Question

【題目】已知K、Ka、KW、Ksp分別表示化學平衡常數(shù)、弱酸的電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、難溶電解質的溶度積常數(shù)．
（1）有關上述常數(shù)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(shù)式表示NH3H2O的電離平衡常數(shù)Kb=
（3）已知25℃時CH3COOH和NH3 ． H2O電離常數(shù)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(shù)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(jié)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(shù)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(shù)減小，故錯誤；

c．電離平衡常數(shù)只與溫度有關，溫度相同電離平衡常數(shù)相同，故錯誤；

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

所以答案是：中； ；
（3）CH3COOH和NH3．H2O電離常數(shù)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(shù)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(tài)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(tài)的特征：“等”即 V正=V逆>0；“動”即是動態(tài)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(tài)（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(tài)；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(guī)律符合勒沙特列原理即可以解答此題．