化学试题电解质溶液和离解平衡

第八章 电解质溶液 （例题与习题解）例题1、已知25℃时，m ∞Λ(NaAc)=×10-4S·m 2·mol –1，m ∞Λ(HCl)=×10-4S·m 2·mol –1，m ∞Λ(NaCl)=×10-4S. m2·mol –1，求25℃时∞m Λ(HAc)。

解：根据离子独立运动定律+ m m m (NaAc) =(Na ) +(Ac )ΛΛΛ∞∞∞-+ m m m (HCl) =(H ) +(Cl )ΛΛΛ∞∞∞- + m m m (NaCl) =(Na ) +(Cl )ΛΛΛ∞∞∞- + m m m (HAc) =(H ) +(Ac )ΛΛΛ∞∞∞-+ + m m m m + m m =(H ) (Cl )(Na )(Ac ) (Na )(Cl )ΛΛΛΛΛΛ∞∞-∞∞-∞∞-+++--m m m =(HCl) (NaAc)(NaCl)ΛΛΛ∞∞∞+-=+=×10-4 (S·m 2·mol -1)例题2：一些常见离子在25℃时的λ∞±m,见P 22表，求∞m 24Λ(H SO )。

解：=∞)SO (H Λ42m )(SO λ)(H 2λ-24m m ∞+∞+0.015960.0349822＋⨯=0.085924＝（S·m 2·mol –1）例题３：的醋酸水溶液在25℃时的电导率为×10-2 ，计算醋酸溶液的pH 值和解离平衡常数。

解：-2-32-1m κ 1.6210Λ===1.6210(S.m .mol )c 0.01⨯⨯⨯1000+--4m H ,m Ac ,mΛ=λ+λ=(349.82+40.9)10∞∞∞⨯).mol (S.m 103.91-122-⨯=-3m -2m Λ 1.6210α===0.0451Λ 3.9110∞⨯⨯ pH =-lg(αc)=-lg(0.0451)=3.38⨯0.0122c c α0.010.045k ==1-α1-0.045⨯-5-3=1.0810(mol.dm )⨯例题４:电导测定得出25℃时氯化银饱和水溶液的电导率为10–4 S·m –1。

第八章 电解质溶液（例题与习题解）例题1、已知25℃时，m ∞Λ(NaAc)=91.0×10-4S ·m 2·mol–1，m ∞Λ(HCl)=426.2×10-4S ·m 2·mol –1，m ∞Λ(NaCl)=126.5×10-4S. m 2 ·mol –1，求25℃时∞m Λ(HAc)。

解：根据离子独立运动定律=(426.3+91.0-126.5)×10-4=390.7×10-4 (S ·m 2·mol -1)例题2：一些常见离子在25℃时的λ∞±m,见P 22表8.6，求∞m 24Λ(H SO )。

解：=∞)SO (H Λ42m )(SO λ)(H 2λ-24m m ∞+∞+0.015960.0349822＋⨯=0.085924＝（S·m2·mol–1）例题３：0.01mol.L-1的醋酸水溶液在25℃时的电导率为1.62×10-2 S.m-1，计算醋酸溶液的pH值和解离平衡常数。

解：-2-32-1 mκ 1.6210Λ===1.6210(S.m.mol) c0.01⨯⨯⨯1000+--4 m H,m Ac,mΛ=λ+λ=(349.82+40.9)10∞∞∞⨯).mol(S.m103.91-122-⨯=-3m-2mΛ 1.6210α===0.0451Λ 3.9110∞⨯⨯pH=-lg(αc)=-lg(0.0451)=3.38⨯0.0122ccα0.010.045k==1-α1-0.045⨯-5-3=1.0810(mol.dm)⨯例题４:电导测定得出25℃时氯化银饱和水溶液的电导率为3.41´10–4S·m–1。

