2020届一轮复习鲁科版水溶液中的四大常数及其应用作业
水溶液中的四大常数及其应用
1．25 ℃时，用水稀释0.1 mol·L－1 的氨水，溶液中随着水量的增加而减小的是( )
① ②
③[H＋][OH－] ④
A．①② B．③
C．③④ D．②④
D [在氨水中存在NH3·H2ONH＋OH－的平衡，加水稀释时平衡右移，NH3·H2O的物质的量减小，NH和OH－的物质的量增大，但浓度均减小，由于温度一定，水的离子积KW和电离常数Kb不变，故可借助Kb＝，KW＝[H＋][OH－]判断出②④正确。]
2．下图表示水中[H＋]和[OH－]的关系，下列判断错误的是( )
A．两条曲线间任意点均有[H＋][OH－]＝KW
B．M区域内任意点均有[H＋]<[OH－]
C．图中T1
T1。D.pH＝－lg[H＋]，XZ
线上任意点的[H＋]＝[OH－]，但pH不一定为7。]
3．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
3.0×10－8
mol·L－1
6.3×10－9 mol2·L－2
1.6×10－9 mol·L－1
4.2×10－10 mol·L－1
从以上表格中判断以下说法中不正确的是( )
A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸
C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO
D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱
C [硫酸在冰醋酸中存在电离平衡，故电离方程式应用“”连接。]
4．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )
酸
HX
HY
HZ
电离常数Ka
9×10－7 mol·L－1
9×10－6 mol·L－1
10－2 mol·L－1
A.三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX
B [A项，Ka越大，酸越强，故HZ>HY>HX；C项，酸越弱，相应的盐水解程度越大，碱性越强，pH越大；D项，Ka只与温度有关，与浓度无关。]
5．常温下，有关物质的溶度积如下
物质
CaCO3
MgCO3
Ca(OH)2
Mg(OH)2
Fe(OH)3
Ksp
4.96×10－9 mol2·L－2
6.82×10－6 mol2·L－2
4.68×10－6 mol3·L－3
5.61×10－12 mol3·L－3
2.64×10－39 mol4·L－4
下列有关说法不正确的是( )
A．常温下，除去NaCl溶液中的MgCl2杂质，选用NaOH溶液比Na2CO3溶液效果好
B．常温下，除去NaCl溶液中的CaCl2杂质，选用Na2CO3溶液比NaOH溶液效果好
C．向含有Mg2＋、Fe3＋的溶液中滴加NaOH溶液，当两种沉淀共存且溶液的pH＝8时，[Mg2＋]∶[Fe3＋]＝2.125×1021
D．无法利用Ca(OH)2制备NaOH
D [A项中Ksp[Mg(OH)2][CH3COOH]>[H2CO3]
B．将相同浓度的Na2CO3、NaClO、NaHCO3与CH3COONa四种钠盐溶液加水稀释，水解程度均增大，且碱性均增强
C．等浓度的NaClO和NaHCO3混合溶液中：[Na＋]＝[HClO]＋[ClO－]＋[HCO]＋[CO]＋[H2CO3]
D．向次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳气体的离子方程式为2ClO－＋CO2＋H2O===CO＋2HClO
C [酸的电离常数越大，其酸性越强，所以等浓度时，溶液pH：CH3COOH＜H2CO3＜HClO，则等pH时，浓度由大到小的顺序为[HClO]＞[H2CO3]＞[CH3COOH]，A项错误。稀释过程中酸根离子的水解程度都增大，但溶液中氢氧根离子的浓度都减小，故溶液的碱性都减弱，B项错误。等浓度的NaClO和NaHCO3混合溶液中，根据物料守恒可得[Na＋]＝[HClO]＋[ClO－]＋[HCO]＋[CO]＋[H2CO3]，C项正确。由于Ka2(H2CO3)＜Ka(HClO)，所以碳酸氢根离子的酸性小于次氯酸，则向NaClO溶液中通入少量二氧化碳气体的离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO，D项错误。]
10．草酸即乙二酸，是一种有机二元酸，在工业上有重要的作用。草酸在100 ℃开始升华，157 ℃时大量升华，并开始分解。已知下表信息：
电离方程式
电离常数/mol·L－1
H2C2O4H＋＋HC2O
