第三章电解质溶液和电离平衡
(一)选择题
1.0.1mol.dm-3HCl和0.1 mol.dm-3CaCl2混合溶液的离子强度为( )
A.0.1
B.0.2
C.0.3
D.0.4
2.将0.05mol.dm-3的KCl溶液用水稀释成0.01mol.dm-3,下列途径正确的是( )
A.表观电离度增大
B.离子强度增大;
C.离了活度系数减小;
D.以上说法都不正确;
3.Cl2的水溶液能导电,则Cl2( )
A.是电解质;
B.是非电解质;
C.既不是电解质也不是非电解质;
D.以上说法都不对;
4.按Bronsted酸碱理论,Zn(H2O) 2+4是( )
A.酸
B.碱
C.既不是酸也不是碱
D.既是酸也是碱
5.PH=1.0和PH=3.0的两种强酸溶液等体积混合后,溶液的PH值是( )
A.0.3
B.1.0
C.1.3
D.1.5
6.把100cm3 0.1mol.dm-3HCN(Ka=4.9×10-10)溶液稀释到400cm3,H+浓度为原来的( )倍
A.1/2
B.1/4
C.2
D.4
7.如果0.1mol.dm-3HCN溶液中,0.01%的HCN是电离的,氢氰酸的电离常数是( ).
A.10-2
B.10-3
C.10-7
D.10-9
8.氢硫酸的电离常数K1=5.6×10-8,K2=1.2×10-15,在0.1mol.dm-3H2S水溶液中,PH值约是（)
A.10-2
B.2
C.3
D.4
9.HAc电离常数为Ka={[H+][Ac-]}/[HAc],下列叙述正确的是( )
A.加盐酸Ka值变大
B.加NaAc,Ka值变大; B.加HAc,Ka值变大; D.加H2O,Ka值不变;
10.0.5cm3 0.6 mol.dm-3HF,要使电离度增加为原来的3倍,应将原溶液稀释到( )dm3
A.1.5
B.3
C.4.5
D.9
11.0.02 mol.dm-3H2CO3 (Ka1=4.3×10-7,Ka2=5.61×10-11)水溶液的PH值是( )
A.4.6
B.11.6
C.4.0
D.8.3
12.不是共轭酸碱对的一组物质是( )
A.NH3NH2-
B.NaOH Na+
C.OH-O22-
D.H3O+H2O
13.影响NH3-NH4Cl缓冲体系的缓冲容量的因素是( )
A.弱碱及其盐的浓度;
B.弱碱及其盐的浓度比;
C.弱碱的电离常数;
D.以上都不对;
14.在NH3.H2O电离平衡体系中,为使OH-溶液增大,则采取的措施是( )
A.加水
B.加NH4Cl
C.加Hac
D.加NaCl(s)(少许)
15.0.5 mol.dm–3HAc和0.1 mol.dm–3NaAc混合液中,PH值是( )(HAc的Ka=1.8×10–5)
A.5.44
B.4.74
C.4.04
D.4.83
16.决定NaH2PO4-Na2HPO4缓冲体系PH值的主要因素是( )
A.H3PO4的第二级电离常数Ka2
B. H3PO4的第三级电离常数Ka3;
C. H2PO4-和HPO42-的浓度比;
D.H2PO4-和HPO42-总浓度;
17.含1mol.dm–3NaAc的0.5 mol.dm–3HAc溶液的电离度是( )%(HAc:Ka=1.8×10–5)
A.0.6
B.0.42
C.0.30
D.1.8×10-3
18.在35.0cm3 0.2 mol.dm–3HCN(Ka=4.9×1010)溶液中加入25.0cm30.2 mol.dm–3KOH溶液,混合液的PH值是( ) A.5.7 B.6.4 C.9.7 D.8.6
19.Fe(N03)3水溶液的PH值比较低,解释这一现象的最恰当理由是( )
A.水总是要电离出H3O+;
B.Fe3+与OH–生成沉淀,多出H3O+;
C.Fe3+本身是路易斯酸;
D.Fe(H2O) 63+要离解出H3O+;
20.0.1 mol.dm–3Na2CO3溶液的PH值是( )(已知H2CO3的Ka1=4.3×10–7,Ka2=5.6×10–11)
A.9.7
B.8.3
C.11.6
D.2.4
21.在298K时,AgCl的溶解度为1.79×10–3g.dm–3,该温度下AgCl的溶度积为( )
(AgCl式量:143.4)
A. 3.2×10-6;
B.1.25×10–5;
C. 1.56×10–10;
D. 1.79×10–3;
22.CaC2O4的Ksp为2.6×10–9,要使0.02mol.dm–3CaCl2溶液生成沉淀,至少需要C2O42-浓度( )mol.dm–3
A.1.3×10-4;
B. 1.0×10–9;
C.5.2×10–10；
D. 2.2×10–5;
23.使0.02mol.dm–3ZnSO4中Zn2+沉淀为Zn(OH) 2(Ksp=1.8×10–14),Zn2+沉淀完全时溶液的PH值是( )
A.6.02
B.7.98
C.4.37
D.9.63
24.AgNO3,Sr(NO3) 2,Pb(NO3) 2,Ba(NO3) 2四种盐的混合溶液中,各盐浓度均为0.01mol.dm–3, 若向其中逐滴加入K2CrO4溶液,则沉淀先后顺序为( )
A.Ag2CrO4PbCrO4SrCrO4BaCrO4
B.PbCrO4 PbCrO4SrCrO4BaCrO4
C.SrCrO4 PbCrO4Ag2CrO4BaCrO4
D.PbCrO4Ag2CrO4BaCrO4SrCrO4
(已知Ksp,Ag2CrO4=1.1×10–12; Ksp,PbCrO4=1.8×10–14; Ksp,SrCrO4=2.2×10–5; Ksp,BaCrO4=1.2×10–10)
(二)填空题
1.饱和AgCl水溶液导电性_____ ,属____电解质;NH3.H2O导电性____ ,属____电解质;两者混合导电性____ ,原因是____ .
2.活度是指____ ;0.1mol.dm–3HCl溶液中,H+的活度____Cl–的活度,它们均___0.1mol.dm–3
3.0.01mol.dm–3NaCl水溶液,活度为0.00792mol.dm–3,则活度系数_____,0.1 mol.dm–3
NaCl溶液中,αNa+是_____.
4.根据酸碱质子论,硫酸在水中的酸性比它在醋酸中的酸性_____ ;氢氟酸在液态醋酸中的酸性比它在液氨中的酸性,氨在水中的碱性比它在氢氟酸中的碱性,相同浓度的高氯酸和硝酸在水中酸强
度.
5.根据酸碱电子理论判断:
(1)SbF3+BF3====SbF6-+BF2+(2)K+BF3====K++BF4-
反应A.中BF3是,反应(2)中BF3是.
6.在313K时水的离子积常数为3.8×10–14,中性溶液中PH值是,酸性溶液中的PH值是,碱性溶液PH值是.
7.10–7mol.dm–3的HCl溶液的PH值为.
8.PH=2的强酸和PH=13的强碱溶液等体积混合,溶液的PH值为.
9.0.1mol.dm–3H3PO4溶液中, 离子最多, 离子最少.
10.HF溶液的PH=1.57,其电离度为2.690,则HF的Ka为,HF溶液的浓度为
mol.dm–3
11.室温下饱和H2S水溶液中Cu2S=0.1mol.dm–3,H2S的Ka1=5,7×10–8,Ka2=1.2×10–15,
该溶液中的OH–溶液为mol.dm–3
12.0.05 mol.dm–3二元弱碱M(OH)2(Kb2=1×10–8,Ka2=1×10–15)水溶液的PH值为
,溶液中S2-溶液为mol.dm–3,H+浓度为mol.dm–3 (H2S的Ka1=5.7×
10–8,Ka2=1.2×10–10,Na:23,S:32)
13.影响缓冲溶液的主要因素是,次要因素是.
14.0.1 mol.dm–3NaAc水溶液的PH值是,水解度是(已知HAc的Ka=1.78×10–5)
15.在AlCl3溶液中存在着如下水解平衡:
Al(H2O) 63++H2O≒[Al(OH)(H2O)5]2++H3O+,Kh=1.4×10–5若AlCl3的溶液为0.1×mol.dm–3,则溶液中H3O+浓度为mol.dm–3,POH值为.
16.在PH=12的溶液中,Mg(OH) 2(Ksp=1.8×10–11)的溶解度为g.dm–3 (原子最:Mg:24,O:16,H:1)
17.在0.1.mol.dm–3NaCl溶液中,AgCl的溶解度为mol.dm–3,若再加入少许固体Na2SO4(忽略体积变),AgCl的溶解度将.(AgCl:Ksp=1.56×10–10)
18.欲洗涤新沉淀的BaSO4,若用100cm3水洗,将会失去克BaSO4;若用100cm3 mol.dm–3H2SO4洗,将会失去克BaSO4,因此应选洗涤BaSO4沉淀.(已知BaSO4:Ksp=1.1×10–10,摩尔质量为233.3克/摩)
19.在含有Cl–,I–的混合液中,它们的浓度均为0.01 mol.dm–3,逐滴加入AgNO3时,先沉淀的是,此离子开始沉淀时,Ag+浓度为,继续加入AgNO3到Ag+浓度为
时,另一种离子开始沉淀(AgCl Ksp=1.56×10–10,AgI Ksp=1.5×10–10)
(三) 问答题
1.何为酸碱指示剂的酸色?碱色?变色点和变色范围?
2.将0.1 mol.dm-3HAc溶液用水稀释一倍,则溶液的电离度增加一倍,这一叙述是否正确?为什么?
3.Ag2CrO4在0.01dm-3AgNO3溶液中的溶解度较在0.01 mol.dm-3K2CrO4溶液中的溶解度小,为什么?
4.在氯化镁溶液中加入氨水生成Mg(OH)2沉淀和NH4Cl,而Mg(OH)2又能溶于饱和NH4Cl,
二者是否矛盾?为什么?
5.Ag3PO4和AgCl都难溶于,然而在HNO3中,Ag3PO4可溶液而AgCl基本不溶,试解释之.
（四）、计算题
1.计算含0.1 mol.dm-3HCOOH(Ka=1.8×10-6)和0.1 mol.dm-3HAc(Ka=1.8×10-5)的混合溶液中H+浓度.
2.计算0.1 mol.dm-3H3PO4溶液中,H3PO4,H2PO4-,HPO42-,PO43- ,H+,OH-的平衡浓度,已知H3PO4的Ka1=7.5×
10-3,Ka2=6.2×10-8,Ka3=3.6×10-13.
