2022年高考化学一轮复习每日一练 第8章微题型68四大平衡常数的计算与应用

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1．(2020·江西高三月考)下列有关说法正确的是( )
A．已知电离常数(25 ℃)Ka(HClO)＝2.95×10－8；Ka1(H2CO3)＝4.3×10－7、Ka2(H2CO3)＝5.6×10－11，将少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋COeq \\al(2－,3)
B．已知常温下A－的水解常数Kh＝1.61×10－5。含等物质的量浓度HA、NaA的混合液中则有c(HA)>c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)
C．冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小
D．在25 ℃，Ksp(AgCl)约为1×10－10，Ksp(Ag2CrO4)约为4×10－12，向均为0.1 ml·L－1的NaCl和Na2CrO4混合液中滴加0.1 ml·L－1 AgNO3溶液，CrOeq \\al(2－,4)先沉淀
2．(2020·开鲁县第一中学高三月考)下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
A．常温下，pH＝7的CH3COOH和NaOH混合溶液中c(Na＋)＞c(CH3COO－)
B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH·cOH－)增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中eq \f(cNH\\al(＋,4),cCl－)＞1
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中eq \f(cCl－,cBr－)不变
3．(2020·四川射洪中学高二月考)下列有关说法中正确的是( )
A．已知常温下0.1 ml·L－1NaHSO3溶液pH＜7，则HSOeq \\al(－,3)电离程度小于水解程度
B．向0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中eq \f(cH＋,cCH3COOH)减小
C．已知25 ℃时NH4CN溶液显碱性，则25 ℃的电离常数K(NH3·H2O)＜K(HCN)
D．25 ℃时，0.1 ml·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱
4．(2020·四川绵阳高三模拟)常温下，BaCO3的溶度积常数为Ksp，碳酸的电离常数为Ka1、Ka2，关于0.1 ml·L－1 NaHCO3溶液的下列说法错误的是( )
A．溶液中的c(HCOeq \\al(－,3))一定小于0.1 ml·L－1
B．c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)
C．升高温度或加入NaOH固体，eq \f(cNa＋,cHCO\\al(－,3))均增大
D．将少量该溶液滴入BaCl2溶液中，反应的平衡常数K＝eq \f(Ka1,Ksp)
5．(2020·湖北宜昌高三模拟)向某二元弱酸H2A水溶液中逐滴加入NaOH溶液，混合溶液中lg X[X为eq \f(cHA－,cH2A)或eq \f(cA2－,cHA－)]与pH的变化关系如图所示，下列说法正确的是( )
A．pH＝7时，存在c(Na＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)
B．直线Ⅰ表示的是lgeq \f(cHA－,cH2A)随pH的变化情况
C.eq \f(c2HA－,cH2A·cA2－)＝10－2.97
D．A2－的水解常数Kh1大于H2A电离常数的Ka2
6．(1)常温下，用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，在NH4HCO3溶液中，c(NHeq \\al(＋,4))________(填“＞”“＜”或“＝”)c(HCOeq \\al(－,3))；反应NHeq \\al(＋,4)＋HCOeq \\al(－,3)＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝________(已知常温下NH3·H2O的电离常数Kb＝2×10－5，H2CO3的电离常数K1＝4×10－7，K2＝4×10－11)。
(2)已知Ksp[Mg(OH)2]＝2×10－11，在某MgSO4溶液里c(Mg2＋)＝0.002 ml·L－1，如果生成Mg(OH)2沉淀，应调整溶液pH，使之大于______；在0.20 L的0.002 ml·L－1 MgSO4溶液中加入等体积的0.10 ml·L－1的氨水溶液，电离常数Kb(NH3·H2O)＝2×10－5，试计算________(填“有”或“无”)Mg(OH)2沉淀生成。