已知同温度下配制此溶液所用水的电导率为1.60´10–4 S·m–1。

试计算25℃时氯化银的溶解度和溶度积。

一、选择题(14×1'=14')1、一种酸的强度与它在水溶液中的哪一种数据有关？（ ）A 、浓度B 、活度C 、解离常数D 、解离度2、下列溶液中，H +浓度最大的是（ ）A 、1.0mol/L HAcB 、1.0mol/L H 3PO 4（K a,1=6.92×10-3）C 、0.40mol/L HC1D 、0.30mol/L H 2SO 43、对于强电解质溶液，下列说法错误的是（ ）A 、浓度越大，活度系数越大B 、浓度越大，活度系数越小C 、浓度极稀时，活度系数接近于1D 、活度系数越小，表观电离度也越小4、下列各组分子离子中，不属于共轭关系的是（ ）A 、HC1~C1-B 、H 2CO 3~CO 32-C 、H 2CO 3~HCO 3-D 、NH 4+~NH 35、乙酸在液氨和在液态HF 中分别是（ ）A 、弱酸和强碱B 、强酸和强碱C 、强酸和弱碱D 、弱酸和弱碱6、0.05mol/L HCN 溶液中，若有0.01%的HCN 解离，则HCN 的解离常数为（ ）A 、5×10-8B 、5×10-6C 、5×10-10D 、2.5×10-77、下列物质按碱性由弱到强排列顺序是（ ）A 、OH -<HPO 42-<NH 3<HSO 4-<H 2OB 、HPO 42-<OH -<NH 3<H 2O<HSO 4-C 、HSO 4-<H 2O<HPO 42-<NH 3<OH -D 、HPO 42-<OH -<H 2O<NH 3<HSO 4-8、将0.20mol NaOH 和0.20mol NH 4NO 3溶于足量水中，使溶液体积为1.0L ，则此溶液的pH 为（ ）A 、10.27B 、11.27C 、9.27D 、12.279、0.10mol/L HC1和0.10mol/L HAc 等体积混合，溶液中总的[H +]为（ ）A 、0.050mol/LB 、0.10mol/LC 、0.1013mol/LD 、0.0509mol/L10、已知K a (HAc)=1.76×10-5，K b (NH 3)=1.79×10-5，NH 4Ac 溶液的pH 为（ ）A 、明显＞7B 、≈7C 、明显＜7D 、=011、BaSO 4在下列哪种溶液中溶解度最大？ （ ）A 、1mol/L NaC1B 、1mol/L H 2SO 4C 、2mol/L BaC12D 、纯水12、难溶硫化物如FeS 、CuS 、ZnS 等有的溶于盐酸溶液，有的则不溶，主要是因为它们的（ ）A 、酸碱性不同B 、溶解速度不同C 、K Sp 不同D 、晶体结晶不同。

水溶液中的平衡体系【基础回顾】四种平衡状态的比较强调：平衡常数均可以与相应的Q c比较，用于判断反应进行的方向。

【高考回眸】类型1：弱电解质的电离平衡1．（2018·江苏高考13C）图丙是室温下用0.1000 mol·L−1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L−1某一元酸HX的滴定曲线，说明HX是一元强酸( ×)2．（2017·江苏高考20⑵）H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系分别如题20图-1和题20图-2所示。

①以酚酞为指示剂(变色范围pH 8.0 ~ 10.0)，将NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，当溶液由无色变为浅红色时停止滴加。

该过程中主要反应的离子方程式为_____________。

②H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsO4－＋H＋的电离常数为K a1，则p K a1=_________(p K a1＝－lg K a1 )。

类型2：盐类的水解平衡1．（2019·江苏高考13D）( )选项实验操作和现象结论D用pH试纸测得：CH3COONa溶液的pH约为9，NaNO2溶液的pH约为8HNO2电离出H+的能力比CH3COOH的强2．（2019·江苏高考18）聚合硫酸铁[Fe2(OH)6-2n(SO4)n]m广泛用于水的净化。

