2CO3）+c（H+）

C．0.2mol/L氨水和0.2mol/L

液等体积混合：

c（NH4+）+c（NH3∙H2O）=c（H2CO3）+c（HCO3-）+c（CO32-）

D．0.2mol/LNH4HCO3溶液（pH>7）：

c（NH4+）>c（HCO3-）>c（H2CO3）>c（NH3∙H2O）

二、多选题

10．25℃时，用0.10mol•L-1的氨水滴定10.00mL0.05mol•L-1的二元酸H2A的溶液，滴定过程中加入氨水的体积（V）与溶液中

的关系如图所示。

下列说法正确的是（　　）

A．H2A的电离方程式为H2A⇌H++HA-

B．B点溶液中，水电离出的氢离子浓度为1.0×10-6mol•L-1

C．C点溶液中，c（NH4+）+c（NH3•H2O）=2c（A2-）

D．25℃时，氨水的电离平衡常数为

三、综合题

11．氨是重要的基础化工原料，可以制备尿素[CO（NH2）2]、N2H4等多种含氮的化工产品。

（1）以NH3与CO2为原料可以合成尿素[CO（NH2）2]，涉及的化学反应如下：

反应I：

反应Ⅱ：

反应Ⅲ：

H2O

（1）＝H2O（g）△H3=+44.0kJ·mol－1

则反应：

__________kJ/mol

（2）将氨气与二氧化碳在有催化剂的反应器中反应

，体系中尿素的产率和催化剂的活性与温度的关系如图1所示：

①a点________（填是或不是）处于平衡状态，T1之后尿素产率下降的原因是___________________________。

②实际生产中，原料气带有水蒸气，图2表示CO2的转化率与氨碳比

、水碳比

的变化关系。

曲线Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ对应的水碳比最大的是___________，测得b点氨的转化率为30％，则x=___________________。

③已知该反应的

，

，k（正）和k（逆）为速率常数，则平衡常数K与k（正），k（逆）的关系式是____________________________________。

（3）N2H4可作火箭推进剂。

已知25℃时N2H4水溶液呈弱碱性：

；

①25℃时，向N2H4水溶液中加入H2SO4，欲使

，同时

，应控制溶液pH范围_____________（用含a、b式子表示）。

②水合肼（N2H4·H2O）的性质类似一水合氨，与硫酸反应可以生成酸式盐，该盐的化学式为_______________。

12．研究电解质在水溶液中的平衡能了解它的存在形式。

（1）已知部分弱酸的电离常数如下表：

①写出H2S的Ka1的表达式：

___________

②常温下，pH相同的三种溶液NaF、Na2CO3、Na2S，物质的量浓度最小的是___________。

③将过量H2S通入Na2CO3溶液，反应的离子方程式是_______________________________。

（2）室温下，用0.100mol·L－1盐酸溶液滴定20.00mL0.100mol·L－1的氨水溶液，滴定曲线如图所示。

（忽略溶液体积的变化，①②填“>”“<”或“＝”）

①a点所示的溶液中c（NH3·H2O）___________c（Cl－）。

②b点所示的溶液中c（Cl－）___________c（NH4＋）。

③室温下pH＝11的氨水与pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c（H＋）之比为__________。

（3）二元弱酸H2A溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ（X）随pH的变化如图所示。

则H2A第二级电离平衡常数Ka2＝___________。

参考答案

1．D

【解析】

【详解】

A.Ka=

，加水虽促进电离，n（CH3COO－）增大，但c（CH3COO－）减小，Ka保持不变，则溶液中

增大，A项错误；

B.20℃升温至30℃，促进CH3COO－水解，且Kh增大，则溶液中

减小，B项错误；

C.向盐酸中加入氨水呈中性，则c（H＋）=c（OH－），电荷守恒可知，溶液中c（NH4＋）=c（Cl－），即

=1，C项错误；

D.常温下，pH＝2的醋酸溶液，醋酸为弱酸，c（CH3COOH）>10-2mol/L，pH＝12的NaOH溶液，c（NaOH）=10-2mol/L,两者中和后酸过量，因而溶液显酸性，即pH<7，D项正确。

故答案选D。

2．D

【解析】

【分析】

【详解】

A．溶液a为酸性，HA电离程度大于A-水解程度，相对于纯HA，同浓度下，溶液a中存在一部分A-，起始时有了一部分产物，所以溶液a和0.1mol/LHA溶液中HA的电离程度前者小于后者，从而H2O的电离程度前者大于后者，A选项错误；

B．根据表中数据，向溶液a中通入0.1molHCl时，溶液a中一共只有1L含0.1molNaA，则完全消耗NaA，这就超出了缓冲溶液的缓冲范围了，NaA变成了HA，溶液便失去了缓冲能力，pH不可能变化不大，B选项错误；

