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高中化学二轮复习试题电离平衡常数的应用

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2020届届届届届届届届届届届届届——电离平衡常数的应用一、单选题（本大题共26小题,共52分）1.常温下,HF的电离常数K a=6.61×10−4,NH3⋅H2O的电离常数K b=1.78×10−5。

下列说法正确的是()>0A. NH4F溶液中lg c(OH−)c(H+)B. NH4F溶液中水的电离程度小于纯水的电离程度C. NH4F溶液中F−的水解平衡常数K h(F−)=1.51×10−11D. NH4F与NH4Cl的混合溶液中有下列关系：c(NH4+)>c(F−)+c(Cl−)2.根据下表提供的数据,判断下列离子方程式或化学方程正确的是()化学式电离常数HClO K=3×10−8H2CO3K1=4×10−7K2=6×10−11A. 向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO3+2Cl2+H2O=2Cl+2HClO+CO2B. 向NaHCO3溶液中滴加少量氯水： 2HCO−+Cl2=Cl−+ClO−+2CO2+H2O3C. 向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClOD. 向NaClO溶液通少量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClO3.若定义pc是溶液中微粒物质的量浓度的负对数,则常温下,一定浓度的某酸(H2A)水溶液中pc(H2A)、pc(HA−)、pc(A2−)随着溶液pH的变化曲线如图所示。

下列说法一定正确的是()A. pH=4时,c(HA−)<c(A2−)B. c(H2A)+c(HA−)+c(A2−)是定值C. 该酸的电离常数K a1=10−1.3D. 常温下,NaHA的水溶液呈碱性4.常温下,向1L0.1mol⋅L−1NH4Cl溶液中,不断加入固体NaOH后,NH4+与NH3⋅H2O的变化趋势如图所示(已知：NH3⋅H2O的电离常数K b=1.0×10−5,不考虑体积变化和氨的挥发),下列说法正确的是()A. M点溶液中水的电离程度比原溶液大B. 在M点时,n(OH−)−n(H+)=(a−0.05)molC. 当溶液的pH=7时,c(NH4+)：c(NH3⋅H2O)=1:100D. 当n(NaOH)=0.05mol时溶液中有：c(Cl−)>c(Na+)>c(NH4+)>c(OH−)>c(H+)5.常温下,用0.1000mol·L−1的NaOH溶液滴定20.00mL未知浓度的某酸HX,滴定曲线如图所示。

下列说法正确的是()A.曲线上所有点的溶液中均存在：c(Na +)+c(H +)=c(OH −)+c(X −)B. 该酸的常温下的电离常数约为1×10−5C. 需用甲基橙作指示剂D. 点d溶液中：c(Na+)>c(X−)>c(OH−)>c(H+)6.某温度下,HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10−4和1.7×10−5。

将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释,其pH随加水体积的变化如图所示。

下列叙述正确的是()A. 曲线Ⅰ代表HNO2溶液B. 溶液中水的电离程度：b点>c点C. 从c点到d点,溶液中c(HA)⋅c(OH−)c(A−)保持不变(其中HA、A−分别代表相应的酸和酸根离子)D. 相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后,溶液中n(Na+)相同7.下表是25℃时某些盐的溶度积常数和弱酸的电离常数,下列说法正确的是()化学式AgCl Ag2CrO4CH3COOH HClO H2CO3K sp或K a K sp=1.8×10−10K sp=2.0×10−12K a=1.8×10−5K a=3.0×10−8K a1=4.4×10−7K a2=5.6×10−11A. 等浓度的CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(ClO−)>c(CH3COO−)>c(OH−)>c(H+)B. 向碳酸钠溶液中滴加少量氯水的离子方程式为H2O+2CO32−+Cl2=2HCO3−+ Cl−+ClO−C. 向0.1mol·L−1CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH):c(CH3COO−)= 9:5,此时溶液pH=5D. 向浓度均为1×10−3mol·L−1的KCl和K2CrO4混合液中滴加1×10−3mol·L−1的AgNO3溶液,CrO42−先形成沉淀8.室温时,向20mL0.1000mol·L−1H2C2O4溶液中滴加0.1000mol·L−1NaOH溶液,混合溶液的pH随滴加NaOH溶液体积的变化如图所示。