以FeSO4·7H2O 为原料，经溶解、氧化、水解聚合等步骤，可制备聚合硫酸铁。

⑴将一定量的FeSO4·7H2O溶于稀硫酸，在约70 ℃下边搅拌边缓慢加入一定量的H2O2溶液，继续反应一段时间，得到红棕色黏稠液体。

水解聚合反应会导致溶液的pH 。

3．（2018·江苏高考18）碱式硫酸铝溶液可用于烟气脱硫。

室温下向一定浓度的硫酸铝溶液中加入一定量的碳酸钙粉末，反应后经过滤得到碱式硫酸铝溶液，反应方程式为：(2−x)Al2(SO4)3+3x CaCO3+3x H2O2[(1−x)Al2(SO4)3·x Al(OH)3]+3x CaSO4↓+3x CO2↑生成物(1−x)Al2(SO4)3·x Al(OH)3中x值的大小影响碱式硫酸铝溶液的脱硫效率。

第七章 酸碱解离平衡本章总目标：1：了解酸碱理论发展的概况2：了解同离子效应和盐效应对解离平衡的影响。

3：掌握酸、碱、盐以及缓冲溶液的pH 值的相关计算。

4：了解离子活度、活度因子、离子强度等概念。

5：了解缓冲溶液的组成；缓冲作用原理；缓冲溶液的性质。

各小节的目标：第一节：弱酸和弱碱的解离平衡1：掌握一元弱酸的解离平衡常数的意义、用途和计算。

2a H K c θ+⎡⎤⎣⎦=2;掌握一元弱碱的解离平衡常数的意义、用途和计算。

20b OH K c OH θ--⎡⎤⎣⎦=⎡⎤-⎣⎦当 0400b c K θ>时，OH -⎡⎤=⎣⎦3:解离度概念——平衡时已经解离的浓度与起始浓度之比。

4：同离子效应——在弱电解质的溶液中国，加入与其具有相同离子的强 电解质，使弱电解质的解离平衡左移，从而降低弱电解质的解离度。

5：掌握多元弱酸的解离平衡的计算。

6：了解水的离子积常数、溶液的pH 等基本概念。

7：熟练掌握缓冲溶液pH 值的计算：lg a pH pK θ=-（c 酸/c 盐）；lg b pOH pK θ=-（C 碱/C 盐）8：可以解释缓冲溶液可以达到缓冲目的的原因。

第二节：盐的水解1：掌握水解平衡常数的计算：1.弱酸强碱盐：Wh aK K K θθθ=；2.强酸弱碱盐：W h b K K K θθθ=；3.弱酸弱碱盐：W h a b K K K K θθθθ=2：可以运用公式——211211ln ()K H K R T T θθ∆=-来解释升温促进水解的原因。

3：掌握单水解过程的计算——OH-⎡⎤=⎣⎦，H+⎡⎤==⎣⎦4;掌握双水解pH值的计算：H+⎡⎤=⎣⎦第三节：电解质溶液理论和酸碱理论的发展1：掌握离子强度、活度的概念和离子强度的计算212i iI b z=∑。

2：理解盐效应对弱电解质解离度的影响。

3：了解酸碱质子理论、酸碱溶剂体系理论和酸碱电子理论。

Ⅱ习题一选择题1.某弱酸HA的Ka=2.0×10-5，若需配制pH=5.00的缓冲溶液，与100ml，1.0mol/L 的NaAc相混合的1.0mol/LHA体积应为（）A. 200mlB.50mlC.100mlD.150ml2.已知相同浓度的盐NaA ，NaB,，NaC，NaD的水溶液的pH依次增大，则相同浓度的下列溶液中解离度最大的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A .HA B.HB C.HC D.HD3.pH=3和pH=5的两种HCl溶液，以等体积混合后，溶液的pH是（）A .3.0 B.3.3 C.4.0 D.8.04.已知K b0(NH3)=1.8×10-5，其共轭酸的K a0值为（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A . 1.8×10-9 B. 1.8×10-10 C. 5.6×10-10 D. 5.6×10-55.难溶电解质M2X的溶解度S与溶度积Ksp之间的定量关系式为（）A.S =KspB.S=（Ksp/2）1/3C. S =Ksp1/2D.S =（Ksp/4）1/36.下列物质中，既是质子酸，又是质子碱的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.OH-B.NH4+C.S2-D.PO43-7.欲配制pH=13.00的NaOH溶液10.0L,所需NaOH固体的质量是（）（原子量Na=23）A .40g B.4.0g C.4.0×10-11g D.4.0×10-12g8.H2AsO4-的共轭碱是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H3AsO4B. HAsO42- C . AsO43- D. H2AsO3-9.往银盐溶液中添加HCl使之生成AgCl（Ksp=1.56×10-10）沉淀，直至溶液中Cl-的浓度为0.20mol/L为止。

