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- 2021-08-24 发布
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章末总结提升
一、有关pH的计算
1.若溶液为酸性,先求c(H+),再求pH;若溶液为碱性,先求c(OH-),再由c(H+)=求c(H+),最后求pH。
2.强酸溶液:如浓度为c mol·L-1的HnA溶液,c(H+)=nc mol·
L-1,所以pH=-lg nc;强碱溶液:如浓度为c mol·L-1的B(OH)n溶液,c(OH-)=nc mol·L-1,c(H+)= mol·L-1,所以pH=14+lg nc。
3.酸碱混合溶液:两强酸溶液混合c混(H+)=;两强碱溶液混合c混(OH-)=;强酸、强碱溶液混合酸过量c混(H+)=,碱过量c混(OH-)=。
4.酸碱溶液稀释时pH的变化:
项目
酸(pH=a)
碱(pH=b)
弱酸
强酸
弱碱
强碱
稀释10n倍
b-n
b-n
无限稀释
pH趋向于7
常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b
两种溶液,关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是( )
A.b可能显碱性 B.a可能显酸性或碱性
C.a不可能显酸性 D.b可能显碱性或酸性
解析:pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液,其浓度分别大于10-3 mol·L-1和等于10-3 mol·L-1,由于pH为3的某酸溶液,其强弱未知,因此与pH为11的氨水反应时,都有可能过量;而与pH为11的氢氧化钠溶液反应时酸可能过量或二者恰好反应。
答案:B
二、高考热点中的“四大平衡常数”
1.化学平衡常数。
(1)化学平衡常数是指某一具体反应方程式的平衡常数,若反应方向改变,则平衡常数改变;若方程式中各物质的计量数等倍扩大或缩小,尽管是同一反应,平衡常数也会改变。
(2)在使用平衡常数时,注意化学平衡常数只与温度有关,与反应物或生成物的浓度无关;反应物或生成物中有固体和纯液体存在时,由于其浓度是常数,在表达式中不再列入。
2.电离常数。
(1)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(碱)的酸性(碱性)相对越强。
(2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2…,故其酸性决定于第一步电离。
3.水的离子积常数。
(1)KW只与温度有关,温度升高,KW增大。
(2)水的离子积常数不仅适用于纯水,也适用于电解质的稀溶液。
4.难溶电解质的溶度积常数。
(1)可用Ksp比较结构相似的难溶物的溶解度。
(2)温度不变时,外界条件的改变可能使溶解平衡移动,但不能改变Ksp的数值。
(1)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平衡(H+)=2.0×10-5 mol·L-1,
c平衡(H3BO3)≈c起始(H3BO3),水的电离可忽略不计,则此温度下该反应的平衡常数K为________(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)。
(2)以可溶性碳酸盐为溶浸剂,则溶浸过程中会发生:CaSO4(s)+COCaCO3(s)+SO,已知298 K时,Ksp(CaCO3)=2.80×10-9,Ksp(CaSO4)=4.90×10-5,求此温度下该反应的平衡常数K(计算结果保留三位有效数字)。
解析:(2)由CaSO4(s)Ca2++SO,Ksp(CaSO4)=
c(Ca2+)·c(SO),CaCO3(s)Ca2++CO,Ksp(CaCO3)=
c(Ca2+)·c(CO)得K====1.75×104。
答案:(1)5.7×10-10 (2)1.75×104
1.25 ℃时,某一元酸(HB)的盐NaB的水溶液呈碱性,下列叙述正确的是( )
A.HB的电离方程式为HB===H++B-
B.NaB溶液中:c(Na+)>c(B-)>c(H+)>c(OH-)
C.NaB溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HB)+c(B-)
D.0.1 mol·L-1 NaB溶液中水电离的OH-浓度大于10-7 mol·L-1
解析:A项,NaB的水溶液呈碱性,说明HB是弱酸,电离方程式中应用“”,错误;B项,应为c(Na+)>c(B-)>c(OH-)>c(H+),错误;C项,应为c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(B-),错误;D项,B-水解促进了水的电离,故水电离的OH-浓度大于10-7 mol·L-1,D正确。
答案:D
2.0.1 mol·L-1 HF溶液的pH=2,则该溶液中有关浓度关系式不正确的是( )
A.c(H+)>c(F-) B.c(HF)>c(H+)
C.c(OH-)>c(HF) D.c(HF)>c(F-)
解析:电离后,因水也电离产生H+,所以c(H+)>c(F-)均约为0.01,则c(HF)约0.09,c(OH-)为10-12。
答案:C
3.部分弱酸的电离平衡常数如下表,下列选项错误的是( )
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡
常数(25℃)
Ki=1.77×10-4
Ki=4.9×10-10
Ki1=4.3×10-7
Ki2=5.6×10-11
A.2CN-+H2O+CO2===2HCN+CO
B.2HCOOH+CO===2HCOO-+H2O+CO2↑
C.中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D.等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者大于后者
解析: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,应为CN-+H2O+CO2===HCN+HCO,A错误;
HCOOH的电离程度大于H2CO3的一级电离,B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,C正确;在HCOONa和NaCN中存在电荷平衡: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,D正确。
答案:A
4.室温下,将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化),实验数据如下表,下列判断不正确的是( )
实验编号
起始浓度/(mol·L-1)
反应后溶液的pH
c(HA)
c(KOH)
①
0.1
0.1
9
②
x
0.2
7
A.实验①反应后的溶液中:c(K+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
B.实验①反应后的溶液中:c(OH-)=c(K+)-c(A-)= mol·L-1
C.实验②反应后的溶液中:c(A-)+c(HA)>0.1 mol·L-1
D.实验②反应后的溶液中:c(K+)=c(A-)>c(OH-)=c(H+)
解析:由实验①可知,HA酸为弱酸,故KA盐溶液显碱性,则c(OH-)>c(H+),由电荷守恒可知c(K+)>c(A-),A正确;由电荷守恒知c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-),故c(OH-)=c(K+)-c(A-)+c(H+),B
错误;由实验②知x>0.2,故c(HA)+c(A-)>0.1 mol·L-1(因为溶液体积是原溶液的2倍),C正确;实验②反应后的溶液显中性,故c(OH-)=c(H+),由电荷守恒可得c(K+)=c(A-),D正确。
答案:B
5.下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
A.在蒸馏水中滴加浓H2SO4,KW不变
B.CaCO3难溶于稀硫酸,也难溶于醋酸
C.在Na2S稀溶液中,c(H+)=c(OH-)-2c(H2S)-c(HS-)
D.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同
解析:在蒸馏水中滴加浓硫酸,蒸馏水温度会升高,KW值增大,A错误;碳酸钙难溶于稀硫酸但可以和醋酸发生化学反应,B错误;在Na2S溶液中,根据质子守恒可以得出c(H+)=c(OH-)-2c(H2S)-c(HS-),C正确;NaCl溶液中水的电离度不受影响,而醋酸铵由于发生水解,对水的电离起促进作用,所以电离度增大,大于NaCl溶液中水的电离度,D错误。
答案:C