C．HA的

，由表可知，1L含0.1molHA和0.1molNaA的溶液a的pH=4.76，但此时c（A-）不等于c（HA），故该温度下HA的Ka不等于10-4.76，C选项错误；

D．向0.1mol·L−1Na2HPO4与0.1mol·L−1NaH2PO4的混合溶液中加入少量强酸或强碱，溶液的组成不会明显变化，故也可做缓冲溶液，D选项正确；

答案选D。

3．B

【解析】

试题分析：

已知：

H2CO3⇌H++HCO3﹣，K1=4.3×10﹣7；HCO3﹣⇌H++CO32﹣，K2=5.6×10﹣11；H2SO3⇌H++HSO3﹣，K1=1.54×10﹣2；HSO3﹣⇌H++SO32﹣，K2=1.02×10﹣7；可知碳酸与亚硫酸都是弱酸，电离平衡常数越大，酸性越强，所以酸性H2SO3＞H2CO3＞HSO3﹣＞HCO3﹣，结合强酸制弱酸与物质的性质判断．

解：

A．H2SO3＞HCO3﹣，符合强酸制弱酸，故A正确；

B．H2CO3可与SO32﹣反应得到HSO3﹣，故B错误；

C．H2CO3与HSO3﹣能共存，故C正确；

D．HCO3﹣与HSO3﹣能共存，故D正确．

4．B

【解析】

【分析】

【详解】

A.c点水电离出的氢离子浓度最大，则c点溶质为硫酸铵，由于a点水电离出的氢离子浓度为c（H+）=1×10−13mol∙L−1，则溶液中氢离子浓度c（H+）=0.1mol∙L−1，氨水和氢离子反应是1:

1反应，因此V=20mL，故A正确；

B.b根据电荷守恒c（NH4+）+c（H+）=2c（SO42−）+c（OH－），溶液显酸性，因此c（H+）＞c（OH－），所以c（NH4+）＜2c（SO42−），故B错误；

C.d点溶质为硫酸铵和氨水的混合溶液，根据电荷守恒c（NH4+）+c（H+）=2c（SO42−）+c（OH－），由于呈中性，c（H+）=c（OH－），所以c（NH4+）+c（OH－）=2c（SO42−）+c（H+），故C正确；

D.在c点溶质为硫酸铵，c（NH4+）=0.05mol∙L−1，因此NH4+水解常数为

，NH3⸱H2O的电离常数

，故D正确。

综上所述，答案为B。

5．B

【解析】

【分析】

【详解】

A、如果该反应能自发进行，则△G＝△H﹣T△S＜0，该反应的△S＞0，该反应在一定条件下能自发进行，则该反应不一定是放热反应，故A错误；

B、作原电池负极或作电解池阳极的金属材料加速被腐蚀，如果采用牺牲阳极的阴极保护法保护钢闸时钢闸作正极被保护，如果采用外加电流的阴极保护法保护钢闸时钢闸作阴极被保护，所以可用牺牲阳极或外加电流的阴极保护法延缓钢铁水闸的腐蚀，故B正确；

C、过氧化钠和水反应中，过氧化钠一半作氧化剂、一半作还原剂，生成1mol氧气，转移电子物质的量＝1mol×2×[0﹣（﹣1）]＝2mol，所以转移电子数为2×6.02×1023，故C错误；

D、c（OH－）/c（NH3·H2O）=[c（OH－）·c（NH4＋）]/[c（NH3·H2O）·c（NH4＋）]=Kb/c（NH4＋），温度不变电离平衡常数不变，溶液中，通入二氧化碳时，二氧化碳和水反应生成的碳酸与氢氧根离子结合生成水，促进一水合氨电离，导致铵根离子浓度增大，因此该比值减小，故D错误。

【点睛】

易错点是选项D，分析此问题，一般

（1）利用同溶液，溶液体积相同，即物质的量浓度之比等于其物质的量之比，然后依据平衡的移动，分析物质的量变化；

（2）分子分母同乘以一个量，将分子或分母转化成电离平衡常数或水解平衡常数或水的离子积，进行分析判断。

6．B

【解析】

【分析】

【详解】

A．向0.1mol/L硝酸银溶液中滴入稀氨水，随着氨水的加入，n（Ag+）逐渐减少，δ（[Ag（NH3）2]+）逐渐增大，即δ（Ag+）减少，δ（[Ag（NH3）2]+）增加，结合图像变化趋势，δ（Ag+）随着pNH3的增大而增大，所以δ1代表的是δ（Ag+），δ2代表的是δ（[Ag（NH3）2]+），A选项正确；