K1＝5.4×10－2
HC2OH＋＋C2O
K2＝5.4×10－5
NH3·H2ONH＋OH－
K＝1.8×10－5
请回答下列问题：
(1)25 ℃时，(NH4)2C2O4溶液的pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7。
(2)草酸钠是一种重要的还原剂。合成草酸钠的操作如下：
草酸 草酸钠晶体
①75%酒精的作用是__________________________________。
②当草酸与碳酸钠按物质的量之比2∶1充分混合后，溶液中pH<7。请将该溶液中离子浓度按由大到小的顺序排列_________________________。
(3)已知某温度下CaC2O4的Ksp为2.5×10－9 mol2·L－2。将0.02 mol·L－1澄清石灰水和0.01 mol·L－1H2C2O4溶液等体积混合，所得溶液中C2O的物质的量浓度为________。
【解析】 (1)由题给表格可知，H2C2O4、HC2O、NH3·H2O的电离常数大小为H2C2O4>HC2O>NH3·H2O，故草酸铵溶液显酸性。(2)①加入酒精是为了降低草酸钠的溶解度，便于晶体析出。②二者反应后溶质为草酸氢钠，因为溶液显酸性，所以HC2O的电离程度大于其水解程度，则离子浓度大小顺序为[Na＋]＞[HC2O]＞[H＋]＞[C2O]＞[OH－]。(3)混合后所得溶液中[Ca2＋]＝0.005 mol·L－1，Ksp(CaC2O4)＝[Ca2＋][C2O]＝2.5×10－9 mol2·L－2，则溶液中[C2O]＝ mol·L－1＝5×10－7 mol·L－1。
【答案】 (1)＜
(2)①降低草酸钠的溶解度，便于晶体析出
②[Na＋]＞[HC2O]＞[H＋]＞[C2O]＞[OH－]
(3)5×10－7 mol·L－1
11．已知Ka、Kb、KW、Kh、Ksp分别表示弱酸的电离平衡常数、弱碱的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。
(1)有关上述常数的说法正确的是________。
a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b．它们的大小都随温度的升高而增大
c．常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
d．一定温度下，在CH3COONa溶液中，KW＝Ka·Kh
(2)25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合所得溶液中[NH]＝[Cl－]，则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝________。
(3)已知：25 ℃时，HA的Ka＝1×10－6 mol·L－1，则25 ℃时，浓度均为0.01 mol/L的HA与NaA等体积混合，则混合溶液呈________性(填“酸”“碱”或
“中”)。
(4)已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分别为8.0×10－38 mol4·L－4、1.0×10－11 mol3·L－3，向浓度均为0.1 mol·L－1的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入碱液，要使Fe3＋完全沉淀而Mg2＋不沉淀，应该调节溶液的pH范围是________(已知lg 2≈0.3)。
【解析】 (2)根据[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]和[NH]＝[Cl－]推知[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。
Kb＝ mol·L－1＝ mol·L－1。
(3)Kh(A－)＝＝ mol·L－1＝1×10－8 mol·L－1＜Ka，故HA电离程度大于A－的水解程度，溶液呈酸性。
(4)Fe3＋完全沉淀时，[OH－]3×1.0×10－5 mol·L－1>8.0×10－38mol4·L－4，[OH－]>(8.0×10－33) mol·L－1＝2×10－11mol·L－1，所以pH>3.3；Mg2＋不沉淀时，[OH－]2×0.1 mol·L－1<1×10－11 mol3·L－3，
[OH－]<(1×10－10) mol/L＝1×10－5 mol/L，所以pH<9，故pH范围为3.3≤pH<9。
【答案】 (1)ad
(2)中 mol/L
(3)酸
(4)3.3≤pH<9
12． (1)根据下表数据做答：
