化学试题电解质溶液和离解平衡
第四章-电解质溶液和电离平衡(参考)
25℃纯水中，只有10-7mol/L水发生电离：
c(H ) c(OH ) 1.0107 mol L1 Kw 1.0 1014
100℃纯水中，实验测得：
水
的
Kw 7.41013
电 离 是
T Kw
吸 热 反
应
二、溶液的pH值
水的电离平衡同化学平衡一样，随外界条件的变化 而发生移动：
水中加入酸，c(H＋)增加，水的电离平衡左移，c(OH)减少；水中加入碱， c (OH-)增加，电离平衡左移， c (H ＋)减少。
lewis酸与lewis碱之间 以配位键结合生成 酸碱加合物。
HCl
BF3 + Cu2+ +
••
H
NH3 H N H Cl
H
F
:F－ F B F
F
NH 3
2
4 :NH3
NH
3
Cu
NH
3
NH 3
形成配合物化学的理论基础
三、酸碱质子理论
1、基本概念 酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含
H3O (aq) Ac (aq)
0
0
x
x
电离常数
Ka (HAc)
c(H3O ) c(Ac )
c(HAc)
Ka
(HAc)
x2 0.10
x
x=1.3×10－3
c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol·L-1 c(HAc) = (0.10－1.3×10－3) mol·L-1≈0.10 mol·L-1
B
稀溶液中：
B
CBM A
mB
CB
3、溶解过程
物理化学试题及其答案
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。
2009高三化学专题复习--电解质溶液(电离、水解、沉淀溶解平衡)
B、
105 103 mol· L-1 2
C、(10-9＋10-11)mol· L-1
D、2×10-11 mol· L-1
例4.某溶液中由水电离出的H+浓度为1×10-14mol/L，在此 溶液中可能大量共存的离子是（ A ） A．Al3+、SO42－、NH4+、Cl－ B．K+、Fe2+、Cl-、NO3－ C．K+、Na+、AlO2－、Mg2+ D．Na+、K+、NO3－、HCO3-
2.下列各叙述正确的是（B ） A．碳酸钙在水里溶解度很小，其溶液的导电性很弱，所以 碳酸钙是弱电解质 B．碳酸钙在水里的溶解度虽小，但其溶解部分全部电离， 所以碳酸钙是强电解质 C．三氧化硫和氯气的水溶液都能很好地导电，所以他们不 仅是电解质，而且是强电解质 D．碳酸钙不溶于水，只有在熔化状态下才是强电解质
电解质溶液
考试说明： 1.了解电解质、强电解质和弱电解的概念。 2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液 的导电性。 3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 4.了解水的电离平衡和水的离子积常数。 5.了解溶液PH的定义、能进行PH的简单计算。 6.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要 因素、盐类水解的应用（弱酸弱碱盐的水解不作 要求）。 7.了解难溶电解质的溶解平衡。
弱电解质 溶于水后只有部分电离的电 解质 某些具有弱极性键的共价化 合物、部分离子化合物 可逆过程，存在电离平衡 既有电离出的阴阳离子，又 有电解质分子 弱酸、弱碱、水及极少数的 盐类。
NH3· H2O NH4 + + OH -
电离过程 不可逆过程，无电离平衡 溶液中存 只有电离出的阴阳离子，不 在的微粒 存在电解质分子 实例 电离方 程式 绝大多数的盐（包括难溶性 盐）、强酸、强碱。 KNO3＝K++NO3— H2SO4＝2 H++SO42—
物理化学精彩试题及其问题详解
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。
(整理)第03章电解质溶液与离子平衡
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。
高考化学 二轮复习 专题11 电解质溶液与离子平衡 鲁科版
5.溶液中的c(H＋)和水电离出来的c(H＋)的区别 (1)室温下水电离出的c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液中水电 离出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，则可判断该溶液呈酸性或碱性； 若某溶液中水电离出的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，则可判断出该 溶液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。 (2)室温下，溶液中的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，说明该溶液是酸 性溶液或水解呈酸性的盐溶液；溶液中的c(H＋)<1×10－7 mol·L－ 1，说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。
方法技巧 2.相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
(1)加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。 (2)加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。
题组三 理解换算关系，突破pH的计算 4. 在 T ℃ 时 ， Ba(OH)2 的 稀 溶 液 中 c(H ＋ ) ＝ 10 － a
mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b得混合溶液的部分pH如表所示：
的pH＝4
(× )
(2)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液
呈酸性
( ×)
题组集训 题组一 走出溶液稀释与混合的误区
1.正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液
的pH＝4
(× )
(2)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液
(2) (3)
3.pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀 释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别
滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积 为Vx、Vy，则( )
高三化学《水溶液中的平衡体系(电离水解溶解平衡) 》
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。
大学无机化学第七章试题及解答
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。
高中化学 竞赛讲义 电解质溶液和电离平衡高中全册化学试题
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 练习题
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。
溶液和弱电解质的解离平衡
0.3 2、______mol Na2SO4 中含有 0.6mol Na+。
1mol的任何物质所含粒子的数目都 为6.02×1023个。 1mol的不同物质的质量相同吗？ 单位物质的量的物质所具有的质量 叫做该物质的摩尔质量，用符号“M” 表示，单位为g/mol。 摩尔质量可以理解为1mol物质 所具有的质量。
[例] 2.8g一氧化碳的物质的量是多少mol?