促敦市安顿阳光实验学校电解质溶液和电离平衡【竞赛要求】酸碱质子理论。

弱酸、弱碱的电离常数。

缓冲溶液。

利用酸碱平衡常数的计算。

溶度积原理及有关计算。

离子方程式的正确书写。

【知识梳理】一、酸碱质子理论（Bronsted 理论）最初阶段人们从性质上认识酸碱。

酸：使石蕊变红，有酸味；碱：使石蕊变蓝，有涩味。

当酸碱相混合时，性质消失。

当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一含有氧元素；盐酸无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一含有氢元素。

阿仑尼乌斯（Arrhenius）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。

HA = H+ + A－电离出的正离子是 H+；MOH = M+ + OH－电离出的负离子是 OH－。

进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的，即aK、b K。

阿仑尼乌斯理论在水溶液中是的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。

例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的反，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合义的酸和碱。

为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted）和英国化学家劳里（Lowry）于1923年分别提出了酸碱质子理论。

1、酸碱的义质子理论认为：凡能给出质子（H+）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。

如HCl，NH+4，HSO-4，H2PO-4都是酸，因为它们能给出质子；CN－，NH3，HSO-4，SO-24都是碱，因为它们都能接受质子。

为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。

由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。

若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱物质，如HCO-3，通常称为酸式酸根离子。

2、酸碱的共轭关系质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。

这种关系称为酸碱共轭关系。

可用通式表示为：酸碱 + 质子，此式中的酸碱称为共轭酸碱对。

第三章电解质溶液一、是非题[1] 弱酸的标准解离常数愈大，其解离度一定也愈大。

（）[2] 如果将NaOH及NH3·H2O溶液均稀释一倍，则两溶液中c(OH- )均减小到原来的二分之一。

.（）[3] 因为难溶盐类在水中的溶解度很小，所以它们都是弱电解质。

（）[4]根据酸碱质子理论,对于反应HCN + H 2O H3O+ + CN-来说，H2O和CN-都是碱。

（）[5] 计算H2S饱和溶液的c(H+ )时，可只按K(H2S)计算。

因此，当H2S溶液中加入Na2S 时，将不改变H2S溶液中的c (H+ )。

（）二、选择题[1] pH = 2.00的溶液与pH = 5.00的溶液，c (H+ )之比为（）。

(A) 10；(B) 1000；(C) 2；(D) 0.5。

[2] pH = 1.00的HCl溶液和pOH = 13.00的HCl溶液等体积混合后，溶液的pH值为.（）。

(A) 1.00；(B) 13.00；(C) 7.00；(D) 6.00。

[3] 通常，在HAc (aq)平衡组成计算中，常取K(HAc) = 1.75 ×10-5，是因为（）。

(A) K与温度无关；(B) 实验都是在25℃条件下进行的；(C) 温度为25℃，溶液浓度为1.0 mol·L-1时，K(HAc) = 1.75 ×10-5；(D) K随温度变化不明显。

[4] 某一弱碱强酸盐MA，其标准水解常数K=1.0 ×10-9，则相应弱碱的标准解离常数K 为.（）。

(A) 1.0 ×10-23；(B) 1.0 ×10-5；(C) 1.0 ×10-9；(D) 1.0 ×10-14。

[5] 已知：K(HCN) = 6.2 ×10-10，则NaCN的标准水解常数为（）。

(A) 1.6 ×10-6；(B) 6.2 ×10-10；(C) 6.2 ×10-24；(D) 1.6 ×10-5。