表1 25 ℃时浓度为0.1 mol·L－1两种溶液的pH
溶质
NaClO
Na2CO3
pH
9.7
11.6
表2 25 ℃时两种酸的电离平衡常数
Ka1/mol·L
Ka2/mol·L
－1
－1
H2SO3
1.3×10－2
6.3×10－8
H2CO3
4.2×10－7
5.6×10－11
①根据表1能不能判断出H2CO3与HClO酸性强弱？ ________(填“能”或“不能”)。
②0.10 mol·L－1Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为_____________。
③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为___________________。
(2)已知：Ksp(AgCl)＝1.5×10－10 mol2·L－2、Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12 mol3·L－3；AgCl为白色沉淀，Ag2CrO4为砖红色沉淀。向Cl－和CrO浓度均为0.1 mol·L－1的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液且不断搅拌，实验现象为
________________________________________________________________________。
(3)通过计算判断中和反应：2Fe(OH)3(s)＋3H2C2O42Fe3＋＋6H2O＋3C2O在常温下能否发生反应________。(已知Ksp[Fe(OH)3]＝1.0×10－39mol4·L－4；草酸H2C2O4的Ka1＝6.0×10－2 mol·L－1，Ka2＝6.0×10－5 mol·L－1；66＝4.67×104)
【解析】 (1)①Na2CO3对应的“酸”是HCO，故根据表1不能判断H2CO3和HClO的酸性强弱。②Na2SO3溶液中[Na＋]>[SO]>[OH－]＞[HSO]＞[H＋]。③根据电离平衡常数知，酸性：H2SO3>H2CO3>HSO，故NaHCO3溶液和H2SO3溶液反应的主要离子方程式为HCO＋H2SO3===HSO＋CO2↑＋H2O。(2)开始生成氯化银沉淀时[Ag＋]＝1.5×10－9 mol·L－1，开始生成铬酸银沉淀时[Ag＋]＝ mol·L－1≈4.5×10－6 mol·L－1，故先生成氯化银白色沉淀，随着硝酸银溶液的逐渐加入，Ag＋浓度增大，生成砖红色的铬酸银沉淀。
(3)K＝＝
＝＝4.67×10－11 mol2·L－2＜1×10－5 mol2·L－2，故反应不能发生。
【答案】 (1)①不能 ②[Na＋]＞[SO]＞[OH－]＞[HSO]＞[H＋] ③H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O
(2)先生成白色沉淀，后来变为砖红色
(3)该反应的平衡常数K＝4.67×10－11 mol2·L－2＜1.0×10－5 mol2·L－2，所以该反应不能发生
13．(1)在温度为t时，某研究人员测定NH3·H2O的电离常数为1.8×10－5 mol·L－1，NH的水解常数为1.5×10－8 mol·L－1，则该温度下水的离子积常数为________，请判断t________(填“＞”“＜”或“＝”)25 ℃。
(2)可溶性钡盐[如BaCl2、Ba(NO3)2等]外观与食盐、纯碱相近，误食会造成钡中毒。中毒患者应尽快用大量Na2SO4溶液洗胃，使Ba2＋与SO形成沉淀而解毒，则所用Na2SO4溶液浓度至少为________mol·L－1。[已知：常温下Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10 mol2·L－2，当某离子浓度低于10－5 mol·L－1时可认为沉淀完全]
【解析】 (1)NH3·H2O的电离方程式为NH3·H2ONH＋OH－，Kb＝＝1.8×10－5 mol·L－1，NH的水解方程式为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，Kh＝＝1.5×10－8 mol·L－1，水的离子积KW＝[H＋][OH－]＝Kb×Kh＝2.7×10－13 mol2·L－2,25 ℃时水的离子积是1×10－14 mol2·L－2＜2.7×10－13 mol2·L－2，水的离子积随温度的升高而增大，则t大于25 ℃。
(2)依题意：[Na2SO4]＝＝ mol·L－1＝1.1×10－5 mol·L－1。
【答案】 (1)2.7×10－13 mol2·L－2 ＞ (2)1.1×10－5
