Question

【題目】已知K、Ka、KW、Ksp分別表示化學平衡常數、弱酸的電離平衡常數、水的離子積常數、難溶電解質的溶度積常數．
（1）有關上述常數的說法正確的是 ．
a．它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度
b．它們的大小都隨溫度的升高而增大
c．常溫下，CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Ka
（2）25℃時將a molL﹣1的氨水與0.01molL﹣1的鹽酸等體積混合所得溶液中c（NH4+）=c（Cl﹣），則溶液顯（填“酸”、“堿”或“中”）性；用含a的代數式表示NH3H2O的電離平衡常數Kb=
（3）已知25℃時CH3COOH和NH3 ． H2O電離常數相等，則該溫度下CH3COONH4溶液中水電離的H+濃度為 ， 溶液中離子濃度大小關系為
（4）25℃時，H2SO3═HSO3﹣+H+的電離常數Ka=1×10﹣2molL﹣1 ， 則該溫度下pH=3、c（HSO3﹣）=0.1molL﹣1的NaHSO3溶液中c（H2SO3）= ．
（5）已知常溫下Fe（OH）3和Mg（OH）2的Ksp分別為8.0×10﹣38、1.0×10﹣11 ， 向濃度均為0.1mol/L的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入堿液，要使Fe3+完全沉淀而Mg2+不沉淀，應該調節溶液pH的范圍是 ． （已知lg 2=0.3）

Answer 1

【答案】
（1）a
（2）中,
（3）1.0×10﹣7mol/L,c（NH4+）═c（CH3COO﹣）＞c（OH﹣）═c（H+）
（4）0.01mol/L
（5）3.3≤pH＜9
【解析】解：（1）a．平衡常數等于生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比，所以它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度，故正確；

b．升高溫度平衡向吸熱方向移動，如果化學平衡正反應是放熱反應，則升高溫度化學平衡常數減小，故錯誤；

c．電離平衡常數只與溫度有關，溫度相同電離平衡常數相同，故錯誤；

故選a；
（2）所得混合溶液中c（NH4+）=c（Cl﹣），根據電荷守恒得c（OH﹣ ）═c（H+），溶液呈中性；根據物料守恒得c（NH3．H2O）=（0.5a﹣0.005）mol/L，根據電荷守恒得c（H+）=c（OH﹣）=10﹣7mol/L，溶液呈中性，NH3H2O的電離常數Kb= = = ，

所以答案是：中； ；
（3）CH3COOH和NH3．H2O電離常數相等，則該溫度下CH3COONH4溶液銨根離子和醋酸根離子水解程度相同，導致醋酸銨溶液呈中性，水電離出的氫離子濃度為1.0×10﹣7mol/L；水的電離程度很小，溶液中離子濃度大小順序是c（NH4+）═c（CH3COO﹣）＞c（OH﹣ ）═c（H+），所以答案是：1.0×10﹣7mol/L；c（NH4+）═c（CH3COO﹣）＞c（OH﹣ ）═c（H+）；
（4）電離常數Ka=1×10﹣2molL﹣1，則該溫度下pH=3、c（HSO3﹣）=0.1molL﹣1的NaHSO3溶液中c（H2SO3）= = mol/L=0.01 mol/L，
所以答案是：0.01 mol/L；
（5） ≤c（OH﹣ ）＜ ， mol/L≤c（OH﹣ ）＜ mol/L，2×10﹣13× mol/L≤c（OH﹣ ）＜1×10﹣5mol/L， mol/L＜c（H+）≤ mol/L，則3.3≤pH＜9，

所以答案是：3.3≤pH＜9．
【考點精析】通過靈活運用化學平衡狀態本質及特征和弱電解質在水溶液中的電離平衡，掌握化學平衡狀態的特征：“等”即 V正=V逆>0；“動”即是動態平衡，平衡時反應仍在進行；“定”即反應混合物中各組分百分含量不變；“變”即條件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡；與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態（等效）；當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態；電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征．條件改變時平衡移動的規律符合勒沙特列原理即可以解答此題．