3.今有1.0dm30.1 mol.dm-3氨水(Kb=1.8×10-5),计算:
(1)氨水中OH-浓度;
(2)加入5.35NH4Cl后,溶液的PH-浓度(忽略体积变,Cl:35.5,N:14,H:1)
参考答案：
（一）选择题
(二)、填空题
1．弱强弱弱增强AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl-
2.单位体积电解质溶液中，表观上所含有的离子浓度= 它们均<=0.1mol/L
3．0.792 0.0792
4．强弱弱相等
5、碱酸
6．6.71 <6.71 >=6.71
7.6.79
8．12.65
9.H+PO43-
10.7.33×10-4 1.084
11.1.32×10-10
12.9.35 1×10-5
13.C酸/C盐
14.8.87 7.5×10-3%
15.1.183×10-311.07
16.1.04×10-5
17.1.56×10-19
18.2.45×10-4 2.57×10-80.1mol/L
19.I- 1.5×10-14 1.56×10-8mol/L
（三）简答题
1、所谓酸碱指示剂，大多为有机弱酸或弱碱，以HIn表示之。它在溶液中存在着如下电离平衡：HIn →H+ + In- Ka=[H+][In-]/[HIn] ，其中HIn具有的颜色称为酸色，In-具有的颜色，称为碱色，溶液中H+浓度不同，则导致HIn和In-的浓度比值不同，从而使溶液显示HIn或In-的颜色来指示溶液的PH值，[H+]= Ka[HIn]/ [In-]当[HIn]/ [In-]=1 时，[H+]=Ka 这一PH值称指示剂的变色点。肉眼能观察到指示剂颜色变化的PH值范围称指示剂的变色范围，[HIn]/ [In-]>=10 时，看到酸色，[HIn]/ [In-]<=0.1时，看到碱色，所以指示剂的变色范围为PH=PKa±1
2、这一叙述不正确。因为α=Ka/C 稀释前α1=(Ka/C1)0.5稀释后: α2=(2Ka/C1)0.5=
α2/α1=20.5 ,α2=20.5α 1 即溶液稀释一倍，电离度增大20.5倍。
3、Ag2CrO4(S)=2Ag+ + CrO42-达溶解平衡时，K SP=[Ag+]2[CrO42-] Ag+浓度改变对平衡影响比CrO42-大，根据同离子效应，即使Ag+和CrO42-浓度相同，平衡在左移的趋势是加入Ag+时大，S=5（K SP）0.5 =1.5×10-3所以Ag2CrO4在0.01摩尔每升AgNO3中的溶解度小于在0.01摩尔每升K2CrO4的溶解度。
4、不矛盾，在MgCl2溶液中加入氨水有：
NH3.H2O=NH4+ + OH-MgCl2=Mg2+ + 2Cl-
Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2NH4+ + Cl- = NH4Cl
即有MgCl2 + 2NH3.H2O = Mg(OH)2 + 2NH4Cl溶液处在NH3H2O-NH4Cl 的缓冲体系中，呈碱性，OH-浓度较大，可以确保[OH-]2[Mg2+]>K SP,所以可生成Mg(OH)2沉淀。在饱和NH4Cl溶液中，NH4Cl浓度较大，水解后使溶液酸性强，
故有：Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3.H2O
反应虽然生成一定量的氨水，但其浓度远小于饱和NH4Cl溶液，所以体系H+浓度降低不多，故Mg(OH)2溶宇饱和NH4Cl溶液。
5、Ag3PO4和AgCl 都是难溶于H2O 的盐，但AgCl是强酸盐，Ag3PO4，H3PO4虽属于中强酸但第三级电离很弱，所以Ag3PO4是一个很弱的弱酸盐，在强酸中，它可以变成酸式盐而溶解，故Ag3PO4溶于强酸，AgCl不溶。
四、计算题
1、解：HAC = H+ + Ac-HCOOH = H+ + HCOO-
平衡时0.1-x y+x x 0.1-y x+y y
x(x+y)/0.1-x = 1.8×10-5 (1)
(x+y)y/0.1-y = 1.8×10-4(2)
因为C/Ka >400
所以0.1-x = 0.1
0.1- y = 0.1
由（1）式得x+y = 1.8×10-6/x (3)
由（2）式得x+y = 1.8×10-5/y (4)
所以1.8×10-6/x = 1.8×10-5/y
x=10-1y （5）
将（5）式代入（4）：1.1y2 = 1.8×10-5
y=1.28×10-2
x=10-1×1.28×10-2=1.28×10-3
[H+] = 1.28×10-2+1.28×10-3=1.41×10-2mol/L
2、解：
H3PO4=H2PO4- + H+
H3PO4的Ka1>>Ka2>>Ka3
因为H+的浓度只考虑一级电离所得，设平衡时[H+]=x
故有：x2/0.1-x = Ka1
因为C/Ka<400
所以0.1-x<>0.1
2+7.5×10-3x-7.5×10-4=0
解得x=0.024mol/L
x=[H+]=[H2PO4-]=0.024mol/L
H2PO4-= H+ + HPO42-
0.024-y 0.024+y y
Ka2=y(0.024+y)0.024-y
由Ka2很小，0.024-y = 0.024
0.024+y = 0.024
所以[HPO42-] = H+ + PO43-
6.3×10-8-z = 6.3×10-8
0.024+z = 0.024
0.024z/6.3×10-8 = 3.6×10-13
z=[PO43-] = 9.5×10-19mol/L
[OH ]- = 1.0×10-14/0.024 = 4.17×10-13mol/L
3、解：（1）C/K b>400
[OH-]= (K b.C)0.5 = (1.8×10-5×0.1)0.5 = 1.34×10-3mol/L
(2)C NH4Cl = 5.35/53.5= 0.1mol/L
[OH-]=K b C碱/C盐=1.8×10-5mol/L
例1 (1)NaOH和H3PO4溶液等体积混合，测得溶液pH为4.66，溶液的渗透浓度为200mmol·L-1，求混合前NaOH和H3PO4溶液的浓度各为多少？(2)若此NaOH和H3PO4溶液以2：1的体积混合，溶液pH和渗透浓度各为多少？(已知H3PO4：p K a1=2.12；p K a2=7.21；p K a3=12.67)
析(1)NaOH和H3PO4溶液等体积混合，由pH=4.66知混合后只有NaH2PO4，那么NaOH和H3PO4浓度相等，再由混合溶液渗透浓度求得NaOH和H3PO4溶液的浓度。(2)NaOH和H3PO4以2：1体积混合，可计算出溶液pH和渗透浓度。
解(1)因NaOH和H3PO4溶液等体积混合后pH=4.66=( p K a1+p K a2)，可判断混合溶液只含有NaH2PO4，因此混合前NaOH和H3PO4浓度相等，又混合溶液的渗透浓度为200mmol·L-1，即
2×c(NaH2PO4)= 200mmol·L-1
c(NaH2PO4)= 0.1mol·L-1
根据c(NaH2PO4)推出混合前c(NaOH)= 0.2mol·L-1，c(H3PO4)= 0.2mol·L-1
(2) NaOH和H3PO4溶液以2：1的体积混合发生的反应为：
2NaOH + H3PO4Na2HPO4 + 2H2O
由于混合前c(NaOH)= 0.2mol·L-1，c(H3PO4)= 0.2mol·L-1，混合后溶液只含有Na2HPO4，浓度为
c(Na2HPO4)= (2/3)×0.2mol·L-1
因此溶液的渗透浓度为3×(2/3)×0.2×1000mmol·L-1=400mmol·L-1
由于混合溶液只含有Na2HPO4两性物质，
pH=(p K a2 + p K a3)/2=(7.21+12.67)/2=9.94
例2 在0.100mol·L -1HA 溶液的解离度α为1.32%，(1)计算HA 的解离常数。(2)如果在1.00L 该溶液
中加入固体NaA (不考虑溶液体积变化) ，使其浓度为0.100mol·L -1，计算溶液的［H +］和解离度。
析 (1)由HA 的浓度和解离度，可计算出HA 溶液平衡后[H +]、[A -]、[HA]，再通过K a =[H +][A -]/[HA]
即可计算出HA 的解离常数。(2)可先通过计算加入固体NaA 后的[A -]和[HA]，则用α=[H +]/c (HA)和
[H +]=K a ·[HA]/[A -]计算溶液的[H +]和解离度。注意：计算加入固体NaA 后的[A -]和[HA]时，要用简化处理，否则计算很烦琐，且没有必要。
解 (1) 0.100mol·L -1HA 溶液的解离度α为1.32%，溶液解离平衡时，
[H +]=[A -]=1.33%×0.100mol·L -1=1.32×10-3mol·L -1
则 K a =[H +][A -]/[HA]=(1.32×10-3)2/0.100=1.74×10-5
(2)当加入NaA 后，HA 的解离则如下式进行
HA + H 2O H 3O + + A -
平衡时 0.100 - [H +]≈0.100(mol·L -1 ) ［H +］0.100 + [H +]≈0.100 (mol·L -1) 根据 [H +][A -]/[HA]=K a
[H +]=K a ·[HA]/[A -]=(1.74×10-5×0.100/0.100) mol·L -1
=1.74×10-5 mol·L -1
α =[H +]/c (HA) = 1.74×10-5 mol·L -1/0.100mol·L -1
=1.74×10-4 = 0.0174 %
例3 有一固体混合物，仅由NaH 2PO 4 和Na 2HPO 4 组成，称取该混合物1.91g ，用水溶解后，用容
量瓶配成100.0ml ，测得该溶液的凝固点为-0.651℃
（1）试计算该溶液的pH ，
（2）计算溶液的渗透浓度（忽略离子强度的影响）。
(已知H 3PO 4的p K a1 =2.12、p K a2 =7.21、p K a3 =12.67；M r (Na H 2PO 4)=120.0，M r (Na 2 H PO 4)=141.9；
K f =1.86 K ·kg ·mol -1)
析 （1）由溶液的凝固点为-0.651℃，再根据△T f =∑K f ·ic ，结合NaH 2PO 4 和Na 2HPO 4的质量为1.91g ，
就可计算出c (NaH 2PO 4) 和c (Na 2HPO 4)，再由的K a2表达式可计算出氢离子的浓度，从而计算溶液的pH 值。
（2）由c (NaH 2PO 4) 和c (Na 2HPO 4)可计算溶液的渗透浓度。本题的关键是应用稀溶液的依数性的凝固点降
低值来计算浓度，再由解离平衡常数计算[H +]，得出pH 值。由浓度可求出溶液的渗透浓度。
解 （1） 设混合物中NaH 2PO 4为y g Na 2H PO 4 则为(1.91-y )g
根据 △T f =∑K f ·ic =M (2×).y .y 9
1419113120-⨯+ K f =0.651K 解得 y =1.20g NaH 2PO 4为 1.91g-1.20g = 0.71g
则 c (Na H 2PO 4)==⋅-L
100.0mol g 120g
20.11
0.1 00mol·L -1 c (Na 2HPO 4)=L
100.0mol g 9.141g
71.01
-⋅= 0.050 mol·L -1 ∵ H 2 PO 4- H + + HPO 42-
K a2 =0.1000.050][H ]
PO [H ]][HPO [H 4224⨯=+--+ pH= - lg[H +] = - lg(2× K a2)=6.91
（2）溶液的渗透浓度为： 2×c (NaH 2PO 4)+3×c (Na 2HPO 4) =350mmol·L -1
