Question

【題目】常溫下某溶液中由水電離出的離子濃度符合的溶液，其pH為 ______ ，此時水的電離受到 ______ ．

已知：一定溫度下，在密閉容器中反應達到平衡．其他條件不變時，下列措施能提高轉化率的是 ______ 填字母．

A.減小的濃度降低溫度增加的濃度升高溫度

在某溫度下，的離子積常數(shù)為，則該溫度下：

溶液的 ______ ；

溶液與100mL的KOH溶液混合后，_____

已知一溶液有4種離子：、、、，下列分析結果肯定錯誤的是 ______

A.

C.

在下，將a的氨水與的鹽酸等體積混合，反應時溶液中則溶液顯 ______ 填“酸”“堿”或“中”性；用含a的代數(shù)式表示的電離常數(shù) ______ ．

Answer 1

【答案】或10 抑制 BC 11 12 C 中

【解析】

(1)常溫下某溶液中由水電離出的離子濃度符合c(H+)c(OH-)=1×10-20的溶液中滿足：c(H+)=c(OH-)=1×10-10mol/L，則該溶液抑制了水的電離，為酸性或堿性溶液；

(2)該反應是反應前后氣體體積減小的、放熱的可逆反應，要使該反應向正反應方向移動，可改變反應物的濃度、體系的壓強、溫度等，依據(jù)化學平衡移動原理分析選項；

(3)①在某溫度下，H2O的離子積常數(shù)為1×10-13mol2L-2，0.01molL-1NaOH溶液中氫氧根離子濃度為0.01molL-1，則氫離子濃度為10-11mol/L，據(jù)此計算溶液pH；

②100mL 0.1molL-1H2SO4溶液與100mL 0.4molL-1的KOH溶液混合后恰反應后氫氧化鈉溶液中氫氧根離子濃度過量，溶液顯堿性，依據(jù)剩余氫氧根離子濃度和離子積常數(shù)計算溶液中氫離子濃度計算溶液pH；

(4)該溶液可能為中性、酸性、堿性溶液，但溶液中一定滿足電荷守恒，根據(jù)電荷守恒進行判斷；

(5)在25℃下，平衡時溶液中c(NH4+)=c(Cl-)=0.005mol/L，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，根據(jù)NH3H2O的電離常數(shù)Kb計算。

(1)常溫下某溶液中由水電離出的離子濃度符合c(H+)c(OH-)=1×10-20的溶液中滿足：c(H+)=c(OH-)=1×10-10mol/L，則該溶液抑制了水的電離，為酸性或堿性溶液，所以溶液的pH可能為4或10；

(2)該反應的正反應是氣體體積減小的、放熱反應，要使反應向正反應方向移動，可改變反應物的濃度、體系的壓強、溫度等。

A.減小NO2的濃度，平衡向逆反應方向移動，NO2的轉化率降低，A錯誤；

B.降低溫度，平衡向正反應方向移動，NO2的轉化率提高，B正確；

C.增加NO2的濃度，平衡向正反應方向移動，且體系壓強增大，也利于反應向正反應方向移動，C正確；

D.升高溫度，平衡向逆反應方向移動，NO2的轉化率降低，D錯誤；

故合理選項是BC；

(3)①溶液中c(H+)=mol/L=1×10-11 mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg10-11=11；

②混合后堿過量，溶液顯堿性，在混合后的溶液中c(OH-)==0.1mol/L，c(H+)=mol/L=10-12 mol/L，pH=-lgc(H+)=12；

(4)A.當溶液為酸性時，可以滿足關系：c(Y-)>c(X+)>c(H+)>c(OH-)，A正確；

B.當溶液呈堿性時可以滿足c(X+)>c(Y-)>c(OH-)>c(H+)，B正確；

C.該關系c(H+)>c(Y-)>c(X+)>c(OH-)無法滿足電荷守恒，C錯誤；

D.當溶液呈堿性，且YOH遠遠過量時可以滿足c(OH-)>c(X+)>c(H+)>c(Y-)，D正確；

故合理選項是C；

(5)在25℃下，平衡時溶液中c(NH4+)=c(Cl-)=0.005mol/L，根據(jù)物料守恒得c(NH3H2O)=(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=。