(3)CuCl悬浊液中加入Na2S，发生的反应为2CuCl(s)＋S2－(aq)Cu2S(s)＋2Cl－(aq)，该反应的平衡常数K＝________________[已知Ksp(CuCl)＝1.2×10－6，Ksp(Cu2S)＝2.5×10－43]。
(4)已知常温下H2SO3的电离常数：Ka1＝1.0×10－1.9，Ka2＝1.0×10－7.2，计算0.1 ml·L－1 NaHSO3溶液的pH为________(忽略SOeq \\al(2－,3)的二级水解)。
7．(1)[2017·天津，10(5)]已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 ml·L－1，溶液中的c(OH－)＝____________ ml·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 ml·L－1时，溶液中的eq \f(cSO\\al(2－,3),cHSO\\al(－,3))＝____________。
(2)[2017·江苏，20(2)②]H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。
H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsOeq \\al(－,4)＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝______(pKa1＝－lg Ka1)。
(3)[2016·全国卷Ⅱ，26(4)]联氨(又称肼，N2H4，无色液体)是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料。联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为________(已知：N2H4＋H＋N2Heq \\al(＋,5)的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为__________________________________________________________。
8．(2020·天津滨海新高三模拟)现有常温下甲、乙、丙三种溶液，甲为0.1 ml·L－1的NaOH溶液，乙为0.1 ml·L－1的HCl溶液，丙为0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液，试回答下列问题：
(1)甲溶液的pH＝________。
(2)丙溶液中存在的电离平衡为____________________________________________________
________________________________________________________(用电离平衡方程式表示)。
(3)常温下，用水稀释0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液，下列各量随水量的增加而增大的是______(填序号)。
①n(H＋) ②c(H＋) ③eq \f(cCH3COOH,cCH3COO－) ④c(OH－)
(4)甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的c(OH－)最大的是________。
(5)某同学用甲溶液分别滴定20.00 mL乙溶液和20.00 mL丙溶液，得到如图所示的两条滴定曲线，则a＝________。

(6)图______(填“1”或“2”)表示NaOH溶液滴定CH3COOH溶液的过程。
(7)图2中a点对应的溶液pH＝8，原因是______________________________________
____________________________________________________________(用离子方程式表示)。
9．化学上把外加少量酸、碱，而pH基本不变的溶液，称为缓冲溶液。现有25 ℃时，浓度均为0.10 ml·L－1的CH3COOH和CH3COONa的缓冲溶液，pH＝4.76。回答下列问题：
(1)写出CH3COONa水解的离子方程式______________________________，改变下列条件，能使CH3COONa稀溶液中eq \f(cCH3COO－,cOH－)保持增大的是________(填字母)。
a．升温 b．加入NaOH固体
c．稀释 d．加入CH3COONa固体
(2)该缓冲溶液中除水分子外，所有粒子浓度由大到小的顺序__________________________。
(3)人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系(eq \f(H2CO3,HCO\\al(－,3)))维持pH稳定。已知正常人体血液在正常体温时，H2CO3的一级电离常数Ka1＝10－6.1，eq \f(cHCO\\al(－,3),cH2CO3)≈eq \f(20,1)，lg 2＝0.3。由题给数据可算得正常人体血液的pH约为____，当过量的酸进入血液中时，血液缓冲体系中eq \f(cHCO\\al(－,3),cH2CO3)的值将______(填“变大” “变小”或“不变”)。