例4 已知某一弱酸HA 的K a =2.0×10-4
（1）试计算c (HA)=0.20 mol·L -1溶液的pH 。
（2）向上述溶液加入等体积等浓度的NH 3·H 2O 溶液pH 等于多少？已知
K b (NH 3·H 2O)= 1.79×10-5
析 (1)由K a 和c (HA)的条件可知，可用一元酸的近似公式来计算[H +]，求pH 值。(2)在HA 溶液中加入NH 3·H 2O ，两者会发生反应，其溶液的pH 值的大小取决于反应后溶液中的物质。
解 （1）4100.220.0-⨯=a K c > 500
∴ [H +] =4100.220.0)HA (-⨯⨯=a K c = 6.32×10-3 mol·
L -1 pH=2.20
（2）HA + NH 3·H 2O = NH 4A + H 2O
反应后，溶液只有NH 4A ，是两性物质，则 pH=)])
(NH lg ((HA)lg [21)p (p 213b w a 'a a K K K K K -+-=+=6.5 例5 在含有0.01mol·L -1［I -］和0.01mol·L -1［Cl -］的溶液中，滴加AgNO 3溶液时，哪种离子最先沉淀?当第二种离子刚开始沉淀时，溶液中的第一种离子浓度为多少?(忽略溶液体积的变化)。
析 (1)由K sp (AgCl)和K sp (AgI)计算出AgCl 、AgI 开始沉淀时所需的Ag +最低浓度，其值较少的为先沉淀，抓住这个规律就可解些题了。(2) 当第二种离子刚开始沉淀时，即表示最先沉淀的离子，［Ag +］达到第二种离子沉淀时的浓度(这是本题的关键所在)，由此可计算出溶液中的第一种离子浓度。
解 K sp (AgCl)＝1.77×10-10、K sp (AgI)＝8.51×10-17，
AgCl 开始沉淀时所需的Ag +最低浓度：
[Ag +]＝K sp (AgCl)/[Cl -]＝(1.77×10-10/0.01) mol·L -1＝1.77×10-8mol·L -1
AgI 开始沉淀时所需的Ag +最低浓度：
[Ag +]＝K sp (AgI)/[I -]＝(8.51×10-17/0.01) mol·L -1＝8.51×10-15mol·L -1
计算表明，沉淀I -所需的［Ag +］远比沉淀Cl -所需的［Ag +］少，所以AgI 的离子积最先达到溶度积常数而先生成淡黄色沉淀。当加入的[Ag +]＝1.77×10-8mol·L -1时，AgCl 开始沉淀，此时溶液中剩余的-浓度
为：
[I -]＝K sp (AgI)/[Ag +]＝(8.51×10-17/1.77×10-8) mol·L -1＝4.81×10-9mol·L -1
例6 将500ml c (AlCl 3)=0.2mol·L -1和500ml c (NH 3·H 2O) =0.2mol·L -1混合，求：(1)混合后溶液是否有沉淀生成？请通过计算加以说明。(2)若有沉淀要加入多少克NH 4Cl ，才能使溶液无Al(OH)3沉淀?（忽略加入NH 4Cl 固体引起的体积变化）（已知K sp ,Al(OH)3=3.70 ×10-15， K b =1.75×10-5 ，M(NH 4Cl)=53.5） 析 (1)先求出混合后[Al 3+]和[OH -]，尤其关键的是要通过c (NH 3·H 2O)一元弱碱的简化计算公式求出
[OH -]，可由IP =[Al 3+][OH -]3求出离子积，与K sp 比较，即可判断有无沉淀生成。(2)要通过c (NH 3·H 2O)和
[NH 4+]来计算[OH -]，这个[OH -]必须小于Al(OH)3沉淀所需要的[OH -]。
解 (1)对于混合溶液，∵ cK b ＞＞20K W c /K b ＞500
∴[OH -] =)NH (3c K b =1.01075.15⨯⨯- mol·L -1=1.32×10-3 mol·L -1
IP =[Al 3+][OH -]3=
22.0×(1.32×10-3)3=2.32×10-10＞K sp 有沉淀生成
(2)要使沉淀溶解，设加入x g NH 4Cl ，则[NH 4+]=
L 1mol g 5.53x g 1⨯⋅- 要使无Al(OH)3↓，则：
[OH -]≤22.03Ksp =1
.01070.3315
-⨯ mol·L -1 =3.33×10-5 mol·L - ∴ [NH 4+]=
]OH [)O H NH (23b -⋅c K =551033.31.01075.1--⨯⨯⨯ mol·L -1=0.0526 mol·L -1 x =0.0526 mol·L -1×1L×53.5g· mol -1=2.81g
一、判断题（对的打√，错的打×）
1. 当难溶电解质的离子积等于其溶度积常数时，该溶液没有沉淀生成，所以此溶液是未饱和的溶液。（ ）
2. 当某弱酸稀释时，其解离度增大，溶液的酸也增大。 （ ）
3. 两种难溶电解质，K sp 越大者，其溶解度也越大。 （ ）
4. 任何一元弱酸的[H +]都等于c K a 。 （ ）
5.由共轭酸碱对的K a 和K b 关系可知，酸的强度越大，其共轭碱的强度越弱。 （ ）
6. 已知K a （HAc ）大于K a （HCN ），所以CN – 是比Ac – 强的碱。 （ ）
7. 同一种物质不能同时起酸和碱的作用。 （ ）
8. 难溶电解质的溶度积常数与离子积的表达式一样，它们所表达的意义是相同的。 （ ）
9. 在HAc 溶液中加入NaAc 将产生同离子效应，使[H +]降低；而加入HCl 也将产生同离子效应，使
[Ac -]降低。 （ ）
10. BaSO 4在纯水中的溶解度与在生理盐水中都一样。 （ ）
二、选择题（将每题一个正确答案的标号选出）
1. 在纯水中，加入一些酸，其溶液的 （ ）
A. [H +]与[OH -]乘积变大
B. [H +]与[OH -]乘积变小
C. [H +]与[OH -]乘积不变
D. [H +]等于[OH -]
E. 以上说法都不对
2. 在NH 3的水解平衡NH 3 + H 2O NH 4+ + OH - 中，为使[OH -] 增大，可行的方法是 （ ）
A. 加 H 2O
B. 加NH 4Cl
C. 加HAc
D. 加NaCl
E. 加HCl
3. 已知H 2A 的K a1 为10-7 ，K a2为10-3 ，那么0.1mol·L -1 [H 2A]水溶液的pH 为 （ ）
A. 13
B. 2
C. 3
D. 4
E. 7
4. c (HA)=0.050 mol·L -1 的溶液的pH=
5.35 ，则HA 的K a 等于 （ ）
A. 2.0×10-11
B. 4.0×10-11
C. 4.5×10-6
D. 8.9×10-5
E. 5.0×10-2
5. 下列溶液的浓度均为0.1mol·L -1 ，其pH 小于7的是 （ ）
A. NaAc
B. Na 2CO 3
C. Na 3PO 4
D. NH 4Cl
E. Na 2S
6. 0.1mol·L -1 HA 溶液（K a = 1.0×10-5）的pH 为 （ ）
A. 2.0
B. 2.5
C. 3.0
D. 4.0
E. 5.0
7. 0.20mol·L -1 H 3PO 4 溶液与0.20mol·L -1 的Na 3PO 4溶液等体积混合（H 3PO 4的p K a1=2.12 , p K a2=7.21 , p K a3=12.32），混合后溶液的pH 为（ ）
A. 7.21
B. 4.67
C. 2.12
D. 9.77
E. 12.32
8. 已知Mg(OH)2的K sp = 5.61×10-12 , Mg(OH)2 的溶解度为 （ ）
A. 1.12×10-4 mol·L -1
B. 1.50×10-4 mol·L -1
C. 1.20×10-6 mol·L -1
D. 2.05×10-4 mol·L -1
E. 3.46×10-4 mol·L -1
9. 在0.1mol·L -1的NH 3·H 2O 溶液中，加入一些NH 4Cl 固体，则 （ ）
A. NH 3的K b 增大
B. NH 3的K b 减少
C. 溶液pH 增大
D. 溶液pH 减少
E. 不变
10. 常温下0.1mol·L -1 HA 溶液的pH 为3，则NaA 溶液的pH 为 （ ）
A. 3.00
B. 8.00
C. 9.00
D. 10.00
E. 11.00
11. Al(OH)3的溶解度（S ）与溶度积常数(K sp )之间的关系是 （ ）
A. S =( K sp )1/ 2
B. S =(
41 K sp )1/ 2 C. S =( K sp )1/ 3 D. S = (271K sp )1/ 4 E. S =( K sp )1/ 4
12. 下列物质哪一种物质的溶液的pH与浓度基本无关？（）
A. NaOH
B. Na3PO4
C. NaAc
D. NH4CN
E. H3PO4
13. 已知某弱酸HA的浓度c (HA) 为0.1mol·L-1，测得该溶液在37℃时的渗透压力为283.5kPa ，则该物质的解离度为（）
A. 1%
B. 5%
C. 10%
D. 20%
E. 30%
14. 某温度时，纯水的pH为6.5，则其pOH应为（）
A. 7.5
B. 6.5
C. 7
D. 小于6.5
E. 大于7.5
15. 已知HCN的K a= 5.0×10-10，则CN -的K b等于（）
A. 2.0×10-5
B. 5.0×10-10
C. 5.0×10-24
D. 2.2×10-6
E. 5.0×10-4
三、填空题
1.H2O、NH3、HPO42-、OH-在水溶液中的碱性，由弱到强排列的顺序是。
2.根据强电解质溶液理论，强电解质在水溶液的解离度不是100%的原因是溶液中。
3. NH3为酸，NH4+ 为碱，它们的组成仅相差，因此称为。
4. 离子积(IP)和溶度积（K sp）的区别：前者是时溶液离子浓度幂之乘积，而后者是时溶液离子浓度幂之乘积。它是一个。
5.某难溶电解质M3X2，其溶解度S与溶度积常数K sp的关系为。
6. M(OH)2的溶解度S为1.0×10-10 mol·L-1，N (OH )2的溶解度S为1.0×10-6 mol·L-1，因此，它们的溶度积常数K sp，大于；而饱和溶液时pH 大于。
7.0.1mol·L-1 H2A 溶液中，[A2-] 近似K a2。
8.相同浓度相同体积NaOH与H2A(已知其p K a1、p K a2)混合，混合后溶液的pH为。
9.pH=4.0的溶液与pH=10.0的溶液等体积混合，混合溶液的pH 为。
10. 某一元弱酸的浓度为c时，其解离度为b，如果将它的浓度稀释至c/4，这时其解离度变为。
四、问答题
1. 解释Mg(OH)2能溶于NH4Cl溶液中。
2.在饱和氢硫酸H2S溶液中H+（aq）与S2-（aq）浓度之比是否2：1？(已知K a1=8.91×10-8，K a2=1.12×10-12）
3.NaH2PO4在水溶液中呈酸性，而Na2HPO4在水溶液中却是呈碱性，为什么？
4.如何应用溶度积常数来比较难溶强电解质的溶解度？
5.同离子效应和盐效应对难溶强电解质的溶解度有什么影响？
6.难溶强电解质的溶度积常数越大，其溶解度也越大吗？为什么？
五、计算题
1. 已知某酸H3A的K a1=10-4、K a2=10-7 、K a3=10-11。
（1）计算0.1 mol·L-1 H3A 水溶液的pH、[H2A-]、[HA2-]、[A3-].
（2）0.20 mol·L -1 H 3A 溶液与0.10 mol·L -1的NaOH 溶液等体积混合，pH 为多少?
（3）若0.20 mol·L -1 H 3A 溶液与0.30 mol·L -1的NaOH 溶液等体积混合，pH 又为多少?
（4）若0.20 mol·L -1 H 3A 溶液与0.50 mol·L -1的NaOH 溶液等体积混合，pH 又为多少?