B．NH3与H+反应生成NH4+，使反应Ag++2NH3

[Ag（NH3）2]+逆向移动，c（Ag+）增大，则δ（Ag+）增大，B选项错误；

C．溶液中电荷守恒：

c（Ag+）+c（[Ag（NH3）2]+）+c（NH4+）+c（H+）=c（OH-）+c（NO3-），物料守恒：

c（Ag+）+c（[Ag（NH3）2]+）=c（NO3-），两式整理得c（NH4+）+c（H+）=c（OH-），C选项正确；

D．a点时，c（Ag+）=c（[Ag（NH3）2]+），pNH3=3.65，则c（NH3）=10-3.65mol/L，K不稳（[Ag（NH3）2]+）=c2（NH3）=（10-3.65）2=10-7.3，D选项正确；

答案选B。

7．B

【解析】

【分析】

【详解】

A.由M、N两点的坐标可得M的酸性强，其直线表示Ka1，故A错误；

B.依据电荷守恒可知：

c（H+）+c（Na＋）=c（OH -）+c（C1-）+c（H2PO3 ）+2c（HPO32- ），当溶液呈中性时，则c（Na＋）=c（C1-）+c（H2PO3 ）+2c（HPO32- ），所以c（Na＋）＞c（

）＋2c（

），故B正确；

C.亚磷酸（H3PO3）为二元弱酸，一级电离大于二级电离，图中N点时c（

）=c（

），溶液呈酸性，所以Na2HPO3+HCl=NaH2PO3+NaCl，故C错误；

D.25℃时，

＋H2O

＋OH－的平衡常数=

1.0×10-7.46，故D错误；

故选B。

8．D

【解析】

【分析】

酸的电离常数越大，酸的酸性越强，等浓度时其pH越小，据此分析判断。

【详解】

已知某温度下，四种一元弱酸的电离平衡常数为：

Ka（HF）＝6.8×10-4mol/L、Ka（CH3COOH）＝1.8×10-5mol/L、Ka（HNO2）＝6.4×10-6mol/L、Ka（HCN）＝6.2×10-10mol/L。

酸的电离常数越大，酸的酸性越强，等浓度时其pH越小，HF的电离常数最大，即HF的酸性最强，其pH最小，HCN的电离常数最小，即HCN的酸性最弱，其pH最大，故选D。

9．D

【解析】

【分析】

【详解】

A.氨水中绝大多数一水合氨是未电离的，因此

占绝对优势，

电离产生等量的

和

，水电离产生等量的

和

，因此

的浓度大于

，又因为

的电离程度强于水的电离程度，因此

的浓度大于

，A项错误；

B.等体积混合后，先写出电荷守恒

，接下来有氮守恒

，以及碳守恒

，合并三个关系式可以得到

，B项错误；

C.等体积混合后，氮元素是碳元素的2倍，因此根据物料守恒有

，C项错误；

D.

水解显酸性，

水解显碱性，溶液显碱性证明

水解程度更大（即消耗得更多），因此有

，D项正确；

答案选D。

10．BD

【解析】

【分析】

【详解】

A．0.05mol•L-1的二元酸H2A的溶液中

=-12，c（H+）c（OH-）=10-14，则c（H+）=0.1mol/L=2c（H2A），说明该二元酸完全电离，所以H2A为强酸，电离方程式为H2A=2H++A2-，故A错误；

B．B点溶液加入氨水10mL，反应恰好生成（NH4）2A，铵根离子水解，溶液呈酸性，溶液中H+来自水的电离，此时溶液中

=-2，则c（OH-）=10-2c（H+），c（H+）c（OH-）=10-14，所以c（H+）=10-6mol/L，即水电离出的氢离子浓度为1.0×10-6 mol/L，故B正确；

C．C点溶液中含有（NH4）2A和NH3•H2O，溶液呈中性，c（H+）=c（OH-），根据电荷守恒得c（NH4+）+c（H+）=c（OH-）+2c（A2-），所以c（NH4+）=2c（A2-），则c（NH4+）+c（NH3•H2O）＞2c（A2-），故C错误；

D．C点溶液呈中性，则c（H+）=c（OH-）=10-7mol/L，根据电荷守恒得c（NH4+）=2c（A2-）=2×

mol/L=

mol/L，根据物料守恒得c（NH3•H2O）=

mol/L-

mol/L=

mol/L，氨水的电离常数表达式为Kb=

=

=

，故D正确；

故选BD。

【点睛】

正确判断H2A酸性强弱是解题的关键。

本题的难点为D，要注意根据电离平衡常数的表达式结合电荷守恒和物料守恒计算微粒浓度。

11．－87.0不是升高温度反应逆向移动；催化剂活性降低Ⅰ4

14－b＜pH＜14－aN2H6（HSO4）2

【解析】

【分析】

【详解】

（1）已知：

反应I：

反应Ⅱ：

反应Ⅲ：

H2O

（1）＝H2O（g）△H3=+44.0kJ·mol－1

NH3与CO2合成尿素同时生成液态水的化学方程式为2NH3（g）+CO2（g）⇌CO（NH2）2（s）+H2O（l），根据盖斯定律I+II-III得2NH3（g）+CO2（g）⇌CO（NH2）2（s）+H2O（l），则△H=-159.5kJ•mol-1+（+116.5kJ•mol-1）-（+44.0kJ•mol-1）=-87.0kJ•mol-1；