下列有关叙述错误的是()A. 忽略H2C2O4的第二步电离,由题给信息,可以计算出常温下H2C2O4的电离常数B. A、B、C三点所对应的溶液中,水的电离程度最小的是A点C. A、B、C三点所对应的溶液中,均有c(Na+)<c(OH−)+c(HC2O4−)+2c(C2O42−)D. 在B点溶液中,含钠化合物有两种,且c(HC2O4−)+2c(C2O42−)=0.1000mol·L−19.羟胺(NH2OH)为一元弱碱(25℃时,电离常数K b=9.0×10−9),其电离方程式为：NH2OH+H2O⇌NH3OH++OH−。

用0.1mol/L盐酸滴定20mL0.1mol/L NH2OH溶液,恒定25℃时,滴定过程中由水电离出来的H+浓度的负对数与盐酸体积的关系如图所示(己知：lg3=0.5)。

下列说法不正确的是()A.A,B,C,D四点对应的溶液中NH2OH电离常数相等B. A点对应溶液的pH=9.5C. D点对应溶液中存在：c(H+)=c(OH−)+c(NH3OH+)+c(NH2OH)D. C点时,溶液呈酸性10.常温下,向20mL0.1mol·L−1的二元酸H2A溶液中滴加0.1mol·L−1NaOH溶液,溶液中含A元素的粒子的物质的量随NaOH溶液的体积变化如图所示,y点对应溶液的pH=5。

下列说法错误的是()A. 在滴加NaOH溶液的过程中,溶液的导电性会发生变化B. 当溶液中Na 2A和NaHA物质的量相等时：c(HA−)+c(H+)=c(A2−)+c(OH−)C. 在x点溶液中离子浓度大小关系：c(Na+)>c(HA−)>c(H+)>c(A2−)>c(OH−)D. 常温下HA−的电离常数为1×10−511.常温下,用0.1mol·L−1的NaOH溶液分别滴定10ml0.1mol·L−1的三种一元弱酸,所得滴定曲线如图所示(混合溶液的总体积可看成混合前两种溶液的体积之和)。

下列说法正确的是A. 当滴加5mLNaOH溶液时.溶液中离子浓度的大小关系：c(A−)>c(B−)>c(C−)B. 当滴加10mLNaOH溶液时,溶液中水的电离程度：①=②=③C. 将pH分别为2.4.6的三种酸溶液加水稀释100倍后,溶液的pH分别变为4.6.8D. 由图可知电离常数的大小关系为K a(HA)<K a(HB)<K a(HC)12.下图是不同温度(T1、T2)下溶液中水的电离常数Kw变化曲线,有关说法正确的是()A. 图中温度T1<T2B. T1温度下pH=6的溶液有弱酸性C. 两条曲线中四个点Kw间的关系：B>A=D=ED. E,D两点水的电离均被抑制,而K w相等13.H3PO4为三元弱酸,现可通过H3PO4与NaOH溶液反应配制磷的重要化合物NaH2PO4、Na2HPO4和Na3PO4。

室温下,含磷各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如下图所示。

下列说法中正确的是()A. pH=7时存在c(Na+)=c(H2PO4−)+c(HPO42−)B. H 3PO4的第二步电离常数K a2的数量级为10−7C. NaH2PO4、Na2HPO4和Na3PO4的水溶液的pH值均大于7D. 某溶液中不可能同时存在大量的H2PO4−、HPO42−、PO43−三种离子14.25℃时,几种弱酸的电离常数如下：弱酸的化学式CH3COOH HCN H2S电离常数(25℃) 1.8×10−5 4.9×10−10K 1=1.3×10−7K 2=7.1×10−15下列说法正确的是()A. 等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH(CH3COONa)>pH(Na2S)>pH(NaCN)B. a mol/L HCN溶液与b mol/L NaOH溶液等体积混合,所得溶液中c(Na+)>c(CN−),则a一定小于或等于bC. NaHS和Na2S的混合溶液中,一定存在c(Na+)+c(H+)=c(OH−)+c(HS−)+2 c (S 2−)D. 某浓度的NaCN 溶液的pH = d ,则其中由水电离出的 c (OH −)=10− d mol/L 15. 常温下,电解质溶液中的下列关系式不正确的是A. 由A −+H 2B(过量)=HA +HB −,可知结合H +的能力：HB −<A −<B 2−B. 在0.1mol ·L −1的氨水中滴加0.1 mol ·L −1盐酸,恰好完全中和时, c(NH 4+)+c(NH 3⋅H 2O)=0.05 mol ·L −1C. 将c mol ·L −1的醋酸溶液与0.02 mol ·L −1NaOH 溶液等体积混合后溶液恰好呈中性,用含c 的代数式表示CH 3COOH 的电离常数ka =2×10−9C−0.02D. 将0.2 mol ·L −1盐酸与0.1 mol ·L −1的KAlO 2溶液等体积混合,溶液中离子浓度由大到小的顺序：c(Cl −)> c(K +)> c(Al 3+)> c(H +)16. 向V mL 0.1 mol/L 氨水中滴加等物质的量浓度的稀H 2SO 4,测得混合溶液的温度、pOH[pOH =−lgc(OH −)]随着加入稀硫酸的体积的变化如图所示(实线为温度变化,虚线为pOH 变化),下列说法不正确的是( )A. V =40B. b 点时溶液的pOH >pHC. a 、b 、c 三点由水电离出的c(OH −)依次减小D. a 、b 、d 三点对应NH 3·H 2O 的电离常数：K(b)>K(d)>K(a)17. 室温时,向20mL0.1000mol ·L −1H 2C 2O 4溶液中滴加0.1000mol ·L −1NaOH 溶液,混合溶液的pH 随滴加NaOH 溶液体积的变化如图所示。