解：已知M（CO）=28g/mol，则
n（CO）= m（CO）/M(CO)
2.8g = 28g/mol
= 0.1mol
答：2.8g一氧化碳的物质的量是0.1mol。
[例] 5molH2O的物质的质量是多少克?
解：已知M（H O）=18g/mol， 2
物质的量（n），阿伏伽德罗常数 （NA）以及粒子数目（N）之间的 关系如下： n=N/NA
n：物质的量，单位为mol N：粒子数目，单位为个
NA：阿伏伽德罗常数，
数目为6.02×1023，单位为个/mol
练习一：下列描述是否正确 1）1mol 氧 2）1mol 氧分子 3）0.1mol H2O 4）1mol 西瓜
也就是说，物质的摩尔质量是该物质
的质量与该物质的物质的量的比值。
摩尔质量、质量、物质的量三者 关系式如何表示呢？
物质的质量（g）
摩尔质量（g/mol）=
M=
物质的量（mol）
m
n
物质的质量（g） 摩尔质量（g/mol）
物质的量（mol）=
n=
m
M
摩尔质量与相对原子质量 的相互联系和区别
① 摩尔质量在数值上 = 相对原子质量 ② 摩尔质量单位：g/mol ； 相对原子质 量没有单位 摩尔质量在数值上 =相对分子质量
无机化学第三章课后习题参考答案
第三章电解质溶液和离子平衡1、完成下列换算：（1）把下列H+浓度换算成PH：C(H+)/ mol .L-1: 5.6*10-5 4.3*10-12 8.7*10-8 1.8*10-4（2）把下列pH换算成H+浓度：0.25 1.38 7.80 12.502、试计算：（1）pH=1.00与pH=3.00的HCl溶液等体积混合后溶液的pH和c(H+);(2) pH=2.00的HCl溶液与pH=13.00的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH和c（H+）。
3、写出下列弱酸在水中的解离方程式与K aθ的表达式：(1) 亚硫酸（2）草酸（H2C2O4）（3）氢硫酸（4）氢氰酸（HCN）（5）亚硝酸（HNO2）4、已知25℃时，某一元弱酸0.100 mol .L-1溶液是pH为4.00，试求：（1）该酸是K aθ(2) 该浓度下酸的解离度α5 }/(∉ π:5.0%ξ CH3COOH）溶液，假定白醋的密度ρ为1.007g •ml-1,它的pH为多少？6、设0.10 mol .L-1氢氰酸（HCN）溶液的解离度为0.0079%，试求此时溶液的pH和HCN的标准解离常数K aθ。
7、已知质量分数为2.06%的氨水密度ρ为0.988 g•ml-1，试求：（1）该氨水的pH；（2）若将其稀释一倍，pH又为多少？8、（1）在1.00L 0.10 mol .L-1HAc溶液中通入0.10 mol HCl气体（且不考虑溶液体积改变），试求HAc的解离度，并与未通入HCl前做比较。
（2）在1.0L 0.10 mol .L-1NH3•H2O溶液中，加入0.20 mol NaOH （设加入后，溶液体积无变化），试求NH3•H2O的解离度，并与未加NaOH 前做比较。
9、描述下列过程中溶液pH的变化，并解释之：（1）将NaNO2溶液加入到HNO2溶液中；（2）将NaNO3溶液加入到HNO3溶液中；（3）将NH4NO3溶液加到氨水中；10、计算下列缓冲溶液的pH（设加入固体后，下列溶液体积无变化）：（1）在100ml 1.0 mol .L-1 HAc中加入2.8g KOH；（2）6.6g (NH4)2SO4溶于0.50L浓度为1.0 mol .L-1的氨水。
第三章 电解质溶液和解离平衡
[C]c[D]d 则有： [ A]a[B]b K (T )
2
K(T)为一常数（仅与温度有关，以后进一步的知识会有修正！） K(T)可以是纯数，也可以带有单位。
在上述表达式中，还需要注意下述几点： （１）若有固体物质，因其浓度为常数（除非 T、p 异常高！）， 故不出现在 K(T)的表达式中。 （２）对于气体，上述浓度还可以用分压表示，但会引起 K 的 不同数字。
一般表达式中，溶液中的物质用浓度（mol/L），气体用分压(Pa)， 有时两种都出现。
对于气相中的反应：
aA(g) bB(g) cC(g) dD(g)
3
若将气体均看作理想气体，则有：
Kc
[C]c[D]d [ A]a[B]b
[ pC ]c[ pD ]d RT RT
[ pA ]a[ pB ]b
解该方程可求得 x 当电离度很小，如小于 5％，即ｃa/Ka>400 时，x 很小， 上式中（ca－x）≈ca，故有：
[H ] x Kaca
由上述处理（不考虑水的电离）来看，弱酸（弱碱）也不是太 弱，即 Ka 或 Kb 要远大于 Kw，否则需要考虑水的电离。 对于一元弱碱，可作类似处理，得到：
虑体积的变化，求醋酸的电离度受到什么影响？已知 Ka＝1.76 ×10-5。
解：在 0.200mol/L 的醋酸水溶液中的电离度为：