（2）①产率最高之前，未达到平衡状态，反应为放热反应，达到平衡之后，升高温度，平衡逆向移动，产率下降，且催化剂活性降低；

②氨碳比相同时曲线Ⅲ二氧化碳的转化率大，所以曲线Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ对应的水碳比最大的是为Ⅰ；由题意可知：

即

，

=0.6，则x=4；

③当V正=V逆时反应达到平衡，即

，此时平衡常数K=

=

；

（3）①N2H4+H2O⇌N2H5++OH-K1=1×10-a；N2H5++H2O⇌N2H62++OH-K2=1×10-b，可知K1=

=1×10-a，K2=

=1×10-b，欲使c（N2H5+）＞c（N2H4），同时c（N2H5+）＞c（N2H62+），则1×10-b＜c（OH-）＜1×10-a，即应控制溶液pH范围为14－b＜pH＜14－a；

②既然水合肼的性质类似一水合氨，在水中应该能电离产生N2H62+和OH-，因此它的硫酸酸式盐的化学式为（N2H6）（HSO4）2。

【点睛】

通常应用盖斯定律进行简单计算的基本方法是参照新的热化学方程式（目标热化学方程式），结合原热化学方程式（一般2～3个）进行合理“变形”，如热化学方程式颠倒、乘除以某一个数，然后将它们相加、减，得到目标热化学方程式，求出目标热化学方程式的ΔH与原热化学方程式之间ΔH的换算关系。

12．c（H+）×c（HS-）/c（H2S）Na2SH2S+CO32-=HCO3-+HS-<=1:

10610-4.2

【解析】

【分析】

（1）①多元弱酸分步电离，H2S是一个二元弱酸，Ka1=c（H+）×c（HS-）/c（H2S）；

②酸的电离平衡常数越大，酸性越强，对应的酸根离子的水解能力越弱；

③利用强酸制弱酸；

（2）①a点加入的盐酸体积为氨水体积的1/2，混合液中含有等浓度的NH3·H2O和NH4Cl，结合图象判断出NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度；

②由电荷守恒可知c（NH4+）+c（H+）=c（Cl-）+c（OH-），溶液呈中性，c（H+）=c（OH-），所以c（NH4+）=c（Cl-）；

③NH3·H2O是一元弱碱，对水的电离起到抑制作用，NH4Cl是强酸弱碱盐，促进水的电离；

（3）由图象可知，pH=4.2时，c（HA－）=c（A2－），Ka2＝c（A2－）×c（H＋）/c（HA－）=10-4.2。

【详解】

（1）①H2S是一个二元弱酸，Ka1=c（H+）×c（HS-）/c（H2S）；

②常温下，K（HF）>Ka2（H2CO3）>Ka2（H2S），酸越弱，对应的酸根离子的水解能力越强，故物质的量浓度相同的NaF、Na2CO3、Na2S三种溶液，pH（Na2S）>pH（Na2CO3）>pH（NaF），所以常温下，pH相同的三种溶液NaF、Na2CO3、Na2S，物质的量浓度最小的是Na2S。

③因为Ka1（H2CO3）>Ka1（H2S）>Ka2（H2CO3）>Ka2（H2S），由强酸制弱酸可知，将过量H2S通入Na2CO3溶液，反应的离子方程式：

H2S+CO32-=HCO3-+HS-。

（2）①a点加入的盐酸体积为氨水体积的1/2，等浓度的两溶液反应后，混合液中含有等浓度的NH3·H2O和NH4Cl，由于NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，则溶液显示碱性，故a点所示的溶液中c（NH3·H2O）

②由电荷守恒可知c（NH4+）+c（H+）=c（Cl-）+c（OH-），因为pH=7，溶液呈中性，c（H+）=c（OH-），所以c（NH4+）=c（Cl-）；

③NH3·H2O是一元弱碱，对水的电离起到抑制作用，故室温下pH＝11的氨水由水电离出的c（H＋）=1.0×10－11mol·L－1；NH4Cl是强酸弱碱盐，促进水的电离，故室温下pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c（H＋）=c（H＋）=1.0×10-5mol·L－1，所以室温下pH＝11的氨水与pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c（H＋）之比为（1.0×10－11mol·L－1）:

（1.0×10-5mol·L－1）=1:

106；

（3）由图象可知，pH=4.2时，c（HA－）=c（A2－），Ka2＝c（A2－）×c（H＋）/c（HA－）