2. MX 是难溶强电解质，0℃时在100 g 水中只能溶解 0.8195g MX ，设其溶解度随温度变化不大，测得饱和MX 溶液的凝固点为-0.293℃[已知K f （H 2O ）=1.86]求：（1）MX 的摩尔质量（g·mol·L -1），（2）0℃时，K sp (MX)为多少？
3.将c (MX 3)=0.2mol·L -1和c (NaA) 0.2mol·L -1等体积混合，（1）混合液有无沉淀？（2）若有沉淀生成，溶液中加入HA 的浓度应为多少mol·L -1，才能使溶液无M(OH)3沉淀?（忽略加入HA 后引起的体积变化；已知K sp [M(OH) 3] =1.0×10-13 K a (HA)=1.0×10-9 ）
4.已知某二元弱酸H 2A 的解离常数为K a1=1.0×10-4 ，K a2=1.0×10-7 , 试计算下列溶液的pH 及渗透压力（温度为298K ）：（1）c (Na 2A)= 0.01mol·L -1的Na 2A 溶液；（2）c (NaHA)= 0.05mol·L -1的NaHA 溶液；（3）上述两种溶液等体积混合后所得的溶液。
5.血浆中铁离子的总浓度为5.0×10-5 mol·L -1，310K 时K sp (Fe(OH)3)= 2.8×10-39，假定K w =1.0×10-14，(1)计算使99%Fe 3+离子沉淀的pH 。(2)试讨论在pH=7.4时，血浆中铁离子的存在状态。
答案
一、判断题1. × 2. × 3. × 4. × 5. √ 6. √ 7. × 8. × 9. × 10. ×
二、选择题1.C 2.D 3.D 4.B 5.D 6.C 7.A 8.A 9.C 10.D 11.D 12.D 13.C 14.A 15.A
三、填空题
1. H 2O 、NH 3、HPO 42-、OH -
2.形成离子氛
3.一个质子；共轭酸碱对
4.任何状态；平衡状态；常数
5. S =53232 sp
K
6. N (OH )2+；M(OH)2；N (OH )2；M(OH)2
7.等于 8. pH=2
1(p K a1+p K a2) 9. 7.00
10.2b
四、问答题(略)
五、计算题
1. (1)
2.5；
3.2×10-3；1.0×10-7；3.2×10-16 (2)
4.00 (3)7.00 (4)11.00
2.(1)104 g·mol -1 (2)6.2×10-3
3.(1) IP =2.32×10-10＞K sp ，有沉淀生成 (2)溶液中加入HA 的浓度应为0.01mol·L -1，才能使溶液无
M(OH)3沉淀。
4.(1) 10；743.2 kPa (2)
5.5； 247.8 kPa (3)7.3； 495.5 kPa
5.(1) IP =2.5×10-4> K sp (AgCl) 有沉淀生成。(2) 100 mol·L -1
6.(1)3.26 (2) 在pH=
7.4时，仅有1.8×10-19 mol·L -1铁离子可以存在血浆中，说明血浆中铁离子必定与其他物质配合，以配离子(在这种情况下主要是铁蛋白)的形式存在。
例1 现有1.0L 缓冲溶液，内含0.01mol H 2PO 4-、0.030mol HPO 42-。
（1） 计算该缓冲溶液的pH ；
（2） 往该缓冲溶液中加入0.005 0 mol HCl 后，pH 等于多少？
析 题设缓冲系：H 2PO 4-HPO 42-+ H +，用公式 pH ＝p K a +lg )PO (H )(HPO 4224--
n n 计算。若加入HCl ，H +
与HPO 42- 反应生成H 2PO 4-。
解 （1）根据H 3PO 4: p K a1=2.16; p K a2=7.21; p K a3=12.32
pH ＝p K a +lg )PO (H )(HPO 4224--n n =7.21+lg mol 010.0mol 030.0=7.68 （2）加入0.005 0 mol HCl 后：
pH ＝p K a +lg )PO (H )
(HPO 4224--n n =7.21+lg 0.0050mol
0.010mol 0.0050mol 0.030mol +-= 7.42 例2 柠檬酸（缩写H 3Cit ）常用于配制供培养细菌的缓冲溶液。如用500mL 的0.200 mol·L -1柠檬酸，须加入0.400 mol·L -1的NaOH 溶液多少毫升，才能配成pH 为5.00的缓冲溶液？（已知柠檬酸的p Ka 1=3.14，p Ka 2= 4.77，p Ka 3=6.39）
析 要配pH5.00的缓冲溶液，应选p K a 2，缓冲系NaH 2Cit-Na 2HCit ，用NaOH 与H 3Cit 完全反应生成
NaH 2Cit ，再与NaH 2Cit 部分反应生成Na 2HCit 。
解 设H 3Cit 全部转化为NaH 2Cit 需NaOH 溶液V 1 mL ：
0.200 mol·L -1×500 mL = 0.400 mol·L -1×V 1 mL
解得： V 1 = 250
设NaH 2Cit 部分转化，组成NaH 2Cit －Na 2Hcit 缓冲系，需NaOH 溶液V 2 mL ：
NaH 2Cit + NaOH
Na 2HCit + H 2O
n （Na 2HCit ）= 0.400 mol·L -1×V 2 mL= 0.400V 2 mmol
n （NaH 2Cit ）= 0.200 mol·L -1×500 mL －0.400 mol·L -1×V 2 mL
= (100－0.400 V 2)mmol
pH = p Ka 2 + lg )Cit NaH ()HCit Na (22n n = 4.77＋lg )mmol
0.400-(100mmol 400.022V V = 5.00 解得： V 2 = 157
共需加入NaOH 溶液的体积： V 1 mL + V 2 mL = 250 mL + 157 mL = 407 mL
例3 今有500mL 总浓度0.200 mol·L -1、pH4.50的HAc －NaAc 缓冲溶液，欲将pH 调整到4.90，需加NaOH
多少克？调整后缓冲溶液的缓冲容量是多少？
解 查表得HAc 的p K a= 4.76，在pH4.50的缓冲溶液中：
4.50 = 4.76 + lg (HAc)
(NaAc)L 0.200mol -1c c -⋅ 解得 c （HAc ）= 0.130mol·L -1
c （NaAc ）= 0.200 mol·L -1－0.130 mol·L -1= 0.070mol·L -1
加入固体NaOH m g ： 4.90 = 4.76 + lg 1-1-1-1-mol g 40g L 50.0L mol 130.0mol g 40g
L 50.0L mol 070.0⋅-⨯⋅⋅+
⨯⋅m m 解得： m = 0.92
在pH4.90的缓冲溶液中：
[HAc] = 0.130 mol·L -1－L
50.0mol g 40g 92.01-⨯⋅= 0.084mol·L -1 [Ac -] = 0.070 mol·L -1＋
L
50.0mol g 40g 92.01-⨯⋅= 0.116mol·L -1 缓冲容量为： β = ][Ac [HAc]][HAc][Ac 2.303--+⨯=1-1--1
-1L 0.116mol L 0.084mol L 0.116mol L 0.084mol 2.303⋅+⋅⋅⨯⋅⨯= 0.112 mol·L -1 例4 用0.025 mol·L -1的H 3PO 4和0.10 mol·L -1的NaOH ，配制pH7.40的缓冲溶液100 mL ，求所需
H 3PO 4和NaOH 的体积比。
解 缓冲系为NaH 2PO 4-Na 2HPO 4。设需H 3PO 4体积V 1 mL ，NaOH 体积V 2 mL 。
n (H 3PO 4) = 0.025 mol·L -1×V 1 mL = 0.025V 1 mmol
n (NaOH) = 0.10 mol·L -1×V 2 mL = 0.10V 2 mmol
H 3PO 4 + NaOH
NaH 2PO 4 + H 2O
反应前 0.025V 1mmol 0.10V 2mmol 反应后 (0.10V 2-0.025V 1) mmol 0.025V 1mmol
NaH 2PO 4 + NaOH Na 2HPO 4 + H 2O
起始 0.025V 1mmol (0.10V 2-0.025V 1) mmol
平衡时 [0.025V 1-(0.10V 2-0.025V 1)]mmol (0.10V 2-0.025V 1) mmol
= (0.050V 1-0.10V 2) mmol
pH = p K a + lg )PO NaH ()HPO Na (4242n n = 7.21 + lg mmol
)10.0050.0(mmol )025.010.0(2112V V V V --= 7.40 5.2 2
1=V V 一、判断题（对的打√，错的打×）
1. 缓冲溶液就是能抵抗外来酸碱影响，保持pH 绝对不变的溶液。 （ ）
2. 缓冲溶液被稀释后，溶液的pH 基本不变，故缓冲容量基本不变。 （ ）
3. 混合溶液一定是缓冲溶液。 （ ）
4. 缓冲溶液的缓冲容量大小只与缓冲比有关。 （ ）
5. 缓冲溶液中，其他条件相同时，缓冲对的p K a 越接近缓冲溶液的pH 时，该缓冲溶液的缓冲容量就
一定越大。 （ ）
6. HAc 溶液和NaOH 溶液混合可以配成缓冲溶液，条件是NaOH 比HAc 的物质的量适当过量。 （ ）
7. 由HB 和NaB 组成的缓冲溶液，HB 和B -的平衡浓度近似等于c (HB)和c (NaB)。 （ ）
8. 因NH 4Cl －NH 3·H 2O 缓冲溶液的pH 大于7, 所以不能抵抗少量的强碱。 （ ）
9. 同一缓冲系的缓冲溶液，总浓度相同时，只有pH=p K a 的溶液，缓冲容量最大。 （ ）
10. 0.1mol·L -1的KH 2PO 和0.05 mol·L -1的NaOH 以等体积混合，可以配制成缓冲溶液。 （ ）
二、选择题（将每题一个正确答案的标号选出）
1. 0.1 mol·L -1 NH 3·H 2O (K b =1.8×10-5)40.00mL 与0.10 mol·L -1HCl20.0mL 混合，所得溶液的值为 （ ）
A. 1.79
B. 2.25
C. 4.75
D. 6.75
E. 9.25
2. 下列公式中有错误的是 （ ）
A. pH=p K a +lg [B -]/[HB]
B. pH=p K a －lg[HB]/[B -]
C. pH=p K a +lg[n (B)]/[n (HB)]
D. pH=p K a －lg[n (B)]/[n (HB)]
E. pH=－lg(K w /K b )+lg[B -]/[HB]
3. 用H 3PO 4(p K a1=2.12，p K a2=7.21，p K a3=12.67)和NaOH 所配成的pH=7.0的缓冲溶液中，抗酸成分是（ ）
A. H 2PO 4-
B. HPO 42-
C. H 3PO 4
D. H 3O +
E. H 2O
4. 与缓冲容量有关的因素是（）
A. 外加酸量
B. 总浓度
C. K a或K b
D. 外加碱量
E. 温度
5. 0.100 mol·L-1HAc加入等体积NaOH溶液配成的缓冲溶液，其最大的缓冲容量[单位是mol/(L·pH)]是（）
A. 0.576
B. 0.2×0.576
C. 0.1×0.576
D. 0.05×0.576
E. 0.576/2
6. 欲配制pH＝9.0的缓冲溶液，最好选用下列缓冲系中的（）
A. 邻苯二甲酸（p K a1＝2.89；p K a2＝5.51）
B. 甲胺盐酸盐（p K a＝10.63）
C. 甲酸（p K a＝3.75）
D. 氨水（p K b＝4.75）
E. 硼酸（p K a＝9.14）
7. 影响缓冲容量的主要因素是（）
A. 缓冲溶液的pH值和缓冲比
B. 弱酸的p K a和缓冲比
C. 弱酸的p K a和缓冲溶液的总浓度
D. 弱酸的p K a和其共轭碱的p K b
E. 缓冲溶液的总浓度和缓冲比
8. 下列各组中两溶液的pH相等的是（）
A. 0.500 mol·L-1NaH2PO4与该溶液稀释一倍后所得溶液。
B. c(HAc)＝0.100 mol·L-1的溶液与c(1/2 H2SO4)＝0.100 mol·L-1的溶液。
C. 0.100 mol·L-1 NaH2PO4溶液与0.100 mol·L-1 Na2HPO4溶液
D. pH＝4.0的缓冲溶液与0.001mol·L-1 HCl
E. 0.2 mol·L-1NH3和0.15 mol·L-1HCl
