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2016届高考化学第一轮复习模块二:第八章 水溶液中的离子平衡专题专项训练(五) 四大平衡常数的重要应用

专题专项训练(五) 四大平衡常数的重要应用

1.化学平衡常数(K)、弱酸的电离平衡常数(Ka)、难溶物的溶度积常数(Ksp)是判断物质 性质或变化的重要的平衡常数。下列关于这些常数的说法中,正确的是( A.平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂等有关 B.当温度升高时,弱酸的电离平衡常数 Ka 变小 C. Ksp(AgCl)>Ksp(AgI) , 由此可以判断 AgCl(s) + I (aq)===AgI(s)+ Cl (aq)能够发生 D.Ka(HCN)<Ka(CH3COOH) ,说明物质的量浓度相同时,氢氰酸的酸性比醋酸强 2.已知常温下反应,①NH3+H 衡常数为 K2),③Ag +2NH3
+ + - -

)

NH4 (平衡常数为 K1),②Ag +Cl








AgCl(平

Ag(NH3)2 (平衡常数为 K3)。①、②、③的平衡常数关系为 )

K1>K3>K2,据此所做的以下推测合理的是( A.氯化银不溶于氨水

B.银氨溶液中加入少量氯化钠有白色沉淀 C.银氨溶液中加入盐酸有白色沉淀 D.银氨溶液可在酸性条件下稳定存在 3. T ℃时, 将 6 mol A 和 8 mol B 充入 2 L 密闭容器中, 发生反应: A(g)+3B(g) C(g)

+D(g),容器中 B 的物质的量随时间变化如图中实线所示。图中虚线表示仅改变某一反应 条件时,B 的物质的量随时间的变化。下列说法正确的是( )

A.反应开始至 a 点时 v(A)=1 mol· L 1· min


-1

B.若曲线Ⅰ对应的条件改变是升温,则该反应的 ΔH>0 C.曲线Ⅱ对应的条件改变是增大压强 D.T ℃时,该反应的化学平衡常数为 0.125 4.(2013· 上海高考改编)部分弱酸的电离平衡常数如下表: 弱酸 电离平衡常数(25 ℃) HCOOH Ki=1.77×10
-4

HCN Ki=4.9×10
-10

H2CO3 Ki1=4.3×10 Ki2=5.6×10
-7

-11

下列选项错误的是(


)


①2CN +H2O+CO2===2HCN+CO2 3
- -

②2HCOOH+CO2 3 ===2HCOO +H2O+CO2↑
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③中和等体积、等 pH 的 HCOOH 和 HCN 消耗 NaOH 的量前者小于后者 ④等体积、等浓度的 HCOONa 和 NaCN 溶液中所含离子总数前者小于后者 A.①② C.③④ B.②③ D.①④ Fe(SCN)3+3KCl,

5.已知 FeCl3 溶液与 KSCN 溶液混合后发生反应 FeCl3+3KSCN 达到平衡后,改变条件,则下列说法正确的是( )

A.向溶液中加入少许 KCl 固体,溶液颜色变浅 B.升高温度,平衡一定发生移动 C.加入少许 KCl 固体或者加入少许 FeCl3 固体平衡常数均发生变化,且变化方向相反 c[Fe?SCN?3]· c3?KCl? D.平衡常数表达式为 K= 3 c?FeCl3?· c ?KSCN? 6.(2015· 廊坊模拟)水的电离平衡曲线如图所示,下列说法不正确的是( )

A.图中四点 Kw 间的关系:A=D<C<B B.若从 A 点到 D 点,可采用:温度不变在水中加入少量酸 C.若从 A 点到 C 点,可采用:温度不变在水中加入少量 NH4Cl 固体 D.若从 A 点到 D 点,可采用:温度不变在水中加入少量 NH4Cl 固体 7.(2015· 浙江五校联考)氯碱工业电解所用的氯化钠溶液需精制。除去有影响的 Ca2 、