答案精析
1．B [由于Ka1(H2CO3)＝4.3×10－7>Ka(HClO)＝2.95×10－8>Ka2(H2CO3)＝5.6×10－11，故将少量的CO2通入NaClO溶液中反应离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCOeq \\al(－,3)，A错误；已知常温下A－的水解常数K＝1.61×10－5，则HA的电离常数为Ka＝eq \f(Kw,Kh)＝eq \f(1×10－14,1.61×10－5)＝6.2×10－10，即含等物质的量浓度HA、NaA的混合液中A－的水解大于HA的电离，则有：c(HA)>c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，B正确；冰醋酸不导电，在冰醋酸中加水，醋酸的电离平衡右移，开始时离子浓度增大，后来减小，故溶液的导电性开始增大后来减小；pH先减小后增大；醋酸的电离平衡右移，故电离程度始终增大，C错误；Na2CrO4和NaCl溶液的浓度相等均为0.1 ml·L－1，AgCl、Ag2CrO4的Ksp分别为1×10－10、4.0×10－12，其溶度积常数大小顺序为Ksp(AgCl)＞Ksp(Ag2CrO4)，形成沉淀需要的Ag＋浓度分别为：
c(Ag＋)＝eq \f(Ksp,cCl－)＝eq \f(1×10－10,0.1)＝1×10－9 ml·L－1，
c(Ag＋)＝eq \r(\f(Ksp,cCrO\\al(2－,4)))＝eq \r(\f(4×10－12,0.1)) ml·L－1＝2eq \r(10)×10－6 ml·L－1，所以需要Ag＋离子浓度大的是K2CrO4，应先生成AgCl沉淀， D错误。]
2．D [pH＝7，可知c(H＋)＝c(OH－)，由电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)得c(Na＋)＝c(CH3COO－)，故A错误；水解是吸热反应，将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，水解常数Kh增大，溶液中eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH·cOH－)＝eq \f(1,Kh)减小，故B错误；向盐酸中加入氨水至中性，溶液中电荷守恒为c(NHeq \\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)得到c(NHeq \\al(＋,4))＝c(Cl－)，eq \f(cNH\\al(＋,4),cCl－)＝1，故C错误；AgCl＋Br－Cl－＋AgBr的平衡常数为K＝eq \f(cCl－,cBr－)，只受温度的影响，故D正确。]
3．D [常温下0.1 ml·L－1 NaHSO3溶液pH＜7，HSOeq \\al(－,3)电离程度大于水解程度，A选项错误；向0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，醋酸的电离平衡正向移动，则c(H＋)减小的程度比c(CH3COOH)小，溶液中eq \f(cH＋,cCH3COOH)增大，B选项错误；盐溶液水解时，谁强显谁性，NH4CN溶液显碱性，说明NH3·H2O的碱性强于HCN的酸性，所以电离常数K(NH3·H2O)＞K(HCN)，C选项错误；硫化氢为弱电解质，部分电离，而硫化钠为强电解质，等浓度溶液中硫化氢溶液中离子浓度远远小于硫化钠溶液中离子浓度，硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱，D选项正确。]
4．D [HCOeq \\al(－,3)离子在溶液中既要发生电离又要发生水解，0.1 ml·L－1 NaHCO3溶液中的c(HCOeq \\al(－,3))一定小于0.1 ml·L－1，A正确；NaHCO3溶液中存在物料守恒：①c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(COeq \\al(2－,3))、电荷守恒：②c(Na＋)＋ c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCOeq \\al(－,3))＋2c(COeq \\al(2－,3))，①代入②可得c(H＋)＋c(H2CO3)＝(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)，B正确；升高温度，HCOeq \\al(－,3)离子的电离和水解都是吸热反应，所以c(HCOeq \\al(－,3))会减小，而c(Na＋)不变，eq \f(cNa＋,cHCO\\al(－,3))会增大；加入NaOH固体，c(Na＋)会增大， HCOeq \\al(－,3)与OH－反应导致c(HCOeq \\al(－,3))减小，eq \f(cNa＋,cHCO\\al(－,3))会增大，C正确；将少量NaHCO3溶液滴入BaCl2溶液发生：HCOeq \\al(－,3)H＋＋ COeq \\al(2－,3)(Ka2)、Ba2＋＋ COeq \\al(2－,3)===BaCO3↓(eq \f(1,Ksp))、H＋＋ HCOeq \\al(－,3)H2CO3(eq \f(1,Ka1))，三式相加可得总反应Ba2＋＋2HCOeq \\al(－,3)BaCO3↓＋H2CO3(K)，所以K＝eq \f(Ka2,Ka1·Ksp)，D错误。]