9. 下列各组分等体积混合的溶液，无缓冲作用的是（）
A. 0.2 mol·L-1邻苯二甲酸氢钾和等体积的水
B. 0.2 mol·L-1 HCl和0.2 mol·L-1 NH3·H2O
C. 0.2 mol·L-1 KH2PO4和0.2 mol·L-1 Na2HPO4
D. 0.01 mol·L-1 NaOH和0.2 mol·L-1 HAc
E. 0.01 mol·L-1 CH3CHOHCOOH 和0.01 mol·L-1 CH3CHOHCOONa
10. 下列各组溶液中，能以一定体积比组成缓冲溶液的是（）
A. 浓度均为0.1 mol·L-1的NaAc溶液和HAc溶液
B. 浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH溶液和HCl溶液
C. 浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH溶液和NH3溶液
D. 浓度均为0.1 mol·L-1的HAc溶液和HCl溶液
E. 浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH溶液和H2SO4溶液
11. 欲配制=4.50的缓冲溶液，若用HAc及NaAc配制，则c（HAc）及c（NaAc）的浓度之比为(HAc的p K a
＝4.76) （）
A. 4.76/1
B. 1/4.76
C. 4.50/1
D. 1/1.78
E. 1.78/1
12. 1.0L溶液中含有6.0g HAc和4.1g NaAc，已知[M r(HAc)=60g·mol-1] p K a=4.76 [M r(NaAc)=82 g·mol-1]，此溶
液的pH为（）
A. 2.46
B. 3.46
C. 3.76
D. 4.46
E. 4.76
13.向0.030 mol·L-1 HAc (p K a=4.76)溶液中加入NaAc晶体,使NaAc的浓度为0.100 mol·L-1，则溶液的pH接近于（）
A. 5.72
B. 5.28
C. 4.75
D. 4.23
E. 2.87
14.下列各缓冲缓冲容量最大的是溶液（）
A. 500mL中含有0.15mol HAc和0.05mol NaAc
B. 500mL中含有0.05mol HAc和0.15mol NaAc
C. 500mL中含有0.1mol HAc和0.1mol NaAc
D. 1000mL中含有0.15mol HAc和0.05mol NaAc
E. 1000mL中含有0.1mol HAc和0.1mol NaAc
15.人体血浆中最重要的抗酸成分是（）
A. H2PO4-
B. HPO42-
C. HCO3-
D. H2CO3
E. H n－1P-
16．人体血液的pH值总是维持在7.35〜7.45这一狭小的范围内。其中主要原因是由于（）
A. 血液中的HCO3-和H2CO3只允许维持在一定的比率范围内
B. 人体内有大量的水分（约占体重的70％）
C. 排出的CO2气体一部分溶在血液中
D. 排出的酸性物质和碱性物质溶在血液中
E. 新陈代谢产生的酸碱等量溶在血液中
17.下列有关缓冲溶液的叙述中,错误的是（）
A. 总浓度一定时,缓冲比为1时,β值最大
B. 缓冲对的总浓度越大，β越大
C. 缓冲范围大体上为p K a±1
D. 缓冲容量β越大,溶液的缓冲能力越强
E. 缓冲溶液稀释后,缓冲比不变,所以pH不变, β也不变
18.某缓冲溶液的共轭碱的K b=1.0×10-6，从理论上推算该缓冲溶液的缓冲范围是（）
A. 6～8
B. 7～9
C. 5～7
D. 5～6
E. 5～8
19.下列叙述错误的是（）
A. 中和同体积同浓度的HAc和HCl，所需碱量是相同的
B. 由H2CO3的解离平衡，可知溶液中[H+]和[CO32-]的比值＝2∶1
C. 血液中[HCO3-]和[CO32-]的比值大于10/1，但由呼吸作用和肾的生理功能的补充或调节，使HCO3-和CO2(溶解)的浓度保持相对稳定而使血浆中的碳酸缓冲系具有缓冲能力
D. 某弱酸溶液越稀, 其电离度越大
E. 强电解质溶液无离解常数，但可以有溶度积常数
20.人体血浆存在的缓冲对中的共轭碱是（）
A. HCO3-
B. H2CO3
C. CO32-
D. H2PO4-
E. PO43-
21.下列各对溶液中,等体积混合后为缓冲溶液的是（）
A. 0.1 mol·L-1 NaOH和0.05mol·L-1 H2SO4
B. 0.1 mol·L-1 NAc和0.05 mol·L-1 K2SO4
C. 0.1 mol·L-1 HAc和0.05 mol·L-1 NaCl
D. 0.1 mol·L-1 HAc和0.1 mol·L-1 NaOH
E. 0.1 mol·L-1 NaAc和0.05 mol·L-1 HCl
22. 将下列各对溶液等体积混和后，不是缓冲溶液的是（）
A. 0.1 mol·L-1 NaAc与0.1 mol·L-1 NaCl
B. 0.2 mol·L-1NH3和0.1 mol·L-1 HCl
C. 0.2 mol·L-1H3PO4和0.1 mol·L-1NaOH
D. 0.2 mol·L-1Na2CO3和0.2 mol·L-1NaHCO3
E. 0.1 mol·L-1H3PO4和0.3 mol·L-1NaOH
三、填空题
1. 血液中的共轭酸碱对主要是，两成分之间的反应式为。
2. 能抵抗外加的少量强酸、强碱或稍加稀释，而保持的溶液称为缓冲溶液。按照酸碱质子理论，通常的缓冲溶液是由浓度不太小的组成的。
3. 已知HAc、H2PO4-和NH4+的p K a分别为
4.76、7.21和9.25。若欲配制与正常人血浆pH相同的缓冲溶液，应选用的缓冲系为，其中抗酸成分是。
4. 用公式pH=p K a+lg{[B]/[HB]}来计算缓冲溶液的pH，结果准确，主要原因是。
5. 一般pH=p K a 1为缓冲作用的有效区间称为溶液的。
6. 可与H2PO4-组成缓冲对的物质是或。
7. 在100 mL 0.100 mol·L-1 NaH2PO4和50.0 mL 0.100 mol·L-1 NaOH的混合液中，抗酸成分是，抗碱成分是，该溶液最大缓冲溶量β为mol·L-1·pH-1。
8. 已知NH3的p K b=4.75，若在100 mL 0.100 mol·L-1NH3·H2O中加入等体积的的HCl 配成缓冲溶液，其理论缓冲范围是，若此溶液的缓冲容量最大，所加HCl 的浓度是。
9. 正常人血液的pH为7.40。考虑到血浆中离子强度及体温的影响，经校正后H2PO4-的p K a＝6.89，血浆中的缓冲比[PO42-]/[H2PO4-]为。如果尿的pH为6.25，并且尿中亦存在上述缓冲对，则[HPO42-]/[H2PO4-]缓冲比变成。
10. 配制的缓冲溶液要有适当的总浓度，总浓度太低，缓冲容量，一般适宜的总浓度为mol·L-1。
11. 血液的正常pH值范围是，若超出这个范围人就会出现不同程度的
或。
12. 25℃时H2CO3的K a1=4.3×10-7，其p K a1= ；在正常人血浆(37℃,pH=7.40)中[HCO3-] /[CO2]溶解=20/1, 其p K a1’= 。
四、问答题
1.影响缓冲溶液的pH的因素有哪些？为什么说共轭酸的p K a是主要因素？
2. 缓冲溶液是如何发挥缓冲作用的？
3. 举例说明为什么正常人体血液pH能保持在7.40±0.05范围内。
五、计算题
1. 在浓度为0.25 mol·L-1的某一元弱酸（K a = 5.0×10-6）和它的共轭碱组成的缓冲溶液100 mL中，加入5.0 mmol固体NaOH后，pH为5.60，计算加入NaOH前溶液中共轭碱的浓度。(Mr(NaOH)=40g·mol-1）
2. 现有10L缓冲溶液，内含0.10 mol·L-1 H2PO4-和0.03 mol·L-1HPO42-
(1) 计算该缓冲溶液的pH值
(2) 往该溶液中加入0.0050mLHCl后，pH值等于多少？
(3) 往该缓冲溶液中加入0.004mLNaOH后，pH值等于多少？
3．今有HAc－NaAc缓冲系配成的总浓度为0.200 mol·L-1、pH=4.50的缓冲溶液500mL，今欲将此溶液的pH调整到4.90，需加固体NaOH多少克？pH为4.90的缓冲溶液的缓冲容量是多少？
答案
一、判断题1.× 2.× 3.× 4.× 5.√ 6. √ 7.√ 8. × 9. √ 10. √
二、选择题1. E 2. D 3. B 4. B 5. D 6. D 7. E 8. C 9. B 10. A 11. E 12.E 13. B
14. C 15. C 16. A 17. E 18. B 19. B 20. A 21. E 22. A
三、填空题
1. H2CO3和HCO3-；H2CO3HCO3- + H+
2. pH值基本不变；共轭酸碱对
3. H2PO4-− HPO42- ; HPO42-
4. 不；公式中的溶液用的是浓度，没有用活度，即没有考虑离子强度的影响。
5. 缓冲；缓冲范围
6. H3PO4；HPO42-
7. HPO42-；H2PO4-；0.0384
8. 8.25〜10.25；0.05 mol·L-1
高考化学练习题：电解质溶液 一．选择题（共26小题） 1．（2015?安徽）25℃时，在10mL浓度均为0.1mol?L﹣1的NaOH和NH3?H2O混合溶液中滴加0.1mol?L ﹣1盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是（） A．未加盐酸时：c（OH﹣）＞c（Na+）=c（NH3?H2O） B．加入10mL盐酸时：c（NH4+）+c（H+）=c（OH﹣） C．加入盐酸至溶液pH=7时：c（Cl﹣）=c（Na+） D．加入20mL盐酸时：c（Cl﹣）=c（NH4+）+c（Na+） 考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡；真题集萃． 分析：氢氧化钠为强碱，在水溶液中完全电离，一水合氨为弱碱，在水溶液中部分电离，相同体积与浓度的氢氧化钠与一水合氨其中和能力是相同的，据此分析解答即可． 解答：解：A、NaOH和NH3?H2O混合溶液中，NaOH完全电离，NH3?H2O部分电离，因此c（OH ﹣）＞0.1mol/L，c（Na+）=0.1mol/L，c（NH3?H2O）＜0.1mol/L，故c（OH﹣）＞c（Na+）＞c（NH3?H2O），故A错误； B、在此混合溶液中加入10mL盐酸，存在电中性原则：c（NH4+）+c（H+）+c（Na+）=c（OH﹣）+c（Cl﹣），由于等体积等浓度混合，故c（Na+）=c（Cl﹣），即c（NH4+）+c（H+）=c（OH﹣），故B正确； C、加入盐酸至pH=7时，溶液呈中性，即c（H+）=c（OH﹣），那么c（NH4+）+c（Na+）=c（Cl﹣），即c（Cl﹣）＞c（Na+），故C错误； D、加入20mL盐酸时，此时溶液恰好为氯化钠与氯化铵的混合溶液，此时溶液呈酸性，即存在c（H+）＞c（OH﹣），那么c（NH4+）+c（Na+）＜c（Cl﹣），故D错误，故选B． 点评：本题主要考查酸碱混合的定性判断，题目难度中等，本题注意把握弱电解质的电离特点，易错点为C，注意酸碱中和滴定的实验原理． 2．（2015?广东）一定温度下，水溶液中H+和OH﹣的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是（） A．升高温度，可能引起由c向b的变化 B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10﹣13 C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化 D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