Mg2 、NH4 、SO2 4 及泥沙,其精制流程如下:
+ + -

已知:①Ca2 、Mg2 开始形成相应氢氧化物沉淀的 pH 如下表。
+ +

Ca(OH)2 pH
-10

Mg(OH)2 ≥4.2

≥11.5

②Ksp(BaSO4)=1.1×10 下列说法正确的是(

,Ksp(BaCO3)=2.6×10 9,Ksp(CaCO3)=5.0×10 9。
- -

)

A.盐泥 a 除泥沙外,还含有 Ca(OH)2 和 Mg(OH)2 B.过程Ⅰ中将 NH4 转化为 N2 的离子方程式是 3ClO +2NH4 ===3Cl +N2↑+3H2O+ 2H
+ + - + -

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C.过程Ⅱ中通入 CO2 有利于除 SO2 4 D.过程Ⅳ调 pH 可以使用硝酸



8.运用化学反应原理研究卤族元素的性质具有重要意义。 (1)下列关于氯水的叙述正确的是________(填写字母)。 a.氯水中存在两种电离平衡 b.向氯水中通入 SO2,其漂白性增强 c.向氯水中通入氯气,c(H )/c(ClO )减小 d.加水稀释氯水,溶液中的所有离子浓度均减小 e.加水稀释氯水,水的电离平衡向正反应方向移动 f.向氯水中加入少量固体 NaOH,可能有 c(Na )=c(Cl )+c(ClO ) (2)常温下,已知 25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数: 弱酸化学式 电离平衡常数 HClO 4.7×10
-8 + - - + -

H2CO3 K1=4.3×10
-7

K2=5.6×10

-11

写出 84 消毒液露置在空气中发生反应的离子方程式 ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)电解饱和食盐水可得到溶质为 M 的碱溶液, 常温下将浓度为 c1 的 M 溶液与 0.1 mol· L
-1

的一元酸 HA 等体积混合, 所得溶液 pH=7, 则 c1________0.1 mol· L 1(填“≥”、 “=”




“≤”) , 溶 液 中 离 子 浓 度 的 大 小 关 系 为
-1

______________________________。若将上述“0.1 mol· L

的一元酸 HA”改为“pH=1 的


一元酸 HA”,所得溶液 pH 仍为 7,则 c1________0.1 mol· L 1。 (4)牙釉质对牙齿起着保护作用,其主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH],研究证实氟 磷灰石[Ca5(PO4)3F]比它更能抵抗酸的侵蚀,故含氟牙膏已使全世界千百万人较少龋齿,请 写出羟基磷灰石的溶度积常数表达式 Ksp=____________,氟离子与之反应转化的离子方程 式为 ________________________________________________________________________。 9.(2013· 山东高考)化学反应原理在科研和生产中有广泛应用。 (1)利用“化学蒸气转移法”制备 TaS2 晶体,发生如下反应: TaS2(s)+2I2(g) TaI4(g)+S2(g) ΔH>0 (Ⅰ)

反应(Ⅰ)的平衡常数表达式 K=________,若 K=1,向某恒容容器中加入 1 mol I2(g)和 足量 TaS2(s),I2(g)的平衡转化率为________。

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(2)如图所示,反应(Ⅰ)在石英真空管中进行,先在温度为 T2 的一端放入未提纯的 TaS2 粉末和少量 I2(g) ,一段时间后,在温度为 T1 的一端得到了纯净 TaS2 晶体,则温度 T1________T2(填“>”“<”或“=”)。上述反应体系中循环使用的物质是________。 (3)利用 I2 的氧化性可测定钢铁中硫的含量。做法是将钢样中的硫转化成 H2SO3,然后 用一定浓度的 I2 溶液进行滴定,所用指示剂为________,滴定反应的离子方程式为 ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)25 ℃时, H2SO3 HSO3 +H 的电离常数 Ka=1×10 2mol· L 1, 则该温度下 NaHSO3
- + - - -