5．B
6．(1)＞ 1.25×10－3 (2)10 有 (3)5.76×1030 (4)4.1
解析 (1)由于NH3·H2O的电离常数大于H2CO3的电离常数，再根据盐类水解规律可得HCOeq \\al(－,3)的水解程度更大，因此c(NHeq \\al(＋,4))＞c(HCOeq \\al(－,3))；反应NHeq \\al(＋,4)＋HCOeq \\al(－,3)＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝eq \f(cNH3·H2O·cH2CO3,cNH\\al(＋,4)·cHCO\\al(－,3))＝eq \f(cH＋·cOH－,Kb·K1)＝eq \f(10－14,2×10－5×4×10－7)＝1.25×10－3。
(2)MgSO4溶液中c(Mg2＋)＝0.002 ml·L－1，沉淀平衡时c(OH－)＝eq \r(\f(2×10－11,0.002)) ml·L－1＝10－4 ml·L－1，则c(H＋)＝10－10 ml·L－1，因此要生成Mg(OH)2沉淀，应调整溶液pH，使之大于10；在0.20 L的0.002 ml·L－1 MgSO4溶液中加入等体积的0.10 ml·L－1的氨水溶液，镁离子浓度变为0.001 ml·L－1；c(OH－)＝eq \r(0.05×2×10－5) ml·L－1＝0.001 ml·L－1，c(Mg2＋)·c2(OH－)＝10－9＞Ksp[Mg(OH)2]＝2×10－11，有Mg(OH)2沉淀产生。
(3)2CuCl(s)＋S2－(aq)Cu2S(s)＋2Cl－(aq)的平衡常数K＝eq \f(c2Cl－,cS2－)＝eq \f(c2Cu＋·c2Cl－,c2Cu2＋·cS2－)＝eq \f(K\\al(2,sp)CuCl,KspCu2S)＝eq \f(1.2×10－62,2.5×10－43)＝5.76×1030。
(4)HSOeq \\al(－,3)SOeq \\al(2－,3)＋H＋的电离常数Ka2＝eq \f(cH＋·cSO\\al(2－,3),cHSO\\al(－,3))＝1.0×10－7.2，c(SOeq \\al(2－,3))≈c(H＋)，c(HSOeq \\al(－,3))≈0.1 ml·L－1，则c2(H＋)＝1.0×10－7.2×c(HSOeq \\al(－,3))＝1.0×10－7.2×0.1＝10－8.2，c(H＋)＝10－4.1 ml·L－1，故pH＝－lg c(H＋)＝4.1。
7．(1)6.0×10－3 0.62 (2)2.2 (3)8.7×10－7 N2H6(HSO4)2
解析 (1)由NH3·H2O的电离方程式及其电离常数Kb＝1.8×10－5可知，Kb＝eq \f(cNH\\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)＝1.8×10－5，当氨水的浓度为2.0 ml·L－1时，溶液中的c(NHeq \\al(＋,4))＝c(OH－)＝6.0×10－3 ml·L－1。由H2SO3的第二步电离方程式HSOeq \\al(－,3)SOeq \\al(2－,3)＋ H＋及其电离常数Ka2＝6.2×10－8可知，Ka2＝eq \f(cSO\\al(2－,3)·cH＋,cHSO\\al(－,3))＝6.2×10－8，将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 ml·L－1时，溶液的c(H＋)＝1.0×10－7 ml·L－1，则eq \f(cSO\\al(2－,3),cHSO\\al(－,3))＝eq \f(6.2×10－8,1.0×10－7)＝0.62。
(2)Ka1＝eq \f(cH2AsO\\al(－,4)·cH＋,cH3AsO4)，由图可知，选c(H3AsO4)＝c(H2AsOeq \\al(－,4))点，此时pH＝2.2，pKa1＝－lg c(H＋)＝2.2。