弱电解质的电离平衡练习1 1．下列物质属于电解质的是（） ①氢氧化钾②硫酸钡③铜④蔗糖 ⑤氨气⑥稀硫酸⑦熔融的KNO3 A．②⑤⑦ B．①②⑦ C．①⑥⑦ D．①⑤⑥ 2．下列各组物质中，前者为强电解质，后者为弱电解质的是（） A、硫酸、硫酸镁 B、碳酸、碳酸镁 C、食盐、酒精 D、碳酸氢钠、醋酸 3．下列物质的水溶液能导电，且属于强电解质的是 A．NH4HCO3 B．Cl2 C．CH3COOH D．SO2 4．下面关于电解质的叙述中错误的是（） A．在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质 B．电解质、非电解质都指化合物而言，单质不属于此范畴 C．纯水的导电性虽然很差，但是水是电解质 D．NH3的水溶液可以导电，所以NH3是电解质 5．下列说法正确的是（）。 A．NaCl晶体中含有Na＋、Cl－，所以NaCl晶体能导电 B．CO2溶于水能导电，所以CO2是电解质 C．BaSO4难溶于水， BaSO4是非电解质 D．Cl2的水溶液能够导电，但Cl2既不是电解质也不是非电解质 6．分类是科学研究的重要方法，下列物质分类不正确 ．．．的是( ) A. 化合物：干冰，冰水混合物，烧碱 B. 同素异形体：活性炭，C60，金刚石 C. 非电解质：乙醇，四氯化碳，氯气 D. 混合物：漂白粉，纯净矿泉水，盐酸，7．向0.5L下列溶液中加入10gNaOH固体，溶液的导电能力基本没有变化的是（）A．0.5 mol?L﹣1醋酸 B．0.5 mol?L﹣1 NaOH溶液 C．0.5 mol?L﹣1硝酸 D．0.5 mol?L﹣1K2SO4 8．在相同温度时，100mL0.01mol?L-1的醋酸溶液与10mL 0.1mol?L-1的醋酸溶液相比较，下列数值中，前者大于后者的是( ) A．H+ 的物质的量 B．醋酸的电离常数 C．中和时所需NaOH的量 D． H+的物质的量浓度 9．用水稀释0.1 mol·L－1氨水时，溶液中随水量的增加而减小的是 ( )。 A．c(OH－)/c(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)/c(OH－) C．n(OH－)和c(H＋) D．c(H＋)和c(OH－)的乘积 10．书写电离方程式 硫酸氢钠（熔融）； 氢氧化铜； 碳酸； 一水合氨。 11．下列物质中，①NaCl；②NaOH；③NH3·H2O；④CH3COOH溶液；⑤BaSO4；⑥H2O；⑦HCl；⑧H2SO4 ⑨CO2；⑩酒精溶液(均填写编号回答) (1)是弱电解质的有，是非电解质的有。 (2)有pH均为2的④、⑦、⑧三种物质的溶液，物质的量浓度大到小的顺序为，若分别用这三种酸中和含等物质的量NaOH的溶液，所需酸溶液的体积分别为a、b、c，则a、b、c的大小关系是。 (3)某温度时，1 mol?L-1的醋酸溶液电离平衡常数为1．0×10 -8，达平衡时，溶液中
第三章电解质溶液和电离平衡习题 一选择 1、下列物质在水溶液中电离时，（）能生成Cl- A、氯化钙 B、次氯酸钠 C、氯酸钾 D、氯水 2、下列物质中是弱电解质的是（） A、NaAc B、NH4Cl C、KNO3 D、H2S 3、下列物质的水溶液呈中性的是（） A、NaCl B、K2CO3 C、Al2(SO4)3 D、(NH4)2SO4 4、下列反应的离子方程式可以用H++ OH- = H2O表示的是（） A、NaOH和HAc B、KOH和HNO3 C、Ba(OH)2和H2SO4 D、NH3·H2O和HAc 5、0.1mol/LH2SO4溶液中H+浓度为（）mol/L A、0.1 B、0.2 C、0.3 D、0.4 6、在 H2CO3 H+ + HCO3-平衡体系中，能使电离平衡向左移动的条件是（） A、加氢氧化钠 B、加盐酸 C、加水 D、升高温度 7、下列离子方程式正确的是（） A、硫化亚铁与盐酸 S2- + 2H+→ H2S↑ B、硝酸钡与硫酸钠 Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ C、醋酸与氢氧化钠 HAc + OH-→ H2O + Ac- D、石灰石与盐酸 CO32- + 2H+→ CO2↑ + H2O E、氯化铝与氨水 Al3+ + 3OH-→ Al(OH)3↓ 8、氯化铁溶于水时发生下列反应：FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl-热量，为了抑制水解，得到澄清的溶液，可采取的措施是（） A、升高温度 B、大量加水 C、加少量氢氧化钠 D、加少量盐酸 9、在Ca3(PO4)2的饱和溶液中，已知c（Ca2-）=2.O×10-6mol·L-1， c（PO43-）=1.58×10-6mol·L-1,则Ca3(PO4)2的K sp为（ A ）。 A、2．0×10-29； B、3.2×10-12； C、6.3×10-18； D、5.1×10-27 10、在含有0.1mol·dm-3HCl的 0.1mol·dm-3CH3COOH溶液中，〔H+〕同〔Ac-〕关系正确的是（） A、〔H+〕=〔Ac-〕 B、〔Ac－〕＞〔H+〕 C、〔H+〕>>〔Ac-〕 D、无法知道 二计算 1．某一元弱碱（MOH）的分子量为125，在298K时取0.500g溶于50.0ml水中，测得溶液的pH=11.30，试计算MOH的K b值。 解：
第三章电解质溶液和电离平衡 (一)选择题 1.0.1mol.dm-3HCl和0.1 mol.dm-3CaCl2混合溶液的离子强度为( ) A.0.1 B.0.2 C.0.3 D.0.4 2.将0.05mol.dm-3的KCl溶液用水稀释成0.01mol.dm-3,下列途径正确的是( ) A.表观电离度增大 B.离子强度增大; C.离了活度系数减小; D.以上说法都不正确; 3.Cl2的水溶液能导电,则Cl2( ) A.是电解质; B.是非电解质; C.既不是电解质也不是非电解质; D.以上说法都不对; 4.按Bronsted酸碱理论,Zn(H2O) 2+4是( ) A.酸 B.碱 C.既不是酸也不是碱 D.既是酸也是碱 5.PH=1.0和PH=3.0的两种强酸溶液等体积混合后,溶液的PH值是( ) A.0.3 B.1.0 C.1.3 D.1.5 6.把100cm3 0.1mol.dm-3HCN(Ka=4.9×10-10)溶液稀释到400cm3,H+浓度为原来的( )倍 A.1/2 B.1/4 C.2 D.4 7.如果0.1mol.dm-3HCN溶液中,0.01%的HCN是电离的,氢氰酸的电离常数是( ). A.10-2 B.10-3 C.10-7 D.10-9 8.氢硫酸的电离常数K1=5.6×10-8,K2=1.2×10-15,在0.1mol.dm-3H2S水溶液中,PH值约是（) A.10-2 B.2 C.3 D.4 9.HAc电离常数为Ka={[H+][Ac-]}/[HAc],下列叙述正确的是( ) A.加盐酸Ka值变大 B.加NaAc,Ka值变大; B.加HAc,Ka值变大; D.加H2O,Ka值不变; 10.0.5cm3 0.6 mol.dm-3HF,要使电离度增加为原来的3倍,应将原溶液稀释到( )dm3 A.1.5 B.3 C.4.5 D.9 11.0.02 mol.dm-3H2CO3 (Ka1=4.3×10-7,Ka2=5.61×10-11)水溶液的PH值是( ) A.4.6 B.11.6 C.4.0 D.8.3 12.不是共轭酸碱对的一组物质是( ) A.NH3NH2- B.NaOH Na+ C.OH-O22- D.H3O+H2O 13.影响NH3-NH4Cl缓冲体系的缓冲容量的因素是( ) A.弱碱及其盐的浓度; B.弱碱及其盐的浓度比; C.弱碱的电离常数; D.以上都不对; 14.在NH3.H2O电离平衡体系中,为使OH-溶液增大,则采取的措施是( ) A.加水 B.加NH4Cl C.加Hac D.加NaCl(s)(少许) 15.0.5 mol.dm–3HAc和0.1 mol.dm–3NaAc混合液中,PH值是( )(HAc的Ka=1.8×10–5) A.5.44 B.4.74 C.4.04 D.4.83
《电解质溶液》作业参考解析 1. 根据酸碱质子理论，下列说法不正确的是 A. 酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应 B. 共轭酸碱对中，共轭酸的酸性越强，则其共轭碱的碱性越弱 C. 酸碱反应时，强酸反应后变为弱酸 D. 两性物质既可以给出质子，也可以接受质子 【C】根据酸碱质子理论，共轭酸和共轭碱之间，若共轭酸越容易给出质子，其酸性越强，那么共轭酸给出质子后生成的共轭碱就越难得到质子，表现为碱性越弱；酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应，在反应过程中，反应物中的酸给出质子后生成其共轭碱，反应物中的碱得到质子生成其共轭酸。 2. 根据酸碱质子理论，下列化合物中不属于两性物质的是 A. NH4Ac B. NaHCO3 C. C3H5O3Na(乳酸钠) D. NH2CH2COOH(甘氨酸)【C】NH4Ac、NaHCO3和NH2CH2COOH是3个典型的两性物质，乳酸是2-羟基丙酸，结构式为，由此可见乳酸为一元酸，所以C3H5O3-为一元碱。 3. 已知相同浓度的电解质NaA、NaB、NaC、NaD的水溶液，其pH值依次增大，则相同浓度的下列稀酸溶液中解离度最大的是 A. HA B. HB C. HC D. HD 【A】首先，共轭酸碱对中共轭碱的碱性越强，其共轭酸的酸性越弱，反之共轭碱的碱性越弱，则其共轭酸的酸性越强。其次当酸的浓度相同时，解离度越大的酸，其酸性就越强，因此题中所问其实就是这4种酸之中酸性最强的是哪个？根据题意，同浓度的NaA、NaB、NaC、NaD水溶液的pH值依次增大，因此它们的碱性是依次增强的，所以它们的共轭酸HA、HB、HC、HD的酸性就是依次减弱的。 4. 三元酸H3PO4共三对共轭酸碱对，下列关于K a、K b的关系式中，正确的是 A. K a1·K b1 = K w B. K a1·K b2 = K w C. K a1·K b3 = K w D. K a2·K b3. = K w 【C】H3PO4在水溶液中的三步质子传递反应分别如下： PO43-在水溶液中的三步质子传递反应分别为： 三对共轭酸碱对分别是：H3PO4-H2PO4-；H2PO4--HPO42-；HPO42--PO43-。所以各组K a、K b的关系分别为：K a1·K b3 = K w；K a2·K b2 = K w；K a3·K b1 = K w。 5. 在0.10 mol·L-1氨水溶液中加入下列哪种化合物后，溶液中OH-离子的浓度将会增大（忽略溶液体积变化）。 A. 加入一定量H2O B. 加入一定量NH4Cl晶体 C. 加入一定量冰醋酸HAc D. 加入一定量NaCl晶体 【C】氨水中加入H2O后，虽然根据稀释定律NH3·H2O的解离度会增大，但是根据一元弱 碱溶液中[OH-] 的计算最简公式[OH]-=OH-离子浓度越 低；氨水中加入NH4Cl，由于同离子效应，氨水的解离程度会降低，所以溶液中OH-离子浓度降低；氨水中加入冰醋酸HAc，HAc会和氨水发生酸碱中和反应，从而造成溶液中OH-离子浓度降低；氨水中加入NaCl，由于盐效应，氨水的解离度会略有增大，因此溶液中OH-离子浓度会增大。 6. 0.40 mol·L-1 HAc溶液中的H+离子浓度是0.10 mol·L-1 HAc溶液中H+离子浓度的 A. 1倍 B. 2倍 C. 1.4倍 D. 4倍 【B 】根据公式[H]+ CH3CHCOOH
第十章电离平衡 课时作业26电离平衡 时间：45分钟满分：100分 一、选择题(15×4分＝60分) 1．(2010·北师大附中)下列各物质的分类组合完全正确的一组是 () 强电解质弱电解质非电解质 A. H3PO4Al(OH)3C2H5OH B. Ba(OH)2HClO Cl2 C. NaHCO3H2O CH4 D. H2SO4BaSO4NH3 【解析】H3PO4是弱酸；BaSO4是难溶强电解质；Cl2既不是电解质也不是非电解质。 【答案】 C 2．下列叙述正确的是 () A．碳酸钙难溶于水，放入水中水溶液不导电，且碳酸钙在960 ℃时分解不存在熔融状态导电的性质，故CaCO3是非电解质 B．SO2溶于水后得到的水溶液导电，所以SO2是电解质 C．BaSO4在水中溶解度很小，但被溶解的部分全部电离，所以BaSO4是强电解质 D．H3PO4晶体在熔融状态下不导电，但溶于水后其水溶液导电，故H3PO4是电解质【解析】电解质在熔融状态或在水溶液中能导电，只是外表的现象，是宏观判断的一种方法。其导电的根本原因是化合物在这种条件下能电离，产生自由移动的离子，而且只有离子浓度达到一定程度才能表现出“导电”这一宏观现象。因此判断一化合物是否为电解质关键是看它是否能发生电离。而且离子是它本身电离出来的，不能是化合物与水反应生成新 ＋H2O===H2SO3，H2SO3 H＋＋HSO－3，而SO2不能电离 化合物电离出的离子(如SO 出离子)，CaCO3虽难溶，但溶解的部分完全电离，应是强电解质，SO2是非电解质。故A、B判断不对。 【答案】CD 3．(2009·甘肃)某物质溶于水后可得到0.10 mol·L－1的溶液，该溶液中除由水电离出的H＋、OH－外不存在其他离子。则该物质可能是 () A．乙醇B．乙酸 C．苯酚D．苏打 【解析】乙醇是一种非电解质，在溶液中不电离。 【答案】 A 4．已知弱电解质的电离为吸热过程，使某弱酸HX的电离平衡向右移动，且使溶液中c(H＋)减小的措施有 () A．加热B．加NaX C．加镁粉D．加水稀释 【解析】弱酸HX的电离方程式为HX H＋＋X－。A项，加热时平衡向正反应