水解反应的平衡常数 Kh=________mol· L 1,若向 NaHSO3 溶液中加入少量的 I2,则溶液中 c?H2SO3? - 将________(填“增大”“减小”或“不变”)。 c?HSO3 ? 10.弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的溶解平衡均属于化学平衡。 Ⅰ.已知 H2A 在水中存在以下平衡:H2A H +HA ,HA
+ - -

H +A2 。
+ -

(1)相同浓度下,NaHA 溶液的 pH________(填“大于”、“小于”或“等于”) Na2A 溶 液的 pH。 (2)某温度下,若向 0.1 mol/L 的 NaHA 溶液中逐滴滴加 0.1 mol/L KOH 溶液至溶液呈中 性。此时该混合溶液中下列关系中,一定正确的是________。 a.c(H )· c(OH )=1×10
+ + + - -14 - -

b.c(Na )+c(K )=c(HA )+2c(A2 ) c.c(Na )>c(K ) d.c(Na )+c(K )=0.05 mol/L (3)已知常温下 H2A 的钙盐(CaA)饱和溶液中存在以下平衡: CaA(s) Ca2 (aq)+A2 (aq) ΔH>0。
+ - + + + +

①降低温度时,Ksp________(填“增大”“减小”或“不变”)。 ②滴加少量浓盐酸,c(Ca2 )________(填“增大”“减小”或“不变”)。


Ⅱ.含有 Cr2O2 7 的废水毒性较大,某工厂废水中含 5.00×10
- -

-3

mol· L

-1

的 Cr2O2 7 。为使


废水能达标排放,作如下处理:Cr2O2 ― →Cr3 、Fe3 石灰水,Cr(OH)3、Fe(OH)3 7 ― H
+ +


绿矾

(1)该废水中加入绿矾(FeSO4· 7H2O)和稀硫酸,发生反应的离子方程式为 ________________________________________________________________________。
3 (2) 欲 使 10 L 该 废 水 中 的 Cr2O 2 , 理 论 上 需 要 加 入 ________g 7 完 全 转 化 为 Cr
- +

FeSO4· 7H2O。 (3) 若处理后的废水中残留的 c(Fe3 ) = 2×10
+ - 13

mol· L

-1

,则残留的 Cr3 的浓度为


________。(已知: Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10
-38

Ksp[Cr(OH)3]=6.0×10
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-31

)

答 案 1.选 C 平衡常数的大小与温度有关,与浓度、压强、催化剂无关,A 不正确;电离 是吸热的,加热促进电离,电离常数增大,B 不正确;酸的电离常数越大,酸性越强,D 不 正确。 2.选 C 因为 K3>K2,所以 Ag+与 NH3 的结合能力大于 Ag+与 Cl-之间的沉淀能力,
+ AgCl 溶于氨水,A、B 错误;由于 K1>K3,所以在 Ag(NH3)2

Ag++2NH3 中加入 HCl,

有 H++NH3 确。

+,致使平衡右移,c(Ag+)增大,Ag++Cl-===AgCl↓,D 错误,C 正 NH4

3.选 C 曲线Ⅱ相对于实线先达到平衡,B 的转化率增大。若增大压强,平衡右移,B 的转化率增大,C 项正确。 4. 选 D 根据电离平衡常数, HCN 的电离程度介于 H2CO3 的一级电离和二级电离之间,
- 。 HCOOH 的电离程度大于 因此 ① 中反应错误,应为 CN - + H2O +CO2===HCN + HCO3

H2CO3 的一级电离,②正确。等 pH 的 HCOOH 和 HCN,HCN 溶液的浓度大,中和等体积、 等 pH 的 HCOOH 和 HCN,后者消耗 NaOH 的量大,③正确。在 HCOONa 和 NaCN 中存在 电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-)。等 浓度的 HCOONa 和 NaCN 溶液,NaCN 水解程度大,溶液中 OH 浓度大,H+浓度小。根据