(3)联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，则联氨第一步电离的方程式为N2H4＋H2ON2Heq \\al(＋,5)＋OH－，再根据已知：N2H4＋H＋N2Heq \\al(＋,5)的K＝8.7×107及Kw＝1.0×10－14，故联氨第一步电离常数为K＝eq \f(cN2H\\al(＋,5)·cOH－,cN2H4)＝eq \f(cN2H\\al(＋,5)·cOH－·cH＋,cN2H4·cH＋)＝eq \f(cN2H\\al(＋,5),cN2H4·cH＋)×c(OH－)·c(H＋)＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7；联氨为二元弱碱，酸碱发生中和反应生成盐，则联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2。
8．(1)13 (2)CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋ (3)①④ (4)丙 (5)20.00 (6)2 (7)CH3COO－＋H2OOH－＋CH3COOH
解析 (1) 氢氧化钠是强碱，所以溶液中氢离子浓度是1×10－13 ml·L－1，则溶液的pH＝13。(2)醋酸和水都是弱电解质，存在电离平衡，所以电离方程式分别是CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋。(3) 常温下，用水稀释0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液，促进反应CH3COOHCH3COO－＋H＋向右移动，所以n(H＋)变大，但是体积增大的程度大于氢离子增加的程度，所以c(H＋)变小，常温下Kw不变，根据Kw＝c(H＋)·c(OH－)不变，所以c(OH－)变大；温度不变，Ka＝ eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)不变，而c(H＋)变小，所以eq \f(cCH3COOH,cCH3COO－)变小。(4)酸或碱都抑制水的电离平衡，且溶液中H＋或OH－浓度越大，对水的电离的抑制程度越大。所以根据酸或碱的浓度可知，甲、乙、两三种溶液中由水电离出的c(OH－)的大小关系为丙＞甲＝乙。(5)盐酸和氢氧化钠恰好反应时，溶液显中性，所以根据酸碱的浓度以及盐酸的体积可知，消耗氢氧化钠溶液的体积是20.00 mL，即a＝ 20.00。(6)图2中V(NaOH)＝0时，pH大于1，可知0.1 ml·L－1该溶液的pH大于1，所以图2应该表示甲溶液(NaOH溶液)滴定丙溶液(CH3COOH溶液)的曲线。(7)图2中a点对应的溶液pH＝8，是因为此时刚好生成醋酸钠，醋酸根水解的离子方程式：CH3COO－＋H2OOH－＋CH3COOH。
9．(1)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ d
(2)c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－) (3)7.4 变小
解析 (1)CH3COONa水解生成醋酸和OH－，离子方程式为CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；eq \f(cCH3COO－,cOH－)＝eq \f(nCH3COO－,nOH－)，升温促进水解，n(CH3COO－)减小，n(OH－)增大，故eq \f(cCH3COO－,cOH－)减小，故a不符合；加入NaOH固体，c(OH－)增大，水解平衡逆向移动，c(CH3COOH)减小，温度不变，水解常数Kh不变，eq \f(cCH3COO－,cOH－)＝eq \f(cCH3COOH,Kh)，故eq \f(cCH3COO－,cOH－)减小，故b不符合；稀释促进水解，n(CH3COO－)减小，n(OH－)增大，eq \f(cCH3COO－,cOH－)＝eq \f(nCH3COO－,nOH－)，故eq \f(cCH3COO－,cOH－)减小，故c不符合；加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，水解平衡正向移动，c(CH3COOH)增大，eq \f(cCH3COO－,cOH－)＝eq \f(cCH3COOH,Kh)，故eq \f(cCH3COO－,cOH－)增大，故d符合。(2)该缓冲溶液的pH＝4.76，呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，又弱酸的电离和弱酸根离子的水解均是微弱的，故该缓冲溶液中除水分子外，所有粒子浓度由大到小的顺序c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)。(3)H2CO3的一级电离平衡常数Ka1＝eq \f(cHCO\\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)，c(H＋)＝10－6.1×eq \f(1,20)＝10－7.1×eq \f(1,2)，pH＝－lg c(H＋)≈7.1＋0.3＝7.4；血液中的缓冲体系可抵抗少量酸或碱的影响，不能抵抗过量酸或碱的影响，否则缓冲溶液失去作用，当血液中进入过量的酸时，HCOeq \\al(－,3)与H＋反应生成H2CO3，eq \f(cHCO\\al(－,3),cH2CO3)的值减小。