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。 [6] 下列各种盐在水溶液中水解但不生成沉淀的是（）。 (A) SnCl2；(B) SbCl3；(C) Bi (NO3 )3；(D) NaNO2。 [7] 在HAc溶液中，加入适量NH4Ac来抑制HAc的解离，这种作用为.（）。 (A) 缓冲作用；(B) 同离子效应；(C) 盐效应；(D) 稀释作用。 [8] 下列溶液中，pH值最大的是（）。 (A) 0.1 mol·L-1 HAc溶液中加入等体积的0.1 mol·L-1 HCl； (B) 0.1 mol·L-1 HAc溶液中加入等体积的0.1 mol·L-1 NaOH； (C) 0.1 mol·L-1 HAc 溶液中加入等体积的蒸馏水； (D) 0.1 mol·L-1 HAc 溶液中加入等体积的0.1 mol·L-1 NaAc。 [9] 根据酸碱质子理论，下列叙述中错误的是（）。 (A) 同一种物质既可作为酸又可作为碱的为两性物质； (B) 质子理论适用于水溶液和一切非水溶液； (C) 化合物中没有盐的概念； (D) 酸可以是中性分子和阴离子、阳离子。 [10] 醋酸在液氨和液态HF中分别是（）。 (A) 弱酸和强碱；(B) 强酸和强碱； (C) 强酸和弱碱；(D) 弱酸和强酸 [11]Debey 和Huckel提出了离子相互作用的离子氛理论。离子氛的实质是（）。 (A) 离子间的静电作用力；(B) 分子间力； (C) 离子极化力；(D) 弱的共价键。 [12] 向含有AgCl (s)的饱和AgCl溶液中加水，下列叙述正确的是（）。
弱电解质的电离平衡练习 1．下列溶液导电能力最强的是 A．100 mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液B．100 mL 0.1 mol·L-1的氯化钠溶液 C．100mL 0.1 mol·L-1的硫酸溶液D．100 mL0.1 mol·L-1的盐酸溶液 2．乙酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 A．乙酸以任意比与水互溶 B．0.1mol/L乙酸溶液的c(H+)=10-3mol/L C．10mL1mol/L乙酸恰好与10mL1mol/LNaOH溶液完全反应 D．乙酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱 3．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是( ) A．该溶液的pH＝4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离常数约为1×10－7 D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍 4．对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是A．加水稀释相同的倍数后，两溶液的pH：醋酸>盐酸 B．使温度都升高20℃后，两溶液的pH均减小 C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气：盐酸多 5．在相同温度下，100mL0.01mol·L-1的醋酸溶液与10mL0.1mol·L-1的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是 A．中和时所需NaOH的量B．电离的程度 C．H+的物质的量浓度D．CH3COOH的物质的量 6．在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是 A．熔融状态的NaHSO4电离：NaHSO4=Na++HSO-4 - B．H2CO3的电离：H2CO32H++CO2 3 C．Al(OH)3的碱式电离：Al(OH)3=Al3++3OH- D．亚硫酸氢钠溶液中水的电离：NaHSO3Na++HSO3- 7．在CH3COOH溶液中滴入过量稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流强度(I)随氨水的加入体积(V)的变化曲线(如图)是
专练39 弱电解质的电离平衡 1．[2022·全国乙卷]常温下，一元酸HA 的K a (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HA 的电离度[c （A －）c 总（HA ） ]为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 2．[2021·浙江1月]25 ℃时，下列说法正确的是 ( ) A ．NaHA 溶液呈酸性，可以推测H 2A 为强酸 B ．可溶性正盐BA 溶液呈中性，可以推测BA 为强酸强碱盐 C ．0.010 mol ·L －1 、0.10 mol ·L －1 的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，则α1<α2 D ．100 mL pH ＝ 10.00的Na 2CO 3溶液中水电离出的H ＋ 的物质的量为1.0×10－5 mol 3．[2022·陕西洛南中学模拟]下列关于强弱电解质的叙述正确的是( ) A ．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强 B ．NH 3、CH 3COOH 、BaSO 4、H 3PO 4都是弱电解质 C ．CO 2溶于水后能部分电离，故CO 2是弱电解质 D ．纯净的强电解质在液态时，有的能导电，有的不导电 4．[2022·天津期中]下列事实一定能证明HNO 2是弱电解质的是( ) ①常温下NaNO 2溶液的pH 大于7 ②用HNO 2溶液做导电实验，灯泡很暗 ③HNO 2和NaCl 不能发生反应 ④常温下0.1 mol ·L －1 HNO 2溶液的pH ＝2.1 ⑤常温下pH ＝3的HNO 2溶液和pH ＝11的NaOH 溶液等体积混合，pH 小于7 ⑥常温下pH ＝2的HNO 2溶液稀释至100倍，pH 约为3.1 A ．①④⑥ B ．①②③④
电化学B 一、选择题 1. p∃和298 K下，把Pb和Cu(Ac)2溶液发生的反应安排为电池，当获得可逆电功为91.84 kJ时，电池同时吸热213.6 kJ，因此该过程有：（） (A) ∆r U∆r S>0 (B) ∆r U∆r S>0 ∆r U∆r S<0 ∆r U∆r S<0 2. 在应用电位计测定电动势的实验中，通常必须用到： （） (A) 标准电池 (B) 标准氢电极 (C) 甘汞电极 (D) 活度为1的电解质溶液 3. 下列电池中液接电势不能被忽略的是：( ) (A) Pt, H2(p1)│HCl(m1)│H2(p2), Pt (B) Pt, H2(p)│HCl(m1)‖HCl(m2)│H2(p), Pt (C) Pt, H2(p)│HCl(m1)┆HCl(m2)│H2(p), Pt (D) Pt, H2(p)│HCl(m1)│AgCl,Ag-Ag,AgCl│HCl(m1)│H2(p), Pt 4. 某电池反应为: Hg2Cl2(s)＋H2(p∃)─→2 Hg(l)＋2 H+(a=1)＋2 Cl-(a=1) 已知:E∃＝0.268 V, (∂E/∂T)p＝-3.2×10-4 V·K-1, 则∆r S m为：( ) (A) -61.76 J·K-1·mol-1(B) -30.88 J·K-1·mol-1
(C) 62.028 J·K-1·mol-1(D) -0.268 J·K-1·mol-1 5. 电池中使用盐桥的作用是：（） (A) 使电池变成无液体接界的可逆电池 (B) 基本消除电池中的液体接界电势 (C) 消除电池中存在的扩散现象 (D) 使液体接界电势为零 6. 用对消法测定电池电动势，若实验中发现检流计始终偏向一边，则可能原因是：（） (A) 被测定电池温度不均匀 (B) 被测定电池的两极接反了 (C) 搅拌不充分使浓度不均匀 (D) 检流计灵敏度差 7. 将一铂丝两端分别浸入含0.1 mol·dm-3 Sn2+和0.01 mol·dm-3 Sn4+的溶液中，这时的电位差为：（） (A) E(Sn4+|Sn2+)+0.059/2 (B) E(Sn4+|Sn2+)+0.059 (C) E(Sn4+|Sn2+) - 0.059 (D) E(Sn4+|Sn2+) - 0.059/2 8. 测定电池电动势时，标准电池的作用是：（） (A) 提供标准电极电势 (B) 提供标准电流 (C) 提供标准电位差 (D) 提供稳定的电压 9. 当电池的电动势E=0时，表示：（）
1．将铂电极放置在KOH 溶液中，然后分别向两极通入CH 4和O 2，即可产生电流，此装置称为甲烷燃料电池。下列叙述中正确的是( ) ①通入CH 4的电极为正极； ②正极的电极反应式为：O 2+2H 2O+4e －=4OH －； ③通入CH 4的电极反应式为：CH 4+2O 2+4e －=CO 2+2H 2O ； ④负极的电极反应式为：CH 4+10OH －－8e －=CO 32－ +7H 2O ； ⑤放电时溶液中的阳离子向负极移动； ⑥放电时溶液中的阴离子向负极移动。 A ．①③⑤ B ．②④⑥ C ．④⑤⑥ D ．①②③ 【答案】B 【解析】原电池中较活泼的金属是负极，失去电子，发生氧化反应。电子经导线传递到正极，所以溶液中的阳离子向正极移动，正极得到电子，发生还原反应。甲烷在反应中失去电子，氧气得到电子，所以甲烷在负极通入，氧气在正极通入。由于溶液显碱性，所以选项②④⑥正确，答案选B 。 2． 银锌电池（钮扣式电池）的两个电极分别是由氧化银与少量石墨组成的活性材料和锌汞合金构成，电解质为氢氧化钾溶液，电极反应为 Zn ＋2OH －－2e -＝ZnO ＋H 2O ； Ag 2O ＋H 2O ＋2e - ＝ 2Ag ＋2OH － ；总反应为：Ag 2O ＋Zn ＝2Ag ＋ZnO ，下列推断正确的是（ ） A 、锌为正极，Ag 2O 为负极 B 、锌为负极，Ag 2O 为正极 C 、原电池工作时，正极区PH 减小 D 、原电池工作时，负极区PH 增大 【答案】B 【解析】原电池中较活泼的金属是负极，失去电子，发生氧化反应。电子经导线传递到正极，所以溶液中的阳离子向正极移动，正极得到电子，发生还原反应。所以依据电极反应式可知，锌失去电子，作负极，负极区pH 降低。氧化银得到电子，作正极，正极区pH 增大。依据总反应式可知，溶液的pH 不变，所以正确的答案选B 。 3． 电解稀H 2SO 4、Cu(NO 3)2、NaCl 的混合液，最初一段时间阴极和阳极上分别析出的物质分别是（ ） A ．H 2和Cl 2 B ．Cu 和Cl 2 C ．H 2和O 2 D ．Cu 和O 2 【答案】B 【解析】考查电解产物的推断。惰性电极电解时，阳极是溶液中的阴离子失去电子，阴极是溶液中的阳离子得到电子。依据离子额放电依次可知，最初阴极是铜离子得到电子生成铜，阳极是氯离子失去电子，生成氯气，所以答案选B 。 4．微生物燃料电池因具有原料广泛、操作条件温柔、清洁高效和资源利用率高、无污染等特点而被人们所重视．以用葡萄糖作底物的燃料电池为例，其正负极反应式如下： 正极反应：6O 2＋24H ＋＋24e －12H 2O 负极反应：C 6H 12O 6＋6H 2O －24e －6CO 2↑＋24H ＋ 则有关该电池的下列说法正确的是 A ．该电池的工作环境是高温条件 B ．作为负极的葡萄糖（ C 6H 12O 6）在改变中失去电子，被还原 C ．该电池的电解质溶液是强酸性溶液，如浓硫酸或硝酸等 D ．该电池的总反应为C 6H 12O 6＋6O 2 === 6CO 2＋6H 2O 【答案】D 【解析】高温简单使蛋白质变性，A 不正确；原电池中负极失去电子，被氧化，B 不正确；强酸浓硫酸或浓硝酸也简单使蛋白质变性，所以选项C 也不正确；依据电极反应式可知，选项D 正确，答案选D 。
