高中化学复习题精选精解--电离平衡

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1、电离平衡提要1．如两强碱溶液相混合后，求溶液pH时，一定用[OH-]计算。例：将pH=10NaOH溶液和pH=12NaOH溶液等体积混合，求所得溶液的[H+]。在碱性溶液中氢离子是水电离产生的，水是弱电解质，当溶液中[OH-]变化时，[OH-]对水的电离平衡影响的程度也在变化。其结果是溶液中水电离的氢离子的物质的量发生改变。在混合过程中[H+]、[OH-]的变化：[H+]=(10-10+10-12)/2=1/2×10-10，[OH-]=(10-2+10-4)/2=1/2×10-2，[H+][OH-]>Kw，平衡将向生成水的方向移动，导致[H+]、[OH-]下降，并将对[H

2、+]造成较大的影响，但对[OH-]的影响不大，因而混合溶液中[H+]的计算，应由混合溶液中[OH-]，再通过水的离子积算出。在酸性或碱性溶液中求pH的顺序：在酸性溶液中先求氢离子浓度再求pH，碱性溶液中先求氢氧根离子浓度，再求pH。2．在电离平衡的移动中，溶液中离子数目的变化与离子浓度的变化不一定是等同的。如加水稀释0.1mol/L醋酸溶液，电离平衡右移，H+数目增多，但[H+]却是减小的。3．判断两种物质是否完全反应是看溶液中两种溶质物质的量的关系，并不决定于溶液中已经存在的离子的物质的量。等体积pH=3碱溶液与pH=11的碱溶液相混合后，溶液的pH不一定等于7。如等体

3、积pH=3的醋酸与等体积pH=11的NaOH相混后，醋酸中原存在的自由的H+离子与NaOH溶液中的OH-离子反应完，但原有的醋酸分子随反应的进行，继续电离出H+，结果反应后溶液呈酸性。4.电解质相对强弱的判断的依据有：①化学方程式，如：C6H5OH+Na2CO3→C6H5ONa+NaHCO3(酸性：H2CO3>C6H5OH>HCO3-)。②同浓度电解质溶液pH大小或与金属反应快慢：反应快者电离能力较强。③同pH电解质的稀释：两酸稀释相同倍数后，其pH较小的为弱酸。④同pH同体积酸与同一物质反应耗该物质的量：消耗物质多的为弱酸。⑤盐溶液的pH大小：如NaX、NaY的pH分别

4、为8、9，则酸性是HX>HY。⑥同条件下导电性：导电性强者电离能力较强。5.溶液在加酸、碱、盐时，其水电离产生的[H+]水与[OH-]水：在水中加酸、加碱，会抑制水的电离，使水电离度减小。水中加入强酸弱碱盐或强碱弱酸盐，会促进水的电离，使水的电离度增大。1.加酸：[H+]水=[OH-]水=[OH-](溶液)=Kw/[H+](总)2.加碱：[H+]水=[OH-]水=[H+](溶液)=Kw/[OH-](总)3.加盐：①不水解盐：[H+]水=[OH-]水=1×10-7mol/L②强酸弱碱盐：[H+]水=[OH-]水=[H+](溶液)③弱酸强碱盐：[H+]水=[OH-]水=[OH

5、-](溶液)6.酸式盐溶液酸碱性的判断，取决于酸式酸根电离与水解程度的相对大小。例如NaHSO4、HSO4-只电离不水解，溶液呈酸性。NaHCO3、NaHS、Na2HPO4中的酸式酸根离子水解程度大于其电离程度，溶液呈碱性。而NaH2PO4中H2PO4-的电离程度大于水解程度，因此溶液显酸性。7.三个守恒Na2S溶液中存在下列平衡：Na2S=2Na++S2-　S2-+H2OHS-+OH-HS-+H2OH2S+OH-H2OH++OH-①根据电荷守恒：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]②根据物料守恒：（钠与硫的物质的量2∶1）[Na+]=2[S2-]+

6、2[HS-]+2[H2S]根据由水电离产生H+与OH-守恒：（①、②两式相减）[OH-]=[HS-]+[H+]+2[H2S]习题精选1.将体积都为10mL、pH都等于3的醋酸和盐酸，加水稀释至amL和bmL，测得稀释后溶液的pH均为5。则稀释后溶液的体积A.a=b=100mLB.a=b=1000mLC.ab分析：对盐酸稀释1000倍是符合题意的，但对醋酸来说，稀释时醋酸仍电离，稀释1000倍时其pH小于5。要使pH等于5，必须再加水。选D。2.在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生的OH-离子浓度分别为Amol/L与Bmol/L，

7、则A和B的关系为A.A>BB.A=10-4BC.B=10-4AD.A=B分析：两者pH=9，但NaOH抑制水的电离，而CH3COONa促进水的电离，因此B>A。答案：B。要领：NaOH溶液中由水电离出的c(OH-)等于该溶液的c(H+)；而CH3COONa溶液中由水电离出的c(OH-)就是溶液本身的c(OH-)，所以A/B=10-9/10-5=10-4。3.若室温时pH=a的氨水和pH=b的HCl等体积混合，恰好完全反应,，则该氨水的电离度可表示为A.10(a+b-12)%B.10(a+b-14)%C.10(12-a-b)%D