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电离平衡常数的应用

电离平衡常数的应用

电离平衡常数的应用一、根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液酸碱性的相对强弱已知几种酸的电离平衡常数如下表所示几种酸的酸性强弱顺序为二、比较酸对应盐溶液PH的大小比较方法：酸越弱对应盐溶液的碱性越强，PH越大根据电离平衡常数：HCN、H2CO3、HCO3—、CH3COOH的酸性强弱为：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3—物质的量浓度相同的NaCN、NaHCO3、Na2CO3、NaClO、NaF、HCOONa、CH3COONa、C6H5Na几种溶液PH大小顺序为三、比较酸根结合H+的能力规律:酸越弱,酸根离子结合H+的能力越强;碱越弱,弱碱阳离子结合OH—的能力超强25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：（1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为（2）同浓度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为（3）物质的量浓度均为0.1mol·L-1 的下列四种物质的溶液：a．Na2CO3、b．NaClO、c．CH3COONa、d．NaHCO3，pH由大到小的顺序是四、书写化学方程式1、少量的CO2通入次氯酸钠溶液中2、下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp(25 ℃)回答下列问题：(1)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：_____ _____。

(2)向苯酚钠溶液中通入少量CO2反应的离子方程式3、25℃，两种酸的电离平衡常数如右表。

H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。

4、电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。

已知如表数据。

向NaCN溶液中通入少量CO 2，所发生反应的化学方程式______________。

五、判断溶液中离子浓度的大小关系已知几种酸的电离平衡常数如下常温下，0.1mol·L-1 NaClO溶液的PH 0.1mol·L-1 Na2SO3溶液的PH(填“>”、“<”、“=”)浓度均0.1mol·L-1 Na2SO3和Na2CO3的混合溶液中,SO32—、CO32—、HSO3—、HCO3—浓度从大到小的顺序为六、电离平衡常数的计算1、已知乙酸是一种重要的化工原料，该反应所用的原理与工业合成乙酸的原理类似；常温下，将amolCH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的bmol·L-1的盐酸使溶液呈中性(不考虑醋酸和盐酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数K a=___________2、25℃时，将amol·L－1氨水与0.01mol·L－1盐酸等体积混合，平衡时，c(NH4+)=c(Cl－),用含a的代数式表示氨水的电离平衡常数3、常温下，0.1mol·L－1HCOONa溶液的PH=10，则HCOOH的电离平衡常数4、常温下，amol·L－1(NH4)2SO4溶液的PH=5,存在平衡:NH4++H2ONH3H2O+OH－,则平衡常数的表达式为,(用含a较为准确的表示式表示,不可化简,近似计算)5、HR是含Z元素的一元酸。

电离平衡常数的应用

电离平衡常数的应用

挑战压轴题：电离平衡常数的应用【导读】向苯酚钠溶液中通入CO2，无论CO2是否过量，都生成NaHCO3。

为何不能生成Na2CO3？查阅资料可知：C6H5OH C6H5O－+H+K＝1.28×10－10H2CO3H++HCO3－K1＝4.3×10－7HCO3－H++CO32－K2＝5.6×10－11由电离平衡常数可知酸性：H2CO3>C6H5OH>HCO3－所以碱性（结合H+能力）：HCO3－<C6H5O－<CO32－故C6H5O－能结合H2CO3，第一步电离生成的H+，而不能结合第二步HCO3－电离生成的H+。