考点规范练电离平衡 一、选择题 1.(2021河北石家庄高三检测)在相同温度时,100 mL 0.01 mol·L-1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液相比较,下列数值前者大于后者的是()。 A.中和时所需NaOH的量 B.OH-的物质的量浓度 C.与Mg反应的起始速率 D.溶液中c(H +)·c(CH 3COO-) c(CH3COOH) 2.下列关于电解质溶液的说法正确的是()。 A.0.1 L 0.5 mol·L-1 CH3COOH溶液中含有的H+数为0.05N A(设N A表示阿伏加德罗常数的值) B.室温下,稀释0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液,溶液的导电能力增强 C.向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中c(H +) c(CH3COOH) 减小 D.CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中c(CH3COOH) c(CH3COO-) 的值减小 3.25 ℃时,下列关于0.1 mol·L-1的氨水和0.1 mol·L-1的醋酸说法正确的是()。 A.0.1 mol·L-1的氨水,pH=13 B.0.1 mol·L-1的醋酸加水稀释,溶液中c(H+)和c(OH-)都减小 C.0.1 mol·L-1的醋酸中:c(OH-)+c(CH3COO-)=c(H+) D.0.1 mol·L-1的氨水与0.1 mol·L-1的盐酸等体积混合所得溶液中:c(Cl- )=c(N H4+)>c(H+)=c(OH-) 4.(双选)两种一元碱MOH和ROH的溶液分别加水稀释,溶液pH的变化如图所示,下列叙述不正确的是()。 A.MOH是一种弱碱 B.在X点,c(M+) >c(R+) C.稀释前,c(ROH)=10c(MOH)
2022全国高考真题化学汇编 专题 弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性 一、单选题 1．（2022·湖北·高考真题）根据酸碱质子理论，给出质子()H + 的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已 知：++253424N H +NH =NH +N H ，+-243253N H +CH COOH=N H +CH COO ，下列酸性强弱顺序正确的是 A ．++ 25244N H >N H >NH B ．++ 2534N H >CH COOH>NH C ．-3243NH >N H >CH COO D ．++ 3254CH COOH>N H >NH 2．（2022·湖北·高考真题）下图是亚砷酸()3As OH 和酒石酸()2a1a2H T, lgK =-3.04, lgK =-4.37混合体系中部分物种的 c-pH 图(浓度：总As 为-4-15.010mol L ⨯，总T 为-3-11.010mol L ⨯)。下列说法错误的是 A ．()3As OH 的a1lgK 为9.1- B ．()- 2As OH T ⎡⎤⎣⎦的酸性比()3As OH 的强 C ．pH=3.1时，()3As OH 的浓度比()- 2As OH T ⎡⎤⎣⎦的高 D ．pH=7.0时，溶液中浓度最高的物种为()3As OH 3．（2022·江苏·高考真题）一种捕集烟气中CO 2的过程如图所示。室温下以0.1mol ∙L -1KOH 溶液吸收CO 2，若通入CO 2所引起的溶液体积变化和H 2O 挥发可忽略，溶液中含碳物种的浓度c 总=c (H 2CO 3)+c (3HCO - )+c (23CO - )。H 2CO 3电离常数分别为K a1=4.4× 10-7、K a2=4.4×10-11。下列说法正确的是 A ．KOH 吸收CO 2所得到的溶液中：c (H 2CO 3)＞c (3HCO - )
专题十六 弱电解质的电离平衡 考点1 弱电解质的电离平衡 1.[2021贵州贵阳摸底考试]下列能说明乙酸是弱电解质的是 ( ) A.乙酸溶液能导电 B.室温下,0.01 mol ·L -1 乙酸溶液的pH>2 C.乙酸可以与金属钠反应放出氢气 D.乙酸溶液能使紫色石蕊试液变红 2.已知25 ℃时,H 2A 的K a1=4.0×10-4 、K a2=5.0×10-11 ,HB 的K a =2.0×10-5 。下列说法正确的是 ( ) A.常温下,相同浓度溶液的pH:H 2A 回夺市安然阳光实验学校课练25 弱电解质的电离平衡 ————————[狂刷小题夯基础]——————————[练基础] 1．已知次磷酸(H3PO2)为一元酸，欲证明它是弱电解质，下列操作方法不正确的是( ) A．用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性实验，比较灯泡的亮度 B．用一定浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、等pH的盐酸和次磷酸溶液，比较消耗碱液的体积 C．加热滴有酚酞试液的NaH2PO2溶液，溶液颜色变深 D．常温下，稀释0.1 mol·L－1次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，测得pH 在4～5之间 2．在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O NH＋4＋OH－。下列情况能引起电离平衡正向移动的有( ) ①加水②加NaOH溶液③通入HCl ④加CH3COOH ⑤加NH4Cl固体 A．②③⑤ B．①④⑤ C．①③④ D．③④⑤ 3．常温下0.1 mol·L－l氨水的pH＝a，下列措施能使溶液pH＝a－1的是( ) A．将溶液稀释到原体积的10倍 B．加入适量的氯化铵固体 C．加入等体积0.1 mol·L－1烧碱溶液 D．加入等体积0.1 mol·L－1盐酸 4．常温下，浓度均为0.1 mol·L－1、体积均为100 mL的两种一元酸HX、HY的溶液中，分别加入NaOH固体，lg c H ＋ c OH － 随加入NaOH的物质的量的变化如图所示。下列叙述正确的是( ) A．HX的酸性弱于HY B．a点由水电离出的c(H＋)＝10－12mol·L－1 C．c点溶液中：c(Y－)>c(HY) D．b点时酸碱恰好完全反应 5．(多选)常温下pH＝1的两种一元酸溶液a和b，其pH与稀释倍数的关系如图所示，则下列结论正确的是( ) A．a酸比b酸的电离程度小 B．b酸比a酸容易电离 C．b酸是弱酸，a酸是强酸 专题16 水溶液中的离子平衡 1．【2016年高考海南卷】向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸（忽略体积变化），下列数值变小的是（） A．c(CO32−)B．c(Mg2+) C．c(H+) D．K sp(MgCO3) 【答案】A 考点：考查难溶电解质的溶解平衡及K sp 【名师点睛】难溶电解质的溶解平衡是这几年高考的热点，掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用，并运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题，既考查了学生的知识迁移能力、动手实验的能力，又考查了学生实验探究的能力和逻辑推理能力。本题较基础，只需把握平衡移动原理即可得到结论。 2．【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合 ．．．．的是（） A．图甲表示燃料燃烧反应的能量变化 B．图乙表示酶催化反应的反应速率随反应温度的变化 C．图丙表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程 D．图丁表示强碱滴定强酸的滴定曲线 【答案】A 【考点定位】本题主要是考查化学图像分析，热化学，化学反应速率，溶液中的离子平衡等有关判断 【名师点晴】掌握有关的化学反应原理，明确图像中曲线的变化趋势是解答的关键。注意酶的催化效率与温度的关系，温度太高或太低都不利于酶的催化。注意电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒·夏特列原理。 3．【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（） A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 【答案】B 【解析】 试题分析：A.只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；B.该盐水溶液显碱性，由于NaOH是强碱，故可以证明乙酸是弱酸，正确；C.可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，错误；D.可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，错误。 【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。 【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH ＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。 第三章 电解质溶液 首 页 难题解析 学生自测题 学生自测答案 章后习题解答 难题解析 [TOP] 例3-1 (1) NaOH 和H 3PO 4溶液等体积混合，测得溶液pH 值为4.66，溶液的渗透浓度为200 mmol·L -1，求混合前NaOH 和H 3PO 4溶液的浓度各为多少？(2)若此 NaOH 和H 3PO 4溶液以2：1的体积混合，溶液pH 和渗透浓度各为多少？ (已知H 3PO 4：p K a1=2.16；p K a2=7.21；p K a3=12.32) 分析 (1) NaOH 和H 3PO 4溶液等体积混合，由pH=4.66知混合后只有NaH 2PO 4，那么NaOH 和H 3PO 4 浓度相等，再由混合溶液渗透浓度求得NaOH 和H 3PO 4溶液的浓度。(2)NaOH 和H 3PO 4以2：1体积混合，可计算出溶液pH 和渗透浓度。 解 (1)因NaOH 和H 3PO 4溶液等体积混合后pH=4.66=(p K a1+p K a2)/2，可判断混合溶液只含有NaH 2PO 4，因此混合前NaOH 和H 3PO 4浓度相等，又混合溶液的渗透浓度为200 mmol·L -1，即 2×c (NaH 2PO 4)= 200 mmol·L -1 c (NaH 2PO 4)= 0.10 mol·L -1 根据c (NaH 2PO 4)推出混合前c (NaOH)= 0.20 mol·L -1，c (H 3PO 4)= 0.20 mol·L -1 (2) NaOH 和H 3PO 4溶液以2：1的体积混合发生的反应为： 2NaOH(aq) + H 3PO 4(aq) Na 2HPO 4(aq) + 2H 2O(aq) 由于混合前c (NaOH)= 0.20 mol·L -1，c (H 3PO 4)=0.20 mol·L -1，混合后溶液只含有Na 2HPO 4，浓度为 c (Na 2HPO 4)= (2/3)×0.20 mol·L -1 因此溶液的渗透浓度为3×(2/3)×0.20×1000 mmol·L -1=400 mmol·L -1 由于混合溶液只含有Na 2HPO 4两性物质， pH=(p K a2 + p K a3)/2=(7.21+12.32)/2=9.76 例3-2 在0.100 mol·L -1HA 溶液的解离度α为1.32%，(1)计算HA 的解离常数。(2)如果在1.00 L 该溶液中加入固体NaA (不考虑溶液体积变化)，使其浓度为0.100 mol·L -1，计算溶液的H 3O +离子浓度和解离度。 分析 (1)由HA 的浓度和解离度，可计算出HA 溶液平衡后[H 3O +]、[A -]、[HA]，再通过K a =[HA] ] ][A O [H 3- +即可计算出HA 的解离常数。(2)可先通过计算加入固体NaA 后的[A -]和[HA]，则用α=[H 3O +]/c (HA)和高考化学一轮复习 课练 弱电解质的电离平衡试题
三年高考高考化学试题分项版解析 专题16 水溶液中的离子平衡(含解析)
基础化学习题及详细答案
相关主题
文本预览