电荷守恒,两溶液中离子总浓度为 2[c(Na+)+c(H+)],而 Na+浓度相同,H+浓度后者小, 因此等体积、等浓度的两溶液中离子总数前者大于后者,④错误。 5.选 B 任何反应都伴随着温度的变化,故改变温度,平衡一定发生移动,B 项正确。 6.选 C Kw 是温度的函数,随温度升高而增大,A、D 点温度相同,B 点温度高于 C 点温度,A 正确;从 A 点到 D 点,温度不变,酸性增强,B、D 正确;A、C 点温度不同, C 错误。 7.选 C 盐泥 a 是在 pH=11 的条件下得到的,由题给条件,得不到 Ca(OH)2,A 错; 过程Ⅰ是在碱性条件下进行的,得不到 H+,B 错;过程Ⅳ调 pH 不可以使用硝酸,会引入

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-杂质,D 错。 NO3

8.解析:(1)氯水中存在次氯酸的电离和水的电离两种平衡;向氯水中通入 SO2,二者 反应生成硫酸和盐酸,其漂白性减弱;当氯水饱和时再通氯气,c(H+)/c(ClO-)不变,若氯 水不饱和再通氯气,酸性增强会抑制次氯酸的电离,故比值增大;加水稀释氯水,溶液中的 OH-浓度增大;加水稀释氯水,酸性减弱,对水的电离抑制作用减弱,故水的电离平衡向 正反应方向移动; 向氯水中加入少量固体 NaOH, 当溶液呈中性时, 根据电荷守恒可推导出: c(Na+)=c(Cl-)+c(ClO-)。 答案:(1)aef (2)ClO +CO2+H2O===HClO+HCO3 2HClO=====2H +2Cl +O2↑ (3)≤ c(Na )=c(A )>c(OH )=c(H ) ≥
+ - - + - - + - -

光照





(4)c5(Ca2 )· c3(PO3 c(OH ) 4 )· Ca5(PO4)3OH+F ===Ca5(PO4)3F+OH
- -

c?HSO- c?H+? 3 ?· 9.解析:(4)H2SO3 的电离常数表达式为 Ka= ,NaHSO3 的水解反应的平 c?H2SO3?
14 c?H2SO3?· c?OH-? c?H2SO3?· Kw Kw 1×10- 衡常数 Kh= = = = =1×10-12。 加入 I2 后 HSO- 3 K -?· +? -2 a c?HSO- ? c ? HSO c ? H 1 × 10 3 3

被氧化为 H2SO4,c(H+)增大,c(OH-)减小,Kh 不变,由 Kh= ,所以该比值增大。 c?OH-? 答案: (1) SO2 4 +2I
- -

c?H2SO3?· c?OH-? c?H2SO3? 得 = -? c?HSO- c?HSO3 3 ?

Kh

c?TaI4?· c?S2? c2?I2?

66.7%

(2) <

I2

(3) 淀粉溶液

H2SO3 + I2 + H2O===4H +



(4)10

-12

增大

10.解析:(2)温度不确定,所以 c(H+)· c(OH-)不一定为 1×10-14;由电荷守恒可知, c(H+)+c(Na+)+c(K+)=c(HA-)+2c(A2-)+c(OH-), 由于溶液呈中性, 则 c(H+)=c(OH-), c(Na+)+c(K+)=c(HA-)+2c(A2-);若两溶液的体积相同,则是最终溶液为 Na2A,呈碱性, 所以 KOH 溶液的体积相对小,等浓度的情况下,必然有 c(Na+)>c(K+),c(Na+)+c(K+)

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也不可能等于 0.05 mol/L 答案:Ⅰ.(1)小于 (2)bc (3)①减小 ②增大
2 3 3 Ⅱ.(1)Cr2O2 (2)83.4 7 +6Fe +14H ===2Cr +6Fe +7H2O
- + + + +

(3)3×10

-6

mol· L

-1

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