Ka 1.76*105＝9.38*103
ca
0.200
有同离子（ A-）效应时， c(HA)变为 0.100mol/L， c(NaA)变为
0.100mol/L。
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这类溶质主要为化合物；
电离的程度有强、有弱。
把这类作为溶质的物质叫做电解质 根据电离的程度分为强电解质和弱电解质。
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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.0.1B.0.2C.0.3D.0.42.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.0.3B.1.0C.1.3D.1.56.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.1/2B.1/4C.2D.47.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.10-2B.10-3C.10-7D.10-98.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.10-2B.2C.3D.49.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( )dm3A.1.5B.3C.4.5D.911.0.02 mol.dm-3H2CO3 (Ka1=4.3×10-7,Ka2=5.61×10-11)水溶液的PH值是( )A.4.6B.11.6C.4.0D.8.312.不是共轭酸碱对的一组物质是( )A.NH3NH2-B.NaOH Na+C.OH-O22-D.H3O+H2O13.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NH4ClC.加HacD.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.5.44B.4.74C.4.04D.4.8316.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Ka2B. 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.0.6B.0.42C.0.30D.1.8×10-318.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.8.619.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.9.7B.8.3C.11.6D.2.421.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–3A.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.6.02B.7.98C.4.37D.9.6324.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.Ag2CrO4PbCrO4SrCrO4BaCrO4B.PbCrO4 PbCrO4SrCrO4BaCrO4C.SrCrO4 PbCrO4Ag2CrO4BaCrO4D.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–33.0.01mol.dm–3NaCl水溶液,活度为0.00792mol.dm–3,则活度系数_____,0.1 mol.dm–3NaCl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–311.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–312.0.05 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/L3．0.792 0.07924．强弱弱相等5、碱酸6．6.71 <6.71 >=6.717.6.798．12.659.H+PO43-10.7.33×10-4 1.08411.1.32×10-1012.9.35 1×10-513.C酸/C盐14.8.87 7.5×10-3%15.1.183×10-311.0716.1.04×10-517.1.56×10-1918.2.45×10-4 2.57×10-80.1mol/L19.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。