所以无论CO2是否过量，都生成NaHCO3。

【例1】（2015·福建·23）25℃，两种酸的电离平衡常数如下表。

H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为____________。

【解析】由电离平衡常数可知酸性：H2SO3> H2CO3> HSO3－> HCO3－所以碱性：HSO3－< HCO3－< SO32－< CO32－即HCO3－结合H+能力大于HSO3－而小于SO32－，所以HCO3－只能H2SO3结合电离产生的H+，而不能结合HSO3－电离产生的H+。

HCO3－与HSO3反应只能生成HSO3－和H2CO3，不能生成SO32－和H2CO3。

2【答案】H2SO3+HCO3－=HSO3－+CO2↑+H2O。

【例2】（2014·上海·30）室温下，0.1mol/L的硫化钠溶液和0.1mol/L的碳酸钠溶液，碱性更强的是_____，其原因是________。

已知：H2S：K i1=1.3×10－7K i2=7.1×10－15H2CO3：K i1=4.3×10－7K i2=5.6×10－11【解析】由平衡常数可知室温下酸性：H2CO3>H2S>HCO3－>HS－所以可得碱性：HCO3－< HS－<CO32－<S2－【答案】硫化钠溶液硫化氢的K i2小于碳酸的K i2，硫化钠更易水解。

高考化学二轮复习二十弱电解质电离课件

高考化学二轮复习二十弱电解质电离课件


(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，平衡常数
Kb＝cB＋·cOH－ cBOH
影响因素 内因：弱电解质本身的性质 外因：只与温度有关，随温度升高而增大。
12/10/2021
名师提醒：
多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是：第一步 ≫ 第二步 ≫ 第三步……，故其酸性取决于第一步电离。
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。
在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。
12/10/2021
一元弱酸(HA)、一元弱碱(如NH3·H2O)中电离度(α)与c(H＋)、c(OH－)的关系。
设一定温度下，浓度为c mol·L－1醋酸的电离度为αa。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始/mol·L－1
c
0
0
变化/mol·L－1
增大 增强 不变
加 CH3COONa 左移
固体
增大
减小 减小 增大
减小 增强 不变
加入镁粉 右移 升高温度 右移
12/10/2021
减小 减小
减小 增大
减小 增大
增大 增大
增大 增大
增强 增强
不变 增大
考法2 弱电解质的电离平衡常数
(1)对于一元弱酸HA：HA
Ka＝cH＋·cA－ cHA
H＋＋A－，平衡常数
（2）
溶液 酸
碱
稀释前溶液的pH
强酸 弱酸
pH=a
强碱 弱碱
pH=b
加水稀释
到体积为 原来的10n
倍
稀释后溶液的pH pH=a +n
a＜pH＜n pH=b -n
b -n＜pH＜b
水溶液中离子平衡考点二电离平衡常数的应用

水溶液中离子平衡考点二电离平衡常数的应用

1．(1)填写下表弱电解质电离方程式电离常数NH3·H2 O NH3·H2O NH错误!＋OH－K b＝1.7×10－5CH3COO H CH3COOHCH3COO－＋H＋K a＝1.7×10－5HClO HClO H＋＋ClO－K a＝4.7×10－8（2）CH3COOH酸性大于HClO酸性（填“大于”“小于”或“等于”），判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大,c(H ＋)越大,酸性越强。

（3）电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱.电离平衡常数越大,电离程度越大。

多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。

（4)外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。

2．碳酸是二元弱酸（1）电离方程式是H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO错误!。

(2)电离平衡常数表达式:K a1＝错误!,K a2＝错误!。

(3)比较大小：K a1≥K a2。

【重难点指数】★★★★【重难点考向一】电离平衡常数的理解及应用【典型例题1】下列说法错误的是（）A．一定温度下，弱酸的电离平衡常数越大,酸性越强B．醋酸的电离平衡常数K a和醋酸钠的水解平衡常数K b之间的关系为K a·K b＝K wC．平衡常数只受温度影响,与反应物或生成物的浓度变化无关D．合成氨的反应，正反应的平衡常数和逆反应的平衡常数相同【答案】D【名师点睛】【重难点考向二】电离平衡常数的计算【典型例题2】H3BO3溶液中存在如下反应：H3BO3（aq）＋H2O(l)B(OH)4］－(aq)＋H＋（aq)已知0。

70 mol·L－1 H3BO3溶液中,上述反应于298 K达到平衡时，c（H＋）＝2。

0×10－5mol·L－1,c平衡(H3BO3）≈c起始（H3BO3),水平衡的电离可忽略不计，求此温度下该反应的平衡常数K(H2O的平衡浓度不列入K的表达式中，计算结果保留两位有效数字)。